ANÁLISIS QUÍMICO CUALITATIVO

SOLUCIONES REGULADORAS DE ACIDOS POLIPROTICOS DEBILES

CONCEPTO

Sistema Acetatos Sistema Carbonatos Sistema Fosfatos CH3COOH 1 solo H2CO3 Buffer H3PO4 Buffer

CH3COONa Buffer NaHCO3 1 NaH2PO4 1 NaHCO3 Buffer NaH2PO4 Buffer Na2CO3 2 NaH2PO4 2 NaH2PO4 Buffer Na3PO4 3

Estos ácidos proporcionan ámbitos de pH más controlados que los ácidos monoproticos. Ejemplo:

Las especies anfotéricas NaHCO3 y NaH2PO4 y Na2HPO4 actúan como base o acido según sea conveniente.

Equilibrio importante: H2A ↔ HA- + H+

Como el caso de amortiguadores de ácidos monopróticos, hacer uso del balance de masas y de electroneutralidad, y se llega a la expresión general:

[H+ ] = K1 ( CH2A - [H+] + [OH-]_ )

CNaHA + [H+] - [OH-]

Resolvemos por aproximaciones: 1° aproximación: [H+ ] ‘ = K1 CH2A pH = pK1 + log CHA-

CHA- C H2A

ANFOLITOSLas soluciones acuosas de únicamente:Ácidos politróticos débilesBuffer de ácidos polipróticos débilesSoluciones de aniones no protonados de A.D.Se comportan como sus homólogos en los

sistemas de ácidos monopróticos débiles.

Los ANFOLITOS son aniones protonados que pueden comportarse como ácidos o como bases.

Ejemplo:

H2PO4- ↔ H+ + HPO4

-2 como ácido

H2PO4

- + H+ ↔ H3PO4 como base

PROBLEMA TIPICOConsiderar una solución de la sal NaHA, una sal de

H2A, en donde se conoce la concentración del anfolito, CHA-.

 Solución:Equilibrios:

H2O ↔ H+ + OH- Kw= [H+] [OH-] (1)

 

HA- ↔ H+ + A2- K2= [H+] [A2-] (2) [HA-]

 

HA- + H+ ↔ H2A K1= _[H2A]_ (3)

[HA-] [H+]  

Balance de protones: NRP= HA- , H2O

 [H+] + [H2A] = [OH-] + [A2-] (4)

  [H+] = [A2-] – [H2A] + [OH-] (5)

 De (2): [A2-] = K2 [HA-]

[H+]  De (3): [H2A] = [H+] [HA-]

K1

 

De (1): [OH-] = Kw/[H+]  

Reemplazando en (5):

  [H+] =K2 [HA-] - [H+] [HA-] + Kw

[H+] K1 [H+] Luego:

[OH-] ‘ = Kw [H+]

(A) Si [H+]’ > [OH-]’ 2° aproximación : [H+]’’ = K1 CH2A - [H+]’ CHA- - [H+]’ Y etc……….

(B) Si [OH-]’ > [H+]’ 2° aproximación : [H+]’’ = K1 CH2A - [OH-]’ CHA- - [OH-]’ Y etc……….

ENTONCES:

(2) Buffer 2/ una mezcla de NaHA y Na 2A de concentración cococidas CHA- y CA2-

Equilibrio importantes: HA- ↔ A2- + H+

K2= [A2-] [H+] [H+] = K2 [HA- ] [HA-] [A2-] De lo cual podemos desarrollar una ecuación más exacta: (por

analogía) [H+] = K2 CHA- - [H+] + [OH-] CA2- + [H+] - [OH-]

Aproximación: 1a aproximación: [H+] | = K2 CHA-

CA2-

pH = pK2 + Log CA2-

CAH-

Como [OH-]’ = Kw/[H+]’ , entonces:

2ª aproximación 2ª aproximación

Si [H+]’ > [OH-]’ [H+]’’ = K2 CHA - [H+]’ CA2- - [H+]’ Y etc……….

Si : [H+]’ < [ OH-]’ [H+]’’ = K2 CHA- + [OH-]’ CA2- - [OH-]’ Y etc……….

Para ácidos tripróticos el tratamiento es similar.

K1 [H+]2 =K1K2 [HA-] - [H+]2 [HA-] +

K1Kw

[H+]2 = K1K2 [HA-] + K1Kw

K1 + [HA-]

[H+] = K1K2 [HA-] + __K1Kw___ ½

K1 + [HA-] K1 + [HA-] Termino 1 termino 2

Consideraciones:Caso1 / [HA-] 0 ([HA-] se hace infinitamente

pequeño)El termino 1 desaparece: K1 K2 (0) = 0

K1 + (0)

[H+] =( K1 Kw )½

K1

[H+] = (Kw) ½ que sería el caso del agua para o cuando CHA- 0

Caso 2/ HA- ∞, para nuestros propósitos “grande” significa 0.01 hasta 0.1M

 Termino 1: K1K2 [HA-] = __K1K2___

= K1 K2 = K1 K2

K1 + [HA-] K1 + 1 K1 + 1 [HA-] ∞  

Termino 2: _K1Kw = __K1Kw = 0

K1 + [HA-] K1 + ∞

[H+] = (K1 K2) ½

 

Fórmula que funciona para valores de CHA-

entre 0.01 hasta 0.1 MOjo: [H+] no depende de CHA- . así al diluir 5

veces una solución 0.1 M de NaHCO3 no se cambia apreciablemente el pH.

pH= pK1 + pK2 cuanto [HA-] es grande 2 Si pH < 8 uso en titulaciones.Si pH > 8 [H+] = (K1K2 + K1Kw/ CHA

-)½