Cómo calcular Buffers

En química, un "buffer " es una solución que se agrega a otra solución con el fin de equilibrar su pH , la acidez o su alcalinidad . Usted hace un buffer usando un ácido "débil" o base y su base "conjugado " o ácido , respectivamente. Para determinar el pH de un tampón - o extrapolar de su pH la concentración de cualquiera de sus componentes - usted puede hacer una serie de cálculos basados ​​en la ecuación de Henderson- Hasselbalch , que también se conoce como las cosas que "buffer ecuación. " Tendrá
calculadora científica
mesa pKa de
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Utilice la ecuación de búfer para determinar el pH de una solución tampón ácida , dada cierta ácido concentraciones de base . La ecuación de Henderson-Hasselbalch es como sigue : pH = pKa + log ( [ A- ] /[ HA] ) , donde " pKa " es la constante de disociación , un número único a cada ácido , " [ A- ] " representa la concentración de base conjugada en moles por litro ( M) y " [ HA] " representa la concentración del propio ácido . Por ejemplo, considere un búfer que combina 2,3 M de ácido carbónico ( H2CO3 ) con 0,78 M de hidrógeno ion carbonato (HCO3 - ) . Consultar una tabla de pKa para ver que el ácido carbónico tiene un pKa de 6,37 . Al conectar estos valores en la ecuación , se ve que el pH = 6,37 + log ( .78/2.3 ) = 6.37 + log ( 0,339 ) = 6.37 + ( -0.470 ) = 5,9
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Calcular. el pH de un alcalino ( o básico ) solución tampón . Puede volver a escribir la ecuación de Henderson- Hasselbalch para bases : pOH = pKb + log ( [B + ] /[ BOH ] ), donde " pKb " es constante de disociación de la base, " [B + ] " representa la concentración de ácido conjugado de una base y " [ BOH ] " es la concentración de la base . Considere la posibilidad de un búfer que combina amoniaco 4,0 M (NH3 ) con iones de amonio 1,3 M ( NH4 +) , Consultar una tabla pKb localizar pKb de amoniaco , 4,75 . Usando la ecuación de buffer, determinar que pOH = 4,75 + log (1.3/4.0) = 4,75 + log ( 0,325 ) = 4.75 + (- 0,488 ) = 4.6 . Recuerde que pOH = 14 - pH , por lo que el pH = 14 - pOH = 14 - . 4,6 = 9,4
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Determinar la concentración de un ácido débil (o su base conjugada ) , dada su pH , pKa y la concentración del ácido débil ( o su base conjugada ) . Teniendo en cuenta que puede volver a escribir un " cociente " de los logaritmos - es decir, log ( x /y) - como log x - log y , reescribir la ecuación de Henderson Hasselbalch como pH = pKa + log [ A- ] - log [ HA] . Si usted tiene un tampón de ácido carbónico con un pH de 6,2 que sabe que está hecho con 1,37 M de carbonato de hidrógeno , calcular su [ HA] de la siguiente manera : 6,2 = 6,37 + log ( 1,37 ) - log [ HA] = 6,37 + 0,137 - log [ HA] . En otras palabras log [ HA] = 6,37 a 6,2 + 0,137 = 0,307 . Calcule [ HA] tomando el " registro inverso " ( 10 ^ x en la calculadora) de 0.307 . La concentración del ácido carbónico es por lo tanto 2,03 M.
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Calcular la concentración de una base débil ( o su ácido conjugado ) , dado su pH , pKb y la concentración del ácido débil ( o su conjugado de base ) . Determinar la concentración de amoníaco en un tampón de amoníaco con un pH de 10,1 y la concentración de ion amonio 0,98 M , teniendo en cuenta que la ecuación de Henderson Hasselbalch también trabaja para bases - siempre y cuando se utiliza en lugar de pOH pH . Convierta su pH a pOH de la siguiente manera : pOH = 14 - pH = 14 a 10,1 = 3.9 . A continuación, conecte sus valores a la ecuación de tampón alcalino " pOH = pKb + log [ B + ] - log [ BOH ]" de la siguiente manera : 3,9 = 4,75 + log [ 0.98 ] - log [ BOH ] = 4,75 + ( -0.009 ) - log [ BOH ] . Dado que log [ BOH ] = 4.75 - 3,9 a 0,009 = 0,841 , la concentración de amoniaco es el logaritmo inverso ( 10 ^ x ), o 0.841 , o 6,93 M.