¿Cómo usaría la ecuación de Henderson-Hasselbalch para calcular el pH de una solución tampón que es 0.27 M en ácido fórmico (HCO2H) y 0.50 M en formato de sodio (HCO2Na)?

Respuesta

#"pH" = 4.02#

Explicación:

Tu solución tampón contiene ácido fórmico, #"HCOOH"#, un ácido débil y formiato de sodio, #"HCOONa"#, la sal de su base conjugada, la anión formiato, #"HCOO"^(-)#.

El Henderson - ecuación de Hasselbalch le permite calcular el pH del búfer utilizando el #pK_a# del ácido débil y la relación que existe entre el Concentraciones del cid débil y la base conjugada.

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

El #pK_a# de ácido fórmico es 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 conectar los valores que se le dan, intente predecir cuál espera que sea el pH de la solución. Darse cuenta de a concentraciones iguales de ácido débil y base conjugada, el término log es igual a cero.

En este caso, el pH de la solución será igual al del ácido. #pK_a#. Ahora si tienes más base conjugada que el ácido débil, como el que tienes aquí, esperarías que el término log devuelva un positivo valor.

Esto significa que el pH realmente incrementar, que es lo que debe esperar ver en este 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 hecho, el pH del tampón es más alto que el #pK_a# del ácido


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