Av Robert Schrader Uppdaterad 24 mars 2022
Inom kemi är en "buffert" en lösning du lägger till en annan lösning för att balansera dess pH, dess relativa surhet eller dess alkalinitet. Du gör en buffert med hjälp av en "svag" syra eller bas och dess "konjugerade" bas eller syra. För att bestämma en bufferts pH – eller extrapolera från dess pH koncentrationen av någon av dess komponenter – kan du göra en serie beräkningar baserade på Henderson-Hasselbalchs ekvation, som också är känd som "buffertekvationen."
Använd buffertekvationen för att bestämma pH för en sur buffertlösning, givet vissa syra-baskoncentrationer. Henderson-Hasselbalchs ekvation är som följer:pH =pKa + log ([A-]/[HA]), där "pKa" är dissociationskonstanten, ett tal unikt för varje syra, "[A-]" representerar koncentrationen av konjugatbas i mol per liter (M) och "[HA]" representerar koncentrationen av själva syran. Tänk till exempel på en buffert som kombinerar 2,3 M kolsyra (H2CO3) med 0,78 M vätekarbonatjon (HCO3-). Se en pKa-tabell för att se att kolsyra har ett pKa på 6,37. Om du kopplar in dessa värden i ekvationen ser du att pH =6,37 + log (.78/2.3) =6.37 + log (.339) =6.37 + (-0.470) =5.9.
Beräkna pH för en alkalisk (eller basisk) buffertlösning. Du kan skriva om Henderson-Hasselbalchs ekvation för baser:pOH =pKb + log ([B+]/[BOH]), där "pKb" är basens dissociationskonstant, "[B+]" står för koncentrationen av en bass konjugerade syra och "[BOH]" är koncentrationen av basen. Överväg en buffert som kombinerar 4,0 M ammoniak (NH3) med 1,3 M ammoniumjon (NH4+), konsultera en pKb-tabell för att lokalisera ammoniakens pKb, 4,75. Använd buffertekvationen och bestäm att pOH =4,75 + log (1,3/4,0) =4,75 + log (0,325) =4,75 + (-,488) =4,6. Kom ihåg att pOH =14 – pH, så pH =14 -pOH =14 – 4,6 =9,4.
Bestäm koncentrationen av en svag syra (eller dess konjugerade bas), givet dess pH, pKa och koncentrationen av den svaga syran (eller dess konjugerade bas). Tänk på att du kan skriva om en "kvot" av logaritmer – dvs. log (x/y) – som log x – log y, skriv om Henderson Hasselbalchs ekvation som pH =pKa + log [A-] – log [HA]. Om du har en kolsyrabuffert med ett pH på 6,2 som du vet är gjord av 1,37 M vätekarbonat, beräkna dess [HA] enligt följande:6,2 =6,37 + log(1,37) – log[HA] =6,37 + ,137 – log[HA]. Med andra ord log[HA] =6.37 – 6.2 + .137 =.307. Beräkna [HA] genom att ta den "omvända loggen" (10^x på din miniräknare) på .307. Koncentrationen av kolsyra är alltså 2,03 M.
Beräkna koncentrationen av en svag bas (eller dess konjugerade syra), givet dess pH, pKb och koncentrationen av den svaga syran (eller dess konjugerade bas). Bestäm koncentrationen av ammoniak i en ammoniakbuffert med pH 10,1 och ammoniumjonkoncentration på 0,98 M, med tanke på att Henderson Hasselbalchs ekvation också fungerar för baser – så länge du använder pOH istället för pH. Konvertera ditt pH till pOH enligt följande:pOH =14 – pH =14 – 10,1 =3,9. Anslut sedan dina värden till den alkaliska buffertekvationen "pOH =pKb + log[B+] – log [BOH]" enligt följande:3,9 =4,75 + log[.98] – log[BOH] =4,75 + (-0,009) – log[BOH]. Eftersom log[BOH] =4.75 – 3.9 – .009 =.841 är koncentrationen av ammoniak den omvända logaritmen (10^x) eller .841, eller 6.93 M.
Du kan se två värden för kolsyra när du konsulterar din pKa-tabell. Detta beror på att H2CO3 har två väten – och därför två "protoner" – och kan dissociera två gånger, enligt ekvationerna H2CO3 + H2O –> HCO3 – + H3O + och HCO3 – + H2O –> CO3 (2-) + H3O. För beräkningsändamål behöver du bara ta hänsyn till det första värdet.
