jueves, 2 de abril de 2015

Preparación de soluciones buffer

OBJETIVOS

General

-Recordar los conocimientos necesarios para la preparación de soluciones.

Específicos

-Calcular la cantidad de una sustancia necesaria para obtener una concentración determinada en un volumen determinado.
-Medir la cantidad calculada por medio de una balanza analítica.
-Preparar soluciones a concentraciones determinadas por medio del material de vidrio adecuado.

INTRODUCCIÓN

SOLUCIONES
Las soluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación.  La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta.

Las disoluciones
 se pueden clasificar según su concentración en:

·         Diluidas: En estas, hay muy poca cantidad de soluto, el disolvente puede seguir admitiendo más soluto.
·         Concentradas: En ellas hay bastante cantidad de soluto disuelto, pero el disolvente todavía puede seguir admitiendo más soluto.
·         Saturadas: Son aquellas que a una temperatura determinada no pueden seguir admitiendo más soluto. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta.
·         Sobresaturadas: Son aquellas que estando saturadas a una temperatura determinada, se aumenta esta para poder echar más soluto, y se vuelve a bajar con cuidado para que no precipite. Si se les añade más soluto o se mueve bruscamente, precipita.

La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Ésta puede ser expresada en:


Molaridad: La molaridad se refiere al número de moles de soluto que están presentes por litro de solución.  


Molalidad: Otra unidad de concentración comúnmente utilizada es la molalidad, la cual expresa el número de moles de soluto por kilogramos de solvente utilizados en la preparación de la solución. 
  
 Normalidad: La normalidad es una medida de concentración que expresa el número de equivalentes de soluto por  litro de solución.  La definición de equivalentes de soluto depende del tipo de reacción que ocurre.  Para reacciones entre ácidos y bases, el equivalente es la masa de ácido o base que dona o acepta exactamente un mol de protones (iones de hidrógeno). 

Otras unidades de concentración
La concentración de una solución también puede expresarse de las siguientes maneras:

SOLUCIONES TAMPÓN O BUFFER


Un buffer es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada o de bases débiles y sus ácidos conjugados, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable o evitar grandes variaciones del valor del pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado.

ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBACH. CONCEPTO DE PK

La concentración de H+  está vinculada a la naturaleza del electrolito débil.
Considerando un ácido débil, de modo genérico como HA, su equilibrio de disociación sería:

HA <--------------------> A- + H

Aplicando la ley de acción de masas, la constante de equilibrio K será:

 K = [A-][H] /[HA]

despejando  [ H]

[H]= K*[HA] / [A-]

aplicando logaritmos

log [H] = log K + log [HA]) - log [A-]

multiplicando por -1:

 - log [H] = - log K - log [HA] + log [A-]

Si hacemos que
 - log [H] = pH
 - log K = pK

Se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

Un pH-metro consta esencialmente de dos partes: los electrodos y el potenciómetro propiamente dicho. Los electrodos más utilizados son, en general el de calomelanos, como electrodo de referencia y el de vidrio como electrodo de medida. También es muy frecuente el uso de un solo electrodo del tipo llamado combinado, que lleva en sí incluidos tanto el electrodo de referencia como el de medida.

Figura 1. Esquema del  pH-metro Metrohm-Herisan


Los ácidos que liberan más de un protón se denominan ácidos polipróticos. Para el ácido carbónico H2CO3, las dos disociaciones son débiles:

Los  valores relativos de Ka1 y Ka2, para un ácido dado, parecen intuitivamente razonables. Asi que es válido esperar que el H2CO3, que ya tiene una carga negativa, este menos dispuesto a ceder otro protón  que el H2CO3,, que es neutro. A un pH igual al pKa, para una disociación particular, las dos formas de la especie que se disocia están presentes en concentraciones iguales.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Materiales
·         Potenciómetro
·         Balanza Analítica
·         Vaso de precipitados
·         Matraz aforado de 100 mL
·         Papel aluminio
·         H3PO4
·         NaH2PO4
·         CH3COOH
·         CH3COONa

Metodología



Buffer de carbonato/bicarbonato


Buffer de fosfatos


RESULTADOS


Tabla 1. Resultados de pH medidos en el pHmetro de las soluciones buffer de carbonato/bicarbonato.
%w/w (Na2CO3/NaHCO3)
NaHCO3 (g)
Na2CO3 (g)
pH
0
1.0
0
8.6
25
0.75
0.25
10.0
40
0.60
0.40
10.28
60
0.40
0.60
10.85
75
0.25
0.75
10.91
90
0.10
0.90
11.44
100
0
1.0
12.1


Tabla 2. Resultados de pH de las distintas soluciones de buffer de fosfatos. Los reactivos utilizados fueron H3PO4, KH2PO4, K2HPO4 y Na3PO4.
Equipo
AH (fracción molar)
A- (fracción molar)
pH
1
0.625
0.375
1.97
2
0.121
0.879
2.48
3
0.041
0.958
3.3
4
0.993
0.007
3.63
5
0.55
0.45
6.94
6
0.01525
0.984
8.85
7
0.6863
0.3137
11.74


DISCUSIÓN

Buffer de acetatos

Los pH`s obtenidos en la practica uno de los factores que afecta al resultado es la calibración del pHmetro ya

Buffer de carbonato/bicarbonato
Tabla 3. Comparación de los pH teóricos y experimentales obtenidos en la preparación de los diferentes buffer de carbonato/ bicarbonato. PMcarbonato de sodio=105.9885 g/mol y PMbicarbonato de sodio=84.007 g/mol.
Porcentaje
%
Na2CO3
gramos
NaHCO3
gramos
Na2CO3
mol
NaHCO3
mol
pH experiment
pH
 teórico
0
0
1
0
0.01190377
8.6
9.66
25
0.25
0.75
0.00235875
0.00892783
10
9.75193548
40
0.4
0.6
0.00377399
0.00714226
10.28
10.0529655
60
0.6
0.4
0.00566099
0.00476151
10.85
10.405148
75
0.75
0.25
0.00707624
0.00297594
10.91
10.706178
90
0.9
0.1
0.00849149
0.00119038
11.44
11.1832992
100
1
0
0.00943499
0
12.1
11.638


Figura 1. Se muestran los pH experimentales (puntos) y los teóricos esperados para el buffer de carbonato/bicarbonato presentados en la tabla anterior (desviación estándar= 0.9155).


Como se puede ver en la memoria de cálculos para el rango de pH de 6.35-10.32 la ecuación de Henderson-Halsselbalch no es aplicable. Por ello, se tuvo que calcular la concentración de cada una de las especies en equilibrio para obtener el pH. Aun así, el valor obtenido de 9.66 está alejado del valor experimental de 8.6 observado en la Figura anterior. Además, las fichas técnicas indican que el pH de una solución al 5% de bicarbonato de sodio debe tener un pH de entre 8.0-8.6, y dado que nuestra solución tenía solo un 1% (w/w) de bicarbonato esperábamos obtener un pH que estuviera dentro o debajo de ese rango pero no sobre.

Figura 2. Concentraciones teóricas en equilibrio en una solución buffer de carbonato/bicarbonato.


Tabla 4. Fracciones molares de bicarbonato y carbonato de sodio ensayadas en el experimento y el pH experimental obtenido.
Fracción molar
Na2CO3
Fracción molar
NaHCO3
pH experimental
0.04394319
0.956056
8.6
0.20898693
0.79101307
10
0.3457224
0.6542776
10.28
0.54315105
0.45684895
10.85
0.70395059
0.29604941
10.91
0.87705085
0.12294915
11.44
0.99955273
4.47E-04
12.1

Figura 3. Concentraciones de los iones CO3-2 y HCO3- en equilibrio en los buffer de carbonato/bicarbonato contra el pH experimental. Datos mostrados en la tabla anterior. El comportamiento es el esperado, después de un pH de 8.34 el bicarbonato aumenta y la concentración de bicarbonato en equilibrio disminuye.


Buffer de Fosfatos


Figura 4. Al graficar las proporciones calculadas de las especies [HA] y [A-], se obtuvo el patrón esperado. Las intersecciones representan dos de los tres pKa’s del fosfato (2.14 y 7.19). El tercer valor de pKa (12.34) no aparece ya que no se preparó ningún buffer con pH mayor al pKa.



Figura 5. Los valores medidos con el potenciómetro, comparados con los valores teóricos, presentaron una desviación estándar promedio de 0.1606 por lo que aseguramos que los buffer de fosfatos fueron correctamente preparados.



CONCLUSIONES

·         Se comprobó que en efecto la ecuación de Henderson-Halsselbalch sólo aplica en determinado rango de concentraciones. Para el buffer de bicarbonatos ese rango debe ser menor a 6.35 y mayor a 10.32.
·         Para los rangos que sí aplica la ecuación de Henderson-Halsselbalch se obtuvieron valores de desviación estándar bajos, de 0.5494 y 0.1606 unidades de pH.
·         Hay que tener especial cuidado al preparar soluciones buffer en los rangos de pH que no aplica la ecuación de Henderson-Halsselbach.
·         Para el buffer de acetatos se obtuvo un valor de pH de 4.5 cercano al valor esperado y calculado de 5.0
·         Se debe realizar una calibración adecuada del pHmetro para evitar resultados erróneos.
·         Los reactivos, estos deben están libres de contaminación  para evitar variación de pH.

BIBLIOGRAFÍA

-Christian, G. (1994). Analythical Chemistry (5ª ed.). Canadá: John Wiley & Sons, pp. 233-235, 240
-Day, R. y Underwood, A. (1989). Química analítica cuantitativa (5ª ed.). México, D.F.: Prentice-Hall Hispanoamericana, pp. 584
-Harris, D. (2007). Análisis químico cuantitativo (). México, D. F.: Grupo Editorial Iberoamericana.
-Skoog, D., West, D., Holler, F. y Crouch, S. (2001). Química analítica (7ª ed.). México, D. F.: McGraw-Hill, pp. 181


MEMORÍA DE CÁLCULOS

Buffer de acetatos

Si se requiere una concentración molar final de 0.1 M entonces x+y=0.1, donde x= acetato de sodio y y=ácido acético. Además, según la ecuación de Henderson-Halselbach para llegar a un pH final de 5:

Entonces, x=0.06399 M y y=0.03600 M.
Para el acetato de sodio, tenemos:


 Y para el ácido acético:


Buffer carbonato/bicarbonato

·         Solución de bicarbonato
Para calcular el pH de la solución de bicarbonato se procedió a obtener las concentraciones de los iones en equilibrio.
Donde x=5.32389E-5 M
Además, el ácido carbónico ahora formado participará en otro proceso de disociación que debe ser tomado en cuenta:

Donde x=4.65834E-6 M
Entonces, para calcular el pH se deben calcular las contribuciones de OH- y H+



Por tanto, el pOH es de 4.31 y el pH de 9.686

Sin embargo, dado que el H2CO3 se disocia en HCO3- podemos asumir que se forma una solución tampón, y usar la ecuación de Henderson-Halsselbalch:

El resultado de 9.73 difiere poco del obtenido de 9.686. Es aconsejable hacer el primer procedimiento, ya que en la zona de pH de 6.35 a 10.33 la ecuación de Henderson-Halsselbach presenta desviaciones.

·         Buffer carbonato/bicarbonato
Para el caso de la solución con un % w/w de 60% se tiene que la cantidad de carbonato de sodio es de 0.6 gramos y de bicarbonato de 0.4 gramos. Obtenemos los moles de cada uno:


Entonces, siendo a volumen constante, las concentraciones son proporcionales al número de moles y según la ecuación de Henderson-Hasselbalch:


·         Solución de carbonato
Primero calculamos las concentraciones de las especies en equilibrio:
Donde x=4.3366E-3 M
Además el bicarbonato formado participará en otro proceso de disociación:

Donde x=4.466x10-8
Y la concentración total de OH- es de 4.3366x10-3 M, cuyo pOH=2.362 y un pH=11.638

Buffer de fosfatos

Para la concentración molar final de 0.1 M entonces +[A-]=0.1, donde [HA]= ácido fosfórico y [A-]=. Además, según la ecuación de Henderson-Hasselbach para llegar a un pH final de 3.5:

Entonces, [HA]=0.0041825 M y [A-]=0.09582 M.

Para el ácido fosfato monosódico, tenemos:

Y para el ácido fosfórico:





1 comentario:

  1. Solamente: Gracias.
    Excelente explicación para quienes cursamos Bioquímica en Medicina

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