Es un sistema que tiende a mantener el pH casi constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos (H+) ó bases (OH-).

1. Facultad de Filosofía , Letras y Ciencias de
la Educación
Química Analítica
Estudiante: QUINTANA DAVID

3. • Soluciones Amortiguadoras
• Soluciones Reguladoras
•Soluciones Tampón

4. Es un sistema que tiende
a mantener el pH casi
constante cuando se
agregan pequeñas
cantidades de ácidos (H+)
ó bases (OH-).

5. Reduce el impacto de los cambios
drásticos de H+ y OH- . Se prepara
con un ÁCIDO DÉBIL y una SAL del
mismo ÁCIDO o empleando una BASE
DÉBIL y una SAL de la misma BASE. La
solución amortiguadora contiene
especies que van a reaccionar con los
iones H+ y OH- agregados.

7.  Evita el cambio significativo del pH
de sus concentraciones.

8.  El pH de una solución buffer pertenece
independiente de la dilución hasta que las
concentraciones de las especies que contienen
se reducen al punto de no poderse aplicar las
aproximaciones.

9.  Se pueden ver los distintos comportamientos de las
soluciones frente a una dilución y la resistencia de
la solución amortiguadora a los cambios de pH
durante la dilución.

10.  Resiste al cambio del pH después de la adición
de pequeñas cantidades de ácidos o bases
fuertes.

11. Buffer ácido: Formado por un
ácido débil y su sal.
Ejemplo: CH3COOH/CH3COONa
Buffer básico: Formado por una
base débil y su sal.
Ejemplo: NH3 /NH4Cl

12. Una disolución buffer o amortiguadora se
caracteriza por contener simultáneamente una
especie débil y su par conjugado:
•un ácido débil y la sal de su par conjugado
HA + H2O A– + H3O+
•una base débil y la sal de su par
conjugado
B + H2O BH+ + OH–

13. La disolución buffer debe contener
una concentración relativamente grande de
cada uno de los integrantes del par
conjugado, de modo que:
•La especie ácida del sistema buffer pueda
reaccionar con los iones OH– que se le añadan
•La especie básica del sistema buffer pueda
reaccionar con la cantidad de iones H+ que
se añadan

14. La presencia del par conjugado hace que la especie débil se disocie en menor
proporción:
HA + H2O A– + H3O+ B + H2O BH+ + OH–
La presencia de la especie débil hace que el par conjugado se hidrolice menos:
A– + H2O HA + OH– BH+ + H2O B + H3O+

15.  La determinación del pH de
una disolución implica la
medida del potencial de un
electrodo de hidrógeno en
la disolución, se puede
determinar mediante el
empleo de sustancias
indicadoras.
Estas, son compuestos cuyo
color, en disolución, cambia
con la concentración de iones
hidrógeno.

16.  Generalmente se trata de
compuestos que son ácidos
o bases orgánicos débiles,
cuyo equilibrio se ve
desplazado al introducirse
en soluciones ácidas o
básicas, cambiando así su
color .
El intervalo de pH en el
que tiene lugar el
cambio de color varía
sensiblemente de un
indicador a otro.

17. INDICADOR
COLOR INTERVALO DE
pHACIDO ALCALINO
Azul de timol Rojo Amarillo 1,2 – 2,8
Azul de bromo
fenol
Amarillo Azul 3,0 – 4,6
Azul de bromo
timol
Amarillo Azul 6,0 – 7,6
azul de timol Amarillo Purpura 8,0 – 9,6
Naranja de metilo Rojo Amarillo 3,1 – 4,4
Rojo de metilo Rojo Amarillo 4,2 – 6,3
Fenolftaleína Incoloro Rojo 8,3 – 10,0
tornasol Rojo Azul 6,1 – 7,2

18. Amortiguadores formados por un ácido débil y su
base conjugada
Una solución que contiene un
ácido débil (HA), y su base
conjugada (A-), puede ser
ácida, neutra o básica,
dependiendo del equilibrio que
presenten dos sistemas en
competencia:

19.  Si el primer equilibrio esta favorecido hacia la derecha,
la solución será ácida.
 Si el segundo equilibrio esta favorecido hacia la
derecha, la solución será básica.
 Las concentraciones de iones hidronio e hidróxido
dependen de: los valores de Ka y Kb y de la relación
entre las concentraciones del ácido y base conjugada.

20. Calculo de pH de una solución que contiene un ácido
débil y una sal de mismo ácido
 Para calcular el pH de una solución que contiene un ácido
débil (HA) y su sal (NaA), es necesario expresar las
concentraciones de equilibrio de HA y NaA en términos de
sus concentraciones analíticas: y .

21. El análisis de los dos equilibrios:
Permiten deducir que:
 En la primera reacción la concentración de HA se reduce
en una cantidad igual a .
 En la segunda reacción la concentración de HA aumenta
en una cantidad igual a .

22. Permite deducir que:
 En la primera reacción aumenta la concentración de A-
en una cantidad igual a .
 En la segunda reacción se reduce la concentración de A-
en una cantidad igual a .
 Debido a la relación inversa entre y siempre
es posible eliminar uno u otro de estos iones de las
ecuaciones.

23.  Generalmente las concentraciones de iones hidronio e
hidróxido es muy pequeña en comparación con las
concentraciones molares del ácido y la base conjugada,
las ecuaciones se simplifican a:
 Al sustituir estas expresiones en la constante de
disociación y reordenarla se obtiene:

24. CONDICIONES:
 Las constantes de disociación de los ácidos y bases que se
usan deben ser mayores a .
 Las concentraciones molar del ácido o de su base conjugada
(o ambos) debe ser mayor a 1 molar.

25. Ejemplo:
 ¿Cuál es el pH de una solución que es 0,400 M en ácido
fórmico y 1,00 en formiato de sodio?

26. Amortiguadores formados por una base débil y su
ácido conjugado
Se aplican las siguientes ecuaciones:

27. Mezcla
Amortiguadora
Composición pH
Ácido fórmico-
formiato
Ácido acético-acetato
Amoníaco-sal amónica
HCOOH 1M + HCOONa 1M
CH3 COOH 1M + CH3 COOHNa 1M
NH3 1M + NH4Cl 1M
3,7
4,7
9,2

28. Las mezclas amortiguadoras se usan ampliamente en la
química analítica, por ejemplo:
 Verificación de reacciones de óxido-reducción.
 Precipitación se sales insolubles de cationes y aniones que
requieren de determinados valores de pH; precipitación de
sulfuros, hidróxidos, carbonatos, cromatos y fosfatos.
 Precipitación de iones barios con bicarbonato de potasio en
presencia de la mezcla de ácido acético con acetato de sodio.
 Separación de iones Mg 2+, a partir de carbonatos de bario.
 Separación de estroncio y calcio, en presencia de la mezcla de
cloruro amónico y amoníaco.

29.  Las mezclas amortiguadoras se utilizan con mayor
frecuencia para la regulación del pH de las disoluciones
a investigar en el proceso de análisis.

30.  Si el medio de la disolución problema es ácido y se
necesita transformarlo en neutro o alcalino, a está se
añade, gota a gota, una disolución de alguna de las
siguientes sustancias: hidróxido potásico, hidróxido
sódico, carbonato potásico, acetato sódico u otras sales
formadas por ácidos débiles y bases fuertes.

31.  Si el medio de la solución a investigar es alcalino y es
necesario transformarlo en neutro o ácido, entonces a la
disolución se le agrega, gota a gota, ácido: clorhídrico,
nítrico, acético, el cloruro amónico, nitrato amónico y
otras sale formadas por bases débiles y ácidos fuertes.

32.  Si la disolución a investigar es neutra, pero hace falta
crear un medio con un valor de pH determinado,
entonces a la disolución se le agrega, gota a gota, una
solución de base, de ácido, o una mezcla amortiguadora
dependiendo del valor de pH que se requiera

33. procesos
vitales
pH jugos
gástricos 1,6 -
1,7
la saliva pH 8
sangre pH 7,3 -
7,5
proteinas del
suero
ácidos (-COOH)
y básicos (-
NH2)
iones de
fosfato ácido
(H2PO4 -) y de
fosfato básico
HPO42

34. estable en
condiciones
no favorables
al medio
necesita pH
basico
pH acido no
crece
crecimiento
vegetal,
bacteriano y
animal

35. Industria farmacéutica: El control
del PH es fundamental en el
diseño, formulación y ensayos
previos a la comercialización
de medicamentos.
Industria agrícola: Se usa para la
fertirrigación y la agricultura
hidropónica.
Industria alimentaria:
Conocer los parámetros del
pH nos ayuda a saber si los
alimentos son aptos para el
consumo humano.