SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

PREPARACION DE SOLUCION BUFFER O AMORTIGUADORAS

PREPARATION OF SOLUTION BEFFER OR BUFFERS

ARIZA LAURA, PATIÑO DANIELA, PEREZ JIMMY

FECHA: 17/03/15

Resumen:

En la práctica se propició el conocimiento sobre la constitución, funcionamiento y elaboración de soluciones amortiguadoras de pH, se observó la capacidad de resistencia a los cambios de pH al agregarles ácidos o bases.

Palabras clave: Amortiguador, pH, ácidos, bases.

Abstract:

In practice led to the knowledge of the constitution, functioning and development of pH buffer solutions, was the ability of resistance to changes in pH by adding acids or bases.

Key words: buffer, pH, acidity, bases.

INTRODUCCION:

Una solución buffer tampón o amortiguadora es una mezcla de un ácido débil y una base débil, la cual 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 H+ que pueda haberse introducido, esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio: H2O  H+ + OH-

del cual dependa el pH mayor de la solución.

El efecto amortiguador de estas soluciones se presenta cuando se les agrega pequeñas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes. El responsable de este efecto es una o más reacciones que ocurren dentro del sistema y en las cuales se consume casi totalmente el ácido o base agregados. Esta reacción puede determinarse fácilmente sobre la base del equilibrio que predomina en el sistema aplicando el teorema de Chatelier y teniendo en cuenta que siempre que un ácido está en presencia de dos bases reacciona con aquella que produzca la sustancia más estable o que posee la menor constante de disociación y lo mismo puede decirse si se trata de una base en presencia de dos ácidos. El ácido (ácido acético) reacciona al añadirse una base, mientras que su base conjugada (ion acetato) reacciona al añadirse un ácido. La adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos y bases ejerce poco efecto en el pH de la solución original.

Puesto que estas soluciones impiden cambios comparativamente grandes en pH, se llaman soluciones amortiguadoras. Estas soluciones no son especialmente sensibles a la adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base. Bases débiles (NH3) y sus ácidos conjugados (NH4Cl) son también soluciones amortiguadoras una mezcla de ácido acético y acetato de sodio; o bien una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte por ejemplo, amoniaco y cloruro de amonio.

Las soluciones amortiguadoras son importantes en nuestros procesos vitales, el pH de los jugos gástricos ayudan a la digestión de los alimentos se mantienen entre 1.6-1.7 mediante la acción amortiguadora. La saliva se mantiene a un pH de 8.0. La sangre mantiene con mucha exactitud entre los límites del pH normal de 7.3-7.5 por un sistema complejo de soluciones amortiguadoras que consisten en proteínas del suero que consta de aminoácidos que contienen grupos ácidos (-COOH) y básicos (-NH2); iones de carbonato CO2 y los iones de bicarbonato HCO3-; e iones de fosfato ácido (H2PO4-) y de fosfato básico HPO42-..Por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.

Se pueden preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido débil y una sal de su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido conjugado); también se puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente (por neutralización) un ácido débil con una base fuerte, o una base débil con un ácido fuerte. Una vez formada la solución reguladora, el pH varía poco por el agregado de pequeñas cantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (dilución).

El pH (potencial de hidrogeno) es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más utilizados en bioquímica por la razón de que esta medida determina características notables de la estructura y la actividad de las macromoléculas biológicas por consiguiente la conducta de las células y del organismo.

PH: el potencial hidrógeno (pH), el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es: PH=-log (H+) En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ión hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ion hidrógeno.

RESULTADOS Y DISCUSIÖN

ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH

Los ácidos débiles en solución se ionizan solo ligeramente y se obtiene por tanto un verdadero equilibrio entre el ácido y la base conjuga. Si el HA representa un ácido débil:

De acuerdo con la ley de acción de masas, la constante de disociación Kₐ se define:

En términos generales:

CALCULOS

SOLUCION AMORTIGUADORA DE ACETATOS

Equilibrio

〖CH〗_3 COONa ↔ 〖CH〗_3 〖COO〗^-+ 〖Na〗^+

〖CH〗_3 COOH ↔ 〖CH〗_3 〖COO〗^-+ H^+

ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH

Kₐ=[CH₃coo¯][H⁺]/[CH₃COOH]

[H⁺]=( Kₐ[CH₃COOH])/[CH₃COO¯]

Pᵸ= PKₐ + log ([CH₃COO¯] base)/([CH₃COOH] acido debil)

25mL solución buffer

Concentración CH_3 COOH 0,30M

pH = 5

pKa = 4,74

(CH_3 COONa)/(CH_3 COOH)

pH=pK+log⁡base/acido

5,0=4,74+log⁡base/0,30

5,0-4,74 =log⁡base/0,30

0,26 =log⁡base/0,30

antilog0,26 =⁡base/0,30

1,819=⁡base/0,30

1,819/1=⁡base/0,30

2,819 1,819 base

 1 ácido

Base: (1,819 )/2,819= 0,64

(0,64)(0,30 moles/litro)(0,025litro)= 0,0048moles CH_3 COONa 82g/1mol=0,4g

Acido: 1/2,819= 0,35

(0,35)(0,30 moles/litro)(0,025litro)=

0,0026moles CH_3 COOH 60g/1mol=0,156g

δ= m/v

v= m/δ

v= 0,156g/(1,05 g/ml)=0,14ml

SOLUCION AMORTIGUADORA DE CARBONATOS

Equilibrio

〖Na〗_2 〖CO〗_3 ↔ 2〖Na〗^++ 〖〖CO〗_3〗^(2-)

〖NaHCO〗_(3 )↔ 〖Na〗^++〖〖HCO〗_3〗^-

ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH

Kₐ=[CO₃̿][H⁺]/[HCO₃¯]

[H⁺]=( Kₐ[HCO₃¯])/[CO₃̿]

Pᵸ= PKₐ + log ([HCO₃¯] base)/([CO₃̿] sal)

25mL solución buffer

Concentración NaHCO_3 0,50M

pH = 10

pKa = 10,26

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