DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS, BUFFER O TAMPON. EFECTO DEL ION COMUN.

Una disolución amortiguadora es aquella en la que se realiza una de las dos siguientes mezclas :
• Un ácido débil con la sal de ese mismo ácido y una base fuerte.
• Una base débil con la sal de esa misma base y un ácido fuerte.

Se caracterizan por ofrecer una gran resistencia a modificar su pH a pesar de que se les añada un ácido o una base.Por ello son de gran importancia en los procesos bioquímicos de los seres vivos.

La manera en que este tipo de disoluciones actúa puede verse mediante el estudio de un ejemplo de cada uno de los casos expuestos :

DISOLUCION REGULADORA ACETICO / ACETATO SODICO :
La disociación del ácido acético será :
CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+
que estará desplazada hacia la izquierda por la presencia en el medio de ion acetato procedente del acetato sódico.

La disociación del acetato sódico será :
CH3COONa  CH3COO- + Na+

las dos disociaciones conllevan la hidrólisis del ión acetato.
CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH-
que estará desplazado hacia la izquierda como consecuencia de existir en el medio ácido acético.

Esta mezcla actuará , como disolución reguladora del pH, como sigue :

• Si agregamos un ácido fuerte, los protones de su disociación reaccionarán con el ion acetato formando ácido acético muy poco disociado.
• Si se agrega una base fuerte, los iones OH-, desaparecen por neutralización con el ácido acético.
DISOLUCION REGULADORA AMONIACO / CLORURO AMONICO :
La reacción del amoniaco con el agua será :
NH3 + H2O  NH4+ +OH-
que estará muy desplazado hacia la izquierda por la presencia de ion amonio procedente de la disociación del cloruro amónico.

La disociación del cloruro amónico será :
NH4Cl  NH4+ +Cl-

Las dos reacciones conllevan la hidrólisis del ion amonio :
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
que está desplazado a la izquierdapor la presencia en el medio de NH3.

Esta mezcla actuará , como disolución reguladora del pH, como sigue :

• Si se agrega una ácido fuerte, los protones que éste coloca en el medio reaccionan con el amoniaco para dar ion amonio, que a su vez reaccionan para producir sal amónica.
• Si se agrega una base fuerte, , los iones OH- reaccionan con el ion amonio produciéndose amoniaco y agua.

REACCIONES DE NEUTRALIZACION

Las reacciones de neutralización son aquellas en las que intervienen un ácido y una base, dando lugar a la formación de una sal con desprendimiento de agua :
Acido + Base  Sal +Agua

En todo proceso de neutralización se cumple la “ley de los equivalentes” : el ns de equivalentes de ácido debe ser igual al ns de equivalentes de base :
ns equiv. Ácido = ns equiv. Base

Puesto que los equivalentes dependen de la Normalidad :
,
deducimos :



Por ello, si denominamos :
NA la normalidad de la solución ácida. VA el volumen de la solución ácida.
NB la normalidad de la solución básica. VB el volumen de la solución básica

quedará :
Expresión que se cumple en todas las reacciones de neutralización.

En la práctica, esta reacción se utiliza para, conociendo la normalidad de una disolución ácida o básica, determinar la normalidad de otra, básica o ácida con la que hacemos reaccionar (neutralizamos) ; mediante la adición lenta y paulatina de la disolución conocida sobre un volumen conocido de la solución problema que contenga un indicador adecuado para observar el cambiode color cuando se produzca la neutralización completa.

Llamamos Punto de equivalencia, al valor del pH en el que los equivalentes de ácido y de base son exactamente iguales, diferenciando entre el valor teórico y el experimental determinado por la neutralización práctica.

En las volumetrías de neutralización debe tenerse en cuenta que :

• Cuanto más próximos se encuentren los puntos de equivalencia teórico y experimental, más pequeño será el error cometido en la determinación.

• Si la valoración se hace de un ácido fuerte con una base fuerte, el punto teórico de equivalencia es aproximadamente 7, se produce una total neutralización en la disolución , y la sal formada no se hidroliza.

• Si, en cambio, se valora un ácido débil con una base fuerte, la sal producida se hidroliza añadiendo al medio iones OH-, con lo que el punto de equivalencia será mayor que 7.

• Si se valora un ácido fuerte con una base débil, la sal producida se hidroliza añadiendo al medio iones hidronio, con lo que el punto de equivalencia será menor que 7.


SOLUBILIDAD

La mayor parte de los compuestos iónicos son muy solubles en agua.

Se denomina SOLUBILIDAD de un compuesto a la máxima cantidad del mismo que puede diluirse en un determinado volumen de disolvente ; corresponde a la cantidad de soluto presente en una disolución saturada (aquella que se encuentra en equilibrio con un exceso de soluto).

La solubilidad de un compuesto depende de la temperatura : es una característica de cada soluto para cada valor de temperatura.

Cuando un soluto se disuelve, se rompe su redcristalina, venciendo las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los iones. Es necesario superar la energía de red, y esto se consigue con la hidratación (atracción entre los iones y las moléculas de agua).

En general, la energía de hidratación es menor que la energía de red, por lo que el proceso de disolución es casi siempre exotérmico. De cualquier modo, la relación entre los dos tipos de energía determina que un compuesto sea más o menos soluble.

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

En una disolución saturada hay un equilibrio entre la sal sólida sin disolverse y los iones de la sal que se encuentren en la disolución ; para un compuesto cualquiera :

equilibrio que tendrá una Kc :
pero como la concentración de la sal que no entra en disolución permanece constante, puede englobarse con la Kc, quedando :

donde Ps es una constante denominada Producto de solubilidad (Puede representarse también por Ks o por Kps.

El producto de solubilidad indicará las concentraciones máximas de los iones de un soluto que pueden existir en disolución ; ya que :

• Si el producto de las concentraciones de los iones elevados a sus correspondientes exponentes es menor que el producto de solubilidad, la disolución no estará saturada y admite más soluto.

• Si el producto coincide con el producto de solubilidad nos encontraremos justamente en el caso de una disolución saturada.

• Si el producto excede el valor del producto de solubilidad, la disolución estará sobresaturada, y el exceso de soluto presente formará un precipitado.