Come si calcola la variazione di pH quando si aggiungono 3.00 mL di 0.100 M $"HCl" (aq)$ a 100.0 mL di una soluzione tampone che è 0.100 M in $"NH" _3 (aq)$ e 0.100 M in $"NH" _4 "Cl" (aq)$ ?

Risposta:

$Delta_"pH" = -0.026$

Spiegazione:

Stai aggiungendo acido cloridrico, $"HCl"$ , un acido forte, nel buffer, quindi fin dall'inizio dovresti aspettartelo pH a diminuire.

Ciò implica che la variazione del pH sarà negativo

$Delta_ "pH" = "pH"_ "final" - "pH"_ "initial" <0$

Tuttavia, il fatto che tu abbia a che fare con una soluzione buffer ti fa sapere che questo cambiamento lo farà non essere significativo poiché il ruolo di un buffer è resistere cambiamenti significativi nel pH derivanti dall'aggiunta di acido forte o basi forti.

Quindi, l'acido cloridrico reagirà con l'ammoniaca, $"NH"_3$ , un base debole, per produrre il catione di ammonio, $"NH"_4^(+)$ , l'acido coniugato dell'ammoniaca e acqua.

$"HCl"_ ((aq)) + "NH"_ (3(aq)) -> "NH"_ (4(aq))^(+) + "Cl"_ ((aq))^(-)$

La reazione consuma acido cloridrico e ammoniaca in a $1:1$ rapporto molare. Inoltre, si noti che per molto mole di acido cloridrico o ammoniaca consumata dalla reazione, una talpa di cationi di ammonio viene prodotto. Tienilo a mente.

Usa il molarity della soluzione di ammoniaca e il volume del buffer per calcolare quanti talpe contiene

$color(purple)(|bar(ul(color(white)(a/a)color(black)(c = n_"solute"/V_"solution" implies n_"solute" = c * V_"solution")color(white)(a/a)|)))$

Avrai

$n_("NH"_3) = "0.100 mol" color(red)(cancel(color(black)("L"^(-1)))) * 100.0 * 10^(-3)color(red)(cancel(color(black)("L")))$

$= "0.0100 moles NH"_3$

Fai lo stesso per i cationi di ammonio, $"NH"_4^(+)$

$n_("NH"_4^(+)) = "0.100 mol" color(red)(cancel(color(black)("L"^(-1)))) * 100.0 * 10^(-3)color(red)(cancel(color(black)("L")))$

$= "0.0100 moles NH"_4^(+)$

Calcola quanti talpe di acido cloridrico vengono aggiunti al tampone

$n_("HCl") = "0.100 mol" color(red)(cancel(color(black)("L"^(-1)))) * 3.00 * 10^(-3)color(red)(cancel(color(black)("L")))$

$= "0.000300 moles HCl"$

Sai che l'acido cloridrico e l'ammoniaca reagiscono in a $1:1$ rapporto molare, il che significa che conterrà la soluzione risultante

$n_("HCl") = "0 moles HCl" ->$ completely consumed

$n_("NH"_3) = "0.0100 moles" - "0.000300 moles"$

$= "0.0097 moles NH"_3$

$n_("NH"_4^(+)) = "0.0100 moles" + "0.000300 moles"$

$="0.0103 moles NH"_4^(+)$

The volume totale del buffer sarà

$V_"total" = "100.0 mL" + "3.00 mL" = "103.0 mL"$

Saranno le nuove concentrazioni di ammonio e cationi di ammonio

$["NH"_3] = "0.0097 moles"/(103.0 * 10^(-3)"L") = "0.094175 M"$

$["NH"_4^(+)] = "0.0103 moles"/(103.0 * 10^(-3)"L") = "0.100 M"$

Si noti che la concentrazione di cationi di ammonio è rimasta praticamente immutato poiché l' aumentare nel numero di moli è stato contrastato dal aumentare in volume.

Ora puoi trovare il cambiamento nel pH usando il Henderson - equazione di Hasselbalch, che per un buffer che contiene a base debole e le sue acido coniugato Somiglia a questo

$color(blue)(|bar(ul(color(white)(a/a)"pOH" = "p"K_b + log((["conjugate acid"])/(["weak base"]))color(white)(a/a)|)))$

Si noti che la soluzione buffer iniziale aveva pari concentrazioni di base debole e acido coniugato. Ciò significa che il suo pOH era uguale a

$"pOH" = "p"K_b + log( color(red)(cancel(color(black)("0.100 M")))/(color(red)(cancel(color(black)("0.100 M")))))$

$"pOH" = "p"K_b$

Dopo l'acido forte viene aggiunto al buffer, sarà il pOH del buffer

$"pOH" = "p"K_b + log( (0.100 color(red)(cancel(color(black)("M"))))/(0.095175color(red)(cancel(color(black)("M")))))$

$"pOH" = "p"K_b + 0.026$

Sai che ha una soluzione acquosa a temperatura ambiente

$color(purple)(|bar(ul(color(white)(a/a)color(black)("pH " + " pOH" = 14)color(white)(a/a)|)))$

Per i soluzione iniziale, hai

$"pH"_ "initial" = 14 - "p"K_b$

Per i soluzione finale, hai

$"pH"_ "final" = 14 - ("p"K_b + 0.026)$

$"pH"_ "final" = 14 - "p"K_b - 0.026$

Pertanto, puoi dire che la variazione del pH è uguale a

$Delta_ "pH" = color(red)(cancel(color(black)(14))) - color(red)(cancel(color(black)("p"K_b))) - 0.026 - color(red)(cancel(color(black)(14))) + color(red)(cancel(color(black)("p"K_b)))$

$color(green)(|bar(ul(color(white)(a/a)color(black)(Delta_"pH" = -0.026)color(white)(a/a)|)))$

Come previsto, la variazione del pH è negativo perché il pH del buffer diminuita come risultato dell'aggiunta di un acido forte.

Come si calcola la variazione di pH quando si aggiungono 3.00 mL di 0.100 M "HCl" (aq) "HCl" (aq) a 100.0 mL di una soluzione tampone che è 0.100 M in "NH" _3 (aq) "NH" _3 (aq) e 0.100 M in "NH" _4 "Cl" (aq) "NH" _4 "Cl" (aq) ?

Risposta:

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Come si calcola la variazione di pH quando si aggiungono 3.00 mL di 0.100 M $"HCl" (aq)$ a 100.0 mL di una soluzione tampone che è 0.100 M in $"NH" _3 (aq)$ e 0.100 M in $"NH" _4 "Cl" (aq)$ ?