Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas Sede concepción
LABORATORIO QUIMICA GENERAL QUI 002 SECCIÓN 703 ENFERMERÍA LABORATORIO No.4 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
INTEGRANTES: Catalina Concha C. Francisco Salinas M. PROFESORES: Gonzalo Jana V. Guillermo Salgado M. FECHA: Martes 29 de Mayo del 2012
1
RESUMEN
Realizamos dos experimentos, el primero consistía en preparar 5 soluciones de diferentes volúmenes del ácido débil (CH 3COOH) y base conjugada (CH 3COOHNa), para medir el pH experimental que lo medimos a través del papel indicador pH y el pH teórico, lo calculamos con la Ec. Henderson-Hasselbach. Luego calculamos la concentración del ácido débil y su base conjugada a través de formulas. En el segundo experimento utilizamos el peachímetro en forma grupal, en cual se agregaron 0,5 ml de NaOH para ver cuanto variaba el pH. Con los datos obtenidos realizamos un grafico, para ver la pendiente del este, y así darnos cuenta del comportamiento del pH. Además agregamos la discusión del grafico y de que manera se calcula el pH de la hidrolisis.
2
Resultados
Experimento 1: Preparación de soluciones amortiguadoras
Solución nº
Volumen de
Volumen de
pH experi-
pH
Concentración de
Concentración de
CH 3COONa 0.1
CH 3COOH 0.1
mental
teórico
CH 3COONa en la
CH 3COOH en la
M
M
mezcla
mezcla
1
40 mL
0 mL
8
8,9
0,1
0
2
33 mL
7 mL
5
5,41
0,0825
0,0175
3
45 mL
45 mL
4
4,74
0,05
0,05
4
7 mL
33 mL
3
4,07
0,0175
0,0825
5
0 mL
40 mL
2
2,87
0
0,1
Procedimiento:
1.
El pH experimental fue medido a través del papel indicador pH, que de acuerdo a una
tabla de colores determina el pH de la solución. 2.
El pH teórico se calculo con la ecuación de Henderson-Hasselbach en el caso de la
solución N° 2-3 y 4. Para el caso N° 1, se utilizo el cálculo de pH de hidrolisis. Y en caso N° 5 se utilizo el cálculo de pH para ác. Débil. Pero
para
calcular
pH,
primero
debemos
calcular
las
concentraciones
correspondientes de cada caso, que se mostraran a continuación:
C1 x V1
Formula concentración:
v
TOTAL
3
Concentración CH 3COONa 1. 0,1 x 40/ 40 = 0,1 2. 0,1x 33 / 40 = 0,0825 3. 0,1 x 45 / 90 = 0,05 4. 0,1 x 7 /40 = 0,0175 5. 0,1 x 0/ 40 = 0
Concentración CH 3COOH 1. 0 x 0,1/40 = 0 2. 7x 0,1/40 = 0,0175 3. 45 x 0,1/90= 0,05 4. 33 x 0,1 /40= 0,0825 5. 40 x 0,1 /40 = 0,1
CALCULO pH teórico:
1. CH3 COONa I: 0,1 Rx: 0,1-X
CH3 COO- + Na +
0 X
0 X
Kb = Kw / ka
Donde: Kw: Constante de ionización del agua. (1x10 -14 ) Ka : Constante del acidez. (1,8x10 -5 ) -14
Kb= 1x10
/ 1,8x10-5 = 5,56 x 10-10
4
En este caso se puede omitir la X, porque cualquier concentración (reactante) dividida su constante es mayor a 500, se puede omitir el valor de x. 0,1/1,8x10-5 = 5555,555 por lo tanto es mayor, entonces se puede omitir el valor. Kb = [CH3 COOH] [Na] / [CH3COONa] Kb = X * X / 0,1-X 2
Kb = X / 0,1
X2 = Kb x 0,1 / √ -10
X= √ 5,56 x 10
x 0,1 M
X= 7,5 X10-6 [pOH] pOH= -log 7,5 X10-6 pOH= 5,1 pH= 14 – 5,1 pH= 8,9
En el caso de las soluciones N° 2,3 y 4 se utilizo esta formula
pH= pKa + log [base] / [ácido]
2. pH= 1,8x10-5 + log [0.0825] / [0,0175] pH= 5,41 3. pH= 1,8x10-5 + log [0,05] / [0,05] pH= 4,47 4. pH= 1,8x10-5 + log [0,0175] / [0,0825] pH= 4,07 5. CH3COOH
I: 0,1 Rx: 0,1-X
CH3 COO- + H+
0 X
0 X
5
Ka = [CH3 COO-] [ H+ ] / [CH3COOH] Ka = x * x / 0,1-x Ka = X2 / 0,1 X2 = 0,1 x Ka -5
X= √ 0,1 x 1,8x10
X= 1,34 X10-3 pH= -log [H+]
pH= -log 1,34x10-5 pH= 2,87
Discusión ¿Que es la hidrólisis?
El término hidrólisis se utiliza para describir el fenómeno en el que una sustancia reacciona con el agua provocando la escisión de ésta en protones y oxhidrilos, e incorporando uno de estos iones a la especie que provoca la hidrólisis, permaneciendo el otro ion libre, con lo cual el medio originalmente neutro se modifica pasando a ser ácido, si quedan protones libres, o alcalino, si quedan oxhidrilos libres. ¿Como se calcula el pH de la hidrólisis?
Cuando una sal se diluye en agua se disocia en sus iones respectivos los cuales van a actuar con los iones H y OH del agua. Para determinar el pH de estas reacciones se usa la formula Kb=Kw/Ka y se despejan las concentraciones de los productos y reactantes, ejemplo: Ac=0,01M, Kw=10elevado -4 , Ka=1,8x10elevado-4 6
Ac- + H2O → HAc + OH0,01 - x
x
x
Kb = Kw/Ka = x²/(0,01 - x) = 10-14/1,8·10-4 = 0,555·10-10 (muy pequeña) x²/(0,01 - x) ≅ x²/0,01 = 0,555·10-10 (despreciamos x frente a 0,01 porque Kb es pequeña) x² = 0,555·10-12 => x = √0,555 ·10-6 = 0,74·10-6 pOH = -log 0,74·10-6 = 6,13 Como el pH + pOH = 14 pH = 14 - 6,13 = 7,86 (ligadamente básico)
Experimento 2: Medición de la capacidad amortiguadora Tablas de pH medido por peachimetro:
pH 2
ml
pH
0
4.69
4.59
0.5
4.74
4.39
1
4.77
4.27
1.5
4.82
4.05
2
4.91
3.71
2.5
5.02
3.41
3
5.11
2.62
3.5
5.22
2.09
4
5.38
1.91
4.5
5.83
1.73
5
6.65
1.62
5.5
10.55
1.55
6
10.95
1.49
7
6.5
11.15
1.31
7
11.30
1.31
7.5
11.44
1.25
8
11.50
1.22
8.5
11.57
9
11.65
9.5
11.70
10
11.74
1.17
1.12
8
Discusión grafico: En ambas curvas se pueden distinguir las siguientes fases: Al principio la solución contiene el acido débil (CH 3COOH) y su base conjugada, por lo cual el pH va a depender de la ionización de este, luego en el momento en el cual se le añade el NaOH, se distingue la fase de zona tampón en la cual se ve una línea constante, en la cual se produce las mínimas variaciones de pH, en esta región el acido y la base se encuentra en concentraciones similares, pero a medida que se le agrega los mL de NaOH, el pH va variando hasta llegar al punto de equivalencia.
Tengo una duda pancho, que le agregamos a nuestra solución? NaOH o HCL? Es que creo que en una se le agrego NaOH y al otro grupo HCL, por eso las curvas son diferentes por que, si se le agrega base, toda la base conjugada de la solución se va a transformar en su acido débil y si se le agrega acido (HCL) se va a transformar en la base conjugada, por eso cambian las curvas pu, por que una se transformo en acido debíl y la otra en la base conjugada o no?? Es muy tonto lo que estoy diciendo ajjajaja ya pinchame cuando estes haciendo el trabajo ya (: Aquí te dejo dos paginas para que ver si entienedes lo que yo entendí jijij 1. http://212.128.130.23/eduCommons/ciencias-biosanitarias/bioquimica-phequilibrios-acido-2013base/contenidos/2.%20Curvas%20de%20titulacion%20de%20acidos%20y%20base s.pdf 2. http://www.buenastareas.com/ensayos/Titulaciones-Acido-Base/423074.html
9
Conclusión En el presente trabajo se comprendió la función de una solución amortiguadora, aplicando una reacción de un acido débil con su base conjugada. Principalmente se puede apreciar que una solución amortiguadora sirve para mantener el pH estable de una solución que nosotros deseamos pero se observo que tiene un cierto limite donde el amortiguador ya no puede captar mas iones y el pH bruscamente cambia, 10
ya sea de un ambiente acido a un ambiente básico o viceversa. Lo que se ve mejor observado en el grafico realizado en el trabajo, donde se observa cuando el amortiguador mantiene el pH acido hasta un punto de 6.65 y luego sufre un cambio brusco hasta 10.55 dando origen a un pH básico.
Bibliografía y Webgrafía
1. Química general. Raymod Chang. Williams College. 7a Edición. Mc Graw-hill interamericana editores, S.A. de C.V ;2002; capitulo 14-15-16. 2. Química. La Ciencia Central. T. L. Brown, H. E. Lemay and B. Bursten. 7ª Edición, Prentice Hall Hispanoamericana S.A.., 1998. 3. http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/medida.htm 4. http://www.slideshare.net/profeblog/t6-cido-base-hidrolisis-sal-de-cido-dbil-ybase-dbil 5. http://www.slideshare.net/mensajerodelcielo/soluciones-buffer 11
12
