Una solución tampón 1.50 L es 0.250 M HF y 0.250 M NaF. ¿Cuál es el pH de la solución después de la adición de moles 0.0500 de NaOH sólido? Suponga que no hay cambio de volumen. Ka para HF es 3.5x10 ^ -4

Respuesta

#"pH" = 3.57#

Explicación:

Tu buffer contiene ácido fluorhídrico, #"HF"#, ácido débil y fluoruro de sodio, #"NaF"#, la sal de su base conjugada, el anión fluoruro, #"F"^(-)#.

Cuando se agrega la solución de hidróxido de sodio, suponiendo que no haya cambios en el volumen total del tampón, puede esperar que el ácido débil y el base fuerte a neutralizar El uno al otro.

Además, esta reacción dará como resultado la producción de más base conjugada.

Entonces, la ecuación química equilibrada para la reacción entre el ácido fluorhídrico y el hidróxido de sodio se ve así

#"HF"_text((aq]) + "NaOH"_text((aq]) -> "NaF"_text((aq]) + "H"_2"O"_text((l])#

Darse cuenta de #1# muelas de ácido fluorhídrico reaccionará con #1# muelas de hidróxido de sodio y producir #1# muelas de fluoruro de sodio.

Utilizar la molaridad del ácido fluorhídrico y el volumen del tampón para determinar cuántos moles tiene en solución

#color(blue)(c = n/V implies n = c * V)#

#n_(HF) = "0.250 M" * "1.5 L" = "0.375 moles HF"#

Haz lo mismo para la base conjugada

#n_(F^(-)) = "0.250 M" * "1.5 L" = "0.375 moles F"^(-)#

Ahora estás agregando #0.0500# moles de hidróxido de sodio al tampón. Ya que tienes menos lunares de base fuerte que en ácido débil, se deduce que el hidróxido de sodio será completamente consumido.

La cantidad de moles de ácido fluorhídrico se cambiará a

#n_(HF) = "0.375 moles" = "0.0500 moles" = "0.325 moles"#

La cantidad de moles de aniones fluoruro incrementar por la misma cantidad

#n_(F^(-)) = "0.375 moles" + "0.0500 moles" = "0.425 moles F"^(-)#

Utilice el volumen del tampón para calcular las nuevas molaridades del ácido débil y su base conjugada.

#["HF"] = "0.325 moles"/"1.5 L" = "0.21667 M"#

#["F"^(-)] = "0.425 moles"/"1.5 L" = "0.28333 M"#

Finalmente, usa el Henderson - ecuación de Hasselbalch para encontrar el pH del búfer

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

Use la constante de disociación ácida, #K_a#, para obtener el valor de #pK_a#

#pK_a = - log(K_a)#

El pH de la solución será así

#"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, ¿tiene sentido este resultado?

Observe que su búfer inicial tenía concentraciones iguales de ácido débil y base conjugada. Esto significa que la ecuación HH se puede reducir a

#"pH" = pK_a + log(1) = pK_a#

Inicialmente, el pH de la solución era igual a #3.46#.

El búfer entonces conversos la base fuerte a la base débil, por lo que la concentración de la base conjugada es más grande que el del ácido débil. Es por eso que el pH del tampón aumentos después de la adición de la base fuerte.


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