Quimica

El efecto del ión común y disoluciones reguladoras:
En el “agua pura”, o en una solución acuosa neutra, el pH es 7, indicando que [H+] = 10-7. Al agregar 0,001 mol de H+ a una solución neutra se eleva [H+] a 10-3, lo cual representa un pH de 3. [H+] ha aumentado 10 000 veces .
La adición de 0,001 mol de OH- a una solución neutra cambia el pH de 7 a 11 o sea [H+] ha disminuido 10 000 veces.Sin embargo, algunas soluciones tienen la capacidad de “consumir” H+ y OH- en grandes cantidades sin experimentar un cambio apreciable en el pH. Estas soluciones reciben el nombre de soluciones “buffer”, tampón, amortiguadoras o reguladoras.
En las reacciones de laboratorio, en procesos industriales y en los cuerpos de las plantas y animales, a menudo es necesario mantener un pH casi constante apesar de la adición de ácidos y bases. La capacidad transportadora de oxígeno de la hemoglobina en la sangre y la actividad de las enzimas en las células son muy sensibles al pH de los fluidos corporales. Nuestros cuerpos usan una combinación de compuestos conocida como sistema regulador para mantener el pH dentro de un margen estrecho.
La operatividad de una disolución reguladora depende delefecto del ión común, un caso especial del Principio de Le Chatelier.
El efecto del ión común.
El término efecto del ión común se usa para describir el comportamiento de una disolución en la que un mismo ión es producido por dos compuestos diferentes. Muchos tipos de disoluciones exhiben este efecto. Dos de los tipos que se encuentran con más frecuencia son:
1- Una disolución de un ácidodébil con una sal iónica soluble del ácido débil.
2- Una disolución de una base débil con una sal iónica soluble de la base débil.

Ácidos débiles con sales de ácidos débiles:
Considera una disolución que contiene ácido acético, CH3COOH, y acetato de sodio, NaCH3COO, una sal iónica soluble del ácido acético. El NaCH3COO está completamente disociado en sus iones constituyentes, pero el CH3COOH sóloestá parcialmente ionizado.
NaCH3COO Na+ + CH3COO-
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
Tanto el CH3COOH como el NaCH3COO son fuentes de iones CH3COO-. El NaCH3COO completamente disociado proporciona un elevado [CH3COO-]. Esto desplaza el equilibrio de ionización del CH3COOH muy a la izquierda a medida que el CH3COO- se combina con el H3O+ para formarCH3COOH no ionizado y H2O. El resultado es un descenso drástico de la [H3O+] en disolución.
Las disoluciones que contienen un ácido con una sal del ácido débil son siempre menos ácidas que las disoluciones que contienen la misma concentración del ácido débil solamente.

Ejemplo: Disoluciones reguladoras de ácido débil / sal de ácido débil.
Calcula la concentración de H3O+ y el pH deuna disolución 0,10 M de CH3COOH y 0,20 M de NaCH3COO.






















El cálculo de [H3O+] en disoluciones que contienen tanto un ácido débil como la sal del ácido débil se puede simplificar mucho. Escribamos la ecuación para la ionización de un ácido monoprótico débil y su Ka de la siguiente manera:
HA + H2O H3O+ + A-
Resolviendo para [H3O+]tenemos:
Ahora imponemos dos condiciones:
1) Las concentraciones tanto del ácido débil como de su sal tienen ciertos valores razonables, digamos que mayores de 0,050 M
2) La sal contiene un catión monovalente.
Bajo estas condiciones la concentración del anión, [A-], en la disolución puede suponerse que es la misma que la concentración de la sal. Con estas restricciones la expresiónprecedente para [H3O+] se convierte en:

[ácido] es la concentración del ácido débil no ionizado (en la mayor parte de los casos, esta es la concentración total del ácido) y [sal] es la concentración de la sal.
Si tomamos logaritmos a ambos lados de la ecuación precedente, obtenemos:
Multiplicando por -1 da:
Reordenando tenemos: Esta ecuación se conoce con el...