Soluciones buffer

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PRACTICA # 07
“Preparación de Soluciones Buffer”

I. FUDAMENTO:
Se basa principalmente en el “efecto del ion común”, al combinarse un acido o una base débil con una sal con ion común a estos. La solución resultante tiene la capacidad de resistir al cambio de concentración de sus iones hidrogeno.

II. OBJETIVOS:
- Preparar soluciones Buffer en el rango acido y básico.
- Comparaciónde los valores de pH teórico y práctico.

III. MARCO TEORICO:
Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas.
Las soluciones reguladoras o “buffer” son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cualtienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.
Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido / base conjugado en concentraciones apreciables. (Mayores que 10 – 2 M) Se puede preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido débil y una sal de su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido conjugado); también se puedeobtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente (por neutralización) un ácido débil con una base fuerte, o una base débil con un ácido fuerte.
Una vez formada la solución reguladora, el pH varía poco por el agregado de pequeñas cantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (dilución) Ecuación de Henderson - Hasselbach oEcuación Buffer Consideremos un ácido monoprótico débil: HA, de constante Ka, con una concentración Ca, y una sal de su base conjugada NaA de concentración Cb
Dado que la especie química A está presente en la solución como el anión A – y como el ácido HA, se puede expresar la condición de conservación de materia:
[A⁻] + [HA] = Ca + Cb (1)
[Na⁺] = Cb
La condición de electro neutralidad de lasolución es:
[Na⁺] + [H₃O⁺] = [HO⁻] + [A⁻]
Reemplazando [Na +] resulta:
Cb + [H₃O⁺] = [HO⁻] + [A⁻]
Reordenando queda:
[A⁻] = Cb + ([H₃O⁺] - [HO⁻]) (2)
Reemplazando (2) en (1) y reordenando se deduce:
[HA] = Ca - ([H₃O⁺] - [HO⁻]) (3)
Sustituyendo en:
Ka = [H₃O⁺] [A⁻] [H₃O⁺] (Cb + [H₃O⁺] - [HO⁻])
[HA] Ca - [H₃O⁺] + [HO⁻]
Para que la solución funcione como reguladora efectiva, Ca y Cbdeben ser mayores de 10 – 2 M y además se debe cumplir que 0,1< Ca / Cb < 10
En consecuencia se puede desestimar [H₃O⁺] y [HO⁻] frente a Ca y Cb, por lo cual la expresión anterior se reduce a:
Ka = [H₃O⁺] Cb
Ca
Aplicando a ambos miembros el operador p (-log) y reordenando resulta:
pH = pKa – log Ca / Cb
De igual manera, si consideramos una solución de base débil B, de constante Kb, conuna concentración Cb, y una sal de su ácido conjugado BHCl de concentración Ca.
La condición de conservación de materia es:
[B] + [HB⁺] = Ca + Cb (4)
[Cl⁻] = Ca
La condición de electro neutralidad es:
[HB⁺] + [H₃O⁺] = [HO⁻] + [Cl⁻]
Reemplazando [Cl⁻] resulta:
[HB⁺] + [H₃O⁺] = [HO⁻] + Ca
Reordenando queda:
[HB⁺] = Ca + ([HO⁻] - [H₃O⁺]) (5)
Reemplazando (5) en (4)y reordenando se deduce:
[B] = Cb – ([HO⁻] - [H₃O⁺]) (6)
Teniendo en cuenta que:
Kb = [HB⁺] [HO⁻] = [HB⁺] Kw
[B] [B] [H₃O⁺]

Ka = Kw = [B] [H₃O⁺]
Kb [HB⁺]


Ka = [H₃O⁺] (Cb - [HO⁻] + [H₃O⁺])
Ca + [HO⁻] - [H₃O⁺]
Considerando las condiciones que Ca y Cb deben ser mayores de 10 –2 M y además que 0,1 < Ca / Cb < 10 ydesestimando [H3O⁺] y [HO⁻] frente a Ca y Cb resulta:
Ka = [H₃O⁺] Cb / Ca
De donde se puede llegar a:
pH = pKa – log (Ca / Cb)
Efecto de ión común: Es un desplazamiento del sistema en equilibrio por la adición de un compuesto que al disociarse produce un ión común con las especies químicas en equilibrio.

Ilustración [ 1 ]

Capacidad Amortiguadora: Es la cantidad de ácido o base que...
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