Em química, um "buffer" é uma solução que você adiciona a outra solução para balancear seu pH, sua acidez relativa ou sua alcalinidade. Você faz um tampão usando um ácido ou base "fraca" e sua base ou ácido "conjugado", respectivamente. Para determinar o pH de um buffer - ou extrapolar a partir do seu pH a concentração de qualquer um dos seus componentes - você pode fazer uma série de cálculos baseados na equação de Henderson-Hasselbalch, que também é conhecida como "equação do buffer". >

Use a equação de buffer para determinar o pH de uma solução tampão ácida, dadas certas concentrações de ácido-base. A equação de Henderson-Hasselbalch é a seguinte: pH = pKa + log ([A -] /[HA]), onde "pKa" é a constante de dissociação, um número único para cada ácido, "[A-]" representa a concentração de base conjugada em moles por litro (M) e "[HA]" representa a concentração do próprio ácido. Por exemplo, considere um buffer que combina 2,3 M ácido carbônico (H2CO3) com .78 M hidrogênio carbonato de íons (HCO3-). Consulte uma tabela pKa para ver que o ácido carbônico tem um pKa de 6,37. Conectando esses valores na equação, você vê que o pH = 6,37 + log (0,78 /2,3) = 6,37 + log (0,339) = 6,37 + (-0,470) = 5,9.

Calcule o pH de um solução tampão alcalina (ou básica). Você pode reescrever a equação de Henderson-Hasselbalch para bases: pOH = pKb + log ([B +] /[BOH]), onde "pKb" é a constante de dissociação da base, "[B +]" representa a concentração do ácido conjugado de uma base e "[BOH]" é a concentração da base. Considere um buffer que combina amônia 4.0 M (NH3) com íon amônio 1.3 M (NH4 +), Consulte uma tabela pKb para localizar pKb de amônia, 4.75. Usando a equação de buffer, determine que pOH = 4.75 + log (1.3 /4.0) = 4.75 + log (.325) = 4.75 + (-.488) = 4.6. Lembre-se que pOH = 14 - pH, então pH = 14 -pOH = 14 - 4,6 = 9,4.

Determine a concentração de um ácido fraco (ou sua base conjugada), dado seu pH, pKa ea concentração de o ácido fraco (ou a sua base conjugada). Tenha em mente que você pode reescrever um "quociente" de logaritmos - ou seja, log (x /y) - como log x - log y, reescreva a equação de Henderson Hasselbalch como pH = pKa + log [A-] - log [HA]. Se você tem um tampão de ácido carbônico com um pH de 6.2 que você sabe que é feito com 1.37 M hidrogenocarbonato, calcule seu [HA] como segue: 6.2 = 6.37 + log (1.37) - log [HA] = 6.37 + .137 - log [HA] Por outras palavras, log [HA] = 6,37 - 6,2 + 0,17 = 0,307. Calcule [HA] tomando o "registro inverso" (10 ^ x na calculadora) de 0,307. A concentração de ácido carbônico é, portanto, de 2,03 M.

Calcule a concentração de uma base fraca (ou seu ácido conjugado), dado seu pH, pKb e a concentração do ácido fraco (ou sua base conjugada). Determine a concentração de amônia em um tampão de amônia com pH de 10,1 e concentração de íon amônio de 0,98 M, tendo em mente que a equação de Henderson Hasselbalch também funciona para bases - desde que você use pOH ao invés de pH. Converta o seu pH em pOH da seguinte forma: pOH = 14 - pH = 14 - 10,1 = 3,9. Em seguida, conecte seus valores à equação do buffer alcalino "pOH = pKb + log [B +] - log [BOH]" da seguinte maneira: 3.9 = 4.75 + log [.98] - log [BOH] = 4.75 + (-0.009) - log [BOH] Como log [BOH] = 4,75 - 3,9 - 0,009 = 0,841, a concentração de amônia é o log inverso (10 ^ x) ou 0,841, ou 6,93 M.

Dica

Você pode ver dois valores para o ácido carbônico quando você consulta sua tabela pKa. Isso ocorre porque o H2CO3 tem dois hidrogênios - e, portanto, dois "prótons" - e pode se dissociar duas vezes, de acordo com as equações H2CO3 + H2O - > HCO3 - + H3O + e HCO3 - + H2O - > CO3 (2-) + H3O. Para os fins do cálculo, você precisa considerar apenas o primeiro valor.