Laboratorio de Química Analítica Analítica
INFORME DE LABORATORIO LABORATORIO DE ANALISIS QUIMICO EXPERIENCIA: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES AMORTIGUADORAS. AMORTIGUADORAS. Ingeniería agroindustrial, Universidad del Atlántico. Fecha de realización: 27 de Mayo de 2015
RESUMEN __________________________________________________________________ ___________________________________________ _______________________ La práctica realizada consistió en preparar una solución amortiguadora, como una solución que puede absorber grandes cantidades moderadas de ácidos o bases, sin un cambio significativo en su pH. Para ello, se realizaron los respectivos procedimientos y cálculos con el amoniaco concentrado y el Cloruro de Amonio permitiendo así que posteriormente posteriormen te se midiera con el phmetro el pH del buffer creado. Se obtuvo el resultado deseado con un porcentaje de error mínimo.
Palabras claves: sustancia amortigudora, pHmetro, amonio concentrado, cloruro de amonio.
ABSTRACT __________________________________________________________________ _________________________________________ _________________________ The practice done was to prepare a buffer solution as a solution which can absorb large moderate amounts of acids or bases without a significant change in its pH. To do this, the respective procedures and calculations with concentrated ammonia and ammonium chloride and allowing performed subsequently measured with the pH meter pH buffer created. The desired minimum error percentage result was obtained.
Keywords: amortigudora substance , pH meter , concentrated ammonium, ammonium chloride.
INTRODUCCIÓN __________________________________________________________________ _________________________________________ _________________________ Buffer es una o varias sustancias químicas que afectan la concentración de los iones de hidrógeno (o hidrogeniones) en el agua. Siendo que pH no significa otra cosa que potencial de hidrogeniones (o peso de hidrógeno), un "buffer" (o "amortiguador") lo que hace es regular el pH.Cuando un "buffer" es adicionado al agua, el primer cambio que se produce es que el pH del agua se vuelve constante. De esta manera, ácidos o bases (álcalis = bases)adicionales no podrán tener efecto alguno sobre el agua, ya que esta siempre se estabilizará de inmediato.La adición de pequeñas cantidades de ácido o base a una solución amortiguadora o 1
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buffer, produce solo un cambio pequeño de pH, porque el amortiguador reacciona con el ácido o base agregado. Las soluciones amortiguadoras se preparan con un ácido débil y una sal de ese ácido, o con una base débil y una sal de esa base. La función de una solución amortiguadora es la de resistir los cambios de pH cuando se le agregan ligeras cantidades de ácido o base. Su función es muy importante en los sistemas químicos y biológicos y los procesos que requieran un cierto valor de pH que no sea modificable con facilidad. Ya sea por ejemplo para el funcionamiento adecuado de las enzimas en el sistema digestivo o los glóbulos blancos en el torrente sanguíneo.
OBJETIVOS __________________________________________________________________
Preparar una Solución Amortiguadora Comprobar el control de pH por adición a una solución de un Acido Fuerte Comprobar el control de pH por adición a una solución de una Base Fuerte
MARCO TEÓRICO _________________________________________________________________ Soluciones amortiguadoras son aquellas soluciones cuya concentración de hidrogeniones varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes. El objeto de su empleo, tanto en técnicas de laboratorio como en la finalidad funcional del plasma, es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso, suele decirse que sirven para mantener constante el pH. Los mas sencillos están formados por mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido con base fuerte, por ejemplo, una mezcla de ácido acético y acetato de sodio; o bien una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco y cloruro de amonio. La aplicación más importante de esta teoría de los amortiguadores es, para los fisiólogos, el estudio de la regulación del equilibrio ácido-base. Para dar una idea de la importancia de los amortiguadores de la sangre, recordemos que la concentración de hidrogeniones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera, y crece paralelamente a la cantidad de ácido añadido. No ocurre así en la sangre, que admite cantidades del mismo ácido, notablemente mayores, sin que la concentración de hidrogeniones aumente de una manera apreciable. 2
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Una pareja que contenga CH 3COOH y CH 3COONa, al añadirle HCl solo se produce un ligero cambio en el pH, porque los iones H + del acido fuerte se combinan con abundante iones acetato de la solución amortiguadora para formar CH3COOH débilmente ionizado, así: 1. HCL + CH3COONa == NaCl + CH 3COOH 2. H+ + Cl- + CH3COO- + Na+ == Na+ + Cl-
+ CH3COOH
NaCl es una sal neutral que no influye en el pH y se ha cambiado un Acido fuerte por un acido muy débilmente ionizado, como es el ácido acético. Por otro lado, la acción de una base fuerte (NaOH) tampoco modifica el pH sustancialmente puesto que los iones hidroxilos, OH -, de la base , que modificarían el pH, desaparecen para formar H 2O según las reacciones: 3. NaOH + CH 3COOH == CH 3COOna + H2O 4. Na+ + OH- + CH3COO- + H+ == CH3COO- + Na+ + H2O En conclusión la sal (base conjugada) reacciona con los ácidos y el ácido débil reacciona con las bases para producir cambios significativamente mínimos en el pH de un líquido. La expresión de acción de masa que se conoce como ecuación de HendersonHasselbalch es la siguiente:
La Ecuación de Henderson-Hasselbach permite calcular el pH de una mezcla amortiguadora conociendo su composición. En su deducción, para un amortiguador compuesto de un ácido débil y una sal de su base conjugada, se considera que la concentración de ácido libre es aproximadamente igual a la del ácido total, y la concentración del ión base conjugada coincide con la concentración de la sal. Con ello, La Ecuación de Henderson-Hasselbach expresa que el pH de una solución amortiguadora se calcula sumando al pK del ácido, el logaritmo de la relación concentración de sal / concentración de ácido, es decir pH = pKa + log[Ecuación] De acuerdo con todo lo anterior, el pKa de un ácido débil se puede definir como el pH del sistema amortiguador que resultaría al añadirle una cantidad equimolar de una sal fuerte del mismo ácido, o bien el pH alcanzado después de neutralizar con base fuerte, exactamente, la mitad de ácido. Para el ácido acético, una solución 3
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uno molar de ácido puro tiene un pH de 2.38, mientras que un sistema amortiguador con cantidades equimolares de ácido y sal tiene un pH igual al pK del ácido acético, es decir, 4.76.
METODOLOGÍA __________________________________________________________________ En la preparación de soluciones amortiguadoras, como primera medida se calculó la molaridad del Amoniaco concentrado partiendo de los datos de densidad y % en peso que aparecen en el rótulo del reactivo. Posteriormente, se calculó la cantidad en gramos de Cloruro de Amonio necesario para preparar 250 ml de solución reguladora en la cual la concentración de sea 0,1M sabiendo que el pH de la solución es de 10. Por último se midió el pH de la solución con el pH metro, el cual se calibró inicialmente tomando dos soluciones de pH 4 y pH 7, respectivamente y luego se reportó el resultado.
RESULTADOS Y CÁLCULOS __________________________________________________________________ Datos: pH: 10
= 0,897 ⁄ %/= 28% PM= 35 ⁄
= 0,1
= 7,176 / La cantidad en mililitros de amoniaco concentrado necesario es:
= 4
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7,176 = 250 × 0,1 =
25 = 3,48 7,176
Luego calculamos la concentración de y la cantidad en moles, como sigue:
= + Sabiendo que = 1,8 × 10−
;
[ ] [ ]
(1)
= log(1,8×10−) = 4,74 , por tanto
= 14 = 14 4,74 = 9,26 Reemplazando en la ecuación 1, tenemos:
10 = 9,26 + 0,74 = 10−, = 0,18 =
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] 0,1
0,018 = [ ]
Por tanto el número de mmoles de es:
# = 250 × 0,018 # = 4,5 A partir del número de moles calculado en el paso anterior se puede obtener la cantidad en gramos de # , así:
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= 0,24 De esta manera se puede decir que la cantidad de que deben estar presentes para preparar la solución amortiguadora es de 0,24 g.
Por otro lado, teniendo en cuenta el valor de pH arrojado por el pH metro (que indicaría el valor experimental) y el valor teórico dado, se puede calcular el error relativo y absoluto de dicha medición, así:
= 9,92 = 10 % =
| . ó | × ó
% =
|9,92 10| ×100 10
% = 0.8%
= |9,92 10| = 0,08
CONCLUSIONES __________________________________________________________________ 6
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Las sustancias amortiguadoras o buffer se usan en todo tipo de reacciones químicas en las que se desean mantener el pH de una solución a un nivel relativamente constante. En la práctica realizada se pudo comprobar la concentración de pH que posee el buffer preparado y los resultados obtenidos fueron muy parecidos a los analizados por los cálculos matemáticos dando como resultado un buen trabajo durante la experiencia.
BIBLIOGRAFIA __________________________________________________________________
Biblioteca virtual de la UNAD – Valoración de soluciones. Sitio web Academia.edu – Preparación y estandarización de soluciones.
ANEXOS __________________________________________________________________
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Fig. 1 Calibración del pH metro.
Fig. 2 Montaje para titulación
Fig. 3 pH obtenidos del buffer preparado.
PREGUNTAS
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1. Si se hubiese pesado el doble del calculado de y lo hubiésemos agregado. ¿Cuál sería el pH obtenido? Al duplicar el valor calculado de , tenemos:
0,24 × 2 = 0,48 Partiendo de este nuevo valor, calculamos la nueva concentración de y seguidamente calculamos el pH.
# = 8,97 8,97 = 250 × [ ] [ ] =
8,97 250
[ ] = 0,036 Por tanto el pH, aplicando la ecuación 1 es:
= 9,26 +
0,1 0,036
= 9,70 Con el nuevo resultado obtenido de pH, observa que este disminuye al aumentar la cantidad en gramos de .
2. Si hubiese pesado el doble del calculado de y deseáramos que el pH fuese 10 para la solución amortiguadora. ¿Qué volumen de Amoniaco concentrado necesitaríamos? Teniendo en cuenta el resultado anterior de la concentración de vemos que no varía, ya que es la concentración correspondiente al duplicar los gramos de , con lo que ponemos despejar de la ecuación 1 la concentración de , y luego calcular el volumen de este, de la siguiente manera:
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=
[ ] [ ]
10 9,26 =
[ ] [ ]
0,74 =
[ ] [ ]
10−, =
[ ] [ ]
[ ] =
[ ] 10−,
[ ] =
0,036 0,18
[ ] = 0,2 Para hallar el volumen decimos:
= 7,176 = 250 × 0,2 =
50 = 6,96 7,176
Entonces podemos decir que el volumen de amoniaco concentrado aumenta al aumentar su concentración en la solución amortiguadora.
3. ¿Qué sucede si se pesan 4,0125 g de y se usan 8,68 ml de concentrado? Partiendo de este nuevo valor (4,0125 g), calculamos la nueva concentración de y seguidamente calculamos el pH.
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# = 75 75 = 250 × [ ] [ ] =
75 250
[ ] = 0,3 Por tanto el pH, aplicando la ecuación 1 es:
= 9,26 +
0,1 0,3
= 8,78 Vemos que como la concentración de aumenta, el pH sigue disminuyendo.
Ahora veamos que sucede si se usan 8,68 ml de concentrado, sabemos que:
= 8,68 × 7,176 = 250 × []
[ ] = 0,25 Observamos que la concentración del contenido de necesaria en la solución amortiguadora aumenta al aumentar el volumen de .
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