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.

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