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INFORME DE PRÁCTICA DE LABORATORIO DC-LI-FR-002 Versión: 00

Fecha: 28-02-2014

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Química II 2018-2 pH y soluciones amortiguadoras Sara Isabel Baena Gómez Kimberly Xiomara Góez Sauceda Colegio Mayor de Antioquia Facultad de Arquitectura e Ingeniería Correo-e: [email protected] [email protected]

Resumen. En el laboratorio número 5, se experimentó en el tema de pH y soluciones amortiguadoras. Al iniciar tomamos 8 tubos de ensayo enumerados en donde al tubo 5,6,7 y 8 se les añadió agua destilada y a el 1,2,3 y 4 una disolución tampón que contenía Ácido acético y acetato de sodio en iguales proporciones (preparada previamente). Se midió el pH de cada una y se continuó agregando fenolftaleína a los tubos 1,2,5 y 6 y naranja de metilo a los tubos 3,4,7 y 8. Luego de esto fue añadido HCl a los tubos 1,3,5 y 7 y NaOH a los tubos 2,4,6 y 8. Siempre tomando nota de los volúmenes agregados y del cambio de coloración, al finalizar se midió el ph solo en las soluciones que contenían fenolftaleína con ayuda de tirillas. Palabras clave: Ácido, base, indicadores, pH, tampón.

1 Introducción Los ácidos, bases y las sales se encuentran en la mayoría de las sustancias que interactúan contigo. Estas sustancias, al disolverse con agua, forman parte de compuestos clave para los sistemas biológicos. En el estómago es muy importante el jugo gástrico que contiene ácido clorhídrico. Cuando realizas ejercicio físico por cierto tiempo, te duelen los músculos por el ácido láctico que se acumula en ellos. La sosa o hidróxido de sodio se utiliza para fabricar los jabones. El electrólito de las baterías de los automóviles contiene ácido sulfúrico. [1] Para entender mejor lo referente a los ácidos y bases se tiene presente las siguientes teorías: las

Teoría de Brönsted-Lowry, el cual propuso de manera independiente que los ácidos podrían definirse como donadores de protones y las bases como aceptores de protones. [1] Teoría de Arrhenius, en 1884 el químico sueco definió un ácido como todo sustancia que al estar en disolución acuosa produce iones de hidrogeno, o bien iones de

hidronio y a una base como toda sustancia que al estar en disolución acuosa produce iones oxhidrilo. [1] Teoría de Lewis, en 1923, el estadounidense Gilbert Newton Lewis propuso que una base es una sustancia que contiene un átomo capaz de ceder u par de electrones, y un ácido es una sustancia que contiene un átomo capaz de aceptar un par de electrones. [1] En función del pH y del pOH, los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles. Ácido fuerte: Es toda sustancia que al disolverse se ioniza con gran facilidad produciendo un aumento en la concentración de iones hidronio y, por tanto, su pH será bajo (0 a 3). [1] Ácido débil: Si una sustancia al disolverse no se ioniza con gran facilidad, produciendo una baja concentración de iones hidronio; su pH será relativamente alto (4 a 6.9), entonces podemos afirmar que se trata de un ácido débil, entre los que tenemos: ácido acético o vinagre (CH COOH). [1] Base fuerte: Cuando una sustancia, al disolverse, se ioniza fácilmente aumentando la concentración de iones oxhidrilo se le conoce como una base fuerte, por ejemplo: hidróxido de sodio (NaOH). Su pH será entre 12 y 14. [1]

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Base débil: Si una sustancia, al disolverse, no se ioniza con gran facilidad, produciendo una baja concentración de iones oxhidrilo, su pH será relativamente alto (7.1 a 11). [1] Una disolución amortiguadora, también llamada tampón o buffer, es aquella que está constituida por la forma ácida y la básica del mismo par ácido-base; tiene como función mantener el pH en un medio de reacción. La acción buffer juega un papel importante en muchos aspectos de la bioquímica, industria química, química analítica y sistemas ambientales. [2]

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4 Ecuaciones Tubos 1-4 C1V1=C2V2 C 2=

c1v 1 v2

C 2=

1 M∗2ml = 0,5M 4 ml

Ka=1.8*10-5

2 Materiales y equipos pH=-logKa+log 1 gradilla 2 pipetas volumétricas de 10 mL 1pipeteador 8 tubos de ensayo Tiras de papel indicador

[sal] [á cido]

pH=-log1,8*10-5+log

[0 , 5] [0 , 5]

pH=4,74 Tubos 5-8

3 Datos

H2O(l) ↔ H+(ac) +OH-(ac) si es un equilibrio

Tabla 1. pH inicial

Error porcentual pH

pH H2O

7

pH tampón

5

Vt−Vr * 100 Vt % e=¿ ( 7 )−( 7 )∨ ¿ ¿ *100 = 0 % 7 % e=¿ ( 4,74 )−(5)∨ ¿ ¿ *100 = 5,48% 4,74 % e=¿ ( 1,70 )−( 1 )∨ ¿ ¿ *100 = 41,10% 1,70 % e=¿ ( 12,30 )−( 14 )∨ ¿ ¿ *100 = 13,82% 12,30 % e=¿ ( 4,70 ) −( 5 )∨ ¿ ¿ *100 = 6,38% 4,70 % e=¿ ( 4,79 )− (5 )∨ ¿ ¿ *100 = 4,38% 4,79 %e=

Tabla 2. Datos experimentales Tub o

Contenid o

Indicad or

Reactiv o añadido

Volume n añadido

Color sln

pH Ex p

1

Tampón

F

HCl

1mL

Trasparent e

5

2

Tampón

F

NaOH

1mL

Trasparent e

5

3

Tampón

N.M

HCl

1mL

Naranjado

5

4

Tampón

N.M

NaOH

1mL

Naranjado

5

5

Agua

F

HCl

1mL

Trasparent e

1

Tubos 5 y 7 HCl(ac)→ H+(ac)+Cl-(ac)

6

Agua

F

NaOH

1mL

Rosado

14

7

Agua

N.M

HCl

1mL

Rosado

1

8

Agua

N.M

NaOH

1mL

Naranjado

14

[ ]o 0,02

0

0

[ ]d -0,02

0,02

0,02

[ ]f 0

0,02

0,02

C 2=

0,1 M ∗1ml = 0,02M 5 ml

INFORME DE PRÁCTICA DE LABORATORIO DC-LI-FR-002 Versión: 00 pH= -log0,02= 1,70 NaOH(ac) → Na+(ac) +OH-(ac) [ ]o 0,02

0

[ ]d -0,02

0,02

0,02

[ ]f 0

0,02

0,02

tubo s

0

pOH= -log0,02=1,70 pH=14-1,70=12,30 Tubos 1 y 3 NaC2H3O2(ac) + HCl(ac)→ NaCl(ac) + HC2H3O2(ac) 2*10-3

1*10-4

nRxn -1*10-4

0

2*10-3

-1*10-4

1*10-4

1*10-4

0

1*10-4

2,1*10-3

neq

1,9*10-3

nácido=

1mol * 0,002L L

nHCl= 0,1

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teniendo en cuenta si estas corresponden a un equilibrio químico o no.

Tubos 6 y 8

no

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mol * 0,001L L

Reacción

Equilibrio

1y4

HC2H3O2(ac) ↔ H+(ac) + C2H3O2-(ac)

Si

5y8

H2O(l) ↔ H+(ac) +OH-(ac)

Si

5y7

HCl(ac)→ H+(ac)+Cl-(ac)

No

6y8

NaOH(ac) → Na+(ac) +OH-(ac)

No

1y3

NaC2H3O2(ac)+HCl(ac)→NaCl(ac) +HC2H3O2(ac)

Si

2y4

HC2H3O2(ac)+NaOH( ac ) →H2O(l) +NaC2H3O2(ac)

Si

5.2 Tabla 4. Presentación de los pH teóricos para la práctica

1,9∗10−3 mol [ ]eq = = 0,38M 0,005 L pH= -log1,8*10-5 +log (

Tubos

0,38 ) = 4,70 0,42

PH teórico

pH H2O

7

pH Tampón

4,74

Tubos 1 y 3

4,70

Tubos 2 y 4

4,79

Tubos 5 y 7

1,70

Tubos 6 y 8

12,30

Tubos 2 y 4 HC2H3O2

+ NaOH→ H2O + NaC2H3O2

2*10-3

1*10-4

2*10-3

nRxn -1*10-4

-1*10-4

1*10-4

0

2,1*10-3

no neq

1,9*10-3

[ ]eq 0,38M

0,42M

[ ]eq =

1,9∗10−3 mol = 0,38M 0,005 L

[ ]eq =

2,1∗10−3 mol = 0,42M 0,005 L

pH=-log1,8*10-5+log(

0,42 )= 4,79 0,38

5 Resultados 5.1 Tabla 3. Aquí se presentan las reacciones ácido-base que tiene lugar en cada una de las experiencias realizadas,

5.3 Tabla 4. Tabla de comparación del pH experimental con el teórico de cada uno de los tubos donde aparece el porcentaje de error. Tubo

pH teórico

pH exp

Error porcentual (%)

Agua

7

7

0

Tampón

4,74

5

5,48

1

4,70

5

6,38

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2

4,79

5

4,38

3

4,70

5

6,38

4

4,79

5

4,38

5

1,70

1

41,1

6

12,30

14

13,82

7

1,70

1

41,1

8

12,30

14

13,82

6 Análisis de Resultados 









En las soluciones tampón que contenían HCl o NaOH a las cuales se agregó como indicador de pH fenolftaleína, no hubo variación de color y tampoco de pH. En las soluciones tampón que contenían HCl o NaOH a las cuales se les agrego como indicador naranja de metilo, presentaron variación en su color pasando de transparente a naranjado, sin embargo, su pH no varió. El tubo de ensayo que contenía agua destilada junto con fenolftaleína como indicador de pH, al agregársele HCl permaneció incoloro a diferencia del que se le añadió naranja de metilo que paso de incoloro a rosado, sin embargo, en los 2 casos su pH aumentó pasando de 7 a 1. En los tubos que contenían agua destilada y posteriormente se les agrego NaOH se encontró una disminución de pH pasando de 7 a 14 y en cuanto a su coloración el que contenía naranja de metilo como indicador paso de incoloro a naranja y el que contenía fenolftaleína paso de incoloro a el color rosado. Siendo el agua una sustancia neutra al adicionarle HCl su pH Aumenta significativamente y al adicionarle NaOH disminuye también significativamente el pH. Llevándolo a sus extremos en la escala de medición.



En la disolución tampón el pH no se ve afectado al agregar ya sea HCl o NaOH.



Al indicar de manera experimental el pH con las tirillas utilizadas, pudo acertarse en gran parte de los pH calculados teóricamente, que son los correctos realmente, aunque esta lectura no es la

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más acertada, es claro que es mejor determinar el pH de las experimentaciones por medio de los cálculos correspondientes.

7 Profundización Importancia biológica de los sistemas amortiguadores en los procesos ambientales. [3]  1. Una disolución amortiguadora tiene la característica de aminorar los cambios bruscos de pH debidos a la adición de ácidos o bases fuertes, así como el que su pH no se modifica por efecto de diluciones. 3. El término se utiliza para indicar la concentración de protones que tiene una solución, es decir, su acidez. 4. El pH ayuda a mantener un ambiente adecuado para que las células del organismo funcionen correctamente. 5. Algunas substancias que ayudan a la regulación del pH son: ácido carbónico, los aniones bicarbonato, fosfato mono y dibásico y algunas proteínas. 6. Los sistemas amortiguadores más importantes en la sangre son proteínas como la hemoglobina, la oxihemoglobina y los sistemas de bicarbonato 7. El sistema bicarbonato predomina en el plasma y el fluido intersticial, mientras que el fosfato y proteínas predominan en los espacios intracelulares 8. El metabolismo celular genera una gran cantidad de protones y ahí entra el sistema ácido carbónicobicarbonato, de no ser así los protones acidificarán el líquido intersticial y el plasma. 9. Los protones excretados por los tejidos reaccionan con el bicarbonato y forma ácido carbónico. La sangre llega a los pulmones y el bicarbonato se descompone en agua y dióxido de carbono por acción de anhidrasacarbónica. 10. El dióxido de carbono que se produce durante la descomposición del ion bicarbonato se expulsa por los pulmones y el oxígeno se va a los tejidos. 11. La contribución amortiguadora del sistema renal proporciona nuevos aniones bicarbonatos, evitando así que se agote el sistema amortiguador ácido carbónicobicarbonato cuando hay acidez elevada. 12. La orina es generalmente ácida, y dicha acidez debe ser regulada o de lo contrario se generarían alteraciones a nivel renal. 13. Para impedir que la acidez aumente, está el sistema de amortiguador de fosfatos mono y dibásicos que regulan el pH en valores cercanos a pH 6. 14. Si no funcionan los sistemas amortiguadores, se produc e la acidosis (pH7.45).

INFORME DE PRÁCTICA DE LABORATORIO DC-LI-FR-002 Versión: 00 15. Ejemplo de alcalosis: Respiración profunda y rápida en la que se exhala demasiado CO2, la presión parcial de este disminuye en los pulmones y el CO2 se difunde de la sangre a los pulmones. 16. De acuerdo con el principio de Le-Chatelier, al disminuir la cantidad de CO2, el organismo va a responder produciendo más. 17. Si la presión parcial del CO 2 es elevada, este se difunde los pulmones a la sangre. Lo que ocasionaría una acidosis respiratoria. 18. Un sistema de regulación de agua tiene como principal amortiguador el ion bicarbonato, que lo obtiene de la piedra caliza. 19. Sin la existencia de los sistemas amortiguadores naturales, sería difícil la vida acuática. 20. Las disoluciones amortiguadoras están estrechamente relacionadas con los sistemas biológicos.

8

Conclusiones



Mientras más bajo sea el valor del pH, más ácida será la solución y mayor será la concentración de H+



Mientras mayor sea el valor del pH, más básica es la solución y menor será la concentración de H+



Se identificó un ácido fuerte y uno débil, al igual que una base fuerte o débil.



Se comprendió el funcionamiento de una solución tampón.

9 Referencias [1] Ramírez, Regalado, Víctor Manuel. Química general, Grupo Editorial Patria, 2014.  [2] González, Muradás, Rosa María, and Bosque, Pilar Montagut. Química, Grupo Editorial Patria, 2014. [3] Samaniego Cazorla, Lidia SCRIBD 2018 website. [Online]. Available: https://es.scribd.com/document/ 371299378/La-importancia-biologica-de-los-sistemasamortiguadores-docx)

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