UNIVERSIDAD MAYORFACULTAD DE CIENCIAS SILVOAGROPECUARIAS ESCUELA DE MEDICINA VETERINARIA QUÍMICA I MODULO DE AUTOINSTRUCCIÓN SOLUCIONES AMORTIGUADORAS AUTORES ROBERTO BRAVO M. LEONORA MENDOZA E. XIMENA ARIAS I. ESTE MATERIAL EDUCATIVO CUENTA CON EL FINANCIAMIENTO OTORGADO POR EL FONDO DE INVESTIGACIÓN Y DESARROLLO DE LA UNIVERSIDAD MAYOR 1997 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS 1 Introducción. Las enzimas que catalizan la mayoría de los procesos Bioquímicos son generalmente activas sólo dentro de un rango pequeño de pH. Es esencial pues, que los organismos vivos tengan algún sistema para controlar el pH de las mezclas acuosas en las cuales actúan las enzimas. Estos “controles de pH” deberán evitar fluctuaciones grandes de la acidez del medio ambiente cuando se presentan especies químicas conocidas como ácidos y bases. Por ejemplo, la sangre se mantiene a un pH aproximado de 7,4; rara vez este valor varía en más de 0,1 unidades de pH, una variación de ±0,4 unidades o más podría causar la muerte. La composición de los sistemas de control de pH a nivel celular, son generalmente complejos, pero los principios básicos de su funcionamiento son relativamente simples. Las soluciones que resisten cambios de pH son llamadas soluciones amortiguadoras, tampones o simplemente buffer. En este modulo revisaremos los principios básicos del funcionamiento, composición y propiedades de una solución amortiguadora. Para comprender fácilmente esta materia debes dominar los conceptos del equilibrio-iónico (teorías ácido-base) y el principio de Le Chatelier. I.- Efecto del ion común. • Un ácido débil, HX, disocia en agua según la ecuación: H+ + X HX - • Por otro lado, una sal (electrolito fuerte) derivada de este ácido, por ejemplo NaX, disocia en agua según la ecuación: Na+ + X NaX - • Si ahora colocamos el ácido y su sal derivada en el mismo recipiente, ambos compuestos disocian simultáneamente en solución acuosa. HX NaX H+ + X - Na+ + X - Fíjate que las dos disociaciones producen el ion X - “Un Ion Común” • Recordemos que: Ácido débil: disocia o ioniza parcialmente en solución. Electrolito fuerte: disocia o ioniza completamente en solución. • Por lo tanto, de acuerdo al principio de Le Chatelier: Al agregar iones X - provenientes de la sal (NaX) a una solución de ácido débil (HX) el equilibrio se desplazará hacia el reactivo, es decir hacia el ácido no disociado HX H+ + X - desplazando el equilibrio hacia la izquierda HX H+ + X lo que disminuye la [H+] en solución Así. la [H+] de la solución estará determinada por la concentración inicial del ácido y por el valor de su Ka a una determinada temperatura. debe considerarse lo siguiente: • Solución de ácido débil: HX (ac) H+(ac) + X - (ac) • su constante de equilibrio esta expresada como: [H+] [X-] Ka = + + ⇒ reordenado para despejar [H ] ⇒ [H ] = Ka [HX] . disminuye la concentración de protones [H+]. Si se tiene sólo ácido en solución.Cambios del pH y pOH de una solución por efecto del ion común. II.2 “Se desplaza el equilibrio hacia la izquierda. ¿Cómo determinaremos su pH? Para determinar el pH de esta solución formada por el ácido débil y la sal derivada. Sin embargo si agregamos la sal con el ion común se “inhibirá” la disociación del ácido. es decir. El ion común determina cambios de pH y pOH de una solución formada por un ácido o base con su sal derivada. el ácido disocia muy poco” El ion común X.provoca el desplazamiento de esta reacción en equilibrio El desplazamiento de los equilibrios causados por la adición de un compuesto que contiene un ion común con la sustancia en equilibrio se llama Efecto del ion común. la solución que contenga ácido y su sal será menos ácida (tendrá un pH mayor) que la solución que sólo contiene ácido.. cuya constante de acidez es Ka = 1. [Sal] 2) pH = pKa + log [ácido] Esto se debe a que la concentración de X.depende principalmente de la concentración de sal que disocia. Ejemplo: Supongamos que tenemos una solución que contiene un ácido débil (HX) de concentración 0. sólo del ácido o si proviene del ácido y la sal.3 [X-] [HX] Ka [HX] + • si a la última ecuación [H ] = le aplicamos menos logaritmo a ambos lados: - [X ] + [HX] -log [H ] = -log Ka -log -log [H+] = -log Ka + log o bien [X-] [X-] [HX] • ahora bien pH = -log [H+] y pKa = -log Ka. y una sal (NaX) de concentración 0. es decir. que se deduce de la expresión de la constante de equilibrio.75 · 10-5. • Esta ecuación tiene varias representaciones [base conjugada] 1) pH = pKa + log [ácido] Debido a que el anión (X-) es la base conjugada del ácido débil (HX).4M. si esta concentración es muy grande. por lo tanto: [X-] pH = pKa + log [HX] Esta ecuación se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbalch.2M. Nos permite calcular el pH de una solución formada por un ácido débil y su sal derivada. sin importar el origen del anión (X-). según la teoría de Bronsted-Lowry. . Luego el valor x. en la disociación del ácido debe ser muy pequeño (es un ácido débil). es decir despreciable entonces [HX] = 0.2] Corresponde a la concentración inicial del ácido .4 [Na+] = 0.75 · 10-5 pKa = -log Ka pKa = .] pH = pKa + log [HX] Corresponde a la concentración inicial de sal [0.757) ⇒ pKa = 4.(log 1.4 0 Na+ + X 0 0.Si reemplazamos estos valores en la ecuación de Henderson-Hasselbalch tendremos [X.4 .4.75 · 10-5) pKa = -(.2 .En solución tendremos: H+ + X HX Na+ + X NaX - H+ + X HX inicial disociado - 0.2 0.x = 0.Luego el pH de esta solución será: si Ka = 1.4 .4 .Por lo tanto en solución [HX] = 0.2 .2 .4 Como ya hemos visto por el principio de Le Chatelier (efecto del ion común) el equilibrio en la disociación del ácido esta desplazado hacia la izquierda H+ + X HX - Desplaza el equilibrio hacia la izquierda Na+ + X NaX - .x [H+] = x [X-]total = [X-]ácido + [X-]sal = x + 0.4 [Na+] = 0.2 [H+] = x [X-]total = x + 0.757 .4 - 0 0.x 0 x - y 0 x NaX inicial disociado 0.4] pH = pKa + log [0. 8 · 10-5 pKa = -(log Ka) pKa = 4.74 . A) Calculemos el pH de una solución 0.5] pH = 4. podemos aplicar: [H+] = √ Ka Co [H+] = √ (1. entonces pH = -(log 3.301 pH = 5.058 Veamos otro ejemplo.5 entonces.5M y acetato de sodio 0.0 · 10-3) pH = -(-2.757 + 0.0 · 10-3 si pH = -log [H+].5M de ácido acético (CH3COOH) Ka = 1.5) [H+] = 3.2] [0.757 + log [0.8 · 10-5) (0.74 + log [0.74 + log 1 pH = 4.74 [0. Tenemos “efecto de ion común” por lo tanto: [Sal] pH = pKa + log [ácido] si Ka = 1.5M (CH3COONa). [0.8 · 10-5.522 B) Calcularemos ahora el pH de una solución formada por ácido acético 0.4] pH = 4. pH = 4.757 + log 2 pH = 4.522) pH = 2. Como es un ácido débil y su concentración es alta.5] luego.4] pH = pKa + log [0.2] pH = 4. 6 De este ejemplo concluimos dos cosas importantes 1. corresponde al cuociente entre la concentración de sal y ácido presente en solución. por lo tanto [Sal] < [Ácido] [Ácido] [Sal] 1) Si la [Sal] / [Ácido] = 1 ⇒ [Sal] = [Ácido] Como ya vimos el pH de la solución sólo dependerá de la Ka del ácido de tal forma que pH = pKa 2) Si la [Sal] / [Ácido] > 1 ⇒ [Sal] > [Ácido] Ejemplo: [Sal] = 0..2 =2 0.522 y la solución de ácido más su sal derivada tiene un pH = 4.Relación Sal-Ácido La relación sal-ácido. por lo tanto [Sal] = [Ácido] [Ácido] [Sal] [Sal] tenemos tres posibilidades Relación sal-ácido ⇒ > 1. 2.. pH = pKa III.74.. así: = 1.2 [Ácido] = 0. el pH de la solución esta dado por la constante de acidez del ácido. lo que permite reafirmar que la presencia del ion común “inhibe” marcadamente la ionización de ácido.El efecto de ion común provoca una disminución de la acidez de la solución (un aumento de pH) ya que la solución de ácido tiene un pH = 2. Ka.1 .1 [Sal] Relación = [Ácido] 0.Si la concentración inicial del ácido y de la sal son iguales. por lo tanto [Sal] > [Ácido] [Ácido] [Ácido] [Sal] < 1. [Ácido] = [Sal]. 1 / 0.75 · 10-5.5 pH = pKa . Los mismos conceptos que conocimos en las soluciones de ácidos débiles y su sal derivada. se pueden aplicar para la disociación de soluciones preparadas mezclando bases débiles y sus sales derivadas.1 [Ácido] = 0.0.2 [Sal] 0. Como es un base débil y su concentración es alta.5 0. Luego el pH = pKa + log (0.1) pH = pKa + log 2 pH = pKa + 0. el logaritmo de un número mayor a uno es positivo..Efecto del ion común. El ion común “inhibe” en este caso la disociación de la base en solución Ejemplo. podemos aplicar: . Luego el pH = pKa + log (0. luego la ecuación de Handerson-Hasselbalch se expresaría como: [Sal] pOH = pKb + log [Base] Luego una solución formada por una base con su sal derivada es menos básica (más ácida) que una solución que contenga solamente base.7 Mayor a 1.2) pH = pKa + log 0. el logaritmo de un número menor a uno es negativo.2 / 0.1M de hidróxido de amonio (NH4OH) Kb = 1.301 3) pH > pKa Si la [Sal] / [Ácido] < 1 ⇒ [Sal] < [Ácido] Ejemplo: [Sal] = 0.1 Relación = [Ácido] = 0.301 pH < pKa EN RESUMEN Si pH Relación [Sal] / [Ácido] Acidez [Sal] = [Ácido] pH = pKa 1 - [Sal] > [Ácido] pH > pKa mayor a 1 disminuye [Sal] < [Ácido] pH < pKa menor a 1 aumenta IV.2 Menor a 1. A) Calculemos el pOH de una solución 0. soluciones de bases débiles y su sal derivada. dando como resultado una solución de pOH = 4.1M (NH4Cl).1) [OH-] = 1. el pOH de la solución de base es 2. V.88) pOH = 2. pOH = 4.76 + log [0.76 Como vemos en el ejemplo. entonces pOH = -(log 1.1M y cloruro de amonio 0.1] luego. la relación sal-base corresponde al cuociente entre la concentración de sal y base presente en solución.88.76 [0.323 · 10-3 si pOH = -log [OH-]. esto implica una menor concentración de hidroxilos en el equilibrio. se observa el efecto del ion común. al agregar una sal derivada de la base.Relación Sal-Base Al igual que la relación sal-ácido.88 B) Calcularemos ahora el pOH de una solución formada por hidróxido de amonio 0.323 · 10-3) pOH = -(-2. así: tenemos tres posibilidades [Sal] Relación sal-base ⇒ [base] ..75 · 10-5 pKb = -(log Kb) pKb = 4.1] pOH = 4.76.8 [OH-] = √ Kb Co [OH-] = √ (1.76 + log 1 pOH = 4. Tenemos “efecto de ion común” por lo tanto: [Sal] pOH = pKb + log [Base] si Kb = 1. entonces como el pOH aumenta (disminuye el pH) la solución se hace más ácida (o menos básica) lo que indica el ion común “inhibe” la disociación de la base.75 · 10-5) (0. .Componentes de las soluciones amortiguadoras o Buffers.9 [Sal] [Sal] = 1. Se pueden preparar dos tipos de amortiguadores a saber: .3 / 0. Luego el pOH = pKb + log (0.1) pOH = pKb + log 3 pOH = pKb + 0. por lo tanto [Sal] < [Base] [Base] Si la [Sal] / [Base] = 1 ⇒ [Sal] = [Base] El pOH de la solución sólo depende de la Kb de la base de tal forma que pOH = pKb 2) Si la [Sal] / [Base] > 1 ⇒ [Sal] > [Base] Ejemplo: [Sal] = 0.3 [Sal]0.3 Relación = =3 [Base] 0.1 [Base] = 0. el logaritmo de un número menor a uno es negativo.48 pOH < pKb EN RESUMEN Si pOH Relación [Sal] / [Base] Basicidad [Sal] = [Base] pOH = pKb 1 - [Sal] > [Base] pOH > pKb mayor a 1 disminuye [Sal] < [Base] pOH < pKb menor a 1 aumenta VI. el logaritmo de un número mayor a uno es positivo.3 [Base] = 0.33 [Base] 0.33 pOH = pKb .1 Relación = = 0.3 Menor a 1.3) pOH = pKb + log 0. por lo tanto [Sal] = [Base] [Base] 1) [Sal] > 1.0. por lo tanto [Sal] > [Base] [Base] < 1.1 / 0.1 [Sal]0.48 3) pOH > pKb Si la [Sal] / [Base] < 1 ⇒ [Sal] < [Base] Ejemplo: [Sal] = 0.1 Mayor a 1. Luego el pOH = pKb + log (0. podemos amortiguar una solución prácticamente a cualquier valor de pH. Recordemos la ecuación de Handerson-Hasselbalch [Sal] pH = pKa + log [Ácido] De esta expresión podemos dar cuenta que el pH de una solución amortiguadora depende de dos factores: Factor 1: pKa Factor 2: relación [Sal] / [Ácido] Factor 1: pKa es sólo .. Seleccionando los componentes adecuados y ajustando otras variables.Funcionamiento de las soluciones amortiguadoras.logaritmo de Ka luego si Ka tiene un valor alto pKa tendrá un pequeño valor Ka = pKa a mayor Ka ⇒ menor pKa ⇒ menor pH . como veremos más adelante.10 a) Amortiguadores ácidos: constituidos por un ácido débil y su base conjugada (sal derivada) b) Amortiguadores básicos: constituidos por una base débil y su ácido conjugado (sal derivada) Los amortiguadores o buffers resisten cambios en el pH debido a que contienen una: Especie ácida Especie básica que neutraliza a los iones hidroxilos (OH-) que neutraliza los protones (H+) POR SUPUESTO ES NECESARIO QUE LA ESPECIE ÁCIDA Y LA BÁSICA NO REACCIONEN ENTRE SI ⇓ No deben neutralizarse entre si ⇓ Por ello las soluciones amortiguadoras se preparan mezclando a) Ácido débil + sal derivada del ácido B) Base débil + sal derivada de la base VII. ¿Cómo funciona la tan nombrada solución amortiguadora. pH mayor por lo tanto. Factor 2: de la relación [Sal] / [Ácido] tenemos 3 posibilidades ①si [Sal] = [Ácido] ②si [Sal] > [Ácido] ③si [Sal] < [Ácido] ⇓ ⇓ La [H ] será pequeñisima ⇓ La [H ] será muy grande ⇓ [H+] < Ka ⇓ [H+] > Ka por lo tanto. podremos preparar cualquier solución amortiguadora imaginable”. No cambia .agregado.en la solución amortiguadora sean mayores que la cantidad de OH. para mantener la acidez o basicidad de una solución relativamente constante? Recordemos que la solución amortiguadora esta formada por un ácido débil y su sal derivada: Ácido débil HX H+ + X - Sal derivada MX M+ + X - La disociación de la sal afecta a la del ácido.11 Ka ⇒ pKa ⇒ pH ⇒ mayor acidez “Luego si uno quiere preparar una solución amortiguadora que regule el pH en el rango más ácido posible debe seleccionar un ácido con Ka de gran valor”. desplazando el equilibrio hacia la izquierda “Efecto ion común” ⇓ Si agregamos iones hidroxilos (OH-) a la solución amortiguadora ⇓ Reacciona con el componente ácido del amortiguador (HX) HX + OH- H2O + X - ⇓ Esto provoca que la [HX] disminuya y que [X-] aumente ⇓ Mientras que las cantidades de HX y X. pH pequeño ⇓ menos ácido ⇓ más ácido + El pH dependerá de la Ka (pKa) del ácido + “Luego si sabemos combinar el factor 1 con el factor 2 en forma elegante y efectiva. 7.12 Ac.12 1.31 9.36 · 10-3 Rango de regulación pKa ± 1 2.95 · 10-8 7.20 · 10-7 6.87 1.29 .75 2.80 · 10-11 10.29 Ac. acético CH3CH2COOH 1.12 .en la solución amortiguadora sean mayores que la cantidad de H+ agregado.53 . por lo tanto el cambio en el pH será pequeño.3.75 · 10-5 4.52 · 10-3 2.80 · 10-10 9.31 . No cambia bruscamente la relación [Sal] / [Ácido].53 6.5.11.10.+ H+ HX VIII.77 · 10-4 3. cianhídrico HCN 4.4. cloroacético ClCH2COOH 1. Las soluciones amortiguadoras son muy efectivas para regular la acidez de un medio ambiente determinado. hipoclorito HClO 2.76 .75 Ac. carbónico H2CO3 4.38 (HCO3)- 4.76 3.10 · 10-4 3. Luego se considera que el tampón es eficiente para regular: Una unidad sobre y una unidad bajo el pKa o pKb (pKa ± 1 unidad de pH) (pKb ± 1 unidad de pOH) Tabla Nº 1 Ácido Ac. A) El pH requerido Ya hemos visto que si las concentraciones del ácido (o base) y sal son iguales. por lo tanto el cambio en el pH será pequeño. Por esta razón para preparar una solución amortiguadora de un pH o pOH determinado debe seleccionarse un ácido o una base cuyo pKa o pKb sea cercano al pH o pOH de la solución tampón que se requiere preparar (ver tabla Nº1 y Nº2) Por otro lado el sistema sal-ácido (o sal-base) funciona perfectamente como amortiguador en las cercanías del pKa (del ácido) o pKb (de la base). fórmico HCOOH 1. Si agregamos protones (H+) a la solución amortiguadora ⇓ Mientras que las cantidades de HX y X. nitroso HNO2 5.76 Ac.75 .87 Ac.32 Ac.4. entonces debemos conocer a lo menos dos características de la solución tampón que vamos a preparar..3.53 Ac.32 . ⇓ Reacciona con el componente básico del amortiguador (X-) X.Preparación de una solución amortiguadora.8. la concentración de protones (o iones hidroxilos) es igual al Ka (o Kb) ⇒ pH = pKa (o pOH = pKb).32 8.29 2. fosfórico Formula Ka pKa .38 .31 H3PO4 7.38 5.12 ⇓ Esto provoca que la [HX] aumente y que [X] disminuya bruscamente la relación [Sal] / [Ácido].87 . 20 · 10-13 12.20 6.23 · 10-8 7.74 .13. así por ejemplo de la tabla Nº1 podríamos seleccionar el ácido acético (pKa = 4.70 · 10-4 3.77 4.66 Formula Kb pKb dietilamina (CH3CH2)2NH 9.4.42 Por ejemplo si uno desea preparar una solución amortiguadora que mantenga el pH relativamente constante en las cercanías del pH = 5.77 hidroxilamina NH2OH 1.76 = log .70 · 10-6 5.4.42 .20).20 .4.66 11.10.(pKa = 7.74 hidracina NH2NH2 1.9.8.38).43 .70 · 10-9 8. A modo de ejemplo. podríamos seleccionar de la tabla Nº1 el ácido hipocloroso (pKa = 7.43 amoniaco NH3 1.97 piridina C5H5N 1.76 (tabla Nº1) por medio de la ecuación de HandersonHasselbalch podremos calcular la relación de concentraciones Sal-Ácido [Sal] pH = pKa + log [Ácido] [Sal] 5 = 4.77 . escogeremos un ácido de pKa ≈ 5 o que su rango de regulación considere dicho pH.60 · 10-4 Rango de regulación pKb ± 1 3.10 · 10-8 7.77 anilina C6H5NH2 3.97 .43 2.76 + log [Ácido] [Sal] 5 .74 3.6. ácido carbónico (pKa = 6.13 Tabla Nº 2 Bases (H2PO4)- 6. analizaremos la pr4eparación del tampón acetato (ácido acético.97 6.76).77 7.53).02 2. La concentración del tampón es muy importante ya que esta característica de la solución determina su Capacidad Amortiguadora. B) La concentración del tampón. el anión fosfato (H2PO4).02 metilamina CH3NH2 3.acetato de sodio) de pH = 5 Primero: el pKa del ácido acético es 4.42 8. Esta capacidad depende de la cantidad de ácido y de sal que componen la solución amortiguadora. Si quisiéramos preparar un buffer pH = 7.20 (HPO4)-2 2.5.80 · 10-10 9. Capacidad amortiguadora: es la cantidad de ácido (H+) o de base (OH-) que una solución tampón puede neutralizar antes de que el pH del medio ambiente que esta siendo regulado cambie apreciablemente.66 .80 · 10-5 4.02 .77 .8. • Sin embargo.50 M = 1.87 M [Ácido] = 1.50 • Cualquiera de estas posibilidades es válida ya que [Sal] / [Ácido] = 1.48 [Sal] = 3. para obtener un tampón de pH = 5 con ácido acético y su sal.48 M [Ácido] = 2.que se agreguen a la solución.00 M = 1. ⇓ Por lo tanto.00 3.00 M 1. más resistente será la relación de sus concentraciones y más resistente su pH a cambiar. se sabe que la concentración total de estas soluciones corresponde a la suma de las concentraciones del ácido (o base) y su sal derivada.24 = [Ácido] [Sal] 1. Luego pueden existir infinitas posibilidades: Posibilidad Concentración Relación [Sal] / [Ácido] 1 [Sal] = 1.87 [Sal] = 0.74. esto implica que: Una solución preparada utilizando la posibilidad Nº2 tiene mayor capacidad amortiguadora ya que las concentraciones de sal y ácido son las mayores.14 [Ácido] [Sal] 0. [Sal] + [Ácido] = [Tampón] [Sal] + [Base] = [Tampón] .00 0. Segundo: Es también importante conocer la concentración total de la solución amortiguadora a preparar. cuanto mayor sean las concentraciones del par sal-ácido.74 1. la relación entre las concentraciones de Sal y Ácido debe ser 1.74 = [Ácido] Es decir. por lo tanto siempre el pH del buffer será 5.74 M [Ácido] = 1.74.74 2.74 2 3 = 1.24 = log Aplicamos antilogaritmo [Ácido] [Sal] antilog 0. la concentración de sal y ácido a ocupar es distinta.74 0. por lo que podrá neutralizar mayor cantidad de H+ o de OH. 24 = log Aplicamos antilogaritmo [Ácido] [Sal] antilog 0.2M [Sal] Ecuación 2: = 1.76) Paso 1: Calculamos la relación sal-ácido [Sal] pH = pKa + log [Ácido] [Sal] 5 = 4.15 Apliquemos este nuevo concepto para preparar una solución tampón acetato pH = 5 y concentración 0.2 M [Ácido] = 2.24 = [Ácido] [Sal] 1.76 + log [Ácido] [Sal] 5 .2M 1.74 = [Ácido] Ya sabemos que existen infinitas posibilidades que cumplen esta relación Paso 2: Pero ahora se nos dice que la concentración total del tampón es 0.76 = log [Ácido] [Sal] 0.073 M .74 [Ácido] en [Sal] + [Ácido] = 0.74 [Ácido] + [Ácido] = 0.2M (pKa del ácido acético = 4.2M 0.74 [Ácido] [Ácido] Entonces reemplazamos 2 en 1: [Sal] = 1.74 [Ácido] = 0.2 M 2.74 Reordenando [Sal] = 1. entonces Ecuación 1: [Sal] + [Ácido] = 0.2M.74 [Ácido] = 0.4. 05 M (0.76 ⇒ “Lo que indica que al diluir a la mitad las concentraciones de ácido y sal el pH del buffer no cambia”.127 M respectivamente. Se distinguen tres propiedades importantes en una solución buffer: Primero: La dilución moderada de esta solución no afecta el pH de la misma.2M [Sal] = 0.76).16 Paso 3: Reemplazamos este valor [Ácido] = 0. A) Primera Propiedad: La dilución moderada de esta solución no afecta el pH de la misma.127 M Paso 4: Para comprobar si nuestro cálculo esta bien hecho.1 M respectivamente (pKa = 4.74 Estamos bien 0. Ejemplo 1: Calculemos el pH de una solución amortiguadora de acetato si las concentraciones de ácido y sal son 0.127 = [Ácido] = 1. se obtiene una solución amortiguadora de pH = 5 y de concentración total 0. Segundo: La adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases a una solución amortiguadora.073 Entonces si se prepara una mezcla de ácido acético y de acetato de sodio.2 M.74..073 M [Sal] = 0. Por lo tanto: [Sal] 0.05] / [0.05] pH = pKa = 4. cuyas concentraciones sean 0.1 dividido por 2). IX.0. . las nuevas concentraciones de sal y ácido serán 0.76 Ejemplo 2: Si diluimos la concentración de la solución amortiguadora del ejemplo 1 a la mitad.1] pH = pKa = 4. no afecta significativamente el pH (esto es lógico.073 M = 0. capacidad máxima de amortiguación que tiene la solución. pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] pH = pKa + log [0. debemos tener en mente que la relación [Sal] / [Ácido] = 1.Propiedades de una solución amortiguadora.1] / [0.073 M en la ecuación 1: [Sal] + [Ácido] = 0. luego su nuevo pH será: pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] pH = pKa + log [0.2M [Sal] + 0. ya que es la función principal de estas soluciones) Tercero: Capacidad tampón.2 M .073 M y 0. en este caso con el ion acetato (CH3COO-) según la siguiente ecuación: CH3COO. Paso 2: Calculemos ahora el número de moles de ácido y de sal que tenemos disueltos en esta cantidad de tampón (250 mL).76.0 · 10-3 moles de ácido 1 mL solución Como se trata de un ácido fuerte (electrolito fuerte) disocia completamente HCl H+ + Cl- por lo tanto.1 M (pKa = 4. si [Sal] = [Ácido] el pH = pKa y por lo tanto el tampón presenta un pH = 4.0 · 10-3 moles de H+ “Recordemos”.76). En nuestro ejemplo: aumenta la concentración de ácido acético disminuye la concentración del acetato de sodio . Si agregamos H+ a una solución tampón. no afecta significativamente el pH.+ H+ CH3COOH Esto provoca que aumente la concentración de ácido y disminuya la concentración de sal que componen el tampón.17 B) Segunda Propiedad: La adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases a una solución amortiguadora. hemos agregado 1. Paso 1: Como ya hemos visto.1 mol ácido x = 1000 mL solución x = 1.025 moles de ácido 250 mL solución 0. estos reaccionarán con el componente básico de la solución amortiguadora (X-). Ejemplo 1: Supongamos que tenemos 250 mL de solución amortiguadora de acetato.1 mol ácido x = 1000 mL solución [Sal] x = 0.0 M Veamos cuantos moles de HCl hemos agregado [HCl] 0.025 moles de sal 250 mL solución Paso 3: Agregaremos a esta solución 1 mL de ácido clorhídrico de concentración 1. en donde [Sal] = [Ácido] = 0.1 mol sal x = 1000 mL solución x = 0. [Ácido] 0. 024 moles de ácido Paso 4: Hasta el momento.18 Este aumento o disminución es proporcional.0M a la solución buffer. cuando agregamos 1 mL de HCl 1.025 moles de sal Si agregamos 1 · 10-3 moles de H+ ENTONCES El número de moles de ácido aumenta en 1 · 10-3 moles de ácido + inicial moles de H+ agregados 0. después de agregar H+ pH = pKa pH = 4.104] + log 0.76 a 4. Como agregamos 1 mL de HCl a los 250 mL de solución buffer el nuevo volumen será aproximadamente 251 mL. o sea aumenta la [CH3COOH] en la misma magnitud que disminuye la [CH3COONa] Teníamos en el buffer: 0.025 + 1 · 10-3 = 0.026 moles de ácido El número de moles de sal disminuye en 1 · 10-3 moles de sal inicial - moles de H+ agregados 0.72 En conclusión el pH de la solución vario de 4.026 x = 251 mL x = 0.76 pH = 4. .024 x = 251 mL x = 0.76 pH = 4.025 .72.034 ⇒ pH = 4.0. lo que reafirma que añadir pequeñas cantidades de ácidos o bases (aunque sean fuertes) NO PROVOCA GRANDES CAMBIOS EN LA ACIDEZ O BASICIDAD DEL MEDIO AMBIENTE.104 M 1000 mL Nuevas concentraciones [Sal] 0. es decir.096] / [0.025 moles de ácido 0. un cambio mínimo de acidez.923 . entonces calcularemos las nuevas concentraciones de ácido y sal presentes en solución: [Ácido] 0.1 · 10-3 = 0.76 + log [Sal] / [Ácido] + log [0. disminuyo los moles de sal y aumento los moles de ácido disueltos en solución.096 M 1000 mL Paso 5: Con estas nuevas concentraciones determinaremos el pH de la solución tampón. 61 · 10-11 Indique que pareja ácido.. por lo que podrán neutralizar mayor cantidad de H+ o OH. debemos calcular el pKa de dos ácidos HCO3 pKa = -(logKa) .30 · 10-7 Ka2 = 5. ya que entre más concentrado sea un buffer la concentración de sus componentes también será mayor.que se le agreguen.Se desea preparar 200 mL de una solución amortiguadora carbonato pH = 10. NO DEBEMOS OLVIDAR NUNCA QUE LA CAPACIDAD TAMPÓN DEPENDE TRES FACTORES Factor 1 Factor 2 Factor 3 El pKa o pKb La relación [Sal] / [Ácido] o [Sal] / [Base] La concentración efectiva del tampón La mayor capacidad tampón se obtiene cuando la relación entre las concentraciones de los componentes de la solución buffer es igual a 1 Entre más concentrada sea una solución amortiguadora mayor será su capacidad tampón. por lo tanto. pOH = pKb X.. ya que se debe seleccionar un ácido o base cuyo pKa o pKb sea lo más cercano posible a la zona de pH que se debe controlar.19 C) Tercera Propiedad: Capacidad tampón. se tiene la mayor capacidad tampón. que se define “el número de moles de ácido o base que se debe agregar a un litro de solución tampón para que esta cambie su pH en una unidad. debemos seleccionar un ácido cuyo pKa sea cercano a 10.Ejercicios resueltos 1. o bien que su zona óptima de trabajo esta en pKa ± 1 unidad Por lo tanto. Este hecho tiene mucha importancia cuando desea preparar un buffer.sal se debe utilizar para preparar dicha solución Paso 1: Como necesitamos preparar una solución de pH = 10.1 M. pH = pKa Para buffer básicos [Sal] / [ Base] = 1 o sea [Sal] = [Base]. 0. por lo tanto. Cuando el valor de pKa o pKb es numéricamente igual al pH o pOH de una solución tampón. Esto es lógico. ⇓ La zona optima de una solución tampón esta dada por: pKa ± 1 unidad o pKb ± 1 unidad Para buffer ácidos [Sal] / [Ácido] = 1 o sea [Sal] = [Ácido]. para tal efecto se dispone de tres soluciones: Solución de H2CO3 Solución de NaHCO3 Solución de Na2CO3 Ka1 = 4. 1 M .25 + log [Sal] / [Ácido] 10 .1 M Ecuación 2: [Sal] = 0.. entonces Ecuación 1: [Sal] + [Ácido] = 0.1 M y pH = 10 formada por NaHCO3 (pKa = 10.25 * de trabajo pKa ± 1 es Zona de trabajo pKa ± 1 es 9.0.562 [Ácido] = 0.25 = log [Sal] / [Ácido] Aplicamos antilogaritmo antilog (.562 [Ácido] Entonces reemplazamos 2 en 1: [Sal] = 0.Calcule la concentración de sal y ácido de una solución amortiguadora de concentración 0.25 .20 -7 pKa = -(log 5.11.562 = [Sal] / [Ácido] ⇒ [Sal] = 0.25 * Por lo tanto la solución de NaHCO3 se utilizará como ácido para nuestra solución amortiguadora La única posibilidad de sal es la solución de Na2CO3.064 M Paso 3: Reemplazamos este valor [Ácido] = 0.2M.562 [Ácido] Paso 2: Pero ahora se nos dice que la concentración total del tampón es 0.25 = log [Sal] / [Ácido] .30 · 10 ) NaHCO3 pKa = 6.7. calculamos la relación sal-ácido pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] 10 = 10.1 M 0.10.064 M en la ecuación 1: [Sal] + [Ácido] = 0.25) = [Sal] / [Ácido] 0.1 M [Ácido] = 1.1 M 0.36 4.562 [Ácido] = 0. Paso 1: Utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch. No se puede utilizar la solución de H2CO3 porque este es un ácido más fuerte que el NaHCO3 (Ka1> Ka2) 2.36 Zona pKa = -(logKa) pKa = -(log 5.61 · 10-11) pKa = 10.562 [Ácido] en [Sal] + [Ácido] = 0.0.25) y Na2CO3.1 M 1.562 [Ácido] + [Ácido] = 0.36 . 87 + log [0.1 M [Sal] = 0.064 M = 0.1 M . debemos tener en mente que la relación [Sal] / [Ácido] = 1.02 x = 250 mL x = 0.2498 pH = 10 o sea el pH solicitado Por lo tanto.87 Paso 2: Determinemos las concentraciones molares de los componentes del buffer.25 + log [0. pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] pH = 4.25 + log 0.21 [Sal] + 0.03 x = 250 mL [Sal] x = 0.08] / [0.Calcule el pH y la concentración de una solución amortiguadora formada por 0.0.064] pH = 10.74. Paso 1: Sabemos que: pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] [tampón] = [Sal] + [Ácido] Luego pKa = -(log Ka) pKa = -(log 1.5625 pH = 10.87 pKa = 4.12] pH = 4.87) El pH del buffer debe encontrarse en la zona de pKa ± 1.5. la concentración del ácido y sal a utilizar son 0.036] / [0.87 + log 0.25 .03 moles de ácido propanoico (Ka = 1.12 M 1000 mL 0.08 M 1000 mL Paso 3: Tenemos todos los datos para calcular el pH de esta solución tampón.34 · 10-5) pKa = -(-4.87 .064 M [Sal] = 0.34 · 10-5) y 0. [Ácido] 0.02 moles de propanoato de sodio disueltos en 250 mL. Por lo tanto: pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] pH = 10.0.666 pH = 4. 3.17) .064 M y 0. esto es 3..036 M Paso 4: Para comprobar si nuestro cálculo esta bien hecho.87 + (.0.036 M respectivamente. 76) para preparar el tampón.2 M (Ka = 1..92) 2.12 M [buffer] = 0.1 g/mol) que necesita para preparar una solución buffer acetato cuya relación [Sal] / [Ácido] = 0. [Ácido] = 0.8 · 10-5) y NH4Cl 0.18 M necesitaremos 0.4 M de ácido acético (pKa = 4.8 · 10-5) y su sal acetato de sodio 0.18 moles de sal para preparar un litro de solución.22 pH = 4.70 Está en el rango esperado Paso 4: La concentración del tampón será: [buffer] = [Sal] + [Ácido] [buffer] = 0.2 M 4. por lo tanto 0.Ejercicios para resolver.08 M + 0.83 g de sal (acetato de sodio) XI.18 M Paso 3: Como la concentración de la sal es 0. pero sólo queremos 500 mL de solución.4 M [Sal] = 0.45..18 moles sal x = 1000 mL solución 500 mL de solución x = 0. 1.35 M.45 [Sal] = 0..4 M = 0.3 M (R = 4..Calcular el pH del sistema amortiguador NH3 0.4 M.45 · 0.88) . Suponga que la masa de sal debe ser agregada a 500 mL de solución 0.15 M (Kb = 1.4 M Paso 2: Si la relación [Sal] / [Ácido] = 0. Paso 1: Si tenemos 500 mL de ácido al 0.Determine la masa de acetato de sodio (Masa molar = 98.45 y [Ácido] = 0.4 M.1 g x x = 8. (R = 8.09 moles de sal Paso 4: Transformamos los moles a masa (g) 1 mol sal 0.45 [Sal] / 0.4 M tenemos que [Sal] / [Ácido] = 0.09 mol sal 98. la concentración del ácido en el buffer será 0.Calcular el pH de una solución que contiene ácido acético 0. 58) 4.25 moles) 7.10 moles de acetato de sodio.70.06 · 10-8) .23 3....4.8.03 moles de amoniaco (Kb = 1.0 · 10-9) para formar una solución amortiguadora de pH = 8.8 · 10-5) a agua suficiente para formar 2.Cuál es la relación de HCO3. (R = 7.010 moles de HNO3 (R= 4.60) 5..80) 9.8 · 105 ) y 25 g de acetato de sodio a suficiente agua para formar 4 L de solución.Cuál es el pH de una solución formada por adición de 0. Calcular la relación [Sal] / [Ácido].Una solución de ácido hipocloroso se ha preparado de tal modo que contiene una concentración de 0.50 (Ka = 1. Calcular la Ka del ácido.5 moles de cloruro de amonio y 0.010 moles de NaOH (R= 4.03) 6. (R = 0. (R= 9.80. Determine el pKa del ácido.57) b) Cual es el pH después de añadir 0.a H2CO3 en la sangre para que su pH sea 6. 8.Un buffer formado por concentraciones iguales de sal y ácido tiene un pH = 7...5 L de solución. a) Cual es el pH de la solución tampón (R = 4.8 · 10-5). (R = 4..El pH de un amortiguador de acetato de sodio y ácido acético es 4.Cuál es el pH de una solución preparada por adición de 25 g de ácido acético (Ka = 1.Un litro de solución amortiguadora contiene 0m120 moles de ácido acético y 0.Cuantos moles de hipobromito de sodio se debe añadir a 100 L de ácido hipobromico (Ka = 2.64) 10.49) c) Cual es el pH después de añadir 0.. (R = 0. (R= 3.685 g/L del ácido y un pH = 4.