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| Valoraciones: |
Soluciones Amortiguadoras, Soluciones tampón, Soluciones búffer e Indicadores
¿Cuántos gramos de NaHCO3 deben agregarse a 4 g de K2CO3 para obtener 500 ml de solución acuosa con pH 10.8?
¿Qué pH se tendrá si agregan 100 ml de HCl 0.100 M a la solución anterior?
¿Cuántos ml de HNO3 0.320 M deben añadirse a 4.00 g de K2CO3
para tener 250 ml de solución con pH 10?
Las disoluciones amortiguadoras funcionan en intervalos de pH limitados por su composición. A menudo se intenta incrementar el intervalo de pH útil mezclando dos amortiguadores diferentes en la misma disolución. Tal es el caso del acetato de amonio (NH4)(CH3COO) pKa CH3COOH/CH3COO- = 4.76 pKa NH4+/NH3 = 9.2
¿Cuánto vale la constante de equilibrio entre ácido acético y amoniaco? CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+
¿En qué intervalo o intervalos de pH es útil una disolución de acetato de amonio como amortiguador?
Se prepara una disolución con 12 ml de ácido acÉtico 0.3 M, 5 ml de amoníaco 0.1 M y agua suficiente para que el volumen final sea 50 ml ¿Qué pH esperas que tenga la disolución?
¿Cuál será el pH si a la disolución del inciso (c) se le agregan 10 ml de NaOH 0.3 M?
¿Cuántos gramos de NaH2PO4 (M = 120 g/mol) se deben agregar a 5 g de K2HPO4
(M = 174 g/mol) para obtener 500 ml de disolución acuosa con pH = 7.0? (pKa = 6.9)
¿QuÉ pH se tendrá si se agregan 100 ml de HCl 0.1 M a la disolución anterior?
Se tienen dos frascos cada uno de los cuales contiene una de las especies del par ácido base HA/A- cuyo pKa es 7.85. Para averiguar las concentraciones de las sustancias, se hacen dos titulaciones. Para titular 5.0 ml de HA se utilizaron 15.3 ml de NaOH 0.0948 M al punto final, mientras que para titular 10.0 ml de A- se emplearon 13.7 ml de HCl 0.184 M al punto final.
Calcule las concentraciones de HA y A-
En la siguiente tabla se presentan tres amortiguadores preparados a partir de
los frascos de HA y A- y agua destilada. Calcula en cada caso el pH y la concentración
del amortiguador.
¿Cuál de los tres amortiguadores tendrá mayor capacidad tamponadora?
Amortiguador I II III
Volumen HA ( ml ) 3.2 4.8 25
Volumen A- ( ml ) 36 1.9 29
Volumen final ( ml ) 100 15.0 100
Concentración del amortiguador (M)
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Calcular las cantidades de productos necesarios para preparar una
solución buffer efectiva para las condiciones que se soliciten.
Ejemplo ¿Cual es la concentración mínima de HC2H3O3 posible
en un litro de solución buffer de HC2H3O3-C2H3O3-
(pH = 4.74) si el pH cambia al aÑadir reactivo entre 0.1 y 0.050 moles de HCl?
Paso 1: Cálculo estequiomÉtrico:
La cantidad de HCl aÑadida reaccionará completamente con la base conjugada, C2H3O3-:
C2H3O3- + H+ HC2H3O3
El pH de la solución buffer, 4.74, indica que pKa del ácido acetic ácido, y según la ecuación Henderson-Hasselbach, conociendo que las concentraciones iniciales de ácido y base conjugada son iguales., lo cual nos permite calcular x:
Por una completa derivación HC2H3O3 H+ C2H3O3-
Al Inicio x mol 0.050 mol x mol En el Cambio +0.050 mol -0.050 mol -0.050 mol Al Final (x+0.050) mol 0 mol (x-0.050) mol
Como partimos de un litro de solución, [H2H3O3] = (x + 0.050)M y [C2H3O3-] = (x - 0.050)M.
Paso 2: Calcular la concentración en el Equilibrio la cual produce el valor deseado de pH:
Al aÑadir ácido, el pH puede reducirse. Ya que la tolerancia es de 0.1, por lo tanto el pH es inferior al d ela solución final que puede llegar a 4.64.
La concentración del ión hidronio es por otra parte: [H+] = 10-pH [H+] = 10-4.64 = 2.29 x 10-5 M
Paso 3: Cálculo de Equilibrio:
Tabla : HC2H3O3 H+ + C2H3O3- HC2H3O3 H+ C2H3O3-
Al Inicio (x+0.050)M 0M (x-0.050)M En el Cambio -2.29 x 10-5M +2.29 x 10-5M +2.29 x 10-5M En el Equilibrio (x+0.050)M 2.29 x 10-5M (x-0.050)M
Ka = { [H+][C2H3O2-] } / [HC2H3O2] = { (2.29x10-5)(x-0.050) } / (x+0.050) = 1.8x10-5
x = [HC2H3O2] = 0.417M
Y por tanto, la molaridad de ambos [HC2H3O2]
y [C2H3O2-] debe de ser igual o mayor que 0.417 M para que produzca los efectos requeridos. (continúa...)
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| Preparación de solución buffer a pH 7.0.
Se precisa encontrar una solución buffer de pH 7.0.
Primero, seleccionamos un par de ácido-base conjugados cuyo pKa sea próximo a
7. En el caso del ácido orto-fosfórico:
K1 = [H3O+][H2PO4-]/[H3PO4]
= 7.11 x 10-3
K2 = [H3O+][HPO42-]/[H3PO4-]
= 6.23 x 10-8
El valor de K2 es razonablemente próximo a 1 x 10-7. Cuando lleguemos a pH = 7.0,
[H3O+] = 1.0 x 10-7, usaremos pues
K2 (y apartamos K1 y K3, que se aproximan):
6.23 x 10-8 = [1 x 10-7][HPO42-]/[H2PO4-]
[HPO42-]/[H2PO4-] = 0.623, que se aproxima a 1.
Revisando la concentración de un componente cuando es alta, diremos que [H2PO4-] = 1 x 10-2 molar.
Entonces 0.623 = [HPO42-]/1 x 10-2, [HPO42-] = 6.23 x 10-3 molar.
Ahora necesitamos un ml de solución que sea 6.23 x 10-3 molar en HPO42-
y además 1 x 10-2 molar en H2PO4-.
Esto precisa 1.0 dm3 x 6.23 x 10-3 mol/ml HPO42- = 6.23 x 10-3 mol HPO42- y 1.0 dm3 x 1 x 10-2 mol/ml H2PO4-
= 1 x 10-2 mol H2PO4-.
Un producto único así es imposible físicamente que aÑada iones a la solución. Pero si que podemos aÑadir otros distintos.
. Elegiremos una sal sódica por estar disponibles específicamente Na2HPO4
(M = 142 g/mol) y NaH2PO4 (M = 120 g/mol).
6.23 x 10-3 mol Na2HPO4 x 142 g/mol Na2HPO4
= 0.885 g Na2HPO4
1 x 10-2 mol NaH2PO4 x 120 g/mol NaH2PO4
= 1.20 g NaH2PO4
La respuesta a la pregunta planteada la tendremos si preparamos una pesada de
1.20 g NaH2PO4 sólido y 0.885 g Na2HPO4
sólido y los diluímos a 1 ml para preparar un buffer de pH 7.0."
http:// .... ualberta/p01163.htm
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Bien, ahora con el ejemplo de la solución tampón a pH 7 ya tendrías que estar dispuesto para calcular el peso necesario de productos para obtener una Solución Buffer de pH 10
El resultado final podría ser este:
Disolver 6.56 gr. de NH4Cl y 57 ml de NH4OH en agua destilada y aforar a 100 ml.
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Equilibrio ácido-base en el Organismo humano
Sustancia ácida: libera iones H+, pH < 7
Substancia básica: captura iones H+, pH > 7
Tanto una base como un ácido son más fuertes, cuanto más disociados
están en su forma iónica.
pH = - log [H+]
Normalidad: [ H+] = 40 mmol/l.
La concentración en H+ de una solución es determinada por el pH.
Sistema tampón: Aquél en el que que se alcanza un equilibrio en
la variación del pH de una solución, aunque se aÑada un ácido o una base fuerte.
La asociación de un ácido dÉbil y de una sal alcalina (que será
generalmente una base fuerte) o de una base débil yde una sal de ácido fuerte.
Si se aÑade un ácido fuerte a una solución tampón, Ésta actúa para
modificar la concentración del ácido, combinándose con los H+. liberados por el
ácido, contrarrestando su efecto.
Lo mismo podríamos decir de la adición de una base al sistema tampón.
Ejemplo:H+ (ácido fuerte) + CO3H- (bicarbonato) -> CO3H2 (ácido
dÉbil)
Hcl + NaHCO3 -> CO3H2 + NaCl
Sistema tampón = NaHCO3 / H2CO3 = bicarbonato de sodio / ácido
carbónico = sal alcalina / ácido dÉbil
Ejemplo: Sosa cáustica: base fuerte: NaOH ó OH-
NaOH + H2CO3 (ácido carbónico dÉbil) -> NaHCO3 + H2O
Estudiemos con más detenimiento el tampón bicarbonato-ácido carbónico:
HCO3- / H2CO3
El pK de una solución tampón es el pH para el cual los dos elementos
alcanzan la misma concentración (pH = pK + log 1).
En el sistema HCO3- / H2CO3, pK = 6,10
pH = pK + log ( HCO3- / H2CO3)
pK: constante de disociación.
Los bicarbonatos no son los mejores tampones, puesto que alcanzan
un pK = 6,10 (poco eficaz), en un valor en el que un buen sistema tamponador debe
actuar aportando una fuerte concentración en un sistema celular plasmático, por
ejemplo(25 mmol/l), y con una buena eliminación del reactivo atacante,
representando un 65% de la actividad del tampón en la sangre total, que es regenerada.
Es un sistema abierto y por lo tanto con fácil eliminación:
H2CO3 -> CO2 + H2O y el CO2 es eliminado por los pulmones.
El exceso de HCO3- es regulado por los riÑones.
Los sistemas tampón del organismo:
En la sangre:
- sistema bicarbonato/ácido carbónico (65 % de su actividad)
- sistema fosfato dibásico/fosfato monobásico: pK = 6,82
- proteinas (sistema proteínico/proteínas): pK varia de 6,5 a 8,
tamponando el ácido carbónico
En el líquido intersticial:
- sistema bicarbonato/ácido carbónico
En las cÉlulas:
- sistema fosfato dibásico/fosfato monobásico: captura iones H+
- protÉines (sistema proteínico/proteínas): captura iones H+
Un 50 % de los ácidos presentes son tamponados en las cÉlulas
Regulación del organismo:
El organismo está sometido contínuamente a ataques de ácidos de
forma habitual y natural.
- regulación pulmonar: función +++ puede eliminar el CO2, resultante
de la presencia del ácido carbónico.
Papel fundamental ante la presencia ácido-básica de origen metabólico,
acidósis metabólica en la hiperventilación.
- regulación renal: eliminación de los iones H+, regeneración de
los iones HCO3- (bicarbonato) que han servido para tamponar los iones H+; pH de la orina está entre 5 y 6, el H+ es eliminado en forma de NH4.
Acidósis respiratoria => bajada del pH, aumento de la concentración
del bicarbonato.
Alcalósis respiratoria => aumento del pH, bajada del bicarbonato.
Acidez metabólica => bajada del pH, bajada del bicarbonato
Alcalósis metabolica => aumento del pH, aumento del bicarbonato
De http://frankpaillard.chez.tiscali.fr/anesthesie_equilibre_acido-basique.htm
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Calcular la variación de pH de una solución buffer patrón, cuya composición es conocida, obtenida por adición de pequeÑas cantidades de ácido fuerte o base fuerte.
Ejemplo Un l de solución buffer da un pH = 4.74, y contiene 0.100 moles de HC2H3O2
y 0.100 moles de C2H3O2. ¿Cual será el pH tras
aÑadir 0.020 moles de NaOH?
Paso 1: Cálculo estequiométrico:
Los OH- reaccionarán completamente con el ácido débil HC2H3O2:
HC2H3O2 (aq) + OH- (aq) H2O (l) +
C2H3O2- (aq)
HC2H3O2 OH- C2H3O2-
Al Inicio 0.100 mol 0.020 mol 0.100 mol En el Cambio -0.020 mol -0.020 mol +0.020
mol Al Final 0.080 mol 0 mol 0.120 mol
Paso 2: Cálculo de Equilibrio:
La solución contiene el ácido dÉbil y es una base conjugada. Nos valdremos de
la ecuación de Equilibrio y crearemos una tabla de datos para dibujar una gráfica.:
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2-
(aq) HC2H3O2 H+ C2H3O2-
AL Inicio 0.080 M 0 0.120 M En el Cmbio -x M +x M +x M En el Equilibrio (0.080
- x) M x M (0.120 + x) M
Ka = { [C2H3O2-][H+] / [HC2H3O2]
} = { (0.120 + x)(x) / (0.080 - x) } = 1.8 x 10-5
1.8 x 10-5 = { (0.120) x / (0.080) }
x = [H+] = 1.2 x 10-5 M pH = -log (1.2 x 10-5) = 4.92
Aplicaciones de cálculos de soluciones Buffer patrón encontramos en soluciones
biológicas, las cuales son extremadamente sensibles a las variaciones de pH. TPara
estudiar estos sistemas, debe de controlarse el pH por una solución buffer, que
es efectiva entre unos límites dados. ¿Y cómo determinsr cula es la concentración
de la solución buffer?
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Indicadores
Se valoran 50 ml de solución acuosa amoniacal, NH3,
0.01 molar. Se desea saber el indicador apropiado y el color en el que va a virar.
Emplearemos como titrante un ácido fuerte tal como el HCl, a una concentración similar de 0.01 Molar. Para el ión amonio, Ka = 5.60 x 10-10 = [H3O+][NH3]/]NH4+].
En el Punto de Equivalencia, la solución contiene NH4Cl. En la hidrólisis un ion amonio proporciona un protón hidratado:
NH4+ --> NH3 + H3O+.
Muy aproximadamente: [ H3O+ ] = [NH3], por tanto
Ka = [H3O+]2/[NH4+]; [H3O+]
= Ka[NH4+].
0.01 mmol/l x 50 ml = 0.5 mmol NH4+; disueltos en 50 + 50 = 100 ml de solución.
Concluyendo: [NH4+] = 0.5 mmol/100 ml = 0.005 mmol/l NH4+.
[H3O+]2 = (5.60 x 10-10)(5 x 10-3) = 2.80 x 10-12
[H3O+] = 1.67 x 10-6, pH = 5.78
Buscaremos un indicador con pKa próximo a 5.78 El Rojo de clorofenol o el rojo de metilo, nos podrían servir.El viraje lo realizan de base a acido y del rojo
al amarillo para el Rojo de clorofenol y de amarilloa rojo en el caso del Rojo de metilo.
Fuente a
la que agradecemos la informaciónualberta\p01173.htm
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El pH de una solución de NaBrO 0.050 M es 10.70. Calcular Kb para BrO-.
Paso 1: Escribir la reacción de equilibrio para BrO-:
BrO- (aq) + H2O (l) HBrO (aq) + OH- (aq)
Paso 2: Determinar el [OH-] en el equilibrio: pH = 10.70
Además, [H+] = 10-10.70 = 2.0 x 10-11 M
[OH-] = { 1.0 x 10-14 / 2.0 x 10-11 } = 5.0 x 10-4 M
Paso 3: Tabla de valores: BrO- (aq) + H2O (l) HBrO (aq) + OH- (aq) BrO- HBrO OH-
Al Inicio 0.050 M 0 0 En el Cambio -5.0 x 10-4 M +5.0 x 10-4 M +5.0 x 10-4 M En el Equilibrio ~0.050 M 5.0 x 10-4 M 5.0 x 10-4 M
Nótese que no hay variables en esta tabla.
Paso 4: Sustituir las concentraciones en el equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio:
Kb = { [HBrO][OH-] / [BrO-] } Kb = { (5.0 x 10-4)(5.0 x 10-4) / (0.050) } Kb =
5.0 x 10-6
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Calcular el porcentaje de ionización para un ácido o una base, conociendo
la concentración de la disolución y el valor de Ka ó Kb.
Porcentaje de iónización o porcentaje de disociación varía con la concentración del ácido.
La molaridad de un ácido disuelto presenta el mayor porcentaje de iónización. ¿Por qué?
MirÉmos el equilibrio de un ácido dÉbil de nuevo:
HX(aq) + H2O H3O+(aq) + X-(aq)según el Principio de Le Chatelier, añadiendo agua en el equilibrio podría causar precisamente un reequilibrado correcto.
Una variacióna la derecha implica que la molaridad del ácido podría deberse a su disociación y por ello el
porcentaje de iónización se incrementa "accodengly".
Ejemplo: Calcular el porcentaje de molÉculas "HF" ionizadas en una solución 0.10 M solución "HF".
La constante Ka es 6.8 x 10-4.
Paso 1: ecuación de ionización:
HF (aq) H+ (aq) + F- (aq)
Paso 2: I.C.E. grid: HF (aq) H+ (aq) + F- (aq) HF H+ F-
Al Inicio 0.10M 0 0 En el Cambio -xM +xM +xM En el Equilibrio (0.10 - x)M xM xM
Paso 3: Expresión de la constante de Equilibrio:
Ka = { [H+][F-] / [HF] } = { (x)(x) / (0.10 - x) } = 6.8 x 10-4
Paso 4: Resolver ecuación, asumiendo que x << 0.10:
6.8 x 10-4 = { x2 / 0.10} x = 8.2 x 10-3 M
Comoquiera que,{ 8.2 x 10-3M / 0.1M } x 100 = 8.2%,
el cual es mayor de 5% de la concentración inicial del ácido, como se había propuesto, por tanto x no es igual a x << 0.10M!
Paso 5: Usando ecuación bicuadrada:
6.8 x 10-4 = { x2 / (0.10 - x) }
x2 + (6.8 x 10-4) x - 6.8 x 10-5 = 0
x = 7.9 x 10-3M = [H+]
"Therefoe", Porcentaje de iónización = { [ ionizado ] / [ inicial] } x 100:
{ 7.9 x 10-3M / 0.10M } x 100 = 7.9%
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bobquim.