Este documento describe una práctica de laboratorio sobre soluciones amortiguadoras y pH. Explica qué son las soluciones amortiguadoras, su importancia y cómo mantienen estable el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Detalla los procedimientos para preparar soluciones amortiguadoras de ácido etanoico-etanoato de sodio e ion amonio-amoníaco y medir su capacidad amortiguadora al agregar ácido o base, observando cómo el pH cambia menos que en agua pura.

1. UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER – OCAÑA
FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS Y DEL AMBIENTE
INGENIERIA AMBIENTAL
LABORATORIO DE BIOQUIMICA
PROFESOR: Johan Manuel Avendaño Chinchilla
PRACTICA DE LABORATORIO
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Y pH
Soluciones Amortiguadoras (Soluciones Buffer o soluciones Tampones). Significado,
importancia, utilidad.
OBJETIVO:
1. Determinar el pH de soluciones amortiguadoras
2. Determinar la capacidad amortiguadora mediante la adición de acido
3. Determinar la capacidad amortiguadora mediante la adición de bases
INTRODUCCIÓN
Unas SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O SOLUCIONES BUFFERS, es aquella donde el pH
permanece relativamente constante cuando se le agregan pequeñas cantidades de un ácido o
una base. Estas soluciones se obtienen a partir de un ácido débil y una sal de este o de una
base débil y una sal de esta.
Como ejemplo de lo anterior, la adición de 10 ml de una solución 0.10M de NaOH a 1L de agua
destilada incrementa el pH de en 4 unidades (de 7 a 11). Para una solución que contiene 0.20
mol/L de ácido etanoíco (CH₃COOH) y etanoato de sodio (CH₃COONa) su pH es de 4.76.
Cuando se le agregan cantidades moderadas de un ácido o una base a esta última solución, el
pH experimenta pocos cambios; así tendremos que la adición de 10ml de una solución de
NaOH 0.10 M en un litro de la solución de ácido etanoíco (CH₃COOH) y etanoato de sodio
(CH₃COONa), incrementa el pH en 0.01 unidades, es decir el nuevo pH se la solución es 4.77.
por lo que tendremos que una solución amortiguadora es capaz de resistir cambios en el pH en
comparación al agua pura, o en comparación con un ácido al cual se le agrega cierta cantidad
de base, o lo contrario, una base a la cual se le agrega cierta cantidad de ácido.
H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH⁻
Por ejemplo la solución amortiguadora preparada entre ácido atanoíco (CH₃COOH) y etanoato
de sodio (CH₃COONa)
CH₃COOHሺܽܿ‫ݑ‬ሻ ͢ CH₃COO⁻ ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ + H⁺ ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ
CH₃COONaሺܽܿ‫ݑ‬ሻ ͢ CH₃COO⁻ ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ + Na⁺ ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ
El ácido etanoíco y su anión CH₃COO⁻ reacciona con los iones H⁺ u OH⁻ que puedan ser
agregados a la solución. Cuando un ácido se añade a esta solución, el ion etanoato
reacciona formando ácido etanoíco, el cual no se disocia completamente en agua
(electrolito débil) de acuerdo a la siguiente reacción:

2. UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER – OCAÑA
FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS Y DEL AMBIENTE
INGENIERIA AMBIENTAL
LABORATORIO DE BIOQUIMICA
CH₃COO⁻ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ + H⁺ ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ CH₃COOH ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ
De esta forma el pH de la solución no cambia. Cuando una base se añade a esta
solución, el ácido etanoíco reacciona con los iones OH⁻, etanoíco, de acuerdo a la
siguiente reacción:
CH₃COO⁻ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ + OH⁻ ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ CH₃COO⁻ ሺܽܿ‫ݑ‬ሻ + H₂Oሺ‫ݍ݅ܮ‬ሻ
Debido a que el ion etanoato no es una base lo suficientemente fuerte para aceptar
iones H⁺ del agua, el pH de la solución no presenta cambios significaƟvos. Una solución
amortiguadora no puede actuar de forma eficiente si mucho ácido o base es
adicionado al sistema. La cantidad de ácido o base puede agregarse a una solución
amortiguadora antes de cambiar de forma significativa su pH que se denomina
capacidad de amortiguación o capacidad buffer.
Ejemplo de soluciones amortiguadoras importantes corresponden al sistema ácido carbónico –
anión bicarbonato, responsable de mantener el pH de la sangre dentro del intervalo pequeño
de variaciones, indispensable en los humanos.
SISTEM AMORTIGUADOR ESPECIES pH
Ácido etanoíco – anión etanoato CH₃COOH - CH₃COO⁻ 4.76
Ácido carbónico – anión bicarbonato H₂CO₃ - HCO₃⁻ 6.46
Ion amonio - amoníaco NH₄⁺ - NH₃ 9.25
CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRÁCTICA:
• Equilibrio iónico, producto iónico del agua, constante de disociación del agua
• Conceptos de pH, pOH y pK
• Cálculos de pH, pOH y pK
• Escala de pH
• Indicadores líquidos de pH
• Uso de los indicadores líquidos de pH
• Papel indicador de pH
• Solución amortiguadora
• Capacidad amortiguadora
• Nombre y fórmula de todos los reactivos a utilizar en la práctica
• Realice los cálculos para la preparación de 50 ml de una solución amortiguadora
de ácido etanoíco – etanoato de sodio
• Realice los cálculos para la preparación de 50 ml de una solución amortiguadora
de ion amonio – amoníaco

3. UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER – OCAÑA
FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS Y DEL AMBIENTE
INGENIERIA AMBIENTAL
LABORATORIO DE BIOQUIMICA
Procedimiento
1. preparación de las soluciones amortiguadoras:
a) 50 ml de una solución amortiguadora de ácido etanoíco – etanoato de sodio
b) 50 ml de una solución amortiguadora de ion amonio – amoníaco
2. Tome tres vasos de precipitado y agregue en el primero 10 ml de agua destilada, en los
otros dos agregue 10 ml de las siguientes soluciones amortiguadoras:
(Solución 1) ͢ Ácido etanoíco – anión etanoato CH₃COOH - CH₃COO⁻
(Solución 2) ͢ Ion amonio – amoníaco NH₄⁺ - NH₃
a) Determine el pH con papel indicador
b) Determine el pH con los indicadores líquidos
c) Agregue las cantidades de HCL 0.1 M que se mencionan en la siguiente tabla y
determine el pH mediante el uso de papel indicador.
Volumen de HCL (ml) pH Solución 1 pH Solución 2 pH Agua destilada
1
2
3
4
6
8
10
NOTA: Los volúmenes añadidos de HCL pueden ser diferentes a los presentados en esta tabla
3. Presentación e interpretación de los resultados:
a) Represente en forma de tablas los valores de pH obtenidos con el papel indicador para
cada una de las soluciones
b) Represente en forma de tabla los valores de pH y el indicador liquido utilizado para
cada una de las soluciones
c) Explique el porqué de cada uno de los valores observados
d) Calcule el pH teórico que debería obtener cuando agrega los ml de HCL al agua
destilada
e) A qué cantidad de HCL cambia el pH de la solución amortiguadora. Explique el
significado del cambio
4. Tome tres vasos de precipitado y agregue en el primero 10 ml de agua destilada, en los
otros dos agregue 10 ml de las siguientes soluciones amortiguadoras:
(Solución 1) ͢ Ácido etanoíco – anión etanoato CH₃COOH - CH₃COO⁻
(Solución 2) ͢ Ion amonio – amoníaco NH₄⁺ - NH₃

4. UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER – OCAÑA
FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS Y DEL AMBIENTE
INGENIERIA AMBIENTAL
LABORATORIO DE BIOQUIMICA
a) Determine el pH con papel indicador
b) Determine el pH con los indicadores líquidos
c) Agregue las cantidades de NaOH 0.1 M que se mencionan en la siguiente tabla y
determine el pH mediante el uso de papel indicador.
Volumen de NaOH (ml) pH Solución 1 pH Solución 2 pH Agua destilada
1
2
3
4
6
8
10
NOTA: Los volúmenes añadidos de HCL pueden ser diferentes a los presentados en esta tabla
5. Representación e interpretación de los resultados:
a) Represente en forma de tablas los valores de pH obtenidos con el papel indicador para
cada una de las soluciones
b) Represente en forma de tabla los valores de pH y el indicador liquido utilizado para
cada una de las soluciones
c) Explique el porqué de cada uno de los valores observados
d) Calcule el pH teórico que debería obtener cuando agrega los ml de NaOH al agua
destilada
e) A qué cantidad de NaOH cambia el pH de la solución amortiguadora. Explique el
significado del cambio
f) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos
BIBLIOGRAFÍA
Alvarado P, A. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. Universidad Central de
Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química 115p.
Brescia, F; Arents, J; Meislich, H. y Turk, A. 1966 Fundamentals of Chemistry. Laboratory
Studies. Academic Press. New York, 296p.
Goncalves, J; Machado, F; De Sola V. y Pardey, A. 2000 Laboratorio de Principios de Química.
Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 54p.
Mahan, B.H. 1979. Química. Curso Universitario. Segunda edición. Fondo Educativo
Interamericano, S.A. Bogotá. 813p.
Masterton, W. y Slowinski, E. 1974. Química General Superior. Tercera edición.
Interamericana, México, 702p.
Mortimer, E.C. 1983 Química. Grupo Editorial Iberoamericana, México, 768p.
Wilbrahan, A.C; Staley, D.D. and Matta, M.S. 1995 Chemistry. Addison-Wesley Publishing
Company 850p