Informe Soluciones Buffer II
Informe Soluciones Buffer II
Informe Soluciones Buffer II
Resumen.
Experimentalmente se verifica la capacidad reguladora de 5 soluciones de acido acético
0,200M y su sal, acetato de sodio en solución 0,200M a diferentes valores de pH, este efecto
será evaluado al agregar 1 mL de ácido clorhídrico y 1 mL de hidróxido de sodio
determinando un valor de ∆𝑝𝐻, entre más se acerque este valor a 0 indicará una mayor
capacidad reguladora, viéndose que el menor valor de ∆𝑝𝐻 se encontró en la S3 (-0,09 al
agregar ácido y 0,09 al agregar base) lo que sigue la lógica propuesta por Henderson-
Hasselbach que dice que la máxima capacidad reguladora se establece cuando el pH=pKa.
Introducción.
En diversas áreas de la industria y de la química en general se necesita que el pH del sistema
permanezca constante, para evitar productos no deseados o para favorecer la reacción de
interés, para lograr esto se hace uso de las denominadas soluciones reguladoras o soluciones
“buffer”, son soluciones creadas a partir de un ácido débil y una sal de su base conjugada
(una base débil y una sal de su ácido conjugado), esta solución se encarga de mantener el pH
de la solución constante o dentro de un intervalo pequeña al ser perturbado con pequeñas
cantidades de ácido fuerte de Brønsted–Lowry.
Un par de años mas tarde Karl Albert Hasselbach volvió a expresar esta misma ecuación en
términos logarítmicos dando como resultado la ecuación de Henderson-Hasselbach2.
[𝐴− ]
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log
[𝐻𝐴]
1
Henderson, L. J. (1908). American Journal of Physiology, 427–448.
2
Lawrence J. Henderson (1 de mayo de 1908). "En cuanto a la relación entre la fuerza de los ácidos y su
capacidad para preservar la neutralidad" , 173-179.
A pesar de comprender estos conceptos la ecuación de Henderson-Hasselbach tiene diversas
aproximaciones significativas como la suposición de que la concentración del ácido y su base
conjugada en equilibrio seguirá siendo la misma que la concentración formal. Esto descuida
la disociación del ácido y la unión de H + a la base., otro aspecto que también se ignora es el
efecto de la disociación del agua y la concentración relativa de agua. Lo que hace que esta
ecuación falle a la hora de estudiar sistemas con ácidos o bases relativamente fuertes,
soluciones diluidas o muy concentradas (menos de 0,001 M o más de 1,00M).3
Dando como resultado una ecuación mas general que resuelve los problemas dados por la
ecuación de Henderson-Hasselbach.
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑎
− [𝐻3 𝑂+ ] + [𝑂𝐻 − ]
[𝐻3 𝑂 +]
= 𝐾𝑎 ( 𝑉 )
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑏 + −
[𝐻 ] [𝑂𝐻 ]
𝑉 + 3𝑂 −
3
Larsen, D. "Henderson-Hasselbalch aproximación" . Chemwiki . Universidad de California
Datos y discusión de resultados.
Esta práctica se divide en dos partes:
1) Preparación de soluciones reguladoras o “Buffer”
Se prepararon 5 soluciones buffer a partir de ácido acético 0,200 M y una solución de acetato
de sodio 0,200 M con diferentes concentraciones.
Posteriormente a cada una de las soluciones se les midió por duplicado el pH con ayuda del
potenciómetro.
pH
Solución
1 2 Promedio
S1 5,49 5,53 5,51
S2 4,91 4,94 4,93
S3 4,53 4,55 4,54
S4 4,15 4,26 4,21
S5 3,67 3,69 3,68
Agua 5,48 5,46 5,47
Tabla 2 Valores de pH soluciones buffer
Tabla 4 pH de las soluciones Buffer al ser tratadas con acido y base fuerte
Ahora para calcular la capacidad reguladora de cada una de las soluciones buffer se hace uso
de la ecuación4:
𝐾𝑤 ([𝐻𝐴] + [𝐴− ])𝐾𝑎 [𝐻 + ]
𝛽 = 2,303 ( + + [𝐻 + ] + )
[𝐻 ] (𝐾𝑎 + [𝐻 + ])2
Donde:
𝐾𝑎 : Constante de acidez del ácido acético.
𝐾𝑤 ∶ Constante de autoionización del agua.
[𝐴− ] : Concentración de la solución de acetato.
[𝐻𝐴] : Concentración de la solución de ácido acético.
4
Butler, J. N. (1964). Buffer Capacities. In Ionic Equilibrium: A Mathematical Approach (p. 151).
Al hacer uso de esta ecuación se graficó la capacidad reguladora cuando [𝐴− ] y [𝐻𝐴] son
0,2 M en función del pH:
En esta se puede percibir que el agua no presenta picos haciendo notar que la capacidad
reguladora del agua es demasiado baja e incluso se podría llegar a decir que es nula.
Conclusiones.