Efecto del ión común en equilibrio ácido-base y disoluciones amortiguadoras

Efecto del ión común en equilibrio ácido base y disoluciones amortiguadoras • Efecto del ión común: proceso que describe la adición de un compuesto, que al disociarse produce un ión común con las especies químicas en equilibrio. Ocurre un reordenamiento para alcanzar el equilibrio, el cual se basa en el Principio de Le Chatelier. • Principio de Le Chatelier: Si se impone a un sistema en equilibrio un cambio de condiciones, el sistema sufre un reajuste para anular o contrarrestar el efecto del cambio". (Ayres, 1970); por lo que el sistema responde oponiéndose al cambio y alcanzando un nuevo equilibrio. Fuente: Elaboración Bessie Oliva. • Requisitos para que se pueda llevar a cabo el proceso del efecto del ión común: Para que se dé el efecto del ión común aplicaremos tres reglas: 1. Debe existir un equilibrio. 2. Debe ser una sal soluble en agua al 100%. 3. Con el efecto del ión común: ▪ Ácido débil, la solución se hace menos ácida. ↓ [H+ ] ↑pH ↓ pOH ▪ Base débil, la solución se hace menos básica. ↓ [OH- ] ↓ pH ↑pOH La presencia de un ión común disminuye la ionización de un ácido débil o una base débil. Disolución de ácido débil o disolución de base débil Electrolito fuerte que tiene un ión común con el electrolito débil Modificación del equilibrio ácidobase • EJEMPLO ION COMUN • Se agrega una fuente de iones acetato al sistema, la concentración de iones hidronio ya no coincide con la concentración de iones acetato. • La disolución final tiene una acidez menor, por el consumo del ion hidronio de la disolución. • ↓ [H+ ] ↑pH • EJEMPLO ION COMUN • Existe un desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ion común con la sustancia disuelta. • Disminuye la basicidad de la disolución final. • ↓ [OH- ] ↓ pH HC 2 H 3 O2(ac) ⇄ H + (ac) + C 2 H 3 O2 - (ac) NaC 2 H 3 O2(ac) → Na + (ac) + C 2 H 3 O2 - (ac) NH 4 OH(ac) ⇄ NH 4 + (ac) + OH - (ac) NH 4 Cl(ac) → NH 4 + (ac) + Cl - (ac) Debido a que se observa por el efecto de ion común cambios en el pH, es necesario contar con una ecuación que permita calcular el nuevo pH observado. Para esto los científicos Lawrence Joseph Henderson y Karl Albert Hasselbalch, en diferentes momentos de la historia iniciaron un trabajo que se concretó en la ecuación conocida como Henderson-Hasselbach. Se presenta a continuación la ecuación para un sistema con naturaleza ácida: Depende de: • La naturaleza del ácido (Ka) • La concentración del ácido y la sal en la disolución Se presenta a continuación la ecuación para un sistema con naturaleza básica: Depende de: • La naturaleza de la base (Kb) • La concentración de la base y la sal en la disolución • Disoluciones Amortiguadoras Una disolución amortiguadora consiste en una mezcla de un ácido débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido conjugado a concentraciones o relaciones predeterminadas. Es una mezcla de un ácido débil y su sal o una base débil y su sal. También se les denomina: disolución buffer o disolución tampón. o Propiedades y características ▪ Resisten cambios de pH. ▪ Al agregar ácido o base en la disolución se opone a la modificación de la concentración de los iones hidronio o hidroxilo. • Requisitos para preparar una disolución amortiguadora ▪ Debe contener un componente ácido, es decir, un donador de protones que reacciona con los iones hidroxilo. ▪ Debe contener un componente básico, es decir, un receptor de protones que reaccionan con los iones hidronio. ▪ El componente ácido y el componente básico, no deben reaccionar entre sí, es decir, no deben neutralizarse. ▪ El ácido débil o base débil que conforma la solución debe poseer un pKa o un pKb aproximado al pH deseado. (Para fines de este curso sólo se van a trabajar con ácidos y bases débiles; pues también existen disoluciones amortiguadoras de ácidos y bases fuertes). • Relación entre las concentraciones molares de una disolución amortiguadora ▪ La relación ideal de las concentraciones molares de un ácido débil y su base conjugada es: HA = A - . ▪ Es aceptable una variación en dicha relación, en un intervalo entre: está entre 0,1 y 10 [HA] [A ] − ▪ Esta limitación es debido al error apreciable generado fuera de este intervalo. • Variación del valor de pH en una disolución amortiguadora, según la relación entre las concentraciones molares de sus componentes ▪ Cuando las concentraciones de las especies son iguales: pH = pKa + log ([B]/[A]) Cuando [B] = [A] pH = pKa + log (1) pH = pKa ▪ Cuando las concentraciones son: [A] [B] (10:1) pH = pKa + log ([B]/[A]) Cuando 10 [B] = [A] pH = pKa + log (0,10) pH = pKa - 1 ▪ Rango de acción de un amortiguador: pH = pKa +/- 1 • La acción reguladora de las disoluciones amortiguadoras depende de: ▪ Efecto de la dilución. ▪ Efecto de la adición de ácidos y bases. ▪ Capacidad de amortiguamiento • Preparación de Amortiguadores Forma 1: • Elección del par conjugado en función del pH/pOH. • Adicionar la proporción necesaria, de los pares conjugados (ácido/sal o sal/base) para alcanzar el valor de pH/pOH deseado y la capacidad amortiguadora). Forma 2: • Elección del par conjugado en función del pH/pOH. • Al ácido débil (base débil), agregar suficiente base fuerte (ácido fuerte), para generar la base conjugada correspondiente en la cantidad suficiente para alcanzar el pH/pOH deseado. • Capacidad amortiguadora, β Es una medida de la resistencia de la disolución a cambiar el pH, cuando se añade un ácido o una base fuerte. La capacidad de una disolución amortiguadora se define como: 𝛽 = − 𝑑𝐴 𝑑𝑝𝐻 = 𝑑𝐵 𝑑𝑝𝐻 𝛽 = 2,3 𝐶𝑎𝐶𝑏 𝐶𝑎 + 𝐶𝑏 Donde Ca y Cb son las concentraciones de las especies del amortiguador necesarias para resistir un cambio de una unidad de pH.