MODULO VIII

 Valoración ácido base y sistema buffer

 valoración ácido base de soluciones

También llamada volumetría ácido-base, titulación ácido-base o valoración y/o equivalente de neutralización) es una técnica o método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida en una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido, neutralizada por medio de una base de concentración conocida, o bien sea una concentración de base desconocida neutralizada por una solución de ácido conocido .

*Aparte del cálculo de concentraciones, una valoración ácido-base permite conocer el grado de pureza de ciertas sustancias.

En el caso de un experimento de laboratorio en una valoración ácido-base se añade una de las disoluciones gota a gota desde una bureta sobre la otra disolución (matraz Erlenmeyer), hasta que se produce un cambio de color debido al indicador.

 

Par conjugado ácido-base

Con la teoría de Brønsted-Lowry se introduce la noción de pares conjugados de ácido-base, por una transferencia de protones, en la cual el ácido los dona y la base los acepta. En este caso, ácido y base coexisten, ya que un ácido solo puede actuar en presencia de una base y viceversa.

Cuando un ácido dona un protón, a este ácido se le denomina base conjugada. Lo mismo acontece, al contrario, cuando una base recibe un protón. Esta base se conoce como ácido conjugado.

Esto acontece porque el ácido se convierte en una base conjugada al donar un protón, es decir, en una sustancia que es capaz de aceptar un protón. En el caso de la base, cuando esta acepta un protón, esta se convierte en una sustancia capaz de ceder un protón.

Ejemplo de reacción ácido-base de Brønsted-Lowry

Ácido clorhídrico y amoníaco:

HCl (es el ácido) + NH3 (es la base) ⇋ NH4+ (es el ácido conjugado) + Cl- (es la base conjugada)

Reacción de neutralización

La reacción de neutralización o (reacción ácido-base) es una reacción química que ocurre cuando se mezclan estos dos tipos de compuestos, obteniendo a cambio una sal y cierta cantidad de agua. Estas reacciones suelen ser exotérmicas (generan calor) y su nombre proviene del hecho de que las propiedades de ácido y de base se anulan.

Para clasificar las reacciones de neutralización, es importante conocer los tipos de ácidos y bases.

• Ácido fuerte. Es un ácido que cuando está en solución acuosa se ioniza completamente, es decir, se transforma completamente en los iones que componen su molécula. Por ejemplo: HCl(ac), HBr(ac), H2SO4(ac).
• Base fuerte. Es una base que cuando está en solución acuosa se ioniza completamente, es decir, se transforma completamente en los iones que componen su molécula. Por ejemplo: NaOH(ac), LiOH(ac), KOH(ac).
• Ácido débil. Es un ácido que cuando está en solución acuosa se ioniza parcialmente, es decir, no se transforma completamente en los iones que componen su molécula. Por tanto, la concentración de iones en solución de este tipo de ácido es menor que en uno fuerte. Por ejemplo: el ácido cítrico, el ácido carbónico (H2CO3)
• Base débil. Es una base que cuando está en solución acuosa se ioniza parcialmente. Es decir, NO se transforma completamente en los iones que componen su molécula. Por tanto, la concentración de iones en solución de este tipo de base es menor que en una fuerte. Por ejemplo: amoníaco (NH3), hidróxido de amonio (NH4OH)

Las reacciones de neutralización pueden darse de cuatro formas, dependiendo de las propiedades de sus reactivos:

• Un ácido fuerte y una base fuerte. El reactivo más abundante quedará en disolución respecto del otro. El pH de la disolución resultante dependerá de cuál reactivo esté en mayor proporción.
  
• Un ácido débil y una base fuerte. Se obtendrá una disolución de pH básico, la base permanecerá en la disolución.
  
• Un ácido fuerte y una base débil. Se neutraliza el ácido y permanecerá una proporción ácida en disolución, dependiendo del grado de concentración del ácido. El pH de la disolución resultante es ácido.
  
• Un ácido débil y una base débil. El resultado será ácido o básico dependiendo de las concentraciones de sus reactivos.

Fuente: https://concepto.de/acidos-y-bases/#ixzz6uWRwHkZC

valor de pH y pOH de las soluciones

PH

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones. La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones.

Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo de base 10 o el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidrógeno. Esto es:

Esta expresión es útil para disoluciones que no tienen comportamientos ideales, disoluciones no diluidas. En vez de utilizar la concentración de iones hidrógeno, se emplea la actividad que representa la concentración efectiva.

El término pH se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H₂O⁺] = 1×10⁻⁷ M, 

lo que equivale a: 0.0000001 M y que finalmente es un pH de 7, ya que pH = –log[10⁻⁷] = 7.

En disolución acuosa, la escala de pH varía, típicamente, de 0 a 14.

https://i.pinimg.com/originals/1c/11/89/1c11890e19ed9a8509fb177f8b15c325.png

Relación entre $[\text H ^ +]$open bracket, start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, close bracket y $\text{pH}$start text, p, H, end text

El $\text{pH}$start text, p, H, end text para una solución acuosa se calcula a partir de $[\text{H}^+]$open bracket, start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, close bracket utilizando la siguiente ecuación:

$\text{pH}=-\log[\text{H}^+]\quad\quad\quad\quad\;\;\;\text{(Ec. 1a)}$start text, p, H, end text, equals, minus, log, open bracket, start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, close bracket, start text, left parenthesis, E, c, point, space, 1, a, right parenthesis, end text

La $\text{p}$start text, p, end text minúscula representa $``-\text{log}_{10}"$`, `, minus, start text, l, o, g, end text, start subscript, 10, end subscript, ". A menudo se deja fuera la parte de la base $10$10 para abreviar.

Por ejemplo, si tenemos una solución con $[\text{H}^+]=1 \times 10 ^{-5}\text{ M}$open bracket, start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, close bracket, equals, 1, times, 10, start superscript, minus, 5, end superscript, start text, space, M, end text, entonces podemos calcular $\text{pH}$start text, p, H, end text mediante la Ec 1a:

$\text{pH}=-\log(1 \times 10^{-5})=5.0$start text, p, H, end text, equals, minus, log, left parenthesis, 1, times, 10, start superscript, minus, 5, end superscript, right parenthesis, equals, 5, point, 0

Dado el $\text{pH}$start text, p, H, end text de una solución, también podemos obtener $[\text{H}^+]$open bracket, start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, close bracket:

$[\text H^+]=10^{-\text{pH}}\quad\quad\quad\quad\quad\;\;\;\text{(Ec. 1b)}$

POH

El pOH (o potencial OH) es una medida de la basicidad o alcalinidad de una disolución.

El pOH indica la concentración de iones hidroxilo [OH^-] presentes en una disolución:

pOH = - log [OH-]

También se emplea el pH = - log [H₃O⁺] para medir la concentración de iones hidronio [H₃O⁺].

El pOH es un indicador que se relaciona con el pH mediante la fórmula:

pH + pOH= 14

 

Ejemplo:

1.calcular el pOH de una disolución 0,5 N de amoníaco NH₃ con K_b= 1,8 10^-5.

• Al ser una base débil la reacción de disociación en equilibrio es:
  
  
  

  NH3 + H2O	↔	NH4+	+	OH-
  0,5-x		x		x

  Kb =	[NH4+] [OH-]	=	x2	= 1,8 · 10-5
  	[NH3] .		0,5 - x .

Suponemos que x es despreciable frente a 0,5, entonces:

• x² / 0,5 = 1,8 · 10^-5  
• x² = 3,6 · 10^-5
• x = 6 · 10^-3 N
• [OH^-] = x = 3 · 10^-3 N

• pOH = -log [OH^-] = -log [3 · 10^-3] = 2,5

2.  Calcular el pH de una disolución 0,02 M de un ácido débil HA con K_a= 3,0 · 10^-6. 

• Al ser una ácido débil la reacción de disociación en equilibrio es:
  
  
  

  HA	↔	H+	+	A-
  0,02-x		x		x

  Ka =	[A-] [H+]	=	x2	= 3,0 · 10-6
  	[HA] .		0,02 - x .

• Suponemos que x es despreciable frente a 0,02, entonces:

• x² / 0,02 = 3,0 · 10^-6 
  
• x² = 6 · 10^-8
• x = 2,45 · 10^-4 M
• [H⁺] = x = 2,45 · 10^-4 M

• pH = - log [H⁺]

• pH = - log (2,45 · 10^-4 M)

• pH = 3,61

https://www.google.com/url?sa=i&url=https%3A%2F%2Fwww.portaleducativo.net%2Ftercero-medio%2F49%2Fphy-poh&psig=AOvVaw3_9KcGD-dpe2vi3u2m670O&ust=1620507461279000&source=images&cd=vfe&ved=0CAIQjRxqFwoTCJDo7O-6uPACFQAAAAAdAAAAABAD

 Sistema Buffer de las soluciones

Los organismos vivos soportan muy mal las variaciones del pH, aunque tan solo se trate de unas décimas de unidad, y por ello han desarrollado en la historia de la evolución sistemas tampón o buffer que mantienen el pH constante, mediante mecanismos homeostáticos. 

Las variaciones de pH, afectan a la estabilidad de las proteínas y, en concreto, en la actividad catalítica de los enzimas, pues en función del pH, pueden generar cargas eléctricas que modifiquen su actividad biológica.

Algunas veces es necesario preparar y guardar una solución con un pH constante. La preservación de dicha solución es aún más difícil que su preparación:

• si la solución entra en contacto con el aire, absorberá dióxido de carbono, CO₂, y se volverá más ácida.
• si la solución se guarda en un recipiente de vidrio, las impurezas alcalinas "desprendidas" del vidrio pueden alterar el pH.

 

Las soluciones buffer o amortiguadoras son capaces de mantener su pH en valores aproximadamente constantes, aún cuando se agreguen pequeñas cantidades de ácido o base, o se diluya la solución.

 

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^–

 

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

 

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+

 Calculo del  Ph en soluciones Buffer

Fuente: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/368-soluciones-buffer-o-amortiguadoras.html

principales sistemas buffer que se encuentran en el organismo

Muchas biomoléculas actúan a un determinado valor de pH y sólo toleran fluctuaciones mínimas en él. Dado el bajo grado de ionización del agua (H₂O), cuando añadimos en ésta una pequeña cantidad de ácido o de base, el pH varía en mucha cantidad, llegando a niveles de pH en los cuales las biomoléculas no podrían cumplir sus funciones. Por esta razón los líquidos fisiológicos contienen tampones que, a diferencia del agua, mantienen el pH constante.

Los tampones mantienen la cantidad de ácidos y de bases en equilibrio en un determinado pH en el cual la actividad biológica de las proteínas, hormonas, enzimas, bombas de iones... sea óptima. En humanos, los valores compatibles con el mantenimiento de funciones vitales son de pH entre 6,8 y 7,8; siendo el intervalo de 7,35 a 7,45 el de normalidad.

Existen tampones de gran importancia en el organismo:

Inorgánicos:

Tampón bicarbonato:

CO₂ + H₂O ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$ H₂CO₃ ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$ HCO₃ - + H+

Tampón fosfato:

H₂PO₄- ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$ HPO₄^2- + H+

Orgánicos:

Tampón hemoglobina:

HHbO₂ ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$ HbO₂^- / HbH ${\displaystyle \rightleftharpoons \,\!}$ Hb^- + H+

Aminoácidos y proteínas

BIBLIOGRAFÍA

1. Cap. 5: Valoraciones de oxidación-reducción. En: Curso de Análisis farmacéutico: Ensayo del medicamento. Kenneth A. Connors. Editorial Reverté, 1981. ISBN 8429171134. Pág. 105
2. ↑ Principios de química. Richard E. Dickerson. Editorial Reverté, 1992. ISBN 8429171754. Pág. 57
3. ↑ Tema 12: Valoraciones ácido-base. En: Análisis químico cuantitativo. Daniel C Harris. Editorial Reverté, 2007. ISBN 8429172246. Pág. 224
4. ↑ Volumetrías.