EQUILIBRIOS EN SOLUCION ACUOSA Y VOLUMETRIA ACIDO-BASE

EQUILIBRIOS EN SOLUCION ACUOSA Y VOLUMETRIA ACIDO-BASE (2da. Parte)

Efecto del ion común

¿Qué ocurre cuando se adiciona NaC2H3O2 (acetato de sodio, que se puede abreviar como NaAc) a una solución de HC2H3O2 (ácido acético, que se puede escribir HAc)? Puesto que el C2H3O2- (acetato, Ac-) es una base débil, no es sorprendente que el pH de la solución aumente, es decir [H+] disminuye. Sin embargo, es interesante examinar este efecto desde la perspectiva del principio de Le Chatelier.

NOTA: Recordemos que el principio de Le Chatelier se puede enunciar como sigue: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación).

Al igual que casi todas las sales, el NaC2H3O2 es un electrolito fuerte. En consecuencia, se disocia totalmente en solución acuosa para formar iones Na+ y C2H3O2-. En cambio, el HC2H3O2 es un electrolito débil que se ioniza como sigue:

HC2H3O2 (ac) ↔ H+ (ac) + C2H3O2- (ac)

La adición de C2H3O2-, proveniente de la disociación del NaC2H3O2, hace que este equilibrio se desplace a la izquierda, con lo que disminuye la concentración de equilibrio de H+ (ac).

HC2H3O2 (ac) ↔ H+ (ac) + C2H3O2- (ac)

La adición de C2H3O2- desplaza el equilibrio y reduce [H+]

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La disociación del ácido débil HC2H3O2 disminuye cuando agregamos el electrolito fuerte NaC2H3O2, que tiene un ion en común con él. Podemos generalizar esta observación, que se describe como el efecto del ion común: la disociación de un electrolito débil disminuye cuando se agrega a la solución un electrolito fuerte que tiene un ion en común con el electrolito débil.

La disociación de una base débil también disminuye por la adición de un ion común. Por ejemplo, cuando se agrega NH4+ (del electrolito fuerte NH4Cl, por ejemplo) el equilibrio de disociación del NH3 se desplaza a la izquierda, con lo que disminuye la concentración de equilibrio de OH- y se reduce el pH:

NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac)

La adición del NH4+ desplaza el equilibrio y reduce [OH-]

←

Soluciones amortiguadoras o buffer

Se denomina de esta manera a las soluciones que contienen mezclas de un ácido débil y una sal del mismo, o una base débil y su sal, y que poseen la característica de resistir o amortiguar cambios bruscos de pH, que pudieran ser provocados por el agregado de un ácido o base fuerte.

Supongamos que una solución posee un ácido débil, AH, y una sal cuyo anión es común al del ácido: AM. Se producen los siguientes procesos:

AH * A- + H+ (1)

AM * A- + M+ (2)

El mecanismo de amortiguamiento puede explicarse cualitativamente de la siguiente manera: la sal AM provee una concentración considerable de iones A-, lo que provoca un desplazamiento del equilibrio (1) hacia la izquierda, de modo que la solución contiene alta concentración de ambas formas: asociada y disociada. El equilibrio (1) puede desplazarse en uno y otro sentido, según se introduzca en la solución un ácido, en cuyo caso se desplazará hacia la izquierda; o una base, en cuyo caso, mediante la eliminación de H+ por formación de H2O, provocará un desplazamiento hacia la derecha.

Se puede calcular el pH de la solución planteando Ka:

por lo dicho anteriormente, la concentración de A- es prácticamente igual a la concentración de la sal AM, puesto que se encuentra totalmente disociada, y el aporte de dicho anión por la disociación de AH es despreciable; a su vez, la concentración de AH es prácticamente igual a la del ácido, pues, como vimos, su disociación es despreciable, por lo tanto:

y despejando: [H+ ] = Ka .[ácido]/[sal]

La relación entre el pH y la cantidad del ácido y la sal presentes en la solución, se comprenden mejor estudiando los diagramas de distribución, que se muestran en la gráfica para el buffer HAc/Ac (en la gráfica figuran como HOAc y OAc- respectivamente, y Cs significa concentración de la sal):

En este caso los diagramas de distribución dan la fracción del HAc y del Ac- presentes en la solución en función del pH. A valores pequeños de pH, la concentración de HAc es mucho mayor que la concentración de Ac-. El efecto opuesto ocurre a valores de pH grandes; en este caso el ion OH- disminuye la concentración del ácido y aumenta la del ion Ac-. Para que el buffer funcione adecuadamente, debe contener cantidades comparables de ácido y acetato. Hay un intervalo de pH muy limitado en el que el buffer es más eficaz, este intervalo se llama intervalo de amortiguamiento, que es el intervalo del pH en el que un buffer es eficaz, y se define por medio de la expresión:

Como el pKa para el HAc es 4,74 , el intervalo de amortiguamiento abarca de pH 3,74 a 5,74.

Un requerimiento adicional para que un sistema amortiguador funcione con eficacia es que las concentraciones del ácido débil y la sal sean lo suficientemente altas para que pueda neutralizar cantidades apreciables de protones u oxhidrilos agregados.

El buffer HAc/Ac- no tiene importancia fisiológica; en cambio el HCO3-/H2CO3 juega un papel importante en muchos sistemas biológicos. El pH del plasma sanguíneo se mantiene a 7,40 por medio de varios sistemas amortiguadores, de los cuales el más importante es el anteriormente citado. En los eritrocitos, en donde el pH es de 7,25 los sistemas amortiguadores principales son el anterior y el de la hemoglobina.

EJERCICIOS RESUELTOS

1. Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc 0,2 M y 200 ml de solución de NaAc 0,3 M .

Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones , variando por lo tanto sus concentraciones .

Para el ácido :

1000 ml ___________ 0,2 moles HAc

200 ml ___________ x = 0,04 moles HAc

como el volumen final es de 400 ml :

400 ml ___________ 0,04 moles HAc

1000 ml ___________ x = 0,1 moles = 0,1 M

Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultado será: 0,15 M,

reemplazando en la ecuación anterior :

pH = 4,92

2. A 100 ml

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