Informe De Laboratorio 9.docx

Facultad de Educación Licenciatura en Ciencias Naturales y Educación Ambiental Química General

Informe de Laboratorio No. 9 Solución de Buffers

Presentado por: Laura Natalia Carvajal Pérez

20132121806

Juan José Montero Salazar

20132122095

Mayerly Prado Pérez

20132122127

Profesor Titular: MEE. Luis Javier Narváez Zamora Neiva Huila Colombia

Noviembre 26 de 2013

I

Tabla de Contenido

Objetivos ___________________________________________________________ III Marco Teórico _______________________________________________________ IV Procedimiento _______________________________________________________ V Resultados__________________________________________________________ VI Discusión de resultados ______________________________________________ X Conclusiones ______________________________________________________ XIII Referencias ________________________________________________________ XIV

II

Objetivos  Estudiar el mecanismo amortiguador de una solución buffer o tampón como sistemas reguladores de pH.  Determinar la concentración de una disolución mediante los reactivos disponibles en el laboratorio con titulación KOH 0.1M.

III

Marco Teórico Se define buffer como una o varias sustancias que sirven para regular el PH o mejor dicho sirve para mantener el PH contante para hacer algunas reacciones que están entre Ácidos y Bases. El PH significa potencial de hidrógenos lo que indica que la función del PH es la medida de acides o alcalinidad de una disolución y normalmente va desde 0 a 14 claro que existen mayores y menores a esas dadas. La titulación se puede definir como un proceso en el que ácido y base reaccionan y estos a su vez hacen reaccionar los iones de H y OH que forman el agua y los iones restantes forman la sal. Los ácidos son soluciones con exceso de hidrogeno y las bases son soluciones con exceso de hidróxido las bases son fuertes cuando su PH es de 10-14 y un ácido es fuerte cuando su PH es de 0-4 mientras que los dos son débiles cuando se ionizan parcialmente. (Atkins, P.W y Jones L.L, 1999)

IV

Procedimiento 1. Se toma KOH al 0.1M y se lleva a la balanza para ser maceado, luego se mezcla con agua destilada y se completa hasta 100ml de la solución. Finalmente se le mide el pH. 3. Se hace una solución de Ácido Acético con agua destilada hasta completar 250mL. Se coloca en un Erlenmeyer, se agrega 2 gotas de fenolftaleína y se comienza con la titulación. 4. Para hacer la titulación se agrega 1 ml de KOH y se toma el pH hasta lograr que el HAc quede de color fucsia opaco.

V

Resultados

mL KOH añadidos 0

pH Práctico 3.67

pH Teórico 3.72

pOH

[H+]

[OH-]

[A-]

[HA]

10.33

0.002

4.04

4.15

9.96

2

4.44

4.58

9.56

3

4.77

4.92

9.23

4

5.16

5.53

8.84

5

8.29

0

5.71

4.67 × 10−11 1.09 × 10−10 2.75 × 10−10 5.88 × 10−10 1.44 × 10−9 1.94 × 10−6

0

1

1.90 × 10−4 7.07 × 10−5 2.63 × 10−5 1.20 × 10−5 2.95 × 10−6 0

3.98 × 10−4 7.93 × 10−4 1.18 × 10−4 1.57 × 10−4 1.96 × 10−4

1.59 × 10−3 1.19 × 10−3 7.90 × 10−4 3.93 × 10−4 0

Tabla No. 1 Para poder llenar la tabla anterior se realizaron los siguientes cálculos: [𝐻 + ]=10−𝑝𝐻 [𝑂𝐻 − ]=10−𝑝𝑂𝐻 POH=14 – pH Ka=1.75x10-5 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝐿𝑜𝑔

[𝐴− ] [𝐻𝐴]

Moles / mL KOH 1𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑙𝑛 𝐾𝑂𝐻

0.1𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝑂𝐻 = 1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝑂𝐻 1000𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐾𝑂𝐻

Hallamos pH, [A-] y [HA] mL 0 [𝐻 + ] = √𝐾𝑎𝑀 = √1.75 × 10−5 (0.002) = 1.87 × 10−4 𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 1.87 × 10−4 = 3.72

VI

𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 14 − 3.67 = 10.33 [𝐻 + ] = 10−𝑝𝐻 10−3.72 = 1.90 × 10−4 𝑝𝑂𝐻 = −𝐿𝑜𝑔[𝑂𝐻 − ] [𝑂𝐻 − ] = 10−𝑝𝑂𝐻 [𝑂𝐻 − ] = 10−10.33 = 4.67 × 10−11 [𝐴− ] = 0 [𝐻𝐴] = 0.002 𝑝𝐾𝑎 = −𝐿𝑜𝑔 𝐾𝑎 𝑝𝐾𝑎 = −𝐿𝑜𝑔1.75 × 10−5 = 4.75 mL 1 [𝐴− ] 1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐴−

1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− = 3.98𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− 251 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐴−

[HA] 1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐻𝐴

5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴 − 1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴 = 1.59𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴 251 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐻𝐴 3.98 × 10−4 𝑝𝐻 = 4.75 + 𝐿𝑜𝑔 = 4.75 − 0.60 = 4.15 1.59 × 10−3

mL 2 [𝐴− ] 2(1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− ) 1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐴 = 7.93𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− 252 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐴− −

[HA] 5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴 − 2(1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴) 252 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐻𝐴 = 1.19𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴

1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐻𝐴

VII

𝑝𝐻 = 4.75 + 𝐿𝑜𝑔

7.93 × 10−4 = 4.75 − 0.17 = 4.58 1.19 × 10−3

mL 3 [𝐴− ] 1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐴−

3(1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− ) = 1.18𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− 253 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐴−

[HA] 5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴 − 3(1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴) 251 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐻𝐴 = 7.90𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴

1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐻𝐴

𝑝𝐻 = 4.75 + 𝐿𝑜𝑔

1.18 × 10−3 = 4.75 + 0.17 = 4.92 7.90 × 10−4

mL 4 [𝐴− ] 1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐴−

4(1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− ) = 1.57𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− 254 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐴−

[HA] 5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴 − 4(1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴) 254 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐻𝐴 = 3.93𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴

1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐻𝐴

𝑝𝐻 = 4.75 + 𝐿𝑜𝑔

1.57 × 10−3 = 4.75 + 0.60 = 5.35 3.93 × 10−4

mL 5 [𝐴− ] 1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐴−

5(1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− ) = 1.96𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴− 255 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐴−

[HA] 1000𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑙𝑛 𝐻𝐴

5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴 − 5(1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴) = 0 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐴 255 𝑚𝑙 𝑠𝑙𝑛 𝐻𝐴

VIII

Curva de Titulación

mL añadidos Vs pH

6 5 4 3 2 1 0 0

2

4

6

Figura 1

IX

8

10

Discusión de resultados

En esta práctica de laboratorio los resultados obtenidos son favorables al verse muy poca diferencia comparando los datos teóricos con los datos prácticos. Se halla el porcentaje de error de pH: %Error =

Resultado Práctico × 100 Resultado Teórico

mL 0 %Error =

3.67 × 100 = 98.65 3.72

100 − 98.65 = 1.34% mL 1 %Error =

4.04 × 100 = 97.34 4.15

100 − 97.34 = 2.65%

mL 2 %Error =

4.44 × 100 = 96.94 4.58

100 − 96.94 = 3.05%

mL 3 %Error =

4.77 × 100 = 96.95 4.92

100 − 96.95 = 3.04% mL 4 %Error =

5.16 × 100 = 96.44 5.35

X

100 − 96.44 = 3.55%

Ácido acético: Se puede encontrar en forma de ion acetato. El punto de fusión es de 16.6º C y el punto de ebullición es de 117.9º C. En disolución acuosa, el ácido acético puede perder el protón del grupo carboxilo para dar su base conjugada el acetato. Su pka es de 4.8 a 25º C, lo cual significa que al PH moderadamente acido de 4.8, la mitad de sus moléculas se habrán desprendido del protón. Esto hace que sea un ácido débil, y que en concentraciones adecuadas pueda formar disoluciones tampón con su base conjugada. APARIENCIA = incoloro o cristales (no inodoro). DENSIDAD = 1049 kg/m3; 1.049 g/cm3. Ácido débil- base fuerte: Muchos compuestos covalentes cuando se disuelven en agua se disocian ligeramente y se les llama electrolitos débiles.El ácido acético (CH3COOH), el amoniaco y el agua son ejemplos de electrolitos débiles.es más tardado alcanzar el punto final de la titulación en una titulación de una ácido fuerte con una base fuerte a comparación de una titulación de un ácido débil con una base fuerte en donde se consigue más rápidamente y en donde los valores de neutralización corresponden a los esperados teóricamente. Agua destilada: El agua destilada es purificada usando un destilador para transformarla en vapor, por lo cual las sustancias que están demás son eliminadas, y luego el vapor se es transformado nuevamente en agua por medio de la condensación. La medida del pH define la acidez o alcalinidad de una solución, y un pH de 7 es neutral. El agua perfectamente destilada tiene un pH completamente neutro, pero esto es difícil de lograr en la práctica. El agua destilada ideal contiene sólo hidrógeno y oxígeno, con un pH completamente neutro de 7. En la realidad, casi siempre es un tanto ácida, con un pH desde 5.6 hasta debajo de 7, ya que el agua absorbe dióxido de carbono del aire. Fenolftaleína: La fenolftaleína es un indicador de PH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna rosa o violeta. Fenolftaleína, de fórmula C20H14O4, es un compuesto químico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico. Cuando se utiliza como indicador para la determinación cualitativa y cuantitativa del pH en las volumetrías de neutralización se prepara disuelta en alcohol al 70%. El intervalo de viraje de la

XI

fenolftaleína, es decir, el intervalo de pH dentro del cual tiene lugar el cambio de color del indicador, no sufre variaciones entre 0 y 100 ºC y está comprendido entre 8,0 y 9,8. El cambio de color de este indicador está acompañado de un cambio de su estructura; su color en medio básico es rojo-violeta y en medio ácido es incoloro.

XII

Conclusiones  Se estudió el mecanismo de las sustancias buffer como sistemas reguladores de PH.  Se determinó la disolución mediante las sustancias disponibles en el laboratorio con titulación KOH 0.1M.

XIII

Referencias 

Atkins, P.W y Jones L.L, 1999. Principios de Química, documento consultado el 04 de junio de 2013, en: http://books.google.es/books?id=0JuUu1yWTisC&pg=PA409&dq=solucion es+buffer&hl=es&sa=X&ei=e7KuUbDFNoXg8ASmv4HoBA&ved=0CC4Q6 AEwAA#v=onepage&q=soluciones%20buffer&f=false

XIV