Ácidos débiles, tampones y decisiones de titulación
Introducido| English | Significado |
|---|---|
| dissociation | disociación |
| buffer/ˈbʌfə/ | solución amortiguadora |
| conjugate base/ˈkɒndʒuːɡeɪt beɪs/ | base conjugada |
| equivalence/ɪˈkwɪvələns/ | punto de equivalencia |
¿Qué modelo de pH se aplica?
- Un ácido débil y un ácido fuerte de la misma concentración no necesariamente tienen el mismo pH. La fuerza se refiere a la disociación, no a la cantidad disuelta.
- Identifique las especies ácido/base y cualquier neutralización previa antes de elegir una fórmula.
Use la aproximación del ácido débil
- Para HA, $K_a=[H^+][A^-]/[HA]$. Con pequeña disociación y contribución despreciable del agua, $[H^+]\approx\sqrt{K_ac}$.
- Para $K_a=1.80\times10^{-5}\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ y $c=0.100\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$, $[H^+]\approx0.00134\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ y pH ≈ 2.87. La disociación es $(0.00134/0.100)\times100=1.34\%$, lo que respalda la aproximación.
Un ácido fuerte monoprótico diluido tiene [H⁺] = 0.0100 moles por decímetro cúbico. Encontrar el pH.
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pH = −log₁₀(0.0100) = 2.00.
Los amortiguadores reaccionan con reactivo añadido
- Un amortiguador contiene cantidades significativas de ácido débil HA y base conjugada A⁻. El H⁺ añadido consume A⁻; el OH⁻ añadido consume HA.
- Reaccione primero los moles. Al añadir 0.00400 mol de OH⁻ a 0.0100 mol de HA quedan 0.00600 mol de HA y se forman 0.00400 mol de A⁻.
A 298 K, $[OH^-]=0.0100\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ da $[H^+]=K_w/[OH^-]=10^{-12}\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$, por lo tanto pH = 12.00 usando $K_w=10^{-14}\,\dfrac{\mathrm{mol}^2}{\mathrm{dm}^6}$.
0.0100 mol HA recibe 0.00300 mol OH⁻. ¿Cuál es la proporción restante de HA:A⁻?
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La neutralización consume 0.00300 mol HA y forma esa cantidad de A⁻, dejando 0.00700 mol HA.
El componente base conjugada de un tampón ácido consume los iones _____ añadidos.
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A⁻ + H⁺ → HA consume los iones de hidrógeno añadidos.
Use la proporción restante
- Para el amortiguador, $[H^+]\approx K_a[HA]/[A^-]$. El volumen final común se cancela al usar la proporción de moles restantes.
- Con $K_a=1.80\times10^{-5}\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ y HA:A⁻ = 6:4, $[H^+]=2.70\times10^{-5}\,\dfrac{\mathrm{mol}}{\mathrm{dm}^3}$ y pH = 4.57. Ambos componentes deben permanecer.
Lea la curva antes de elegir un indicador
- En la semineutralización de un ácido débil con una base fuerte, pH = pKa. En el punto de equivalencia, las cantidades que reaccionan coinciden con la ecuación balanceada; el pH no necesita ser 7.
- La transición de un indicador debe estar dentro de la parte empinada de la curva. Después del punto de equivalencia, el exceso de reactivo fuerte controla el pH y la fórmula del amortiguador ácido falla.
"Un ácido débil siempre es diluido" es falso. La concentración y el grado de disociación describen propiedades diferentes.
Realiza la estequiometría antes del equilibrio. Verifica si la fórmula propuesta aún contiene las especies que requiere.
Cada punto de equivalencia ácido-base debe tener un pH 7.
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La equivalencia de ácido débil/base fuerte está por encima de 7 a 298 K; la equivalencia de ácido fuerte/base débil está por debajo de 7.
¿Qué dos condiciones justifican la elección de un indicador?
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El punto final debe responder a una pequeña adición cerca del punto de equivalencia. El pH inicial no determina una transición adecuada.