LABORATORIO N 3 SOLUCIONES ACIDO-BASE Y BUFFER

Transcripción

1 LABORATORIO N 3 SOLUCIONES ACIDO-BASE Y BUFFER 1.- INTRODUCCIÓN Soluciones Ácido-Base Los solutos disueltos en agua pueden clasificarse como electrolitos y no electrolitos en función de su capacidad de conducir la corriente eléctrica. En relación a esta propiedad, se denomina electrolito a una sustancia que disuelta en agua conduce la corriente eléctrica, mientras que un no electrolito es una sustancia que disuelta en agua no conduce la corriente eléctrica. Los electrolitos pueden disociarse total o parcialmente en iones, según lo cual se clasifican a su vez en electrolitos fuertes a aquellos que se disocian completamente en iones (100 %) en solución acuosa y electrolitos débiles a los que se disocian parcialmente en iones en estas condiciones. Un tipo especial de electrolitos son los ácidos y las bases. Según la Teoría de Arrhenius un ácido es una sustancia que libera uno o más iones hidrógeno (H + ) por cada molécula, y una base es una sustancia que libera uno o más iones hidroxilos (OH - ) por cada molécula, como uno de los productos de disociación iónica, en contacto con el agua. Estos conceptos se limitaron solamente a soluciones acuosas, porque están basadas en la liberación de iones H + y OH -. La Teoría de Brönsted-Lowry define un ácido como cualquier especie que tiene tendencia a ceder un ion hidrógeno a otra especie, y una base como una sustancia que tiende a aceptar un ion hidrógeno de otra sustancia. Estos conceptos no sólo se pueden aplicar a los ácidos y bases de Arrhenius, sino que a otras especies, como por ejemplo agua (H 2 O) y amoniaco (NH 3 ). Finalmente, la Teoría de Lewis define un ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones para formar un nuevo enlace y una base como una sustancia capaz de entregar un par de electrones para formar un enlace nuevo. Fuerza relativa de los ácidos y bases En solución acuosa, algunos ácidos entregan protones más fácilmente y algunas bases los reciben con mayor facilidad que otras, esto es lo que llamamos fuerza relativa de ácidos y bases. Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se disocia totalmente liberando iones hidrógeno (por tanto es un electrolito fuerte). Ejemplo: HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4, entre otros.

2 Un ácido débil es aquel que en solución acuosa se disocia parcialmente liberando iones hidrógeno (por lo tanto, es un electrolito débil). Ejemplo: CH 3 COOH, H 3 PO 4, HCN, H 2 S, etc. El grado en el que un ácido se ioniza en un medio acuoso se puede expresar por la constante de equilibrio para la reacción de ionización. En general, podemos representar cualquier ácido por el símbolo HX, donde el equilibrio de ionización está dado por: HX (ac) H + (ac) + X - (ac) La expresión de la constante de equilibrio correspondiente es: [H + ] [X - ] K a =, [ ] = Concentración [HX] Molar La constante de equilibrio se indica con el símbolo K a, y se llama constante de disociación ácida. Cuanto más pequeño sea su valor más débil es el ácido, menos disociado se encuentra. Una base fuerte es aquella que en solución acuosa disocia totalmente liberando iones hidroxilos (por lo tanto, es un electrolito fuerte). Ejemplo: NaOH, KOH. Una base débil es aquella que en solución acuosa disocia parcialmente liberando iones hidroxilos (por lo tanto, es un electrolito débil). La constante de equilibrio, K b, se llama constante de disociación básica. Cuanto más pequeño sea el valor de K b más débil es la base, situación similar para el ácido. Ionización del agua y escala de ph El agua puede aceptar o donar un protón, dependiendo de las circunstancias. La transferencia de un protón entre dos moléculas de agua es llamada Autoionización. 2H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH - (ac) o bien H 2 O (l) H + (ac) + OH - (ac) La constante correspondiente al equilibrio de Autoionización, K w, constante de autoionización del agua, tiene la forma: K w = [H + ] [OH - ] = 1, (a 25 C)

3 Este valor es importante ya que establece que en agua pura, la concentración de ion H + y ion OH - son muy pequeñas (1, molar) y no varía en forma independiente, sino que están reguladas por la constante K w. Si una de estas concentraciones aumenta, la otra necesariamente deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de estos iones mantenga el valor de dicha constante. Por cuanto la concentración de H + en una solución acuosa suele ser muy pequeña y varía en varios órdenes de magnitud, se expresa en términos de un parámetro denominado ph. El ph se define como el logaritmo negativo en base diez de la concentración molar de iones hidrógeno, es decir: ph = - log [H + ] Debido al signo negativo, el ph disminuye a medida que aumenta la concentración de iones hidrógeno de modo tal que: Soluciones ácidas ph < 7,0 [H + ] > [OH - ] Soluciones neutras ph = 7,0 [H + ] = [OH - ] Soluciones básicas ph > 7,0 [H + ] < [OH - ] El logaritmo negativo también es una forma de expresar las magnitudes de otras cantidades pequeñas. Por ejemplo, se puede expresar la concentración de ion hidroxilo como poh y definirlo según: poh = - log [OH - ] Usando esta notación pude demostrarse que en una solución acuosa, a 25 C, siempre debe cumplirse que: ph + poh = 14

4 Soluciones Buffer Las soluciones tampón tienen una importancia fundamental en los organismos vivos, ya que ellas mantienen el ph constante en las células y fluidos corporales para que las reacciones bioquímicas procedan exitosamente. Una solución tampón se define como una solución que es capaz de mantener el ph constante por adición de protones (H + ) o iones hidroxilos (OH - ). Un buffer está constituido por un ácido débil y su sal derivada (base conjugada del ácido débil), buffer ácido o por una base débil y su sal derivada (ácido conjugado de la base débil), buffer básico. Una solución amortiguadora debe contener un ácido que reaccione con los iones hidroxilos (OH - ) que puedan agregarse; y también debe contener una base que reaccione con los iones de hidrógeno (H + ) que puedan añadirse. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos se satisfacen por un par ácido-base conjugado (un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado). Si consideramos la siguiente solución buffer constituida por un ácido débil (HA) y una sal derivada del ácido (MA), donde M es el metal. En solución tendremos: HA H + + A - (disociación del ácido débil) MA M + + A - (sal soluble) A - + H 2 O HA + OH - (hidrólisis) Lo que hace que estas soluciones actúen como reguladoras del ph es la presencia de estos dos equilibrios simultáneos, en uno de los cuales se producen protones (reacción de disociación del ácido débil) y en el otro iones hidroxilos (reacción de hidrólisis). Por lo tanto, siguiendo el principio de Le Chatelier, si se agrega soluciones ácidas, el primer equilibrio se desplaza hacia la izquierda y el segundo hacia la derecha con el objeto de compensar la alteración producida, y por consiguiente, la variación de ph es mínima. Como debe cumplirse la condición de equilibrio [H + ] [A - ] [H + ] [Sal] K a = = [HA] [Ácido] Si despreciamos la pequeña cantidad del ion A - que hidroliza y la pequeña cantidad del ácido débil que disocia, la [A - ] será igual a la concentración inicial de sal y [HA] será igual a la concentración inicial del ácido.

5 Ordenando tenemos que [H + ] = K a x [Ácido] [Sal] Aplicando el operador p = - log, tenemos ph = pk a + log [Sal] [Ácido] Ecuación que recibe el nombre de Ecuación de Henderson-Hasselbalch, donde K a (constante de acidez) pk a = - log Ejemplo: Calcular el ph de una solución que es 0,1 M en ácido acético y 0,1 M en acetato de sodio (K a = 1, ) [Sal] ph = pk a + log [Ácido] 0,1 ph = 4,75 + log 0,1 ph = 4,75 otras: Así cuando la concentración del ácido es igual al de la sal, el ph es igual al pk a. Estas soluciones presentan dos propiedades interesantes, que las distinguen de Primera Propiedad: La dilución moderada de estas soluciones no afecta al ph. La expresión de ph así lo indica, si se diluye la solución de tal forma que las concentraciones bajan a la mitad de su valor original, la relación entre las concentraciones permanece constante, y por lo tanto, el ph permanece invariable. Segunda Propiedad: La adición moderada de ácidos y bases a estas soluciones, no afectan el ph de las mismas en forma significativa. Para situaciones de un buffer constituido por una base débil y su sal derivada de la base, haciendo el mismo análisis anterior se llega a la siguiente relación:

6 poh = pk b + log [Sal] [Base] donde pk b = - log K b (constante de basicidad) Obsérvese que el poh de este tipo de combinaciones es función de las concentraciones de la base y de la sal correspondiente y de la constante de basicidad. Ejemplo: Calcular el ph de una solución que es 0,1 M en amoniaco y 0,1 M en cloruro de amonio (K b = 1, ) poh = pk b + log poh = 4,75 + log [Sal] [Base] 0,1 0,1 poh = 4,75 ph = 14 - poh ph = 14-4,75 ph = 9,25 El rango amortiguador de un buffer corresponde a un rango de ph que va desde (pk a - 1) y (pk a + 1). Por consiguiente, el rango amortiguador de un buffer dependerá de la constante de acidez (tampón ácido) o constante de basicidad (tampón básico). Así, por ejemplo para el buffer acetato (ácido acético - acetato de sodio, K a = 1, ; pk a = 4,74) el rango amortiguador corresponde a 3,74 a 5,74. La capacidad de un tampón para resistir un cambio de ph por adición de protones o iones hidroxilos se conoce como capacidad de amortiguación. Para un buffer ácido, la capacidad amortiguadora depende de la concentración del ácido débil y su sal derivada, a mayor concentración del ácido débil y su base conjugada (sal derivada) mayor será la capacidad amortiguadora. Lo mismo se observa para un buffer básico. La dilución de un buffer no afecta al ph, pero si disminuye la capacidad de amortiguación.

7 La concentración de un buffer corresponde a la suma de la concentración del ácido débil más la concentración de la base conjugada (sal derivada), en un tampón ácido, o la suma de la concentración de la base débil más la concentración del ácido conjugada (sal derivada), en un tampón básico. [Buffer Ácido] = [Ácido] + [Sal] [Buffer Básico] = [Base] + [Sal] II.- OBJETIVOS Medir el ph de distintas soluciones y determinar si estas son ácidas ó básicas. Utilizar la técnica de titulación volumétrica. Determinar la concentración de ácido de una muestra problema en solución. Conocer las propiedades de una solución tampón. III.- PARTE EXPERIMENTAL 1) Clasificación de soluciones y medición de ph a) Disponga cada una de estas soluciones en 4 vasos precipitados diferentes y determine el ph a través de dos procedimientos, papel ph y peachímetro. b) De acuerdo al ph encontrado, clasifíquelas como ácida, básica o neutra Vaso Nº Solución 1 Hidróxido de sodio (NaOH) 0,1 M ph papel ph ph peachímetro Clasificación según: ácida, básica o neutra 2 Acido clorhídrico (HCl) 0,1 M 3 Acetato de sodio (CH 3 COONa) 0,1 M 4 Acido acético (CH 3 COOH) 0,1 M

8 c) De acuerdo al valor del ph determine la concentración de protones (H + ) y de hidroxilos (OH - ) que presenta cada solución: Vaso Valor ph [H + ] [OH - ] 2) Soluciones Buffer Capacidad de amortiguación: efecto de la concentración del ácido y la sal en el buffer a) Prepare 3 tubos de ensayo según lo indicado en la siguiente tabla Tubos de ensayo Acido acético 1M 9 ml 5 ml 1 ml Acetato de sodio 1M 1 ml 5 ml 9 ml b) Determine el ph de cada tubo usando papel ph. Tubos de ensayo ph c) Prepare otros 3 tubos de ensayo según lo indicado en la siguiente tabla, esta vez agregando también a cada tubo 20 gotas de acido clorhídrico 2M y en seguida determine el ph de cada tubo usando papel ph. Tubos de ensayo Acido acético 1M 9 ml 5 ml 1 ml Acetato de sodio 1M 1 ml 5 ml 9 ml Acido clorhídrico 2M 20 gotas 20 gotas 20 gotas Tubos de ensayo ph

9 d) Qué observa al comparar los valores de ph? e) Qué tubo mostró mejor capacidad de amortiguación para ácidos? Justifique brevemente. IV.- CUESTIONARIO 1. Cuál es el ph de una solución si la concentración de iones (H + ) es de 5,6 x 10-4 M? 2. Cuál es el ph de una solución si la concentración de iones (OH - ) es de 5,6 x 10-4 M? 3. En una solución cuyo ph es 6,6 cuál es la concentración de iones (H + )? 4. En una solución cuyo ph es 10,4 cuál es la concentración de iones (OH - )? 5. Cuál es el ph de una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) 0,17 M?

10 6. Cuál es el ph de una solución acuosa de hidróxido de sodio (NaCl) 0,17 M? 7. Si tiene un buffer formado por acetato de sodio 0,3 M y ácido acético 0,1 M (Ka = 1,78 x 10-5 ). Calcule el ph de esta solución. 8. Cómo afecta la concentración del buffer la capacidad amortiguadora? 9. Si usted varía la concentración del buffer el rango de amortiguación se verá afectado? Explique brevemente.