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SOLUCIONES BUFFER

Alumno: Lopez Ponte Michel

Profesora: Martha Salvador

Curso: Química Analítica Cualitativa

Turno: TA

SOLUCIONES BUFFER

I. CONCEPTO:

Las soluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers son aquellas disoluciones cuya concentración de hidrogeniones (H3O+), apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes. El objeto de su empleo tanto en técnicas de laboratorio como su finalidad funcional es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH, de ahí su nombre y por eso suele decirse que sirven para mantener constante el pH.

Los amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias:

un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato sódico).

una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico).

La aplicación más importante de los amortiguadores es el estudio de la regulación del equilibrio acido-base. Para dar una idea de la importancia de los amortiguadores y a la vez anticipar una definición, recordaremos que la concentración de hidrogeniones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de ácido. Esto no ocurre así en una solución amortiguadora, que admite cantidades del mismo acido, notablemente mayores sin que la concentración de hidrogeniones aumente de una manera apreciable.

Comparando la variación de pH del agua destilada con la variación del pH en una solución amortiguadora de ácido acético/acetato de sodio, al añadirles ácidos o bases, se demuestra claramente la eficacia del amortiguador para estabilizar el pH. La adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte produce en el agua destilada grandes cambios en el pH. Si en lugar de agua, preparamos una solución amortiguadora, la adición de cantidades de ácido o base muy superiores, apenas produce pequeñísimas modificaciones del pH.

II. CONSTITUCIÓN:

Tomemos el caso del CO3 / HCO3-, el amortiguador sanguíneo más importante. Si en 1 litro de agua hay, por ejemplo, 25 mmol de NaHCO3 y a esa solución le agregamos, 1 mL de HCl 0,1 mol/L, ocurrirá la reacción:

HCl + NaHCO3 → Na+ + Cl- + H2CO3 ←→ HCO3- + H+

El par ácido-base conjugado será el HCO3-, que actuará como base conjugada, y el H2CO3, que será el ácido débil. Mientras que en el agua pura la liberación de H+ está en relación con la disociación del HCl, un ácido fuerte, aquí, en una mezcla de agua y bicarbonato de sodio, la liberación de H+ está en relación con la disociación delH2CO3, un ácido débil. Hemos "convertido" un ácido fuerte en un ácido débil, que es, como dijimos, la forma en que trabaja un amortiguador. Veamos ahora, para que no queden dudas sobre el funcionamiento de estas sustancias, como trabaja una solución formada por agua y Na2HPO4 (fosfato dibásico de sodio) y a la que se agrega el HCl:

Na2HPO4 ←→ 2 Na+ + HPO4=

H+ + Cl- ←→ (Na+ + H2PO4-) + Na+ + Cl-

Al disolverse en agua, la sal, el fosfato dibásico de sodio, se ha disociado dando dos iones sodio y un radical fosfato, en una cantidad proporcional a su concentración y a su coeficiente de disociación. El agregado de HCl determina que se forme H2PO4- (fosfato monobásico de sodio que se comporta como una ácido débil, que, por su alta afinidad, capta H+ y hace la concentración de H+ libres sea menor que la que encontraríamos en agua.

El par queda formado por HP4O3- (base conjugada) y H2PO4= (ácido débil), ya que el fosfato monobásico tiene un protón menos que el fosfato dibásico.

III. MECANISMO DE ACCION:

Si al sistema tampón o amortiguador le añadimos un ácido fuerte como el HCl, se produce un aumento instantáneo de la [H+], y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, formándose AcH hasta recuperarse prácticamente la [AcH] inicial. Además, los iones acetato procedentes de la sal se pueden combinar con los H+ procedentes del HCl para formar más AcH. La reacción podría representarse así:

En resumen, el sistema amortiguador ha destruido el ácido fuerte, generando en su lugar una cantidad equivalente de ácido débil, cuyo equilibrio de disociación determinará la [H+] final.

Si añadimos una base fuerte (NaOH), los iones OH- consumen rápidamente los H+ del sistema para formar agua, con lo que el equilibrio de disociación del ácido se desplaza hacia la derecha para restaurar la concentración inicial de protones (Figura inferior). En otras palabras, la adición de una base provoca la transformación de una parte del acético libre en acetato:

IV. EL PH SE PUEDE ALTERAR POR LA ADICION DE UNA SOLUCION ACIDA O BASICA?

Capacidad amortiguadora:

La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al cambio de pH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y/o bases fuertes, y es máxima cuando Ca = Cb. Una solución que contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base conjugada,

tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación de pH por el agregado de una pequeña cantidad de ácido o base fuerte, es mínima.

Por lo tanto podemos decir que una solución buffer permanece en estado constante de pH, neutralizando la cantidad de acidos o bases que se le adicione.

Ejemplo:

Calcule la variación de pH que se producirá por el agregado de 0,010 mol deNaOH a un litro de solución reguladora 0,100 M de ácido acético y 0,100 M de acetato de sodio. (Ka=1,82∗10−5)

Variación de pH (∆ pH) = pHf - pHi

El pH de la solución inicial es: pH = pKa – log Ca / Cb

pHi = 4,74 – log 0,100 / 0,100 = 4,74

El pH de la solución final es el que corresponde a la solución después delagregado de NaOH, que por ser base fuerte estará totalmente disociada. El aumento de iones HO - afecta al equilibrio:

HAc + H2O H3O + + Ac -

Ya que neutraliza a los H3O+, desplazándose hacia un aumento de la concentración de Ac - y una disminución de la concentración de HAc.

Conservación de materia:

[HAc] + [Ac -] = Ca + Cb = 0,200 M…………. (1)

[Na +] = Cb (del NaAc) + Cbf (del NaOH)

Condición de electro neutralidad:

[Na +] + [H3O +] = [Ac -] + [HO -]

Cb + Cbf + [H3O +] = [Ac -] + [HO - ]

[H3O +] y [HO -] se desestiman frente a Ca y Cb, por lo tanto:

[Ac -] = Cb + Cbf

Reemplazando en (1) y reordenando:

[HAc] = Ca + Cb – (Cb + Cbf) = Ca - Cbf

-El pH de la solución final es:

pHf = pKa – log ([HAc] / [ Ac - ])

pHf = 4,74 – log [(Ca - Cbf) / (Ca + Cbf)]

pHf = 4,74 – log [(0,100 – 0,010) / (0,100 + 0,010)]

pHf = 4,74 – log [(0,090 / 0,110)] = 4,83

∆ pH = 4,83 – 4,74 = 0,09

V. DETERMINACIÓN DEL PH:

Ecuación de Hendersson-Hasselbach:

Los ácidos débiles en solución se ionizan solo ligeramente y se obtiene por tanto un verdadero equilibrio entre el ácido y la base conjugada. Si HA representa un ácido débil, entonces:

HA H+ + A-

De acuerdo a la ley de acción de masas, la constante de disociación Ka se define como:

Ka=¿¿

Entonces despejamos ¿,

¿

Sacando los logaritmos negativos,

−log10¿¿

En términos generales,

pH=pKa+log10[Baseconjugada ]

[Acido ]

La cantidad de ácido o base que puede añadirse sin provocar una variación notable de pH depende de la capacidad amortiguadora de la solución. Esta se determina según las concentraciones de HA y A-. Mientras mayores sean estas concentraciones, podrá tolerar más cantidades de ácido o base la solución. La capacidad amortiguadora también depende de la relación de HA con respecto a A- y tiene el valor máximo cuando la relación es igual a la unidad, es decir cuando pH = pKa,

pH=pKa+log1011=pKa

A partir de esta fórmula se pueden deducir fácilmente las propiedades de los amortiguadores:

1.- El pH de una disolución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que lo integra (de su pK), de modo que para cantidades equimoleculares de sal y de ácido, el pH es justamente el pK de este ácido. Dicho de otra forma, se puede definir el pK de un ácido débil como el pH del sistema amortiguador que se obtiene cuando [ácido] = [base conjugada (sal)].

2.- El pH del sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. De aquí se deduce que añadiendo agua al sistema, las concentraciones de sal y ácido disminuyen paralelamente, pero su cociente permanece constante, y el pH no cambia. Sin embargo, si la dilución llega a ser muy grande, el equilibrio de disociación del ácido se desplazaría hacia la derecha, aumentando la concentración de sal y disminuyendo concentración del ácido, con lo cual el cociente aumenta y el pH también, de forma que se iría acercando gradualmente a la neutralidad (pH=7).

Cuando se añaden ácidos o bases fuertes a la disolución amortiguadora, el equilibrio se desplaza en el sentido de eliminar el ácido añadido (hacia la izquierda) o de neutralizar la base añadida (hacia la derecha).Este desplazamiento afecta a las proporciones relativas de sal y ácido en el equilibrio. Como el pH varía con el logaritmo de este cociente, la modificación del pH resulta exigua (amortigua el cambio de pH) hasta que uno de los componentes está próximo a agotarse.

PROBLEMAS DE APLICACIÓN

1)- Calcule el pH de un sistema buffer formado por ácido acético (CH3COOH) 0,1M y acetato de sodio (CH3COOH) 0,3M, si el valor de

(Ki=1,7∗10−5).

Solución:

Ki=Ka=1,8∗10−5

pKa=−log10(1,8∗10−5)

pKa=4,74

De la ecuación de Henderson-Hasselbach:

pH=pKa+log10[sal]

[acido ]

pH=pKa+log100,30,1

pH=4,75+0,47

pH=5.21

2)- Calcular el pH de la solución que resulta al mezclar dos soluciones acuosas que contienen 2 moles de ácido acético y 6 moles de acetato de

sodio. Si el valor de (Ki=3,16∗10−5).

Solución:

HCOONa HCOO- + Na+

El acetato de sodio de disocia totalmente en el agua por eso la concentración del ión acetato tiene el mismo valor que la concentración del acetato de sodio

HCOOH + H2O HCOO- + H3O

HCOO- + H2O HCOOH + OH-

Entonces de Ki, tenemos:

Ki=¿¿

3,16∗10−5=¿¿

¿

pH=−log10¿¿

pH=4,97

3)-Calcular el pH que tendra una solución amortiguadora que contiene

0.001mol de HCOOH y 0.001mol de HCOOK, si el valor de (Ki=2.7∗10−7)

Solución:

Ki=Ka=2,7∗10−7

pKa=−log10(2,7∗10−7)

pKa=6,57

De la ecuación de Henderson-Hasselbach:

pH=pKa+log10[sal]

[acido ]

pH=pKa+log100,0010,001

pH=6,57+0

pH=6,57

b)-De la ecuación anterior se le adiciona 0.0001mol de H+ que conclusiones puede extraer de este problema.

H+ + HCOO- HCOOH

0.001mol 0.0001mol 0.0001mol

HCOOH H+ + HCOO- (Nuevo equilibrio)

0.0011mol 0.0009mol

pH=pKa+log100.00090.0011

pH=pKa+log10 0,82

pH=6,57−0.086

pH=6.484

Esto se debe a la cantidad de H+ añadidos que era la décima parte de la cantidad de moles del amortiguador, no hubo un cambio brusco de pH esto se debe a que la relación acido-base conjugada vario muy poco.

4)-Calcular el volumen de amoniaco concentrado y el peso del cloruro de amonio necesario para preparar 100 ml de una solución amortiguadora con un valor de pH 10,00, si la concentración final de la sal debe ser 0.2 M. (Kb = 1,75∗10−5)

Solución:

Se desea 100 ml de NH4Cl, 0.2 M.

Por tanto mmoles NH4Cl = 0,2 mmoles/ml x 100ml = 20 mmoles

mg (NH4Cl) = 20 mmoles x 53.5 mg/mmoles = 1,07∗103mg

Entonces se necesitaran 1.07 gramos de NH4Cl. La concentración de NH3 se calcula así:

pOH = 14 – 10 = 4

4 = pKb + log10[0.2mmoles/ml]

[NH 3] ………………… (1)

Tenemos que:

Kb = 1,75∗10−5

Entonces:

pKb = −log10(1,75∗10−5)

pKb = 4,76

Reemplazando en (1)

4 = 4,76 + log10[0.2mmoles/ml]

[NH 3]

[NH3] = 0,200,17

=1,2mmoles/ml

La molaridad del amoniaco concentrado es 14,8 M. Por lo tanto:

100 ml x 1,2 mmoles/ml = 14,8 mmoles/ml x ml (NH3)

ml (NH3) = 8,1 ml

BIBLIOGRAFÍA:

Skoog. Química Analítica, 6ta edición, México, Editorial McGrawHill, 1997, págs. 175-180.

Brewer Stephen. Química Analítica, México, Editorial Limusa, 1987, págs. 127-134.

Christian D. Química Analítica, 2da edición, México, Editorial Limusa, 1993, págs. 231-233.