En química, un "tampón" es una solución que se agrega a otra solución para equilibrar su pH, su acidez relativa o su alcalinidad. Usted hace un tampón usando un ácido o base "débil" y su base o ácido "conjugado", respectivamente. Para determinar el pH de un tampón, o extrapolar de su pH la concentración de cualquiera de sus componentes, puede hacer una serie de cálculos basados en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que también se conoce como el "búfer ecuación."
Utilice la ecuación tampón para determinar el pH de una solución tampón ácida, dadas ciertas concentraciones ácido-base. La ecuación de Henderson-Hasselbalch es la siguiente: pH = pKa + log ([A -] / [HA]), donde "pKa" es la constante de disociación, un número exclusivo de cada ácido, "[A-]" representa la concentración de base conjugada en moles por litro (M) y "[HA]" representa la concentración del ácido sí mismo. Por ejemplo, considere un tampón que combina ácido carbónico 2,3 M (H2CO3) con ion carbonato de hidrógeno 0,78 M (HCO3-). Consulte una tabla de pKa para ver que el ácido carbónico tiene un pKa de 6,37. Al colocar estos valores en la ecuación, verá que pH = 6.37 + log (.78 / 2.3) = 6.37 + log (.339) = 6.37 + (-0.470) = 5.9.
Calcule el pH de una solución tampón alcalina (o básica). Puede reescribir la ecuación de Henderson-Hasselbalch para las bases: pOH = pKb + log ([B +] / [BOH]), donde "pKb" es la base constante de disociación, "[B +]" representa la concentración del ácido conjugado de una base y "[BOH]" es la concentración de la base. Considere un tampón que combina amoníaco (NH3) 4.0 M con ion amonio (NH4 +) 1.3 M. Consulte una tabla de pKb para ubicar el pKb del amoníaco, 4.75. Usando la ecuación del tampón, determine que pOH = 4.75 + log (1.3 / 4.0) = 4.75 + log (.325) = 4.75 + (-.488) = 4.6. Recuerde que pOH = 14 - pH, entonces pH = 14 -pOH = 14 - 4.6 = 9.4.
Determine la concentración de un ácido débil (o su base conjugada), dado su pH, pKa y la concentración del ácido débil (o su base conjugada). Teniendo en cuenta que puede reescribir un "cociente" de logaritmos, es decir. log (x / y) - como log x - log y, reescriba la ecuación de Henderson Hasselbalch como pH = pKa + log [A-] - log [HA]. Si tiene un tampón de ácido carbónico con un pH de 6.2 que sabe que está hecho con carbonato de hidrógeno 1.37 M, calcule su [HA] de la siguiente manera: 6.2 = 6.37 + log (1.37) - log [HA] = 6.37 + .137 - log [HA]. En otras palabras, log [HA] = 6.37 - 6.2 + .137 = .307. Calcula [HA] tomando el "log inverso" (10 ^ x en tu calculadora) de .307. Por tanto, la concentración de ácido carbónico es de 2,03 M.
Calcule la concentración de una base débil (o su ácido conjugado), dado su pH, pKb y la concentración del ácido débil (o su base conjugada). Determine la concentración de amoníaco en un tampón de amoníaco con un pH de 10.1 y una concentración de iones de amonio de .98 M, teniendo en cuenta que la ecuación de Henderson Hasselbalch también funciona para bases, siempre que use pOH en lugar de pH. Convierta su pH a pOH de la siguiente manera: pOH = 14 - pH = 14 - 10.1 = 3.9. Luego, ingrese sus valores en el búfer alcalino ecuación "pOH = pKb + log [B +] - log [BOH]" como sigue: 3.9 = 4.75 + log [.98] - log [BOH] = 4.75 + (-0.009) - log [BOH]. Dado que log [BOH] = 4.75 - 3.9 - .009 = .841, la concentración de amoníaco es el log inverso (10 ^ x) o .841, o 6.93 M.
