PRÁCTICA 1 DE LABORATORIO: SOLUCIONES

AMORTIGUADORAS DE pH

YULIA KATHERINE CEDIEL GÓMEZ

DANIEL ANDRÉS GARCÍA OCAMPO

CAMILO GRONDONA RAMÍREZ

ALEXANDER ANTONIO RAMÍREZ DIAZ

ANA ISABEL MARÍN RAMÍREZ

LAURA ISABEL MARÍN VELÁSQUEZ

MARLYS ENTIH ORTIZ CARMONA

JOSE DAVID ZULUAGA OSORIO

UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

BIOLOGÍA DE LA CÉLULA 1

WILMER SOLER

2011

CONTENIDO

INTRODUCCIÓN

1 OBJETIVOS 4

2 MARCO TEÓRICO 5

3 MATERIALES 7

4 METODOLOGÍA Y PROCEDIMIENTOS 8

5 RESULTADOS 9

6 ANÁLISIS DE RESULTADOS 11

7 CONCLUSIONES 12

8 BIBLIOGRAFÍA 13

9 ANEXOS 14

INTRODUCCIÓN

Como estudiantes es importante aprender a valorar los conocimientos desde

una perspectiva teórico-práctica y evitar la separación de estos contrarios ya

que a partir de allí se forma una unidad dialéctica; todo esto resalta la

pertinencia de las prácticas de laboratorio que nos arrojan resultados que

podemos confrontar con la teoría, reafirmando la misma.

En el siguiente informe se analizan e interpretan los resultados arrojados por la

titulación de un ácido fuerte (HCl) con una base fuerte (NaOH), y de una base

débil (NaHCO3) con un ácido fuerte (HCl); es comprensible que los valores

obtenidos no sean iguales a los teóricos ya que debe existir un rango de error

debido a los errores mecánicos como el del medidor de pH y en mayor medida

el error humano.

Para la representación de los resultados utilizamos medios de organización

sistemática tales como: tablas y gráficas.

1. OBJETIVOS

Objetivo General

Aplicar en el laboratorio los conceptos adquiridos en clase acerca del pH y las soluciones amortiguadoras.

Objetivos específicos

Practicar la técnica de titulación.

Identificar la capacidad neutralizadora de ácidos y bases.

Aplicar los conceptos previos adquiridos en clase acerca de las concentraciones de acido-base para encontrar los equivalentes en la titulación.

Realizar una curva de titulación de pH vs n de H+ y OH- agregados, y observar qué sucede con el pH al ir agregando de a 1 mL del ácido o la base.

Tabular los datos obtenidos en forma de tablas y gráficas, para tener la información de una forma mas sistemática y así comprender de una mejor manera el procedimiento realizado.

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2. MARCO TEÓRICO

El pH, es una medida de acidez o alcalinidad (según sea el caso), que permite identificar la concentración de iones Hidronio [H+] para una determinada solución. El rango normal de pH donde la solución es considerada neutra es de 7 .A mayor concentración de iones hidronio, el pH disminuirá y por lo tanto se presentará una solución ácida (pH<7). Por el contrario si la concentración de iones hidronio disminuye, el pH se verá afectado igualmente, pero ahora conformará una solución básica (PH>7). La relación entre iones Hidronio y pH está dada por la siguiente fórmula:

En el cuerpo humano el pH también está presente en las soluciones biológicas; es el caso de la sangre, dónde se requiere que el pH esté estable y se comporte de manera neutral para así evitar problemas. De esta manera los valores de neutralidad de pH varían sólo un poco para la sangre donde el rango de neutralidad se encuentra entre 7.35-7.45. Si el pH disminuye, entonces estaríamos considerando una acidosis y si por el contrario es mayor de este valor se da una alcalosis. Por esta razón la sangre contiene sistemas de tampones biológicos que se encargan de amortiguar todos aquellos cambios en la concentración ácido/base de la sangre con la finalidad de evitar que el pH cambie bruscamente. Estas soluciones amortiguadoras son llamadas también buffer, cuyos principales requerimientos son: tener una buena concentración, y que el pH sea igual al PKa, es decir:

 

Así entonces al pH= PKa +/- 1 se le llama zona de amortiguamiento efectivo.

En nuestro cuerpo existen tres sistemas de amortiguación principales que son: el bicarbonato, el fosfato y las proteínas, estas dos últimas más importantes en

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pH= -log [H+]

PKa

PH PKa+1

PKa-1

el líquido intracelular. Por su parte el bicarbonato es el principal tampón en el plasma y líquido intersticial, equilibrando el pH sanguíneo.

Titulación de ácidos y bases débiles

Titulación se le llama al proceso por medio del cual se le agrega una base fuerte a un ácido débil y viceversa para amortiguar la solución y generar un pH neutro. Cuando se realiza una titulación, su fin último es entonces el de determinar la concentración de ácido o de la base.

Al titular un ácido débil con una base fuerte, lo que se hace es agregar volúmenes de una base fuerte a una solución concentrada de ácido débil, para que su pH que es bajo, se neutralice y llegue a valores de 7.

Así mismo cuando el procedimiento que se va a realizar es una titulación de base débil agregando acido fuerte, el pH que es elevado, al comenzar a adquirir [H+] va a disminuir, y así se neutraliza a un valor de 7.

Los ácidos y las bases débiles no se disocian completamente, por lo cual para hallar su pH, es necesario primero hallar la constante de acidez o basicidad (Ka, Kb respectivamente) y a partir de ella si podremos hallar en pH, así:

Luego si podemos aplicar en la formula de pH para ácidos y bases débiles:

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Constante de acidez y basicidad

Ka= [H+] [A-] Kb= [OH-] [HB]

[HA] [B]

PH= PK a + log [A-] , donde PKa= -log Ka

[HA]

3. MATERIALES

Equipos

1 pHmetro digital. 2 Beaker graduado de 100 ml. 2 pipetas graduadas. 1 Pipeteador. 1 soporte universal. 2 erlemeyer. 1 agitador.

Soluciones y reactivos

HCl 0.1N NaOH 0.1N NaHCO3 0.1N Agua destilada

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4. METODOLOGÍA Y PROCEDIMIENTOS

En este primer laboratorio se realizaron dos neutralizaciones, en la primera se tituló un ácido fuerte (HCL) con una base fuerte (NaOH). Y en la segunda una base débil (NaHCO3) con ácido fuerte (HCl); esto se hizo con el fin de aplicar, analizar y comprender el proceso de titulación de un ácido con una base o viceversa, y lograr ver la capacidad amortiguadora.

En un primer momento observamos el cambio de pH, para esto se vertió 1ml de solución de HCl a 0.1N en un beaker de 100ml, al medir el pH de esta solución se encontró que era de 1.035 (véase Tabla 1). Posteriormente se agregaron 20ml de NaOH a 0.1 N, de a 1ml, al agregar esta base se notó que había un aumento en el pH de la solución (véase Tabla 2). Al completar la titulación el pH final fue de 11.325, dando como resultado un punto de equilibrio entre los 18 y 19ml (véase Gráfica Titulación 1).

En la segunda titulación se realizó el procedimiento anteriormente mencionado con una diferencia en sus reactivos ya que se titularon 20ml de una base débil (NaHCO3 a 0.1N) con 20ml de un ácido fuerte (HCl a 0.1N) (véase Tabla 3). Se agregaron de a 1ml por secuencia hasta completar 20 ml y se midió el pH después de cada alícuota agregada. Se observó que el pH de esta solución disminuyó a tal punto que al agregar los 20ml de HCl el pH final due de 5.215 (véase Tabla 3). El pH neutro se dio entre el 4 y 5 ml de la solución. (Véase Gráfica Titulación 2)

Tabla 1: pH inicial.

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SOLUCION PHINICIAL

HCL 1,035NaHCO3 8,976NaOH 12,72

5. RESULTADOS

Tabla número 2: Titulación de HCl con NaOH

HCl 0.1N pH: 1,035NaOH 0.1N pH: 12,719mL

Milimoles pH [H+]

1 0,1 1,085 0,082224262 0,2 1,112 0,077268063 0,3 1,156 0,069823244 0,4 1,196 0,063679555 0,5 1,256 0,055462576 0,6 1,299 0,050234267 0,7 1,35 0,044668368 0,8 1,408 0,039084099 0,9 1,475 0,0334965410 1 1,549 0,028248811 1,1 1,623 0,0238231912 1,2 1,724 0,0188799113 1,3 1,84 0,014454414 1,4 1,991 0,0102093915 1,5 2,198 0,006338716 1,6 2,576 0,0026546117 1,7 6,012 9,7275E-0718 1,8 9,71 1,9498E-1019 1,9 10,667 2,1528E-1120 2 11,327 4,7098E-12

0.1 0.2 0.3 0.4 0.5

0.600000000000001

0.700000000000001 0.8 0.9 1 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 1.8 1.9 20

2

4

6

8

10

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Titulación I

pH

milimoles de NaOH agregadas

pH H

Cl

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Tabla número 3: Titulación de NaHCO3 con HCl

0.1 0.2 0.3 0.4 0.5

0.600000000000001

0.700000000000001 0.8 0.9 1 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 1.8 1.9 20123456789

10

Titulación II

pH

milimoles de HCl agregadas

pH N

aHCO

3

10

NaHCO3 0.1N pH: 8,976HCl 0.1N pH: 1,035mL milimoles pH [H+]1 0,1 8,682 2,0797E-092 0,2 8,11 7,7625E-093 0,3 7,482 3,2961E-084 0,4 7,195 6,3826E-085 0,5 7,03 9,3325E-086 0,6 6,898 1,2647E-077 0,7 6,782 1,652E-078 0,8 6,69 2,0417E-079 0,9 6,591 2,5645E-0710 1 6,503 3,1405E-0711 1,1 6,461 3,4594E-0712 1,2 6,388 4,0926E-0713 1,3 6,305 4,9545E-0714 1,4 6,19 6,4565E-0715 1,5 5,956 1,1066E-0616 1,6 5,843 1,4355E-0617 1,7 5,836 1,4588E-0618 1,8 5,784 1,6444E-0619 1,9 5,391 4,0644E-0620 2 5,215 6,0954E-06

6 ANÁLISIS DE RESULTADOS

Cuando hablamos de reacciones ácido-base tenemos en cuenta dos factores, el primero la ecuación balanceada; y, en segunda instancia la naturaleza de cada reactivo (si es ácido fuerte o débil, igual para la base).

Para analizar la primera titulación debemos saber que tanto el NaOH (Hidróxido de Sodio), como el HCl (Ácido clorhídrico), son una base y un ácido fuerte respectivamente, queriendo decir con esto que ambos se disocian totalmente sus iones.

Con esto último, y teniendo en cuenta que la reacción de ambos reactivos es uno a uno (HCl+NaOH→NaCl+H 2O), además, que las concentraciones eran las mismas (0,1N), se deduce que cada mol agregada de NaOH reacciona con una de HCl, llegando a un punto de equilibrio solo cuando haya reaccionado todas las moles de ambos reactivos (en este caso 0,002n de HCl con 0,002n de NaOH).

Dado que ambos reactivos son fuertes la reacción no produce un valor de pK

(Sabiendo que pKeq=−logKeq , y que Keq=[NaCl ][H 2O ]

[HCl ] [NaOH ] y, teniendo en

cuenta que los reactantes quedan a una concentración 0M porque disocian al 100%, se remplazan valores y da como resultado una indeterminada). Al no tener un valor de pK la solución no funciona como amortiguador a un cambio de pH, por lo tanto no sería un buen buffer.

En la gráfica se ve notoriamente el cambio que sufre el pH de la solución al ser agregados 17 ml de NaOH al HCl. En medio de este cambio se ubica el punto de equilibrio, el cual muestra un pH cercano al neutro (6,012).

En la segunda parte del laboratorio se dio una reacción de Base débil-Ácido fuerte.

El bicarbonato de sodio es una sal que disocia en Na+ y HCO3- y a su vez el

carbonato es la base conjugada del ácido carbónico (H2CO3). Sabiendo esto se puede empezar a hacer los cálculos tomando como referencia la primera pKa

del ácido carbónico (6.35).

En los 20 ml de HCl agregados al NaHCO3 se presenta un cambio poco significativo de pH, pero teniendo en cuenta que la zona amortiguadora va desde el pH=7,35 a pH=5,35 es comprensible este resultado.

El pK gráfico se ubica aproximadamente en el pH=6.5 y con los cálculos llegamos al mismo resultado con 10 ml de HCl agregados. La diferencia entre

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el pK teórico y el práctico no es mucha, pero se puede tomar por errores experimentales (ver causas de error).

Los cálculos se hicieron de la siguiente manera:

La primera parte son los cálculos que se realizaron para hallar el pK de la solución de Bicarbonato de Sodio (0,1N). Empezando por encontrar la constante de basicidad por medio de la concentración de OH-. Y con esta despejamos de la ecuación de Kw la Ka para, posteriormente, calcular pK.

La segunda parte de los cálculos se realizan cuando ya se ha agregado 10ml de HCl, que por deducción debería ser el punto de equilibrio. Para esto se encuentran las moles agregadas de H+ y, ese mismo valor, se resta a las moles iniciales de bicarbonato de sodio para hallar la concentración de este (0,033M) y se suma a las moles iniciales de H2CO3 (productos) obteniendo igual concentración.

Despejando esto último de la ecuación de Henderson-Hasselbach resulta que pH=pKa. Como pH=6,503 pK=6,503.

Concluyendo se pude decir que el bicarbonato de sodio es una buena solución amortiguadora y, además es casi perfecta para nuestro organismo, pues mantiene un pH casi neutro.

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7 CONCLUSIONES

En la práctica pudimos constatar que en una titulación de un ácido fuerte con una base fuerte no existe una zona de amortiguamiento efectivo ya que se da una disociación casi completa.

La práctica constata que la titulación de ácidos y bases fuertes, no se prestan para conformar soluciones amortiguadoras de PH (Soluciones buffer), porque al momento de disociarse completamente se alejan del valor neutro del PH y no generan un punto de amortiguamiento o PKa.

La primera grafica muestra que la disociación total de acido fuerte y base fuerte conlleva a llegar al ph 6.012 muy cercano al neutral (valor de 7) esto se observa en un punto muy alto de la titulación, cuando se ha agregado gran cantidad de volumen de base (NaOH) al acido (HCl).

La segunda grafica muestra que las reacciones ácidos fuertes bases débiles, sufren un cambio de ph bastante lento, debido a que no disocian totalmente, contrario a los acido fuerte base fuerte.

La segunda experimentación constata lo que la teoría planteaba sobre el Pk de esta mezcla realizada, aunque con las causas de error normales se llego a un valor de 6.053 muy cercano al que los autores y textos muestran.

La experimentación también permite llegar a la conclusión de que la mezcla de bicarbonato de sodio con acido clorhídrico al tener un ph tan cercano al neutral es perfecto como solución amortiguadora en el organismo de los seres humanos.

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8 BIBLIOGRAFÍA

Bibliografía

BOGALLO, BURGOS, GAVIRIA, GÓMEZ, OSSA, PATIÑO, RESTREPO, SALGADO Y SOLER De la Fisicoquímica a la vida. Biogénesis Fondo Editorial: Medellín

CHANG, R (2009) Química. Bogotá; Mc Graw Hill.

EBBING, D. (1996) Química General México: Mc Graw Hill

WHITTEN, Kenneth y otros. Química. 8va. Ed. México, Cengage learning, 2008.

BROWN, LEMAY, BURSTEN (1998) Química: La ciencia central. 7ma Ed. México

Webgrafía

Universidad Iberoamericana. Tabla de constantes. México, publicaciones. http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/tablasconstantes.pdf. Febrero 13 de 2011-10:00 A.m.

Determinación de pH método electrométrico. Febrero 11 de 2011

http://www.investigacion.frc.utn.edu.ar/sensores/PH/pH.htm

Acidez y basicidad. Febrero 11 de 2011

http://www.elprisma.com/apuntes/quimica/acidezybasicidad/default3.asp

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9 ANEXOS

Cálculos

Los cálculos para la titulación del NaHCO3 con el HCl son los siguientes:

1- Antes de empezar con la titulación:

NaHCO3↔N a+¿+H CO3

−¿↔N a+¿+H

2CO3+OH−¿¿¿

¿ ¿

pH=8,97→ pOH=5,03→¿

Kb=(9,33x 10−6M )2

0,1M−9,33 x 10−6M

Kb=8,7 x10−10M

≪Kb ∙ Ka=Kw≫1

≪Kw=¿¿

≪Kw=1 x10−14≫1

Ka=1 x10−14

8,7 x 10−10=1,15 x10−5

p Ka=4.96

2- Agregados 10ml de HCl (Punto de equilibrio):

NaHCO3+HCl↔H 2CO 3+NaCl

0 ,002ηNaHCO 3−0,001ηNaHCO3+0,001ηHCl↔2.14 x10

−11ηH 2CO3+0,001ηH 2CO3

pH=p Ka+ log0,03M0,03M

pH=p Ka

p Ka=6.503

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Causas de error

Los valores experimentales presentaron una diferencia con los teóricos debido a la inexperiencia e imprecisión de la toma de datos.

Las mediciones del pH pueden estar alteradas debido al uso y calibración del pHmetro que era el elemento vital de la práctica.

El desconocimiento del equipo de trabajo dificultó un poco el avance debido a la poca compatibilidad entre los miembros del grupo.

Los cálculos podrían verse afectados por el redondeo de las cifras decimales.

Los volúmenes agregados a la solución a titular no eran muy exactos debido a que la pipeta que se utilizó tiene una graduación de hasta 10ml (un límite de error de 0,02ml), la cual no es muy precisa.

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