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:……….

.