¿Cuál sal mejor podrá amortiguar la adición de HCl?

Question

A partir de estas tres sales, será mejor capaz de amortiguar la adición de$\ce{HCl}$: cloruro de amonio, carbonato de sodio o acetato de amonio.

Creo que el carbonato de sodio es la opción correcta porque cuando se disocia en agua forma una solución básica, por lo tanto, cuando$\ce{HCl}$ se mezcla con carbonato de sodio, será el mejor tampón, pero es una base débil, por lo que estoy confundido. Entonces, ¿alguien puede explicar cuál es el mejor?

Answer 1

Para elegir la mejor sal en este caso, se debe escoger el menos ácido catión y el más básico de aniones.

Mientras que el sodio no se disocian en $\ce{H+}$ iones de amonio puede, por lo que las sales de amonio será más ácida que la de sus homólogos de sodio.

Además de ser el más básico ($\mathrm{p}K_\mathrm{b}(\ce{CO3^{2-}})=3.67$, $\mathrm{p}K_\mathrm{b}(\ce{C2H3O2-})=9.24$, $\mathrm{p}K_\mathrm{b}(\ce{Cl-})=20.3$), carbonato es también un diácido de base cuyo ácido conjugado es también una base más fuerte que los otros dos aniones ($\mathrm{p}K_\mathrm{b}(\ce{HCO3-})=7.63$).

Así, el carbonato de sodio es la mejor opción.

Answer 2

De la parte superior de mi cabeza...

• Cloruro de amonio

Definitivamente no esta sal. Habrá un poco de amoníaco libre de la solubilidad de la $\ce{NH4^+}$ catión. El $\ce{Cl^-}$ es un espectador de aniones.

• Carbonato de sodio

El $\ce{Na^+}$ es un espectador de cationes. El $\ce{CO3^{2-}}$ sobre todo $\ce{CO3^{2-}}$ con un poco de $\ce{HCO3^-}$. Así pues, el coeficiente de $\frac{\ce{HCO3^-}}{\ce{CO3^{2-}}}$ (y por tanto el pH) va a cambiar rápidamente con la adición de $\ce{H+}$.

• Acetato de amonio

Algunos de amonio se protonate el anión acetato. Así que al final termina con una mezcla de $\ce{NH4^+}$, $\ce{NH3}$, $\ce{OAc^{-}}$ y $\ce{HOAc}$. Creo que esta solución tiene más capacidad tampón de ácido.

Parece que necesita para resolver todos estos para $\dfrac{d\text{pH}}{d\ce{H+}}$ -- bien los dos últimos de todos modos...

SOLUCIÓN

Mi cálculo-foo se pierde en esto, así que vamos a la fuerza bruta sólo una respuesta. Supongamos que tenemos 1.00 litros de 0,1 molar de soluciones de cada una de las sales. Vamos a calcular el pH de la sal, agregar el $1.00\times10^{-3}$ moles de $\ce{H+}$ y se calcula el nuevo pH. A continuación, podemos calcular:

$\dfrac{d\text{pH}}{d\ce{H+}} = \dfrac{\text{pH}_2 - \text{pH}_1}{1.00\times10^{-3}}$

• Cloruro de amonio

$\ce{NH4+ <=> H+ + NH3 }$

$\text{K}_\text{a} = 5.75\times10^{-10} = \dfrac{\ce{[H+][NH3]}}{\ce{[NH4+]}}$

suponga $\ce{[H+]=[NH3]}$ $\ce{[NH4+]=0.1}$ molar luego de simplificar

$\ce{[H+]} = \sqrt{\text{K}_\text{a}\times\ce{[NH4+]}} = 7.56\times10^{-6}$

pH = 5.121

ahora podemos resolver para

$\dfrac{\ce{[NH3]}}{\ce{[NH4+]}} = \dfrac{\text{K}_\text{a}}{\ce{[H+]}} = \dfrac{5.75\times10^{-10}}{7.56\times10^{-6}} = 7.61\times 10^{-5} $

Así que no hay ninguna cantidad significativa de $\ce{NH3}$ a protonate y el ácido añadido puede ser añadido a la concentración inicial de \ce{H+}$ de la sal.

final $\ce{[H+]} = 7.56\times10^{-6} + 1.00\times10^{-3} = 1.008\times10^{-3}$

pH = 2.997

$\dfrac{d\text{pH}}{d\ce{H+}} = \dfrac{\text{pH}_2 - \text{pH}_1}{1.00\times10^{-3}} = \dfrac{2.997 - 5.121 }{1.00\times10^{-3}} = -2.12\times10^{-3}$

• Carbonato de sodio

Necesito volver a trabajar este...

$\ce{CO3^- <=> OH^- + HCO3^{-}}$

$\text{K}_\text{b} = 2.14\times10^{-4} = \dfrac{\ce{[OH^-][HCO3^-]}}{\ce{[CO3^-]}}$

suponga $\ce{[HCO3^-] = [OH^-]}$ $\ce{[CO3^{2-}] = 0.100}$ molar luego de simplificar

$\ce{[OH-]} = \sqrt{\text{K}_\text{b}\times\ce{[CO3^{2-}]}} = 4.63\times10^{-3}$

$\ce{[H+]} = \dfrac{1.00\times10^{-14}}{\ce{[OH-]}} = 2.16\times10^{-12}$

pH = 11.665

Ahora bien, si añadimos el 0,001 moles de $\ce{H+}$.

Vamos a esencialmente neutralizar algunos $\ce{OH-}$ y hacer algo de $\ce{HCO3-}$, pero sabemos que

$\ce{[HCO3-] - [OH-]} = 0.001$ o $\ce{[HCO3-]} = 0.001 + \ce{[OH-]}$

$2.14\times10^{-4} = \dfrac{\ce{[OH^-][HCO3^-]}}{\ce{[CO3^-]}}$

$2.14\times10^{-3} = \ce{0.001[OH^-] + [OH^-]^2}$

$0 = \ce{[OH^-]^2 + 0.001[OH^-]} - 2.14\times10^{-3} $

$\ce{[OH^-]} = ?$

$\ce{[H+]} = \dfrac{1.00\times10^{-14}}{\ce{[OH-]}} = \?$

pH = ?

Hmm.. esto va a ser sólo un poco por debajo de 11.665