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Laboratorio de Química General IntensivaNombre del experimento: Disoluciones Amortiguadoras
INTRODUCCION
Las disoluciones amortiguadoras, conocidas también como disoluciones buffer o
reguladoras, tienen la capacidad de no sufrir cambios bruscos en el pH al adicionar
cantidades pequeñas de ácidos o bases. Este tipo de disoluciones poseen un par
ácido débil y una sal que contenga su base conjugada. (Chaverrí, 1983)
Los amortiguadores resisten los cambios de pH porque contienen tanto una especie
ácida que neutraliza los iones OH-, como una básica que neutraliza los iones H+. Es
necesario que estas especies ácida y básica no se consuman una a otra a través de
una reacción de neutralización. Estos requisitos son satisfechos por un par conjugado
ácido-base débil como HC2H3O2-C2H3O2- o NH4+ -NH3. Así pues, los amortiguadores se
suelen preparar mezclando un ácido débil o una base débil con una sal de ese ácido o
base. Por ejemplo, el amortiguador HC2H3O2-C2H3O2- se puede preparar agregando
NaC2H3O2 a una solución de HC2H3O2; el amortiguador NH4+
-NH3 se puede preparar
adicionando NH4Cl a una solución de NH3. Seleccionando los componentes
apropiados y ajustando sus concentraciones relativas podemos amortiguar una
solución prácticamente a cualquier pH. (Brown et al.2009)
Este tipo de disoluciones son muy importantes en los sistemas biológicos, pues
regulan los cambios en el pH de los fluidos biológicos, como la sangre por ejemplo, al
producirse o consumirse iones H+ durante los diferentes procesos metabólicos, tales
como la respiración celular, en la que el par H2CO3/HCO3- tiene una gran importancia.
(Chaverrí, 1983)
SECCIÓN EXPERIMENTAL
Se lavaron y secaron 4 beakers de 250 mL. Se colocaron 10mL de la disolución de
HOAc y unas gotas de azul de bromotinol en cada uno de ellos y se rotularon.
Al beaker 1 se le agregaron 90 mL de agua.
Al beaker 2 se le agregaron 10 mL de NaOAc y 80 mL de agua.
Al beaker 3 se le agregaron 5 mL de KOH y 85 mL de agua.
Al beaker 4 se le agregaron 5mL de NaCl y 85 mL de agua.
Se midió el pH de la disolución con el papel que se entregó y se anotó el valor. Se
calculó la concentración de cada una de las especies y se registró en el cuadro 1.
Se agregaron con un gotero gota a gota y con agitación constante disolución de
NaOH, se verificó el pH de la disolución cada 2 a 3 gotas de NaOH agregado,
utilizando papel de pH. Se introdujo la información recopilada en el cuadro 2.
RESULTADOS
Cuadro #1
Beakers pH Concentración de
iones H+
Beaker 1 7,21 6.17x10-8
Beaker 2 7,07 8.51x10-8
Beaker 3 8,15 7.08x10-9
Beaker 4 7,49 3.24x10-8
En todos los casos la sustancia se tornó amarilla, como se muestra a continuación:
Figura#1: Beaker 1 Figura#2: Beaker 2
Figura#3: Beaker 3 Figura#4: Beaker 4
Cuadro #2
Beakers pH Concentración de
iones H+
Beaker 1 5,00 1.00x10-5
Beaker 2 5,00 1.00x10-5
Beaker 3 8,00 1.00x10-8
Beaker 4 6,00 1.00x10-6
En todos los casos la sustancia se tornó azul, como se muestra a continuación:
Figura#5: Beaker 1 Figura#6: Beaker 2
Figura#7: Beaker 3 Figura#8: Beaker 4
DISCUSIÓN
La concentración de H+(ac) en una solución acuosa es ordinariamente muy pequeña.
Por conveniencia, entonces, expresamos casi siempre [H+] en términos de pH, el cual
se define como el logaritmo negativo de base 10 de [H+]:
pH=-log [H+]
pH=-log(1.0x10-7)=-(-7.00)=7,00
El pH de una solución neutra es 7,00. ¿Qué ocurre con el pH de una solución
conforme hacemos ácida la solución? Una solución ácida es aquella en la cual
[H+]>1,0x10-7 M. A causa del signo negativo el pH disminuye conforme [H+] aumenta.
Relaciones entre [H+], [OH-] y pH a 25° C
Tipo de solución [H+] (M) [OH-](M) Valor de pH
Ácida >1,0x10-7 <1,0x10-7 <7.00
Neutral =1,0x10-7 =1,0x10-7 =7.00
Básica <1,0x10-7 >1,0x10-7 >7.00
A 25° C, el pH de una solución ácida es inferior a 7.
Un cambio de [H+] por un factor de 10 hace que el pH cambie en 1. Por ejemplo una
solución con pH 6 tiene 10 veces la concentración de [H+] (ac) que una solución con
Ph7.
Si [H+] es parte de una ecuación cinética de velocidad, un cambio en la concentración
modifica la velocidad. Así pues, si la ecuación de velocidad es de primer orden
respecto a [H+], el hecho de duplicar la concentración de [H+] también duplicará la
velocidad incluso si el cambio es tan sólo de 1x10-7 a 2x10-7 M
El pH de una solución se puede medir con rapidez y exactitud por medio de un
medidor de pH. Un medidor de pH se compone de un par de electrodos conectados a
un medidor capaz de medir voltajes pequeños, del orden de milivolts. Cuando los
electrodos se colocan en una solución se genera un voltaje, el cual varía con el pH. El
medidor lee este voltaje, y está calibrado para mostrar el pH.
Los electrodos que se usan con los medidores de pH son de diversas formas y
tamaños, según el uso al que se les destine. Se han desarrollado incluso electrodos
tan pequeños que se pueden insertar en células vivas individuales para vigilar el pH
del medio celular. También se dispone de medidores de pH de bolsillo para uso en
estudios ambientales, para vigilar vertidos industriales y en trabajos de agricultura.
Aunque son menos precisos, los indicadores ácido-base se suelen usar para medir el
pH. Un indicador ácido-base es una sustancia colorida que puede existir ya sea en
forma de ácido o en forma de base. Las dos formas tienen colores distintos. Así, el
indicador adquiere un cierto color en medio ácido y cambia a otro color si se pone en
una base. Si se conoce el pH en el cual el indicador cambia de una forma a la otra, se
puede determinar si una solución tiene un pH superior o inferior a este valor. Por
ejemplo, el tornasol, uno de los indicadores más comunes, cambia de color cerca de
pH 7. Sin embargo, el cambio de color no es muy definido. El tornasol rojo indica un
pH de alrededor de 5 o menos, y el tornasol azul indica un pH de aproximadamente 8
o más. (Brown et al.2009)
En el sitio web de la guía se explica: generalmente, cuando a una disolución acuosa
se le añade una cantidad de ácido o de base, su pH se ve alterado o modificado. Sin
embargo, hay ciertas disoluciones en las que, a través de un sencillo mecanismo, se
impide que el pH sufra algún tipo de cambio. Estas son las llamadas, disoluciones
amortiguadoras, también conocidas como reguladoras, a las que podemos definir
como aquellas disoluciones que son capaces de mantener el pH prácticamente
contante aunque la disolución cambie al añadir ácidos o bases.
Las disoluciones amortiguadoras tienen un papel importante, no sólo en los
laboratorios, sino también en la naturaleza, pues en numerosos sistemas biológicos es
sumamente importante mantener el pH constante.
Las disoluciones amortiguadoras contienen, en concentraciones generalmente
elevadas, un ácido débil, y una sal soluble producida a través de disociación de la
base conjugada del ácido; o también, una base débil y una sal soluble, la cual se
disocia produciendo el ácido conjugado de dicha base.
Algunos ejemplos de disoluciones amortiguadoras son las que tienen lugar entre,
CH3COOH y CH3COONa, H3PO4 y NaH2PO4, NH3 y NH4Cl, etc.
Un ejemplo para el comportamiento del sistema, es la disolución entre CH3COOH y
CH3COONa.
La disolución contiene:
El acetato de sodio, CH3COONa, que se encuentra totalmente disociado
debido a que es un electrolito fuerte.
CH3COONa (aq) → CH3COO^- (aq) + Na^+ (aq)
Un ácido débil, en este caso el CH3COOH, parcialmente ionizado.
CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O^+ (aq) + CH3COO^- (aq)
La presencia del ion común, CH3COO^-, añadido por la sal disociada hace que el
equilibrio se encuentre muy desplazado hacia la izquierda. Debido a ésto, el ácido,
CH3COOH, prácticamente no está disociado, y la presencia de iones H3O^+, en la
disolución es bastante escasa.
Si se añade una pequeña cantidad de ácido, aumentará la concentración de [H3O^+],
desplazándose el equilibrio más aún hacia la izquierda, con la finalidad de disminuirla:
la concentración de [H3O^+], casi no varía, por lo cual, el pH tampoco lo varía de
modo notable.
En cambio, si se añade una pequeña cantidad de base, la concentración de [H3O^+]
disminuirá, desplazando el equilibrio hacia la derecha para poder producir iones
H3O^+, que neutralizarán a los iones OH^- que se encuentren presentes en la
disolución, con lo que prácticamente tampoco variará el valor del pH.
Debido a que la sal se encuentra totalmente disociada y en cambio, el ácido apenas lo
está, el valor del pH del sistema inicialmente, se puede deducir de la siguiente manera:
Ka= [CH3COO^-] . [H3O^+] / [CH3COOH] → [H3O^+]^= Ka [CH3COOH]/ [CH3COO^-]
≡ Ka . Ma/Mb →
→ pH = -log ( Ka. Ma/ Mb)
Donde Ma y Mb, hacen referencia respectivamente, a las concentraciones molares del
ácido acético inicialmente, del CH3COOH, y del acetato sódico, CH3COONa.
Para un sistema amortiguador que esté formado por un ácido HA, y su respectiva base
conjugada A^-, en general se cumple que:
[H3O^+] = Ka [HA] / [A^-] = Ka [Ácido] / [Sal]
Y para un sistema que está formado por una base B y su correspondiente ácido
conjugado, BH^+, se cumple que:
[OH^-] = Kb [B] / [BH^+] = Kb [base]/ [Sal]
Hay que aclarar, que conocemos como efecto de ion común, al desplazamiento de un
equilibrio, que ha sido provocado al añadir al sistema un compuesto que posee un ion
idéntico que el de las sustancias presentes en dicho equilibrio. Este efecto es una
aplicación del principio de Le Chatelier.
BIBLIOGRAFÍA
-Brown, T. Química, la Ciencia Central, 9 Ed, Prentice Hall.: Inc.México, 2009.
-Chaverri, G. Química General, Manual de Laboratorio, 2 Ed, Editorial UCR.: San
José, 1983.
-La guía. En línea: http://quimica.laguia2000.com/general/disoluciones-
amortiguadoras
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