PREPARACION DE SOLUCIONES REGULADORASBrian Alberto López – Héctor Iván Córdoba 1341426 – 1340640 Programa de Tecnología Química, Facultad de Ciencias Naturales y Exactas, Universidad de Valle 10 de Octubre del 2014 Resumen El objetivo de la práctica es instruir al estudiante en la preparación de soluciones reguladoras, comprobar los efectos que tiene sobre el pH la adicción de ácidos o bases fuertes y evaluar la capacidad reguladora de una tableta de alkaseltzer. Se preparó 50 ml de una solución buffer con 1.2374 g de 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4 y 0.5860 g de 𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 completando con agua destilada hasta el aforo, a la anterior solución se le midió el pH y se le agrego 1 ml de NaOH al 0.01 M, para luego medir el pH para observar los efectos de la adición del NaOH, paralelamente se compara con una muestra de agua destilada a la cual se le agrega NaOH al 0.01 M, se midió el pH del agua antes y después de la adición de la base. Posteriormente se preparó otra solución amortiguadora esta vez con 0.2467 g de NaH2PO4 y 0.0872g de 𝐻3 𝑃𝑂4 , se agregó a un matraz de 50 ml y se completó con agua hasta el aforo, se procedió a medir el pH de la solución y se le agrego 1.0 ml de HCl 0.01 M, también se midió el pH de la solución resultante. Paralelamente se realiza el mismo experimento con el agua pero esta vez agregando 1ml de ácido a 25 ml de agua destilada. Se tomó una tableta de alkaseltzer y se disuelve en 50 ml de agua destilada + 3 gotas de indicador (azul de bromotimol), se titula con NaOH hasta el cambio de una unidad en el pH y hasta el viraje del indicador. Al mismo tiempo se tomó agua y se llevó al mismo pH de la solución anterior y se agregó NaOH hasta el cambio del viraje, y se compararon las capacidades reguladoras. Luego se comparó la capacidad amortiguadora de una aspirina efervescente contra una pasilla de aspirina, se disuelven por separado las muestra de aspirina + 3 gotas de indicador y se toma el pH de la solución, posteriormente se titula con NaOH 0.1 M hasta el cambio de una unidad de pH y hasta el viraje del indicador. Obteniéndose en las soluciones reguladoras de 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4 /𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 y de NaH2PO4/𝐻3 𝑃𝑂4 una capacidad reguladora esperada (entre 0.02 y 0.09) mientras que en el alkaseltzer no fue la esperada (0.015) debido a errores experimentales ____________________________________________________________________________ 35 = (𝑉𝑇 −𝑉𝐴 )𝑀𝐵 𝑉𝐴 ∗𝑀𝐴 ) 2.1 ml 0.44668*(𝐻𝑃𝑂42− )= 𝑃𝑂43− MVA = 0.5866 g 0. 12𝐻2 𝑂 Moles totales 5 ∗ 10−3 = moles de 𝐻𝑃𝑂42− +moles de 𝑃𝑂43− =0.5-2.5-0.1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 1000 𝑚𝑙 41. 12𝐻2 𝑂]+[ 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4 .456 ∗ 10−3 TABLA 1.0-12.9ml * =1.5 𝑚𝑚𝑜𝑙−0.moles de 𝐻𝑃𝑂42− =0.35 pH=pka log ( 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4 . 12𝐻2 𝑂 pH=12.1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑃𝑂42− 1000 𝑚𝑙 𝐻𝑃𝑂42− WA =8.9 ml VB=41.5866g 𝑵𝒂3 𝑃𝑂4 .1 𝑀)=2.35+log 12.24(𝑉𝐴 ∗ 0. La siguiente tabla muestra las cantidades utilizadas para preparar las soluciones buffer utilizadas 𝑃𝑂43− = 1.05𝑀) 𝑉𝐴 ∗0. 12𝐻2 𝑂 Preparación de una solución reguladora de 𝐻3 𝑃𝑂4 y 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 VT=VA+VB →VB= VT-VA pka=12.94 𝑔 1 𝑚𝑙 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4 .1 𝑀 2.35=log 10−0.5 mmol 0.456∗ 10−5 ∗ 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑃𝑂1− 4 = 2.2371 g 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4 .44668= 𝑉𝐵 ∗𝑀𝐵 ) 𝑉𝐴 ∗𝑀𝐴 2.0 pH=pka + log( [𝐴] pH = pka +log [𝐻𝐴] 12.79.5 𝑚𝑚𝑜𝑙 =8.266 g 𝐻3 𝑃𝑂4 0.1 𝑀 2. 12𝐻2 𝑂 𝑵𝒂3 𝑃𝑂4 .05𝑀) ) 𝑉𝐴 ∗0.9 0.224 MVA+0.54*10−3 moles de 𝑃𝑂43− * 𝑃𝑂43− =0.99 𝑔 𝐻𝑃𝑂42− = 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑃𝑂42− 119.5 𝑚𝑚𝑜𝑙−0. 12𝐻2 𝑂 3.05 MVA 0.Cálculos y Resultados a) preparación de una solución reguladora de 𝑵𝒂3 𝑃𝑂4 y 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4 [𝑵𝒂3 𝑃𝑂4 .1 M*50𝑥10−3 L 𝑵𝒂3 𝑃𝑂4 .274 𝑀 ml VB=50 ml -8.0827 g .15 = log( 𝑃𝑂43− 𝐻𝑃𝑂42− 10−0.35=log -0.5=(-log7. 12𝐻2 𝑂 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 1.2371 g 0.1 𝑀 ) 2.274 MVA=2.1 ml * ∗ ∗ 119.0 = 12. 12𝐻2 𝑂]=0.35 = 𝑃𝑂43− 𝐻𝑃𝑂42− 0.99 𝑔 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 = 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 Moles de 𝑃𝑂43− =moles totales.0875 g 0.11*10−3 ) + 𝑃𝑂43− 𝐻𝑃𝑂41− log( 𝑃𝑂43− 𝐻𝑃𝑂41− (50 𝑚𝑙−𝑉𝐴 )0.05𝑀𝑉𝐴 ) ( ) 𝑉𝐴 ∗0.05 MVA=2.96 𝐻𝑃𝑂42− =3.266 g 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 Moles de 𝑃𝑂43− =5 ∗ 10−3 -3.44668*(𝐻𝑃𝑂42− = 5 ∗ 10−3 357.5 mmol 𝑃𝑂43− 𝐻𝑃𝑂42− 0. 03 m –ß 0.00= 12.02 m+ ß)=0.034491542 M=1. lo que se está adicionando al sistema son iones OH-.ß)=0. debido a que la concentración que se genera de A.27542287ß.35= log ( 0.65 =( 0.00-12.282678519 3.027M B) capacidad reguladora de la solución de 𝑵𝒂3 𝑃𝑂4 / 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 13.59-2.ß ß=( 𝐻3 𝑃𝑂4 / 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 A.ß 0. la fracción disociada va a ser mayor que la fracción sin disociar D) capacidad reguladora del agua .lo que hace es neutralizar los iones H+ generados por HA y por ende el equilibrio se desplaza hacia la derecha.02 𝑚+ß log( 10 -0.04 m –ß 0.ß 0.466*(0.03 𝑚+ ß ) 0.07 𝑚−ß tabla2.65= log ( 100.00550895 M -0.466838922 ß 0.3216785 M – 4.15 + log( 0.+ H2O H + + AHA + OH- Cuando se le adiciona 1mL de NaOH. Capacidad reguladora de las soluciones buffer 𝑵𝒂3 𝑃𝑂4 / 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 0.27548887 ß 0.2826785 M=3.034491542 ) 1.07 𝑚−ß HA 0.07 𝑚−ß 13.02 𝑚+ß 0.005508957 M – 0. favoreciendo la disociación del acido Esto se puede entender de la siguiente manera: pH α1 > α0 O sea que si el pH aumenta.07 𝑚−ß 4.082 M 0.15= log( 0.27548887 ß=( 0.03 m=4.027 M C) Al ser una mezcla de un ácido débil y su base conjugada.3216785 M-0.04 m .07 m. al aumentar la concentración de iones OH-. haciendo que los equilibrios de las reacciones se desplacen según la ley de Le Châtelier.56= =( 0.27542287*(0.03 𝑚+ ß ) 0.466ß =0.04 𝑀− ß ) 0.082 M capacidad reguladora de la solución de 𝐻3 𝑃𝑂4 / 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 1.ß= 0.02 𝑀+ß 0.59 =2.35 + log ( 0. Por lo tanto.04 𝑚− ß ) 0. en la hidrolisis el equilibrio se desplaza hacia la formación de base A-.04 𝑚− ß ) 0.466838922 ) ß= 0.03 𝑚+ ß ) 0. va a estar presente el equilibrio de la disociación del ácido y a su vez la hidrolisis de la base: 0.27542287ß =0.04 𝑚− ß ) 0.04m =0.003 m .02 𝑚+ß −0.03 𝑚+ ß ) 0.466ß.ß 0.56 1. afectando consigo el equilibrio de la disociación del ácido. Con esto en mente podemos percatarnos de la eficacia de las soluciones preparadas en el laboratorio para la practica realizada.010 M capacidad reguladora del agua 0.1 ß=4.3 ml NaOH* = ß=0.001 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 0.0.ya que al adicionar un ml de NaOH a la solucion de 𝑵𝒂3 𝑃𝑂4 / 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 y al establecer el pH inicial de la solución buffer y compararlo con el obtenido luego de la adicción de base se observó que este no varía de manera significativa por lo tanto comprobamos la capacidad amortiguadora.01 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 1 𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 0.83 1 ml * M Capacidad reguladora de la solución de alkaseltzer 0. esto nos da un parámetro de comparación para nuestra solución buffer.1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 0.51 𝑚𝑚𝑜𝑙 50 𝑚𝑙 ß=0.01 𝑚𝑚𝑜𝑙𝐻𝐶𝑙 = 1 𝑚𝑙 0. por lo cual tienen múltiples aplicaciones. mostrando así la capacidad de amortiguación de nuestra solución. un par ácido / base conjugado en concentraciones apreciables. Las soluciones reguladoras o “buffer” son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH.9∗ 10−6 𝑀 0.0 ml NaOH * 0. además como garante se realizó paralelamente el mismo modelo de experimentación con agua destilada la cual al no ser buffer obtendrá un cambio significativo en el valor de su pH.00014 −2.1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝑙 = 0. para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas.73 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 50 𝑚𝑙 7.2 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 50 = ß=0. teniendo esto en cuenta podemos establecer la idea de una solucion buffer y su implementacion[2] . Estas soluciones contienen como especies predominantes.01 ml NaOH * Capacidad reguladora de la solución de aspirina 12.01 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙 =4*10−4 25 𝑚𝑙 −4∗10−4 ß= ß=0. tanto en la industria como en los laboratorios.02 =2*10−5 M 50 𝑚𝑙 2∗10−5 ß= 4. igualmente se midió el pH antes y después de la adicción del ácido y también se realizó simultáneamente el mismo modelo con agua.024 M Capacidad de la aspirina efervescente 5.1 ml NaOH 0.015 M Análisis de Resultados Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante. .1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝑙 1. los datos muestran que el cambio en el pH es irrelevante en la solución buffer una vez agregado el ácido pero totalmente diferente en el agua la cual experimente un descenso del pH. (Mayores que 10 – 2 M) Se puede preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido débil y una sal de su base conjugada. Para la solución de 𝐻3 𝑃𝑂4 / 𝑁𝑎𝐻2 𝑃𝑂4 se adiciono 1 ml de ácido. 0 ml de NaOH al 0. 2.1 ml de NaOH al 0.1 ml de NaOH al 0. que fueron 0. PAG 32-28 [2]QUIMICA ANALÍTICA(63.1 M. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA.M.SKOOG y DONALD. deja claro la capacidad que tiene el alka-selzert como agente amortiguador. El planteamiento del modelo seguido durante la paratica esefectivo ya que nos permite evidenciar claramente que las soluciones preparadas son amortiguadoras.1 M necesario para el cambio de una unidad de pH fue de 7. se muestra 3.1 ml de NaOH. debido a que la cantidad de NaOH necesaria para el cambio de virage par la aspirina efervescente fue de 12. Al observar los datos de las dos muestras de las aspirinas podemos concluir que la aspirina efervecente es mejor amortiguadora que la que no es efervescente.1 M Concluciones Al observar los datos obtenidos durante la paractica podemos concluir que: 1. GUÍA DE LABORATORIO QUIMICA ANALITICA.13 ml que al compararlos con los del agua destilada a la que se le agrego la misma solución de NaOH a la misma concentración. 4. Ana María Martín [3] DOUGLAS.1 M. como aumenta o decrece el pH al agragar acido o base.05.12.En cuanto a la solución con alka-seltzer el volumen de NaOH al 0.1 M. 2005. CALI. PAG 257 . mientras que la no efervescente requirió un volumen de 5.1 M mientras que para realizar el cambio en una unidad de pH la aspirina NO efervescente requirio un volumen de 5.1 ml de NaOH para el cambio en una unidad de pH. En cuanto al alka-selzert podemos concluir que efectivamente posee propiedades amortiguadoras debido que al comparalas con la prueba hecha paralelamente con agua.Lic. Para el caso de las aspirinas al comparar la efervescente y la no efervescente podemos ver claramente como la aspirina efervescente amortigua mejor ya que para el cambio de una unidad de pH fueron necesarios 12. Referencias [1] UNIVERSIDAD DEL VALLE.3 ml de NaOH al 0. De los datos recabados durante la practica podemos evidenciar que las soluciones prepararadas efectivamente poseen propiedades buffer debido a que al agregar base o acido fuerte en la respectiva solucion esta no cambia subitamente de pH.05) SOLUCIONES REGULADORAS DE pH63. mientras que para el agua destilada se requirio 0. debido a que nos permite tener una referncia al compararla con una muestra paralela de agua la cual al no ser buffer. PEARSON: MADRID. podemos evidenciar que es bueffer ya que para hacer que la solucion de alka-selzert cambie una unidad de pH se requirio un volumen de 7.0 ml de NaOH al 0. A. El pH normal de la saliva se mantiene entre 6. y se hace máxima cuando las concentraciones son iguales.0 y 7. o acidificándolo si es muy alcalino [4]. H2CO3 HCO3-. Y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (diluyendo la solución). se pueden sugerir que los errores en el pH son errores experimentales como: La pureza de los reactivos La calibracion de los instrumentos Dejar destapada la solución durante mucho tiempo. menor será su capacidad de regular. Siendo la capacidad reguladora inversamente proporcional a la dilución. El bicarbonato reacciona con los alimentos ingeridos. El principal sistema amortiguador en la sangre es el sistema ácido carbónico – ion bicarbonato (H2CO3 – HCO3-). Un ejemplo de un sistema buffer es la sangre. SOLUCIONES BUFFER Y VIDA. así que entre más diluida esté. El bicarbonato en la saliva ayuda a mantener el pH regular. b) La capacidad reguladora de una solución aumenta a medida que la concentración del ácido y la base conjugada aumentan.[4] LIC.45.35 y 7. 26 DE JUNIO 2013 Preguntas: a) Si se considera que el valor calculado es el correcto. . Por lo tanto los sistemas vivos están constituidos por buffers capaces de mantener el pH del medio interno entre los valores adecuados para que ocurran las reacciones del metabolismo. que ocurre cuando el pH sobrepasa el valor de 7. + H+ Otro ejemplo de sistema buffer es la saliva.45. que acidifica la solución. La mayoría de las enzimas que catalizan reacciones bioquímicas son eficaces solo en determinadas condiciones de pH. d) Las reacciones que ocurren en los sistemas de los seres vivos son muy sensibles al pH. Si hay una variación de ese rango se pueden generar enfermedades como la acidosis. o sea que no se pueda despreciar el aporte de iones que hace el agua y deban ser tenidos en cuenta a la hora de hallar las concentraciones de cada especie [3] . LETICIA LAROTONDA.0. haciendo que el pH sea menor debido a que el CO2 del aire se disuelve con el agua formando H2CO3. o la alcalosis. su pH normal se mantiene entre 7. La sangre humana es ligeramente básica. que está compuesta por una mezcla de diferentes soluciones reguladoras. que es el trastorno producido cuando el pH sanguíneo es menor a 7. Haciendo que el pH sea igual al pKa pH = pKa + Log ( [𝐴]− ) [𝐻𝐴] pH = pKa + Log 1 pH = pKa c) El pH de una solución reguladora se mantiene independiente de la disolución hasta que las concentraciones de las especies (ácido-base) disminuyen hasta el punto en que las aproximaciones utilizadas en la ecuación de Henderson-Hasselbalch no sean válidas. alcalinizando el alimento si viene muy acido. UNIVERSIDAD DE QUILMES.35.