Desarrolo

EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS

Parte II

I.- Fundamento teórico

1.1 Fuerza de los ácidos y las bases

Las especies intermedias de la disociación de ácidos polipróticos pueden comportarse como ácidos y como bases, ya que pueden ceder y captar protones. Estas especies se denominan anfóteras.

La fuerza de una especie como ácido o como base es en realidad la medida de la extensión con que se produce su reacción ácido-base con el disolvente. En el caso del disolvente agua un ácido es tanto más fuerte cuanto más desplazada esté la reacción:

HA + H2O  A- + H3O+

La medida del desplazamiento de la reacción está dado por la constante de disociación del ácido Ka:

Ka =

Si Ka es alta el ácido es fuerte, son sustancias que se ionizan totalmente al (100%) cuando se disuelven con el agua cediéndole protones. Si Ka es baja, el ácido es débil, cede difícilmente protones al agua. Ácidos fuertes son: HCl, H2SO4, HNO3, HClO4, etc., y ácidos débiles son: HAc (ácido acético), H2CO3, HCN, H3BO3, etc.

Si un ácido es fuerte la reacción es irreversible está desplazada totalmente hacia la derecha y su base conjugada es débil ya que no es capaz de desplazarse hacia la izquierda. Esto también es aplicable a las bases. Ejemplo:

HCl + H2O  Cl- + H3O+

Si el disolvente no es agua la fuerza del ácido o de la base depende de la fuerza del disolvente. En un disolvente más básico que el agua, todos los ácidos serán más fuertes y las bases más débiles.

La fuerza de una base se corresponde con la extensión con que se produce su reacción ácido-base con el disolvente; con agua es la reacción de captación de protones por la base:

A- + H2O  HA + OH-

Se puede conocer la extensión de la reacción a partir de la constante de equilibrio Kb:

Kb =

Respecto a los valores de Kb y la fuerza de las bases se pueden hacer las mismas consideraciones que se hicieron para Ka y la fuerza de los ácidos. Valores altos de Kb corresponden a bases fuertes y valores bajos a bases débiles.

1.5 Autoprotólisis del agua

El disolvente agua es una sustancia anfotera muy débil, o sea genera escasos iones, siendo por esto un electrolito muy débil (bajisima conductividad eléctrica) es decir puede comportarse como ácido y como base frente a especies básicas y ácidas respectivamente. También puede reaccionar consigo misma en un proceso ácido-base de autoprotólisis:

H2O (ácido 1) + H2O (base 2)  H3O+ (ácido 2) + OH- (base 1)

Esta reacción expresa el equilibrio de autoprotólisis o de disociación del agua, cuya constante de equilibrio, que denominaremos Kw, vale:

Kw = [H+]•[OH-] = 10-14 (a 25 ºC)

Cuanto más alta sea la temperatura mayor será el valor de la constante de ionización (la constante de autoprotólisis del agua: Kw (18ºC) = 0.58•10-14, Kw (50ºC) = 5.5•10-14).

Si el agua contiene disueltas especies ácidas su concentración en iones H+ será mayor que en iones OH-. Si contiene bases la concentración de iones H+ será menor que la de OH-: medio ácido: [H+] > [OH-]

medio neutro: [H+] = [OH-] = 10-7

medio básico: [H+] < [OH-]

La concentración de protones suele expresarse de forma logarítmica mediante el concepto de pH, análogamente se puede expresar la concentración de iones OH-:

pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] pH + pOH = 14

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O BUFFERS

Es una solución que se forma por la mezcla de una sustancia débil (ácido o base) con una sal correspondiente. Esta mezcla tiene la cualidad de evitar el cambio brusco del PH cuando se agrega un poco de ácido o base fuerte. Tiene aplicación en muchos medicamentos también la sangre humana es un sistema amortiguado PH=7.45 .

II.- Procedimiento experimental

Experimento N 5.- Preparación de soluciones básicas patrones (estándares) mediante

...