Quimica Analitica Soluciones Buffer

QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL

Soluciones Buffer



Las soluciones amortiguadoras (llamadas también

soluciones reguladoras, tampón o buffer) son aquellas en

las que hay un equilibrio ácido-base producido por la

mezcla de un ácido (o base) débil con su base (o ácido)

conjugado en una concentración significativa, cuya

presencia limita por el principio de Le Chatelier el grado en

el cual se disocia el ácido (o base) y por lo tanto afecta el

pH de la solución. Este equilibrio está determinado por la

relación entre las moles del ácido (o base) débil y las de la

base (o ácido) conjugado sin importar el volumen final de la

solución.

 Se va a examinar el comportamiento de una solución en la que se han disuelto unas ciertas cantidades de ácido acético (CH₃COOH) y de acetato de sodio (CH₃COONa). Los equilibrios formados, ya se han establecido antes:

CH₃COOH + H₂O  CH₃COO- _{+ H}

3O+ (5-2)

Ácido 1 Base 1 Base 2 Ácido 2 (base conjugada) (ácido conjugado)

CH₃COONa → CH₃COO - _{+ Na} + (5.43) Sal Anión Catión

OH-- _{+ CH}

3COOH  H2O + CH3COO - (5.39)

Base 3 Ácido 1 Ácido 3 Base 2

Por una parte, el ácido acético al disociarse en la ecuación (5.2) produce una cierta cantidad de la base conjugada acetato (CH₃COO -_{) y de iones hidronio que}

determinarían su pH si estuviera solo. Pero al haberse disuelto adicionalmente el acetato de sodio, éste se ioniza según la ecuación (5.43), produciendo más moles de la base conjugada acetato (CH₃COO -_{) que por efecto del principio de Le Chatelier desplazan}

la reacción (5.39) hacia la izquierda, para producir iones oxidrilo (OH-_{) y}

simultáneamente, desplazan la reacción (5-2) también hacia la izquierda, disminuyendo la concentración de hidronios (H+_).

Así, por efecto de un ión común que en este caso es la base conjugada acetato (CH₃COO -), se obtiene un sistema en el cual están en equilibrio iones hidronio e hidroxilo.

A partir de la ecuación (5.2) se halla la Constante de equilibrio K_a = [CH₃COO-_][H

3O+] = 1,75 x 10

[CH₃COOH]

Y directamente a partir de esta ecuación, se despeja la [H₃O+], así:

[H₃O+_{] [CH}

3COOH] Ka

[CH₃COO-_]

La cual se puede generalizar para obtener una fórmula que permite calcular la concentración molar de iones hidronio [H₃O+_{] de una solución reguladora formada por la mezcla de un}

ácido débil y su sal:

[H₃O+_{] =} [Ácido] Ka

[Sal]

Calcular el pH de una solución formada por la disolución de 25 mL de ácido

acético 4M (K_a = 1,75 x 10-5_{) y 15 g de acetato de potasio sólido hasta 1200 mL con}

agua, suponiendo que el acetato de potasio se ioniza en un 100%.

R: Primero se calculan las concentraciones molares de ácido acético y acetato de potasio:

Del ácido acético: M = 4 moles x 25 mL x 1000mL _{= 8,3 x 10}-2_M 1000 mL x 1200 mL

Del acetato de potasio: M = 15 g x 1000mL _{= 1,27 x 10}-1_M

98 g x 1200 mL

Ahora se calcula la [H₃O+_{], usando la relación (5.68): [H}

3O+] = 8,3 x 10-2 M x 1,75 x 10-5 _{1,27 x 10}-1_M

= 1,14 x 10-5

Y a continuación se calcula el pH utilizando la relación 5.31; pH = - log [H₃O+_{] = - log [1,14 x}

10-5_{]= 4,95}

Ejemplo



Como caso típico, se propone una solución en la que se han disuelto unas ciertas cantidades de amoníaco (NH₃) y de cloruro de amonio (NH₄Cl). Los equilibrios formados, ya se han establecido antes:

NH₃ + H₂O  NH₄ + _{+ OH} - _(5.3) Base 1 Ácido 1 Ácido 2 Base 2

(ácido conjugado) (base conjugada)

NH₄Cl  NH₄+ _{+ Cl} - _(5.56)

sal catión anión

H₃O+ _{+ NH}

4OH  2H2O+ NH4 + (5.57) Ácido 1 base 1 base 3 ácido2

Por una parte, el amoníaco al disociarse en la ecuación (5.3) produce una cierta cantidad del ácido conjugado amonio (NH₄+_{) y de iones oxidrilo que determinarían su pH si estuviera}

solo. Pero al haberse disuelto adicionalmente el cloruro de amonio, éste se ioniza según la ecuación (5.56), produciendo más moles del ácido conjugado amonio (NH₄+_{) que por efecto}

del principio de Le Chatelier desplazan la reacción (5.57) hacia la izquierda, para producir iones hidronio (H₃O+_{) y simultáneamente, desplazan la ecuación (5.3) también hacia la}

izquierda, disminuyendo la concentración de hidroxilos (OH-_{) . Así, por efecto de un ión común}

que en este caso es el ácido conjugado amonio (NH₄+_{), se obtiene un sistema en el que se}

hallan en equilibrio hidronios e hidroxilos.

Soluciones amortiguadoras de base débil y su sal I

A partir de la ecuación (5.3), se halla la Constante de equilibrio:

K_b = [NH₄ +_{] [OH} -_{] =} 1,8 x 10- 5

[NH₃]

Y directamente a partir de esta ecuación se despeja la la [OH -], así:

[OH -_{] = [NH}

3]] Kb

[NH₄+_]

La cual se puede generalizar para obtener una fórmula que permite calcular la concentración molar de iones hidroxilo [OH-_{] de una solución reguladora formada por la mezcla de una}

base débil y su sal:

[OH-_{] =} [Base] Kb

[Sal]

Calcular el pH de una solución formada por la disolución de 25 mL de

amoníaco 6M (K_b= 1,8 x 10-5_{) y 20 g de cloruro de amonio sólido hasta 1500 mL con}

agua, suponiendo que el cloruro de amonio se ioniza en un 100%.

R: Primero se calculan las concentraciones molares de amoníaco y cloruro de amonio: Del amoníaco: M = 6 moles x 25 mL x 1000mL = 0,1M

1000 mL x 1500 mL

Del cloruro de amonio: M = 20 g x 1000mL = 0,25M

53,5 g x 1500 mL

Ahora se calcula la [OH-_{] usando la relación (5.68): [OH}-_{] = 0,1M x 1,8 x 10}-5 0,25M

= 7,2 x 10-6

A continuación se calcula la [H₃O+_{] utilizando la relación (5.12): [H}

3O+] [OH-] = 1x10- 14 ,

luego [H₃O+_{] = 1x10}- 14 _{/ [OH}-_{] = 1x10}- 14 _{/ 7,2 x 10}-6 _{= 1,4 x 10}-9

Finalmente, se calcula el pH utilizando la relación 5.31; pH = - log [H₃O+_] =

- log [1,4 x 10-9_{]= 8,86}



Las soluciones amortiguadoras como las descritas en los dos apartados anteriores son muy frecuentes en la naturaleza; Así, por ejemplo, los jugos de frutas y prácticamente todos los fluidos de los seres vivos, tales como la sangre, las lágrimas, la leche, los jugos digestivos, el protoplasma en las células, etc, están compuestos por soluciones de este tipo.

Desde el punto de vista de este curso, las soluciones amortiguadoras tienen amplia utilización en el laboratorio, para regular el pH por su resistencia a los cambios de pH y facilitar el desarrollo de reacciones analíticas. Para que sean efectivamente resistentes a los cambios de pH, las soluciones amortiguadoras deben cumplir con dos requisitos:

-Contener dos tipos de compuestos: Un ácido capaz de reaccionar con los iones OH- agregados y una base que pueda consumir los iones H₃O+ _adicionados. - El ácido y la base que las forma no deben reaccionar uno con el otro.

Por consiguiente es muy importante comprender su comportamiento, para lo cual, en primer término se va a estudiar el efecto sobre una solución amortiguadora del primer tipo (ácido débil mas su sal) cuando se añaden cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes.



Se va a tomar un litro de la solución del ejemplo 5.10, donde: [CH₃COOH] =8,3 x 10

-2_{M, [CH}

3COO-] = 1,27 x 10 -1M y [H3O+] = 1,14 x 10 -5 y se añaden 0,1 moles de ácido

clorhídrico (HCl), asumiendo que no hay cambio de volumen; El ácido añadido, por ser fuerte, interacciona directamente sobre la reacción 5.2, la cual se considera de izquierda a derecha, para más comodidad, en el siguiente cuadro:

Reacción CH₃COO- _{+ H}

3O+  CH3COOH + H2O

Condiciones iniciales 1,27 x 10-1_{M 1,14 x 10}-5 _{8,3 x 10}-2_M

Más 0,1 moles HCl -1 x 10-1 _{+1 x 10}-1 _{+1 x 10}-1

Condiciones finales 0,27 x 10-1_{M ? 1,8 x 10} -1

Se puede observar que el H₃O+ _{añadido se consume en su totalidad (debido a que la K} e es

muy grande), reaccionando directamente con el anión acetato (CH₃COO-_{), el cual por el} principio de Le Chatelier disminuye, para formar ácido acético (CH₃COOH) al otro lado, reaccionando estequiométricamente. Por consiguiente, después de finalizada la reacción, se tendrán las siguientes concentraciones de los iones: [CH₃COOH] = 1,8 x 10 -1_{M y CH}

3COO -] = 0,27 x 10 -1_{M , con las cuales se calcula la nueva [H}

3O+] utilizando la relación (5.68):

[H₃O+_{] = 1,8 x 10} -1 _{x 1,75 x 10}-5 _{= 1,2 x 10}-4 _{, valor del cual se puede calcular 0,27 x 10}-1_M

el nuevo pH utilizando la relación 5.31; pH = - log [H₃O+_{] = - log [1,2 x 10}-4_{]= 3,9}

Comparando el nuevo valor de pH con el obtenido en el ejemplo 5.10, se ve inmediatamente que el cambio de pH fue solamente de 4,9 a 3,9. Si se hubieran añadido las mismas 0,1 moles de HCl a un litro de agua pura, el descenso hubiera sido de pH 7 a pH 1.

Calcular el pH de una solución formada por la disolución de 25 mL de ácido

acético (CH₃COOH) 4M (K_a = 1,75 x 10-5_{) y 15 g de acetato de potasio (CH}

3COOK)

sólido hasta 1200 mL con agua, suponiendo que el acetato de potasio se ioniza en un 100%, si se añaden 0,01 moles de ácido clorhídrico.

R: Teniendo en cuenta las concentraciones iniciales halladas en el ejemplo 1.10, al añadir

0,01 moles de ácido clorhídrico, disminuye la concentración de la sal acetato de potasio y aumenta la de ácido acético, de acuerdo a:

Nueva concentración del acetato de potasio: [CH₃COOK] = 1,27 x 10-1 _{– 0,01 = 1,17 x 10}-1

Nueva concentración de ácido acético: [CH₃COOH] = 8,3 x 10-2 _{+ 0,01 = 9,3 x 10}-2

Ahora se puede calcular la nueva [H₃O+_{], usando la relación (5.68): [H}

3O+] = 9,3 x 10-2M x 1,75 x 10-5 = _{1,39 x 10}-5 _{y por consiguiente, el nuevo pH será, utilizando la relación}

1,17 x 10-1_M

5.31; pH = - log [H₃O+_{] = - log [1,39 x 10}-5_{]= 4,8}

Por otra parte, si se utiliza la misma solución inicial del ejemplo 5.10 y se añaden ahora 0,01 moles de hidróxido de sodio (NaOH), una base fuerte, esta interacciona directamente, según la reacción 5.39; Lo sucedido se puede esquematizar como sigue: Reacción OH- - _{+ CH}

3COOH  H2O + CH3COO - Condiciones iniciales 8,3 x 10-2_{M 1,27 x 10}-1_M

Más 0,1 moles NaOH +1 x 10-2 _{-1 x 10}-2 _{+1 x 10}-2

Condiciones finales 7,3 x 10-2_{M 1,37 x 10} -1

La base añadida OH- _{se consume en su totalidad (debido a que la K}

e es muy grande),

reaccionando directamente con el ácido acético (CH₃COOH), el cual por el principio de Le Chatelier disminuye, para formar ion acetato (CH₃COO-_{) al otro lado, reaccionando}

estequiométricamente. Por consiguiente, después de finalizada la reacción, se tendrán las siguientes concentraciones de los iones: [CH₃COOH] = 1,8 x 10-1 _{y [CH}

3COO-] = 2,37 x 10

-1 _{M , con las cuales se calcula la nueva [H}

3O+] utilizando la relación (5.68):

[H₃O+_{] = 7,3 x 10}-2 _{x 1,75 x 10}-5 _{= 9,3 x 10} -6

_{1,37 x 10} -1 M

valor del cual se puede calcular el nuevo pH utilizando la relación 5.31; pH = - log [H₃O+_{] = -}

log [9,3 x 10 -6_{]= 5,03. Si las mismas moles de NaOH se hubieran añadido a un litro de agua}

pura, el cambio de pH hubiera sido de pH 7 a pH 12.

Al añadir bases

Calcular el pH de una solución formada por la disolución de 25 mL de ácido acético 4M (K_a = 1,75 x 10-5_{) y 15 g de acetato de potasio sólido hasta 1200 mL con agua, suponiendo}

que el acetato de potasio se ioniza en un 100%, si se añaden 0,005 moles de hidróxido de potasio.

R: Al añadir hidróxido de potasio, aumenta la concentración de la sal acetato de potasio y

disminuye la de ácido acético, de acuerdo a: (se tienen en cuenta las concentraciones iniciales halladas en el ejemplo 5.10).

Nueva concentración del acetato de potasio: [CH₃COOK] = 1,27 x 10-1 _{+ 0,005 = 1,32 x 10}-1

Nueva concentración de ácido acético: [CH₃COOH] = 8,3 x 10-2 _{- 0,005 = 7,8x 10}-2

Ahora se puede calcular la nueva [H₃O+_{], usando la relación (5.68): [H}

3O+] = 7,8x 10-2M x 1,75 x 10-5 = _{1,03 x 10}-5 _{y por consiguiente, el nuevo pH será, utilizando la relación}

1,32 x 10-1_M

5.31; pH = - log [H₃O+_{] = - log [1,03 x 10}-5_{]= 5,0}

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Referencias