Uma solução tampão de 1.50 L é 0.250 M HF e 0.250 M NaF. Qual é o pH da solução após a adição de 0.0500 moles de NaOH sólido? Suponha que não haja alteração de volume. Ka para HF é 3.5x10 ^ -4
Responda:
#"pH" = 3.57#
Explicação:
Seu buffer contém acido hidrosulfurico, #"HF"#, ácido fraco e fluoreto de sódio, #"NaF"#, o sal da sua base conjugada, o ânion fluoreto, #"F"^(-)#.
Quando a solução de hidróxido de sódio é adicionada, assumindo que não há alteração no volume total do tampão, você pode esperar o ácido fraco e o base forte para neutralizar entre si.
Além disso, essa reação resultará na produção de mais base conjugada.
Portanto, a equação química balanceada para a reação entre o ácido fluorídrico e o hidróxido de sódio se parece com isso
#"HF"_text((aq]) + "NaOH"_text((aq]) -> "NaF"_text((aq]) + "H"_2"O"_text((l])#
Observe que #1# toupeira de ácido fluorídrico reagirá com #1# toupeira hidróxido de sódio e produzir #1# toupeira de fluoreto de sódio.
Use o molaridade do ácido fluorídrico e do volume do tampão para determinar quantas moles você tem em solução
#color(blue)(c = n/V implies n = c * V)#
#n_(HF) = "0.250 M" * "1.5 L" = "0.375 moles HF"#
Faça o mesmo para a base conjugada
#n_(F^(-)) = "0.250 M" * "1.5 L" = "0.375 moles F"^(-)#
Agora você está adicionando #0.0500# moles de hidróxido de sódio no tampão. Desde que você tem menos toupeiras de base forte do que em ácido fraco, segue-se que o hidróxido de sódio será completamente consumido.
O número de mols de ácido fluorídrico será alterado para
#n_(HF) = "0.375 moles" = "0.0500 moles" = "0.325 moles"#
O número de mols de ânions fluoreto será aumentar pela mesma quantidade
#n_(F^(-)) = "0.375 moles" + "0.0500 moles" = "0.425 moles F"^(-)#
Use o volume do tampão para calcular as novas molaridades do ácido fraco e sua base conjugada
#["HF"] = "0.325 moles"/"1.5 L" = "0.21667 M"#
#["F"^(-)] = "0.425 moles"/"1.5 L" = "0.28333 M"#
Finalmente, use o Equação de Henderson - Hasselbalch para encontrar o pH do buffer
#color(blue)("pH" = pK_a + log( (["conjugate base"])/(["weak acid"]))#
Use a constante de dissociação ácida, #K_a#, para obter o valor de #pK_a#
#pK_a = - log(K_a)#
O pH da solução será assim
#"pH" = -log(K_a) + log( (["F"^(-)])/(["HF"]))#
#"pH" = -log(3.5 * 10^(-4)) + log( (0.28333color(red)(cancel(color(black)("M"))))/(0.21667color(red)(cancel(color(black)("M")))))#
#"pH" = color(green)(3.57)#
Finalmente, esse resultado faz sentido?
Observe que seu buffer inicial tinha concentrações iguais de ácido fraco e base conjugada. Isso significa que a equação HH pode ser reduzida para
#"pH" = pK_a + log(1) = pK_a#
Inicialmente, o pH da solução era igual a #3.46#.
O buffer então converte a base forte para a base fraca e, portanto, a concentração da base conjugada é maior do que o ácido fraco. É por isso que o pH do buffer aumenta após a adição da base forte.