La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al campo del pH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y/o bases fuertes, y es máxima cuando Ca = Cb. Una solución contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base conjugada tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación del pH por el agregado de una pequeña cantidad de acido o base fuerte es mínima
pH: El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. Es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+] presentes en determinada sustancia
Este fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
Escala de pH: Va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución seria neutral. De 0 a 7 seria acido y de 7 a 14 es base.
Base Conjugada: Según la teoría de Brønsted y Lowry, base es toda sustancia capaz de aceptar protones, y ácido es aquella capaz de cederlos. Una consecuencia de lo anterior es que existe la reversiblidad de la transferencia de protones, ya que al ceder un protón, un ácido HA, la parte restante: A-, sería capaz de aceptar este H+, o sea, se comportaría como una base, la cual es conocida como base conjugada:
HA (ácido) <=> H+ + A- (base conjugada)-> A- + H+ <=> HA
Del mismo modo HA es el ácido conjugado de A-.
Las definiciones de Brønsted-Lowry son,
. Un ácido de Brønsted – Lowry es un donante de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
. Una base Brønsted – Lowry es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH.
Ionización del agua (El equilibrio del agua)
El agua pura se dice que es una sustancia no conductora de la electricidad, pero, en realidad, tiene una conductividad muy pequeña que puede medirse con aparatos muy sensibles. Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones, aunque en concentraciones extremadamente pequeñas. Esto significa que, si bien en pequeñísima proporción, el agua debe estar disociada (este proceso se llama, a veces, auto ionización (Arrhenius) o autoprotólisis del agua.
PROCEDIMIENTOS EXPERIMENTALES
MATERIALES UTILIZADOS
REACTIVOS UTILIZADOS
1. CH3COOH/CH3COONa
2. NH3/NH4Cl
3. HCl
4. NaOH
5. Agua desionizada
PROCEDIMIENTO
Primera experiencia: Preparación de 250ml de solución buffer de CH3COOH/CH3COONa de pH 4,75
Se coloca en un matraz aforado 100ml de agua desionizada (destilada) y previamente se agregó acetato de sodio (2,05gr) medidos en la balanza y luego se vierte en un pequeño vaso de precipitado con un poco de agua desionizada ácido acético y luego se junta con la otra solución en el matraz y luego se afora a 250ml.
Luego se mide el pH con el pH-metro para mayor precisión (200ml de la solución buffer preparada otorgando un pH = 4,55.
Cálculos matemáticos:
Segunda experiencia: preparación de 250ml de solución buffer NH3/NH4CL de pH=9,25
En otro balón aforado se colocan 100ml de agua desionizada y luego se mide en la balanza 1,34g de cloruro de amonio y luego se disuelve en un poco de agua en un bucker con un agitador. El acido (hidróxido de amonio 1,8ml) es agregado en los 100ml de agua desionizada.
Se unen las 2 soluciones y se afora el matraz con la ayuda de un frasco laxador (agua desionizada).
ANÁLISIS DE LOS RESULTADOS
Comprobación del carácter regulador de una solución buffer
CONCLUSIÓN
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 calculo matemático dando como resultado un gran desempeño de las mismas. En la experiencia del CH3COOH/CH3COONa se tomo agua desionizada y se le agrego acetato de sodio y luego se junta con otra solución de acido acético y se afora a 250 ml para así medir su ph en el pH-metro, repitiendo el proceso con la solución de NH3/NH4CL pero agregandole NH3(aq) concentrado.
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
BIBLIOGRAFIA
Principios y Reacciones. W.L. Masterton y C.N. Hurley4a EdiciónEditorial Thomson
QUIMICAMartin S. Silberberg2a EdiciónEditorial Mc Graw Hill
http://es.wikipedia.org/wiki/PH
Autor:
Patricia Guerrero
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