DETERMINACIÓN DE pH Y PREPARACIÓN DE SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Leidy Cerón; Mateo Erazo; Margareth Santander Universidad de Nariño, Facultad de Ingeniería Agroindustrial
[email protected];
[email protected];
[email protected] RESUMEN Se realizó la determinación teórica y experimental de pH para el agua destilada, el agua de llave y para diferentes concentraciones de HCl, NaOH, CH 3COOH, NH4OH, NH4Cl y CH3COONH4, concluyendo que para las soluciones ácidas, el pH aumenta al disminuir su concentración, y que por el contrario en las soluciones básicas, el pH disminuye al disminuír su concentración. Además se preparó una solución búffer con un pH pH de 4.56 partiendo de CH 3COOH y su base débil: CH3COONa. Al adicionarle HCl su pH disminuyó 0.13 y al agregarle NaOH aumentó 0.13. De esta manera se comprobó la capacidad amortiguadora de un tampón.
INTRODUCCIÓN
La determinación de pH se realizó con un peachímetro, el cual consta de un par de electrodos de vidrio que son muy sensibles al ión hidrógeno, conectados a un medidor de pequeños voltajes en el orden de minivoltios. Al colocar los electrodos en una solución, se genera un voltaje que varía con el pH. Este voltaje pasa a un medidor que ha sido calibrado para indicar directamente valores de pH. Aunque menos menos preciso el papel papel indicador también se puede utilizar para medir el pH. Éste es una sustancia química constituída por compuestos orgánicos que cambian de color en función del grado de acidez o basicidad del medio en que se encuentren por ello se utilizan como indicadores cualitativos para la determinación del pH. 1 Para la preparación de una solución amortiguadora se requiere mezclar un ácido débil o una base débil y su base o ácido conjugado. Los dos componentes deben estar presentes en cantidades comparables. Así, la disolución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades tanto de ácidos como de bases. Si se mezclan A moles de un ácido débil con B
moles de su base conjugada, los moles de ácido continúan siendo aproximadamente igual a A y las moles de base aproximadamente igual a B . la reacción transcurre muy poco, de manera que no hay cambio de concentraciones. Para comprender por qué debe ser así se requiere mirar las K a y Kb de las reacciones en términos del principio de le Chatelier.2
METODOLOGIA DETERMINACIÓN DE pH: 1. A partir de HCl al 1M y de NaOH al 1M se realizaron diluciones de concentraciones: 0.1N, 0.01N, 0.001N y 0.0001N para el caso del ácido y de 0.5N, 0.05N y de 0.005N en el caso de la base. A partir de CH3COOH al 1M, NH4OH al 1M, NH4Cl al 1M y CH3COONH3 al 1M, se realizaron diluciones de concentración 0.1N para cada uno de ellos. 2. Se midió el pH del agua de llave, del agua destilada y de las diferentes diluciones de HCl, NaOH, CH 3COOH, NH4OH, NH4Cl y CH3COONH4 utilizando el peachímetro y después el papel indicador.
PREPARACION DE UNA SOLUCIÓN AMORTIGUADORA
6
1. Se preparó la solución de CH 3COOH al 0.5N y se determinó su pH.
8
2. Se mezcló la solución de CH 3COOH al 0.5N con CH 3COONa al 0.5N y se determinó el pH.
10
3. Se preparó la solución de HCl al 0.5N.
13
HCl 0.0001 CH3COOH 0.1N NaOH 0.5N NaOH 0.05 NaOH 0.005 NH4OH 0.1N NH4Cl 0.1N CH3COONH
7
9
11 12
3-4
3.62
4
1-2
2.74
2.9
14
13.77
13.7
12
12.75
12.7
10-12
12.06
11.7
10-12
11.39
11.12
5
5.54
5.12
5
7.59
8.8
4
4. Se utilizaron 20mL de agua destilada y se midió su pH. Posteriormente, se adicionó 2mL de HCl al 0.5N, se agitó y se midió nuevamente el pH. 5. Se preparó la solución de NaOH al 0.5N. 6. Se adicionaron 2mL de NaOH al 0.5N a 20 ml de agua destilada, se agitó y se midió su pH. 7. Se utilizaron 10mL de la solución amortiguadora de acetato y se le adicionó 1mL de HCl al 0.5M, se agitó y se determinó el nuevo valor de pH. 8. Se utilizaron 10mL de la solución amortiguadora de acetato y se le adicionó 1mL de NaOH al 0.5M, se agitó y se determinó el nuevo valor de pH. RESULTADOS Tabla No.1: Medida del pH Tubo No.
20 mL de
1
Agua destilada Agua de llave HCl 0.1N HCl 0.01N HCl 0.001N
2 3 4 5
pH medido: Papel indicador 6-7
pH medido: potenciómetro
pH teórico
6.28
7
5-6
6.14
±7
1 2 2-3
0.85 1.72 2.84
1 2 3
0.1N
Tabla No.2: Medida del pH en la preparación de una solución Buffer Vaso A B A+B C D E F
pH experimental 2.29 8.91 4.56 1.21 13.34 4.43 4.69
pH teórico 2.53 9.22 4.76 1.34 12.6 4.71 4.80
% de Error 9.48 3.36 4.20 9.7 5.87 5.94 2.29
DISCUSIÓN DE RESULTADOS Para medir el pH de las distintas soluciones trabajadas se utilizó el pHmetro y papel indicador. El valor del pH se midió de forma precisa mediante el potenciómetro. “El uso de papel indicador es un método poco preciso y por eso se establece que es semi-cuantitativo, ya que solo muestra valores cercanos al verdadero valor del pH de una 3 solución ” . El HCl y el NaOH se clasifican como un ácido y una base fuertes. Esto se debe a que son capaces de disociarse totalmente en solución acuosa. El HCl es un ácido monoprótico, lo que significa que puede disociarse totalmente sólo una vez para ceder un ion H + (un protón).
En solución acuosa, este protón se une a una molécula de agua para dar un ion hidrónio, (H3O+) y el otro ion formado es cloruro (Cl-). Esta es una reacción irreversible, la cual indica que los iones H+ y Cl- no tienden a recombinarse en agua para formar moléculas de HCl. De esta manera se puede establecer que el HCl transfiere totalmente su protón al agua y por tanto no quedan moléculas sin disociar en disolución, en concecuencia su constante de disociación ácida es alta. Por otra parte, los ácidos débiles, como el CH3COOH y el NH4Cl se disocian solo parcialmente en agua y por tanto, existen como una mezcla en la que una mayor parte se encuentra como especie molecular y la otra como especie disociada, es decir en forma de iones. La reacción del ácido en agua es significativa en ambas direcciones. En cualquier momento dado, algunas moléculas del ácido ascético CH3COOH, se están ionizando para formar H + (ac) y C2H3O2-(ac). Al mismo tiempo iones H + (ac) y C2H3O2-(ac) se están recombinando para formar CH 3COOH. El equilibrio entre estos procesos opuestos determina las concentraciones relativas de iones y moléculas neutras, este balance produce un estado de equilibrio químico que varía para los ácidos débiles. De esta forma se puede plantear que estos ácidos presentan una constante de disociación ácida baja. El NaOH está conformado por un enlace iónico. “El agua es muy buen disolvente de los compuestos iónicos. Aunque es una molécula eléctricamente neutra, un extremo de la molécula (el átomo de
oxígeno) es rico en electrones y por tanto tiene una carga negativa parcial. El otro extremo (el átomo de hidrógeno) tiene una carga positiva parcial. Los iones positivos (cationes, en este caso, el Na +) son atraídos por el extremo negativo del agua, y los iones negativos (aniones: OH-) son atraídos por el extremo positivo ”4. Es así como al disolverse este compuesto iónico, los iones quedan rodeados por moléculas de agua. Este proceso ayuda a estabilizar los iones en disolución y evita que los cationes (Na +) y aniones (OH -) se recombinen y por ello se dispersan uniformemente en la disolución. De esta manera se considera al NaOH como una base fuerte con una constante de disociación básica alta. Así mismo, en solución acuosa, el NH4OH y el CH3COONH4 se disocian parcialmente y por esta razón se consideran como bases débiles con constantes de basicidad bajas. Por otra parte, el HCl, el CH 3COOH y el NH4Cl presentan un pH inferior a 7 por la alta concentración de iones [H +]. En el caso del HCl, se observó que a medida que disminuía la concentración de ácido, su pH aumentaba; (en una concentración de 0.1N presentó un pH de 0.85 y una de 0.0001N su pH fue de 3.62). Esto se debe a que al haber menor cantidad de ácido hay menor cantidad de iones [H +] disueltos, y por esta razón la sustancia presenta una variación en el potencial de hidrógeno. Por el contrario, el NaOH, el NH 4OH y el CH3COONH4 presentan un pH superior a 7 por la alta concentración de iones [OH-]. En el caso del NaOH, se observó
que al disminuír su concentración, el pH disminuyó. Esta tendencia se explica en que el al haber menor cantidad de base disuelta hay menor cantidad de iones [OH-] disueltos, y por esta razón la sustancia presenta una variación en la concentración de ión hidroxilo; (en una concentración de 0.5N presentó un pH de 13.77 y una de 0.005N su pH fue de 12.06.) El agua de llave presentó un pH ácido de 6.14, ya que contiene CO 2 de la atmosfera, el cual es un ácido en virtud de la reacción: CO2+ H2O
HCO3- + H+
“El
agua pura a 25°C debería tener un pH de 7.00, pero experimentalmente presentó un pH de 6.28. El CO 2 presente en ella puede eliminarse en gran medida hirviendo el agua y protegiéndola despúes del contacton con la atmósfera ”. Por otro lado, se preparó una solución amortiguadora acetato de pH 4.56, utilizando como ácido al CH 3COOH y como base débil al CH 3COONa. Se observó que al agregar HCl al 0.5N el pH cambió a 4.43; mientras que al agregar NaOH al 0.5M el pH cambió a 4.69. Por lo cual se concluyó que el pH no tuvo grandes variaciones puesto que disminuyó y aumentó en 0.13. De esta manera se pudo comprobar que la solución amortiguadora acetato resitió cambios en el pH debido a que contiene una especie ácida que neutraliza a los iones OH- y una especie básica que neutraliza a los iones H + que le son agregados. Desde luego, es necesario,
que las especies ácida y básica, no se consuman una a la otra por medio de una reacción de neutralización. Estos requisitos quedan saisfechos con un par ácido-base conjugado como lo es el CH3COOH - CH3COO-. Cuando se adicionó NaOH, se adicionan iones OH- a la solución amortiguadora, los cuales reaccionan con el componente ácido del amortiguador: NaOH (ac ) + CH3COOH (ac ) → H2O (l ) + CH3COO-(ac ) Esta reacción causa que el ácido acético disminuya y que el ión acetato aumente. Como las cantidades de ácido y del anión en el amortiguador acetato son mayores con la cantidad que se añade de NaOH, no cambia mucho la relación [CH3COOH]/[CH3COO-] y por tanto el cambio del pH es pequeño. Cuando se adicionó HCl, los iones H + reaccionan con la base que forma parte del buffer acetato: HCl (ac ) + CH3COO-(ac ) → CH3COOH (ac )
En este caso, se incrementa la concentración de iones H + y disminuye la concentración de CH 3COO-. Como el cambio en la relación [CH 3COOH]/ [CH3COO-] es pequeña, el cambio en pH también es pequeño. “Esta
solución tampón acetato tiene una capacidad amortiguadora límite ya que solo puede neutralizar una cantidad de ácido o base determinados antes de que el pH cambie en grado apreciable. Esta capacidad depende de la cantidad de base y de ácido que la componen.
Cuanto mayor sean las cantidades este par, mas resistente será la relación de sus concentraciones y mas resistente será el pH a cambiar ”6. La concentración de la buffer fue de 0.25M, por tanto su capacidad amortigadora será mayor que por ejemplo una buffer acetato de 0.15M.
BIBLIOGRAFIA [1]. Brown, Lemay, Bursten. Química la ciencia central. Quinta edición. Editorial Prentice Hall Hispanoamericana. S.A. Página 628, 672, 673 y 674. [2.][5] Harris, D. Análisis Químico Cuantitativo. Segunda Edición. Editorial Reverté S.A. Página 220 y 226 [3.][4.] Chang R. Química General. Séptima Edición. Editorial Mc Graw Hill. Páginas 473 y 475, 746 y 477 [6.] Skoog, West, Holler. Química Analítica. Sexta Edición. Editorial Mc Graw Hill. Página 39.
