Back to chapter

16.4:

חישוב שינוייpH בתמיסת בופר

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Calculating pH Changes in a Buffer Solution

Languages

Share

שינוי זעיר ב-pH מתרחש בתמיסת בופר בעת הוספת כמות קטנה של חומצה חזקה או הוספת כמות קטנה של בסיס חזק. שינוי זה ב-pH מחושב בשני צעדים מובחנים. ראשית משתמשים בחישוב סטויכומטרי כדי למצוא את השינוי בריכוזים.לאחר מכן מבצעים חישוב שיווי משקל על מנת לחשב את ה-pH החדש של התמיסה, על ידי טבלת ICE או משוואת הנדרסון-האסלבאך. ניתן לחשב את ה-pH של בופר המכיל שני מולר של חומצה הידרופלואורית ונתרן פלואוריד, לפני ואחרי הוספת חומצה חזקה או בסיס חזק. ניתן להשתמש במשוואת הנדרסון-האסלבאך כדי למצוא את pH ההתחלה של בופר זה משום שהריכוזים גבוהים ביחס ל-Ka של החומצה החלשה, והשינוי בריכוזים הוא פחות מ-5 אחוז.ניתן לחשב שה-pKa של חומצה הידרופלואורית הוא 3.46. כשהריכוזים של חומצה חלשה ובסיס מצומד בתמיסה הם זהים, ה-pH שווה ל-pKa. לפיכך, הpH ההתחלתי הוא 3.46.אם מוסיפים 0.2 מולים של חומצה הידרוכלורית לליטר אחד של בופר, בהנחה שהוא יגרום לשינוי זניח בנפח, החומצה שהתווספה מנוטרלת על ידי יוני פלואוריד, המייצרים חומצה הידרופלואורית. תהליך זה מוביל לירידה סטויכומטרית של 0.2 מול בריכוז יוני הפלואוריד ועלייה שווה בריכוז החומצה ההידרופלואורית. ניתן להציב את הריכוזים החדשים במשוואת הנדרסון-האסלבאך.לאחר פתרון המשוואה, ה-pH החדש הוא 3.37, שהוא נמוך מ-pH ההתחלה, שהיה 3.46. משום שהוספנו חומצה חזקה, ערך ה-pH ירד, אבל הירידה היא קטנה, משום שמדובר בתמיסת בופר. לעומת זאת, אם מוסיפים 0.1 מולים של נתרן הידרוקסיד לליטר אחד של בופר, בהנחה שהוא יגרום לשינוי זניח בנפח, הבסיס שהתווסף מנוטרל כשהוא מגיב עם חומצה הידרופלואורית.תהליך זה מוביל לירידה סטויכומטרית בריכוז החומצה ההידרופלואורית ב-0.1 מול ולעלייה שווה ביוני פלואוריד. בעזרת משוואת הנדרסון-האסלבאך, נראה שערך pH התמיסה הוא 3.50, שהוא גבוה במעט מ-pH ההתחלה שהיה 3.46, בשל הוספת נתרן הידרוקסיד.

16.4:

חישוב שינוייpH בתמיסת בופר

A buffer can prevent a sudden drop or increase in the pH of a solution after the addition of a strong acid or base up to its buffering capacity; however, such addition of a strong acid or base does result in the slight pH change of the solution. The small pH change can be calculated by determining the resulting change in the concentration of buffer components, i.e., a weak acid and its conjugate base or vice versa. The concentrations obtained using these stoichiometric calculations can be used to determine the solution’s final pH using the Henderson-Hasselbalch equation or an ICE table.

For example, a buffered solution contains 0.65 mol of formic acid and sodium formate. As the concentration of the weak acid and its conjugate base is the same here, the solution’s pH is equal to the pKa of the weak acid, which is 3.74 in this case. If 0.05 mol HNO3 is added into this solution, the resultant changes in the concentration of the formic acid and sodium formate can be determined by stoichiometric calculations as shown in the table below.

H+ (aq) HCOO(aq) HCOOH (aq
Before addition (M) ~0.00 mol 0.65 mol 0.65 mol
Addition (M) 0.050 mol
After addition (M) ~0.00 mol 0.60 mol 0.70 mol

The solution’s final pH can then be determined by plugging in changed concentrations of formic acid and sodium formate into the Henderson-Hasselbalch equation.

Eq1

Thus, the addition of 0.05 mol of HNO3 reduces the pH of the solution from 3.74 to 3.67.

Similarly, if 0.10 mol NaOH is added into the same solution, the resultant changes in the concentration of the formic acid and sodium formate can be determined by stoichiometric calculations as shown in the table below.

OH (aq) HCOOH (aq) HCOO (aq) H2O (l)
Before addition (M) ~0.00 mol  0.65 mol 0.65 mol
Addition (M) 0.10 mol ­-
After addition (M) ~0.00 mol 0.55 mol 0.75 mol ­-

The final pH of the solution can then be determined by plugging in changed concentrations of formic acid and sodium formate into the Henderson-Hasselbalch equation.

Eq2

Thus, the addition of 0.10 mol NaOH increases the pH of the solution from 3.74 to 3.87.