Practica N 4: Anlisis fsico del agua

Prctica No. 4. pH, soluciones reguladoras e indicadores

Prctica N( 4pH, soluciones reguladoras e indicadores. Propsito:

Demostrar experimentalmente mediante el uso del medidor de pH, el comportamiento de los electrolitos fuertes y dbiles. Comprobar el amortiguamiento de una solucin reguladora de pH.

PARTE 1. MARCO TERICO.1. Principios bsicos de cidos y bases.En esta seccin se revisarn algunos principios bsicos de la qumica de los cidos y bases, los cuales permitirn la comprensin del concepto de pH. Entre stos se tiene:

1.1. Electrolito.

Es una sustancia cuya disociacin o ionizacin en solucin los hace capaces de conducir la corriente elctrica.

La disociacin, es la separacin de los iones, ya presentes en un compuesto inico, a medida que sus cristales se dividen durante el proceso de disolucin. Por ejemplo:

La ionizacin, es la formacin de iones por medio de una reaccin qumica de un compuesto molecular con el disolvente. Por ejemplo:

1.2. Clasificacin de los electrolitos.

Los electrolitos se pueden clasificar en:

Electrolitos fuertes, aquellos que en disolucin, se encuentran totalmente disociados, es decir, existen solamente como iones. Ejemplos; cidos como el cido clorhdrico, HCl, el cido sulfrico, H2SO4, etc. Bases como el hidrxido de sodio, NaOH, el hidrxido de potasio, KOH, etc, y sales como el cloruro de sodio, NaCl y el sulfato de sodio, Na2SO4, entre otras.

Electrolitos dbiles, aquellos que en disolucin, se encuentran parcialmente disociados en sus iones, es decir, existen como molculas y iones. Ejemplos; cidos como el cido carbnico, H2CO3, el cido actico, CH3COOH. Bases como el hidrxido de amonio, NH4OH, entre otros.

1.3. Los cidos, bases y sales como electrolitos.

Los cidos segn Brnsted y Lowry, son donadores de protones y las bases son receptoras de protones. Los cidos se pueden clasificar como:

cidos fuertes: dentro de los que se pueden mencionar, a manera de ejemplo:

cido clorhdrico:

cido ntrico:

cido sulfrico:

cidos dbiles: se mencionan algunas a manera de ejemplo:

cido actico:CH3COOH (l) H+(ac) + CH3 COO-(ac)

cido carbnico:H2CO3 (l) H+(ac) + HCO3- (ac)

Las bases se pueden clasificar como:

Bases fuertes: dentro de los que se pueden mencionar, a manera de ejemplo:

Hidrxido de potasio:

Hidrxido de sodio:

Hidrxido de calcio:

Bases dbiles: se mencionan algunas a manera de ejemplo:

Hidrxido de amonio:NH4OH NH4+(ac) + OH-(ac)

Para los cidos y bases fuertes, la concentracin de los mismos coincide con la de los iones hidrgeno o iones hidroxilos, respectivamente. As, por ejemplo, una solucin de cido clorhdrico, HCl, 103 M, teniendo en cuenta la disociacin del cido clorhdrico, HCl ( H+ + Cl-, origina una concentracin molar de protones [H+] = 103 M.

Segn el grado de disociacin, los cidos y bases dbiles, sern ms o menos fuertes; as, sern ms fuertes cuanto mayor sea su disociacin. Esta disociacin viene regida por la denominada constante de disociacin o ionizacin del cido o de la base, representadas, por lo general, como Ka o Kb.

Para los sistemas, como el del cido actico (CH3COOH) y el cido carbnico (H2CO3), por ser cidos dbiles, se cumple:

(4.1)

(4.2)

y para la base dbil, como el caso del hidrxido de amonio, se cumple:

(4.3)

Estos conceptos permitirn, ms adelante, calcular el pH de un cido o una base dbil.

Para el caso de las sales, se tiene que stas son compuestos inicos cuyos cationes (iones positivos) son cualquiera, excepto el in de hidrgeno H+, y cuyos aniones (iones negativos) son cualquiera, a excepcin del in oxidrilo OH-. Por ejemplo:

Cloruro de sodio:

Sulfato de potasio:

Tambin, las sales se definen como, la combinacin de un cido y una base, por ejemplo, el bicarbonato de sodio (NaHCO3) o el carbonato de sodio (Na2CO3):

Las sales se pueden clasificar en: sales neutras, como el cloruro de sodio (NaCl) o el sulfato de sodio (Na2SO4), sales cidas, como el bisulfato de sodio (NaHSO4) o el cloruro de amonio (NH4Cl), y en sales alcalinas, como el carbonato de sodio (Na2CO3) o el bicarbonato de sodio (NaHCO3). Es importante sealar que, todas las sales son electrolitos fuertes.

1.4. Actividad de electrolitos.

La actividad de electrolitos se define como la capacidad que tienen los iones de desplazarse o moverse libremente, es decir, su capacidad para funcionar como in, la cual vara con la concentracin de los iones circundantes. Es razonable suponer que, un in rodeado de otros iones, con carga igual u opuesta a la suya, y sometido a sus atracciones y repulsiones, poseer distintas actividades conforme a las variaciones en la concentracin de los iones circundantes.

La actividad de electrolitos (A) se calcula mediante la siguiente expresin:

A = . C

(4.4)

donde; es el coeficiente de actividad y C es la concentracin molal.

En las soluciones muy concentradas de electrolitos, los aniones y cationes no se desplazan con completa independencia y forman enjambres de iones. Por ello disminuye el nmero de partculas libremente desplazables, y la concentracin activa o actividad de la solucin es menor que la concentracin real.

En el caso de soluciones relativamente diluidas (0,1 M) de electrolitos dbiles, en que las concentraciones inicas son bajas, los coeficientes de actividad de iones presentes estn muy cerca de la unidad, es decir, la actividad se iguala a la concentracin, A = C.

1.5. Ionizacin del agua.

Uno de los equilibrios ms importantes en la naturaleza, es la auto ionizacin del agua. El agua, qumicamente pura, est constituida por una mezcla de especies: agua (H2O), protones hidratados o hidrogeniones (H3O+ o H+) y aniones hidroxilo u oxidrilo (OH-).

La expresin de su equilibrio es:H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)Si se considera la actividad de estos iones, se tiene:

aH2O (l) + aH2O (l) aH3O+ (ac) + aOH- (ac)

Esta ionizacin puede expresarse en la siguiente frmula qumica equivalente:

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)aH2O (l) aH+ (ac) + aOH- (ac)

Aplicando la ley de equilibrio para este sistema se cumple que:

(4.5)

Keq ( H2O ( = ( H+ ( ( OH- (

(4.6)

que en trminos de la actividad equivale a:

(4.7)

Keq ( aH2O ( = ( aH+ ( ( aOH- (

(4.8)

La concentracin molar por litro, del agua pura, es alrededor de = 55,3 M. Adems, en el agua pura a 25(C el 1,8 x 10-7% de sus molculas se encuentran disociadas en H+ y OH-. Por tanto, se tiene que la concentracin molar del agua es igual a 55,3 M, la concentracin molar de protones ser 55,3 x 1,8 x 10-7% = 0.995 x 10-7 M y lo mismo ocurre con los iones hidroxilos.

Las concentraciones molares de H+ y OH-, son extraordinariamente pequeas, del orden aproximado de 1 x 10-7 M, para cada uno de estos iones a la temperatura de 25(C.

Sustituyendo el valor de la concentracin molar del agua en la ecuacin de equilibrio (4.8) se tiene:

K x [55,3] = [1x10-7] [1x10-7]

Entonces, el producto de una constante por otra constante es igual a otra constante que se denomina producto inico del agua, y se representa por Kw y equivale a 1 x 10-14 M2, a 25 (C. La conclusin de ste planteamiento es que se puede calcular las concentraciones H+ y OH- en agua pura a partir de los valores de Kw.

Cuando H+ es igual a OH-, se tiene:

Kw = [H+] x [OH-] = [H+] 2 = [OH-] 2

(4.9)

y , por lo tanto [OH-]= [H+] =

(4.10)

Cabe destacar que, la actividad del agua (aH2O) pura puede considerarse la unidad, su disociacin es despreciable y la actividad tanto de los iones de hidrgeno (aH+) y de los iones oxidrilos (aOH-) se pueden confundir con su concentracin. Por tanto, sustituyendo en la ecuacin (4.6), se obtiene:

Keq x (1)= [H+] x [OH-]

Kw = [H+] x [OH-]

(4.11)

1.6. Relacin de H+ y OH- en soluciones.

La ecuacin KW = K [HOH] = [H+] [OH-] = 1 x 10-14 M2 a 25 (C, no solo se aplica al agua pura, sino tambin, a soluciones acuosas, en las cuales [H+] y [OH-] pueden ser muy diferentes. As, enunciamos que, en soluciones acuosas el producto de la concentracin molar del in hidrgeno y del in hidroxilo es una constante, a la temperatura ordinaria del laboratorio de 25 (C, es 1 x 10-14 M2. Si se conoce [H+] u [OH-] se puede calcular la concentracin desconocida utilizando la ecuacin (4.11) como sigue:

Como es lgico, en el agua pura las concentraciones molares de iones hidrogeniones y hidroxilos son iguales, [H+]= [OH-]= 1 x 10-7 M. Estos valores son los que corresponden a una solucin neutra. Si al agua pura se le aade cido, la concentracin molar de protones aumenta con respecto a la de OH-, de forma que para una solucin cida la concentracin de H+ > 1 x 10-7 M y OH- < 1 x 10-7 M. De forma anloga, la adicin de una base determina que la concentracin de H+ < 1 x 10-7 M y OH- > 1 x 10-7 M, condiciones que se producen en el caso de una solucin bsica.

Debido al orden de magnitud tan nfimo de las concentraciones molares de H+ y OH- que hace engorroso el trabajo rutinario, un bioqumico dans de nombre Sreh Peter Srensen, estableci la denominada escala de pH (abreviatura de potencial de hidrgeno), ya que el pH vara proporcionalmente al potencial de un electrodo de hidrgeno introducido en la solucin.

El pH se define como el logaritmo decimal de la actividad (a) de protones, de iones hidrgeno, hidrogeniones o iones hidronio, con el signo cambiado.

(4.12)

Pero, para concentraciones inferiores a 1 x 10-2 M de iones de hidrgeno la actividad puede sustituirse por la concentracin, caso ste, tpico de las concentraciones usadas en el laboratorio, por tanto, se puede calcular el pH mediante la siguiente expresin:

(4.13)

De la cual se puede obtener,

(4.14)

donde H+ es el equivalente del protn hidratado, H3O+.

Anlogamente, se pueden definir, pOH, pKa, pKb, pKw, pkind, etc.

De acuerdo al concepto de pH, matemticamente, se puede elaborar una escala de pH que partira desde un valor mnimo de cero a un valor mximo de catorce. La acidez o alcalinidad de una solucin estn determinadas por las proporciones de iones H+ y OH- presentes en ellas. El pH de una solucin 1 Molar de H+ es cero, y el de una solucin 1 Molar de OH- es catorce. La escala de pH que expresa la relacin entre un cido fuerte 1 Molar se extiende de cero a catorce.

Aunque son posibles valores de pH por debajo de cero (negativos) y por encima de catorce, la escala de cero a catorce cubre las fluctuaciones prcticas de acidez y alcalinidad de las soluciones comunes.

En funcin del pH, la soluciones pueden clasificarse en: Neutra (pH=7), cida (pH7). Como se muestra en la tabla No.1:

Tabla No.1. pH para diversas concentraciones de protones y hidroxilos.

[OH-], mol/L[H+], mol/LLog [H+]pH

1x10-141x10000Acidez creciente

1x10-131x10-1-11

1x10-121x10-2-22

1x10-111x10-3-33

1x10-101x10-4-44

1x10-91x10-5-55

1x10-81x10-6-66

1x10-71x10-7-77Neutro

1x10-61x10-8-88Alcalinidad creciente

1x10-51x10-9-99

1x10-41x10-10-1010

1x10-31x10-11-1111

1x10-21x10-12-1212

1x10-11x10-13-1313

1x1001x10-14-1414

Fuente: Estimaciones y clculos propios.

1.7. Frmulas para calcular el pH aproximado de soluciones:

Para cidos fuertes: Empleando la ecuacin (4.13)

Para cidos dbiles:

(4.15)

es decir, se debe conocer el pKa y la concentracin (C) del cido dbil.

Para bases fuertes:

(4.16)

(4.17)

(4.18)

Para bases dbiles:

(4.19)

es decir, se debe conocer el pKb y la concentracin (C) de la base dbil.

En este caso, es preferible calcular el pOH, y posteriormente el pH. La frmula es ms fcil de recordar y se parece a la de un cido dbil. Es empleando las ecuaciones (4.16) y (4.17).

pH + pOH = 14

pH = 14 - pOH

Para sales de un cido dbil y una base fuerte:

(4.20)

(4.21)

1.8. Soluciones reguladoras del pH (tampones, buffers o amortiguadores).

Son todas aquellas soluciones que impiden cambios bruscos de pH cuando se le aaden cantidades adecuadas de cidos o bases. Son soluciones formadas por:

Un cido dbil y la sal de su base conjugada; por ejemplo, cido actico/acetato de sodio, que son las ms comunes.

Una base dbil y la sal de su cido conjugado; por ejemplo, amonaco/cloruro amonio.

Su importancia radica en el hecho que estas soluciones permiten la calibracin de los medidores de pH, y adems, permite entender el efecto amortiguador del in bicarbonato.

El mecanismo de accin de estas soluciones se presenta a continuacin:

Adicin de cidos fuertes: cuando se aade un cido fuerte a una solucin tampn los protones provenientes del cido se unen con los aniones de la sal formndose el respectivo cido dbil, esto implica que la concentracin de la sal disminuye y la concentracin del cido dbil aumenta, como se muestra en las siguientes reacciones qumicas:

CH3COOH H+ + CH3COO-

Tampn H+ (cido fuerte aadido)

CH3COONa Na+ + CH3COO-

Cl-

Adicin de bases fuertes: cuando se adiciona una base fuerte a una solucin tampn los oxhidrilos o hidroxilos se unen con los protones del cido dbil formndose agua, esto implica que la concentracin del cido disminuye y la concentracin de la sal aumenta, sus reacciones qumicas se muestran a continuacin:

OH- (base fuerte aadida)

Na+

CH3COOH H+ + CH3COO-

Tampn

CH3COONa Na+ + CH3COO-

Ecuacin para calcular el pH de una solucin tampn. Se utiliza la ecuacin de Henderson-Hasselbalch, cuya deduccin se presenta en el anexo de sta prctica.

(4.22)

(4.23)

Comnmente se utiliza la siguiente expresin;

(4.24)

y si se cumple que [Sal] = [cido], la ecuacin (4.24) queda como:

pH = pKaPara el caso de aadir una base fuerte, se cumple en la ecuacin de Henderson-Hasselbalch (4.22), lo siguiente:

(4.25)

Adicin cidos fuertes. Para el caso de aadir un cido fuerte, se cumple en la ecuacin de Henderson-Hasselbalch (4.22), lo siguiente:

(4.26)

1.9. Algunas recomendaciones para la preparacin de soluciones amortiguadoras.

Todas las sustancias qumicas empleadas deben ser de buena calidad.

Toda el agua debe ser destilada o privada de iones. Para buffer diludos se debe hervir y enfriar el agua antes del uso para eliminar el CO2 disuelto.

En los amortiguadores que contienen un cido fuerte, por ejemplo el HCl, la solucin cida se debe estandarizar cuidadosamente por titulacin hasta la molaridad deseada.

Todas las pesadas se deben hacer en balanza analtica.

La verificacin del pH de un amortiguador debe hacerse con un potencimetro estandarizado con una solucin amortiguadora de pH conocido cercano a la solucin amortiguadora a preparar. Existen en el comercio soluciones patrones de amortiguadores.

En general, las soluciones amortiguadoras concentradas se conservan mejor que las diluidas, y presentan menos desarrollos de hongos. Se aconseja conservarlas en frascos de polipropileno cerca de 4 grados Celsius.

1.10. Indicadores.

Son colorantes orgnicos de estructura compleja la cual se altera, cuando se pierden o ganan hidrgenos, es decir, se comportan como cido o base.

Generalmente, se consideran como cidos o bases dbiles cuya forma disociada tiene un color diferente al de la forma no disociada. Si se representa un indicador cido como Ind H, se tiene:

Ind H + H2O H3O+ + Ind-Color cido Color alcalino

Cuando se aade cierta cantidad de cido a una solucin del indicador, se aumenta la concentracin de los iones hidronio (H3O+) del segundo miembro de la ecuacin, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda de la ecuacin, quedando reprimida la liberacin de los iones hidrgenos del indicador. El indicador se encontrar, predominantemente, en la forma no disociada (Ind H), tomando el color cido.

Si se aade una base a una solucin del indicador, disminuye la concentracin de iones hidronio (H3O+), por la reaccin del cido con la base, el equilibrio se desplaza a la derecha de la ecuacin, formndose ms indicador ionizado Ind-, y predominando el color bsico.

Calculando la constante del indicador se tiene:

(4.27)

KInd [Ind H] = [H3O+] [Ind-]

(4.28)

(4.29)

Segn lo anterior, el color de la solucin depende de la relacin:

y del valor: .

Cuando la relacin , un indicador exhibe un color medio (neutro).

Las formas, disociada, aninica y la no disociada o molecular, del indicador estn en igual proporcin.

Si el valor de la relacin es grande, predomina la forma aninica sobre la molecular, el color ser el color alcalino (forma disociada). De lo contrario, si el valor de la relacin es pequeo, predomina la forma molecular no disociada sobre la forma aninica disociada, en este caso el color ser el color cido del indicador (forma no disociada).

Para un cierto intervalo de pH las dos formas coexisten en cantidades apreciables y la solucin muestra un color intermedio al correspondiente a cada una de ellas. De igual forma, se puede decir que el color de la solucin del indicador cambia con el pH.

Es importante sealar que, cuando un indicador ha sido titulado hasta la mitad, el 50% del indicador esta presente como base y el otro 50% como cido, y la razn entre la base del indicador y el cido del indicador es 1, por consiguiente, el pH de la solucin del indicador en este momento es igual al pKInd entonces el indicador presenta un color intermedio.

Para los indicadores bsicos se puede deducir una relacin entre el color y el pH, anloga a la que es valida para los indicadores cidos, como se presenta a continuacin.

Ind OH Ind+ + OH-Para este caso, en solucin acuosa predomina el color de las molculas de Ind OH, pero la adicin de un cido aumenta la concentracin del in Ind+, desplazando el equilibrio a la derecha de la ecuacin originando un nuevo color.

1.11. Ecuacin del pH de la solucin de indicadores.Aplicndole logaritmos a la expresin (4.27):

y despejando el pH, se obtiene,

(4.30)

As, como en una solucin reguladora de pH presentaba su mxima capacidad cuando pH=pKa,, un indicador presenta un color medio (neutro) cuando pH=pKInd.

El intervalo ms eficiente del indicador, que equivale al intervalo de actividad de un tampn es, aproximadamente, de dos unidades de pH, pKInd ( 1. Se sabe, por experiencia, que no se puede apreciar el cambio del color cido al color de la sal o base conjugada, hasta que la razn (base / cido) sea, aproximadamente 1/10. Es decir, ha de haber, al menos una parte del color bsico por diez partes del color cido, antes de que se pueda apreciar el cambio de color cido-bsico en forma visual. Esto se explica sustituyendo los valores en la ecuacin (4.30).

Recprocamente, el ojo humano no puede distinguir el cambio de color alcalino a color cido hasta que la razn (base / cido) no sea diez veces la concentracin de la base por una del cido. Como se observa utilizando la ecuacin (4.30).

A continuacin se presenta, en forma tabulada, algunos de los indicadores de uso ms frecuente.

Tabla No. 2. Indicadores de uso frecuenteIndicadorColorIntervalo de pHpKInd

cidoNeutroAlcalino

Azul de timolRojoAnaranjadoAmarillo1,2 - 2,81,65

Anaranjado de metiloRojoAnaranjadoAmarillo3,1 - 4,43,40

Rojo de metiloRojoAnaranjadoAmarillo4,4 - 6,24,95

Azul de bromotimolAmarilloVerdeAzul6,2 - 7,67,1

Rojo de cresolAmarilloAnaranjadoRojo7,2 - 8,88,2

FenolftalenaIncoloroRosadoRojo8,0 - 10,09,4

Amarillo de alizarinaAmarillo------Lila10,0 - 12,011,16

Azul de timolAmarilloVerdeAzul8,0 - 9,68,9

Fuente: Manual de qumica, John A. Dean.

En la tabla No. 2 se indica, por ejemplo, que para el indicador anaranjado de metilo el intervalo del viraje ocurre entre el pH de 3,1 (color rojo) y el pH de 4,4 (color amarillo), esto significa que el viraje pronunciado ocurre entre estos dos valores de pH. Es decir, cuando se aade cido, teniendo en la solucin el indicador de anaranjado de metilo, presenta color rojo (color cido) alrededor de pH=3. Cuando se aade una base, su color ser el alcalino, es decir amarillo, siempre y cuando el pH sea aproximadamente de 4. Mientras que, en el intervalo entre 3,1 a 4,4, su color ser el neutro, es decir, anaranjado.

1.12. Determinacin del pH mediante el mtodo electromtrico o potenciomtrico.Las mediciones exactas del pH se realizan mediante la utilizacin de un potencimetro o medidor de pH, que mide la diferencia de potencial entre un electrodo indicador y un electrodo de referencia, produciendo una lectura en unidades de pH.

Los electrodos comnmente usados para medir el pH son el electrodo de vidrio, Ev, electrodo indicador, que desarrolla un potencial a travs de su membrana semipermeable de vidrio como una funcin de la actividad de protones, y el potencial del electrodo de Calomel (electrodo de referencia), que tiene un potencial fijo independiente de la actividad de los protones.

El electrodo de vidrio consiste en una delgada membrana de vidrio especial que contiene un alambre de Ag-AgCl y una solucin patrn de referencia ( HCl 0,1 M u otra concentracin).

El electrodo de referencia est formado por cloruro de mercurio slido (Hg2Cl2, calomelano) sobre mercurio metlico.

La fuerza electromotriz de la pila formada por estos electrodos, E, viene dada por la ecuacin:

(4.31)

donde E = Ev Eref, es decir, la diferencia de potencial entre los dos electrodos. Por consiguiente, se tiene:

(4.32)

PARTE 2. MARCO EXPERIMENTAL.

1. Materiales y equipos. Medidor de pH.

Aparato para la destilacin de agua.

Balanza.

Pipetas volumtricas y graduadas.

Vasos de precipitado.

Agitador magntico.

Matraces Erlenmeyer o fiolas.

2. Reactivos. Solucin de cido actico (CH3COOH), 0,1 M.

Solucin de cido clorhdrico (HCl), 0,1 M.

Solucin de hidrxido de amonio (NH4OH), 0,1 M.

Solucin de hidrxido de sodio (NaOH), 0,1 M.

Solucin de acetato de sodio (CH3COONa), 0,1 M.

3. Experimentos

3.1. Experimento N( 1.Comparar el pH del agua cuando se adicionan un cido dbil, un cido fuerte, una base dbil y una base fuerte.

Procedimiento:

1. Tomar y enumerar cuatro vasos de precipitado de capacidad adecuada, colocar 49 mL de agua destilada en cada uno.

2. Agregar a cada vaso de precipitado las cantidades de reactivos sealados en el cuadro siguiente:

Vaso de precipitado N(Agua destilada

(mL)CH3COOH

0,1 M

(mL)HCl

0,1 M (mL)NH4OH 0,1 M (mL)NaOH 0,1 M (mL)

1491---

249-1--

349--1-

449---1

3. Determinar potenciomtricamente el pH de cada uno.

4. Determinar tericamente el pH la las soluciones de los vasos N 1,2, 3 y4.5. Discutir los resultados obtenidos.

3.2. Experimento N( 2.

Demostracin del comportamiento de una solucin Tampn, Buffer o amortiguadora.

Procedimiento:

1. Preparar una solucin tampn cido actico-acetato mezclando en un vaso de precipitado 40 mL de cido actico 0,1 M con 40 mL de acetato de sodio 0,1 M.

2. Determinar el pH de la solucin potenciomtricamente o calcular el pH aproximadamente segn la ecuacin Henderson Hasselbalch, (4.22).

3. Seleccionar y enumerar dos vasos de precipitado.

4. Al vaso N( 1 colocar 39 mL del tampn y agregar un mL de cido clorhdrico (HCl) 0,01 M, agtelo.

5. Medir el nuevo pH de la solucin.

6. Repitir el mismo procedimiento con el vaso N( 2, pero agregndole un mL de hidrxido de sodio (NaOH) 0,01 M.

7. Discutir los resultados obtenidos.

Tabla No. 3. Constantes de disociacin de cidos dbilesCompuesto QumicoFrmulaKapKa

cido oxlico(COOH)23,80 x 10-21,42

cido fosfricoH3PO47,50 x 10-32,12

cido cloroacticoClCH2CO2H1,40 x 10-32,85

cido frmicoHCO2H1,80 x 10-43,74

cido acticoCH3CO2H1,75 x 10-54,76

Ftalato cido de potasioKHC8H4O43,90 x 10-65,41

cido carbnicoH2CO33,5 x 10-76,46

Fosfato dicido de potasioKH2PO46,23 x 10-87,19

cido bricoH3BO35,8 x 10-109,23

Bicarbonato de sodioNaHCO35,59 x 10-1110,25

Fosfato monocido de potasioK2HPO41,70 x 10-1211,77

Hidrxido de amonioNH4OHpKb4,76

Fuente: Qumica orgnica. Francis A. Carey.

PARTE 3. CUESTIONARIO.

1. Calcular tericamente el pH aproximado de una solucin de cido clorhdrico (HCl) 0,1 M.

2. Calcular el pH de una solucin de cido actico (CH3COOH) 0,1 M, conocido el pKa = 4,76.

3. Calcular el pH de una solucin de hidrxido de sodio (NaOH) 0,1 M.

4. Calcular el pH de una solucin hidrxido de amonio (NH4OH) 0,1 M, pKb=4,76.

5. Calcular el pH de una solucin de cido sulfrico (H2SO4) 0,1 M.

por lo tanto la concentracin molar de protones es dos veces la concentracin molar de la solucin. [H+] = 0,2 M

6. Calcular el pH de una solucin de hidrxido de calcio, Ca(OH)2, 0,1 M.

7. Si la concentracin molar de protones, H+, es igual a 2,3 x 10-3, Cul es el valor del pH?, mentalmente usted debe tener una idea del resultado antes de realizar el clculo.

8. Calcular el pH de 50, 100 y 500 mL de agua al agregarle a cada uno de estos volmenes 0,020 moles de cido clorhdrico, HCl.

9. Calcular el pH de 50, 100 y 500 mL de agua al agregarle a cada uno de estos volmenes 0,020 moles de hidrxido de sodio, NaOH.

10. Se encontr que el pH de una muestra de agua es de 4,5 Cual es su concentracin molar de protones?11. Calcule el pH de una solucin de bicarbonato de sodio, NaHCO3, 0,04 molar (pka1 = 6,5).

12. Calcule el pH de una solucin de carbonato sdico, Na2CO3, 0,04 molar (pKa2=10,2).

13. Si una solucin tiene un pH de 7,0 y pasa a pH 6,0 Cuantas veces aument la concentracin molar de protones?

14. Para una solucin amortiguadora, formada por cido actico 0,18 M y acetato de sodio 0,22 M. Calcular:

a) el pH de la solucin amortiguadora.

b) el pH de la solucin despus de agregarle 1 mL de cido clorhdrico, HCl, 0,2 N.

c) el pH de una nueva muestra de solucin amortiguadora al agregarle 1 mL de hidrxido de sodio, NaOH, 0,2 N.

REFERENCIAS BIBLIOGRFICAS.

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ANEXOS.

A.1. Deduccin de la ecuacin de Henderson Hasselbalch.

Si se representa un cido dbil AH, la mayor parte del mismo se encuentra en forma no disociada, con una fraccin muy pequea de iones A- y H+. Por ello, al aadir la sal correspondiente casi la totalidad de los aniones (A-) en solucin proceden de la misma. Por tanto, para las soluciones amortiguadoras diluidas, se puede considerar que la concentracin del cido no disociado (AH) es igual a la concentracin total del cido y la concentracin del anin o base conjugada (A-) es igual a la concentracin total de la sal.

Aplicando la ley de accin de masas al siguiente equilibrio, se consigue:

A H H+ + A-

despejando ( H+(, se obtiene,

Al aplicar logaritmo a ambos lados:

multiplicando por (-1) la ecuacin, se tiene:

considerando las definiciones de pH y pKa, se tiene que:

o lo que es igual;

Usualmente, se utiliza la siguiente expresin:

A.2. Preparacin amortiguador de fosfato(lmites de pH 5,7 a 8,0).

1. Solucin A: Preprese un litro de solucin 0,2 M de fosfato dicido de sodio monohidratado (NaH2PO4.H2O), masa molecular = 138 g/mol.

2. Solucin B: Preprese un litro de solucin 0,2 M de fosfato monocido de sodio (Na2HPO4), masa molecular = 142 g/mol.

3. Se mezclan los volmenes de las soluciones A y B segn la tabla anexa, y se afora a 200 mL para obtener los valores correspondientes de pH;

Tabla No. 4. Preparacin amortiguador de fosfatos.

Solucin A (mL)Solucin B (mL)pH

93,56,55,7

92,08,05,8

90,010,05,9

87,712,36,0

85,015,06,1

81,518,56,2

77,522,56,3

73,526,56,4

68,531,56,5

62,537,56,6

56,543,56,7

51,049,06,8

45,055,06,9

39,061,07,0

33,067,07,1

28,072,07,2

23,077,07,3

19,081,07,4

16,084,07,5

13,087,07,6

10,590,57,7

8,591,57,8

7,093,07,9

5,394,78,0

Fuente: Mtodos de laboratorio, Lynch J. M., et. al.55PAGE 60

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