quimica en apuntes u10
TRANSCRIPT
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
2
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–
Ácido1 Base2 Ácido2 Base1
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–
Ácido1 Base2 Ácido2 Base1
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
4
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
5
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).
Química
6
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
Química
7
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 %.
Química
8
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
9
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
11
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
14
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:
HCl + H2O → H3O+ + Cl–
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
HCl + H2O → H3O+ + Cl–
Moleculares: H2O Iónicas: H3O
+, OH– y Cl–
B) etilamina,
CH3CH2NH2
CH3CH2NH2 + H2O ⇄ 323 NHCHCH + OH–
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
C6H5COOH + H2O ⇄ H3O+ + C6H5COO–
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:
CH3CH2NH2 + H2O ⇄ 323 NHCHCH + OH–
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.
HCl + H2O → H3O+ + Cl–
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
C6H5COOH + H2O ⇄ H3O+ + C6H5COO–
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.
C6H5COOH + H2O ⇄ H3O+ + C6H5COO–
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.
CH3CH2NH2 + H2O ⇄ 323 NHCHCH + OH–
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