Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
INTEGRANTES: Fabián Espinoza F. CARRERA: Odontología Profesor: Sebastián Pizarro
Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química
Resumen En esta experiencia de laboratorio donde se trabaja con soluciones buffer a través de 4 tubos de ensayos a los cuales después se le añade HCl se puede comprender mucho más en profundidad lo que son la soluciones amortiguadoras y su importancia en la química y relacionarlo con la biología humana ya que se relaciona con muchos procesos que incluso ocurren hasta en nuestro cuerpo. A través de un pH metro y sus electrodo de pH mediante a sus membrana sensible a este se puede determinar el valor y posteriormente poder ver los cambios que se producen al agregar difentes compuestos.
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Introducción Las Soluciones Amortiguadoras, Buffer o Tampón las podemos tienen la capacidad de poder mantener constante el pH cuando se añaden cantidades pequeñas de ácidos o bases.Se forman a partir de una mezcla de un ácido débil y alguna de sus bases conjugadas (Buffer Ácido o Tampón Ácido) o una base débil con alguna de sus ácidos conjugados (Buffer o Tampón Básico). Al añadir pocas cantidades de ácido fuerte o base fuerte se irán neutralizando hasta consumir la base débil o el ácido débil respectivamente manteniendo estable el pH. Estas soluciones son muy útiles ya que sirven para evitar reacciones indeseadas que se llevarían a cabo si hay variaciones de la acidez de la disolución. Las Soluciones Amortiguadoras tienen una importancia vital en Bioquímica porque de la constancia del pH en los organismos depende el correcto y buen funcionamiento a nivel celular, como también son importantes a nivel industrial y en laboratorio. En este informe se detalla con mayores detalles un procedimiento de laboratorio que permite comprender mucho mejor lo que ocurre.
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Soluciones Ácido-Base Los solutos disueltos en agua se pueden clasificar como electrolitos y no electrolitos en función de su capacidad de conducir la corriente eléctrica. En relación a esta propiedad, se denomina electrolito a una sustancia que disuelta en agua conduce la corriente eléctrica, mientras que un no electrolito es una sustancia que disuelta en agua no conduce la corriente eléctrica. Los electrolitos pueden disociarse total o parcialmente en iones, según lo cual se pueden clasificar como: Electrolitos Fuertes: Se disocian completamente en iones en solución acuosa. Electrolitos Débile: Se disocian parcialmente en iones en estas condiciones. Un tipo especial de electrolitos son los ácidos y las bases.
Teoría de Lewis Es aquella que define un ácido como una sustancia que acepta un par de electrones para formar un nuevo enlace y una base como una sustancia capaz de entregar un par de electrones para formar un enlace nuevo.
Teoría de Brönsted-Lowry Esta teoría defina al ácido como cualquier especie que tiene tendencia a ceder un ion hidrógeno a otra,por consiguiente,una base como una sustancia que tiende a aceptar un ion hidrógeno de otra sustancia. E stos conceptos no sólo se pueden aplicar a los ácidos y bases de Arrhenius, sino que a otras especies, como por ejemplo agua (H2O) y amoniaco (NH3).
Teoría de Arrhenius Un ácido es una sustancia que libera uno o más iones hidrógeno (H +) por cada molécula y una base es una sustancia que libera uno o más iones hidroxilos (OH-) por cada molécula, como uno de los productos de disociación iónica, en contacto con el agua. Estos conceptos se limitaron solamente a soluciones acuosas, porque están basadas en la liberación de iones H+ y OH-.
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Fuerza relativa de los ácidos y bases En solución acuosa existen algunos ácidos que entregan protones más fácilmente y bases que los reciben con mayor facilidad que otras, es por esto lo que llamamos fuerza relativa de ácidos y bases.
Un ácido débil en solución acuosa se disocia parcialmente liberando iones hidrógeno ,por lo tanto, es un electrolito débil Ejemplo: CH3COOH, H3PO4, HCN, H2S, etc. El grado en el que un ácido se ioniza en un medio acuoso se expresa por la constante de equilibrio para la reacción de ionización. En general, podemos representar cualquier ácido por el símbolo HX, donde el equilibrio de ionización está dado por: HX(ac)
H+(ac) + X-(ac)
La expresión de la constante de equilibrio correspondiente es: [H+] · [X-] Ka =
[ ] = Concentración [HX] Molar
La constante de equilibrio se indica con el símbolo Ka, y se denomina constante de disociación ácida .Cuanto más pequeño sea su valor más débil es el ácido, menos disociado se encuentra. Una base fuerte es aquella que en solución acuosa disocia totalmente liberando iones hidroxilos,por tanto, es un electrolito fuerte. Ejemplo: NaOH, KOH. Una base débil es aquella que en solución acuosa disocia parcialmente liberando iones hidroxilos (por lo tanto, es un electrolito débil). La constante de equilibrio, Kb, se llama constante de disociación básica. Cuanto más pequeño sea el valor de Kb más débil es la base, situación similar para el ácido.
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Ionización del agua y escala de pH El agua puede aceptar o ceder un protón, dependiendo de lo que este ocurriendo. La transferencia de un protón entre dos moléculas de agua es llamada se denomina Autoionización.
2H2O (l)
H3O
+ (ac) + OH- (ac)
Ó H2O(l)
H+(ac) + OH-(ac)
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La constante correspondiente al equilibrio de Autoionización, Kw, constante de autoionización del agua, tiene la forma: Kw = [H+] · [OH-] =
1,0 · 10-14 (a 25 °C)
Este valor es importante ya que establece que en agua pura, la concentración de ion H+ y ion OH- son muy pequeñas (1,0 · 10-7 molar) y no varía en forma independiente, sino que están reguladas por la constante Kw. Si una de estas concentraciones aumenta, la otra necesariamente deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de estos iones mantenga el valor de dicha constante. Por cuanto la concentración de H+ en una solución acuosa suele ser muy pequeña y varía en varios órdenes de magnitud, se expresa en términos de un parámetro denominado pH. El pH se define como el logaritmo negativo en base diez de la concentración molar de iones hidrógeno, es decir: pH = - log [H+]
Debido al signo negativo, el pH disminuye a medida que aumenta la concentración de iones hidrógeno de modo tal que:
Soluciones ácidas Soluciones neutras Soluciones básicas
pH 7,0 [H+] > [OH-] pH = 7,0 [H+] = [OH-] pH 7,0 [H+] < [OH-]
El logaritmo negativo también es una forma de expresar las magnitudes de otras cantidades pequeñas. Por ejemplo, se puede expresar la concentración de ion hidroxilo pOH = - log
[OH -]
como pOH y definirlo según: Usando esta notación pude demostrarse que en una solución acuosa, a 25 °C, siempre debe cumplirse que: pH + pOH = 14
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Soluciones Buffer Las soluciones tampón son fundamentales en los organismos vivos, ya que mantienen el pH constante en las células y fluidos corporales para que las reacciones bioquímicas procedan en un buen funcionamiento.Una solución tampón se define como una solución que tiene la capacidad de mantener el pH constante por adición de protones (H +) o iones hidroxilos (OH-). Un buffer está constituido por un ácido débil y su sal derivada (base conjugada del ácido débil), “buffer ácido” o por una base débil y su sal derivada ( ácido conjugado de la base débil), “buffer básico”.
Una solución amortiguadora debe contener un ácido que reaccione con los iones hidroxilos (OH-) que puedan agregarse; y también debe contener una base que reaccione con los iones de hidrógeno (H+) que puedan añadirse.Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos se satisfacen por un par ácido-base conjugado (un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado). Si consideramos la siguiente solución buffer constituida por un ácido débil (HA) y una sal derivada del ácido (MA), donde M es el metal. En solución tendremos:
Disociación del ácido débil: HA
H+ + A-
Sal soluble: MA
M+ + A-
Hidrólisis: A- + H2O
HA
+
OH-
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Lo que hace que estas soluciones actúen como reguladoras del pH es la presencia de estos dos equilibrios simultáneos, en uno de los cuales se producen protones (reacción de disociación del ácido débil) y en el otro iones hidroxilos (reacción de hidrólisis). Por lo tanto, siguiendo el principio de Le Chatelier, si se agrega soluciones ácidas, el primer equilibrio se desplaza hacia la izquierda y el segundo hacia la derecha con el objeto de compensar la alteración producida, y por consiguiente, la variación de pH es mínima. Como debe cumplirse la condición de equilibrio [H+] · [A-] [Sal] K a =
[H+] =
[HA]
[Ácido]
Si despreciamos la pequeña cantidad del ion A- que hidroliza y la pequeña cantidad del ácido débil que disocia, la [A-] será igual a la concentración inicial de sal y [HA] será igual a la concentración inicial del ácido. Ordenando tenemos que
+
[H ] = K a x
[Ácido] [Sal]
Aplicando el operador p = - log, tenemos
[Sal] pH = pK a +
log [Ácido]
Ecuación que recibe el nombre de Ecuación de He n d e r s o n -Hasselbalch, donde pK a = - log K a (constante de acidez)
Universidad de La Serena Facultad de Ciencias Departamento de Química Primera Propiedad: La dilución moderada de estas soluciones no afecta al pH. La
expresión de pH así lo indica, si se diluye la solución de tal forma que las concentraciones bajan a la mitad de su valor original, la relación entre las concentraciones permanece constante, y por lo tanto, el pH permanece invariable. Segunda Propiedad: La adición moderada de ácidos y bases a estas soluciones, no afectan el pH
de las mismas en forma significativa. Para situaciones de un buffer constituido por una base débil y su sal derivada de la base, haciendo el mismo análisis anterior se llega a la siguiente relación
Se observa que el pOH de este tipo de combinaciones es función de las concentraciones de la base y de la sal correspondiente y de la constante de basicidad.
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El rango amortiguador de un buffer corresponde a un rango de pH que va desde (pKa - 1) y (pKa + 1). Por consiguiente, el rango amortiguador de un buffer dependerá de la constante de acidez (tampón ácido) o constante de basicidad (tampón básico). Así, por ejemplo para el buffer acetato (ácido acético - acetato de sodio, Ka = 1,78 · 10-5 ; pKa = 4,74) el rango amortiguador corresponde a 3,74 a 5,74. La capacidad de un tampón para resistir un cambio de pH por adición de protones o iones hidroxilos se conoce como capacidad de amortiguación . Para un buffer ácido, la capacidad amortiguadora depende de la concentración del ácido débil y su sal derivada, a mayor concentración del ácido débil y su base conjugada (sal derivada) mayor será la capacidad amortiguadora. Lo mismo se observa para un buffer básico. La dilución de un buffer no afecta al pH, pero si disminuye la capacidad de amortiguación.
La concentración de un buffer corresponde a la suma de la concentración del ácido débil más la concentración de la base conjugada (sal derivada), en un tampón ácido, o la suma de la concentración de la base débil más la concentración del ácido conjugada (sal derivada), en un tampón básico.
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II.- OBJETIVOS
Medir el pH de distintas soluciones y determinar si estas son ácidas ó básicas. Utilizar la técnica de titulación volumétrica. Determinar la concentración de ácido de una muestra problema en solución. Conocer las propiedades de una solución tampón.
III.- PARTE EXPERIMENTAL Soluciones Buffer Capacidad de amortiguación: efecto de la concentración del ácido y la sal en el buffer 1)
a)
b)
Prepare 4 tubos de ensayo según lo indicado en la siguiente tabla Tubos de ensayo
1
2
3
Blanco
Acido acético 2M Acetato de sodio 2M
9 mL 1 ml
5 ml 5 mL
1 9
10 m L agua dest 10 m L agua dest
Determine el pH de cada tubo pH metro. Tubos de ensayo pH
c)
1 4,07
2 4,90
3 5,70
Blanco 5,23
Prepare otros 3 tubos de ensayo según lo indicado en la siguiente tabla, esta vez agregando también a cada tubo 20 gotas de acido clorhídrico 2M y en seguida determine el pH de cada tubo usando pH-metro. Tubos de ensayo Acido acético 2M Acetato de sodio 2M Acido clorhídrico 2M
1 9 mL 1 mL 10 gotas
2 5 mL 5 mL 10 gotas
3 1 mL 9 mL 10 gotas
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Tubos de ensayo pH
1 4,00
Resultados Tubo 1 , 2 y 3.
2 4,90
3 5,71
Blanco 4,18
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Discusión
Al realizar el experimento de laboratorio podemos apreciar que según los datos obtenidos el tubo de ensayo 1 es más ácido que el resto de los tubos de ensayo ,entre las escala de pH que indica que cuando es más cercano a 0 más ácido está. Cuando se le agrega HCl a la solución amortiguadora evidentemente podemos notar en el tubo de ensayo 4 ( nuestro control) que hay un desenso en su valor colocandose demasiado acido,casi 100 veces más acido. Cuando se analizan los valores con los calculos pertinentes podemos ver una variación pero que es cercana a los resultados obtenidos en el laboratorio.
Conclusión Las soluciones amortiguadoras nos permiten evitar cambios bruscos en el Ph por adiciones pequeñas de concentración de ácidos,como por ejemplo, en la sangre nuestras soluciones amortiguadoras mantiene el Ph estable cercano a 7 con la función que cumple el bicarbonato y el HCO3 - ,por lo tanto,son indispensable en ciertas reacciones y tienen un rol fundamental en el equilibrio como tal.
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Bibliografía Chang, R. química, 10 edición, McGraw – Hill, capitulo 10