Universidad niversi dad Nacio Nacional nal Autó noma nom a de Méxic México o Facultad de Estudios Superiores Zaragoza
Química Farmacé Farmacéuti utico co Biológ Bio lógica ica
Laboratori o de Química Química Analítica
Solución amortiguadora NH 4OH/NH4Cl.
Equipo qui po 3: Ar r o yo B arr ar r i o s Alo Al o n d r a Espinos Espin osa a Suárez Suárez David David Hernández Trejo Samantha
Grupo: 2354
4 de abri l de 2018 2018
Resumen.
Se realizó la preparación de 50 ml de una solución amortiguadora y se observó su capacidad titulando potenciométricamente adicionando de 0.5 en 0.5 ml de hidróxido de sodio a una alícuota de 10 ml del buffer de NH 4Cl/NH4OH, posteriormente se realizó el mismo procedimiento a otra alícuota del buffer en cuestión pero con ácido clorhídrico. Para que se elevara el pH del buffer una unidad se necesitaron 3.5 ml de hidróxido de sodio y para que disminuyera se necesitaron 4.3 ml de ácido clorhídrico. Introducción. Buffer.
Una solución amortiguadora (buffer, en inglés) se define como una solución que resiste el cambio de pH cuando se agrega una pequeña cantidad de ácido o base o cuando se diluye la solución. Esto es muy útil para mantener el pH para una reacción en su valor óptimo. Una solución amortiguadora consiste en una mezcla de un ácido débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido conjugado a concentraciones o relaciones predeterminadas. Es decir, se tiene una mezcla de un ácido débil y su sal o una base débil y su sal. Considérese un amortiguador de ácido acético-acetato. El equilibrio ácido que gobierna este sistema es: HOAc H+ + OAcEl pH de una solución amortiguadora se determina por la relación de las concentraciones del par ácido-base conjugado. Para calcular dicho pH se utiliza la ecuación de HendersonHasselbach. Es útil para calcular el pH de un ácido débil que contiene su sal. Se puede escribir una forma general para un ácido débil HA, que se ioniza a su sal A - y H+: HA H+ + A-
= = =
á
La mezcla de un ácido débil y su sal también se puede obtener combinando un exceso de ácido débil con alguna base fuerte para producir una sal por neutralización, o mezclando un exceso de sal con ácido fuerte para producir el componente de ácido débil del amortiguador. El mecanismo de la acción amortigu adora para una mezcla de un ácido débil y su sal se puede explicar cómo sigue. El pH está gobernado por el logaritmo de la relación de la sal y el ácido:
=
̄
Si la solución se diluye, la relación permanece constante y por tanto el pH de la solución no cambia. En realidad, el pH aumentará ligeramente porque el coeficiente de actividad
de la sal se ha aumentado al disminuir la fuerza iónica. La actividad de una molécula sin carga (es decir, de un ácido no disociado) es igual a su molaridad, y por tanto aumenta la relación provocando un ligero aumento del pH. Si se agrega una pequeña cantidad de un ácido fuerte, se combinará con una cantidad igual del A - para convertirlo en HA. Es decir, en el equilibrio, HA H+ + A-, el principio de Le Châtelier dicta que el H + agregado se combinará con A - para formar HA, con el equilibrio ubicado muy a la izquierda si hay exceso de A -. El cambio en la relación [A -] / [HA] es pequeño y por tanto el cambio de pH es pequeño. Si el ácido se hubiera agregado a una solución sin amortiguamiento (por ejemplo, una solución de NaCl), el pH habría disminuido notablemente. Si se agrega una pequeña cantidad de una base fuerte, ésta se combinará con parte del HA para formar una cantidad equivalente de A -. De nuevo, el cambio en la relación es pequeño. La cantidad de ácido o base que se puede añadir sin causar un gran cambio en el pH está determinada por la capacidad amortiguadora de la solución. Ésta se determina por las concentraciones de HA y A -. Cuanto mayores sean estas concentraciones, mayor cantidad de ácido o base puede tolerar la solución. La capacidad amortiguadora (intensidad amortiguadora, índice amortiguador) de una solución se define como: =
=
donde dCBOH y dCHA representan el número de moles por litro de base o ácido fuerte, respectivamente, que se necesita para ocasionar un cambio de pH de dpH. La capacidad amortiguadora es un número positivo. Cuanto mayor sea, más resistente a cambios de pH será la solución. Para soluciones amortiguadoras ácido débil/base conjugada con una concentración mayor de 0.001 M, la capacidad amortiguadora es aproximadamente: = 2.303
donde CHA y CA- representan las concentraciones analíticas del ácido y su sal, respectivamente. Así, si se tiene una mezcla de 0.10 mol/L de ácido acético y 0.10 mol/L de acetato de sodio, la capacidad amortiguadora es: = 2.303
0.10 × 0.10 0.050 = 0.10 0.10
Si se agrega hidróxido de sodio hasta llegar a 0.0050 mol/L, el cambio de pH será:
=
0.0050 = = 0.10 = 0.050
Además de la concentración, la capacidad amortiguadora depende de la relación de HA a A-. Es máxima cuando la relación es igual a la unidad; es decir, cuando pH = p Ka:
1 = = 1 Esto corresponde al punto medio de una titulación de un ácido débil. En general, la capacidad amortiguadora es satisfactoria en un intervalo de pH de p Ka 1. Una solución amortiguadora puede resistir un cambio de pH incluso cuando se agrega una cantidad de ácido o base fuerte mayor (en moles) a la cantidad de equilibrio de H + o de OH- (en moles) en ella. Para la mezcla de una base débil y su sal. Se llevan a cabo cálculos similares a las mezclas de una base débil y su sal. Se puede considerar el equilibrio entre la base B y su ácido conjugado BH + y luego escribir una Ka para el ácido conjugado (Brønsted): BHB + H+
=
=
La forma logarítmica de Henderson-Hasselbalch se deriva exactamente como antes:
=
= ( )
O como pOH:
=
= ( )
Una mezcla de una base débil y su sal actúa como amortiguador de la misma manera que un ácido débil y su sal. Cuando se agrega un ácido fuerte se combina con algo de la base B para formar la sal BH +. A la inversa, una base se combina con BH + para formar B. Como el cambio en la relación será pequeño, el cambio en pH será minúsculo. Nuevamente, la capacidad amortiguadora es máxima a un pH igual a p Ka =14 - pKb (o a pOH =p Kb), con límite útil de p Ka 1. Se ve que una solución amortiguadora para un pH dado se prepara eligiendo un ácido débil (o una base débil) y su sal, con un valor de p Ka cercano al pH que se desea. Hay varios de esos ácidos y de estas bases, y se puede amortiguar cualquier región de pH mediante una selección adecuada de éstos. Un ácido débil y su sal dan el mejor resultado amortiguador en solución ácida, y una base débil y su sal dan el mejor resultado amortiguador en solución alcalina. Hipótesis.
Las soluciones amortiguadoras son utilizadas para estabilizar componentes, soluciones o sistemas que tienen un exceso de hidróxidos o hidronios y los aceptan para no causar
irregularidades en alguna función. Cada solución amortiguadora tiene un límite de hidróxidos e hidronios y sus capacidades amortiguadoras pueden ser medidas potenciométricamente agregando paulatinamente ambos agentes. Al tener una base débil y su sal, es decir, su ácido conjugado en disolución se espera que ésta pueda resistir los cambios de pH al agregar cantidades de ácido o base fuertes. Se espera tener una solución amortiguadora efectiva que pueda resistir estos cambios bruscos de Ph antes de romperse y perder su capacidad amortiguadora completamente. Objetivo general •
Probar la capacidad amortiguadora de una solución buffer de NH 4OH/NH4Cl.
Objetivos específicos •
• • •
•
Medir de manera exacta cada componente para que la solución amortiguadora quede más cercana al Ph Valorar las soluciones a ocupar para preparar la solución buffer Preparar la solución buffer Estabilizar el potenciómetro y hacer uso de este para medir la capacidad amortiguadora de la solución buffer Observar el punto de quiebre y hacer gráficas para analizar gráficamente el comportamiento de la solución buffer.
Procedimiento.
Preparar 50 ml de solución buffer de concentración 0.1 M con un valor de pH de 10 (pKa = 9.26) usando ml de hidróxido de amonio (NH 4OH) y ml cloruro de amonio (NH 4Cl). Tomar un volumen de la solución y medir el pH con el potenciómetro. A una alícuota de 10 ml de la solución titularla con una solución de HCl, adicionándole volúmenes de 0.5 ml hasta que el valor de pH se eleve una unidad a la medida inicialmente con el potenciómetro. Realizar el mismo procedimiento con otra alícuota de 10 ml y la titulación con una solución de NaOH. Realizar gráficas para el análisis de resultados.
Resultados experimentales. pH inicial buffer: 9.81
1. NaOH 0.09803 M
V (ml) 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5
x
Añadiendo NaOH
pH 12
9.91 9.97 10.21 10.77 11.30 11.65 11.81
11.5 11 10.5 10 9.5 0
V pH x*y x^2 (ml) 0.5 9.91 4.955 0.25 1 9.97 9.97 1 1.5 10.21 15.315 2.25 10.77 11.3 11.65 11.81
21.54
4
28.25
6.25
34.95
9
2
3
4
Mínimos cuadrados para la adición de Hidróxido de Sodio
y
2 2.5 3 3.5
1
100 Y n e a i c n e d n e T
80 60 40 20 0 0
1
2
3
4
volúmen
41.335 12.25
14 75.62 156.315
35
Primera derivada al agregar NaOH A b 20.78744898 9.352857143 Mínimos cuadrados Volumen (ml) pH tendencia Y 0.5 19.74658163 1 30.14030612 1.5 40.53403061 2 50.9277551 2.5 61.32147959 3 71.71520408 3.5 82.10892857
1.5
1.12
1.06
1
0.7 0.48
0.5
0.32
0.12
0 0
1
2
3
4
5
6
Segunda derivada al añadir NaOH 0.853333333
1 0.48 0.5
-0.08
0 0 -0.5 -1
1
2
3
4
5
0.064 0 -0.48 6 7 8 -0.506666667
2. HCl 0.09900 M
V (ml) 0.5 1 1.5 2 1.5 3 3.5 4 4.1 4.2 4.3
pH 9.70 9.60 9.49 9.38 9.28 9.18 9.00 8.88 8.82 8.77 8.50
Añadiendo HCl
10 9.5 9 8.5 0
1
2
3
4
5
Mínimos cuadrados para la adición del Ácido Clorhídrico 9 n 8.5 e 8 a i c n 7.5 e Y
x
V (ml) 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.1
y
pH 9.7 9.6 9.49 9.38 9.28 9.18 9 8.88 8.82
22.1 83.33
x*y x^2 4.85 0.25 9.6 1 14.235 2.25 18.76 4 23.2 6.25 27.54 9 31.5 12.25 35.52 16 36.162 16.81 201.367 67.81
d n e T
0
1
2
3
Primera derivada al agregar Ácido Clorhídrico 6
4.139444444
4 2 -0.2
b
0.240318346 8.675960207 Mínimos cuadrados Volumen pH (ml) tendencia Y 0.5 8.555801034 1 8.435641861 1.5 8.315482688 2 8.195323515 2.5 8.075164342 7.955005169 3 7.834845996 3.5 7.714686823 4 7.690654989 4.1
5
Volumen
-0.22
-0.22
-0.2
-0.2
0
A
4
-2
0
1
2
3
4
-0.36
-0.24-0.6
5
6
7
Segunda derivada al agregar Ácido Clorhídrico 1
0.67859745
0.5
0.16 4.73695E-15 -0.026666667 0 0.026666667 -0.213333333
0 -0.5 -1 -1.5
0
2
4
6
8
0 10
-1.028571429
Análi si s de resultados.
Preparación de la solución buffer. Se obtuvo una solución buffer de amoniaco y su ácido conjugado amonio con un pH de 9.81, el pH que se esperaba calcular era de 10, como el pH obtenido está por debajo de 10, significa que falto más concentración de la base. Esto se comprobó comparando la concentración necesaria de la base para un pH de 10 y la concentración de la base con un pH de 9.81. 3. Concentración de hidróxido de amonio para una solución buffer pH=10, pKa=9.25
[− ] =
(0.1)10−. = 0.08490 1 10−.
4. Concentración de hidróxido de amonio de la solución buffer obtenida con un pH=9.81
(0.1)10.−. − [ ] = 1 10.−.
= 0.07840
Por lo la diferencia de la concentración necesaria y la concentración utilizada es de 0.006494 M, que fue la concentración faltante para la obtención de una solución buffer con pH de 10. Por consiguiente la solución buffer tuvo una concentración de 0.09350 M, sumando la concentración de la base utilizada y la concentración de su ácido conjugado. Capacidad de la solución buffer. Con los volúmenes añadidos de hidróxido de sodio, se utilizaron los diferentes cambios de pH para comprobar que la mezcla / + amortigua adecuadamente. Se calculó la diferencia de pH mediante la fórmula:
∆ = Con NaOH. 1. Para la primera adición de un volumen de 0.5 mL de se obtuvo un pH de 9.91, al calcular la diferencia de pH es menor que 1 por lo que si amortigua adecuadamente.
2. Al agregar 0.5 mL más de , se tiene 1 mL en total de con un pH de 9.97, al calcular la diferencia de pH es de 0.16 por lo que amortigua adecuadamente. 3. Después se añadieron nuevamente 0.5 mL, se tiene 1.5 mL de en la solución buffer con un pH de 10.21, la diferencia de pH es de 0.4, por lo que amortigua adecuadamente. 4. Se añadieron 0.5 mL más, se tienen 2 mL de en la solución buffer con un pH de 10.77, la diferencia de pH es de 0.96 por lo que amortigua adecuadamente. 5. Al añadir 0.5 mL más se tiene 2.5 mL de en la solución buffer con un pH de 11.30, la diferencia de pH es de 1.49, ya cambió el pH de la solución más de una unidad, por lo que ya no amortigua adecuadamente. Si se sigue aumentando el volumen de , el cambio de pH es mayor. Entonces se encuentra que el límite de la capacidad amortiguadora de la mezcla / + se encuentra aproximadamente a los 2 mL añadidos de . Con HCL. 1. Para la primera adición de 0.5 mL de , la solución tuvo un pH de 9.7, la diferencia de pH es de |0.11| por lo que amortigua adecuadamente. 2. Para la segunda adición de 0.5 mL de , se tiene 1 mL de en la solución buffer con un pH de 9.60, la diferencia de pH es de |0.21| por lo que amortigua adecuadamente. 3. Para la tercera adición de 0.5 mL de , se tiene 1.5 mL de en la solución buffer con un pH de 9.49, la diferencia de pH es de |0.32| por lo que amortigua adecuadamente. 4. Para la cuarta adición de 0.5 mL de , se tiene 2 mL de en la solución buffer con un pH de 9.38, la diferencia de pH es de |0.43| por lo que amortigua adecuadamente. 5. Para la tercera adición de 0.5 mL de , se tiene 2.5 mL de en la solución buffer con un pH de 9.28, la diferencia de pH es de |0.53| por lo que amortigua adecuadamente. 6. Para la tercera adición de 0.5 mL de , se tiene 3 mL de en la solución buffer con un pH de 9.18, la diferencia de pH es de |0.63| por lo que amortigua adecuadamente. 7. Para la tercera adición de 0.5 mL de , se tiene 3.5 mL de en la solución buffer con un pH de 9.00, la diferencia de pH es de |0.81| por lo que amortigua adecuadamente.
8. Para la tercera adición de 0.5 mL de , se tiene 4 mL de en la solución buffer con un pH de 8.88, la diferencia de pH es de |0.93| por lo que amortigua adecuadamente. 9. Se agregó 1 mL más de |0.93|, se tiene 4.1 mL de en la solución buffer con un pH de 8.82, la diferencia de pH es de |0.99| por lo que amortigua adecuadamente. 10. Al agregar 1 mL más de , se tiene 4.2 mL de en la solución buffer con un pH de 8.77, la diferencia de pH es de |1.04|, por lo que la solución cambio una unidad de pH, por lo tanto no amortigua adecuadamente, si se agrega aún más volumen de , se notará un cambio más brusco de pH. Entonces se encuentra que el límite de capacidad amortiguadora de la mezcla / + , se encuentra aproximadamente a los 4.1 mL añadidos de .
Conclusiones.
Se logró la preparación de una solución buffer de pH aproximado a 10, con una base débil (hidróxido de amonio) y su ácido conjugado (cloruro de amonio), para después evaluar su capacidad amortiguadora con una base fuerte (hidróxido de sodio) y un ácido fuerte (ácido clorhídrico), el límite aproximado de la capacidad amortiguadora de la solución fue de 2 mL de la base fuerte, y en el caso del ácido fuerte su límite de capacidad amortiguadora fue de 4.1 mL. En estos rangos de capacidad amortiguadora, las moléculas del amonio (base) reaccionaron con el ácido clorhídrico y los iones amonio (ácido) reaccionaron con el hidróxido de amonio.
Referencias bi bliogr áficas.
Chang R. Química. 4ª Edición. México: McGraw-Hill; 1992. Brown TL, Le Way HE. y Bursten BE. Química La ciencia central. 5ª. Edición México: Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A: 1992. Christian D.G. Química Analítica. 6ª. Edición. México: Editorial McGraw Hill: 2009.