QUÍMICA ANALÍTICA

CUALITATIVA
DOCENTE: Mg. Lizbeth Chacon
SESIÓN 10:
CICLO: 2024-N
GRADO DE DISOCIACIÓN. CONSTANTES DE
IONIZACIÓN (KA, PKA, KB, PKB). PH, POH.
DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO IÓNICO.
SOLUCIONES BUFFER
Un electrolito es una sustancia que, al disolverse en agua, es
capaz de conducir corriente eléctrica.

Un no electrolito es una sustancia que, al disolverse en agua,

no es capaz de conducir corriente eléctrica.

No electrolito Electrolito débil Electrolito fuerte

4.1
 ELECTROLITOS
Pueden ser:
• Fuertes: Se ionizan completamente o casi
completamente. La reacción es irreversible.
Por ejemplo
HCL H+ + Cl-
Débiles: Están parcialmente ionizados.
La reacción es reversible. Por ejemplo:
NH3 + H2O NH4+ + OH -

4
 CLASIFICACION DE LOS ELECTROLITOS

FUERTES DEBILES
los ácidos inorgánicos Muchos ácidos
como HNO3, HClO4, H2SO4, inorgánicos como H2CO3,
H3BO3,H3PO4,H2S, H2SO3
HCl, HI, HBr, HClO·, HBrO3
Los hidróxidos alcalinos La mayoría de los
y alcalinotérreos ácidos orgánicos
La mayoría de las sales Amoniaco y la mayoría
de las bases orgánicas

7
Reacción de
zinc con un
ácido fuerte
y un ácido
débil
EQUILIBRIO DE ÁCIDOS Y
BASES
El ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua

La base de Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua

Una base de Brønsted es una sustancia que puede aceptar un protón.

Un ácido de Brønsted es una sustancia que puede donar un protón.

base ácido
Una extensión de la definición de Brönsted de ácidos y bases es:
PAR CONJUGADO ÁCIDO -BASE
Ácido Conjugado de una base de Brönsted: resulta de la adición de 1 protón a una base de Brönsted.
Base Conjugada de un ácido de Brönsted: especie que resulta cuando el ácido pierde 1 protón

NH3 es la base y su ácido conjugado es el NH4+(dona 1 protón en rxn inversa)

H2O es el ácido (donador de iones H+) y su base conjugada es el OH-

CH3COOH es el ácido (donador de iones H+) y su base conjugada es el ion acetato

H2O es la base y su ácido conjugado es el Ion H3O+(dona 1 protón en rxn inversa)
 Ejemplos de pares conjugados

Par conjugado

Ácido + Base Base + Ácido

Par conjugado
1 HF + H2O F– + H3O+

2 HCOOH + CN– HCOO– + HCN

3 NH4+ + CO32– NH3 + HCO3–

4 H2PO4– + OH– HPO42– + H2O

5 H2SO4 + N2H5+ HSO4– + N2H62+

6 HPO42– + SO32– PO43– + HSO3–

 Identificación de pares conjugados ácido-base

Problema: Las siguientes reacciones químicas son importantes en procesos

industriales. Identifique los pares conjugados ácido-base.
a) HSO4–(ac) + CN–(ac) SO42–(ac) + HCN(ac)
b) ClO–(ac) + H2O(l) HClO(aqc) + OH–(ac)
c) S2–(ac) + H2O(ac) HS–(aqc) + OH–(ac)

Plan: Para encontrar los pares conjugados, encontramos las especies que
donan un H+ y las especies que lo aceptan. El ácido (o base) a la izquierda
se convierte en su base conjugada (o ácido) a la derecha.
Solución:

a) El protón es transferido del sulfato al cianuro, por tanto:

HSO4–(ac)/SO42–(ac) y CN–(ac)/HCN(ac ) son los pares ácido-base.
b) El agua cede un protón al anión hipoclorito, por tanto:
ClO–(ac)/HClO(ac) y H2O(l) / OH–(ac ) son los pares ácido-base.
c) Uno de los protones de agua se transfiere al ion sulfuro, por tanto:
S2–(ac)/HS–(ac) y H2O(l)/OH–(ac) son los pares ácido-base.
FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES

Cualitativamente puede decirse que la

fuerza de un ácido se mide por la
tendencia de ceder H+ y la de una base
por la intensidad con que acepta
Cuantitativamente estas tendencias
pueden expresarse por la constante de
equilibrio ( Ka y Kb)
Acido y bases fuertes
ÁCIDOS FUERTES: se disocia completamente en el agua y el pH depende
solamente de la concentración del ácido disuelto.
HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4, etc..

HCl (ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + Cl-(ac)

HNO3(ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + NO3-(ac)
HClO4(ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + ClO4-(ac)
H2SO4(ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + HSO4-(ac)

HA (ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + A-(ac)

Ka= indeterminada
pH= depende solo de la cantidad de HA

Si un ácido es fuerte y cede fácilmente protones al agua, la reacción inversa no

se produce debido a que a un ácido fuerte te corresponde una base conjugada
débil muy débil o de nula basicidad.
BASES FUERTES: se ionizan completamente en el agua. Hidróxidos de los
metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos. Kb es indefinida.

B + H2O  BH+ + OH-

NaOH(s) + H2O(l)  Na+(ac) + OH-(ac)
KOH(s) + H2O(l)  K+(ac) + OH-(ac)
Ba(OH)2(s) + H2O(l)  Ba+2(ac) + 2OH-(ac)

Kb= indeterminada
pOH= depende solo de la cantidad de B

Si una base es fuerte y cede fácilmente iones hidroxilos al agua, la reacción

inversa no se produce debido a que a una base fuerte te corresponde un ácido
conjugado muy débil o de nula acidez
 ACIDOS Y BASES FUERTES
• La ionización del HCl en disolución acuosa es
completa por ser ácido fuerte y tiene una
gran tendencia a ceder el protón
HCl (g) + H2O H3O+(ac) + Cl- (ac)
• El agua es una base lo suficientemente fuerte
como para aceptar protones de un acido en
una reacción que tiene lugar de forma
completa.
• Se dice que el agua tiene un efecto nivelador
sobre los ácidos.
14
Acido y bases débiles
 CONSTANTES DE EQUILIBRIO Ka y Kb
El pH para diferentes ACIDOS que están a una misma concentración puede diferir debido a su
capacidad de disociación, por lo que el pH NO es una medida útil al hablar de A. DEBILES
ÁCIDOS DEBILES: se ionizan de forma limitada en el agua, y son la mayoría. El pH
depende de la concentración y de la capacidad de disociación (Ka).
HF, CH3COOH, NH4+
HA (ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + A-(ac)
CTE. ACIDEZ
Ka= [H3O+][A-] Ka= [H+][A-]
[HA] [HA]
pOH = -log [OH-]
pH = -log [H+]
La disociación progresa hasta que se
Ka= Es la constante de ionización de un ácido alcanza un equilibrio, que puede
Constante de acidez o constante de disociación pKa= -log Ka definirse con una constante
Ka>1 HA se disocia mucho y será más fuerte de acidez
Ka<1 HA se disocia poco y será más débil

Ka fuerza del ácido [H+] en equilibrio

 BASES DEBILES: si no se disocia la base al 100% es una base débil.
Se ionizan de forma limitada en el agua y son la mayoría. El pH depende de
la concentración y de la capacidad de disociación (Kb). HF, CH3COOH, NH3

B + H2O  BH+ + OH-

Kb= [BH+][OH-]
[B] pKb= -log Kb
CTE. basicidad
La disociación progresa hasta que se
alcanza un equilibrio, que puede
Es la constante de ionización de una base definirse con una constante
Constante de basicidad o constante de disociación De basicidad
Kb>1 se disocia mucho y será más fuerte
Kb<1 se disocia poco y será más débil
Kb fuerza de la base [OH-] en equilibrio
 PORCENTAJE DE IONIZACIÓN
Concentración del ácido ionizado en equilibrio
Porcentaje de ionización = x 100%
Concentración inicial del ácido

Para un ácido monoprótico HA

[H+]
Porcentaje de ionización = x 100% [HA]0 = concentración inicial
[HA]0
 RELACIÓN ENTRE Ka y Kb
Para un PAR ÁCIDO– BASE CONJUGADO
Los valores de Ka y Kb tienen cierta relación.
Esta relación quedará clara si realizamos el producto KaKb

Kw= Ka Kb=1,0x10-14

pKa + pKb = pKw = 14

“Entre más fuerte sea un ácido más débil será su base conjugada” Ka entonces Kb
“Entre más fuerte sea una base mas débil será su ácido conjugado” Kb entonces Ka
• No se debe confundir un ácido débil
con un ácido diluido. Un ácido débil
tiene una Ka pequeña , y un ácido
diluido tiene una concentración baja.
• Es posible tener un ácido diluido,
fuerte o un ácido concentrado, débil.

15
 La relación entre Ka y pKa

Nombre del ácido (Fórmula) Ka a 25oC pKa

Ion sulfato ácido (HSO4–) 1.02 x 10–2 1.991

Ácido nitroso (HNO2) 7.1 x 10–4 3.15

Ácido acético (CH3COOH) 1.8 x 10–5 4.74

Ácido hipobromoso (HBrO) 2.3 x 10–9 8.64

Fenol (C6H5OH) 1.0 x 10-10 10.00

Relaciones
entre

MÁS BÁSICO
BÁSICO
[H3O+],
pH, [OH–]
y pOH
NEUTRO
MÁS ÁCIDO

ÁCIDO
 El significado de Ka, la constante de disociación del ácido
Para la ionización de un ácido, HA:
HA(aqc) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac)

[H3O+] [A–] Como la concentración de agua es alta y no

Kc = cambia significativamente durante la reacción,
[HA] [H2O]
su valor es absorbido en la constante.
Por tanto:
Ka = [H3 O+] [A-] A mayor fuerza del ácido, mayor es la [H3O+]
[HA] en el equilibrio, y mayor es la Ka:
Ácido más fuerte alta [H3O+] mayor Ka
Para un ácido débil con una Ka relativamente alta (~10-2 ), una
solución 1 M tiene ~10% de las moléculas de HA disociadas.
Para un ácido débil con una Ka moderada (~10-5 ), una solución
1 M tiene ~ 0.3% de las moléculas de HA disociadas.
Para un ácido débil con una Ka relativamente baja (~10-10 ), una
solución 1 M tiene ~ 0.001% de las moléculas de HA disociadas.
 APLICACIONES DE LAS CONSTANTES DE DISOCIACION
ÁCIDO-BASE

• Cuando un ácido débil o una base débil se disocian

en agua, ocurre una disociación parcial. Por ej el
• HNO2 + H2O H3O+ + NO2-

• Ka = [H3O+ ][NO2 -]
[HNO2]

• El H2O no aparece en el denominador por que la

concentración de ella es muy grande comparada
con la del ácido y su disociación no altera la [H2O]

50
Bases débiles y constantes de ionización de bases

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+(ac) + OH- (ac)

[NH4+][OH-]
Kb =
[NH3]

Kb es la constante de ionización de las bases

Fuerza de
Kb
Bases
Débiles
Resuelve problemas de bases débiles como
ácidos débiles, pero resuelve para [OH-] en vez
de [H+].
CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE PARES CONJUGADOS
ÁCIDO-BASE
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Ka

A- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HA (ac) Kb

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kw

Relación Ácidos débiles y su base conjugada

KaKb = Kw

Kw Kw
Ka = Kb =
Kb Ka
 CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARES ÁCIDO-BASE
CONJUGADOS

En las siguientes ecuaciones

• NH3 + H2O NH4+ + OH- Kb = [NH4+ ][OH -]

[NH3]
• NH4+ +H2O NH3 + H3O+ Ka = [NH3][H3O+ ]
[NH4+ ]
• Kb* Ka = [H3O+ ] [OH-] pero Kw= [H3O+ ] [OH-]
Relación de la Base y su ácido conjugado
Kw = Kb* Ka
51
Constante ácida:
Una constante de disociación ácida, Ka,
(también conocida como constante de
acidez, o constante de ionización ácida)
es una medida cuantitativa de la fuerza
de un ácido en solución.
Es la constante de equilibrio de una
reacción conocida como disociación en
el contexto de las reacciones ácido-base
Constante bàsica:
Una constante de disociación básica, Kb,
(también conocida como constante de
ionización básica) es una medida
cuantitativa de la fuerza de una base en
solución.
Es la constante de equilibrio de una
reacción conocida como disociación en el
contexto de las reacciones ácido-base
 NEUTRALIZACION
• Una reacción de neutralización es una
reacción entre un acido y una base.
• Generalmente, en las reacciones acuosas
ácido-base se forma agua y una sal.
• Así pues, se puede decir que la neutralización
es la combinación de iones hidrógeno y de
iones hidróxido para formar moléculas de
agua. Durante este proceso se forma una sal.

44
NEUTRALIZACION

• Las reacciones de neutralización son

generalmente exotérmicas, lo que significa
que producen calor.
• Generalmente la siguiente reacción ocurre:

ácido + base → sal + agua

45
 ESPECIES ANFOTERAS

• Especies que tienen propiedades ácidas y

básicas.
• Los disolventes anfóteros se comportan como
ácidos en presencia de solutos básicos y
como bases en presencia de solutos ácidos
• El agua puede actuar como una base o un
ácido.

46
 ESPECIES ANFOTERAS
• Son también anfóteros por naturaleza
los iones intermedios de los ácidos
polipróticos.
• Los ácidos polipróticos no ceden de una
vez y con la misma facilidad todos los
protones , sino que lo hacen de forma
escalonada.

47
 ESPECIES ANFOTERAS

• Los disolventes anfóteros experimentan auto

ionización o autoprotolisis para formar un par
de especies iónicas. Es una reacción
espontánea.
• base1 + ácido2 acido1 + base2
H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH-.

48
 Existen algunos ácidos conocidos como
polipróticos, tales como el ácido carbónico
que tiene dos protones que se pueden
separar de la molécula; otros como el ácido
fosfórico ó el cítrico, pueden perder tres
protones.
Estos protones se separan de a uno de la
molécula, de modo que hay una serie de
etapas de disociación.

22
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
•Estos ácidos pueden donar 2, 3 ó más protones por molécula.
•Se ionizan por etapas
•Se puede escribir 1 expresión de la constante de ionización para cada etapa
•Deben utilizarse 2 o mas expresiones de la constante de equilibrio para
calcular las concentraciones de las especies en la disolución del ácido.
•La 1ra. Constante de ionización es mucho mayor que la segunda, y así
sucesivamente.

•La base conjugada de la 1ra etapa de ionización se convierte en el ácido de

la 2da etapa de ionización “anfolitos”

H2SO4  H+ + HSO4- disociación completa

HSO4-  H+ + SO4-2 no es completa la disociación Ka= 5x10-2
Las tres etapas de disociación del ácido fosfórico son:
Primera etapa: H3PO4 + H2O ⇋ H3O+ + PO4H2–
Segunda etapa: PO4H2– + H2O ⇋ H3O+ + PO H 2-
4
Tercera etapa: PO4 H–2 + H2O ⇋ H3O+ +
PO4-3

Las constantes de disociación, para las tres etapas a 25ºC son:

K1 = PO4H2– · H+ / PO4H3 = 7,52 ·10–3
K2 = PO4H–2 · H+ / PO4H2– = 6,23 · 10–8
K3 = PO4–3 · H+ / PO4H  = 4,8 · 10–13
–2

23
Con relación al pH, es muy diferente tener una disolución de ácido carbónico, que de bicarbonato
sódico o de carbonato sódico

H2CO3  H+ + HCO3- Ka1= [H+][HCO3-]/[H2CO3-]

HCO3-  H+ + CO3-2 Ka2= [H+][CO3-2]/[HCO3-]
 Disociación del agua:
El agua es un electrolito débil, poco disociado. Cuando ocurre
esta disociación, existirán tanto iones hidrógenos como iones
hidroxilos.

H2O ⇋ OH– + H+

En realidad no existe el H+ libre, sino que existe como H3O+ (ion

hidronio)

2H2O ⇋ H3O+ + OH–

24
 IONES HIDRATADOS

Existen aniones que pueden presentar carácter ácido cediendo protones

de agua. Son especies intermedias de ácidos politrópicos:
HCO3- + H2O  H3O + + CO3-2
HSO4- + H2O  H3O + + SO4-2

En caso de cationes compuestos

NH4+ + H2O  NH3 + H3O +

El amoniaco y muchos aminas se comportan como bases frente al agua

NH3 + H2O  NH4+ + OH-
NH2-NH2+ H2O  NH2-NH3+ + OH-

La mayoría de los aniones pueden comportarse como bases frente al agua

AsO4-3 + H2O  HAsO42- + OH-
HCO3- + H2O  H2CO3 + OH-
CALCULO DE ÁCIDO Y BASE
 –6
ÁCIDO/BASE FUERTE (C ≥ 10 M)

Se considera ácidos y bases

fuertes aquellos que en
concentración moderada
(0,1M) reaccionan con el
agua en gran extensión y se
disocia totalmente y la
constante de equilibrio es
mucha mayor que la unidad:
Ka>>1
Kb>>1

Este calculo es válido mientras

el ácido/ base no sea
excesivamente diluido.
EJEMPLOS: Cálculo del pH de ácidos y bases fuertes: (C ≥ 10–6 M)

Acidos fuertes: HCl - HI - HB - HNO3 - etc

Ej: Hallar el pH de HCl, cuya concentración es 0,001M = 10–3 M
pH = - log 10-3 = - (-3 log10) = 3

Bases fuertes: Na OH - KOH - LiOH -Ca(OH)2 - Ba (OH)2 -

Ej.: Hallar el pH de una solución de KOH de concentración 0,0001M = 10-4M

pOH = - log OH– = - log 10-4 = - ( – 4 log 10 ) = 4

pOH = 4
pH= 14 - pOH =14 - 4 = 10
pH = 10
33
ÁCIDO/BASE FUERTE (C<<10–6 M)

Este calculo es válido mientras

el ácido/ base excesivamente
diluido.
ÁCIDO/BASE DÉBIL

, pKa= -log Ka

Según autores: X < 5% de C (Química. Chang, R., 2007, Ed. McGraw Hill )
ÁCIDO/BASE DÉBIL
𝑁𝐻3 0.05𝑀 𝑝𝐾𝑏 = 4.75

, pKb= -log Kb

Según autores: X < 5% de C (Química. Chang, R., 2007, Ed. McGraw Hill )
Ejemplos de Cálculo del pH de ácidos y bases débiles:
Ácidos Débiles:
Por ej: Hallar el pH de una solución de ácido acético, CH3COOH,
0,01M siendo Ka = 1,8 · 10-5
CH3COOH CH3COO- + H+
⇋
Ka = [CH3COO-] [H+]
[CH3COOH]

Vemos que en la reacción, se forman tantos iones acetato

(CH3COO-) como iones Hidrógeno (H+),  sus concentraciones
molares serán numéricamente iguales: [CH3COO-]= [H+] 
Ka = [H+]2
[CH3COOH]
 Si llamamos Ca a la concentración molar del ácido, la
concentración de moléculas no disociadas [CH3COOH] será
igual a Ca - [H+]
Ka = [H+]2
Ca - [H+]
Podemos despreciar [H+] en el denominador por ser un valor muy pequeño
Ka = [H+]2 Ka · Ca = H+2 de donde:
Ca

H + = K a · Ca

Para % disociación < 5% y las concentraciones molares de los iones son numéricamente iguales
Aplicando esta fórmula en el ejercicio enunciado, decimos que:

H + = 1,8· 10 −5 · 10 −2
H + =
1,8·10 −7
H + = 4.24 x 10-4 M

Teniendo la H+, podremos calcular el pH:

pH = - (log 4.24 · 10-4) = 3,3723

(4.24% disociación < 5%)

 Bases débiles:
Para las bases débiles, se procede del mismo modo:

OH– = K b ·Cb Kb = cte. de disociación de la

base
Cb = conc. de la base
Para % disociación < 5% y las concentraciones molares de los iones son numéricamente iguales
 Bases Débiles:
Ej.: Cuál es el pH de NH4OH cuya concentración es 0,03M, sabiendo que
Kb = 1,85 x 10-5

OH– = K b ·Cb Para % disociación < 5%

OH– = −4
K b ·C b = 1,85·10 −5 ·3·10 −2 = 7,45·10 M

pOH= - (log 7,45 · 10-4 ) = 3,127 (2.48% disociación < 5%)

pH = 14 - pOH
pH = 14 - 3,127 = 10,87
El pH del agua de lluvia recolectada en la Sierra del Perú en un
día normal era de 4.82.¿Cuál es la concentración del ion H+ del
agua de lluvia?
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M

La concentración del ion OH- de una muestra de sangre es de 2.5

x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?
pH + pOH = 14.00
pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60
pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40
 ¿Cuál es el pH de una solución 2 x 10-3 M de HNO3 ?
HNO3 es un ácido fuerte – Se disocia al100%
Inicial 0.002 M 0.0 M 0.0 M
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
Final 0.0 M 0.002 M 0.002 M

pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7

¿Cuál es el pH de una solución 1.8 x 10-2 M de Ba(OH)2 ?
Ba(OH)2 es una base fuerte – Se disocia al 100%
Inicial 0.018 M 0.0 M 0.0 M
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
Final 0.0 M 0.018 M 0.036 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.6
 ¿Cuál es el pH de una solución 0.5 M de HF (a 250C)?
[H+][F-]
HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka = = 7.1 x 10-4
[HF]
HF (ac) H+ (ac) + F- (ac)
Inicial (M) 0.50 0.00 0.00
Cambio (M) -x +x +x
Equilibrio (M) 0.50 - x x x
x2
Ka = = 7.1 x 10-4 Ka << 1 0.50 – x  0.50
0.50 - x
x2
Ka  = 7.1 x 10-4 x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M
0.50 (3.8% disociación < 5%)
[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72
[HF] = 0.50 – x = 0.48 M
 Ka << 1 0.50 – x  0.50

Cuando x es menor que 5% del valor del cual es substraído.

0.019 M Menor que 5%
x = 0.019 x 100% = 3.8%
0.50 M La aproximación
estaría correcta.
¿Cuál es el pH de una solución 0.05 M de HF (a 250C)?
x2
Ka  = 7.1 x 10-4 x = 0.006 M
0.05
0.006 M Mayor que 5%
x 100% = 12%
0.05 M La aproximación no
estaría correcta.
Se debe resolver para “x” exactamente usando la ecuación cuadrada
o el método de aproximación.
 ¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M si su Ka es de
5.7 x 10-4?

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Inicial (M) 0.122 0.00 0.00
Cambio (M) -x +x +x
Equilibrio (M) 0.122 - x x x
x2
Ka = = 5.7 x 10-4 Ka << 1 0.122 – x  0.122
0.122 - x
x2
Ka  = 5.7 x 10-4 x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M
0.122

0.0083 M Mas del 5%

x 100% = 6.8%
0.122 M No estaría bien por este
método
 x2
Ka = = 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0
0.122 - x

x=
-b ± b2 – 4ac
ax2 + bx + c =0 2a
x = 0.0081 x = - 0.0081

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Inicial (M) 0.122 0.00 0.00
Cambio (M) -x +x +x
Equilibrio (M) 0.122 - x x x

[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09

SOLUCIÓN REGULADORA, BUFFER , TAMPÓN O AMORTIGUADORA
 PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES TAMPON

1. Una solución se mantiene como tampón mientras no

se vean afectadas por la dilución. A medida que la
solución se diluye el efecto tampón se va perdiendo.
2. Cuando una solución no es tamponada , la adición de
pequeñas cantidades de ácido o base fuerte cambian
rápidamente su pH, por el contrario si la solución
original esta tamponada estas adiciones difícilmente
la afectan

53
 PREPARACION DE SOLUCIONES TAMPON

• Se preparan con un par ácido-base

conjugada elaborando un pH cercano al
deseado y luego se ajusta con un ácido o
una base fuerte hasta que la lectura en
el potenciómetro indique el valor de Ph
requerido

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LAS DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS SON DE GRAN IMPORTANCIA TANTO EN
LABORATORIO COMO EN LOS SISTEMAS BIOLÓGICOS

Los fluidos intracelulares y Buffer Intracelular más importante: Buffer Sanguíneo más importante:
extracelulares contienen pares
conjugados ácido-base que actúan H2PO4- / HPO4-2 H2CO3 / HCO3-
como
buffer
 La Química en acción: antiácidos y el balance del pH en el estómago

NaHCO3 (ac) + HCl (ac) NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Mg(OH)2 (s) + 2HCl (ac) MgCl2 (ac) + 2H2O (l)

 EFECTO DEL Ph EN LA SOLUBILIDAD

• La solubilidad depende del pH.

• Por lo general las precipitaciones analíticas se
hacen en disoluciones tamponadas.
• Los precipitados que contienen un anión que
es la base conjugada de un acido débil son
mas solubles a valores bajos de pH que a
valores altos.

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El efecto del ion común es el cambio en el equilibrio causado por la
suma de un compuesto teniendo un ion en común con la sustancia
disuelta.

La presencia de un ion común suprime la

ionización de un ácido débil o de una base débil.

Considere la mezcla de CH3COONa (electrolito fuerte) y CH3COOH

(ácido débil).
CH3COONa (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac)
Ion
CH3COOH (ac) H+ (ac) + CH3COO- (ac) común
 Considere la mezcla de sal NaA y un ácido débil HA.

NaA (s) Na+ (ac) + A- (ac)

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) [H+][A-]
Ka =
[HA]
Ka [HA]
[H+] = [A-]
[HA]
-log [H+] = -log Ka - log
[A-]
[A-]
-log [H+] = -log Ka + log donde: pKa = -log Ka
[HA]
[A-]
pH = pKa + log
[HA]
pH = pKa + log [base conjugada] Ecuación de
[ácido]
Henderson-Hasselbalch
 La Ecuación de Henderson Hasselbach

Para disoluciones amortiguadoras ácidas:

pH= pKa + Log [Sal]

[Ácido]

Donde: pKa = -log Ka

Para disoluciones amortiguadoras básicas:
pOH= pKb + Log [Sal]
[Base]

Donde: pKb = -log Kb

 CAPACIDAD AMORTIGUADORA
Mide la resistencia de la disolución a cambiar de pH, cuando se le añade un ácido
o una base fuerte.

pH= pKa + Log [Sal]

Ecuación de Henderson-Hasselbalch
[Ácido]
Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido

Si se agrega un ACIDO FUERTE: Los iones H+

adicionales reaccionan con la SAL del ÁCIDO DÉBIL en
solución y producen el ÁCIDO DÉBIL

Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+

Ácido débil Base conjugada (Sal)

HCOO- + H+ ↔ HCOOH

Al aumentar la [ácido], disminuye la [sal]

Ya que el equilibrio tiende a formar el ácido.

pH= pKa + Log [Sal - Ácido agregado]

[Ácido+ Ácido agregado]
 Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido

❖Si se agrega una BASE FUERTE, los iones H+ presentes en

solución neutralizan a los iones OH- produciendo H2O .

Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+

Ácido débil Base conjugada (Sal)

HCOOH + OH- ↔ HCOO- + H2O

Al aumentar la [sal], disminuye la [ácido]

Ya que el equilibrio se desplaza hacia la formación de la base
conjugada o sal.
pH= pKa + Log [Sal + Base agregada]
[Ácido- Base agregada]
 PROBLEMA DE BUFFER

Calcule el pH de una solución Buffer

formada por 0.25 moles de CH3COOH
(ácido acético) y 0.4 moles de CH3COONa
(acetato de sodio) disueltos en 500 ml de
solución. Teniendo una Ka = 1.8 x 10-5
Tenemos:
0.25 moles de CH3COOH
0.40 moles de CH3COONa
500 ml de solución
Ka= 1.8 x 10-5

DETERMINAMOS LAS CONCENTRACIONES INICIALES DEL SISTEMA BUFFER:

[CH3COOH]= 0.25 moles= 0.5M
0.5 L
[CH3COONa]=0.40 moles =0.8M
0.5L

CH3COOH H2O CH3COONa H3O+

0.5 0.8

-X +X +X

0.5 - X 0.8 + X X

𝑋 ∗ (0.8 + 𝑋) 𝑋 ∗ (0.8)
1.8𝑥10−5 = 1.8𝑥10−5 = X= 1.125 x 10 -5
(0.5 − 𝑋) (0.5)
[H3O+]= 1.125 x 10 -5

Se desprecia si el % disociación es muy pequeño

pH = -log 1.125 X 10-5 = 4.94
 Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbalch pH= pKa + Log [Sal]
[Ácido]
Donde: Ka= 1.8 x 10-5 pKa= -log Ka= 4.744

pH= 4.74 + Log (0.8) = 4.94

(0.5)

Cuál será el pH del buffer anterior si añadimos 0.03 moles NaOH

[NaOH]= 0.03 moles = 0.06 M

0.5 L

CH3COOH + OH- ↔ CH3COO_ + H2O

0.5 M 0.06M 0.8M

0.5M-0.06M =0.44M de CH3COOH

0.8M+0.06M=0.86M de CH3COO- NUEVO pH
pH= pKa + Log [Sal + Base agregada] pH= 4.74 + log (0.86M)
[Ácido- Base agregada] (0.44M)

pH= 4.74 + 0.29= 5.03