Par Robert Schrader Mis à jour le 24 mars 2022
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 créez un tampon en utilisant respectivement un acide ou une base « faible » et sa base ou son 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 de Henderson-Hasselbalch, également connue sous le nom d'« équation du tampon ».
Utilisez l'équation du 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 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 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.
Calculez le pH d’une 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'ions ammonium (NH4+). Consultez un tableau de pKb pour localiser le pKb de l'ammoniac, 4,75. À l’aide de l’équation tampon, déterminez que pOH =4,75 + log (1,3/4,0) =4,75 + log (.325) =4,75 + (-.488) =4,6. N'oubliez pas 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 disposez d'un tampon d'acide carbonique avec un pH de 6,2 dont vous savez qu'il est composé de 1,37 M d'hydrogénocarbonate, 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). Déterminez 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 de Henderson Hasselbalch fonctionne également pour les bases, à condition d'utiliser pOH au lieu de 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) – 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.
Vous pouvez voir deux valeurs pour l’acide carbonique lorsque vous consultez votre tableau pKa. En effet, H2CO3 possède 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. Aux fins du calcul, vous devez uniquement considérer la première valeur.