Quimica en Apuntes u10

Química

Unidad 10 Ácidos y bases

Apuntes de la unidad

En estos apuntes analizaremos el carácter ácido o básico de diferentes soluciones

acuosas, la fuerza de un ácido y de una base, la escala de pH y el comportamiento

de las soluciones reguladoras de pH.

Sugerimos comenzar por la lectura de la siguiente bibliografía, para el estudio y la

profundización de los temas correspondientes a esta unidad:

Di Risio, Cecilia y otros (2006), Capítulo 12: Ácidos y bases, en Química Básica,

Buenos Aires, Editorial CCC Educando, 2006 (o ediciones posteriores).

Importante

En esta unidad se integran los contenidos del resto de las unidades.

Ácidos y bases

Cotidianamente utilizamos diferentes ácidos y bases que forman parte de alimentos, productos

de limpieza, medicamentos, etc. Por ejemplo, el vinagre, los cítricos, la aspirina y las bebidas

cola contienen ácidos; mientras que el polvo para hornear, los destapacañerías, los jabones y

los detergentes contienen bases.

El estudio y el conocimiento de la acidez y la basicidad de las soluciones son importantes, pues

estas intervienen en una gran cantidad de procesos químicos, biológicos e industriales, como

por ejemplo: la lluvia ácida, las relaciones ácido-base en los fluidos corporales, la fabricación

de productos químicos, fertilizantes y papel.

Muchas de las reacciones químicas que se llevan a cabo en procesos biológicos en los seres

vivos, en procesos industriales y en procesos naturales, son muy sensibles a las variaciones

del pH. La sangre humana, que es uno de los ejemplos más importantes de soluciones

reguladoras, tiene un pH regulado a 7,40 aproximadamente, es decir, ligeramente básica. Una

pequeña variación de ese valor de pH, es una amenaza para la vida.

El agua de mar, es otro ejemplo de soluciones amortiguadoras o reguladoras, que cerca de la

superficie tiene un pH regulado entre 8,10 y 8,30.

Química

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OH2

A lo largo de la historia, muchos científicos investigaron las propiedades de los ácidos y las

bases. De este modo, surgieron diferentes teorías para explicar el comportamiento de estos

compuestos en solución. Las más relevantes son la Teoría de Arrhenius, la Teoría ácido-base

de Brönsted y Lowry y la Teoría de Lewis. En esta unidad, utilizamos la Teoría ácido-base de

Brönsted y Lowry.

Según esta teoría, se denomina ácido a la especie (molécula o ion) capaz de ceder cationes

hidrógeno y se denomina base a la especie (molécula o ion) capaz de aceptar cationes

hidrógeno.

A partir de las definiciones, es posible deducir que los ácidos ceden iones hidrógeno, si existen

especies que los puedan captar (bases), y que las bases captan iones hidrógeno, si existen

especies que los puedan ceder (ácidos). La transferencia de un catión hidrógeno de una

especie química a otra se denomina reacción ácido-base.

La especie que cede iones hidrógeno (ácido) y la especie que se forma, al ceder el ion

hidrógeno (base), se denominan par ácido/base conjugado y su estructura se diferencia en

un ion hidrógeno.

Soluciones acuosas de ácidos y bases

A continuación analizamos el comportamiento submicroscópico en soluciones acuosas de

ácidos y de bases:

Al disolver un ácido en agua, se produce una reacción ácido-base, en la que las moléculas

de ácido ceden iones hidrógeno a las moléculas de agua que actúan como base, formando

iones oxonio (H3O+) y aniones. Este proceso se denomina ionización y puede ser total

(completa) o parcial (incompleta), dependiendo de la naturaleza del ácido. En forma general,

la reacción puede representarse por las siguientes ecuaciones:

HA + H2O → H3O+ + A–

Ácido1 Base2 Ácido2 Base1

HX + H2O ⇄ H3O+ + X–


Ionización total Ionización parcial

Al disolver una base en agua, se produce una reacción ácido-base, en la que la base capta

un ion hidrógeno proveniente del agua que actúa como ácido. En forma general, la reacción

puede representarse por las siguientes ecuaciones:

M(OH)x Mx+ (aq) + xOH– (aq) B + H2O ⇄ BH+ + OH–

Base1 Ácido2 Ácido1 Base2

Disociación completa Ionización parcial

En las ecuaciones propuestas, los pares ácido/base conjugado son: Ácido1/Base1 y

Ácido2/Base2.

Del análisis efectuado, surge que al disolver un ácido en agua, esta actúa como base y al

disolver una base en agua, esta actúa como ácido. Es decir, el agua es una sustancia anfótera

ya que puede actuar como ácido y también como base, dependiendo de las condiciones de la

reacción.

Química

3

Autoionización del agua

El agua, al igual que otras sustancias, tiene la propiedad de autoioniozarse, es decir que

algunas moléculas de agua reaccionan formando iones oxonio (H3O+) y iones hidróxido (OH–).

La ecuación que representa el proceso es:

H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH–


La representación con modelos de esferas es:

Figura 1. Representación de la autoionización del agua con modelos de esferas

La reacción entre las moléculas de agua es espontánea. A temperatura ambiente, alrededor de

2 de cada 109 moléculas están ionizadas en un momento dado.1

La constante de equilibrio para esta reacción es:

Kw = [H3O+] . [OH–]

Kw es la constante de ionización del agua y a 25,0 ºC su valor es 1,00 . 10–14. Este valor

permite afirmar que el agua está formada, casi en su totalidad, por moléculas de agua y por

muy pocos iones oxonio e hidróxido.

A partir de la expresión de la constante de ionización del agua y de su valor, se determinan las

concentraciones molares de los iones a 25,0 ºC.

[H3O+] = [OH–] = 1,00 . 10–7 M = 0,000000100 M

Las concentraciones indicadas corresponden al agua “pura”, sin embargo, estas pueden ser

modificadas al disolver una determinada sustancia en agua. Por ejemplo:

- al disolver un ácido en agua, la [H3O+] es mucho mayor que la [OH–] y además es mayor a

1,00 . 10–7 M.

- al disolver una base en agua, la [OH–] es mucho mayor que la [H3O+] y además es mayor a

1,00 . 10–7 M.

Por lo tanto, las soluciones se clasifican en ácidas, básicas y neutras según los valores de las

concentraciones molares de iones oxonio e hidróxido. A continuación, resumimos la

información que es necesario tener en cuenta para dicha clasificación:

o Una solución es neutra si la [H3O+] es igual a la [OH–] e igual a 1,00 . 10–7 M

1 Brown, Theodore L. LeMay Eugene Jr, Bursten Bruce E. Burdge, Julia R. (2004), Química: La ciencia central, Pearson Educación, Mexico.

Química

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o Una solución es ácida si la [H3O+] es mucho mayor a la [OH–] y además la [H3O

+] es

mayor a 1,00 . 10–7 M.

o Una solución es básica si la [OH–] es mucho mayor a la [H3O+] y, además, la [OH–] es

mayor a 1,00 . 10–7 M.

Escala de pH

Habitualmente utilizamos soluciones acuosas diluidas en las que las concentraciones molares

de los iones oxonio e hidróxido pueden variar entre 0,100 M y 1 . 10-13 M, por este motivo, se

introdujo el concepto de pH (potencial de hidrógeno), que permite expresar el grado de acidez

o basicidad de una solución con números de fácil lectura.

El operador matemático p (p = - log), puede ser aplicado a cualquier variable, de modo que

px = - log x. Por ejemplo, al aplicarlo a las concentraciones molares de iones oxonio e

hidróxido, se obtienen las siguientes expresiones:

pH = - log [H3O+] pOH = – log [OH–]

A 25 ºC, la escala de pH para soluciones diluidas comprende valores entre 0 y 14,00. Cabe

mencionar que existen soluciones en las que los valores de pH son menores que 0 ó mayores

que 14,00.

o Una solución es neutra, si el pH es igual a 7,00 pues la [H3O+] es igual a la [OH–] e

igual a 1,00 . 10–7 M, por lo tanto:

pH = - log [H3O+]

pH = -log 1,00 . 10–7 M

pH = 7,00

o Una solución es ácida, si el pH es menor a 7,00 pues la [H3O

+] es mayor a

1,00 . 10–7 M. Cuanto mayor es la [H3O+], mayor es la acidez y menor es el pH.

o Una solución es básica, si el pH es mayor a 7,00 pues la [H3O+] es menor a

1,00 . 10–7 M. Cuanto menor es la [H3O+], menor es la acidez y mayor es el pH.

Otra forma de expresar el grado de acidez o basicidad de una solución es utilizar la escala de

pOH. A 25 ºC, dicha escala comprende valores entre 0 y 14,00 para soluciones diluidas.

Es posible expresar valores de pH y de pOH para una solución determinada. Esto se debe a

que en las soluciones acuosas ácidas, básicas y neutras siempre hay iones oxonio e hidróxido,

provenientes de la autoionización del agua y que el producto de sus concentraciones molares

es igual a 1,00 . 10-14, el valor de Kw.

Kw = [H3O

+] . [OH–]

En consecuencia, aplicando el operador p en ambos miembros de la igualdad, se obtiene la

siguiente expresión:

pKw = pH + pOH

A 25,0 ºC, pKw = 14,00

Química

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Por lo tanto:

pH + pOH = 14,00

En la siguiente tabla, presentamos los intervalos de pH, pOH y concentración de iones oxonio e

hidróxido, para soluciones ácidas y básicas, y los valores correspondientes para las soluciones

neutras.

Solución [H3O+] pH pOH [OH–]

Neutra [H3O+] = 1,00 .10–7 M = [OH–] 7,00 7,00

[OH–] = 1,00 .10–7 M =

[H3O+]

Ácida [H3O

+] > [OH–] y

[H3O+] > 1,00 .10–7 M

Menor

a

7,00

Mayor

a

7,00

[OH–] > [H3O+] y

[OH–] > 1,00 .10–7 M

Básica [H3O

+] < [OH–] y

[H3O+] < 1,00 .10–7 M

Mayor

a

7,00

Menor

a

7,00

[OH–] < [H3O+] y

[OH–] < 1,00 .10–7 M

Características de ácidos y bases A continuación, mencionamos algunos conceptos fundamentales sobre el equilibrio ácido-base,

que encontrarán desarrollados en la bibliografía.

Los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles.

Ácidos

Los ácidos fuertes son sustancias que, en solución acuosa, están ionizados en forma total

o prácticamente total. Por lo tanto, el número de iones presente en la solución proviene del

número de moléculas ionizadas y las concentraciones molares de los iones dependen de la

concentración molar del ácido (Ca) en la solución inicial. La ecuación que representa el proceso

se escribe como una reacción completa, separando a los reactivos de los productos por una

flecha en un solo sentido.

HA + H2O → H3O+ + A–

En una solución acuosa de un ácido fuerte, prácticamente no existen moléculas de ácido sin

ionizar. El ácido clorhídrico (HCl), el ácido sulfúrico (H2SO4) y el ácido nítrico (HNO3) son

ejemplos de ácidos fuertes. En el siguiente esquema presentamos, utilizando modelos de

esferas, las especies presentes en una solución de un ácido fuerte (HA).

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Figura 2. Representación de una solución de un ácido fuerte

Los ácidos débiles son sustancias que en solución acuosa están ionizados parcialmente.

Por lo tanto, el número de iones presente en la solución proviene del número de moléculas

ionizadas y las concentraciones molares de los iones son menores que la concentración molar

del ácido (Ca) en la solución inicial. Por eso, la ecuación que representa el proceso se escribe

como una reacción incompleta o reversible, separando a los reactivos de los productos por una

doble flecha en ambos sentidos.

HX + H2O ⇄ H3O+ + X–

En una solución acuosa de un ácido débil existen moléculas de ácido sin ionizar en equilibrio

con los iones provenientes de la ionización. El ácido nitroso (HNO2), el ácido fluorhídrico (HF) y

los ácidos carboxílicos, como el ácido acético o etanoico (CH3COOH), son ejemplos de ácidos

débiles. En el siguiente esquema presentamos, utilizando modelos de esferas, las especies

presentes en una solución de un ácido débil (HX).

Figura 3. Representación de una solución de un ácido débil

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OH2

Los equilibrios que se establecen en las soluciones de ácidos débiles (iónicos), presentan todas

las características de los equilibrios químicos mencionados en la Unidad 9. Por lo tanto, la

constante de equilibrio correspondiente recibe el nombre de constante de acidez o

constante de ionización. Su símbolo es Ka y, en forma general, su expresión es:

[HX]

]].[XO[H3aK

La constante de acidez es una medida de la fuerza del ácido. Cuanto mayor es su valor,

mayor es la concentración de los iones presentes en la solución. Es decir que cuanto mayor es

el Ka, mayor es la [H3O+], mayor es la acidez y menor es el pH.

Bases

Las bases fuertes son sustancias iónicas que en solución acuosa están totalmente

disociadas. Por lo tanto, el número de iones presente en la solución proviene del número de

unidades fórmula disociadas y las concentraciones molares de los iones dependen de la

concentración molar de la base (Cb) en la solución inicial. La ecuación que representa el

proceso se escribe como una reacción completa. En solución acuosa, las bases fuertes más

comunes son los hidróxidos de los metales de los grupos 1 (IA) y 2 (IIA).

M(OH) x M

x+ (aq) + xOH–(aq)

En una solución acuosa de una base fuerte, prácticamente no existe el hidróxido metálico sin

disociar. El hidróxido de sodio (NaOH), el hidróxido de potasio (KOH) y el hidróxido de calcio

(Mg(OH)2) son ejemplos de bases fuertes.

Las bases débiles son sustancias que en solución acuosa están ionizados parcialmente.

Por lo tanto, el número de iones presente en la solución proviene del número de moléculas

ionizadas y las concentraciones molares de los iones son menores que la concentración molar

de la base (Cb) en la solución inicial. La ecuación que representa el proceso se escribe como

una reacción incompleta o reversible.

B + H2O ⇄ BH+ + OH–

En una solución acuosa de una base débil existen moléculas de base sin ionizar, en equilibrio

con los iones provenientes de la ionización. El amoníaco (NH3), las aminas y las amidas son

ejemplos de bases débiles. La constante de equilibrio correspondiente, cuyo símbolo es Kb,

recibe el nombre de constante de basicidad o constante de ionización y, en forma

general, su expresión es:

[B]

]].[BH-

[OHbK

La constante de basicidad es una medida de la fuerza de la base. Cuanto mayor es su

valor, mayor es la concentración de los iones presentes en la solución. Es decir que cuanto

mayor es el Kb, mayor es la [OH–], mayor es la basicidad, menor es el pOH y mayor es el pH.

Se denomina grado de ionización (α) a la relación entre la cantidad de ácido o base

ionizados y la cantidad disuelta. Dado que la cantidad ionizada es menor que la disuelta, es un

número entre 0 y 1. Suele expresarse en forma porcentual y se indica α %.

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Cuanto más fuerte es un ácido (débil), mayor es el grado de ionización, es decir que mayor

es la tendencia a producir la reacción directa, en consecuencia, menor es la tendencia de su

base conjugada a producir la reacción inversa. Por consiguiente, cuanto más fuerte es un

ácido, más débil es su base conjugada.

Cuanto más fuerte es una base (débil), mayor es el grado de ionización, es decir que mayor

es la tendencia a producir la reacción directa, en consecuencia, menor es la tendencia de su

ácido conjugado a producir la reacción inversa. Por consiguiente, cuanto más fuerte es una

base más débil es su ácido conjugado.

La relación entre la fuerza de un ácido y la de su base conjugada se hace evidente en la

siguiente expresión:

Kw = Ka . Kb

Si se aplica el operador p a ambos miembros de la igualdad, resulta:

pKw = pKa + pKb

pKw (25,0ºC ) = 14,00

14,00 = pKa + pKb

Importante

En todas las soluciones acuosas de ácidos y bases, fuertes y débiles, siempre están

presentes las siguientes especies: moléculas de agua, iones oxonio y iones

hidróxido, producto de la ionización del agua.

En la siguiente tabla comparamos, en forma general, algunas características de los ácidos

fuertes y débiles.

Química

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Ácido Fuerte Débil

Ionización Completa (no hay equilibrio) Parcial (sistema en equilibrio)

Grado de

ionización α = 1 0 < α < 1

Ecuación de

ionización HA + H2O → H3O

+ + A– HX + H2O ⇄ H3O+ + X–

Pares ácido/base

conjugados

HA/A–

H3O+ /H2O

H2O/OH–

HX/X–

H3O+ /H2O

H2O/OH–

Especies

presentes en la

solución

H2O, H3O+, OH–, A–

No quedan moléculas de

ácido sin ionizar

HX, X–, H2O, H3O+, OH–

En el equilibrio, quedan moléculas

de ácido sin ionizar

Evolución del

sistema en forma

general

HA + H2O → H3O+ + A–

i) Ca (1.10-7M)

f) ---- Ca Ca

Ca = [HA]i= [H3O+]f

HX + H2O ⇄ H3O+ + X–

i) Ca (1.10-7M)

eq) Ca-x x x

x es menor que Ca

Ca = [HA]i

Ca – x= [HA]eq

x = [H3O+]eq = [X–]

Cálculo de pH

pH = - log [H3O+]

pH = - log Ca

pH = - log [H3O+]

pH = - log x

El valor x puede obtenerse a partir

de la expresión de Ka.

Referencias

i) sistema inicial

f) sistema final

eq) sistema en equilibrio

Ca: concentración molar

x: cantidad de moléculas de ácido ionizadas por cada L de solución y cantidad de iones por cada L de

solución.

A partir de las comparaciones realizadas, planteamos algunas generalidades que surgen al

comparar soluciones de diferentes ácidos de igual concentración molar inicial y soluciones de

diferentes ácidos que tengan el mismo valor de pH.

Comparamos soluciones de igual concentración molar (Ca):

o Si se tiene una solución acuosa de un ácido fuerte y una solución acuosa de un ácido

débil de igual concentración molar (Ca), el aporte de iones oxonio es diferente dado

que el grado de ionización del ácido fuerte es mayor al del ácido débil. En

consecuencia, la [H3O+] es mayor en la solución de ácido fuerte, el pH es menor y la

solución es más ácida.

o Si se tienen dos soluciones acuosas de ácidos débiles diferentes de igual concentración

molar (Ca), el aporte de iones oxonio es diferente, dado que el grado de ionización de

ambos ácidos débiles también lo es. La constante de acidez es una medida de la

fuerza del ácido. Cuanto mayor es su valor, mayor es la concentración de los iones

Química

10

OH2

OH2

presentes en la solución. Es decir que cuanto mayor es el Ka (o menor es el pKa),

mayor es la [H3O+], mayor es la acidez y menor es el pH.

Comparamos soluciones con el mismo valor de pH:

o Si el pH de soluciones de distintos ácidos es el mismo, significa que la concentración de

iones oxonio también lo es. Si los ácidos tienen distinta fuerza ácida, las

concentraciones molares iniciales (Ca) de los ácidos tienen que ser diferentes.

Para que el ácido más débil (Ca) aporte la misma concentración de iones oxonio que el

ácido más fuerte, tiene que tener mayor concentración molar inicial.

En la siguiente tabla comparamos, en forma general, algunas características de las bases

fuertes y débiles.

Base Fuerte Débil

Ionización Disociación completa (no hay

equilibrio)

Ionización parcial (sistema en

equilibrio)

Grado de

ionización α = 1 0 < α < 1

Ecuación de ionización

M(OH)x M

x+ + x OH

–

B + H2O ⇄ BH

+ + OH

–

Pares

ácido/base

conjugados

H3O+ /H2O

H2O/OH–

BH+/B

H3O+ /H2O

H2O/OH–

Especies

presentes en la

solución

H2O, H3O+, OH–, Mx+

No queda hidróxido sin disociar

B, BH+, H2O, H3O+, OH–

En el equilibrio quedan moléculas de

base sin ionizar

Evolución del

sistema en

forma general

M(OH)x Mx+

+ x OH–

i) Cb (1.10-7M)

f) ---- Cb xCb

Cb = [M(OH)x]i

[OH–]f = xCb

B + H2O ⇄ BH+ + OH–

i) Cb (1.10-7M)

eq) Cb-x x x

x es menor que Cb

Cb = [B]i

Cb – x= [B]eq

x = [BH+]eq = [OH–]

Cálculo de pH

pOH = - log [OH–]

pOH = - log xCb

pH = pKw - pOH

pOH = - log [OH–]

pOH = - log x

El valor x puede obtenerse a partir

de la expresión de Kb.

pH = pKw – pOH

Referencias

i) sistema inicial

f) sistema final

eq) sistema en equilibrio

Cb: concentración molar

x: cantidad de moléculas de base ionizadas por cada L de solución y cantidad de iones por cada L de

solución.

Química

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A partir de las comparaciones realizadas, planteamos algunas generalidades que surgen al

comparar soluciones de diferentes bases de igual concentración molar inicial y soluciones de

diferentes bases que tengan el mismo valor de pH.

Comparamos soluciones de igual concentración molar (Cb):

o Si se tiene una solución acuosa de una base fuerte y una solución acuosa de una base

débil de igual concentración molar (Cb), el aporte de iones hidróxido es diferente,

dado que la base fuerte se encuentra totalmente disociada mientras que la base débil

se encuentra parcialmente ionizada. En consecuencia, la [OH-] es mayor en la solución

de la base fuerte, el pOH es menor, el pH es mayor y la solución es más básica.

o Si se tienen dos soluciones acuosas de bases débiles diferentes, de igual concentración

molar (Cb), el aporte de iones hidróxido es diferente, dado que el grado de ionización

de ambas bases débiles también lo es. La constante de basicidad es una medida de la

fuerza de la base. Cuanto mayor es su valor, mayor es la concentración de los iones

presentes en la solución. Es decir que cuanto mayor es el Kb (o menor es el pKb),

mayor es la [OH-], mayor es la basicidad, menor es el pOH y mayor el pH.

Comparamos soluciones con el mismo valor de pH

o Si el pH de soluciones de distintas bases es el mismo, el pOH también lo es. Esto

significa que la concentración de iones hidróxido es la misma. Si las bases tienen

distinta fuerza básica, las concentraciones molares iniciales (Cb) de las bases tienen

que ser diferentes.

Para que la base más débil aporte la misma concentración de iones hidróxido que la

base más fuerte, tiene que tener mayor concentración molar inicial (Cb).

Soluciones reguladoras de pH (Buffer)

A continuación, mencionamos algunos conceptos fundamentales sobre las soluciones

reguladoras de pH, que encontrarán desarrollados en la bibliografía.

Una solución reguladora es aquella que tiene la propiedad de amortiguar o regular el

cambio de pH que se produce cuando se agrega al sistema una pequeña cantidad de un ácido

fuerte o de una base fuerte, a diferencia de lo que ocurre si estas sustancias fueran agregadas

al agua pura donde se produciría una gran variación de pH. En el siguiente esquema, se

presenta la variación de pH de dos sistemas, un litro de agua y un litro de una solución

reguladora, luego del agregado de una misma cantidad de ácido clorhídrico (1 . 10-3 mol de

HCl).

Química

12

Figura 4. Variación de pH

Las soluciones reguladoras están formadas por un par ácido/base conjugado de

concentraciones molares que permitan neutralizar el agregado de pequeñas cantidades de

ácido o de base fuerte, provocando una pequeña variación de pH.

Para que una solución tenga buena capacidad reguladora, es conveniente que se cumplan

las siguientes condiciones:

o el ácido y su base conjugada tienen que estar en cantidades apreciables como especies

predominantes;

o las concentraciones molares iniciales del ácido (Ca) y de la base (Cb) generalmente

están comprendidas entre 0,0500 M y 1,00 M;

o la relación Cb/Ca, puede ser mayor o igual a 0,100 o menor o igual a 10,0.

Las soluciones reguladoras pueden prepararse de diferentes modos, por ejemplo,

o Al agregar una sal a una solución de ácido o de base débil:

- A una solución de ácido débil (HA) se le agrega una sal de su base conjugada

(MeA), por ejemplo: HF y NaF.

- A una solución de una base débil (B) se le agrega una sal de su ácido conjugado

(BHX), por ejemplo: NH3 y NH4Cl.

o Al neutralizar parcialmente un ácido o una base débil:

- Si a una solución de ácido débil (en exceso) se le agregan pequeñas cantidades

de base fuerte, queda en solución el par ácido/base conjugado con las

Química

13

223323 NHCHCHNHCHCH /

concentraciones molares adecuadas. Por ejemplo, el HCOOH se neutraliza con el

NaOH y el par es HCOOH/HCOO–.

- Si a una solución de base débil (en exceso) se le agregan pequeñas cantidades

de ácido fuerte, queda en solución el par ácido/base conjugado con las

concentraciones molares adecuadas. Por ejemplo, la CH3CH2NH2 se neutraliza

con el HCl y el par es:

Cálculo del pH

El pH de una solución reguladora se puede calcular utilizando alguna de las siguientes

expresiones:

][A

.[HA]]O[H

a

3

K

b

aa3

C

C.K]O[H

Esta ecuación se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbach o ecuación Buffer. A

partir de la concentración de iones oxonio, es posible calcular el pH.

Si se aplica la función logaritmo en ambos miembros de la ecuación anterior y se multiplica por

(-1) se obtiene otra forma de la ecuación de Henderson-Hasselbach:

Ca

Cblog pKa pH

Esta expresión permite calcular el pH de una solución reguladora si se conocen las

concentraciones iniciales del ácido (Ca) y de su base conjugada (Cb) y la constante de

ionización del ácido (Ka).

Acción reguladora

Una solución amortiguadora regula el cambio en el pH ante el agregado de pequeñas

cantidades de ácido o base fuerte porque alguna de las especies que la forman (ácido o base

predominante) reacciona neutralizando al ácido o a la base añadidos. A continuación,

analizamos las reacciones químicas mencionadas.

Si a una solución reguladora se le agrega una pequeña cantidad de ácido fuerte HX, este se

ioniza completamente. La ecuación que representa el proceso es:

HX + H2O → H3O+ + X–

Los iones oxonio agregados se neutralizan con la base de mayor concentración de la solución

reguladora. La ecuación que representa el proceso es:

H3O+ + base → ácido + H2O

Aportado por el

ácido agregado

de la sc

reguladora

Química

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OH2

Si a una solución se le agregan pequeñas cantidades de una base fuerte, por ejemplo un

hidróxido alcalino, este se disocia totalmente. La ecuación que representa el proceso es:

MOH M+ + OH–

Los iones hidróxido agregados se neutralizan con el ácido de mayor concentración de la

solución reguladora. La ecuación que representa el proceso es:

OH– + ácido → H2O + base

Aportado por la

base agregada

de la sc

reguladora

La solución reguladora neutraliza el agregado de pequeñas cantidades de ácido o de base y se

produce un pequeño cambio en las concentraciones del ácido (Ca) y de la base (Cb), por lo

tanto, la variación del pH es muy pequeña.

Si se diluye moderadamente a una solución reguladora, el valor de pH no cambia. Esto se debe

a que, si bien cambian las concentraciones del ácido y de la base (Ca y Cb), la relación Cb/Ca

es constante.

Las soluciones reguladoras, tienen un determinado rango o intervalo de pH, en el que tienen

una buena capacidad reguladora, que puede obtenerse a partir de la siguiente expresión:

pH = pKa ± 1

La máxima capacidad reguladora de una solución se alcanza cuando el pH es igual al pKa.

A modo de ejemplo

A continuación proponemos un ejemplo en el que aplicamos los conceptos presentados y

analizamos:

o los procesos que tienen lugar al poner en contacto una solución de un ácido débil y una

sal de su base conjugada;

o si la solución obtenida tiene buena capacidad reguladora;

o las reacciones químicas que tienen lugar al agregar

- una pequeña cantidad de ácido fuerte,

- una pequeña cantidad de base fuerte;

o la variación del pH ante el agregado de ácido y de base.

Se tiene 1,00 L de solución 0,500 M de ácido acético (Ka = 1,78 . 10-5) al que se le agregan

0,250 mol de acetato de sodio (CH3COONa), sin variación de volumen.

Para realizar el análisis mencionado, es necesario, comenzar escribiendo la ecuación de la

ionización del ácido.

CH3COOH + H2O ⇄ H3O+ + CH3COO–

Química

15

OH2

El ácido acético es un ácido débil, por lo tanto, en el equilibrio la concentración del CH3COOH

es mucho mayor a la concentración de su base conjugada, el ion acetato (CH3COO–).

Al agregar el acetato de sodio a la solución de ácido acético, tenemos en cuenta que ocurren

diferentes procesos:

o la disociación de la sal,

o la perturbación del equilibrio en la solución del ácido débil,

o y la evolución del sistema hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

Dado que el acetato de sodio es una sustancia iónica, al disolverse en agua se disocia

totalmente (ver Unidad 6). La ecuación de disociación es:

CH3COONa CH3COO– + Na+

Al agregar iones acetato que provienen de la sal a una solución de ácido débil, se produce una

perturbación al sistema en equilibrio, en consecuencia, el sistema evoluciona hacia un nuevo

estado de equilibrio. La reacción se desplaza en el sentido inverso, es decir, hacia la formación

de reactivos. Por esta razón, consideramos que la ionización del ácido es despreciable (o que la

ionización es reprimida por efecto del ion común) y suponemos que su concentración molar en

el equilibrio es prácticamente igual a la concentración molar inicial, es decir, 0,500 M

(Ca = 0,500 M).

La concentración de CH3COO–, base conjugada, es principalmente la que proviene de la

disociación de la sal, ya que, como indicamos en el párrafo anterior, la ionización del ácido se

considera despreciable, además, la presencia de ácido sin ionizar reprime la hidrólisis de esta

base. Por lo tanto, por haber agregado 0,250 mol de acetato de sodio a 1,00 L de solución, sin

variación de volumen, la concentración molar de CH3COO– es 0,250 M (Cb = 0,250 M).

Para determinar si la solución preparada tiene buen comportamiento regulador, tenemos en

cuenta las condiciones mencionadas:

o Al identificar si existe el par ácido/base conjugado escribimos las fórmulas de todas las

especies presentes en la solución obtenida: CH3COOH, CH3COO– , Na+ , H2O, H3O+, OH–.

En consecuencia, el par ácido-base que se encuentra en cantidades apreciables como

especies predominantes es:

CH3COOH/CH3COO–

Ca = 0,500 M y Cb = 0,250 M

o Del análisis efectuado surge que Ca = 0,500 M y Cb = 0,250 M, por lo tanto se

encuentra dentro de los valores de referencia.

o La relación Cb/Ca está comprendida entre 0,100 y 10,0, pues 0,500M 0,500

M 0,250

a

b

C

C

Al analizar la acción reguladora, vamos a suponer que disponemos de dos vasos de

precipitados que contienen 250 mL de la solución reguladora (CH3COOH/CH3COO–) cada uno, y

que se les agrega 1 . 10-3 mol de HCl (ácido fuerte) y 1 . 10-3 mol de KOH (base fuerte)

respectivamente.

Química

16

OH2

Situación

Se tienen 250 mL de la solución

reguladora (CH3COOH/CH3COO–)

Ca = 0,500 M y Cb = 0,250 M, a

los que se les agrega 1 . 10-3 mol

de HCl (ácido fuerte).

Se tienen 250 mL de la solución

reguladora (CH3COOH/CH3COO–)

Ca = 0,500 M y Cb = 0,250 M, a

los que se les agrega 1 . 10-3 mol

de KOH (base fuerte).

Especies que

aportan el ácido

y la base

agregados

HCl + H2O → H3O

+ + Cl–

KOH K+ + OH–

Ecuaciones

que

representan la

acción

reguladora

H3O

+ + base → ácido + H2O

Los iones oxonio agregados se

neutralizan con la base de mayor

concentración de la solución

reguladora, que en este caso es el

CH3COO–

H3O

+ + CH3COO– → CH3COOH

+H2O

OH– + ácido → H2O + base

Los iones hidróxido agregados se

neutralizan con el ácido de mayor

concentración de la solución

reguladora, que en este caso es el

CH3COOH

OH– + CH3COOH → H2O +

CH3COO–

Variación de las

concentraciones

(Ca y Cb)

y del pH de la

solución

reguladora

La solución reguladora neutraliza el

agregado de iones oxonio y se

produce un pequeño cambio en las

concentraciones molares del ácido

(Ca) y de la base (Cb), por lo

tanto, la variación del pH es muy

pequeña.

Cb disminuye, pues los iones

CH3COO– reaccionan con los iones

H3O+.

Ca aumenta, pues el CH3COOH se

forma por la neutralización.

La relación Cb/Ca disminuye, y en

consecuencia el pH disminuye

La solución reguladora neutraliza

el agregado de OH– y se produce

un pequeño cambio en las

concentraciones molares del ácido

(Ca) y de la base (Cb), por lo

tanto, la variación del pH es muy

pequeña.

Ca disminuye, pues el CH3COOH

reacciona con los iones OH–.

Cb aumenta, pues los iones

CH3COO– se forman por la

neutralización.

La relación Cb/Ca aumenta y, en

consecuencia, el pH aumenta

.

Expresiones útiles para la resolución de los ejercicios A continuación, presentamos diferentes expresiones para resolver los ejercicios

correspondientes a los temas de esta unidad.

La [H3O+] se puede calcular:

o A partir del valor de pH:

[H3O+] = 10–pH

o A partir del Kw:

][OH

Kw ]O[H

-3

Química

17

La [OH–] se puede calcular:

o A partir del valor de pOH:

[OH–] = 10–pOH

o A partir del Kw:

]O[H

Kw ][OH

3

-

El pH puede calcularse de las siguientes formas:

o Utilizando la expresión:

pH = - log [H3O+]

o A partir de pKw:

pKw = pH + pOH A 25,0 ºC, pKw = 14,00

Por lo tanto,

pH + pOH = 14,00

pH = 14,00 - pOH

El pOH puede calcularse de las siguientes formas:

o Utilizando la expresión:

pOH = - log [OH–]

o A partir de pKw:

pKw = pH + pOH A 25,0 ºC, pKw = 14,00

Por lo tanto,

pH + pOH = 14,00

pOH = 14,00 - pH

El pKw puede calcularse a partir de las siguientes expresiones:

pKw = - log Kw

pKw = pH + pOH

pKw = pKa + pKb

El pKa puede calcularse a partir de las siguientes expresiones:

pKa = - log Ka

pKa = pKw - pKb

El pKb puede calcularse a partir de las siguientes expresiones:

pKb = - log Kb

pKb = pKw - pKa

Química

18

Para afianzar los contenidos de esta unidad

A continuación, les proponemos una serie de preguntas que deberían poder responder después

de haber estudiado los temas que corresponden a esta unidad.

¿Cuáles son las diferencias entre un ácido fuerte y un ácido débil?

¿Cuáles son las diferencias entre una base fuerte y una base débil?

¿Qué información brinda el valor de la constante de ionización (Ka y Kb)?

¿Cuál es la relación entre el valor del pKa y la fuerza de un ácido?

¿Cuál es la relación entre el valor del pKb y la fuerza de una base?

¿Qué es una solución reguladora y cuáles son las condiciones para que sea efectiva?

¿En qué consiste la acción reguladora?

¿Cómo actúa una solución reguladora ante el agregado de pequeñas cantidades de un ácido

fuerte o de una base fuerte?

¿En qué condiciones se logra la máxima capacidad reguladora?

¿Por qué al diluir moderadamente una solución reguladora no se modifica el valor de pH?

Ejercicio explicado

A continuación, presentamos un ejercicio y su resolución en el que integramos

los contenidos de las Unidades 4, 6, 7, 8, 9 y 10 y mostramos una forma de

relacionar la teoría con la práctica con la intención de ayudarlos a resolver

ejercicios similares.

A 25 ºC se tienen las siguientes soluciones acuosas:

A) HCl 0,0115 %m/V

B) etilamina, CH3CH2NH2, 0,0100 M, de pH=11,30

C) formada por dimetilamina, (CH3)2NH, Kb= 7,40. 10 –4 y cloruro de dimetilamonio

(CH3)2NH2Cl, de pH= 10,62

D) ácido benzóico, C6H5COOH, Ka = 6,31.10 – 5

E) piridina, C5H5N, pKb = 8,78

Datos: Kw = 1,00.10-14

I. Calculen:

a) el pH de la solución de HCl (M = 36,5 g/mol) 0,0115 %m/V.

b) la concentración molar de H3O+, en la solución del ítem anterior, si se la diluye al doble de

su volumen.

c) el valor de Kb de la etilamina (solución B).

d) la concentración molar de la etilamina en el equilibrio.

Química

19

e) el pH de la solución de ácido benzoico sabiendo que la concentración de su base conjugada

es 6,91.10 –3 M.

f) la relación entre las concentraciones molares del par ácido/base que predomina en la

solución reguladora (solución C).

g) el pH de la solución reguladora si se la diluye al doble de su volumen.

II. Escriban:

a) las fórmulas de todas las especies presentes en cada una de las soluciones.

b) la ecuación de ionización de la etilamina en agua.

c) la ecuación que indica cómo actúa el sistema para amortiguar el cambio de pH al agregar

una pequeña cantidad de NaOH.

d) las fórmulas de los pares ácido / base conjugados presentes en la solución de piridina

(solución E).

III. Indiquen y justifiquen:

a) si el pH de la solución A es mayor menor o igual que el pH de una solución de ácido

benzoico (sc D), de igual concentración molar.

b) si el pH de la solución de ácido benzoico aumenta, disminuye o no cambia al agregar una

pequeña cantidad de benzoato de sodio sólido (C6H5COONa).

c) el orden creciente, de acuerdo a la fuerza ácida, de los ácidos conjugados de las bases

etilamina y piridina.

d) si el pH de la solución de etilamina, aumenta, disminuye, o no cambia al aumentar la

temperatura, sabiendo que la reacción de ionización de la base en agua es endotérmica.

e) el intervalo de pH en el que la solución reguladora (solución C) tiene buen poder regulador.

Resolución I.

a) Para calcular el pH de la solución de HCl (M = 36,5 g/mol) 0,0115 % m/V tenemos que

conocer:

o si es un ácido fuerte o un ácido débil;

o la [H3O+], pues pH = - log [H3O

+].

El HCl es un ácido fuerte, pues no se informa el dato de Ka, es decir que en solución acuosa se

encuentra totalmente ionizado, según la siguiente ecuación:

HCl + H2O → H3O+ + Cl–

En toda solución acuosa, hay que considerar el equilibrio de ionización del agua, representado

por la siguiente ecuación:

Química

20

2 H2O ⇄ H3O+ + OH-

Al saber que 0,0115 % m/V significa que 0,0115 g de HCl están disueltos en 100 cm3 de

solución y que M HCl = 36,5 g/mol, calculamos la concentración molar de la solución de HCl,

para calcular la [H3O+], para lo cual realizamos los siguientes cálculos:

A continuación, planteamos la ecuación de ionización y la evolución del sistema:


Estado

inicial Ca = 3,15 .10 –3 M 1,00 . 10 –7 M

Estado

final ---- Ca = 3,15 .10 –3 M Ca = 3,15 .10 –3 M

El aporte de H3O+ y OH- del agua lo consideramos despreciable, por ser su concentración

(1,00 .10 –7 M), mucho menor que la concentración del H3O+ aportada por el ácido

(3,15 .10 –3 M).

Ca es la concentración molar inicial del ácido y, como la ionización es completa, se cumple

que:

Ca = [HCl]i = [H3O+]f = 3,15 .10 –3 M

A partir del análisis realizado y con los datos obtenidos calculamos el pH.

pH = - log [H3O+]

pH = - log 3,15 .10 –3 M = 2,50

Rta: pH = 2,50

b) Al diluir la solución, la cantidad de soluto disuelta se mantiene constante en un volumen de

solución mayor. Como el volumen de la solución final (diluida) es el doble del volumen de la

solución inicial (concentrada), la concentración de la misma disminuye a la mitad. La

concentración molar de H3O+ se puede calcular sin conocer el volumen disponible de solución,

pues se informa la relación entre el volumen inicial y el volumen final que, en símbolos, se

expresa del siguiente modo:

Vscf = 2.Vsci

La siguiente expresión permite calcular la concentración molar del HCl en la solución diluida:

Vsci . M sci = Vscf . M scf

Si

36,5 g ----------1 mol HCl

0,0115 g -------- x = 3,15 .10 –4 mol HCl

Si

100 cm3 sc---------- 3,15 .10 –4 mol HCl

1000 cm3 sc---------- x= 3,15 .10 –3 mol HCl

Química

21

Reemplazamos el Vscf por la relación de volúmenes indicada y despejamos la molaridad de la

solución diluida.

Vsci . M sci = 2.Vsci . M scf

i

iif

2.Vsc

.MscVscMsc

Como se observa, el volumen de solución inicial (Vsci) figura en el numerador y en el

denominador, en consecuencia, independientemente de su valor, este se simplifica y la

molaridad de la solución diluida resulta ser la mitad de la molaridad de la solución

concentrada.

M1,58.102

3,15.10

2

MscMsc

33

if

Mscf = Ca = [HCl]i = [H3O

+]f = 1,58.10 –3 M

Rta: [H3O+] = 1,58 .10 –3 M

c) La etilamina es una base débil, es decir que en agua se encuentra parcialmente ionizada y

es posible calcular el valor de la constante de ionización (Kb). A continuación, escribimos la

ecuación de ionización y la expresión de Kb:

CH3CH2NH2 + H2O ⇄ 323 NHCHCH + OH–

]NHCH[CH

]NHCH].[CH-

[OH

223

323bK

En toda solución acuosa, hay que considerar el equilibrio de ionización del agua, representado

por la siguiente ecuación:

2 H2O ⇄ H3O+ + OH–

Para determinar el valor de Kb, se necesitan las concentraciones molares de todas las especies

en el equilibrio. Por lo tanto, es conveniente plantear la evolución del sistema en forma

general:

CH3CH2NH2 + H2O ⇄ OH– + 323 NHCHCH

Estado inicial Cb 1,00 . 10 –7 M

Equilibrio Cb - x x x

A partir de este planteo y de los datos correspondientes para esta solución (0,0100 M y

pH=11,30), determinamos las concentraciones molares de las especies en el equilibrio:

Cb = [CH3CH2NH2 ]I = 0,0100 M

Química

22

x = ]NHCH[CH 323 eq = [OH–]

Para determinar la OH–- usamos la siguiente expresión:

[OH–] = 10–pOH

Cómo el dato del que disponemos es el pH, calculamos el pOH del siguiente modo:

A 25,0 ºC 14 = pH + pOH pOH = 14 – pH = 14 – 11,30 = 2,70

OH– = 10 –2,70 = 2,00 . 10 –3 M = x

[CH3CH2NH2 ]eq = Cb – x = 0,0100 M – 2,00 . 10 –3 M = 8,00 . 10 –3 M

El aporte de H3O+ y OH- del agua, lo consideramos despreciable, por ser su concentración

(1,00 .10 –7 M) mucho menor que la concentración del OH– aportada por la base (2,00 . 10 –3

M).

CH3CH2NH2 + H2O ⇄ OH– + 323 NHCHCH

Estado inicial 0,0100 M 1,00 . 10 –7 M

Equilibrio 8,00 . 10 –3 M 2,00 . 10 –3 M 2,00 . 10 –3 M

A continuación reemplazamos en la expresión del Kb:

4

2

3

3

223

323b 5,00.10K

8,00.10

2,00.10

]NHCH[CH

]NHCH].[CH-

[OH

Rta: Kb = 5,00 . 10 –4

d) La etilamina en el equilibrio es la cantidad de etilamina sin ionizar, por lo tanto, se

determina mediante la diferencia entre la cantidad inicial de la base y la cantidad de base

ionizada. La concentración molar de etilamina en el equilibrio es la cantidad de etilamina sin

ionizar por cada dm3 de solución.

[CH3CH2NH2]eq = Cb – x = 0,0100 M – 2,00 . 10 –3 M = 8,00 . 10 –3 M

Rta: [CH3CH2NH2]eq = 8,00 . 10 –3 M

e) Para calcular el pH de la solución de ácido benzoico a partir del dato de la concentración de

su base conjugada (6,91.10 –3 M), tenemos que conocer:

o si es un ácido fuerte o un ácido débil;

Química

23

OH2

o la [H3O+], pues pH = - log [H3O

+].

El C6H5COOH es un ácido débil, pues se informa el dato de Ka, es decir que, en solución

acuosa, se encuentra parcialmente ionizado. A continuación, escribimos la ecuación de

ionización y la evolución del sistema en forma general:

El aporte de H3O+ y OH- del agua lo consideramos despreciable, por ser su concentración

(1,00 .10 –7 M) mucho menor que la concentración del H3O+ aportada por el ácido.

Ca es la concentración molar inicial del ácido.

x es la concentración de iones oxonio y de iones benzoato (C6H5COO–). El C6H5COO– es la base

conjugada del C6H5COOH, en consecuencia, disponemos de la concentración molar de iones

oxonio.

x = [H3O+] = [C6H5COO–] = 6,91.10 –3 M

A partir del análisis realizado y de la [H3O+], calculamos el pH:

pH = - log [H3O+]

pH = - log 6,91 .10 –3 M = 2,16

Rta: pH = 2,16

f) Para calcular la relación entre las concentraciones molares del par ácido/base que predomina

en la solución reguladora (solución C) formada por dimetilamina, (CH3)2NH, Kb= 7,40. 10 –4 y

cloruro de dimetilamonio (CH3)2NH2Cl, de pH= 10,62, escribimos, primero, las ecuaciones

correspondientes.

(CH3)2NH + H2O ⇄ OH– +

223 NH)(CH

(CH3)2NH2Cl

223 NH)(CH + Cl–

Además, consideramos que la relación solicitada (Ca/Cb) puede determinarse a partir de la

ecuación de Henderson-Hasselbach:

Ca

Cblog pKa pH

C6H5COOH + H2O ⇄ H3O+ + C6H5COO–

Estado inicial Ca 1,00 . 10 –7 M

Estado final Ca - x x x

Química

24

El pH de la solución es 10,62, y el pKa lo determinamos a partir del valor de Kb del siguiente

modo:

pKb = - log Kb

pKb = - log 7,40. 10 –4 = 3,13

pKa = pKw – pKb

pKa = 14,00 – pKb = 14,00 – 3,13

pKa = 10,87

Identificamos a Ca y a Cb teniendo en cuenta que la dimetilamina es una base débil y el

dimetilamonio (223 NH)(CH ) es su ácido conjugado, por lo tanto:

Cb = [(CH3)2NH ] Ca = [223 NH)(CH ]

A continuación, despejamos la relación entre las concentraciones Cb/Ca de la ecuación de

Henderson-Hasselbach:

Ca

Cblog pKa - pH

Ca

Cblog 10,87 - 10,62

Ca

Cblog 0,25 -

0,2510

Ca

Cb

0,562Ca

Cb

Como se pide la relación entre las concentraciones molares del par ácido/base que predomina

en la solución reguladora, determinamos el cociente Ca/Cb.

1,780,562

1

Cb

Ca

Rta: Ca/Cb = 1,78

g) Para calcular el pH de la solución reguladora si se la diluye al doble de su volumen, tenemos

en cuenta que:

o la concentración disminuye a la mitad, pues como desarrollamos en el ítem b, si

Química

25

Vscf = 2.Vsci entonces 2

MscMsc i

f

o si se la diluye moderadamente, el valor de pH no cambia. Esto se debe a que, si bien

cambian las concentraciones del ácido y de la base (Ca y Cb), la relación Cb/Ca es

constante.

De lo planteado, surge que las concentraciones de las especies dominantes, luego de la

dilución, disminuyen a la mitad.

Cbf = Cbi/2 y Caf = Cai/2

Reemplazamos en la ecuación de Henderson- Hasselbach:

Ca/2

Cb/2log pKa

Ca

Cblog pKa pH

Se observa que como ambos términos (Cb y Ca) están divididos por 2, este se cancela y el pH

no cambia, por lo tanto, su valor es el informado en el enunciado: 10,62.

Rta: pH = 10,62

II.-

a) Para escribir las fórmulas de todas las especies presentes en cada una de las soluciones,

hay que considerar:

o si están formadas por ácidos o bases, fuertes o débiles;

o si son soluciones reguladoras de pH;

o el equilibrio de ionización del agua, representado por la siguiente ecuación:

2 H2O ⇄ H3O+ + OH–

Química

26

OH2

OH2

Solución acuosa Ecuación

Especies presentes

A) HCl


Moleculares: H2O Iónicas: H3O

+, OH– y Cl–

B) etilamina,

CH3CH2NH2


Moleculares: H2O y CH3CH2NH2

Iónicas: 323 NHCHCH , OH– y

H3O+

C) formada por

dimetilamina, (CH3)2NH

y cloruro de dimetilamonio (CH3)2NH2Cl

(CH3)2NH + H2O ⇄ OH– + 223 NH)(CH

(CH3)2NH2Cl 223 NH)(CH + Cl–

Moleculares: H2O y (CH3)2NH

Iónicas: 223 NH)(CH , OH– , Cl–

y H3O+

D) ácido benzóico,

C6H5COOH


Moleculares: H2O y C6H5COOH

Iónicas: C6H5COO–, H3O+ y OH–

E) piridina, C5H5

C5H5N + H2O ⇄ C5H5NH+ + OH–

Moleculares: H2O y C5H5N Iónicas: C5H5NH+, OH– y H3O

+

b) La ecuación de ionización de la etilamina en agua es:


c) Para escribir la ecuación que indica cómo actúa el sistema para amortiguar el cambio de pH

al agregar una pequeña cantidad de NaOH, consideramos que este es una base fuerte, por lo

tanto, está totalmente disociado.

NaOH Na+ + OH–

Los iones hidróxido agregados se neutralizan con el ácido de mayor concentración de la

solución reguladora, que en este caso es el 323 NHCHCH . En consecuencia, la ecuación que

indica cómo actúa la solución reguladora para amortiguar el cambio de pH es:

OH– + 323 NHCHCH → H2O + CH3CH2NH2

d) Para escribir las fórmulas de los pares ácido/base conjugados presentes en la solución de

piridina (solución E), consideramos las especies presentes:

Moleculares: H2O y C5H5N

Iónicas: C5H5NH+, OH– y H3O+

Química

27

Por lo tanto, los pares ácido/base conjugados son:

H3O+/H2O

C5H5NH+/C5H5N

H2O /OH–

III.

a) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta.

Para determinar si el pH de la solución A es mayor menor o igual que el pH de una solución de

ácido benzoico (sc D), de igual concentración molar, lo primero que consideramos es la fuerza

de estos ácidos. Como ya analizamos en los puntos I y II, el HCl es un ácido fuerte y el

C6H5COOH es un ácido débil.

Si se tiene una solución acuosa de un ácido fuerte y una solución acuosa de un ácido débil de

igual concentración molar (Ca), el aporte de iones oxonio es diferente dado que el grado de

ionización del ácido fuerte es mayor que el del ácido débil. En consecuencia, la [H3O+] es

mayor en la solución de ácido fuerte, el pH es menor y la solución es más ácida.

A continuación, determinamos el pH de las soluciones respectivas:

A) HCl 0,0115 %m/V y 3,15 .10 –3 M (calculado en el ítem I a).

D) ácido benzóico, C6H5COOH, Ka = 6,31.10 – 5.


Estado inicial Ca = 3,15 .10 –3 M 1,00 . 10 –7 M

Estado final ---- Ca = 3,15 .10 –3 M Ca = 3,15 .10 –3

M

pH = - log [H3O+]

pH = - log 3,15 .10 –3 M = 2,50


Estado inicial 3,15 .10 –3 M 1,00 . 10 –7 M

Estado final 3,15 .10 –3 M - x x x

Química

28

OH2

La [H3O+], x es menor a 3,15 .10 –3 M, y puede calcularse a partir de la constante de

equilibrio.

xCa

x

COOH]H[C

]COOH].[CO[H 2

56

563aK

Reemplazamos por los valores correspondientes y despejamos x:

x3,15.10

x6,31.10

3-

25-

x2 + 6,31.10 – 5 x – (6,31.10 – 5. 3,15 .10 –3) = 0

x2 + 6,31.10 – 5 x – 1,99 .10 – 7 = 0

Para calcular x, se utiliza la siguiente expresión:

2.a

4.a.cbbx

2

1,2

De donde se obtienen los siguientes valores de x:

x1= 4,79.10-4 x2= - 4,15. 10-4

El valor negativo de x no tiene sentido físico, pues x es la concentración de iones oxonio en el

equilibrio, por lo tanto, la [H3O+] es 4,79.10-4M y, con este valor, calculamos el pH de la

solución.

pH = - log [H3O+]

pH = - log 4,79.10-4 M = 3,32

En consecuencia, la [H3O+] es mayor en la solución del ácido clorhídrico (ácido fuerte) y el pH

es menor.

Rta: pH de la solución A es menor que el pH de la solución D

b) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta.

Para determinar si el pH de la solución de ácido benzoico aumenta, disminuye o no cambia al

agregar una pequeña cantidad de benzoato de sodio sólido (C6H5COONa), es necesario

plantear las ecuaciones de ionización del ácido y la de disociación de la sal.


C6H5COONa Na+ + C6H5COO–

Química

29

Si se tiene en cuenta que al añadir más cantidad de reactivo o producto a un sistema en

equilibrio, este evoluciona contrarrestando la perturbación, es posible predecir la evolución de

un sistema al modificar alguna de las concentraciones de las sustancias intervinientes.

Al agregar benzoato de sodio sólido (C6H5COONa), este se disocia totalmente aportando iones

sodio y iones benzoato, por lo tanto, se añade al sistema en equilibrio una de las especies

presentes (iones benzoato). En consecuencia, este evoluciona contrarrestando la perturbación,

en este caso, en el sentido de la reacción que favorece la formación de reactivos. Es decir, que

parte de los iones benzoato agregados reaccionan con los iones oxonio formando ácido

benzoico y agua. El sistema alcanza un nuevo estado de equilibrio, en el que la concentración

de iones oxonio ha disminuido y el pH ha aumentado.

Otra forma de analizar esta perturbación es considerar que si aumenta la concentración de

producto, entonces, Qc > Ka. Para alcanzar el equilibrio, el valor de Qc tiene que disminuir

hasta igualar al valor de Ka. Es decir que la concentración del reactivo aumenta y las

concentraciones de los productos disminuyen. El sistema evoluciona en el sentido de la

reacción inversa. La concentración de iones oxonio disminuye y el pH aumenta.

Rta: el pH aumenta

c) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta.

Al ordenar en forma creciente, de acuerdo con la fuerza ácida, a los ácidos conjugados de las

bases etilamina y piridina, tenemos en cuenta que cuanto más fuerte es una base (débil),

mayor es el grado de ionización. Es decir que mayor es la tendencia a producir la reacción

directa y, en consecuencia, menor es la tendencia de su ácido conjugado a producir la reacción

inversa. Por consiguiente, cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado.

Para poder decidir cuál de las dos bases es más fuerte, consideramos los valores de las

constantes de basicidad, ya que Kb es una medida de la fuerza de la base. Cuanto mayor es su

valor, mayor es la concentración de los iones presentes en la solución. Es decir que cuanto

mayor es el Kb, mayor es la [OH–], mayor es la basicidad.


Base ácido conjugado

C5H5N + H2O ⇄ C5H5NH+ + OH–

Base ácido conjugado

Comparamos, entonces, los valores de las constantes de basicidad respectivas.

Kb (CH3CH2NH2) = 5,00 . 10 –4

pKb (C5H5N) = 8,78

Por lo tanto, Kb (C5H5N) = 10-pKb = 10-8,78= 1.66.10-9

Kb (CH3CH2NH2) > Kb (C5H5N)

Química

30

De los valores de las constantes, surge que la etilamina es una base más fuerte que la piridina,

en consecuencia, su ácido conjugado es más débil, por lo tanto, el 323 NHCHCH es un ácido más

débil que el C5H5NH+

Rta: 323 NHCHCH ; C5H5NH+

d) La siguiente explicación es la justificación de la respuesta.

Para determinar si el pH de la solución de etilamina, aumenta, disminuye o no cambia al

modificar la temperatura, sabiendo que la reacción de ionización de la base en agua es

endotérmica, tenemos en cuenta que si se aumenta la temperatura a un sistema en equilibrio

este evoluciona contrarrestando la perturbación en el sentido de la reacción endotérmica, que

absorbe calor y disminuye la temperatura.

A continuación, escribimos la ecuación de la ionización:

CH3CH2NH2 + H2O Exotérmica

aEndotérmic

323 NHCHCH + OH–

Por lo tanto, el sistema evoluciona hacia la formación de productos. En el nuevo equilibrio la

concentración molar de iones hidróxido es mayor, en consecuencia el pOH es menor y el pH

mayor.

Rta: el pH aumenta al disminuir la temperatura.

e) Para averiguar el intervalo de pH, en el que las soluciones buffer tienen una buena

capacidad reguladora, utilizamos la siguiente expresión:

pH = pKa ± 1

A continuación calculamos el pKa de la dimetilamina, a partir del dato de la constante de

basicidad.

Kb(CH3)2NH = 7,40. 10 –4

pKb = - log Kb

pKb = - log 7,40. 10 –4

pKb = 3,13

pKa = pKw – pKb

pKa = 14,00 – 3,13 = 10,87

Química

31

Reemplazamos el valor de pKa en la expresión propuesta para determinar lo solicitado en este

punto.

pH = 10,87 ± 1

En consecuencia, el intervalo de pH en el que la solución reguladora tiene buen poder

regulador es: 9,87 – 11,87.

Rta: 9,87 – 11,87

Quimica en Apuntes u10

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