domingo, 4 de marzo de 2012

sayuri

PRACTICA 3 DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS

INTRODUCCION

Cuando a una disolución acuosa se le añade una cantidad de ácido o de base, su pH se ve alterado o modificado. Sin embargo, hay ciertas disoluciones en las que, a través de un sencillo mecanismo, se impide que el pH sufra algún tipo de cambio. Estas son las llamadas, disoluciones amortiguadoras, también conocidas como reguladoras, buffers o tampones amortiguadores, las que podemos definir como aquellas disoluciones que son capaces de mantener el pH prácticamente contante aunque la disolución cambie al añadir ácidos o bases.
Las disoluciones amortiguadoras tienen un papel importante, no sólo en los laboratorios, sino también en la naturaleza, pues en numerosos sistemas biológicos es sumamente importante mantener el pH constante.
Las disoluciones amortiguadoras contienen, en concentraciones generalmente elevadas, un ácido débil, y una sal soluble producida a través de disociación de la base conjugada del ácido; o también, una base débil y una sal soluble, la cual se disocia produciendo el ácido conjugado de dicha base.
Algunos ejemplos de disoluciones amortiguadoras son las que tienen lugar entre, CH3COOH y CH3COONa, H3PO4 y NaH2PO4, NH3 y NH4Cl, etc.
Como ejemplo para explicar el comportamiento del sistema, a la disolución entre CH3COOH y CH3COONa.
La disolución contiene:
El acetato de sodio, CH3COONa, que se encuentra totalmente disociado debido a que es un electrolito fuerte.
CH3COONa (aq) → CH3COO^- (aq) + Na^+ (aq)
Un ácido débil, en este caso el CH3COOH, parcialmente ionizado.
CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O^+ (aq) + CH3COO^- (aq)
La presencia del ion común, CH3COO^-, añadido por la sal disociada hace que el equilibrio se encuentre muy desplazado hacia la izquierda. Debido a esto, el ácido, CH3COOH, prácticamente no está disociado, y la presencia de iones H3O^+, en la disolución es bastante escasa.
Si se añade una pequeña cantidad de ácido, aumentará la concentración de [H3O^+], desplazándose el equilibrio más aún hacia la izquierda, con la finalidad de disminuirla: la concentración de [H3O^+], casi no varía, por lo cual, el pH tampoco lo varía de modo notable.
En cambio, si se añade una pequeña cantidad de base, la concentración de [H3O^+] disminuirá, desplazando el equilibrio hacia la derecha para poder producir iones H3O^+, que neutralizarán a los iones OH^- que se encuentren presentes en la disolución, con lo que prácticamente tampoco variará el valor del pH.
Debido a que la sal se encuentra totalmente disociada y en cambio, el ácido apenas lo está, el valor del pH del sistema inicialmente, se puede deducir de la siguiente manera:
Ka= [CH3COO^-] . [H3O^+] / [CH3COOH] → [H3O^+]^= Ka [CH3COOH]/ [CH3COO^-] ≡ Ka . Ma/Mb
pH = -log ( Ka. Ma/ Mb)
Donde Ma y Mb, hacen referencia respectivamente, a las concentraciones molares del ácido acético inicialmente, del CH3COOH, y del acetato sódico, CH3COONa.
Para un sistema amortiguador que esté formado por un ácido HA, y su respectiva base conjugada A^-, en general se cumple que:
[H3O^+] = Ka [HA] / [A^-] = Ka [Ácido] / [Sal]
Y para un sistema que está formado por una base B y su correspondiente ácido conjugado, BH^+, se cumple que:
[OH^-] = Kb [B] / [BH^+] = Kb [base]/ [Sal]                                     
Hay que aclarar, que conocemos como efecto de ion común, al desplazamiento de un equilibrio, que ha sido provocado al añadir al sistema un compuesto que posee un ion idéntico que el de las sustancias presentes en dicho equilibrio. Este efecto es una aplicación del principio de Le Chatelier.
OBJETIVOS
1.-Que el alumno aplique sus conocimientos sobre soluciones amortiguadoras.
2.-Que el alumno prepare una disolución amortiguadora, compruebe su capacidad amortiguadora y la compare con otra disolución que no presente características amortiguadoras.
MATERIAL
1 Matraz volumetrico de 100ml.
2 Vasos de precipitado de 100ml.
2 Vasos de precipitado de 200ml.
1 Agitador de vidrio.
1 Vidrio de reloj.
1 Espatula.
1 Bureta de 50 ml.
1 Soporte universal.
1 Pinzas para bureta.
1 Potenciometro con electrodo de vidro para pH.
1 Pipeta graduada 1ml, 1/100.
1 Pipeta volumetrico de 10ml.
1 Porpipeta.
1 Balanza analitica.
1 Parrilla con agitacion magnetica.
1 Barra magnetica.
1 Piseta con agua destilada.

REACTIVOS Y DISOLUCIONES
CH3COOH(Ac . acetico)
CH3COONa(Acetato Sodico)
Disolucion amortiguadora pH 7.0
Disolucion amortiguadora pH 4.0
100ml de disoluicion amortiguadora de acetato de sodio-acido acetico, 1.0 M y pH 5
250ml de disolucion de  NaOH 0.10M.
100ml de disolucion de HCl 0.10M.
100ml de disolucion de NaCl 0.10M

METODOLOGÍA
a) Preparación de la disolución amortiguadora del pH 5.00
Pesamos 5.248g de acetato de sodio (CH3COONa) grado reactivo, en vidrio de reloj. Disolvimos la sal en un vaso de precipitado con 50ml de agua y adicionamos 2.1 ml de ácido acético glacial (p=1.06 g/ml, 99% en masa). Ajustamos el valor de pH a 5.00 adicionándole HCl o NaOH. Vertimos la mezcla en un matraz volumétrico de 100ml y agregamos agua destilada hasta la marca de aforo.
b) Determinación de la capacidad amortiguadora
c.1) En un vaso de precipito de 100ml colocamos una alícuota de 20ml de la solución amortiguadora preparada en el inciso a) y acondicionamos un aparto (colocando en un vaso el potenciómetro la bureta). Se adiciono NaOH 0.10M, con la bureta, hasta que el pH de la disolución amortiguadora cambiara  una unidad. Repetimos el procedimiento dos veces mas.
c.2) Colocamos un alícuota de 20.0 ml de disolución de NaCl 0.10M, medimos el PH inicial de la disolución y adicionamos NaOH 0.10M hasta que el pH se cambie en una unidad. Se repitió el experimento 2 veces mas.

RESULTADOS
El PH inicial de las soluciones es:
Nombre
formula
PH obtenido
Hidróxido de sodio
NaOH
13.06
Cloruro de sodio
NaCl
5.99
Acido clorhídrico
HCl
1.71

Determinación de la capacidad amortiguadora
La solución amortiguadora preparada se agrega hidróxido de sodio para subir una unidad el pH de esta solución.

Grafica 1. Se muestra la parte del amortiguador de la solución.
En esta primera solución se puede observar no muy claro en la grafica debido a que no se tomo más detalladamente el volumen pero se ocupo un gran volumen para caviar una unidad. 


Volumen (mL)
pH
3
4.90
6
4.91
9
4.94
12
4.97
15
5.01
18
5.04
21
5.09
24
5.13
27
5.18
30
5.22
33
5.26
36
5.32
39
5.38
42
5.74
45
5.53
48
5.61
50
5.68
51
5.70
54
5.80
55.1
5.81





















Gráfica 2. Repetición de determinación de capacidad amortiguadora (comprobación) 
Volumen (ml)
pH
13
5.19
16
5.22
19
5.26
22
5.31
25
5.38
28
5.43
31
5.50
34
5.59
37
5.68
38
5.83
39
5.85
40
5.89
















En esta se muestra un volumen menor pero no sabíamos bien si el potenciómetro serbia y lo volvimos a calibrar.
Gráfica 3.- Repetición
Volumen (ml)
PH
3
5.10
6
5.13
9
5.15
12
5.20
15
5.24
18
5.29
21
5.34
24
5.39
27
5.47
30
5.52
33
5.61
36
5.70
39
5.84
41.5
5.96
42
6.01
42.5
6.03
43.2
6.09



















En esta segunda repetición se puede decir que obtuvo un volumen mas cercano ala primera reptación pero esto se debió al potenciómetro.

Grafica 4.-La solución amortiguadora preparada se agrega ácido clorhídrico para bajar una unidad el pH de esta solución.               
Volemen (ml)
pH
O
5.00
4.5
4.99
7.5
4.96
10.5
4.94
13.5
4.91
16.5
4.90
19.5
4.87
22.5
4.85
25.5
4.80
28.5
4.82
33.5
4.80
36.0
4.79
39.0
4.77
42.0
4.76
45.0
4.74
48.0
4.72
50.0
4.73



















En esta parte de la practica nos quedamos sin ácido clorhídrico se nos termino.
Cloruro de sodio con hidróxido de sodio. Este no es un amortiguador.
Como el cloruro de sodio no es un amortiguador se obtuvimos que al agregarle una sola gota se disparo y paso de 7.58 (pH) a 9.07 (pH).
Cloruro de sodio con acido clorhídrico.
Este con una gota se bajo mas de la unidad que debió de haber sido no tiene amortiguador. 

DISCUSIÓN
 En esta practica fue a mi parecer la discusión de que era un acido una base una pequeña confusión. Pero quedamos que base es el que sede un par de electrones y ácido el que acepta un par de electrones. En tanto a los resultados la diferencia de los volúmenes se debió a los errores que son comunes en laboratorio en este caso fue que no checamos bien el potenciómetro que nos vario mucho en el pH de nuestras sustancias  como se vio en la repeticiones de nuestra soluciones de amortiguadores y también al principio que se midió el pH de nuestras soluciones a la ora de determinar que tanto eran amortiguadoras vario el pH. También se puede explicar porque no se limpio bien el potenciómetro después de usarlo. Y en la ultima parte de terminar la capacidad de amortiguador con acido clorhídrico se nos termino el acido clorhídrico y no termino de bajar la unidad esperada del pH. Estos pequeños cálculos mal echos que pudieron alterar los resultados.
CONCLUSION
En esta práctica se llego a la conclusión de que un amortiguador  son aquellas soluciones cuya concentración de hidrogeniones varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes. El objeto impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso, suele decirse que sirven para mantener constante el pH. Los más sencillos están formados por mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido con base fuerte, por ejemplo, una mezcla de ácido acético y acetato de sodio; o bien una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco y cloruro de amonio.

La aplicación más importante de esta teoría de los amortiguadores es el estudio de la regulación del equilibrio ácido-base. Para dar una idea de la importancia de los amortiguadores de la sangre, recordemos que la concentración de hidrogeniones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera, y crece paralelamente a la cantidad de ácido añadido. No ocurre así en la sangre, que admite cantidades del mismo ácido, notablemente mayores, sin que la concentración de hidrogeniones aumente de una manera apreciable.


CUESTONARIO

1. ¿Por qué la disolución de cloruro de sodio no resiste el mismo volumen de NaOH que el amortiguador de acetatos?
Porque el cloruro de sodio es una sal neutra que no tiene la capacidad de interaccionar con la base que se le agregue, es decir, cuando le agreguemos la base, el potenciómetro lo que hace es medir la cantidad de grupos hidroxilos añadidos, porque están libres, no hay ninguna solución que los atrape para que se mantenga el pH, y por lo tanto éste se dispara a pocas cantidades de base añadidas.








2.- Mencione tres usos específicos de las disoluciones amortiguadoras en el campo de interés de su carrera (esboce la técnica en donde se utiliza).

Usos en la bioquímica:

Las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido de a otro; por ejemplo, el pH de la sangre es alrededor de 7,4, en tanto que el del jugo gástrico humano es de alrededor de 1,5. En la mayor parte de los casos, estos valores de pH, que son cítricas para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantienen gracias a las disoluciones amortiguadoras.

Los tampones son el primer nivel de defensa contra los cambios de pH. Contribuyen al equilibrio la regulación respiratoria (segunda línea de defensa) y la regulación renal (tercera línea de defensa). Cuando hay alteraciones debidas a enfermedades de los riñones, pulmones o por diabetes mellitus, el pH se ve alterado y se padece acidosis (pH<7,37) o alcalosis (pH>7,43).Por lo que las soluciones amortiguadoras son de suma importancia y juegan un papel importante fisiológicamente.

Ingeniería en alimentos:
Otra aplicación es la  regulación del pH para mantener estable las  condiciones que no favorecen al medio, ejemplo de ello es que para que una planta crezca necesitas de un pH básico, si el suelo donde la plantas es de pH ácido, esta planta no crecerá, pero si tratas el suelo con una solución amortiguadora, posiblemente llegues a obtener el pH deseado para que la planta crezca.
Útiles: Crecimiento vegetal, bacteriano, animal, digestiones pesadas.
 Hay condiciones donde hay crecimiento a pH ácido y condiciones donde hay crecimiento a pH básico, digamos que a nivel ambiental, podemos regular el pH para el beneficio en común de ciertas especies vegetales, animales.


3. ¿Qué entiende por capacidad amortiguadora?

La capacidad de un amortiguador es la medida de su efectividad para resistir los cambios de pH con la adicción de ácido o base.
Mientras más grandes sean las concentraciones del ácido y de la base conjugada, mayor será la capacidad del amortiguador.

4. ¿Cuál de las siguientes bases sería la más apropiada para preparar unadisolución buffer de Ph 9.0? Consulte el apéndice H, los valores de pka.

a) NH3
b)C6H5NH2(Anilina)
c)H2NNH2(Hidrazina)
d)C5H5N(Piridina)
e)H2NNOH(Hidroxilamina)


En general las cinco opciones anteriores serian buenas para una solución amortiguadora ,sin embargo si lo que se quiere es una solución buffer de pH 9, la mejor es el amoniaco, puesto que es el que tiene un pka mas baja, garantía de ser un ácido muy débil, y esto es lo que nos permitiría una buena solución.

5.-Con reacciones y basándose en el equilibrio químico explique cómo se amortigua el valor de pH en una disolución buffer, cuando se le adiciona una base fuerte a este sistema.
Supongamos un amortiguador constituido de ácido acético y acetato de sodio. El ácido estará parcialmente disociado estableciendo un equilibrio entre las partículas de ácido sin disociar los iones hidrógenos y los iones de base conjugada. El acetato de sodio,como todas las sales, está disociado completamente y, por esta causa, el ión acetato procedente de la sal desplaza el equilibrio hacia la formación de ácido, disminuyendo la concentración de hidrogeniones libres. La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la acidez libre. Si las cantidades de sal y ácido son del mismo orden de magnitud, la concentración de iones hidrógenos se regulará por la reacción de equilibrio del ácido, es decir 
:CH3-COOH ↔ CH3-COO - + H+

Si añadimos al sistema una base fuerte, por ejemplo hidróxido de sodio, los ioneshidroxilos consumen rápidamente iones hidrógenos del sistema para formar agua, lo que provoca la transformación de una parte del ácido acético libre en acetato que es una base menos fuerte que el hidróxido de sodio


6.Calcule los valores de pH para cada una de las siguientes disoluciones amortiguadoras:


a) CH3COOH O.25M y CH3COONa 0.85M
Utilizando la fórmula de Henderson-Hasselbach:
 pH= pka + log [Base] / [Ácido]
y considerando que la pka del ácido acético es de 4.75. pH= 4.74 + log [0.85 M] / [0.25 M] pH= 5.27
b) NaH2PO40.10 M y H3PO40.10M
Considerando que la pka del acido fodfórico es de 7.20.
 pH= pka + log [Base] / [Ácido],
 pH= 7.20 + log [0.1M] / [0.1M] pH= 7.20
c) NaHCO3 0.0020 M y Na2CO30.3000 M
Considerando que la pka del bicarbonato de sodio es de 10.33.
 pH= pka + log [Base] / [Ácido],
 pH= 10.33 + log [0.3 M] / [0.002 M] pH=12.5

7. Utilice los coeficientes de actividad para calcular el pH de una disolución de hidróxido de sodio 0.010 M.
Utilizando la fórmula:
pOH= - log [OH]
pOH= -log (0.01 M), pOH= 2
                                   Como el pH + pOH = 14, pH= 14 – 2, pH= 12.

8. ¿Cuántos gramos de bicarbonato de potasio se deben agregar a 3.56g decarbonato de sodio para obtener 2 litros de solución amortiguadora de pH 10.2?
Utilizando la fórmula:
 pH= pka + log [Base] / [Ácido]
-Sabiendo que la pka del bicarbonato de potasio es de 10.33, sustituimos en la fórmula.
10.2= 10.33 + log [Na2CO3] / [KHCO3]
-Podemos obtener la molaridad del carbonato de sodio en base a los gramos añadidos a la solución
M= n / V, n = m/ PM, n= 3.56 g / 106 gmol, n= 0.0335 mol; M= (0.0335 mol)/ (2 L)
M= 0.0167 mol/L
-Sustituyendo este dato en la formula y despejando:
-log [KHCO3] = 1.6473, [KHCO3]= 0.000193 Mn= (0.000193 mol/L) (2 L),
 n= 0.000386, m= (0.000386mol) (100), m= 0.0386 g.
Por lo tanto se deben pesar 0.0386 g Kg de bicarbonato de potasio para obtener 2 L de una solución amortiguadora de pH 10.2

a) ¿Cuál sería el nuevo valor de pH, si a la solución anterior le adiciona 155.0 ml deHCL 0.10 M?
Utilizando la fórmula:
C1V1=C2V2
 -Obtenemos primero las concentraciones de los compuestos en la nueva solución, es decir, después de haber añadido la solución de HCL:
Na2CO3---------------    C2= (0.0167 M) (2 L) / 2.155 L, C2= 0.0154 M
KHCO3---------  C2=(5.192 M) (2 L) / 2.155 L, C2= 4.81 M
HCl--------------  C2=(0.10 M) (0.155 L) / 2.155 L, C2= 0.00719 M
-Ahora se sustituye en la fórmula:
 pH= pka + log [Base] / [Ácido],
 pka HCl= -6.1 pH= -6.1 + log [0.0154M] [4.81 M] / [0.00719] , pH= -5.087.
El valor es negativo porque lo que sacamos es la diferencia del pH, por lo tanto se le suma al pH original:
10.2menos 5.087= 5.11, es el pH de la solución desps de haber añadido el acidoclorhídrico.
b) Cuantos ml de HCL 0.43 M se deben agregar a 9.20 g de carbonato de sodio para obtener 500 ml de disolución amortiguadora de carbonato de sodio/bicarbonato de sodio con pH 10.0?
-Utilizamos la misma fórmula que antes:
 pH= pka + log [Base] / [Ácido]
-Ahora obtenemos la concentración molar del carbonato de sodio:
M= n / V, n = m/ PM, n= 9.20g / 106 gmol, n= 0.086mol, M= (0.086mol)(0.5 L),M= 0.043 mol/L-Sustituimos en la fórmula original:10=-6.1 + log [0.043M] – log [HCl], -log [HCl]= 2.534, [HCl]= 0.07942M
-Ahora usamos C1V1=C2V2V1
= (0.07942 M)(0.5 L) / 0.43 M, V1= 0.092 L, ó 92.34 ml

Este es el volumen que se le tiene que adicionar de la solución de HCl 0.43 M para obtener 500 ml de solución amortiguadora pH10



BIBLIOGRAFÍA
(1) Day R.A., Underwood A. L., Química analítica cuantitativa., Ed. Prentice Hall, 5°edición, México DF. 1989. págs. 188,189 y 190.
(2) Vega E., Verde R. y Pérez Ma. Del C. La teoría y la práctica en el laboratorio de química analítica I., Ed. UAM, México DF. 2004.
(3) http://quimicaisfd95.wikispaces.com/file/view/soluciones-buffer3729.pdf Fecha de consulta: 08 de marzo del 2010.
(4) http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r55272.PDF

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