Buffer y Tampones

 

Ácidos y bases: fuertes y débiles • Ácidos y bases fuertes : fuertes : son electrolitos fuertes

( se ionizan totalmente en solución ) débiles : son electrolitos débiles • Ácidos y bases débiles : ( se ionizan parcialmente en solución ) ( Independientemente de la concentración)

Acidos y bases fuer fuertes tes más conocidos conocidos   •Son relativamente pocos. •No hay equilibrio en equilibrio en sus reacciones de

disociación ( el equilibrio está desplazado hacia hacia la derecha)

 

Reacciones de Neutralización • La neutralización es la reacción

estequiométrica (1:1) de un ácido con estequiométrica ácido con una base para  para formar agua y agua y sal. base • La sal cor corresponde responde al m metal etal de la base co

el anión del ácido. HCl (ac)

+ NaOH (ac) = H2O + NaCl (ac)

HNO3 (ac) + KOH (ac) = H2O + KNO3 (ac) Prof.T Prof.Tatiana atiana Zuvic M.

 

Titulaciones • ¿Cómo podemos saber la concentración de

una solución desconocida que nos • interesa? Una de las alternativas es el método de

titulación. • En una titulación usamos una segunda solución setiene conoce como solución standard que y que ciertas características.

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Características de la solución standard • Tiene una sustancia que reacciona de una

manera definida con el soluto de la primera solución ( concentración desconocida ).

• Se conoce exactamente la concentración

de esta sustancia en la solución standard.

• El tipo de solución más conocida es la es la

Titulación Ácido-base  Ácido-base 

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Titulación :  : es la determinación de la concentrac • Titulación de una solución cuya concentración se desconoc mediante la adición de una segunda solución cuy concentración es conocida y que sufre una reac química de estequiometría conocida, al mezclar  con la solución de concentración desconocida.

Titulaciones Acido-Base

• concentración Una solución de ácido, cuya seun desconoce, se titul

con una solución de concentración conocida de una base (o viceversa).

 

Descripción de una titulación

Si tenemos una solución de HCl de concentración desconocida y una solución estándar de NaOH: • El proceso de titulación consiste en medir una

cantidad precisa de la solución de HCl.

• A esta solución se le agrega poco a poco

cantidades fijas de la solución estándar (en este caso de NaOH) hasta que el ácido se ha neutralizado completamente. completamente. Es decir, hasta que una cantidad estequiométricamente estequiométricamente equivalente de HCl y NaOH se hayan combinado.

• Esto se conoce con el nombre de punto de

equivalencia de la titulación.

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Descripción de una titulación •  Si conocemos la concentración de

la solución estándar y además conocemos precisamente la cantidad que hemos añadido para llegar a la equivalencia estequiométrica, podemos entonces determinar la cantidad de moles de HCl en el volumen original de la muestra. Prof.T Prof.Tatiana atiana Zuvic M.

 

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¿Cómo sabemos que hemos llegado al punto de equivalencia en un titulación? En este tipo de experimentos, se utilizan sustancias llamadas indicadores.  Por ej, indicadores. la fenoftaleina , que es incolora en soluciones ácidas  pero se cambia su color a rosado en soluciones básicas.  Prof.T Prof.Tatiana atiana Zuvic M.

 

Acidos débiles: débiles: •La mayoría de los ácidos son débiles , por lo que se ionizan sólo

parcialmente en solución.

•Ka : Constante de disociación del ácido, su magnitud indica la tende

del átomo de Hidrógeno a ionizarse.

•Mientras mayor es Ka , más fuerte es el ácido. •p Ka : - log Ka , inversamente relacionada con la fuerza de un ácido,

p Ka , menos fuer fuerte te es el ácido.

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Equilibrios de ácidos y bases débiles: •Muchos compuestos biológicamente

importantes contienen grupos ácidos o básicos débiles.

•La ionización de estos grupos variará con el

pH y con ello variará la función del compuesto.

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Par ácido- base conjugado : • Es un ácido y una base que difieren sólo en la

presencia o ausencia de un H+ b ase conjugada y viceversa. viceversa. • Todo ácido tiene una base

Extracción de H+

NO2 - + H3O+

HNO2  + H2O acido

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base

Base conj.

Adición de H+

Acido conj. 

 

Adición de H+ 

NH3  + H2O Base

Acido

NH4+  + OH

Ac conj.

Extracción de H+ 

-

Base conj. 

 

Algunos ácidos débiles y sus bases conjugadas

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Relación entre Ka , Kb  y Kw

• Los ácidos más fuertes tienen

las bases conjugadas más débiles. • Existe una relación cuantitativa entre ambos. • Consideremos el par ácido base conjugado NH4+ y NH3. Prof.T Prof.Tatiana atiana Zuvic M.

 

• Cuando se suman dos reacciones para da

una tercera , la constante de equilibrio de tercera reacción es igual al producto de l constantes de equilibrio de las dos reacciones que se sumaron. Reacción 1 + Reacción 2 = Reacción 3 Entonces : K1 X K2 = K3 En nuestro ejemplo: Entonces :

K1  = Ka K2  = Kb

Ka  X Kb = Kw 

 

Soluciones buffers ,tampones o “amortiguad “amor tiguadoras”: oras”:  •Son soluciones que no varían apreciablemente

el pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o base. amor tiguador resiste el cambio de pH, •Un amortiguador porque contienen tanto especie ácida que neutraliza los iones OH- una , como una básica que neutraliza los iones H+ . Estas especies ácida y básica no se deben consumir entre sí. Prof.T Prof.Tatiana atiana Zuvic M.

 

Ejemplo: la capacidad amortiguadora del plasma  El plasma tiene pH 7.4 ( 7.35 - 7.45) • Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de

suero fisiológico neutro, el pH desciende a pH 2. • Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de

plasma sanguíneo, el pH desciende sólo a pH 7.2. • Las soluciones amortiguadoras son

capaces de amortiguar los cambios de pH, por adición de un ácido o una base.

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Soluciones buffers ,tampones o “amortiguadoras”: 

Soluciones tampones: • un par conjugado ácido débil y una sal de ese

ácido débil , o • una base débil y la sal de esa base débil. Ej.: Par ác.acético-acetato, se puede preparar agregando acetato de sodio a una solución de ác. acético. Prof.T Prof.Tatiana atiana Zuvic M.

 

•Siguiendo con el ejemplo, Acido acético-acetato

de Sodio, Expresemos Ka y despejemos H+ :

CH3COOH Ka

H+

H+ + CH3COO-  CH3COO-

CH3COOH

H+

Ka

CH3COOH -

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CH3COO

hora apliquemos logaritmo

 

Ecuación de Henderson Hasselbach

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Dos características importantes de una solución soluci ón amortiguadora: •Capacida Capacidad d amortiguadora amortiguadora :  : cantidad de

ácido o base que el tampón es capaz de neutralizar , antes de que cambie su pH. Depende de las cantidades de ácido y su base conjugada de conjugada de las que está formado el tampón. Mientras mayor es la cantidad del par ácidobase conjugada, mayor es la resistencia al cambio de pH. pH :  : depende de la Ka del ácido y de las •pH concentraciones relativas de ácido y base del amortiguador amor tiguador..

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Algunas soluciones amortiguadoras o buffers importantes

fosfato • Sistema tampón fosfato diácido – fosfato monoácido HPO4-  - H2PO4-2

pKa alrededor de 7.0

• sistema tampón ácido carbónico -

bicarbonato. ( H2CO3-HCO3-)

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¿ En qué zona de pH una solución funcionará co buffer o tampon? •Depende del par conjugado ácido débil y la sal ese ácido débil , o del par base débil y la sal de base débil. La solución será mejor amortiguadora la zona de pH que sea más cercana a su valor de • Su máxima capacidad amortiguadora, ocurre

cuando: [aceptor de protones]=[dador de protones] o sea , cuando pH = pKa

 

De la ecuación HH, se puede inferir también:

•pKa de un ácido es el pH pH,, al cual éste está

50 % disociado. Expresado de otra manera : pH, al cual existen • pKa de un ácido es el pH, cantidades equimolares del ácido y de su base conjugada ( sal).