EQUILIBRIO DE ACIDOS Y BASES EN SOLUCIONES REGULADORAS, Monografías, Ensayos de Química

¡Descarga EQUILIBRIO DE ACIDOS Y BASES EN SOLUCIONES REGULADORAS y más Monografías, Ensayos en PDF de Química solo en Docsity! Universidad Nacional Mayor de San Marcos, Facultad de Química e Ingeniería Química curso de Fisicoquímica EQUILIBRIO EN SISTEMAS ÁCIDO- BASE Y EN SOLUCIONES REGULADORAS Gianella Gracielas Caballero Luyo?= gianella.caballerowWunmsm.edu.pe Ronald Eduar do Silva Cardoza 32 ronald. silva(dWunmsm.edu.pe Genesis Yacira Yupanqui León 32 genesis. yupanquiunmsm.edu.pe Anthony Kleber Ruiz Chavez anthony.ruiztyunmsm.edu.pe UNMSM, FQIQ, DAFQ., EAP QUIMICA / ING. QUIMICA C.U. Lima 1, Perú Resumen Con el objetivo de determinar el pH de las soluciones diluidas de diferentes ácidos y bases es necesario estandarizar el pH metro y se preparó 100 ml de soluciones buffer ácida: 0.1 N en CH¿COOH y 0.1 N en CH¿COONAa y básica: 0.1 N en NH¿OH y 0.1 N en NH4Cl. .Asíi mismo se valoraron las soluciones de 0,1 N de NaOH, HCl y CH,COOH como resultado se obtuvieron un Ka = 1,753x10-5 para el NH, su pKa = 9,25 y por lo tanto un pKb= 4,750 y Kb= 1,77x10-5. Comparándolo con los datos teóricos se obtuvo que el pH de los buffer y bases genero un error menor al 1% ; en el caso del CH,¿COOH un error de 3,61%.Para la prueba de la capacidad reguladora de las soluciones buffer se midió con una pipeta 1mL de HCl 0,1 M y se añadió a cada vaso los cuales contenían las soluciones buffer al medir el pH se obtuvo que el pH del buffer ácido sea de 4,76, al compararlo con la literatura, se encuentra un error de 0.22%. También para el NaOH se halló un Ph de 4,85 al ser comparado con el teórico se obtuvo un error de 0.65% . Para el buffer ácido se aplicó el mismo procedimiento obteniéndose un pH de 9,26 con un error de 0,11% , de la misma manera con la adición de NaOH se obtuvo un pH de 9,24 con un error de 0,52%. Como conclusión, los datos indican que ambos buffers están a su máxima capacidad reguladora. Palabras Clave: soluciones reguladoras, pH-metro, electrodo, capacidad reguladora. Introducción Se dice que una solución está regulada si resiste cambios en la actividad de un ion con el agregado de sustancias que se supone cambian la actividad de ese ion. La capacidad de la solución reguladora está relacionada con la cantidad de material que puede agregarse a una solución sin causar un cambio significativo en la actividad del ion.! Los ácidos y las bases constituyen una clase de compuestos químicos de gran interés. El concepto de ácido y base ha evolucionado a lo largo del desarrollo de la química.Una primera definición de estos compuestos fue dada por Arrhenius en la que el ácido es toda sustancia que al disolver en agua cede ¡one H y la base es aquella que cede iones OH. Las soluciones reguladoras son muy importantes en las reacciones químicas que se llevan a cabo en el laboratorio, en los procesos industriales y en nuestro cuerpo. Por ejemplo, la actividad catalítica de las enzimas en las células, la capacidad portadora de oxigeno por la sangre y, en general, las funciones de los fluidos de los organismos animales y vegetales dependen del pH, el cual es regulado por uno o varios de estos sistemas. Universidad Nacional Mayor de San Marcos, Facultad de Química e Ingeniería Química curso de Fisicoquímica Una solución reguladora o amortiguadora es una solución de un ácido débil y su sal, o una base débil y su sal? Principios Teóricos Equilibrio químico acido- base Los ácidos se definen como compuestos capaces de ceder protones y las bases son los compuestos susceptibles de fijar protones. Por lo tanto, existirá un equilibrio entre el ácido y su base conjugada. Acido > Base + H* Para que una sustancia química capaz de donar protones se comporte como ácido se requiere de otra especie que actúe como base (aceptor de protones). Los productos de la reacción siempre serán la base y el ácido conjugados de los respectivos teaccionantes. Ácido, + Base, + H* Base, + H* e Ácido, Ácido, + Base, + Base, + Ácido, (1) Potencial de Hidrógeno (pH) Se usa para expresar el estado de acidez o basicidad de una solución, el cual viene definido por la siguiente ecuación: pH= -log |H3O*] =10g 1/[H,0*|| (2) Otra forma de expresar: pH= -log a(H30”) (3) Y análogamente existe el concepto de pOH: pOH= -log [OH] =10g 1/|OHT] (4) Otra forma de expresar: pH= -log a(OH>) (5) Siendo evidentemente : Ph +pOH=14 (6) Por lo tanto: Un medio ácido tiene: pH<7 ; pOH>7 Un medio neutro tiene: pH=7 ; pOH=7 Un medio alcalino tiene: pH>7 ; pOH<7 Una solución será más ácida cuanto más bajo sea el valor de pH que la caracteriza y será, por el contrario, más básica cuanto mayor sea el pH. Esto es lógico, ya que valores cada vez más bajos del pH indican valores cada vez más altos de la actividad de los iones hidronio, tal como indica la ecuación (3). Los instrumentos electrónicos que se emplean para medir el pH, llamados potenciómetros o comúnmente “pH-metros”, realmente operan midiendo la actividad del ion hidronio y no su concentración*. Soluciones reguladoras, Una solución buffer es aquella que contiene concentraciones significativas (digamos, >> 10-7 M) y comparables (digamos, = (1 / 25) <[A-1] / [HA] <= 25 o alternativamente, = (1 / 25) < [B] /[BH+1] < = 25) de un ácido débil y su base conjugada. La propiedad especial e importante de las soluciones buffer es que amortiguan los grandes cambios de pH que se producirían al añadir pequeñas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes. Es importante tener en cuenta que las concentraciones de ácido débil y su base conjugada tienen que ser, al mismo tiempo, significativas y comparables. Se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales correspondientes, “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es una base débil. También se puede preparar la solución amortiguadora mezclando una base débil con una de sus sales correspondientes “tampón básico”. El ácido débil reacciona con una cantidad de OH- agregado, mientras que el papel de la base débil es consumir el H30O+ que pueda haberse introducido. Esto impide que se perturba en mayor grado el equilibrio, del cual depende el pH mayor de la solución. Ecuación de Henderson- Hasselbalch Universidad Nacional Mayor de San Marcos, Facultad de Química e Ingeniería Química curso de Fisicoquímica Anexo Tabla 1. Valoración del NaOH. Masa de Gasto de | Concentración | Concentración | Volumen de | Gastode |Concentración | Concentración biftalato de | NaOH 0,1 N | corregida de | promedio de HCl 0,1 N Na0H0,1N | corregidade | promedio de Potasio (8) v, (mL) NaOH (N) NaOH (N) (mL) v, (mL) HCI (N) HCI (N) 0.2042 10.0 0.1000 10.0 10.3 0.1030 0.2045 10.2 0.0982 0.1000 10.0 10.0 0.1000 0.1007 0.2039 9.8 0.1019 10.0 EN] 0.0990 Tabla 2 Valoración del CH,COOH y NH¿OH Volumen de | Gastode | concentración | Concentración | Volumen de | Gasto de HCl | concentración | Concentración CH¿COOH Na0H0,1N | corregidade | promedio de NH; 0,1 N 0,1N corregida de | promedio de 0,1 N (ml) v, (mL) CH¿COOH (N) | CH¿COOH (N) (mL) V, (mL) NH3 (N) NH; (N) 10.0 10.5 0.1050 10.0 10.1 0.1017 10.0 10.2 0.1020 0.1027 10.0 10.0 0.1007 0.1020 10.0 10.1 0.1010 10.0 10.3 0.1037 K4= 1.753E-05 pK,= 4.756 Kp= 1.778E-05 pKy= 4.750 _ Preparación del bufferácido | Preparación del buffer básico md o ICO], tó [ra 0 CH¿COON: j NH,Cl pu 4 3 ¿COONa (g) 17.40 (mi) | [CHC00H] Cl (8) mo) 0.8213 0.57 1.0095 0.5358 0.68 1.0021 Universidad Nacional Mayor de San Marcos, Facultad de Química e Ingeniería Química curso de Fisicoquímica Tabla 4 Medición de pH por medio de la ecuación de Henderson-Hasselbalch Mediciones de pH Buffer Buffer CH¿COOH pH o o. : NH3 0,1 N ácido básico -0,1N Experimental 4.78 9.33 2.98 11.08 Calculado 4.76 9.25 2.87 11.13 % Error 0.41% 0.85% 3.61% -0.45% Tabla 5.1 Prueba de capacidad reguladora del buffer ácido con adición de HCI 0,1N Cantidad de | Cantidad final | Cantidad final . - os _ pH final pH final HCl añadida | de CH¿COOH | de CH¿COO' o. % Error teórico observado (mol) (mol) (mol) 0.00010068 | 0.01002 0.01011 4.76 4.75 -0.22% Tabla 5.2 Prueba de capacidad reguladora del buffer ácido con adición de NaOH 0,1N Cantidad de Cantidad final Cantidad final . . _| pHfinal | pHfinal NaoH de CH¿COOH | de CH¿COO' o. % Error aan teórico |observado añadida (mol) (mol) (mol) 0.00100015| 0.00892 0.01101 4.85 4.82 -0.6% Tabla 6.1 Prueba de capacidad reguladora del buffer básico con adición de HCl 0,1N DIA Cantidad final | Cantidad final| pH final pH final %E mal) % | de NH, (mol) [de NH,' (mol]| teórico | observado rror 0.00010068 | 0.00990 | 0.01012 9.26 9.27 -0,11% Universidad Nacional Mayor de San Marcos, Facultad de Química e Ingeniería Química curso de Fisicoquímica Tabla 6.2 Prueba de capacidad reguladora del buffer básico con adición de NaOH 0,1N Cantidad de |antidad final Cantidad final| pHfinal | pH final NaOH . % Error o de NH (mol) [de NH,¿* (mol)| teórico [observado añadida (mol) 1.000E-04 | 0.01010 0.00992 9,24 9,29 -0.52%