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Disoluciones amortiguadoras y pH - Contenido educativo

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Subido el 26 de noviembre de 2022 por Barbara Maria V.

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Disoluciones amortiguadoras y pH

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Hola a todos, en este vídeo os voy a explicar las disoluciones amortiguadoras también conocidas 00:00:00
como disoluciones reguladoras, disoluciones tampón o buffers. 00:00:18
En estas disoluciones lo que ocurre es que aunque añadamos una pequeña cantidad de 00:00:23
ácido o una pequeña cantidad de base, su pH apenas se va a modificar. 00:00:28
Por ejemplo, la sangre es una disolución amortiguadora cuyo pH está entre 7,35 y 7,45 00:00:36
y si nos vamos unas décimas por arriba o unas décimas por abajo, es decir, a un pH 00:00:45
cercano a 7 o a un pH cercano a 8, podría ocasionarnos la muerte. 00:00:51
Por ello, es importantísimo que la sangre regule el pH y lo mantenga en ese rango. 00:00:58
Sin embargo, si nosotros tomamos un vaso de agua y le añadimos un ácido, el pH va a 00:01:05
bajar muchísimo. 00:01:11
Si en ese vaso de agua hubiéramos añadido una base, el pH subiría mucho. 00:01:13
Entonces, ¿cómo consigue la sangre mantener el pH en el rango que mencionamos anteriormente? 00:01:20
Pues lo consigue porque tiene un ácido débil y su base conjugada, de tal modo que si nosotros 00:01:28
añadimos una pequeña cantidad de base, el ácido va a reaccionar y lo neutraliza. 00:01:35
Sin embargo, si añadimos una cierta cantidad de ácido, va a ser la base la que reacciona 00:01:43
y lo va a neutralizar. 00:01:51
A continuación, vamos a ver los dos tipos en los que podemos clasificar las disoluciones 00:01:54
amortiguadoras y vamos a ver también a qué pHs son eficaces. 00:02:00
Porque una disolución que regule a pH 5 no va a poder regular, por ejemplo, a pH 9 y 00:02:06
una que regula, por ejemplo, a pH 10 no va a ser buena para regular a pH 4, por lo que 00:02:14
podríamos decir que cada una tiene su pH óptimo al cual regula. 00:02:22
Vamos a ver primero la clasificación. 00:02:30
Tenemos disoluciones amortiguadoras de ácido débil y sal de su base conjugada, pero también 00:02:33
disoluciones amortiguadoras de base débil y sal de su ácido conjugada, es decir, son 00:02:40
especies débiles y tiene que haber también en la disolución su especie conjugada. 00:02:47
Vamos a poner a continuación un ejemplo para cada una de ellas. 00:02:52
Vamos a comenzar con las disoluciones amortiguadoras de ácido débil y sal de su base conjugada. 00:02:59
Como ácido débil, vamos a poner, por ejemplo, el ácido acélico acompañado de su base 00:03:07
conjugada, que es el CH3COO-, pero como lo tenemos que añadir en forma de sal, vamos 00:03:13
a poner, por ejemplo, CH3COONA. 00:03:21
Cuando lo juntamos en agua, el acetato de sodio se va a disociar en sus iones y va a 00:03:27
dar lugar al ión acetato, es decir, a la base conjugada. 00:03:33
Como ves, el acetato de sodio da lugar al ión acetato, que es el que nos va a interesar 00:03:41
para la disolución amortiguadora, y al cación sodio. 00:03:47
Este cación sodio proviene de una base fuerte, el hidróxido de sodio, y por tanto no va 00:03:52
a reaccionar con el agua y no nos va a influir en el pH. 00:03:59
Cabe mencionar que del ácido débil y su base conjugada, habremos añadido cantidades 00:04:04
muy similares para que se establezca un equilibrio químico y, por tanto, un sistema tampón. 00:04:10
A continuación os muestro el equilibrio químico. 00:04:19
Como podéis ver, os he puesto también la constante de ácidez. 00:04:22
Esta va a ser importantísima para calcular el pH óptimo al que regula esta disolución. 00:04:27
Recuerda, como acabamos de decir, que inicialmente teníamos que poner una pequeña cantidad 00:04:35
de ácido débil y una cierta cantidad de base conjugada, y cuanto más similares fueran 00:04:41
estas cantidades, más eficaz va a ser el sistema tampón. 00:04:48
En las disoluciones de ácidos que hemos visto en los problemas hasta ahora, en ninguno de 00:04:55
ellos añadimos su base conjugada, por tanto, no eran disoluciones tampón, ya que aunque 00:05:00
el ácido en agua se disociara una pequeña parte, la cantidad de ácido y de base conjugada 00:05:07
iba a ser muy dispar y, por tanto, ya no sería un sistema tampón. 00:05:14
¿Y qué ocurre ahora? 00:05:19
¿Cómo funciona un sistema tampón? 00:05:21
¿Cómo es capaz de regular el pH? 00:05:24
Pues bien, como hemos conseguido un equilibrio químico, teóricamente esta reacción no 00:05:28
se desplazaría hacia ningún lado. 00:05:34
¿Qué es lo que va a ocurrir ahora? 00:05:36
Lo que va a ocurrir es que nosotros vamos a añadir una pequeña cantidad de ácido, 00:05:38
lo que supone aumentar la concentración de H3O+. 00:05:44
Esto nos haría pensar que en la disolución tendría que ser más ácida, pero como es 00:05:50
una disolución amortiguadora, de alguna forma, de alguna manera, va a bajar esa concentración 00:05:56
de H3O+. 00:06:03
¿Cómo ocurre esto? 00:06:06
Esto nos lo explica el principio de Le Chatelier, que nos dice que si un sistema se encuentra 00:06:10
en equilibrio químico y sufre una modificación, el sistema va a evolucionar para contrarrestar 00:06:17
dicha modificación. 00:06:25
Es decir, que si ha aumentado la concentración de H3O+, el sistema va a evolucionar para 00:06:27
bajarlo. 00:06:35
¿Cómo lo va a hacer? 00:06:36
Haciendo que se desplace hacia la izquierda, así el H3O+, el exceso que habíamos añadido, 00:06:38
va a reaccionar con la base y va a formar el ácido débil y ácido. 00:06:46
De esta forma, el H3O+, se va a mantener más o menos como estaba anteriormente. 00:06:52
Por tanto, si nosotros añadimos un ácido, como hemos hecho ahora, la base va a reaccionar 00:07:00
para neutralizar. 00:07:07
Si en vez de un ácido, hubiéramos añadido una base, aumentarían los OH- en la disolución 00:07:08
y por tanto, podríamos pensar que el pH sería más básico que antes. 00:07:17
Sin embargo, lo que ocurre es que el OH- añadido y el H3O+, van a reaccionar y se neutralizan, 00:07:24
en este caso formando agua. 00:07:33
Al formarse agua, se ha retirado H3O+, y el sistema, nuevamente por el principio del echatelier, 00:07:36
tiende a contrarrestar esta modificación, es decir, en este caso, tiende a aumentar 00:07:46
la concentración de H3O+. 00:07:52
¿Cómo? 00:07:55
¿Cómo hace esto? 00:07:56
Desplazando el equilibrio hacia la derecha, es decir, reaccionando el ácido débil con 00:07:59
el agua y aumentando la concentración de H3O+, y de la base conjugada. 00:08:05
Cuando se equipara con la que había antes, el pH se mantiene constante. 00:08:12
En resumen, si añadimos una base, el que reacciona es el ácido para contrarrestar 00:08:18
el exceso de esa base. 00:08:24
Con lo que hemos comentado hasta ahora, hemos visto cómo funciona un sistema tampón. 00:08:27
Vamos a ver ahora cómo funciona una disolución amortiguadora de base débil y la sal de su 00:08:35
ácido conjugado, y por último, os enseñaré a calcular el pH en el cual regulan de forma 00:08:42
óptima. 00:08:49
Para este ejemplo, vamos a utilizar el amoníaco y la sal de su ácido conjugado, el cloruro 00:08:50
de amonio. 00:08:57
El cloruro de amonio se disocia en sus iones, que son el ión amonio y el ión cloruro, 00:08:59
que al provenir de un ácido fuerte, no va a reaccionar con el agua y no nos va a molestar 00:09:06
en nuestra disolución. 00:09:11
Como veis, ahora se establece el equilibrio entre la base y el ácido. 00:09:13
Al igual que antes, ponemos concentraciones similares tanto del amoníaco como del ión 00:09:19
amonio. 00:09:24
Cuanto más altas sean esas concentraciones y más parecidas, más eficaz será el sistema 00:09:26
tampón. 00:09:32
Tras establecerse el equilibrio y reaccionar parcialmente, se va a formar OH-. 00:09:34
Si ahora, por ejemplo, añadimos un ácido, estamos añadiendo H3O más al medio. 00:09:42
Se va a neutralizar con los OH- y, por tanto, la concentración de éste va a disminuir. 00:09:50
¿Qué hace el sistema ahora? 00:09:57
Pues por el principio de Le Chatelier, tiende a aumentarla. 00:09:59
¿Cómo? 00:10:03
Haciendo que el sistema se desplace hacia la derecha, aumentando la concentración de 00:10:04
OH- que había bajado. 00:10:09
De esta forma, al recuperar una concentración similar a la que antes tenía, vamos a mantener 00:10:12
el pH constante. 00:10:18
Si por el contrario, en vez de un ácido lo que añadimos es una base, va a aumentar la 00:10:21
concentración de OH-. 00:10:27
Lo que va a ocurrir es que el sistema tiende a disminuirla. 00:10:30
¿Cómo lo va a hacer? 00:10:34
Yendo hacia la izquierda, es decir, se va a desplazar la reacción hacia la izquierda, 00:10:37
formándose agua y amonía. 00:10:42
De esta forma, disminuye la concentración de OH-, manteniéndose similar a como estaba 00:10:44
antes y manteniéndose nuevamente el pH constante. 00:10:50
Vamos a ver ahora a qué pH estas soluciones son más eficaces. 00:10:56
Para ello, nos vamos a apoyar en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, con la cual vamos 00:11:05
a calcular el pH de las disoluciones. 00:11:09
En primer lugar, vamos a comenzar poniendo la constante de acidez y su expresión. 00:11:13
Y ahora, como decimos que queremos calcular el pH, que es igual al menos logaritmo de 00:11:18
la concentración de H3O+, lo que vamos a hacer es despejar esta concentración. 00:11:23
Como podéis ver en la pantalla, ya lo tenemos. 00:11:30
Ahora lo que vamos a hacer es introducir el menos logaritmo, pero ten cuidado porque debes 00:11:34
ponerlo en los dos lados de la ecuación. 00:11:39
Teniendo en cuenta las propiedades de los logaritmos, la ecuación nos queda de la siguiente 00:11:43
forma. 00:11:47
Para simplificar un poco más la ecuación, lo que podemos hacer son un par de cosas más. 00:11:49
Por un lado, el menos logaritmo de la constante de acidez es lo mismo que pKa. 00:11:55
Y en la última parte, para que el logaritmo nos quede positivo, podemos darle la vuelta 00:12:00
a la fracción. 00:12:05
De esta forma ya tendríamos la ecuación de Henderson-Hasselbalch para calcular el pH 00:12:06
en el caso concreto del ión acetato y del ácido acético. 00:12:14
Si seguimos con nuestro ejemplo, pondríamos que pH es igual a pKa, que es el menos logaritmo 00:12:19
de la constante de acidez, y ahora tendríamos que poner más el logaritmo del cociente de 00:12:27
las concentraciones iniciales. 00:12:34
Recordaros que yo os dije desde el principio que cuando más eficiente es este tampón 00:12:38
es cuando las concentraciones son iguales. 00:12:44
¿Qué ocurre si son iguales? 00:12:47
Por ejemplo, 7 y 7, 8 y 8, 10 y 10. 00:12:50
En cualquiera de estos casos, el cociente será 1 y el logaritmo de 1 siempre es 0, 00:12:54
con lo cual, si estas dos concentraciones son iguales, nos dará aquí más 0. 00:13:02
Y este es el caso en el cual la regulación del pH es más eficaz. 00:13:09
Si hacéis esta cuenta, el resultado nos da aproximadamente 4,74. 00:13:14
¿Qué quiere decir esto? 00:13:19
Que esta disolución va a ser buena para regular a pHs parecidos, próximos a 4,74, pero por 00:13:21
ejemplo, no nos va a valer para regular a un pH de 7. 00:13:31
Si nosotros queremos mantener el pH de la sangre en torno a 7,35, no nos va a valer 00:13:37
esta disolución. 00:13:43
Si bien es cierto que el pH de 4,74 que hemos calculado, lo podemos modificar un poquito 00:13:44
hacia arriba o un poquito hacia abajo. 00:13:54
¿Cómo lo podemos hacer? 00:13:57
Modificando las cantidades iniciales para que el logaritmo del cociente no valga 0. 00:14:00
¿Cómo podemos hacer esto? 00:14:05
Si la concentración de ácido es un poco mayor que la de base, lo que va a pasar es 00:14:07
que el pH va a ser un poquito más ácido, es decir, un poco más bajo, mientras que 00:14:12
si añadimos un poco más de base que de ácido, el pH va a subir un poco. 00:14:19
De esta forma podremos regular a pHs que rondan el 4,74, pero que no son exactamente 00:14:25
4,74. 00:14:33
Si os fijáis, lo que hemos hecho hasta ahora nos sirve para calcular el pH de esta reacción 00:14:37
en concreto, del ejemplo en concreto con el que hemos estado trabajando, pero la ecuación 00:14:43
de Henderson-Hasselbalch es una ecuación genérica, y para generalizarla lo que vamos 00:14:49
a hacer es saber que esto es una base y esto es un ácido. 00:14:55
Esto que os pongo aquí es la ecuación de Henderson-Hasselbalch generalizada. 00:15:04
Os va a servir para cualquier reacción y no únicamente la de este ejemplo, incluyendo 00:15:09
también las soluciones amortiguadoras de base débil y sal de su ácido conjugado, 00:15:16
con la única diferencia de que en estas últimas reacciones tendríamos KB y tendríamos que 00:15:23
calcular la KA para meter el dato en la ecuación. 00:15:29
Lo haríamos con la fórmula de KA por KB es igual a 10 a la menos 14. 00:15:34
En el ejemplo que hemos visto, si calculamos la KA con los datos que nos daban de KB nos 00:15:45
da 5,5 por 10 a la menos 10, dato que ya podemos introducir en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, 00:15:52
más el logaritmo de la concentración de la base, que era NH3, dividido entre la concentración 00:16:01
del ácido, que era NH4. 00:16:08
Si calculamos el pH óptimo, es decir, que ambas concentraciones sean iguales, nos va 00:16:12
a dar un pH aproximado de 9,24. 00:16:18
Por lo tanto, si yo quiero regular a un pH de 9, utilizaré esta disolución y no la 00:16:22
del primer ejemplo que vimos. 00:16:29
En resumen, en este vídeo hemos visto qué son las disoluciones amortiguadoras, los dos 00:16:32
tipos en los que las podemos clasificar y cómo calcular el pH al cual van a regular 00:16:38
de forma óptima. 00:16:45
Idioma/s:
es
Autor/es:
Bárbara María Varela Rodríguez
Subido por:
Barbara Maria V.
Licencia:
Todos los derechos reservados
Visualizaciones:
34
Fecha:
26 de noviembre de 2022 - 20:23
Visibilidad:
Clave
Centro:
IES ANTONIO MACHADO
Duración:
16′ 50″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
854x480 píxeles
Tamaño:
53.24 MBytes

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