SOLUCIONES REGULADORAS DE PH (QUIMICA ANALÍTICA)
danireth20 de Septiembre de 2011
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SOLUCIONES REGULADORAS DE pH
Lic. Ana María Martín
Introducción
Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa
necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que
ocurran otras reacciones no deseadas.
Las soluciones reguladoras o “buffer” son capaces de mantener la acidez o
basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual
tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.
Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido / base
conjugado en concentraciones apreciables. (Mayores que 10
– 2
M)
Se puede preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido
débil y una sal de su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido
conjugado); también se puede obtener una solución reguladora haciendo
reaccionar parcialmente (por neutralización) un ácido débil con una base fuerte,
o una base débil con un ácido fuerte.
Una vez formada la solución reguladora, el pH varía poco por el agregado de
pequeñas cantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su
capacidad reguladora por el agregado de agua (dilución)
Ecuación de Henderson - Hasselbach o Ecuación Buffer
Consideremos un ácido monoprótico débil: HA, de constante Ka, con una
concentración Ca, y una sal de su base conjugada NaA de concentración Cb.
Dado que la especie química A está presente en la solución como el anión A
-
y
como el ácido HA, se puede expresar la condición de conservación de materia:
[A
-
] + [HA] = Ca + Cb (1)
[Na
+
] = Cb
La condición de electro neutralidad de la solución es:
[Na
+
] + [H3O
+
] = [HO
-
] + [A
-
]
Reemplazando [Na
+
] resulta:
Cb + [H3O
+
] = [HO
-
] + [A
-
]
Reordenando queda:
[A
-
] = Cb + ([H3O
+
] - [HO
-
]) (2)
Reemplazando (2) en (1) y reordenando se deduce:
[HA] = Ca - ([H3O
+
] - [HO
-
]) (3)
Sustituyendo en:
[H3O
+
] [A
-
] [H3O
+
] (Cb + [H3O
+
] - [HO
-
])
Ka = —————— = ———————————————
[HA] Ca - [H3O
+
] + [HO
-
]
Para que la solución funcione como reguladora efectiva, Ca y Cb deben ser
mayores de 10
– 2
M y además se debe cumplir que 0,1< Ca
/ Cb<10
En consecuencia se puede desestimar [H3O
+
] y [HO
-
] frente a Ca y Cb, por lo
cual la expresión anterior se reduce a:
[H3O
+
] Cb
Ka = ——————
Ca
Aplicando a ambos miembros el operador p (-log) y reordenando resulta:
pH = pKa – log Ca / Cb
De igual manera, si consideramos una solución de base débil B, de constante
Kb, con una concentración Cb, y una sal de su ácido conjugado BHCl de
concentración Ca.
La condición de conservación de materia es:
[B] + [HB
+
] = Ca + Cb (4)
[Cl
-
] = Ca
La condición de electro neutralidad es:
[HB
+
] + [H3O
+
] = [HO
-
] + [Cl
-
]
Reemplazando [Cl
-
] resulta:
[HB
+
] + [H3O
+
] = [HO
-
] + Ca
Reordenando queda:
[HB
+
] = Ca + ([HO
-
] - [H3O
+
]) (5)
Reemplazando (5) en (4) y reordenando se deduce:
[B] = Cb – ([HO
-
] - [H3O
+
]) (6)
Teniendo en cuenta que:
[HB
+
] [HO
-
] [HB
+
] Kw
Kb = =
[B] [B] [H3O
+
]
Kw [B] [H3O
+
]
Ka = =
Kb [HB
+
]
[H3O
+
] (Cb – [HO
-
] + [H3O
+
])
Ka =
Ca + [HO
-
] - [H3O
+
]
Considerando las condiciones que Ca y Cb deben ser mayores de 10
–2
M y
además que 0,1< Ca
/ Cb<10
Y desestimando [H3O
+
] y [HO
-
] frente a Ca y Cb resulta:
Cb
Ka = [H3O
+
] ——
Ca
De donde se puede llegar a
pH = pKa – log (Ca / Cb)
Ejemplo 1
Calcule el pH de 0,500 mL de una solución reguladora, que se prepara
disolviendo en agua 2,40 g de NaH2PO4 y 5,68 g de Na2HPO4 llevando a
volumen en matraz aforado de 500 mL
Datos: Ka2 = 6,17 x 10
– 8
Mr
NaH2PO4 = 120 Mr
Na2HPO4 = 142
n° moles NaH2PO4 = 2,40 g / 120 g mol
–1
=0,020 mol
Molaridad NaH2PO4 = 0,020 mol / 0,500 L = 0,040 M = Ca (H2PO4
-
)
n° moles Na2HPO4 = 5,68 g / 142 g mol
–1
= 0,031 mol
Molaridad Na2HPO4 = 0,031 mol / 0,500 L = 0,062 M = Cb (HPO4
2-
)
Como Ca y Cb son mayores de 10
– 2
M y Ca / Cb = 0,645 está dentro del rango
0,1 – 10 se puede usar la Ecuación de Henderson
pH = pKa – log Ca / Cb = 7,21 – log 0,040 / 0,062 = 7,40
Respuesta: pH = 7,40
Ejemplo 2
¿Qué volumen de NaOH 2,00 M se debe agregar a 300 mL de solución 0,30 M
de ácido glicólico, de manera de obtener una solución reguladora de pH =4,00?
Ka = 1,50 x 10
– 4
NaOH es una base fuerte por lo tanto estará totalmente disociada en solución.
El aumento de iones HO
-
afecta al equilibrio:
Ácido glicólico + H2O H3O
+
+ glicolato
Ya que neutraliza a los H3O
+
, desplazándose hacia un aumento de la
concentración de glicolato y una disminución de la concentración de ácido
glicólico.
Conservación de materia:
[Hglic] + [ glic
-
] = Ca + Cb = 0,300 L x 0,30 M / (0,300 L + Vbf
)
[Na
+
] = Vbf
x 2,00 M / (0,300 L + Vbf
) (7)
Condición de electro neutralidad:
[Na
+
] + [H3O
+
] = [ glic
-
] + [HO
-
]
Vbf
x 2,00 M / (0,300 L + Vbf
)+ [H3O
+
] = [ glic
-
] + [HO
-
]
[H3O
+
] y [HO
-
] se desestiman frente a Ca y Cbf
, por lo tanto:
[ glic
-
] = Vbf
x 2,00 M / (0,300 L + Vbf
)
Reemplazando en (7) y reordenando:
[Hglic] = [0,300 L x 0,30 M / (0,300 L + Vbf
)] - [Vbf
x 2,00 M / (0,300 L + Vbf
)]
[Hglic] = (0,300 L x 0,30 M - Vbf
x 2,00 M) / (0,300 L + Vbf
)
El pH de la solución final es:
pHf = pKa – log ([Hglic] / [ glic
...