SOLUCIONES BAUFFER

8/15/2019 SOLUCIONES BAUFFER

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SOLUCIONES BUFFER

Ejercicios:

A) Calculemos el pH de una solución 0,5M de ácido acético (CH3COOH)Ka = 1,8 · 10-5. Como es un ácido débil y su concentración es alta, podemos aplicar:

[H+] = √ Ka Co

[H+] = √ (1,8 x 10-5) (0,5)

[H+] = 3,0 x 10-3

Si pH = -log [H+], entonces

pH = -(log 3,0 · 10-3) pH = -(-2,522)

pH = 2,522

B) Calcularemos ahora el pH de una solución formada por ácido acético 0,5M y acetatode sodio 0,5M (CH3COONa).Tenemos “efecto de ion común” por lo tanto:

pH = pKa + log [Sal][Ácido]

Si Ka = 1,8 x 10-5 pKa = -(log Ka) pKa = 4,74

Luego, pH = 4,74 + log [0,5]

[0,5] pH = 4,74 + log 1 pH = 4,74


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C) Calculemos el pOH de una solución 0,1M de (NH4OH) Kb = 1,75x10 -5. Como esuna base débil y su concentración es alta, podemos aplicar:

[OH-] = √ Kb Co

[OH-

] = √ (1,75 x 10-5) (0,1)

[OH-] = 1,323 x 10-3

Si pOH = -log [OH-], entonces:

pOH = -(log 1,323 x 10-3) pOH = -(-2,88)

pOH = 2,88

D) Calcularemos ahora el pOH de una solución formada por hidróxido de amonio 0,1My cloruro de amonio 0,1M (NH4Cl).Tenemos “efecto de ion común” por lo tanto:

pOH = pKb + log [Sal][Base]

Si Kb = 1,75 x 10-5 pKb = -(log Kb) pKb = 4,76

Luego, pOH = 4,76 + log [0,1][0,1]

pOH = 4,76 + log 1 pOH = 4,76

PROBLEMAS DE BUFFERPOR: VALDERRAMA ARIAS, JULIAN1. Calcule el pH de 0,500 mL de una solución reguladora, que se prepara disolviendo

en agua 2,40 g de NaH2 PO4 y 5,68 g de Na2 HPO4 llevando a volumen en matraz

aforado de 500 mL.

Datos: Ka2 = 6,17 x 10 – 8 Mr NaH2 PO4 = 120 Mr Na2HPO4 = 142

n° moles NaH2PO4 = 2,40 g / 120 g mol – 1 =0,020 mol

Molaridad NaH2PO4 = 0,020 mol / 0,500 L = 0,040 M = Ca (H 2PO4- )

n° moles Na2HPO4 = 5,68 g / 142 g mol – 1 = 0,031 mol

Molaridad Na2HPO4 = 0,031 mol / 0,500 L = 0,062 M = Cb (HPO42- )

Como Ca y C b son mayores de 10 – 2 M y Ca / C b = 0,645 está dentro del rango 0,1 –

10 se puede usar la Ecuación de Henderson pH = pK

a – log C

a / C

b = 7,21 – log 0,040 / 0,062 = 7,40

Respuesta: pH = 7,40


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2. Calcular el pH de una mezcla equimolar de NH3 y NH4Cl. El pKb del amoniaco es4.75

Solución:

Para una solución amortiguadora compuesta de una base débil y una sal de sucorrespondiente ácido conjugado, la ecuación de Henderson-Hasselbach es de la forma

Al aplicar esta ecuación al sistema amortiguador amoniaco / cloruro de amonio resultaque el

3. Calcular el pH de una mezcla de 5 moles de lactato de sodio y mol de ácidoclorhídrico en un litro de solución acuosa al finalizar la reacción. El pKa del

ácido láctico es 3.86.

Una mol de ácido clorhídrico reacciona con una mol de lactato de sodio, convirtiéndosela mezcla en una solución amortiguadora que contiene una mol de ácido láctico y 4 molde acetato de sodio.Aplicando la ecuación tenemos:

Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc0,2 M y 200 ml de solución de NaAc 0,3 M .

Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones , variando por lotanto sus concentraciones .Para el ácido:

1000 ml ___________ 0,2 moles HAc200 ml ___________ x = 0,04 moles HAc

Como el volumen final es de 400 ml:

400 ml ___________ 0,04 moles HAc

1000 ml ___________ x = 0,1 moles = 0,1 M

Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultadoserá: 0,15 M,Reemplazando en la ecuación anterior:

H x

18 10 0 15

, . ,

0,15 = 1,2 . 10

-5

PH = 4,92


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A 100 ml del buffer anterior se le añade 1 ml de NaOH 0,1 N. Calcular elpH.

1000 ml ____________ 0,1 equiv. NaOH

1 ml ____________ x = 10 -4 equiv.

Estos equivalentes neutralizarán el mismo número de equivalentes de protonescontenidos en los 100 ml de la mezcla buffer.

100 ml ____________ 10-41000 ml ____________ x = 10-3 equiv.

Quedando:[HAc] = 0,1 M - 0,001 M = 0,099 M

[Ac- ] = 0,15 M + 0,001 M = 0,151 M

Por lo tanto :

H 18

0151

,

,

. 10 x 0,099 = 1,18 . 10 M

-5

-5

pH = 4,93

Se observa que la variación de pH debida a este agregado fue de sólo 0,01unidades .

Si el mismo agregado se hubiera realizado sobre 100 ml de agua :

10-3 equiv. OH-/l ----------> pOH = 3 pH = 11

Como el pH inicial es 7, se habrá producido una variación de pH de 4 unidades.

Calcular el pH de una mezcla de 3 moles de àcido acètico 1 mol dehidróxido de sodio en un litro de solución acuosa al terminar la reacción

Una mol de hidróxido de sodio reacciona con una mol de àcido acètico,convirtiéndose la mezcla en una solución amortiguadora que contiene 2 molesde ácido acético y un mol de acetato de sodio Aplicando la ecuación de Henderson- Hasselbach tenemos que

PH=4.75 + log1/2=4.45


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200 ml ____________________ x= 0.04moles HAc

Como volumen final es de 400 ml:

400 ml __________________ 0, 04 moles HAc

1000 ml__________________ x=0,1 moles =0,1 M

Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultadoserá: 0,15 M, reemplazando en la ecuación anterior:

H x

18 10 0 15

, . ,

0,15 = 1,2 . 10

-5

ph= 4,92

A 100 ml del buffer anterior se le añade 1 ml de NaOH 0,1 N. Calcular elpH.

1000 ml ______________ 0,1 equiv. Na OH1 ml______________ x= 10-4 equiv.

Estos equivalents neutralizarán el mismo número de equivalentes deprotones contenidos en los 100 ml de la mezcla buffer.

100 ml _________________ 10-4

1000 ml ________________ x= 10-3

equiv.Quedando:

[HAc] = 0,1 M – 0,001 M = 0,099 M

[Ac-] = 0,15 M + 0,001 M = 0,151 M

Por lo tanto:

H 18

0151

,

,

. 10 x 0,099 = 1,18 . 10 M

-5

-5

pH= 4,93Se observa que la variación de Ph debida a este agregado fue de sólo 0.01unidades.Si el mismo agregado se hubiera realizado sobre ml agua:

10-3 equiv. OH- /l ----------> pOH = 3 pH = 11

Como el pH inicial es 7, se habrá producido una variación de Ph de 4 unidades.


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Problema 3

Calcule la variación de pH que seproducirá por el agregado de 0,010 mol deNaOH a unlitro de solución reguladora 0,100 M de ácido acético y 0,100 M deacetato de sodio.Ka = 1,82 x 10 – 5

Variación de pH (∆pH) = pHf - pHi

El pH de la solución inicial es: pH = pKa – log Ca / Cb

pHi= 4,74 – log 0,100 / 0,100 = 4,74

El pH de la solución final es el que corresponde a la solución después delagregado de

NaOH, que por ser base fuerte estará totalmente disociada.El aumento de iones HO-afecta al equilibrio:

HAc + H2O H3O++ Ac –

Ya que neutraliza a los H3O+, desplazándose hacia un aumento de laconcentración de Ac-y una disminución de la concentración de HAc.

Conservación de materia:

[HAc]+ [Ac - ]= Ca + Cb= 0,200 M …………………..(a)

[Na+]= Cb(del NaAc) + Cbf (del NaOH)

Condición de electro neutralidad:

[Na+]+ [H3O+]=[Ac - ]+ [HO-]

Cb +Cbf + [H3O+]= [Ac - ]+ [HO-]

[H3O+]y [HO-]se desestiman frente a Cay Cb, por lo tanto:

[Ac - ]= Cb +Cbf

Reemplazando en (a) y reordenando:

[HAc]= Ca + Cb – (Cb +Cbf ) = Ca- Cbf

El pH de la solución final es:pHf = pKa – log ([HAc]/ [Ac - ])pHf = 4,74 – log [(Ca- Cbf ) / (Ca+ Cbf )]pHf = 4,74 – log [(0,100 – 0,010) / (0,100 + 0,010)]

pHf = 4,74 – log [(0,090 / 0,110)] = 4,83


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∆pH = 4,83 – 4,74 = 0,09

Los valores de pH y los cambios producidos se expresan con dos cifrasdecimales,debido a que es la máxima precisión que se logra cuando se mide con peachímetro.

1. Problemas1.1. Problemas resueltos

1. Calcule el pH de 0,500 mL de una solución reguladora, que se preparadisolviendo en agua 2,40 g de NaH2 PO4 y 5,68 g de Na2 HPO4 llevando avolumen en matraz aforado de 500 mL.

Datos: Ka2 = 6,17 x 10 – 8 Mr NaH2 PO4 = 120 Mr Na2HPO4 = 142


Molaridad NaH2PO4 = 0,020 mol / 0,500 L = 0,040 M = Ca (H 2PO4- )

n° moles Na2HPO4 = 5,68 g / 142 g mol – 1 = 0,031 mol

Molaridad Na2HPO4 = 0,031 mol / 0,500 L = 0,062 M = Cb (HPO42- )


10 se puede usar la Ecuación de Henderson pH = pK a – log Ca / C b = 7,21 – log 0,040 / 0,062 = 7,40


2. Calcular el pH de una mezcla equimolar de NH3 y NH4Cl. El pKb del amoniaco

es 4.75

Solución:Para una solución amortiguadora compuesta de una base débil y una sal de sucorrespondiente ácido conjugado, la ecuación de Henderson-Hasselbach es de la forma

Al aplicar esta ecuación al sistema amortiguador amoniaco / cloruro de amonio resultaque el

3. Calcular el pH de una mezcla de 5 moles de lactato de sodio y mol de ácidoclorhídrico en un litro de solución acuosa al finalizar la reacción. El pKa delácido láctico es 3.86.

Una mol de ácido clorhídrico reacciona con una mol de lactato de sodio, convirtiéndosela mezcla en una solución amortiguadora que contiene una mol de ácido láctico y 4 molde acetato de sodio.Aplicando la ecuación tenemos:


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4. Calcular el pH de la solución que resulta al mezclar dos soluciones acuosas quecontienen, respectivamente, 2 mol de ácido acético y 6 mol de acetato de sodio.El pKa del ácido acético es 4.75.

Aplicando la ecuación de Henderson - Hasselbach

PROBLEMAS RESUELTOS SOLUCIONES BUFFER :3

1.Determine la masa de acetato de sodio (Masa molar = 98,1 g/mol) que necesitapara preparar una solución buffer acetato cuya relación [Sal] / [Ácido] = 0,45.Suponga que la masa de sal debe ser agregada a 500 mL de solución 0,4 M deácido acético (PKa = 4,76) para preparar el tampón.

SOLUCIÓN:

Paso 1: Si tenemos 500 mL de ácido al 0,4 M, la concentración del ácido en el bufferserá 0,4M.


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[Ácido] = 0,4 M

Paso 2: Si la relación [Sal] / [Ácido] = 0,45 y [Ácido] = 0,4 M tenemos que:

[Sal] / [Ácido] = 0,45

[Sal] / 0,4 M = 0,45

[Sal] = 0,45 · 0,4 M

[Sal] = 0,18 M

Paso 3: Como la concentración de la sal es 0,18 M necesitaremos 0,18 moles de salpara preparar un litro de solución, pero sólo queremos 500 mL de solución, por lo tanto

0,18 moles sal x = 1000 mL solución 500 mL de solución

x = 0,09 moles de sal

Paso 4: Transformamos los moles a masa (g)

1 mol ------------------------sal 98,1 g

0,09 moles-------------------- sal x

x = 8,83 g de sal (acetato de sodio)

2. Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución deHAc 0,2 M y 200 ml de solución de NaAc 0,3 M .Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones , variandopor lo tanto sus concentraciones .

Para el ácido :1000 ml ___________ 0,2 moles HAc200 ml ___________ x = 0,04 moles HAc

como el volumen final es de 400 ml :

400 ml ___________ 0,04 moles HAc1000 ml ___________ x = 0,1 moles = 0,1 M

Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyoresultado será: 0,15 M,

Reemplazando en la ecuación anterior :pH = 4,92


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3. Calcule el pH y la concentración de una solución amortiguadora formada por0,03 moles de ácido propanoico (Ka = 1,34 · 10-5) y 0,02 moles de propanoato desodio disueltos en 250 mL.

SOLUCIÓN:

Paso 1: Sabemos que:

PH = pKa + log [Sal] / [Ácido]

[Tampón] = [Sal] + [Ácido]

Luego: pKa = -(log Ka)

pKa = -(log 1,34 · 10-5)

pKa = -(-4,87)

pKa = 4,87 El pH del buffer debe encontrarse en la zona de pKa ± 1,esto es 3,87 -5,87

Paso 2: Determinemos las concentraciones molares de los componentes del buffer.

[Ácido] 0,03 x = x = 0,12 M

250 mL ----------------------1000 mL

[Sal] 0,02----------------------------- x

= x = 0,08 M

Paso 3: Tenemos todos los datos para calcular el pH de esta solución tampón.

pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]

pH = 4,87 + log [0,08] / [0,12]

pH = 4,87 + log 0,666

pH = 4,87 + (- 0,17)

pH = 4,70 Está en el rango esperado

Paso 4: La concentración del tampón será:

[buffer] = [Sal] + [Ácido]


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[buffer] = 0,08 M + 0,12 M

[buffer] = 0,2 M

1. Calcule el pH de 0,500 mL de una solución reguladora, que se preparadisolviendo en agua 2,40 g de NaH2PO4 y 5,68 g de Na2HPO4 llevando avolumen en matraz aforado de 500 mL.

Datos: Ka2 = 6,17 x 10 – 8 Mr NaH2PO4 = 120 Mr Na2HPO4 = 142


Molaridad NaH2PO4 = 0,020 mol / 0,500 L = 0,040 M = Ca (H2PO4- )

n° moles Na2HPO4 = 5,68 g / 142 g mol – 1= 0,031 mol

Molaridad Na2HPO4 = 0,031 mol / 0,500 L = 0,062 M = Cb (HPO42-)

Como Ca y Cb son mayores de 10 – 2M y Ca / Cb = 0,645 está dentro delrango

0,1 – 10 se puede usar la Ecuación de Henderson:

pH = pKa – log Ca / Cb = 7,21 – log 0,040 / 0,062 = 7,40


2. ¿Qué volumen de NaOH 2,00 M se debe agregar a 300 mL de solución 0,30M de ácido glicólico, de manera de obtener una solución reguladora de pH=4,00?

Ka = 1,50 x 10 – 4

NaOH es una base fuerte por lo tanto estará totalmente disociada en solución.

El aumento de iones HO- afecta al equilibrio:

Ácido glicólico + H2O H3O + + glicolato

Ya que neutraliza a los H3O+, desplazándose hacia un aumento de laconcentración de glicolato y una disminución de la concentración de ácidoglicólico. Conservación de materia:

[Hglic] + [ glic - ] = Ca + Cb = 0,300 L x 0,30 M / (0,300 L + Vbf)


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[Na +] = Vbf x 2,00 M / (0,300 L + Vbf) ………………….. a


[Na +] + [H3O +] = [ glic - ] + [HO - ]

Vbf x 2,00 M / (0,300 L + Vbf)+ [H3O +] = [ glic - ] + [HO - ]

[H3O +] y [HO - ] se desestiman frente a Ca y Cbf, por lo tanto:

[ glic -] = Vbf x 2,00 M / (0,300 L + Vbf)


[Hglic] = [0,300 L x 0,30 M / (0,300 L + Vbf)] - [Vbf x 2,00 M / (0,300 L +

Vbf)]

[Hglic] = (0,300 L x 0,30 M - Vbf x 2,00 M) / (0,300 L + Vbf)

El pH de la solución final es:

pHf = pKa – log ([Hglic] / [ glic - ])

[(0,300 L x 0,30 M - Vbf x 2,00 M) / (0,300 L + Vbf)]

4,00 = 3,82 – log

[Vbf x 2,00 M / (0,300 L + Vbf)]

4,00 = 3,82 – log [(0,300 L x 0,30 M - Vbf x 2,00 M) / (Vbf x 2,00 M)]

Luego se despeja Vbf

Respuesta: Vbf = 27,00 mL

3. Calcule la variación de pH que se producirá por el agregado de 0,010 moldeNaOH a un litro de solución reguladora 0,100 M de ácido acético y 0,100 Mde acetato de sodio. Ka = 1,82 x 10 – 5

Variación de pH (Δ pH) = pHf - pHi


pHi = 4,74 – log 0,100 / 0,100 = 4,74


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El pH de la solución final es el que corresponde a la solución después del

agregado de NaOH, que por ser base fuerte estará totalmente disociada.

El aumento de iones HO - afecta al equilibrio:

HAc + H2O H3O + + Ac –

Ya que neutraliza a los H3O+, desplazándose hacia un aumento de laconcentración de Ac - y una disminución de la concentración de HAc.Conservación de materia:

[ HAc] + [ Ac - ] = Ca + Cb = 0,200 M ……………………… (a)

[Na +] = Cb (del NaAc) + Cbf (del NaOH)


[Na +] + [H3O +] = [ Ac - ] + [HO - ]

Cb + Cbf + [H3O +] = [ Ac - ] + [HO - ]

[H3O +] y [HO -] se desestiman frente a Ca y Cb, por lo tanto:

[ Ac - ] = Cb + Cbf


[ HAc] = Ca + Cb – (Cb + Cbf ) = Ca – Cbf


pHf = pKa – log ([HAc] / [ Ac - ])

pHf = 4,74 – log [(Ca - Cbf) / (Ca + Cbf)]

pHf = 4,74 – log [(0,100 – 0,010) / (0,100 + 0,010)]

pHf = 4,74 – log [(0,090 / 0,110)] = 4,83

Δ pH = 4,83 – 4,74 = 0,09


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EJERCICIOS

1. Se dispone de un ácido nítrico (HNO3) 0.01M. Calcular el ph

HNO3 (ag) + H2O -----> H3O+

(ag) + NO3- (ag)

[HNO3]= 0.001M = [H3O+

] pH = - log H3O+= -log 0.01= - log 10-2 = 2

2. Se disuelven 0.40 gr de hidróxido sódico (NaOH) en agua hasta completar 100ml. Calcular el pH a 25°C.

0.40gr NaOH 1000ml 1mol NaOH = 0.1M100ml 1Lt 40g NaOH

→ ()

()

[NaOH] = 0.1M = [OH-]

pOH = -log [OH-

] = -log 0.1 = -log 10-1

=1 pH + pOH = 14 pH + 1 =14 pH = 13

3. Calcular el pH de una solución formada por 200ml de solución de H (ac) 0.20M y200ml de solución de Na(ac) 0.3M. Efectuada la mezcla, se produce la diluciónde las soluciones, variando por lo tanto sus concentraciones.

Para el ácido:1000ml ------------ 0.2 moles H (ac)

200ml ------------ x = 0.04 moles H (ac)

Como el volumen final es de 40ml:400ml ------------- 0.04 moles H (ac) 1000ml ------------ x = 0.1moles = 0.1M

Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultadoserá 0.15M, reemplazando en la ecuación anterior:

[H+] =

= 1.2 x 10-5

pH = 4.92

Ejemplo 1:

Calcule el pH de 0,500 mL de una solución reguladora, que sepreparadisolviendo en agua 2,40 g de NaH2PO4 y 5,68 g de Na2HPO4 llevandoavolumen en matraz aforado de 500 mL

Datos:Ka2 = 6,17 x 10 –8 Mr NaH2PO4 = 120 Mr Na2HPO4 = 142


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n° moles NaH2PO4 = 2,40 g / 120 g mol

–1 =0,020 mol

Molaridad NaH2PO4 = 0,020 mol / 0,500 L = 0,040 M = Ca (H2PO4-)

n° moles Na2HPO4 = 5,68 g / 142 g mol –1

= 0,031 mol

Molaridad Na2HPO4 = 0,031 mol / 0,500 L = 0,062 M = Cb (HPO42-)

Como Ca y Cb son mayores de 10 –2 M y Ca / Cb = 0,645 está dentro del rango

0,1 – 10 se puede usar la Ecuación de Henderson

pH = pKa – log Ca / Cb = 7,21 – log 0,040 / 0,062 = 7,40


Ejemplo 2:

¿Qué volumen de NaOH 2,00 M se debe agregar a 300 mL de solución 0,30Mde ácido glicólico, de manera de obtener una solución reguladora de pH=4,00?Ka = 1,50 x 10 –4

NaOH es una base fuerte por lo tanto estará totalmente disociada en solución.El aumento de iones HO- afecta al equilibrio:

Ácido glicólico + H2O

H

3O+ + glicolato

Ya que neutraliza a los H3O+, desplazándose hacia un aumento de

laconcentración de glicolato y una disminución de la concentración deácidoglicólico.


[Hglic] + [glic-] = Ca + Cb = 0,300 L x 0,30 M / (0,300 L + Vbf )

[Na+] = Vbf x 2,00 M / (0,300 L + Vbf ) … (α)


[Na+] + [H3O+] = [glic-] + [HO-]

Vbf x 2,00 M / (0,300 L + Vbf )+ [H3O+] = [glic-] + [HO-]

[H3O+] y [HO-] se desestiman frente a Ca y Cbf , por lo tanto:

[glic-] = Vbf x 2,00 M / (0,300 L + Vbf )

Reemplazando en (α) y reordenando:

[Hglic] = [0,300 L x 0,30 M / (0,300 L + Vbf )] - [Vbf x 2,00 M / (0,300 L + Vbf )]


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[Hglic] = (0,300 L x 0,30 M - Vbf x 2,00 M) / (0,300 L + Vbf )


pHf = pKa – log ([Hglic] / [glic-

])

( ) ( )

( )

4,00 = 3,82 – log [(0,300 L x 0,30 M - Vbf x 2,00 M) / (Vbf x 2,00 M)]

Luego se despeja Vbf

Respuesta: Vbf = 27,00 mL

Ejemplo 3:

Calcule la variación de pH que se producirá por el agregado de 0,010 moldeNaOH a un litro de solución reguladora 0,100 M de ácido acético y 0,100 Mdeacetato de sodio. Ka = 1,82 x 10 –5

Variación de pH (∆ pH) = pHf - pHi


pHi = 4,74 – log 0,100 / 0,100 = 4,74El pH de la solución final es el que corresponde a la solución despuésdelagregado de NaOH, que por ser base fuerte estará totalmente disociada.El aumento de iones HO-afecta al equilibrio:

HAc + H2O H3O+ + Ac- Ya que neutraliza a los H3O

+, desplazándose hacia un aumento de laconcentración de Ac- y una disminución de la concentración de HAc.


[HAc] + [Ac-] = Ca + Cb = 0,200 M … (β)

[Na+] = Cb (del NaAc) + Cbf (del NaOH)


[Na+] + [H3O+] = [Ac-] + [HO-]

Cb + Cbf + [H3O+] = [Ac-] + [HO-]

[H3O+] y [HO-] se desestiman frente a Ca y Cb, por lo tanto:


18/52

[Ac-] = Cb + Cbf

Reemplazando en (β) y reordenando:

[HAc] = Ca + Cb – (Cb + Cbf ) = Ca – Cbf


pHf = pKa – log ([HAc] / [Ac-])

pHf = 4,74 – log [(Ca - Cbf ) / (Ca + Cbf )]pHf = 4,74 – log [(0,100 – 0,010) / (0,100 + 0,010)]pHf = 4,74 – log [(0,090 / 0,110)] = 4,83

∆ pH = 4,83 – 4,74 = 0,09

Los valores de pH y los cambios producidos se expresan con dos

cifrasdecimales, debido a que es la máxima precisión que se logra cuando semidecon peachímetro.


19/52

EJERCICOS RESUELTOS: BUFFER

1. ¿Cuántos moles de NH4Cl hay que agregar a un litro de solución 0,150 M de NH3para obtener una buffer de pH 9,20?

Conservación de materia:[] + [] = + = Ca + 0,150 M

[Cl-] = Condición de electro neutralidad:

[ + [] = [] + []


20/52

Desestimamos []= 1,58 x M y [] = 6.33 x M frente ay (pues para que la solución sea reguladora efectiva, la cantidad de Cl a agregar debecumplir 0,1


21/52

1000 ml ____________ x = 10-3 equiv.Quedando:[HAc] = 0,1 M - 0,001 M = 0,099 M

[Ac- ] = 0,15 M + 0,001 M = 0,151 MPor lo tanto:

H 180151

,,

. 10 x 0,099 = 1,18 . 10 M

-5

-5

pH = 4,93

Se observa que la variación de pH debida a este agregado fue de sólo 0,01 unidades.Si el mismo agregado se hubiera realizado sobre 100 ml de agua:

10-3 equiv. OH-/l ----------> pOH = 3 pH = 11Como el pH inicial es 7, se habrá producido una variación de pH de 4 unidades.

SOLUCIONES BUFFER : EJERCICIOS RESUELTOS

1. ¿Cuántos moles de NH4Cl hay que agregar a un litro de solución 0,150 Mde NH3 para obtener una buffer de pH 9,20?

Por Conservación de materia:[NH4+] + [NH3] = Ca + Cb = Ca + 0,150 M

[Cl-] = CaCondición de electro neutralidad:

[NH4+] + [H3O +] = [Cl - ] + [HO - ]

Desestimamos [H3O +] = 1,58 x 10 – 9 M y [HO -] = 6.33 x 10 – 6 M frente a Ca yCb(pues para que la solución sea reguladora efectiva, la cantidad de NH4Cl aagregar debecumplir:

0,1< Ca / Cb


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10 se puede usar la Ecuación de Henderson pH = pK a – log Ca / C b = 7,21 – log 0,040 / 0,062 = 7,40


3. Calcular el pH de una solución formada por 200ml de solución de H (ac) 0.20M y 200ml de solución de Na(ac) 0.3M. Efectuada la mezcla, se produce

la dilución de las soluciones, variando por lo tanto sus concentraciones.

Para el ácido:1000ml ------------ 0.2 moles H (ac)200ml ------------ x = 0.04 moles H (ac)

Como el volumen final es de 40ml:400ml ------------- 0.04 moles H (ac) 1000ml ------------ x = 0.1moles = 0.1M

Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultadoserá 0.15M, reemplazando en la ecuación anterior:

[H+] =

= 1.2 x 10-5

pH = 4.92

PROBLEMAS DE SOLUCIONES BUFFERT1. Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc 0,2 M y

200 ml de solución de NaAc 0,3 M.

Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones, variando por lotanto sus concentraciones.

Para el ácido:


Como el volumen final es de 400 ml:400 ml ___________ 0,04 moles HAc

1000 ml ___________ x = 0,1 moles = 0,1 MCon idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultadoserá: 0,15 M,Reemplazando en la ecuación anterior:

H x

18 10 0 15

, . ,

0,15 = 1,2 . 10

-5

pH = 4,92


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2. A 100 ml del buffer anterior se le añade 1 ml de NaOH 0,1 N. Calcular el pH.

1000 ml ____________ 0,1 equiv. NaOH1 ml ____________ x = equiv.

Estos equivalentes neutralizarán el mismo número de equivalentes de protonescontenidos en los 100 ml de la mezcla buffer.100 ml ____________

1000 ml ____________ x = equiv.

Quedando:[HAc] = 0, 1 M - 0,001 M = 0,099 M[Ac-] = 0, 15 M + 0,001 M = 0,151 MPor lo tanto:

H 18

0151

,

,

. 10 x 0,099 = 1,18 . 10 M

-5

-5

pH = 4,93Se observa que la variación de pH debida a este agregado fue de sólo 0,01unidades.Si el mismo agregado se hubiera realizado sobre 100 ml de agua: Equiv. OH-/l ----------> pOH = 3 pH = 11Como el pH inicial es 7, se habrá producido una variación de pH de 4 unidades.

3. Calcule el pH de una solución buffer que contiene 0.05 M de HC7H5O2 y0.15M de NaC7H5O2 (Ka HC7H5O2 = 6.5X10-5).Reemplazando en la ecuación de Henderson-Hasselbach:

pH=pKa+log ([base])/([acido])

pH= -logKa+log ([base])/([acido])

pH = -log (〖6.5x10〗^(-5) )+log (0.15/0.05)

pH=4.187+0.477

pH=4.66.

PROBLEMAS

1. ¿Cuál será el pH de una disolución mortiguadora formada por la disolución de 0.350 mol deHOAc y 0,350 mol de NaOAc en agua suficiente para hacer 0.600 l de discolución

Solución:

Pero el acetato sódico NaOAc, es un electrolito fuerte, como la mayoría de sales de sodio. Portanto, suponemos que el NaOAc está completamente disociado en , es decir, quetendremos en disolución 0,583 M y 0,583 M.

Supongamos que se disocian x mol/l de HOAc, por lo que [HOAc] será (0,583 – x) mol/l y[] aumentará a (0,583 + x) mol/l.


24/52

[HOAc] = 0,583 – x; [ = x; [] = 0,583 + x

HOAc

= 1,8 X =

En esta ecuación puede resolverse x considerando que es suficientemente pequeñas paradespreciarla en comparación con 0,583.

( )

log =-log(1,8 X ) = -(0,26 – 5) =4,75

2. Calcúlese el pH de una disolución 0,2 M de un ácido monoprótico de que es0.85 M en la sal potásica del ácido

Solución:

Al ser una disolución tampón, calculemos la concentración de [

a partir de (1) y luego elpH:

[

=

pH= -log4,7 = 5,33

3. Calcular el pH de una disolución amortiguadora con 0,750 l de volumen, que contiene 0,150 molde y 0,250 mol de del en agua = 1,81 X .

Solución:

El es un electrólito fuerte disociado completamente en y

Supongamos que reaccionan x mol/l de según la reacción

, produciéndose x mol de , y [] aumentará a 0,333 + x, mientras que [ disminuye a 0,200 – x.

[

[

]

( )()

Despreciando la x como sumando, obtenemos X = 1,09 X .Pero esto es la concentración de Mediante K calculamos

.

log =-log(9,17 X ) = -(0,962 – 10) =9,75

1.- Calcular el ph de una disolución reguladora que se prepara disolviendo 25.5 gramoscon sal de acetato de sodio en un volumen suficiente de acido acético 0.55 molar paraobtener 500 mililitros de una disolución .


25/52

CH3COOH + H2O -------------------- CH3COO- +H3O+

Co 0.55MR 0.55 α Eq 0.55 (1 – α ) 0.55 α 3.55 α

CH3COONa -------------------------------------------------- CH3COO-+ Na+0.311 0.3110.311

Ka = 1.8*10-5 = (0.55α +0.622)0.55

0.55(1- α)0 = 0.55 α2 + 0.622 α - 0.8*10-5

α =2,896* 10-5 Ph = -log (H3O+)reemplazandoPH = - log (0.55 α)= PH = - log (2,896* 10-5α) = 4,79RESPUESTA =4,79

2.- hallar la masa de NaCH3COO debe disolverse en 0,3 l de CH3COOH 0,25 M paraque el PH = 5,09CH3COOH + H2O ------------------- CH3COO - + H3O +

Co 0,25 MCeq 0,25 (1-α)Ka = 1,8*10-5 0.25 α 0,25 α

NaCH3COOH----------------- Na + + CH3COO- Ph = -log (H3O+)-5,09 = -log (H3O+)(H3O+) = 8,13* 10-6 mol/lREEMPLAZANDO

Ka= [CH3COO

-

] [H3O

+

] = [CH3COO

-

] 8,13* 10

-6

[CH3COOH] 0,25


26/52

[CH3COO-] = 0,56 M

Ka =1.8*10-5 = 0,25 α *0,25 α 0,25 (1- α)

1.8*10-5

= 0,25α2

α = 4,48* 10-3 0,25*8,48*10-3 = 2,12 * 10-3 mol/lM = n/v2,12 * 10-3 = n/ 0,3Moles de CH3COO- = 6,364*10-4

[CH3COO-] =0,56 M ----------0,56= N/0,3 entonces 0,168 moles deCH3COO-

Moles de CH3COO- en el equilibrio que se proporciona el acido 6,364*10-4

0,168 moles- 6,364*10-4

0,16736 moles de CH3COO- que proporciona la saln= gr/pm --------- 0,16736 = gr/82

RESPUESTA = 13,72 gr CH3COONa

3. Determinar la relación de las concentraciones de para preparar un buffer de

pH 5,0. El pKa del ácido acético es 4,66.

4. Determinar el pH de un buffer lactato, que tiene una concentración de ácido láctico de

0,050M, y la concentración del ión lactato es 0,32 M, sabiendo que la constante de disociación

aparente del ácido láctico ( CH3- CHOH- COOH ) es 1,38 x 10-4

.

Se calcula primero el pKa que es igual a: pKa= - log 1,38 x 10-4

= 3,86.


27/52

PROBLEMAS RESUELTOS SOBRE SOLUCIONES BUFFERT1.- Calcule el pH de una solución buffer que contiene 0.05 M de HC7H5O2 y 0.15M de

NaC7H5O2 (K a HC7H5O2 = 6.5X10-5).

Reemplazando en la ecuación de Henderson-Hasselbach:

() (

)

2.- calcular a 25 °c el pH de una disolución obtenida al disolver 0.8 moles deCH3COOH y 0.8 moles de CH3COONa hasta obtener 1 Lt de disolución (KaÑ{(CH3COOH)= 1.79x 10-5)

Primera Forma

CH3COOH +H2O CH3COO- + H3O

+ Inic 0.8M 0.8MEquil 0.8-x 0.8+x x

()

Segunda forma

Reemplazando en la ecuación de Henderson-Hasselbach:

CH3COOH +H2O CH3COO- + H3O

+

3.- Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc 0,2 M y 200ml de solución de NaAc 0,3 M.

Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones, variando por lotanto sus concentraciones.

Para el ácido:1000 ml ___________ 0,2 moles HAc200 ml ___________ x = 0,04 moles HAc



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H x

18 10 0 1

5

, . , 0,15

= 1,2 . 10-5

pH = 4,92

EJERCICIOS

Ejemplo 1

Calcule el pH de una solución tampón que contiene amoniaco, ac 0,1 M y clorurode amonio Cl 0,2 M, cuyo volumen es 100 ml.Dato Kb=1,8x Resolución el cloruro de amonio (sal) se disocia según

Cl(ac)

(ac) + Cl-0,2M 0,2M 0,2MEl amoniaco (base debil) se ioniza segúnH2O + ac + OHac

[] inicio 0,1M 0,2M --[] ionizado X -- --[ ] formada -- X X

EQUILIBRIO 0,1-X 0,2-X X

Ion común:[] = 0,2 + X = 0,2M

Calculemos x= [OH-] con el valor de KbKb= [] [OH]/ 1,8x10-5 = (0,2.x)/(0,1-x)Como 0,1 – x = 0,1MReemplazando este valor en la expresión anterior y despejando x se tendrá.

[OH-] = x =

= 9 xMFinalmente

pOH = -log9x = 5,05Entonces pH = 14 – 5,05 = 8,95Ejemplo 2

Determine el pH de una solución acuosa que contiene fenilamina, 0,4 M y

cloruro de fenilamonio, 0,44 M. Kb = 4x

Resolucion:La solución tiene dos solutos: base debil : sal de base débil

Par conjugado: y Por lo tanto, la solución es un buffer básico, donde se cumplen[OH] = Kb [ base]/[sal] [OH] = 4 x x

= 3,64 x

pOH = -log (3.64) = 9,44


29/52

Entonces pH = 14 – 9,44 = 4,56Ejemplo 3

1. Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc 0,2 My 200 ml de solución de NaAc 0,3 M.

Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones, variando por lotanto sus concentraciones.Para el ácido:


Como el volumen final es de 400 ml :


Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultadoserá: 0,15 M,Reemplazando en la ecuación anterior :

H x

18 10 0 15

, . ,

0,15 = 1,2 . 10

-5

pH = 4,92

2. A 100 ml del buffer anterior se le añade 1 ml de NaOH 0,1 N . Calcular el pH.

1000 ml ____________ 0,1 equiv. NaOH1 ml ____________ x = 10 -4 equiv.

Estos equivalentes neutralizarán el mismo número de equivalentes de protonescontenidos en los 100 ml de la mezcla buffer .

100 ml ____________ 10-4 1000 ml ____________ x = 10-3 equiv.

Quedando:[HAc] = 0,1 M - 0,001 M = 0,099 M[Ac-] = 0,15 M + 0,001 M = 0,151 M

Por lo tanto :

H 18

0151

,

,

. 10 x 0,099 = 1,18 . 10 M

-5

-5

pH = 4,93


30/52

Se observa que la variación de pH debida a este agregado fue de sólo 0,01unidades.Si el mismo agregado se hubiera realizado sobre 100 ml de agua:

10-3equiv. OH- /l ----------> pOH = 3 pH = 11


EJERCICIOSa) ¿Cuántos moles de NH4Cl hay que agregar a un litro de solución 0,150 M deNH3 para obtener una buffer de pH 9,20?Resolucion :a) Conservación de materia:[NH4+] + [NH3] = Ca + Cb = Ca + 0,150 M[Cl-] = Ca

* Condición de electro neutralidad:[NH4+] + [H3O +] = [Cl - ] + [HO - ]desestimamos [H3O +] = 1,58 x 10 – 9 M y [HO -] = 6.33 x 10 – 6 M frente a Ca yCb (pues para que la solución sea reguladora efectiva, la cantidad de NH4Cl aagregar debe cumplir 0,1< Ca / Cb


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Paso 3: Como la concentración de la sal es 0,18 M necesitaremos 0,18 molesde sal para preparar un litro de solución, pero sólo queremos 500 mL desolución, por lo tanto0,18 moles sal x = 1000mL solución 500 mL de soluciónx = 0,09 moles de sal

Paso 4: Transformamos los moles a masa (g)1 mol ------------------------sal 98,1 g0,09 moles-------------------- sal xx = 8,83 g de sal (acetato de sodio)

c) Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc 0,2 My 200 ml de solución de NaAc 0,3 M.

Resolucion: Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones , variando por lotanto sus concentraciones .

Para el ácido:





5-5

10 . 1,2=0,15

1,0 10.8,1 x H

pH = 4,92

PROBLEMAS BUFFER


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1. Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de ácido

acético 0,2 M y 200 ml de solución de acetato de sodio 0,3 M. (Ka = 1.8x10 -

5)

Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones , variando por lo

tanto sus concentraciones .

Para el ácido:

1000 ml ___________ 0,2 moles ácido acético

200 ml ___________ x = 0,04 moles ácido acético

Como el volumen final es de 400 ml :

400 ml ___________ 0,04 moles ácido acético

1000 ml ___________ x = 0,1 moles = 0,1 M

Para la sal:

1000 ml ___________ 0,3 moles acetato de sodio

200 ml ___________ x = 0,06 moles acetato de sodio


400 ml ___________ 0,06 moles acetato de sodio

1000 ml ___________ x = 0,15 moles = 0,15 M

Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultado

será: 0,15 M,

Reemplazando en la ecuación:

[H+] = Ka. [Ácido]/ [Sal]

H x

18 10 0 15

, . ,

0,15 = 1,2 . 10

-5

pH = - log(H+)

pH = 4,92


33/52

2. ¿Cuántos moles de NH4Cl hay que agregar a un litro de solución 0,150 M

deNH3 para obtener una buffer de pH 9,20?

Conservación de materia:[NH4+]+ [NH3] = Ca + Cb= Ca+ 0,150 M

Desestimamos [H3O+]= 1,58 x 10 – 9M y [HO-]= 6.33 x 10 – 6M frentea Ca y

Cb (pues para que la solución sea reguladora efectiva, la cantidad de NH4Cl a

agregar debe cumplir 0,1< Ca / Cb


34/52

[NH4+]+ [NH3]= Ca + Cb = 0,172 + 0,150 = 0,322 M (9

[Cl - ] = Ca (del NH4 Cl) + Caf (del HCl)

Condición de electro neutralidad

[NH4+]+ [H3O+]= [Cl - ]+ [HO- ]

[NH4+]+ [H3O+]= (Ca+ Caf) + [HO- ]

[H3O+]y [HO- ]se desestiman frente a Cay Cb, por lo tanto:

[NH4+]= Ca+ C

Reemplazando en (9) y reordenando

El pH de la solución final es

pHf= pKa – log ([NH4+]/ [NH3])

pHf= 9,26 – log [(0,172 + 0,010) / (0,150 – 0,010)]

pHf= 9,26 – 0,114 = 9,15

∆pH = 9,15 – 9,20 = - 0,05

El signo negativo indica que el pH disminuyó.

Ejercicios de Soluciones Buffer1. Calcular el pH de una solución buffer que contiene 0.050M de HC7H5O2y

0.150M de NaC7H5O2 Ka(HC7H5O2= 6.5x10-5)

2. Calcular, a 25° C, el pH de una disolución obtenida al disolver 0,8 moles deCH3COOH y 0,8 moles de CH3COONa hasta obtener 1 litro de disolución.

Ka(CH3COOH)=1.79x10

-5


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CH3COOH + H2OCH3COO-+ H3O

+

0,8M 0,8M0,8-X 0,8+X X

( )()

3. El análisis de una muestra de plasma sanguíneo a 25° C indica que el pH es 7,40y la concentración de H2CO3 es 0.0025M. Calcule la concentración de su baseconjugada.Pka del H2CO3 es de 6,35

1. Problemas Resueltos

a1. Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc 0,2 M y 200ml de solución de NaAc 0,3 M.

Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones, variando por lo tanto susconcentraciones.

Para el ácido:1000 ml ___________ 0,2 moles HAc

200 ml ___________ x = 0,04 moles HAc


36/52



Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultado será:0,15 M, reemplazando en la ecuación anterior:

H x

18 10 0 15

, . ,

0,15 = 1,2 . 10

-5

pH = 4,92

a2. A 100 ml del buffer anterior se le añade 1 ml de NaOH 0,1 N. Calcular el pH.

1000 ml ____________ 0,1 equiv. NaOH1 ml ____________ x = 10 -4 equiv.

Estos equivalentes neutralizarán el mismo número de equivalentes de protonescontenidos en los 100 ml de la mezcla buffer.

100 ml ____________ 10-41000 ml ____________ x = 10-3 equiv.

Quedando:

[HAc] = 0,1 M - 0,001 M = 0,099 M[Ac- ] = 0,15 M + 0,001 M = 0,151 M

Por lo tanto:

H 18

0151

,

,

. 10 x 0,099 = 1,18 . 10 M

-5

-5

pH = 4,93

Se observa que la variación de pH debida a este agregado fue de sólo 0,01 unidades.Si el mismo agregado se hubiera realizado sobre 100 ml de agua:

10-3 equiv. OH-/l ----------> pOH = 3 pH = 11


a3. Calcule el pH de la disolución y el grado de disociación del acido nitroso, en unadisolución obtenida al disolver 0,47 gramos de dicho acido en 100 ml de agua.

¿Cuantos gramos de hidróxido sódico se necesitaran para neutralizar 25 ml de ladisolución anterior?


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DATOS: K a=5,0.104; Masas atómicas: N=14, O=16, H=1, Na=23. Se trata de calcular

el pH y el de un acido débil, el HNO2.

Molaridad del HNO2 =

0;47=47

= 0; 1 M Pm(HNO2)=47

0; 1La reaccion de disociacion del HNO2 sera:

HNO2 + H2ONO2 + H3O+

conc: inicial 0; 1 M

conc: equilibrio 0; 1(1 ) 0; 1 0; 1

K a = 5;104 =

(0; 1 )(0; 1 ); = 0; 071

0; 1(1 )

Al ser [H+] = 0; 1 = 0; 1 0; 071 = 7; 1;10 M, el pH será:

pH = log[H+] = 2; 15

b) La reacción que tiene lugar es:

HNO2 + NaOH ! NaNO2 + H2O

molesHNO2 = M: vol(l) = 0; 1;25;103 = 25;10 4 = moles NaOH

Al ser el peso molecular del NaOH = 40

gr NaOH = moles NaOH :Pm = 25;104 40 = 0; 1 g NaOH

I. Determine el pH de una solución de acido acético 0.10 M y de acetato de sodio 0.2 M

Ca: Concentracion inicial del acidoCa – x x x + Cs

Cs: Concentración inicial de la salCs – Cs Cs + x Cs

()

Como Ka es pequeña, x también resulta pequeña, para concentraciones iniciales deácidos o sales relativamente grandes, 0.1M, 0.2M, etc., se puede despreciar y la ley delequilibrio queda:


38/52

II. Determine el pH de una solución buffer 0.10M de y 0.20M de .Aunque ambas sales son acidas, el que contiene más hidrógenos actúa como

ácido y la otra como sal y las ionizaciones son:

Ca – x x x + Cs

Cs – Cs 2Cs Cs + x

()

()()

Donde

Como es muy pequeña, x se puede despreciar como sumando y la ecuación queda:

III. Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc 0,2 M y 200ml de solución de NaAc 0,3 M .

Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones , variando por lo tanto susconcentraciones .Para el ácido :




Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultado será:

0,15 M,reemplazando en la ecuación anterior :


39/52

H x

18 10 0 15

, . ,

0,15 = 1,2 . 10

-5

pH = 4,92

1. CALCULAR EL PH DE UNA DISOLUCION DE EN UNVOLUMEN SUFICIENTE DE 0,55M PARA OBTENER 500 MLDE DISOLUCION.


40/52

2. ¿QUÈ MASA DE DEBE DISOLVERSE EN 0.3 LITROS DE 0.25 M PARA QUE EL PH DE LA DISOLUCION SEA 5.09?


41/52

3. CALCULAR EL PH DE UNA SOLUCION DE ACETATO DE SODIO Y ACIDO ACETICO AMBOS CONACONCENTRACION DE 0,1M.

4. ¿CÙAL ES EL PH SI SE AGREGA 1ML DE UNA SOLUCION DE HCL 1M?


42/52

1. Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de

HAc 0,2 M y 200 ml de solución de NaAc 0,3 M .

Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones , variando

por lo tanto sus concentraciones .Para el ácido :

1000 ml ___________ 0,2 moles HAc

200 ml ___________ x = 0,04 moles HAc


400 ml ___________ 0,04 moles HAc

1000 ml ___________ x = 0,1 moles = 0,1 M

Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo

resultado será: 0,15 M,

reemplazando en la ecuación anterior :

H x

1 8 10 0 15

, . ,

0,15 = 1,2 . 10

-5

pH = 4,92

2. A 100 ml del buffer anterior se le añade 1 ml de NaOH 0,1 N . Calcular

el pH .

1000 ml ____________ 0,1 equiv. NaOH

1 ml ____________ x = 10 -4 equiv.

Estos equivalentes neutralizarán el mismo número de equivalentes deprotones contenidos en los 100 ml de la mezcla buffer .

100 ml ____________ 10-4

1000 ml ____________ x = 10-3 equiv.

Quedando:

[HAc] = 0,1 M - 0,001 M = 0,099 M

[Ac- ] = 0,15 M + 0,001 M = 0,151 M

Por lo tanto :


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H 18

0151

,

,

. 10 x 0,099 = 1,18 . 10 M

-5

-5

pH = 4,93

Se observa que la variación de pH debida a este agregado fue de sólo0,01 unidades .

Si el mismo agregado se hubiera realizado sobre 100 ml de agua :

10-3 equiv. OH-/l ----------> pOH = 3 pH = 11

Como el pH inicial es 7, se habrá producido una variación de pH de 4

unidades .

3. Determine el pH de una solución de acido acético 0.10 M y de

acetato de sodio 0.2 M

Ca: Concentracion inicial del acidoCa – x x x + Cs

Cs: Concentración inicial de la sal

Cs –

Cs Cs + x Cs

()

Como Ka es pequeña, x también resulta pequeña, para

concentraciones iniciales de ácidos o sales relativamente grandes,

0.1M, 0.2M, etc., se puede despreciar y la ley del equilibrio queda:


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DISOLUCIONES REGULADORAS (TAMPON O BUFFER)

1. Calcular el ph de una disolucion reguladora q se prepara disolviendo 25.5g

NaCH3COO en un volumen sufienciente de CH3COOH 0.55 M para obtener

500 mL de disolucion

Ka del ac acetico = 1.8 x 10-5

Hallando los moles del NaCH3COO:

M = 25.5 / 82 = 0.311

NaCH3COO

” CH3COO-“

+ Na

+

0.311 0.311 0.311

Hallando la Molaridad del NaCH3COO:

= 0.622

CH3COOH + H2O↔“CH3COO-“ + H30+

(ION COMUN)

CONCENTRACION INICIAL:0.55M 0.622M

(POR EL COEFICIENTE DE DISOCIACION)0.55 α

EQUILIBRIO: 0.55 (1 - α) 0.55 α + 0.622 0.55 α

Ka = 1.8 x10

-5

=

( )( )( )

Ka = 1.8 x10-5= (0.55 α + 0.622) . α

0 = 0.55 α2 + 0.622 α – 1.8 x 10-5 (a todo entre 0.55)

α2+ 1.13 α – 3.273 x 10-5 = 0

α = ( )


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α = 5.79 x 10-5/ 2

α = 2.896 x 10-5

Reemplazamos el α:

PH = - log [ H3O+]

PH = - log [0.55 α]

PH = - log 1.593x10-5

PROBLEMA 2)

PH = 4.79

pKa = -log Ka


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PROBLEMA 3 )

Problema 4)

Calcular el pH de una disolución obtenida al disolver 0.8 moles de CH3COOH y 0.8

moles de CH3COONa hasta obtener 1L de disolución.

Datos:Ka CH3COOH = 1.8 X 10 -5

[CH3COOH] = 0.8 M

[CH3COONa] = 0.8 M

CH3COONa --> CH3COO- + Na

+

0.8 M 0.8 M

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO-+ H30+

Concentracion inicial:0.8 M 0.8 M

Equilibrio:0.8 – X 0.8 M - X X

Ka = 1.8 x 10-5= [CH3COO-][H3O+] / [CH3COOH] = (0.8 + X)X / 0.8 – X

X = 1.8 x 10-5

pH = - log (H3O)

pH = - log (1.8 x 10-5)

pH = 4.74


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PROBLEMA 5)

PROBLEMA 6)


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Ejercicios Propuestos

1.- Calcular el pH de la solución que resulta de mezclar dos solucionesacuosas que contienen, respectivamente, 2 moles de acido acético y 6 molesde acetato de sodio. El pKa del ácido acético es 4.75

Se aplica la ecuación de Henderson- hasselbach

pH = 4.75+ log = 5.22


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2.- Calcular el pH de una mezcla de 3 moles de acido acético 1 mol dehidróxido de sodio en un litro de solución acuosa al terminar la reacción.

Una mol de hidróxido de sodio reacciona con una mol de acido acético,convirtiéndose la mezcla en una solución amortiguadora que contiene acido

acético y 1 mol de acetato de sodio.

Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbash tenemos que:

pH= 4.75 + log = 4.45

3. Calcular el pH de una mezcla de 5 moles de lactato de sodio y mol de acidoclorhídrico en un litro de solución acuosa al finalizar la reacción. El pKa delacido láctico es 3.86.

Una mol de acido clorhídrico reacciona con una mol de lactato de sodio,convirtiéndose la mezcla en una solución amortiguadora que contiene una molde acido láctico y 4 moles de acetato de sodio.

Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbash tenemos que:

pH = 3.86 + log = 4.46

1) Describa como prepararía un amortiguador de fosfatos que tenga un pH

aproximado de 7.40

SOLUCION

La condición para que un amortiguador sea efectivo es que el p Ka del componente

ácido esté cerca del pH deseado, como el ácido fosfórico es un ácido triprótico, se

escriben las tres etapas de ionización del ácido como se muestra a continuación.

H3PO4 (ac) ->H + H2(PO4)- (ac) K a1= 7.5 * 10

-3 ; p K a1= 2.12

H2(PO4)- (ac) -> H + H(PO4)

-2 (ac) K a2= 6.2 * 10-3 ; p K a2= 7.21

H(PO4)-2 (ac) -> H + (PO4)

-3 (ac) K a3= 4.8 * 10-3 ; p K a3= 12.32

El más adecuado de los tres sistemas amortiguadores es el de H(PO4)-2/H2(PO4)-,

porque el pKa del áciso H2PO4- esrá más cerca del pH deseado.

De la ecuación Henderson-Hasselbalch se escribe.

pH= p Ka + log


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7.40= 7.21 + log()()

log()()

= 0.19

Del antilogaritmo se obtiene

()()

= 1.5

Así un sistema amortiguador de fosfatos con un pH de 7.40 se prepara disolviendo

hidrógeno fosfato de sodio (Na2HPO4) y dihidrógeno fosfato de sodio (NaH2PO4) en

una proporción molar de 1.5:1.0 en agua.

2) Calcule el pH de un sistema amortiguador formado por CH3COOH 1.0 M yCH3COONa 1.0 M.

SOLUCION

Suponga que la ionización del ácido acético y la hidrólisis de los iones acetato son

despreciables: en el equilibrio se tiene:

[CH3COOH] =1.0 M [CH3COO-] =1.0 M

Ka = = 1.8 * 10-5

[H+] =

=( )()

()

[H+] =1.8 * 10-5 M

pH = - log (1.8*10-5)

pH = 4.74

Entonces cuando las concentraciones del ácido y su base conjugada sean iguales, el pHdel sistema amortiguador es igual al p Ka del ácido.

3) Del problema anterior, ¿Cuál es el pH del sistema amortiguador después de

añadir 0.10 moles de HCl gaseoso a 1 L de la disolución? Suponga que el

volumen de ésta no cambia con el HCl añadido.


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SOLUCIONES BAUFFER