BIOLOGÍA MOLECULAR DE LA CÉLULA 1

LABORATORIOM. EN C. FELIPE ALCÁNTARA

SÁNCHEZ

Resolución de problemas de pH y amortiguadores

Ejemplo 1: Si 1 L de 0.2 M de ácido acético es tratado con 4 g de NaOH,

predecir el pH resultante.

Plantear la ecuación y anotar la cantidad de mol de cada reactivo que participa:

(1) CH3COOH + NaOH ↔ CH3COO-Na+ + H2OEsta ecuación es la forma simplificada de varias reacciones:

1: Disociación del ácido acético (un ácido débil)

(2) CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

la cual es reversible y tiene asociada una constante de disociación, Ka = 1.8 X 10-5

De este valor de Ka, se calcula el valor de pKa aplicando una definición similar a la de pH:

pKa = -log Ka

El NaOH es una base fuerte, y se disocia completamente en solución acuosa, así que los 4 g (que equivalen a 0.1 mol). Por lo tanto los 0.1 mol de NaOH reaccionan y neutralizan 0.1 mol del ión H+ formado de la reacción (2), quedando una fracción sin neutralizar

CH3COOH + NaOH ↔ CH3COO-Na+ + H2O

0.2 mol 0.1 mol 0 0

0.1-x mol 0 0.1+ x mol x mol

1*2

)68.1*1*4()58.1(58.1 2

EEEx

A partir de este punto se puede encontrar el valor de x, que es la cantidad en mol que se ha disociado del ácido que no reaccionó con el NaOH, el cual implica despejar este valor tomando en cuenta la ecuación de la constante de disociación y las concentraciones de ácido, base conjugada

Los 0.1 mol restantes de ácido acético, se disocian en una proporción indicada por su constante de disociación Ka:

Ka=([H+]*[A-])/[HA]... sustituyendo, x representa la proporción de acetato formada

y que se resta del ácido: 1.8E-5={(x*(0.1+x)}/(0.1-x) despejando... 1.8E-5 * (0.1 + x) = 0.1x + x2 1.8E-6 + 1.8E-5x = 0.1x + x2 1.8E-6 = x2 + 0.1x – 1.8E-5x 0 = x2 + (0.1-1.8E-5)x – 1.8E-6 y reordenando: x2 + 0.099982x – 1.8E-6 = 0 la cual es una ecuación cuadrática, que puede ser resuelta

por medio de la ecuación general; en la que sustituyendo los valores:

Para calcular el valor de pH utilizamos la ecuación de Henderson-Hasselbalch, pues en el pH sólo interviene el ácido restante:

(3) pH = pKa + log [A-]/[HA] La principal consideración en este caso, es que hay que tomar en cuenta

las mol de acético que no reaccionaron, y que se disocian reversiblemente.

En la ecuación (3) los símbolos HA y A- representan al donador de protones (por eso la H) y al aceptor de protones respectivamente. Ambos tipos de sustancia están definidas de acuerdo con la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry. Otras formas de llamar a HA y A- son:

HA: ácido, especie donadora A-: anión del ácido, base conjugada, especie aceptora Por lo tanto, el ácido sin disociar será el acético (CH3COOH) y la base

conjugada el ion acetato (CH3COO-). En este caso el donador de protones no tiene carga formal, pero habrá otros casos en que pueda tener carga positiva o incluso negativa.

Aplicación de la ecuación de Henderson-Hasselbalch para cálculo de pH

Conociendo los valores de pKa y las concentraciones de ácido y anión, es sencillo calcular el pH:

Sustituyendo los datos conocidospH = 4.74 + log(0.1/0.1)resolviendo el logaritmo del cociente:pH = 4.74 + 0