PH y soluciones amortiguadoras Informe

pH Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

 González Hurtado, Jennifer Vanessa ; Galindo Bermeo, María Isabel.

Química, Facultad de Ciencias Naturales, Exactas y de la Educación, Universidad del Cauca.

1. Graphical Abstract

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1. Observaciones, Cálculos y Resultados:

2.1. Preparación y evaluación de soluciones buffer Acetato/Ácido acético:

Se preparó una solución amortiguadora del sistema ácido acético y su base conjugada, acetato de sodio trihidratado ) para formar el sistema .  [pic 3][pic 4][pic 5]

Para ello, se preparó una solución 0.200 M de ácido acético empleando un volumen de 572uL del compuesto y disolviéndolo en 50.00 mL de agua destilada. Por otro lado, para preparar la solución de acetato de sodio trihidratado, se pesaron 1.3783 g de esta sal y se disolvieron en agua destilada hasta obtener un volumen final de 50.0 mL, obteniendo una concentración de acetato de sodio de 0.204 M.

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Empleando las soluciones preparadas, se mezclaron volúmenes de acetato de sodio y de ácido acético, hasta obtener un volúmen final de 10 mL y se midió el pH para cada una de estas soluciones. Así, se formaron soluciones amortiguadoras con la capacidad de neutralizar un ácido o una base fuerte. Con el fin de verificar su eficacia, cada preparación fue dividida en dos partes iguales. A una de las mitades se le añadieron 0.5mL de HCl 0.1M y a la otra 0.5mL de NaOH 0.1M. Este procedimiento permitió evaluar la capacidad del buffer. Los resultados se presentan en la Tabla 1.

Tabla 1. pH teórico y experimental de soluciones buffer acetato de sodio/ácido acético

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2.1.1. Se calcularon los valores de pH teóricos iniciales para las soluciones 1, 2 y 7. Las soluciones 3 a 6 se calcularon de la misma manera que la solución 2. Se debe mencionar que, las soluciones 1 y 7 no son buffer.

• pH teórico inicial de la solución 1:

El ion acetato es la base conjugada del ácido acético. Cuando se disuelve en agua, puede aceptar protones de la disociación del agua para generar iones hidroxilo de acuerdo con la ecuación (1).

Empleando la ecuación (2), se calcula la constante de basicidad del acetato.[pic 12]

 (ecu. 2)[pic 13]

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Se escribe la expresión para la constante de basicidad en la ecuación (3) y se calcula la concentración de iones hidroxilo. Como se trata de la disociación de una base débil, la constante  es muy pequeña, lo que significa que sólo una fracción muy pequeña de los iones  se disocian. Por tanto, la cantidad que se disocia es mucho más pequeña que la concentración inicial. Como resultado, la concentración de   en el equilibrio es aproximadamente igual a su concentración inicial. Es decir, [pic 15][pic 16][pic 17][pic 18][pic 19]

                                                 (ecu. 3)[pic 20]

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Empleando la ecuación (4) se calcula el pH de la solución, obteniendo un valor de 9.03

(ecu. 4)[pic 22]

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• pH teórico inicial de la solución 2:

El equilibrio obtenido en este caso se presenta en la ecuación (5). Se calcula la concentración de ácido acético y de su base conjugada.

Para calcular el pH del buffer se emplea la ecuación de Henderson - Hasselbach.

                                         (ecu. 6)[pic 30]

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• pH teórico inicial la solución 7:

El ácido acético es un ácido débil por lo que se disocia parcialmente en agua destilada. El equilibrio se presenta en la ecuación (7)

Se escribe la expresión para la constante de acidez en la ecuación (8) y se calcula el pH de la solución con la ecuación (9)

            (ecu. 8)[pic 36]

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(ecu. 9)[pic 38]

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2.1.2. Se calcularon los valores de pH teóricos al añadir 0.5mL de HCl 0.1 M para las soluciones 1, 2 y 7. Las soluciones 3 a 6 se calcularon de la misma manera que la solución 2. El HCl es un ácido fuerte, por lo que se disocia completamente en y . Las mmol de  que se añaden son[pic 40][pic 41][pic 42][pic 43]

• pH teórico de la solución 1 tras añadir 0.5mL de HCl 0.1M:

El proveniente del HCl reacciona con el  para formar ácido acético, que es un ácido débil mediante la ecuación (10). [pic 44][pic 45]

(ecu. 10)[pic 46]

Se calculan las milimoles de acetato teniendo en cuenta que se tomaron 5mL de la solución inicial de 10mL, así:

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Finalmente, empleando la ecuación (6) de Henderson Hasselbach se calcula el pH de la solución.

                                           (ecu. 6)[pic 48]

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• pH teórico de la solución 2 tras añadir 0.5mL de HCl 0.1M:

Los iones  proporcionados por el ácido fuerte reaccionan completamente con la base conjugada del sistema amortiguador. La reacción de neutralización se muestra en la ecuación (11).[pic 51]

Se calcula el pH empleando la ecuación de Henderson y teniendo en cuenta que el volumen final es de 5.5mL.

                                           (ecu. 6)[pic 59]

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• pH teórico de la solución 7 tras añadir 0.5mL de HCl 0.1M:

Dado que el ácido acético es un ácido débil, el pH estará dado por la concentración de  provenientes del ácido fuerte. Así, el pH teórico de la solución es 2.04.[pic 62]

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2.1.3. Se calcularon los valores de pH teóricos al añadir 0.5mL de NaOH 0.1 M para las soluciones 1, 2 y 7. Las soluciones 3 a 6 se calcularon de la misma manera que la solución 2. El NaOH es una base fuerte, por lo que se disocia completamente en y . Las mmol de  que se añaden son[pic 65][pic 66][pic 67][pic 68]

• pH teórico de la solución 1 tras añadir 0.5mL de NaOH 0.1M:

Debido a que el ion acetato es una base débil, el pH estará dado por la concentración de iones hidroxilo provenientes de la base fuerte. Así, el pH teórico de la solución es 12.0.

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