Especiación de iones
La especiación de iones se refiere al cambio de concentración de distintas formas de un ion a medida que cambia el pH de la solución . [1]
El pH de una solución de un ácido débil monoprótico se puede expresar en términos del grado de disociación. Después de reorganizar la expresión que define la constante de disociación del ácido y poner pH = −log 10 [H + ], se obtiene
- pH = p K a – log ( [AH]/[A − ] )
Esta es una forma de la ecuación de Henderson-Hasselbalch . De esta expresión se puede deducir que
- cuando el ácido está disociado al 1 %, es decir, cuando [AH]/[A − ] = 100, pH = p K a − 2
- cuando el ácido está disociado al 50 %, es decir, cuando [AH]/[A − ] = 1, pH = p K a
- cuando el ácido está disociado en un 99 %, es decir, cuando [AH]/[A − ] = 0,01, pH = p K a + 2
De ello se deduce que el rango de pH dentro del cual hay disociación parcial del ácido es aproximadamente p K a ± 2. Esto se muestra gráficamente a la derecha.
Una aplicación práctica de estos resultados es que el rango de transición de pH de un indicador de pH es aproximadamente p K a ± 1; el color del indicador en su forma ácida es diferente del color de la forma de base conjugada. En el rango de transición ambas formas están en equilibrio, por lo que el color es intermedio. Fuera del rango de transición la concentración de ácido o base conjugada es menor del 10 % y predomina el color de la especie mayoritaria.
Un ácido débil puede definirse como un ácido con un p K a mayor que aproximadamente −2. Un ácido con un p K a = −2 estaría disociado en un 99 % a pH 0, es decir, en una solución de HCl 1 M. Cualquier ácido con un p K a menor que aproximadamente −2 se dice que es un ácido fuerte . Se dice que los ácidos fuertes están completamente disociados. No existe un valor de p K a preciso que distinga entre ácidos fuertes y débiles porque los ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico , se asocian en soluciones muy concentradas.
El cálculo de las concentraciones de especies para un ácido poliprótico es más complicado a menos que los valores de p K estén separados por cuatro o más, porque tres o más especies pueden coexistir a un pH determinado. El ejemplo del ácido cítrico se muestra a la derecha. Las regiones de pH en las que existen las especies se superponen ampliamente, ya que la diferencia entre valores sucesivos de p K a es pequeña. Se ha publicado una gran cantidad de programas informáticos para el cálculo de concentraciones de especies en equilibrio. La mayoría de ellos pueden manejar equilibrios mucho más complicados que los equilibrios ácido-base en solución. Para obtener detalles sobre los programas de uso general, consulte programas informáticos para calcular concentraciones de especies en equilibrio químico .
Véase también
Referencias
- ^ Butler, James N. (1998). Equilibrio iónico . Nueva York: Wiley. ISBN 0-471-58526-2.
