Practica N 4: Anlisis fsico del agua
Prctica No. 4. pH, soluciones reguladoras e indicadores
Prctica N( 4pH, soluciones reguladoras e indicadores.
Propsito:
Demostrar experimentalmente mediante el uso del medidor de pH,
el comportamiento de los electrolitos fuertes y dbiles. Comprobar
el amortiguamiento de una solucin reguladora de pH.
PARTE 1. MARCO TERICO.1. Principios bsicos de cidos y bases.En
esta seccin se revisarn algunos principios bsicos de la qumica de
los cidos y bases, los cuales permitirn la comprensin del concepto
de pH. Entre stos se tiene:
1.1. Electrolito.
Es una sustancia cuya disociacin o ionizacin en solucin los hace
capaces de conducir la corriente elctrica.
La disociacin, es la separacin de los iones, ya presentes en un
compuesto inico, a medida que sus cristales se dividen durante el
proceso de disolucin. Por ejemplo:
La ionizacin, es la formacin de iones por medio de una reaccin
qumica de un compuesto molecular con el disolvente. Por
ejemplo:
1.2. Clasificacin de los electrolitos.
Los electrolitos se pueden clasificar en:
Electrolitos fuertes, aquellos que en disolucin, se encuentran
totalmente disociados, es decir, existen solamente como iones.
Ejemplos; cidos como el cido clorhdrico, HCl, el cido sulfrico,
H2SO4, etc. Bases como el hidrxido de sodio, NaOH, el hidrxido de
potasio, KOH, etc, y sales como el cloruro de sodio, NaCl y el
sulfato de sodio, Na2SO4, entre otras.
Electrolitos dbiles, aquellos que en disolucin, se encuentran
parcialmente disociados en sus iones, es decir, existen como
molculas y iones. Ejemplos; cidos como el cido carbnico, H2CO3, el
cido actico, CH3COOH. Bases como el hidrxido de amonio, NH4OH,
entre otros.
1.3. Los cidos, bases y sales como electrolitos.
Los cidos segn Brnsted y Lowry, son donadores de protones y las
bases son receptoras de protones. Los cidos se pueden clasificar
como:
cidos fuertes: dentro de los que se pueden mencionar, a manera
de ejemplo:
cido clorhdrico:
cido ntrico:
cido sulfrico:
cidos dbiles: se mencionan algunas a manera de ejemplo:
cido actico:CH3COOH (l) H+(ac) + CH3 COO-(ac)
cido carbnico:H2CO3 (l) H+(ac) + HCO3- (ac)
Las bases se pueden clasificar como:
Bases fuertes: dentro de los que se pueden mencionar, a manera
de ejemplo:
Hidrxido de potasio:
Hidrxido de sodio:
Hidrxido de calcio:
Bases dbiles: se mencionan algunas a manera de ejemplo:
Hidrxido de amonio:NH4OH NH4+(ac) + OH-(ac)
Para los cidos y bases fuertes, la concentracin de los mismos
coincide con la de los iones hidrgeno o iones hidroxilos,
respectivamente. As, por ejemplo, una solucin de cido clorhdrico,
HCl, 103 M, teniendo en cuenta la disociacin del cido clorhdrico,
HCl ( H+ + Cl-, origina una concentracin molar de protones [H+] =
103 M.
Segn el grado de disociacin, los cidos y bases dbiles, sern ms o
menos fuertes; as, sern ms fuertes cuanto mayor sea su disociacin.
Esta disociacin viene regida por la denominada constante de
disociacin o ionizacin del cido o de la base, representadas, por lo
general, como Ka o Kb.
Para los sistemas, como el del cido actico (CH3COOH) y el cido
carbnico (H2CO3), por ser cidos dbiles, se cumple:
(4.1)
(4.2)
y para la base dbil, como el caso del hidrxido de amonio, se
cumple:
(4.3)
Estos conceptos permitirn, ms adelante, calcular el pH de un
cido o una base dbil.
Para el caso de las sales, se tiene que stas son compuestos
inicos cuyos cationes (iones positivos) son cualquiera, excepto el
in de hidrgeno H+, y cuyos aniones (iones negativos) son
cualquiera, a excepcin del in oxidrilo OH-. Por ejemplo:
Cloruro de sodio:
Sulfato de potasio:
Tambin, las sales se definen como, la combinacin de un cido y
una base, por ejemplo, el bicarbonato de sodio (NaHCO3) o el
carbonato de sodio (Na2CO3):
Las sales se pueden clasificar en: sales neutras, como el
cloruro de sodio (NaCl) o el sulfato de sodio (Na2SO4), sales
cidas, como el bisulfato de sodio (NaHSO4) o el cloruro de amonio
(NH4Cl), y en sales alcalinas, como el carbonato de sodio (Na2CO3)
o el bicarbonato de sodio (NaHCO3). Es importante sealar que, todas
las sales son electrolitos fuertes.
1.4. Actividad de electrolitos.
La actividad de electrolitos se define como la capacidad que
tienen los iones de desplazarse o moverse libremente, es decir, su
capacidad para funcionar como in, la cual vara con la concentracin
de los iones circundantes. Es razonable suponer que, un in rodeado
de otros iones, con carga igual u opuesta a la suya, y sometido a
sus atracciones y repulsiones, poseer distintas actividades
conforme a las variaciones en la concentracin de los iones
circundantes.
La actividad de electrolitos (A) se calcula mediante la
siguiente expresin:
A = . C
(4.4)
donde; es el coeficiente de actividad y C es la concentracin
molal.
En las soluciones muy concentradas de electrolitos, los aniones
y cationes no se desplazan con completa independencia y forman
enjambres de iones. Por ello disminuye el nmero de partculas
libremente desplazables, y la concentracin activa o actividad de la
solucin es menor que la concentracin real.
En el caso de soluciones relativamente diluidas (0,1 M) de
electrolitos dbiles, en que las concentraciones inicas son bajas,
los coeficientes de actividad de iones presentes estn muy cerca de
la unidad, es decir, la actividad se iguala a la concentracin, A =
C.
1.5. Ionizacin del agua.
Uno de los equilibrios ms importantes en la naturaleza, es la
auto ionizacin del agua. El agua, qumicamente pura, est constituida
por una mezcla de especies: agua (H2O), protones hidratados o
hidrogeniones (H3O+ o H+) y aniones hidroxilo u oxidrilo (OH-).
La expresin de su equilibrio es:H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) +
OH- (ac)Si se considera la actividad de estos iones, se tiene:
aH2O (l) + aH2O (l) aH3O+ (ac) + aOH- (ac)
Esta ionizacin puede expresarse en la siguiente frmula qumica
equivalente:
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)aH2O (l) aH+ (ac) + aOH- (ac)
Aplicando la ley de equilibrio para este sistema se cumple
que:
(4.5)
Keq ( H2O ( = ( H+ ( ( OH- (
(4.6)
que en trminos de la actividad equivale a:
(4.7)
Keq ( aH2O ( = ( aH+ ( ( aOH- (
(4.8)
La concentracin molar por litro, del agua pura, es alrededor de
= 55,3 M. Adems, en el agua pura a 25(C el 1,8 x 10-7% de sus
molculas se encuentran disociadas en H+ y OH-. Por tanto, se tiene
que la concentracin molar del agua es igual a 55,3 M, la
concentracin molar de protones ser 55,3 x 1,8 x 10-7% = 0.995 x
10-7 M y lo mismo ocurre con los iones hidroxilos.
Las concentraciones molares de H+ y OH-, son extraordinariamente
pequeas, del orden aproximado de 1 x 10-7 M, para cada uno de estos
iones a la temperatura de 25(C.
Sustituyendo el valor de la concentracin molar del agua en la
ecuacin de equilibrio (4.8) se tiene:
K x [55,3] = [1x10-7] [1x10-7]
Entonces, el producto de una constante por otra constante es
igual a otra constante que se denomina producto inico del agua, y
se representa por Kw y equivale a 1 x 10-14 M2, a 25 (C. La
conclusin de ste planteamiento es que se puede calcular las
concentraciones H+ y OH- en agua pura a partir de los valores de
Kw.
Cuando H+ es igual a OH-, se tiene:
Kw = [H+] x [OH-] = [H+] 2 = [OH-] 2
(4.9)
y , por lo tanto [OH-]= [H+] =
(4.10)
Cabe destacar que, la actividad del agua (aH2O) pura puede
considerarse la unidad, su disociacin es despreciable y la
actividad tanto de los iones de hidrgeno (aH+) y de los iones
oxidrilos (aOH-) se pueden confundir con su concentracin. Por
tanto, sustituyendo en la ecuacin (4.6), se obtiene:
Keq x (1)= [H+] x [OH-]
Kw = [H+] x [OH-]
(4.11)
1.6. Relacin de H+ y OH- en soluciones.
La ecuacin KW = K [HOH] = [H+] [OH-] = 1 x 10-14 M2 a 25 (C, no
solo se aplica al agua pura, sino tambin, a soluciones acuosas, en
las cuales [H+] y [OH-] pueden ser muy diferentes. As, enunciamos
que, en soluciones acuosas el producto de la concentracin molar del
in hidrgeno y del in hidroxilo es una constante, a la temperatura
ordinaria del laboratorio de 25 (C, es 1 x 10-14 M2. Si se conoce
[H+] u [OH-] se puede calcular la concentracin desconocida
utilizando la ecuacin (4.11) como sigue:
Como es lgico, en el agua pura las concentraciones molares de
iones hidrogeniones y hidroxilos son iguales, [H+]= [OH-]= 1 x 10-7
M. Estos valores son los que corresponden a una solucin neutra. Si
al agua pura se le aade cido, la concentracin molar de protones
aumenta con respecto a la de OH-, de forma que para una solucin
cida la concentracin de H+ > 1 x 10-7 M y OH- < 1 x 10-7 M.
De forma anloga, la adicin de una base determina que la
concentracin de H+ < 1 x 10-7 M y OH- > 1 x 10-7 M,
condiciones que se producen en el caso de una solucin bsica.
Debido al orden de magnitud tan nfimo de las concentraciones
molares de H+ y OH- que hace engorroso el trabajo rutinario, un
bioqumico dans de nombre Sreh Peter Srensen, estableci la
denominada escala de pH (abreviatura de potencial de hidrgeno), ya
que el pH vara proporcionalmente al potencial de un electrodo de
hidrgeno introducido en la solucin.
El pH se define como el logaritmo decimal de la actividad (a) de
protones, de iones hidrgeno, hidrogeniones o iones hidronio, con el
signo cambiado.
(4.12)
Pero, para concentraciones inferiores a 1 x 10-2 M de iones de
hidrgeno la actividad puede sustituirse por la concentracin, caso
ste, tpico de las concentraciones usadas en el laboratorio, por
tanto, se puede calcular el pH mediante la siguiente expresin:
(4.13)
De la cual se puede obtener,
(4.14)
donde H+ es el equivalente del protn hidratado, H3O+.
Anlogamente, se pueden definir, pOH, pKa, pKb, pKw, pkind,
etc.
De acuerdo al concepto de pH, matemticamente, se puede elaborar
una escala de pH que partira desde un valor mnimo de cero a un
valor mximo de catorce. La acidez o alcalinidad de una solucin estn
determinadas por las proporciones de iones H+ y OH- presentes en
ellas. El pH de una solucin 1 Molar de H+ es cero, y el de una
solucin 1 Molar de OH- es catorce. La escala de pH que expresa la
relacin entre un cido fuerte 1 Molar se extiende de cero a
catorce.
Aunque son posibles valores de pH por debajo de cero (negativos)
y por encima de catorce, la escala de cero a catorce cubre las
fluctuaciones prcticas de acidez y alcalinidad de las soluciones
comunes.
En funcin del pH, la soluciones pueden clasificarse en: Neutra
(pH=7), cida (pH7). Como se muestra en la tabla No.1:
Tabla No.1. pH para diversas concentraciones de protones y
hidroxilos.
[OH-], mol/L[H+], mol/LLog [H+]pH
1x10-141x10000Acidez creciente
1x10-131x10-1-11
1x10-121x10-2-22
1x10-111x10-3-33
1x10-101x10-4-44
1x10-91x10-5-55
1x10-81x10-6-66
1x10-71x10-7-77Neutro
1x10-61x10-8-88Alcalinidad creciente
1x10-51x10-9-99
1x10-41x10-10-1010
1x10-31x10-11-1111
1x10-21x10-12-1212
1x10-11x10-13-1313
1x1001x10-14-1414
Fuente: Estimaciones y clculos propios.
1.7. Frmulas para calcular el pH aproximado de soluciones:
Para cidos fuertes: Empleando la ecuacin (4.13)
Para cidos dbiles:
(4.15)
es decir, se debe conocer el pKa y la concentracin (C) del cido
dbil.
Para bases fuertes:
(4.16)
(4.17)
(4.18)
Para bases dbiles:
(4.19)
es decir, se debe conocer el pKb y la concentracin (C) de la
base dbil.
En este caso, es preferible calcular el pOH, y posteriormente el
pH. La frmula es ms fcil de recordar y se parece a la de un cido
dbil. Es empleando las ecuaciones (4.16) y (4.17).
pH + pOH = 14
pH = 14 - pOH
Para sales de un cido dbil y una base fuerte:
(4.20)
(4.21)
1.8. Soluciones reguladoras del pH (tampones, buffers o
amortiguadores).
Son todas aquellas soluciones que impiden cambios bruscos de pH
cuando se le aaden cantidades adecuadas de cidos o bases. Son
soluciones formadas por:
Un cido dbil y la sal de su base conjugada; por ejemplo, cido
actico/acetato de sodio, que son las ms comunes.
Una base dbil y la sal de su cido conjugado; por ejemplo,
amonaco/cloruro amonio.
Su importancia radica en el hecho que estas soluciones permiten
la calibracin de los medidores de pH, y adems, permite entender el
efecto amortiguador del in bicarbonato.
El mecanismo de accin de estas soluciones se presenta a
continuacin:
Adicin de cidos fuertes: cuando se aade un cido fuerte a una
solucin tampn los protones provenientes del cido se unen con los
aniones de la sal formndose el respectivo cido dbil, esto implica
que la concentracin de la sal disminuye y la concentracin del cido
dbil aumenta, como se muestra en las siguientes reacciones
qumicas:
CH3COOH H+ + CH3COO-
Tampn H+ (cido fuerte aadido)
CH3COONa Na+ + CH3COO-
Cl-
Adicin de bases fuertes: cuando se adiciona una base fuerte a
una solucin tampn los oxhidrilos o hidroxilos se unen con los
protones del cido dbil formndose agua, esto implica que la
concentracin del cido disminuye y la concentracin de la sal
aumenta, sus reacciones qumicas se muestran a continuacin:
OH- (base fuerte aadida)
Na+
CH3COOH H+ + CH3COO-
Tampn
CH3COONa Na+ + CH3COO-
Ecuacin para calcular el pH de una solucin tampn. Se utiliza la
ecuacin de Henderson-Hasselbalch, cuya deduccin se presenta en el
anexo de sta prctica.
(4.22)
(4.23)
Comnmente se utiliza la siguiente expresin;
(4.24)
y si se cumple que [Sal] = [cido], la ecuacin (4.24) queda
como:
pH = pKaPara el caso de aadir una base fuerte, se cumple en la
ecuacin de Henderson-Hasselbalch (4.22), lo siguiente:
(4.25)
Adicin cidos fuertes. Para el caso de aadir un cido fuerte, se
cumple en la ecuacin de Henderson-Hasselbalch (4.22), lo
siguiente:
(4.26)
1.9. Algunas recomendaciones para la preparacin de soluciones
amortiguadoras.
Todas las sustancias qumicas empleadas deben ser de buena
calidad.
Toda el agua debe ser destilada o privada de iones. Para buffer
diludos se debe hervir y enfriar el agua antes del uso para
eliminar el CO2 disuelto.
En los amortiguadores que contienen un cido fuerte, por ejemplo
el HCl, la solucin cida se debe estandarizar cuidadosamente por
titulacin hasta la molaridad deseada.
Todas las pesadas se deben hacer en balanza analtica.
La verificacin del pH de un amortiguador debe hacerse con un
potencimetro estandarizado con una solucin amortiguadora de pH
conocido cercano a la solucin amortiguadora a preparar. Existen en
el comercio soluciones patrones de amortiguadores.
En general, las soluciones amortiguadoras concentradas se
conservan mejor que las diluidas, y presentan menos desarrollos de
hongos. Se aconseja conservarlas en frascos de polipropileno cerca
de 4 grados Celsius.
1.10. Indicadores.
Son colorantes orgnicos de estructura compleja la cual se
altera, cuando se pierden o ganan hidrgenos, es decir, se comportan
como cido o base.
Generalmente, se consideran como cidos o bases dbiles cuya forma
disociada tiene un color diferente al de la forma no disociada. Si
se representa un indicador cido como Ind H, se tiene:
Ind H + H2O H3O+ + Ind-Color cido Color alcalino
Cuando se aade cierta cantidad de cido a una solucin del
indicador, se aumenta la concentracin de los iones hidronio (H3O+)
del segundo miembro de la ecuacin, el equilibrio se desplaza hacia
la izquierda de la ecuacin, quedando reprimida la liberacin de los
iones hidrgenos del indicador. El indicador se encontrar,
predominantemente, en la forma no disociada (Ind H), tomando el
color cido.
Si se aade una base a una solucin del indicador, disminuye la
concentracin de iones hidronio (H3O+), por la reaccin del cido con
la base, el equilibrio se desplaza a la derecha de la ecuacin,
formndose ms indicador ionizado Ind-, y predominando el color
bsico.
Calculando la constante del indicador se tiene:
(4.27)
KInd [Ind H] = [H3O+] [Ind-]
(4.28)
(4.29)
Segn lo anterior, el color de la solucin depende de la
relacin:
y del valor: .
Cuando la relacin , un indicador exhibe un color medio
(neutro).
Las formas, disociada, aninica y la no disociada o molecular,
del indicador estn en igual proporcin.
Si el valor de la relacin es grande, predomina la forma aninica
sobre la molecular, el color ser el color alcalino (forma
disociada). De lo contrario, si el valor de la relacin es pequeo,
predomina la forma molecular no disociada sobre la forma aninica
disociada, en este caso el color ser el color cido del indicador
(forma no disociada).
Para un cierto intervalo de pH las dos formas coexisten en
cantidades apreciables y la solucin muestra un color intermedio al
correspondiente a cada una de ellas. De igual forma, se puede decir
que el color de la solucin del indicador cambia con el pH.
Es importante sealar que, cuando un indicador ha sido titulado
hasta la mitad, el 50% del indicador esta presente como base y el
otro 50% como cido, y la razn entre la base del indicador y el cido
del indicador es 1, por consiguiente, el pH de la solucin del
indicador en este momento es igual al pKInd entonces el indicador
presenta un color intermedio.
Para los indicadores bsicos se puede deducir una relacin entre
el color y el pH, anloga a la que es valida para los indicadores
cidos, como se presenta a continuacin.
Ind OH Ind+ + OH-Para este caso, en solucin acuosa predomina el
color de las molculas de Ind OH, pero la adicin de un cido aumenta
la concentracin del in Ind+, desplazando el equilibrio a la derecha
de la ecuacin originando un nuevo color.
1.11. Ecuacin del pH de la solucin de indicadores.Aplicndole
logaritmos a la expresin (4.27):
y despejando el pH, se obtiene,
(4.30)
As, como en una solucin reguladora de pH presentaba su mxima
capacidad cuando pH=pKa,, un indicador presenta un color medio
(neutro) cuando pH=pKInd.
El intervalo ms eficiente del indicador, que equivale al
intervalo de actividad de un tampn es, aproximadamente, de dos
unidades de pH, pKInd ( 1. Se sabe, por experiencia, que no se
puede apreciar el cambio del color cido al color de la sal o base
conjugada, hasta que la razn (base / cido) sea, aproximadamente
1/10. Es decir, ha de haber, al menos una parte del color bsico por
diez partes del color cido, antes de que se pueda apreciar el
cambio de color cido-bsico en forma visual. Esto se explica
sustituyendo los valores en la ecuacin (4.30).
Recprocamente, el ojo humano no puede distinguir el cambio de
color alcalino a color cido hasta que la razn (base / cido) no sea
diez veces la concentracin de la base por una del cido. Como se
observa utilizando la ecuacin (4.30).
A continuacin se presenta, en forma tabulada, algunos de los
indicadores de uso ms frecuente.
Tabla No. 2. Indicadores de uso frecuenteIndicadorColorIntervalo
de pHpKInd
cidoNeutroAlcalino
Azul de timolRojoAnaranjadoAmarillo1,2 - 2,81,65
Anaranjado de metiloRojoAnaranjadoAmarillo3,1 - 4,43,40
Rojo de metiloRojoAnaranjadoAmarillo4,4 - 6,24,95
Azul de bromotimolAmarilloVerdeAzul6,2 - 7,67,1
Rojo de cresolAmarilloAnaranjadoRojo7,2 - 8,88,2
FenolftalenaIncoloroRosadoRojo8,0 - 10,09,4
Amarillo de alizarinaAmarillo------Lila10,0 - 12,011,16
Azul de timolAmarilloVerdeAzul8,0 - 9,68,9
Fuente: Manual de qumica, John A. Dean.
En la tabla No. 2 se indica, por ejemplo, que para el indicador
anaranjado de metilo el intervalo del viraje ocurre entre el pH de
3,1 (color rojo) y el pH de 4,4 (color amarillo), esto significa
que el viraje pronunciado ocurre entre estos dos valores de pH. Es
decir, cuando se aade cido, teniendo en la solucin el indicador de
anaranjado de metilo, presenta color rojo (color cido) alrededor de
pH=3. Cuando se aade una base, su color ser el alcalino, es decir
amarillo, siempre y cuando el pH sea aproximadamente de 4. Mientras
que, en el intervalo entre 3,1 a 4,4, su color ser el neutro, es
decir, anaranjado.
1.12. Determinacin del pH mediante el mtodo electromtrico o
potenciomtrico.Las mediciones exactas del pH se realizan mediante
la utilizacin de un potencimetro o medidor de pH, que mide la
diferencia de potencial entre un electrodo indicador y un electrodo
de referencia, produciendo una lectura en unidades de pH.
Los electrodos comnmente usados para medir el pH son el
electrodo de vidrio, Ev, electrodo indicador, que desarrolla un
potencial a travs de su membrana semipermeable de vidrio como una
funcin de la actividad de protones, y el potencial del electrodo de
Calomel (electrodo de referencia), que tiene un potencial fijo
independiente de la actividad de los protones.
El electrodo de vidrio consiste en una delgada membrana de
vidrio especial que contiene un alambre de Ag-AgCl y una solucin
patrn de referencia ( HCl 0,1 M u otra concentracin).
El electrodo de referencia est formado por cloruro de mercurio
slido (Hg2Cl2, calomelano) sobre mercurio metlico.
La fuerza electromotriz de la pila formada por estos electrodos,
E, viene dada por la ecuacin:
(4.31)
donde E = Ev Eref, es decir, la diferencia de potencial entre
los dos electrodos. Por consiguiente, se tiene:
(4.32)
PARTE 2. MARCO EXPERIMENTAL.
1. Materiales y equipos. Medidor de pH.
Aparato para la destilacin de agua.
Balanza.
Pipetas volumtricas y graduadas.
Vasos de precipitado.
Agitador magntico.
Matraces Erlenmeyer o fiolas.
2. Reactivos. Solucin de cido actico (CH3COOH), 0,1 M.
Solucin de cido clorhdrico (HCl), 0,1 M.
Solucin de hidrxido de amonio (NH4OH), 0,1 M.
Solucin de hidrxido de sodio (NaOH), 0,1 M.
Solucin de acetato de sodio (CH3COONa), 0,1 M.
3. Experimentos
3.1. Experimento N( 1.Comparar el pH del agua cuando se
adicionan un cido dbil, un cido fuerte, una base dbil y una base
fuerte.
Procedimiento:
1. Tomar y enumerar cuatro vasos de precipitado de capacidad
adecuada, colocar 49 mL de agua destilada en cada uno.
2. Agregar a cada vaso de precipitado las cantidades de
reactivos sealados en el cuadro siguiente:
Vaso de precipitado N(Agua destilada
(mL)CH3COOH
0,1 M
(mL)HCl
0,1 M (mL)NH4OH 0,1 M (mL)NaOH 0,1 M (mL)
1491---
249-1--
349--1-
449---1
3. Determinar potenciomtricamente el pH de cada uno.
4. Determinar tericamente el pH la las soluciones de los vasos N
1,2, 3 y4.5. Discutir los resultados obtenidos.
3.2. Experimento N( 2.
Demostracin del comportamiento de una solucin Tampn, Buffer o
amortiguadora.
Procedimiento:
1. Preparar una solucin tampn cido actico-acetato mezclando en
un vaso de precipitado 40 mL de cido actico 0,1 M con 40 mL de
acetato de sodio 0,1 M.
2. Determinar el pH de la solucin potenciomtricamente o calcular
el pH aproximadamente segn la ecuacin Henderson Hasselbalch,
(4.22).
3. Seleccionar y enumerar dos vasos de precipitado.
4. Al vaso N( 1 colocar 39 mL del tampn y agregar un mL de cido
clorhdrico (HCl) 0,01 M, agtelo.
5. Medir el nuevo pH de la solucin.
6. Repitir el mismo procedimiento con el vaso N( 2, pero
agregndole un mL de hidrxido de sodio (NaOH) 0,01 M.
7. Discutir los resultados obtenidos.
Tabla No. 3. Constantes de disociacin de cidos dbilesCompuesto
QumicoFrmulaKapKa
cido oxlico(COOH)23,80 x 10-21,42
cido fosfricoH3PO47,50 x 10-32,12
cido cloroacticoClCH2CO2H1,40 x 10-32,85
cido frmicoHCO2H1,80 x 10-43,74
cido acticoCH3CO2H1,75 x 10-54,76
Ftalato cido de potasioKHC8H4O43,90 x 10-65,41
cido carbnicoH2CO33,5 x 10-76,46
Fosfato dicido de potasioKH2PO46,23 x 10-87,19
cido bricoH3BO35,8 x 10-109,23
Bicarbonato de sodioNaHCO35,59 x 10-1110,25
Fosfato monocido de potasioK2HPO41,70 x 10-1211,77
Hidrxido de amonioNH4OHpKb4,76
Fuente: Qumica orgnica. Francis A. Carey.
PARTE 3. CUESTIONARIO.
1. Calcular tericamente el pH aproximado de una solucin de cido
clorhdrico (HCl) 0,1 M.
2. Calcular el pH de una solucin de cido actico (CH3COOH) 0,1 M,
conocido el pKa = 4,76.
3. Calcular el pH de una solucin de hidrxido de sodio (NaOH) 0,1
M.
4. Calcular el pH de una solucin hidrxido de amonio (NH4OH) 0,1
M, pKb=4,76.
5. Calcular el pH de una solucin de cido sulfrico (H2SO4) 0,1
M.
por lo tanto la concentracin molar de protones es dos veces la
concentracin molar de la solucin. [H+] = 0,2 M
6. Calcular el pH de una solucin de hidrxido de calcio, Ca(OH)2,
0,1 M.
7. Si la concentracin molar de protones, H+, es igual a 2,3 x
10-3, Cul es el valor del pH?, mentalmente usted debe tener una
idea del resultado antes de realizar el clculo.
8. Calcular el pH de 50, 100 y 500 mL de agua al agregarle a
cada uno de estos volmenes 0,020 moles de cido clorhdrico, HCl.
9. Calcular el pH de 50, 100 y 500 mL de agua al agregarle a
cada uno de estos volmenes 0,020 moles de hidrxido de sodio,
NaOH.
10. Se encontr que el pH de una muestra de agua es de 4,5 Cual
es su concentracin molar de protones?11. Calcule el pH de una
solucin de bicarbonato de sodio, NaHCO3, 0,04 molar (pka1 =
6,5).
12. Calcule el pH de una solucin de carbonato sdico, Na2CO3,
0,04 molar (pKa2=10,2).
13. Si una solucin tiene un pH de 7,0 y pasa a pH 6,0 Cuantas
veces aument la concentracin molar de protones?
14. Para una solucin amortiguadora, formada por cido actico 0,18
M y acetato de sodio 0,22 M. Calcular:
a) el pH de la solucin amortiguadora.
b) el pH de la solucin despus de agregarle 1 mL de cido
clorhdrico, HCl, 0,2 N.
c) el pH de una nueva muestra de solucin amortiguadora al
agregarle 1 mL de hidrxido de sodio, NaOH, 0,2 N.
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ANEXOS.
A.1. Deduccin de la ecuacin de Henderson Hasselbalch.
Si se representa un cido dbil AH, la mayor parte del mismo se
encuentra en forma no disociada, con una fraccin muy pequea de
iones A- y H+. Por ello, al aadir la sal correspondiente casi la
totalidad de los aniones (A-) en solucin proceden de la misma. Por
tanto, para las soluciones amortiguadoras diluidas, se puede
considerar que la concentracin del cido no disociado (AH) es igual
a la concentracin total del cido y la concentracin del anin o base
conjugada (A-) es igual a la concentracin total de la sal.
Aplicando la ley de accin de masas al siguiente equilibrio, se
consigue:
A H H+ + A-
despejando ( H+(, se obtiene,
Al aplicar logaritmo a ambos lados:
multiplicando por (-1) la ecuacin, se tiene:
considerando las definiciones de pH y pKa, se tiene que:
o lo que es igual;
Usualmente, se utiliza la siguiente expresin:
A.2. Preparacin amortiguador de fosfato(lmites de pH 5,7 a
8,0).
1. Solucin A: Preprese un litro de solucin 0,2 M de fosfato
dicido de sodio monohidratado (NaH2PO4.H2O), masa molecular = 138
g/mol.
2. Solucin B: Preprese un litro de solucin 0,2 M de fosfato
monocido de sodio (Na2HPO4), masa molecular = 142 g/mol.
3. Se mezclan los volmenes de las soluciones A y B segn la tabla
anexa, y se afora a 200 mL para obtener los valores
correspondientes de pH;
Tabla No. 4. Preparacin amortiguador de fosfatos.
Solucin A (mL)Solucin B (mL)pH
93,56,55,7
92,08,05,8
90,010,05,9
87,712,36,0
85,015,06,1
81,518,56,2
77,522,56,3
73,526,56,4
68,531,56,5
62,537,56,6
56,543,56,7
51,049,06,8
45,055,06,9
39,061,07,0
33,067,07,1
28,072,07,2
23,077,07,3
19,081,07,4
16,084,07,5
13,087,07,6
10,590,57,7
8,591,57,8
7,093,07,9
5,394,78,0
Fuente: Mtodos de laboratorio, Lynch J. M., et. al.55PAGE 60
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