Calculadora de pH de Henderson-Hasselbalch

Introducció

La calculadora de pH de Henderson-Hasselbalch és una eina essencial per a químics, bioquímics i estudiants de biologia que treballen amb solucions tampó i equilibris àcid-base. Aquesta calculadora aplica l'equació de Henderson-Hasselbalch per determinar el pH d'una solució tampó basada en la constant de dissociació àcida (pKa) i les concentracions relatives d'un àcid i la seva base conjugada. Entendre i calcular el pH dels buffers és crucial en diversos procediments de laboratori, anàlisis de sistemes biològics i formulacions farmacèutiques on mantenir un pH estable és crític per a reaccions químiques o processos biològics.

Les solucions tampó resisteixen canvis en el pH quan s'afegeixen petites quantitats d'àcid o base, cosa que les fa inavaluables en entorns experimentals i sistemes vius. L'equació de Henderson-Hasselbalch proporciona una relació matemàtica que permet als científics predir el pH de les solucions tampó i dissenyar buffers amb valors de pH específics per a diverses aplicacions.

L'equació de Henderson-Hasselbalch

L'equació de Henderson-Hasselbalch s'expressa com:

$\text{pH} = \text{pKa} + \log_{10}\left(\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}\right)$

On:

• pH és el logaritme negatiu de la concentració d'ions d'hidrogen
• pKa és el logaritme negatiu de la constant de dissociació àcida (Ka)
• [A⁻] és la concentració molar de la base conjugada
• [HA] és la concentració molar de l'àcid no dissociat

Entenent les Variables

pKa (Constant de Dissociació Àcida)

El pKa és una mesura de la força d'un àcid—específicament, la seva tendència a cedir un protó. Es defineix com el logaritme negatiu de la constant de dissociació àcida (Ka):

$\text{pKa} = -\log_{10}(\text{Ka})$

El valor de pKa és crucial perquè:

• Determina el rang de pH on un tampó és més efectiu
• Un tampó funciona millor quan el pH és dins de ±1 unitat del pKa
• Cada àcid té un valor de pKa característic que depèn de la seva estructura molecular

Concentració de la Base Conjugada [A⁻]

Aquesta representa la concentració de la forma desprotonada de l'àcid, que ha acceptat un protó. Per exemple, en un tampó d'àcid acètic/acetat, l'ion acetat (CH₃COO⁻) és la base conjugada.

Concentració de l'Àcid [HA]

Aquesta és la concentració de la forma no dissociada (protonada) de l'àcid. En un tampó d'àcid acètic/acetat, l'àcid acètic (CH₃COOH) és l'àcid no dissociat.

Casos Especials i Condicions Límit

1. Concentracions Iguals: Quan [A⁻] = [HA], el terme logarítmic esdevé log(1) = 0, i pH = pKa. Aquest és un principi clau en la preparació de buffers.

2. Concentracions Molt Petites: L'equació continua sent vàlida per a solucions molt diluïdes, però altres factors com l'autoionització de l'aigua poden esdevenir significatius a concentracions extremadament baixes.

3. Efectes de Temperatura: El valor de pKa pot variar amb la temperatura, afectant el pH calculat. La majoria dels valors de pKa estàndard es reporten a 25°C.

4. Força Iònica: Una alta força iònica pot afectar els coeficients d'activitat i alterar el pKa efectiu, particularment en solucions no ideals.

Com Utilitzar la Calculadora de Henderson-Hasselbalch

La nostra calculadora simplifica el procés de determinació del pH del vostre sistema tampó utilitzant l'equació de Henderson-Hasselbalch. Seguiu aquests passos per calcular el pH de la vostra solució tampó:

1. Introduïu el valor de pKa del vostre àcid al primer camp d'entrada

   • Aquest valor es pot trobar en llibres de referència de química o bases de dades en línia
   • Els valors de pKa comuns es proporcionen a la taula de referència a continuació

2. Introduïu la concentració de la base conjugada [A⁻] en mol/L (molar)

   • Aquesta és típicament la concentració de la forma de sal (per exemple, acetat de sodi)

3. Introduïu la concentració de l'àcid [HA] en mol/L (molar)

   • Aquesta és la concentració de l'àcid no dissociat (per exemple, àcid acètic)

4. La calculadora calcularà automàticament el pH utilitzant l'equació de Henderson-Hasselbalch

   • El resultat es mostra amb dues decimals per a precisió

5. Podeu copiar el resultat utilitzant el botó de còpia per a la seva utilització en informes o càlculs addicionals

6. La visualització de la capacitat tampó mostra com varia la capacitat tampó amb el pH, amb la capacitat màxima al valor de pKa

Validació d'Entrades

La calculadora realitza les següents comprovacions sobre les entrades de l'usuari:

• Tots els valors han de ser números positius
• El valor de pKa ha de ser proporcionat
• Tant la concentració d'àcid com la de base conjugada han de ser majors que zero

Si es detecten entrades no vàlides, els missatges d'error us guiaran per corregir els valors abans que el càlcul procedeixi.

Casos d'Ús de la Calculadora de Henderson-Hasselbalch

L'equació de Henderson-Hasselbalch i aquesta calculadora tenen nombroses aplicacions a través de disciplines científiques:

1. Preparació de Buffers de Laboratori

Els investigadors necessiten sovint preparar solucions tampó amb valors de pH específics per a experiments. Utilitzant la calculadora de Henderson-Hasselbalch:

• Exemple: Per preparar un tampó de fosfat a pH 7.2 utilitzant un fosfat amb pKa = 7.0:
  1. Introduïu pKa = 7.0
  2. Reorganitzeu l'equació per trobar la relació [A⁻]/[HA] necessària:
     • 7.2 = 7.0 + log([A⁻]/[HA])
     • log([A⁻]/[HA]) = 0.2
     • [A⁻]/[HA] = 10^0.2 = 1.58
  3. Trieu concentracions amb aquesta relació, com [A⁻] = 0.158 M i [HA] = 0.100 M

2. Investigació Bioquímica

Els sistemes tampó són crucials en bioquímica per mantenir el pH òptim per a l'activitat enzimàtica:

• Exemple: Estudiant una enzima amb una activitat òptima a pH 5.5 utilitzant un tampó d'acetat (pKa = 4.76):
  1. Introduïu pKa = 4.76
  2. Calculeu la relació necessària: [A⁻]/[HA] = 10^(5.5-4.76) = 10^0.74 = 5.5
  3. Prepareu un tampó amb [acetat] = 0.055 M i [àcid acètic] = 0.010 M

3. Formulacions Farmacèutiques

L'estabilitat i solubilitat dels medicaments sovint depenen de mantenir condicions de pH específiques:

• Exemple: Un medicament requereix pH 6.8 per a l'estabilitat. Utilitzant un tampó HEPES (pKa = 7.5):
  1. Introduïu pKa = 7.5
  2. Calculeu la relació necessària: [A⁻]/[HA] = 10^(6.8-7.5) = 10^(-0.7) = 0.2
  3. Formuleu amb [HEPES⁻] = 0.02 M i [HEPES] = 0.10 M

4. Anàlisi del pH Sanguini

El sistema tampó bicarbonat és el principal tampó de pH en la sang humana:

• Exemple: Analitzant el pH sanguini utilitzant el sistema bicarbonat (pKa = 6.1):
  1. El pH sanguini normal és d'aproximadament 7.4
  2. La relació [HCO₃⁻]/[H₂CO₃] = 10^(7.4-6.1) = 10^1.3 = 20
  3. Això explica per què la sang normal té aproximadament 20 vegades més bicarbonat que àcid carbònic

5. Anàlisi d'Aigua Ambiental

Els cossos d'aigua naturals contenen sistemes tampó que ajuden a mantenir l'equilibri ecològic:

• Exemple: Analitzant un llac amb pH 6.5 que conté buffers de carbonat (pKa = 6.4):
  1. Introduïu pKa = 6.4
  2. La relació [A⁻]/[HA] = 10^(6.5-6.4) = 10^0.1 = 1.26
  3. Això indica que hi ha lleugerament més espècies bàsiques que àcides, ajudant a resistir l'acidificació

Alternatives a l'Equació de Henderson-Hasselbalch

Si bé l'equació de Henderson-Hasselbalch és àmpliament utilitzada per a càlculs de buffers, hi ha enfocaments alternatius per a la determinació del pH:

1. Mesura Directa de pH: Utilitzar un pH-metre calibrat proporciona lectures de pH reals en lloc de valors calculats, tenint en compte tots els components de la solució.

2. Càlculs Complets d'Equilibri: Per a sistemes complexos amb múltiples equilibris, pot ser necessari resoldre el conjunt complet d'equacions d'equilibri.

3. Mètodes Numèrics: Programes informàtics que tenen en compte coeficients d'activitat, múltiples equilibris i efectes de temperatura poden proporcionar prediccions de pH més precises per a solucions no ideals.

4. Mètode del Gràfic de Gran: Aquest mètode gràfic es pot utilitzar per determinar punts finals en titulacions i calcular la capacitat tampó.

5. Programari de Simulació: Programes com PHREEQC o Visual MINTEQ poden modelar equilibris químics complexos, incloent el pH en sistemes ambientals i geològics.

Història de l'Equació de Henderson-Hasselbalch

El desenvolupament de l'equació de Henderson-Hasselbalch representa un important milestone en la nostra comprensió de la química àcid-base i les solucions tampó.

Lawrence Joseph Henderson (1878-1942)

El 1908, el bioquímic i fisióleg americà Lawrence J. Henderson va formular per primera vegada la relació matemàtica entre pH, pKa i la relació de base conjugada a àcid mentre estudiava el paper de l'àcid carbònic/bicarbonat com a tampó en la sang. L'equació original de Henderson era:

$[\text{H}^+] = \text{Ka} \times \frac{[\text{HA}]}{[\text{A}^-]}$

El treball de Henderson va ser revolucionari en explicar com la sang manté el seu pH malgrat l'addició constant de productes metabòlics àcids.

Karl Albert Hasselbalch (1874-1962)

El 1916, el metge i químic danès Karl Albert Hasselbalch va reformular l'equació de Henderson utilitzant el nou concepte de pH (introduït per Sørensen el 1909) i termes logarítmics, creant la forma moderna de l'equació:

$\text{pH} = \text{pKa} + \log_{10}\left(\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}\right)$

La contribució de Hasselbalch va fer que l'equació fos més pràctica per a l'ús de laboratori i aplicacions clíniques, particularment en la comprensió de la regulació del pH sanguini.

Evolució i Impacte

L'equació de Henderson-Hasselbalch s'ha convertit en una pedra angular de la química àcid-base, la bioquímica i la fisiologia:

• 1920s-1930s: L'equació es va convertir en fonamental per entendre els sistemes tampó fisiològics i els trastorns àcid-base.
• 1940s-1950s: Aplicació generalitzada en la investigació bioquímica a mesura que es reconeixia la importància del pH en la funció enzimàtica.
• 1960s-present: Incorporació a la química analítica moderna, les ciències farmacèutiques i els estudis ambientals.

Avui dia, l'equació continua essent essencial en camps que van des de la medicina fins a la ciència ambiental, ajudant els científics a dissenyar sistemes tampó, entendre la regulació del pH fisiològic i analitzar alteracions àcid-base en entorns clínics.

Sistemes Tampó Comuns i Els Seus Valors de pKa

Exemples de Codi

Aquí hi ha implementacions de l'equació de Henderson-Hasselbalch en diversos llenguatges de programació:

1' Fórmula d'Excel per a l'equació de Henderson-Hasselbalch
2=pKa + LOG10(base_concentration/acid_concentration)
3
4' Exemple en format de cel·la:
5' A1: valor de pKa (per exemple, 4.76)
6' A2: Concentració de la base [A-] (per exemple, 0.1)
7' A3: Concentració de l'àcid [HA] (per exemple, 0.05)
8' Fórmula a A4: =A1 + LOG10(A2/A3)
9

1import math
2
3def calculate_ph(pKa, base_concentration, acid_concentration):
4    """
5    Calcular pH utilitzant l'equació de Henderson-Hasselbalch
6    
7    Paràmetres:
8    pKa (float): Constant de dissociació àcida
9    base_concentration (float): Concentració de la base conjugada [A-] en mol/L
10    acid_concentration (float): Concentració de l'àcid [HA] en mol/L
11    
12    Retorna:
13    float: valor de pH
14    """
15    if acid_concentration <= 0 or base_concentration <= 0:
16        raise ValueError("Les concentracions han de ser valors positius")
17    
18    ratio = base_concentration / acid_concentration
19    pH = pKa + math.log10(ratio)
20    return pH
21
22# Exemple d'ús:
23try:
24    pKa = 4.76  # Àcid acètic
25    base_conc = 0.1  # Concentració d'acetat (mol/L)
26    acid_conc = 0.05  # Concentració d'àcid acètic (mol/L)
27    
28    pH = calculate_ph(pKa, base_conc, acid_conc)
29    print(f"El pH de la solució tampó és: {pH:.2f}")
30except ValueError as e:
31    print(f"Error: {e}")
32

1/**
2 * Calcular pH utilitzant l'equació de Henderson-Hasselbalch
3 * @param {number} pKa - Constant de dissociació àcida
4 * @param {number} baseConcentration - Concentració de la base conjugada [A-] en mol/L
5 * @param {number} acidConcentration - Concentració de l'àcid [HA] en mol/L
6 * @returns {number} valor de pH
7 */
8function calculatePH(pKa, baseConcentration, acidConcentration) {
9  // Validar entrades
10  if (acidConcentration <= 0 || baseConcentration <= 0) {
11    throw new Error("Les concentracions han de ser valors positius");
12  }
13  
14  const ratio = baseConcentration / acidConcentration;
15  const pH = pKa + Math.log10(ratio);
16  return pH;
17}
18
19// Exemple d'ús:
20try {
21  const pKa = 7.21; // Buffer de fosfat
22  const baseConc = 0.15; // Concentració d'ions fosfat (mol/L)
23  const acidConc = 0.10; // Concentració d'àcid fosfòric (mol/L)
24  
25  const pH = calculatePH(pKa, baseConc, acidConc);
26  console.log(`El pH de la solució tampó és: ${pH.toFixed(2)}`);
27} catch (error) {
28  console.error(`Error: ${error.message}`);
29}
30

1public class HendersonHasselbalchCalculator {
2    /**
3     * Calcular pH utilitzant l'equació de Henderson-Hasselbalch
4     * 
5     * @param pKa Constant de dissociació àcida
6     * @param baseConcentration Concentració de la base conjugada [A-] en mol/L
7     * @param acidConcentration Concentració de l'àcid [HA] en mol/L
8     * @return valor de pH
9     * @throws IllegalArgumentException si les concentracions no són positives
10     */
11    public static double calculatePH(double pKa, double baseConcentration, double acidConcentration) {
12        if (acidConcentration <= 0 || baseConcentration <= 0) {
13            throw new IllegalArgumentException("Les concentracions han de ser valors positius");
14        }
15        
16        double ratio = baseConcentration / acidConcentration;
17        double pH = pKa + Math.log10(ratio);
18        return pH;
19    }
20    
21    public static void main(String[] args) {
22        try {
23            double pKa = 6.15; // Buffer MES
24            double baseConc = 0.08; // Concentració de la base conjugada (mol/L)
25            double acidConc = 0.12; // Concentració d'àcid (mol/L)
26            
27            double pH = calculatePH(pKa, baseConc, acidConc);
28            System.out.printf("El pH de la solució tampó és: %.2f%n", pH);
29        } catch (IllegalArgumentException e) {
30            System.err.println("Error: " + e.getMessage());
31        }
32    }
33}
34

1# Funció R per a l'equació de Henderson-Hasselbalch
2calculate_ph <- function(pKa, base_concentration, acid_concentration) {
3  # Validar entrades
4  if (acid_concentration <= 0 || base_concentration <= 0) {
5    stop("Les concentracions han de ser valors positius")
6  }
7  
8  ratio <- base_concentration / acid_concentration
9  pH <- pKa + log10(ratio)
10  return(pH)
11}
12
13# Exemple d'ús:
14pKa <- 8.06  # Buffer Tris
15base_conc <- 0.2  # Concentració de la base conjugada (mol/L)
16acid_conc <- 0.1  # Concentració d'àcid (mol/L)
17
18tryCatch({
19  pH <- calculate_ph(pKa, base_conc, acid_conc)
20  cat(sprintf("El pH de la solució tampó és: %.2f\n", pH))
21}, error = function(e) {
22  cat(sprintf("Error: %s\n", e$message))
23})
24

1function pH = calculateHendersonHasselbalchPH(pKa, baseConcentration, acidConcentration)
2    % Calcular pH utilitzant l'equació de Henderson-Hasselbalch
3    %
4    % Entrades:
5    %   pKa - Constant de dissociació àcida
6    %   baseConcentration - Concentració de la base conjugada [A-] en mol/L
7    %   acidConcentration - Concentració de l'àcid [HA] en mol/L
8    %
9    % Sortida:
10    %   pH - valor de pH de la solució tampó
11    
12    % Validar entrades
13    if acidConcentration <= 0 || baseConcentration <= 0
14        error('Les concentracions han de ser valors positius');
15    end
16    
17    ratio = baseConcentration / acidConcentration;
18    pH = pKa + log10(ratio);
19end
20
21% Exemple d'ús:
22try
23    pKa = 9.24;  % Buffer de borat
24    baseConc = 0.15;  % Concentració de la base conjugada (mol/L)
25    acidConc = 0.05;  % Concentració d'àcid (mol/L)
26    
27    pH = calculateHendersonHasselbalchPH(pKa, baseConc, acidConc);
28    fprintf('El pH de la solució tampó és: %.2f\n', pH);
29catch ME
30    fprintf('Error: %s\n', ME.message);
31end
32

Preguntes Freqüents

Què s'utilitza l'equació de Henderson-Hasselbalch?

L'equació de Henderson-Hasselbalch s'utilitza per calcular el pH de solucions tampó basant-se en el pKa de l'àcid i les concentracions de l'àcid i la seva base conjugada. És essencial per preparar solucions tampó amb valors de pH específics en entorns de laboratori, entendre la regulació del pH fisiològic i analitzar trastorns àcid-base en medicina clínica.

Quan és un sistema tampó més efectiu?

Un sistema tampó és més efectiu quan el pH és dins de ±1 unitat del valor de pKa del component àcid. En aquest rang, hi ha quantitats significatives tant de l'àcid com de la seva base conjugada presents, permetent que la solució neutralitzi les addicions d'àcid o base. La capacitat tampó màxima es produeix exactament a pH = pKa, on les concentracions d'àcid i base conjugada són iguals.

Com puc triar el buffer adequat per al meu experiment?

Trieu un buffer amb un valor de pKa proper al pH desitjat (idealment dins de ±1 unitat de pH). Considereu factors addicionals com ara:

• Estabilitat de temperatura del buffer
• Compatibilitat amb sistemes biològics si és rellevant
• Interferència mínima amb els processos químics o biològics que s'estudien
• Solubilitat a la concentració requerida
• Interacció mínima amb ions metàl·lics o altres components en el vostre sistema

Pot l'equació de Henderson-Hasselbalch ser utilitzada per àcids polipròtics?

Sí, però amb modificacions. Per a àcids polipròtics (aquells amb múltiples protòns dissociables), cada pas de dissociació té el seu propi valor de pKa. L'equació de Henderson-Hasselbalch es pot aplicar per separat per a cada pas de dissociació, tenint en compte les espècies d'àcid i base conjugada adequades per a aquell pas. Per a sistemes complexos, pot ser necessari resoldre múltiples equacions d'equilibri simultàniament.

Com afecta la temperatura al pH del buffer?

La temperatura afecta el pH del buffer de diverses maneres:

1. El valor de pKa d'un àcid canvia amb la temperatura
2. L'ionització de l'aigua (Kw) depèn de la temperatura
3. Els coeficients d'activitat dels ions varien amb la temperatura

Generalment, per a la majoria dels buffers comuns, el pH disminueix a mesura que la temperatura augmenta. Aquest efecte ha de ser considerat quan es preparen buffers per a aplicacions sensibles a la temperatura. Alguns buffers (com el fosfat) són més sensibles a la temperatura que d'altres (com el HEPES).

Què és la capacitat tampó i com es calcula?

La capacitat tampó (β) és una mesura de la resistència d'una solució tampó al canvi de pH quan s'afegeixen àcids o bases. Es defineix com la quantitat d'àcid o base fort necessària per canviar el pH en una unitat, dividida pel volum de la solució tampó:

$\beta = \frac{\text{moles de H}^+ \text{ o OH}^- \text{ afegides}}{\text{canvi de pH} \times \text{volum en litres}}$

Teòricament, la capacitat tampó es pot calcular com:

$\beta = 2.303 \times \frac{K_a \times [\text{HA}] \times [\text{A}^-]}{(K_a + [\text{H}^+])^2}$

La capacitat tampó és més alta quan pH = pKa, on [HA] = [A⁻].

Com puc preparar un buffer amb un pH específic utilitzant l'equació de Henderson-Hasselbalch?

Per preparar un buffer amb un pH específic:

1. Trieu un àcid apropiat amb un pKa proper al vostre pH objectiu
2. Reorganitzeu l'equació de Henderson-Hasselbalch per trobar la relació de base conjugada a àcid: [A⁻]/[HA] = 10^(pH-pKa)
3. Decidiu la concentració total de buffer necessària
4. Calculeu les concentracions individuals d'àcid i base conjugada utilitzant:
   • [A⁻] = (concentració total) × relació/(1+relació)
   • [HA] = (concentració total) × 1/(1+relació)
5. Prepareu la solució barrejant les quantitats apropiades d'àcid i la seva sal (base conjugada)

La força iònica afecta el càlcul de Henderson-Hasselbalch?

Sí, la força iònica afecta els coeficients d'activitat dels ions en solució, cosa que pot alterar els valors de pKa efectius i els càlculs de pH resultants. L'equació de Henderson-Hasselbalch assumeix un comportament ideal, que és aproximadament cert només en solucions diluïdes. En solucions amb alta força iònica, s'han de considerar els coeficients d'activitat per a càlculs més precisos. Això és particularment important en fluids biològics i aplicacions industrials on la força iònica pot ser significativa.

Pot l'equació de Henderson-Hasselbalch ser utilitzada per a solucions molt diluïdes?

L'equació continua sent matemàticament vàlida per a solucions diluïdes, però sorgeixen limitacions pràctiques:

1. A concentracions molt baixes, les impureses poden afectar significativament el pH
2. L'autoionització de l'aigua esdevé relativament més important
3. La precisió de la mesura esdevé un repte
4. El CO₂ de l'aire pot afectar fàcilment solucions diluïdes poc bufferitzades

Per a solucions extremadament diluïdes (per sota d'aproximadament 0.001 M), considereu aquests factors a l'hora d'interpretar els valors de pH calculats.

Com es relaciona l'equació de Henderson-Hasselbalch amb les corbes de titulació?

L'equació de Henderson-Hasselbalch descriu punts al llarg d'una corba de titulació per a un àcid o base feble. Específicament:

• Al punt de mitja equivalència de la titulació, [A⁻] = [HA], i pH = pKa
• La regió de buffer de la corba de titulació (la part més plana) correspon a valors de pH dins d'aproximadament ±1 unitat del pKa
• L'equació ajuda a predir la forma de la corba de titulació i el pH en diversos punts durant la titulació

Entendre aquesta relació és valuós per dissenyar experiments de titulació i interpretar dades de titulació.

Referències

1. Henderson, L.J. (1908). "Concerning the relationship between the strength of acids and their capacity to preserve neutrality." American Journal of Physiology, 21(2), 173-179.

2. Hasselbalch, K.A. (1916). "Die Berechnung der Wasserstoffzahl des Blutes aus der freien und gebundenen Kohlensäure desselben, und die Sauerstoffbindung des Blutes als Funktion der Wasserstoffzahl." Biochemische Zeitschrift, 78, 112-144.

3. Po, H.N., & Senozan, N.M. (2001). "The Henderson-Hasselbalch Equation: Its History and Limitations." Journal of Chemical Education, 78(11), 1499-1503.

4. Good, N.E., et al. (1966). "Hydrogen Ion Buffers for Biological Research." Biochemistry, 5(2), 467-477.

5. Beynon, R.J., & Easterby, J.S. (1996). "Buffer Solutions: The Basics." Oxford University Press.

6. Martell, A.E., & Smith, R.M. (1974-1989). "Critical Stability Constants." Plenum Press.

7. Ellison, S.L.R., & Williams, A. (2012). "Eurachem/CITAC Guide: Quantifying Uncertainty in Analytical Measurement." 3rd Edition.

8. Segel, I.H. (1976). "Biochemical Calculations: How to Solve Mathematical Problems in General Biochemistry." 2nd Edition, John Wiley & Sons.

Proveu la nostra calculadora de pH de Henderson-Hasselbalch avui mateix per determinar amb precisió el pH de les vostres solucions tampó per a treballs de laboratori, investigació o propòsits educatius. Entendre els sistemes tampó és essencial per a moltes disciplines científiques, i la nostra calculadora fa que aquests càlculs siguin simples i accessibles.