DISSOLUCIONS REGULADORES, AMORTIGUADORES O TAMPÓ (Adicional - Aplicacions)

DISSOLUCIONS REGULADORES, AMORTIGUADORES O TAMPÓ

Aquestes dissolucions són aquelles en les que pH apenes varia a l’afegir, en xiquetes quantitats, altres electròlits que formen ions H₃O⁺ (és a dir afegir àcid) o ions OH^- (és a dir afegir base). Aquestes dissolucions contenen dues espècies químiques d’una banda una que és capaç de reaccionar amb els ions H₃O⁺ quan s’afegeix un àcid, i d’una altra l’altra espècie que es capaç de  reaccionar amb els ions OH^- quan s’afegeix una base Estan formades normalment per una cocentració elevada d'un àcid feble (per exemple àcid acètic) i una sal de la seua base conjugada (per exemple acetat de sodi) o bé, per una concentració de base feble (NH₃) i d'una sal de la seua base conjugada (sal d'amoni, NH₄Cl). En la teoria de Brönsted-Lowry, una dissolució d'àcid i la seua base conjugada en quantitats iguals tindria un pH igual a seu pK_a.

Considerem el cas d'una dissolució reguladora formada per àcid acètic i acetat de sodi. Si a aquesta dissolució se li afegeix una certa quantitat de:

Es esmorteeix l'efecte àcid originat per l'addició d'àcid, i

 Es esmorteeix l'efecte alcalí originat per l'addició de base.

Exercici. Calculeu la concentració de totes les espècies en equilibri en dissoldre 0.26 mols de NaOH i 0.10 mols de H3PO4 en aigua, fins un volum final de 1.0 L. És una dissolució tampó?

Dades: pKi(H3PO4) = 2.15, 7.20 i 12.40.

FRACCIONS MOLARS DE LES ESPÈCIES (Secció Adicional)

 FRACCIONS MOLARS DE LES ESPÈCIES (Secció Adicional)

Sistemes monopròtics 

Suposem que tenim una dissolució constituïda per C_a mols per litre de l’àcid HA i per C_b mols per litre de la base conjugada A^-. La concentració total del sistema protolític és, per tant,  C_o = C_a + C_b. Aquesta concentració total no canvia durant la reacció, ja que l’àcid pot convertir-se en la base, o viceversa; la suma total, però, de les dues concentracions serà sempre la mateixa, C_o. D’altra banda:

HA + H₂O Û A^- + H₃O⁺

La constant de equilibri àcid i el balanç de masses són: 

Anomenarem  a_HA  i  a_A-  a les fraccions molars de HA i A^-, respectivament:

De l’equació de la constant d'equilibri resulta:

Si substituïm [HA] en les equacions a_HA  i  a_A- en resulta:

Per tant, si [H₃O⁺] > K_a , a_HA > a_A- , la qual cosa vol dir que l’espècie àcida predomina sobre la bàsica. Si, pel contrari, [H₃O⁺] < K_a  , a_HA < a_A-, i és l’espècie bàsica la que és majoritària. En qualsevol situació, és clar que  a_HA + a_A- = 1. Les figures 1 i 2 representen, en forma lineal la primera i logarítmica la segona, les variacions de a_HA i de a_A- en funció del pH per a un sistema de pK_a = 6.0.

Figura 1

Figura 2

Una vegada conegudes les fraccions molars, les concentracions d’equilibri són calculades molt fàcilment:           

[HA]  =  a_HA×C_o  ;        [A^-]  =  a_A-×C_o.

Encara que, en aquest cas, hem considerat que la forma àcida era neutra (HA) i que la forma bàsica era aniònica (A^-), el resultat final que s’obté per a les fraccions molars és independent de la càrrega dels protòlits implicats, és a dir, obtindríem el mateix resultat per a un àcid catiònic o aniònic.

Sistemes dipròtics

Considerarem ara un sistema dipròtic, constituït per l’àcid H₂A, l’amfòlit HA^- i la base A^2-. La dissolució contindria les concentracions analítiques següents (en mols per litre): C_H2A de l’àcid, C_HA- de l’amfòlit i C_A²- de la base. Igual que adés:

   

 D’altra banda, els equilibris de protòlisi del sistema:

H₂A + H₂O Û HA^- + H₃O⁺

HA^-  + H₂O Û A^2- + H₃O⁺

donen lloc a les constants següents:

Si aïllem [H₂A] i [A^2-] de les equacions de les constants en resulta:

i si substituïm en el balanç de masses:

Reordenant:

Si substituïm l’equació anterior en les equacions de [H₂A] i [A^2-] en resulta:

Si introduïm les fraccions molars dels protòlits en el sistema protolític, s'hi obté:

Les figures 3 i 4 representen, en forma lineal la primera i logarítmica la segona, les variacions de les fraccions molars dels protòlits amb el pH per a un sistema amb K₁ = 10^-3 i K₂ = 10^-9.

Figura 3.

Figura 4,

Al DRIVE trobareu com calcular les fraccions molars de l'àcid cítric amb EXCEL

Continguts Unitat Didàctica Equilibri àcid-base

Continguts bàsics

Àcids i Bases des dels primers temps

DEFINICIÓ D’ARRHENIUS

DEFINICIÓ PROTÒNICA DE BRÖNSTED-LOWRY

DEFINICIÓ ELECTRÒNICA DE LEWIS

 FORÇA D’ÀCIDS I BASES

AUTOPROTÒLISIS / IONIZACIÓ DE L'AIGUA. ESCALA DE pH

MESURES DE pH

CÀLCULS DE pH. Àcids i Bases Fortes

CÀLCULS DE pH. Àcids i Bases Febles

INDICADORS

Continguts adicionals

DISSOLUCIONS REGULADORES, AMORTIGUADORES O TAMPÓ (Aplicacions)

FRACCIONS MOLARS DE LES ESPÈCIES (Secció Adicional)

INDICADORS

 INDICADORS

El pH d'una dissolució se sol determinar amb gran rapidesa i precisió usant un pH-metre. Quan no és necessària una gran precisió en la mesura s'utilitzen els indicadors per la seva senzillesa.

Els indicadors són colorants orgànics complexos que canvien de color segons el pH de la dissolució en què es troben. Aquestes substàncies són àcids o bases febles i les seues formes àcid-base conjugades tenen colors diferents.

Si a una dissolució aquosa se li afegeix un indicador:

          i aïllant            

I aplicant logaritmes i canviant de signe, resulta:

Per ser HIn un àcid feble i estar en petita proporció, la concentració d'ions hidroni de la dissolució a penes variarà per la dissociació de l'indicador, però l'equilibri de dissociació d'aquest si es veurà afectat per la [H₃O⁺] de la dissolució.

Encara que el límit de percepció del color depèn de molts factors (tonalitat intrínseca, llum, ull...) podem dir que per a què el canvi siga visible, la concentració de les formes acolorides ha de ser del voltant d'unes 10 vegades més gran que l'altra (per.exemple  [HIn] = 10 · [In-]) . Per tant, resultarà:

En el cas contrari, ([HIn] = 10 · [In-])  resultarà:

 Per tant, l'ull aprecia el viratge en una zona de

que correspon a 2 unitats de pH.

Indicadors més importants:

Fenolftaleïna és un exemple d'un indicador que estableix aquest tipus d'equilibri en solució aquosa: .

Forma incolora                                Forma rosa fúcsia    

Fenolftaleïna és un àcid incolor, feble que es dissocia en aigua formant anions rosa. En un medi àcid, l'equilibri està a l'esquerra, i la concentració dels anions és massa baixa perquè el color rosat ha de ser respectat. No obstant això, sota condicions alcalines, l'equilibri està a la dreta, i la concentració de l'anió arriba a ser suficient perquè el color rosat ha de ser respectat. 

CÀLCULS DE PH

Àcids febles

Per a aquest tractament no s'aconsella utilitzar fórmules generals sinó que convé estudiar cada cas concret utilitzant les aproximacions que siguen necessàries i comprovant si les aproximacions es compleixen.

Exemple: Calcular el pH d'una dissolució 0,01 M d'àcid acètic en aigua, si la constant d'equilibri de dissociació de l'àcid és K_a = 1,76 10^-5 a 25 ° C.

Ja que es tracta d'un àcid a una concentració elevada podríem menysprear la contribució a [H₃O⁺] procedent de la reacció de autoprotòlisi de l'aigua.

A més per ser un àcid feble, a <<1.

Per tant, 

I 

             

Es compleixen les aproximacions: [H₃O⁺] >> 10^-7 i a <<1, és a dir, és un àcid feble que està poc dissociat. L'error a causa d'aquesta aproximació és 4,2% <5% (acceptable dins de l'error experimental que es pot produir en la mesura).

Una altra forma de resoldre aquest càlcul és:

Com C₀ >>x

Bases febles

Les bases febles tenen un tractament similar al realitzat pels àcids febles.