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Elaboración de una disolución amortiguadora.
Tipo: Monografías, Ensayos
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La presencia de ácido láctico en la sangre provoca que el equilibrio se desplace hacia la izquierda. Los iones bicarbonato se unen a iones hidronio y producen ácido carbónico que se descompone en dióxido de carbono y agua. Este aumento de dióxido de carbono en la sangre es eliminado en los pulmones. En definitiva, la sangre dispone de un mecanismo para eliminar el exceso de ácido que puede llegar a ella. Considerando que la solución amortiguadora es una mezcla de ácido débil con una sal del mismo ácido proveniente de base fuerte y además que un ácido débil se ioniza parcialmente, podemos representar la ionización de esta forma: HA <======> H+^ + A- Aplicando la ley de acción de masas y teniendo en cuenta la constante de disociación se obtiene la siguiente expresión: pH =pKa + Log 𝐴− 𝐻𝐴 Donde pka,representa el valor del potencial de la constante de acidez del ácido débil, A-^ es la concentración del anión común,equivalente a la sal y HA indica la concentración del ácido débil que forma parte de la solución buffer.En consecuencia,la anterior ecuación se puede reescribir así: pH =pKa + Log (𝐵𝐴𝑆𝐸) (Á𝐶𝐼𝐷𝑂) Esta expresión se conoce como ecuación de Henderson - Hasselbach y sirve para calcular el pH de mezclas de ácidos débiles y sus sales, es decir, soluciones "Buffer", Tampón o amortiguadoras. De acuerdo a esta ecuación, se puede deducir, que el pH de una solución amortiguadora, depende de dos factores: a) El valor del pKa del ácido débil b) Las proporciones entre Las concentraciones de sal y ácido En donde:
pKa=-LogKa El valor de pKa es constante y como se observa en esta ecuación, se requiere un cambio en la proporción base/ácido de 10 (log 10 = 1) para cambiar el pH en una unidad. Mientras más grandes sean las proporciones de ácido/base mayor será la capacidad amortiguadora (Harris, 2001). Se define como capacidad amortiguadora el número de moles de H3O+ (o de OH-) que se requieren para cambiar en una unidad el pH de un litro de disolución reguladora (Vega & Konigsberg, 2001).
● Que se conozca los valores de pH que se obtendrán al variar la relación del ácido y su base conjugada, así como al diluir o adicionar una base fuerte o un amortiguador en comparación con una disolución de una sal ● Comprender que es una disolución amortiguadora, su importancia en procesos vitales, como se forma, etc.
➔ 1 potenciómetro ➔ 2 matraces volumétricos de 50 mL ➔ 3 matraces aforados de 100 mL ➔ 2 pipeta volumétrica de 10 mL ➔ 1 bureta ➔ 1 soporte universal ➔ 1 pinzas para bureta ➔ 1 propipeta ➔ 1 piseta con agua destilada ➔ 5 vasos de precipitados de 100 mL ➔ 1 parrilla de agitación ➔ 1 barra magnética ➔ 3 espátulas ➔ 3 vidrios de reloj ➔ 1 embudo ➔ Disoluciones amortiguadoras de pH 7 y 10 para potenciómetro ➔ 100 mL de Na2CO3 1.0 M ➔ 100 mL de NaHCO3 1.0 M ➔ 100 mL NaOH 0.10 M.
Desafortunadamente por cuestiones de tiempo y falta de organización no logramos culminar la práctica en laboratorio, nuestro procedimiento se quedó en la parte de la preparación de disoluciones, logramos preparar la primera disolución de 100ML en Na2CO3 * 1.0 M, la segunda preparación de los 100 ml NaOH 0.10 M no fue terminada en su totalidad además de que obtuvimos un color en la disolución no esperado en cuanto a la tercera preparación (100 ML en NaHCO3 * 1.0 M ) no hubo el tiempo de empezar a prepararla, por razones que no logramos determinar ya que no llegamos a la parte de medición de PH, nuestra segunda disolución se tornó a un claro color rosa el cual no era lo esperado. (Imagen.1 en pág. 13) Creemos que pudo deberse a una posible contaminación al momento de la aforación o el preparado que hayamos pasado por alto. Los cambios en concentración, presión y volumen pueden cambiar las concentraciones de equilibrio en la mezcla de reacción, pero no modifican la constante de equilibrio, en tanto que la temperatura no cambie. La razón del cambio de color es debido al desequilibrio químico que sufrió la solución al encontrarse las concentraciones desproporcionadas. Muy seguramente ocurrió un desajuste por un descuido del grupo al perder precisión en las concentraciones de la solución recomendada. Recordemos que el hidróxido de sodio es una de las bases mayormente utilizadas en el laboratorio, pero es difícil utilizarlo en puro porque absorbe agua del aire y sus disoluciones reaccionan con dióxido de carbono. Por ello, para un trabajo analítico, la concentración de NaOH debe ser valorada antes de utilizarse. El color rosado, teóricamente, responde a las propiedades características de las bases, pues en disolución acuosa cambian de color. Aunque no logramos finalizar la práctica utilizaremos una base idónea para determinar los resultados estimados que se hubieran obtenido si se hubiera culminado de forma correcta y exitosa esta práctica: Efecto de la relación ácido/base sobre el PH 1: PH del amortiguador contenido en el matraz #1 20 ml de la disolución de NaHCO3 1.0M más 30 ml de Na2CO3 1.0 M 25 ml de esta disolución = 10. 28 PH 2 : PH del amortiguador contenido en el matraz #2 30 ml de la disolución NaHCO3 1.0 M más 20 ml de NA2CO3 1.0 M 25 ml de disolución = 10.50 PH Efecto de las disolucion sobre el PH 4: PH de la disolución de Na2CO3 1.0 M = 10.90 PH 5: Disolución diluida de NA2CO3 matraz 3 (en 100 ml, 25.0 ml de Na2CO3 1.0 M transferidos y aforados con agua destilada)
6: Disolución diluida del amortiguador matraz 4 (25.0 ml de amortiguador del matraz #1 con 25.0 de agua destilada mezclado) = 10.20 PH Determinación de la capacidad amortiguadora L a disolución amortiguadora = 9 ml de NaOH La disolución de NaCO3 = 4.5 ml de NaOH GRÁFICA CÁLCULOS EN BASE A LOS DATOS EXPERIMENTALES 1.-¿Cuál de las disoluciones amortiguadoras tiene un PH menor que el pKa? El PH del amortiguador del matraz #1 tenía un valor igual a 10.28, por su lado el amortiguador del matraz #2 tenía un PH con valor de 10.
1¿Cuál es la concentración, en términos de molaridad, del amortiguador formado con 20 ml de la disolución de NaHCO3 1.0 M y 30 ml de Na2CO3 1.0 M? Datos: 20 ml(0.020L) de NaHCO3 a 1.0 M 30 ml(0.30L) de Na2CO3 a 1.0 M Sacamos el núm. de moles usados Núm.de moles de Na2CO3= (1.0M)(0.030L) = 0. 03 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑢𝑠𝑎𝑑𝑜𝑠 Núm.de moles de NaHCO3= (1.0M)(0.020L) = 0. 02 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑢𝑠𝑎𝑑𝑜𝑠 Calculamos la Molaridad 𝑀 =
¿Cuál es la concentración de este amortiguador, cuando se le adicionan 50 ml de agua destilada? Núm.de moles de Na2CO3= (1.0M)(0.030L) = 0. 03 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑢𝑠𝑎𝑑𝑜𝑠 Núm.de moles de NaHCO3= (1.0M)(0.020L) = 0. 02 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑢𝑠𝑎𝑑𝑜𝑠 Calculamos la Molaridad y sumamos 50ml(0.05) de agua final 𝑀 =
2. ¿Cuál es el pH teórico que obtendría al mezclar 15.0 ml de Na2CO3 0.15 M con 75 ml de NaHCO3 0.30 M? (El Na2CO3 y NaHCO3 son pares conjugados y no reaccionan entre sí) Datos: 0.15M de Na2CO3 con 15 ml(0.015L) 0.30M de NaHCO3 con 75ml(0.075L) Obtención de moles usados en Na2CO3 y NaHCO Núm.de moles de Na2CO3= (0.15M)(0.015L) = 2. 25 𝑥 10 −^3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑢𝑠𝑎𝑑𝑜𝑠 Núm.de moles de NaHCO3= (0.30M)(0.075L) = 0. 0225 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑢𝑠𝑎𝑑𝑜𝑠 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂 3 + 𝐻 2 𝑂 → 𝑁𝑎 2 𝐶𝑂 3 + 𝐻 3 𝑂
Solución final: 𝑀 =
Obtenemos Ka de NaHCO3: Ka de NaHCO3 = 4. 8 𝑥 10 −^11 y usamos la fórmula de Henderson Hasselbach 𝐻+^ = 𝑃𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
R= 9.36452 de pH
3. ¿Qué efecto observaría en el pH si la dilución amortiguadora 0.1M de NaHCO3 y Na2CO3 se hubiera diluido 1 a 100? R=Si la anterior disolución se hubiese diluido con agua su pH hubiera tenido un cambio mínimo 4. ¿Calcule el pH que se obtiene al mezclar 50 ml de NaHCO3 0.10 M con 25 ml de NaOH 0.10 M? Datos: 50.0ml(0.050L) de NaHCO3 0.10 M 25.0 ml(0.025L) de NaOH 0.10 M Obtención del núm. de moles de NaHC03 y NaOH usados: Núm. de moles de NaHCO3 = (0.10 mol/L) (0.05L) = 5 𝑥 10 −^3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑢𝑠𝑎𝑑𝑜𝑠 Núm. de moles de NaOH = (0.10 mol/L) (0.025L) = 2. 5 𝑥 10 −^3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑢𝑠𝑎𝑑𝑜𝑠 Reacción: 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂 3 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎 2 𝐶𝑂 3 + 𝐻 3 𝑂 5 𝑥 10 −^3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 − 2. 5 𝑥 10 −^3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 2. 5 𝑥 10 −^3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
Obtenemos Ka de NaHCO3: Ka de NaHCO3 = 4. 8 𝑥 10 −^11 Usamos la fórmula de Henderson Hasselbach 𝐻+^ = 𝑃𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
R= 10.31878 de pH
Tras el análisis, se comprende cuál es la importancia vital de una disolución amortiguadora en los organismos, ya que de la constancia del pH en los organismos depende el correcto funcionamiento a nivel celular. También son importantes a nivel industrial y en el laboratorio. Cuando la relación entre la cantidad de ácido débil y su base conjugada es próxima a uno la capacidad amortiguadora alcanza un punto máximo. La ecuación de Henderson-Hasselbach predice adecuadamente el comportamiento de este tipo de soluciones, y no para el agua destilada debido a que esta no posee características amortiguadoras. El funcionamiento de la solución amortiguadora también va a depender de la temperatura en la que se encuentre al momento de ser añadida una muestra. Mientras más concentrada se encuentre la solución, mayor será su capacidad para amortiguar o regular el pH de una mezcla. La concentración total de la solución, debe ser mayor la concentración final del ácido o base fuerte que se añada. El potenciómetro nos permite medir la diferencia potencial que se produce entre un electrodo de trabajo y uno de referencia, al estar ambos electrodos sumergidos en una solución a la cual se requiere medir su PH. Uno de los objetivos era medir los valores de pH variando la relación del ácido y su base, pero no se logró completar la práctica debido a falta de tiempo y que al momento de preparar las concentraciones una de las disoluciones se tornó de color rosado y de acuerdo con el profesor, esto no debía pasar en ese momento de la práctica, por lo que los resultados son los estimados y no los obtenidos.
Diagrama
Bibliografía
