Algunas soluciones, como el HCl concentrado, actúan como tampones aunque carezcan del componente tampón. ¿A qué se debe este comportamiento?
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shaiss
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Me pregunto cuál es su pregunta, pero tengo una corazonada. Asumiendo que lo que preguntas es esencialmente:
En un concentrado $\ce{HCl}$ solución, el $\mathrm{pH}$ será más o menos el mismo valor incluso si añadimos externos $\ce{H+}$ o $\ce{OH-}$ . ¿Por qué?
Además, los efectos son múltiples:
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Acuático $\ce{HCl}$ contiene un componente de almacenamiento en búfer: el $\ce{H3O+}$ (o pariente más cercano) ión. Es el ión más ácido que puede estar presente en una solución, por lo que "amortigua" la acidez de dicha solución a la acidez correspondiente del ión más cercano. $\ce{H3O+}$ sería la acidez.
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$\ce{HCl}$ en sí mismo es un ácido, pero al mismo tiempo $\ce{Cl-}$ también es una base (muy débil). Para un total elevado $\ce{HCl}$ la proporción de $\ce{HCl}$ a $\ce{Cl-}$ está en equilibrio. Si añadimos $\ce{H+}$ a la mezcla, estamos cambiando efectivamente ese equilibrio de nuevo a la $\ce{HCl}$ lado, reduciendo el recuento de protones y amortiguando así el $\mathrm{pH}$ . Por lo tanto también, si añadimos un captador de protones (coloquialmente también conocido como "base"), entonces eso desplazará el equilibrio hacia la posición $\ce{Cl-}$ lado, y mientras aún haya suficiente $\ce{HCl}$ alrededor, la concentración total de protones no cambiará notablemente.
En esencia, todo que puede actuar como ácido o base de Brønsted se búfer en un $\mathrm{pH}$ valor, aunque ese $\mathrm{pH}$ dista mucho de lo que se suele llamar "amortiguado".
