Amortiguadores de ph

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[H+] = x [X!]total = x + 0,4 [Na+] = 0,4 ! Si reemplazamos estos valores en la ecuación de Henderson!Hasselbalch tendremos [X! ] pH = pKa + log [HX] Corresponde a la concentracióninicial de sal [0,4] pH = pKa + log [0,2] Corresponde a la concentración inicial del ácido ! Luego el pH de esta solución será: si Ka = 1,75 · 10!5 pKa = !log Ka pKa = ! (log 1,75 · 10!5)pKa = !(! 4,757) ! pKa = 4,757 entonces, [0,4] pH = pKa + log [0,2] [0,4] pH = 4,757 + log [0,2] pH = 4,757 + log 2 pH = 4,757 + 0,301
5
pH = 5,058 Veamos otro ejemplo.
•Calculemos el pH de una solución 0,5M de ácido acético (CH3COOH) Ka = 1,8 · 10!5. Como es un ácido débil y su concentración es alta, podemos aplicar: [H+] = " Ka Co [H+] = " (1,8 · 10!5) (0,5)[H+] = 3,0 · 10!3
si pH = !log [H+], entonces
pH = !(log 3,0 · 10!3)
pH = !(!2,522)
pH = 2,522
B) Calcularemos ahora el pH de una solución formada por ácido acético 0,5M yacetato de sodio 0,5M (CH3COONa).
Tenemos efecto de ion común por lo tanto: [Sal] pH = pKa + log [ácido]
si Ka = 1,8 · 10!5 pKa = !(log Ka) pKa = 4,74 [0,5]
luego, pH = 4,74 + log [0,5]pH = 4,74 + log 1 pH = 4,74
De este ejemplo concluimos dos cosas importantes 1.! El efecto de ion común provoca una disminución de la acidez de la solución (un aumento de pH) ya que la6
solución de ácido tiene un pH = 2,522 y la solución de ácido más su sal derivada tiene un pH = 4,74, lo que permite reafirmar que la presencia del ion común inhibe marcadamente laionización de ácido.
2.! Si la concentración inicial del ácido y de la sal son iguales, [Ácido] = [Sal], el pH de la solución esta dado por la constante de acidez del ácido, Ka.
pH= pKa
III.! Relación Sal!Ácido La relación sal!ácido, corresponde al cuociente entre la concentración de sal y ácido presente en solución, así:
[Sal] Relación sal!ácido ! [Ácido]
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