Soluciones buffer

UNIVERSIDAD NACIONAL
FEDERICO VILLARREAL
FACULTAD DE OCEANOGRAFÍA
PESQUERÍA Y CIENCIAS ALIMENTARIAS
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA
ALIMENTARIA
Curso: Análisis Químico (Práctica)
Profesor:Ing. Luis Encinas Príncipe
Tema: Práctica Nº7: Preparación de soluciones Buffer
Alumno:
 Pérez Vilchez, Albert Joham
 Soriano Suarez, Félix
 Quilca Chuco, Jhon
 Valverde Condori, Emilio
Horario:
Miércoles de 6:00 pm – 8:00 pm
Miraflores, 03 de julio del 2013

Práctica Nº7: Preparación de soluciones Buffer
I) FUNDAMENTO:
Se basa principalmente en el efecto del ion común, al combinarse un ácido 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:
 Adiestrar al alumno en la preparación de soluciones buffer en rango ácido y
básico.
 Apreciar y determinar la diferencia entre pH teórico y práctico.
 Comprender de forma práctica y determinar la constante de ionización.
 Realizar el uso correcto del potenciómetro medidor del pH.
III) MARCO TEORICO:
3.3. Soluciones Buffer
En muchos procesos químicos y biológicos es necesario que el pH permanezca
prácticamente constante, esto se obtiene con las situaciones reguladoras o tampón y que
se les conoce como soluciones buffer
Son soluciones que contienen una mescla de un ácido o una base débil y una de sus
sales. Es por esto que estas soluciones se basan en el efecto de ion común.
Acido débil + Sal con ion común al acido
Base débil + Sal con ion común a la base

3.1.1. Constante de ionización (KI) Solo se emplean concentraciones molares
(moles/litro) de los componentes iónicos y de los electrolitos disociados de la reacción
de equilibrio químico. Las constantes de ionización varían apreciablemente con la
temperatura. A menos que se diga otra cosa se sobrentenderá que lo temperatura es de
25°C. También se sobrentenderá que el disolvente es el agua a menos que se establezca
otra cosa.
Grado de ionización
%de Disociación= # de moles disociadas/ # de moles iníciales × 100
3.1.2. Constante de ionización de un Ácido Es una media cuantitativa de la fuerza de
un ácido en solución. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como
disociación en el contexto de las reacciones ácidos y bases
HA A- + H+
Donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndose en A-, conocida como base
conjugada del ácido, y el ion hidrógeno o protón, H+, que, en el caso de soluciones
acuosas, existe como un ion hidroniosolvatado. En el ejemplo que se muestra en la
figura, HA representa el ácido acético, y A- el ion acetato. Las especies químicas HA,
A- y H+ se dice que están en equilibrio cuando sus concentraciones no cambian con el
paso del tiempo. La constante de disociación se escribe normalmente como un cociente
de las concentraciones de equilibrio (en mol/L), representado por [HA], [A-] y [H+]:
Debido a los muchos órdenes de magnitud que pueden abarcar los valores de Ka, en la
práctica se suele expresar la constante de acidez mediante una medida logarítmica de la
constante de acidez, el PkA que es igual al -log10, y que también suele ser denominada
constante de disociación ácida:
3.1.3. Constante de ionización de una base: Es una media cuantitativa de la fuerza de
una base en solución Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como
disociación en el contexto de las reacciones ácidos y bases
3.1.4. Efecto del Ion común: Si agregamos a una solución de ácido o base débil una sal
que tenga ion común al acido o base débil, se rompe inicialmente el equilibrio
incrementándose la reacción hacia la parte no ionizada de la sustancia respectiva.
Cuando se restablece el equilibrio tendremos la concentración del ion común más alta
que antes y el ion no común menos concentración que antes y la parte ionizada más
concentración que antes.

IV) PARTE EXPERIMENTAL:
4.1) MATERIALES
 2 Probeta
 2 Beaker 100 ml
 9 Tubo de ensayo
 Pipeta de (10, 5, 1 ml)
4.2) REACTIVOS
 Hidróxido de amonio (NH4OH)
 Cloruro de amonio (NH4Cl)
 Acido acético (CH3COOH)
 Acetato de sodio (CH3COONa)
4.3) PROCEDIMIENTO
PREPARACION DE LA SOLUCION BUFFER EN EL RANGO ACIDO
1. Agregar al tubo de ensayo 9 ml de acido acético 0.1 M y 1 ml de acetato de
sodio 0.1 M
2. En el segundo tubo agregar 8 ml de acido acético 0.1M y 2 ml de acetato de
sodio 0.1 M
3. En el tercero tubo agregar 7 ml y de acido acético 0.1 M y 3 ml de acetato de
sodio 0.1 M
4. Y así continuar con la combinación hasta obtener nueve Beaker, en el cual se
obtenga 1 ml de acido acético y 9 ml de acetato de sodio a 0.1 M
5. Una vez completa las combinaciones medir los valores del pH práctico y
determinar los valores de pH teórico.
PREPARACION DE LA SOLUCION BUFFER ENEL RANGO ALCALINO O
BASICO
1. Agregar en el tubo de ensayo 9 ml de hidróxido de amonio a 0.1 M y 1 ml de
cloruro de amonio a 0.1 M
2. El segundo tubo agregar 8 ml de hidróxido de sodio a 0.1 M y 2 ml de cloruro
de amonio a 0.1 M
3. El tercero tubo agregar 7 ml de hidróxido de amonio y 3 ml de cloruro de
amonio a 0.1 M
4. Y así continuar hasta combinar 9 tubos. El ultimo tubo estará 1 ml de hidróxido
de amonio y 9 ml de cloruro de amonio a0.1 M.

CALCULOS PARA DETERMINAR EL pH TEORICO
Rango acido:
Acido acético
0.1 M-----------------------------1000 ml (acido)
X----------------------------- 9 ml
X = 0.0009 M
ENTONCES
0.0009 M ------------------------10 ml (solución buffer)
X-----------------------------1000 ml (solución buffer)
X= 0.09 M
Acetato de sodio
0.1M-------------------------1000 ml (sal)
X-----------------------------1 ml (sal)
X= 0.0001M
ENTONCES
0.01 M--------------------------10 ml (sol. buffer)
X---------------------------1000 ml (sol. buffer)
X=0.01 M
Solución buffer Peachimetros
Moles del
acido
Moles del a
sal
pOH pH practico pH teórico
0.09 0.01 10.03 3.97 4.82
0.08 0.02 9.85 4.15 4.94
0.07 0.03 9.62 4.38 5.21
0.06 0.04 9.43 4.57 5.35
0.05 0.05 9.25 4.75 5.46
0.04 0.06 9.07 4.93 5.60
0.03 0.07 8.88 5.12 5.70
0.02 0.08 8.65 5.35 5.84
0.01 0.09 8.3 5.70 6.06
Cuadro: 1
Log(H3O) = Log (1/Ka) + log (sal/ acido)
pH= pKa + log(sal/acido)
pKa = 4.75 por que Ka= 1.8x10-5

Rango alcalino o básico
Hidróxido de amonio
0.1 M-----------------------------1000 ml (acido)
X----------------------------- 9 ml
X = 0.0009 M
ENTONCES
0.0009 M ------------------------10 ml (solución buffer)
X-----------------------------1000 ml (solución buffer)
X= 0.09 M
Cloruro de amonio
0.1M-------------------------1000 ml (sal)
X-----------------------------1 ml (sal)
X= 0.0001M
ENTONCES
0.02 M--------------------------10 ml (sol. buffer)
X---------------------------1000 ml (sol. buffer)
X=0.01 M
Solución de buffer Practico
Peachimetros
pH teórico
Peachimetros
pOH
Moles
base
Moles sal pOH pH
0.01 0.09 8.3 5.70 7.85 6.15
0.02 0.08 8.65 5.35 8.05 5.95
0.03 0.07 8.88 5.12 8.24 5.76
0.04 0.06 9.07 4.93 8.40 5.6
0.05 0.05 9.25 4.75 8.48 5.52
0.06 0.04 9.249 4.751 8.57 5.43
0.07 0.03 9.62 4.38 8.68 5.32
0.08 0.02 9.85 4.15 8.89 5.11
0.09 0.01 10.21 3.79 8.94 5.06
Cuadro: 2
Log(OH) = Log (1/Kb) + log (sal/ acido)
pOH= pKb + log (sal/acido)
pKb= 4.75 por que Ka= 1.8x10-5

V) RESULTADO:
En las dos prácticas realizadas con solución acido y base o alcalino, sean obtenidos
resultados diferentes con margen de error de 1 aproximadamente en ambos casos.
Como presenta los cuadros 1 y 2.
VI) DISCUSIONES:
 Según Lic. Pedro Elías Patiño. M y Lic. Edgar enrique .R. En el Manual de
Preparación de Reactivos 2006. Para preparar una solución buffer primero se
debe conocer el pH al cual se quiere mantener la solución. Después se debe
encontrar un ácido cuyo valor de pKa sea de +/- 1 unidad de pH alrededor del
pH que se quiera lograr. Por ejemplo, el pKa del ácido acético es 4.74, por lo
que se puede usar para preparar soluciones buffer de 3.74 a 5.74.
En la practica no se menciono. EL pKa del ácido pero se realizó la
experimentación con ácido acético lo cual se concuerda con el autor.
 Según Vicente Bolaños Chombo en Química analítica cualitativa
(reacciones en solución), 2003, menciona que empíricamente la preparación de
solución Buffer se encuentra reportada en la literatura de química y en revistas.
Cabe a ser mención de 2 tipos de preparación de estas soluciones, las de
Mellvaine que cubren un intervalo de pH de 2 a 8, y son preparados a partir de la
mezcla del ácido cítrico y NaH2PO4. Las otras son de las de Clark y Lubs que
abarcan un intervalo de 2 a 10 unidades de pH a partir del ácido itálico-italato de
potasio, KH2PO4 / K2HPO4 yHBO2 / NaBO2.
En la práctica se realizo la primera solución con las combinaciones de ácido
acético con acetato de sodio y la segunda solución se combino cloruro de
amonio con hidróxido de amonio, en este autor no menciona estos reactivos.
 Según Silvia Quesada Mora en Manual de experimentos de laboratorio
para bioquímica, la solución amortiguadora Buffer de pH 5 y pH 6 se prepara
con una solución de acetato de sodio 0,05M y acido acético concentrado, para
ello se disuelve 2,05g de acetato de sodio en 400ml de agua destilada, se agrega
1,5ml de acido acético concentrado. Se vierte 200ml de solución en un Becker y
se leva a un pH de 5 con NaOH 2N. Afore a 250ml con agua destilada. Vierta
200ml de la primera solución en un Becker y lleve a pH con NaOH 2N,
aforando al final con 250ml de H2O destilada.
En la práctica se trabajo acetato de sodio 0,1M y acido acético 0,1M para
preparar una solución Buffer de rango ácido, en los 9 ensayos q se realizaron el
pH mínimo registrado fue de 4,82 y el máximo fue de 6,06 registrados con el
pH-metro, probablemente no se siguió el procedimiento de este autor.

VII) CONCLUSIONES:
 Se logró la preparación de soluciones con 18 muestras buffer, 9acido y 9 básico
 Se determinó la diferencia entre el pH teórico y práctico teniendo como posible
factor responsable de esto la contaminación de los instrumentos.
 Con el experimento realizado se determinó también la contante de ionización
 Para comprobar los resultados encontrados se manipulo correctamente el
potenciómetro.
VIII) RECOMENDACIONES:
 Se recomienda realzar la experimentación con otros ácidos y bases para la mayor
diversidad y adiestramiento del alumno.
 Se recomienda fijar los datos de cada medida para evitar errores en los cálculos a
realizar.
 Se aconseja lavar y secar bien los instrumentos para evitar error en los
resultados y una descoordinación exagerada de los resultados prácticos y
teóricos.
 Realizar otras soluciones buffer, como la de fosfato o de lisis
IX) BIBLIOGRAFIA:
 Facultad de Ciencias Exactas Físicas y Naturales Universidad de Santander. A
cargo de Lic. PEDRO ELÍAS PATIÑO. M &Lic. EDGAR ENRIQUE .R. en El
Manual de Preparación de Reactivo, Bucaramangacplpmbia. 2006.
 Vicente Bolaños Chombo. Química analítica cualitativa (reacciones en solución)
[en línea]. México; 2007. [Fecha de acceso 8 de julio del 2013]. URL disponible
en:
http://books.google.com.pe/books?id=1dcuvQauzMoC&pg=PA92&dq=solucion
es+buffer&hl=es&sa=X&ei=nOrcUabRIq2z4AOC9ICIBQ&ved=0CD4Q6AEw
Aw#v=onepage&q=soluciones%20buffer&f=false
 Silvia Quesada Mora. Manual de experimentosparaBioquímica[enlínea].SanJosé
Costa Rica:UniversidadEstatal a Distancia;2007. [Fechade acceso 8 de juliodel 2013].
URL disponible en:
http://books.google.com.pe/books?id=8SAtkthrFEkC&pg=PA128&dq=experimentos+d
e+soluciones+buffer&hl=es&sa=X&ei=UmHdUdz-
G4P_4APGqYCoDg&ved=0CCwQ6AEwAA#v=onepage&q=experimentos%20de%20solu
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