Práctica 11. Disoluciones Amortiguadoras QGII PDF

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UNIVERSIDAD NACIONALAUTÓNOMA DE MÉXICO.FACULTAD DE QUÍMICA.DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÁNICA Y NUCLEAR.QUÍMICA GENERAL II.PRÁCTICA 11. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.GAVETA 80.GRUPO 47.PROFESOR: RAMOS NAVA VÍCTOR.FECHA DE ENTREGA: 29 DE ABRIL, 2020.Cuestionario previo. Para la reacción de ácido acétic...

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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO. FACULTAD DE QUÍMICA.

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÁNICA Y NUCLEAR. QUÍMICA GENERAL II. PRÁCTICA 11. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS. GAVETA 80. GRUPO 47.

PROFESOR: RAMOS NAVA VÍCTOR. FECHA DE ENTREGA: 29 DE ABRIL, 2020.

PRÁCTICA 11. DISOLUCIONES Cuestionario previo. 1. a) b) c)

Para la reacción de ácido acético con agua: Escribir la ecuación de equilibrio de la reacción. Identificar los pares ácido-base de este equilibrio. Escribir la expresión para la constante de equilibrio (Ka) e investigar su valor.

a) Ecuación del equilibrio: CH3COOH (ac) + H2O (l) ⇆ H3O+ (ac) + CH3COO- (ac)

b) Pares ácido-base: Ácidos: El H2O al ganar un protón se transforma en H3O+. Bases: El CH3COOH al perder un protón se transforma en CH3COO-.

c) Constante de equilibrio (Ka): −¿ ¿ C H 3 COO ¿ +¿ ¿ H3 O ¿ ¿ K a=¿ −5

K a=1.78 x 10

2. a) b) c)

Para la reacción de hidrólisis del acetato de sodio en agua: Escribir la ecuación de equilibrio de la reacción de hidrólisis. Identificar los pares ácido-base de este equilibrio. Escribir la expresión para la constante de equilibrio (Kb) e investigar su valor. Ecuación del equilibrio: CH3COONa (s) + H2O (l) ⇆ CH3COO- (ac) + Na+ (ac)

El Na+ procede de una base fuerte, no se hidroliza. El CH3COO- procede de un ácido débil, sí se hidroliza: CH3COO- (ac) + H2O (l) ⇆ CH3COOH (ac) + OH- (ac)

b) Pares ácido-base: Ácidos: El CH3COO- al ganar un protón se transforma en CH3COOH. Bases: El H2O al perder un protón se transforma en OH-.

c) Constante de equilibrio (Kb): −¿ ¿ OH ¿ −¿ ¿ C H 3 COO ¿ ¿ [ C H 3 COOH ] ¿

PRÁCTICA 11. DISOLUCIONES Existen disoluciones acuosas denominadas disoluciones Buffer, que se conocen también como disoluciones “reguladoras”, “tampón” o disoluciones “amortiguadoras”; son aquellas cuyo valor de pH cambia solo ligeramente con la adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base o cuando se efectúan diluciones. Las disoluciones Buffer necesitan dos componentes, uno que sea capaz de neutralizar ácidos, y otro capaz de neutralizar bases. Pero, ambos componentes no deben neutralizarse entre sí. Por esa razón se descartan las mezclas de un ácido fuerte y una base fuerte. Generalmente tienen un ácido débil y una sal de ese ácido, o una base débil y una sal de esa base. En otras palabras, las disoluciones amortiguadores consisten en una mezcla de un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado. La base conjugada de un ácido de Brønsted-Lowry es la especie que se forma después de que un ácido donó un protón. El ácido conjugado de una base de Brønsted-Lowry es la especie que se forma cuando una base acepta un protón. Las dos especies en un par ácido-base conjugado tienen la misma fórmula molecular, sin embargo, el ácido tiene un ion H+ extra en comparación con su base conjugada.

Ejemplos de pares ácido-base conjugados. HF (ac) + H2O (l) ⇆ H3O+ (ac) + F- (ac) El ácido fluorhídrico es un ácido débil que al estar en contacto con el agua se disocia parcialmente (solo una parte del HF se disociará en iones fluoruro e iones H+, pero estos últimos se donarán al agua obteniendo como producto H 3O+). Este proceso se lleva a cabo en un equilibrio dinámico. El HF se transforma en F- al perder un protón (H+), si se considera la reacción inversa, el ion fluoruro acepta un protón para convertirse en ácido fluorhídrico. De manera similar el H 2O al aceptar un protón del HF da como resultado H 3O+, en la reacción inversa el hidronio pierde ese protón para regresar a ser H2O. Es decir, el ácido fluorhídrico y el ion fluoruro, el ion hidronio y el óxido de dihidrógeno son pares ácido-base conjugados. Son dos especies (respectivamente) que están relacionadas por donar o aceptar un protón.

Usos y aplicaciones de las disoluciones Buffer.

“Son muy importantes en sistemas químicos y biológicos. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro; por ejemplo, el pH de la sangre está alrededor de 7.4, el del jugo gástrico puede ser de 1.5. Estos valores de pH que son críticos para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica se mantienen por acción de los sistemas amortiguadores.” 1 1 Chang Raymond, (2013). Química, 11ª ed, México, McGraw-Hill.

“La mayor parte de los amortiguadores son efectivos cuando se añaden pequeñas cantidades de electrolitos fuertes. Las soluciones amortiguadoras de pH son útiles en el ajuste de los medidores electrónicos de pH.” 2 2 Gregory R., Bernard J., Lee S., Lynn J. (1975). Química. México, Publicaciones Cultural.

Son útiles en la industria alimentaria, pues se usan para conocer los valores y parámetros del pH, lo que ayuda a saber si los alimentos son aptos para el consumo humano. Y en la industria farmacéutica controlan el valor del PH, importante en el diseño, formulación y pruebas previas de los medicamentos.

Métodos de cálculo y formas de determinar el pH en una disolución Buffer. La expresión que ayuda a relacionar la preparación de sistemas amortiguadores es la ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa+log

pH = pKa+log

[ Base ] [ Ácido ] [ Sal ] [ Ácido ]

pOH = pKb + log

[ Sal ] [ Base ]

Por ejemplo: Calcular el pH de una disolución Buffer que se prepara mezclando ácido acético (CH3COOH) 0.1 mol y acetato de sodio (CH 3COONa) 0.13 mol en un volumen de 1 L. pK a=−log K a pK a=−log ( 1.78 x 10−5)

pK a=4.75

pK a= pH si [ Ac ]=[ B ]

[ [ [ [

] ] ] ]

mol . L. pH = pKa+ log mol . 0.1 L. 0.13

mol . L. pH=4.75 + log mol . 0.1 L. 0.13

pH =4.86

Cálculos y valores teóricos de pH: Una disolución de 15 mL de agua destilada y 5 mL de HCl 0.5 mol/L. 0.5

mol . ( −3 5 mL. )=2.5 x 10 mol 1000 mL.

mol 2.5 x 10−3 mol 1000mL . =0.125 1 L. L 20 mL.

(

)

[HCl] = [H+] = 0.125 = 1.25 x 10-1 pH = - log10 [1.25 x 10-1] = - log10 [1.25] - log10 [10-1] = 0. 903

Una disolución de 15 mL de agua destilada y 5 mL de NaOH 0.5 mol/L. [NaOH] = [OH-] = 0.125 = 1.25.0 x 10-1 pOH = - log10 [OH-] = - log10 [0.125] = 0.903 pOH + pH = 14

14 – pOH= pH 14 – 0.903 = 13.096

Una disolución de 15 mL de agua destilada y 5 mL de CH3COOH 0.5 mol/L. CH3COOH (ac) + H2O (l) ↔ CH3COO (ac) + H3O+ (ac) H 3 O+ ¿ ¿ 1 ¿ Ka= 1.78x10-5 = ¿ 1 [ CH 3 COO ] ¿ ¿

=

(x )( x ) 0.5−x

1.78x10-5 (0.5 – x) = x2 8.9x10-6 - 1.78x10-5 x = x2 x2 + 1.78x10-5x - 8.9x10-6 = 0

x = 3.644x10-3

pH = - log10 [3.644x10-3] = 2.438

Una disolución de 15 mL de agua destilada y 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L. CH3COONa (ac) ↔ Na (s) + CH3COOH (ac) CH3COOH (ac) + H2O (l) ↔ CH3COOH (ac) + OH- (ac)

OH −¿ ¿ 1 ¿ ¿ CH 3COO−¿ -10 Kb= 5.7x10 = ¿ ¿ ¿ [ CH 3 COOH ]1 ¿ ¿ x2 0.5

= 5.7x10-10

x=

√ ( 0.5) ( 5.7 x 10

−10

) = 1.688194302x10-6

pOH = - log10 [OH-] = - log10 [1.688194302x10-6] = 4.77257757 pOH + pH = 14

≈ 4.772

14 – 4.772= pH 14 – 4.772 = 9.227 pH= 9.227

De una disolución de 5 mL de CH 3COOH 0.5 mol/L y 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L en medio acuoso (agua destilada, 10 mL): pK a=−log K a −5 pK a=−log ( 1.78 x 10 )

pK a=4.75

pK a= pH si [ Ac ]=[ B ]

[ [ [ [

mol . L. pH = pKa+log mol . 0.5 L. 0.5

mol . L. pH=4.75 + log mol . 0.5 L. 0.5

] ] ] ]

pH=4.75

pH =4.75 + 0

Se cumle : pK a= pH si [ Ac ] =[ B ]

Una disolución de 15 mL de agua destilada, 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L y 1 mL de HCl 0.5 mol/ L. HCl (ac) + H2O (l) ⇆ Cl- (ac) + H3O (ac) 0.5

mol . −4 (1mL . )=5 x 10 mol 1000 mL.

CH3COONa (s) + H2O (l) ⇆ CH3COO- (ac) + Na+ (ac) 0.5

mol . −3 (5 mL. )=2.5 x 10 mol 1000 mL.

CH3COOH (ac) ⇆ CH3COO- (ac) + H3O (ac) 2.5 x 10−3 mol−5 x 10−4 mol=1.5 x 10−3 mol

CH3COOH (ac) ⇆ CH3COO- (ac) + H3O (ac) 5 x 10−4 mol

−3

1.5 x 10 mol

x

−5

K a=1.78 x 10

1.78 x 10−5 =

1.5 x 10−3 x 5 x 10−4

x=5.933 x 10

−6

pH=−log ( 5.933 x 10−6) pH =5.22

Tabla 1: Cambios de pH cuando se agrega un ácido (HCl) o una base (NaOH). Muestr a Ia Ib Ic Id IIa IIb

IIc

Descripción de la muestra 20 mL agua destilada 15 mL agua destilada + 5 mL de HCl 0.5 mol/L 20 mL agua destilada 15 mL agua destilada + 5 mL de NaOH 0.5 mol/L 15 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COOH 0.5 mol/L 15 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COOH 0.5 mol/L + 1 mL de HCl 0.5 mol/L 15 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COOH 0.5 mol/L

pH indicador 6 2

pH valor teórico 6.028 0.903

6 10

6.028 13.096

3

3.2

2

1.54

3

3.2

IId

IIIa IIIb

IIIc IIId

IVa

IVb

IVc

IVd

15 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COOH 0.5 mol/L + 1 mL de NaOH 0.5 mol/L 15 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L 15 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L + 1 mL de HCl 0.5 mol/L 15 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L 15 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L + 1 mL de NaOH 0.5 mol/L 10 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COOH 0.5 mol/L + 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L 10 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COOH 0.5 mol/L + 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L + 1 mL HCl 0.5 mol/L 10 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COOH 0.5 mol/L + 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L 10 mL de agua destilada + 5 mL de CH3COOH 0.5 mol/L + 5 mL de CH3COONa 0.5 mol/L + 1 mL NaOH 0.5 mol/L

5

3.5

8

8.03

6

5.22

8

8.03

9

12.1

5

4.5

3

1.40

5

4.5

4

4.82

Tabla 2. Diferencias de pH entre parejas de disoluciones ácidas. Ia – Ib IIa – IIb IIIa – IIIb IVa – IVb

∆pH 1 (indicador) 4 1 2 2

∆pH 1 (teórico) 5.125 1.66 2.81 3.1

Tabla 3. Diferencias de pH entre parejas de disoluciones básicas. Ic – Id IIc – IId IIIc – IIId IVc– IVd

∆pH 1 (indicador) -4 -2 -1 1

∆pH 1 (teórico) -7.068 -0.3 -4.07 -0.32

Seguridad y reactivos.      

30 mL de HCl 0.5 mol/L. 30 mL NaOH 0.5 mol/L. 50 mL CH3COOH 0.5 mol/L. 50 mL CH3COONa 0.5 mol/L. Indicador universal. Agua destilada.

Ácido clorhídrico, HCl. Es una disolución acuosa de cloruro de hidrógeno. Se obtiene de la reacción entre cloruro de sodio o potasio con ácido sulfúrico; la reacción de bisulfuro de sodio con cloruro de sodio (proceso Meyer). Salud. 3: Muy peligroso. Inflamabilidad 0: No se inflama. . Reactividad. 1: Inestable calentamiento.

en

caso

de

Hidróxido de sodio, NaOH. El hidróxido de sodio es un sólido blanco, se utiliza como disolución. Es soluble en agua, desprendiéndose calor. Absorbe humedad y dióxido de carbono del aire y es corrosivo de metales y tejidos. Se obtiene, por electrólisis de cloruro de sodio y por reacción de hidróxido de calcio y carbonato de sodio.

Salud. 3: Muy peligroso. Inflamabilidad 0: No se inflama. . Reactividad. 1: Inestable calentamiento.

Ácido acético, CH₃COOH. Salud. 3: Muy peligroso. Inflamabilidad 2: Debajo de 93 °C. . Reactividad. 0: Estable. Ka= 1.78x10-5

Acetato de sodio, CH3COONa. Salud. 1: Poco peligroso. Inflamabilidad 1: Sobre 93 °C. . Reactividad. 0: Estable. Kb= 5.7x10-10

en

caso

de

Referencias. Bibliografía:   

Chang Raymond, (2013). Química, 11ª ed, México, McGraw-Hill. Petrucci, R. H., William S. H., F. Geoffrey, H. (2011) Química, 10a Ed. México Prentice –Hall. Gregory R., Bernard J., Lee S., Lynn J. (1975). Química. México, Publicaciones Cultural.

Ciberografía: 

https://www.upo.es/depa/webdex/quimfis/docencia/quimbiotec/curso0506/Te ma14.pdf

Hojas de seguridad: 

  

http://dcb.fic.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/Quimica/l ab_quimica/HOJAS%20DE%20SEGURIDAD/acido%20acetico %20glacial.pdf file:///C:/Users/sony/Downloads/cido%20actico.pdf https://quimica.unam.mx/wp-content/uploads/2017/05/HDS-Acidoclorhidrico-NOM-018-2015-MARY-MEAG-Hoja-de-datos.pdf https://quimica.unam.mx/wp-content/uploads/2016/12/2hsnaoh.pdf...