Se habla de una disolución
acuosa siempre que el disolvente (o
el disolvente mayoritario, en el caso de una mezcla de disolventes)
es agua. El agua como disolvente es muy polar y
forma puentes de hidrógeno muy fuertes.
Las disoluciones
acuosastienen una gran importancia en la biología, desde
los laboratorios de ciencia básica hasta la química de
la vida, pasando por la química industrial.
El equilibrio químico es el estado
alcanzado en una reacción reversible en que la velocidad de
la reacción a la derecha, es igual a la velocidad de la reaccion a la
izquierda.
Una reacción reversible es aquella
en que los productos de la reacción interactùan entre sí y forman nuevamente
los reaccionantes.
aA + bB ↔ cC + dD
Cuando el equilibrio químico se establece en una fase
(una mezcla de gases, una solución líquida, etc.), entonces se tiene un
equilibrio homogéneo. Cuando el equilibrio consta de más de una fase (gas y
sólido, o líquido y sólido), se dice entonces que el equilibrio es heterogéneo.
Una solución sobresaturada en equilibrio con el soluto sin disolver es un
ejemplo típico de equilibrio heterogéneo. Para que haya equilibrio entre una
sustancia sólida y su solución,
ésta debe estar saturada y en contacto con el sólido no disuelto.
Los compuestos iónicos que forman soluciones acuosas, pueden clasificarse por
su conductividad en electrolitos fuertes (completamente disociados), y débiles
(poco solubles).
FUERTES
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DEBILES
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Los ácidos
inorgánicos como HNO3, HClO4, H2SO4,
HCl, HI, HBr, HClO·, HBrO3
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Muchos
ácidos inorgánicos como H2CO3, H3BO3,H3PO4,H2S,
H2SO3
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Los hidróxidos alcalinos y alcalinotérreos
|
La
mayoría de los ácidos orgánicos
|
La mayoría de
las sales
|
Amoniaco
y la mayoría de las bases orgánicas
|
¿A que llamamos PH y POH?
Dado que las concentraciones de los iones OH- y H+ son, con frecuencia, números pequeños, lo cual dificulta el trabajo y es muy difícil, SorenSorense, en 1909, propuso una medida más práctica denominada pH. El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno (en mol/l).
pH = -log[H+]
· Disoluciones ácidas: [H+]> 1.0x10-7M, pH < 7.00
· Disoluciones básica: [H+]< 1.0x10-7M, pH > 7.00
· Disoluciones neutras: [H+] = 1.0x10-7M, pH = 7.00
Observe que el pH aumenta a medida que [H+] disminuye.
Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una disolución se puede obtener una escala de pOH, análoga al pH. Así el pOH se define como
pOH = -log[OH-]
Y mediante el producto iónico del agua, se puede obtener una relación entre pH y pOH:
pH + pOH = 14
EJERCICIO 1:
¿Cuáles serán al pH de las siguientes concentraciones del ión OH-1 : 0.1M, 0.01M, 0.001M, 0.0001M?
pOH. = -log[OH-1]
pOH. = -log 0.1 = 1 pH. = 13
pOH. = -log 0.01 = 2 pH. = 12
pOH. = -log 0.001 = 3 pH.= 11
pOH. = -log 0.0001 = 4 pH. = 10
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:
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:
B- + H2O « HB + OH-
Se puede conocer la extensión de la reacción a partir de la constante de equilibrio 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.
Soluciones amortiguadoras, tampón 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.
Características:
· 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.
· Cuando una solución no es taponada la adición de pequeñas cantidades de acido o base fuerte cambian rápidamente su pH, por el contrario si la solución original esta taponada estas adiciones difícilmente la afectan.
EJERCICIO 2
Preparar 500 ml de una solución tampón de pH 4.5 con ácido acético 1.0 M y acetato de sodio.
[H3O+] = 10-4.5 = 3.16*10-5
Ka= [H3O+] [OAC-] = 1.75*10-5
[HOAC]
[OAC-] = 0.5534M = [OAC-]
[HOAC]
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