EQUILIBRIOS DE DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS Electrolitos. sustancias que originan iones libres al disolverse en agua. La mayor parte de los compuestos iónicos (que tienen como enlace principal un enlace iónico) se disuelven en sustancias polares como el agua. Este proceso de disolución conlleva que las moléculas de agua se interponen entre los iones que forman el compuesto, separándo los cationes (iones positivos) de los aniones (iones negativos). Por tanto, las disoluciones de este tipo de sustancias, electrolitos, conducen la corriente eléctrica: los aniones se desplazan al polo positivo del generador (pila por ejemplo) y los cationes al polo negativo. Electrolitos son las

No Electrolito : son aquellas sustancias que en disolución acuosa mantienen su integridad como molécula. No electrolitos son la sacarosa, el etanol, el oxígen o gaseoso y el monóxido de carbono, entre otros Los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles: Se denominan Electrolitos fuertes a aquellos que se disocian completamente en disolución acuosa; es decir, aquellos que tienen elevada concentración (cantidad) de iones al disolverse. Serán muy buenos conductores de la electricidad. Ejemplo: todas las sales, ácidos y bases fuertes. Se denominan Electrolitos débiles a aquellos que se disocian poco en disolución; es decir, aquellos que tienen Baja concentración (poca cantidad) de iones al disolverse(en solución).Ej: Ácidos u bases débiles

Existen distintas teorías para definir un acido y una base: Definición de Arrhenius de ácidos y bases. Esta observación fue dada a conocer por el químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) a finales del siglo XIX. 1. Según Arrhenius se denominan ácidos a aquellos electrolitos (sustancias que se disuelven en agua formando iones) que disueltos producen iones H+ (ion hidrógeno). Por tanto, dichas sustancias, ácidos, disueltos darían un anión y el catión H+. Ejemplos de ácidos en disolución:   

HCl → Cl- + H+ H2SO4 → SO42- + 2 H+ HNO3 → NO3- + H+

2. Según Arrhenius se denominan bases a aquellos electrolitos (sustancias que se disuelven formando iones) que disueltos producen iones OH- (ion hidroxilo).

1

Por tanto, dichas sustancias, bases, disueltos darían un anión (OH-) y un catión (un metal). Ejemplos de bases en disolución:  

NaOH → Na+ + OHAl(OH)3 → Al3+ + 3 OH-

Una limitación de la teoría de Arrhenius sobre los ácidos y las bases es el hecho de que en ella no se considera el efecto del solvente en el proceso de ionización.

Propiedades y manipulación de ácidos y bases. 1. Propiedades de los ácidos:     

Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua. Algunos metales (Zn, Mg,...) reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno (H2). Presentan sabor agrio, el denominado sabor ácido(1) Reaccionan con el mármol, desprendiendo CO2. Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores (ver más adelante).

2. Propiedades de las bases:    

Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua. Tienen sabor amargo (1) y son untuosas al tacto (1). Reaccionan con los ácidos produciendo sustancias totalmente diferentes (bases). Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores (ver más adelante).

Precauciones en la manipulación de los ácidos y de las bases. Al ser muchas de ellas bastante peligrosas han de mostrarse determinadas precauciones cuando se manipulan. Su ingestión o el contacto con el cuerpo pueden producir graves quemaduras (depende de la sustancia y de la concentración de la misma). Medidas a tomar: 

   

Evitar respirar los vapores, si se quiere comprobar el olor se debe echar hacia la nariz con la mano y a cierta distancia, nunca poniendo la nariz encima del frasco. No derramarlos sobre piel, ojos o ropas. Llevar guantes, gafas y bata para protegerse. No mezclarlos con ninguna sustancia a menos que sepamos que sucederá. Seguir las normas del fabricante. En caso de contacto, lavar con abundante agua la zona afectada y acudir al médico si la gravedad lo requiere.

2





En caso de ingestión accidental, se debe acudir al centro hospitalario o llamar al teléfono que viene en los envases de productos de limpieza, indicando la marca / composición del producto ingerido. Los ácidos se pueden neutralizar en suelo y ropa con cal, carbonato de sodio o cenizas. La arena o tierra puede servir para retener y absorber parte de los

mismos. Sal: Es un electrolito que se forma en el proceso de neutralización.

Teoría de Bronsted y Lowry Teoría de Brönsted – Lowry. La teoría de Arrhenius, aunque supuso un notable avance en su tiempo, tiene el inconveniente de que no incluya compuestos que, aunque se comportan como ácidos o bases, no encajan en su definición. Los químicos Johannes Brönsted (1879-1947) y Thomas Lowry (1874-1936) propusieron una teoría aplicable a todos los ácidos y bases conocidas. La teoría de Brönsted - Lowry establece que Un ácido es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones,

Una base es toda sustancia capaz de aceptarlos. Esta teoría tiene una consecuencia importante: sólo se puede hablar de ácido si hay presente una base y viceversa La neutralización de acuerdo con esto, es una reacción que implica una transferencia de protones. En este proceso se

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pueden o no formar sales. Estas relaciones se pueden representar así:

El ion hidrógeno es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte en el ion hidronio (H3O+), tal como se muestra en la siguiente ecuación:

Sin embargo por simplicidad se debe usar la forma simplificada H+(ac), entendiendo que existe una forma hidratada Según Brönsted y Lowry, los ácidos al donar un protón dan origen a una base conjugada, es decir, a una especie que es capaz de volver a captar el protón y formar el ácido inicial. Lo mismo puede decirse de las bases; al aceptar éstas un protón, dan origen a un ácido conjugado, especie que puede donar el protón y originar nuevamente la base inicial. La acción de ácido y base se formula del modo siguiente: Acido  base conjugada + H+ Base + H+  ácido conjugado La reacción de neutralización corresponde al proceso:

ácido1 + base2  base conjugada1 + ácido conjugado2 Acido

HCl + H2O → a1

b2

H3O+ + Cla1

b2

Par ácido-base conjugado 4

NH3+ H2O → b1

NH4+ + OH-

a2

a1

b2

Par base – acido conjugado

El agua es anfótera: puede actuar como ácido o como base. Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es la base conjugada. Teoría de Lewis Ácidos y bases según Lewis Ácido: es una sustancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de una base. Base: es una sustancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual se puede formar un enlace covalente con un átomo, una molécula o un ion. Un ejemplo del concepto de Lewis pueden ser los siguientes:

acido

Base

H3N: + BF3 Base acido

H3N-BF3

Fortaleza de los ácidos y bases.

Ácidos Fuertes Son electrolitos fuertes, totalmente ionizados en solución: AH → A- + H+ HNO3(aq) + H2O(l)  NO3-(aq) +H3O+(aq) 5

A1

b2

b1

a2

• HCl • HClO3 • HBr • HClO4• HI • H2SO4• HNO3 La mayoría de los hidróxidos iónicos son bases fuertes (p.ej. NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2 Mg(OH)2 , Ba(OH)2

Generalizando Ácidos y bases fuertes generan pares conjugados débiles incapaces de reaccionar con agua y regenerar la especie que le dio origen Ácidos débiles • Parcialmente ionizados en solución.

HA(aq) + H2O(l) 

H3O+(aq) + A-(aq)

Los ácidos y bases débiles generan pares conjugados fuertes capaces de regenerar la especie que le dio origen. Estableciéndose un equilibrio en disolución acuosa caracterizado por una Kequil, como se trata de un acido se la llama ka : Ka  [H] [A- ] TABULADA PARA CADA ACIDO DEBIL [HA] 

A > Ka → más fuerte es el ácido EJ: TODOS LOS ACIDOS ORGANICOS Acido Acetico: CH3-COOH+ H2O 

H3O+ + CH3-COO-

Ka  [H] [CH3COO- ] x  [CH3-COOH]

Un acido fuerte la constante es infinita:Ej:

HCl + H2O →

H3O+ + Cl6

como des una disociación total de HCl inicial no queda nada es decir es cero.

Ka  [H] [Cl- ]  0 BASES DÉBILES NH3(aq) + H2O(l)

 NH4+(aq) + OH-(aq)

Kb  [H] [NH4+ ] x   [NH3 ] 

NOMBRE

FÓRMULA PRESENTE EN

Ácidos ORGANICOS Ácido acético

HC2H3O2

Vinagre

Ácido acetilsalicílico Ácido ascórbico

HC9H7O4

Aspirina

H2C6H6O6

Vitamina C

Ácido cítrico

H3C6H5O7

Jugo de limón y de otros cítricos

ACIDOS INORGANICOS Ácido clorhídrico Ácido sulfúrico

HCI H2SO4

Jugos gástricos (líquidos digestivos del estómago) Pilas

Bases Amoníaco

NH3

Hidróxido de calcio Ca(OH)2 Hidróxido de magnesio

Mg(OH)2

Limpiadores domésticos (solución acuosa) Cal apagada (utilizada en construcción) Lechada de magnesio (antiácido y laxante) 7

Hidróxido de potasio (también llamado potasa cáustica) Hidróxido de sodio

KOH

Jabón suave

NaOH

Limpiadores de tuberías y hornos

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE DEL AGUA La cesión de protones por un ácido y la aceptación de protones por una base son procesos reversibles. Dado que este tipo de procesos desembocan al cabo de un cierto tiempo en una situación de equilibrio, su estudio puede efectuarse aplicando los conceptos fundamentales del equilibrio químico. El equilibrio ácido-base más sencillo y fundamental a la vez es el que corresponde a la disociación del agua: H2O + H2O H3O+ + OHbase 1 ácido 2 ácido 1 base 2 Esta reacción pone de manifiesto que el agua puede actuar como una base (base 1) ganando protones para convertirse en H3O+ (ácido 1) y puede actuar como un ácido (ácido 2) perdiendo protones para convertirse en OH- (base 2). Se dice por ello que es una sustancia anfolita. Como pone de manifiesto la escasa conductividad del agua pura, el equilibrio iónico del agua está considerablemente desplazado hacia la izquierda, lo que significa que, de acuerdo con la ley de acción de masas, su constante de equilibrio K es muy pequeña: [H3O+] [OH-] [H2O]2 Determinaciones experimentales de dicha constante a 25 ºC han arrojado un valor para K igual a 3,2 · 10-18, lo que indica la existencia de una disociación pequeña. La concentración de H2O es, por tanto, prácticamente igual a 1 000 g/litro, o en términos de molaridad: 55,55 mol/litro K equil=

[H2O]

=

1000g / 18g/mol =55,5mol/litro o M 1litro

Escribiendo la anterior expresión en la forma: K [H2O]2= [H3O+] [OH-] y operando, resulta: Kw=3,2 · 10-18· (55,55)2= [H3O+] [OH-] =1x 10-14

8

1 x10-

14

= [H3O+] [OH -

que se representa por Kw y se denomina producto iónico del agua.

HIDRACIDOS Factores que afectan la fuerza del ácido H-X:

H-X + H2O 

H3O+ + X -

. X =halogeno Cl-,Br-,I- .F(> Polaridad > acidez). •Energía de disociación del enlace. (> Energía < acidez). •Estabilidad de la base conjugada, X-. (> estabilidad > acidez).

Oxácidos • Estructura general: Y-O-H. • La fuerza del ácido depende de “Y” y de los átomos unidos a él. – Si Y es no metal – Si la electronegatividad de Y es intermedia o alta, se trataría de un ácido débil. – A mayor número de átomos de O unidos a Y, mayor polaridad del enlace O-H mayor acidez. – A igualdad de número de átomos de O, a mayor electronegatividad de “Y”, mayor acidez.

HOCl HClO2  HClO3  HClO4 Debil

fuerte

Determinación de la Acidez y Basicidad de un medio Escala de pH. El pH es una medida relacionada con la concentración de iones hidrógeno (H+). A mayor concentración de iones H+, más ácida es la disolución y. Cuanto más básica es la disolución, menos concentración de H+ hay y más de OH-,. Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno.

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En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula: pH = -log [H3O+]

Nota: la concentración es comúmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución

Escala de pH y pOH

pH= -log H3O+

pOH= -log OH-

•

En agua pura a 25 C:

[H+]= [OH-] = 1,00 x10-7 M pH = 7,00 solución neutra • En soluciones ácidas: [H+] > 1,00 10-7, pH < 7,00. • En soluciones básicas: [H+] < 1,00 10-7, pH > 7,00 El pH de una disolución neutra (ni ácida ni básica) es 7. El de las disoluciones ácidas es menor de siete y el de las básica mayor de siete: pH < 7 (menor que siete) =7 > 7 (mayor que siete)

Tipo de disolución ácida neutra básica

El color de una disolución a la que le hemos añadido indicador universal nos indicará el pH que tiene.

10

[H+]

pH Ejemplo

1 X 100

0

HCl

1 x 10-1

1

Äcido estomacal

1 x 10-2

2

Jugo de limón

1 x 10-3

3

Vinagre

1 x 10-4

4

Soda

1 x 10-5

5

Agua de lluvia

1 x 10-6

6

Leche

Neutral 1 x 10-7

7

Agua pura

1 x 10-8

8

Claras de huevo

1 x 10-9

9

Levadura

Ácidos

Bases

1 x 10-10 10

antiácidos

1 x 10-11 11

Amoníaco

1 x 10-12 12

Caliza Mineral - Ca(OH)2

1 x 10-13 13 1 x 10-14 14

NaOH

También existen unos aparatos (pHmetros) que nos indican el valor numérico del pH. Estos aparatos deben calibrarse previamente con disoluciones que tiene un pH conocido.Tambien se utilizan tiras reactivas que contiene un colorante organico que cambia de color según el pH

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Relación entre pH y pOH pKw = -log Kw. -logw =-log ([H3 O +][OH- ]) =-log1,0x 10- 14

pKw=-log[H O ]- log[OH ]= 14,00

pKw =pH +pOH Ácidos débiles. Grado de disociación 0tra forma de evaluar la ionización de un acido débil es con el grado de ionización o % de ionización :

Para el acido acetico= CH3-COOH+ H2O 

 = x 100 -

H3O+ + CH3-COO-

CH3-COO - x100 = CH3-COOH

ionizado  inicial 

 • A mayor α, más fuerte es el ácido. • α disminuye a medida que aumenta la concentración inicial del ácido. • Ej: AcH 0,05 M → α = 2,0 % AcH 0,15 M → α = 1,0 %

Ácidos débiles. Ácidos polipróticos • Tienen más de un protón ionizable. • La disociación se realiza en pasos: Ej:

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H2SO3(aq) +H2O HSO3-(aq) +H2O



H3O+(aq) + HSO3- Ka1 = 1.7 x 10-2

 H3O+ (aq) + SO3=(aq)Ka2 = 6.4 x 10-8

• La remoción del primer protón es siempre más fácil que la de los restantes. • Ka1 > Ka2 > Ka3… • La mayor parte de la [H3O+] en equilibrio corresponde a la primera ionización del ácido. (Ka1).-(aq)

Hidrólisis de sales RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb EN UN PAR ÁCIDO – BASE CONJUGADO Si planteamos la ecuación que representa la reacción de un ácido débil con el agua y su constante de acidez: A− + H3O+

HA + H2O

[A−] . [H3O+] Ka =

[HA]

Y hacemos lo mismo para su base conjugada: A− + H2O

HA + OH−

[HA] . [OH−] Kb =

Si ahora multiplicamos Ka

Kb, tanto [A−] como [HA] se simplifican y queda:

x

[A−] . [H3O+] Ka . Kb =

[A−]

[HA] . [OH−] = [H3O+] . [OH−] = KW

. −

[HA]

[A ]

Por lo tanto, el producto de Ka . Kb en un par ácido – base conjugado es igual a la constante del producto iónico del agua, son inversamente proporcionales. Como KW es una constante, eso indica que cuanto mayor es Ka, menor será Kb. Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es su base conjugada y viceversa. Aplicando menos el logaritmo decimal en ambos términos de la ecuación: KW

=

Ka

.

Kb

−log KW = −log Ka + (−log Kb)

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pKW = pKa

+

pKb

Esta ecuación en su forma original da la relación entre la constante de acidez de un ácido débil y la constante de basicidad de su base conjugada. Utilizándola es muy fácil obtener el valor de una conociendo el de la otra. La ecuación en la forma logarítmica da la relación entre pKa y pKb, a temperatura ambiente su suma es 14. Conociendo uno inmediatamente se puede conocer el otro. Ácidos polipróticos: son los que pueden donar más de 1 protón.

Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Así, las sales pueden producir que una disolución de las mismas sea ácida, básica o neutra. Sólo es apreciable cuando estos iones son conjugados fuertes , proceden de un ácido o una base débil : Ejemplo de hidrólisis ácida (de un catión): NH4+ + H3O+ , CH3 NH3+ , Ejemplo de hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O +,NO2-, ClOTipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:    

Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica) Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida). Sales procedentes de ácido débil y base débil.

SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE. SALES NEUTRAS Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua (debido a que procede de un acido fuerte). Es decir los equilibrios: Na+ + 2 H2O  NaOH + H3O+ Cl– + H2O  HCl + OH– están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el agua es insignificante. El pH en neutro debido a que el unico aporte de H3O+ es el proveniente de agua y  H3O+  =  O H-  = 1 x 10-7 pH = 7

HIDRÓLISIS BÁSICA: SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE. SALES BASICAS Ejemplo: Na+CH3–COO–(Acetato de sodio)

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Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base relativamente fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa: CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH– Khb = Kw Ka CH3 —COOH(acido acetico)

lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica). HIDRÓLISIS ÁCIDA: SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL.SALES ACIDAS Ejemplo: NH4Cl Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ Kha = Kw KbNH3 lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).

SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL. Ejemplo: NH4CN En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado. NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ Kha = Kw = 5,6 x 10–10 KbNH3 CN + H2O  CNH + OH Khb = Kw = 2 x10–5 M KaCNH Como Khb(CN–) = 2 x10–5 es mayor Kha(NH4+) = 5,6 x 10–10 , en este caso, la disolución es básica.

Para saber con cual equilibrio se debe trabaja se evalúan las magnitudes de las constantes de hidrólisis Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.  SOLUCIONES REGULADORAS (BUFFERS)AMORTIGUADORAS Una solución reguladora del pH o buffer es una solución que tiene la capacidad de amortiguar o minimizar los cambios de pH.

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Pequeñas cantidades de iones H3O+ ó OH− que agregadas al agua o a una solución que no tenga poder regulador harían variar el pH en varias unidades, al ser agregadas a un buffer producen un cambio de pH que es mínimo o inapreciable. La regulación del pH es muy importante no sólo cuando se hacen en el laboratorio reacciones en las cuales el cambio en el pH puede afectar la reacción, sino en todas las reacciones que ocurren en los organismos vivos. Las reacciones biológicas están catalizadas (aceleradas) por enzimas, que son proteínas. Las enzimas no solamente pueden destruirse (desnaturalizarse) con cambios bruscos de pH, sino que tienen un rango de pH óptimo para su trabajo. Cuando se trabaja en el laboratorio con reacciones enzimáticas es necesario regular el pH. De la misma manera en los organismos vivos el pH está regulado. Como ejemplo en nuestro organismo podemos citar la sangre. El pH normal del plasma de la sangre, medido a temperatura ambiente, es aproximadamente 7,40. Valores de pH menores de 7,30 o mayores de 7,50 pueden provocar la muerte. Como consecuencia de esto existen en la sangre varios sistemas que actúan como reguladores, de los cuales los más importantes son los pares H2CO3 / HCO3– y H2PO4– / HPO42– además de las proteínas, entre las cuales en la sangre la principal es la hemoglobina. Además también existen en la sangre reguladores fisiológicos del pH. Para comprender como se forma una solución buffer veamos que ocurre si colocamos en la misma solución un ácido débil y su base conjugada. Al hacer esto estarán ocurriendo simultáneamente las dos reacciones reversibles, y los dos equilibrios se influirán mutuamente, cada uno afecta al otro.

HA + H2O Ca − xa

A− + H2O Ci (M) Ca ≈0 Ceq (M) Ca − xa xb xb

HA + OH− exc.

A− + H3O+ xa xa

0

≈0

Cb

xa

xa

Cb − xb

exc.

0

Recordemos que la x es despreciable con respecto a la concentración inicial cuando la concentración inicial es grande, o cuando el ácido o la base se disocian poco (Ka o Kb chicas). En este caso, si tenemos concentraciones razonablemente grandes de Ca y Cb es mucho más válido el despreciar xa y xb. El equilibrio del ácido se verá afectado por una gran concentración de A− (Cb) con lo cual el ácido se inonizará menos y a su vez el equilibrio de su base conjugada se verá afectado por una gran

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concentración del ácido (Ca) y el estado de equilibrio estará desplazado hacia la formación de reactivos. Por lo expresado en el párrafo anterior la concentración del ácido en el equilibrio será Ca y la concentración de la base conjugada en el equilibrio será Cb. Si planteamos la constante de ionización del ácido queda: [A−] . [H3O+] Ka =

Cb . [H3O+]

Ka . Ca +

= [HA]

[H3O ] = Ca

Cb

Aplicando menos el logaritmo en ambos términos para que quede PH: −log [H3O+] = −log Ka + (−log Ca / Cb ) Siendo: −log Ca / Cb = log Cb / Ca queda:

pH = pKa + log Cb / Ca Esta ecuación se conoce como ecuación de Henderson – Hasselbalch o ecuación buffer. Una solución con estas características tendrá la capacidad de regular el pH. Ante el agregado de iones hidronio, éstos se neutralizarán con la base A−, su concentración en el equilibrio disminuirá algo, y aumentará en la misma cantidad la concentración en el equilibrio de el ácido HA, pero al ir a la ecuación de Henderson este efecto queda minimizado por el logaritmo y el pH varía en forma mínima o inapreciable. Lo mismo sucede ante el agregado de iones hidróxido, éstos se neutralizarán con el ácido HA, su concentración en el equilibrio disminuirá algo, y aumentará algo la concentración en el equilibrio de la base A−. Podemos poner lo expresado en ecuaciones que nos indican cómo actúa una solución reguladora para amortiguar el cambio de pH ante el agregado de un ácido fuerte o una base fuerte. Debemos recordar que un ácido o una base fuertes se disocian totalmente y por lo tanto el agregado de una determinada concentración molar de un ácido monoprótico es equivalente al agregado de la misma concentración molar de iones hidronio y el agregado de una determinada concentración molar de un hidroxido de un metal alcalino es equivalente al agregado de la misma concentración molar de iones hidróxido. Si tenemos el buffer formado por el ácido débil HA y su base conjugada A−, y agregamos una pequeña cantidad de moles de un ácido fuerte monoprótico (la misma de moles de iones hidronio) se produce:

A − + H3O +

HA + H2O

La base débil A− neutraliza los iones hidronio y forma agua. Como la cantidad de iones hidronio agregada es pequeña y la cantidad de A− es grande el estado de

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equilibrio está casi totalmente desplazado hacia los productos y por lo tanto puede considerarse como una reacción completa. Si agregamos una pequeña cantidad de base fuerte (equivalente a agregar iones hidróxido) se produce:

HA + OH −

A − + H2O

El ácido débil HA neutraliza los iones hidróxido y forma agua. Por igual razón que en el caso anterior también puede considerarse como reacción completa.

El buffer actúa neutralizando los agregados de iones hidronio o hidróxido y formando agua, con lo cual minimiza el cambio de pH de la solución. Esta es la acción reguladora de un buffer. Para poder tener una solución buffer partimos de una solución que contiene un ácido y una base débiles conjugados. Esta es la primera condición para que la solución tenga poder regulador. El buffer se puede formar poniendo un ácido débil y su base conjugada como sal de un ácido fuerte, por ejemplo ácido acético y acetato de sodio; o poniendo una base débil y su ácido conjugado como sal de una base fuerte, por ejemplo amoníaco y cloruro de amonio (recordá lo explicado en el tema anterior, relación entre Ka y Kb en un par ácido base conjugado, con respecto a las sales). La segunda condición para que la solución tenga buen poder regulador es que tanto el ácido como su base conjugada estén en concentraciones grandes. No solamente para que sea válido el desprecio de las x sino porque Ca y Cb son la “reserva” del buffer para neutralizar el agregado de ácido o base. Si el buffer es muy diluido soportará menos agregado de iones H3O+ ó OH− y en el caso extremo de que este agregado consuma totalmente al ácido o su base conjugada el buffer se destruye y la solución pierde por completo su capacidad reguladora. En los buffers de uso más frecuente Ca y Cb se hallan entre 0,05 M y 1,00 M. Dentro de este rango es válido utilizar la ecuación de Henderson. Queda una tercera condición, experimentalmente puede concluirse que cuanto menor sea la diferencia entre Ca y Cb, es decir, cuanto más cercana a 1 sea la relación Cb / Ca, mejor es el poder regulador del buffer. Si 0,1 < Cb / Ca < 10, o sea que una no es más de 10 veces mayor que la otra, el sistema tiene una capacidad reguladora aceptable. Matemáticamente, si se cumple esta condición el pH no puede variar en más de una unidad con respecto al pKa del ácido débil que forma el buffer. Utilizando la ecuación de Henderson: pH = pKa + log Cb / Ca

Si Cb / Ca = 0,1 Si Cb / Ca = 1

como log 0,1 = –1 como log 1 = 0

pH = pKa – 1 pH = pKa

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Si Cb / Ca = 10

como log 10 = 1

pH = pKa + 1

Resumiendo: deben cumplirse estas tres condiciones para que una solución tenga buen poder regulador, si alguna de estas tres condiciones no se cumple la capacidad reguladora de la solución se verá disminuida o será nula.

Las tres condiciones para que una solución tenga buen poder regulador son: 1) La solución debe contener un ácido débil y su base débil conjugada. 2) Ca y Cb deben ser suficientemente grandes, usualmente entre 0,05 M y 1,00 M. 3) La relación Cb / Ca debe estar entre 0,1 y 10

Indicadores Muchas sustancias presentan diferentes colores de acuerdo con el pH en que se disuelven y se utilizan como indicadores. Muchos indicadores son ácidos o bases orgánicas débiles. El equilibrio de un indicador ácido (HIn) se describe de manera general como: HIn + H2O ↔ In- + H3O+ La disociación del indicador se acompaña con cambios en la estructura. El ojo humano es poco sensible por lo que se ha determinado que para que se pueda apreciar uncambio de color . La relación del indicador en forma ácida y básica debe ser mayor o igual a 10, es decir : HIn≥ 10 In- HIn≤ 10 In- pH = pKa + log In- HIn pH= pKa + log 1 10 ΔpH= pKa +/-1 ΔpH 2 De donde se deduce que el ojo humano aprecia cambios de color perfectamente cuando el cambio de pH es al menos de dos unidades. Algunos indicadores de pH importantes Azul de timol Naranja de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína

1.2-1.8 1.65 3.1-5 3.46 6.2-7.6 7.1 8.3-10 -

rojo-amarillo rojo-naranja amarillo-azul incolora-rosa

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