Como você usaria a equação de Henderson-Hasselbalch para calcular o pH de uma solução tampão que é 0.27 M em ácido fórmico (HCO2H) e 0.50 M em formato de sódio (HCO2Na)?

Responda:

$pH = 4.02$ $"pH" = 4.02$

Explicação:

As tuas solução de buffer contém ácido fórmico, $HCOOH$ $"HCOOH"$ , um ácido fraco e formato de sódio, $HCOONa$ $"HCOONa"$ , o sal da sua base conjugada, o ânion de formato, ${HCOO}^{-}$ $"HCOO"^(-)$ .

O Equação de Henderson - Hasselbalch permite calcular o pH do buffer usando o $p K_{a}$ $pK_a$ do ácido fraco e a razão que existe entre os Concentrações da base cid fraca e conjugada.

$pH = p K_{a} + log (\frac{[conjugate base]}{[weak acid]})$ $color(blue)("pH" = pK_a + log( (["conjugate base"])/(["weak acid"])))$

O $p K_{a}$ $pK_a$ de ácido fórmico é igual a $3.75$ $3.75$

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

Antes de inserir os valores fornecidos, tente prever o que você espera que seja o pH da solução. Notar que em concentrações iguais de ácido fraco e base conjugada, o termo logarítmico é igual a zero.

Nesse caso, o pH da solução será igual ao valor do ácido $p K_{a}$ $pK_a$ . Agora, se você tiver mais base conjugada que o ácido fraco, como você tem aqui, você esperaria que o termo do log retornasse um positivo valor.

Isso significa que o pH realmente aumentar, que é o que você deve esperar ver neste caso.

$pH = p K_{a} + log (\frac{[{HCOO}^{-}]}{[HCOOH]})$ $"pH" = pK_a + log( (["HCOO"^(-)])/(["HCOOH"]))$

$"pH" = 3,.75 + log( (0.50color(red)(cancel(color(black)("M"))))/(0.27color(red)(cancel(color(black)("M")))))$

$"pH" = 3.75 + 0.268 = color(green)(4.02)$

De fato, o pH do buffer é maior que o $pK_a$ do ácido.