Laboratorio de Química General IntensivaNombre del experimento: Disoluciones Amortiguadoras

INTRODUCCION

Las disoluciones amortiguadoras, conocidas también como disoluciones buffer o

reguladoras, tienen la capacidad de no sufrir cambios bruscos en el pH al adicionar

cantidades pequeñas de ácidos o bases. Este tipo de disoluciones poseen un par

ácido débil y una sal que contenga su base conjugada. (Chaverrí, 1983)

Los amortiguadores resisten los cambios de pH porque contienen tanto una especie

ácida que neutraliza los iones OH-, como una básica que neutraliza los iones H+. Es

necesario que estas especies ácida y básica no se consuman una a otra a través de

una reacción de neutralización. Estos requisitos son satisfechos por un par conjugado

ácido-base débil como HC2H3O2-C2H3O2- o NH4+ -NH3. Así pues, los amortiguadores se

suelen preparar mezclando un ácido débil o una base débil con una sal de ese ácido o

base. Por ejemplo, el amortiguador HC2H3O2-C2H3O2- se puede preparar agregando

NaC2H3O2 a una solución de HC2H3O2; el amortiguador NH4+

-NH3 se puede preparar

adicionando NH4Cl a una solución de NH3. Seleccionando los componentes

apropiados y ajustando sus concentraciones relativas podemos amortiguar una

solución prácticamente a cualquier pH. (Brown et al.2009)

Este tipo de disoluciones son muy importantes en los sistemas biológicos, pues

regulan los cambios en el pH de los fluidos biológicos, como la sangre por ejemplo, al

producirse o consumirse iones H+ durante los diferentes procesos metabólicos, tales

como la respiración celular, en la que el par H2CO3/HCO3- tiene una gran importancia.

(Chaverrí, 1983)

SECCIÓN EXPERIMENTAL

Se lavaron y secaron 4 beakers de 250 mL. Se colocaron 10mL de la disolución de

HOAc y unas gotas de azul de bromotinol en cada uno de ellos y se rotularon.

Al beaker 1 se le agregaron 90 mL de agua.

Al beaker 2 se le agregaron 10 mL de NaOAc y 80 mL de agua.

Al beaker 3 se le agregaron 5 mL de KOH y 85 mL de agua.

Al beaker 4 se le agregaron 5mL de NaCl y 85 mL de agua.

Se midió el pH de la disolución con el papel que se entregó y se anotó el valor. Se

calculó la concentración de cada una de las especies y se registró en el cuadro 1.

Se agregaron con un gotero gota a gota y con agitación constante disolución de

NaOH, se verificó el pH de la disolución cada 2 a 3 gotas de NaOH agregado,

utilizando papel de pH. Se introdujo la información recopilada en el cuadro 2.

RESULTADOS

Cuadro #1

Beakers pH Concentración de

iones H+

Beaker 1 7,21 6.17x10-8

Beaker 2 7,07 8.51x10-8

Beaker 3 8,15 7.08x10-9

Beaker 4 7,49 3.24x10-8

En todos los casos la sustancia se tornó amarilla, como se muestra a continuación:

Figura#1: Beaker 1 Figura#2: Beaker 2

Figura#3: Beaker 3 Figura#4: Beaker 4

Cuadro #2

Beakers pH Concentración de

iones H+

Beaker 1 5,00 1.00x10-5

Beaker 2 5,00 1.00x10-5

Beaker 3 8,00 1.00x10-8

Beaker 4 6,00 1.00x10-6

En todos los casos la sustancia se tornó azul, como se muestra a continuación:

Figura#5: Beaker 1 Figura#6: Beaker 2

Figura#7: Beaker 3 Figura#8: Beaker 4

DISCUSIÓN

La concentración de H+(ac) en una solución acuosa es ordinariamente muy pequeña.

Por conveniencia, entonces, expresamos casi siempre [H+] en términos de pH, el cual

se define como el logaritmo negativo de base 10 de [H+]:

pH=-log [H+]

pH=-log(1.0x10-7)=-(-7.00)=7,00

El pH de una solución neutra es 7,00. ¿Qué ocurre con el pH de una solución

conforme hacemos ácida la solución? Una solución ácida es aquella en la cual

[H+]>1,0x10-7 M. A causa del signo negativo el pH disminuye conforme [H+] aumenta.

Relaciones entre [H+], [OH-] y pH a 25° C

Tipo de solución [H+] (M) [OH-](M) Valor de pH

Ácida >1,0x10-7 <1,0x10-7 <7.00

Neutral =1,0x10-7 =1,0x10-7 =7.00

Básica <1,0x10-7 >1,0x10-7 >7.00

A 25° C, el pH de una solución ácida es inferior a 7.

Un cambio de [H+] por un factor de 10 hace que el pH cambie en 1. Por ejemplo una

solución con pH 6 tiene 10 veces la concentración de [H+] (ac) que una solución con

Ph7.

Si [H+] es parte de una ecuación cinética de velocidad, un cambio en la concentración

modifica la velocidad. Así pues, si la ecuación de velocidad es de primer orden

respecto a [H+], el hecho de duplicar la concentración de [H+] también duplicará la

velocidad incluso si el cambio es tan sólo de 1x10-7 a 2x10-7 M

El pH de una solución se puede medir con rapidez y exactitud por medio de un

medidor de pH. Un medidor de pH se compone de un par de electrodos conectados a

un medidor capaz de medir voltajes pequeños, del orden de milivolts. Cuando los

electrodos se colocan en una solución se genera un voltaje, el cual varía con el pH. El

medidor lee este voltaje, y está calibrado para mostrar el pH.

Los electrodos que se usan con los medidores de pH son de diversas formas y

tamaños, según el uso al que se les destine. Se han desarrollado incluso electrodos

tan pequeños que se pueden insertar en células vivas individuales para vigilar el pH

del medio celular. También se dispone de medidores de pH de bolsillo para uso en

estudios ambientales, para vigilar vertidos industriales y en trabajos de agricultura.

Aunque son menos precisos, los indicadores ácido-base se suelen usar para medir el

pH. Un indicador ácido-base es una sustancia colorida que puede existir ya sea en

forma de ácido o en forma de base. Las dos formas tienen colores distintos. Así, el

indicador adquiere un cierto color en medio ácido y cambia a otro color si se pone en

una base. Si se conoce el pH en el cual el indicador cambia de una forma a la otra, se

puede determinar si una solución tiene un pH superior o inferior a este valor. Por

ejemplo, el tornasol, uno de los indicadores más comunes, cambia de color cerca de

pH 7. Sin embargo, el cambio de color no es muy definido. El tornasol rojo indica un

pH de alrededor de 5 o menos, y el tornasol azul indica un pH de aproximadamente 8

o más. (Brown et al.2009)

En el sitio web de la guía se explica: generalmente, cuando a una disolución acuosa

se le añade una cantidad de ácido o de base, su pH se ve alterado o modificado. Sin

embargo, hay ciertas disoluciones en las que, a través de un sencillo mecanismo, se

impide que el pH sufra algún tipo de cambio. Estas son las llamadas, disoluciones

amortiguadoras, también conocidas como reguladoras, a las que podemos definir

como aquellas disoluciones que son capaces de mantener el pH prácticamente

contante aunque la disolución cambie al añadir ácidos o bases.

Las disoluciones amortiguadoras tienen un papel importante, no sólo en los

laboratorios, sino también en la naturaleza, pues en numerosos sistemas biológicos es

sumamente importante mantener el pH constante.

Las disoluciones amortiguadoras contienen, en concentraciones generalmente

elevadas, un ácido débil, y una sal soluble producida a través de disociación de la

base conjugada del ácido; o también, una base débil y una sal soluble, la cual se

disocia produciendo el ácido conjugado de dicha base.

Algunos ejemplos de disoluciones amortiguadoras son las que tienen lugar entre,

CH3COOH y CH3COONa, H3PO4 y NaH2PO4, NH3 y NH4Cl, etc.

Un ejemplo para el comportamiento del sistema, es la disolución entre CH3COOH y

CH3COONa.

La disolución contiene:

El acetato de sodio, CH3COONa, que se encuentra totalmente disociado

debido a que es un electrolito  fuerte.

CH3COONa (aq) → CH3COO^- (aq) + Na^+ (aq)

Un ácido débil, en este caso el CH3COOH, parcialmente ionizado.

CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O^+ (aq) + CH3COO^- (aq)

La presencia del ion común, CH3COO^-, añadido por la sal disociada hace que el

equilibrio se encuentre muy desplazado hacia la izquierda. Debido a ésto, el ácido,

CH3COOH, prácticamente no está disociado, y la presencia de iones H3O^+, en la

disolución es bastante escasa.

Si se añade una pequeña cantidad de ácido, aumentará la concentración de [H3O^+],

desplazándose el equilibrio más aún hacia la izquierda, con la finalidad de disminuirla:

la concentración de [H3O^+], casi no varía, por lo cual, el pH tampoco lo varía de

modo notable.

En cambio, si se añade una pequeña cantidad de base, la concentración de [H3O^+]

disminuirá, desplazando el equilibrio hacia la derecha para poder producir iones

H3O^+, que neutralizarán a los iones OH^- que se encuentren presentes en la

disolución, con lo que prácticamente tampoco variará el valor del pH.

Debido a que la sal se encuentra totalmente disociada y en cambio, el ácido apenas lo

está, el valor del pH del sistema inicialmente, se puede deducir de la siguiente manera:

Ka= [CH3COO^-] . [H3O^+] / [CH3COOH] → [H3O^+]^= Ka [CH3COOH]/ [CH3COO^-]

≡ Ka . Ma/Mb →

→ pH = -log ( Ka. Ma/ Mb)

Donde Ma y Mb, hacen referencia respectivamente, a las concentraciones molares del

ácido acético inicialmente, del CH3COOH, y del acetato sódico, CH3COONa.

Para un sistema amortiguador que esté formado por un ácido HA, y su respectiva base

conjugada A^-, en general se cumple que:

[H3O^+] = Ka [HA] / [A^-] = Ka [Ácido] / [Sal]

Y para un sistema que está formado por una base B y su correspondiente ácido

conjugado, BH^+, se cumple que:

[OH^-] = Kb [B] / [BH^+] = Kb [base]/ [Sal]

Hay que aclarar, que conocemos como efecto de ion común, al desplazamiento de un

equilibrio, que ha sido provocado al añadir al sistema un compuesto que posee un ion

idéntico que el de las sustancias presentes en dicho equilibrio. Este efecto es una

aplicación del principio de Le Chatelier.

BIBLIOGRAFÍA

-Brown, T. Química, la Ciencia Central, 9 Ed, Prentice Hall.: Inc.México, 2009.

-Chaverri, G. Química General, Manual de Laboratorio, 2 Ed, Editorial UCR.: San

José, 1983.

-La guía. En línea: http://quimica.laguia2000.com/general/disoluciones-

amortiguadoras