Práctica 11. Disoluciones Disoluciones amortiguadoras TAREA PREVIA. 1. Para los siguientes ácidos escriba sus respectivas ecuaciones de disociación en agua y escriba la expresión de la constante de equilibrio para cada caso. Para aquellos ácidos que tengan más de una disociación escribir las ecuaciones necesarias, hasta disociación total.
CH3COOH CH3COOH(ac)
CH3COO(ac)- + H+(ac)
[ ][]= 1.8 x10-5 []
Ka=
2. Investigue que es una reacción de hidrólisis hidrólisis de una base débil y escriba un ejemplo La hidrólisis es un tipo de reacción en la que algunos iones reaccionan con el agua, generando H+ (ac) u OH- (ac). En una base débil, la molécula acepta un protón del agua, disociándose en un ion hidroxilo y su ácido conjugado. Ejemplo: NH 3 (ac)
+ H2O(l) NH4+ (ac) +OH-(ac)
3. Para las siguientes bases escriba sus respectivas ecuaciones de hidrólisis así como la expresión de la constante de equilibrio para cada caso e indica el par á cido/base conjugado a)
CH3COONa CH3COONa (ac) ↔ CH3COO- (ac) + Na+ (ac) CH3COO-(ac) + H2O(l) ↔ CH3COOH (ac) + OH-(ac)
[ ][]= 5.5x10-10 []
Kb=
Pares ácido/base: ión acetato (base) / ácido acético (ácido) b)
NaF NaF (ac) ↔ F- (ac) + Na+ (ac)
F-(ac) + H2O(l) ↔ HF(ac) + OH-(ac)
] [ ][ Kb= [ ] = 1.4x10-11 Pares ácido/base: ión fluoruro (base) /ácido fluorhídrico (ácido)
4. Considere que tiene una mezcla equimolar de dos ácidos monopróticos débiles de pKa= 4.7 y pKa=9.4 respectivamente. Conteste las siguientes preguntas justificando justificando su respuesta. re spuesta.
a)
¿Qué ácido es más fuerte? El ácido más fuerte es el pKa= 4.7 ya que tiene una mayor capacidad de disociación en agua, lo cual puede comprobarse numéricamente al obtener sus Ka (10-pKa) Ka 1 = 1.99x10 -5 Ka 2 = 3.98 x10 -10
b)
¿Qué base conjugada será más fuerte? La correspondiente al ácido pKa= 9.4, ya que se dice que un ácido débil tiene una base conjugada fuerte. Esto es porque los ácidos débiles son malos donadores de protones, y al ser especies que los retienen, notamos que ésta es una característica de las bases fuertes.
c)
¿Qué especies predominan a los siguientes valores de pH = 2.0, 6.0, y 10? pH
pKa = 4.7
pKa = 9.4
2.0
H+
H+
6.0
OH-
H+
10
OH-
OH-
RESULTADOS Tabla 1. Valores de pH al inicio, y después de adicionar ácido y base fuerte Número de Sustancia tubo
pH inicial
pH adicionar ácido
1 2 3 Vaso pp
6.36 1.10 5.91 4.35
1.66 1.07 4.44 4.57
Agua destilada CH3COOH 0.5 M CH3COONa 0.5 M 10 ml de CH3COOH 0.5 M + CH3COONa 0.5 M
CUESTIONARIO
al pH al neutralizar y tener exceso de base 12.51 1.41 12.37 4.81
1. ¿En cuál tubo el cambio de pH al adicionar base y ácido fue más notorio? En el tubo que contiene el agua destilada, puesto que las condiciones son óptimas para que las disoluciones de ácido y base fuertes se disocien completamente, siendo esto lo único que afecta el pH de la disolución. 2. ¿Cómo explicas el cambio de valor de pH en el tubo 2 al adicionar ácido y después base? Con la adición de ácido se tiene la siguiente reacción: CH3COOH (ac) + H2O (l) ↔ CH3COO - (ac) + H3O+ (ac) Bajo este equilibrio, se favorecerá la generación de reactivos, pero incluso al neutralizar una parte de ácido el ión acetato, aumenta la concentración de protones. Posteriormente, al adicionar una base según la ecuación siguiente se neutralizan protones contenidos en el ácido a causa de la nueva presencia de OH - y el equilibrio se desplazará hacía reactivos para compensarlo, generando mayor concentración de la base conjugada. CH3COO - (ac) + H2O (l) ↔ CH3COOH (ac) + OH- (ac)
3. ¿Cómo explicas el cambio de valor de pH en el tubo 3 al adicionar ácido y después base? Al adicionar ácido, disminuye un poco su pH ya se favorece la producción de ácido acético y la disolución adquiere un carácter ácido. CH3COONa (ac) + HCl (ac) → CH3COOH(ac) + NaCl (ac) Con unas gotas de hidróxido de sodio, se da pie a una neutralización de este carácter ácido y fácilmente la concentración de OH - toma predominancia en el equilibrio. CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l) 4. ¿Qué relación existe entre el valor del pH inicial medido para la mezcla del ácido acético y el acetato de sodio con el valor del pKa del par? Es muy parecido al pKa, con una diferencia del 8.42 % 5. ¿Cómo explicas lo anterior? Ayuda: en el previo de la práctica pasada se dedujo la ecuación de Henderson – Hasselbach. Debido a que la concentración de iones OH- y H+ es igual, lo que hace que el sumando asociado al logaritmo base 10 del cociente entre éstos sea i gual con 0, remitiendo al pKa 6. ¿Por qué la disolución que realizaste en el vaso, la que contiene un par ácido-base conjugado, se comportó diferente a las disoluciones que contuvieran únicamente al ácido o la base?
Con la adición de un ácido fuerte, en este caso HCl, éste se disoció completamente en iones Cl - (ac) (los cuales, al ser la base conjugada de un ácido fuerte poseen una naturaleza alcalina débil y podemos descartar su participación en la perturbación del equilibrio), y H 3O+ (ac), lo cual se rige por la ecuación química: CH3COOH (ac)+ H20 (l) ↔ CH3COO - (ac)+ H3O+ (ac) Es apreciable cómo del lado derecho, los iones acetato van a neutralizar los iones hidronio si es que su misma concentración es mayor, con lo cual sólo quedará cierta cantidad de iones hidronio que afectarán el pH de la disolución al disminuir la concentración de iones acetato utilizados y aumentar la concentración de ácido acético sólo un poco, por lo que la disolución ha amortiguado este decrecimiento. Con la adición y exceso de una base fuerte, que de forma análoga se disocia completamente (descartando esta vez el conjugado de una ba se fuerte) y libera una máxima cantidad de iones OH-, se puede observar que en el siguiente equilibrio; CH3COO – (ac)+ H20 (l) ↔ CH3COOH (ac)+ OH - (ac) el ácido procederá a neutralizar los iones hidroxilo, por lo que de nuevo, sólo una parte de ellos afectará el pH de la disolución y dará pie a la reacción en sentido inverso, es decir, disminuir la concentración del ácido y aumentando la de la base conjugada, acercándose al pH original. 7. Si el vaso cuatro generaste un sistema amortiguador o buffer, ¿qué sustancias componen una disolución amortiguadora? Un ácido y su base conjugada, en este caso contenida en una sal suficientemente disociable.
SEGUNDA PARTE. Tabla 2. Valores de pH al inicio, y después de adicionar ácido y base fuerte para la disolución buffer diluida.
Sustancia
pH inicial
pH al adicionar pH al neutralizar y tener HCl exceso de base
10 ml de CH3COOH 0.5 M + CH3COONa 0.5 M diluida
4.88
4.58
CUESTIONARIO
5.14
1. ¿Existe algún cambio en el pH inicial de la disolución amortiguadora antes y después de diluir? Sí o no. Justifica tu respuesta. En este experimento el pH aumentó un poco pero puede deberse a algún error en la preparación, ya que la cantidad de iones OH - y H+ no varía y siguen “neutralizándose” el uno al otro. 2. Comprado con los valores de pH de la disolución amortiguadora sin y con dilución, ¿hay diferencias? Justifica tu respuesta Solamente en el caso del exceso de base, ya que hizo que variaria significativamente de pH. 3. ¿La acción de una disolución buffer cambia al diluir? Se infiere tiene un rango de amortiguación menor.
CUESTIONARIO ADICIONAL . 1. En una mezcla equimolar de cualquier buffer, ¿cuál será el valor de pH esperado? El mismo del pKa, ya que la concentración de iones OH- y H+ es igual según la ecuación de Henderson.
−] [ = [+] = (1) =
CONCLUSIÓN Un buffer es una mezcla de un ácido débil con su base conjugada. Estas soluciones aminoran o absorben los cambios buscos de pH
REFERENCIAS
Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. & Burdge, J. (2004). Química. La ciencia central. México: Pearson educación. p 641. Spencer, J., Bodner, G. & Rickard, L. (2000). Química: estructura y dinámica. México: CECSA. p 522.
