QA Anexo Clase Problemas V parte A

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Curso de Química Analítica
CLASE DE PROBLEMAS N° 5
TEMA: Ácido-Base III Parte A.
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Objetivos
• Demostrar la necesidad del buen manejo de los balances y constantes de equilibrio para analizar equilibrios
múltiples en general y equilibrios ácido-base en particular.
• Conocer el comportamiento y características de las soluciones reguladoras.
• Comprender la preparación de una solución reguladora. Elección de los componentes.
• Introducción al concepto de capacidad reguladora y su utilidad.
❖ Introducción a las soluciones reguladoras y sus propiedades.
❖ Preparación de soluciones reguladoras
❖ Cálculo de capacidad reguladora
Contenido
Una SOLUCIÓN AMORTIGUADORA, REGULADORA O TAMPÓN (BUFFER, en inglés) se define como una
solución que resiste el cambio de pH cuando se agrega una pequeña cantidad de ácido o base o cuando se
diluye la solución. Una solución amortiguadora consiste en una mezcla de un ÁCIDO DÉBIL Y SU BASE
CONJUGADA, o una BASE DÉBIL Y SU ÁCIDO CONJUGADO; obteniéndose la mayor efectividad reguladora
en el rango pKa ± 1.
Definición
Pero… ¿Cómo funciona un buffer?
Ácido débil y su base conjugada 
𝐻𝐴
𝐴−
𝑯𝑨/𝑨−
𝐴− +𝐻+ ← 𝐻𝐴
𝐻𝐴 + 𝑂𝐻− ← 𝐴
−+𝐻2𝑂
Aceptor de protones
Dador de protones
Pero… ¿Cómo funciona un buffer?
Base débil y su ácido conjugado 
𝐵
𝐵𝐻+
𝑩/𝑩𝑯+
𝐵𝐻+ + 𝑂𝐻− ← 𝐵 + 𝐻2𝑂
𝐵 + 𝐻+ ← 𝐵𝐻
+
Aceptor de protones
Dador de protones
𝐾𝑎 =
𝐻+ × 𝐴−
𝐻𝐴
𝐻𝐴 ←
→𝐻+ + 𝐴−
𝐻+ =
𝐾𝑎 × 𝐻𝐴
𝐴−
−𝑙𝑜𝑔 𝐻+ = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎 − 𝑙𝑜𝑔
𝐻𝐴
𝐴−
𝒑𝐇 = 𝒑𝑲𝒂 + 𝒍𝒐𝒈
𝑨−
𝑯𝑨
Ecuación de 
Henderson- Hasselbach
𝐾𝑏 =
𝑂𝐻− × 𝐵𝐻+
𝐵
𝐵 + 𝐻2𝑂 ←
→𝐵𝐻+ + 𝑂𝐻−
𝑂𝐻− =
𝐾𝑏 × 𝐵
𝐵𝐻+
Aplicamos logaritmo negativo a ambos lados
−𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻− = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑏 − 𝑙𝑜𝑔
𝐵
𝐵𝐻+
𝒑𝑶𝑯 = 𝒑𝑲𝒃 + 𝒍𝒐𝒈
𝑩𝑯+
𝑩
Cálculo de pH de un buffer
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝐴−
𝐻𝐴
Para un ácido débil y su base conjugada
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎 𝑜 𝑆𝑎𝑙
á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴
Como el volumen final es el mismo es válida la siguiente expresión
𝑝OH = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
𝐵𝐻+
𝐵
Para una base débil y su ácido conjugado
𝑝OH = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜 𝑜 𝑆𝑎𝑙
𝑏𝑎𝑠𝑒
𝑝OH = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐵𝐻+
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐵
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝛼1
𝛼0
𝑝OH = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
𝛼1
𝛼0
Utilizando el concepto de Grado de disociación
Cálculo de pH de un buffer
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎 𝑜 𝑆𝑎𝑙
á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑝OH = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜 𝑜 𝑆𝑎𝑙
𝑏𝑎𝑠𝑒
En conclusión….
El pH se encuentra gobernado por el logaritmo de la relación sal/ácido o sal/base, siendo de 
mayor efectividad cuando dicha relación se encuentra en el rango 1/10 o 10/1, es decir, en el 
rango de pKa ± 1.
Un pequeño agregado de ácido o base modifica levemente la relación A-/HA o BH+/B y por lo tanto 
el cambio de pH será pequeño en comparación al que ocurriría por el agregado de la misma 
cantidad de ácido o base en agua.
Pongámoslo en práctica con un pequeño ejemplo…..
Cálculo de pH de un buffer
Ejemplo: Calcular el pH de una solución amortiguadora preparada mezclando 10 mL de ácido acético 0,10 M a 20 mL de acetato 
de sodio 0,10 M. Ka = 1,8 x 10-5
𝐻𝐴𝑐 ←
→ 𝐻+ + 𝐴𝑐− 𝐾𝑎 =
𝐻+ × 𝐴𝑐−
𝐻𝐴𝑐
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝐴−
𝐻𝐴
Trabajando con concentraciones molares
Primero debemos calcular las nuevas concentraciones luego de mezclar ambas soluciones.
𝐶𝑖 × 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 × 𝑉𝑓
Ácido acético (HAc)
𝐶𝑓 =
𝐶𝑖 × 𝑉𝑖
𝑉𝑓
𝐶𝑓 =
0,10 𝑀 × 10 𝑚𝐿
30 𝑚𝐿
= 0,0333 𝑀 = 𝐻𝐴𝑐
Acetato (Ac-)
𝐶𝑓 =
0,10 𝑀 × 20 𝑚𝐿
30 𝑚𝐿
= 0,0667 𝑀 = 𝐴𝑐−
𝑁𝑎𝐴𝑐 → 𝑁𝑎+ + 𝐴𝑐−
𝑝H = 4,74 + 𝑙𝑜𝑔
0,0667
0,0333
𝑝H = 5,04
−𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎= 𝑝𝐾𝑎 = 4,74
Cálculo de pH de un buffer
Si trabajamos con mmoles
Primero debemos calcular cuantos mmoles tenemos de cada especie.
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴
Ácido acético (HAc)
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 𝑉 𝑚𝐿 𝑥 𝑀 = 10 𝑚𝐿 𝑥 0,10 𝑀 = 1 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
Acetato (Ac-)
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 𝑉 𝑚𝐿 𝑥 𝑀 = 20 𝑚𝐿 𝑥 0,10 𝑀 = 2 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑝H = 4,74 + 𝑙𝑜𝑔
2 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
1 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑝H = 5,04
¿Qué ocurre si a ésta solución se le añaden 0,5 mL de HCl 0,1 M ?
Cálculo de pH de un buffer
Trabajando con mmoles
𝐻𝐶𝑙 → 𝐻+ + 𝐶𝑙− 𝒏°𝒎𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯+=𝑉 𝑚𝐿 𝑥 𝑀 = 0,5 𝑚𝐿 𝑥 0,10 𝑀 = 0,05 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
Se neutralizan el ácido fuerte (ácido clorhídrico) con la base débil (acetato).
𝐴𝑐− + 𝐻+ ←
→ 𝐻𝐴𝑐
2 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 0,05 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
(2 − 0,05) 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 (1 + 0,05) 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
1 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
−
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑐−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴𝑐
𝑝H = 4,74 + 𝑙𝑜𝑔
2 − 0,05 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
1 + 0,05 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑝H = 5,01
Cálculo de pH de un buffer
pH inicial del buffer
𝑝H = 5,04
+ 0,5 mL HCl 0,10 M
pH final del buffer
𝑝H = 5,01
∆𝑝𝐻 = 0,03
Variación de pH
¿Pero cuánto ácido o base se puede añadir a un buffer sin causar un gran cambio de pH?
CAPACIDAD REGULADORA (𝜷)
𝛽 =
𝑛°
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝐿
∆𝑝𝐻
𝐻+𝑜 𝑂𝐻−
𝛽 de una disolución se define como el número de moles de protones de ácido fuerte o de oxidrilos 
base fuerte que provocan que 1.00 L de la disolución amortiguadora muestren un cambio de 1.00 
unidad de pH. 
Continúa en la siguiente diapositiva
Capacidad reguladora (β)
La capacidad reguladora depende:
𝑙𝑜𝑔
𝐴−
𝐻𝐴
𝑆𝑖 𝐴− = 𝐻𝐴 𝑒𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠 …
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝐴−
𝐻𝐴
• 𝐶𝑢𝑎𝑛𝑑𝑜 𝑒𝑙 𝑝H = 𝑝𝐾𝑎𝑡𝑒𝑛𝑑𝑟𝑒𝑚𝑜𝑠 𝑙𝑎 𝑚𝑎𝑥𝑖𝑚𝑎 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑟𝑒𝑔𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜𝑟𝑎
• 𝐶𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑟𝑒𝑔𝑢𝑙𝑑𝑜𝑟𝑎 𝑎𝑑𝑒𝑐𝑢𝑎𝑑𝑎 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑟𝑎𝑛𝑔𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝐻 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑑𝑜 𝑒𝑛 𝑝𝐾𝑎 ∓ 1
• 𝑈𝑛 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 ó𝑝𝑡𝑖𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑟𝑒𝑔𝑢𝑙𝑎𝑑𝑜𝑟𝑎 𝑒𝑠𝑡á 𝑒 𝑒𝑙 𝑜𝑟𝑑𝑒𝑛 𝑑𝑒 0,2
✓ la relación de concentraciones de los componentes de la solución reguladora. Como se muestra en la figura la capacidad
amortiguadora disminuye rápidamente a medida que la relación entre las concentraciones de ácido y base conjugada se hace
mayor o menor que 1 (el logaritmo de la relación aumenta o disminuye por arriba o por debajo del cero). Por esta razón, el pKa del
ácido elegido para una aplicación específica debe estar a ∓ 1 unidades del valor de pH deseado para que la disolución tenga una
capacidad amortiguadora razonable
✓ la molaridad total del buffer (𝑀𝑡 = 𝐴
− + 𝐻𝐴 ), ya que β disminuye con la dilución del buffer.
Capacidad reguladora (β)
∆𝑝𝐻 = 0,03
Variación de pH
Calculemos entonces la capacidad reguladora de nuestro buffer
𝛽 =
𝑛°
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝐿
∆𝑝𝐻
𝐻+𝑜 𝑂𝐻−
La variación de pH que sufre nuestro buffer después del agregado de 0,5 mL 0,10 M HCl
Necesitamos entonces calcular cuantos moles de protones/litro de buffer fueron los que añadimos
30 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑏𝑢𝑓𝑓𝑒𝑟 → 5 × 10−5𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻+
1000 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑏𝑢𝑓𝑓𝑒𝑟 → 𝑥 = 1,6667 × 10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻+
𝒏°𝒎𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯+=𝑉 𝑚𝐿 𝑥 𝑀 = 0,5 𝑚𝐿 𝑥 0,10 𝑀 = 0,05 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 0,00005 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝛽 =
1,6667 × 10−3
0,03
= 0,055
Capacidad reguladora (β)
Preparación de un Buffer
¿Qué debemos tener en cuenta entonces para preparar un buffer?
pH del buffer a preparar
Molaridad del buffer
Volumen del buffer a preparar
Para elegir los potenciales componentes del buffer a emplear, debemos tener en cuenta 
que el rango de utilidad del buffer (𝑝𝐾𝑎 ± 1)
Debemos tener en cuenta que las soluciones que elegimos para preparar el buffer no 
tengan una concentración menor a la molaridad total del buffer a preparar
Conociendo la molaridad total y el volumen final que deseamos preparar podemos calcular 
las cantidades de cada especie necesaria para preparar el buffer.
Preparación de un Buffer
a) Por mezcla directa de los componentes que finalmente forman la solución amortiguadora.
b) Por mezcla de un ácido débil y una base fuerte
c) Por mezcla de base débil y unácido fuerte
Estrategias para preparar un buffer
Ejemplo. Indique como prepararía 100 mL de un buffer fosfatos pH 7,20 molaridad total 0,10 M
𝐻3𝑃𝑂4 ←
→ 𝐻+ + 𝐻2𝑃𝑂4
−
𝐾𝑎2 =
𝐻+ × 𝐻𝑃𝑂4
2−
[𝐻2𝑃𝑂4
−]
= 6,32 × 10−8
𝐾𝑎1 =
𝐻+ × 𝐻2𝑃𝑂4
−
[𝐻3𝑃𝑂4]
= 7,11 × 10−3
𝐻2𝑃𝑂4
−
←
→ 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝐻𝑃𝑂4
2−
←
→ 𝐻+ + 𝑃𝑂4
3− 𝐾𝑎3 =
𝐻+ × 𝑃𝑂4
3−
[𝐻𝑃𝑂4
2−]
= 4,50 × 10−13
Elección de las especies
𝑝𝐾𝑎1 = 2,14
𝑝𝐾𝑎2 = 7,19
𝑝𝐾𝑎3 = 12,34
𝐻2𝑃𝑂4
−
←
→ 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4
2−
á𝑐𝑖𝑑𝑜 / 𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎
Preparación de un Buffer
𝐻2𝑃𝑂4
−
←
→ 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4
2−
á𝑐𝑖𝑑𝑜 / 𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑉 𝑚𝐿 𝑥 𝑀 = 100 𝑚𝐿 𝑥 0,10 𝑀 = 10 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
a) En el laboratorio cuento con ambas especies…
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎2 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑃𝑂4
−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑃𝑂4
− + 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎2 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
7,20 = 7,19 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
10 − 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
Preparación de un Buffer
7,20 − 7,19 = 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
10 − 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
100,01 =
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
10 − 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
1,023 × (10 − 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−) = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
10,23 − 1,023 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2− = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
10,23 = 2,023 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
10,23
2,023
= 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
5,06 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑃𝑂4
− = 10 − 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
4,94 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝐻2𝑃𝑂4
−
Preparación de un Buffer
𝐻2𝑃𝑂4
− + 𝑂𝐻− ← 𝐻𝑃𝑂4
2− +𝐻2𝑂
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑉 𝑚𝐿 𝑥 𝑀 = 100 𝑚𝐿 𝑥 0,10 𝑀 = 10 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎2 + 𝑙𝑜𝑔
𝑥
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑥
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑃𝑂4
− 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑎𝑙
𝑥 = 5,06
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑥 −
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑥 − 𝑥
Despejando el valor de x
El buffer se prepara agregando 10 
mmoles de 𝑯𝟐𝑷𝑶𝟒
− inicial y 5,06 
mmoles de 𝑶𝑯− de una base fuerte
Preparación de un Buffer
b) En el laboratorio cuento con 𝑯𝟐𝑷𝑶𝟒
− y una base fuerte
𝐻𝑃𝑂4
2− + 𝐻+ ← 𝐻2𝑃𝑂4
−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑉 𝑚𝐿 𝑥 𝑀 = 100 𝑚𝐿 𝑥 0,10 𝑀 = 10 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎2 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑥
𝑥
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
𝑥 = 4,94
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑥 −
(𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑥) 𝑥
Despejando el valor de x
El buffer se prepara agregando 10 
mmoles de 𝑯𝑷𝑶𝟒
𝟐−inicial y 4,94 
mmoles de 𝑯+ de un ácido fuerte
c) En el laboratorio cuento con H𝑷𝑶𝟒
−𝟐 y un ácido fuerte
Preparación de un Buffer
Resumiendo
𝐻2𝑃𝑂4
−
←
→ 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑃𝑂4
− + 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝐻𝑃𝑂4
2− + 𝐻+ ← 𝐻2𝑃𝑂4
−
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎2 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑥
𝑥
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑥 −
(𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑥) 𝑥
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑃𝑂4
− 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎2 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝑃𝑂4
2−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑃𝑂4
−
𝐻2𝑃𝑂4
− + 𝑂𝐻− ← 𝐻𝑃𝑂4
2− + 𝐻2𝑂
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎2 + 𝑙𝑜𝑔
𝑥
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑥
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑃𝑂4
−
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑥 −
(𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑥) 𝑥
Ejemplo. Indique como prepararía 100 mL de un buffer fosfatos pH 7,20 molaridad total 0,10 M
Tenemos al menos 3 formas distintas de preparar el mismo buffer
¿Se les ocurre cuál/cuáles podrían ser otras formas de obtener el mismo buffer?
Preparación de un Buffer
Ejercicio a resolver
1) Para preparar 500 mL de una solución reguladora 10 mM de pH 7,00 se cuenta con:
-Ácido fosfórico 3 x 10-3 M (pKa1=2,12; pKa2=7,20; pKa3=12,35)
-Ácido tartárico 0,1M (pKa1=3,04; pKa2=4,37)
- Ácido Cítrico H3C6H5O7 (98% pureza, pKb1=7,67; pKb2=9,24; pKb3=10,87)
-Amoníaco 28%, densidad=0,9 g/mL (pKb=4,74)
-HCl 0,50 M
-NaOH 0,20 M
¿Qué compuestos elegiría y qué cantidad emplearía de cada uno?
Justifique brevemente su elección, explicando por qué descarta los demás compuestos
Preparación de un Buffer
Primero elegimos con que componentes vamos a preparar el buffer, para ello tenemos dos cosas en cuenta…
1- pKa cercano al pH que quiero preparar.
-Ácido fosfórico 3x10-3 M (pKa1=2,12; pKa2=7,20; pKa3=12,35)
-Ácido tartárico 0,1 M (pKa1=3,04; pKa2=4,37)
- Ácido Cítrico H3C6H5O7 (98% pureza, pKb1=7,67; pKb2=9,24; pKb3=10,87)
-Amoníaco 28%, densidad=0,9 g/mL (pKb=4,74)
-HCl 0,50 M
-NaOH 0,20 M
Preparación de un Buffer
𝐻2𝑃𝑂4
−
←
→ 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4
2− 𝑝𝐾𝑎2 = 7,19
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠
𝐻2𝑃𝑂4
− + 𝑂𝐻− ← 𝐻𝑃𝑂4
2− + 𝐻2𝑂
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑦 −
(𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑦) 𝑦
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂𝐻−𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑥 + 𝑦
𝐻𝐶𝑖𝑡2− ←
→ 𝐻+ + 𝐶𝑖𝑡3− 𝑝𝐾𝑎3 = 6,33
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻3𝐶𝑖𝑡 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠
𝐻𝐶𝑖𝑡2− + 𝑂𝐻− ← 𝐶𝑖𝑡
3− + 𝐻2𝑂
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑧 −
(𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑧) 𝑧
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂𝐻−𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑥 + 𝑦 + 𝑧
𝐻3𝑃𝑂4 + 𝑂𝐻
−
← 𝐻2𝑃𝑂4
− + 𝐻2𝑂
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑥 −
− − 𝑥
𝐻3𝐶𝑖𝑡 + 𝑂𝐻
−
← 𝐻2𝐶𝑖𝑡
− + 𝐻2𝑂
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑥 −
− − 𝑥
𝐻2𝐶𝑖𝑡
− + 𝑂𝐻− ← 𝐻𝐶𝑖𝑡
2− + 𝐻2𝑂
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑦 −
− − 𝑦
Preparación de un Buffer
Entonces ahora que tengo las dos opciones… ¿cómo decido cuál?
-Ácido fosfórico 3 x 10-3 M (pKa1=2,12; pKa2=7,20; pKa3=12,35)
-Ácido Cítrico H3C6H5O7 (98% pureza, pKb1=7,67; pKb2=9,24; pKb3=10,87)
-NaOH 0,20 M
500 mL de una solución reguladora 10 mM2- Miro la concentración de los reactivos y comparo con la Mt
𝐻3𝑃𝑂4/ 𝑂𝐻
− 𝐻3𝐶𝑖𝑡/ 𝑂𝐻
−
10 mM=0,010M
Si la concentración de los reactivos es menor a la Mt, no puedo usarlos para preparar el buffer…. ¿Por qué? 
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻3𝑃𝑂4 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑉 𝑚𝐿 𝑥 𝑀 = 500 𝑚𝐿 𝑥 0,010 𝑀 = 5𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
3 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 → 1000 𝑚𝐿
5 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 → 𝑥 = 1666,7 𝑚𝐿 …… Si tenía que preparar 500 mL de buffer ¿Puedo agregar 1666,7 mL del ácido?
𝑆𝑖 𝑒𝑙 𝐻3𝑃𝑂4 𝑐𝑜𝑛 𝑒𝑙 𝑞𝑢𝑒 𝑐𝑢𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑖𝑒𝑛𝑒 𝑢𝑛𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 3 × 10
−3𝑀
Descarto la opción 𝐻3𝑃𝑂4/ 𝑂𝐻
−
Preparación de un Buffer
¿Que ocurre con la opción 𝐻3𝐶𝑖𝑡/ 𝑂𝐻
− ?
-Ácido Cítrico H3C6H5O7 (98% pureza, pKb1=7,67; pKb2=9,24; pKb3=10,87)
-NaOH 0,05 M
El Ácido cítrico es un sólido, y el NaOH tiene una concentración mayor a la Mt
Elijo la opción 𝑯𝟑𝑪𝒊𝒕/ 𝑶𝑯
−
Volvemos a plantear entonces el ejercicio
𝐻𝐶𝑖𝑡2− ←
→ 𝐻+ + 𝐶𝑖𝑡3− 𝑝𝐾𝑎3 = 6,33
Como partimos de 𝐻3𝐶𝑖𝑡 vamos a ir agregando 𝑂𝐻
−para desplazar el equilibrio hasta obtener el par 𝐻𝐶𝑖𝑡2−/ 𝐶𝑖𝑡3−
en la proporción que necesitamos
Preparación de un Buffer
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻3𝐶𝑖𝑡 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑉 𝑚𝐿 𝑥 𝑀𝑡 = 500 𝑚𝐿 𝑥 0,010 𝑀 = 5𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝐶𝑖𝑡 → 192,124 𝑚𝑔 𝐻3𝐶𝑖𝑡
5 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻3𝐶𝑖𝑡 → 𝑥 = 960,62 𝑚𝑔 𝐻3𝐶𝑖𝑡
𝑆𝑖 𝑒𝑙 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝐻3𝐶𝑖𝑡 𝑒𝑠 192,124 𝑔/𝑚𝑜𝑙
¿Qué cantidad emplearía de cada uno?
𝑆𝑖 𝑙𝑎 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝐻3𝐶𝑖𝑡 𝑒𝑠 98%
98 𝑔 𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠 → 100𝑔 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠
960,62 𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠 → 𝑥 = 980,22 𝑚𝑔 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑎 𝑝𝑒𝑠𝑎𝑟
Pesar 980,22 mg de 𝐻3𝐶𝑖𝑡 98%
Primero calculamos la cantidadde 𝑯𝟑𝑪𝒊𝒕
𝐻𝐶𝑖𝑡2− + 𝑂𝐻− ← 𝐶𝑖𝑡
3− + 𝐻2𝑂
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑧 −
(𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑧) 𝑧
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂𝐻−𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 𝑥 + 𝑦 + 𝑧
𝐻3𝐶𝑖𝑡 + 𝑂𝐻
−
← 𝐻2𝐶𝑖𝑡
− + 𝐻2𝑂
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑥 −
− − 𝑥
𝐻2𝐶𝑖𝑡
− + 𝑂𝐻− ← 𝐻𝐶𝑖𝑡
2− +𝐻2𝑂
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑦 −
− − 𝑦
Preparación de un Buffer
¿Qué cantidad necesito agregar de base? Si x es la cantidad que necesito para desplazar completamente el equilibrio
𝑥 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 ∴ 𝑥 = 5 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎2 + 𝑙𝑜𝑔
𝑧
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 − 𝑧
𝑝H = 𝑝𝐾𝑎3 + 𝑙𝑜𝑔
𝐶𝑖𝑡3−
𝐻𝐶𝑖𝑡2−
7,00 = 6,33 + 𝑙𝑜𝑔
𝑧
5 − 𝑧
𝑧 = 4,12 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂𝐻−𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 5 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 + 5 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 + 4,12𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 14,12 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
200 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 → 1000 𝑚𝐿
14,12 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 → 𝑥 = 70,6 𝑚𝐿
𝑆𝑖 𝑒𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑐𝑜𝑛 𝑒𝑙 𝑞𝑢𝑒 𝑐𝑢𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑖𝑒𝑛𝑒 𝑢𝑛𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 0,2 𝑀
Medir 71 mL de 𝑁𝑎𝑂𝐻 0,2 M
Siguiendo el mismo razonamiento
𝑦 = 𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 ∴ 𝑦 = 5 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
De esta manera ahora tenemos todo como 𝐻𝐶𝑖𝑡2−, para formar el buffer todavía tengo que
agregar 𝑂𝐻− suficientes para alcanzar la proporción
𝐶𝑖𝑡3−
𝐻𝐶𝑖𝑡2−
que nos de el pH que buscamos