Guia soluciones amortiaguadoras

Práctica 10
Arias Durand, Devorah; Dioses Morales, Jacqueline: Rengifo Maravi, Joel; Villegas Silva, Elvito.
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EQUILIBRIO QUÍMICO PARTEII
EQUILIBRIO QUÍMICO
PRINCIPIO DE LE CHATELIER – SOLUCIONES
AMORTIGUADORAS
1. INTRODUCCIÓN
Una disolución amortiguadora, buffer o tampón es una disolución de un ácido débil y su
sal (CH3COOH/CH3COONa) o una base débil y su sal (NH4OH/NH4Cl); es decir, ambos
componentes deben estar presentes. La disolución amortiguadora tiene la capacidad de
resistir los cambios del pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o de base.
Las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y
biológicos. Cada fluido del cuerpo humano tiene su propio valor de pH; por ejemplo, el
pH de la sangre está alrededor de 7.4 y el del jugo gástrico de 1.5. Un cambio de pH en el
plasma sanguíneo de ±0.2 a ±0.4 puede provocar daños considerables en un organismo e
incluso la muerte. Es así, que un pH constante asegura que las biomoléculas ácidas y
básicas se hallen en el estado iónico correcto para que funcionen adecuadamente.
2. PROPÓSITO DE LA PRÁCTICA
Al final de la sesión, el alumno es competente para:
2.1. Preparar disoluciones amortiguadoras y aplicar el principio de Le Chatelier
2.2. Comprobar la capacidad amortiguadora de cada disolución amortiguadora
2.3. Determinar las concentraciones óptimas en un sistema buffer
3. MARCO TEÓRICO/REVISIÓN DE LITERATURA
3.1. Disolución amortiguadora
Una disolución amortiguadora o buffer debe contener una concentración
relativamente grande de ácido para reaccionar con los iones OH- que se añadan; y
también debe contener una concentración semejante de su base conjugada para
neutralizar los iones H+ que se le agreguen. Además, los componentes del
amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización.
Estos requerimientos se satisfacen con un par conjugado ácido-base; por ejemplo,
un ácido débil y su base conjugada (suministrada por una sal) o una base débil y su
ácido conjugado (suministrado por una sal).

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3.2. Preparación de una disolución amortiguadora
Una disolución amortiguadora o buffer se puede preparar al mezclar cantidades
molares semejantes de ácido acético (CH3COOH) y su sal acetato de sodio
(CH3COONa)en medio acuoso. Se supone que las concentraciones en equilibrio del
ácido y de la base conjugada (que proviene del CH3COONa) son iguales a las
concentraciones iniciales.
Por ejemplo; cuando se le añade al ácido acético su base conjugada, se establece las
siguientes ecuaciones en medio acuoso.
CH3-COOH(ac) H+
(ac) + CH3-COO—
(ac)
(alta concentración) (muy baja concentración)
CH3-COONa(ac) Na+
(ac) + CH3-COO—
(ac)
(disocia totalmente) (alta concentración)
Se resume que la disolución amortiguadora formado por ácido acético y acetato de
sodio es:
CH3-COOH(ac) H+
(ac) + CH3-COO—
(ac)
Ácido débil Base conjugada
(alta concentración) (alta concentración)
3.3. Mecanismo de acción de una disolución amortiguadora ante la adición de una
base
Si se adiciona una base a una disolución amortiguadora o buffer; por ejemplo,
hidróxido de sodio (NaOH), los iones hidróxido de la base reaccionarán con los
iones hidrógeno del ácido del buffer formando agua, simultáneamente se formará la
base conjugada de la disolución amortiguadora.
CH3-COO-
Na+
+ CH3-COOH CH3-COO-
Na+
+ CH3-COOH
[SAL] [ACIDO] [SAL] ↑ [ACIDO] ↓
Na+
OH-
H2O + CH3-COO-
Na+

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3.4. Mecanismo de acción de una disolución amortiguadora ante la adición de un
ácido
Si por el contrario, se adiciona un ácido a la disolución amortiguadora; por ejemplo,
ácido clorhídrico (HCl), los iones hidrógeno del ácido reaccionarán con la parte
aniónica de la base conjugada (iones acetato) formando una mayor cantidad del
ácido del buffer, manteniendo más o menos constante la concentración de protones.
CH3-COO-
Na+
+ CH3-COOH CH3-COO-
Na+
+ CH3-COOH
[SAL] [ACIDO] [SAL] ↓ [ACIDO] ↑
H+
Cl-
CH3-COOH
3.5. Ecuación de Henderson-Hasselbalch
La ecuación de Henderson-Hasselbalch es de suma utilidad para el cálculo del pH
de sistemas amortiguadores. Por ejemplo, para el cálculo del pH de la mezcla del
ácido débil y su sal; para el cálculo de pH teórico de las disoluciones
amortiguadoras, para el cálculo de pH práctico a partir de las concentraciones de sus
pares conjugados titulados con ácido y base, y como punto de partida para aprender
a describir la preparación de cualquier sistema amortiguador.
La ecuación de Henderson-Hasselbalch ha sido derivada a la aplicación de la Ley
de Acción de Masas de Gulberg y Waage, y de la aplicación de conceptos previos
relativos a la constante de equilibrio e ionización de ácidos y bases débiles.
La concentración de cada una de las especies ionizadas de un electrolito débil puede
calcularse a partir de su constante de ionización.
HX (ac) H+(ac) + X -(ac)
Ácido débil Base conjugada
Su constante de equilibrio se expresa como:
Despejando:

Ka 
[H
] [X-
]
[HX]

[H
] 
[HX] Ka
[X-
]

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Si aplicamos logaritmo y multiplicamos por (-1) a ambos lados de la ecuación se
tiene:
Aplicando pH = -log [H+] y pKa = -logKa, se llega a la ecuación de Henderson-
Hasselbalch:
pH = pKa + log
[Base conjugada]
[Acido conjugado]
3.6. Capacidad amortiguadora de una disoluciones amortiguadora
La eficacia de un amortiguador está señalada por dos factores:
a) La capacidad amortiguadora depende de la cantidad de ácido o de base
conjugada que tenga la disolución. Cuanto mayor sea esta cantidad, mayor será
la capacidad amortiguadora.
[Buffer] = [ácido] + [base conjugada]
b) La relación que existe entre la concentración de la base conjugada y la del ácido.
Si la relación es 1 o próxima a 1, el valor del pH es igual al pKa del sistema y la
capacidad amortiguadora es máxima, ya que al tener la misma concentración de
ambos componentes pueden proporcionar igualmente la misma cantidad de
iones ácidos o básicos para poder mantener el pH.
El rango de acción de una disolución amortiguadora está en relación al valor de su
pKa, es decir, el margen de amortiguación efectiva está comprendido entre pKa ±1.
Por ejemplo, el rango de acción eficaz de una disolución amortiguadora acetato de
sodio/ácido acético de pKa 4.74, está comprendida entre 3.74 y 5.74.
Si hay significativamente mayor proporción de ácido con respecto a la base
conjugada, se tratará de un buffer que podrá resistir más efectivamente el ataque por
hidróxidos y viceversa.
   
 
X
HX
log
Ka)
(-log
H
log
- 












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4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTALEN EL SIMULADOR.
Para realizar esta práctica se hace necesario usar el siguiente link del simulador de sistemas de
equilibrio acido base - amortiguadores
Linkdel Simulador
http://chemcollective.org/vlab/104
Pasos a tomar en cuenta para poder usar el simulador de forma óptima:
1. Elegir un buffer y su sal: CH3COOH 1M (50mL) y CH3COONa 1M (50mL) voy al ítem
solucionesyhacerclic y apareceráuna serie de solucionesyelijolonecesario.Al hacerclic
a la solución deseada esta aparecerá en el área de trabajo automáticamente:
2. Cuandose elige unasolución,enlapantallade laizquierdaaparece todala informaciónde
esta solución:
Mover labarra
deslizadora
para buscar
más soluciones

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3. Para sacar un material de vidrio ir a Glassware (cristalería) y elegir lo que se necesita. Al
hacer clic al material deseado este aparecerá en el área de trabajo automáticamente:
4. Para verter una solución a un matraz utilizar la probeta arrastrando el matraz de origen
hacia la probeta de destino, observe que los materiales ahora están conectados, tal como
se muestra a continuación:

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SeleccionarSigFigura y colocarla cantidada utilizar(parael ejemplose utilizara50mL) y luegose
hace clicen Pour y con X se cierra esaventana.
5. Cuandoha terminadoconunapiezade cristalería puede eliminarlohaciendoclicderechoy
seleccionando Remove (eliminar):

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6. Si se desea eliminar todos los materiales del área de trabajo puede hacer clic derecho y
seleccione Clear Workbench y el área de trabajo quedara limpio.
7. De igual manera se realizan todas las diluciones.
6. RESULTADOS

Práctica 10
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Tabla 1: Preparación de la disolución amortiguadora CH3COONa 0.02M / CH3COOH 0.02M (pKa = 4,74)
Item
s
Volumen del
ácido acético
[1M] (mL)
Volumen
de la base
conjugada
[1M] (mL)
pH
Teórico, mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch
Práctico del buffer, mediante el
Simulador ( Modo:Sig Fig)
1 50 50
2 40 60
3 60 40
4 20 80
5 80 20

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Tabla 2: Mecanismo de acción de la disolución amortiguadora ante la adición de una base fuerte o un ácido fuerte
BUFFER Agregar 20mL de NaOH 1M Agregar 20mL de HCl 1M Agregar 20mL de H2O
mL HAc
1M
mL NaAc
1M
pH
inicial
mL
NaOH
pH
Simulador
‫∆׀‬pH‫׀‬ mL HCl pH
Simulador
‫∆׀‬pH‫׀‬ mL H2O Ph
Simulador
‫∆׀‬pH‫׀‬
50 50
40 60
60 40
20 80
80 20
Buffer Agregar 20 NaOH [0.5M] Agregar 20mL HCl [0.5M]
VmLHAc
[1M]
VmLNaAC
[1M]
pH
inicial
VmL
NaOH
pH |ΔpH| VmL HCl pH |ΔpH|
50 50 20 20
40 60 20 20
60 40 20 20
20 80 20 20
80 20 20 20

Práctica 10
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7. DISCUSIÓN DE RESULTADOS.
Realizar una discusión crítica comparativa entre los resultados obtenidos (datos prácticos) y los
obtenidos en fuentes bibliográficas (datos teóricos), también debe considerar las observaciones
en el laboratorio identificando infraestructura calidad de materiales, equipos y cualquier
deficiencia que restringe el desarrollo de los experimentos.
8. CONCLUSIONES
¿El laboratorio permite el logro de la competencia mencionada en el numeral 2 de la Práctica 10?
Las conclusiones corresponden a la síntesis de todas las actividades desarrolladas en la práctica
de laboratorio con la finalidad de obtener los datos para realizar la evaluación final: ¿qué obtuve?;
¿qué logré?; ¿cuáles son esos resultados?, todas estas preguntas están vinculadas con el numeral
2, donde las buenas prácticas de laboratorio permiten el logro de las competencias esperadas. Las
conclusiones pueden o no confirmar la hipótesis planteada en el marco teórico.
9. BIBLIOGRAFÍA/REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
Manual de Buenas Prácticas de Laboratorio. 2007. Servicio de Prevención de Riesgos Laborales.
Consejo Superior de Investigaciones Científicas. Ministerio de Educación y Ciencia.
Sevilla, España. http://www.icv.csic.es/prevencion/Documentos/manuales/bpl_csic.pdf
Buenas Prácticas de Laboratorio.
http://aulavirtual.usal.es/aulavirtual/demos/microbiologia/unidades/documen/uni_02/44/
GLP.htm

Práctica 10
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CUESTIONARIO PARA EL INFORME
1. Describa la preparación de 100 ml de un buffer de fosfato 0.1Mcon un pH = 6.7. (Partir de
ácido fosfórico (H3PO4) 1.0 M más HIDROXIDO DE SODIO (NaOH) sólido.
2. La constante de ionización del hidróxido amónico es 1,8x10-5 Calcular el grado de
ionización del -5 hidróxido amónico y el pH de:
a. Una disolución 0,01 M de hidróxido amónico.
b. La disolución resultante al añadir a 500 mL de la disolución anterior 0,535 g de cloruro
amónico.
c. Coméntese brevemente la variación observada en el grado de ionización del hidróxido
amónico en a) y b). ¿A qué se debe esta variación?
3. Determinar el pH de una disolución acuosa que está conformada por una solución acuosa
de ácido acético (CH3COOH) 0.4 M y acetato de sodio (CH3COONa) 0.4 M Dato: Ka =
1.8x10-5 para el ácido acético (CH3COOH).
4. Calcular la variación de pH que tiene lugar cuando añadimos 1 ml de HCl 1 M a 1 lde
disolución reguladora con una concentración de amoniaco 0.75 M y de cloruro de amonio
(NH4Cl) 0.75 M. Kb= 1.8x10-5 para el NH3
5. ¿En qué proporción hay que mezclar una disolución 0.5 M de metilamina (CH3NH2) y una
disolución 1M de cloruro de metilamonio (CH3NH3Cl) para obtener una disolución
amortiguadora de pH igual a 10.5? pKb= 3.44 para la metilamina

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