Soluciones reguladoras Vinasco J.a, Jaramillo D.b, Betancourt R.c Departamento Tecnología Química, Universidad del Valle, Campus Meléndez, Santiago de Cali, Valle del Cauca, COL Viernes, 30 de marzo del 2007
Resumen En esta practica se hicieron 2 soluciones reguladoras, una acida y una básica, que consiste en crear una solución de un acido débil con una sal y una base débil con una sal. También se analizo la capacidad reguladora del alka-seltzer. Primero se prepararon las soluciones buffer a un pH de 5 y de 10 para luego probar su capacidad reguladora frente a un acido y una base fuerte, luego se agregó NaOH a el alka-seltzer y por ultimo se tomo de referencia la capacidad reguladora del agua. Los datos obtenidos (β) fueron 1,54 x10 −3 buffer pH 10; 1,05x10 −3 buffer pH 5; 5,48x10 −5 agua; β = 2,38x10 −4 alka-seltzer. Palabras clave: Buffer, Alka-Seltzer, capacidad reguladora
1. Introducción Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones reguladoras o “buffer” son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios. Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido / base conjugado en concentraciones apreciables.1 (Mayores que 10 – 2 M) Se puede preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido débil y una sal de su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido conjugado); también se puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente (por neutralización) un ácido débil con una base fuerte, o una base débil con un ácido fuerte. Una vez formada la solución reguladora, el
pH varía poco por el agregado de pequeñas cantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (dilución). ¹ La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al cambio de pH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y /o bases fuertes, y es máxima cuando Ca = Cb Una solución que contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base conjugada, tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación de pH por el agregado de una pequeña cantidad de ácido o base fuerte, es mínima.¹ 2. Parte experimental Se realizo el experimento conforme a la guía,² exceptuando la preparación de una solución reguladora a partir de fosfatos.
3. Resultados Tabla 1. Datos de la práctica solución NH3/NH4+ AGUA Ac-/Hac AGUA ALKA-SELTZER
pH 10,05 6,50 4,99 6,30 6,24
pH + 1mL HCl -------------------4,80 3,38 -----------
pH + 1mL NaOH 10,18 10,15 --------------------7,25
2,4mL NaOH
Concentración mol/L del NH 3 30gNH 3 0,892gs ln 1000mL 1molNH 3 x x x 100gs ln 1mL 1L 17,03gNH 3
15,74 M NH 3 Preparación de la solución reguladora de
VAc− =39,223 mL VHAc = (50-39,223)mL=10,77 Capacidad reguladora del NH 3 / NH 4 Cl β=
moles de OH - o H 3O + adicionado (cambio de pH) (volumen de buffer en L)
Ref. 3
NH 3 / NH 4Cl pOH = pK b + Log
NH +4 NH 3
NH +4 mol 15,74 x15x10 −3 L L
4 = 4,74 + Log
NH +4 4 − 4,74 = Log 0,2361mol Log
− 0 , 74
NH +4 0 , 2361mol
10 = 10 (0,1819)(0,2361) = NH +4 NH +4 = 0,0429 mol +
0,0429 mol NH 4 x
53,49gNH 4 Cl 1molNH +4
mol x1mL 1000mL β= (10,18 − 10,05)(50 x10 −3 L) 0,01
β = 1,54 x10 −3 Capacidad reguladora del
CH 3 COOH / CH 3 COONa β=−
moles de OH - o H 3O + adicionado (cambio de pH) (volumen de buffer en L)
mol x1mL) 1000 mL β= (4,80 − 4,99)(50 x10 −3 L) − (0,01
β = 1,05x10 −3
2,297 g NH 4 Cl Preparación de la solución reguladora de
CH 3 COOH / CH 3 COONa 50mLs ln HAcx
0,1molHAc 60,05gHAc 100 1mL x x x 1000mL 1molHAc 60 1,05gHAc
V=0,3 mL HAc
50mLs ln NaAcx
0,05molNaAc 82,05gNaAc x 1000mL 1molNaAc
0,205 g NaAc
pH = pK a + Log 0,05
5 = 4,74 + Log
Ac − HAc
mol xVAc− L
mol x (50 − VAc− ) L mol 0 , 05 xV − Ac L Log mol 0 ,1 x ( 50− V − ) Ac L
0,1
100, 26 = 10
mol mol (1,8197)(0,1 x (50 − VAc− )) = 0,05 xVAc− L L
9,0985 − 0,1819 xVAc− = 0,05xVAc−
9,0985 = 0,2319xVAc−
4. análisis Las soluciones reguladoras son aquellas que como su nombre lo indica son capaces de regular el pH de una solución, pero ¿Qué tanto es capaz de regular una solución de estas?, para poder demostrar la capacidad reguladora de una solución buffer fue necesario preparar una solución de amoniaco/cloruro de amonio y otra de acetato de sodio/acido acético. En la primera solución mencionada se obtuvo un pH inicial de 10,05, luego se le agrego 1 mL de NaOH 0,01M y se obtuvo un pH de 10,18. Para poder ver la capacidad reguladora de esta solución se tomó como referencia la capacidad reguladora del agua la cual se determinó de la siguiente manera: pH agua =6,50
pH agua +1 mL NaOH=10,15 mol 1000mL β= (10,15 − 6,50)(50x10 −3 L) 1mLx0,01
β = 5,48x10 −5
Como se detalla en los resultados, el ΔpH en la solución amoniaco/cloruro de amonio fue de 0,13 mientras que en el agua fue de 3,65 además que el β de la solución reguladora es mas grande comparado con la del agua, lo que definitivamente comprueba que la combinación de un base débil y una sal o acido conjugado funciona como reguladores de pH. Al agregarle 1 mL de la base fuerte inmediatamente el ion amonio neutraliza los hidroxilos provenientes de la base fuerte según la reacción siguiente:
NH +4 + OH − ⇔ NH 3 + H 2 O Al neutralizar los hidroxilos provenientes del NaOH, se forma amoniaco pero para poder mantener el equilibrio en el sistema, el amoniaco debe disociarse para poder compensar los iones amonio gastados en la neutralización desplazando el equilibrio hacia al izquierda, y si todos los H+ provenientes del ion amonio se neutralizan, el sistema buffer de la solución se acaba y el pH de la solución seria dominado por el exceso de OH, ahora bien, las moles de base necesarios para cambiar el pH de la solución reguladora en una unidad 3 es 7,69 x10 −5 el calculo se realizó de la siguiente manera:
1x10 −5 molOH − x1∆pH = 7,69 x10 −5 0,13∆pH De igual manera se hizo para la solución acetato de sodio/acido acético el cual tenia un pH de 4,99, en este caso se utilizó HCl 0,01 M y se le agregó 1 mL a la solución reguladora donde se obtuvo un pH final de 4,80 de manera símil se tomó como referencia el agua: pH agua =6,30
pH agua +1 mL HCl=3,38 mol 1000 mL β= (3,38 − 6,30)(50x10 −3 L) 1mLx0,01
β = 6,85x10 −5
En esta ocasión el pH disminuye casi 3 unidades mientras que en el buffer el pH disminuyó menos de una unidad esto evidencia una vez mas que en el caso de las soluciones buffer acidas, la combinación de un acido débil y una sal o base conjugada, actúan como sistemas reguladores del pH. Así, si se añade 1 ml de una disolución 0,01 M de HCl a 50 ml de agua pura, el pH se reduce; pero si el ácido fuerte se adiciona a una disolución, que contenga cantidades iguales de ácido acético y acetato sódico, el pH varía muy pocas unidades, debido a que la base Acneutraliza los iones hidrógeno según la reacción
Debido a que se forma mas acido acético, este, por mantener el equilibrio del sistema se disocia más para mantener el Ka constante haciendo que el equilibrio se desplace hacia la izquierda y si todos los iones acetato son neutralizados, el sistema buffer de la solución se acaba y el pH de la solución seria dominado por el exceso de H+ proveniente del acido fuerte. La cantidad de moles capaces de cambiar una unidad en el pH es:
1x10 −5 molOH − x1∆pH = 5,26 x10 −5 0,19∆pH La aplicación de estas dichas soluciones son muy extensas, un ejemplo es el alka-seltzer, el cual sirve para la digestión4. Para determinar la capacidad reguladora de este medicamento se fijó el cambio de pH que fuera 1 y luego se halló la capacidad reguladora con el volumen necesario de NaOH para cambiar una unidad del pH: mol 1000mL β= (7,25 − 6,24)(0,100L) 2,4mLx0,01
β = 2,38x10 −4 El volumen necesario para cambiar una unidad de pH en 100 mL de solución fue de 2,4 mL de NaOH 0,01 M luego de 3,1 mL hubo el cambio de color del indicador este valor de β nos indica que el alka seltzer regula un poco mas que el agua sin importar que son 100 mL pro que al hacer el calculo con 50 mL el β es 1,19x10-4. Así como estas soluciones reguladoras hechas en el laboratorio, hay buffers naturales como es el caso de la sangre, La sangre humana es ligeramente alcalina, con un pH de 7,39 a 7,45 a 25oC. En una persona sana, el pH nunca se aparta más de 0,2 unidades de pH del valor promedio. Siempre que el pH disminuya abajo de 7,4, la condición se llama acidosis, cuando el pH se eleva sobre 7,4, la condición se llama entonces alcalosis. Si el pH baja de 6,8 o se eleva sobre 7,8, la muerte puede ser el resultado. La acidosis es la tendencia más común debido a que el metabolismo produce varios ácidos. El organismo utiliza tres métodos principales para controlar el pH sanguíneo: 1.- La sangre contiene varios amortiguadores, que incluyen los pares H2CO3 /HCO3ˉ y H2PO4ˉ/ HPO4ˉ² y la hemoglobina que contiene pares ácido-base conjugados. 2- Los riñones sirven para absorber o liberar H+(ac). El pH de la orina es de 5,0 a 7,0. La acidosis es acompañada de una pérdida creciente de líquidos orgánicos, ya que los riñones trabajan para reducir H+(ac).
3.- La concentración de H+(ac) también se altera por la velocidad a la que se elimina el CO2 de los pulmones. Los equilibrios pertinentes son: H + (ac) + HCO 3- (ac) ⇔ H 2 CO 3 (ac) + H 2 O(l) + CO 2 (g)
La eliminación del CO2 desplaza estos equilibrios a la derecha, reduciendo por consiguiente H+(ac). La acidosis o la alcalosis alteran el mecanismo por el cual la hemoglobina transporta el oxígeno en la sangre. La hemoglobina (Hb) participa en una serie de reacciones en equilibrio cuyo resultado general es:
HbH + (ac) + O 2 (ac) ⇔ HbO 2 (ac) + H + (ac) En la acidosis, este equilibrio se desplaza hacia la izquierda y disminuye la capacidad de la hemoglobina para forma oxihemoglobina, HbO2. Por consiguiente, la menor cantidad de O2 disponible para las células del organismo es causa de fatiga y dolores de cabeza: si la escasez de oxígeno es grande, se tiene la sensación de ahogo que causa una respiración profunda. 5. Conclusiones 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 • El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es: pKa – 1 < pH < pKa + 1 • El sistema buffer más adecuado es aquel cuyo valor de pKa está lo más cerca posible del pH que se desea regular. • La dilución no cambia el pH de la solución buffer pero disminuye considerablemente su capacidad reguladora Bibliografía 1.mazinger.sisib.uchile.cl/repositorio/ap/ciencias_ quimicas_y_farmaceuticas/ap-fisquimfarm7/c10.1.html 27/mar/07 2 Universidad del Valle. Departamento de Química Ed. Guía laboratorio de química analítica. 3.www.ust.cl/html/cree/asignatutas/programas_asi gnaturas/quimica_general_qui001.pdf 4. www.bayer.com/alka-seltzer/ 22/mar/07
