Tema 7.-Soluciones Reguladoras
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ANÁLISIS QUÍMICO CUALITATIVO
SOLUCIONES REGULADORAS DE ACIDOS POLIPROTICOS DEBILES
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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:
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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:
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[H+ ] = K1 ( CH2A - [H+] + [OH-]_ )
CNaHA + [H+] - [OH-]
Resolvemos por aproximaciones: 1° aproximación: [H+ ] ‘ = K1 CH2A pH = pK1 + log CHA-
CHA- C H2A
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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.
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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
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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+]
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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+]
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Reemplazando en (5):
[H+] =K2 [HA-] - [H+] [HA-] + Kw
[H+] K1 [H+] Luego:
[OH-] ‘ = Kw [H+]
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(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:
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(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-]
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Aproximación: 1a aproximación: [H+] | = K2 CHA-
CA2-
pH = pK2 + Log CA2-
CAH-
Como [OH-]’ = Kw/[H+]’ , entonces:
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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……….
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Para ácidos tripróticos el tratamiento es similar.
K1 [H+]2 =K1K2 [HA-] - [H+]2 [HA-] +
K1Kw
[H+]2 = K1K2 [HA-] + K1Kw
K1 + [HA-]
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[H+] = K1K2 [HA-] + __K1Kw___ ½
K1 + [HA-] K1 + [HA-] Termino 1 termino 2
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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
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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
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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