apuntes de estudio y ejercicos de equilibrio y ejercicios tampones
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GUIA DE ESTUDIO Y EJERCICIÓS
EQUILIBRIOS EN SOLUCION ACUOSA
PROFESOR: HILDA ALVAREZ AGUIRRE
Constante de equilibrio e Ionización
“Para ácidos y base débiles considerar la constante de equilibrio Ka o Kb,
según corresponda y el % de disociación.Recordar que los ácido y bases
débiles son electrolitos débiles por lo cual no se encuentran totalmente
disociados en solución, solo en un porcentaje, llamado % de ionización”.
EJERCICIO RESUELTO
1.Calcule el porcentaje de ionización de una solución 1,00 M de HCN .
Ka 6,2 x 10 -10
1º. Expresar la constante de equilibrio
HCN + H2O → H3O+ + CN-
Kc =
Puesto que el iión hidronio,protón ( H+) y el CN- están presente en la solución
como resultado de la ionización ,sus concentraciones deben ser iguales.
(H3O+ ) = ( CN- )
Calcular X=
Porcentaje de ionización = HCN ionizado x 100
HCN total
Resp:. .0,00222 %
2. Calcular la concentración molar de una solución de ácido acético que está
ionizada al 2 % . Ka = 1,75 x 10 -5 a 25 ª C.
Expresar la contante de quilibrio:
Kc =
Sea X la concentración molar de la solución de ácido acético .
Resp. 0,044 M
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Soluciones amortiguadoras son aquellas soluciones cuya concentración de
hidrogeniones varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes. El objeto de su
empleo, tanto en técnicas de laboratorio como en la finalidad funcional del
plasma, es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso,
suele decirse que sirven para mantener constante el pH. Los mas sencillos están
formados por mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido con
base fuerte, por ejemplo, una mezcla de ácido acético y acetato de sodio; o bien
una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco y
cloruro de amonio.
La aplicación más importante de esta teoría de los amortiguadores es, para
los fisiólogos, el estudio de la regulación del equilibrio ácido-base. Para dar
una idea de la importancia de los amortiguadores de la sangre, recordemos
que la concentración de hidrogeniones del agua pura experimenta una elevación
inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera, y crece
paralelamente a la cantidad de ácido añadido. No ocurre así en la sangre, que
admite cantidades del mismo ácido, notablemente mayores, sin que la
concentración de hidrogeniones aumente de una manera apreciable.
Mecanismo de la acción amortiguadora
Supongamos un amortiguador constituido de ácido acético y acetato de sodio. El
ácido estará parcialmente disociado estableciendo un equilibrio entre las
partículas de ácido sin disociar los iones hidrógenos y los iones de base
conjugada. El acetato de sodio, como todas las sales, está disociado
completamente y, por esta causa, el ión acetato procedente de la sal desplaza el
equilibrio hacia la formación de ácido, disminuyendo la concentración de
hidrogeniones libres. La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la
acidez libre. Si las cantidades de sal y ácido son del mismo orden de magnitud, la
concentración de iones hidrógenos se regulará por la reacción de equilibrio del
ácido, es decir
CH3-COOH ↔ CH3-COO - + H+
Si añadimos al sistema un ácido fuerte, por ejemplo ácido clorhídrico, se produce
un aumento instantáneo de la concentración de iones hidrógenos, los cuales son
neutralizados por la base conjugada del ácido liberando así, una cantidad
equivalente de ácido débil.
Si añadimos al sistema una base fuerte, por ejemplo hidróxido de sodio, los iones
hidroxilos consumen rápidamente iones hidrógenos del sistema para formar agua,
lo que provoca la transformación de una parte del ácido acético libre en acetato
que es una base menos fuerte que el hidróxido de sodio.
La utilidad de las mezclas amortiguadoras en la regulación del equilibrio ácido-
base del plasma sanguíneo, estriba precisamente en la posibilidad de mantener la
concentración de iones hidrógeno dentro de límites estrechos, que con razón
puede considerarse invariable.
El pH se puede mantener muy aproximadamente al nivel que convenga,
escogiendo las mezclas adecuadas
Ecuación de Henderson-Hasselbach
La Ecuación de Henderson-Hasselbach permite calcular el pH de una mezcla
amortiguadora conociendo su composición. En su deducción, para un
amortiguador compuesto de un ácido débil y una sal de su base conjugada, se
considera que la concentración de ácido libre es aproximadamente igual a la del
ácido total, y la concentración del ión base conjugada coincide con la
concentración de la sal. Con ello,
La Ecuación de Henderson-Hasselbach expresa que el pH de una solución
amortiguadora se calcula sumando al pK del ácido, el logaritmo de la relación
concentración de sal /concentración de ácido, es decir
pH = pKa + log [sal]
[ácido]
De acuerdo con todo lo anterior, el pKa de un ácido débil se puede definir como el
pH del Soluciones Amortiguadoras sistema amortiguador que resultaría al añadirle
una cantidad equimolar de una sal fuerte del mismo ácido, o bien el pH alcanzado
después de neutralizar con base fuerte, exactamente, la mitad de ácido. Para el
ácido acético, una solución uno molar de ácido puro tiene un pH de 2.38, mientras
que un sistema amortiguador con cantidades equimolares de ácido y sal tiene un
pH igual al pK del ácido acético, es decir, 4.76.
Propiedades de los amortiguadores
1. El pH de una solución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil
que la integra, es decir del pKa del ácido.
2. El pH de un sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal
y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. Por
ejemplo, un sistema amortiguador 2 M en sal y 1 M en ácido, regula el mismo pH
que un sistema amortiguador 4 M en sal y 2 M en ácido, debido a que la relación
concentración de sal / concentración de ácido es igual.
3. La modificación del pH, en una solución amortiguadora, resulta exigua hasta
que uno de los componentes esté próximo a agotarse, debido a que el pH varía
con el logaritmo del cociente concentración de sal / concentración de ácido. Este
cociente es afectado por la adición de ácido o base fuerte, pero el valor
logarítmico de la relación concentración de sal / concentración de ácido varía muy
poco.
Efecto del ion común
¿Qué ocurre cuando se adiciona NaC2H3O2 (acetato de sodio, que se puede
abreviar como NaAc) a una solución de HC2H3O2 (ácido acético, que se puede
escribir HAc)? Puesto que el C2H3O2- (acetato, Ac-) es una base débil, no es
sorprendente que el pH de la solución aumente, es decir [H+] disminuye. Sin
embargo, es interesante examinar este efecto desde la perspectiva del principio de
Le Chatelier.
NOTA: Recordemos que el principio de Le Chatelier se puede enunciar como
sigue: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura,
presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su
posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación).
El mecanismo de amortiguamiento puede explicarse cualitativamente de la
siguiente manera: la sal AM provee una concentración considerable de iones A-,
lo que provoca un desplazamiento del equilibrio (1) hacia la izquierda, de modo
que la solución contiene alta concentración de ambas formas: asociada y
disociada. El equilibrio (1) puede desplazarse en uno y otro sentido, según se
introduzca en la solución un ácido, en cuyo caso se desplazará hacia la izquierda;
o una base, en cuyo caso, mediante la eliminación de H+ por formación de H2O,
provocará un desplazamiento hacia la derecha.
Se puede calcular el pH de la solución planteando Ka:
por lo dicho anteriormente, la concentración de A- es prácticamente igual a la
concentración de la sal AM, puesto que se encuentra totalmente disociada, y el
aporte de dicho anión por la disociación de AH es despreciable; a su vez, la
concentración de AH es prácticamente igual a la del ácido, pues, como vimos, su
disociación es despreciable, por lo tanto:
y despejando: [H+ ] = Ka .[ácido]/[sal]
La relación entre el pH y la cantidad del ácido y la sal presentes en la solución, se
comprenden mejor estudiando los diagramas de distribución, que se muestran en
la gráfica para el buffer HAc/Ac (en la gráfica figuran como HOAc y OAc -
respectivamente, y Cs significa concentración de la sal):
Un requerimiento adicional para que un sistema amortiguador funcione con
eficacia es que las concentraciones del ácido débil y la sal sean lo suficientemente
altas para que pueda neutralizar cantidades apreciables de protones u oxhidrilos
agregados.
El buffer HAc/Ac- no tiene importancia fisiológica; en cambio el
HCO3-/H2CO3 juega un papel importante en muchos sistemas biológicos. El
pH del plasma sanguíneo se mantiene a 7,40 por medio de varios sistemas
amortiguadores, de los cuales el más importante es el anteriormente citado. En
los eritrocitos, en donde el pH es de 7,25 los sistemas amortiguadores principales
son el anterior y el de la hemoglobina.
EJERCICIOS RESUELTOS
1.Se preparó una solución reguladora disolviendo 0,200 moles de un ácido débil
y 0, 015 moles de la base conjugada(anión) en un litro de solución..
a. Calcular el pH de la solución reguladora.
Ecuación de Henderson-Hasselbach
pH = pKAa + log ( Base conj)
(Acído débil)
Ka del ácido = 1,34 x 10 -5
Sacar pKa pKa= -log(Ka) por lo tanto pKa = 4,87
Reemplazar las concentraciones y calcular el pH.
pH =
Resp: 4.75
b. ¿Cuál es el cambio de pH si se agregan 1,0 x 10-5 moles de HCl a 10 ml de la
solución reguladora.?
Razonando el mecanismo de acción de un tampón, si de adiciona HCl a un
tampón ácido aumentaría la concentración del ácido y disminuiría la
concentración de la base
Por lo tanto debe calcular la nueva concentración tanto del ácido como de la base
frente a la adición del HCl considerando que se adiconó a 10 ml de solución
reguladora.
Calcular la concentración del ácido considerando que 0,200 moles estaban
contenidos en 1 litro de solución. Ahora se debe calcular la nueva concentración
en 10 ml.
Cúal es la nueva concetración del ácido.? …………………
Si la concentración de la base conj disminuyó al agregar HCl ¿cuál será la nueva
concentración si se disponía de 0, 015 moles de la base conjugada(anión) en un
litro de solución.. Calcular la nueva concetración en 10 ml.
¿Cuál es la concentración de la base ¿ ………………………
Calcular el nuevo pH =
Variación del pH = pH inicial –pH frente la adición de HCl
Resp:…………………..
Resp. -0,05
c. ¿Cuál es el cambio de pH si se agregan 1,0 x 10-5 moles hidróxido de sodio a
10 ml de solución reguladora.?
Considerar el mecanismo de acción del tampón al adicionar NaOH. ¿Qué
concentración aumenta y cuál disminuye.?
Nueva concentración de ácido:…………………………….
Nueva concentración de la base :………………………..
pH=
Variación del PH:………
Resp: +0,05
2. Calcular a ) el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc 0,2
M y 200 ml de solución de NaAc 0,3 M
HAC + H2O → H3O + + AC-
Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones , variando por lo
tanto sus concentraciones:
Calcular las nuevas concentraciones.
Resp: 0,1 M de HAc y 0,15 M de Ac pH =4,92
b). A 100 ml del buffer anterior se le añade 1 ml de NaOH 0,1 M . Calcular el pH .
Resp. 4,93
Variación de PH:……….
.