Ácidos y Bases

Cátedra de Introducció
Introducción a la Quí
Química – Ciencias Naturales (UNLP)
EFECTO DEL ION COMÚN EN LOS EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE
Cuando a una disolución
de un ácido dé
débil o de una
base dé
débil
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE (2da parte)
Bibliografí
Bibliografía:
se le agrega un electrolito
fuerte que tiene un ión
comú
común con el electrolito
débil.
“Quimica General“
General“- R. Petruci,
Petruci, W.S.
W.S. Harwood y F.Herring.
F.Herring.
“Principios de Quí
Química”
mica”- P. Atkins y L. Jones.
Jones.
“Quí
Química la Ciencia Central”
Central”- T.Brown,
T.Brown, H.Lemay y B. Bursten.
Bursten.
"Quimica"
Quimica" R. Chang.
se modifica el equilibrio
ácido-base.
El efecto del ió
ión comú
común es disminuir el grado de
ionizació
ionización del electrolito dé
débil.
DISOLUCIONES DE ÁCIDOS DÉBILES Y SUS SALES
Ejemplo: Solución de HNO2 a la que se agrega NaNO2 (sal
soluble)
DISOLUCIONES DE BASES DÉBILES Y SUS SALES
Ejemplo: Solución de NH3 a la que se le agrega NH4Cl
NH4Cl(ac) → NH4+ + Cl-
NaNO2 → Na+ + NO2Ión
comú
común
(reprime la ionizació
ionización
del electrolito dé
débil).
Ión comú
común NH4+ (reprime la
ionizació
ionización del electrolito
débil).
NO2-
Solución:
HNO2 + H2O
H3O+ + NO2-
HA
HA + CA
↓ [H+], ↑ pH ∴
¿Cómo calcular el pH de una solució
solución de un ácido dé
débil
HA y una sal con anió
anión comú
común CA?
Ka =
[H3O+ ].[ A − ]
[HA ]
C+ + AA- + H3O+
[H3O+ ] = K a
pH = pK a + log
[A-] = concentración inicial de la sal
pH
− log K a = − log[H3 O+ ] − log
[ A− ]
[HA ]
↓ pH
Reemplazando:
pH = pK a + log
[HA ]
[ A− ]
[HA] = concentración inicial del ácido
pK a = pH − log
↓ [OH-], ↑[H+],
[HA] = concentración inicial del ácido
[A-] = concentración inicial de la sal
o, tomando -log
Consecuencia:
∴
La solución mixta(b) es menos básica
que una solución de igual concentración
de la base débil (a).
La solución mixta (b) es menos ácida que
una solución de igual concentración de
ácido débil (a).
CA
HA + H2O
NH4+ + OH-
El equilibrio se desplaza ← para formar más NH3
El equilibrio se desplaza ← para formar más HNO2
Consecuencia:
Solución: NH3 + H2O
−
[A ]
[HA ]
[ A− ]
[HA ]
Ecuació
Ecuación de HendersonHenderson-Hasselbalch
[ sal ]
[ ácido ]
Depende de:
9 La naturaleza del ácido (Ka).
9 Las concentraciones de la sal y del ácido en la
solución.
Ejercicio: Determine el pH de una solución de HAc 0,30M y
NaAc 0,30M? Ka = 1,8.10-5 (El pH de una solución de HAc
0,30M es 2,64)
1
¿Cómo se calcula el pH en una solución de una base
débil B y una sal con catión común a la base?
BHA
B + H2O
Kb =
[BH+ ][OH− ]
[B ]
Ejemplo: Determinar el pH de un solución que contiene 0,10 mol NH3
y 0,11 mol de NH4Cl en 2,0 litros de solución Kb(NH3) =1.8x10-5
NH3(ac) + H2O
BH+ + OH-
[NH3 ] =
0,1 mol
= 0,050M
2,0 l
[NH+4 ] =
0,11 mol
= 0,055M
2,0 l
[OH− ] =
Kb.[B ]
pH
pOH
[BH+ ]
Kb =
o tomando -log
pOH = pKb + log
[BH+ ]
[B]
NH4+(ac) + OH-(ac)
BH+ + A-
pOH = pKb + log
[ sal]
[base ]
Kb =
[NH+4 ][OH− ]
[NH3 ]
Proviene de NH4Cl
[NH+4 ][OH− ]
(0,050)[OH− ]
= 1,8.10 − 5 =
[NH3 ]
0,055
[OH− ] = 1,8.10 − 5.
0,055
= 1,98.10 − 5
0,050
→ pOH = 4,70 pH = 9,30
Comprobar que se obtiene el mismo resultado empleando la ecuación
de Henderson- Hasselbalch.
Hasselbalch.
SOLUCIONES BUFFER, TAMPONES, REGULADORAS O
AMORTIGUADORAS
DISOLUCIONES BUFFER COMUNES
9 Disoluciones que regulan el pH.
9 Evitan cambios bruscos del pH cuando se agregan
cantidades moderadas de un ácido o una base fuerte.
9 Un ácido débil y su base conjugada (HAc-NaAc, HF-NaF).
Uno capaz de neutralizar
ácidos
Se preparan a partir de :
9 Una base débil y su ácido conjugado (NH3-NH4Cl).
Se pueden preparar tambié
también a partir de una mezcla:
Requieren dos
componentes
1- Ácido débil + base fuerte (en defecto)
Otro capaz de neutralizar
Bases
HAc + NaOH
NaAc + H2O
2.- Base débil + ácido fuerte (en defecto)
Condición: Los componentes no deben neutralizarse entre sí
∴ se descartan las mezclas ácido fuerte- base fuerte.
3.- Sal de un ácido débil + ácido fuerte (en defecto)
NaAc + HCl
HAc + Na+ + Cl-
NH3 + HCl
NH4Cl
Un Buffer puede estar constituido por dos sales de
un ácido poliprótico débil. Por ejemplo:
Sistema: Na2HPO4- NaH2PO4
4 .-Sal de una base débil + base fuerte (en defecto)
Se considera la sal
NH4Cl + NaOH
NH3 + H2O +
Na+
+
Cl-
Observar: las reacciones 11-4 contienen, por efecto
de la reacció
reacción, el par ácidocido- base conjugado.
Otros ejemplos:
Menos sustituida como ácido
Más sustituida como base
Na3PO4 – Na2HPO4
CO32-- HCO3Base
Ácido
2
FUNCIONAMIENTO DE UN BUFFER
Ejemplo: Buffer HA-ADespué
Después de la
adició
adición de H+
A - + H+
Solució
Solución Buffer
con [A[A-] = [HA]
HA
0,5
0,3
OH-
HA
A-
0,1 mol
0,4
0,4
0,3
pH = 5
pH = 5 + log (0,5/0,3)
pH = 5,22
pH < pKa
pH = pKa
pH > pKa
En conclusión ………
OH-
H+
H2O
0,1 mol
pH = 7
pH = 13
0,1 mol
Para el caso de un buffer de base débil: B/BH+
Neutralización
pOH = pKb + log
+→ HA + H O
AA- ++HH33OO+→
HA + H22O
Buffer
Buffer
Recalcular
HA/A
HA/A-
[HA] y
Neutralización
OH- -→
Adición de base fuerte
pH = 1
0,5
pH = 5 + log (0,3/0,5)
pH = 4,87
Adición de ácido fuerte
9 La relación [A-]/[HA] varia ligeramente, amortigua los
cambios de pH ∴ no hay cambios significativos del pH
en la solución Buffer.
Si realizamos el mismo agregado a agua pura,
¿qué ocurre con el pH?
[A-] > [HA]
A-
0,1 mol
[ A− ]
[HA ]
Despué
Después de la
adició
adición de OHHA + OHA- + H2O
[HA]= [NaA]= 0,4M
H+
A-
Buffer12.swf
pH = pK a + log
HA
[A-] < [HA]
HA
Ka = 10-5
[A-]
Agregado de H+:
[BH+] ↑ y [B]↓
[BH+ ]
[B]
B + H+
BH+
pOH ↑ y ∴pH disminuye
A- -
HA++OH → A ++HH2OO
HA
2
Agregado de OH-:
+
Determinar
Determinarla
la[H
[H+]]
BH+ + OH-
B + H2O
pOH ↓ y ∴ pH aumenta.
[BH+]↓ y [B]↑
[A-])
(Ka,
(Ka,[HA]
[HA]yy [A ])
CARACTERÍSTICAS IMPORTANTES DE UNA DISOLUCIÓN
BUFFER
Su pH
Recordar:
[A− ]
pH = pK a + log
[HA ]
Depende de:
9 La naturaleza del ácido (Ka )
9 De las concentraciones
relativas de los componentes
en la solución [A-]/[HA].
Su capacidad
amortiguadora
Regula cuál es la cantidad
máxima (en moles) de ácido
o base que puede agregarse
a una solución Buffer antes
de que el pH comience a
cambiar.
LA CAPACIDAD AMORTIGUADORA DEPENDE DE:
9 Las concentraciones de: ácido y sal o base y sal.
A mayor concentraciones totales, tolerará mayor cantidad
de ácido o base sin agotarse → mayor capacidad.
9 La relación de concentraciones ácido/sal o base/sal.
[ A − ] 10
=
,
[HA ] 1
Regula mejor el agregado de H+:
[ A− ]
1
=
,
[HA ] 10
Regula mejor el agregado de OH-:
A- + H+
HA + OH-
HA
A- + H2O
Máxima capacidad reguladora (amortiguadora):
[HA] = [A-],
→ pH = pKa
3
INTERVALO DE REGULACIÓN DE UN BUFFER
Intervalo de pH en el que funciona amortiguando los cambios de
pH.
−
Capacidad Buffer
pH = pK a + log
[ A− ]
[HA ]
[ A ] 10
=
,
[HA ] 1
pH = pKa + 1
[ A− ]
1
=
,
[HA ] 10
pH = pKa - 1
Máximo intervalo de regulación:
pH = pK a ± 1
Máxima capacidad reguladora:
[HA] = [A-],
donde pH = pKa
Ejercicio:
1.- Suponga que se encuentra cultivando bacterias que
requieren un medio ácido de 5,25. Cuenta con las siguientes
soluciones buffer
i) HClO2/ClO2-
pKa = 2
ii) H2PO4-/ HPO4-
pKa = 7,21
iii) HAc/ Ac-
pKa = 4,75
iv) HNO2/NO2-
pKa = 3,37
a) ¿ Cual escogería y por qué?
b) Calcule la relación de molaridades A-/HA que se requiere
para regular una solución a ese pH.
4