Back to chapter

16.4:

Berekenen van Veranderingen in pH in een Bufferoplossing

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

Een kleine pH-verandering treedt op in een bufferoplossing door toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of de toevoeging van een kleine hoeveelheid sterke base. Deze pH-verandering wordt berekend in twee verschillende stappen. Allereerst wordt een stoichiometrische berekening gebruikt om de verandering in de concentraties te bepalen.Vervolgens wordt een evenwichtsberekening gebruikt om de nieuwe pH van de oplossing te bepalen, ofwel met behulp van een ICE-tabel of de Henderson-Hasselbalch-vergelijking. De pH van een buffer die twee molair fluorwaterstofzuur en natriumfluoride bevat, kan worden berekend voor en na het toevoegen van een sterk zuur of een sterke base. De Henderson-Hasselbalch-vergelijking kan worden gebruikt om de initiële pH van deze buffer te bepalen, omdat de concentraties hoog zijn ten opzichte van de Ka van het zwakke zuur en de verandering in de concentraties minder dan 5 procent is.De pKa voor fluorwaterstofzuur kan worden berekend op 3, 46. Wanneer de concentratie van zwak zuur en geconjugeerde base in een oplossing gelijk is, is de pH gelijk aan de pKa. Daarom is de aanvankelijke pH 3, 46.Als aan één liter van deze buffer 0, 2 mol zoutzuur wordt toegevoegd, in de veronderstelling dat het een verwaarloosbare volumeverandering veroorzaakt, wordt het toegevoegde zuur geneutraliseerd door de fluoride-ionen, waarbij fluorwaterstofzuur ontstaat. Dit leidt tot een stoichiometrische afname van de concentratie van fluoride-ionen met 0, 2 mol en een gelijke toename van de fluorwaterstofzuurconcentratie. De nieuwe concentraties kunnen worden ingevoegd in de Henderson-Hasselbalch-vergelijking.Als dit is opgelost, is de nieuwe pH 3, 37, minder dan de aanvankelijke pH-waarde van 3, 46. Doordat er sterk zuur werd toegevoegd, is er een afname van de pH, maar de afname is klein omdat de oplossing gebufferd is. Als daarentegen 0, 1 mol natriumhydroxide wordt toegevoegd aan één liter van de buffer, in de veronderstelling dat het een een verwaarloosbare volumeverandering veroorzaakt, wordt de toegevoegde base geneutraliseerd door te reageren met fluorwaterstofzuur.Dit veroorzaakt een stoichiometrische afname van de fluorwaterstofzuurconcentratie met 0, 1 mol en een gelijke toename van het fluoride-ion. Met behulp van de Henderson-Hasselbalch-vergelijking is de pH van de oplossing 3, 50, wat iets hoger is dan de aanvankelijke pH-waarde van 3, 46 als gevolg van de toevoeging van natriumhydroxide.

16.4:

Berekenen van Veranderingen in pH in een Bufferoplossing

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.