Ácidos debiles

Muchos ácidos y bases no se disocian totalmente en agua, como lo hacen el ácido clorhídrico y el hidróxido sódico, por lo que se denominan ácidos y bases débiles. En primer lugar, consideremos la disociación de un hipotético ácido débil:
HA + H2O A- + H3O+ ec. (1)
Ácido Base base conjugada ácido conjugado
El agua es un compuesto anfótero se comporta como una base o ácido dependiendo delcompuesto que tenga presente. El HA es un ácido y su base que proviene de él (A-) es la base conjugada, el agua es la base y el ácido que proviene de él (H3O+) es el ácido conjugado. La constante de disociación (Kd) viene dada por la constante de equilibrio:
K_d=([A^- ][〖H_3 O〗^+])/([HA][H_2 O]) ec.(2)
La concentración del agua es 55,6 M, apenas se modifica por la disociación de cualquierácido y por lo tanto se incorpora a una nueva constante llamada constante ácida de disociación (Ka) la que nos dice que tan fuerte es el ácido y cuya expresión es:
[H_2 O]〖 K〗_d=K_a=[A^- ][H_3 O^+ ]/([HA]) ec 3
Puesto que los valores de Ka varían en potencia de 10 es útil emplear una escala logarítmica y aún más si se tiene en cuenta que la concentración de protones también está definida en unaescala logarítmica, por lo tanto:
pK_a=-logK_a ec.4
Mediante la ordenación de términos la ecuación 3 se puede obtener una relación directa entre el pH y el pKa. en primer lugar, tomando logaritmos en ambos miembros se obtiene:
〖logK〗_a=log [A^- ][H_3 O^+ ]/([HA]) ec.5
Como
logxy=logx+logy ec.6
Por lo tanto
〖logK〗_a=log ([A^-])/([HA])+ log⁡[H_3 O^+] ec.7
-log⁡[H_3 O^+ ]=-〖logK〗_a+log([A^-])/([HA]) ec.8
Como:
pH=-log⁡[H_3 O^+] ec.9
Nos queda:
pH=pK_a+log ([A^-])/([HA]) ec.10
La ecuación 10 se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbalch y que relaciona el pH de una disolución y el pKa de un ácido débil.
La relación entre el pH de una disolución y el pKa de un ácido débil permite que el pKa sea fácilmente determinable mediante titulación. En un experimento de titulacióna una temperatura dada, se añade cantidades conocidas de base (por lo general volúmenes pequeños) a una concentración conocida, a una alícuota fija de una disolución de ácido de concentración desconocida, donde se mide el pH de la disolución tras cada adición de base. En el punto de equivalencia, todo el ácido se encuentra en forma de base conjugada. El equilibrio de estas reacciones está muydesplazado hacia el miembro de la derecha como se muestra a continuación:
HA + HO- A- + H2O ec.11
En las titulaciones por lo general se grafica el pH vs volumen de la basa o equivalentes de OH-, teniendo características particulares. Un ejemplo de esto es la titulación del ácido fosfórico con hidróxido potásico, la cual la podemos apreciar a continuación:

Figura 1. Titulación del ácidofosfórico con hidroxido
En ella se observa tres regiones, debido a que el ácido fosfórico presenta tres protones y su disociación total lo hace por medio de tres equilibrios, correspondiendo a cada uno de ellos una región observada en la grafica.
En la primera región que observamos corresponde al siguiente equilibrio químico:
H3PO4 H2PO4- + H3O+ ec.12
Su correspondiente pKa es 2,12 y su Ka vienedefinida por:
K_a=[〖H_2 〖PO〗_4〗^(1-) ][H_3 O^+ ]/([H_3 〖PO〗_4]) ec.13
Al adicionar la base el equilibrio se estará desplazado hacia la derecha, por consiguiente:
H3PO4 + HO- H2PO4- + H2O ec.14
El primer punto medio de la meseta de la curva que se observa en la grafica ocurre a un pH de 2,12, en este puto las concentraciones de [H2PO4-] es igual a la de [H3PO4]. Esto no los indica laecuación de Henderson-Hasselbalch, como se muestra a continuación:
pH=pK_a+log ([〖H_2 〖PO〗_4〗^(1-)])/([H_3 〖PO〗_4]) ec.10
2,12=2,12+log ([〖H_2 〖PO〗_4〗^(1-)])/([H_3 〖PO〗_4]) ec.15
2,12-2,12=log ([〖H_2 〖PO〗_4〗^(1-)])/([H_3 〖PO〗_4]) ec.16
0=log ([〖H_2 〖PO〗_4〗^(1-)])/([H_3 〖PO〗_4]) ec.17
〖10〗^0=([〖H_2 〖PO〗_4〗^(1-)])/([H_3 〖PO〗_4]) ec.18
1= ([〖H_2 〖PO〗_4〗^(1-)])/([H_3 〖PO〗_4]) ec.19
[H_3...