Química

pH de un anfolito

Publicado por Ángeles Méndez

Cuando hablamos de anfolitos, hacemos referencia a moléculas que actúan como anfóteros, es decir, que contienen o actúan como ácidos y como bases. Los anfolitos pueden existir como iones de tipo bipolar en depende que intervalos del pH. Así, algunas sustancias pueden actuar como ácidos cuando ceden protones, o como bases, cuando los aceptan. Los anfolitos por lo tanto, se comportan análogamente a la molécula de agua. Otros iones, como por ejemplo los de bicarbonato, bifosfato, etc., son electrolitos también dentro de esta clase.

Así por ejemplo, el bicarbonato sódico, al disolverse en agua, se disocia de manera total en forma de iones bicarbonato y sodio, siguiendo la reacción:

NaHCO3 → HCO3^- + Na^+

La especie HCO3^- participa en dos equilibrios distintos, en donde en uno actúa como ácido, al disociarse siguiendo la reacción:

HCO3^- ↔ H^+ + CO3^2-

Y en otro, actúa como base, al reaccionar con los protones:

HCO3^- + H^+ ↔ H2CO3

Así, el equilibrio global quedará de la siguiente manera:

2HCO3^- ↔ H2CO3 + CO3^2-

A dicho equilibrio se le conoce como reacción de dismutación, ya que una especie cambia a dos.

Es importante tener en cuenta el carácter del anfolito del bicarbonato sódico u otras sales parecidas, para poder calcular el pH de las diferentes disoluciones en las cuales participa.

Podemos generalizar los cálculos para el pH de un anfolito HA^-, que proceda de la disolución de una sal NaHA, con una concentración C, en disolución acuosa; así tendremos los siguientes equilibrios químicos:

HA^- ↔ H^+ A ^2-

Ka2 = [H^+][A^2-] / [HA^-]

1.- → [A^2-] = Ka2 [HA^-] / [H^+]

HA^- + H^+ ↔ H2A ; 1 / Ka1 = [H2A] /[HA^-][H^+]

2.- → [H2A]= [HA^].[H^+] / Ka1

2 H2O ↔ H3O^+ OH^- ; Kw = [H3O^+][OH^-]

Podemos observar, que la constante del primer equilibrio es igual a Ka2, mientras que la constante del segundo, es igual a la inversa de la Ka1 del ácido H2A.
El balance que se hará de las masas será el siguiente:

C a= [H2A] + [HA^-] + [A^2-]

Cuando se hace el balance de las cargas, debemos tener en cuenta que HA^-, viene de una sal, concretamente de NaHA, por lo cual, tenemos que tener en cuenta la presencia del catión de sodio. El valor de la concentración del ion sodio, coincide con la concentración de a, pues en la disolución de la sal NaHA, se disocia de manera total:

[Na^+] + [H^+] = 2[A^2-] + [HA^-] + [OH^-]

Como diferencia entre el balance de las cargas, y el de las masas, podemos conseguir el conocido como, balance de protones o también, condición de protón:

[H^+] = [A^2-] – [H2A] + [OH^-]

El balance de protones, puede obtenerse de manera directa de los equilibrios. En el equilibrio 1 anteriormente mencionado, podemos ver tantos moles por litro de potrones, como moles por litro de A^2- , en el equilibrio 2, se gastan tantos moles por litro de protones como moles por litro de H2A se han formado, y en el caso del equilibrio 3, al desplazarse el equilibrio hacia la derecha, se forman tantos moles por litro de protones como de oxidrilo (+ [OH^-]). Si estudiamos el conjunto de los tres equilibrios, la concentración de protones resultante, podemos expresarla de manera matemática.

Utilizando la Ka1 y la Ka2, y en función de la concentración de HA^-, la expresión de la condición del protón cambia en:

[H^+] = Ka2 [HA^-] / [H^+] – [HA^-][H^+] / Ka1 + Kw / [H^+]
Ka1[ H^+]^2 = Ka1. Ka2 [HA^-] – [HA^-][H^+]^2 + Ka1 K w
[Ka1 + [HA^-]] [H^+]^2 = Ka1 Ka2 [HA^-]+ Ka1 Kw

[H^+]= √ (Ka1 Ka2 Ca + Ka1 Kw) / ( Ka1 + Ca)

Si no se cumpliese que [HA^-] ≈ Ca, se deberá continuar un camino diferente para resolver dicho sistema.

Otro tipo de aproximaciones que se pueden hacer son por ejemplo; Ca >> Ka1 y Ka1Ka2Ca >> Ka1Kw ; con lo cual la expresión se verá reducida a :

[H^+]= √ Ka1 Ka2, o también pH = ½ (pKa1 + pKa2)

Las aproximaciones anteriormente mencionadas no se cumplen en el caso de disoluciones diluidas.

La constante de dismutación que tiene un anfolito es el cociente de las constantes de disociación:

2 HA ↔ H2A + A^2^-
K= [H2A][A^2-] / [HA^-]^2 = Ka2/Ka1

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