Quimica Analitica Basica Reporte

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán Departamento de Ciencias Químicas Sección de Química Analítica Licenciatura en Bioquímica Diagnostica

Laboratorio de Química Analítica Básica

Practica 2 Soluciones Amortiguadoras Ácido-Base

Equipo 1 Castro Piña Jorge Enrique Muñoz Reyna Karen Xinemi Solis Mondragón Brenda

Gpo: 1353

Fecha de entrega: 30/ Agosto/ 2016

1. Objetivos *Manejar el potenciómetro y sistemas de electrodos para medir el pH. * Identificar los componentes de una solución amortiguadora y explicar su principio de funcionamiento. *Realizar los cálculos necesarios para preparar soluciones amortiguadoras. * Establecer el equilibrio químico propio de una solución amortiguadora. *Realizar cálculos de pH de equilibrio, al inicio y cuando a la solución amortiguadora se le adicione ácido fuerte o base fuerte, y comparar con los resultados experimentales. *Relacionar el efecto amortiguador de un sistema, con su concentración, con base a cálculos teóricos y resultados experimentales. * Aprender a llevar a cabo los cálculos correctos para la determinación del pKa a partir del pH y de M. * Predecir mediante la concentración, pH, pKa la capacidad amortiguadora de los sistemas amortiguadores. 2. Introducción Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones buffers, son soluciones que resisten cambios de su pH. Estas soluciones mantienen constante el pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases. El control del pH es importante en numerosas reacciones químicas, en los sistemas biológicos y en muchas otras aplicaciones. El cambio del pH de la sangre en 0,5 unidades puede resultar fatal, pero la sangre es una solución buffer. El agua no es un buffer y la simple adición de una gota de HCl 1M a un litro de agua cambia el pH de 7,0 a 4,3. Así pues, un buen control del pH es esencial. Una solución buffer debe contener un ácido débil y una sal de éste ácido; por ejemplo ácido acético/acetato de sodio, donde el CH3COOH es el ácido y el Ion CH3COO- es la base o una base débil y una sal de ésta base; por ejemplo amoníaco/cloruro de amonio, donde el NH3 es la base y el Ion NH4+ es el ácido. Las soluciones buffers trabajan removiendo los iones H+ o los iones OH- de la solución. El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es: pKa – 1 < pH < pKa + 1

El sistema buffer más adecuado es aquel cuyo valor de pKa esta lo más cerca posible del pH que se desea regular. La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al campo del pH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y/o bases fuertes, y es máxima cuando Ca = Kb. Una solución contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base conjugada tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación del pH por el agregado de una pequeña cantidad de ácido o base fuerte es mínimo.

3. Metodología experimental

4. Observaciones y Resultados

Tabla 1.1 Resultado experimentares del sistema amortiguadora de 0.6M BUFFER SISTEMA ADICION DE : pH experimental

PARTE (A) [HAc]= [Ac-]= 0.3M

1,2 1 1 2 2

10mL Sol. Amortiguadora 0.6M 2mL HCl 0.1M 4mL HCl 0.1M 2mL NaOH 0.1M 4mL NaOH 0.1M

4.9 4.8 4.7 5.0 5.1

Tabla 1.2 Resultado experimentares del sistema amortiguadora de 0.6M BUFFER SISTEMA ADICION DE : pH experimental PARTE (B) 1,2 10mL Sol. Amortiguadora 0.6M 4.7 [HAc]= [Ac-]= 1 2mL HCl 0.1M 3.8 0.03M 1 4mL HCl 0.1M 2.0 2 2mL NaOH 0.1M 11.7 2 4mL NaOH 0.1M 12.2

Grafica 1.1 reacción de las especies acida de la solución amortiguadora con el NaOH

Grafica 1.2 reacción de las especies básicas de la solución amortiguadora con el HCl 5. Análisis de resultados 5.1 Análisis de Resultados(Preguntas) a) Reportar en una tabla los resultados promedio obtenidos experimentalmente para cada solución amortiguadora

Sol. Amortiguadora [HAc]= [Ac-]= 0.3M [HAc]= [Ac-]= 0.03M

PH PH=4.9 PH=6.5

b) De acuerdo al pH promedio para las soluciones amortiguadoras de HAc/Ac (0.6 y 0.06) M ¿Cuál es el valor experimental estimado de pKa para este par ácido-base? Para el 0.6 M es de 9.57 y para el 0.06 M es de 6.77 c) Escribir la reacción que ocurrió entre una de las especies que forman parte de la solución amortiguadora y el HCl. Calcula su valor de Kep NaAc + HCl = NaCl + H2O d) Escribir la reacción que ocurrió entre una de las especies que forman parte de la solución amortiguadora y el NaOH. Calcula su valor de Kep HAc + NaOH = NaAc + H2O

e) Calcular los pHs teóricos de todos los sistemas mezcla trabajados en el experimento f) Justificar con base a los resultados obtenidos experimentalmente y los cálculos teóricos de pH correspondiente, ¿Cuál de las dos soluciones (0.6 y 0.06 M) tiene mayor capacidad amortiguadora? la solución de 0.6 es la solución amortiguadora ideal, ya que no sufrió un cambio tan drástico(solo de .1 entre cada adición tanto de HCl como de NaOH) en comparación de la solución de 0.06 (al adicionar tanto HCl y NaOH el pH se modificó drásticamente lo cual se pudo comprobar con los cálculos teóricos 5.2 Análisis de Resultados(Ejercicios de consolidación) (Los cálculos se encuentra en el anexo) A) Se desea prepara 100 ml de una solución amortiguadora acético/acetato de pH=5, donde la concentración de HAc en el equilibrio sea 0.085M, para lo cual se cuenta con una solución concentrada de Acido acético y una sal de acetado de sodio, que tienen las siguientes características A. acético concentrado : pureza :99.7%, densidad =1.055 g/mL y P.M. = 60 g/mol Acetado de sodio : purea =99% y P.M. =82 g/mol Calcular que volumen de acido acético y cuantos gramos de acetado de sodio se necesitan agregar para preparar la solución deseada A. acético concentrado=0.2424 mL HAc Acetado de sodio=0.3520 g AcNa b) si se tienen 25.0 mL de una solución de NH4+/NH3=0.5M(0.25Mc/u) 1.-¿Cuál es el valor de pH que impone la solución amortiguadora? pH=9.26 -si a esta solucion se le agrega 5 mLde HCl 0.2M 2.-calcular el pH de equilibrio del sistema después de la adición del acido pH=9.11

6. Conclusiones En esta práctica se pudo comprobar la capacidad amortiguadora que posee la solución buffer, es decir, los resultados obtenidos durante las

experiencias son muy parecidos a los mostrados por el calculo matemático dando como resultado un gran desempeño de las mismas. A partir de una perspectiva sistemática del equilibrio iónico en soluciones acuosas en sinergia con la perspectiva tradicional basada en la Ecuación de Henderson Hasselbalch, se pudo generar aprendizaje significativo de conceptos asociados a la problemática de soluciones amortiguadoras de pH. La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptadoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido. Debe tenerse en cuenta que pueden ocurrir errores en la medición por algún impedimento(un ejemplo al momento de obtener el pH con el ponteciometro el que observa que parametro se encuentra el pH de la solucion no se encuentra de frente a la ajuga y por lo tanto, no observa bien), aunque se recomienda ser muy preciso y tener atención en el manejo de las soluciones para evitar errores en el resultado. con esta practica podemos decir que una solucion amortiguadora o buffer tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios, incluso en la vida cotidiana. 6. Bibliografía 1. Jr. Day, R.A y Underwood, A.L. 1989 Química Analítica Cuantitativa. Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana, SA. 5 a edición. México. 2. Ramette, A.1988. Equilibrio y Análisis Químico. Fondo Educativo Interamericano. México, DF. 3. Ma. del Pilar Cañizares Macías y Georgina A. Duarte Lisci Fundamentos de química analítica teoría y ejercicios. 2a. Edición 2009. Facultad de Química UNAM 4. M. en C. Rebeca Sandoval Márquez. Equilibrios en disolución en química analítica. Teoría, ejemplos y ejercicios. 2 a. Edición 2011, UNAM. Facultad de Química.