En chimie, un "tampon" est une solution que vous ajoutez à une autre solution afin d'équilibrer son pH, son acidité relative ou son alcalinité. Vous faites un tampon en utilisant un acide ou une base "faible" et sa base "conjuguée" ou acide, respectivement. Pour déterminer le pH d'un tampon - ou extrapoler à partir de son pH la concentration de l'un quelconque de ses composants - vous pouvez effectuer une série de calculs basés sur l'équation de Henderson-Hasselbalch, également appelée «équation tampon». >
Utiliser l'équation tampon pour déterminer le pH d'une solution tampon acide, compte tenu de certaines concentrations acido-basiques. L'équation de Henderson-Hasselbalch est la suivante: pH = pKa + log ([A -] /[HA]), où "pKa" est la constante de dissociation, un nombre propre 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 l'acide carbonique 2,3 M (H2CO3) avec l'ion carbonate d'hydrogène 0,78 M (HCO3-). Consulter une table pKa pour voir que l'acide carbonique a un pKa de 6,37. En insérant ces valeurs dans l'équation, vous voyez que pH = 6.37 + log (.78 /2.3) = 6.37 + log (.339) = 6.37 + (-0.470) = 5.9.
Calculer le pH d'un solution tampon alcaline (ou basique). Vous pouvez réécrire l'équation de Henderson-Hasselbalch pour les bases: pOH = pKb + log ([B +] /[BOH]), où «pKb» est la constante de dissociation de la base, «[B +]» représente la concentration de l'acide conjugué d'une base et "[BOH]" est la concentration de la base. Considérons un tampon qui combine 4,0 M d'ammoniac (NH3) avec 1,3 M d'ion d'ammonium (NH4 +), consultez un tableau pKb pour localiser pKb de l'ammoniac, 4,75. En utilisant l'équation tampon, déterminer que pOH = 4.75 + log (1.3 /4.0) = 4.75 + log (.325) = 4.75 + (-.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), étant donné son pH, pKa et la concentration de l'acide faible (ou sa base conjuguée). Gardez à l'esprit que vous pouvez réécrire un "quotient" de logarithmes - c'est-à-dire log (x /y) - log x - log y, réécrire 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 est fait avec de l'hydrogénocarbonate 1,37 M, calculer son [HA] comme suit: 6.2 = 6.37 + log (1.37) - log [HA] = 6.37 + .137 - journal [HA]. En d'autres termes, log [HA] = 6.37 - 6.2 + .137 = .307. Calculez [HA] en prenant le "log inverse" (10 ^ x sur votre calculatrice) de .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, du pKb et de la concentration de l'acide faible (ou de sa base conjuguée). Déterminer la concentration d'ammoniac dans un tampon d'ammoniaque avec un pH de 10,1 et une concentration d'ions ammonium de 0,98 M, en gardant à l'esprit que l'équation de Henderson Hasselbalch fonctionne aussi pour les bases - tant que vous utilisez pOH au lieu du pH. Convertissez votre pH en pOH comme suit: pOH = 14 - pH = 14 - 10,1 = 3,9. Ensuite, branchez vos valeurs à l'équation du tampon alcalin "pOH = pKb + log [B +] - log [BOH]" comme suit: 3.9 = 4.75 + log [.98] - log [BOH] = 4.75 + (-0.009) - journal [BOH]. Depuis log [BOH] = 4.75 - 3.9 - .009 = .841, la concentration d'ammoniac est le log inverse (10 ^ x) ou .841, ou 6.93 M.
Astuce
Vous pouvez voir deux valeurs pour l'acide carbonique lorsque vous consultez votre tableau pKa. C'est parce que H2CO3 a deux hydrogènes - et donc deux "protons" - et peut se dissocier deux fois, selon les équations H2CO3 + H2O - > HCO3 - + H3O + et HCO3 - + H2O - > CO3 (2-) + H3O. Pour les besoins du calcul, il suffit de considérer la première valeur.
