Equilibrio químico. Ph

1. QUIM 1103
Efecto del ion común en el pH de un ácido o una base débil. Soluciones amortiguadoras del pH y su preparación.
Capacidad amortiguadora de una solución. Ecuación de Henderson Hasselbach. Titulaciones de ácidos-bases, indicadores
ácido base.
https://www.youtube.com/watch?v=pd3NABUxiUE&t=42s

3. Caso especial del principio de
Qué ocurre cuando se agrega acetato de sodio(electrolito fuerte) a una solución de acido acético. El anión acetato es una
base débil, el pH de la disolución aumenta; es decir [H+] disminuye
HC2H3O2 (ac) H+ (ac) + C2H3O2
- (ac)
La adición de acetato proveniente de la sal provoca que el equilibrio se desplace hacia la izquierda; es
decir [H+] disminuye
El grado de disociación de un electrolito débil disminuye cuando se agrega a la disolución un electrolito fuerte que tiene
un ion común con el electrolito débil.
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4. Cuál es el pH de una disolución preparada agregando 0,3 mol de ácido acético (HC2H3O2)
(Ka = 1.8 x 10-5) y 0,3 mol de acetato de sodio (NaC2H3O2) a 1L de disolución.
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Se hace la aproximación 0,3 +X = 0,3
0,3 - X = 0,3

5. Contienen una especie ácida que neutraliza los iones (OH-) y una básica que neutraliza los iones (H+);
pero la especie ácida y básica en el amortiguador no deben consumirse una con la otra en una reacción
de neutralización
Tiene aplicación en soluciones donde las variaciones bruscas
del pH podrían resultar fatales, como en el mantenimiento del
pH de los líquidos internos en los seres vivos.
Los amortiguadores capturan pequeñas adiciones de protones o
hidroxilos sin que cambie el pH significativamente.y
Son válidas cuando las concentraciones de las especies del par
ácido-base conjugada o base-ácido conjugado son al menos
100 veces mayores que la constante de equilibrio.
https://www.google.com/search?q=soluciones+amortiguadoras+quimica&rlz=1C1ALOY_esCO1000
Una solución Buffer (Solución amortiguadora) es una
solución que contiene un ácido débil o una base débil y la
sal del ácido débil o de la base débil. ¡Ambas especies
deben estar presentes!
Al añadir pequeñas cantidades de un ácido o de una base,
la solución amortiguadora mantendrá el pH casi constante.
Ya que el ácido débil puede donar H+ a cualquier OH- que
se adicione, y su base conjugada puede aceptar H+ que se
le agregue. (Se basan en el efecto del ión común)

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Amortiguador que contiene
en una mezcla del ácido débil
HF y su base conjugada F-.
Cuando se agrega un poco de
OH- al amortiguador
(izquierda), éste reacciona
con el HF disminuyendo
[HF] y aumentando [F-] en el
amortiguador.
A la inversa, cuando se
agrega un poco de H+ al
amortiguador (derecha),
éste reacciona con el F-
disminuyendo [F-] y
aumentando [HF] en el
amortiguador. Debido a que
el pH depende de la razón
de F- respecto a HF, el
cambio de pH resultante es
pequeño
https://www.youtube.com/watch?v=RfTQfvRFT0c

7. Dos característica importantes de un amortiguador son su capacidad y su pH. Capacidad amortiguadora: es la cantidad
de ácido o de base que el amortiguador puede neutralizar antes que el pH comience a cambiar en grado apreciable
(depende de la cantidad de ácido y base que contenga el amortiguador). El pH del amortiguador depende del Ka del ácido
y de las concentraciones relativas del ácido y la base que lo constituyan
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Puesto que los pares conjugados ácido-base comparten un ion común, para calcular el pH de un
amortiguador podemos aplicar los mismos procedimientos que usamos para tratar el efecto del ion común

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O también usando la ecuación de HH
Se hace la aproximación 0,1 +X = 0,1
0,12 - X = 0,12

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Las principales especies de la disolución serán NH4
+ , Cl- y NH3 (Kb = 1.8 x 10 -5) . De éstas, el ion Cl- es
un espectador (es la base conjugada de un ácido fuerte HCl). Por tanto, el par conjugado ácido-base
NH4
+/NH3 determinará el pH de la disolución amortiguadora

10. https://www.google.com/search?q=sangre+una+soluci%C3%B3n+amortiguadora&rlz=1C1ALOY_

11. https://www.google.com/search?q=fosfato+amortiguador+del++pH+de+la+sangre&sca_esv=1a57

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(a)
Si se agregarán 0,02 mol de H+ al
amortiguador, se procedería de forma
análoga para calcular el pH resultante.
En este caso, el pH disminuye en 0.06
unidades para dar pH = 4.68
Pese a la pequeña cantidad de NaOH adicionada, esto basta para alterar el pH del agua en grado
importante Mientras que el pH usando el amortiguador varía poco.
(HC2H3O2) (Ka = 1.8 x 10-5)

18. https://www.youtube.com/watch?v=RfTQfvRFT0c

19. https://www.youtube.com/watch?v=RfTQfvRFT0c

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21. En una titulación ácido-base, se agrega poco a poco una disolución que contiene una concentración conocida de base a
un ácido (o bien, se agrega el ácido a la base). Se usan indicadores ácido-base para identificar el punto de equivalencia
de una titulación (el punto en el que se han combinado cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y base).
También se puede emplear un pH metro para seguir el avance de la reacción elaborando una curva de titulación de pH,
que es una gráfica del pH en función del volumen de titulante agregado. La forma de la curva de titulación permite
establecer el punto de equivalencia de la titulación. La curva de titulación también sirve para elegir indicadores idóneos y
para determinar la Ka del ácido débil o la Kb de la base débil que se está titulando.
https://www.google.com/search?q=titulaciones+%C3%A1cido-base&tbm=isch&ved=2ahUKE
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El titulante se agrega a la disolución desde una bureta, y el pH se
detecta continuamente por medio de un pH-metro. Algunas curvas de
titulación tienen ciertas formas características, dependiendo si se titula:
(1) ácido fuerte con base fuerte; (2) ácido débil con base fuerte; (3)
ácido poliprótico con base fuerte.

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23. Se puede calcular el pH en diversas etapas de la titulación. Titulación de 50,0 mL de
una disolución 0,10 M de HCl con una disolución 0,10 M de NaOH. Para facilitar la
comprensión conviene dividir la curva en cuatro regiones:
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La forma de la curva de titulación de un ácido débil con una base fuerte es muy parecida a la de la
titulación de un ácido fuerte con una base fuerte. Las curvas de titulación difieren de las de ácido fuerte
con base fuerte en: 1) La disolución del ácido débil tiene un pH inicial más alto que una disolución de un
ácido fuerte de la misma concentración. 2) El cambio de pH en la parte rápidamente ascendente de la
curva cerca del punto de equivalencia es más pequeño en el caso del ácido débil que en el del ácido fuerte.
3. El pH en el punto de equivalencia es mayor que 7,0 en la titulación de ácido débil con base fuerte.