En chimie, un "tampon" est une solution que l'on ajoute à une autre solution afin d'équilibrer son pH, son acidité relative ou son alcalinité. Vous faites un tampon en utilisant respectivement un acide ou une base "faible" et sa base ou acide "conjugué". Pour déterminer le pH d'un tampon - ou extrapoler à partir de son pH la concentration de l'un de ses composants - vous pouvez effectuer une série de calculs basés sur l'équation d'Henderson-Hasselbalch, également connue sous le nom de « tampon équation."
Utilisez l'équation du tampon pour déterminer le pH d'une solution tampon acide, compte tenu de certaines concentrations acide-base. L'équation d'Henderson-Hasselbalch est la suivante: pH = pKa + log ([A-]/[HA]), où « pKa » est la constante de dissociation, un nombre unique à chaque acide, "[A-]" représente la concentration de base conjuguée en moles par litre (M) et "[HA]" représente la concentration de l'acide lui-même. Par exemple, considérons un tampon qui combine 2,3 M d'acide carbonique (H2CO3) avec 0,78 M d'ions hydrogénocarbonate (HCO3-). Consultez un tableau pKa pour voir que l'acide carbonique a un pKa de 6,37. En branchant ces valeurs dans l'équation, vous voyez que pH = 6,37 + log (0,78/2,3) = 6,37 + log (0,339) = 6,37 + (-0,470) = 5,9.
Calculer le pH d'une solution tampon alcaline (ou basique). Vous pouvez réécrire l'équation d'Henderson-Hasselbalch pour les bases: pOH = pKb + log ([B+]/[BOH]), où "pKb" est le constante de dissociation, "[B+]" représente la concentration de l'acide conjugué d'une base et "[BOH]" est la concentration de la base. Considérez un tampon qui combine 4,0 M d'ammoniac (NH3) avec 1,3 M d'ions ammonium (NH4+), consultez un tableau pKb pour localiser le pKb de l'ammoniac, 4,75. En utilisant l'équation du tampon, déterminez que pOH = 4,75 + log (1,3/4,0) = 4,75 + log (0,325) = 4,75 + (- 0,488) = 4,6. Rappelez-vous que pOH = 14 - pH, donc pH = 14 -pOH = 14 - 4,6 = 9,4.
Déterminer la concentration d'un acide faible (ou de sa base conjuguée), compte tenu de son pH, de son pKa et de la concentration de l'acide faible (ou de sa base conjuguée). En gardant à l'esprit que vous pouvez réécrire un "quotient" de logarithmes - c'est-à-dire log (x/y)--comme log x - log y, réécrivez l'équation de Henderson Hasselbalch comme pH = pKa + log [A-] - log [HA]. Si vous avez un tampon d'acide carbonique avec un pH de 6,2 que vous savez fabriqué avec du carbonate acide 1,37 M, calculez son [HA] comme suit: 6,2 = 6,37 + log (1,37) - log[HA] = 6,37 + 0,137 - log[HA]. En d'autres termes log[HA] = 6,37 - 6,2 + 0,137 = 0,307. Calculez [HA] en prenant le "log inverse" (10^x sur votre calculatrice) de 0,307. La concentration en acide carbonique est donc de 2,03 M.
Calculer la concentration d'une base faible (ou de son acide conjugué), compte tenu de son pH, de son pKb et de la concentration de l'acide faible (ou de sa base conjuguée). Déterminer la concentration d'ammoniac dans un tampon d'ammoniac avec un pH de 10,1 et une concentration en ions ammonium de 0,98 M, en gardant à l'esprit que l'équation d'Henderson Hasselbalch fonctionne également pour les bases - tant que vous utilisez pOH au lieu de pH. Convertissez votre pH en pOH comme suit: pOH = 14 - pH = 14 - 10,1 = 3,9. Ensuite, branchez vos valeurs dans le tampon alcalin l'équation "pOH = pKb + log[B+] - log [BOH]" comme suit: 3,9 = 4,75 + log[,98] - log[BOH] = 4,75 + (-0,009) - log[BOH]. Puisque log[BOH] = 4,75 - 3,9 - 0,009 = 0,841, la concentration d'ammoniac est l'inverse du log (10^x) ou 0,841, ou 6,93 M.