Laboratorio de Análisis Químico. Las soluciones ""reguladoras""
Enviado por camila19033 • 7 de Marzo de 2020 • Informes • 1.540 Palabras (7 Páginas) • 77 Visitas
Laboratorio de Análisis Químico
Alumnos:
Daniela Gómez Castilla
Luis Eduardo Jiménez Manjarres
Reginaldo Payares Gonzales
Lic.
Melisa Aguas
Universidad de sucre
Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas
Programa de Biología
ll Semestre
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 ""reguladoras"" o Buffer son capaces de mantener de acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.
Esta práctica de laboratorio tiene como propósito enseñarnos a preparar soluciones amortiguadoras o Buffer , además observar el efecto amortiguador de las soluciones buffer al agregarles ácidos o bases.
Así mismo, se puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente por (neutralización) un ácido débil con una base fuerte. o un ácido fuerte con una base débil. Una vez formada la solución reguladora, el pH varia poco por el agregado de pequeñas cantidades de ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (disolución).La disolución no cambia el pH de la solución Buffer pero disminuye considerablemente su capacidad reguladora.
En general puede decirse que esta práctica tiene como propósito la comprensión de las adiciones de ácidos y sales a estas soluciones.
Marco Teórico
Una solución buffer o tampón o amortiguadora es una mezcla de un ácido débil y una base débil, la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales correspondientes, “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es una base débil. También se puede preparar la solución amortiguadora mezclando una base débil con una de sus sales correspondientes “tampón básico”. El ácido débil reacciona con cualquier cantidad de OH- agregado, mientras que el papel de la base débil es consumir el H+ que pueda haberse introducido. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio: H2O+ + OH- y del cual dependa el pH mayor de la solución.
El efecto amortiguador de estas soluciones se presenta cuando se les agrega pequeñas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes. El responsable de este efecto es una o más reacciones que ocurren dentro del sistema y en las cuales se consume casi totalmente el ácido o base agregados. Esta reacción puede determinarse fácilmente sobre la base del equilibrio que predomina en el sistema aplicando el teorema de Chatelier y teniendo en cuenta que siempre que un ácido esta en presencia de dos bases reacciona con aquella que produzca la sustancia más estable o que posee la menor constante de disociación y lo mismo puede decirse si se trata de una base en presencia de dos ácidos.
Las soluciones de ácidos débiles y sus bases conjugadas, por ejemplo ácido acético y acetato de sodio, tienen la propiedad de reaccionar cuando se les añade ácidos y bases.
El ácido (ácido acetifico) reacciona al añadirse una base, mientras que su base conjugada (ión acetato) reacciona al añadirse un cabido. La adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos y bases ejerce poco efecto en el PH de la solución original.
Puesto que estas soluciones impiden cambios comparativamente grandes en PH, se llaman soluciones amortiguadoras. Estas soluciones no son especialmente sensibles a la adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base. Bases débiles (NH3) y sus ácidos conjugados (NH4Cl) son también soluciones amortiguadoras.
Resultado
ENSAYO | pH teórico | pH metro |
50 mL de CH3COOH 0.1 M + 50 mL de CH3COONa 0.1 M (Sln B1) | 4.75 | 4.87 |
15 mL Sln B1 + 45 mL de H2O destilada | 4.79 | 4.90 |
25 mL de Sln B1 + 0.5 mL HCL 0.1 M | 4.79 | 4.70 |
25 mL de H2O destilada + 0.5 mL HCL 0.1 M | 2.87 | 2.70 |
25 Ml de Sln B1 + 0.5 mL NaOH 0.1 M | 4.79 | 4.97 |
50 mL de NH3 0.1 M + 50 Ml de NH4CL 0.1 M (Sln B2) | 9.24 | 9.02 |
15 mL Sln B2 + 45 mL de H2O destilada | 9.28 | 8.92 |
25 mL de Sln B2 + 0.5 mL HCL 0.1 M | 9.21 | 8.91 |
25 mL de Sln B2 + 0.5 mL NaOH 0.1 M | 9.28 | 8.99 |
Tabla 1. Valores de pH de las soluciones ensayadas.
Se halló el pH teórico:
- Para 50 mL de CH3COOH 0.1 M + 50 mL de CH3COONa 0.1 M (Sln B1) tenemos:
CH3COOH + NaOH CH3COONa[pic 1]
Mn= MxV[pic 3][pic 2]
n= 0.1 x 0.05 L = 5x10-3 moles de CH3COOH[pic 4]
n= 0.1 x 0.05 L = 5x10-3 moles de CH3COONa[pic 5]
M= =: 0.05 M CH3COOH[pic 6][pic 7]
M= =: 0.05 M CH3COONa[pic 8][pic 9]
[H+]= ka x[pic 10]
[H+]= 1.75x10-5 x [pic 11]
[H+]= 1.75x10-5
pH= -log [H+]
pH= -log 1.75 x10-5
pH= 4.75
- Para 15 mL Sln B1 + 45 mL de H2O destilada tenemos:
n=MxV
n= 0.05x 0.045L= 2.25 x10-3 moles[pic 12]
0.05 – 2.25 x10-3 = 0.04774 0.05 + 2.25 x10-3 = 0.05225
[H+] = ka x[pic 13]
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