TP Nº 1 Preparación y propiedades de Soluciones Reguladoras

Química General II
TP Nº1
Facultad de Ingeniería
UNMdP
TRABAJO PRÁCTICO Nº 1
EQUILIBRIO IÓNICO
“PREPARACIÓN Y PROPIEDADES DE SISTEMAS BUFFER”
OBJETIVOS:
 Preparar soluciones amortiguadoras de pH, a partir de reactivos sólidos y soluciones
concentradas.
 Verificar el pH de los sistemas buffer preparados mediante el uso de un pH-metro.
 Comprobar el efecto amortiguador a través del agregado de ácidos y bases fuertes.
FUNDAMENTO TEÓRICO:
Una solución buffer o solución reguladora es aquella cuyo pH varía muy poco cuando la misma es
diluida o cuando se le adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes. Los siguientes sistemas
son soluciones reguladoras:




ácido débil + sal proveniente de ese ácido (base conjugada)
base débil + sal proveniente de esa base (ácido conjugado)
sal de ácido y base débiles
sal ácida de ácido poliprótico.
Uno de los tipos más comunes de solución buffer es la de un ácido débil con su base conjugada.
Por ejemplo, una solución que es 0,1 M en ácido acético y 0,1 M en acetato de sodio es una buffer. La
razón de la resistencia de esta solución a cambiar el pH puede comprenderse analizando el siguiente
equilibrio:
HAc +
0,10 M - x
Ka =
H2O

H3O+
x
[H3O+ ] [Ac- ]
= 1,8.10-5
[HAc]
+ Ac0,10 M + x
La concentración de H3O+ en el equilibrio es 1,8.10-5 y
corresponde a un pH de 4,74.
Si se adiciona un ácido fuerte a la solución, los protones provenientes del mismo reaccionarán con
la base (Ac-) y la variación del pH será muy pequeña. Por ejemplo, si se adicionan 0,02 moles de HCl a 1
litro de la solución reguladora anterior:
H
+ Ac

0,02 M
0,10 M
0,00 M
0,08 M
+
inicial
final
-
HAc
0,10 M
0,12 M
cuando se restablece el equilibrio:
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HAc +
0,12 M - x
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H2O

H3O+
x
+ Ac0,08 M + x
Despreciando x frente a 0,08 y 0,12 resulta x = 2,7.10-5 que
corresponde a un pH = 4,57, o sea que la variación de
pH ha sido de 0,17 unidades.
x (0,08 + x)
Ka =
= 1,8.10-5
(0,12 - x)
De la misma manera, si se adicionan al buffer original, 0,02 moles de una base fuerte (NaOH), los
oxhidrilos reaccionarán con el ácido (HAc):
inicial
final
OH+
0,02 M
0,00 M
HAc

0,10 M
0,08 M
H2O
Ac0,10 M
0,12 M
+
cuando se restablece el equilibrio:
HAc +
0,08 M - x
Ka =
H2O

H3O+
x
x (0,12 + x)
= 1,8.10-5
(0,08 - x)
+ Ac0,12 M + x
Despreciando x frente a 0,08 y 0,12 resulta x = 1,2.10-5 que
implica un pH = 4,92, o sea que la variación de pH es de 0,18
unidades.
MATERIAL:
Material de vidrio y accesorios
 Balanza Analítica
 Embudo
 Matraz 100 mL
 pH-metro
 Pipeta 10 mL
 Probeta 50 mL
 Vasos de precipitados
 Vidrio de reloj





Reactivos
HAc (1 mol/L)
NaAc (s)
NH4OH (NH3(ac)) (1 mol/L)
HCl (1 mol/L)
NaOH (1 mol/L)
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
Se van a preparar dos soluciones reguladoras. (Calcule antes de concurrir al Laboratorio las
cantidades de reactivos necesarios para preparar 100 mL de cada solución reguladora).
 Solución A de pH 4,8 y concentración de ácido acético 0,15 mol/L, a partir de ácido acético 1
mol/L y acetato de sodio sólido.
 Solución B de pH 9,0 y concentración de NH4OH 0,10 M, a partir de NH4OH 1 mol/L y HCl 1
mol/L.
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Una vez preparadas las soluciones, realice los siguientes pasos:
1) a) Trasvase 50 mL de solución reguladora A a un vaso de precipitados limpio (utilice probeta para
medir el volumen) y determine el pH de la solución con pHmetro debidamente calibrado.
b) Agregue 20 gotas de HCl 1 mol/L a la solución A, agite la solución y mida el pH.
c) Descarte la solución y limpie el vaso de precipitados. Ahora trasvase los restantes 50 mL de la
solución A, agregue 20 gotas de NaOH 1 mol/L, agite la solución y mida nuevamente el pH resultante.
2) Repita el mismo procedimiento que en 1), pero con la solución reguladora B.
3) Mida con una probeta 50 mL de agua destilada, y trasváselos a un vaso de precipitados limpio. Mida
el pH del agua destilada. Agregue 20 gotas de HCl 1 mol/L, agite la solución y realice la medida de pH
(utilice el pHmetro calibrado en rango ácido).
4) Mida nuevamente con una probeta 50 mL de agua destilada, y trasváselos a un vaso de precipitados
limpio. Mida el pH del agua destilada. Agregue 20 gotas de NaOH 1 mol/L, agite la solución y repita la
medida de pH (utilice el pHmetro calibrado en rango básico).
CÁLCULOS:

Realice los cálculos del pH que espera medir en cada uno de los casos anteriores y la variación
de pH esperada con respecto al pH de las soluciones originales.
 Complete las siguientes tablas:
Solución
pH experimental
pH teórico
Error relativo
A
A + 20 gotas HCl
A + 20 gotas NaOH
B
B + 20 gotas HCl
B + 20 gotas NaOH
Agua destilada
Agua destilada + 20 gotas HCl
Agua destilada+ 20 gotas NaOH
Solución
pH exp
pH teor
∆pH exp
∆pH teor
A
A + 20 gotas HCl
B
B + 20 gotas HCl
Agua destilada
Agua destilada + 20 gotas HCl
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Solución
pH exp
pH teor
∆pH exp
∆pH teor
A
A + 20 gotas NaOH
B
B + 20 gotas NaOH
Agua destilada
Agua destilada + 20 gotas NaOH
PRESENTACIÓN DEL INFORME:
El informe deberá redactarse en forma ordenada y clara, incluyendo:
 Una carátula que contenga nombre de la asignatura, título del TP, fecha de realización, fecha de
entrega del informe, autores.
 Los objetivos del práctico.
 Un breve resumen del procedimiento experimental.
 Una sección con resultados y discusión, que deberá contener: las reacciones químicas
estudiadas, las cantidades utilizadas para preparar las soluciones A y B (con sus
correspondientes cálculos), las tablas con los resultados experimentales, los valores teóricos
esperados y todos los cálculos de pH teórico, error relativo y variaciones de pH. Esta sección
también deberá incluir una discusión que considere las diferencias entre los resultados
experimentales y los valores teóricos, las anomalías y dificultadas encontradas, las
aproximaciones efectuadas, junto con las posibles causas y/o fuentes de error que pudieran
explicarlas. También se podrán incluir aquí propuestas de futuras mejoras o adaptaciones.
 Las conclusiones, enunciadas en forma sintética, en función del cumplimiento de los objetivos
propuestos.
 La bibliografía utilizada.
 Las respuestas del cuestionario que aparece a continuación.
CUESTIONARIO:
1) Plantee (sin realizar cálculos) otras posibilidades para preparar las soluciones buffer A y B
utilizadas en el práctico, a partir de los siguientes reactivos:


HAc 1M
NH4OH 1M


NaAc (s)
NH4Cl (s)


HCl 1 M
NaOH (s)
2) Utilice las Tablas de Constantes de Disociación (Anexo de la Guía de Seminario Nº 2) para
proponer otros posibles pares conjugados con los que preparar soluciones buffer de pH=4,8 y pH=9.
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