Como você armazena em buffer uma solução com um pH de 12?

Responda:

Você encontra um ácido com um $"p"K_"a"$ perto de 12. Então você faz uma solução do ácido e sua base conjugada nas proporções corretas.

Explicação:

Os únicos ácidos comuns com $"p"K_a" ≈ 12$ estão $"H"_3"PO"_4$ com $"p"K_text(a3) = 12.35$ e ácido ascórbico, $"H"_2"C"_6"H"_6"O"_6$ com $"p"K_text(a2) = 11.79$ .

Vamos usar $"H"_3"PO"_4$ .

Como você prepararia o 1.000 L do tampão fosfato 0.1000 mol / L?

Nós precisaremos usar $"Na"_2"HPO"_4"·12H"_2"O"$ como o ácido e $"Na"_3"PO"_4"·12H"_2"O"$ como a base conjugada.

A equação química é

$"HPO"_4^"2-" + "H"_2"O" ⇌ "H"_3"O"^+ + "PO"_4^"3-"$ ; $"p"K_text(a3) = 12.35$

$"HA" + "H"_2"O" ⇌ "H"_3"O"^+ + "A"^"-"$ ; $"p"K_text(a) = 12.35$

O Equação de Henderson-Hasselbalch is

$"pH" = "p"K_"a" + log(("[A"^"-""]")/(["HA"]))$

$12.00 = 12.35 + log(("[A"^"-""]")/(["HA"]))$

$log(("[A"^"-""]")/(["HA"])) = "12.00 – 12.35" = "-0.35"$

$("[A"^"-""]")/(["HA"]) = 10^"-0.35" = 0.447$

$["A"^"-"] = "0.447[HA]"$

Tb,

$["A"^"-"] + "[HA]" = "0.1000 mol/L"$

$"0.447[HA]" + "[HA]" = "1.447[HA]" = "0.1000 mol/L"$

$"[HA]" = ("0.1000 mol/L")/1.447 = "0.069 13 mol/L"$

$["A"^"-"] = "0.447[HA]" = "0.447 × 0.069 12 mol/L" = "0.0309 mol/L"$

Então você lava $"0.069 13 mol (23.24 g) Na"_2"HPO"_4"·12H"_2"O"$ e $"0.0309 mol (11.74 g) Na"_3"PO"_4"·12H"_2"O"$ num balão volumétrico 1 L.

Em seguida, você adiciona água suficiente para formar a solução 1.000 L.