unidad ii reacciones de transferencia. tema 1: reacciones Ácido – base
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UNIDAD II REACCIONES DE TRANSFERENCIA
TEMA 1: REACCIONES ÁCIDO – BASE
1. SUSTANCIAS ÁCIDO - BASE
Aspecto Comportamiento ácido Comportamiento básico
Sabor Cítrico, agrio Amargo
Reacción con metal Reacciona con algunos metales, desprendiendo H2
No reacciona con algunos metales
Reacción con grasas y materia orgánica
No presenta Sí presenta
Fenolftaleína (indicador ácido – base)
No cambia el color de la fenolftaleína(incoloro)
Cambia el color de la fenolftaleína a fucsia.
Tabla 1: Comportamiento de ácidos y bases.
2. TEORÍAS ÁCIDO - BASE
• Teoría de Arrhenius: (punto de partida, superada) – Ácido: sustancia que produce protones (H+) en agua
– Base o álcali: sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en agua
– ¿Por qué es alcalino el amoniaco, NH3?• “Porque en disolución acuosa forma NH4OH, que cede OH-.”
• ¡Pero nunca se ha detectado la especie química NH4OH en agua!• Necesitamos otra teoría
2( ) ( ) ( )H O
g ac acHCl H Cl
2( ) ( ) ( )H O
s ac acNaOH Na OH
• Teoría de Brønsted y Lowry: (aceptada hoy para ácidos y bases en disolución acuosa)
– Ácido: dador de protones– Base o álcali: aceptor de protones– Reacción ácido-base: reacción de intercambio de protones
2 3HCl H O Cl H O ácido base
2 2NaOH H O Na H O OH ácidobase
3 2 4NH H O NH OH ácidobase
3 2 4NH H O NH OH ácido base
3 2 4NH H O NH OH ácidobase ácido base
conjugadosconjugados
• Teoría de Lewis: (aceptada hoy para ácidos y bases en general)
– Ácido: aceptor de pares de electrones– Base o álcali: dador de pares de electrones– Reacción ácido-base: reacción de intercambio de pares de
electrones
ácido de Lewis
base de Lewis
aducto
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2 2 3H O H O H O OH 14,298 1,0 10wK
Agua pura:
3[ ][ ] wH O OH K (Aunque no escribimos el subíndice eq, nos referirnos a concentraciones de equilibrio de aquí en adelante)
14 73[ ] [ ] 1,0 10 1,0 10H O OH M a 25ºC:
3[ ] [ ]H O OH wK
ácidobase ácido basedébil débil fuerte fuerte
H H
Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base
14 73[ ] [ ] 9,6 10 3,1 10H O OH M a 60ºC:
3[ ] [ ]H O OH 3[ ] [ ]H O OH 3[ ] [ ]H O OH Dsln. ácida Dsln. neutra Dsln. básica o alcalina
3. Equilibrio de auto ionización. Producto iónico del agua
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Def.:
43[ ] 3,7 10H O M
3log[ ]pH H O
Las concentraciones molares de H3O+ y de OH- en disolución suelen ser mucho menores que 1 M; p.ej:
11[ ] 2,7 10OH M
log[ ]pOH OH
3,43pH 10,57pH
logw wpK K
14,00wpK
141,0 10wK
25ºC
3[ ][ ] wH O OH K
3log[ ] log[ ] log wH O OH K
wpH pOH pK
25º ;C 14,00pH pOH
4. pH, pOH y pK
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3[ ] /H O M [ ] /OH MpH pOH
11,00111,0 10
9,0091,0 10
7,0071,0 10
5,0051,0 10
3,0031,0 10
121,0 10 12,00
101,0 10 10,00
81,0 10 8,00
61,0 10 6,00
41,0 10 4,00
2,0021,0 10
3,00
5,00
7,00
9,00
11,00
2,00
4,00
6,00
8,00
10,00
12,00
31,0 10
51,0 10
71,0 10
91,0 10
111,0 10
21,0 10
41,0 10
61,0 10
81,0 10
101,0 10
121,0 10
Acid
ez
Basic
idad
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1. Una muestra de agua de lluvia tiene pH=4,35. ¿Cuánto vale [H3O+]?
34,35 log[ ]H O 3log[ ] 4,35H O 4,35 53[ ] 10 4,5 10H O M
2. Una muestra de un amoniaco de uso doméstico tiene pH=11,28. ¿Cuánto vale [OH-]?
14,00 14,00 11,28 2,72pOH pH
2,72 log[ ]OH 2,72 3[ ] 10 1,9 10OH M
EJEMPLOS
EJERCICIOS
1. Calcula las concentraciones de iones hidronio e iones hidróxido en una disolución acuosa cuyo pH = 10.
2. Se considera que la lluvia es ácida si su pH es inferior a 5,6. Calcula cuánto vale la concentración de iones hidronio.
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
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Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha
2 3HCl H O Cl H O NaOH Na OH
- puede considerarse totalmente desplazado, salvo en disoluciones muy concentradas
- el aporte de la autoionización del agua a la concentración de H3O+ en las disoluciones de ácidos fuertes y de OH- en las de bases fuertes es despreciable
2 32H O H O OH
Ácidos fuertes más frecuentes Bases fuertes más frecuentes
HCl HBr HI
4HClO
3HNO
2 4H SO (sólo la 1ª ionización)
LiOH NaOH KOH
RbOH CsOH
2Mg OH 2Ca OH
2Sr OH 2Ba OH
5. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
5.1. ÁCIDOS Y BASES FUERTES
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Ejemplo: Disolución HCl(ac) 0,015 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH?
2 3HCl H O Cl H O 0c 0c0( )c
2 32H O H O OH w w
[ ]Cl
3[ ]H O
[ ]OH
0c
0c ww
0c
0,015M
0,015M
3[ ] [ ]wOH K H O 141,0 10 0,015 136,7 10 M
136,7 10 M
1
3[ ][ ] wH O OH K
2
3
3
~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido
• los OH- proceden de la ionización del agua
• los Cl- proceden de la ionización del ácido
• [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw
log0,015 1,82pH 4
Ejemplo: Disolución saturada de Ca(OH)2(ac). ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH? [Ca(OH)2: %m/v a 25ºC es 0,16 ]
22 2( ) ( )( ) ( ) 2s acCa OH Ca OH Ca OH
2 32H O H O OH w w
2[ ]Ca
3[ ]H O
[ ]OH
w
0,022M132,3 10 M
3[ ] [ ]wH O K OH 141,0 10 0,044 132,3 10 M
0,044M
1
3[ ][ ] wH O OH K
3
3
2 ~ todo el OH-procede de la ionización del la base disuelta
• los H3O+ proceden de la ionización del agua
• los Ca2+ proceden de la ionización de la base disuelta
• [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw• la concentración de base disuelta e ionizada es su solubilidad molar
413log 2,3 10 12,64pH
1
20,16 ( )
100 dsln
gCa OH
ml
0,022M
2
2
1 ( )
74,1 ( )
mol Ca OH
gCa OH
1000
1
ml
l
−𝑐 +2𝑐+𝑐
𝑐
2𝑐+𝑤¿2𝑐
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Es necesario considerar su equilibrio de ionización
2 3HA H O A H O Constante de ionizacióno de acidez del ácido HA
3[ ][ ]
[ ] a
A H OK
HA
2B H O HB OH Constante de ionizacióno de basicidad de la base B
[ ][ ]
[ ] b
HB OHK
B
2 3HCN H O CN H O 106,2 10aK 9,21apK
- ácidos más fuertes cuanto mayor Ka (cuanto menor pKa)
3 2 4NH H O NH OH 51,8 10bK 4,74bpK
- bases más fuertes cuanto mayor Kb (cuanto menor pKb)
5.2. ÁCIDOS Y BASES DÉBILES
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Fu
erza
del á
cid
o
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
20
Fu
erz
a d
e la b
ase
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
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Disolución HA(ac) c0 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la disolución?
2 3HA H O A H O x xx
2 32H O H O OH w w
[ ]A
3[ ]H O
[ ]OH
xx w w
x
3[ ][ ] wH O OH K
~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido (Kw<<Ka)
• los OH- proceden de la ionización del agua
• los A- proceden de la ionización del ácido
3[ ][ ]
[ ] a
A H OK
HA
[ ]HA 0c x • el HA se ioniza parcialmente; ¿es Ka suficientemente pequeña para que c0-x=c0?
2
0a
xK
c x
2
0 0a ax K x K c 2 4
2a a o aK K c K
x
0c
2
0a
xK
c
1
1
2
2
0 ax c K
wKwx
0¿4 ?ac K
0¿4 ?ac K
SINO
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
22
2
0b
xK
c x
2
0 0b bx K x K c 2 4
2b b o bK K c K
x
2
0b
xK
c
1 2
0 bx c K
wKwx
0¿4 ?bc K SINO
Disolución B(ac) c0 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la disolución?
2B H O HB OH x xx
2 32H O H O OH w w
3[ ][ ] wH O OH K
[ ][ ]
[ ] b
HB OHK
B
[ ]HB
[ ]OH
3[ ]H O
xx w w
x ~ todo el OH- procede de la ionización de la base (Kw<<Kb)
• los H3O+ proceden de la ionización del agua
• los HB+ proceden de la ionización de la base
[ ]B 0c x • la B se ioniza parcialmente; ¿es Kb suficientemente pequeña para que c0-x=c0?
0¿4 ?bc K
0c1 2
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Ejemplo: El pH de una disolución HF(ac) 0,0015 M es 3,14. ¿Cuánto vale la constante de ionización del HF?
2 3HF H O F H O x xx
2 32H O H O OH w w
143[ ][ ] 1,0 10wH O OH K
3[ ][ ]
[ ] a
F H OK
HF
3,14 43[ ] 10 7,2 10x H O
[ ]F
3[ ]H O
[ ]OH
xx w w
x
[ ]HF 0c x
4 24
0
(7, 2 10 )6,6 10
0,0015 0,00072a
x xK
c x
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
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2B H O HB OH x xx
2 32H O H O OH w w
143[ ][ ] 1,0 10wH O OH K
9[ ][ ]1,5 10
[ ] b
HB OHK
B
[ ]HB
[ ]OH
3[ ]H O
xx w w
x
[ ]B 0c x 0c
Ejemplo: Disolución piridina(ac) 0,0015 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y pH? [Piridina: Kb=1,5x10-9]
61,5 10x
0¿4 ?bc K 90,0060 1,5 10 0,0060 SI2
0b
xK
c
0 bx c K
wKwx
14
6
1,0 10
1,5 10
96,7 10
6log1,5 10 5,82pOH
61,5 10 M
96,7 10 M
0,0015M
3[ ] [ ] [ ] [ ]B HB OH H O 61,5 10 M
14,00 5,82 8,18pH
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
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2B H O HB OH x xx
2 32H O H O OH w w
143[ ][ ] 1,0 10wH O OH K
[ ][ ]
[ ] b
HB OHK
B
[ ]HB
[ ]OH
3[ ]H O
xx w w
x
[ ]B 0c x
Ejemplo: El pH de una disolución de piridina(ac) 0,0015 M es 8,18 ¿Cuánto vale la constante de ionización de la piridina?
5,82 6[ ] 10 1,5 10x OH 6 2
96
0
(1,5 10 )1,5 10
0,0015 1,5 10b
x xK
c x
14,00 8,18 5,82pOH
no es necesario considerar si se desprecia frente a c0 o no
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Grado de ionización =
2 3HA H O A H O x xx
3[ ][ ]
[ ] a
A H OK
HA
[ ]Ax
[ ]HA 0c x 0 0
[ ]A x
c c
Molaridad de ácido ionizado
Molaridad de ácido inicial
0c 0 (1 )c
3[ ]H Ox 0c
2 20
0 (1 ) a
cK
c
20
(1 ) a
cK
100%
0c
Ácido fuerte
Ácido débil
1
0
0,5
2
0
4
2a a o aK K c K
c
5.3. GRADO DE IONIZACIÓN DE UN ÁCIDO O BASE DÉBIL
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Ejemplo: Disolución HF(ac) 0,15 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución, el pH y su grado de ionización ? [HF: Ka=6,6x10-4]
2 3HF H O F H O x xx
2 32H O H O OH w w
0,0099M
121,0 10 M
143[ ][ ] 1,0 10wH O OH K
43[ ][ ]6,6 10
[ ] a
F H OK
HF
0,15M
39,9 10x
0¿4 ?ac K 0,60 0,00066 0,60 SI
[ ]F
3[ ]H O
[ ]OH
xx w w
x
[ ]HF 0c x 0c
2
0a
xK
c
0 ax c K
0,0099M
wKwx
14
3
1,0 10
9,9 10
121,0 10
3[ ] [ ] [ ] [ ]HF F H O OH
3log9,9 10 2,00pH
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HF(ac) 0,15 M:
0 0
[ ]F x
c c
0,00990,066 6,6%
0,15
0c
1
0
0,5
Ácido fuerte
Ácido débil
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
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Ejemplo: H3PO4, con Ka1 >> Ka2 >> Ka3
3 4 2 2 4 3H PO H O H PO H O 31 7,1 10aK
82 6,2 10aK
133 4,4 10aK
x x x
y y y
z z z
3 4[ ]H PO
2 4[ ]H PO
24[ ]HPO
34[ ]PO
3[ ]H O
[ ]OH
x y y z zx y z w w
][
]][[24
334
HPO
OHPO
][
]][[
42
324
POH
OHHPO
][
]][[
43
342
POH
OHPOH
22 4 2 4 3H PO H O HPO H O
2 34 2 4 3HPO H O PO H O
2 32H O H O OH w w
143[ ][ ] 1,0 10wH O OH K
0c x x 2 1( )a aK Ky 3 2( )a aK K
x 1(& )w aK K
2
10
a
xK
c x
2ay K
3a
z xK
y
wx w K
y
1x
2
z
w
3
4
5.4. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
30
3 4[ ]H PO
2 4[ ]H PO
24[ ]HPO
34[ ]PO
3[ ]H O
[ ]OH
x y y z zx y z w w
0c x xy
x
2
10
a
xK
c x
2ay K
3a
z xK
y
wx w K
y
1x
2
z
w
3
4
Ejemplo: Disolución H3PO4(ac) 3.00 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH?
0 1¿4 ?ac K 312,00 7,1 10 12,00 SI2
10
a
xK
c 3
0 1 3,00 7,1 10ax c K 1
82 6,2 10ay K 2
3a
yz K
x
0,15x 8
13 196,2 104,4 10 1,9 10
0,15
3
4 wKwx
14
141,0 106,7 10
0,15
2,85M0,15M
0,15M
86,2 10 M 191,9 10 M
146,7 10 M
log0,15 0,82pH
6. HIDRÓLISIS
La hidrólisis es una reacción química que se produce cuando algunos iones reacciones con el agua y generan iones H+ u OH-.
Estas reacciones se producen cuando las sales se disuelven en agua y se disocian totalmente.
Todas las sales son electrolitos fuertes, razón por la cual, las propiedades ácido base de las disoluciones de sales se deben al comportamiento de los cationes y aniones que los constituyen.
Aniones X: Pueden considerarse como la base conjugada de un ácido.
Si HX es un ácido fuerte, entonces X tiene una baja tendencia a quitar protones al agua y el equilibrio está desplazado a la izquierda en la ecuación:
Lo que significa que el anión X no influye en el pH de la disolución.
X
En cambio si es un ácido débil, X reacciona con el agua para formar el ácido débil e iones , influyendo sobre el pH, aumentándolo.
Cationes: Los cationes (carga positiva) poliatómicos (contienen uno o más protones) se consideran como ácidos conjugados o bases débiles. Así:
- Los cationes con presencia de H+, donan protones al agua, permitiendo la formación de iones hidronio, provocando la disminución del pH, al igual que los iones metálicos.
- Los iones de los metales alcalinos y alcalinotérreos (grupo 1 y 2 de la tabla periódica) presentes generalmente en bases fuertes, no reaccionan con el agua y no influyen en el pH.
EJERCICIOS
1. Hallar el pH y las concentraciones finales de todas las especies presentes en una disolución 0,8M de nitrito de calcio. ( Ka(ácido nitroso) = 4·10–4
2. El pH de una disolución de acetato de sodio es 8,35. Calcular la concentración de esta disolución si Ka del ácido acético es 1,8·10–5.
7. NEUTRALIZACIÓN
Al reaccionar un ácido con una base se produce una neutralización, en la que es posible constatar la formación de una sal y de agua según el mecanismo general:
ÁCIDO + BASE SAL + AGUA
Al obtener una sal neutra, el pH de los productos es cercano a 7,0, lo que ciertamente depende de la fuerza de las especies que reaccionan.
Esto se explica al recordar que los ácidos liberan iones hidrógeno y las bases iones hidroxilo, los que al combinarse forman como producto una molécula de agua.
Por ejemplo:
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)
En la práctica, la obtención del punto de neutralización de una sustancia tiene diversas aplicaciones, siendo la más primordial la de establecer mecanismos que permitan restringir la acción de una base o de un ácido; por ejemplo, en quemaduras o cuando nos “arde el estómago” o en la picadura de un insecto para neutralizar el dolor.
El punto de neutralización supone que la cantidad de moles de iones H+ y OH- se igualan, alcanzando el pH neutro. Así:
nH+
= nOH-
Sabiendo que la concentración molar de las especies se define como: M = n/V y que al despejar la cantidad de sustancia o moles de soluto se obtiene: n = MV.
Reemplazando la expresión n = MV, en la nH+
= nOH- , se obtiene
lo siguiente:
MH+
VH+
= MOH- VOH
-
La expresión obtenida nos permitirá determinar teóricamente el volumen y/o concentración de una especie al ser neutralizada.
EJEMPLOS
1. Se tienen 2 tubos de ensayo:
Tubo 1: 2mL de agua destilada y 2 mL de HCl 0.1 MTubo 2: 2mL de agua destilada y 2 mL de NaOH 0.1 M
Al mezclar ambos tubos, determine:a) Existe neutralizaciónb) Queda exceso de algún reactivo.
2. Se tienen 2 tubos de ensayo:
Tubo 1: 1mL de agua destilada y 2 mL de HCl 0.1 MTubo 2: 1mL de agua destilada y 1 mL de NaOH 0.1 M
Al mezclar ambos tubos, determine:
a) Existe neutralizaciónb) ¿Queda exceso de algún reactivo?, ¿cuál?c) ¿Qué volumen de ácido se requiere para neutralizar la base? d) En el caso contrario, ¿cuánta base se necesita para
neutralizar el ácido?
8. TITULACIONES ÁCIDO – BASE
Al preparar una disolución en el laboratorio existe una alta posibilidad de que la concentración obtenida no sea exactamente igual a la que se propuso originalmente, esto por los errores experimentales asociados al proceso, como por ejemplo:
- Exactitud de medición- Limpieza de materiales empleados- Pureza de las sustancias usadas, etc
El proceso más común y exacto para determinar la concentración de una disolución, es la TITULACIÓN O VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE, que consiste en agregar gradualmente una disolución de concentración conocida , a otra disolución de concentración desconocida, hasta que la neutralización se complete.
El punto en que ha reaccionado completamente el ácido con la base se llama PUNTO DE EQUIVALENCIA DE LA TITULACIÓN. Para determinar este punto, se utiliza un indicador que se caracteriza porque tiene colores diferentes en medio ácido y en medio básico.
El punto en que cambia el color de un indicador se llama PUNTO FINAL DE LA TITULACIÓN. Por lo tanto, hay que elegir un indicador cuyo punto final corresponda o se acerque lo más posible al punto de equivalencia.
En una titulación ácido-base, se agrega poco a poco una disolución que contiene una concentración conocida de base a un ácido (o viceversa). Se puede emplear un pH-metro para seguir en avance de la reacción, elaborando una curva de titulación de pH, que es una gráfica del pH en función del volumen de titulante agregado.
La forma de la curva de titulación permite establecer el punto de equivalencia de la titulación, así como la elección de indicadores idóneos y determinar Ka del ácido débil o Kb de la base débil que se está titulando.
Instrumentación para una titulación
Curva de titulación de un ácido
Punto de equivalencia
Se observa que:
[OH-] < [H+] [OH-] = [H+] [OH-] > [H+]
A. DETERMINACIÓN DEL pH EN TITULACIONES
Durante la titulación, el pH de la disolución va experimentando cambios que se pueden registrar de manera experimental empleando un pH-metro o una cinta de pH, la última arroja resultados menos exactos.
Teóricamente, comprender el proceso no resulta complejo y calcular su pH, menos; solo se necesita la concentración.
Al titular un ácido fuerte con una base fuerte (independiente de cuál es el titulante y cual el titulado) el cálculo de pH es fácil de realizar, pues la concentración de pH se considera 100% disociada.
EJEMPLO
Al titular 5 mL de NaOH de concentración 0,1M con HCl 0,1M del cual se dispone 20 mL, deberás conocer en primer lugar la cantidad de moles de cada sustancia, considerando que n = M V.
n H+ = 0,1 mol/L 0,02 L n OH- = 0,1 mol/L 0,005 Ln H+ = 2 10-3 M n OH- = 5 10-4 M
El número de moles de la base es menor que el del ácido, así es que se dispone de ácido en la bureta y la base en el matraz.Inicialmente el pH depende solo de la base, pues VHCl = 0. En este caso la base es fuerte ([OH- = C0).
pOH = – log 0,1pOH = 1pH = 13
Al agregar ácido a la solución, por ejemplo 1 mL, se añade en el matraz una cantidad de moles específica que calcularemos a continuación:
VHCl = 1 mL
n H+ = 0,1 mol/L 0,001 L = 1 10-4 mol
Estos moles reaccionarán con los moles de OH- presentes en el matraz, formando agua; entonces a los 5 10-4 moles debemos restar los moles de ácido agregados, pues pasarán a formar agua, pero aún quedarán algunos libres en la disolución:
n (OH- no neutralizados) = n (OH- en disolución) – n (H+ adicionados)
n (OH- no neutralizados) = 5 10-4 mol - 1 10-4 moln (OH- no neutralizados) = 4 10-4 mol
Los moles de OH- disueltos se encuentran en 6 mL (5 mL de base y 1 mL de ácido agregado). Por lo tanto, la nueva concentración de OH- en la disolución será:
M (disolución) = n (OH- no neutralizados) / Vtotal
M (disolución) = 4 10-4 mol / 6 10-3 L
M (disolución) = 0,067 M
La concentración obtenida corresponde a los iones [OH-] que no han sido neutralizados; por lo tanto, de ellos depende el pH. Visto así, el pH de la disolución es:
pOH = – log 0,067 = 1,17
pH = 12,8
Como el cambio de pH no es significativo, agregaremos un volumen mayor; por ejemplo, 2 mL de ácido para completar un volumen total de 3 mL.
n H+ = 0,1 mol/L 0,003 L = 3 10-4 moln (OH- no neutralizados) = 5 10-4 mol - 3 10-4 mol = 2 10-4 mol
Los moles de OH- disueltos se encuentran en un volumen total de 8 mL (5 mL originales y 3 mL de ácido agregado); por lo tanto, la nueva concentración de OH- en la solución será:
M (disolución) = 2 10-4 mol / 8 10-3 L
M (disolución) = 0,025 M
La concentración obtenida corresponde a los iones [OH-] que no han sido neutralizados; entonces , de ellos depende el pH. Visto así, el pH de la disolución es:
pOH = – log 0,025 = 1,6
pH = 12,4
Realice el cálculo de pH y concentración cuando:
a) Se han adicionado 5 mLb) Se han adicionado 6 mLc) Se han adicionado 7 mL
9. AMORTIGUADORES
Las disoluciones amortiguadores o buffer son disoluciones que se preparan a partir de un ácido o base débil y su respectiva sal (HAc/MAc).
Se caracterizan por poseer la capacidad de resistir cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos y bases.
El pH de una disolución amortiguadora se calcula aplicando la siguiente fórmula, conocida como ecuación de Henserson – Hasselbach:
Donde:pKa : Corresponde al logaritmo negativo de la constante de acidez del ácido que forma el buffer.[Sal] : Representa la concentración molar de la sal derivada del ácido.[Ácido] : Corresponde a la concentración molar del ácido.
Las disoluciones amortiguadoras forman un ácido o una base débil y agua al reaccionar con el ácido o la base de acuerdo con el siguiente proceso:
1. El ácido (HAc) en disolución acuosa se disocia, y forma un anión (Ac–) y libera iones hidrógeno, por ejemplo:
CH3COOH(ac) + H2O(l) CH3COO – (ac) + H3O+
(ac)
2. En disolución, la sal del ácido (NaAc) se disocia, y libera el anión del ácido (Ac–) y el metal como catión (Na+), por ejemplo:
CH3COONa(ac) CH3COO – (ac) + Na+
(ac)
3. Si se adiciona un ácido fuerte al amortiguador, la sal del ácido (NaAc) reacciona con el ácido (HX), y da origen a un ácido débil (HAc) y a una sal (NaX), por ejemplo:
CH3COONa(ac) + HX(ac) CH3COOH(ac) + NaX(ac)
4. Al adicionar una base fuerte (MOH), esta reacciona con el ácido (HAc), para formar una sal (MAc) y agua (H2O), por ejemplo:
CH3COOH(ac) + MOH(ac) CH3COOM(ac) + H2O(l)
Esto permite que le pH se conserve en un rango similar al original de la disolución amortiguadora, lo que significa que el buffer cambia de pH, pero lo hace levemente.