Come useresti l'equazione di Henderson-Hasselbalch per calcolare il pH di una soluzione tampone che è 0.27 M in acido formico (HCO2H) e 0.50 M in formiato di sodio (HCO2Na)?

Il tuo soluzione tampone contiene acido formico, #"HCOOH"#, un acido debole e formiato di sodio, #"HCOONa"#, il sale della sua base coniugata, il formiato anione, #"HCOO"^(-)#.

The Henderson - equazione di Hasselbalch ti permette di calcolare il pH del buffer usando il #pK_a# dell'acido debole e il rapporto esistente tra concentrazioni del cid debole e della base coniugata.

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

The #pK_a# di acido formico è uguale a #3.75#

http://clas.sa.ucsb.edu/staff/Resource%20folder/Chem109ABC/Acid,%20Base%20Strength/Table%20of%20Acids%20w%20Kas%20and%20pKas.pdf

Prima di collegare i valori forniti, provare a prevedere quale sarà il pH della soluzione. Notare che a uguali concentrazioni di acido debole e base coniugata, il termine log è uguale a zero.

In questo caso, il pH della soluzione sarà uguale a quello dell'acido #pK_a#. Ora, se hai più base coniugata dell'acido debole, come hai fatto qui, ti aspetteresti che il termine log restituisca a positivo valore.

Ciò significa che il pH lo farà effettivamente aumentare, che è quello che dovresti aspettarti di vedere in questo 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)#

In effetti, il pH del buffer è superiore al #pK_a# dell'acido.