INFORME DE LABORATORIO SOLUCIONES AMORTIGUADORAS DE pH O SOLUCIÓN TAMPÓN Andrés Felipe Loaiza Cardona Anderson Galindez Guaca Alejandro Rodríguez Motato Anyela Carolina Prado Quiñonez Universidad Tecnológica de Pereira Facultad Ciencias de la Salud Medicina Primer semestre 2022-1 Pereira - Risaralda SOLUCIONES AMORTIGUADORAS DE pH O SOLUCIÓN TAMPÓN I. RESUMEN En el presente laboratorio se prepararon algunas soluciones buffer buscando entender cómo estas reaccionan con determinadas sustancias, ya sean ácidas o básicas, y comprobar si estas presentan diferencias en el pH al momento de disolverse; los resultados fueron analizados y comparados, buscando márgenes de error, el comportamiento de estas sustancias (solución buffer + sustancia ácida o básica) fue evaluado por un método de carácter cuantitativo con ayuda del pHmetro. II. INTRODUCCIÓN Como sabemos, todas las sustancias existentes en la naturaleza presentan características tanto físicas como químicas; una de estas características es el pH, el cual es una medida para determinar el grado de acidez o alcalinidad de una disolución. En nuestro organismo el pH juega un papel muy importante y mantenerlo en equilibrio es esencial para la realización de muchos procesos, puesto que muchas funciones biológicas dependen directamente de este parámetro. En este sentido, uno de los mecanismos que existe para regular o equilibrar los valores de pH, son las soluciones amortiguadoras, o también llamadas soluciones tampón, estas soluciones por lo general están formadas por la combinación, ya sea de un ácido débil o una base débil junto con su sal; la acción de estas soluciones consiste en resistir cambios de pH cuando se les adiciona cantidades de ácido o de base, mediante la absorción de hidrogeniones (H+) o iones hidroxilo (OH-). En el presente informe se estudiará el comportamiento y funcionamiento de estas soluciones amortiguadoras, como también se darán a conocer los resultados y experiencias obtenidas durante la práctica de laboratorio. III. OBJETIVO GENERAL Estudiar el comportamiento de una solución amortiguadora al adicionar un ácido o una base fuerte. OBJETIVOS ESPECÍFICOS IV. ● Preparar una solución buffer fosfato a un pH específico y analizar su comportamiento frente a la adición de un ácido o base fuerte. ● Realizar los cálculos teóricos de variación de pH frente a un ácido/base fuerte y comparar estos valores con los datos obtenidos en la práctica, calculando el porcentaje de error entre los mismos. ● Determinar la constante de acidez 𝐾𝐾 de una solución, a partir de la constante de su constante de hidrólisis 𝐾ℎ . V. MATERIALES Y REACTIVOS ➔ Ácido fosfórico concentrado 85% de pureza y densidad 1.69 g/mL. ➔ Hidróxido de sodio 2M ➔ Ácido clorhídrico 4N ➔ Buffer carbonato 0.107 M ➔ 2 Erlenmeyer de 100 ml ➔ 2 pipetas volumétricas de 10 ml ➔ 1 pipeta graduada de 10, 5 y 1 ml ➔ 4 balones volumétricos de 100 ml ➔ 2 limones ➔ 2 pitillos VI. PROCEDIMIENTO Primera Parte: Para la primera parte del laboratorio se prepararon 100 ml de una solución buffer fosfato 0.1 M de ph 7.4. ● Para determinar el volúmen de ácido fosfórico 0.1M a agregar se realizó el siguiente cálculo: 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 = 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾ó𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 ⋅ 𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾ó𝐾 = 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 0.1 𝐾 ⋅ 0.1𝐾 = 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 0.01 = 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 = 𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 = 3𝐾𝐾ℎ + 1𝐾𝐾𝐾 + 4𝐾𝐾𝐾 Recordando que: 𝐾 = 31 ℎ= 1 𝐾 = 16 𝐾 𝐾𝐾 = 98 𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 ⋅ 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 = 𝐾𝐾𝐾𝐾 0.98𝐾 = 𝐾𝐾𝐾𝐾 al 100% de pureza, entonces se aplica una regla de tres inversa para calcular la masa al 80% de pureza, que es como se encuentra la concentración verdadera del ácido fosfórico. 𝑚𝑚𝑚𝑚 𝑚𝑚 80% 𝑚𝑚 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚 = 1.15𝑚 𝐾= 𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾 ⇒𝐾= 𝐾𝐾𝐾𝐾 ; 𝐾 𝐾= 1.15𝐾 1.69𝐾/𝐾𝐾 𝐾 = 0.68 𝐾𝐾 ● Para determinar el volúmen de hidróxido de sodio a agregar se realizó el cálculo siguiente: Considerando que 𝐾𝐾 = 7.4 𝐾𝐾𝐾 = 6.86 [á𝐾𝐾𝐾𝐾] = 0.1 − 𝐾 𝐾𝐾 = 𝐾𝐾𝐾 + 𝐾𝐾𝐾 [𝐾𝐾𝐾𝐾] = 𝐾 [𝐾𝐾𝐾𝐾] [Á𝐾𝐾𝐾𝐾] [𝐾] 7.4 = 6.86 + 𝐾𝐾𝐾 [0.1 − 𝐾] [𝐾] 0.54 = 𝐾𝐾𝐾 [0.1 − 𝐾] 0.54 10 = 10 [𝐾] 𝐾𝐾𝐾[0.1−𝐾] [𝐾] 3.47 = [0.1−𝐾] 3.47 [0.1 − 𝐾] = [𝐾] 0.347 − 3.47𝐾 = 𝐾 0.347 = 𝐾 + 3.47𝐾 0.347 = 4.47𝐾 𝐾= 4.47 0.347 𝐾 = 0.0776𝐾 Al tener NaOH = 2M 𝐾2 = 0.1 + 0.0776 𝐾2 = 100𝐾𝐾 𝐾1 = 2𝐾 𝐾1 ⋅ 𝐾1 = 𝐾2 ⋅ 𝐾2 2 ⋅ 𝐾1 = 0.1776 ⋅ 100 𝐾1 = 8.81𝐾𝐾 Importante: Se midió el pH del buffer preparado y se obtuvo un valor de pH=7.02, que difiere considerablemente con el valor de pH=7.4 teórico esperado. Adición de HCL al buffer: Continuando con el siguiente punto del laboratorio, se separaron 10 mL de la solución buffer fosfato en un balón volumétrico, a estos 10 mL se le añadieron 0.5 mL de HCl 0.1M y se midió su ph con un phmetro, dando cómo resultado un ph de 6.97. Al hallar el ph en el experimento se usó el siguiente cálculo para encontrar el ph teórico 0.1 ⋅ 5 × 10−4 0.0224 ⋅ 0.01𝐾 = 2.24 × 10−4 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 á𝐾𝐾𝐾𝐾 0.0776 ⋅ 0.01𝐾 = 7.76 × 10−4 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾 = 5 × 10−5 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾 → 𝐾+ + 𝐾𝐾− 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾ó𝐾 𝐾𝐾𝐾 5 × 10−5 𝐾+ 5 × 10−5 𝐾𝐾− 𝐾+ = 5 × 10−5 𝐾𝐾 = 𝐾𝐾𝐾 + 𝐾𝐾𝐾 [𝐾𝐾𝐾𝐾] [á𝐾𝐾𝐾𝐾] [𝐾𝐾𝐾𝐾] = 7.76 × 10−4 − 5 × 10−5 [𝐾𝐾𝐾𝐾] = 7.26 × 10−4 [á𝐾𝐾𝐾𝐾] = 2.24 × 10−4 + 5 × 10−5 [á𝐾𝐾𝐾𝐾] = 2.74 × 10−4 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾í 𝐾𝐾 𝐾𝐾 𝐾𝐾ó𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 7.28 Adición de NAOH al buffer: Luego se procedió a extraer otros 10 mL de la solución buffer fosfato en otro balón volumétrico a los cuales se añadió 0.5 mL de NaOH 0.1M y se midió su ph, dando cómo resultado 7.18. Luego se procedió a calcular el ph teórico de la siguiente manera 0.0224 ⋅ 0.01𝐾 = 2.24 × 10−4 𝐾𝐾𝐾 á𝐾𝐾𝐾𝐾 0.0776 ⋅ 0.01𝐾 = 7.76 × 10−4 𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾 0.1 ⋅ 5 × 10−4 𝐾 = 5 × 10−4 𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾 → 𝐾𝐾+ + 𝐾𝐾− 𝐾𝐾− = 5 × 10−4 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 = 𝐾𝐾𝐾 + 𝐾𝐾𝐾 [𝐾𝐾𝐾𝐾] [á𝐾𝐾𝐾𝐾] [𝐾𝐾𝐾𝐾] = 7.76 × 10−4 − 5 × 10−5 [𝐾𝐾𝐾𝐾] = 7.26 × 10−4 [Á𝐾𝐾𝐾𝐾] = 2.24 × 10−4 − 5 × 10−5 [Á𝐾𝐾𝐾𝐾] = 1.74 × 10−4 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾 = 6.86 𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾𝐾 𝐾𝐾 𝐾𝐾 = 7.48 Zumo de limón cómo buffer: Ya para finalizar la primera parte del experimento, se exprimieron dos limones en un balón volumétrico y a este jugo de limón formado se le midió el ph, el cual resultó ser de 2.8. Se extrajeron 10 ml del jugo y a estos se le añadieron 0.5 mL de HCl 0.1M para posteriormente medir el ph, dando un resultado de 2.58. Finalmente a otros 10 ml del jugo se añadieron 0.5 mL de NaOH 0.1M, repitiendo así el experimento del buffer fosfato, se midió su ph mostrando 3.2. Se puede entonces concluir que el jugo de limón actúa cómo buffer al añadirse sustancias ácidas y alcalinas. Segunda Parte: Constante de acidez 𝑚𝑚 a partir de la constante de hidrólisis 𝐾ℎ : Para la segunda parte de este laboratorio se procedió a medir el pH de 10 mL de una solución de Bicarbonato de Sodio a 0.1M, el valor de pH inicial medido fué de 9.7. Seguidamente se determinó el valor de la constante de acidez 𝐾𝐾 , a partir de la constante de hidrólisis 𝐾ℎ obteniendo un valor de : 𝐾𝐾 = 3.98 × 10−7 . Para encontrar el valor de 𝐾𝐾 se tuvo en cuenta que: 𝐾𝐾 = 𝐾𝐾 ; 𝐾ℎ con 𝐾𝐾 = 1 × 10−14 Para determinar 𝐾ℎ se analiza la disociación del Bicarbonato de Sodio de la siguiente forma: Entonces 𝐾ℎ se determina de la siguiente forma : 𝐾ℎ = [𝐾2 𝐾𝐾3 ][𝐾𝐾− ] [𝐾𝐾𝐾3 ] 𝐾 𝐾 = [0.1−𝐾 ] [ ][ ] El valor de z se encuentra a partir de: Disolución →pH→pOH→ [𝐾𝐾− ]= z 𝐾𝐾𝐾 = 14 − 𝐾𝐾 = 14 − 9.7 = 4.3 𝐾𝐾𝐾 = −𝐾𝐾𝐾[𝐾𝐾− ] [𝐾𝐾− ]=10−𝐾𝐾𝐾 [𝐾𝐾− ]=5.01 × 10−5 𝐾 = Z Ahora se reemplaza el valor encontrado: 𝐾ℎ = [𝐾2 𝐾𝐾3 ][𝐾𝐾− ] [𝐾𝐾𝐾3 ] 𝐾 𝐾 = [0.1−𝐾 = 2.51 × 10−8 ] [ ][ ] y a partir de ello se encuentra el valor de 𝐾𝐾 𝐾𝐾 = 𝐾𝐾𝐾= ℎ 1×10−14 2.51 ×10−8 = 3.98 × 10−7 Con base en el anterior resultado y con el 𝐾𝐾 teórico consignado en la tabla se calcula el porcentaje de error entre los datos. Saturar la solución Bicarbonato de Sodio con 𝑚𝑚2 : Ahora, usando un pitillo, se sopla con 𝐾𝐾2 la solución de Bicarbonato de Sodio, y se vuelve a medir el 𝐾𝐾. El valor obtenido fué: 8.23. Se pudo evidenciar que el pH bajó de valor, es decir, tornó a ser más ácido, esto se puede entender analizando la doble disociación del ácido carbónico que se muestra a continuación: Al soplar con el pitillo lo que se está haciendo es agregar dióxido de carbono a la solución, haciendo que la disociación se desplace hacia la izquierda, formando ácido carboxílico. VII. RESULTADOS Los valores obtenidos en cada parte del laboratorio se consignaron en las siguientes tablas: PRIMERA PARTE pH Jugo de Limón: Buffer Fosfato: Teórico Práctico Teórico Práctico HCl 0.1M 7.28 6.97 2.58 NaOH 0.1M 7.48 7.18 3.2 SEGUNDA PARTE BUFFER CARBONATO 0.107M pH inicial pH final pH= 9.7 VIII. pH:8.23 Ka práctico 𝐾𝐾 = 3.98 × 10−7 Ka teórico 𝐾𝐾 = 4.45 × 10−7 CONCLUSIONES Al finalizar la práctica de laboratorio, se observó y se analizó que tanto los resultados obtenidos como en la primera y segunda parte de la práctica, tuvieron un pequeño margen de error comparados a los teóricamente obtenidos. No obstante a ello, se puede comprobar que dichas soluciones amortiguadoras se comportaron de acuerdo a lo esperado. Un ejemplo de ello, es el buffer compuesto de jugo de limón el cual se comportó como solución amortiguadora oponiéndose a cambios bruscos de pH, aunque se le añadieran cantidades de ácido, como HCl o cantidades de base, como NaOH. En la segunda parte del laboratorio, se pudo determinar la constante de acidez de una solución a partir de su constante de hidrólisis, el resultado obtenido en el cálculo y en la práctica para determinar Ka en la solución de bicarbonato de sodio fue considerablemente similar a el valor teórico obteniendo un porcentaje de error del 10%. Consecuentemente, se evidenció que al soplar por un tiempo aproximado de 10 minutos la solución de Bicarbonato de Sodio con pH inicial de 9.7, en la segunda medición se obtiene un pH menor que en este caso fué de 8.23. Aunque hubo un pequeño margen de error podemos concluir que el resultado final, fue acorde a los objetivos planteados y cada uno de los comportamientos fue observado y analizado de forma precisa.
