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EQUILIBRIOS EN SOLUCION ACUOSA Y VOLUMETRIA ACIDO-BASE (2da.
Parte)
Efecto del ion común
¿Qué ocurre cuando se adiciona NaC2H3O2 (acetato de sodio, que se puede abreviar
como NaAc) a una solución de HC2H3O2 (ácido acético, que se puede escribir HAc)?
Puesto que el C2H3O2
- (acetato, Ac-) es una base débil, no es sorprendente que el pH
de la solución aumente, es decir [H+] disminuye. Sin embargo, es interesante
examinar este efecto desde la perspectiva del principio de Le Chatelier.
NOTA: Recordemos que el principio de Le Chatelier se puede enunciar como
sigue: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura,
presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su
posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación).
Al igual que casi todas las sales, el NaC2H3O2 es un electrolito fuerte. En
consecuencia, se disocia totalmente en solución acuosa para formar iones Na+ y
C2H3O2
-. En cambio, el HC2H3O2 es un electrolito débil que se ioniza como sigue:
HC2H3O2 (ac) ↔ H+ (ac) + C2H3O2
- (ac)
La adición de C2H3O2
-, proveniente de la disociación del NaC2H3O2, hace que este
equilibrio se desplace a la izquierda, con lo que disminuye la concentración de
equilibrio de H+ (ac).
HC2H3O2 (ac) ↔ H+ (ac) + C2H3O2
- (ac)
La adición de C2H3O2
- desplaza el equilibrio y reduce [H+]
←
La disociación del ácido débil HC2H3O2 disminuye cuando agregamos el electrolito
fuerte NaC2H3O2, que tiene un ion en común con él. Podemos generalizar esta
observación, que se describe como el efecto del ion común: la disociación de un
electrolito débil disminuye cuando se agrega a la solución un electrolito fuerte que
tiene un ion en común con el electrolito débil.
La disociación de una base débil también disminuye por la adición de un ion común.
Por ejemplo, cuando se agrega NH4
+ (del electrolito fuerte NH4Cl, por ejemplo) el
equilibrio de disociación del NH3 se desplaza a la izquierda, con lo que disminuye la
concentración de equilibrio de OH- y se reduce el pH:
+ (ac) + OH- (ac)
NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4
La adición del NH4
+ desplaza el equilibrio y reduce [OH-]
←
Soluciones amortiguadoras o buffer
Se denomina de esta manera a las soluciones que contienen mezclas de un
ácido débil y una sal del mismo, o una base débil y su sal, y que poseen la
característica de resistir o amortiguar cambios bruscos de pH, que pudieran ser
provocados por el agregado de un ácido o base fuerte.
Supongamos que una solución posee un ácido débil, AH, y una sal cuyo
anión es común al del ácido: AM. Se producen los siguientes procesos:
AH  A- + H+ (1)
AM  A- + M+ (2)
El mecanismo de amortiguamiento puede explicarse cualitativamente de la
siguiente manera: la sal AM provee una concentración considerable de iones A-, lo
que provoca un desplazamiento del equilibrio (1) hacia la izquierda, de modo que
la solución contiene alta concentración de ambas formas: asociada y disociada. El
equilibrio (1) puede desplazarse en uno y otro sentido, según se introduzca en la

solución un ácido, en cuyo caso se desplazará hacia la izquierda; o una base, en
cuyo caso, mediante la eliminación de H+ por formación de H2O, provocará un
desplazamiento hacia la derecha.
Se puede calcular el pH de la solución planteando Ka:
  
 
Ka
A H
AH

 
por lo dicho anteriormente, la concentración de A- es prácticamente igual a la
concentración de la sal AM, puesto que se encuentra totalmente disociada, y el
aporte de dicho anión por la disociación de AH es despreciable; a su vez, la
concentración de AH es prácticamente igual a la del ácido, pues, como vimos, su
disociación es despreciable, por lo tanto:
  
Ka
sal H
á cido


[ ]
y despejando: [H+ ] = Ka .[ácido]/[sal]
La relación entre el pH y la cantidad del ácido y la sal presentes en la solución, se
comprenden mejor estudiando los diagramas de distribución, que se muestran en
la gráfica para el buffer HAc/Ac (en la gráfica figuran como HOAc y OAc-respectivamente,
y Cs significa concentración de la sal):
En este caso los diagramas de distribución dan la fracción del HAc y del Ac-presentes
en la solución en función del pH. A valores pequeños de pH, la
concentración de HAc es mucho mayor que la concentración de Ac-. El efecto

opuesto ocurre a valores de pH grandes; en este caso el ion OH- disminuye la
concentración del ácido y aumenta la del ion Ac-. Para que el buffer funcione
adecuadamente, debe contener cantidades comparables de ácido y acetato. Hay
un intervalo de pH muy limitado en el que el buffer es más eficaz, este intervalo se
llama intervalo de amortiguamiento, que es el intervalo del pH en el que un buffer
es eficaz, y se define por medio de la expresión:
Intervalo de pH = pKa  1,00
Como el pKa para el HAc es 4,74 , el intervalo de amortiguamiento abarca de pH
3,74 a 5,74.
Un requerimiento adicional para que un sistema amortiguador funcione con
eficacia es que las concentraciones del ácido débil y la sal sean lo suficientemente
altas para que pueda neutralizar cantidades apreciables de protones u oxhidrilos
agregados.
El buffer HAc/Ac- no tiene importancia fisiológica; en cambio el HCO3
-
/H2CO3 juega un papel importante en muchos sistemas biológicos. El pH del
plasma sanguíneo se mantiene a 7,40 por medio de varios sistemas
amortiguadores, de los cuales el más importante es el anteriormente citado. En los
eritrocitos, en donde el pH es de 7,25 los sistemas amortiguadores principales son
el anterior y el de la hemoglobina.
EJERCICIOS RESUELTOS
1. Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de solución de HAc 0,2 M y
200 ml de solución de NaAc 0,3 M .
Efectuada la mezcla, se produce la dilución de las soluciones , variando por lo
tanto sus concentraciones .
Para el ácido :
1000 ml ___________ 0,2 moles HAc
200 ml ___________ x = 0,04 moles HAc
como el volumen final es de 400 ml :
400 ml ___________ 0,04 moles HAc
1000 ml ___________ x = 0,1 moles = 0,1 M
Con idéntico razonamiento se calcula la concentración de la sal cuyo resultado
será: 0,15 M,
reemplazando en la ecuación anterior :
x 
H 


18 10 0 1 5 , . ,
0,15
= 1,2 . 10-5
pH = 4,92
2. A 100 ml del buffer anterior se le añade 1 ml de NaOH 0,1 N . Calcular el pH .
1000 ml ____________ 0,1 equiv. NaOH
1 ml ____________ x = 10 -4 equiv.
Estos equivalentes neutralizarán el mismo número de equivalentes de protones
contenidos en los 100 ml de la mezcla buffer .
100 ml ____________ 10-4
1000 ml ____________ x = 10-3 equiv.

Quedando:
[HAc] = 0,1 M - 0,001 M = 0,099 M
[Ac- ] = 0,15 M + 0,001 M = 0,151 M
Por lo tanto :
H   
18
. 10 x 0,099
0 151
,
,
= 1,18 . 10 M
-5
-5
pH = 4,93
Se observa que la variación de pH debida a este agregado fue de sólo 0,01
unidades .
Si el mismo agregado se hubiera realizado sobre 100 ml de agua :
10-3 equiv. OH-/l ----------> pOH = 3 pH = 11
Como el pH inicial es 7, se habrá producido una variación de pH de 4 unidades .
Titulaciones
¿Cómo podemos determinar la concentración de una solución? Una forma
común es utilizar una segunda solución de concentración conocida, llamada
solución estándar, que sufra una reacción química específica de estequiometría
conocida al mezclarse con la solución de concentración desconocida. Este
procedimiento se denomina titulación. Por ejemplo, supongamos que tenemos
una solución de HCl de concentración desconocida y una solución de NaOH que se
sabe es 0,100 M. Para determinar la concentración de la solución de HCl, tomamos
un volumen específico de esa solución, digamos 20,0 ml. Luego agregamos
lentamente la solución de NaOH estándar hasta que la reacción de neutralización
entre el HCl y el NaOH es total. El punto en que reaccionan cantidades
estequiométricamente equivalentes se denomina punto de equivalencia de la
titulación.
Para poder titular una solución desconocida con una estándar, debe haber
alguna forma de determinar cuándo se ha llegado al punto de equivalencia de la
titulación. En las titulaciones ácido-base se emplean soluciones de sustancias
denominadas indicadores ácido-base para este propósito. Por ejemplo, el
indicador fenolftaleína es incoloro en solución ácida pero rojo en solución básica. Si
agregamos fenolftaleína a una solución desconocida de ácido, la solución será
inocolora. Luego podemos agregar solución estándar de base con una bureta hasta
que la solución apenas pase de incolora a roja. Este cambio de color indica que el
ácido se ha neutralizado y que la gota de base que hizo que la solución adquiriera
color no encontró ácido con el cual reaccionar. Por tanto, la solución se vuelve
básica y el indicador se pone rojo. El cambio de color marca el punto final de la
titulación, que generalmente coincide con mucha exactitud con el punto de
equivalencia. Se debe tener cuidado de elegir indicadores cuyo punto final nos
indique que hemos alcanzado el punto de equivalencia de la titulación. El
procedimiento de titulación se resume en la siguiente figura:

Indicadores de pH
El pH de una solución puede determinarse mediante dos métodos: el
método electrométrico, utilizando un instrumento que permite su medición a través
de un electrodo sumergido en la solución, o, en determinaciones que no exigen
tanta precisión, se acude al uso de los indicadores.
Los indicadores son sustancias capaces de cambiar su coloración por encima
o por debajo de un determinado intervalo de pH, denominado intervalo de viraje.
Existe un gran número de sustancias que actúan como indicadores, cada una con
su propio intervalo de viraje. Su comportamiento se interpreta en base a su
condición de ácidos o bases débiles con la característica especial que las formas
disociadas y no disociadas presentan distinto color:
InH <===========> In - + H +
color 1 color 2
K
 
In H
InH In 
Si el indicador está en un medio suficientemente ácido, de acuerdo con el principio
de Le Chatelier, el equilibrio anterior se desplaza hacia la izquierda y el color
predominante será el de la forma no disociada: InH (color 1). Por otra parte, en
un medio básico, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y predomina el color de
la forma disociada: In -(color 2).
En términos generales se pueden usar las siguientes relaciones de
concentraciones para predecir el color que tomar el indicador:
InH
In
 10 la solución tomará el color 1

In
InH
 10 la solución tomará el color 2
Si la [In- ] = [InH], la [H+ ] = KIn, por lo que la solución posee una mezcla de
ambos colores.
El intervalo de viraje depende por lo tanto, de la KIn. Aplicando log a la
expresión de KIn:
log KIn = log [In -]/[InH] + log [H+ ]
multiplicando por -1:

-log KIn = log [InH]/[In- ] - log [H+ ]
El (-log K)se conoce como pK, por lo tanto:
pKIn = log [InH]/[In -] + pH
Aplicando la relación de concentraciones extremas del indicador, vistas
anteriormente, el rango de viraje estará comprendido entre:
pH = pK  1
Tratamiento semejante tendrán los indicadores de naturaleza alcalina:
InOH < ======> In + + OH -
color 1 color 2
Ejemplos de algunos indicadores:
Indicador Naturaleza Zona de viraje Colores
Azul de timol Acido 1,2-2,8 rojo-amarillo
Heliantina Básico 3,1-4,4 rojo-amarillo
Azul de bromotimol Acido 6,0-7,6 amarillo-azul
Fenolftaleina Acido 8,2-10,0 incoloro-rojo
Si se posee una colección de indicadores de intervalos de viraje conocido, se
puede determinar el pH de una solución, mediante comparación del color obtenido
con el indicador mezclado con la solución, y una escala previamente preparada con
el mismo indicador y soluciones de pH conocido.
Aunque menos sensible, es muy práctico utilizar papeles indicadores,
embebidos en solución de indicador y luego secados, que vienen acompañados en
su envase con una escala conteniendo los colores que adquiere dicho indicador
con el pH de la solución en la cual es embebido para efectuar la determinación.
Una vez embebido en la solución problema, se compara el color que adquiere con
dicha escala.
Curvas de neutralización
Las variaciones de concentración de iones H+ que acompañan a la adición
de una base sobre un ácido, son importantes para fines analíticos.
Acido y base fuerte: Una solución diluida de un ácido fuerte se puede considerar
como completamente disociada y la concentración de iones hidrógeno será igual a
la concentración del ácido no neutralizado, que irá disminuyendo a medida que se
agrega la base fuerte (titulación o valoración).
Cuando se calcula la [H +] en cualquier punto de la titulación se debe considerar:
a) la reacción de neutralización
b) la dilución que resulta por el aumento de volumen de la solución.
Si se grafica el pH que corresponde a sucesivos agregados de base fuerte,
la curva obtenida se llama curva de neutralización. Se observa según sea la
normalidad del ácido y de la base empleados que al agregar la cantidad
exactamente equivalente de la base, hay un salto de un pH francamente ácido, (3,
4 o 5) a un pH francamente alcalino (8, 9 o 10), de modo que para visualizar el
punto de equivalencia (punto en el cual la cantidad de equivalentes de ácido y de
base coinciden) debe utilizarse un indicador que vira dentro de esos límites de pH.
Algunos de los indicadores adecuados son heliantina y fenolftaleína. A medida que

las soluciones usadas sean menos concentradas será necesario usar indicadores en
un rango más estrecho de pH.
Curva IA ---IB : neutralización de ácido fuerte con base fuerte
Acido débil y base fuerte: En este caso el cálculo es más complicado debido a que:
1) el ácido está débilmente disociado
2) la sal formada durante la neutralización retrograda la disociación del ácido.
3) la disolución de la sal no es neutra. El punto de equivalencia no coincide, como
en el caso anterior, con el pH=7, sino que es ligeramente más alcalino.
Curva IIA - IB: neutralización de ácido débil con base fuerte.
En el caso del HAc- NaOH se obtiene una curva del tipo anterior que muestra
que el pH es levemente alcalino en el punto de equivalencia
Fuentes de error
Existen por lo menos dos fuentes de error al determinar el punto final de
una titulación utilizando indicadores visuales. Uno de ellos ocurre cuando el
indicador que se utiliza no cambia de color en el pH adecuado. Este es un error
determinado que se puede corregir por medio de la determinación del indicador en
blanco. Esto último es sencillamente el volumen de ácido o de base que se
necesita para cambiar del pH del punto de equivalencia al pH en el cual el
indicador cambia de color. La determinación del indicador en blanco casi siempre
se hace en forma experimental.
NOTA: Los errores que pueden ser atribuidos, por lo menos en teoría, a causas
definidas, se llaman errores determinados o sistemáticos.
En el caso de los ácidos débiles (o base débiles) ocurre un segundo error;
aquí la pendiente de la curva de titulación no es grande y por lo tanto el cambio de

color en el punto final no es agudo. Aún cuando se utiliza el indicador adecuado,
ocurre un error indeterminado que se refleja en la falta de precisión para decidir
exactamente cuándo sucede el cambio de color. La utilización de un solvente no
acuoso puede mejorar la agudeza del punto final en estos casos.
NOTA: Si una medición es burda, su repetición dará el mismo resultado cada vez.
Muchas veces se puede señalar como un error la falta de habilidad del ojo para
detectar ligeros cambios en la escala en donde se está haciendo la lectura de la
medición. Sin duda, las variaciones que una persona descuidada considera
fortuitas, le pueden parecer obvias y controlables al observador cuidadoso, pero a
pesar de esto debe alcanzarse el punto en donde cualquiera, por muy meticuloso
que sea, encontrará errores fortuitos que no pueden reducirse más. Estos errores
se clasifican como indeterminados.
PROBLEMAS
1. Indicar en cada uno de los siguientes casos si se trata de una solución ácida,
básica o neutra:
a) [H+ ] > [OH-]
b) pH > pOH
c) [H +] = 10 -9
d) pOH = 4
e) [H + ] = [OH -]
f) [OH - ] = 10 -9
2. Calcular el pH en los siguientes casos; compare y extraiga conclusiones:
a) 1000 ml de solución de HCl 0,1 M; 300 ml de solución HCl 0,1 M
b) solución de HCl 0,001 M; 0,002 M y 0,003 M
c) solución 0,01 M de HCl; 0,01 M de H2SO4
d) solución 0,1 M de HNO3; 0,1 M de HNO2 (Ka=4,5.10 -4 ); 0,1 M de HCN
(Ka = 7,2 .10 -10 ).
3. Un estudiante de química necesita una solución acuosa de pH 8,0. Para
prepararla, decide diluir HCl 1,0 M con agua destilada hasta que la [H +] se haga
1,0.10-8 M. ¿Funcionará este procedimiento? ¿Lo conseguiría diluyendo una
solución 1,0 M de NaOH?
4. Una solución de HNO3 al 38% p/p tiene una densidad de 1,2 g/ml, calcular el
pH y el pOH resultantes de mezclar:
a) 10 ml de solución original + agua destilada hasta obtener 500 ml
b) 10 ml de la solución obtenida en a) + 20 ml de solución 0,12 M de H2SO4.
c) 10 ml de la solución obtenida en a) + 20 ml de solución 0,2M de NaOH.
5. Calcular el pH y  de una solución 10-1 M de NH4OH (Kb = 1,8.10 -5 ).
6. El pH de una solución 0,1 M de un ácido monoprótico débil es 3,2. Calcular Ka,
 y  %.
7. 0,1276 g de un ácido monoprótico desconocido se disuelven en 25 ml de agua y
se titularon con una solución 0,0633 M de NaOH. El volumen de base para alcanzar
el punto de equivalencia fue de 18,4 ml.
a) Calcular el peso molecular del ácido .
b) Después de agregar 10 ml de la base se determinó un pH de 5,87. Calcular la
Ka desconocido.

8. La KIn es 2,0 .10 -6 . El color de HIn es verde y el de In - es rojo. Si se realiza
una titulación de una solución de HCl con NaOH, utilizando este indicador, ¿a qué
pH cambia su color?
9. Especifique cuáles de los siguientes sistemas pueden constituir una solución
buffer:
a) KCl/HCl b) NH4OH/NH4NO3
c)NaH2PO4/Na2HPO4 d) KNO3/HNO3
e) KHSO4/H2SO4 f) KCOOH/HCOOH
g) NaOH/NaCl h) NaOH/NH4OH
10. Se desea preparar una solución amortiguadora a pH 8,60. Cuáles de los
siguientes ácidos débiles deben escogerse y por:
HA (Ka = 2,7.10-3 )
HB (Ka = 4,4.10-6 )
HC (Ka = 2,6.10-9 )
11. Calcular el pH de las siguientes soluciones buffer:
a) Concentraciones finales de NH4OH y NH4Cl 0,2 M y 0,1 M
respectivamente.
b) Mezcla de 10 ml de NH4OH 0,1 M y 15 ml de NH4Cl 0,8 M.
c) 20,5 g de HAc (CH3COOH) más 17,8 g de NaAc (NaCH3COO) en 500 ml
de solución.
12. Calcular la variación de pH cuando se añade 1 ml de HCl 1 M a:
a) 500 ml de agua
b) 500 ml de la solución buffer del ejercicio 3a).
13. Idem al ejercicio anterior pero añadiendo 1 ml de NaOH 1 M en lugar de HCl.

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