Buffer

ÍNDICE

1. RESUMEN...................................................................................................3

2. OBJETIVOS.................................................................................................4

3. MARCO TEÓRICO.....................................................................................5

4. MARCO METODOLÓGICO......................................................................8

4.1. Reactivos y cristalería............................................................................8

4.2. Algoritmo de procedimiento..................................................................8

4.3. Diagrama de flujo..................................................................................9

5. RESULTADOS...........................................................................................10

6. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS..................................................12

7. CONCLUSIONES.......................................................................................14

8. BIBLIOGRAFÍA.........................................................................................15

9. ANEXOS.....................................................................................................16

9.1. Datos originales....................................................................................16

9.2. Muestra de cálculo................................................................................16

9.3. Datos calculados...................................................................................23

1. RESUMEN

La práctica de laboratorio “Soluciones amortiguadoras” consistió en preparar una

solución buffer ácida y una básica, con el objetivo de analizar los efectos de adicionar

alícuotas de ácido o base, a los dos tipos de soluciones buffer elaboradas.

La solución buffer ácida se elaboró mediante ácido acético y acetato de sodio,

mientras que el buffer básico consistió en una solución de hidróxido de amonio y cloruro

de amonio. Ambas soluciones se prepararon de forma equimolar, es decir, la

concentración del ácido y de la sal en la solución fue la misma. Por último ambas

soluciones buffers se titularon con ácido clorhídrico e hidróxido de sodio, para poder

determinar la capacidad amortiguadora de las soluciones al momento de adicionar

pequeñas cantidades de ácido o base.

Se trabajó a 23°C de temperatura y a 0.84 atm de presión.

2. OBJETIVOS

2.1 Objetivo General

Analizar los distintos efectos que se ejercen en una solución amortiguadora ácida

y básica, al agregar alícuotas ácidas o básicas y comparar su comportamiento

teórico con el experimental.

2.2 Objetivos Específicos

1. Determinar el potencial de hidrógeno teórico del buffer ácido al agregar ácido clorhídrico e hidróxido de sodio.

2. Determinar el potencial de hidrógeno teórico del buffer básico al agregar alícuotas de una solución acidificante y alcalinizante.

3. Calcular el porcentaje de error del potencial de hidrógeno experimental al agregar de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio.

4. Calcular la capacidad amortiguadora máxima teórica y experimental del buffer ácido y básico.

5. Determinar los valores de potencial de hidrógeno que se encuentran entre los límites correspondientes para cada solución amortiguadora, tanto de forma teórica como experimental mediante el análisis de campanas de gauss.

6. Determinar el punto de equivalencia de las soluciones buffers gráficamente utilizando el pH en función del volumen de ácido o base agregado, tanto de los valores experimentales con teóricos.

3. MARCO TEÓRICO

3.1 Efecto del Ion Común

El efecto del ion común se denomina como el desplazamiento en un equilibrio

iónico cuando cambia la concentración de uno de los iones que están implicados en

dicho equilibrio, debido a la presencia en la disolución de una sal que se encuentra

disuelta en él.[1]

Por ejemplo Si el acetato de sodio y el ácido acético se disuelven en la misma

solución, ambos se disocian y se ionizan para producir iones acetato. El acetato de sodio

es un electrolito fuerte que se disocia completamente. El ácido acético es un ácido débil

por lo que sólo se ioniza ligeramente. En este caso el ion acetato (CH3COO-) del acetato

de sodio ocasiona que este equilibrio se desplace hacia la izquierda, por lo cual la

concentración del equilibrio del ion hidronio (H+) disminuye.

3.2 Soluciones Amortiguadoras

Una solución amortiguadora se define como una solución que resiste el cambio

de pH cuando se agrega una pequeña cantidad de ácido o base o cuando se diluye la

solución. Esto es muy útil para mantener el potencial de hidrógeno (pH) para una

reacción en su valor óptimo. Una solución amortiguadora consiste en una mezcla de un

ácido débil y su base conjugada. Esto es muy útil para mantener el pH para una reacción

en su valor óptimo. Una solución amortiguadora consiste en una mezcla de un ácido

débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido conjugado a concentraciones o

relaciones predeterminadas. Es decir, se tiene una mezcla de un ácido débil y su sal o

una base débil y su sal. Considérese un amortiguador de ácido acético-acetato. El

equilibrio ácido que gobierna el sistema se define como:

Ahora, como se ha agregado una fuente de iones acetato al sistema, la

concentración de iones hidrógeno no coincide con la concentración de iones acetato. La

concentración de iones hidrógeno se determina mediante la relación:

Figura 1: Cambio del pH de una solución buffer tras añadir ácido/base Fuente:http://www.ehu.eus/biomoleculas/buffers/buffer.htm

3.3 Capacidad Amortiguadora

La capacidad amortiguadora de una solución amortiguadora es la cantidad de

ácido o base que la solución buffer puede neutralizar antes de que el potencial de

hidrógeno cambia de forma drástica. Principalmente la capacidad amortiguadora

depende de la cantidad de ácido o base a partir de la cual se formó la solución buffer. [2]

El intervalo del pH de la solución buffer se relaciona mediante la dependencia de

la constante de ionización del ácido (Ka) y a las concentraciones relativas del par ácido-

base que forma dicha solución. Por lo tanto al contar con mayores cantidades del par

ácido-base conjugado, la relación establecida por las concentraciones y el pH será más

resistente al cambio.

3.4 Aplicaciones Industriales

En la Industria agrícola, las soluciones tampón se usan para la fertirrigación y la

agricultura hidropónica (cultivar plantas usando soluciones minerales y no suelo

agrícola). Todas las plantas tienen un intervalo de pH en que las raíces absorben

nutrientes de forma idónea. Una variación del pH puede afectar al proceso de absorción

de las raíces: disminuyendo la captación de minerales y aumentando la permeabilidad a

sustancias tóxicas como el aluminio. A su vez, una variación en el pH afecta la

solubilidad de la mayoría de minerales. Existe un pH idóneo para cada planta

dependiendo de su fisiología y de los minerales que requiere, pero, como norma general,

podemos decir que precisan un pH ligeramente ácido (5.5-7) salvo excepciones como las

habas con pH un tanto básico (7.4-8.1)

En la Industria alimentaria también son de gran importancia los parámetros del

pH ya que, por ejemplo, nos indica si la carne es apta para el consumo humano. Si la

carne está entre 5.4 y 7.0 de pH, es apta para el consumo, pero a lo largo del tiempo el

pH disminuye, hecho que indica que su consumo no es pertinente. En la industria

vinícola, se deben de tener muy en cuenta las variaciones de pH en la elaboración del

vino, este debe oscilar entre 2.8 y 3.5, puesto que a pH superior a 3.5 determinadas

bacterias pueden atacar el vino y producir variaciones en el sabor. [3]

4. MARCO METODOLÓGICO

4.1 Reactivos, Cristalería, Material y Equipo

4.1.1 Reactivos

50 mL Cloruro de Amonio 0.05M 50 mL Acetato de Sodio 0.05 M

50 mL Hidróxido de Amonio 0.05M 50 mL Ácido Clorhídrico 0.1 M

50 mL Acetato de Sodio 0.05 M 50 mL Hidróxido de Sodio 0.1 M

4.1.2 Cristalería

2 balón aforado 50 mL

2 beacker 100 mL

1 probeta 10 mL

1 bureta 25 mL

1 embudo

4.1.3 Material y Equipo

Soporte universal

Varilla de agitación

Potenciómetro

Pizeta

4.2 Algoritmo de Procedimiento

1. Se utilizó una solución buffer de ácido acético-acetato de sodio 0.1 M respecto a

ambos, preparada anteriormente en un balón de 25 mL.

2. Se midió el pH de la solución preparada y se estabilizo el valor indicado.

3. Se aforó una bureta con 15 mL de una solución de NaOH 0.1 M y otra con 15 mL de

una la solución de HCl 0.1 M, según lo correspondido.

4. Se tomó en un earlenmeyer una alícuota de 10 mL de solución amortiguadora y se

añadió 10 mL de agua destilada.

5. Se añadió 0.5 mL de ácido clorhídrico o 0.5 mL de hidróxido de sodio midiéndole el

pH en cada corrida.

4.3 Diagrama de Flujo

Sí No

Analizar solución Buffer

Medir pH de la solución Buffer

Medir 15 mL HCl o NaOH 0.1 M

Agregar a erlenmeyer

La solución está a 0.1M

Medir 10 mL de solución Buffer

Inicio

Aforar bureta

Mediante titulación, agregar 0.5 mL de HCl o NaOH 0.1 M

Medir pH en cada corrida.

FIN

Medir 10 mL de agua destilada Agregar a erlenmeyer

5. RESULTADOS

Tabla: Potencial de hidrógeno teórico del buffer básico al titularse con ácido

clorhídrico y el error porcentual.

Corrida pH teórico Error (%)

1 9.29 0.11

2 9.24 0.32

3 9.2 0.54

4 9.15 0.66

5 9.11 0.66

6 9.06 0.44

7 9.01 2.33

8 8.96 2.68

9 8.91 2.81

10 8.85 2.82

11 8.76 3.88

12 8.63 3.82

13 8.55 4.56

14 8.47 6.14

Fuente: Datos Calculados

Tabla: pH teórico del buffer básico al titularse con hidróxido de sodio y el error porcentual.


1 9.37 10.67

2 9.42 10.93

3 9.46 12.90

4 9.51 13.35

5 9.56 13.60

6 9.61 13.63

7 9.66 13.98

8 9.73 14.08

9 9.77 14.33

10 9.85 14.01

11 9.91 14.03

12 10.03 13.36

13 10.08 13.49



1 4.85 6.19

2 4.91 7.54

3 4.97 9.86

4 5.03 13.92

5 5.07 34.52

6 5.11 93.15

7 5.18 95.17

8 5.26 94.68

9 5.31 93.97

Tabla: Potencial de hidrógeno teórico del buffer ácido al titularse con hidróxido de sodio y el error porcentual.


Tabla: Potencial de hidrógeno teórico del buffer ácido al titularse con ácido clorhídrico y el error porcentual.


1 4.76 11.76

2 4.71 12.53

3 4.67 12.63

4 4.63 12.53

5 4.58 12.66

6 4.54 13.00

7 4.49 13.59

8 4.44 13.51

9 4.39 14.12

10 4.33 14.55

11 4.27 14.52

12 4.21 14.49

13 4.14 15.22

14 4.05 15.31

15 3.96 16.92

16 3.86 17.10


Gráfica 1: Curva volumétrica experimental y teórica del buffer alcalino al titularse con ácido clorhídrico.


Gráfica 2: Curva volumétrica experimental y teórica del buffer alcalino al titularse con hidróxido de sodio.


0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 100

2

4

6

8

10

12

f(x) = − 0.149719298245614 x + 9.42584210526316R² = 0.901896543354445f(x) = − 0.372877192982456 x + 10.0011052631579R² = 0.749151955356477

Curva volumétrica y teórica del buffer alcalino al titularse con ácido clorhídrico

Experimentales Linear (Experimentales)teóricos Linear (teóricos )

Volumen de HCl (mL)

Pote

ncia

l de

hidr

ógen

o (p

H)

0 1 2 3 4 5 6 7 80

2

4

6

8

10

12

14

f(x) = 0.105978021978022 x + 9.29615384615385R² = 0.992944582758606

f(x) = 0.165142857142857 x + 10.3242857142857R² = 0.991170711446033

Curva volumétrica y teórico del buffer alcalino al titularse con hidróxido de sodio

Experimentales Linear (Experimentales)Teóricos Linear (Teóricos)

Volumen de NaOH (mL)

Pote

ncia

l de

hidr

ógen

o (p

H)

Gráfica 3: Curva volumétrica experimental y teórica del buffer ácido al titularse con hidróxido de sodio.


Gráfica 4: Curva volumétrica experimental y teórica del buffer ácido al titularse con ácido clorhídrico.


0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 50

2

4

6

8

10

12

f(x) = 0.111272727272727 x + 4.79963636363636R² = 0.995210089987954

f(x) = 1.472 x + 4.088R² = 0.860480591497228

Curva volumétrica teórica y experimental del bu-ffer ácido al titularse con hidróxido de sodio.

Experimentales Linear (Experimentales)Linear (Experimentales) TeóricosLinear (Teóricos)

Volumen de NaOH (mL)

Pote

ncia

l de

hidr

ógen

o (p

H)

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 100

1

2

3

4

5

6

f(x) = − 0.12027280625543 x + 4.87755777584709R² = 0.98003451997077

f(x) = − 0.148476107732407 x + 5.50227280625543R² = 0.7934801872732

Curva volumétrica teórica y experimental del buffer ácido al titularse con ácido clorhídrico

Experimentales Linear (Experimentales)

Teóricos Linear (Teóricos)

Volumen HCl (mL)

Pote

ncia

l de

hidr

ógen

o (p

H)

Tabla: Potencial de capacidad amortiguadora teórica y experimental del buffer alcalino

al titularse con ácido clorhídrico.

Corrida Potencial Capacidad Amortiguadora Teórica

Potencial Capacidad Amortiguadora Experimental

1 4.35 4.34

2 4.40 4.37

3 4.44 4.39

4 4.49 4.43

5 4.53 4.47

6 4.58 4.62

7 4.63 4.84

8 4.68 4.92

9 4.73 4.98

10 4.79 5.04

11 4.88 5.22

12 5.01 5.34




1 4.27 3.272 4.22 3.193 4.18 2.964 4.13 2.865 4.08 2.786 4.03 2.727 3.98 2.638 3.91 2.549 3.87 2.4710 3.79 2.4111 3.73 2.3412 3.61 2.2713 3.56 2.20

Tabla: Potencial de capacidad amortiguadora teórica y experimental del buffer alcalino

al titularse con hidróxido de sodio.


Tabla: Potencial de capacidad amortiguadora teórica y experimental del buffer ácido al

titularse con hidróxido de sodio.




1 4.49 4.792 4.55 4.923 4.61 5.104 4.67 5.375 4.71 6.306 4.75 3.777 4.82 3.538 4.90 3.409 4.95 3.34



1 4.96 4.402 4.94 4.353 4.90 4.314 4.85 4.275 4.80 4.226 4.77 4.187 4.74 4.138 4.68 4.089 4.65 4.0310 4.60 3.9711 4.53 3.9112 4.46 3.8513 4.41 3.78

Tabla: Potencial de capacidad amortiguadora teórica y experimental del buffer ácido al

titularse con ácido clorhídrico.


6. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

7. CONCLUSIONES

8. BIBLIOGRAFÍA

1. ARÀNEO, ANTONIO. (1972) Química Analítica Cualitativa. Trad. Javier Arenas de la

Rosa. México: McGraw-Hill, 131-134pp

2. Ayres, Gilbert H. (1975) Análisis Químico Cuantitativo. Trad. Santiago Vicente Pérez.

México: Harla, 63-66pp.

3. CRISTIAN, GARY D. (2009) Química Analítica. Trad. Sergio Sarmiento y Virgilio

González. 6ed. México: McGraw-Hill, 219-225pp.

4. NORDMANN, JOSEPH. (1960) Análisis Cualitativo y Química Inorgánica. Trad.

Ernesto Ureta. México: Editorial Continental, 113-115pp.

9. ANEXOS

9.1 Datos Originales

Tabla : Potencial de hidrógeno del buffer básico al titularse con ácido clorhídrico

Corrida pH titulado con HCl

1 9.37

2 9.27

3 9.25

4 9.21

5 9.17

6 9.02

7 8.80

8 8.72

9 8.66

10 8.60

11 8.42

12 8.30

13 8.16

14 7.95

15 7.52

16 7.09

17 6.53

18 4.58

19 4.29

Tabla : Potencial de hidrógeno del buffer básico al titularse con hidróxido de sodio.


1 10.37

2 10.45

3 10.53

4 10.68

5 10.78

6 10.86

7 10.92

8 11.01

9 11.10

10 11.17

11 11.23

12 11.30

13 11.37

14 11.44

Tabla : Potencial de hidrógeno del buffer ácido al titularse con hidróxido de sodio.


1 5.15

2 5.28

3 5.46

4 5.73

5 6.82

6 9.87

7 10.11

8 10.24

9 10.30

Tabla : Potencial de hidrógeno del buffer ácido al titularse con ácido clorhídrico.


1 5.32

2 5.30

3 5.26

4 5.21

5 5.16

6 5.13

7 5.10

8 5.04

9 5.01

10 4.96

11 4.89

12 4.82

13 4.77

14 4.67

15 4.63

16 4.52

17 4.46

18 4.26

19 3.29

9.2 Muestra de Cálculo

9.2.1 Ecuación Henderson-Hasselbalch

pH=pKw−pKb+ log[Cb ][Csb]

Donde:

pH = potencial de hidrógeno de la solución buffer adimensional

pKw= potencial de las constante del producto iónico del agua a temperatura

determinada, adimensional.

pKb =potencial de la constante de equilibrio de la base, adimensional.

Log =logartimo de base 10

[Cb] =concentración de la base en molaridad.

[Csb] =concentración de la sal en molaridad.

Ejemplo: Determinar la concentración del hidróxido de amonio (pKb=4.74) si se desea

preparar una solución buffer a un pH=10 con cloruro de amonio 0.5M a 25°C.

pH=pKw−pKb+ log[Cb ][Csb]

10=14−4.74+ log[Cb ][0.5]

10−9.26=log[Cb ][0.5]

100.74= Cb0.5 M

Cb=2.75 M

9.2.2 Capacidad amortiguadora del agua

βw=2.303¿

Donde:

βw= capacidad amortiguadora del agua en mol/L

[H+]= concentraciones de iones hidronio

[OH-]= concentración de iones hidroxilo.

Ejemplo: Calcular la capacidad amortiguadora inicial del agua (mol/L) a un pH de 10 a

25°C.

βw=2.303¿

βw=2.303 (1∗10−14 )

βw=2.3∗10−4 M

9.2.3 Capacidad amortiguadora de los solutos

βsol=2.303(Cb∗CsbCb+Csb )

Donde:

βsol=¿ Capacidad amortiguadora de los solutos en mol/L

Cb= concentración molar de la sal.

Csb= concentración molar de la base.

Ejemplo: Calcular la capacidad amortiguadora inicial de los solutos si se tiene hidróxido

de amonio 2.75M y cloruro de amonio 0.5M.

βsol=2.303(Cb∗CsbCb+Csb )

βsol=2.303( 2.75∗0.52.75+0.5 )βsol=2.303 (0.423 )βsol=0.974 M

9.2.4Capacidad amortiguadora total

β total=¿ βsol+βw ¿

Donde:

β total=¿¿Capacidad amortiguadora total de la solución en mol/L

βsol = Capacidad amortiguadora de los solutos en mol/L

βw = Capacidad amortiguadora del agua en mol/L

Ejemplo: Determinar la capacidad amortiguadora de la solución buffer a las condiciones

iniciales.

β total=¿ βsol+ βw ¿

β total=2.3 x1 0−4 M+0.974 M β total=0.9742 M

9.2.5 Análisis de Error

9.2.5.1 Porcentaje de Error

El porcentaje de error se puede calcular con la siguiente formula:

%Error=|DE−DT

DT|∗100 (7)

Así mismo esto también se puede hacer con los promedios para tener un valor

promediado del error promedio de cada instrumento.

Donde:

DE: Dato experimental

DT: Dato teórico

Ejemplo: Determinar el error relativo de la tensión superficial del etanol a 20 °C

Datos:

Dt= 22.75 De= 23.79

Er=|22.75−23.7922.75 |×100

Er=¿4.57 %

9.2.5.2 Media aritmética

Para obtener la media aritmética se utiliza la siguiente expresión:

x=x1+x2+x3+… xn

n

Donde:

x= media aritmética

n= total de datos

x1= primer dato

x2= segundo dato

x3= tercer dato

xn= último dato

Ejemplo: Determinar la media aritmética de 8, 5 y 1:

x=8+5+13

x=7

9.2.5.2 Desviación Estándar

Para determinar la desviación estándar de un grupo de datos se utiliza la siguiente

expresión:

σ=√∑i=1

n

(x i−x)2

n−1

Donde:

x = la media aritmética

x i =cada uno de los valores de la serie.

n= a total de datos en la serie menos una unidad.

Ejemplo: Determinar la desviación estándar de 8, 5 y 1

σ=√ (8−14 )2+(5−14 )2+(1−14 )2

2

σ=11.96

9.2.5.4 Incertidumbre

Tabla 5: Incertidumbre de los instrumentos

Instrumento IncertidumbreProbeta 10 mL ±0.2mL

Balanza ±0.001g

Beacker ±0.5mL

Fuente: Laboratorio de Docencia (Ciudad Universitaria T-5)

9.3 Datos Calculados

Tabla No. Porcentaje de error del pH de un buffer alcalino al titularse con ácido clorhídrico

Corrida pH teórico pH experimental Error porcentual (%)

1 9.29 9.30 0.11

2 9.24 9.27 0.32

3 9.20 9.25 0.54

4 9.15 9.21 0.65

5 9.11 9.17 0.66

6 9.06 9.02 0.44

7 9.01 8.80 2.33

8 8.96 8.72 2.67

9 8.91 8.66 2.80

10 8.85 8.60 2.82

11 8.79 8.42 4.20

12 8.73 8.30 4.92

13 8.66 8.16 5.77

14 8.57 7.95 7.23

15 8.48 7.52 11.32

16 8.37 7.09 15.29

17 8.23 6.53 20.65

18 8.05 4.58 43.11

19 7.63 4.29 43.77

Fuente: Muestra de Cálculo

Tabla: Porcentaje de error del pH del buffer alcalino al titularse con hidróxido de sodio.


1 9.37 10.37 10.67

2 9.42 10.45 10.93

3 9.46 10.53 11.31

4 9.51 10.68 12.30

5 9.56 10.78 12.76

6 9.60 10.86 13.12

7 9.65 10.92 13.16

8 9.70 11.01 13.51

9 9.75 11.10 13.84

10 9.81 11.17 13.86

11 9.87 11.23 13.77

12 9.93 11.30 13.79

13 10.0 11.37 13.70

14 10.08 11.44 13.49


Tabla: Porcentaje de error del pH del buffer ácido al titularse con hidróxido de sodio.


1 4.85 5.15 6.18

2 4.90 5.28 7.75

3 4.94 5.46 10.52

4 4.99 5.73 14.82

5 5.03 6.82 35.58

6 5.08 9.87 94.29

7 5.13 10.11 97.07

8 5.18 10.24 97.68

9 5.23 10.30 96.94

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