En química, un "buffer" es una solución que se agrega a otra solución para equilibrar su pH, su acidez relativa o su alcalinidad. Usted hace un buffer usando un ácido o base "débil" y su base o ácido "conjugado", respectivamente. Para determinar el pH de un tampón, o extrapolarlo de su pH a la concentración de cualquiera de sus componentes, puede hacer una serie de cálculos basados en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que también se conoce como la "ecuación del tampón". >
Use la ecuación del tampón para determinar el pH de una solución tampón ácida, dadas ciertas concentraciones ácido-base. La ecuación de Henderson-Hasselbalch es la siguiente: pH = pKa + log ([A -] /[HA]), donde "pKa" es la constante de disociación, un número exclusivo de cada ácido, "[A-]" representa la concentración de la base del conjugado en moles por litro (M) y "[HA]" representa la concentración del ácido en sí. Por ejemplo, considere un buffer que combina 2.3 M de ácido carbónico (H2CO3) con .78 M de ion carbonato de hidrógeno (HCO3-). Consulte una tabla pKa para ver que el ácido carbónico tiene un pKa de 6.37. Al tapar estos valores en la ecuación, verá que pH = 6.37 + log (.78 /2.3) = 6.37 + log (.339) = 6.37 + (-0.470) = 5.9.
Calcule el pH de un solución tampón alcalina (o básica). Puede reescribir la ecuación de Henderson-Hasselbalch para bases: pOH = pKb + log ([B +] /[BOH]), donde "pKb" es la constante de disociación de la base, "[B +]" significa la concentración del ácido conjugado de una base y "[BOH]" es la concentración de la base. Considere un buffer que combine 4.0 M de amoniaco (NH3) con 1.3 M de ion amonio (NH4 +), consulte una tabla de pKb para localizar el pKb de amoniaco, 4.75. Usando la ecuación buffer, determine que pOH = 4.75 + log (1.3 /4.0) = 4.75 + log (.325) = 4.75 + (-.488) = 4.6. Recuerde que pOH = 14 - pH, entonces pH = 14 -pOH = 14 - 4.6 = 9.4.
Determine la concentración de un ácido débil (o su base conjugada), dado su pH, pKa y la concentración de el ácido débil (o su base conjugada). Teniendo en cuenta que puedes reescribir un "cociente" de logaritmos, es decir. log (x /y) - como log x - log y, reescriba la ecuación de Henderson Hasselbalch como pH = pKa + log [A-] - log [HA]. Si tiene un tampón de ácido carbónico con un pH de 6.2 que sabe que está hecho con carbonato de hidrógeno 1,37 M, calcule su [HA] de la siguiente manera: 6.2 = 6.37 + log (1.37) - log [HA] = 6.37 + .137 - log [HA]. En otras palabras, log [HA] = 6.37 - 6.2 + .137 = .307. Calcule [HA] tomando el "registro inverso" (10 ^ x en su calculadora) de .307. La concentración de ácido carbónico es de 2.03 M.
Calcule la concentración de una base débil (o su ácido conjugado), dado su pH, pKb y la concentración del ácido débil (o su base conjugada). Determine la concentración de amoníaco en un tampón de amoníaco con un pH de 10.1 y una concentración de ion amonio de .98 M, teniendo en cuenta que la ecuación de Henderson Hasselbalch también funciona para las bases, siempre y cuando use pOH en lugar de pH. Convierta su pH a pOH de la siguiente manera: pOH = 14 - pH = 14 - 10.1 = 3.9. Luego, inserte sus valores en la ecuación de tampón alcalino "pOH = pKb + log [B +] - log [BOH]" de la siguiente manera: 3.9 = 4.75 + log [.98] - log [BOH] = 4.75 + (-0.009) - log [BOH]. Desde log [BOH] = 4.75 - 3.9 - .009 = .841, la concentración de amoníaco es el registro inverso (10 ^ x) o .841, o 6.93 M.
Consejo
Puede ver dos valores de ácido carbónico cuando consulte su tabla pKa. Esto se debe a que el H2CO3 tiene dos hidrógenos, y por lo tanto dos "protones", y puede disociarse dos veces, de acuerdo con las ecuaciones H2CO3 + H2O - > HCO3 - + H3O + y HCO3 - + H2O - > CO3 (2-) + H3O. Para los propósitos del cálculo, solo necesita considerar el primer valor.
