Cuando se habla de lo ácidos y las bases,
se plantean tres teorías:
- Arrhenius.
- Brønsted-Lowry (se plantea esta
para los ejercicios).
- Lewis (la más actual).
¿Qué es un ácido y que es una
base?
Ácido (H+): Especie química capaz de
ceder un protón/hidrogenión (H+).
Base (OH-): Especie química capaz de
aceptar un protón/hidrogenión (H+).
No todos los ácidos y bases se
comportan de la misma forma, existen
diferencias en cuanto a su tendencia a
ceder o aceptar hidrogeniones. Tanto
ácidos como bases pueden ser:
- Fuertes: se disocian
completamente en solución.
- Débiles: se disocian sólo
parcialmente en solución acuosa,
existiendo un equilibrio entre la
forma disociada y sin disociar.
Ejemplo de ácido débil y ácido fuerte:
Ácido fuerte (ácido clorhídrico):
HCl → H
+
+ Cl
-
Ácido débil (ácido acético):
CH
3
COOH → CH
3
COO
-
+ H
+
A la especie que se forma por la
desprotonación de un ácido en solución,
le llamamos
base conjugada.
Especie anfiprótica: El agua es una
sustancia anfótera, ya que puede
actuar como un ácido de Brønsted-
Lowry y como una base de Brønsted-
Lowry.
Constante de disociación
La contante de equilibrio para la
desprotonación de un ácido débil o
constante de disociación de acidez (Ka),
ofrece una medida de la fuerza del ácido
(o la base con sus respectivos valores). A
mayor Ka, mayor tendencia de a
disociarse tiene la especie química y
mayor es la fuerza del ácido (y viceversa).
[ A-] [ H+]: Reactivos. (base conjugada)
[ AH]: Productos. (ácido)
- Para los ácidos fuertes no es
posible determinar una Ka.
- También aplica para el caso de
las bases.
pH y pOH
El pH es un parámetro que representa la
acidez de una solución, y se calcula como
el logaritmo negativo de la
concentración de hidrogeniones en
solución. La escala de pH está
comprendida entre 1 y 14.
Podemos hacer la conversión entre
[OH−] y pOH mediante usando las
mismas ecuaciones pero sustituyendo el
H+ por OH-.
Una solución con pH=7 se considera
neutra, y es igual al valor de pH del agua
pura, donde la concentración de H + es
1x10 -7 M.
Ácidos y bases
Cualquier solución con concentración
menor a 1x10 -7 tendrá pH mayor a 7 y
será de carácter básico o alcalino. Por el
contrario, una solución con
concentración de H + mayor a 1x10 -7,
tendrá pH menor a 7 y será de carácter
ácido
- Para cada aumento por un factor
de 10 en la concentración de
[H+], el pH
disminuirá por 1 unidad y
viceversa.
Antes de empezar cualquier cálculo de
pH lo primero que tenemos que hacer es
identificar si estamos frente a un ácido
fuerte, ácido débil, base fuerte o base
débil.
pH de una solución de ácido
fuerte
Para calcularlo se usa la ecuación de pH:
Todo el ácido fuerte que disolvemos en agua se
disocia. Por lo tanto, con solo conocer la
estequiometria podremos determinar la [H +].
Ej:
1) Estequiometria 1 a 1: HA → H+ +
A-
2) Estequiometria 1 a 2:
H2A → 2H+ + A-
Lo mismo va para el pOH.
pH de una solución de ácido
débil
Debido a que no se disocia
completamente, no se sabe de una la
cantidad de H+. Hay varias formas de
calcularlo.
I. Cuando solamente conocemos la
concentración inicial de ácido
débil.
Inicial: xM (x molaridad).
En equilibrio: xM-x
Cuando se calcula la raíz cuadrada para
obtener [H+] se multiplica el Ka por la
molaridad inicial y se saca la raíz de ese
resultado. De ese resultado se calcula el
pH.
II. Cuando conocemos la
concentración ácido débil y base
conjugada.
Para el pH debemos tener la constante
de disociación Ka y la concentración de
ácido débil y su base conjugada. Esta
relación viene determinada por la
ecuación de Henderson-Hasselbach:
Cálculos de pH y pOH
Siendo:
- [Base]= también puede ser una
Sal calculando el pOH.
- [Ácido]= calculando el pOH se
encontraría acá la base.
- pKa= -Log Ka
Una curva de titulación (también
conocida como valoración) es un
procedimiento analítico cuyo objetivo es
determinar la concentración del analito
1
con gran exactitud. Son las
representaciones gráficas de la variación
del pH o del pOH durante el transcurso
de la valoración donde se titula con una
base o un ácido respectivamente de
concentración conocida.
1
es un componente (elemento, compuesto o
ion) de interés analítico de una muestra que se
separa de la matriz. Es una especie química
Titulación acido/base: ácido
fuerte con base fuerte
Tanto el HCl (ácido clorhídrico) como el
NaOH (hidróxido de sodio) se disocian
completamente (ácido/base fuertes).
Si comenzamos a graficar el pH del
analito contra el volumen de NaOH que
estamos agregando desde la bureta,
obtendremos una curva de titulación
como se muestra arriba.
Pto.1:
Aún no se agregó NaOH, por lo
que el pH del analito es bajo
(predominantemente contiene H3O+
por disociación del HCl)
A medida que se agrega NaOH gota a
gota, H3O+
lentamente comienza a ser
consumido por
el OH- producido por
disociación del NaOH.
El analito sigue siendo ácido debido al
predominio de iones de H3O+.
Pto.2: Este es el pH registrado en un
momento justo antes de que tenga lugar
la neutralización completa.
Pto.3:
Este es el punto de equivalencia
(a mitad de la curva empinada). En este
punto, los moles de NaOH añadidos va a
ser igual a los moles de HCl en el analito.
cuya presencia o contenido se desea conocer,
identificable y cuantificable, mediante un
proceso de medición química.
Curva de titulación
En este punto, los iones H3O+
están completamente neutralizados por
los iones de OH-. La solución solo tiene
sal (NaCl) y agua y, por lo tanto, el pH es
neutro (pH=7).
HCl → Ácido
NaOH → Base
NaCl → Sal
Pto.4: La adición de NaOH continúa, el
pH comienza a ser básico porque el HCl
se ha neutralizado por completo y ahora
el exceso de iones H3O- están presentes
en la solución (por disociación de NaOH).
- luego del punto de equivalencia.
Titulación acido/base: ácido
débil con base fuerte
Nuestro analito es el CH3COOH (ácido
acético) y el titulante es una base fuerte
(hidróxido de sodio). Si comenzamos a
graficar el pH del analito contra el
volumen de NaOH que estamos
agregando desde la bureta,
obtendremos la gráfica que se muestra
arriba.
Pto.1:
Todavía no se agregó NaOH, por
lo que el pH del analito es bajo
(predominantemente contiene H3O+ de
la disociación de CH3COOH).
Pero el ácido acético es un ácido débil,
por lo que el pH inicial es más alto de lo
que notamos con la curva de titulación
donde el ácido y la base son ambas
fuertes.
Pto.2: El pH registrado antes de que
tenga lugar la neutralización completa.
Pto.3: Este es el punto de equivalencia
En este punto, moles de NaOH añadidos
están igual los moles de CH3COOH en el
analito. La solución contiene solo sal
CH3COONa y agua.
En el caso de un ácido débil versus una
base fuerte, el pH no es neutral en el
punto de equivalencia, la solución es
básica (pH ~ 9). Como puede ver en la
ecuación anterior, en el punto de
equivalencia la solución contiene sal
CH3COONa. Esto se disocia en iones
acetato CH3COO- e iones de sodio Na+.
CH3COO- es la base conjugada del
CH3COOH. El CH3COO- es relativamente
una base fuerte (los acidos débiles dan
bases conjugadas fuertes, y viceversa) y
reaccionara así con el agua
para producir iones de hidróxido (OH-)
aumentando así el pH a 9 en el punto
equivalente.
Pto.4: Más allá del punto de equivalencia
(cuando el hidróxido de sodio es
excesivo) la curva es idéntica a la curva
de valoración de HCl/NaOH.
Titulación acido/base: ácido
fuerte con base débil.
nuestro analito es HCl (ácido fuerte) y el
titulante es el amoníaco (base débil).
Si
comenzamos a graficar el pH del analito
contra el volumen de NH3, vamos a
obtener la gráfica de arriba.
Pto.1:
Todavía no se agregó NH, por lo
que el pH del analito es bajo (Es
predominantemente H3O+ por
disociación del HCl)
Mientras el NH3 se va agregando, el
H3O+ va siendo consumido por el NH3 El
analito sigue siendo ácido debido al
predominio de iones H3O+.
Pto.2: El pH registrado antes de que
tenga lugar la neutralización completa.
Pto.3: Este es el punto de equivalencia.
En este punto, los moles de NH3 están
en igual proporción a los moles de HCl
del analito. Los iones H3O+ están
completamente neutralizados por el
NH3. En el caso de una base débil versus
un ácido fuerte, el pH no es neutral en el
punto de equivalencia. La solución es de
hecho ácida (pH=5.5). En el punto de
equivalencia, la solución solo tiene iones
de amonio (NH4+) y iones de cloruro (Cl-
). Los iones de amonio el el ácido
conjugado de la base débil NH3. Así que
el NH4+ es un ácido fuerte por así decirlo
(base débil=ácido conj. fuerte). por lo
tanto, NH4+ reaccionará con el agua
para producir iones de hidronio que
hacen que la solución sea ácida.
Pto.4: Después del punto de
equivalencia la adición de NH3 continúa
y es excesiva, por lo que el pH aumenta.
NH3 es una base débil, por lo que el pH
está por encima de 7, pero es más bajo
que una base fuerte de NaOH.
Titulación acido/base: ácido
débil con base débil.
Supongamos que nuestro analito es NH3
y nuestra titulación es el CH3COOH. Si
comenzamos a graficar el pH del analito
contra el volumen de CH3COOH,
obtenemos la gráfica de arriba.
Hay un "punto de inflexión" en el punto
de equivalencia. La falta de cualquier
cambio abrupto en el pH a lo largo de la
valoración hace que la valoración de una
base débil frente a un ácido débil sea
difícil, y no se puede extraer mucha
información de dicha curva.
Las soluciones amortiguadoras o
soluciones buffer o soluciones tampón
son cualquier sustancia capaz de
amortiguar los cambios de pH de una
solución frente al agregado de un ácido
o una base.
- Si se agrega un ácido, el buffer
reacciona con los H + y de esta
manera el pH disminuye menos
de lo que debería:
- Si se agrega una base, el buffer
cede H + y de esta manera el pH
aumenta menos de lo que
debería:
Para que lo anterior pueda suceder, el
buffer tiene que estar formado por dos
especies químicas: una que es capaz de
reaccionar con H+ (ácido) y otra que es
capaz de ceder H+ (base conjugada).
Zona de amortiguación
Un buffer está constituido por una
mezcla de un ácido débil y su base
conjugada. Un par ácido/base no
siempre sirve como buffer (ej. ácido
acético / acetato).
Si miramos en detalle el gráfico, hay una
zona en la cual, aunque se agregue una
cantidad considerable de equivalentes
de OH - (una base), el pH de la solución
aumenta poco. Esa zona es la meseta del
gráfico. Luego hay otras regiones
(alejadas de la meseta) en donde el pH
cambia mucho más si variamos la
cantidad de base.
sólo sirve como buffer si el pH de la
solución es cercano a su pKa, con un
cierto margen de diferencia.
se le llama rango de amortiguación y el
poder de amortiguación es máximo
cuando pH = pKa (lo que es igual a
ácido=base conjugada).
Si estamos trabajando con un ácido que
tiene más de un pKa, entonces tendrá
más de una zona amortiguadora.
para evaluar el poder de amortiguación
de un buffer es importante conocer su
concentración.
La capacidad amortiguadora será mayor
cuanto más concentrado se encuentre el
buffer.
Buffers
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