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INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA QUIMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS DEPARTAMENTO DE FORMACION BASICA ACADEMIA DE QUÍMICA QUIMICA DE SOLUCIONES

IÓN COMÚN Y DISOLUCIONES BUFFER

Nombre: Arteaga Basulto Nicole Mayte Profesor: Ing. Víctor Manuel Feregrino

Ciudad de México, 22 de Junio 2020

Grupo: 1IV21

Ión Común Los ácidos débiles y las bases débiles nunca se ionizan por completo en el agua. Por ejemplo, una disolución de un ácido débil en el equilibrio contiene tanto el ácido no ionizado como los iones H+ y la base conjugada. No obstante, todas estas especies están disueltas, por lo que el sistema es un ejemplo de equilibrio homogéneo. Existe otro tipo de reacción en equilibrio, en la que se disuelven y precipitan sustancias ligeramente solubles. Tales procesos son ejemplos de equilibrios heterogéneos, es decir, los componentes de la reacción están presentes en más de una fase. Efecto del Ión Común La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido débil o de una base débil. Por ejemplo, cuando el acetato de sodio y el ácido acético se disuelven en la misma disolución, se disocian e ionizan formando iones 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− 𝐻2 𝑂

𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎(𝑠) →

𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑐) ⇔

𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂(−𝑎𝑐) + 𝑁𝑎+ (𝑎𝑐) + 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂(−𝑎𝑐) +𝐻(𝑎𝑐 )

El CH3COONa es un electrólito fuerte, por lo que se disocia por completo en la disolución, en tanto que el CH3COOH es un ácido débil, y se ioniza sólo en parte. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, la adición de iones CH 3COO2 provenientes del CH3COONa a una disolución de CH3COOH suprime la ionización del ácido (es decir, desplaza el equilibrio hacia la izquierda), por lo que disminuye la concentración de iones hidrógeno. En consecuencia, una disolución que contenga CH3COOH y CH3COONa será menos ácida que aquella que sólo contenga CH3COOH a la misma concentración. El desplazamiento del equilibrio de ionización del ácido acético se debe a los iones acetato de la sal. El CH 3COO2 es el ion común porque lo aportan tanto el CH3COOH como el CH3COONa. Efecto del ion común: es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ion común con la sustancia disuelta. Este efecto tiene una función importante en la determinación del pH de una disolución y en la solubilidad de una sal poco soluble, el efecto del ion común es sólo un caso especial del principio de Le Châtelier.

Por ejemplo, en el caso del pH de una disolución que contiene un ácido débil, HA, y una sal soluble del ácido débil, como NaA, comenzamos por escribir 𝐻𝐴(𝑎𝑐) +𝐻2 𝑂(𝑙) ⇔

𝐾𝑎 =

+ − 𝐻3 𝑂(𝑎𝑐) +𝐴(𝑎𝑐)

𝐻𝐴(𝑎𝑐) ⇔

− 𝐻(+𝑎𝑐) +𝐴(𝑎𝑐)

[𝐻 + ][𝐴− ] [𝐻𝐴]

[𝐻 + ] =

𝐾𝑎[𝐻𝐴] [𝐴− ]

[𝐻𝐴] − log[𝐻 + ] = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎−𝑙𝑜𝑔 [𝐴− ] − log[𝐻 + ] = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎+𝑙𝑜𝑔

[𝐴− ] [𝐻𝐴]

[𝐴− ] 𝑝𝐻= 𝑝𝐾𝑎+𝑙𝑜𝑔 [𝐻𝐴] 𝑝𝐾𝑎=−𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎 Ecuación de Henderson-Hasselbalch [𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎] 𝑝𝐻= 𝑝𝐾𝑎+ 𝑙𝑜𝑔 [á𝑐𝑖𝑑𝑜] En este ejemplo, HA es el ácido y A- es la base conjugada, de tal modo que si conocemos el valor de Ka del ácido, las concentraciones de éste y de su sal, será posible calcular el pH de la disolución. Es importante recordar que la ecuación de Henderson-Hasselbalch proviene de la expresión de la constante de equilibrio, y es válida sin que importe el origen de la base conjugada (es decir, puede provenir sólo del ácido o del ácido y de su sal). En los problemas que involucran un efecto de ion común, por lo general se dan las concentraciones iniciales de un ácido débil HA y de su sal, como Na+. Podemos ignorar la ionización del ácido y la hidrólisis de la sal, siempre y cuando las concentraciones de dichas especies sean razonablemente altas (> 0.1 M). Esta aproximación es válida porque HA es un ácido débil, y la magnitud de la hidrólisis del ion A- casi siempre es muy pequeña. Además, la presencia de A- (proveniente de Na+) suprime la ionización de HA, y éste, a su vez, suprime la hidrólisis de A-. Por esta razón, suponemos que las concentraciones iniciales son iguales a las concentraciones de equilibrio tanto en ambas ecuaciones. El efecto del ion común también se manifiesta en disoluciones de una base débil, como NH3, y una sal de la base, como NH4Cl. En el equilibrio

𝑁𝐻4+(𝑎𝑐) ⇔ 𝐾𝑎=

[𝑁𝐻3 ][𝐻 + ] [𝑁𝐻4 ]

− log[𝐻 + ]

𝑁𝐻3(𝑎𝑐) +𝐻(𝑎𝑐+) [𝐻 + ] =

𝐾𝑎[𝑁𝐻+4] [𝑁𝐻3 ]

[𝑁𝐻4+ ] = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎 − 𝑙𝑜𝑔 [𝑁𝐻3 ]

[𝑁𝐻4+ ] − log[𝐻 + ] = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎 − 𝑙𝑜𝑔 [𝑁𝐻3 ] [𝑁𝐻4 + ] 𝑝𝐻= 𝑝𝐾𝑎+ 𝑙𝑜𝑔 [𝑁𝐻3 ] Una disolución que contenga tanto NH3 como su sal NH4Cl será menos básica que una disolución que sólo contenga NH 3 a la misma concentración. El ion común NH4+ suprime la ionización de NH3 en la disolución que contiene la base y la sal. Disoluciones amortiguadoras Una disolución amortiguadora, buffer o tampón es una disolución de un ácido débil o una base débil y su sal; es decir, ambos componentes deben estar presentes. La disolución tiene la capacidad de resistir los cambios del pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o de base. Las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro; por ejemplo, el pH de la sangre está alrededor de 7.4, en tanto que el del jugo gástrico humano puede ser de 1.5. En gran parte, estos valores del pH, que son muy importantes para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantienen por acción de los sistemas amortiguadores. Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los iones OH- que se le añadan; y también debe contener una concentración semejante de base para neutralizar los iones H+ que se le agreguen. Además, los componentes ácidos y básicos del

amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización Estos requerimientos se satisfacen con un par conjugado ácidobase, por ejemplo, un ácido débil y su base conjugada (suministrada por una sal) o una base débil y su ácido conjugado (suministrado por una sal). Una disolución amortiguadora simple se puede preparar al mezclar cantidades molares semejantes de ácido acético (CH3COOH) y de su sal acetato de sodio (CH3COONa) en medio acuoso. Se supone que las concentraciones en el equilibrio del ácido y la base conjugada (que proviene del CH3COONa) son iguales a las concentraciones iniciales. Una disolución que contenga estas dos sustancias tiene la capacidad de neutralizar un ácido o una base que se le agregue. El acetato de sodio, un electrólito fuerte, se disocia por completo en agua. Suponga que deseamos preparar una disolución amortiguadora que tenga cierto pH. ¿Cómo lo haríamos? Según la ecuación mencionada anteriormente, si las concentraciones molares del ácido y su base conjugada son más o menos iguales, es decir, si [ácido] [base conjugada], entonces log [base conjugada] [ácido] 0 o bien [𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎 ] 𝑙𝑜𝑔 ≈0 [á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜] 𝑝𝐻≈ 𝑝𝐾𝑎 Así pues, para preparar una disolución amortiguadora trabajamos a la inversa. Primero seleccionamos un ácido débil con un pKa muy cercano al pH deseado. Enseguida, sustituimos los valores de pH y pKa, para obtener la proporción [base conjugada]/[ácido]. Esta proporción se transforma en cantidades molares para preparar la disolución amortiguadora. Consideraremos tres tipos de reacciones: 1) valoraciones que incluyen un ácido fuerte y una base fuerte, 2) valoraciones que incluyen un ácido débil y una base fuerte y 3) valoraciones que incluyen un ácido fuerte y una base débil. Las valoraciones en las que participan un ácido y una base débiles son más complicadas porque hay hidrólisis tanto del catión como del anión de la sal formada.

1. Chang, Raymond Química, 6ª ed McGraw-Hill, México, 1999....