En la preparación del buffer acetato, la proporción entre el ácido acético (CH3COOH) y
el acetato de sodio (CH3COONa) influye directamente en el pH resultante de la
solución buffer. De acuerdo con los datos presentados en la “Tabla 3” (ver imagen), se
observa una relación clara entre estas proporciones y los valores de pH práctico
medidos.
Específicamente, al comparar los tubos 1, 2 y 3, se puede notar que a medida que
disminuye la cantidad de ácido acético y aumenta la cantidad de acetato de sodio, el pH
de la solución buffer se incrementa. Por ejemplo, en el tubo 1, donde la proporción es de
9.00 mL de CH3COOH y 1.00 mL de CH3COONa, el pH práctico es de 3. En
contraste, en el tubo 3, con una proporción de 1.00 mL de CH3COOH y 9.00 mL de
CH3COONa, el pH práctico asciende a 5. El tubo 2, con cantidades equimolares (5.00
mL de cada componente), presenta un pH intermedio de 4.
Esta observación concuerda con el principio de funcionamiento de las soluciones buffer,
las cuales resisten cambios bruscos de pH cuando se les añaden pequeñas cantidades de
ácido o base. La ecuación de Henderson-Hasselbalch explica esta relación
cuantitativamente:
pH=pKa+log[HA][A−]
donde [A−] representa la concentración de la base conjugada (acetato de sodio) y [HA]
la concentración del ácido débil (ácido acético). Por lo tanto, la proporción entre la base
conjugada y el ácido débil es determinante para el valor del pH de la solución buffer.
Al comparar los valores teóricos y prácticos de pH en la “Tabla 3”, se observan ciertas
discrepancias. Para el tubo 1, el pH práctico fue de 3, mientras que el teórico se calculó
en 3.79. En el tubo 2, los valores fueron 4 (práctico) y 4.74 (teórico). Finalmente, en el
tubo 3, se midió un pH práctico de 5, en comparación con un valor teórico de 5.70.
Estas diferencias entre los valores teóricos y prácticos pueden deberse a varios factores
experimentales. Posibles discrepancias podrían incluir errores en la medición de los
volúmenes de las soluciones de ácido acético y acetato de sodio durante la preparación
del buffer. Asimismo, la precisión del pH-metro utilizado para la medición del pH
práctico puede tener limitaciones. Otros factores, como la temperatura de la solución
durante la medición o la posible presencia de impurezas, también podrían influir en el
valor del pH práctico y generar desviaciones respecto al valor teórico calculado bajo
condiciones ideales (Harris, 2016). Es importante considerar que los cálculos teóricos
asumen condiciones ideales y una actividad unitaria de las especies, lo cual puede no
reflejarse perfectamente en la práctica experimental (Skoog et al., 2014).
Referencias
Harris, D. C. (2016). Quantitative chemical analysis (9th ed.). W. H. Freeman and
Company.
Skoog, D. A., West, D. M., Holler, F. J., & Crouch, S. R. (2014). Fundamentals of
analytical chemistry (9th ed.). Brooks/Cole, Cengage Learning.