pH y REACCIONDES DE NEUTRALIZACIÓN

pH y REACCIONDES DE NEUTRALIZACIÓN

Ácidos, bases y sales.

Muchos ácidos, bases y sales se encuentran en forma natural y sirven para diversos propósitos. Por ejemplo, los jugos digestivos del seres humanos contienen aproximadamente 0,10 moles de ácido clorhídrico por litro. El líquido del acumulador de los automóviles contienen aproximadamente 40 % de H2SO4 en masa.

La base, hidróxido de sodio se emplea para fabricar jabones, papel etc. El cloruro de sodio sirve para condimentar las comidas y como preservante alimenticio. Diversas sales de amonio se emplean como fertilizantes.

La teoría de Arrhenius.En 1680, Robert Boyle observó que los ácidos:1. Disuelven muchas sustancias.2. Cambian de color algunos tintes naturales (indicadores).3. Pierden sus propiedades características al mezclarse con álcalis (bases).En 1814, Gay-Lussac concluyó que los ácidos neutralizan a las bases.

En 1884, Svante Arrhenius presentó una teoría acerca de las reacciones ácido-bases, la cual indica lo siguiente:-Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno y produce H+ en solución acuosa.-Una base es una sustancia que contiene el grupo OH y produce el ión hidróxido, OH-.-la neutralización se define como la combinación de iones H+ con iones -OH- para formar moléculas de agua.

H+ (ac) + OH- (ac) H2O (l) (neutralización)

Aunque Arrhenius describió a los iones H+ en agua como iones aislados, se sabe en la actualidad que se hidratan y existen como H+

(H2O)n donde n es algún entero pequeño.

Esto se debe a la atracción de los iones H+ o protones por el extremo (-) de las moléculas de agua. Con frecuencia se representa como ión hidronio, H3O+. Este ión hidrógeno hidratado es la especie que da propiedades ácidas características a las soluciones acuosas de ácidos.

La teoría de Bronsted-Lowry.

En 1923, Bronsted y Lowry presentaron una teoría acerca de los ácidos y bases.En esta teoría un ácido se define como donador de protones, H+ y una base como aceptor de protones, es decir:

Una reacción ácido-base es la transferencia de un protón de un ácido a una base

Así por ejemplo, la ionización total de HCl, que es un ácido fuerte en agua, donde el agua actúa como base aceptor de protones se representade la siguiente manera.

HCl (ac) H+(ac) + Cl- (ac) Descripción de ArrheniusH+ (ac) + H2O(l) H3O+

HCl (ac) + H2O (l) H3O+ + Cl- (ac) Descripción de Bronsted-Lowry

Paso 1

Paso 2Total

Las reacciones ácido-base de Bronsted-Lowry pueden describirse en términos de pares conjugados de ácidos y bases.

H :Cl: + H:Ö: H:Ö:+ + :Cl: -¨¨ ¨

¨

H

H

Hácido1Base 2 Ácido 2

Base 1

Los pares conjugados de ácidos y bases son especies que difieren por un protón. En la ecuación anterior HCl (ácido 1) y Cl- (base 1), son un par conjugado ácido-base y H2O (base 2) y H3O+ (ácido 2) son otro par.

En la reacción directa HCl y H2O actúan como ácido- base, respectivamente. En la reacción inversa, H3O+ actúa como ácido o donador de protones y Cl- actúa como base o aceptor de protones.

Al disolver HCl en agua, (un ácido fuerte), las moléculas de HCl ceden iones H+, que pueden ser aceptados por cualquiera de las dos bases, Cl- y H2O. El hecho de que HCl esté totalmente ionizado en solución acuosa diluida en Cl- , que es una base más débil que H2O. Así, el ácido más fuerte HCl, tiene la base conjugada más débil Cl-.

Cuanto más débil sea un ácido, mayor será la fuerza de su base conjugada. De manera similar, cuanto más débil sea una base, mayor será la fuerza de su ácido conjugado.

El amoniaco actúa como base débil, de Bronsted-Lowry y el agua actúa como ácido en la ionización de amonio acuoso.

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)

base 1 ácido 2 ácido 1 base2

H:N: + :Ö: H:N:H + :Ö: H

H¨

HH

H

¨¨

H

H

+

¨

-

En la reacción inversa, el ión amonio NH4+ es el ácido conjugado del

NH3. El ión hidróxido OH- es la base conjugada del agua.

La teoría de Lewis.

G.N.Lewis presentó una teoría ácido-base clásica muy completa.Ácido: es cualquier especie que pueda aceptar o compartir un par de Electrones.Base: es cualquier especie que pueda donar o compartir un par de electrones. Cualquier especie que contenga un par de electrones no compartidos puede actuar como base.

Equilibrio iónico.

Los ácidos fuertes, las bases fuertes y la mayoría de las sales comunes, también se denominan electrolitos fuertes, y se disocian o ionizan en su totalidad en soluciones acuosas diluidas.

Ácidos fuertes comunes.

HCl HNO3

HBr HClO4

HI HClO3

H2SO4

Bases fuertes comunes.LiOHNaOHKOH Ca(OH)2

RbOH Sr(OH)2

CsOH Ba(OH)2

Las concentraciones de iones en soluciones de electrolitos fuertes pueden calcularse directamente a partir de la molaridad del electrolito fuerte, como se ilustra a continuación.

Ejemplo 1.Calcule las concentraciones molares de [Ba2+] y [OH-] en el hidróxido de Bario 0,030 M.

Solución.A partir de la ecuación para la disociación del hidróxido de bario, se ve que un mol de Ba(OH)2 produce un mol de iones de Ba2+ y dos moles de iones OH-.

Ba(OH)2(s) → Ba2+(ac) + 2OH-(ac) (base fuerte)0,030 M-0,030M +0,030M +2(0,030)M0M 0,030M 0,060M

InicialCambiofinal

[Ba2+] = 0,030M y [OH-] = 0,060M

La autoionización del agua.

Experimentos cuidadosos de conductividad eléctrica han demostrado que el agua pura se ioniza ligeramente:

H2O (l) + H2O (l) H3O+ + OH- (ac)

Como el agua está pura, no se coloca su concentración en la ecuación del equilibrio, por lo tanto la constante de equilibrio se conoce como el producto iónico del agua y se expresa como Kw.

KW = [H3O+][OH-]

La formación de un ión H3O+ por ionización del agua siempre da lugar a la formación de un ión OH-.Así, en el agua pura la concentración de H3O+ siempre es igual a la concentración de OH-.Determinaciones cuidadosas han demostrado que en agua pura a 25 oC.

[H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 moles/L.

Al sustituir estas concentraciones en la expresión de Kw se obtiene.

Kw =[H3O+][OH-] = (1,0 x 10-7)x(1,0 x 10-7) = 1.0 x 10-14 (a 25 oC)

Ejemplo 2.Calcule las concentraciones de H3O+ y OH- en una solución 0,050 M de ácido nítrico.

HNO3 + H2O H3O+ + NO3- (ácido fuerte)

0,050 M 0M 0M-0,050M +0,050M +0,050M 0M 0,050M 0,050M

InicialCambioEn equilibrio

Por lo que se deduce que 0,050 mol/L de HNO3 producen 0,050 mol/L de H3O+ y 0,050 mol/L de NO3

- . Así

[H3O+] = [NO3-] = 0,050 M

Solución.El resumen de reacción para la ionización de HNO3, (ácido fuerte) es:

La cantidad [OH-] se determina partiendo de la autoionización del agua:

2H2O H3O+(ac) + OH-

0,050M-2xM +xM +xM (0,050 + x)M xM

InicialCambioEn equilibrio

Kw = [H3O+][OH-]1,0 x 10-14 = (0,050 + x) (x)

Como el producto (0,050 + x) (x) es un número tan pequeño, se sabeque x debe ser muy pequeño. Así, no importa (demasiado) si se resta de 0,050; es decir, se supone que (0,050 + x)0,050. Sustituyendo esta aproximación en la ecuación y despejando:

1.0 x 10-14 = (0,050) (x) o x = 1,0 x 10-14

0.050= 2,0 x 10-13M = [OH-]

Continuación

En el ejemplo anterior se supuso que todo el H3O+provino de la interacción del HNO3 (0,050 M) y se despreció el H3O+ formado por la ionización del H2O.

La ionización del H2O solo produce H3O+ 2,0 x 10-13 M y OH- 2,0 x 10-13 M en esta solución. Por tanto, es justificable suponer que la [H3O+] se deriva únicamente del ácido fuerte. Una manera más compacta de efectuar los cálculos para encontrar la concentración [OH-] es escribir directamente.

Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14 o [OH-] = 1,0 x 10-14

[H3O+]Después se sustituye para obtener....

[OH-] = 1.0 x 10-14

0,050= 2,0 x 10-13M

El pH.

Cuando se añade ácido nítrico al agua, se producen gran número de iones H3O+

.. El gran incremento de [H3O+] desplaza el equilibrio del agua hacia la izquierda en forma notable (principio de Lechatelier) y [OH-] disminuye:

H2O(l) + H2O(l) H3O+ (ac) + OH- (ac)

En soluciones ácidas la concentración de H3O+ siempre es mayor que la concentración de OH-. No debe llegarse a la conclusión de que las soluciones ácidas no contienen iones OH-, sino que la [OH-] siempre es menor de 1,0 x 10-7 M en este tipo de soluciones. En el caso de las soluciones básicas ocurre lo contrario. Por definición, las soluciones acuosas neutras a 25 oC son aquellas que [H3O+] = [OH-] = 1.0 x 10-7 M.

Solución Estado general a 25 oC

Ácida [H3O+] > [OH-] [H3O+] >1,0 x 10-7; [OH-] < 1,0 x 10-7

Neutra [H3O+] = [OH-] [H3O+] = 1,0 x 10-7; [OH-] = 1,0 x 10-7

Básica [H3O+] < [OH-] [H3O+] < 1,0 x 10-7; [OH-] > 1,0 x 10-7

La escala de pH constituye una manera conveniente de expresar la acidezy basicidad de las soluciones acuosas diluidas. El pH de una solución se define así

pH = -log[H3O+]

Así el pH es el logaritmo negativo de la concentración de H3O+, el pOHes el logaritmo negativo de la concentración de OH- y el pK es el logaritmo negativo de una constante de equilibrio.

pH = -log[H3O+] o [H3O+] = 10-pH

pOH = -log[OH-] o [OH-] = 10-pOH

Ejemplo 3Calcule [H3O+], el pH, [OH-] y el pOH para una solución de HNO3

0,015 M.

HNO3 + H2O H3O+ + NO3-

Como el ácido nítrico es fuerte (se ioniza totalmente), se sabe que.[H3O+] = 0,015 M

pH = -log[H3O+] = -log(0,015) = -(-1,82) = 1,82.

También se sabe que pH + pOH = 14. Por tanto,

pOH = 14 – pH = 14-1,82 = 12,18Como [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14, [OH-], se calcula con facilidad.

[OH-] = 1,0 x 10-14 = 1,0 x 10-14

[H3O+] 0,015= 6,7 x 10-13M

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Ejemplo 4:Una disolución de ácido sulfúrico tiene unadensidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a)a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b)b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.

a)a) ms ms% = —— x 100 = ——— x 100

mdn Vdn x d

ms % x d 20 x 1,2 gconc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L240 g/L

Vdn 100 10–3 L x 100

ns ms conc(g/L) 240 g/L Molaridad = —— = ——— = ———— = ————

Vdn Vdn x Ms Ms 98 g/mol

Molaridad = 2,45 mol/L2,45 mol/L

b) b) pH = –log [H3O+] = –log (2 x 2,45x10–3 M) = 2,352,35

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Ejemplo5:Justifica porqué el ión HCO3

– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.

• El NaOH proporciona OH– a la disolución:• NaOH (ac) Na+ + OH–

• por lo que HCO3– + OH– CO3

2– + H2O• es decir, el ión HCO3

– actúa como ácido.

• El HCl proporciona H+ a la disolución:• HCl (ac) H+ + Cl–

• por lo que HCO3– + H+ H2CO3

(CO2 + H2O)• es decir, el ión HCOel ión HCO33

– – actúa como baseactúa como base.

Ácidos y bases débiles.

Los ácidos débiles solo se ionizan levemente en soluciones acuosas diluidas. La clasificación de los ácidos como fuertes o débiles se basa sólo en el grado en el cual se ionizan en soluciones acuosas diluidas.

Existen diversos ácidos débiles de uso común. El vinagre es una solución al 5 % de ácido acético, CH3COOH. Las bebidas gaseosas son soluciones saturadas de CO2 en agua, lo cual produce ácido carbónico ( CO2 + H2O H2CO3). Las frutas cítricas contienen ácido cítricoC3H5O(COOH)3. El uso común de estas sustancias indica que hay una gran diferencia entre los ácidos fuertes y los débiles. La diferencia es que los ácidos fuertes se ionizan completamente en solución acuosa diluida, mientras que los ácidos débiles sólo se ionizan levemente.

Consideremos la reacción que ocurre cuando un ácido débil como el ácido acético se disuelve en agua.

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

La constante de equilibrio para esta reacción se puede expresar como:

Kc =[H3O+][CH3COO-]

[CH3COOH][H2O]

Como trabajamos en soluciones acuosas diluidas, la concentración acuosa es muy alta, por tanto se supone que es constante, por tanto se puede reordenar la expresión anterior para obtener.

Kc[H2O] = [H3O+][CH3COO-]

[CH3COOH]

Kc y [H2O] son constantes (a una temperatura específica). Por lo tanto, la constante de ionización de un ácido débil es el producto Kc[H2O].

Ka = Kc[H2O]

Por tanto para el ácido acético...

Ka = [H3O+][CH3COO-] [CH3COOH]

= 1,8 x 10-5

La siguiente tabla muestra algunos ácidos débiles con sus respectivas constantes de acidez.

Ácido Reacción de ionización Ka a 25 oCÁcido fluorhídrico HF + H2O H3O+ + F- 7,2 x 10-4

Ácido nitroso HNO2 + H2O H3O+ + NO2- 4,5 x 10-4

Ácido acético CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- 1,8 x 10-5

Ácido hipocloroso HClO + H2O H3O+ + ClO- 3,5 x 10-5

Ácido cianhídrico HCN + H2O H3O+ + CN- 4,0 x 10-10

Como las constantes de ionización son constantes de equilibrios para reacciones de ionización, sus valores indican hasta que grado se ionizan los electrolitos débiles. Los ácidos con constantes de ionización mayores se ionizan en mayor grado (y son más fuertes) que los que tienen constantes de ionización menores.

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Ejemplo 06:Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8 y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4

–, HPO42– y PO4

3– en una disolución de H3PO4 0,08M.

Equilibrio 1: H3PO4   + H2O H2PO4–  +  H3O+

c. in.(mol/l):    0,08                      0             0c. eq.(mol/l):  0,08 – x                 x            x

x = 0,021 2 4 3[ ] [ ] 0,021H PO H O M

232 4 3

13 4

[ ] [ ]7,5 10

[ ] 0,08a

H PO H O xK M

H PO x

24

Equilibrio 2: H2PO4–  + H2O   HPO4

2– +  H3O+ c. in.(mol/l):    0,021                    0          0,021c. eq.(mol/l):  0,021 – y                 y        0,021 + y

y = 6,2 x 10–8 M

Equilibrio 3: HPO42–  + H2O   PO4

3– +  H3O+

c. in.(mol/l):  6,2 x 10–8            0          0,021c. eq.(mol/l):  6,2 x 10–8– z              z       0,021 + z

z = 6,5 x 10–19 M

284 3

22 4

[ ] [ ] (0,021 ) 0,0216,2 10

0,021 0,021[ ]a

HPO H O y y yK M

yH PO

2 84[ ] 6,2 10HPO M

133 4 3

2 2 8 84

[ ] [ ] (0,021 ) 0,0212,2 10

[ ] 6,2 10 6,2 10a

H PO H O z z zK M

HPO z

3 194[ ] 6,5 10PO M

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Fuerza de bases.

• En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:

• B + H2O BH+ + OH–

• BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = —————— Kc x H2O = —————— B x H2O B

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C b

BH OHK H O K

B (K basicidad)

26

Fuerza de ácidos y bases (pK)

• Al igual que el pH se denomina pK a:

• pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb

• Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb

mayor es la fuerza del ácido o de la base.

• Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb

menor es la fuerza del ácido o de la base.

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Ejemplo 07:Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M

• Equilibrio: NH3 + H2O NH4+

+ OH–

• conc. in.(mol/l): 0,2 0 0• conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x

• NH4+ x OH– x2

Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x

• De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M

• pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,722,72

• pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,2811,28

28

Relación entre Ka y Kb conjugada

• Equilibrio de disociación de un ácido:• HA + H2O A– + H3O+ • Reacción de la base conjugada con el agua:• A– + H2O HA + OH– • A– x H3O+ HA x OH–

Ka = —————— ; Kb = —————— HA A–

• A– x H3O+ x HA x OH– Ka x Kb = ———————————— = KW HA x A–

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Relación entre Ka y Kb conjugada (cont.).

• En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que:

• Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.

• Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.

• A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).

30

Ejemplo 08:Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.

• El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:

• CN– + H2O HCN + OH–

• KW 10–14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M

31

Ejemplo 09: Una disolución de HBO2 10-2 M tiene un de pH de 5,6. a)a) Razone si el ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles. b)b) Calcule la constante de disociación del ácido (Ka). c)c) Cal-cule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb). d)d) Si 100 ml de esta disolución de HBO2 se mezclan con 100 ml de una disolución 10-2 M de hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base conjugada se obtendrá?

a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51 x 10–6 M =[H3O+]/c = 2,51 x 10–6 M/ 10-2 M = 2,51 2,51 x1010–4–4 lo que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un

ácido débil. Su base conjugada, BO2–, será pues, relativamente fuerte.

b) Ka = c x 2 = 10-2 M x(2,51 x 10–4)2 = 6,3 6,3 x 10 10–10–10

c) Kb = Kw/Ka = 10–14/ 6,3 x 10–10 = 1,58 1,58 x 10 10–5–5

d) Se neutralizan exactamente: [BO2–] = 5 x 10–3 M

32

Ejemplo 10:En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a)a) Calcule el pH de cada una de ellas. b)b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x 10-5

a)a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, por lo que [H3O+] = 0,05 M

pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,301,30 CH3COOH es ácido débil por lo que:

Ka 1,8 ·10-5 M = —— = ————— = 0,019

c 0,05 M

[H3O+] = c = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M

pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,03,0

33

b)b) n (H3O+) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M = = 7,5 x 10-4 mol.

Para que el pH sea 3,0 [H3O+] = 10-3 M que será también la [HCl] ya que está totalmente disociado.

El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es:

V = n/Molaridad = 7,5 x 10-4 mol/ 10-3 mol·l-1 = 0,75 litros

Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 735 mlml

Continuación Ejemplo 10:

34

Indicadores de pH (ácido- base)

• Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica:

• HIn + H2O In– + H3O+

forma ácida forma básica

• El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]

• In– · H3O+ HIn Ka = —————— H3O+ = Ka · ———

HIn In–

• pH = pKa + log In– / HIn = pKa 1

Rangos de pH para indicadores más comunesRangos de pH para indicadores más comunes

Fenolftaleina

Amarillo de Alizarina

Rojo de metilo

Timol azul

Azul de bromotimol

Violeta de metilo

Anaranjado de metilo

Rango de pH para los cambios de color

36

Valoraciones ácido-base• Valorar es medir la

concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.

37

Gráfica de valoración de vinagre con NaOH

Zona de viraje fenolftaleína

20 40 60 V NaOH(ml)

12 10 8642

pH

38

Valoraciones ácido-base.• La neutralización de un ácido/base con una

base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).

• La reacción de neutralización puede escribirse: b HaA + a B(OH)b BaAb + a·b H2O

• En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se encuentra disociada, por lo que la única reacción es: H3O+ + OH– 2 H2O

n(ácido) x a = n(base) x b

39

Valoraciones ácido-base• Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b

• Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad:

• Normalidad = Molaridad x n (H u OH)

• Vácido x Nácido = Vbase x Nbase

• En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH de la sal resultante de la neutralización.

40

Ejemplo 11:100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O

• 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2

• De donde:• 25 ml x 2 M x 3

Mácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2

• [H[H22SOSO44] = 0,75 M ] = 0,75 M

• Vácido x Nácido = Vbas x Nbase (Nbase= 3 x Mbase)• 100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N • Nácido = 1,5 N MMácidoácido= Nácido/2 = 0,75 M 0,75 M

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Ejemplo 12:Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml?

• a) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase

50,5 ml x 0,2 N Nácido = —————— = 1 N 1 N Mácido = 1 M 10,1 ml

• b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre:• m(á. acético) = Molaridad x M x V =

= 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g• msoluto 60 g

% = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 %5,66 % mdisolución 1060 g

Soluciones Tampón o reguladoras de pH.Soluciones Tampón o reguladoras de pH.

SOLUCIONES REGULADORAS O BUFFERS.

En las reacciones de laboratorio, en los procesos industriales y en los cuerpos de plantas y animales, con frecuencia se requiere mantener el pH casi constante a pesar de que se agreguen ácidos y bases. La capacidad de transporte de oxígeno de la hemoglobina de la sangre y la actividad de las enzimas en las células depende fundamentalmente del pH de los fluidos corporales.

El cuerpo emplea diversos compuestos conocidos como sistema regulador (buffers), para mantener el pH dentro de un rango limitado. El funcionamiento de una solución buffers depende del efecto del ión común que es un caso especial del principio de Le Chatelier.

El término de hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o de ambos, con el agua, por lo que determina el pH de la disolución.

Las sales que provienen de ácidos y bases fuertes como el NaNO3, producen hidrólisis neutra.La disolución de una sal que proviene de una base fuerte y un ácido débil, produce una hidrólisis básica. Ej: CH3COONa

El ión sodio Na+ no tiene propiedades ácidas ni básicas, por lo que:

Sales que producen disoluciones ácidas

La reacción de hidrólisis está dada por:

Efecto del ión común.

El término efecto del ión común se emplea para describir el comportamiento de una solución, en la cual se produce el mismo ión debido a dos compuestos diferentes. Los dos tipos de soluciones más frecuentes que tienen este efecto son:

1. Una solución de ácido débil con una sal iónica soluble del ácido débil2. Una solución de base débil con una sal iónica soluble de la base débil.

1. Ácido débil con sales de ácidos débiles

Consideremos la siguiente solución, donde el NaCH3COO está totalmente disociado en los iones constituyentes, pero el CH3COOH sólo está levemente ionizado:

NaCH3COO Na+ + CH3COO-

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

H2O

Tanto CH3COOH como NaCH3COO son fuente de iones CH3COO-. ElNaCH3COO está totalmente disociado por lo que proporciona una concentración alta de [CH3COO-]. Esto desplaza el equilibrio de ionización del CH3COOH muy hacia la izquierda porque el CH3COO- se combina con el H3O+ para formar CH3COOH no ionizado y H2O.

Esto produce una disminución drástica de [H3O+] en la solución. Lassoluciones que contienen un ácido débil y la sal de un ácido débil, siempre son menos ácidas que las soluciones que contiene la misma concentración del ácido débil aislado, es decir, pH más altos.

2. Bases débiles con sales de bases débiles.

Una solución que contiene NH3 acuoso y cloruro de amonio NH4Cl, una sal iónica soluble del NH3 característica. El NH4Cl está totalmente disociado, pero el NH3 acuoso sólo está levemente ionizado.

NH4Cl NH4+ + Cl

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Tanto el NH4Cl como el NH3 acuoso producen iones NH4+. El NH4Cl

totalmente disociado proporciona una [NH4+] alta. Esto desplaza el

equilibrio de ionización del NH3 acuoso muy hacia la izquierda al combinarse los iones NH4

+ con los iones OH- para formar NH3 no ionizado y H2O. Así, [OH-] disminuye en forma considerable. Las soluciones que contienen una base débil con la sal de la base débil son menos básicas que las soluciones que contienen la misma concentración de la base débil sola.

Acción amortiguadora.

Las soluciones amortiguadoras (buffers) pueden reaccionar con iones H3O+ y OH-. Estas soluciones resisten los cambios de pH. Cuando se añaden cantidades moderadas de base fuerte o ácido fuerte a soluciones amortiguadoras, el pH varía muy poco.Las soluciones amortiguadoras contienen pares conjugados ácido-base en concentraciones razonables. El componente ácido reacciona con las bases fuertes que se adicionan. El componente más básico reacciona con los ácidos que se adicionan.

Soluciones de ácido débil y sal del ácido débil.

Un ejemplo de este tipo de soluciones es el ácido acético CH3COOH y el NaCH3COO acetato de sodio, El componente más ácido es CH3COOH,y el más básico es NaCH3COO porque el ión CH3COO- es la base conjugada del CH3COOH.El funcionamiento de esta solución amortiguadora depende del siguiente equilibrio.

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

De alta concentración

Alta concentración de la sal.

Si se añade un ácido fuerte como el HCl a esta solución se produce H3O+.Como resultado del H3O+ adicional, la reacción se desplaza hacia la izquierda y se consume la mayor parte del H3O+añadido para restablecer el equilibrio. Como la [CH3COO-] de la solución amortiguadora es alta, esto puede producir en considerable cantidad. La reacción neta es.....

H3O+ + CH3COO- CH3COOH + H2O (100 %)

O en la forma de ecuación molecular,

HCl + NaCH3COO CH3COOH + H2O (100%)Ácido que se añade

Base ácido débil agua

Esta reacción casi termina por completo porque el CH3COOH es un ácido débil; aunque se mezclen procedentes de fuentes separadas, sus iones tienen fuerte tendencia a formar moléculas de CH3COOH no ionizadas en vez de permanecer aisladas.

Cuando se añade una base soluble fuerte, como el NaOH, a la solución amortiguadora CH3COOH/NaCH3COO es consumida por el componente ácido CH3COOH. Esto ocurre de la siguiente manera. El OH- adicional ocasiona que la reacción de autoionización del agua proceda hacia la izquierda.

2 H2O H3O+ + OH- (se desplaza hacia la izquierda)

En esto se consume parte del H3O+ ocasionando que más CH3COOH se ionice:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ (se desplaza hacia la derecha)

Como la concentración [CH3COOH] es alta, esto se produce en forma considerable. El resultado neto es la neutralización del OH- por el CH3COOH.

OH- + CH3COOH CH3COO- + H2O (100%)

O en forma de ecuación molecular.....

NaOH + CH3COOH NaCH3COO + H2O (100%)

Base que se añade

Ácido sal agua

Soluciones de una base débil y una sal de la base débil.

Un ejemplo de este tipo de solución amortiguadora es la que contiene la base débil amoniaco acuoso NH3 y su sal iónica soluble, cloruro de amonio NH4Cl. Las reacciones por las que funciona este amortiguador son:

NH4Cl NH4+ + Cl- (hasta terminar)

NH3 + H2O NH4+ + OH- (reversible)

H2O

AltaConcentración

Alta concentración de la sal

Si se añade un ácido fuerte como el HCl a esta solución amortiguadora, el H3O+ resultante desplazará la reacción en equilibrio, hacia la izquierda

2H2O H3O+ + OH- (desplazamiento hacia la izquierda)

Como resultado de la disminución de la concentración de OH-, la reacción

NH3 + H2O NH4+ + OH- (desplazamiento hacia la derecha)

Se desplaza notablemente hacia la derecha. Como la [NH3] de la solución amortiguadora es alta, esto puede ocurrir en grado considerable. La reacción neta es:

H3O+ + NH3 NH4+ + H2O (100%)

O en forma de ecuación molecular...

HCl + NH3 NH4Cl (100%)Ácido añadido base sal

Cuando se añade una base fuerte soluble como el NaOH a la solución amortiguadora original, es neutralizada por el componente más ácido, NH4Cl, o NH4

+, el ácido conjugado del amoniaco acuoso.

NH3 + H2O NH4+ + OH- (se desplaza hacia la izquierda)

Como la [NH4+] es alta, esto ocurre en grado considerable. El resultado

es la neutralización del OH- por el NH4+ :

OH- + NH4+ NH3 + H2O (100%)

O en forma de ecuación molecular

NaOH + NH4Cl NH3 + H2O + NaCl (100%)

Base añadida ácido base débil agua

Conclusión: Los cambios de pH se reducen al mínimo en soluciones amortiguadoras porque el componente básico puede reaccionar con exceso de iones H3O+ y el componente ácido con exceso de iones OH-.

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Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl

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Ejemplo 13:

Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.

• El acetato está totalmente disociado:

• CH3–COONa CH3–COO– + Na+

• El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato):

• H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+

• cin (M) 0,2 0,2 0

• ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

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Ejemplo 13 continuación

• CH3–COO– · H3O+ (0,2+x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ————————— = —————— CH3–COOH (0,2 – x) M

• De donde se deduce que:

• x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M

• pH = – log H3O+ = 4,744,74

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Ejemplo 13: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a)a) 0,01 moles de NaOH;b)b) 0,01 moles de HCl?

a)a) Al añadir NaOH (Na+ + OH–), se producirá la neutralización del ácido acético:CH3COOH + NaOH CH3COO– + Na+ + H2O

Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen:[CH3COOH] = (0,2 –0,01)/1 M = 0,19 M[CH3COO–] = (0,2 + 0,01)/1 M = 0,21 M

H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+

cin (M) 0,19 0,21 0

ceq (M) 0,19 – x 0,21 + x x

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Ejemplo 13 continuación

(0,21 + x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ———————

(0,19 – x) M

De donde se deduce que x = H3O+ = 1,63 · 10–5 M pH = – log H3O+ = 4,794,79

b)b) Al añadir HCl (H3O+ + Cl–), los H3O+ reaccionarán con los CH3COO–: CH3COO–+ HCl CH3COOH + Cl–

[CH3COOH] = (0,2 + 0,01) /1 M = 0,21 M[CH3COO–] = (0,2 –0,01) /1 M = 0,19 M

Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,704,70

Capacidad Reguladora

• La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al cambio de pH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y /o bases fuertes, y es máxima cuando Ca = Cb. Una solución que contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base conjugada, tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación de pH por el agregado de una pequeña cantidad de ácido o base fuerte, es mínima.

Ejemplo 14

Calcule la variación de pH que se producirá por el agregado de 0,010 mol de NaOH a un litro de solución reguladora 0,1 M de ácido acético y 0,1 M de acetato de sodio. Ka = 1,82 x 10 – 5.

Solución:

Variación de pH (∆ pH) = pHf – pHi

El pH de la solución inicial es: pH = pKa – log (Ca / Cb) pHi = 4,74 – log (0,100 / 0,100) = 4,74

El pH de la solución final es el que corresponde a la solución después del agregado de NaOH, que por ser base fuerte estará totalmente disociada. El aumento de iones HO- afecta al equilibrio: HAc + H2O ----- H3O+ + Ac-

Ejemplo 14 (cont.)

Ya que neutraliza a los H3O+, desplazándose hacia un aumento de la concentración de Ac- y una disminución de la concentración de HAc. Conservación de materia:

[ HAc] + [ Ac-] = Ca + Cb = 0,200 M

[Na+] = Cb (del NaAc) + Cbf (del NaOH)

Condición de electro neutralidad:

[Na+] + [H3O+] = [ Ac-] + [OH-]

Cb + Cbf + [H3O+] = [ Ac-] + [OH-]

[H3O+] y [OH-] se desestiman frente a Ca y Cb, por lo tanto:

[ Ac-] = Cb + Cbf

Reemplazando y reordenando:

[ HAc] = Ca + Cb – (Cb + Cbf ) = Ca – Cbf

El pH de la solución final es:

pHf = pKa – log ([HAc] / [ Ac - ])

pHf = 4,74 – log [(Ca - Cbf) / (Ca + Cbf)]

pHf = 4,74 – log [(0,100 – 0,010) / (0,100 + 0,010)]

pHf = 4,74 – log [(0,090 / 0,110)] = 4,83

∆ pH = 4,83 – 4,74 = 0,09