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2. DISEÑO DE SOLUCIONES AMORTIGUADORAS II
Tipo de práctica: Duración: Indicaciones de peligro:
Grupal (2 personas) 4 horas
3.1. Objetivos
Explorar las características de los sistemas amortiguadores y la forma como mantienen valores constantes de pH. Determinar la K a para un ácido débil o K b para una base débil. Preparar una solución amortiguadora de un pH determinado. Predecir la magnitud del cambio de pH cuando se adiciona acido o base a una solución amortiguadora.
3.2. Conceptos relacionados
Soluciones tampón, equivalentes ácido-base, equilibrio iónico, producto iónico del agua, contante de disociación del agua, capacidad amortiguadora.
3.3. Fundamento teórico
Las soluciones amortiguadoras son críticas en los procesos biológicos y en general los seres vivos utilizan diferentes tipos de soluciones amortiguadoras para controlar el pH a la cual se llevan a cabo las reacciones.
Una solución amortiguadora es una sustancia que mantiene constante el pH después de la adición de pequeñas cantidades de ácido o base. Un sistema de este tipo, consiste de un ácido o base débil y su respectiva sal, por ejemplo el ácido carbónico y el bicarbonato de sodio son un sistema amortiguador.
El pH de una mezcla amortiguadora se puede conocer mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
𧐀 = 𧐀🠀𣠀 + 𧀀𥀀 (^) [á[𨀀𣠀𦐀𤀀𥠀𤐀𧀀]]
A partir de esta fórmula se pueden deducir fácilmente las propiedades de los amortiguadores:
1.- El pH de una disolución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que lo integra (de su pKa), de modo que para cantidades equimoleculares de sal y de ácido, el pH es justamente el pKa de este ácido. Dicho de otra forma, se puede definir el pKa de un ácido débil como el pH del sistema amortiguador que se obtiene cuando [sal] = [ácido] (Figura de la derecha).
2.- El pH del sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. De aquí se deduce que añadiendo agua al sistema, las concentraciones de sal y ácido disminuyen paralelamente, pero su cociente permanece constante, y el pH no cambia. Sin embargo, si la dilución llega a ser muy grande, el equilibrio de disociación del ácido se desplazaría hacia la derecha, aumentando la [sal] y disminuyendo [ácido], con lo cual el cociente aumenta y el pH también, de forma que se iría acercando gradualmente a la neutralidad (pH 7).
3.- Cuando se añaden ácidos o bases fuertes a la disolución amortiguadora, el equilibrio se desplaza en el sentido de eliminar el ácido añadido (hacia la izquierda) o de neutralizar la base añadida (hacia la derecha). Este desplazamiento afecta a las proporciones relativas de sal y ácido en el equilibrio. Como el pH varía con el logaritmo de este cociente, la modificación del pH resulta exigua hasta que uno de los componentes está próximo a agotarse Como ejemplo de lo anterior, la adición de 10 mL de una solución 0,10 m de NaOH a 1 L de agua destilada incrementa el pH de en 4 unidades (de 7 a 11).
Cuando una base se añade a esta solución, el ácido etanoico reacciona con los iones OH-, de acuerdo a la siguiente reacción:
Debido a que el ion etanoato no es una base lo suficientemente fuerte para aceptar iones H+^ del agua, el pH de la solución no presenta cambios significativos.
Una solución amortiguadora no puede actuar de forma eficiente si se adiciona ácido o base es adicionado al sistema. La cantidad de ácido o base que se puede agregar a una solución amortiguadora antes de cambiar de forma significativa su pH de denomina capacidad de amortiguación o capacidad buffer.
Ejemplos de soluciones amortiguadoras importantes corresponden al sistema ácido carbónico – anión bicarbonato, responsable de mantener el pH de la sangre dentro del intervalo pequeño de variaciones, indispensable en los humanos.
3.4. Materiales
Espátula Erlenmeyer de 250 mL pH metro
Pipeta de 10 mL Vaso de preciptado de 250 mL
3.5. Sustancias
Cloruro de sodio (NaCl) 0,1 M Hidrogenosulfato de sodio (NaHSO 4 ) 0,1 M Acetato de sodio (CH 3 COONa) 0, M Ácido acético (CH 3 COOH) 0,1 M
Carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ) 0,1 M Hidrogenocarbonato de sodio (NaHCO 3 ) 0,1 M Hidróxido de sodio (NaOH) 0,1 M Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M
3.6. Procedimiento
Escribir las ecuaciones netas para soluciones de NaCl, NaHSO 4 , CH 3 COONa, CH 3 COOH, Na 2 CO 3 , y NaHCO 3 0,1 M, y calcular los valores de pH de forma teórica. Usar un pH metro para medir los valores de pH de las soluciones anteriores. Preparar soluciones amortiguadoras 0,1 M de: CH 3 COOH, CH 3 COONa, Na 2 CO 3 y NaHCO3. Realizar los cálculos teóricos de pH y compararlos con los resultados experimentales obtenidos. Tomar 25 mL de la solución ácida y mezclarla con 25 mL de la sal. Medir el pH de la solución amortiguadora. Escribir las reacciones respectivas y realizar los cálculos. Dividir la solución anterior en 2 volúmenes iguales. Adicionar 1 mL de NaOH 0,1 M a una mitad y HCl 0,1 M a la otra mitad. Registre el pH de estas soluciones después de la adición. Poner 25 mL de agua destilada en dos erlenmeyers y medirles el pH. Adicionar 1 mL de NaOH 0,1 M a uno y HCl 0,1 M al otro. Registrar el pH de estas soluciones después de la adición. Preparar una solución amortiguadora mezclando 1 mL de la solución ácida y 10 mL de la base conjugada. Medir el pH. Calcular con estos datos el pK a y el K a del ácido. Preparar una solución amortiguadora mezclando 10 mL del ácido y 1 mL de solución de la base conjugada. Medir el pH y calcular con estos datos el pK a y el K a. Comparar resultados con el punto anterior.
3.7. Disposición de los residuos
