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SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
1. Objetivos 1.1 Objetivo principal Preparar e identificar distintas soluciones buffer para poder determinar la capacidad amortiguadora de cada una. 1.2 Objetivos específicos Preparar diez disoluciones diferentes con distintas concentraciones de reactivos. Calcular de forma adecuada la cantidad de reactivos que se deben usar para preparar cada una de las disoluciones. Mezclar en distintos pares las disoluciones obtenidas para obtener soluciones reguladoras. Medir el pH de las soluciones reguladoras usando el papel indicador y el pH- metro; para luego determinar la capacidad reguladora de sólo una de estas. 2. Marco teórico pH: es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+] o [H 3 O+] presentes en determinada sustancia. El término significa potencial de hidrógeno y se puede calcular con la siguiente ecuación:
pH =−log ¿ CITATION Mar07 \l 3082^ (Martínez Álvarez^ ,^ Rodríguez Yunta,^ &
Sanchez Ruiz, 2007) Ácido: es cualquier sustancia o compuesto químico que al disolverse en agua produce una solución con una actividad del catión hidronio [H 3 O+] mayor a la del agua, por lo tanto, tiene un pH menor a 7. (Drago & Matwiyoff, 1992) Ácido débil: no liberan iones de hidrógeno (H+) en gran cantidad. Se caracterizan por ser menos corrosivos y no se disocian totalmente en una solución acuosa. (Drago & Matwiyoff, 1992) Base: una sustancia que al disolverse en un medio acuoso libera iones oxidrilo [OH-] y presenta propiedades alcalinas; además, siempre tendrá un pH mayor a 7. (Drago & Matwiyoff, 1992) Base débil: es aquella base que en una disolución acuosa no se disocia completamente, sino que habrá un equilibrio entre partículas disociadas y sin disociar. (Drago & Matwiyoff, 1992)
Solución amortiguadora: es aquella compuesta por una mezcla de un ácido débil con su base conjugada o de una base débil con su ácido conjugado. Su principal característica es que mantiene estable el pH de una disolución ante la adición de cierta cantidad de ácido o base fuerte. (Clavijo Díaz, 2002) Base conjugada: es el ion o molécula que queda después de que el ácido ha perdido
un protón (H+). Por ejemplo: C H 3 COOH + H 2 O→ C H 3 COO
−¿+ H 3 O +¿¿^ ¿ ; el ion acetato (CH 3 COO-) es la base conjugada del ácido acético (CH 3 COOH). (Clavijo Díaz, 2002) Ácido conjugado: es el ion o molécula que se forma cuando una base acepta un
protón (H+). Por ejemplo: N H 3 + H 2 O → N H 4
+¿+ OH −¿^ ¿¿ ; el amonio (NH 4 ) es el ácido conjugado del amoniaco (NH 3 ). (Clavijo Díaz, 2002) Capacidad reguladora: se refiere a la cantidad de adicionada de ácido fuete o base fuerte que puede ser neutralizada por una solución amortiguadora sin que esta sufra un cambio apreciable en su pH (más de una unidad). (Brown & Sallee, 1977) Ácido fuerte: es capaz de liberar iones de hidrógeno (H+) con facilidad en una solución. Se caracterizan por ser muy corrosivos, se disocian totalmente en una solución acuosa y tienen la capacidad de conducir la energía eléctrica de forma eficiente. (Drago & Matwiyoff, 1992) Base fuerte: es un tipo de electrolito de carácter fuerte (esto es, que se ioniza completamente en solución acuosa en condiciones de presión y temperatura constantes). Fundamentalmente, es capaz de aceptar protones (H+). (Harris, 2007)
4 espátulas inoxidables Pertenece al grupo de instrumentos metálicos del laboratorio. (Osorio Giraldo , 2009) 10 vasos de precipitado de 50 mL Recipiente cilíndrico de vidrio pírex o vidrio normal que se utiliza muy para preparar o calentar sustancias y traspasar líquidos. (Osorio Giraldo , 2009) Se usaron para preparar las disoluciones necesarias para la práctica. 5 vasos de precipitado de 200 mL Recipiente cilíndrico de vidrio pírex o vidrio normal que se utiliza muy para preparar o calentar sustancias y traspasar líquidos. (Osorio Giraldo , 2009) Se utilizaron para mezclar las distintas soluciones preparadas.
2 pipetas graduadas de 10 mL Material volumétrico hecho de vidrio, que permite la transferencia de un volumen de un recipiente a otro de forma exacta. (Aguilar Vázquez, 2020) 1 Pro pipeta (de goma) Utensilio de goma, creado especialmente para asegurar la transferencia de líquidos de todo tipo. Tiene 3 válvulas, “A” para liberar aire, “S” para succionar y “E” para expulsar el líquido. (Osorio Giraldo, 2009) 3 buretas de 50 mL Instrumento cilíndrico de vidrio, graduado y alargado que termina en una llave para poder controlar el flujo del líquido que se va a medir. (Patiño Jaramillo,
Se usa para medir volúmenes con gran exactitud.
4 pisetas También es llamada matraz de lavado; es un frasco cilíndrico que puede ser de vidrio o plástico. (Grégoire & Desplats , 1996) 3 matraces aforados de 50 mL Utilizados para medir un volumen exacto de 50 ml de las disoluciones de carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ), ácido clorhídrico (HCl) e hidróxido de sodio (NaOH). 6 matraces aforados 100 mL Utilizados para medir un volumen exacto de 100 mL de las disoluciones de ácido acético (CH 3 COOH), acetato de sodio (CH 3 COONa), citrato de sodio (Na 3 C 6 H 5 O 7 ), ácido cítrico (C 6 H 8 O 7 ), fosfato disódico (Na 2 HPO 4 ), y el bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ).
Matraz aforado de 250 mL Utilizado para medir un volumen exacto de 250 mL de la disolución de fosfato sódico (NaH 2 PO 4 ). pH-metro digital Es un instrumento científico que mide la actividad del ion hidrógeno en soluciones acuosas, indicando su grado de acidez o alcalinidad expresada como pH. El medidor de pH mide la diferencia de potencial eléctrico entre un electrodo de pH y un electrodo de referencia. (Brown & Sallee, 1977) Tiras de papel indicador de pH Papel con varios colores que contienen indicadores y miden la concentración de iones de hidrógeno de las disoluciones. (Aguilar Vázquez, 2020)
Mantener lejos de ojos y piel. Agua destilada Agua que ha sido sometida a un proceso de destilación para eliminar todas sus impurezas. (Aquae, Fundación, 2013) No representa ningún riesgo y tampoco se debe tener algún cuidado especifico en su manejo. Hidróxido de sodio (NaOH) Reactivo extremadamente corrosivo que se usa para fabricar jabones, rayón, papel, explosivos y varios productos de petróleo. Nunca se debe inhalar ni ingerir, ya que provoca intoxicación y quemaduras internas. Mantener alejado de los ojos y manipular siempre con guantes. Ácido cítrico (C 6 H 8 O 7 ) Ácido orgánico presente en la mayoría de las frutas; es un buen antioxidante y anticoagulante de la sangre. Evitar el contacto con la piel y los ojos. No se debe inhalar ni ingerir. Bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) Es un compuesto blanco sólido cristalino que se obtiene de un mineral presente en la naturaleza llamado natrón, el cual contiene grandes cantidades de bicarbonato sódico. Mantener alejado de fuentes de ignición y chispas; se debe almacenar en lugares que no excedan los 50ºC. Es nocivo en caso de inhalación y puede causar una fuerte irritación ocular.
Ácido acético (CH 3 COOH) Compuesto químico orgánico que pertenece al grupo de los ácidos carboxílicos. Es un líquido incoloro e higroscópico utilizado en la industria alimentaria, textil y farmacológica. Es altamente corrosivo e irritante, por lo que se debe manipular con protección ocular y guantes de seguridad. Puede causar perforación de esófago y estómago en caso de ingestión. Citrato de sodio (C 6 H 5 O 7 Na 3 ) Solido incoloro que es soluble en agua. Se usa como fertilizante y como aditivo alimentario. Es levemente irritante para la piel y mucosas; por lo tanto se debe evitar el contacto directo. Fosfato sódico (NaH 2 PO 4 ) Es un sólido granular se color blanco que además no tiene olor, es higroscópico y altamente oxidante. Evitar contacto con la piel y ojos. En caso de inhalación o ingestión puede afectar el sistema nervioso. Fosfato disódico (Na 2 HPO 4 ) Es una sal de ácido fosfórico, se produce cuando el ácido fosfórico se neutraliza con hidróxido de sodio. En su forma pura, parece un sólido cristalino de color blanco y aunque puede obtenerse de algunos frutos, se obtiene mayoritariamente de rocas fosfóricas. Evitar el contacto con los ojos, preferentemente se debe manipular usando lentes de seguridad. Nunca se debe inhalar ni ingerir ya que puede provocar vómitos, diarrea o transtornos cardiacos. 3.3 Proceso experimental Se determinó mediante cálculos, la cantidad en gramos de carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ), acetato de sodio (CH 3 COONa), hidróxido de sodio (NaOH), ácido cítrico (C 6 H 8 O 7 ), citrato de sodio (C 6 H 5 O 7 Na 3 ), bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ), fosfato sódico (NaH 2 PO 4 ) y fosfato disódico (Na 2 HPO 4 ) que se debía usar para preparar cada disolución. En el caso del ácido clorhídrico (HCl) y el ácido acético (CH 3 COOH) se calcularon los mililitros necesarios para preparar sus respectivas disoluciones
Disolución 1: Concentración: 0,08 M de (CH 3 COONa) Volumen: 100 mL Masa (CH 3 COONa) = 0,656 gramos Disolución 2: Concentración: 0,08 M de (CH 3 COOH) Volumen: 100 mL Pureza (CH 3 COOH) = 99,3% Densidad (CH 3 COOH) = 1,05 g/mL Volumen (CH 3 COOH) = 0,46 mililitros (se trabajó con 0,5 mL) Disolución 3: Concentración: 0,08 M de (C 6 H 5 O 7 Na 3 ) Volumen: 100 mL Masa (C 6 H 5 O 7 Na 3 ) = 2,06 gramos Disolución 4: Concentración: 0,02 M de (C 6 H 8 O 7 ) Volumen: 100 mL Masa (C 6 H 8 O 7 ) = 0,384 gramos Disolución 5: Concentración: 0,07 M de (NaH 2 PO 4 ) Volumen: 250 mL Masa (NaH 2 PO 4 ) = 2,1 gramos Disolución 6: Concentración: 0,07 M de (Na 2 HPO 4 ) Volumen: 100 mL
Masa (Na 2 HPO 4 ) = 0,994 gramos Disolución 7: Concentración: 0,1 M de (Na 2 CO 3 ) Volumen: 50 mL Masa (Na 2 CO 3 ) = 0,53 gramos Disolución 8: Concentración: 0,1 M de (NaHCO 3 ) Volumen: 100 mL Masa (NaHCO 3 ) = 0,84 gramos Disolución 9: Concentración: 0,25 M de (HCl) Volumen: 50 mL Pureza (HCl) = 37% Densidad (HCl) = 1,19 g/mL Volumen (HCl) = 1,04 mililitros (se trabajó con 1 mL) Disolución 10: Concentración: 0,25 M de (NaOH) Volumen: 50 mL Masa (NaOH) = 0,5 gramos Nº de vaso Solución A Solución B 1 Acetato de sodio (CH 3 COONa) Ácido acético (CH 3 COOH) 2 Citrato de sodio (C 6 H 5 O 7 Na 3 ) Ácido cítrico (C 6 H 8 O 7 ) 3 Fosfato sódico (NaH 2 PO 4 ) Fosfato disódico (Na 2 HPO 4 ) 4 Carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ) Bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) 4.2 Cálculos Para 100 mL de disolución 0,08 M de CH 3 COONa
50 mL
( disolucion )∗0,1 mol Na 2 C O 3
1000 mL ( disolucion )
∗ 106 g Na 2 C O 3
1 mol Na 2 C O 3
=0,53 g de Na 2 C O 3
Para 100 mL de disolución 0,1 M de NaHCO 3
100 mL
( disolucion )∗0,1 mol NaHC O 3
1000 mL (^ disolucion )^
∗ 84 g NaHC O 3
1 mol NaHC O 3
=0,84 g de NaHC O 3
Para 50 mL de disolución 0,25 M de HCl
50 mL
( disol )∗0,25 mol HCl
1000 mL ( disol )
∗36,5 g HCl
1 mol HCl
∗ 100 g ( impuros )
37 g puros
∗ 1 mL HCl
1,19 g HCl
=1,04 mL de HCl
Para 50 mL de disolución 0,25 M de NaOH
50 mL
( disolucion )∗0,25 mol NaOH
1000 mL ( disolucion )
∗ 40 g NaOH
1 mol NaOH
=0,5 g de NaOH
Capacidad reguladora para la primera solución reguladora: Nota: los siguientes cálculos corresponden a la capacidad reguladora de la solución obtenida en el “vaso de precipitado 1”; el cual contenía 15 mL del acetato de sodio (CH 3 COONa) con 85 mL del ácido acético (CH 3 COOH).
Volumen inicial (solución) = 20 mL 20
mL ∗ 1 L
1000 mL
=0,02 L
Volumen añadido (HCl) = 2 mL 2
mL ∗ 1 L
1000 mL
=0,002 L
2 mL
HCl ∗0,25 mol HCl
1000 mL HCl
− 4
mol HCl
Capacidad reguladora de ácido =
moles de HCl
Volumen total
Capacidad reguladora de ácido =
− 4
mol HCl
0,02 L +0,002 L
mol
L
o 0,023 M
Volumen inicial (solución) = 20 mL 20
mL ∗ 1 L
1000 mL
=0,02 L
Volumen añadido (NaOH) = 8,1 mL 8,
mL ∗ 1 L
1000 mL
=0,0081 L
8,1 mL
NaOH ∗0,25 mol NaOH
1000 mL NaOH
− 3
mol NaOH
Capacidad reguladora de ácido =
moles de NaOH
Volumen total
Capacidad reguladora de base =
− 3
mol NaOH
0,02 L +0,0081 L
mol
L
o 0,072 M
4.3 Resultados Nº de vaso Solución A Solución B pH Papel indicador pH-metro 1 15 mL 85 mL 4 4, 2 95 mL 5 mL 6 6, 3 38 mL 62 mL 7 6, 3 86 mL 14 mL 5 6 4 32 mL 68 mL 11 9,
5. Observaciones Debido a que la práctica era muy extensa, sólo se pudo determinar la capacidad reguladora de la primera solución obtenida mediante la mezcla de las disoluciones iniciales. Al momento de realizar la lectura con el pH-metro; se debía tomar el valor en el que este se quedaba por más tiempo. Para poder hacer la lectura del volumen de ácido clorhídrico (HCl) o de hidróxido de sodio (NaOH) que se añadió a la mezcla; se tenía que verificar que el pH de la solución disminuya en 1 para el caso del ácido y que aumente en 1 para el caso de la base. Ya que tanto el ácido acético (CH 3 COOH) como el ácido clorhídrico (HCl) eran reactivos líquidos, se utilizaron sus respectivas densidades y purezas para poder calcular la cantidad que se necesitaba de cada uno para preparar las disoluciones. De las 10 disoluciones preparadas, 8 contenían sales o ácidos débiles; las únicas excepciones fueron el ácido clorhídrico (HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH). De las 5 soluciones amortiguadoras durante la práctica, 3 resultaron ácidas, una sola neutra y una sola básica. 6. Conclusiones Las soluciones amortiguadoras pueden mantener el pH de una solución en un rango constante, aunque se les añada un ácido o base fuerte; sin embargo, cuando la cantidad de ácido o base que se añade es muy alta, estas pierden su capacidad reguladora. Mediante la mezcla de distintas disoluciones preparadas utilizando distintos ácidos y bases débiles, se obtuvieron 5 soluciones amortiguadoras con distinto carácter ácido-base. La primera solución amortiguadora, formada por 15 mL de acetato de sodio (CH 3 COONa) y 85 mL de ácido acético (CH 3 COOH); resultó tener un pH de 4 según el papel indicador y un pH de 4,3 según el pH-metro; lo cual nos indica que es una solución ácida. La segunda solución amortiguadora, formada por 95 mL de citrato de sodio (C 6 H 5 O 7 Na 3 ) y 5 mL de ácido cítrico (C 6 H 8 O 7 ) resultó tener un pH ligeramente ácido ; 6 según el papel indicador y 6,6 según el pH-metro.
La tercera solución amortiguadora, formada por 38 mL de fosfato sódico (NaH 2 PO 4 ) y 62 mL de fosfato disódico (Na 2 HPO 4 ) resultó ser neutra ; marcó un pH de 6,7 con el pH-metro y 7 según el papel indicador. La cuarta solución amortiguadora, formada por 86 mL de fosfato sódico (NaH 2 PO 4 ) y 14 mL de fosfato disódico (Na 2 HPO 4 ) resultó ácida , ya que su pH según el papel indicador fue de 5 y según del pH-metro fue de 6. La quinta solución amortiguadora, formada por 32 ml de carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ) y 68 ml de bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) fue la única de la práctica que resultó básica ; con un pH de 11 según el papel indicador y de 9,8 según el pH- metro. La capacidad amortiguadora de la primera solución amortiguadora, formada por 15 mL de acetato de sodio (CH 3 COONa) y 85 mL de ácido acético (CH 3 COOH) tenía una capacidad reguladora ácida de 0,023 M y una capacidad reguladora básica de 0,072 M. Al momento de determinar la capacidad reguladora de la primera solución reguladora obtenida, se añadieron 8 mL de hidróxido de sodio (NaOH) y tan solo 2 mL de ácido clorhídrico (HCl).
7. Cuestionario a) Investigar y describir (por lo menos 2) las aplicaciones de las disoluciones amortiguadoras La aplicación más importante de estas soluciones reside en el estudio de la regulación del equilibrio ácido-base en los sistemas biológicos, por eso a nivel de experimentos bioquímicos se utilizan para controlar el pH de reacciones in vitro. El propio cuerpo utiliza buffers para mantener el pH de la sangre entre 7,35 y 7,45, así como también un número masivo de reacciones bioquímicas que involucran enzimas. Las enzimas son compuestos muy complejos que con frecuencia requieren de niveles precisos de pH para así reaccionar apropiadamente, un papel que desempeñan los buffers orgánicos producidos por el cuerpo. Las soluciones amortiguadoras también son ampliamente utilizadas en la industria. Los procesos industriales requieren de buffers incluyen la fermentación, procesos de control de teñido y la fabricación de farmacéuticos.
