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UNIDAD DIDÁCTICA 7: ÁCIDOS Y BASES (2ª PARTE)

APARTADO 11 - DISOLUCIONES REGULADORAS O AMORTIGUADORAS. EFECTO DEL ION COMÚN

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 7

ÁCIDOS Y BASES

PARTE 2: pH DE LAS DISOLUCIONES DE SALES. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. INDICADORES.

11.- DISOLUCIONES REGULADORAS O AMORTIGUADORAS. EFECTO DEL ION COMÚN

ESTUDIA / APRENDE

A qué llamamos disoluciones amortiguadoras, reguladoras, tampón o buffer y cuáles son las

sustancias que las forman.

La aplicación práctica de las disoluciones reguladoras.

En qué consiste el efecto ion común.

El valor de [H3O+] y de [OH–] en una disolución reguladora.

El cálculo del pH de una disolución reguladora formada por un ácido débil y su base

conjugada.

El cálculo del pH de una disolución reguladora formada por una base débil y su ácido

conjugado.

El cálculo de las modificaciones de pH en estas disoluciones cuando se les añaden pequeñas

cantidades de ácido o de base o cuando se diluyen.

Normalmente, si a una disolución acuosa se le añade una cierta cantidad de un ácido o de una base, su pH se modificará. Sin embargo, existen ciertas disoluciones en las que, mediante un sencillo mecanismo, se impide que tenga lugar algún cambio apreciable del pH. Son las disoluciones amortiguadoras.

Disoluciones amortiguadoras, reguladoras, tampón o buffer son aquellas que son capaces de mantener su pH prácticamente constante aunque se les añadan pequeñas cantidades de un ácido o de una base o cuando se diluyen.

Estas disoluciones están formadas por ácidos débiles y una de sus sales (con un catión que provenga de una base fuerte) o bases débiles y una de sus sales (con un anión que provenga de un ácido fuerte).

Ejemplos de estas disoluciones son: CH3COOH y CH3COONa, H3PO4 y NaH2PO4, NH3 y NH4Cl, etc.

Estas disoluciones son casi mágica ya que como hemos indicado podemos añadir pequeñas cantidades de ácidos o bases a las mismas sin que el pH apenas varíe, pequeñas cantidades de ácido o de base que, sin embargo, sobre el agua pura modificarían varias unidades el pH de la misma. Recuerda que mantener el pH significa que presentan gran resistencia a variar la concentración de iones H3O+.

Las disoluciones amortiguadoras tienen aplicación en procesos de análisis químico en los que se precisen condiciones constantes de pH, y gran importancia en los procesos bioquímicos de los organismos vivos. La sangre presenta un pH de 7,4 y variaciones de pH de 0,4 unidades suponen alteraciones que producirían la muerte. Otros líquidos biológicos de animales y vegetales presentan también sistemas amortiguadores de la acidez para regular las concentraciones de iones minerales y proteínas.

¿Cómo se produce la acción amortiguadora? LO VAMOS A VER CON UN EJEMPLO:




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Consideremos un sistema formado por un ácido débil, el ácido acético y una sal soluble del ácido, por ejemplo el acetato de sodio.

La disolución acuosa contiene:

Una sal, el acetato de sodio, CH3COONa (NaAc), totalmente disociada por ser electrólito fuerte.

CH3COONa + H2O CH3COO– + Na+

Un ácido débil, el CH3COOH (HAc), sólo parcialmente ionizado.

CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+

La existencia de un ion común (EFECTO DEL ION COMÚN) en estas disoluciones es lo que produce esta regulación.

Al existir un ion común, el ion acetato CH3COO–, (Ac–), que ha proporcionado la sal disociada hace que este equilibrio del ácido débil esté muy desplazado hacia la izquierda. En consecuencia, el ácido, CH3COOH (HAc), apenas está disociado y la presencia de iones H3O+ en la disolución es muy escasa.

Si añadimos una pequeña cantidad de un ácido, los iones H3O+ aportados por este reaccionan con los iones acetato según la reacción:

CH3COO– + H3O+ CH3COOH + H2O

amortiguando así la variación del pH originada por la presencia de dichos iones hidronio añadidos con el ácido.

Si añadimos una pequeña cantidad de una base, los iones OH– de la base reaccionan con el ácido de la siguiente forma:

CH3COOH + OH– CH3COO– + H2O

de manera que se amortigua la variación del pH originada por la presencia de dichos iones hidroxilo añadidos con la base.

Como la sal está totalmente disociada y el ácido apenas lo está, el valor del pH inicial del sistema puede deducirse del modo siguiente:

–3 3 3

a a

3 3

3 –

CH COO CH COOHH

H OK KO

CH COOH CH COO

Podríamos aproximar [CH3COOH] y [CH3COO–] a las concentraciones molares iniciales del ácido acético, CH3COOH (ya que apenas se disocia), y del acetato de sodio, CH3COONa (ya que se disocia por completo), respectivamente.

Por tanto tendíamos que:

33 0

a a

33 0

3 –

CH COOHCH COOHH O

CH COONaCH COOK K

Y en general:

a30

0

Ácido

SKH O

al

Para un sistema formado por una base B y su ácido conjugado, el catión monovalente HB+, se cumple:

0

b b

0

BBK K

HB HBOH

Y en general:

bOH Base

KSal




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EJEMPLO:

CÁLCULO DEL pH DE UNA DISOLUCIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL Y SU BASE CONJUGADA

¿Cuál es el pH de una disolución 0,200 M de ácido nitroso, HNO2, y 0,050 M de nitrito de sodio? Ka = 4,5·10−4 para el HNO2

La disociación de la sal será:

NaNO2(aq) Na+ (aq) + NO2– (aq)

Concentración Inicial 0,05 M — —

Concentración Final — 0,05 M 0,05 M

El ion Na+ proviene de una base fuerte, no dará reacción con el agua.

El equilibrio que se produce en el ácido será:

HNO2 (aq) + H2O (l) NO2– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración Inicial 0,2 M 0,05 —

Se disocian/se forman – x + x + x

Concentración Final 0,2 – x 0,05 + x x

El NO2– que proviene de la sal hace que el equilibrio se desplace fuertemente hacia los reactivos, por lo

tanto podemos despreciar el valor de x frente a 0,2 (0,2 – x 0,2) y frente a 0,05 (0,05 + x 0,05) al ser estos valores mucho mayores.

Por tanto podemos escribir las concentraciones finales así:

HNO2 (aq) + H2O (l) NO2– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración Final 0,2 0,05 x

3 2 2 4 3

a 3 a

2 2

H O NO HNO 0,2K H O K 4,5 10 1,8 10 M

HNO 0,05NO

33pH log H O log 1,8 10 2,74

EJEMPLO:

CÁLCULO DEL pH DE UNA DISOLUCIÓN DE UNA BASE DÉBIL Y SU ÁCIDO CONJUGADO

¿Cuál es el pH de una disolución que es 0,030M en NH3(aq) y 0,070M en NH4NO3?; Kb=1,8·10−5 para el NH3.

La disociación de la sal será:

NH4NO3(aq) NH4+ (aq) + NO3

– (aq)



El ion NO3– proviene de un ácido fuerte, no dará reacción con el agua.

El equilibrio que se produce en la base será:

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq)

Concentración Inicial 0,03 0,07 —

Cambios – x + x + x


El NH4+ que proviene de la sal hace que el equilibrio se desplace fuertemente hacia los reactivos, por lo

tanto podemos despreciar el valor de x frente a 0,03 (0,03 – x 0,03) y frente a 0,07 (0,07 + x 0,07) al ser estos valores mucho mayores.




4


NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq)


–4 –

4

3 5 6b b

3

NH OH NHOH

NH N

0,03K K 1,8

H10 7,71 10 M

0,07

6–pOH log log 7,71 10 5,11

pH

OH

14 pOH 14 5,11 8,89

EJEMPLO:

ADICIÓN DE ÁCIDOS Y BASES A UNA DISOLUCIÓN REGULADORA

Mediante el siguiente ejemplo vamos a comprobar que al añadir pequeñas cantidades de ácido o de base a una disolución reguladora, amortiguadora, tampón o buffer apenas se modifica su pH.

Una disolución es 0,200M en ácido acético y 0,200M en acetato de sodio.

a) ¿Cuál es su pH?

b) ¿Qué cambio de pH se produce al añadir a un litro de esta disolución 0,050 moles de HCl? (sin tener en cuenta los posibles cambios de volumen)

c) ¿Qué cambio de pH se produce al añadir a un litro de esta disolución 0,050 moles de NaOH? (sin tener en cuenta los posibles cambios de volumen) (Ignórense los cambios de volumen).

d) ¿Cuál sería el pH de añadir estas cantidades a un litro de agua destilada?

a) La disociación de la sal será:

NaAc(aq) Na+ (aq) + Ac– (aq)



El ion Na+ proviene de una base fuerte, no dará reacción con el agua.

El equilibrio que se produce en el ácido será:

HAc (aq) + H2O (l) Ac– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración Inicial 0,2 M 0,2 —



El Ac– que proviene de la sal hace que el equilibrio se desplace fuertemente hacia los reactivos, por lo tanto

podemos despreciar el valor de x frente a 0,2 (0,2 – x 0,2) y (0,2 + x 0,2) al ser este valor mucho mayor.




3 5 5

a 3 a

H O Ac HAc 0,2K H O K 1,8 10 1,8 10 M

HAc 0,2Ac

53pH log H O log 1,8 10 4,74




5

b) La concentración del HCl añadido será 0,05M (0,05 moles en 1 litro ignorando el posible cambio de volumen)

Pero el HCl es un ácido fuerte por lo que estará totalmente disociado:

HCl (aq) + H2O(l) Cl– (aq) + H3O+ (aq)



Los iones H3O+ añadidos consumen iones Ac– del equilibrio del ácido acético para así dar moléculas de ácido acético (HAc), por lo que dicho equilibrio quedará:


Concentración Inicial 0,2 + 0,05 = = 0,25

0,2 – 0,05 = = 0,15

—



Podemos despreciar el valor de x frente a 0,25 (0,25 – x 0,25) y frente a 0,15 (0,15 + x 0,15)




3 5 5

a 3 a

H O Ac HAc 0,25K H O K 1,8 10 3 10 M

HAc 0,15Ac

53pH log H O log 3 10 4,52

Con lo que podemos observar que la variación de pH es muy pequeña.

c) La concentración de NaOH añadido será 0,05M (0,05 moles en 1 litro ignorando el posible cambio de volumen)

Pero el NaOH es una base fuerte por lo que estará totalmente disociada:

NaOH (aq) Na+ (aq) + OH– (aq)



Los OH– que provienen de la base reaccionan con el ácido acético de forma que se mantenga el equilibrio iónico del agua:

HAc (aq) + OH– Ac– (aq) + H2O

Por tanto desaparecen del equilibrio tantas moléculas de HAc como OH– añadidos y además se formará el mismo número de iones Ac–


Concentración Inicial 0,2 – 0,05 = = 0,15

0,2 + 0,05 = = 0,25

—



Podemos despreciar el valor de x frente a 0,15 (0,15 – x 0,15) y frente a 0,25 (0,25 + x 0,25)




3 5 5

a 3 a

H O Ac HAc 0,15K H O K 1,8 10 1,08 10 M

HAc 0,25Ac




6

53pH log H O log 1,08 10 M 4,97

Con lo que podemos observar que la variación de pH es muy pequeña.

d) Al añadir el ácido al agua destilada:

HCl (aq) + H2O(l) Cl– (aq) + H3O+ (aq)



La concentración de los iones presentes en la disolución es:

[Cl–] = 0,05 M,

[H3O+] = 0,05 M.

Por consiguiente, el pH = – log [H3O+] = – log 0,05 = 1,30

Si comparamos este pH tan ácido pH = 1,30 con el pH = 4,52 conseguido al añadir el mismo ácido a la disolución reguladora podemos comprobar la acción de dicha disolución reguladora al añadir una cierta cantidad de ácido.

Al añadir la base al agua destilada:

NaOH (aq) Na+ (aq) + OH– (aq)



La concentración de los iones presentes en la disolución es:

[Na+] = 0,05 M

[OH–] = 0,05 M.

Teniendo presente el equilibrio de autoionización del agua, se cumple: KW = [H3O+I [OH–] = 10–14

–14 –14–13

3 –

10 10H O M M

0,0 0

OH 52 1

Por tanto, el pH = –log [H3O+] = –log (210–13) = 12,70.

Si comparamos este pH tan básico pH = 12,70 con el pH = 4,97 conseguido al añadir la misma base a la disolución reguladora podemos comprobar la acción de dicha disolución reguladora al añadir una cierta cantidad de base.

Por tanto hemos comprobado que la disolución reguladora controla el pH en un intervalo estrecho cuando se añaden pequeñas cantidades de ácido o de base.

CONTESTA Y REPASA

Una disolución reguladora contiene concentraciones iguales de un ácido débil, HA, y su base conjugada, A−. Si Ka para HA es 1,0·10−9, calcula el pH de la disolución reguladora.

Calcula la variación de pH que se produce al añadir 1 mL de HCl 1 M a un litro de:

a) agua pura.

b) una disolución tampón de ácido acético 0'5 M y acetato sódico 0'5 M.

DATO: Ka = 1'85.10-5

Una disolución es 0,3M en NH3 y 0,2M en NH4NO3.

a) ¿Cuál es su pH?

b) ¿Qué cambio de pH se produce al añadir a un litro de esta disolución 0,04 moles de HCl? (sin tener en cuenta los posibles cambios de volumen)

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