Es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, saleshidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia, ya que solamente un leve cambio en la concentración de hidrogeniones en la célula puede producir un paro en la actividad de las enzimas. Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH. Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico.
Cuestionario
1. . Para cada uno de los valores siguientes de la concentración de iones de hidrógeno, en moles por litro, calcule la concentración de iones de hidróxido en las mismas unidades y el pH de la solución. (A menos que se especifique otra cosa, se supone que las temperaturas son las ambientales, o sea, de 24°C.)
Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3
a) [OH-]= 10 ¹ /10 = 10 , pH= -Log(10 )= 9⁻ ⁴ ⁻⁹ ⁻⁵ ⁻⁹ [OH-]= 10 ¹ /10 = 10 , pH= -Log(10 )= 6⁻ ⁴ ⁻⁶ ⁻⁸ ⁻⁶ [OH-]= 10 ¹ /10 ¹ = 1, pH= -Log(10 ¹ )= 14⁻ ⁴ ⁻ ⁴ ⁻ ⁴
b) [OH-]= 10 ¹ /10 ³ = 10 ¹¹, pH= -Log(10 ³)= 3⁻ ⁴ ⁻ ⁻ ⁻ [OH-]= 10 ¹ /10 ¹³ = 10 ¹, pH= -Log(10 ¹³)= 13⁻ ⁴ ⁻ ⁻ ⁻ [OH-]= 10 ¹ /10 = 10 , pH= -Log(10 )= 8⁻ ⁴ ⁻⁸ ⁻⁶ ⁻⁸
c) [OH-]= 6.81x10 ¹ /4 x10 = 1.7x10 , ⁻ ⁵ ⁻⁷ ⁻⁸ pH= -Log(4x10 )= 6.4 ⁻⁷ [OH -]= 1.47x10 ¹ / 7x10 = 2.1x10 , ⁻ ⁴ ⁻⁷ ⁻⁸ pH= -Log(7x10 )= 6.15⁻⁷ [OH -]= 2.42x10 ¹ /3x10 = 8x10 ¹ , ⁻ ⁴ ⁻⁵ ⁻ ⁰ pH= -Log(3x10 )= 4.5⁻⁵ d) [OH-]= 10 ¹ /3.6 x10⁻ ⁴ ⁻11 = 2.710⁻6, pH= -Log(3.6x10 ¹¹)= 10.4⁻ [OH -]= 10 ¹ /6.66x10 ¹ = 0.15, ⁻ ⁴ ⁻ ⁴ pH= -Log(6.66x10 ¹ )= 13.17⁻ ⁴ [OH -]= 10 ¹ /7.05x10 = 1.41x10 , ⁻ ⁴ ⁻⁹ ⁻⁶ pH= -Log(7.05x10 )= 8.15⁻⁹ e) [OH-]= 10 ¹ /9.82x⁻ ⁴ 10 ¹= 1.018 x10 ¹ , ⁻ ⁻ ⁴ pH= -Log(9.82x10 ¹)= 0.007⁻ [OH -]= 10 ¹ /0.1 = 10 ¹³, pH= -Log(0.1)= 1⁻ ⁴ ⁻ [OH-]= 10 ¹ /10.52x10 ³ = 9.5x10 ¹³, ⁻ ⁴ ⁻ ⁻ pH= -Log(10.52x10 ³)= 1.97⁻
2. Calcule el peso equivalente-gramo de cada uno de los compuestos siguientes: Resp. Se divide el peso molecular entre el numero de H+ u OH- de la
fórmula.
Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3
a) PeHCl= 36.45/1 = 36.45 g
b) PeBa(OH)2= 171.32/2 = 85.66 g
c) PeNH3 = 17/1 =1 7 g (el NH3 es
una base puede recibir un H )⁺
PeHClO4 = 100.45/1 =100.45 g PeH2SO3 = 82/2 = 41 g PeKOH = 56 /1 = 56 g PeHNO3 = 63/1= 63 g PeMg(OH)2 = 58.3/2 = 29.15 g PeNaHSO4 = 120/1 = 120 g
3. ¿Cuántos equivalentes se encuentran presente en cada una de las muestras siguientes? Respuesta: se dividen los gramos entre el peso equivalente del compuesto.
Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3
a) 8.1/80.9 = 0.1 equivalentes b) 0.63/63 = 0.01 equivalentes c) 4.9/49 = 0.1 equivalentes d) 0.128/128 = 0.001 equivalentes a) 100/49 = 2.04 b) 100/63 = 1.587 c) 0.125/ 29.15 = 0.0042 d) 34/17 = 2 a) 32.7/63 =0.519 b) 18.25 /36.45 = 0.5006 c) 8/40 = 0.2 d) 490/49 = 10
4. ¿Cuántos equivalentes de ácido se encuentran presentes en cada una de las soluciones siguientes? Anótese cuidadosamente la unidad de concentración para cada una de ellas.
Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3
a) #Eq = 0.5 N x 0.5 L= 0.25 equivalentes a) #Eq = 1 x 0.7 M x 0.100 L= 0.07 a) #Eq = 2 x 0.5 M x 0.150 L= 0.150 b) #Eq = 1.2 N x 0.05 L= 0.25 equivalentes b) #Eq = 2 x 0.1 M x 0.400 L= 0.08 b) #Eq = 0.5 N x 0.150 L= 0.075 c) #Eq =2 x 0.1 M x0.1 L= 0.02 equivalentes c) #Eq = 0.112 N x 0.035 L= 0.0039 c) #Eq = 1 x 0.5 M x 0.150 L= 0.075 5. Describa cómo prepararía cada una de las soluciones siguientes, especificando el peso (en gramos) del soluto que usaría y el tipo de matraz que seleccionaría. Suponga que todos los solutos necesarios se encuentran disponibles en forma pura.
RESPUESTA: Para calcular la concentración [OH-], se usa la relación: Kw = [H+] [OH-]
Despejando: [OH-]=Kw/[H+], Kw =10 ¹ a 24ºC⁻ ⁴
Kw
Respuesta: el número de equivalentes se obtiene multiplicando la normalidad de la solución por el volumen en litros.
Nº de Equivalentes = N. Vml /1000
Cuando la concentración se da en Molaridad, ésta se multiplica por el número de H u OH de la fórmula.⁻ ⁻
Donde gr = gramos de substancia a pesar, N= normalidad de la solución, ml= mililitros de solución a preparar, Pe = peso equivalente del compuesto.
Una vez pesada la substancia, ésta se coloca en un matraz volumétrico que tenga un volumen nominal igual al volumen total de solución a preparar, luego se llena con agua hasta la marca del aforo.
Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3
a) g= 0.25N x 40 x 250ml /1000= 2.5 g a) 0.125 x 56 x 500/1000 = 3.5 g a) 0.3 x 40 x 100/1000 = 1.2 g b) g= 0.1 N x 49 x100 ml /1000= 0.49 g b) 0.001 x 29.15 x 1000/1000 = 0.0291 g b) 1.5 x 49 x 250/1000 = 18.375 g c) g= 0.005 x 37 x 50ml /1000 = 0.0092 g c) 0.01 x 49 x 50 /1000 = 0.0245 g c) 0.12 x 56 x 50/1000 =0.336 g
6. 500 mI de una solución de hidróxido de sodio se neutralizan añadiendo 10 mI de ácido clorhídrico 12N. ¿Cuál es la normalidad de la solución de hidróxido de sodio? ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio, en gramos, se encuentra disuelto en ella'?
R: En una titulación se puede emplear la fórmula: N1.V1 = N2.V2 ; Despejando N2 = N1.V1 / V2
Si V1 y N1 son la normalidad y el volumen de Acido clorhídrico y N2 y V2 son la normalidad y volumen de Hidróxido de sodio, se tiene:
V2= 10 ml x 12 N / 500 ml = 0.24 N, La solución de NaOH es 0.24 normal.
7. Si una muestra de 34.76 mI de ácido clorhídrico se neutraliza por medio de 33.24 mI de hidróxido de sodio 0.103N, ¿cuál es la normalidad del ácido? R: N HCl = 0.103 N x 33.24 ml / 34.76 ml = 0.0985 N
8. Para cada sal incluida en la lista, deduzca si su solución acuosa es ácida, básica o neutra.
Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3
a) Neutra. a) Neutra a) Básica
b) Neutra. b) Básica b) Neutra
c) Básica c) Neutra c) Ácida
d) Neutra d)Básica d) Básica
e) Básica e) Neutra e) Neutra
9. ¿Cuál es el pH, a temperatura ambiente, de una solución de formato de sodio 0.1M? La hidrólisis de la sal ocurre de la siguiente forma:
HCOONa + H2O ↔ HCOOH + OH + Na⁻ ⁺ Kh = Kw/Ka = 1x10 ¹ /1.8 x 10 = 5.55 x10 ¹¹ (ver tabla 8.3)⁻ ⁴ ⁻⁴ ⁻
Simplificando:
HCOO ⁻ ↔ HCOOH + OH ; ⁻ Kh = [HCOOH][OH⁻] / [HCOO ] = 5.55 x 10 ¹¹ (Ec. 1)⁻ ⁻ (0.1 M - x) x + x “x” es la concentración desconocida de [HCOOH] y [OH⁻] Substituyendo estos valores en la Ec.1 se tiene:
x.x / (0.1-x) = x² /(0.1 – x) = 5.55 x10 ¹¹ ; como el valor de Kh es muy pequeño, se acostumbra despreciar a “x” en el término (0.1-x),⁻ substituyéndolo por 0.1, (esto se hace para facilitar los cálculos, pues de lo contrario habría que resolver la ecuación cuadrática, y al final, el resultado es casi el mismo). Una vez simplificada, la ecuación queda:
x²/0.1 = 5.55 x10 ¹¹ X = ⁻ √5.55 x10 ¹² ⁻ = 2.34 x 10 ; esta es la concentración de OH y HCOOH , entonces [⁻⁶ ⁻ OH⁻]= 2.34 x 10⁻⁶ Calculamos el pOH = -Log ( 34 x 10 ) = 5.63⁻⁶
El pH lo obtenemos así: pH + pOH = 14; pH = 14 - pOH = 14 - 5.63 = 8.37
10. ¿Cuál es el pH a temperatura ambiente de una solución de formato de sodio 0.2M y ácido fórmico 0.1M? ¿Estará esa solución amortiguada? Explíquelo.
Tomamos como base los datos del caso anterior:
HCOO ⁻ ↔ HCOOH + OH ; ⁻ Kh = [HCOOH][OH⁻] / [HCOO ] = 5.55 x 10 ¹¹ (Ec. 1)⁻ ⁻ (0.2 M - x) ( 0.1 + x) + x “x” es la concentración desconocida de [OH⁻]
Aquí las concentraciones han cambiado, el formiato es 0.2 menos lo que se hidroliza (x) y el ácido fórmico es lo que se añade (0.1) mas lo que se forma por la hidrólisis (x), x es también el valor de iones OH .⁻
Substituyendo estos valores en la Ec.1 se tiene:
(0.1+x)(x) / (0.2-x) = 5.55 x 10 ¹¹ ; Simplificando los términos queda: (0.1)(x) / (0.2) = 5.55 x 10 ¹¹⁻ ⁻ x = (0.2)(5.55 x 10 ¹¹) / 0.1 = 1.11 x10 ¹ ; [⁻ ⁻ ⁰ OH⁻]= 1.11 x10 ¹⁻ ⁰
Calculamos el pOH = -Log(11 x10 ¹ ) = 9.95⁻ ⁰ pH= 14 – 9.95 = 4.05
Esta solución funciona como amortiguadora del pH, ya que tiene la capacidad de recibir iones H+ en el formiato y a la vez puede recibir iones OH en el ácido fórmico, sin que varíe mucho el pH.⁻
Respuesta: Para contestar esta pregunta hay que examinar si él ácido y la base que forman la sal son fuertes o débiles. Ejemplo. Bf-Af = Sal neutra; Bf-Ad= Sal básica; Bd-Af= Sal ácida. Ver Tabla 8.3 del Objetivo 5.
11. El producto de solubilidad del sulfato de bario, a temperatura ambiente, es 1.1 X 10 ¹ . Calcule la solubilidad del sulfato de bario en agua pura, en una⁻ ⁰ solución de nitrato de bario 0.01M y en una solución de sulfato de potasio 0.001M.
En agua pura: BaSO4 ↔ Ba ² + SO⁺ 4⁻² x + x Kps = [Ba ²][SO⁺ 4⁻²] = 1.1 X 10 ¹⁻ ⁰ x . x = x² = 1.1 X 10 ¹⁻ ⁰ x= √1.1 X 10 ¹⁻ ⁰ = 1.04 X 10⁻⁵ x = [Ba ²] = [SO⁺ 4⁻²] = 1.04 X 10 molar⁻⁵
En Ba(NO3) 0.01 M BaSO4 ↔ Ba ² + SO⁺ 4⁻² (0.01+x) + x Kps = [Ba ²][SO⁺ 4⁻²] = 1.1 X 10 ¹⁻ ⁰ (0.01+x)x = 1.1 x 10 ¹⁻ ⁰ Simplificando: (0.01) x = 1.1 X 10 ¹⁻ ⁰ x = 1.1 X 10 ¹ /0.01 = 1.1 X 10 ⁻ ⁰ ⁻⁸
x= 1.1 X 10 molar (la solubilidad disminuyó)⁻⁸
En K2SO4 0.001 M BaSO4 ↔ Ba ² + SO⁺ 4⁻² x + (0.001+x) Kps = [Ba ²][SO⁺ 4⁻²] = 1.1 X 10 ¹⁻ ⁰ x(0.001+x) = 1.1 x 10 ¹⁻ ⁰ Simplificando: (0.001) x = 1.1 X 10 ¹⁻ ⁰ x = 1.1 X 10 ¹ /0.001 = 1.1 X 10⁻ ⁰ ⁻⁷
x= 1.1 X 10 molar (la solubilidad disminuyó)⁻⁷
12. Suponga que tiene una solución 0.1M en ion cloruro y 0.1M en ion bromuro. Si se agrega una solución de nitrato de plata, ¿cuál de los dos iones precipitará primero y por qué?
Respuesta: Precipitará primero la sal menos soluble (aquella cuyo producto de solubilidad es menor). En nuestro caso: KpsAgCl= 1.56 x 10 ¹ ; Kps⁻ ⁰ AgBr = 7.7 x 10 ¹ (ver tabla 8.4)⁻ ⁹
Precipitará primero el Bromuro de Plata (AgBr).
13. En la titulación del ácido acético con hidróxido de sodio, ¿qué sal se formará? ¿Será el pH de la solución 7, en el punto de equivalencia? Explique. ¿Qué indicador, el anaranjado de metilo o la fenolftaleína, es el más apropiado para detectar el punto de equivalencia de una titulación de este tipo? ¿Por qué?
Respuesta: Se forma el Acetato de Sodio, esta sal está formada por un ácido débil y una base fuerte, por tanto, en el punto de equivalencia el pH deberá ser Básico ( mayor que 7). El indicador adecuado en este caso es la Fenolftaleína que vira entre 8.2 y 10. El Naranja de Metilo no es adecuado ya que vira entre 3.1 y 4.4 (pH ácido).