¿Los topes sólo funcionan para las especies de la variedad opuesta? (Es decir, los ácidos débiles amortiguan las bases fuertes y viceversa)

Question

He consultado varias fuentes, entre ellas Academia Khan , ChemCollective y la respuesta a una pregunta similar: ¿Puede alguien explicarme los topes?

Sin embargo, no está claro si los amortiguadores sólo pueden proteger contra la especie contraria. Es decir, un ácido débil sólo puede proteger contra el cambio de pH causado por las bases fuertes, o si también puede proteger contra el cambio de pH causado por los ácidos fuertes.

Esto es lo que pienso:

Si tenemos $\ce {H_2CO_3_{(aq)} + H_2O_{(l)}<=>H_CO^{-}_3_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)}}$

Luego añadimos un ácido fuerte $\ce{HCl + H_2O-> H_3O^+ + Cl^-}$

Entonces tenemos $x$ cantidad de protones en la solución y por cada una de las bases conjugadas del ácido débil hay un protón. Por lo tanto, me parece que no hay manera de que el ácido débil actúe como tampón para un ácido fuerte. ¿Es esto correcto o me estoy perdiendo algo?

Answer 1

Piensa en ello en términos de la constante de equilibrio:

$$K_{c}\; =\; \frac{[\ce{H3O+}][\ce{HCO3-}]}{[\ce{H2CO3}]}$$ Supongamos por un momento que hay 2 mols de $\ce{H3O+}$ , 2 mols de $\ce{HCO3-}$ y 1 mol de $\ce{H2CO3}$ . En nuestro supuesto escenario, $K_c$ es 4 (aunque en realidad el $K_c$ es mucho menor y es de aproximadamente $2.5 \cdot 10^{-4}$ ). Cuando se añade un ácido, el $\ce{H3O+}$ la concentración aumenta. Supongamos que ahora hay 9 moles de $\ce{H3O+}$ . Así que ahora el cociente de reacción es

$$Q\; =\; \frac{9\cdot 2}{1} = 18$$

Porque $Q > K$ la reacción tiene que desplazarse hacia la izquierda para compensar y volver al estado de equilibrio. Si 1 mol de $\ce{H3O+}$ se recombina con 1 mol de $\ce{HCO3-}$ para devolver 1 mols de $\ce{H2CO3}$ ahora tienes

$$Q\; =\; \frac{8\cdot 1}{2} = 4$$

y porque $Q = K$ la reacción está ahora en equilibrio.

Así, mientras que el número total de mols de $\ce{H3O+}$ aumentó, el efecto de la misma fue amortiguado por el tampón (ya que sólo subió a 8 moles en lugar de 9 moles).

Answer 2

Si sólo se añade ácido carbónico directo al agua, el $\mathrm{p}\ce{H}$ disminuirá a medida que se ionice (como lo representa su ecuación). Como es un ácido débil no se ionizará completamente y te quedarás con ácido carbónico, bicarbonato e hidronio en solución en el equilibrio. Ahora, si aumentas la concentración de $\ce{H+}$ (como la adición de un ácido), el principio de Le Chatelier dicta que el equilibrio se alterará y el sistema se moverá en la dirección que restaure el equilibrio (en este caso hacia la izquierda, ya que los protones reaccionan con el bicarbonato para producir ácido carbónico). Como los nuevos protones no están libres en la solución, el pH no cambiará drásticamente hasta que se agote el bicarbonato. Por lo tanto, la solución está tamponada.

Matemáticamente, la constante de disociación del ácido, que es invariable para una especie específica por definición, viene dada por $K_a=\frac{[\ce{HCO3^{-}}][\ce{H+}]}{[\ce{H2CO3}]}$ . Si añade más $\ce{H+}$ la relación de $\ce{HCO3^-}$ a $\ce{H2CO3}$ debe disminuir para que el sistema recupere el equilibrio