Equilibrio Ácido – Base

ÁCIDOS Y BASES O BJETIVOS : 1.IDENTIFICAR COMPUESTOS ÁCIDOS Y BÁSICOS DE ACUERDO A LAS TEORIAS MÁS IMPORTANTES. 2.RELACIONAR LAS REACCIONES ÁCIDO – BASE CON EQUILIBRIO QUÍMICO, ESPECIALMENTE CON EL EQUILIBRIO DEL AGUA. 3.CALCULAR PH, POH, PKA, PKB. 4.CALCULAR PH EN SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O BUFFER. 5.CALCULAR Y TITULAR DISOLUCIONES ÁCIDO – BASE, E INTERPRETAR LOS GRÁFICOS ASOCIADOS.

Equilibrio Ácido – Base

ÁCIDOS SABOR AGRIO CAPACIDAD PARA CORROER METALES ENROJECEN EL PAPEL TORNASOL PÉRDIDA DE TODAS LAS PROPIEDADES AL CONTACTO CON UNA BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA CONDUCEN LA CORRIENTE ELÉCTRICA (ELECTROLITO) BASES O ÁLCALI SABOR AMARGO SUSTANCIAS JABONOSAS AL TACTO COLOREAN DE AZUL EL PAPEL TORNASOL PÉRDIDA DE TODAS SUS PROPIEDADES AL CONTACTO CON UN ÁCIDO EN SOLUCIÓN ACUOSA CONDUCEN LA CORRIENTE ELÉCTRICA (ELECTROLITO)

O BJETIVO : 1.IDENTIFICAR COMPUESTOS ÁCIDOS Y BÁSICOS DE ACUERDO A LAS TEORÍAS MÁS IMPORTANTES. Teorías Arrhenius Brönsted - Löwry Lewis

ÁCIDO ES UNA SUSTANCIA QUE AL DISOCIARSE EN AGUA LIBERA IONES HIDRÓGENO (PROTONES) H +. EJEMPLOS: HCL, H 2 SO 4,HNO 3 BASE CORRESPONDE A UNA SUSTANCIA QUE AL DISOCIARSE EN AGUA LIBERA IONES HIDROXILO OH −. EJEMPLO NAOH, KOH, CA (OH) 2 HCl (ac)  H + (ac) + Cl − (ac) Ácido NaOH (ac)  Na + (ac) + OH − (ac) Base TEORÍA DE S VANTE A RRHENIUS

ÁCIDO: UNA SUSTANCIA QUE PUEDE ACEPTAR UN PAR DE ELECTRONES PARA FORMAR UN NUEVO ENLACE. BASE: UNA SUSTANCIA QUE PUEDE ENTREGAR UN PAR DE ELECTRONES PARA FORMAR UN NUEVO ENLACE. TEORÍA DE L EWIS

Cl − ÁCIDO ES UNA SUSTANCIA QUE EN SOLUCIÓN TIENE TENDENCIA A CEDER UNO O MAS IONES HIDRÓGENO (PROTONES) H + A OTRA ESPECIE BASE CORRESPONDE A UNA SUSTANCIA QUE, EN SOLUCIÓN, TIENE TENDENCIA A ACEPTAR PROTONES H +. EJEMPLO: HCl (ac) + NH 3 (ac)  NH 4 + (ac) + Cl − (ac) Ácido Base Cl NH 3 NH 4 + H + H TEORÍA DE B RÖNSTED - LÖWRY ( TEORÍA DEL PROTÓN )

T EORÍA DE BRONSTED - LÖWRY : P ARES C ONJUGADOS Á CIDO – B ASE BASE 1 ÁCIDO 2 ÁCIDO CONJUGADO 1 BASE CONJUGADA 2

HCl (ac) + NH 3 (ac)  NH 4 + (ac) + Cl − (ac) Ácido Base conjugado conjugada HCl (ac) + H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + Cl − (ac) Ácido Base conjugado conjugada ANFÓTERO

Algunos pares conjugados ácido – base:

EJERCICIOS Determine el par ácido-base conjugado para las siguientes reacciones

ÁCIDOS Y BASES O BJETIVO : 2.RELACIONAR LAS REACCIONES ÁCIDO – BASE CON EL EQUILIBRIO QUÍMICO H H O

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA Se ha determinado experimentalmente que el valor de Kw es 1 x O−O− H H H+H+ H O O H

EN LA DISOCIACIÓN DE LAS MOLÉCULAS DE AGUA PURA SE DEBEN PRODUCIR LA MISMA CANTIDAD DE IONES H+ Y OH- Ya que el agua es un electrolito débil y su constante es tan pequeña se trabajara en escala logarítmica, específicamente con el – log al que llamaremos operador p. p= - log

PH Y POH El pH permite medir el grado de acidez de una solución. Mientras menor sea el pH mayor será la acidez y viceversa. El pOH permite medir el grado de alcalinidad o basicidad de una solución. Mientras menor sea el pOH mayor será la alcalinidad

PH Y POH APLICANDO EL OPERADOR P A LA KW SE TIENE QUE:

LA SUMA DE PH Y POH NO PUEDE DIFERIR DE 14, SI EL PH AUMENTA EL POH DISMINUYE. EJEMPLO SI PH ES 4 EL POH ES 10. Soluciones ácidas Soluciones Básicas pH ÁCIDO, BÁSICO Y NEUTRO Soluciones neutras

UNA GRAN [H + ] DETERMINA QUE LA SOLUCIÓN SEA ÁCIDA. UNA GRAN [OH − ] DETERMINA QUE LA SOLUCIÓN SEA BÁSICA. SI [H + ] = [OH − ], LA SOLUCIÓN ES NEUTRA. [H + ] [OH − ] [H + ] [OH − ] EN RESUMEN… [H + ] [OH − ]

pH pOH SOLUCIÓN ÁCIDA SOLUCIÓN NEUTRASOLUCIÓN BÁSICA ESCALA DE PH

E JERCICIO USANDO TU CALCULADORA, COMPLETA LA SIGUIENTE TABLA CON DIFERENTES SOLUCIONES: Sol.[H + ]Molar[OH − ]MolarTipo de Solución 12,5· 10 − 1 23· 10 − 10 31· 10 − 1 41· 10 − 8 56,7· 10 − 2 64,7· 10 − 11 77· 10 − 3 81,9· 10 − 4 92,1· 10 − 5 109,8· 10 − 9

ACTIVIDAD EN CLASES (MEDICIÓN DEL PH DE DIVERSAS SOLUCIONES) OBJETIVO: DETERMINAR PH, POH Y CONCENTRACIÓN DE IONES DE DIVERSAS SUSTANCIAS DE USO COTIDIANO.

ÁCIDOS Y BASES COMPLETA UNA TABLA CON EL PH DE DIVERSAS SOLUCIONES MEDIDOS CON PAPEL PH. A PARTIR DE ESTE DATO CALCULA PH, POH, [H + ] Y [OH − ] DE CADA SOLUCIÓN.

ÁCIDOS Y BASES EXPERIENCIA EN CLASES: Sol.pHpOH[H + ] (M)[OH − ](M)Tipo de Solución

F UERZA DE Á CIDOS Y B ASES ÁCIDO Y/O BASE FUERTE Sustancia que está 100%disociada en disolución, por lo tanto su equilibrio está completamente desplazado hacia los productos y ya que la concentración de reactantes tiende a CERO su Keq tiende a ∞. Keq= Kc =Ka (ácidos)= Kb (bases) ÁCIDO Y/O BASE DÉBIL Sustancia que está parcialmente disociada en disolución, por lo tanto se establece un equilibrio químico entre reactantes y productos.

EN RESUMEN A MAYOR VALOR DE CONSTANTE DE EQUILIBRIO MÁS DISOCIADO ESTÁ EL COMPUESTO Y POR LO TANTO MAYOR ES SU FUERZA ÁCIDA O BÁSICA

ÁCIDOS Y BASES F UERZA DE Á CIDOS Y B ASES  HBrO 3 (K= ∞)  CH 3 COOH (K=1,8 x )  H 3 PO 4 (7,5 X )  HClO 2 ( K=3 x )  HCOOH (K=1,8 X ) Disocia los siguientes ácidos y bases y expresa su constante de equilibrio K a o K b según corresponda y ordénalos en función de su fuerza ácida y básica.  NaOH (K= ∞)  Ca (OH) 2 (8x10 -6 )  Al(OH) 3 (1,8 x )  CO 3 -2 (1,8 x )  NH 3 (1,8 X )

CALCULO DE PH EN ÁCIDOS Y BASES FUERTES ¿SI UN ÁCIDO FUERTE SE DISOCIA COMPLETAMENTE ENTONCES, CÓMO SERÁ POSIBLE DETERMINAR LA CONCENTRACIÓN DE H + Y POR LO TANTO SU PH? AL DISOCIARSE COMPLETAMENTE SU KA TIENDE A INFINITO, POR LO TANTO LA CONCENTRACIÓN DE H + SERÁ IGUAL A LA DEL ÁCIDO, SIEMPRE Y CUANDO EL ÁCIDO SEA MONOPRÓTICO. EL PH SE CALCULA COMO –LOG [ÁCIDO]

EJERCICIOS ¿CUÁL ES EL PH DE UNA DISOLUCIÓN 0,04 M DE HCLO 4 ? R: 1,4 UNA DISOLUCIÓN DE HNO 3 TIENE UN PH DE 2,34 ¿CUÁL ES LA CONCENTRACIÓN DEL ÁCIDO? R: 0,0046 M ¿CUÁL ES EL PH DE UNA DISOLUCIÓN DE 0,028 M DE NAOH? R: 12,45 ¿CUÁL ES EL PH DE UNA DISOLUCIÓN DE 0,0011 M DE CA(OH) 2 ? R: Determine el pH o la concentración de los siguientes ácidos o bases según corresponda y escriba la ecuación de disociación de cada uno

CALCULO DE PH EN ACIDOS Y BASES DEBILES ¿SI UN ÁCIDO O UNA BASE DÉBIL NO SE DISOCIA COMPLETAMENTE ENTONCES, CÓMO SERÁ POSIBLE DETERMINAR LA CONCENTRACIÓN DE H + Y POR LO TANTO SU PH? SI EL ÁCIDO O LA BASE SON DÉBILES ENTONCES EL VALOR DE LA CONSTANTE DE ACIDEZ Y/O BASICIDAD DETERMINA QUE TANTO SE DISOCIA LA ESPECIE Y ESTO, INDUDABLEMENTE LLEVARÁ A ESTABLECER UN EQUILIBRIO ENTRE REACTANTES Y PRODUCTOS.

EJEMPLO CALCULE EL PH DE UNA DISOLUCIÓN 0,3 M DE ÁCIDO ACÉTICO (CH 3 COOH) SABIENDO QUE SU KA ES 1,8 X CH 3 COOH ↔ H+CH 3 COO- Inicial0,3 M00 Cambio-x+x Equilibrio0,3 –x Mx M Plantear la Ka en función de las incógnitas

DESPEJANDO LA X COMPROBANDO EL % DE DISOCIACIÓN Se comprueba que la aproximación hecha fue correcta

EJERCICIOS CALCULE EL PH DE UNA DISOLUCIÓN 0,2 M DE HCN, CUYA KA ES 4,9 X R: 5,00 LA KA DE LA NIACINA ES 1,6 X ¿CUÁL ES EL PH DE UNA DISOLUCIÓN 0,01 M DE NIACINA? R: 3,4 CALCULE LA CONCENTRACIÓN DE OH - EN UNA DISOLUCIÓN 0,15 M DE NH3 SABIENDO QUE SU KB ES 1,8 X R: 1,6 X M

Equilibrio Ácido – Base Importancia del Equilibrio Ácido – Base en la sangre:

ÁCIDOS Y BASES Á CIDOS F UERTES HNO 3 HClO 4 H 2 SO 4 HCl HI HBr HClO 3 HBrO 3 Á CIDOS D ÉBILES H 2 CO 3 H 3 BO 3 H 3 PO 4 H 2 S H 2 SO 3 Y la mayoría de los ácidos orgánicos.

ÁCIDOS Y BASES B ASES F UERTES LiOH NaOH KOH BeOH MgOH Y algunos hidróxidos de metales pesados B ASES D ÉBILES NH 3 Y la mayoría de las bases orgánicas.

ÁCIDOS Y BASES ¿QUÉ ES UNA SOLUCIÓN BUFFER? ¿SABES QUÉ RELACIÓN TIENE CON LA MANTENCIÓN DEL PH DE LA SANGRE? O BJETIVO : 4. Calcular pH en soluciones amortiguadoras o buffer.

EN LAS REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN, DEBEMOS ASEGURARNOS DE NEUTRALIZAR LOS H + O LOS OH − DE TAL FORMA QUE AMBOS ESTÉN EN LA MISMA CONCENTRACIÓN. ¿CUÁL ES ESA CONCENTRACIÓN? ¿CÓMO PUEDO ASEGURARME DE ESO? R EACCIONES DE N EUTRALIZACIÓN

H + ÁCIDOS Y BASES R EACCIONES DE N EUTRALIZACIÓN IMAGINEMOS QUE TENEMOS UNA SOLUCIÓN CON 6 IONES H + Y 10 MOLÉCULAS DE OH −. ¿QUÉ DEBO AGREGAR Y EN QUÉ CANTIDAD PARA NEUTRALIZAR LA SOLUCIÓN? H + OH − Debo agregar 4 protones.

R EACCIONES DE N EUTRALIZACIÓN ES DECIR, DEBO IGUALAR  H +  =  OH −  PARA NEUTRALIZAR LA SOLUCIÓN. EN UNA SOLUCIÓN CONTAREMOS LAS MOLÉCULAS EN MOLES, POR LO QUE IGUALAREMOS MOLES: moles H + = moles OH −

Reacciones de Neutralización 1. Ácido fuerte y Base fuerte 2. Ácido fuerte y Base débil 3. Ácido débil y Base fuerte 4. Ácido débil y Base débil  Ácido  =  H +   Base  =  OH −   Ácido  =  H +   Base  ≠  OH −  Necesito K b  Ácido  ≠  H +   Base  =  OH −  Necesito K a  Ácido  ≠  H +   Base  ≠  OH −  Necesito K a y K b

ÁCIDO FUERTE: SE DISOCIA TODO EL ÁCIDO, POR LO TANTO LA CONCENTRACIÓN INICIAL DE ESTE CORRESPONDE A LA  H +  EN LA DISOLUCIÓN. BASE FUERTE: SE DISOCIA TODA LA BASE, O BIEN, TODA LA BASE CAPTA H + ; POR LO TANTO LA CONCENTRACIÓN INICIAL DE ESTA CORRESPONDE A LA  OH −  EN DISOLUCIÓN. 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES:

EJEMPLO: CALCULA EL VOLUMEN DE UNA SOLUCIÓN 2M  NAOH  QUE HAY QUE AGREGAR A 500 ML DE UNA DISOLUCIÓN 1 M DE HCL. Datos:  HCl  = 1 M  Ácido fuerte   H +  = 1 M V HCl = 500 mL = 0,5 L  NaOH  = 2 M  Base fuerte   OH −  = 2 M V NaOH = ? 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES: Fórmula: moles H + = moles OH −

ÁCIDOS Y BASES  H +  = 1 M V HCl = 0,5 L 1 mol en 1 L X mol en 0,5 L X = 0,5 moles de H +  OH −  = 2 M 2 mol en 1 L 0,5 mol en X L X = 0,25 L de NaOH Necesito 0,5 moles de OH − V NaOH = 0,25 L = 250 mL 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES:

ÁCIDOS Y BASES CALCULA LA CANTIDAD DE MOLES DE NAOH QUE HAY QUE AGREGAR A 500 ML DE UNA DISOLUCIÓN 1 M DE HCL. 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES: Datos:  HCl  = 1 M  Ácido fuerte   H +  = 1 M V HCl = 500 mL = 0,5 L V NaOH = 250 mL Moles de NaOH = ?  Base fuerte Fórmula: moles H + = moles OH −

ÁCIDOS Y BASES CALCULA LA CANTIDAD DE MOLES DE NAOH QUE HAY QUE AGREGAR A 500 ML DE UNA DISOLUCIÓN 1 M DE HCL.  H +  = 1 M V HCl = 0,5 L 1 mol en 1 L X mol en 0,5 L X = 0,5 moles de H +  OH −  = 2 M 2 mol en 1 L 0,5 mol en X L X = 0,25 moles de OH − Necesito 0,5 moles de OH − 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES:

ÁCIDOS Y BASES AHORA TÚ: AVERIGUA LA CONCENTRACIÓN DE HCLO 4 QUE SE AGREGÓ A UNA SOLUCIÓN 0,35 M DE LIOH, SI SE MEZCLARON 300 ML DE LA PRIMERA SOLUCIÓN CON 250 ML DE LA SEGUNDA PARA LOGRAR LA NEUTRALIZACIÓN.  HClO 4  = 0,42 M 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES:

K b =  NH 4 +  ·  OH −  = 1,8 x 10 − 5  NH 3  ÁCIDOS Y BASES EN ESTE CASO LA  ÁCIDO  ES IGUAL A LA  H + , YA QUE SE DISOCIA COMPLETAMENTE. SIN EMBARGO, PARA CALCULAR LA  OH −  NECESITAMOS LA K B (CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA LA REACCIÓN DE DISOCIACIÓN DE UNA BASE). EJEMPLO: CALCULA LA  OH −  EN UNA SOLUCIÓN DE NH 3 1M NH 3 + H 2 O  NH OH − 2. ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL:

ÁCIDOS Y BASES NH 3 + H 2 O  NH OH − 1 M X X K B = X· X = 1,8 X 10 − 5 1 − X PERO COMO ES UNA BASE DÉBIL, X NO ES UN NÚMERO QUE RESTE SIGNIFICATIVAMENTE EL VALOR DE 1, POR LO QUE SE APROXIMA A: X 2 = 1,8 X 10 − ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL:

ÁCIDOS Y BASES ENTONCES: X = √1,8 X 10 − 5 = 4,2 X 10 − 3 2. ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL:  OH −  = 4,2 x 10 − 3 M

ÁCIDOS Y BASES TENIENDO EN CUENTA EL RESULTADO ANTERIOR, CALCULA EL VOLUMEN DE UNA SOLUCIÓN 1 M DE  NH 3  QUE HABRÍA QUE AGREGARLE A 10 ML DE UNA SOLUCIÓN DE HNO 3 0,5 M. Datos:  HNO 3  = 0,5 M  Ácido fuerte   H +  = 0,5 M V HNO 3 = 10 mL = 0,01 L  NH 3  = 1 M  Base débil   OH −  ≠ 1 M V NH 3 = ? Fórmula: moles H + = moles OH − 2. ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL:  OH −  = 4,2 x 10 − 3 M

ÁCIDOS Y BASES 2. ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL:  H +  = 0,5 M V HNO 3 = 0,01 L 0,5 mol en 1 L X mol en 0,01 L X = 0,005 moles de H +  OH −  = 4,2 X 10 − 3 M 4,2 X 10 − 3 mol en 1 L 0,005 mol en X L X = 0,85 L de NH 3 Necesito 0,005 moles de OH − V NH 3 = 0,85 L = 850 mL

ÁCIDOS Y BASES EN ESTE CASO LA  BASE  ES IGUAL A LA  OH − , YA QUE SE DISOCIA COMPLETAMENTE. SIN EMBARGO, PARA CALCULAR LA  H +  NECESITAMOS LA K A (CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA LA REACCIÓN DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO). EL CÁLCULO ES ANÁLOGO AL EJEMPLO ANTERIOR CON K B. EJEMPLO: SOLUCIÓN DE HIO 3 2M HIO 3  H + + IO 3 − 3. ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE: K a =  H +  ·  IO 3 −  = 1,6 x 10 − 1  HIO 3 

ÁCIDOS Y BASES HIO 3  H + + IO 3 − 2 M XX K A = X· X = 1,6 X 10 − 1 2 − X PERO COMO ES UN ÁCIDO DÉBIL, X NO ES UN NÚMERO QUE RESTE SIGNIFICATIVAMENTE EL VALOR DE 2, POR LO QUE SE APROXIMA A: X 2 = 1,6 X 10 − ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE: K a =  H +  ·  IO 3 −  = 1,6 x 10 − 1  HIO 3 

ÁCIDOS Y BASES ENTONCES: X 2 = (1,6 X 10 − 1 )· 2 X 2 = 0,32 X = √0,32= 0,57 = 5,7 X 10 − 1 M  H +  = 5,7 X 10 − 1 M 3. ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE:  H +  =5,7 x 10 − 1 M

ÁCIDOS Y BASES TENIENDO EN CUENTA EL RESULTADO ANTERIOR, CALCULA EL VOLUMEN DE UNA SOLUCIÓN 0,5 M DE  KOH  QUE HABRÍA QUE AGREGARLE A 25 ML DE UNA SOLUCIÓN DE HIO 3 1,2 M. 3. ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE: Datos:  HIO 3  = 1,2 M  Ácido débil   H +  ≠ 1,2 M V HIO 3 = 25 mL = 0,025 L  KOH  = 0,5 M  Base fuerte   OH −  = 0,5 M V KOH = ? Fórmula: moles H + = moles OH −  H +  =5,7 x 10 − 1 M

ÁCIDOS Y BASES 3. ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE:  H +  = 0,57 M V HIO 3 = 0,025 L 0,57 mol en 1 L X mol en 0,025 L X = 0,014 moles de H +  OH −  = 0,5 M 0,5 mol en 1 L 0,014 mol en X L X = 0,29 L de KOH Necesito 0,014 moles de OH − V KOH = 0,29 L = 290 mL

ÁCIDOS Y BASES HAZLO TÚ: CALCULA EL VOLUMEN DE UNA SOLUCIÓN DE HCLO 2 1,5 M (K A = 1,1 X 10 − 2 ) QUE HAY QUE AGREGAR A 1 L DE SOLUCIÓN DE PIRIDINA 0,8 M (C 5 H 5 N; K B = 1,7 X 10 − 9 ). 4. ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL: ¡Muy bien! Ahora practica con tu guía de ejercicios V HClO 2 = 2,8 x 10 –4 L = 0,28 mL

S OLUCIONES B UFFER. UNA SOLUCIÓN BUFFER ES CAPAZ DE MANTENER (O “AMORTIGUAR”) EL PH DE LA SOLUCIÓN CUANDO SE AGREGAN CIERTAS CONCENTRACIONES DE ÁCIDOS O BASES FUERTES. Se componen de un ácido débil (HA) y su base conjugada, que también es débil (A – )

ÁCIDOS Y BASES S OLUCIONES B UFFER. SI SE AGREGA UNA BASE FUERTE: HA + OH –  A – + H 2 O

ÁCIDOS Y BASES S OLUCIONES B UFFER. SI SE AGREGA UN ÁCIDO FUERTE: H + + A –  HA

ÁCIDOS Y BASES E FECTO DEL I ÓN C OMÚN ¿QUÉ PASA SI SE AGREGA LA BASE CONJUGADA DE UN ÁCIDO DÉBIL, QUE ES EL PRODUCTO DEL EQUILIBRIO? HA  H + + A – HA  H + + A – La reacción se desplazó hacia la formación del reactante.

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE P H EN S OLUCIONES B UFFER : HA  A – + H + K a =  H +  ·  IO 3 −   HIO 3   H +  = K a.  HIO 3   IO 3 −  – log  H +  = – log K a – log  HIO 3   IO 3 −  pH = pK a + log  HIO 3   IO 3 −  pH = pK a + log  IO 3 −   HIO 3  pH = pK a + log  Base   Ácido  (Ecuación de Henderson-Hasselbach)

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE P H EN S OLUCIONES B UFFER : EJEMPLO: CALCULA EL PH DE UNA DISOLUCIÓN BUFFER QUE ES 0,12 M EN ÁCIDO LÁCTICO (C 3 H 6 O 3 ) Y 0,11 M EN LACTATO DE SODIO (C 3 H 5 O 3 NA); PKA DEL ÁCIDO LÁCTICO ES 3,86. Datos: [C 3 H 6 O 3 ] = 0,12 M [C 3 H 5 O 3 Na] = 0,11 M pKa = 3,86 pH = ? Fórmula: pKa + log [Base ] [Ácido]

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE P H EN S OLUCIONES B UFFER : EJEMPLO: CALCULA EL PH DE UNA DISOLUCIÓN BUFFER QUE ES 0,12 M EN ÁCIDO LÁCTICO (C 3 H 6 O 3 ) Y 0,11 M EN LACTATO DE SODIO (C 3 H 5 O 3 NA); PKA DEL ÁCIDO LÁCTICO ES 3,86. Resolución: pH = 3,86 + log 0,11 0,12 pH = 3,82

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE P H EN S OLUCIONES B UFFER : AHORA TÚ: CALCULA EL PH DE UNA DISOLUCIÓN BUFFER FORMADA POR UNA MEZCLA DE 85 ML DE ÁCIDO LÁCTICO 0,13 M Y 95 ML DE LACTATO DE SODIO 0,15 M pH = 3,96

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE C AMBIOS DE P H EN S OLUCIONES B UFFER : SE PREPARA UNA DISOLUCIÓN BUFFER AGREGANDO 0,30 MOLES DE CH 3 COOH Y 0,30 MOLES DE CH 3 COONA A SUFICIENTE AGUA PARA COMPLETAR 1 L DE DISOLUCIÓN. EL PH DE LA DISOLUCIÓN AMORTIGUADORA ES 4,74. CALCULA EL PH DE ESTA DISOLUCIÓN DESPUÉS DE QUE SE AGREGAN 0,02 MOLES DE NAOH.

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE C AMBIOS DE P H EN S OLUCIONES B UFFER : Datos: moles de CH 3 COOH = 0,30 moles de CH 3 COONa = 0,30 Volumen de la disolución = 1 L pH disolución buffer = 4,74 moles de NaOH agregados = 0,02 pH disolución final = ? Fórmula: pKa + log [Base ] [Ácido]

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE C AMBIOS DE P H EN S OLUCIONES B UFFER : Resolución: Cálculo Estequiométrico 

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE C AMBIOS DE P H EN S OLUCIONES B UFFER : pH = 4,80 Resolución: Cálculo de Equilibrio  CH 3 COOH (ac)  H + (ac) + CH 3 COO – (ac) pH = 4,74 + log 0,32 mol/1 L 0,28 mol/1 L pH = 4,80

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE C AMBIOS DE P H EN S OLUCIONES B UFFER :  CALCULA EL PH DE LA DISOLUCIÓN SI HUBIERA SIDO PREPARADA CON 0,02 MOLES DE NAOH HASTA COMPLETAR UN LITRO DE DISOLUCIÓN CON AGUA DESTILADA. pH = 12,30

ÁCIDOS Y BASES C ÁLCULO DE P H EN S OLUCIONES B UFFER : AHORA TÚ: CALCULA EL PH DE LA DISOLUCIÓN BUFFER INICIAL DEL EJERCICIO ANTERIOR (0,30 MOLES DE ÁCIDO ACÉTICO Y DE SU BASE CONJUGADA), DESPUÉS DE LA ADICIÓN DE 0,02 MOLES DE HCL. A CONTINUACIÓN CALCULA EL PH DE LA DISOLUCIÓN QUE RESULTARÍA DE LA ADICIÓN DE 0, 02 MOLES DE HC1 A 1 L DE AGUA DESTILADA. pH = 4,68 y 1,70