Reporte 3.docx

2. Objetivos

2.1 Objetivo General 2.1.1. Analizar los diferentes efectos de adicionar alícuotas de ácidos ó bases, a una solución amortiguadora. 2.2 Objetivos Específicos 2.2.1 Comparar el comportamiento experimental con el teórico en soluciones amortiguadoras. 2.2.2 Determinar el pH teórico para cada una de las soluciones preparadas. 2.2.3 Construir las gráficas de pH en función de volumen de HCl y pH en función de NaOH teórica y experimental. 2.2.4 Calcular el error promedio de los datos experimentales al agregar HCl y al agregar NaOH. 2.2.5 Calcular la máxima capacidad Buffer de la solución preparada, teórica y experimental.

3. Marco Teórico

Al mezclar ácido acético con acetato de sodio (una sal con un ácido acético altamente ionizado) se produce el efecto del ión común. Este efecto hace que la solución se regule. El sistema ácido acético-acetato sódico tiene una baja concentración de iones hidrógeno, que se ve afectada en pequeña escala, con la adición de pequeñas cantidades de un ácido ó de una base. En el primer caso, los iones hidrógeno agregados simplemente se unen con los iones acetato para dar origen a moléculas de ácido acético, cuya ionización se reprime por el ión acetato. De forma similar, la basicidad de una solución amortiguadora de amonio (sistema formado por hidróxido de amonio y una sal de amonio), no se ve afectado grandemente con la adición de pequeñas cantidades de un álcali fuerte. La cantidad de ácido ó base que será capaz de amortiguar la solución, depende de la concentración de los componentes de la misma, así como de su constante de equilibrio y el pH donde se encuentra la solución.

Disoluciones Amortiguadoras ó Tampón Un disolución amortiguadora ó tampón, es la que admite la adición de ácido ó base sin que se produzcan grandes cambios de pH. En general, las disoluciones amortiguadoras constan de un ácido débil y una de sus sales, una base débil y una de sus sales, ó una combinación de ácidos y bases débiles. La eficacia de la acción amortiguadora contra la adición de ácido ó base depende de la concentración de los ingredientes, y es máxima cuando se encuentran en proporciones aproximadamente iguales. Los amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias: 

Un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato sódico)



Una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico)

pH de una solución amortiguadora Considerando que la solución amortiguadora es una mezcla de ácido débil con una sal del mismo ácido proveniente de base fuerte y además que un ácido débil se ioniza parcialmente, se puede representar la ionización de esta forma: Balance de Masa 𝐶𝑇,𝐴 = 𝐶𝐻𝐴 + 𝐶𝑁𝑎𝐴 = [𝐻𝐴] + [𝐴− ] 𝑐𝑇,𝐴 = [𝑁𝑎+ ] = 𝐶𝑁𝑎𝐴 Equilibrios: [𝐴− ][𝐻 + ] 𝐾𝑎 = [𝐻𝐴] 𝐾𝑤 = [𝐻 + ][𝑂𝐻 − ] Aplicando la ley de acción de las masas y teniendo en cuenta la constante de disociación se obtiene la siguiente expresión: 𝐶𝑁𝑎𝐴 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log⁡( ) 𝐶𝐻𝐴

Donde: CNaA = [A-] sal CHA = [HA] ácido Simplificando: 𝐴− 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔 ( ) 𝐻𝐴 Esta expresión se conoce como ecuación de Herderson-Hasselbah y sirve para calcular el pH de mezclas de ácidos débiles y sus sales, es decir, soluciones Buffer. De acuerdo a esta ecuación, se puede deducir, que el pH de una solución amortiguadora, depende de dos factores. (a) El valor de pKa del ácido débil. (b) Las proporciones entre las concentraciones de sal y ácido.

Intensidad de Amortiguación La intensidad de amortiguación, β, ó capacidad de regulación, se define como moles/Litro de bases fuertes (CB) u (OH-) que al agregarse a una solución provoca un cambio unitario en pH. Así pues, 𝛽=

𝑑𝐶𝐵 𝑑𝐶𝑎 =− 𝑑𝑝𝐻 𝑑𝑝𝐻

Donde Ca son los moles/litro de ácido fuerte ó [H+] adicionados.

Por ejemplo. Un sistema de acético y acetato concentrados (1M en cada componente, por ejemplo) tendrá el mismo pH que el mismo sistema a concentración 0,01M (100 veces más diluido). Sin embargo, la capacidad amortiguadora será mayor en el sistema más concentrado.

La eficacia máxima del amortiguador, tanto para neutralizar ácidos como bases está en la zona de pH de mayor pendiente, que es la zona que abarca la flecha discontinua de la figura superior: 

El máximo de la curva de la eficacia del amortiguador frente a bases está en el punto pH=pK-1/2. En este punto, la proporción de sal es del 24%, y hay que añadir un 52% de NaOH para que el pH suba a pK+1/2, donde el porcentaje de la base es del 76%



El máximo de la curva de la eficacia del amortiguador frente a ácidos está a pH=pK+1/2, donde el porcentaje de la sal es del 76%, y admite un 52% de ácido para disminuir el pH en una unidad (pH=pK-1/2). donde el porcentaje de la sal es del 24%.

A medida que nos alejamos de esa zona, la capacidad amortiguadora decrece.

4. Marco Metodológico 4.1 Reactivos, Cristalería y Equipo 4.1.1 Reactivos 

Ácido Acético



Acetato de Sodio



Ácido Clorhídrico



Hidróxido de Sodio

4.1.2 Cristalería y Equipo 

Beaker



Probeta



Potenciómetro



Erlenmeyer



Bureta

4.2 Algoritmo de procedimiento 1. Se preparó una solución buffer de un ácido acético-acetato de sodio a 0.1M, respecto a ambos, en un balón aforado de 25mL. 2. Se midió el pH de la solución que se preparó y se estabilizo. 3. Se aforo un bureta de 25mL con una solución de NaOH y otra de HCL, se identificaron cada una de estas. 4. Se tomó un Erlenmeyer, una alícuota de 10mL de solución amortiguadora y se agregó 10mL de agua destilada, se añadió el NaOH, se midió el pH en cada corrida. 5. Se tomó una alícuota de 10mL de solución amortiguadora y se agregó 10mL de agua destilada, se añadió HCl y se midió el pH en cada corrida.

4.3 Diagrama de flujo

Inicio Se preparó una solución buffer de ácido acéticoacetato de sodio 0.1M.

Se mido el pH dela solución que se preparó y se estabilizo el valor indicado.

Se aforó la bureta con una solución NaOH y otras con el HCl.

Se tomó una alícuota de 10ml de la solución y se agregó 10mL de agua destilada. Esto se debe hacer en ambas, en NaOH y HCl.

Se añadió lo indicado de hidróxido de sodio, se, midió el pH en cada corrida.

Fin

5. Resultados

Tabla No.1 Máxima capacidad buffer teórica

Soluciones Buffer básico Buffer Acido

βw 2.3029 2.3030

βsoluto 0.057575 0.057575

Tabla No.2 Máxima capacidad buffer experimental

Soluciones Buffer básico HCl Buffer básico NaOH Buffer Acido HCl Buffer Acido NaOH

βmáx 0.01 0.0175 0.02 0.025

βmáx 2.3605 2.3606

Buffer básico de HCl 10 9 8 7

pH

6

5 4 3 2 1 0 0

0.5

1

1.5

2

2.5

Volumen (mL) de HCl 0.1M

Buffer basico de NaOH 10.6

10.4 10.2

pH

10 9.8 9.6 9.4 9.2 9 0

0.5

1

1.5

2

2.5

3

Volumen (mL) de NaOH 0.1M

3.5

4

4.5

Buffer ácido de HCl 5 4.5 4 3.5

pH

3

2.5 2 1.5 1 0.5 0 0

1

2

3

4

5

6

Volumen (mL) de HCl 0.1M

Buffer ácido de NaOH 7 6 5

pH

4 3

Valores Y

2 1 0 0

1

2

3

4

Volumen (mL) de NaOH 0.1M

5

6

6. Interpretación de resultados

En la tabla # 1 en la sección de Resultados, se puede observar que la capacidad amortiguadora máxima teórica tanto como el ácido como el básico no tuvo mayor variación, esto se debe, tomando en cuenta el pH que el aporte protónico del agua fue insignificante. Así mismo, no huno mayor diferencia debido a que se utilizaron las mismas concentraciones para cada uno. En la tabla # 2, en la sección de Resultados, se muestra que la capacidad

amortiguadora

máxima

experimental

del

Buffer

básico del HCl y NaOH se observa un cambio insignificante esto debido a, tomando como referencia el volumen, dado a que a cierta cantidad del volumen se rompió el buffer fue distinta. En la tabla # 3, en sección de resultados, comparando el dato experimental con el teórico, se observa que también hubo una variación insignificante, esto es debido a que el buffer se rompió en una cantidad diferente de volumen para cada solución. En el análisis de error, en la sección de Apéndice, en base al pH teórico y pH experimental se obtuvo un error del 1.69% para el buffer ácido y 0.11% para el buffer básico. Esto se debe a un error aleatorio de parte de los instrumentos utilizados durante la práctica. Por lo tanto, se obtuvo un mayor porcentaje de error en el buffer acido, por consecuencia el pH experimental también obtuvo una mayor variación.

7. Conclusiones

1. Las soluciones buffer deben prepararse de manera que las concentraciones iniciales de las especies conjugadas estén entre 0,05 M y 1,0 M y que la relación entre sus concentraciones (Ca / Cb) esté comprendida entre 0,1 y10.

8. Bibliografía

1. Dick, John G. Química Analítica; Capítulo 1. México: Editorial El Manual Moderno S.A., 1979. [Fecha de consulta: 19/03/2019]

2. Snoeyink, Vernon L. & Jenkins, David; Química del Agua; Capítulo 4. Editorial Limusa; Segunda Edición, 1987. [Fecha de consulta: 20/03/2019]

3. Granados Moreno, Jairo Enrique. (2014). Sistema Metabólico Nutricional. Soluciones Buffer-Amortiguadoras. Valledupar, Colombia. [Fecha de consulta:

20/03/2019]

Disponible

en:

https://repository.unad.edu.co/bitstream/10596/4810/1/334001%20Soluciones%20Buffer-Amortiguadoras.pdf

4. Química General [rev. 2011] [en línea][San Miguel, Perú] Pontificia Universidad Católica del Perú; [Fecha de consulta: 21/03/2019] Disponible en:

http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/368-soluciones-

buffer-o-amortiguadoras.html

5. Universidad del País Vasco, [Lejona, España] (2016); [Fecha de consulta: 22/03/2019]

Disoluciones

Amortiguadoras.

http://www.ehu.eus/biomoleculas/buffers/buffer.htm

Disponible

en:

9. Apéndice

9.1. Datos Originales

9.2 Muestra de Cálculo

Ecuación 1.

𝒑𝑯 = 𝒑𝑲𝒂 + 𝒍𝒐𝒈 (

𝑪𝒔𝒂 ) 𝑪𝒂

Ejemplo. Encontrar el pH del buffer ácido con una concentración de 0.1M ⁡𝐶𝑎 = 0.05𝑀

𝐶𝑠𝑎 = ⁡0.05𝑀 [𝐴𝐶 − ] ∗ [𝐻2 𝑂+ ] 𝐾𝑎 = = 1.8𝐸 − 5 [𝐻𝐴𝐶]

𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔(1.8𝐸 − 5) = 4.74

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎

𝒑𝑯 = 𝟒. 𝟕𝟒

Ecuación 2. Encontrar el pH del buffer básico con una concentración de 0.1M 𝑝𝐻 = 14 − 4.74

𝒑𝑯 = 𝟗. 𝟐𝟔

Ecuación 3. 𝛽𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 =

𝑉𝑡𝑖𝑡𝑢𝑙𝑎𝑛𝑡𝑒 ∗ 𝐶𝑡𝑖𝑡𝑢𝑙𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑉𝑏𝑢𝑓𝑓𝑒𝑟 ∗ ∆𝑝𝐻

Ejemplo. 𝛽𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 =

4.00𝑚𝐿 ∗ 0.1𝑀 20𝑚𝐿

𝜷𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍 = 𝟎. 𝟎𝟐𝑴  Esta ecuación se utilizó para calcular todos los β experimentales.

Ecuación 4. 𝛽𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 = 𝛽𝑤 + 𝛽𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑠

Ecuación 5. 𝛽𝑤 = 2.303([𝐻+ ] + [𝑂𝐻− ])

Ecuación 5.1

𝐾𝑤 = ([𝐻+ ] + [𝑂𝐻− ])

Ecuación 6.  Esta ecuación es para buffer básico.

𝛽𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑠 = 2.303 (

Ejemplo para las ecuaciones No. 4-6

𝐶𝑠𝑏 ∗ 𝐶𝑏 ) 𝐶𝑠𝑏 + 𝐶𝑏

Calcular el β teórico de un buffer ácido y básico . 𝛽𝑤 = 2.303([𝐻+ ] + [𝑂𝐻− ]) 𝐾𝑤 = ([𝐻+ ] + [𝑂𝐻− ]) 1𝐸 − 14 = (4.74 + [𝑂𝐻− ]) 𝑂𝐻− = 2.11𝐸 − 15 𝛽𝑤 = 2.303(10−4.74 + 10−2.109𝐸−15 ) 𝜷𝒘 = 𝟐. 𝟑𝟎𝟑 𝛽𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑠 = 2.303 (

0.05 ∗ 0.05 ) 0.05 + 0.05

𝜷𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐𝒔 = 𝟎. 𝟎𝟓𝟕𝟔 𝛽𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 = 𝛽𝑤 + 𝛽𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑠 𝛽𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 = 2.303 + 0.0576 𝜷𝒕𝒆𝒐𝒓𝒊𝒄𝒐 = 𝟐. 𝟑𝟔𝟏𝑴 Ecuación 7. Calcular el error promedio %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = [ %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = [

|𝐷𝑡 − 𝐷𝑒𝑥𝑝 | ] ∗ 100 𝐷𝑡

|4.74 − 4.66| ] ∗ 100 4.74

%𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = 𝟏. 𝟔𝟗%  Esta ecuación se usó para calcular los dos porcentajes de error, del buffer básico y ácido.

9.3 Datos calculados

1. Buffer básico HCl Volumen HCl 0 mL 0.5 mL 1 mL 1.5 mL 2 mL

pH 9.25 8.91 8.54 7.05 2.24

Fuente: Hoja de datos originales

2. Buffer básico NaOH Volumen NaOH 0 mL 0.5 mL 1 mL 1.5 mL 2 mL 2.5 mL 3 mL 3.5 mL 4 mL

pH 9.25 9.37 9.47 9.63 9.73 9.85 10.01 10.18 10.40

Fuente: Hoja de datos originales

3. Buffer ácido HCl Volumen HCl 0mL 1 mL 2 mL 3 mL 4 mL

pH 4.66 4.50 4.16 3.91 3.64

Fuente: Hoja de datos originales

4. Buffer ácido NaOH Volumen NaOH 0 mL 1 mL 2 mL 3 mL 4 mL 5 mL

pH 4.66 4.82 5.06 5.30 5.70 6.20

Fuente: Hoja de datos originales

5. Soluciones Buffer ácido Buffer básico

%Error 1.69 % 0.11 %