Una soluzione tampone da 1.50 L è 0.250 M HF e 0.250 M NaF. Qual è il pH della soluzione dopo l'aggiunta di 0.0500 moli di NaOH solido? Supponiamo che non vi siano variazioni di volume. Ka per HF è 3.5x10 ^ -4

Il tuo buffer contiene acido fluoridrico, #"HF"#, acido debole e fluoruro di sodio, #"NaF"#, il sale della sua base coniugata, l'anione del fluoro, #"F"^(-)#.

Quando viene aggiunta la soluzione di idrossido di sodio, assumendo senza alcuna variazione nel volume totale del tampone, ci si può aspettare l'acido debole e il base forte a neutralizzare l'un l'altro.

Inoltre, questa reazione porterà alla produzione di più base coniugata.

Quindi, l'equazione chimica bilanciata per la reazione tra acido fluoridrico e idrossido di sodio appare così

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

Notare che #1# Talpa di acido fluoridrico reagirà con #1# Talpa di idrossido di sodio e prodotti #1# Talpa di fluoruro di sodio.

Usa il molarity dell'acido fluoridrico e il volume del tampone per determinare quante moli hai in soluzione

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

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

Fare lo stesso per la base coniugata

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

Ora stai aggiungendo #0.0500# moli di idrossido di sodio nel tampone. Dal momento che hai meno talpe di base forte che su acido debole, ne consegue che l'idrossido di sodio sarà completamente consumato.

Il numero di moli di acido fluoridrico verrà modificato in

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

Sarà il numero di moli di anioni di fluoro aumentare dello stesso importo

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

Utilizzare il volume del buffer per calcolare le nuove molarità dell'acido debole e della sua base coniugata

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

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

Infine, usa il Henderson - equazione di Hasselbalch per trovare l' pH del buffer

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

Usa la costante di dissociazione acida, #K_a#, per ottenere il valore di #pK_a#

#pK_a = - log(K_a)#

Il pH della soluzione sarà quindi

#"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)#

Infine, questo risultato ha senso?

Si noti che il buffer iniziale aveva pari concentrazioni di acido debole e base coniugata. Ciò significa che l'equazione di HH può essere ridotta a

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

Inizialmente, il pH della soluzione era uguale a #3.46#.

Il buffer quindi convertiti la base forte alla base debole, e quindi la concentrazione della base coniugata è maggiore di quello dell'acido debole. Questo è il motivo per cui il pH del buffer aumenta dopo l'aggiunta della base forte.