PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL ECUADOR

FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES

ESCUELA DE BIOANÁLISIS

QUÍMICA ANALÍTICA I

INFORME DE LABORATORIO

1. DATOS INFORMATIVOS

Nombre: Carolina López

Integrantes del grupo: Carolina López – Gabriela Martínez

Paralelo: 3

Fecha: 10 de abril del 2013

Tema: Soluciones amortiguadoras: Preparación y propiedades

2. OBJETIVOS

Comprobar la capacidad de las soluciones amortiguadoras de mantener un equilibrio en el valor del pHen presencia de ácidos y bases fuertes.

3. RESUMEN

Utilizamos dos buretas, en una colocamos amoníaco 0,2M y en la otra cloruro de amonio 0,2M.

En un vaso de precipitación añadimos las 2 soluciones, las mezclamos y leemos el pH.

Colocamos en otro vaso la mitad de la solución anterior, en el primer vaso colocamos hidróxido de sodio 0,01M y en el otro añadimos ácido clorhídrico 0,01M, mezclamos y leemos el pH.

4. FUNDAMENTO TEÓRICO

Una solución amortiguadora (Buffer o Tampón) es capaz de resistir cambios de pH cuando pequeñas cantidades de ácido o base son agregadas a la solución. Por ejemplo, cuando 0,01 moles de ácido fuerte y base fuerte son adicionados a agua destilada, el pH desciende a 2 con el ácido y aumenta a 12 con la base. Si la misma cantidad de ácido o base son adicionados a una solución amortiguadora formada por ácido acético – acetato de sodio, el pH puede variar solamente en una fracción de unidad.

La regulación del pH es importante en muchas reacciones químicas, como así también en el control de procesos metabólicos dentro de nuestro organismo. Así encontramos que la sangre de nuestro organismo se encuentra regulada a un pH de 7,4. Notables variaciones de dicho valor pueden causar enfermedades e incluso la muerte, debido a que afecta los procesos bioquímicos que ocurren en dicho fluido.

Una solución amortiguadora requiere dos especies. Una es capaz de reaccionar exclusivamente con OH- y la otra con H3O+. Estas soluciones se forman por la combinación de un ácido débil y una sal derivada de éste (ácido acético/acetato de sodio) o

por una base débil y una sal derivada de ésta (amoniaco/cloruro de amonio). Debido a que las soluciones amortiguadoras presentan efecto de ión común, es posible aplicar la ecuación de Henderson – Hasselbalch con la finalidad de prepararlas:

pH=pKa+log[baseconjugada (sal )]

[ácido débil]

La Capacidad Amortiguadora (β) es una medida de la resistencia a los cambios de pH de una solución amortiguadora cuando un ácido o una base son agregados a ésta. Este parámetro es expresado como las moles de ácido o base necesarios para cambiar el pH de un litro de una solución reguladora en una unidad. Mientras más grande el valor de β, mayor la resistencia de la solución amortiguadora a cambios de pH.

β=¿¿

5. PROCEDIMIENTO

a) Colocar NH3 0,2M en una buretab) En otra bureta, colocar NH4Cl 0,2Mc) Añadir en un vaso de precipitación 5ml de C3 y 55ml de NH4Cld) Mezclar y medir el pHe) En otro vaso de precipitación, colocar la mitad del volumen (30ml) que está en el

primer vaso de precipitaciónf) En uno de los vasos añadir 1ml de NaOH 0,01Mg) Mezclar bien y volver a medir el pHh) En el otro vaso, colocar 1ml de HCl 0,01Mi) Mezclar bien y volver a medir el pHj) Repetir el mismo proceso, aumentando el volumen de NH3 en 5ml y disminuyendo

el volumen del NH4Cl en 5ml hasta llegar a 55ml de NH3 y 5ml de NH4Cl

6. RESULTADOS

Volumen (ml) NH3

0,2M

Volumen (ml) NH4Cl

0,2MpH

Volumen (ml) NaOH

0,01MpH

Volumen (ml) HCl 0,01M

pH

5 55 8,48 1 8,46 1 8,4710 50 8,96 1 8,98 1 8,9615 45 9,29 1 9,32 1 9,3120 40 9,48 1 9,48 1 9,5125 35 9,79 1 9,77 1 9,7930 30 10 1 9,99 1 10,0235 25 10,18 1 10,16 1 10,1840 20 10,33 1 10,35 1 10,3645 15 10,68 1 10,68 1 10,7150 10 11,05 1 11,03 1 11,0755 5 11,24 1 11,21 1 11,22

7. CONCLUSIONES

a) Una disolución amortiguadora es una solución de un ácido débil o una base débil y su sal; ambos componentes deben estar presentes.

b) Una solución Buffer es capaz de amortiguar las variaciones de pH realizadas por la adición de un ácido o una base, gracias a que contiene en equilibrio a un base débil y su ácido conjugado en proporciones equimolares, así las adiciones de base se neutralizaran con el ácido conjugada y las del ácido con la base, desplazando las posiciones de estos en el equilibrio pero manteniendo relativamente constante el pH

8. GRÁFICO Y MATERIAL UTILIZADO

9. BIBLIOGRAFÍA

Peter William Atkins, Loretta Jones “Principios de Química: Los Caminos Del Descubrimiento”, Editorial Médica Panamericana

Burriel F, Lucena F, Arribas S y Hernández J. "Química Analítica Cualitativa". Ed. Paraninfo. Madrid. (1994).

Martín A. "Experimentación en Química Analítica." Universidad de Navarra. Pamplona. (1999).

Harris DC. "Análisis Químico Cuantitativo". Ed. Reverté. Barcelona. (2001).

Skoog, D. A., West D. M.; Holler, F. J., Crouch R. "Fundamentos de Química Analítica". 8ª ed. Ed. Thomson-Paraninfo. Madrid. (2005).