Melhor resposta
Parece que há várias definições de Molécula Polar on-line. Um indica que uma molécula polar tem uma carga geral positiva ou negativa. Certamente isso só ocorreria em seu estado ionizado, ou seja, dissolvido, tornando-o iônico por natureza, e o CH3OH se dissolve na água, que é outra definição. A molécula total em sua forma não iônica não é simétrica, portanto, a “extremidade” O-H teria uma carga ligeiramente mais negativa do que a “extremidade” C-H3 + ve. Tornando-se um dipolo, portanto polar! No entanto, dito que a molécula em si não é + ve ou \_ve. à medida que as cobranças gerais se equilibram! Eu acho ??
Resposta
O buffer que você descreve pode ser ilustrado pelo seguinte equilíbrio:
CH3COOH (aq) + H2O (l) = CH3COO- (aq) + H3O + (aq)
CH3COOH é um ácido fraco, enquanto CH3COO- é uma base fraca (o Na + não é importante para o tampão, pode ser considerado um íon espectador).
O pH deste tampão depende do [CH3COOH] e do [CH3COO-].
A alta concentração de CH3COO- (do NaCH3COO adicionado) impede a capacidade do ácido acético de ionizar (Princípio de Le Chatelier) (como um ácido fraco, seu potencial de ionização já é baixo, então a presença de íons acetato o torna ainda mais baixo).
Isso significa que podemos criar um tampão de vários pHs, ajustando as concentrações desses dois componentes. Mais CH3COOH e menos NaCH3COO reduzem o pH do tampão (menos CH3COO- no sistema permitirá que o CH3COOH ionize um pouco mais, adicionando mais H3O + ao sistema). Menos CH3COOH e mais NaCH3COO aumentam o pH do tampão (mais CH3COO- reduz a capacidade do CH3COOH de ionizar, reduzindo a quantidade de H3O + no sistema). (LeChatelier)
Portanto, um buffer consiste em; (1) grande quantidade de ácido não ionizado que está disponível para neutralizar qualquer base que possa ser adicionada ao sistema (neste caso, CH3COOH) e (2) uma grande quantidade de base conjugada que pode neutralizar qualquer ácido adicionado ao sistema (neste caso CH3COO-).
Portanto, se NaOH for adicionado ao sistema, ocorre a seguinte reação :
CH3COOH (aq) + NaOH (aq) -> CH3COO- (aq) + H2O (l) + Na + (aq)
A reação mostra que parte do ácido acético reage com o OH- da base e converte em água. Portanto, o pH não mudará tão drasticamente como mudaria sem o tampão. Sem um buffer, a adição de OH- causaria um aumento significativo no pH.
No entanto, você notará que a adição de OH- ao sistema consome parte do CH3COOH e produz mais CH3COO- . Conforme mencionado anteriormente, o pH do tampão depende das concentrações desses dois componentes. A adição da base fez com que o [CH3COOH] diminuísse um pouco e o [CH3COO-] aumentasse um pouco. Isso significa que haverá uma pequena mudança no pH do tampão, agora ele é composto de um pouco mais de base conjugada e um pouco menos de ácido, então o pH aumentará ligeiramente (mas nada perto do que teria sem o biffer) .
Você não perguntou, mas também podemos ver como o sistema responderá à adição de uma pequena quantidade de um ácido forte, como HCl (aq) (H3O + (aq) + Cl- (aq))
Com a adição de um ácido, a base conjugada no tampão é agora chamada para “neutralizar” o ácido :
CH3COO- (aq) + H3O + (aq) + Cl- (aq) -> CH3COOH (aq) + H2O (l) + Cl- (aq)
Aqui , você vê que parte da base conjugada (íon acetato) aceita o H + do H3O + adicionado, convertendo-o em água. Portanto, o pH não muda dramaticamente. Sem o tampão, a adição de HCl aumentaria o [H3O +] causando uma queda no pH.
No entanto, como com a adição de base, a adição de ácido também altera o [CH3COOH] e o [CH3COO-] . Nesse caso, [CH3COOH] aumentará ligeiramente, enquanto [CH3COO-] diminuirá ligeiramente. Portanto, o novo pH será ligeiramente mais baixo do que era antes, mas, novamente, nem de longe tão baixo quanto estaria sem o buffer.