PRACTICA NO.4 OBJETIVO: Preparar soluciones reguladoras a partir de las soluciones preparadas en las practicas anteriores, medir su pH y compararlo con los valores obtenidos mediante cálculos. OBJETIVO ESPECIFICO: Preparar las siguientes soluciones reguladoras: 1- Acido Acido acéti acético co y aceta acetato to de sodi sodio o 2- Amonia Amoniaco co y cloruro cloruro de amoni amonio o 3- Acido Acido acétic acético o e hidróxi hidróxido do de sodio sodio 4- Amonia Amoniaco co y acid acido o clorhí clorhídri drico co RESUMEN TEORICO Para poder adentrarnos en el tema de soluciones reguladoras tocaremos los conceptos fundamentales que corresponden a este tema y a partir de ahí explicar el desarrollo de la practica y su utilidad.
Conceptos de ácido y base a) Concepto de Arrhenius (1884): Los ácidos son sustancias que producen iones hidrógeno en solución Acuosa y bases son sustancias que proporcionan iones oxhidrilo en solución acuosa.
La definición de Arrhenius presenta algunas limitaciones: - Existencia del protón hidratado (o ion hidronio): H3O+ no se indica. - Hay sustancias que actúan como bases y no tienen OH-
b) Concepto de Brönsted-Lowry (1923): - Ácido es toda sustancia que puede donar protones. - Base es toda sustancia que puede aceptar protones.
Los pares HCl/Cl-, H3O+/H2O, NH4 +/NH3, H2O/OH-, que difieren sólo en un protón se llaman pares Ácido-
Base conjugados. El concepto de Brönsted-Lowry es más general que el de Arrhenius porque permite tratar reacciones en solventes protónicos no-acuosos como, por ejemplo, en amoníaco líquido o ácido sulfúrico. c) Concepto de Lewis (1923) Ácido es toda sustancia que puede aceptar un par de electrones. Base es toda sustancia que puede donar un par de electrones.
c) Ejemplos del Concepto de Lewis
La ventaja de la definición de Lewis sobre la definición de Brönsted-Lowry es que se puede identificar sustancias como ácidos y bases aún si no hay protones transferidos.
Equilibrio homogéneo en solución
Equilibrio ácido-base y la teoría de Brönsted-Lowry De acuerdo a esta teoría un ÁCIDO es una sustancia con tendencia a perder un protón (H+) y una BASE es una sustancia con tendencia a captar un protón. O sea, si una sustancia cede un protón, el residuo que deja debe ser una base:
Fuerza de Ácidos o Bases y Porcentaje de Ionización
La fuerza de un ácido o base puede medirse por la fracción de sus moléculas que se ionizan (o disocian). Cuantitativamente la fuerza puede expresarse en términos del porcentaje de ionización (%I) que se define como:
La razón Ceq Xion/ Ci X representa al grado de disociación (a) que se define como “la fracción del número total de moles iniciales del electrolito que se ha disociado (o ionizado)” Esta razón puede variar entre valores menores que uno para los electrolitos débiles y valores que tienden a uno en los electrolitos fuertes. Conociendo lo anterior la relación anterior puede quedar:
Volviendo a la “fuerza” de los electrolitos, se puede decir que “amayor porcentaje de ionización mayor es su fuerza”.
Ácidos débiles
Como se ha mencionado al comenzar, éstos son electrolitos débiles que sólo se ionizan en una pequeña extensión y que, por lo tanto, llegan a una situación de equilibrio:
Si se aplica la Ley del Equilibrio Químico:
El valor de Ka representa la medida cuantitativa de la fuerza de un ácido. A mayor Ka, más fuerte es el ácido.
Notación pX Cuando se desea evitar expresiones exponenciales se aplica la notación pX de Sörensen (1909) que considera cualquier parámetro como el logaritmo negativo:
Así pKa = -log pKa; pH = -log[H+] ; pKw = -logKw , etc. En el caso de ácidos débiles: pKa = -logKa y Ka = 10-pKa Debe notarse quemientras más bajo es pXmayor es el valor de X
Grado de Ionización o Grado de Disociación ( a) y su relación con Ka .
Como se vio anteriormente, corresponde al tanto por uno de moles ionizados:
Su relación con Ka se deriva de la siguiente forma:
Grado de Ionización o Grado de Disociación ( a) y su relación con Ka . Se sustituyen las concentraciones en equilibrio en la expresión de Ka.
Bases débiles Estas bases también están ionizadas en pequeña extensión y llegan al estado de equilibrio:
Si se aplica la Ley del Equilibrio Químico:
Si se aplica notación pX de Sörensen se tiene:
pKb = − logKb y Kb = 10−pKb
Autoionización del Agua El agua es una sustancia anfiprótica o anfolito, es decir, se comporta como ácido o como base:
Aplicando la Ley del Equilibrio Químico:
Esta constante se llama Producto Iónico del H2O y se cumple en cualquier solución acuosa. Si a la relación (1 x10-14)= [H+] [OH-] se le aplica logaritmos log (1x10-14) = log [H+] + log [OH-] ./ -1 14 = (-log[H+]) + (-log[OH-]) Como -log[H+] = pH y –log[OH-] = pOH según Sörensen
Relación Ka - Kb en una misma sustancia Para deducir una expresión que relacione estas 2 constantes se plantean los siguientes sistemas de equilibrio:
Si se multiplica Ka por Kb entonces:
PH Y POH El pH representa la concentración molar de los iones hidronio libre que están presentes en una solución acuosa.
Su escala de valores va de cero a catorce (0 a 14) y en ella los números inferiores a 7 indican una solución ácida y los superiores a 7 una solución básica o alcalina. En resumen una solución es: • Ácida si [H3O+] > 10-7 ; pH < 7 • Básica si [H3O+] < 10-7 ; pH > 7 • Neutra si [H3O+] = [OH-] = 10-7; pH = pOH = 7 También es interesante hacer notar que el cambio de 1 unidad de pH
Representa un cambio en la [H3O+] por un factor de 10. Así, por ejemplo, cuando el pH disminuye desde 6 a 5, la [H3O+] aumenta desde 10-6 a 10-5 mol/L. Análogamente el concepto de pOH se define como “el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones oxhidrilo libres contenidos en una solución.
Relación entre [H+], [OH-], pH y pOH pH de algunas sustancias de la vida diaria.
PH de algunas sustancias de la vida diaria.
PH de Soluciones de Ácidos Fuertes
En este caso se debe recordar que el ácido fuerte está totalmente disociado. Luego se introduce directamente en la expresión de pH, la concentración del ácido que es igual a la del ion H3O+. PH = -log [H3O+]; Si Ca = concentración ácido Entonces pH = -log (Ca)
PH de Soluciones de Bases Fuertes También en este caso las bases están totalmente disociadas. Por lo tanto, se introduce directamente en la expresión de pOH, la concentración de la base, que es igual a la del ión OH-. Una vez calculado el pOH se determina el pH con la relación pH + pOH = 14. POH = -log [OH-]; Si Cb = concentración base Entonces pOH = -log (Cb) y pH = 14 – pOH
PH de Electrolitos Fuertes muy Diluidos En este tipo de problemas se utilizan las siguientes relaciones:
PH de Electrolitos Fuertes muy Diluidos
PH de Soluciones de Ácidos Débiles En estos casos no se puede reemplazar directamente la concentración del ácido en la expresión de pH. El % de ionización no es de 100%. Luego hay que determinar la concentración del ion hidronio haciendo el correspondiente cálculo definido ya para los ácidos débiles:
Si no se desprecia x se tiene: (Ca -x) Ka = x2 y entonces la cuadrática es: x2 + x Ka - Ca Ka = 0
Se elige la raíz (x) que tenga un sentido físico. Luego x = [H3O+] y este valor se reemplaza en pH = -log [H3O+]. Si se desprecia x porque
(en otras palabras Ca >> Ka) se tiene
PH de Soluciones de Bases Débiles En las bases débiles se sigue un procedimiento análogo al de los ácidos débiles: Se calcula la concentración de iones hidroxilo [OH-] en el equilibrio. Se calcula posteriormente el pOH y luego se obtiene el pH con la relación pH + pOH = 14.
Efecto del Ion Común La adición de un Electrolito Fuerte a una solución de un Electrolito Débil tiene un efecto pronunciado sobre el equilibrio del Electrolito Débil, si los 2 electrolitos tienen un ion común. Por ejemplo, la adición del Electrolito MA a una solución de HA desplaza el equilibrio hacia la izquierda de acuerdo con el principio de “Le Châtelier” ya que el Electrolito Fuerte está totalmente ionizado:
Una aplicación de lo dicho está en las llamadas “soluciones amortiguadoras” o “buffers”.
Soluciones amortiguadoras de pH o “Buffers”
“Son aquellas soluciones que mantienen el pH constante (o con pequeños cambios), al adicionarle pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes.” Las “soluciones buffer” o “tampón” resisten los cambios de pH debido a que contienen una especie ácida que neutraliza a los iones OH- y una especie básica que neutraliza a los iones H3O+. Es importante entonces que las especies ácidas y básicas no se consuman una con la otra en una reacción de neutralización. Estos requisitos se satisfacen con un par conjugado ácido-base [un ácido débil y su base conjugada (sal) o una base débil y su ácido conjugado (sal)]. Un ejemplo de buffer es el sistema ácido acético/acetato de Sodio (HAc/Ac-). Su mecanismo de acción es el siguiente: Si se añade una base, los iones OH- serán neutralizados por el ácido del amortiguador:
Si se agrega un ácido, los iones H+ serán consumidos por la base del amortiguador.
Una solución amortiguadora tiene 2 características importantes: su capacidad buffer (o capacidad amortiguadora) y su pH. La capacidad buffer (â) de una solución es la cantidad (en moles) de iones H3O+ u OH- que necesita ser agregado a la solución para cambiar su pH en una unidad. Mientras más grande es esta cantidad mejor es el buffer. Las relaciones matemáticas que pueden usarse para su cálculo son las siguientes:
Donde CA = concentración ácido fuerte CB = concentración base fuerte Ca = concentración ácido débil Cb = concentración base conjugada Ejemplo La concentración de ion H3O+ en 1L de solución buffer compuesta de HAc 1 M y NaAc 1M es lamisma que para 1L de solución buffer compuesta de HAc 0,1 M y NaAc 0,1 M. Sin embargo, la primera solución tiene una mayor capacidad buffer (â = 1,15 vs. 0,115) debido a que contiene mayores cantidades de HAc y NaAc. El pH del amortiguador depende del Ka del ácido y de las concentraciones relativas de ácido y base que lo componen:
La facilidad que tiene esta ecuación para resolver problemas es que se puede sustituir directamente en la expresión las concentraciones iniciales de ácido y base conjugada sin necesidad de conocer las cantidades que se ionizan. Análogamente para los sistemas buffer compuestos de una base débil y su ácido conjugado se tiene la siguiente ecuación:
La mayor eficacia de una solución buffer se produce cuando la relación de ácido débil y su base conjugada es 1. Es decir pH = pKa. Lo mismo para los sistemas base débil y su ácido conjugado (pOH = pKb). El intervalo de amortiguamiento se deduce de la ecuación de HendersonHasselbalch:
Soluciones Reguladoras a preparar 20 ml CH3COOH 0.1M CON 20 ml de CH3COONA
1-CH3 COOH + CH3COONA CH3 COOH + H20
H3O+CH3COO
CH3COONA
NA + CH3COO
M1V1=M2V2 ENTOCES 0.1M (20)= M2 (40) Kq =
(H3O)= (H3O)=
PH= 4.74
2- NH3+H2O NH4CL
NH4OH NH4+CL
(OH)= Kq
POH=4.75 PH=14-4.75
PH= 9.25 PH=
PH=-LOG
1- CH3COOH+NAOH (H30)=kq
= 9.25
CH3COONA+H2O =
Kq= =
CH3COOH=
2- NH4CL
NH4+CL
NH4+H2O Kb= X=
NH3+H3O
Kb = PH=LOG
-
=0 PH= 2.8
