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#

Explicação:

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

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

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

O #pK_a# de ácido fórmico é igual a #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 #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" = 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.

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