In chimica, un "buffer" è una soluzione che aggiungi ad un'altra soluzione per bilanciare il suo pH, la sua acidità relativa o la sua alcalinità. Si crea un buffer usando un acido o base "debole" e la sua base "coniugata" o acido, rispettivamente. Per determinare il pH di un buffer o estrapolare dal suo pH la concentrazione di uno qualsiasi dei suoi componenti, è possibile eseguire una serie di calcoli basati sull'equazione di Henderson-Hasselbalch, che è anche nota come "l'equazione del buffer".
Utilizzare l'equazione del buffer per determinare il pH di una soluzione tampone acida, in base a determinate concentrazioni acido-base. L'equazione di Henderson-Hasselbalch è la seguente: pH = pKa + log ([A -] /[HA]), dove "pKa" è la costante di dissociazione, un numero unico per ciascun acido, "[A-]" rappresenta la concentrazione di base coniugata in moli per litro (M) e "[HA]" rappresenta la concentrazione dell'acido stesso. Ad esempio, si consideri un tampone che combini l'acido carbonico 2,3 M (H2CO3) con ioni di idrogeno carbonato .78 M (HCO3-). Consulta un tavolo pKa per vedere che l'acido carbonico ha un pKa di 6,37. Inserendo questi valori nell'equazione, vedi che pH = 6.37 + log (.78 /2.3) = 6.37 + log (.339) = 6.37 + (-0.470) = 5.9.
Calcola il pH di un soluzione tampone alcalina (o base). È possibile riscrivere l'equazione di Henderson-Hasselbalch per le basi: pOH = pKb + log ([B +] /[BOH]), dove "pKb" è la costante di dissociazione della base, "[B +]" indica la concentrazione dell'acido coniugato di una base e "[BOH]" è la concentrazione della base. Considerare un tampone che combini ammoniaca da 4,0 M (NH3) con ione ammonio 1,3 M (NH4 +), consultare una tabella pKb per individuare il pKb dell'ammoniaca, 4,75. Utilizzando l'equazione del buffer, determinare che pOH = 4,75 + registro (1,3 /4,0) = 4,75 + registro (.325) = 4,75 + (-488) = 4,6. Ricorda che pOH = 14 - pH, quindi pH = 14 -pOH = 14 - 4.6 = 9.4.
Determina la concentrazione di un acido debole (o della sua base coniugata), dato il suo pH, pKa e la concentrazione di l'acido debole (o la sua base coniugata). Tenendo presente che è possibile riscrivere un "quoziente" di logaritmi, ad es. log (x /y) - come log x - log y, riscrivi l'equazione di Henderson Hasselbalch come pH = pKa + log [A-] - log [HA]. Se si dispone di un tampone di acido carbonico con un pH di 6,2 che si conosce con l'idrogenocarbonato 1,37 M, calcolare il suo [HA] come segue: 6.2 = 6.37 + log (1.37) - log [HA] = 6.37 + .137 - log [HA]. In altre parole log [HA] = 6.37 - 6.2 + .137 = .307. Calcola [HA] prendendo il "registro inverso" (10 ^ x sulla tua calcolatrice) di .307. La concentrazione di acido carbonico è quindi di 2,03 M.
Calcola la concentrazione di una base debole (o del suo acido coniugato), dato il suo pH, pKb e la concentrazione dell'acido debole (o della sua base coniugata). Determinare la concentrazione di ammoniaca in un tampone di ammoniaca con pH di 10.1 e concentrazione di ioni ammonio di 0,98 M, tenendo presente che l'equazione di Henderson Hasselbalch funziona anche per le basi, a condizione che si usi la pOH al posto del pH. Convertire il pH in pOH come segue: pOH = 14 - pH = 14 - 10.1 = 3.9. Quindi, collega i valori all'equazione del buffer alcalino "pOH = pKb + log [B +] - log [BOH]" come segue: 3.9 = 4.75 + log [.98] - log [BOH] = 4.75 + (-0.009) - registra [BOH]. Dal registro [BOH] = 4,75 - 3,9 - .009 = .841, la concentrazione di ammoniaca è il log inverso (10 ^ x) o .841 o 6.93 M.
Suggerimento
Puoi consultare due valori per l'acido carbonico quando consulti il tuo pKa table. Questo perché H2CO3 ha due idrogeni - e quindi due "protoni" - e può dissociarsi due volte, secondo le equazioni H2CO3 + H2O - > HCO3 - + H3O + e HCO3 - + H2O - > CO3 (2-) + H3O. Ai fini del calcolo, è necessario considerare solo il primo valore.
