Potenciales estándar de reducción

El voltaje o fuerza electromotriz (fem) de una pila, mide la diferencia de potencial entre sus dos electrodos:

Epila = Ecátodo - Eánodo

El potencial de los electrodos y por tanto la fem de la pila , depende de los materiales de los electrodos y de las concentraciones de todas las especies que intervienen en las semirreacciones de electrodo. Se denomina fuerza electromotriz estándar o normal, y se simboliza por E⁰, al valor de la fuerza electromotriz o potencial originado por la pila cuando cuando todas las especies se encuentran presentes en las condiciones estándar termodinámicas, es decir, concentraciones 1M para los solutos en disolución y 1atm para los gases, y la temperatura 25⁰ C.

Se elige una semirreacción arbitraria a la que se atribuye el valor cero para su potencial, y posteriormente se asigna a cualquier otra reacción un valor relativo al de referencia. El electrodo de referencia elegido por los químicos para medir el potencial del resto de los electrodos, es el electrodo estándar de hidrógeno, que se representa por:

Pt, H2 (g, 1 atm) | H+ (1M)  E⁰ = 0,0 V,

Siendo la reacción que se verifica:

La lámina de platino actúa como electrodo inerte y sobre ella se ponen en contacto las formas oxidada y reducida del hidrógeno.

Por convenio el potencial estándar de electrodo se refiere al potencial que se origina cuando se produce un proceso de reducción.

Dependiendo del metal que se encuentra en una de las semiceldas, en la del hidrógeno se efectuará una oxidación o una reducción, pudiendo por tanto actuar como ánodo o como cátodo.

Ejemplo de reducción:   
Potencial Zn⁺²/Zn 

Zn²⁺ (1M) + 2e^- ↔ Zn (s)    E⁰ =?

Ejemplo de reducción:
Potencial Cu⁺²/Cu 

Cu²⁺ (1M) + 2e^- ↔ Cu (s)    E⁰ =?

Procediendo de esta manera se han obtenido los potenciales estándar de reducción de los distintos electrodos.

Con los datos de la serie electromotriz o electroquímica, puede calcularse la fem de una pila formada por cualquier pareja de electrodos y predecir la polaridad de los mismos.

• El que tenga mayor potencial de reducción será el que se reduzca, actuando como cátodo.
• El que tenga menor potencial de reducción será el que se oxida, actuando como ánodo.

Cuanto más positivo es el potencial estándar de reducción, mayor es la fuerza oxidante de la especie oxidada que aparece en la semirreacción, es decir, mayor es la tendencia a que esta suceda en el mismo sentido en que está escrita. Como consecuencia, cada semisistema provoca la oxidación de cualquier otro situado en la tabla por encima de él. De acuerdo con esto el F2 es el agente oxidante más fuerte.

Cuanto más negativo, o menos positivo, es el potencial estándar de reducción, mayor es la fuerza reductora de la especie reducida que aparece en la semirreacción, es decir, mayor es la tendencia a que ésta tenga lugar en el sentido contrario al que está escrita. Como consecuencia, cada semisistema provoca la reducción de cualquier otro situado por debajo de él en la tabla. De acuerdo con esto, el metal litio es el agente reductor más fuerte que aparece en la tabla.

Método del ion-electrón

Ajuste de reacciones redox por el método ión-electrón en medio ácido y en medio básico

Medio ácido

1) Escribir la ecuación en forma iónica.

2) Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.

3) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua H2O.

4) Ajustar los átomos hidrógeno añadiendo iones H+.

5) Ajustar las cargas añadiendo electrones e−.

6) Multiplicar cada semirreacción por un número para igualar la cantidad de electrones transferidos.

7) Sumar las semirreacciones para obtener la ecuación iónica global ajustada.

8) Añadir los iones espectadores para obtener la ecuación molecular global ajustada.

Medio básico

1) Escribir la ecuación en forma iónica.

2) Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.

3) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo el DOBLE de iones OH− en el lado con menos oxígenos.

4) Ajustar los hidrógenos (y oxígenos) añadiendo moléculas de H2O.

5) Ajustar las cargas añadiendo electrones e−.

6) Multiplicar cada semirreacción por un número para igualar la cantidad de electrones transferidos.

7) Sumar las semirreacciones para obtener la ecuación iónica global ajustada.

8) Añadir los iones espectadores para obtener la ecuación molecular global ajustada.

Reacción REDOX

Las reacciones redox o de oxidación-reducción son aquellas donde hay movimiento de electrones desde una sustancia que cede electrones (reductor) a una sustancia que capta electrones (oxidante).

• La sustancia que se oxida al reaccionar, reduce a la otra sustancia con la cual está reaccionando, porque le está regalando electrones: decimos que es un reductor.
• La sustancia que se reduce al reaccionar, oxida a la otra sustancia con la cual está reaccionando, porque le está quitando electrones: decimos que es un oxidante.

Recapitulando:

Cede electrones = se oxida = es reductor = aumenta el número de oxidación

Gana electrones = se reduce = es oxidante = disminuye el número de oxidación

Agente oxidante: es toda sustancia, molécula o ión capaz de captar electrones, por lo tanto se reduce.

Agente reductor: es toda sustancia, molécula o ión capaz de ceder electrones, por lo tanto se oxida.

Oxidación: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico cede electrones, lo que se traduce en un aumento de su índice de oxidación.

Reducción: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico capta electrones, lo que se traduce en una disminución de su índice de oxidación.

  

Resolución de ecuaciones redox.

Las ecuaciones redox son la representación gráfica y teórica de las reacciones químicas de óxido-reducción. En una reacción de óxido-reducción hay elementos que se reducen y elementos que se oxidan, los primeros ganan electrones y los segundos pierden, o sea, hay electrones moviéndose de un lugar a otro.

Para ajustar o equilibrar una ecuación redox hay que seguir los siguientes pasos:

- Calcular el índice de oxidación de los elementos presentes en la ecuación.

-  Indicar el número de electrones captados o cedidos.

-  Nombrar el proceso:  (oxidación o reducción)

-  Indicar el agente oxidante y agente reductor.

-  Finalmente equilibrar o ajustar la ecuación, por el método del cálculo de índice de oxidación.

Para ajustar una ecuación se deben considerar los electrones captados o cedidos, los cuales se anteponen en forma cruzada en los compuestos que contienen los elementos que se oxidaron y que se redujeron.

Número de Oxidación

Número de oxidación frente a valencia.

Para poder formular y nombrar un compuesto se ha utilizado históricamente el concepto de valencia. La valencia química se puede definir como la capacidad que tiene un elemento de combinarse con otros. Se toma como referencia el hidrógeno, al que se le da arbitrariamente el valor uno (I).

En los compuestos iónicos, la valencia coincide con la carga iónica. Por ejemplo, en el fluoruro de cesio, CsF, tanto el ión cesio, Cs+, como el ión fluoruro, F-, tienen valencia (I) cada uno.

En los compuestos covalentes, la valencia coincide con los electrones que pueden compartir (covalencia). Así, por ejemplo:

- HCl: el cloro tiene aquí valencia (I), pues se combina con un átomo de hidrógeno.

- CH4: el carbono tiene valencia (IV), pues se une a 4 átomos de hidrógeno.

- CCl4: el carbono tiene valencia (IV) y el cloro (I), ya que cada átomo de cloro sustituye a un átomo de hidrógeno.

Actualmente, el concepto de valencia ha sido sustituido por el de número de oxidación, al tener un carácter más general.

El número de oxidación (n.o.) de un átomo en un compuesto es el número teórico (formal) que se obtiene aplicando unas reglas sencillas y que nos informan sobre la carga que presentaría dicho átomo, si los pares electrónicos que forman los enlaces se asignaran a los átomos más electronegativos. Así, con los ejemplos anteriores:

- HCl: el cloro tiene aquí n.o. -1 y el hidrógeno +1.

- CH4: el carbono tiene n.o. -4 y el hidrógeno +1.

- CCl4: el carbono tiene n.o. +4 y el cloro -1.

Conviene insistir en que el número de oxidación no representa la carga real eléctrica de un átomo en un compuesto. Así, tanto en el NO como en CaO, el n.o. del oxígeno es -2. Sin embargo, al ser el primero un compuesto covalente, no existe una carga real -2 en el O (y +2 en el N), pero se le asigna ese n.o. negativo pues el O es más electronegativo que el N. En el CaO, al tratarse de un compuesto iónico, se es más preciso indicar que la carga real del oxígeno es -2.

Las reglas básicas para obtener el número de oxidación (n.o.) son:

• El número de oxidación de todos los elementos químicos en su estado libre es cero, en cualquiera de las formas en que se presenten en la Naturaleza.
• El n.o. del F en sus compuestos es siempre -1
• El n.o. del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1.
• El n.o. del O en sus compuestos es siempre -2, excepto frente al F (que es +2), los peróxidos (O2-2, con n.o. -1) y los hiperóxidos (O-2, con n.o. -0,5).
• El n.o. de los metales es positivo.
• El n.o. de un ión monoatómico es igual a la carga iónica.
• La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero.
• La suma algebraica de los n.o. de los átomos de un ion poliatómico es igual a la carga iónica. 

En la siguiente tabla se indican los n.o. más comunes de algunos elementos:

  

  

(1) El H actúa siempre con n.o. +1, excepto en los hidruros metálicos, que actúa con -1.

(2) El O actúa siempre con n.o. -2, excepto frente al F, que lo hace con +2, en los peróxidos, con -1 y en los hiperóxidos, con n.o. -0,5.

(3) El n.o. +2 muy poco frecuente.

(4) El N forma ácidos solamente con los n.o. +1, +3 y +5.

(5) Cuando actúa con n.o. +1, forma el catión Hg22+, que no se puede simplificar.

(6) El Cr con n.o. +6, el Mn con +6 y +7 y el V con +5 forman oxoácidos, como los no metales.

Carrete de Ruhmkorff y Efecto punta

Carrete de Ruhmkorff:

Corría el año 1851 cuando el físico alemán Heinrich Daniel Ruhmkorff ideó la bobina que lleva su nombre. Se trataba de un generador que permitía producir tensiones elevadísimas, del orden de decenas de miles de voltios, a partir de la corriente continua de una batería. Con ello se logró conseguir la fuente de tensión necesaria para crear diferentes dispositivos que posteriormente traerían grandes beneficios para la humanidad.

Es un tipo de transformador consistente en un núcleo de hierro dulce que lleva enrolladas encima dos bobinas, el primario con pocas espiras y el secundario con varios miles de ellas. El primario se alimenta con un generador de pequeña fuerza electromotriz y por un dispositivo mecánico semejante al de un timbre eléctrico se abre y cierra varias veces por segundo, con lo cual la corriente que pasa por él experimenta cambios bruscos y esto produce en el secundario una tensión muy alta, por tener muchas espiras, capaz de ionizar el aire en unos terminales preparados al efecto y hacer saltar una chispa entre los mismos, semejante a un rayo.

En la figura se representa el circuito del primario con hilo grueso y en él está incluido una pieza que llamamos martillo M y otra, tornillo, T. En el momento que está representado, el circuito del primario está cerrado, pasa corriente, el núcleo de hierro dulce al que está arrollado, junto con la misma bobina, actúan como un imán y atraen la cabeza del martillo, con lo cual el circuito se interrumpe.

Ese cambio brusco de corriente es responsable de que se genere una alta tensión en la bobina llamada secundario, que se traduce en una alta tensión entre los terminales S y S´. Al haberse interrumpido la corriente en el primario, deja de actuar como un imán, deja de atraer al martillo y este recupera su posición primitiva con lo que vuelve a cerrarse el circuito y estamos al principio del ciclo. 

Efecto Punta:

Efecto punta es el nombre de un efecto que se produce por la acumulación de energía en esta parte de un cuerpo.

Cuando un material posee carga eléctrica, esta se distribuye por todo el cuerpo (superficie, si se trata de conductores). La densidad de carga es la carga por unidad de volumen o superficie en el cuerpo de manera que si la carga se distribuye en el cuerpo, su densidad será mayor en las zonas de menos volumen o menos superficie. Por esto se produce una acumulación de energía en las zonas del material acabadas en punta donde su volumen es menor y se concentra mayor cantidad de carga, de manera que si el material está expuesto a un campo eléctrico externo, tenderá a interactuar con éste por la zona de mayor densidad de carga, es decir, en la punta.

Equivalente electroquímico

Equivalente electroquímico es la cantidad de sustancia que se deposita o se desprende en una célula electrolítica cuando circula durante un segundo una corriente de un amperio.

Sustituir    Intensidad = 1 Amperio  y  tiempo = 1 segundo

Equivalente químico es igual al peso atómico partido por la valencia:

(Meq/nº e-)

Equivalente electroquímico es igual al equivalente químico dividido por 96.500: 

Meq / (nº e- * 96500)

Ejemplo:

La plata tiene valencia +1 y Mat = 107'9,    Eeq de Ag = 107'9/1 x 96.500

El aluminio tiene valencia+ 3 y Mat = 27,    Eeq de Al = 27 / 3 x 96.500

El cobre tiene valencia +1 y +2 y por lo tanto tendrá dos equivalentes dependiendo con la que actue. Mat = 63'5,   Eeq de Cu +1 = 63'5 / 1 x 96.500     o     Eeq de Cu +2= 63'5 / 2 x 96500

Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad)

La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica.

Reacciones espontáneas (se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química):

                            Pilas voltaicas (pila electroquímica)

Reacciones no espontáneas (se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada):

                            Electrólisis (cuba electrolítica)

Electrólisis

Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.

Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía. Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal.

Ejemplo: 
Cincado:            Zn²⁺ + 2 e^– ® Zn 
(en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)

Otro ejemplo:

Galvanizado de plata:

Ag⁺ (aq)+  e^– ® Ag (s)

Electrólisis. Ecuación de Faraday.

La carga de un electrón es de 1’6 x 10^–19 C y la de 1 mol de electrones (6’02 x 10²³) es el producto de ambos números: 96500 C = 1 F.

Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol de metal divalente, es decir, un equivalente del metal (M_at/valencia).

1 equivalente   precisa         ------------    96500 C
n_eq (m (g)/M_eq) precisarán   ------------     Q

De la proporción anterior se deduce:

           m                Q
n_eq = ——  =  —————
          M_eq        96500 C/eq

De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles de medir) y despejando “m” se obtiene:                      

Pila Daniell

La pila Daniell fue inventada en 1836 por John Frederic Daniell, que era un químico británico y meteorólogo. Esta pila supuso una gran mejora sobre la pila voltaica que fue la primera celda galvánica desarrollada. La fuerza electromotriz, o voltaje o tensión teórica de esta pila es de 1,10 voltios, y la reacción química que tiene lugar es:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s). Eº=1,10 V

a) Con puente salino.                                         b) Con tabique poroso

La pila anterior se representaría:

Ánodo                 Puente salino            Cátodo 

Zn (s) ½ ZnSO₄ (aq) ½½ CuSO₄ (aq) ½ Cu (s)

O también:

Ánodo            Puente salino            Cátodo 

Zn (s) ½ Zn²⁺(aq) ½½ Cu⁺⁺ (aq) ½ Cu (s)

Ánodo se lleva a cabo la oxidación:        Zn ®  Zn²⁺+ 2 e ^–

Cátodo se lleva a cabo la reducción:      Cu²⁺ + 2 e ^– ®  Cu.

REDOX
OXIDACIÓN	REDUCCIÓN
Perdida de electrones	Ganancia de electrones
Reductor	Oxidante
Aumenta el numero de oxidación	Disminuye el numero de oxidación
ANODO (-)	CATODO (+)
Zn  ® Zn++ + 2 e-	Cu++ + 2 e- ® Cu
Menor potencial de reducción	Mayor potencial de reducción
(tabla de potenciales de reducción) Eo pila = Eo cátodo – Eo ánodo

Catalizador homogéneo

Un catalizador homogéneo está en disolución con los reactivos, o en la misma fase que ellos. El catalizador se combina con uno de los reactivos formando un compuesto intermedio que reacciona con el otro más fácilmente. Sin embargo, el catalizador no influye en el equilibrio de la reacción, porque la descomposición de los productos en los reactivos es acelerada en un grado similar.

Un ejemplo de catalizador homogéneo es el óxido nítrico (NO) utilizado en la catálisis de formación de trióxido de azufre haciendo reaccionar el dióxido de azufre con oxígeno, tanto al principio como al final de la reacción existe la misma cantidad de óxido nítrico. La reacción forma momentáneamente el compuesto intermedio dióxido de nitrógeno, que luego reacciona con el dióxido de azufre formando el trióxido de azufre. Tanto al principio como al final de la reacción existe la misma cantidad de óxido nítrico.

El mecanismo de catálisis es:

SO₂(g) + NO₂(g)  ® SO₃(g) + NO(g)

NO(g) + ½ O₂(g)   ® NO₂(g)

_________________________________

SO₂(g) + ½ O₂(g)   ®  SO₃(g) 

Catalizador heterogéneo o de contacto

Está en una fase distinta de los reactivos. Los catalizadores de contacto son materiales capaces de adsorber moléculas de gases o líquidos en sus superficies

Un ejemplo de catalizador heterogéneo es el platino finamente dividido que cataliza la reacción de monóxido de carbono con oxígeno para formar dióxido de carbono. Esta reacción se utiliza en catalizadores acoplados a los automóviles para eliminar el monóxido de carbono de los gases de escape.

Catalizador de coche:
El Catalizador es un elemento depurador de los gases de escape. Su funcionamiento se basa en que contiene metales (sobre todo platino y rodio en proporciones muy pequeñas) que facilitan la reacción entre los gases de escape y el oxígeno del aire, para convertirlos en sustancias menos perjudiciales. Los catalizadores llamados de oxidación consiguen que el monóxido de carbono CO que se genera durante la combustión se convierta en dióxido de carbono CO2 al tomar oxígeno (el primero es un gas tóxico y el segundo no), y también quema los hidrocarburos (aunque parezca increíble, parte del combustible que entra en los cilindros sale intacto) provocando una reacción de combustión en la que se desprende CO2 y vapor de agua. También hay catalizadores de tres vías, que además de oxidar (añadir oxígeno) pueden reducir (quitar oxígeno) ciertos gases de escape. Así, el monóxido NO y dióxido de nitrógeno NO2 se convierten en nitrógeno N2 y oxígeno O2. La temperatura normal de funcionamiento de un catalizador es de unos 800°C, y no pueden funcionar con gasolina con plomo, pues este metal se deposita sobre los componentes del catalizador, anulando su rendimiento.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

El pH de una mezcla amortiguadora se puede conocer mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch. En la disociación del ácido acético:

la constante de equilbrio es:

Si tomamos logaritmos:

Y cambiando de signos:

o lo que es lo mismo:

y reordenando,

que es la fórmula conocida como la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Teniendo en cuenta que el ácido acético es muy débil y, por tanto, el equilibrio de disociación está casi totalmente desplazado hacia la izquierda (desplazamiento favorecido por la presencia de cantidades notables de acetato) podremos sustituir en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, sin introducir errores, la concentración de acético libre por la de acético total ([AcH]=[ácido]).

Análogamente, como el acetato sódico está completamente disociado podemos considerar que la concentración del ión acetato coincide con la concentración de sal ([Ac^-]=[sal]).

Con estas modificaciones podemos expresar la ecuación de Henderson-Hasselbalch de una forma válida para todos los amortiguadores (no sólo para el acético/acetato):

A partir de esta fórmula se pueden deducir fácilmente las propiedades de los amortiguadores:

1.- El pH de una disolución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que lo integra (de su pK), de modo que para cantidades equimoleculares de sal y de ácido, el pH es justamente el pK de este ácido. Dicho de otra forma, se puede definir el pK de un ácido débil como el pH del sistema amortiguador que se obtiene cuando [sal] = [ácido] (ver Figura).

2.- El pH del sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. De aquí se deduce que añadiendo agua al sistema, las concentraciones de sal y ácido disminuyen paralelamente, pero su cociente permanece constante, y el pH no cambia. Sin embargo, si la dilución llega a ser muy grande, el equilibrio de disociación del ácido se desplazaría hacia la derecha, aumentando la [sal] y disminuyendo [ácido], con lo cual el cociente aumenta y el pH también, de forma que se iría acercando gradualmente a la neutralidad (pH 7).

3.- Cuando se añaden ácidos o bases fuertes a la disolución amortiguadora, el equilibrio se desplaza en el sentido de eliminar el ácido añadido (hacia la izquierda) o de neutralizar la base añadida (hacia la derecha). Este desplazamiento afecta a las proporciones relativas de sal y ácido en el equilibrio. Como el pH varía con el logaritmo de este cociente, la modificación del pH resulta exigua hasta que uno de los componentes está próximo a agotarse.

Concentraciones

Indicador ácido-base

Muchos compuestos, ya sean naturales o sintéticos, presentan una coloración que depende del pH de la disolución en las que se hallen disueltas. Algunas de estas sustancias se utilizan como indicadores ácido-base.

Un indicador ácido-base es un ácido o una base de carácter orgánico y débil, cuya forma disociada tiene un color distinto que su base o ácido conjugado. La mayoría de los indicadores ácido-base presenta estructuras moleculares complejas.

Los indicadores ácido-base son sustancias intensamente coloreadas, de tal forma que con concentraciones del orden de 10^-4 – 10^-5 M es posible apreciar fácilmente el cambio de color. Este hecho supone que el gasto de valorante por parte del indicador es despreciable frente al del analito, de hecho nunca se añaden más de unas pocas gotas de disolución diluida de indicador. Si se añadiese una gran cantidad de indicador, se introduciría un error en la valoración, dado que el consumo de valorante sería apreciable.

El comportamiento de un indicador de tipo ácido, HIn, se describe con el equilibrio:

HIn + H₂O ↔ In^- + H₃O⁺

El comportamiento de un indicador de tipo alcalino, In^-, se describe con el equilibrio:

In^- + H₂O ↔ InH + OH^-

HIn y In^- presentan distinto color, debido a los cambios estructurales internos que tienen lugar con la disociación.

Disolución reguladora de pH

Existen soluciones que pueden resistir en un amplio rango los cambios de pH cuando se le agregan ácidos y bases. Estas soluciones son llamadas reguladora amortiguadora, tampón o buffer. Tienen también importancia en la regulación del pH de la sangre.

Una solución reguladora requiere dos componentes. Uno de ellos debe ser capaz de neutralizar las bases y el otro los ácidos. Para esto, la solución reguladora está formada por:

• mezcla de un ácido débil y la base conjugada (ácido débil y su sal)
• mezcla de una base débil y el ácido conjugado (base débil y su sal)

Ejemplo: se puede preparar un Buffer mezclando en medio acuoso acido acético (CH₃COOH) y acetato de sodio (CH₃COONa), sal que contiene la base conjugada CH₃COO^-. Del mismo modo, se puede obtener una solución reguladora mezclando en partes iguales amoniaco (NH₃) y cloruro de amonio (NH₄Cl).

Ejemplo:

CH₃COOH + H₂O <---> H₃O+ + CH3COO^-

CH₃COONa  ---> CH₃COO^- + Na⁺

Si a la solución reguladora se le agrega una pequeña cantidad de ácido fuerte (HCl), el ion H₃O⁺ es neutralizado por el ion CH₃COO-, formando una cantidad equivalente de CH₃COOH. En el caso que se añada una pequeña cantidad de base fuerte, el ion OH^- es neutralizado por el CH₃COOH para dar una cantidad equivalente de CH₃COO^-.

El pH de la solución amortiguadora depende de la constante Ka y de las concentraciones relativas de acido y base que la forman: HA + H₂O <-------> H₃O⁺ + A^-, donde la constante es Ka=[H₃O⁺][A^-]/ [HA]

reordenando la ecuación resulta: [H₃O⁺]= Ka [HA]/ [A^-], tomando el logaritmo de ambos miembros de la ecuación:

pH= pKa + log [A^-]/[HA] 

también se expresa como:

pH= pKa + log [base]/[ácido]

conocida como ecuación de Henderson-Hasselbach.