De pH van een bufferoplossing berekenen

protection click fraud

De berekening van pH is een belangrijke hulpbron die de student heeft om karakter te bepalen. zuur, basisch of neutraal van een oplossing. In deze tekst zullen we voorstellen: tips voor het berekenen van de pH van een bufferoplossing op een eenvoudige manier.

Het is opmerkelijk dat een buffer oplossing kan worden gevormd door de volgende mengsels:

Mengsel van een zout met een zwakke base, die hetzelfde kation moet hebben als het zout. Het is een basisbuffer;
Een zout mengen met een zwak zuur, dat hetzelfde anion moet hebben als het zout. Het is een zure buffer.

Laten we naar de tips gaan?!

1e Tip: Formules volgens het type bufferoplossing

Als je een zure bufferoplossing hebt, gebruik dan:

pH = pKa + log [zout]
[zuur]

Als je een basisbufferoplossing hebt, gebruik dan:

pOH = pKb + log [zout]
[baseren]

Als u een basisbufferoplossing en een andere Kw (waterionisatieconstante) heeft, gebruik dan:

pH = pKb - pKb - log [zout]
[baseren]

2e Tip: Wanneer de oefening zorgt voor de concentratie van de deelnemers en ionisatieconstante...

instagram story viewer

We hebben de concentratie van het zuur of de base die de oplossing vormt;
We zullen de zoutconcentratie hebben die de oplossing vormt;
We zullen de ionisatieconstante (Ka of Kb) hebben van het zuur of de base die de oplossing vormt.

Voorbeeld: (UNIFOR-CE-aangepast) Een mengsel van melkzuur (CH₃CH(OH)COOH) en natriumlactaat (CH₃CH(OH)COONa) in waterige oplossing werkt als een bufferoplossing, dat wil zeggen dat het de pH praktisch niet verandert door toevoeging van H⁺ of oh^-. Een oplossing die 0,12 mol/L melkzuur en 0,12 mol/L natriumlactaat bevat, heeft een pH die kan worden berekend met de vergelijking:

pH = pKa + log [zout]
[zuur]

Ka = 1,0x10^-4= zuurionisatieconstante. Verwaarloos de hoeveelheid zuur die ionisatie ondergaat, bepaal de pH-waarde van de oplossing.

Resolutie:

In dit voorbeeld hebben we een bufferoplossing die bestaat uit zout en zuur. De verstrekte gegevens zijn:

[zout] = 0,12 mol/L
[zuur] = 0,12 mol/L
Ka = 1.10^-4

OPMERKING: de oefening gaf de Ka, maar in de formule gebruiken we de pKa, wat simpelweg logKa is.

Omdat het een zure buffer is, gebruik je gewoon de uitdrukking:

pH = pKa + log [zout]
[zuur]

pH = - log 1.10^-4 + log 0,12
0,12

pH = - log10^-4 + log 0,12
0,12

pH = 4.log 10 + log 1

pH = 4,1 + 0

pH = 4

3e Tip: Wanneer inspanning het veranderen van de pH vereist van een bufferoplossing die een hoeveelheid sterk zuur of base heeft gekregen...

Oefening zorgt voor de concentratie van zuur of base die het vormt;
We zullen de zoutconcentratie hebben die de oplossing vormt;
We zullen de ionisatieconstante (Ka of Kb) hebben van het zuur of de base die de oplossing vormt;
Oefening zorgt voor de pH-waarde van de buffer na toevoeging van het sterke zuur of de sterke base;
Het is noodzakelijk om de pH-waarde van de buffer te vinden voordat het zuur of de sterke base wordt toegevoegd;
Dan moeten we de pH na toevoeging aftrekken van de pH vóór de toevoeging.

Voorbeeld: (Unimontes-MG) Een liter bufferoplossing bevat 0,2 mol/L natriumacetaat en 0,2 mol/L azijnzuur. Door natriumhydroxide toe te voegen, veranderde de pH van de oplossing in 4,94. Gezien het feit dat de pKa van azijnzuur 4,76 is bij 25°C, wat is dan de verandering in pH van de bufferoplossing?

Resolutie: In dit voorbeeld hebben we een bufferoplossing gevormd door zout en zuur. De verstrekte gegevens zijn:

pH na toevoeging van sterke base = 4.94
[zout] = 0,2 mol/L
[zuur] = 0,2 mol/L
pKa = 4.76

Eerst moeten we de pH van de buffer berekenen voordat we de sterke base toevoegen. Hiervoor moeten we de uitdrukking voor zuurbuffer gebruiken:

pH = pKa + log [zout]
[zuur]

pH = 4,76 + log 0,2
0,2

pH = 4,76 + log 1

pH = 4,76 + 0

pH = 4.76

Ten slotte trekken we de pH na toevoeging van base af van de pH vóór toevoeging:

ΔpH = na - voor toevoeging van base

ΔpH = 4,94 - 4,76

ΔpH = 0,18

4e Tip: Bereken de pH van een buffer wanneer de oefening de massa van een van de deelnemers oplevert

Oefening zorgt voor de concentratie of hoeveelheid stof van zuur, base of zout die het vormt;
Wanneer de oefening de hoeveelheid materie (mol) geeft, zal het ook het volume opleveren, omdat we in de pH-berekening concentratie gebruiken (de mol delen door het volume);
We zullen de ionisatieconstante (Ka of Kb) hebben van het zuur of de base die de oplossing vormt;
Het is noodzakelijk om de molaire massa en de hoeveelheid materie te berekenen van de deelnemer die de massa in de oefening heeft gekregen.

Voorbeeld: (UFES - aangepast) Er werd een oplossing bereid door 0,30 mol azijnzuur en 24,6 gram natriumacetaat toe te voegen in een voldoende hoeveelheid water om 1,0 liter oplossing te voltooien. Het CH-systeem₃COOH en CH₃COONa vormt een bufferoplossing waarin dit systeem in evenwicht is. Bepaal dus de pH van de bereide oplossing. (Gegevens: Ka = 1.8×10^-5, log 1,8 = 0,26)

Resolutie:

De door de oefening verstrekte gegevens waren:

Ka = 1.8×10^-5
log 1,8 = 0,26
Volume = 1L
Aantal mol zuur 0,30 mol
Aangezien het volume 1L is, dus [zuur] = 0,30 mol/L

Niet stoppen nu... Er is meer na de reclame ;)
Gebruikte massa zout = 24,6 g

Eerste: We moeten de berekenen molaire massa (M₁) zout:

CH₃COONa

M₁ = 1.12 + 3.1+ 1.12 + 1.16 + 1.16 + 1.23

M₁ = 12 + 3 + 12 + 16 + 16 + 23

M₁ = 82 g/mol

Tweede: Laten we nu het aantal mol zout bepalen door de door de oefening geleverde massa te delen door de by molaire massa gevonden:

n = 24,6
82

n = 0,3 mol

Derde: We moeten de berekenen molaire concentratie van het zout door het aantal mol te delen door het geleverde volume:

M = Nee
V

M = 0,3
1

M = 0,3 mol/L

Kamer: We moeten de pH berekenen met behulp van de uitdrukking voor zure bufferoplossing:

pH = pKa + log [zout]
[zuur]

pH = -log 1.8.10^-5 + log 0.3
0,3

pH = 5 - log 1,8 + log 1

pH = 5 - 0,26 + 0

pH = 4.74

5e Tip: Bereken de pH van een bufferoplossing die is bereid door een zuur en een base te mengen

We zullen de molaire concentratie en het volume van de zure oplossing hebben;
We zullen de molaire concentratie en het volume van de basische oplossing hebben;
We zullen de ionisatieconstante van het zuur of de base hebben;
Bepaal het aantal mol zuur en base dat bij de bereiding is gebruikt (vermenigvuldig de molaire concentratie met het volume);
Respecteer de stoichiometrische verhouding, dat wil zeggen, voor elke H+ van het zuur wordt een OH- van de base gebruikt om te neutraliseren;
Omdat zuur en base elkaar neutraliseren en een zout vormen, moeten we weten of er nog een zuur (zuurbuffer) of base (basisbuffer) over is;
Bepaal de molaire concentratie van overgebleven en zout door hun molaantallen te delen door het volume (som van de volumes die bij de bereiding zijn gebruikt).

Voorbeeld: (UEL) Bufferoplossingen zijn oplossingen die bestand zijn tegen de verandering in pH wanneer zuren of basen worden toegevoegd of wanneer verdunning optreedt. Deze oplossingen zijn vooral belangrijk in biochemische processen, omdat veel biologische systemen pH-afhankelijk zijn. Zo wordt bijvoorbeeld de pH-afhankelijkheid van de splitsingssnelheid van de amidebinding van het aminozuur trypsine door het enzym genoemd. chymotrypsine, waarbij een verandering in één eenheid van pH 8 (optimale pH) tot 7 resulteert in een vermindering van 50% in actie enzymatisch. Om de bufferoplossing een significante bufferende werking te geven, moet deze vergelijkbare hoeveelheden geconjugeerd zuur en base hebben. In een chemielaboratorium werd een bufferoplossing bereid door 0,50 L ethaanzuur (CH₃COOH) 0,20 mol L-1 met 0,50 L natriumhydroxide (NaOH) 0,10 mol L-1. (Gegeven: pKa van ethaanzuur = 4,75)

Resolutie:

De gegevens die door de oefening worden verstrekt zijn:

[zuur] = 0,20 mol/L
Zuurvolume = 0,5 L
[basis]= 0,10 mol/L
Basisvolume = 0,5 L
pKa = 4,75

Eerste: berekening van het aantal mol van het zuur (na):

na = 0,20. 0,5

na = 0,1 mol

Tweede: berekening van het basismolgetal:

aantal = 0,10. 0,5

nb = 0,05 mol

Derde: Bepaal wie er nog in de oplossing zit:

Ethaanzuur heeft slechts één ioniseerbare waterstof en de base heeft een hydroxylgroep, dus de verhouding tussen beide is 1:1. Dus het aantal mol van beide zou hetzelfde moeten zijn, maar we hebben een grotere hoeveelheid (0,1 mol) zuur dan de hoeveelheid base (0,05 mol), waardoor er 0,05 mol zuur overblijft.

Kamer: Bepaling van het aantal mol zout

Omdat de hoeveelheid gevormd zout altijd gerelateerd is aan de componenten met een kleinere stoichiometrische verhouding (balanceren), in dit voorbeeld volgt de hoeveelheid zout coëfficiënt 1, dat wil zeggen dat het molgetal ook 0,5. is mol.

Vijfde: Bepaling van de molaire concentratie van zuur en zout

0,5 L zuur werd gemengd met 0,5 L base, wat resulteerde in een volume van 1 L. De zuur- en zoutconcentratie zijn dus gelijk aan 0,05 mol/L.

Zesde: pH-bepaling

Omdat de buffer zuur is, gebruikt u gewoon de waarden in de volgende uitdrukking:

pH = pKa + log [zout]
[zuur]

pH = 4,75 + log 0,05
0,05

pH = 4,75 + log 1

pH = 4,75 + 0

pH = 4.75

Tip 6: Wanneer de oefening de nieuwe pH-waarde in twijfel trekt na toevoeging van een hoeveelheid sterk zuur of base...

We hebben de waarde van de molaire concentratie van het zuur of de base die aan de buffer is toegevoegd;
We moeten de molaire concentratie hebben van het zout, zuur of base dat de buffer vormt. Als we het niet hebben, bereken het dan gewoon zoals in de vorige tips;
De toegevoegde concentratie wordt altijd afgetrokken van de zuur- of baseconcentratie;
De toegevoegde concentratie wordt altijd opgeteld bij de zoutconcentratie.

Voorbeeld: Bepaal de pH van de bufferoplossing na toevoeging van 0,01 mol NaOH, wetende dat we in 1,0 L van de bereide oplossing 0,05 mol/L azijnzuur en 0,05 mol/L natriumacetaat hebben. Gegevens: (pKa = 4,75, log 0,0666 = 0,1765)

Resolutie:

Gegevens verstrekt: