ÁCIDOS Y BASES

Las soluciones reguladoras son muy importantes en las reacciones químicas que se llevan a cabo en el laboratorio, en los procesos industriales y en nuestro cuerpo.

SOLUCIONES BUFFER, TAMPON,REGULADORA O AMORTIGUADORA

Es una solución constituida de un ácido débil y su sal, o una base débil y su sal.

Son aquellas soluciones quemantienen un pH aproximadamente constante cuando se agreganpequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen.

SOLUCIONES BUFFER, TAMPON,REGULADORA O AMORTIGUADORA

Un buen ejemplo de

una solución reguladora es la sangre que tiene un pH de 7.35. La adición de "pequeñas" cantidades de ácido o base a la sangre, hará que ésta cambie su valor de pH relativamente poco en el orden de unas pocas centésimas.

Ácido débil Fórmula Base conjugada Fórmula Rango de pH

Ácido acético CH3COOH acetato CH3COO- 3.6 - 5.8

Ácido carbónico H2CO3 bicarbonato HCO3- 5.4 - 7.4

Ácido fórmico HCOOH formiato HCOO- 2.7 - 4.7

Ácido fluorhídrico HF fluoruro F- 2.2 - 4.2

Base débil Fórmula ácido conjugado Fórmula Rango de pH

Amoníaco NH3 amonio NH4+ 8.2 - 10.2

Carbonato CO3-2 bicarbonato HCO3

- 9.3 - 11.3

Fosfato PO4-3 fosfato hidrogenado HPO4

-2 11.6 - 13.6

SOLUCIONES REGULADORAS O BUFFER

SOLUCIONES BUFFER, TAMPON,REGULADORA O AMORTIGUADORA

SOLUCIONES BUFFER, TAMPON,REGULADORA O AMORTIGUADORA

SOLUCIONES BUFFER

HPHP

Mecanismo de acción:HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A (aq)

[HA]][AlogpKpH;

][A[HA]K]O[H;

[HA]]O][H[AK aa3

3a

Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la izquierda,disminuirá el cociente [A-]/[HA] y el pH bajará.

Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con las cantidades (grandes) que hay de A- y HA, el cociente cambiará muypoco y el pH apenas se modificará.

Ejemplo:* si añado 0,001 mol de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3.* si añado 0,001 mol de HCl a un 1 L de disolución que contiene 0,7 mol de acético y 0,6 mol de acetato sódico, el pH pasa de 4,688 a 4,686.

HAApp

AHAKaOH

HAOHAKa KaH

log;; 33

¿Cómo calcular el pH de una disolución tampón?

¿Cómo estimar aproximadamente el pH de una disolución tampón?

Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugadason grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas,comparadas con las iniciales.

Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibriose pueden aproximar por las concentraciones iniciales.

Exacta

AproximadaEcuación de

Henderson-Hasselbalch

eq

eqKaH

HAA

pp

log

0

0logHAApp KaH

Karl Albert Hasselbalch(1874-1962)

Lawrence Joseph Henderson(1878-1942)

Características importantes de una disolución amortiguadora:* Su pH depende de Ka y de las concentraciones* Su capacidad amortiguadora

Capacidad amortiguadora Cantidad de ácido o base que se puedeagregar a un tampón antes de que el pH comience a cambiar demodo apreciable.

¿De qué depende?* Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea)* Del cociente [base]/[ácido]. (para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1. Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente. Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)

INDICADORESINDICADORESÁcidos o bases débiles cuyas formas ácido/baseconjugadas presentan colores diferentes.

HInd (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + Ind- (aq)

Color A Color B

Cuando a una disolución le añadimos un indicador,estarán presentes las dos especies HInd e Ind-.

HInd

OHIndHIndKa

3

¿Qué color veré?

• Si [HInd]/[Ind] 10 Color A (predomina forma ácida)• Si [HInd]/[Ind] 0.1 Color B (predomina forma básica)• Si 0.1[HInd]/[Ind]Color mezcla de A y B

El cociente depende de la Ka y del pH:

• Si [HInd]/[Ind] 10 10 KIndpH pKInd –1Color A (predomina forma ácida)

• Si [HInd]/[Ind] 0.1 0.1 KIndpH pKInd +1Color B (predomina forma básica)

• Si 0.1[HInd]/[Ind]pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mezcla A y B

Intervalo de viraje (2 unidades de pH)

IndHIndKOH

HIndOHIndK IndInd 33

Intervalos de viraje de indicadores

¿Cómo podemos saber la concentración de una solución desconocida que nos interesa, analito? Una de las alternativas es el método de titulación.En una titulación usamos una segunda solución que se conoce como solución standard, titulante y que tiene ciertas características.

TITULACIÓN O VALORACIÓN

Características de la solución estándar

• Tiene una sustancia que reacciona de una manera definida con el soluto de la primera solución ( concentración desconocida ).

• Se conoce exactamente la concentración de esta sustancia en la solución estándar.

• El tipo de solución más conocida es la Titulación Ácido-base

DESCRIPCIÓN DE UNA TITULACIÓN

Si tenemos una solución de HCl de concentración desconocida y una solución estándar de NaOH:

• El proceso de titulación consiste en medir una cantidad precisa de la solución de HCl.

• A esta solución se le agrega poco a poco cantidades fijas de la solución estándar (en este caso de NaOH) hasta que el ácido se ha neutralizado completamente. Es decir, hasta que una cantidad estequiométricamente equivalente de HCl y NaOH se hayan combinado.

• Esto se conoce con el nombre de punto de equivalencia de la titulación.

TITULACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE Y UNA BASE FUERTE

En este tipo deEn este tipo de experimentos, seexperimentos, se utilizan sustancias utilizan sustancias llamadasllamadasindicadores.indicadores. Por ej, la Por ej, la fenoftaleinafenoftaleina, que es, que es incolora en soluciones incolora en soluciones ácidasácidas pero se cambia pero se cambia su color a su color a rojo grosella rojo grosella en soluciones básicas.en soluciones básicas.

¿C¿Cómo sabemos queómo sabemos que hemos llegado al puntohemos llegado al punto dedeequivalencia en un titulación?equivalencia en un titulación?

¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia?

Curva de valoración: Representación del pH en función delvolumen añadido.

Punto deequivalencia

¿Cuál es el pH del punto de equivalencia?

• Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés) pH = 7• Si valoro ácido débil con base fuerte pH > 7• Si valoro base débil con ácido fuerte pH < 7

¿Cómo calcular el pH de ese punto o de cualquier punto de la curva?

¿Cómo sé que he llegado al punto de equivalencia sin necesidad derepresentar la curva de valoración entera?

Mediante un indicador apropiado

Apropiado: que cambie de color justo cuando la reacción llega al punto de equivalencia.

Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el saltode pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia.

p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte

Curva de valoración de una base fuerte con un ácido fuerte:

Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte:

Curva de valoración de un ácido diprótico con una base fuerte:

SALES POCO SOLUBLESSolubilidad, SEs la cantidad máxima de soluto que puede contener un solvente o solución a una determinada temperatura.

Formas de expresar la solubilidad

ppmsolventedekgsolutodemg

solucióndeLsolutodemol

aguadegsolutodeg ;;

100

Constante del producto iónico (Producto de solubilidad), KpsIndica la solubilidad del compuesto, mientras más pequeño sea el valor de Kps, menos soluble será el compuesto.

AgCl(s) + H2O Ag+(ac) + Cl-(ac)Kps = [Ag+][Cl-] / [AgCl]

[AgCl ] = constante.

Kps = [Ag+][Cl-] en C.S.: 25ºC y 1atm

Kps =

1010.8,1

Compuesto Kps (a 25 ºC

822

93

10

112

13

343

10.2,1

10.0,5

10.8,1

10.9,3

10.0,5

10.0,3)(

ClHg

BaCO

AgCl

CaF

AgBr

OHAl

Otros ejemplos de sales poco soluble (Kps < 1):

CaF2(s) Ca2+(ac) + 2F-(ac) Kps = [Ca2+][F-]2

Ag2CrO4(s) 2Ag+(ac) + CrO42- Kps = [Ag+]2[CrO4

2-]

Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(ac) + 2PO43- Kps = [Ca2+]3[PO4

3-]2

Para condiciones de no equilibrio, se usa el Producto Iónico “Q” Por ejemplo; consideremos el AgCl:

Q = [Ag+]o[Cl-]o

Donde:

[Ag+]o y [Cl-]o son concentraciones iniciales y no de equilibrio

Q < Kps Disolución insaturada (No precipita)Q = Kps Disolución saturada “equilibrio” (No precipita)Q > Kps Disolución sobresaturada (Precipita)

Para las sales poco solubles se pueden dar las tres siguientes situaciones:

La solubilidad Molar “S”: Son los moles de soluto disuelto por litro de solución: mol/L.

La S se puede utilizar para determinar el Kps y viceversa.

Resp: M = 107,9+35,45=143,35 g/mol

S = 1,92x10-3/143,35 = 1,34x10-5 mol/L (molar)

Ejercicio 1. Si la solubilidad del AgCl es 1,92x10-3 g/L. Calcule el Kps de este compuesto. Datos, P.A: Ag = 107,9 y Cl = 35,45 u.m.a.

AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac) S S

Kps = [Ag+][Cl-] = SxS =S2 = (1,34x10-5)2

Kps = 1,8x10-10

Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac);

Equilibrio: 3S 2S

Ejercicio 2. El Kps del Ca3(PO4)2 es 2,1x10-26. Calcule la

solubilidad molar (S) de la sal.

Kps = [Ca2+]3[PO43-]2

Kps = [3S]3[2S]2

2,1x10-26 =108S5

S = 5(1,94x10-28)

S = = 2,87x10-6 M