Práctica p H y soluciones amortiguadoras PDF

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nullpH y SOLUCIONES AMORTIGUADORASNombres E-mailBravo Valencia Ana María [email protected] Navia Angie Camila [email protected]ímica general, Departamento de Biología, Facultad de Ciencias Naturales, Exactas y de la Educación, Universidad del Cauca Grupo N.º: 1 Fecha de rea...

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pH y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Nombres

E-mail

Bravo Valencia Ana María

[email protected]

Caicedo Navia Angie Camila

[email protected]

Bioquímica general, Departamento de Biología, Facultad de Ciencias Naturales, Exactas y de la Educación, Universidad del Cauca Grupo N.º: 1 Fecha de realización de la práctica: 08/11/21 Fecha de entrega de informe: 29/11/21 1. INTRODUCCIÓN Las soluciones amortiguadoras son de gran importancia en los sistemas biológicos; su aplicación se ve ampliamente utilizada en muchos campos de estudio y, por tal razón, se pretende, con esta práctica, determinar adecuadamente el pH de diferentes soluciones amortiguadoras. Además, se busca tener un aprendizaje acerca del correcto manejo de los diferentes materiales y soluciones que se deben emplear para obtener, de manera eficiente, resultados adecuados. Asimismo, y una vez obtenidos los resultados, se hace interesante el observar y poder determinar cuál fue la solución que cumplió de mejor manera, las funciones de buffer, logrando realizar una comparación de los resultados arrojados por los cálculos teóricos y la práctica misma de laboratorio. 1. OBJETIVOS PERSONALES ● ● ● ●

Entender el funcionamiento y el correcto manejo de los materiales y soluciones dispuestos en la práctica planteada de laboratorio. Poder emplear el conocimiento adquirido en la práctica, junto a la profundización de material teórico y práctico disponible, en un futuro (Inclusive no muy lejano). Poner de manifiesto las diferencias (o bien las similitudes) arrojadas por los datos obtenidos tanto a nivel teórico como práctico. Aplicar el conocimiento adquirido en la teoría, buscando tener un panorama más amplio y robusto del cálculo de pH y las soluciones amortiguadoras

2. CÁLCULOS Y RESULTADOS A continuación, se presentan los cálculos teóricos del pH pKa= -log (1,8 x10-5)

pKa= 4,74 pH de 10 mL de acetato de sodio 0,2 M Fórmula base débil pH= 7 + ½ pKa + ½ log [A-] pH= 7 + ½ 4,74 + ½ log [0,2 M] pH= 9,02 pH de 10 mL de ácido acético 0,2 M Fórmula ácido débil pH= ½ pKa - ½ log [AH] pH= ½ 4,74 - ½ log [0,2 M] pH= 2,72 Solución acetato de sodio + ácido acético Acetato de sodio= 8x10-3 L x 0,2 M= 1,6X10-3 Ácido acético= 2x10-3 L x 0,2 M= 4X10-4 [𝐴− ] pH= pKa+ log pH= 4,74 + log

[𝐴𝐻] [1,6𝑋10−3 ] [4𝑋10 −4 ]

pH= 5,34 *Todas las soluciones de este tipo se calcularon de la misma manera, variando únicamente el volumen ácido/base pH de 10 mL de acetato de sodio 0,2 M + 0,5 mL de HCl 0,1 M Acetato de sodio= 0,01 L x 0,2 M= 2X10-3 mol HCl=5 x10-4 L x 0,1 M =5 x10-5 mol [𝐴− ] pH= pKa+ log pH= 4,74 + log

[𝐴𝐻] [2𝑋10−3−5x10−5] [5𝑥10−5]

pH= 6,33

pH de 10 mL de ácido acético 0,2 M +0,5 mL de HCl 0,1 M Ac-+ H +

HAc

ka= ka=

[𝐴𝐶 − ][𝐻 +] = [𝐻𝐴𝑐]

𝑥2

0,2−𝑥

1.8X10-5

x=√𝑘𝑎𝑥0,2

[H+] = √1,8𝑥10−5 𝑥0,2 [H+] =0,0019

Ácido acético= 0,0019 M x0,01 L=1,9x10-5 mol HCl= 0,1 M x 5x10-4 L= 5X10-5 mol Volumen total= 0.0105 L

1,9𝑥10−5𝑚𝑜𝑙+5𝑥 10−5𝑚𝑜𝑙 = 0,0105 𝐿

0,0066 M

+

pH= - log[H ] pH= - log [0,0066 M] pH= 2,18

Solución acetato de sodio + ácido acético + HCl HCl=5 x10-4 L x 0,1 M =5 x10-5 mol pH= pKa+ log pH= 4,74+ log

[𝐴− −mol 𝐻 + ]

[𝐴𝐻+𝑚𝑜𝑙 𝐻 + ] [1,6𝑥10−3mol − 5𝑥10−5 mol] [4𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 +5𝑥 10−5 𝑚𝑜𝑙 ]

pH=5,28 *Todas las soluciones de este tipo se calcularon de la misma manera, variando únicamente el volumen ácido/base pH de 10 mL de acetato de sodio 0,2 M + 0,5 mL de NaOH 0,1 M Ac-+H2O

HAc + OH -

KaxKb=1x10-14 Kb=

1𝑥10−14 𝐾𝑎

Kb=5,56x10-10 Kb= Kb=

[𝐻𝐴𝑐][𝑂𝐻 − ] [𝐴𝐶 − ] 𝑥2

0,2−𝑥

= 5,56x10-10 x=√𝐾𝑏𝑥0,2

[OH-] = √5,56𝑥 10−10 𝑥0,2 [OH-] =1,05x10-5 M Acetato de sodio= 1,05x10-5 M x0,01 L=1,05x10-7 mol NaOH= 0,1 M x 5x10-4 L= 5X10-5 mol Volumen total= 0.0105 L

1,05𝑥 10−7𝑚𝑜𝑙+5𝑥 10−5𝑚𝑜𝑙

= 0,0048 M pOH= - log[OH-] pOH= - log [0,0048 M] 0,0105 𝐿

pOH= 2,32

pH=14-pOH pH=11,68 pH de 10 mL de ácido acético 0,2 M +0,5 mL de NaOH 0,1 M Ácido acético= 0,01 L x 0,2 M= 2X10 -3 mol NaOH=5 x10-4 L x 0,1 M =5 x10 -5 mol [𝐴− ] pH= pKa+ log [𝐴𝐻] pH= 4,74 + log

[5x10−5]

[2𝑋 10−3−5x10−5]

pH= 3.15 Solución acetato de sodio + ácido acético + NaOH NaOH=5 x10-4 L x 0,1 M =5 x10 -5 mol [𝐴− +mol 𝑂𝐻 −] pH= pKa+ log − pH= 4,74+ log

[𝐴𝐻−𝑚𝑜𝑙 𝑂𝐻 ] [1,6𝑥10−3 mol+ 5𝑥10−5 mol]

[4𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙−5𝑥 10−5 𝑚𝑜𝑙 ]

pH=5,41 *Todas las soluciones de este tipo se calcularon de la misma manera, variando únicamente el volumen ácido/base Agua Destilada + HCl HCl=5 x10-4 L x 0,1 M =5 x10-5 mol Volumen total= 0,0055 L [H+]=

5𝑋10−5 𝑚𝑜𝑙 0,0055 𝐿

[H+]=0,0091 pH= -log [0,0091] pH=2,04 Agua Destilada + NaOH NaOH=5 x10-4 L x 0,1 M =5 x10 -5 mol Volumen total= 0,0055 L 5𝑋10−5 𝑚𝑜𝑙 0,0055 𝐿

[OH-]=

[OH-]=0,0091 pOH= -log [0,0091] pOH=2,04 pH= 14-2,04 pH=11,96 En las tablas siguientes se observan los resultados obtenidos de la determinación experimental del pH en el laboratorio: Vp No.

mL A-/HA

pH determ.

1

10,0/0,0

7,75

2

8,0/2,0

5,26

3

6,0/4,0

4,87

4

5,0/5,0

4,64

5

4,0/6,0

4,45

6

2,0/8,0

4,04

7

0,0/10,0

2,67

Tabla 1. Resultados del pH determinado de las soluciones a diferente pH

Vp No.

mL A-/HA

+HCl pH determ.

1

10,0/0,0

5,78

2

8,0/2,0

5,09

3

6,0/4,0

4,75

4

5,0/5,0

4,52

5

4,0/6,0

4,33

6

2,0/8,0

3,83

7

0,0/10,0

1,74

Tabla 2. Resultados del pH determinado de las soluciones a diferente pH, más 0,5 mL de ácido clorhídrico (0,1 M)

Vp No.

mL A-/HA

+NaOH pH determ.

1

10,0/0,0

12,18

2

8,0/2,0

5,47

3

6,0/4,0

5,01

4

5,0/5,0

4,73

5

4,0/6,0

4,55

6

2,0/8,0

3,17

7

0,0/10,0

3, 42

Tabla 3. Resultados del pH determinado de las soluciones a diferente pH, más 0,5 mL de hidróxido de sodio (0,1 M)

Solución a evaluar

Agua destilada

Agua de la llave

Agua destilada +HCl

Agua destilada +NaOH

pH determ.

6,05

6,88

1,94

12,24

Tabla 4. Resultados del pH determinado del agua. En la siguiente tabla observamos la comparación de los resultados del pH obtenidos en los cálculos teóricos usando la ecuación de Henderson-Hasselbach, en comparación con los determinados en el laboratorio. Vp No. 1 2 3 4 5 6 7

mL A-/HA 10,0/0,0 8,0/2,0 6,0/4,0 5,0/5,0 4,0/6,0 2,0/8,0 0,0/10,0

pH calc. 9,02 5,34 4,92 4,74 4,03 4,14 2,72

pH determ. 7,76 5,26 4,87 4,64 4,45 4,04 2,67

+HCl pH calc. 6,33 5,28 4,87 4,70 4,52 4,07 2,18

+HCl pH determ. 5,78 5,09 4,75 4,52 4,33 3,83 1,74

Solución a evaluar

Agua destilada

Agua de la llave

6,05 7.0

pH determ. pH teórico

+NaOH pH calc. 11,68 5,41 4,96 4,78 4,61 4,20 3,15 Agua destilada +HCl

+NaOH pH determ. 12,18 5,47 5,01 4,73 4,55 4,17 3,42 Agua destilada +NaOH

6,88

1,94

12,24

7.0

2,04

11,96

Tabla 5. Comparación de los pH calculados (color rojo) y los pH determinados/teórico (color azul) de las diferentes soluciones. 3. ANÁLISIS DE RESULTADOS Al comparar los resultados en las tablas 1,2 y 3, se aprecia que los pH que menos cambios presentaron a medida que se agregaron las diferentes soluciones de NaOH y HCl, fueron el volumen número 4, y el volumen número 3 (5,0 mL /5,0 mL) y (6,0 mL/4,0 mL) respectivamente. Lo anterior puede comprobarse en los cálculos presentados a continuación, donde se evidencia cómo es la variación del pH cuando se agrega el ácido fuerte y la base fuerte:

Volumen número 3 (6,0 mL /4,0 mL) -Variación del pH inicial- pH con ácido fuerte (HCl)=0,12 -Variación del pH inicial- pH con base fuerte (NaOH)=0,14 Volumen número 4 (5,0mL /5,0 mL) -Variación del pH inicial- pH con ácido fuerte (HCl)=0,12 -Variación del pH inicial- pH con base fuerte (NaOH)=0,09 Teniendo en cuenta estos cálculos y la información ya mencionada que se presenta en las tablas 1, 2 y 3, es posible decir que, independientemente de lo compleja que pueda ser una solución, siempre que pH=pKa, se tiene que [A-] debe ser igual a [HA]. Esto es cierto debido a que todos los equilibrios se deben satisfacer simultáneamente en cualquier solución en equilibrio . (1) Se indica, así, que los dos volúmenes cumplen con las funciones de un buffer, pues no hubo un cambio significativo en el pH (en caso de que estos pH aumentaran o se disminuyeran en una unidad, se estaría hablando acerca de la capacidad amortiguadora - definida como el número de moles de un ácido o de una base fuertes que ocasiona un cambio de 1.00 unidades de pH a 1.00 L del amortiguador). En relación con la capacidad del amortiguador, depende entonces, no únicamente de la concentración total de sus dos componentes, sino que la relación de concentraciones tiene un papel importante, también; esta capacidad del amortiguador disminuye con cierta rapidez cuando la relación de concentración del ácido - respecto a la de la base conjugada - tiende a ser mayor o menor que la unidad. (2) Asimismo, en las tablas 2 y 3 , se puede justificar los cambios de pH en concordancia con una de las características de la ecuación de Henderson-Hasselbalch, la cual indica que por cada cambio en un orden de magnitud en el valor de la razón [A-/[HA], el pH cambia en una unidad. Es decir, en la tabla 2 - al presentarse un aumento en la concentración del ácido (HA), el pH disminuye y, por su parte, en la tabla 3, cuando la base aumenta (A-), el pH crece. (1). Aquí se resalta el caso de los volúmenes 1 y 7 cuando se agregó ácido débil, (CH3COOH), más ácido fuerte (HCl) (tabla 2), y base débil (CH3COONa) y base fuerte (NaOH) (tabla 3), el que determina el pH en este caso, son el ácido fuerte y base fuerte, al tener la capacidad de disociarse completamente (1). En la tabla número 5, al comparar los resultados teóricos con los obtenidos experimentalmente, se evidenciaron pequeñas diferencias entre ambos. Esto puede deberse a las condiciones en las que se desarrolló el experimento, ya que los resultados teóricos se trabajaron asumiendo condiciones ideales, además, un factor determinante puede ser la composición del agua con la que los reactivos fueron diluidos, puesto que el agua puede tener diferentes iones y minerales que pueden afectar (aunque sea mínimo) el pH; y, además, podrían deberse (estos cambios) a alguna contaminación de los reactivos o al % de error instrumental. A su vez, en esta tabla se puede apreciar que si se comparan los pH determinados con las diferentes soluciones buffer (representadas también en las tablas 1,2,3) con los pH obtenidos para las muestras de agua (representados también en la tabla 4), se pone de manifiesto que el pH para el agua, al agregar las soluciones de HCl y NaOH, cambiaron drásticamente de 1,94 a 12,24 esto debido a que no se tenía ninguna solución buffer y el pH del agua es neutro (pH aproximadamente 7), a diferencia de cuando se agregaron estas soluciones con buffers, clarificando que el pH no cambia radicalmente, sobre todo cuando se trata de los que obtuvieron mejor capacidad amortiguadora, como es el caso de los buffers de volumen 3 y 4. Aquí, se resaltó y comprobó - experimentalmente - la importancia de

estas soluciones amortiguadoras, tanto en áreas científicas como en general en el correcto funcionamiento de cualquier sistema biológico. 4. PREGUNTAS COMPLEMENTARIAS 1.7.1 Compare los resultados teóricos con los obtenidos usando el pH-metro. ¿A qué pueden deberse las posibles discrepancias en cada caso? Al comparar los resultados teóricos con los obtenidos experimentalmente, se evidenciaron pequeñas diferencias entre ambos. Esto puede deberse a las condiciones en las que se desarrolló el experimento, ya que los resultados teóricos se trabajaron asumiendo condiciones ideales, además, un factor determinante puede ser la composición del agua con la que los reactivos fueron diluidos, puesto que el agua puede tener diferentes iones y minerales que pueden afectar (aunque sea mínimo) el pH; y, además, podrían deberse (estos cambios) a alguna contaminación de los reactivos o al % de error instrumental. 1.7.2 Indicar cuál de las soluciones preparadas es la que cumple mejores funciones como buffer. ¿Está de acuerdo con este resultado? Explique su respuesta. La solución número 4 es la que cumple mejores funciones como buffer, ya que como se mostró en el análisis, al presentar la misma concentración, el pH es igual al pKa, y esto hace que - al estar en equilibrio - tenga su mayor capacidad amortiguadora (buffer ). 1.7.3 Al adicionar HCl y NaOH a los tubos con agua ¿observó lo que esperaba? Expresar una conclusión del resultado obtenido en este caso. Si se logró observar lo esperado, pues el agua al no ser un buffer va a tener cambios drásticos en su pH, al agregar HCl y NaOH, que son un ácido fuerte y una base fuerte respectivamente, y a pesar de que estos se encuentran en pequeñas cantidades, tienen disociaciones completas. 5. CONCLUSIONES - Se cumplió con el objetivo de la práctica, al preparar soluciones buffer a diferentes pH y realizar los cálculos pertinentes. - En las soluciones amortiguadoras los cambios en el pH al agregar cierta cantidad de ácido o de base debe ser mínimo, ya que estos son resistentes a los cambios en el pH. - La capacidad amortiguadora depende de la concentración total de los dos componentes de la solución y de la relación de sus concentraciones. - Para que haya una capacidad adecuada del buffer se debe tener en cuenta el volumen y concentración de la relación del ácido respecto a la de la base conjugada, ya que no debe sobrepasar las ±1 unidades de pH. - Independientemente de lo compleja que pueda ser una solución, siempre que pH=pKa, se tiene que [A-] debe ser igual a [HA]. Esto es cierto debido a que todos los equilibrios se deben satisfacer simultáneamente en cualquier solución en equilibrio. 6. BIBLIOGRAFÍA (1) Harris, D. (2012). Análisis químico cuantitativo (3.a ed.). Iberoamérica, páginas 91,92,93. (2) Douglas, A.S; Donald, M.W; F. James, H; Stanley, RC, en Fundamentos de Química analítica, Ediciones Thomson Editores, S.A., México, 2005, páginas 175, 179, 180, 181, 182, 183, 184....