Como você usaria a equação de Henderson-Hasselbalch para calcular o pH de uma solução que é 0.120 M em HClO e 0.185 M em KClO?

Responda:

$"pH" = 7.65$

Explicação:

O Equação de Henderson - Hasselbalch permite calcular o pH of solução de buffer que contém um ácido fraco e sua base conjugada usando as concentrações dessas duas espécies e o $pK_a$ do ácido fraco.

$color(blue)("pH" = pK_a + log( (["conjugate base"])/(["weak acid"])))$

No seu caso, o ácido fraco é ácido hipocloroso, $"HClO"$ . Sua base conjugada, a ânion hipoclorito, $"ClO"^(-)$ , é entregue à solução por um de seus sais, hipoclorito de potássio, $"KClO"$ .

O constante de dissociação ácida, $K_a$ , para o ácido hipocloroso é igual a $3.5 * 10^(-8)$

http://clas.sa.ucsb.edu/staff/Resource%20folder/Chem109ABC/Acid,%20Base%20Strength/Table%20of%20Acids%20w%20Kas%20and%20pKas.pdf

Agora, antes de fazer qualquer cálculo, tente prever o que você espera que o pH da solução seja Comparado com o ácido $pK_a$ .

Observe que quando você tiver concentrações iguais de ácido fraco e base conjugada, o termo log será igual a zero, Desde

$log(1) = 0$

Isso diz que se você tiver mais base conjugada que o ácido fraco, o termo log será Melhor que $1$ , o que fará com que o pH seja superior que o $pK_a$ .

Com isso em mente, insira seus valores na equação HH para obter

$"pH" = -log(3.5 * 10^(-8)) + log( (0.185color(red)(cancel(color(black)("M"))))/(0.120color(red)(cancel(color(black)("M")))))$

$"pH" = 7.46 + 0.188 = color(green)(7.65)$