Soluciones químicas amortiguadoras

Ácidos débiles. Sales. PH. Experimentos. Bases. Laboratorio. Análisis. Resultados

  • Enviado por: Aldair Romero
  • Idioma: castellano
  • País: Colombia Colombia
  • 12 páginas

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SOLUCIONES QUÍMICAS

AMORTIGUADORAS, REGULADORAS O BUFFER

INTRODUCCIÒN

Una solución buffer o tampón o amortiguadora es una mezcla de un ácido débil y una base débil, la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales correspondientes, “tampón ácido”, puesto que el anion del ácido es una base débil. También se puede preparar la solución amortiguadora mezclando una base débil con una de sus sales correspondientes “tampón básico”. El ácido débil reacciona con cual quien cantidad de OH- agregado, mientras que el papel de la base débil es consumir el H+ que pueda haberse introducido. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio:

'Soluciones químicas amortiguadoras'

H2O H+ + OH- y del cual dependa el PH mayor de la solución.

El efecto amortiguador de estas soluciones se presenta cuando se les agrega pequeñas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes. El responsable de este efecto es una o más reacciones que ocurren dentro del sistema y en las cuales se consume casi totalmente el ácido o base agregados. Esta reacción puede determinarse fácilmente sobre la base del equilibrio que predomina en el sistema aplicando el teorema de Chatelier y teniendo en cuenta que siempre que un ácido esta en presencia de dos bases reacciona con aquella que produzca la sustancia más estable o que posee la menor constante de disociación y lo mismo puede decirse si se trata de una base en presencia de dos ácidos

OBJETIVOS

  • Preparar soluciones amortiguadoras de un PH determinado

  • Observar el efecto amortiguador de las soluciones buffer al agregarles ácidos o bases.

PROCEDIMIENTO

MARCO TEORICO

La soluciones de ácidos débiles y sus bases conjugadas, por ejemplo ácido acético y acetato de sodio, tienen la propiedad de reaccionar cuando se les añade ácidos y bases.

El ácido (ácido acetifico) reacciona al añadirse una base, mientras que su base conjugada (ión acetato) reacciona al añadirse un cabido. La adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos y bases ejerce poco efecto en el PH de la solución original.

Puesto que estas soluciones impiden cambios comparativamente grandes en PH, se llaman soluciones amortiguadoras. Estas soluciones no son especialmente sensibles a la adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base. Bases débiles (NH3) y sus ácidos conjugados (NH4Cl) son también soluciones amortiguadoras.

Las soluciones amortiguadoras son importantes en nuestros procesos vitales el Ph de los jugos gástricos ayudan a la digestión de los alimentos se mantienen entre 1.6 - 1.7 mediante la acción amortiguadora. La saliva se mantiene a un PH de 8.0. La sangre mantiene con mucha exactitud entre los limites del Ph normal de 7.3 y 7.5 por un sistema complejo de soluciones amortiguadoras que consisten en proteínas del suero que consta de aminoácidos que contienen grupos ácidos (-COOH) y básicos (-NH2); iones de carbonato CO23- y los iones de bicarbonato HCO3-; E iones de fosfato ácido (H2PO4 -) y de fosfato básico HPO42 -.

RESULTADOS

  • si se mezclan 50 ml de CH3COOH 0.1 M y 50 ml de CH3COONa

  • PH = -log Ka + Log [Cs] / [Ca] Pa = PKa + Log [Cs] / [Ca]

    [CHCOOH] = 50 ml * 0.1mol / 100 ml = 0.05 mol

    PH = 1.75×10-5 + Log [0.05] / [0.05]

    PH = - Log 1.75 × 10-5 + Log 1

    PH = 4.76

    % E = [4.56 - 4.76 / 4.76] * 100 = 4.2%

  • 15 ml de solucion buffer 1 + 45 ml de H2O destilada

  • [CH3COOH] = 15 ml *0.1 mol / 60ml = 0.025

    [CH3COONa] = 15ml*0.1 M / 60ml = 0.025

    PH = 4.76

    %E = [4.21 - 4.76 / 4.76] *100 = 11.5

  • 25 ml de solución B1 + 0.5 ml de HCl 0.1 M

  • 0.5 ml HCl * 0.1n / 100ml = 5 × 10-5

    [CH3COOH] = 25 ml *0.5 M / 25.5 ml = 0.049 " 0.05 M

    [CH3COONa] = 25 ml * 0.05 M / 25.5 ml = 0.049 - 0.05 M

    n = M * V

    n = 0.05 n/Lt * 0.05 Lt

    n = 1.25 × 10-3

    n CH3COOH = 1.25 × 10-3 - 5.0 × 10-5 = 1.2 × 10-3

    PH = -Log (1.8 × 10-5) + [Log 1.2× 10-3 m/l] / [1.3× 10-3 m/l]

    PH = 4.74 + (-0.034) = 4.75

    %E = [4.56 - 4.71 / 4.71] *100 = 3.18%

  • 25ml de H2O destilada + 0.5 HCl 0.1 M

  • [HCl] = 0.5 ml * 0.1 M / 25.5 ml = 1.96 × 10-3

    PH = -Log [Ca]

    PH = -Log [1.96×10-3]

    PH = 2.70

    %E = 2.60 - 2.60 / 2.70 * 100 = 3.70%

  • 25 ml de solucion B1 + 0.5 ml de NaOH 0.1 M

  • n = 1.25*10-3 CH3COOH n = 1.25*10-3 CH3COONa

    mol NaOH = 5*10-5n

    CH3COOH = 1.25*10-3 - 5*10-5 mol = 1.2*10-3

    CH3COONa = 1.25*10-3 - 5*10-5 mol = 1.2*10-3

    PH = - Log ( 1.8*10-5) + Log 1.3*10-3 / 1.2*10-3

    PH = 4.744 + Log 1.08 = 4.77

    %E = [4.61 - 4.77 / 4.77] * 100 = 3.35%

  • 25 ml de solucion B1 + 0.5 ml de NaOH 0.1 M

  • [NaOH] = 0.5 ml * 0.4 M / 25.5 ml = 1.96*10-3

    POH = - Log [1.96*10-3] = 2.70

    PH + POH = 14 PH = 14 - 2.70 = 11.3

    %E = [10.47 - 11.3 / 11.3] * 100 = 7.01%

  • 50ml NH3 0.1M + 50 ml de NH4Cl 0.1M

  • POH = - Log Kb + Log Cs/Cb = -Log (1.8*10-5) + Log 1 = 4.74

    PH +POH = 14 PH = 14 - 4.74 = 9.26

    %E = [9.26 - 9.25 / 9.25] * 100 = 0.11%

  • 15 ml de solucion B2 + 45 ml de agua destilada

  • [NH3] = 15ml * 0.1M / 50ml = 0.025M

    [NH4Cl] = 15ml *0.1m / 60ml = 0.025

    POH = - Log (1.8*10-5) + Log 0.025M / 0.025M = 4.74

    POH +PH = 14 PH = 14 - 4.74 = 9.26

    %E = [8.66 - 9.26 / 9.26] *100 = 6.479%

  • 25 ml de solución B2 + 0.5 ml de HCl 0.1 M

  • 0.5 ml HCl * [0.1n / 1000 ml] = 5*10-5n

    [NH4Cl] = 25ml * 0.05M / 25.5ml = 0.049 "0.05M

    [NH3] = 25ml * 0.05M / 25.5ml = 0.05M

    n = M*V = 0.05 n/Lt * 0.05 Lt = 1.25*10-3 * 0.05Lt = 1.25*10-3

    n NH3 = 1.25 10-3 - 5*10-5mol = 1.2 *10-3

    n NH4Cl = 1.25 10-3 + 5*10-5mol = 1.3 *10-3

    POH = 4.744 + Log 1.08 = 4.77

    POH + PH = 14 PH = 14 - 4.77 = 9.23

    %E = [8.91 - 9.23 / 9.23] * 100 = 3.47%

  • 25 ml de solución B2 + 0.5 ml NaOH 0.1 M

  • n CH3COOH = 1.25 *10-3

    ml NaOH = 5*10-5

    NH3 = 1.25* 10-3 + 5*10-5 = 1.2* 10-3

    NH4Cl = 1.25* 10-3 - 5*10-5 = 1.3* 10-3

    POH = - Log ( 1.8*10-5) + Log 1.2* 10-3 / 1.3* 10-3 = 1.74 + 0.92 = 5.66

    POH + PH = PH = 14 - 5.66 = 8.34

    %e = [8.94 - 8.34 / 8.34] * 100 = 7.2%

    ENSAYO

    PH TEORICO

    PH METRO

    50ml de CH3COOH 0.1 M + 50ml de CH3COONa 0.1M ( S/n B1)

    4.76

    4.56

    15ml S/n B1 + 45ml de agua destilada

    4.76

    4.21

    25ml de S/n B1 + 0.5ml HCl 0.1M

    4.71

    4.56

    25 ml de agua destilada + 0.5ml de HCl 0.1M

    2.70

    2.60

    25ml de S/n B1 +0.5ml de NaOH 0.1M

    4.77

    4.61

    25ml de agua destilada + 0.5ml de NaOH 0.1M

    11.3

    10.47

    50ml de NH3 0.1M + 50ml de NH4Cl 0.1M (S/n B2)

    9.26

    9.25

    15ml S/n B2 +45ml de agua destilada

    9.26

    8.66

    25ml de S/n B2 +0.5ml de HCl 0.1M

    9.23

    8.91

    25mlde s/n B2 + 0.5ml NaOH 0.1M

    8.34

    8.94

    ANÁLISIS DE RESULTADOS

    Una disolución reguladora o amortiguadora, tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos y bases. Este debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los OH- que se le añadan; y también debe contener una concentración semejante de la base semejante para que reaccione con la cantidad de iones H+ que se le añada.

    Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Esto requerimientos se satisfacen con un par ácido Ion base conjugado, por ejemplo un ácido débil y su base conjugada (suministrado por una sal) o una base débil y su ácido conjugado (suministrado por una sal).

    Las soluciones amortiguadoras, resisten cambios bruscos de pH, es por eso que al adicionarle HCl y NaOH, la variación de PH de la solución Buffer es muy pequeña. Si esta solución no fuese reguladora al agregarle el HCl (ácido fuerte), el PH disminuía en grandes proporciones, por el contrario al adicionarle NaOH aumentaría.

    Las soluciones tampones se pueden diluir sin que cambie la concentración del H3O. La concentración de H3O depende solamente de ka y del cociente de las concentraciones del ácido y del anión. Cuando se diluye la solución tampón, cambia la concentración de del ácido y del anión, pero el cociente permanece constante, y [H3O] no cambia. Razón por la cual al agregar agua destilada a la s/n buffer no cambiaba significativamente de pH.

    De igual forma sucedía cuando se agregaba un ácido y una base fuerte, la solución buffer tienden a mantener constante la concentración de l H3O

    En algunos de los resultados se observa la diferencia entre el ph calculado y el ph obtenido por el pHmeter, a partir del error calculado, todo ello provisto por las falencias en cuanto a la manipulación y preparación de las soluciones buffer lo que produjo una alteración en su pH teórico o real.

    Es importante tener en cuenta la clase de sustancia con la que se está realizando las experiencias ya que dependiendo de la clasificación en la que se encuentre (ácido-base) los cálculos serán específicos y se regirán por cifras y principios diferentes.

    CONCLUSIÓN

    • Al preparar las soluciones amortiguadoras logramos determinar que el PH de las soluciones aunque se le agregue alguna otra solución; el PH de la solución amortiguadora se va a mantener él la zona util.

    • Cuando la sustancia que se agrega a la solución amortiguadora es agua destilada el cambio de PH va a ser mínimo.

    • Al preparar una solución cualquiera los errores siempre van a estar presentes los cuales debemos tratar de corregirlos.

    • Las soluciones amortiguadoras cumplen un papel importante en cualquier reacción biológica ya que no permiten un cambio brusco de PH y logran mantener las soluciones en un lugar donde el PH sea optimo para estas.

    BIBLIOGRAFÍA

    • Garzón Guillermo. Química general con manual de laboratorio. Editorial McGRAW - HILL, 2ª edición. 1986 México.

    • Longo Federick. Química general. Editorial McGRAW - HILL, 1979 buenos aires.

    • Mahan Bruce H. Química curso universitario. Editorial fondo educativo interamericano, 2ª edición. 1977, 1968 Bogota, caracas, México.

    Preparar 50 ml de CH3 COOH 0.1 M y 50ml de CH3COONa 0.1 M medir y anotar el PH

    Agregar 45 ml de H2O destilada a 15 ml de la mezcla anterior, medir el PH analizar el efecto de dilución

    Agregar 0.5 ml de HCl 0.1 M a 25 ml de la mezcla buffer inicial. Hacerlo después con NaOH 0.1 M medir el PH

    Repetir los pasos anteriores, pero preparando la solución buffer a partir de las soluciones NH3 y NH4Cl

    Comparar los valores medidos de PH con los valores teoricos y explicar las causas de las desviaciones.