El propósito principal de esta pregunta es calcular la proporción de $NaF$ a $HF$ requerida para crear un búfer con un $pH$ dado.
Un tampón es una solución acuosa que experimenta un cambio notable en los niveles de $pH$ cuando se le agrega una pequeña cantidad de ácido o álcali, que se compone de un ácido débil y su base conjugada, o viceversa. Cuando las soluciones se mezclan con un ácido o base fuerte, se puede observar un cambio rápido en el $pH$. Luego, una solución amortiguadora ayuda a neutralizar parte del ácido o la base agregados, lo que permite que el $pH$ cambie más gradualmente.
Cada tampón tiene una capacidad fija, que se define como la cantidad de ácido o base fuerte necesaria para cambiar el $pH$ de $1$ litro de solución por unidad de $1$ $pH$. Alternativamente, la capacidad amortiguadora es la cantidad de ácido o base que se puede agregar antes de que el $pH$ cambie significativamente.
Las soluciones tampón pueden neutralizar hasta cierto límite. Una vez que el tampón haya alcanzado su capacidad, la solución se comportará como si no hubiera ningún tampón presente y el $pH$ comenzará a fluctuar considerablemente nuevamente. La ecuación de Henderson-Hasselbalch se utiliza para estimar el $pH$ de un tampón.
Respuesta experta
Ahora, usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
$pH=pK_a+logdfrac{[F]}{[HF]ps
$pH=pK_a+logdfrac{[NaF]}{[HF]ps
$pH-pK_a=logdfrac{[NaF]}{[HF]ps
$log (10^{(pH-pK_a)})=logdfrac{[NaF]}{[HF]ps
Al aplicar el anti-log en ambos lados, obtenemos:
$10^{(pH-pK_a)}=dfrac{[NaF]}{[HF]ps
Dado que $pK_a=-log K_a$, por lo tanto:
$dfrac{[NaF]}{[HF]}=10^{pH-(-log K_a)}$
$dfrac{[NaF]}{[HF]}=10^{pH+log K_a}$
$dfrac{[NaF]}{[HF]}=10^{4,00+registro (3,5veces 10^{-4})}$
$dfrac{[NaF]}{[HF]}=3.5$
Ejemplo 1
Supongamos que hay una solución de $3M$ $HCN$. Encuentre la concentración de $NaCN$ necesaria para que $pH$ sea $8,3$, siempre que $K_a$ para $HCN$ sea $4,5times 10^{-9}$.
La solución
Usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, obtenemos:
$pH=pK_a+logdfrac{[CN^-]}{[HCN]ps
$8.3=pK_a+logdfrac{[CN^-]}{[HCN]ps
Como $K_a$ de $HCN$ es 4,5 $times 10^{-9}$, entonces $pK_a$ de $HCN$ será
$pK_a=-log(4,5times 10^{-9})=8,3$
Así, tendremos la ecuación anterior de la siguiente manera:
$8,3=8,3+logdfrac{[CN^-]}{[HCN]ps
o $logdfrac{[CN^-]}{[HCN]}=0$
Se da que $HCN=3M$, por lo tanto:
$registrodfrac{[CN^-]}{[3]}=0$
$dfrac{[CN^-]}{[3]}=1$
ps[CN^-]= $ 3 millones
Por lo tanto, una concentración de $3M$ $NaCN$ permite que el $pH$ de la solución sea de $8,3$.
Ejemplo 2
Encuentra la razón de la base conjugada al ácido, si la solución de ácido acético tiene un $pH$ de $7.65$ y $pK_a=4.65$.
La solución
Dado que $pH=pK_a+logdfrac{[A^-]}{[HA]ps
Reemplazar datos dados:
$7,65=4,65+logdfrac{[A^-]}{[HA]ps
$registrodfrac{[A^-]}{[HA]}=3$
$dfrac{[A^-]}{[HA]}=10^3=1000$
