Quimica Analitica

RESUMEN

Se prepararon dos soluciones reguladoras, una de HPO42- /PO43- y otra de H3PO4/H2PO4-, con un pH de 11.08 y 1.98 respectivamente. Se determinó que la capacidad reguladora de las dos soluciones era eficiente comparándolas con el agua, del mismo modo se analizó la capacidad reguladora del alka-seltzer, primeramente se midió el pH de la sustancia en agua obteniendo un valor de 6,50, con un capacidad reguladora de 0,12 M, para la aspirina efervescente se obtuvo un pH de 6,02, con una capacidad amortiguadora de 0,196 M, para el procedimiento de aspirina no efervescente se tomaron los datos de otro grupo, en donde le valor del pH fue de 2,95 con su capacidad reguladora de 0,0298 M.

Palabras Claves: Solución reguladora, pH, ácido y base conjugada, capacidad reguladora.

INTRODUCCION

Siempre que se titula un ácido débil con una base fuerte o una base débil con una acido fuerte se forma una solución amortiguadora, consiste en la formación de una par acido-base conjugado. Por definición, una solución amortiguadora es una solución de un par acido-base conjugado que resiste los cambios de pH. Los químicos emplean estas soluciones siempre que necesitan mantener el pH constante y a un cierto valor.

Una solución que contiene un ácido débil, HA y su base conjugada, A-, puede ser acida, neutra o básica, dependiendo de la posición que mantengan entre si dos equilibrios en competencias:

+ H2O↔ OH- + HA

Kb= Kw/Ka= (⌊OH-⌋*⌊HA⌋)/⌊A-⌋

Si el primer equilibrio está más favorecido hacia la derecha, la solución será acida. Si se favorece el segundo será básica. Estas dos expresiones de constantes de equilibrio muestran que las concentraciones relativas de los iones hidronio e hidróxido no solo dependen de los valores de Ka y Kb, sino también de la relación entre las concentraciones del ácido y su base conjugada. La capacidad de un amortiguador para evitar un cambio significativo de pH está directamente relacionada con la concentración total de las especies amortiguadoras, así como con su relación de concentraciones (1).

DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS.

La siguiente ecuación representa cómo reacciona la solución buffer al momento de adicionar una base.

H3PO4 (ac) + OH - ↔ H2PO4- (ac) + H2O

La siguiente ecuación representa cómo reacciona la solución buffer al momento de adicionar un ácido.

H2PO4-(ac) + H+ ↔ H3PO4 (ac)

El sistema del ácido débil y su base conjugada, si tiene poder amortiguador porque al añadir un ácido fuerte la base conjugada lo neutraliza disminuyendo proporcionalmente su concentración, por lo que la variación del pH es insignificante y no afecta al sistema. Si por el contrario añadimos una base fuerte, ahora el ácido débil lo neutraliza disminuyendo proporcionalmente su concentración por lo que nuevamente la variación del pH es insignificante.

Preparación de las soluciones NaOH y HCl

Para preparar la solución de hidróxido de sodio (NaOH) se pesaron 0,2003 g NaOH y se diluyeron en 50 mL de agua destilada obteniendo una molaridad de 0,1.

(0,1 mol NaOH)/(1000 mL)* (40 g NaOH)/(1 mol de NaOH )*50 mL

=0,2gNaOH

De igual manera se preparó la solución de ácido clorhídrico (HCl) a 0,1 M partiendo de un HCl concentrado al 37% con una densidad de 1,18 g/mL del cual se tomaron 2,1 mL de HCl luego se vertieron a un matraz de 250 mL y se aforo con agua destilada.

(37 g HCl)/(100 g Sln HCl)*(1 mol HCl)/(36,46 g HCl)*(1180 g Sln HCl)/(1 L)=11,97M HCl

((0,1 M HCL)*(250 ML))/(11,97 M HCL)=V1

V1 = 2,088 mL  2,1 mL

Preparación solución buffer 1

Para preparar la solución buffer se pesaron 7,0977g de Na2HPO4 y se depositaron en un vaso de precipitado para posteriormente adicionarle 3.9180 g Na3PO4 los cuales se disolvieron con una pequeña cantidad de agua destilada para posteriormente llevarlo a un matraz de 50 mL luego se enraso con agua destila, posteriormente se vertió de nuevo a un vaso de precipitado y se le midió el pH el cual dio 11,08 luego se le adicionaron 185 mL de NaOH para que el pH de la solución llegara a 12, luego de alcanzar el pH deseado se le adiciono 1 mL de NaOH al 0,01M y el pH subió a 12,09

Después se tomaron 25 mL de agua destilada y se le tomo el pH el cual dio 6,33 luego se le adiciono 1 mL de NaOH al 0,01M obteniendo así un pH de 8,98

Obteniendo ya ambos valores se observa que la solución buffer es eficiente debido a que su pH NO varía mucho a comparación del pH del agua observando que este aumenta más de 2 unidades.

Acido Base Conjugada

Utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch se reemplazaron los datos a los que se quiere llegar con la solución buffer, aplicando una pKa = 12,40

pH=pKa+log⁡〖([base conjugada])/([acido])〗

12=12,40+log⁡〖([ ])/([ ])〗

-0,40=log⁡〖([ ])/([ ])〗

〖10〗^((-0,40))=〖10〗^log ([ ])/([ ])

2,398=([ ])/([ ])

En esta relación se observan los 0,398 moles de base y 1 mol del ácido que hay que pesar, esto es de acuerdo a la proporcionalidad.

(o,398)/1=([ ])/([ ])

Debido a que estos moles son para preparar 1000 mL y necesitamos tan solo 50 mL, se debe dividir el valor entre 20.

0,0199/0,05=([ ])/([ ])

Teniendo ya las moles de cada reactivo se pasan a gramos con su peso molecular.

0,0199 MOL 〖NA〗_3 〖PO〗_4*(163,94 G 〖NA〗_3 〖PO〗_4)/(1 MOL〖 NA〗_3 〖PO〗_4 )

=3,2624 G 〖NA〗_3 〖PO〗_4

0,05 MOL 〖NA〗_2 H〖PO〗_4*(141,95 G 〖NA〗_2 H〖PO〗_4)/(1 MOL〖NA〗_2 H〖PO〗_4 )

=7,0975 G 〖NA〗_3 〖PO〗_4

Preparación

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