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Soluciones reguladoras
Química General e Inorgánica
18 de abril de 2016
Prof. Dra. Marisa Repetto
Primer cuatrimestre 2016
Neutralización ácido-base
17 mL HNO2
0,25 M
Ka= 4,6 x 10-4
HNO2
4,3 x 10-3 moles = eq ácido
HNO2 + NaOH
20 mL NaOH
0,18 M
NaOH
3,6 x 10-3 moles = eq base
NaNO2 + H2O
4,3 x 10-3 eq ac - 3,6 x 10-3 eq base = 0,7 x 10-3 eq acido remanente
3,6 x 10-3 eq NaNO2
volumen final: 37 mL
[sal]= 0,097 M
[ácido] = 0,019
[sal]
pH = pKa + log ______ = 4,00
[acido]
Curvas de titulación de ácido débil con una
base fuerte
Volumen de
NaOH
(mL)
Punto de
equivalencia
Volumen de NaOH agregado (mL)
pH
pH antes de la neutralización:
Buffer
pH antes de la neutralización: depende de la
constante de disociación del ácido débil.
pH = pKa
Buffer con capacidad
reguladora máxima
Curvas de titulación de base débil
con un ácido fuerte
Volumen de
HCl (mL)
Punto de
equivalencia
Volumen de HCl agregado (mL)
pH
Curvas de titulación de base débil
con un ácido fuerte
Buffer
Efecto del agregado de un ácido o una base al agua
Equilibrio
Equilibrio
Agregado de un ion común a la solución acuosa
de un ácido débil
Agregado de un ion común
Aumenta
Equilibrio
Agregado de un ion común a la solución acuosa
de una base débil
Agregado de un ion común
Aumenta
Equilibrio
Soluciones amortiguadoras ó
reguladoras (buffer)
Resiste los cambios de pH cuando se agregan
pequeñas cantidades tanto de ácido como de base.
Soluciones en las que están presentes dos electrolitos o
soluciones de electrolitos
• Ácido débil y su base conjugada
• Base débil y su ácido conjugado
Formado por:
Ácido débil
Base débil
(suministra protones
a una base fuerte)
y su base conjugada
(aceptará protones de
un ácido fuerte)
(acepta protones
de un ácido fuerte)
y su ácido conjugado
(cede protones a una
base fuerte)
Efecto de ion común
Tipos de Soluciones amortiguadoras
1. Sistema Ácido - Sal: ácido débil y una sal de ese ácido
y una base fuerte.
Ejemplo: HAc / NaAc; HCN / NaCN.
2. Sistema Base - Sal: base débil y una sal de esa base
con un ácido fuerte.
Ej.: NH3 / NH4Cl.
3. Sistema Salino:
* una sal monosustituida y otra disustituida de un ácido
poliprótico débil (por ej. H3PO4) con una base fuerte.
Ej.: NaH2PO4 / K2 HPO4 .
* una sal disustituida y otra trisustituida del mismo ácido.
Ej.: K2HPO4 / Na3PO4 .
4. Anfolitos: son sustancias que tienen en su molécula
grupos ácidos y básicos.
Cálculo de pH de una solución amortuguadora
Ecuación de Henderson-Hasselbach
Utilizando el concepto de ácido
y base conjugada de Bronsted
Acido: sustancia que puede donar un protón
Base conjugada: sustancia que puede aceptar
un protón
HA (ac)
Ácido
de Bronsted
A- (ac) + H+ (ac)
Base conjugada
de Bronsted
Par conjugado
protón
Sistema ácido débil- sal
NaAc  Na+
H2O + HAc
+
Ac-
H3O+
+
[H3O+ ] . [Ac-]
Ka = _______________
[ HAc ]
Despejando la [H3O+] :
[H3O+ ] = Ka . [HAc] / [Ac-]
Ac-
Aplicando logaritmos y multiplicando por (-1), resulta:
- log [H3O+ ] = - log Ka - log [HAc] + log [Ac-]
[Ac-]
pH = pKa + log ________
[HAc]
Ecuación de HendersonHasselbalch
[HA] >ó = a 0,1 M
se desprecia la ionización y la hidrólisis de la sal
[A-]
pH = pKa + log
______
[AH]
[base conjugada]
pH = pKa + log
[Ácido de Bronsted]
[base conjugada]
pH = pK + log ________
[Ácido]
NaAc  Na+
+
Ac
-
O,15 M
H3O+
H2O + HAc
+
Ac-
0,1 M
[H3O+ ] . [Ac-]
[H3O+ ] =
Ka [ HAc ]
[H3O+ ] =
1,8 10 –5 x 0,1
Ka = _______________
[ HAc ]
pH= - log
[H3O+
]
[H3O+ ] = 1,34 10 –3 M
pH= 2,87
-]
[A
pH = pKa + log
[HA]
pH = 4,74 + log
pH= 4,92
0,15
0,1
Sistema Base débil - Sal
Mezcla de amoníaco / cloruro de amonio en agua; el
equilibrio iónico será:
NH4Cl
NH3 +
H2O

NH4+
+
Cl-
NH4+
+
OH-
NH3 +
H2O
NH4+
+
OH-
[HO-] . [NH4+]
Kb = _______________
[NH3 ]
Despejando [HO-], aplicando logaritmo y multiplicando
por (-1), resulta
[NH4+]
pOH = pKb + log ________
[NH3 ]
[Sal]
pOH = pKb + log ________
[Base ]
NH4 + + H2O
NH3 + H3O +
[NH3]
pH = pK NH4 + + log
[NH4 + ]
[base conjugada]
pH = pK + log ________
[Ácido]
1-Sistema ácido débil / sal :
NaAc
HAc
 Na+ + AcH+ + Ac[Ac- ]
pH = pKa + log ________
[HAc]
Si aumenta [H+]  aumentan los moles de ácido
disminuyen los moles de sal
disminuye pH
Si aumenta [OH-]  disminuyen los moles ácido
aumentan los moles de sal
aumenta el pH
2-Sistema base débil / sal :
NH4Cl
NH3 +

H2O
NH4+
NH4+
+
+
ClOH-
[NH4+]
pOH = pKb + log ________
[NH3]
Si aumenta [H+]  aumentan los moles de sal
disminuyen los moles de base
disminuye pH, aumenta el pOH
Si aumenta [OH-]  disminuyen los moles sal
aumentan los moles de base
aumenta el pH, disminuye el pOH
3. Sistema Salino
Están constituidos por dos sales de un ácido poliprótico
(por ejemplo H3PO4), con distinto grado de sustitución.
Se considera a la sal:
más sustituida
menos sustituida


como sal
como ácido
Ejemplo: Sea el sistema NaH2PO4 / K2 HPO4 .
NaH2PO4
K2 HPO4


será el ácido
será la sal
H3PO4
H2PO4-
HPO42-
H+
+
H+ +
H+
H2PO4-
HPO42-
+
PO43-
[H+] . [H2PO4-]
Ka1 = _____________
[H3PO4]
Ka2 =
[H+] . [HPO42-]
_____________
[H2PO4-]
[H+] . [PO43-]
Ka3 = _____________
[HPO42-]
cuyos valores son : Ka1  1 .10-2, Ka2  1 .10-7, Ka3  1 .10-12
¿Cuál es el valor de Ka que se deberá seleccionar para
calcular el pH del buffer?
Para responder esta pregunta debemos plantear las
ecuaciones de ionización de las sales que forman el
sistema buffer:
En el ejemplo mencionado:
NaH2PO4
K2 HPO4
Na+
2K+
+
+
H2PO4HPO42iones derivados del H3PO4
y ver cuál de las reacciones de equilibrio del ácido débil
poliprótico, contiene las especies derivadas de él.
Capacidad reguladora
máxima
Cuando la capacidad reguladora es máxima la relación
[sal] / [ácido] o [sal] / [base] es igual a la unidad y en este
caso:
pH = pKa + log 1 = pKa
o
pOH = pKb + log 1 = pKb
Rango útil de un buffer
- Cuando la razón [sal] / [ácido] o [sal] / [base] es igual a 10,
el pH y o el pOH será:
pH = pKa + log 10 = pKa + 1
pOH = pKb + log 10 = pKb + 1
- Cuando la razón [sal] / [ácido] o [sal] / [base] es igual a 0,1
el pH y o el pOH será:
pH = pKa + log 0,1 = pKa - 1
pOH = pKb + log 0,1 = pKb - 1
Rango útil de un buffer
pH = pKa  1
pOH = pKb  1
Preparación de buffer
A partir de drogas sólidas:
A partir de soluciones:
+
Por neutralización ácido débil-base fuerte ó base débil con
ácido fuerte
Drogas sólidas
Soluciones
pH conocido
<7
>7
Buscar ácido débil con
pka cercano a ese pH
Buscar base débil con pkb
cercano pOH conocido
Ecuación de Henderson-Hasselbach
[Ac-]
[NH4+]
pH = pKa + log ______
ó
pOH = pKb + log _______
[Hac]
[NH3]
[Ac-]
______
[Hac]
Buscar relación
ó
[NH4+]
_______
[NH3]
BIBLIOGRAFÍA
• Chang R. Química. 6ta edición. Ed Mc. Graw Hill.
1999.
• Umland J.B.; Bellama J.M. Química General . 3ra
edición. Ed. International Thomson. 2000.
• Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed
Omega. 1999.
• Maham B,; Myers R. Química Universitaria. 4ta
edición. Ed Addison Wesley. 1990.
• Whitten K.W.; Davis R.E.; Peck M.L. Química
General . 5ta edición. Ed. Mc. Graw Hill. 1998.
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