Práctica 5

Práctica 5

Capacidad amortiguadora de disoluciones reguladoras.

            En esta práctica se ha efectuado una serie de experimentaciones con el fin de hacer un estudio cualitativo y cuantitativo del efecto que tiene el añadir un ácido o una base a una regulación reguladora frente a una normal. Para ello, nos hemos valido de disoluciones amortiguadoras compuestas por CH₃COONay CH₃COOH, así como de disoluciones acuosas. A todas ellas se ha procedido a la adición de ácidos o bases fuertes y, mediante papel indicador, se ha anotado el resultado obtenido para su posterior análisis.

Objetivos

            El principal objetivo en torno al cual se articula la práctica es dar cuenta del efecto que tiene la adición de un ácido o una base fuertes a una disolución amortiguadora. Por las características de una disolución amortiguadora, el pH de la misma no se mantiene prácticamente constante aun cuando se añade pequeñas cantidades de ácidos o bases. Mientras, en el caso de las disoluciones acuosas la adición de un ácido o base fuerte supone un cambio brusco de pH.

Fundamentos teóricos

           

            Una disolución reguladora (también llamada disolución tampón o amortiguadora), es toda aquella disolución cuyo valor de pH cambia muy ligeramente con la adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base. Para que se dé tal condición se requieren dos componentes:

·       Un ácido débil y una sal de su base conjugada.

·       Una base débil y una sal de su ácido conjugado.

En nuestro caso, la práctica se fundamenta en base al primer punto. Se dispone de CH3COOH y CH3COONa. Las reacciones que tienen lugar son las siguientes:

Si hacemos el balance de masas y el de cargas se tiene que:

·       Balance de masas: [CH3COOH]+[ CH3COO^-]=[ácido]+[sal]

·       Balance de cargas: [H3O]+[Na⁺]= [ CH3COO^-] + [OH^-]

, haciendo aproximaciones tenemos que puesto que la reacción es eminentemente ácida, se puede despreciar la concentración de iones hidroxilo, y como la concentración de iones hidronio es muy pequeña en comparación a la de Na⁺, también puede ser despreciada. Además, puesto que la sal se disocia totalmente la concentración de sal será igual que la de iones acetato. Así, llegamos a las siguientes conclusiones:

[CH3COOH]=[ácido]àk_a=[H₃O⁺]

            Finalmente, tomando logaritmos y despejando el pH llegamos a la ecuación que se utilizará en la práctica, y que sirve para determinar cualitativamente el pH de una disolución reguladora así como el efecto que tiene la adición de un ácido o una base:

Es por ello que reciben el nombre de disoluciones reguladoras, puesto que amortiguan las modificaciones de concentración introducidas mantiendo el pH constante, tal que:

·       Si se añade una base, esta reacciona con el ácido de forma que su concentración va a disminuir. Así, la concentración de ion acetato aumenta, compensando el cambio introducido.

·       Si se añade ácido, reaccionará con el ion acetato para dar ácido. Disminuirá así la concentración de ion acetato, pero el ácido reaccionará, puesto que esta en exceso, para compensar la modificación introducida.

Materiales utilizados

           

A continuación se enumeran los materiales necesarios para la correcta realización de la práctica:

·       8 tubos de ensayo

·       Gradilla

·       Pipetas Pasteur (cuentagotas)

·       Varilla de vidrio

·       12 trocitos de papel indicador de, aproximadamente, 5 mmx5 mm

·       Los siguientes reactivos: Ácido acético (1M), acetato de sodio(1M), hidróxido de sodio(0,1M), ácido clorhídrico (0,1 M), fenolftaleína y anaranjado de metilo. Estos dos últimos se utilizarán como indicadores de la reacción

Procedimiento

En primer lugar, se preparará la disolución reguladora en un vaso de precipitados mediante la adición de 10 mL de una disolución 1M de CH3COOH a otros 10 mL de CH3COONa.

Posteriormente, se toman 8 tubos de ensayo, a los que se añadirán las siguientes cantidades de compuestos:

·       4mL de la disolución reguladora a cada uno de los tubos del 1-4.

·       Otros 4mL de agua al resto de tubos (5-8).

·       Dos gotas de fenolftaleína a los tubos 1,2,5,6.

·       Dos gotas de anaranjado de metilo al resto de tubos: 3,4,7 y 8.

Se anotará el color de las disoluciones determinando, de manera aproximada, el pH de las mismas con papel indicador.

A continuación se añadirá 1mL de HCl 0,1M a los tubos 1,3,5 y 7; y 1 mL de NaOH al resto de tubos (2,4,6 y 8). Se anotará de nuevo los cambios de color y se volverá a determinar el pH haciendo uso del papel indicador.

Exposición de resultado y conclusiones

A continuación se adjunta una tabla con los resultados obtenidos en la experimentación expuesta con anterioridad:

Tubo	Contenido	Indicador	Color disolución	pH
1	Tampón	Fenolftaleína	Transparente	5
2	Tampón	Fenolftaleína	Transparente	5
3	Tampón	Anaranjado de metilo	Naranja	5
4	Tampón	Anaranjado de metilo	Naranja	5
5	H2O	Fenolftaleína	Transparente	6,5
6	H2O	Fenolftaleína	Transparente	6,5
7	H2O	Anaranjado de metilo	Naranja	6,5
8	H2O	Anaranjado de metilo	Naranja	6,5

           

Se puede observar que el resultado obtenido es válido y se puede corroborar por la teoría, puesto que:

• La disolución reguladora tiene un pH en torno a 5. Si aplicamos la fórmula expuesta con anterioridad, puesto que la concentración de ácido y de sal son iguales se tiene que el pH teórico es igual a pKa. Conocida la pKa del ácido acético (1,8 10-5), basta con hallar el logaritmo decimal, cambiado de signo, de dicho valor. Así se obtiene que el pH teórico es 4,74, muy próximo al hallado experimentalmente.
•   El agua deberá tener pH neutro (7). Sin embargo, puesto que el agua utilizada no es agua destilada, el pH puede variar siendo, en este caso, ligeramente más ácido del esperado.

Ahora se tabulan los resultados obtenidos al añadir ácido y base a las anteriores disoluciones, obteniendo lo siguiente:

Tubo	Reactivo añadido	Color disolución	pH
1	HCl	Transparente	5
2	NaOH	Transparente	5
3	HCl	Naranja	5
4	NaOH	Naranja	5
5	HCl	Transparente	3
6	NaOH	Fuxia	12
7	HCl	Rosa claro	3
8	NaOH	Naranja	12

·      

Nuevamente se corrobora lo presupuesto por la teoría. Se ha obtenido el mismo resultado para las disoluciones iguales independientemente del indicador utilizado, lo que nos hace concluir que el indicador no interviene en la reacción. Los resultados obtenidos:

·       El pH de las disoluciones reguladoras apenas se ha modificado, puesto que el color del papel indicador sigue siendo el mismo, aproximando su pH nuevamente al valor anterior: pH=5

·       El pH de las disoluciones acuosas a las que se le ha añadido HCl ahora es pH 3. Es decir, la concentración de iones hidronio ha aumentado considerablmente: pH muy ácido.

·       El pH de las disoluciones acuosas a las que se le añadió NaOH es pH 12. Esto significa que la concentración de OH^- ha aumentado, lo cual es lógico debido a la condición del hidróxido de sodio (base fuerte).