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EQUILIBRIOS EN SOLUCION ACUOSA Y VOLUMETRIA ACIDO-BASE (2da. Parte)

Efecto del ion común
¿Qué ocurre cuando se adiciona NaC2H3O2 (acetato de sodio, que se puede abreviar como NaAc) a una solución de HC2H3O2 (ácido acético, que se puede escribir HAc)? Puesto que el C2H3O2- (acetato, Ac-) es una base débil, no es sorprendente que el pH de la solución aumente, es decir [H+] disminuye. Sinembargo, es interesante examinar este efecto desde la perspectiva del principio de Le Chatelier.

NOTA: Recordemos que el principio de Le Chatelier se puede enunciar como sigue: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de laperturbación).

Al igual que casi todas las sales, el NaC2H3O2 es un electrolito fuerte. En consecuencia, se disocia totalmente en solución acuosa para formar iones Na+ y C2H3O2-. En cambio, el HC2H3O2 es un electrolito débil que se ioniza como sigue:
HC2H3O2 (ac) ↔ H+ (ac) + C2H3O2- (ac)
La adición de C2H3O2-, proveniente de la disociación del NaC2H3O2, hace que este equilibrio se desplace a laizquierda, con lo que disminuye la concentración de equilibrio de H+ (ac).
HC2H3O2 (ac) ↔ H+ (ac) + C2H3O2- (ac)
La adición de C2H3O2- desplaza el equilibrio y reduce [H+]

La disociación del ácido débil HC2H3O2 disminuye cuando agregamos el electrolito fuerte NaC2H3O2, que tiene un ion en común con él. Podemos generalizar esta observación, que se describe como el efecto del ion común: la disociaciónde un electrolito débil disminuye cuando se agrega a la solución un electrolito fuerte que tiene un ion en común con el electrolito débil.
La disociación de una base débil también disminuye por la adición de un ion común. Por ejemplo, cuando se agrega NH4+ (del electrolito fuerte NH4Cl, por ejemplo) el equilibrio de disociación del NH3 se desplaza a la izquierda, con lo que disminuye laconcentración de equilibrio de OH- y se reduce el pH:
NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac)
La adición del NH4+ desplaza el equilibrio y reduce [OH-]


Soluciones amortiguadoras o buffer

Se denomina de esta manera a las soluciones que contienen mezclas de un ácido débil y una sal del mismo, o una base débil y su sal, y que poseen la característica de resistir o amortiguar cambios bruscosde pH, que pudieran ser provocados por el agregado de un ácido o base fuerte.
Supongamos que una solución posee un ácido débil, AH, y una sal cuyo anión es común al del ácido: AM. Se producen los siguientes procesos:

AH A- + H+ (1)

AM A- + M+ (2)

El mecanismo de amortiguamiento puede explicarse cualitativamente dela siguiente manera: la sal AM provee una concentración considerable de iones A-, lo que provoca un desplazamiento del equilibrio (1) hacia la izquierda, de modo que la solución contiene alta concentración de ambas formas: asociada y disociada. El equilibrio (1) puede desplazarse en uno y otro sentido, según se introduzca en la solución un ácido, en cuyo caso se desplazará hacia la izquierda; ouna base, en cuyo caso, mediante la eliminación de H+ por formación de H2O, provocará un desplazamiento hacia la derecha.
Se puede calcular el pH de la solución planteando Ka:

[pic]

por lo dicho anteriormente, la concentración de A- es prácticamente igual a la concentración de la sal AM, puesto que se encuentra totalmente disociada, y el aporte de dicho anión por ladisociación de AH es despreciable; a su vez, la concentración de AH es prácticamente igual a la del ácido, pues, como vimos, su disociación es despreciable, por lo tanto:
[pic]
[pic]
y despejando: [H+ ] = Ka .[ácido]/[sal]

La relación entre el pH y la cantidad del  ácido y la sal presentes en la solución, se comprenden mejor estudiando los diagramas de...
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