Como você usaria a equação de Henderson – Hasselbalch para calcular o pH de cada solução?

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Explicação:

1. O buffer básico

O equilíbrio químico para um tampão básico é

$"B + H"_2"O" ⇌ "BH"^+ + "OH"^"-"$

A equação de Henderson-Hasselbalch para esse buffer é

$color(blue)(|bar(ul(color(white)(a/a) "pOH" = "p"K_"b" + log((["BH"^+])/(["B"]))color(white)(a/a)|)))" "$

Para a etilamina ( $"B"$ ), $"p"K_"b" = 3.19$ .

Uma vez que tanto $"B"$ e $"BH"^+$ estão na mesma solução, a proporção de suas molaridades é a mesma que a proporção de suas molas.

Suponha que temos 1000 g de solução.

Então temos 14.0 g $"CH"_3"CH"_2"NH"_2 ("B")$ e 11.8 g $"CH"_3"CH"_2"NH"_3"Br" ("BH"^+)$ .

$"Moles of B" = 14.0 color(red)(cancel(color(black)("g B"))) × "1 mol B"/(45.08 color(red)(cancel(color(black)("g B")))) = "0.3106 mol B"$

$"Moles BH"^+ = 11.8 color(red)(cancel(color(black)("g BH"^+))) × ("1 mol BH"^+)/(126.00 color(red)(cancel(color(black)("g BH"^+)))) = "0.093 65 mol BH"^+$

$"pOH" = "p"K_b + log((["BH"^+])/(["B"])) = 3.19 + log(("0.093 65" color(red)(cancel(color(black)("mol"))))/(0.3106 color(red)(cancel(color(black)("mol")))))=3.19 + log(0.3015) = "3.19 – 0.52" = 2.67$

$"pH" = "14.00 – pOH" = "14.00 – 2.67" = 11.33$

2. O tampão ácido

O equilíbrio químico para um tampão ácido é

$"HA" + "H"_2"O" ⇌ "H"_3"O"^+ +"A"^"-"$

A equação de Henderson-Hasselbalch para esse buffer é

$color(blue)(|bar(ul(color(white)(a/a) "pH" = "p"K_"a" + log((["A"^"-"])/(["HA"]))color(white)(a/a)|)))" "$

Para ácido acético ( $"HA"$ ), $"p"K_"a" = 4.75$ .

Uma vez que tanto $"HA"$ e $"A"^"-"$ estão na mesma solução, a proporção de suas molaridades é a mesma que a proporção de suas molas.

Temos 12.5 g $"HC"_2"H"_3"O"_2 ("HA")$ e 14.0 g $"NaC"_2"H"_3"O"_2 ("A"^"-")$ .

$"Moles of HA" = 12.5 color(red)(cancel(color(black)("g HA"))) × "1 mol HA"/(60.05 color(red)(cancel(color(black)("g HA")))) = "0.2082 mol HA"$

$"Moles of A"^"-"=14.0 color(red)(cancel(color(black)("g A"^"-"))) × (1 "mol A"^"-")/(82.03 color(red)(cancel(color(black)("g A"^"-")))) = "0.1707 mol A"^"-"$

$"pH" = "p"K_"a" + log((["A"^"-"])/(["HA"])) = 4.75 + log((0.1707 color(red)(cancel(color(black)("mol"))))/(0.2082 color(red)(cancel(color(black)("mol"))))) = 4.75 + log(0.8199) = "4.75 – 0.09" = 4.66$