SOLUCIONES BUFFER, TAMPÓN O AMORTIGUADORAS.pdf

INGENIERÍA QUÍMICA SILVER G & J UNSCH

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA

“PREPARACIÓN DE SOLUCIONES BUFFER”

Docente: Ing. VARGAS LINDO, César. Alumno: GUILLÉN JERÍ, Silver.

1. PREPARACIÒN DE SOLUCIONES QUE SE EMPLEARÁN:

A) 100mL DE ÁCIDO ACÉTICO 0.3M

3

3

3

% 99.7%

1.055 /

60 /

: Calculamos la concentración del ácido acético puro o concentrado

% / *100

99.7 ; sea Vdisolución =100mL

100

CH COOH

CH COOH

CH COOH

g mL

PM g moL

PRIMERO

Vsolutov v

Vdisolución

Vsoluto

Vdisolución

2

,entonces

0.997 *100 99.7

* 1.055 / *99.7 105.18

105.181.753

60 /

1.75317.53 /

100 .1000

: Preparamos 100mL de ácido acético 0.3M

100

Vsoluto mL

mm V g mL mL g

V

m gn mol

PM g mol

n molM mol L

LVsoluciónmL

mL

SEGUNDO

V mL

2 1

2 2

1 1 2 2 1

1

; C =0.3M ; C =17.53M

C 0.3*100C C = 1.7

C 17.53

Luego, se requiere 1.7mL de ácido acético concentrado para

preparar 100 mL de solución de ácido acético 0.3M.

VV V V mL

También se puede calcular empleando la siguiente fórmula

.

.* * . 0.3*60*0.1. 1.7 de ácido acético

*% 1.055*0.997concent

Mdiluid PM VdiluidVconcent mL

c


B) 100 mL DE HIDRÓXIDO DE AMONIO 0.5M

4

4

4

% 29.0%

0.9 /

35 /

NH OH

NH OH

NH OH

g mL

PM g moL

.

4

.* * . 0.5*35*0.1. 6.7 hidróxido de amonio.

*% 0.9*0.29

Se requiere 6.7mL de NH OH concentrado para preparar 100mL de solución de

hidróxido de amonio 0.5M.

concent


c

C) 100 mL DE ACETATO DE SODIO 0.2M

3

3

* * 0.2*82.03*0.1 1.6406 de acetato de sodio.

e requiere 1.6406g de para preparar 100 mL de solución de

acetato de sodio 0.2M.

NaCH COOm M PM V g

S NaCH COO

D) 100 mL DE CLORURO DE AMONIO 0.25M

4NH Cl

4

* * 0.25*53.49*0.1 1.3373 de cloruro de amonio.

e requier 1.3373g de para preparar 100 mL de solución de

cloruro de amonio 0.25M.

m M PM V g

S NH Cl

E) 100 mL DE HIDRÓXIDO DE SODIO 0.1M

NaOH * * 0.1* 40*0.1 0.4 de hidróxido de sodio.

e requiere 0.4g de para preparar 100 mL de solución de

hidróxido de sodio 0.1M.

m M PM V g

S NaOH

F) 100 mL DE ÁCIDO CLORHÍDRICO 0.1M

% 37%

1.18 /

36.5 /

HCl

HCl

HCl

g mL

PM g moL

.

.* * . 0.1*36.5*0.1. 0.836 de ácido clorhídrico.

*% 1.18*0.37

Se requiere 0.836mL de HCl concentrado para preparar 100mL de solución de

ácido clorhídrico 0.1M.

concent


c


2. DETERMINACIÓN DEL pH DE UN BUFFER Y SU COMPROBACIÓN:

2.1. En una probeta tomar 10mL de ácido acético (HCH3COO) 0.3M, completar

hasta 50mL con solución de acetato de sodio (NaCH3COO) 0.2M. Calcule el pH de

la solución y la [H+] teórica.

CÁLCULOS:

Para el caso de una solución tampón ácida

Datos:

ácido

total

sal

10 pH = ?

C =0.3M ?

40 V =50mL

C =0.2M

ácido

teórico

sal

V mL

H

V mL

La solución se diluye por lo que la nueva concentración de las nuevas soluciones

serán:

Para el ácido acético

1 1

1 1 2 2 2

2

C 0.3*10C C C = 0.06 de ácido acético.

V 50

VV V M

Para el acetato de sodio

1 1

1 1 2 2 2

2

C 0.2*40C C C = 0.16 de acetato de sodio.

V 50

VV V M

La constante de disociación del ácido es:

5

5

3

3

6

1.8 10

log( ) log(1.8 10 ) 4.74

log

0.164.74 log

0.06

5.17

:

antilog( ) antilog(-5.17)

6.76 10

Ka x

pKa Ka x

NaCH COOpH pKa

CH COOH

pH

pH

luego

H pH

H x

OBSERVACIÓN:

Se observó que al medir el pH de la solución con el peachímetro, éste mostraba un

pH = 5.05; ello nos indica 0.12 unidades menos que el pH teórico.


El porcentaje de error que se obtuvo en la solución es:

% *100

5.17 5.05% *100 2.32%

5.17

vt vpe

vt

e

2.2. Tomar 15mL de hidróxido de amonio (NH4OH) 0.5M y completar hasta 30mL

con solución de cloruro de amonio (NH4Cl) 0.25M. Calcular teóricamente el pH

de la solución y [OH-] teórica.

CÁLCULOS:

Para el caso de una solución tampón básica

Datos:

total

sal

15 pH = ?

C =0.5M ?

15 V =30mL

C =0.25M

base

base teórico

sal

V mL

OH

V mL

La solución se diluye por lo que la nueva concentración de las nuevas soluciones

serán:

Para el hidróxido de amonio

1 1

1 1 2 2 2

2

C 0.5*15C C C = 0.25 de hidróxido de amonio.

V 30

VV V M

Para el cloruro de amonio

1 1

1 1 2 2 2

2

C 0.25*15C C C = 0.125 de cloruro de amonio.

V 30

VV V M

La constante de disociación de la base es:

5

5

4

4

5

1.85 10

log( ) log(1.85 10 ) 4.73

log

0.1254.73 log

0.25

4.43

14 14 4.43 9.57

:

antilog( ) antilog(-4.43)

3.72 10

Kb x

pKb Kb x

NH ClpOH pKb

NH OH

pOH

pOH

pH pOH

luego

OH pOH

OH x


OBSERVACIÓN:

Se observa que el pH real de la solución medido con un peachímetro es de 8.27; es

decir 1.30 unidades menos que el pH teórico.

El porcentaje de error que se obtuvo en la solución es:

% *100

9.57 8.27% *100 13.58%

9.57

vt vpe

vt

e

3. DETERMINACIÓN DE LA VARIACIÓN DEL pH DEL BUFFER, POR

ADICIÓN DE PEQUEÑAS CANTIDADES DE UN ÁCIDO O UNA BASE

3.1. A la solución preparada en 2.1, agregue 5mL de HCl 0.1M. Calcule el nuevo

valor de pH de la solución y compruébelo experimentalmente.

CÁLCULOS:

PRIMERO: El número de moles de NaCH3COO y CH3COOH presentes en la solución

buffer son:

3

3

* 0.2 / *0.04 0.008

* 0.3 / *0.01 0.003

NaCH COO

CH COOH

n Msal Vsal mol L L moles

n Mácido Vácido mol L L moles

SEGUNDO: El número de moles de HCl que se adiciona al tampón es:

* 0.1 / *0.005 0.0005HCl HCl HCln M V mol L L moles

Esta cantidad (0.0005 moles) tienen que reaccionar con los iones CH3COO- para

formar CH3COOH, según:

La sal se disocia de la siguiente manera

0.008 0.008

NaAC Na AC

Número de moles de AC- que reaccionan con los 0.0005 moles de HCl

0.0005 0.0005 0.0005

AC H HAC

En la solución final tendremos: Volumen de la solución tampón = 50mL + 5mL = 55mL

0.008 0.0005 0.0075 moles de acetato de sodio

0.003 0.0005 0.0035 moles de ácido ácetico

AC

HAC

n

n


Las nuevas concentraciones de NaAC y HAC, en el tampón son:

. tampón

. tampón

0.00750.136 /

55 .1000

0.00350.064 /

55 .1000

sol

sol

n molesNaAC moles Litro

LVmL

mL

n molesHAC moles Litro

LVmL

mL

Finalmente el pH de esta solución será:

3

3

0.136log 4.74 log

0.064

5.07 ( teórico)

NaCH COOpH pKa

CH COOH

pH pH

OBSERVACIONES:

En la práctica se midió el pH real de la solución, obteniéndose pH=5.03; es decir 0.04 unidades menos que el pH teórico.

El pH inicial de 5.17 (pH teórico antes de añadir el HCl 0.1M) se ha reducido a 5.07 (pH teórico después de haber agregado HCl 0.1M). La variación ha sido de solo 0.1 unidades de pH; es decir, el pH de la solución permanece prácticamente constante.

Este experimento manifiesta que la reducción del pH se debe a que los iones H+ del HCl reaccionan con los iones acetato, de la siguiente manera:

3 3CH COO H CH COOH

En la solución hay aumento de ácido acético y disminución de iones acetato, haciéndose así la solución mucho más ácida.

3.2. A la solución preparada en 2.2, agregue 5mL de NaOH 0.1M. Calcule el nuevo

valor de pH de la solución y comprobarlo experimentalmente.

CÁLCULOS:

PRIMERO: El número de moles de NH4Cl y NH4OH presentes en la solución buffer

son:

4

4

NH C

NH OH

* 0.25 / *0.015 0.00375

* 0.5 / *0.015 0.0075

ln Msal Vsal mol L L moles

n Mbase Vbase mol L L moles

SEGUNDO: El número de moles de NaOH que se adiciona al tampón es:

* 0.1 / *0.005 0.0005NaOH NaOH NaOHn M V mol L L moles

Esta cantidad (0.0005 moles) reaccionará con los iones NH4+de la solución

proveniente de la disociación del NH4Cl, ya que el NH4OH se ioniza en muy pequeña

proporción.

La sal se disocia de la siguiente manera

4 ( ) 4 ( ) ( )

0.00375 0.00375

ac ac acNH Cl NH Cl


Número de moles de NH4+ que reaccionan con los 0.0005 moles de NaOH

4 4 O N

0.0005 0.0005 0.0005

NH H H OH

En la solución final tendremos: Volumen de la solución tampón = 30mL + 5mL = 35mL

4

4

NH Cl

NH OH

0.00375 0.0005 0.00325 moles de cloruro de amonio

0.0075 0.0005 0.0080 moles de hidróxido de amonio

n

n

Las nuevas concentraciones de NH4Cl y NH4OH, en el tampón son:

4

. tampón

4

. tampón

0.003250.093 /

35 .1000

0.00800.229 /

35 .1000

sol

sol

n molesNH Cl moles Litro

LVmL

mL

n molesNH OH moles Litro

LVmL

mL

Finalmente el pH de esta solución será:

4

4

0.093log 4.73 log

0.229

4.34

14 4.34 9.66 (pH teórico)

NH ClpOH pKb

NH OH

pOH

pH

OBSERVACIONES:

En el experimento se midió el pH real de la solución, obteniéndose pH=8.76; es decir 0.9 unidades menos que el pH teórico.

El pH inicial de 9.57 (pH teórico antes de añadir el NaOH 0.1M) se ha aumentado a 9.66 (pH teórico después de haber agregado NaOH 0.1M). La variación ha sido de solo 0.09 unidades de pH; es decir, el pH de la solución permanece prácticamente constante.

De la misma manera el pH inicial =8.27 (pH real o práctico antes de añadir el NaOH 0.1M) ha sufrido un ligero aumento a 8.76 (pH real o práctico después de haber agregado NaOH 0.1M).

Este experimento explica que elaumento ligero del pH se debe a que los iones OH-provenientes de NaOH reaccionan con los iones amonio de la solución tampón, de la siguiente manera:

4( ) ( ) 4 ( )ac ac acNH OH NH OH

En la solución hay aumento de hidróxido de amonio y disminución de iones amonio, de manera que esta solución se hace mucho más alcalina.


4. PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN TAMPÓN DE pH DEFINIDO

4.1. Prepare 80mL de un tampón de pH=5.Comprobar el pH una vez preparada la

solución.

PRIMERO: Como se trata de una solución de pH ácido se emplearán las soluciones

de HCH3COO 0.3M y NaCH3COO 0.2M.

CÁLCULOS:

5

5

5

5

1.8 10

5

antilog(-pH)=antilog(-5)

1 10

*

*

* 1.8 10 *0.3

1 10 *0.2*

2.7..........( )

El volumen de solucc

Ka x

pH

H

H x

salKa Msal Vsal

ácido Mácido VácidoH

Vsal Ka Mácido x

Vácido xH Msal

Vsali

Vácido

ión tampón debe ser de 80 mL

Luego:

Vsal+Vácido=Vtampón=80mL

Vácido=(80-Vsal)mL........(ii)

Finalmente (ii) en (i):

2.7*(80 )

21658.38

3.7

80 58.38 21.62

Vsal Vsal

Vsal mL

Vácido mL

OBSERVACIÓN:

Se procede a medir 58.38mL de NaCH3COO, luego se le añade 21.62mL de CH3COOH.

Para medir el pH de la solución utilizamos el peachímetro que en este caso reportamos un pH = 4.83; es decir 0.17 unidades menos al pH teórico.

SEGUNDO: Porcentaje de error

% *100

5 4.83% *100 3.4%

5

vt vpe

vt

e


4.2. Prepare 50mL de una solución buffer de pH=11. Comprobar el pH de la

solución.

PRIMERO: Como se trata de una solución de pH básica se emplearán las soluciones

de NH4OH 0.5M y NH4Cl 0.25M.

CÁLCULOS:

5

3

5

3

1.8 10

11 3

antilog(-pOH)=antilog(-3)

1 10 (en el tampón)

*

*

* 1.8 10 * 0.5

1 10 * 0.25*

0.036........

Kb x

pH pOH

OH

OH x M

salKb Msal Vsal

base Mbase VbaseOH

Vsal Ka Mbase x

Vbase xOH Msal

Vsal

Vbase

..( )

El volumen de solucción tampón debe ser de 50 mL

Luego:

Vsal+Vbase=Vtampón=50mL

Vbase=(50-Vsal)mL........(ii)

Finalmente (ii) en (i):

0.036 * (50 )

1.81.7

1.036

50 1.7 48.3

i

Vsal Vsal

Vsal mL

Vácido mL

OBSERVACIÓN:

Se procede a medir 1.7mL de NH4Cl, luego se le añade 48.3mL de NH4OH. Para medir el pH de la solución utilizamos el peachímetro que en este caso

reportamos un pH = 9.49; es decir 1.51 unidades menos al pH teórico.

SEGUNDO: Porcentaje de error

% *100

11 9.49% *100 13.7%

11

vt vpe

vt

e


4.3. Prepare 10mL de una solución tampón de pH=9.

PRIMERO: Como se trata de una solución de pH básica se emplearán las soluciones

de NH4OH 0.5M y NH4Cl 0.25M.

CÁLCULOS:

5

5

1.8 10

log( )

log(1.8 10 )

4.74

9 5

*log

*

*5 4.74 log

*

*0.26 log

*

1.82*

1.82*0.5 3.6

0.25 1

Kb x

pKb Kb

pKb x

pKb

pH pOH

Msal VsalpOH pKb

Mbase Vbase

Msal Vsal

Mbase Vbase

Msal Vsal

Mbase Vbase

Vsal Mbase

Vbase Msal

Vsal

Vbase

SEGUNDO: Cálculo de la fracción molar de la sal y la base

3.6 3.6fracción de la sal = 0.78

3.6 4.6

1fracción de la base = 0.22

3.6 4.6

1

1

1

TERCERO: Calculamos los volúmenes a mezclar

0.78*10 7.8

0.22*10 2.2

Vsal mL

Vbase mL


4.4. Prepare 60mL de un buffer de pH=3.5.

PRIMERO: Como se trata de una solución de pH ácido o solución ácida, se emplearán

las soluciones de HCH3COO 0.3M y NaCH3COO 0.2M.

CÁLCULOS:

5

5

1.8 10

log( )

log(1.8 10 )

4.74

9 5

*log

*

*3.5 4.74 log

*

*1.24 log

*

0.0575*

0.057

Ka x

pKa Ka

pKa x

pKa

pH pOH

Msal VsalpH pKa

Mácido Vácido

Msal Vsal

Mácido Vácido

Msal Vsal

Mácido Vácido

Vsal Mácido

Vácido Msal

Vsal

Vácido

5* 0.3 0.086

0.2 1

SEGUNDO: Cálculo de la fracción molar de la sal y el ácido

0.086fracción de la sal = 0.079

0.086

fracción de la base = 0.9210.08

1

1

16

TERCERO: Calculamos los volúmenes a mezclar

0.079*60 4.74

0.921*60 55.26

Vsal mL

Vácido mL

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