FACULTAD DE AGRONOMIA
CATEDRATICO:
MG. NARCIZO GOMEZ VILLANES
INTEGRANTES:
ABREGU OLARTE, WENDY
CASTILLO SANTIVAÑEZ, HUGO
PATRICIO ROSALES, SOLANGE
RODRIGUEZ INGA, MARYCARMEN
YURIVILCA MEDINA, PEDRO
MANTARO- PERU
2013
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERU
SOLUCION BUFFER O TAMPON
INTRODUCCION
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan:
1. Su composición química es variable.
2.Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
3.
Las propiedades físicas dela solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
OBJETIVOS
conocer los diferentes tipos de solución molar y normal
conocer la preparación de HCl a 0.1 N identificar y describir las reacciones que produce la solución
Preparar una solución patrón de HCL aproximadamente 0.1N y titularla para hallar su concentración exacta.
Preparar una solución patrón de NaOH aproximadamente 0.1N y titularla para hallar su concentración exacta
Valorar una solución ácida por medio de titilación, aplicando el principio de equivalencia.
Titular una solución básica a partir de la solución valorada.
MATERIALES Y REACTIVOS
bureta graduada de 10 ml 1 vaso de precipitación o erlenmeyer 1 varilla de vidrio o agitador magnético agua destilado hidróxido de sodio solucionfenoltaleina solucion anaranjado de metilo acido clorhídrico químicamente puro acido oxálico fiolas de 100 ml, 250 ml y 500 ml una probeta de 100 ml una piceta gotero
Hallamos el volumen:
82,90ml _______ 1N_______1000mL
X_______0,1N_______1000ml
X =8,29
Tomamos 8,29 ml de HCl y lo pusimos en una fiola y lo añadimos agua destilada hasta la marca de aforo y homogenizamos
VALORACION DE LA SOLUCION 0,1 N DE HCl
1. A la solución de NaOH a 10 mL añadimos 3 gotas de anaranjado de metilo
2. Pusimos en un matraz la solución3. Luego titulamos añadiendo la solución HCl preparada desde una bureta4. Observamos que poco a poco según que se añadiaHCl se ponía un
color rojo5. Pasamos a la PRIMERA TITULACION:
Vol. de HCl gastado : 9,40 mlVol. De NaOH : 10 mlCc de NaOH : 0,1010 N
N(NaOH) X V(NaOH) = N(HCl) X V(HCl)0,1010N x 10 ml = N(HCl) x 9,40 ml0,1074 N = N(HCl)
PROCEDIMIENTO:
a) ELEGIR ENTRE DIFERENTES SALES FOSFATOS.
Sal: K2HPO4 3H2O
Ácido: KH2 PO4
b) CALCULAR LA PROPORCIÓN DESEADA DEL PAR ACIDO / BASE DE ACUERDO A LA ECUACIÓN DE HENDERSON Y HASSELBACH.
PH = 8
PKa = 7,21
PH=PKa+ log(sal)
(Ácido )
8.0=7,21+log(sal)=x
(Ácido)= y
logxy=8,0+7,21
logxy=0,7
xy=antilog0,7
xy=6,1659
x=6,1659 y……(1)
x+ y=0,1M…….(2)
Reemplazando 1 en 2
6,1659 y+ y=0,1M
Mayor cantidad de H+ es un acido
El PKa tiene que ser cercano al PH
7,1659 y=0,1M
y= 0,1M7,1659
y=0,01395M……(3)
Reemplazando 3 en 2
x+0,01395M=0,1M
X=0.1M−0,01395M
X=0,08605M
c) FINALMENTE TENEMOS QUE PARA PREPARAR LA SOLUCIÓN BUFFER PARA UN LITRO SE NECESITA.
X = K2HPO4 3H2O = 0,08605 MOLES
Y = KH2PO4 = 0,01395 MOLES/LITROS
d) CONOCIENDO EL PESO MOLECULAR DE CADA UNO DE LOS COMPONENTES. K2HPO4 3H2O = 228,23gr/molKH2PO4 = 136,09gr/mol
e) A PARTIR DE ESTOS VALORES PROCEDEMOS A CALCULAR LAS CANTIDADES DE CADA UNO DE LOS COMPONENTES.
w=n×PMDónde:W = peso molecular N = número de moles PM = peso molecular
Para el K2HPO4 3H2O
w=0,08605 moll
×228,23grmol
w=19,6391 gr / l19,6391gr→1000ml
x→1mlx=1,9639
Para el KH2PO4w=0,01395mol / l×136,09gr /mol
w=1,8984555 gr /mol
Concentración del ácido
Concentración de la sal
1,8984→1000mlx→100ml
x=0,18984 gr
f) PREPARACIÓN DE LA SOLUCIÓN BUFFER.1. Se Agregó 50ml se agua destilada aproximadamente en el
vaso presi pitado.2. Se Agrega primero la sal cuando el vaso de precipitado este en
el agitador magnético y dejar que se disuelva completamente (poner la barra magnética), luego una vez que la sal este disuelta echa en el ácido, hasta q se disuelva.
3. Se Midió con el potenciómetro el PH y cuando no llega al PH establecido agregar en una base para establecimiento del PH PH=8 Base 1 gota…………………… 7,76Base 1 gota……………………7,91Base 1 gota……………………8,13Ácido 1 gota…………………7,96Base 1 gota…………………..8,0
4. Echar con piseta agua destilada ,aforar hasta que llege al menisco la solución
RESULTADOS
En la preparación del buffer, el método a elegir depende de las sales utilizadas.
Hemos visto como calcular la concentración del par acido/base conjugado que se requiere para preparar un buffer de determinado pH y cierta capacidad.
Si preparamos la solución de este modo y luego medimos el pH en un potenciómetro, probablemente encontremos que el valor medido difiere un poco del valor calculado. Hay por lo menos tres razones para que exista tal diferencia
1. La incertidumbre en los valores de las constantes de disociación de los ácidos y bases débiles.
2. Los errores ocasionados por las aproximaciones utilizadas en nuestro calculo
3. Los efectos de la actividad. Por lo general la fuerza iónica de un amortiguador es lo suficientemente alta como para causar que los coeficientes de actividad se desvíen en la unidad considerablemente.
Además tenemos que la temperatura y la concentración de los componentes en solución también afectan la k por lo que el pH observado a temperatura ambiente puede no concordar de modo exacto con el pH esperado. Si el amortiguador se va a usar a baja temperatura) en cuarto frio) la verificación final y el ajuste del pH también debe realizarse en el cuarto frio.
La elaboración de un amortiguador a partir de un valor de pK aplicable a 25°C y su empleo a 2 a 4 °C puede traducirse en los valores de pH inferiores hasta 0,5 unidades respecto a los esperados.
Tener en consideración que ciertos electrodos de pH no dan resultados precisos cuando se prepara buffer tris. Los fabricantes de electrodos indican por lo general, en sus catálogos que tipo de electrodos son apropiados para el uso de ese tampón de buffer dependerá de la disponibilidad de las sales.
CONCLUSIONES
En esta práctica se pudo comprobar la concentración de ph que posee la solución buffer, es decir, los resultados obtenidos durante las experiencias son muy parecidos a los mostrados por el cálculo matemático dando como resultado un gran desempeño de las mismas.En la experiencia de pesar 3,0171 g de Na2HPO4 y 5,1558 g de NaH2PO4 y disolver las dos sustancias en alrededor de 150 m L de agua destilada. En este punto conviene verificar el Ph con un potenciómetro y de ser necesario ajustarlo usando NaOH o HCL según sea necesario.
A partir de una perspectiva sistemática del equilibrio iónico en soluciones acuosas en sinergia con la perspectiva tradicional basada en la Ecuación de Henderson Hasselbalch, se pudo generar aprendizaje significativo de conceptos asociados a la problemática de soluciones amortiguadoras de pH.
La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptadoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.
Cabe destacar que algunos valores posean cierta variación debido a que se poseía cierto desconocimiento en los procedimientos realizados. Debe tenerse en cuenta que pueden ocurrir errores en la medición por algún impedimento, aunque se recomienda ser muy preciso y tener atención en el manejo de las soluciones para evitar errores en el resultado.
CUESTIONARIO
1.- se disuelve I0 ml. de ácido fosfórico 0,2 M hasta completar 2 litros de
solución. Calcular el pH, si el pka 1 = 2,12.
Del ácido fosfórico (H3PO4 )
V H 3PO4= 10 ml.
V solucon = 2000ml.
D= 1,05g/ml.
Hallando masa del ácido (H3PO4 )
D =
mv ⇒ m = D.V ⇒ m =
1,05 gml x 10ml ⇒ m = 10.5g
→10.5g ___ 2000ml
X____1000ml
X = 5,25g
Hallando el numero de moles del acido(H3PO4 )
W = n x PM ⇒ 5,25g = nH 3 PO4 x
98 gmol ⇒ nH 3 PO4 = 0,053mol/L
→∴Por teoría
→nsal÷nacido=ntotal⇒ nsal÷0 ,053=0 .2mol⇒ nsal=0 .2mol−0 .053
nsal=0 ,15molL
Hallando pH
pH =pka÷log
[sal ][acido ] ⇒ PH= 2,12+log
0 .150 .05⇒ PH = 2,12 +0,44
PH =2,56
2.- Determinar el Ph de una solución de acido acético (CH 3COOH ) 0,6%
si el pKa =4,76
Del Acido Acético (CH 3COOH )
Pka=4 ,76
V SOLUCION = 1000ml
→∴Por Dato
1000 ml ______ 100%
X ______ 0.6% ⇒X = 6 ml.
Hallando Masa Del Acido
D =
mv ⇒ m = D.V ⇒ m =
1,05 gml x 6ml ⇒m = 6.30g
Hallando el numero de moles del acido(CH 3COOH )
W = n x PM ⇒ 6.30g = nacido x
60 gmol ⇒ nacido= 0,105mol/L
PorTeoria
→nsal÷nacido=ntotal
nsal÷0 ,105molL
=0 .1 molL ⇒ nsal=0 .1mol−0 .11⇒
nsal=0 ,89molL
Hallando pH
PH =pka÷log
[sal ][acido ] ⇒ PH= 4,76+log
0 .890 .11⇒ PH = 4,76 + 0,91
PH =5,65
3. Se diluye 230 mg de H COOH en 500 ml de solución. Hallar el PH de la
solución.
HCCOH+H 2O→H3O++HCCO−
M¿
HCCOH=42gr /ml
nsto=wm
n sto=5 ,476 .10−3
42n sto= 5 ,476 .10−3
M¿
=n stoVt
M¿
=5 ,476 .10−3
500 .10−3
M¿
=0 .011PH =−log (0 .011)PH=1 .96
4. Se mezcla 40 ml de acido acético con 2.56g NaOH y se completa a 800
ml de solución. Calcular el ph de la solución
CH 3COOH+Na+OH−→CH 3COONa+H2O
M=nstoVt
M NaOH=23+16+1M NaOH=40
M=nstoVt
M=0 .064800 .10−3
M=0 .0640 .8
M=0 .8
nsto=WM
nsto=2.5640
nsto=0 .064
C1 .V 1=C2V 2
C1=C2V 2V 1
C1=(0 .81( 800.10−3 )40 .103
C1=0.16PH=−lg (0 .16 )PH=0 .79
5. Se pesa 205, 23 mg de acetato de amonio al 75% de pureza y se
completa a 200 ml de solución. Hallar el ph de la solución si el
PH=Pka+log(salacido )205 ,23mg CH 3COOH (NH 3 )M CH 3COOH (NH 3 )=12+3+12+32+1+14+3M CH 3COOH (NH 3 )=27+33+17M CH 3COOH (NH 3 )=77 gr /ml . pka=4 ,76 y pk b=4 ,75 .
M =nstoVt
M =205 ,23 .10−3 g
77M =0.003
Acetato de amonio = 0.003
C1V 1=C2 .V 2(0 .003)(200 )=77
c2
3.66=C2
PH=4 ,76+log(0 .033.66 )PH=4 ,76+log( 0.0082 )PH=4 ,76−2 .086PH=2 ,674
BIBLIOGRAFIA
MANUAL DEL QUIMICO, v. IV. Moscú “Jimia”, 1965, Pág. 370 (traducido al español).
MANUAL DE QUIMICA ANALITICA, LuriéYu. Yu. Moscú “Jimia”, 1979 (traducido al español).
FUNDAMENTOS DE LA QUIMICA ANALITICA, Kreshkov A. P. 1980, 3era Edición “Sumir” Moscú.
COLECCIÓN DE PROBLEMAS Y EJERCICIOS DE QUIMICA ANALITICA, Yaroslávtsev A. A. Ed. Mir. Moscú, 1981.