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REACCIONESÁCIDO-BASE

REACCIONES DETRANSFERENCIADE PROTONES

CARACTERÍSTICAS GENERALESDE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

Los ácidos y las bases están presentes en nuestra vida cotidiana

ÁCIDOS

HCl: agua fuerte

H2SO4: baterías de coches

CH3-COOH: vinagre

etc.

BASES

NH3: amoníaco

NaClO: lejía

NaOH: sosa cáustica

etc.

CARACTERÍSTICAS GENERALESDE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

Los ácidos y las bases se caracterizan por su comportamiento:

ÁCIDOS

Sus disoluciones presentan sabor ácido

BASES

Reaccionan con la roca caliza (CaCO3) desprendiendo CO2

Reaccionan con los metales desprendiendo H2

Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica

Neutralizan las bases produciendo sales

Modifican el color de los indicadores ácido-base.

Colorean de rojo el papel indicador

Sus disoluciones presentan sabor amargo

Reaccionan con las grasas formando jabones

Generan sólidos insolubles con los metales (hidróxidos)

Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica

Neutralizan los ácidos produciendo sales

Modifican el color de los indicadores ácido-base.

Colorean de azul el papel indicador

TEORÍAS ÁCIDO-BASE

TEORÍA DE ARRHENIUS(TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)

Un ÁCIDO es una sustancia eléctricamente neutra que en

disolución acuosa se disocia en iones H+ (protones) e iones negativos:

HA H+ + A

Una BASE es una sustancia eléctricamente neutra que en

disolución acuosa se disocia en iones OH- (hidroxilo) e iones positivos:

BOH B+ + OH

3 3HNO H NO

22 4 42H SO H SO

NaOH Na OH

2( ) 2Mg OH Mg OH



Las reacciones de neutralización consisten en la reacción entre los iones H+ del ácido y los iones OH de la base para dar agua:

H+ + OH H2O

2HCl KOH KCl H O

2 4 2 4 22 2H SO NaOH Na SO H O

El resto de iones no participa en la reacción, quedando en el medio acuoso y formando sales:

HA + BOH BA + H2O



La teoría de la disociación iónica de Arrhenius tenía algunas limitaciones:

Está restringida a disoluciones acuosas

Existen sustancias como NH3, Na2CO3, etc., que no contienen iones OH- y tienen propiedades básicas

No explica por qué las disoluciones de algunas sales presentan propiedades ácidas o básicas


TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)

Un ÁCIDO es una especie química, molécula o ión, capaz de

ceder protones H+

Una BASE es una especie química, molécula o ión, capaz de

captar protones H+

Como una especie no puede ceder protones sin que otra que los capte, a las reacciones ácido-base se les llama reacciones de transferencia de protones:

Ácido 2Base 2

Ácido 1 Base 1

A es la base conjugada del

ácido HA

HB+ es el ácido conjugado de la

base B

Las parejas HA/A y B/HB+ se denominan pares ácido-base conjugados

HA + B ⇄ A- + HB+



Un ÁCIDO en disolución acuosa es capaz de ceder protones H+ al agua

Una BASE en disolución acuosa es capaz de captar protones H+ del agua

Ácido 1Base 1

Ácido 2 Base 2

Par ácido / base conjugada:

HCl / Cl

Ácidos y bases conjugados

Ácido 1 Base 1

Ácido 2Base 2

Par base / ácido conjugado:

NH3 / NH4+

HCl + H2O ⇄ Cl- + H

3O+ NH

3 + H

2O ⇄ NH

4+ + OH-



Sustancias anfóteras o anfitrópicas

Son sustancias que se pueden comportar como ácidos o como bases dependiendo a qué sustancia se enfrenten

Por ejemplo, el ión HS (hidrógenosulfuro)se puede comportar

Otros ejemplos de sustancias anfóteras son: H2O, HSO3, HCO3

, HPO42, etc.

HS- + NH3 ⇄ S2- + NH

4+ HS- + H

3O+ ⇄ H

2S + H

2O



La limitación de la teoría de Brönsted y Lowry es que no explica el carácter ácido que presentan algunas sustancias que no tienen

protones en su fórmula, como por ejemplo AlCl3, BF3, etc.

Gilbert Newton Lewis introduce una nueva teoría ácido-base basada en las propiedades que presentan las moléculas para formar enlace covalente. Es

decir, en la capacidad para compartir un par de electrones, según sea aceptándolo o cediéndolo.

Sin embargo, nos este curso nos quedaremos con la teoría de Brönsted y Lowry

TEORÍAS ÁCIDO-BASETEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE

CONJUGADO)

EJERCICIO 1

Completa los siguientes equilibrios eidentifica los pares ácido-base conjugados:

a) .

b) .

c) .

23 2 ..... .....CO H O

4 ..... .....NH OH

.....CN HCN OH



EJERCICIO 2

Escribe la base conjugada de cada uno de lossiguientes ácidos de Brönsted-Lowry:

H2S, HCO3, H2O, NH4

+

EJERCICIO 3

Según la teoría de Brönsted-Lowry justifica cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como ácidos, sólo como bases o como

ácidos y bases (anfóteros):

HSO4, SO3

2, S2, H3O+, HCl, CO32

EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA

El agua pura conduce muy mal la corriente eléctrica, pues se trata de una sustancia covalente molecular con las moléculas unidas mediante enlaces de hidrógeno. Por

tanto, no presenta ni electrones ni iones con libertad de movimiento

Sin embargo, aunque sea muy, muy poco, el agua pura conduce algo la corriente. La bajísima conductividad eléctrica del agua pura es debida a que se encuentra

disociada en sus iones en una proporción muy pequeña.

La reacción anterior, conocida como equilibrio iónico del agua, es un ejemplo de la teoría de Brönsted y Lowry: una molécula de agua actúa como base aceptando un protón de otra molécula de agua que actúa como ácido

H2O + H

2O ⇄ OH- + H

3O+

iones hidroxilo e hidronio


Para el equilibrio iónico del agua la constante KC se denomina

producto iónico del agua Kw,y su expresión es:

3wK OH H O

El valor de Kw a 25 ºC es

Kw = 1x1014

y sólo varía en función de la Tª

Tª (ºC) Kw

0,11 x 10140

1,00 x 101425

3,00 x 101440

51,3 x 1014100

De la estequiometría de la reacción de disociación del agua pura y del valor de su producto

iónico se deduce que:

73 1 10OH H O x M

Teniendo en cuenta ese valor como referencia

se pueden clasificar las disoluciones en:

ÁCIDAS

NEUTRAS

BÁSICAS

2H2O ⇄ OH- + H

3O+


DISOLUCIONES NEUTRAS

DISOLUCIONES ÁCIDAS

DISOLUCIONES BÁSICAS

73 10OH H O M 3OH H O 3OH H O

710OH M 7

3 10H O M y 710OH M 7

3 10H O M y

HA + H2O A- + H

3O+

2H2O OH- + H

3O+

B + H2O HB+ + OH-

2H2O OH- + H

3O+

MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

Para establecer la acidez o basicidad de una disolución basta con conocer su concentración de iones H3O+

Al tratarse de valores muy pequeños se utiliza la notación científica

El químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen sugirió en 1909 una nueva forma de expresar la

concentración de protones mediante la utilización de una escala logarítmica conocida como

escala de pH

( pH = pouvoir hydrogène = poder de hidrógeno )

En realidad, la medida de la acidez o la basicidad se puede hacer a partir de varias magnitudes: pH, pOH ó pKw

En cualquiera de las tres la letra p indica el operador matemático -log


3logpH H O logpOH OH logw wpK K

3log logw wpK K H O OH

3log logwpK H O OH pH pOH

Como a 25 ºC, Kw = 101414log10 14wpK pH pOH

Para el agua pura o cualquier disolución neutra

73 10H O OH

7pH pOH

Para cualquier disolución básica

Para cualquier disolución ácida

3H O OH 3H O OH

7pH 7pOH 7pH 7pOH


Carácter ácid

o crecien

te

Carácter b

ásico crecien

te

Diso

lucio

nes

ácidas

Diso

lucio

nes

básicas

Ag

ua p

ura

Diso

lucio

nes n

eutras


Medida del pH: indicadores ácido-base

Los indicadores ácido-base son sustancias que modifican el color de sus disoluciones al variar el pH, y este cambio de color es debido a cambios que se producen en su estructura química

Suelen ser ácidos o bases débiles que están

en equilibrio con su forma conjugada

2 3HIn H O In H O Color A Color B

2In H O HIn OH Color AColor B


Medida del pH: indicadores ácido-base

2 3HIn H O In H O Color A Color B

2In H O HIn OH Color AColor B

Ejemplos

Anaranjado de metilo Fenolftaleína

3,1pH 4,4pH

Zona de viraje Zona de viraje

9pH 8,5pH


La siguiente tabla muestra otros indicadores ácido-base y su zona de viraje


El papel indicador universal contiene una mezcla de

indicadores, así su escala colorimétrica es más amplia.

Se utiliza para estimar de forma aproximada el pH de una

disolución

Para más exactitud en el cálculo del pH de una disolución se utiliza un pHmetro, que es un

instrumento electrónico provisto de un electrodo de vidrio sensible a los cambios de concentración de protones


EJERCICIO 4

Considera cuatro disoluciones A, B, C y D, caracterizadas por:

A) [OH] = 1013; B) pH = 3; C) pH = 10; D) [H3O+] = 107

a) Ordénalas de menor a mayor acidezb) Indica razonadamente cuáles son ácidas, básicas o neutras

EJERCICIO 5

El rojo de fenol es un indicador ácido-base cuya forma ácida HI es amarilla y su forma alcalina es roja. Sabemos que el intervalo de viraje es pH=6-8

¿De qué color será una disolución de NaOH 0,1 M y una de HClO4 0,02 M a las que se ha añadido este indicador?

Razona tu respuesta

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Para el equilibrio de disociación de un ácido en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más fácilmente cede el

ácido su protón y mayor es su fuerza

En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que la base conjugada A tiene poca tendencia a aceptar un protón y convertirse en ácido

Para el equilibrio de disociación de una base en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más fácilmente acepta la

base el protón y mayor es su fuerza

HA + H2O A- + H

3O+

B + H2O HB+ + OH-

En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que el ácido conjugado BH+ tiene poca tendencia a ceder el protón y convertirse en base


El concepto de fuerza o debilidad de un ácido o de una base está ligado a la mayor o menor capacidad para ceder o aceptar protones. Sin embargo, se trata de un concepto relativo, pues todo dependerá de con quién reaccionen.

Tomando el agua como referencia podemos clasificar a los ácidos y a

las bases en fuertes o débiles, encontrándonos con cuatro

posibilidades que vamos a analizar:

ÁCIDOS FUERTES

ÁCIDOS DÉBILES

BASES FUERTES

BASES DÉBILES


Son electrólitos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, de forma que sus equilibrios se encuentran totalmente desplazados hacia la formación de iones, por lo que se suelen

representar como reacciones irreversibles

Ácidos fuertes

Ejemplos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4 …

3 2 3 3HNO H O NO H O

El pH se calcula directamente de la [H3O+] de la disolución:

3logpH H O


Ácidos débiles

Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. Se representan como reacciones reversibles

Cuanto mayor sea Ka, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será y la [H3O+] y, por tanto, menor su pH

El grado en que se disocian los ácidos débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de acidez:

3

a

H O AK

HA

2 3HA H O A H O


Ácidos polipróticos

Son aquellos que pueden ceder más de un protón, por lo que se establece más de un equilibrio de disociación

Los más importantes son: H2S , H2CO3 , H3PO4 , H2SO4

31 7,1 10aK x

82 6,3 10aK x

133 4,2 10aK x

Ejemplo

H3PO4

Como Ka1 >> Ka2 >> Ka3 , el ácido H3PO4 cede el primer protón con mucha más facilidad que los restantes. Por eso, en el cálculo del pH suele

aproximarse a la [H3O+] de la primera disociación, pues es la que aporta la inmensa mayoría de iones H3O+

3 4 2 2 4 3H PO H O H PO H O 2

2 4 2 4 3H PO H O HPO H O

2 34 2 4 3HPO H O PO H O


Ácidos polipróticos

31 7,1 10aK x

82 6,3 10aK x

133 4,2 10aK x

Ejemplo

H3PO4

Fíjate que las especies intermedias H2PO4 y HPO4

2 se comportan como especies anfóteras, ya que pueden ceder o captar protones

3 4 2 2 4 3H PO H O H PO H O 2

2 4 2 4 3H PO H O HPO H O

2 34 2 4 3HPO H O PO H O


EJERCICIO 6a) ¿Cuál es la concentración de H3O+ en 200 mL de una disolución acuosa 0,1 M

de HCl? ¿Y su pH? b) ¿Cuál será el pH que resulta al diluir con agua la disolución anterior hasta 1 L?

EJERCICIO 7Se tiene una disolución acuosa de ácido acético

(etanoico) 0,055 M. Sabiendo que Ka = 1,8·105, calcula:

a) El pH de la disoluciónb) El grado de disociación del ácido acético

¡¡¡Cuando Ka es suficientemente pequeño (Ka<103) se puede considerar que ndisoc << nini, de modo que nini-ndisoc=nini. O dicho de otra manera, que <<1 !!!

Cuando hacemos esa aproximación conviene comprobar <0,05 (%<5%)


Son electrólitos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, de forma que sus equilibrios se encuentran totalmente

desplazados hacia la formación de iones, por lo que también se suelen representar como reacciones irreversibles

Bases fuertes

Ejemplos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOHBe(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

NaOH Na OH

El pH se calcula después de calcular el pOH, que se determina directamente de la [OH] de la disolución:

logpOH OH 14pH pOH


Bases débiles

Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. A diferencia de lo que ocurre con las bases

fuertes, éstas se representan como reacciones reversibles

Cuanto mayor sea Kb, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será y la [OH] y, por tanto, menor su pOH y mayor su pH

El grado en que se disocian las bases débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de basicidad:

2B H O BH OH b

BH OHK

B


EJERCICIO 8

a) Calcula el pH de una disolución de 100 mL de NaOH 0,1 M.

b) Si a la disolución anterior le añadimos agua de forma que el volumen sea 10 veces mayor, ¿cuál será el pH de la disolución?

EJERCICIO 9

Se tiene una disolución de amoníaco en agua en la que éste se encuentra disociado en un 1%. (Kb = 1,8·105). Calcula:

a) La concentración inicial de amoníacob) La concentración de todas las especies

en equilibrio, incluida la [H3O+]c) El pH de la disolución


Sin embargo, cuanto más fuerte es un ácido o una base, más débil es su base/ácido conjugado, por lo que cuanto mayor sea la Ka de un ácido, menor será la Kb de su base conjugada. La relación inversa entre ambas constantes

se establece matemáticamente a través del equilibrio iónico del agua Kw

Relación entre Ka y Kb de pares ácido/base conjugados

Sea, por ejemplo, el par NH3 / NH4+

2 43 NNH O OHHH

4

3b

NH OHK

NH

2 34 3N NH H OH H O 3 3

4

a

NH H OK

NH

3 3 4

34

· ·a b

NH H O NH OHK K

NHNH

·a b wK K K

Cuando un ácido es débil, su base conjugada también lo es. De la misma manera, cuando una base es débil, su ácido conjugado también lo es

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

3 22H O OH H O

Brönted-Lowry2H OH H O

Arrhenius

Acido Base Sal Agua

Se representan como reacciones irreversibles y no como equilibrios porque la neutralización es siempre completa en las cantidades estequiométricas

Podemos considerar tres

tipos de neutralización

Neutralización ácido fuerte - base fuerte

Neutralización ácido débil - base fuerte

Neutralización ácido fuerte - base débil

Nos centraremos en el primer caso


Se produce entre un ácido y una base completamente

disociados

Neutralización ácido fuerte - base fuerte

Consecuentemente, [H3O+] = [OH] = 107 y, por tanto, su pH=7

2NaOH HCl NaCl H O

En cantidades estequiométricas los protones y los iones OH reaccionan dando agua, de modo que los únicos protones e iones

OH que quedan en la disolución son los procedentes del agua

No reacciona con el agua

2 _ _Na H O No hay reaccion

2NaOH HCl Na Cl H O


2 _ _Cl H O No hay reaccion


Se produce entre un ácido

parcialmente disociado

y una base completamente

disociada

Neutralización ácido débil - base fuerte

3 3 2NaOH CH COOH CH COONa H O

Además de los iones OH procedentes del agua, tendremos los que aporta la disociación del

ácido débil

Consecuentemente,[H3O+] < [OH] y,

por tanto, su pH>7Quedaría con carácter básico

3 3 2NaOH CH COOH CH COO Na H O

3 2 3CH COO H O CH COOH OH

Sí reacciona con el agua




Se produce entre un ácido totalmente disociado y una

base parcialmente disociada

Neutralización ácido fuerte - base débil

Además de los iones H3O+ procedentes del agua,

tendremos los que aporta la disociación de la base débil

Consecuentemente,[H3O+] > [OH] y,

por tanto, su pH<7Quedaría con carácter ácido

3 2 4 2NH HCl H O NH Cl H O

4 2 3 3NH H O NH H O

Sí reacciona con el agua

3 2 4 2NH HCl H O NH Cl H O


2 _ _Cl H O No hay reaccion


EJERCICIO 10Calcula:

a) El pH de una disolución de HClO4 0,03 M y de una disolución 0,05 M de NaOH

b) El pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores

EJERCICIO 11Al disolver 6,15 g de ácido benzoico en agua hasta completar 600 mL de disolución, el pH de

la misma resulta ser 2,64. Calcula:a) La constante de acidez del benzoico

b) Si a 5 mL de la disolución anterior se le añaden 4,2 mL de una disolución de NaOH 0,1 M, razona si la disolución resultante será ácida, básica o neutra (no hace falta calcular el pH)

VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE- Se toma una cierta cantidad de la disolución problema a valorar, y se sitúa en un matraz erlenmeyer, junto con unas gotas de indicador.

- Se prepara una disolución del agente valorante, de concentración conocida, y con ella se llena la bureta. El agente valorante será un ácido si el problema a valorar es una base; análogamente, el agente valorante será una base si el problema a valorar es un ácido.

- Se va añadiendo poco a poco la disolución de la bureta, agitando el erlenmeyer para lograr una mezcla rápida de ambos reactivos. Esta adición se detiene en el momento del viraje del indicador a un color persistente (punto final de la valoración). Este cambio de color indica que las cantidades puestas a reaccionar han sido las estequiométricas.

aA (dis) + bB (dis) nSAL (dis) + mH2O

AcidimetríaLa disolución problema

es un ácido.

Alcalimetría La disoclución problema

es una base.

cAVA

a

cBVB

b

Sea la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte

ACIDIMETRÍA aA (dis) + bB (dis) nSAL (dis) + mAGUA

Ácido conanaranjadode metilo

¡¡ Cambio de color !!

Vi

Vf

VB = Vf - Vi

VB

VA

Base (cB)

cA

a·VB

b·VA

· cB

pH (en el erlenmeyer)

VB

14

7

0VB

PTO. DE EQUIVALENCIA

¿cA?

Curva devaloración

VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE

ALCALIMETRÍA aA (dis) + bB (dis) nSAL (dis) + mAGUA

Base confenolftaleína

¡¡ Cambio de color !!

Vi

Vf

VA = Vf - Vi

VA

VB

Ácido (cA)

cB

b·VA

a·VB

· cA

¿cB?

pH (en el erlenmeyer)

VA

14

7

0VA

PTO. DE EQUIVALENCIA

Curva devaloración



El pH correspondiente al punto de equivalencia de una acidimetría depende de las fuerzas de las especies que se utilizan

Si se valora un ácido fuerte con una base

fuerte o viceversa, el pH en el punto de

equivalencia es neutro (pH=7)

En este caso, se usan indicadores cuyas zonas de virajes están situadas

entre 4 ≤ pH ≤ 9

Sólo os van a pedir describir cómo haríais valoraciones entre ácido fuerte y base fuerte.

Del mismo modo, los problemas cuantitativos que se os planteen serán también entre ácido fuerte y base fuerte.

HIDRÓLISIS DE SALESCuando una sal se disuelve en agua se disocia en sus iones.

Se produce una reacción de hidrólisis si estos iones reaccionan con las moléculas de agua formando ácidos conjugados o bases conjugadas

1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE NaCl Na Cl

El Na+ y el Cl son los iones conjugados de una base (NaOH) y de un ácido (HCl) muy fuertes que tienden a estar completamente disociados. Por tanto, dichos iones no se hidrolizan:

2 _ _Na H O No hay reaccion 2 _ _Cl H O No hay reaccion

En estas condiciones sólo queda el equilibrio iónico del agua, de manera que la disolución de la sal adquiere carácter neutro, pues [H3O+] = [OH] y, por tanto, pH = 7

HIDRÓLISIS DE SALES

2. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE

El Na+ no sufre hidrólisis, pero el anión acetato CH3COO sí,ya que es la base conjugada débil de un ácido débil:


La formación de iones OH confiere un carácter básico a la disolución de la sal, pues [H3O+] < [OH] y, por tanto, pH > 7

3 3CH COONa Na CH COO



3. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL

El Cl no sufre hidrólisis, pero el catión amonio NH4+ sí,

ya que es el ácido conjugado débil de una base débil:

En estas condiciones la formación de iones H3O+ confiere un carácter ácido a la disolución de la sal, pues [H3O+] > [OH] y, por tanto, pH < 7

4 4NH Cl NH Cl

2 _ _Cl H O No hay reaccion 4 2 3 3NH H O NH H O


4. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL

En este caso se hidrolizan ambos iones:

Al formarse iones hidroxilo y protones, el pH de la disolución de la sal dependerá de las constantes Ka y Kb de los iones:

Si Ka > Kb, entonces [H3O+] > [OH] y, por tanto, pH < 7 (disolución ácida)Si Ka < Kb, entonces [H3O+] < [OH-] y, por tanto, pH > 7 (disolución básica)

Ka


3 4 4 3CH COONH NH CH COO


Kb


Sólo se va a pedir hacer predicciones cualitativas sobre el pH de la disolución de una sal

Es decir, que no os van a pedir que calculéis el pH, sino sólo si será mayor, menor o igual a 7

EJERCICIO 16

En tres recipientes sin etiquetar se preparan disoluciones de la misma concentración de nitrato de amonio, hipoclorito de sodio y perclorato de

potasio:

a) Escribe en cada caso las reacciones de los procesosque ocurren al disolver la sal en agua

b) Explica cómo podrías identificar cada sal con ayuda de papel indicador

Datos: Ka(HClO)=3,2x108 y Kb(NH3)=1,8x105

DISOLUCIONES TAMPÓN

Las disoluciones tampón, reguladoras o amortiguadoras se caracterizan porque en ellas sólo se producen pequeñas variaciones

en el pH al añadirles un ácido o una base

Suelen estar formadas por un ácido o una base débil y una sal que contenga su correspondiente par

conjugado (que también es débil)


Tampón de ácido débil + base conjugada

Está formado por un ácido débil (capaz de neutralizar bases) y una sal que contenga su base conjugada (capaz de neutralizar ácidos)

Ejemplo

TampónCH3COOH / CH3COONa 3 3CH COONa Na CH COO

3 2 3 3CH COOH H O CH COO H O

Si añadimos una base (NaOH) el ácido acético la neutralizará sin

que apenas varíe la [OH]

Si añadimos un ácido (HCl) el ión acetato lo neutralizará sin que

apenas varíe la [H3O+]

¡¡ De esta manera se consiguemantener el pH !!

3 3 2CH COOH OH CH COO H O

3 3 3 2CH COO H O CH COOH H O


Tampón de base débil + ácido conjugado

Está formado por una base débil (capaz de neutralizar ácidos) y una sal que contenga su ácido conjugado (capaz de neutralizar bases)

Ejemplo

TampónNH3 / NH4Cl

Si añadimos una base (NaOH) el ión amonio la neutralizará sin que

apenas varíe la [OH]

Si añadimos un ácido (HCl) el amoníaco lo neutralizará sin que

apenas varíe la [H3O+]

¡¡ De esta manera se consiguemantener el pH !!

3 2 4NH H O NH OH

4 4NH Cl NH Cl

4 3 2NH OH NH H O



A nivel bioquímico, es decir, en el interior de los organismos vivos, los dos principales tampones son:

TampónH2CO3 / HCO3

Actúa regulando el pH en elplasma sanguíneo

Alcanza su eficacia máxima a pH=7,4

TampónH2PO4

/ HPO42

Actúa regulando el pH en elinterior de las células

Alcanza su eficacia máxima a pH=6,86

En las disoluciones tampón la relación entre las concentraciones del ácido o la base y sus pares conjugados se mantienen prácticamente constante,

y eso es lo que permite que puedan regular el pH

Esto es muy importante en los sistemas biológicos, donde las reacciones que sustentan la vida deben producirse en unas condiciones

concretas, y no pueden estar sujetas a variaciones bruscas de pH


Para demostrar la capacidad reguladora de estas disoluciones podemos analizar la siguiente tabla

Cantidades de ácido o base añadidas

En 1 L deagua pura

En 1 L de disoluciónCH3COOH 0,1 M

CH3COONa 0,1 M

En 1 L de disoluciónNH4OH 0,1 MNH4Cl 0,1 M

pH inicial 7,0 4,8 9,3

11,0 4,9 9,4

10,0 4,8 9,3

9,0 4,8 9,3

8,0 4,8 9,3

6,0 4,8 9,3

5,0 4,8 9,3

4,0 4,8 9,3

3,0 4,7 9,2

10 mL

1 mL

0,1 mL

0,01 mL

0,01 mL

0,1 mL

1 mL

10 mL

AdiciónNaOH0,1 M

AdiciónHCl

0,1 M


EJERCICIO 17

Se dispone en el laboratorio de las siguientes sustancias:

HCl, NH3, Mg(OH)2, CH3COOH, H2SO4, NaCl, KNO3, CH3COONa, (NH4)2SO4

Indica qué pares de sustancias permiten formardisoluciones reguladoras del pH

A vosotros sólo os van a pedir hacer predicciones cualitativas en relación con las disoluciones tampón

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