domingo, 26 de febrero de 2012

PRACTICA N° 3 :ACIDOS, BASES Y AMORTIGUADORES




UNIVERSIDAD AUTÓNOMA METROPOLITANA

QUÍMICA  ANALÍTICA Nº 1

KAREN JESSICA PACHECO PIÑA

DRA.LOPEZ DIAZ GUERRERO NORMA EDITH

GRUPO: BE52

PRÀCTICA Nº 3

"ÁCIDOS, BASES Y AMORTIGUADORES”



INTRODUCCION:

“ACIDOS, BASES Y AMORTIGUADORES.”

Al evaluar una reacción que se va a utilizar como base para la titulación, uno de los aspectos más importantes es el grado de conversión que tiene esta reacción cerca del punto de equivalencia. Los cálculos estequiometricos no toman en cuenta la posición de equilibrio al cual tiende a llegar una reacción. En estequiometria se calcula el rendimiento máximo de productos (o el consumo de los reactantes) con la suposición implícita de que la reacción llega aser completa mientras que en realidad se requiere que uno de los reactantes este presente en gran exceso para que la la reacción se complete o bien que uno de los productos de la reacción se separe de la mezcla. (Day B,A,Jr. Y Underwood A.L.; Química analítica cuantitativa; Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A.; 1986; México.) 1

La determinación del punto final de las volumetrías de neutralización se basa en general, en la brusca variación de pH que tiene lugar en las inmediaciones del punto de equivalencia. La zona de pH en la cual se observa dicha variación depende de la naturaleza y de la concentración de la substancia que se valora, así como de las del valorante. La elección adecuada del indicador en cada caso particular exige, pues, el conocimiento de la forma general de la cuerva de valoración del sistema. (Skoog Douglas A. y West Donald; Introducción a la química analítica; Editorial Reverte, S.A. ; 1986; España.)2

Titulaciones acido fuerte-base fuerte3

En soluciones acuosas, los ácidos y las bases fuertes se encuentran totalmente disociados. Por lo tanto, el pH a lo largo, de la titulación se puede calcular directamente de las cantidades estequiometrias de acido y base que van reaccionando. En el punto de equivalencia el pH esta determinado por el grado de disociación del agua a 25° C el pH del agua pura es 7. (Day B,A,Jr. Y Underwood A.L.; Química analítica cuantitativa; Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A.; 1986; México.) 1

Titulaciones acido débil –base fuerte.

Muchos compuestos covalentes, cuando se disuelven en agua se disocian solo en forma ligera y se les llama electrolitos débiles. El acido acético (CH3COOH), el amoniaco y el agua son ejemplos de electrolitos débiles.

Fuerza de los ácidos y las bases

Un acido fuerte es aquel que presenta una alta disociación y produce iones H+ (ac) y aniones. Un acido débil se disocia parcialmente por lo que presenta una constante de disociación relativamente pequeña, kA mientras que la constante de acidez de un acido fuerte tiene un valor alto. La bases se definen de una manera similar. (Rubinson, J.F. y Rubinson, K.; Química analítica Contemporánea; Editorial Prentice-Hall ; 2000; México.)3

Equilibrios acido-base

Las soluciones acuosas contienen siempre iones hidronio así como iones hidróxido, como consecuencia de la disociación del agua:

2H2O -------H3O+ + OH-

Algunos solutos, sin embargo provocan variaciones enormes de las concentraciones de dichas dos especies, a menudo con efectos profundos en los que se refiere al comportamiento químico de la solución.

Kw = [H3O+] [OH-]

Las soluciones en las que existe la misma concentración de ion hidroxilo que de ion hidronio, se califican de neutras. Las concentraciones de los iones hidronio e hidroxilo n las soluciones neutras aumentan la temperatura
Se dice que una solución es acida cuando su concentración de iones hidronio supera a la de iones hidroxilo; se dice que es básica si ocurre lo contrario.
La concentración del ion hidrogeno frecuentemente se expresa como el pH de la disolución y de define como el logaritmo negativo de base 10 de la concentración de [H+]
pH = -log [H+]
pH + pOH = 14
(Skoog Douglas A. y West Donald; Introducción a la química analítica; Editorial Reverte, S.A. ; 1986; España.)2

Soluciones de ácidos Fuertes o de bases Fuertes

Son ácidos los que reaccionan de modo completo con el disolvente, dando el acido conjugado de este. Por ejemplo, cuando el cloruro de hidrogeno gaseoso se disuelve en agua, tiene lugar de un modo completo la reacción acido-base:

HCl + H2O ---------H3O+ + Cl-
acido 1  base 1     acido 2   base 1

Obteniéndose como producto de la misma H3O+, el acido conjugado del disolvente agua.

Soluciones reguladoras

Las soluciones compuestas por ácidos débiles o bases débiles y una de sus sales correspondientes, constituyen las llamadas soluciones amortiguadoras o reguladoras (también designadas como soluciones tampón). Restas son de gran importancia en química porque poseen la propiedad de resistir las variaciones de pH que provocarían sea la dilución, sea la adición de ciertas cantidades de ácidos fuertes o de bases fuertes.

Propiedades de las soluciones amortiguadoras

La disolución de una solución reguladora que tiene poco efecto sobre un pH, porque, al añadir disolvente, las concentraciones de la sal y del acido o de la base se modifican de un modo proporcional.
La capacidad reguladora se define como el numero de moles de base fuerte necesarios para dar lugar a un aumento de una unidad de pH en 1 litro de una solución reguladora. Esta cantidad se puede calcular si se conoce la composición de la solución.
En general es deseable que una solución tampón posea una capacidad de regulación elevada, y un modo obvio de conseguirlo es utilizando concentraciones mayores de los reactivos que lo constituyen.

 Preparación de soluciones reguladoras

Cuando se encuentra en la necesidad de preparar una solución amortiguadora, se dispone una multitud de reactivos de entre los cuales escoger. Al hacer la elección entre ellas tienen que evitar aquellos substancias que pueden reaccionar con otros componentes del sistema cuyo pH desea regular. En cuanto sea posible, se debe procurar alcanzar la máxima capacidad reguladora para una concentración dada de reactivos, lo cual conseguirá emplear un sistema en el que la razón molar de sal a acido o a base sea próxima ala unidad.

Sistema tampón

El de los tampones de Mxllvaine que cubren el campo de pH desde 2 hasta 8, y que se preparan mezclando soluciones de acido cítrico con hidrogeno fosfato
El otro es el de los tampones de Clark y Lubs, que incluyen el campo de valores de pH que va de 2 a 10, haciendo uso de 3 sistemas.

Efecto de la temperatura

La mayoría de las solución es amortiguadoras presentan una notable dependencia de su valor de pH respecto a la temperatura.
La ecuación de Mnderson – Hassel bach se puede utilizar de dos maneras:
1°Calcular el pH de una disolución en donde se conocen las concentraciones del acido y la base que la conforman.
2° Para que con base en un pH se calculen las concentraciones del para acido-base. (Skoog Douglas A. y West Donald; Introducción a la química analítica; Editorial Reverte, S.A. ; 1986; España.)2

Capacidad amortiguadora

La capacidad amortiguadora es la medida de efectividad para resistir las cambios de pH con la adición de acido ovase. Mientras mas grandes sean las concentraciones del acido y de la base conjugada, mayor será la capacidad del amortiguador. La capacidad de un amortiguador se puede definir cuantitativamente como la cantidad de moles de base fuerte que se requieren para cambiar el pH de un litro de solución en una unidad
Al preparar un amortiguador para un pH deseado, el analista debe seleccionar un sistema acido-sal (o base-sal) en el cual el pka Del acido este lo mas cerca posible al pH que se desea amortiguar.

Factibilidad de las titulaciones acido-base

Para que una reacción química sea adecuada para utilizar en una titulación, la reacción debe ser completa en el punto de equivalencia. El grado en que se completa la reacción determina el tamaño y la agudeza de la porción vertical de la curva de titulación. Mientras mayor sea la constante de equilibrio, la reacción será mas completa, el cambio de pH cerca del punto de equivalencia será mayor y será más fácil localizar el punto de equivalencia con bueno precisión.

Curvas de valoración o titulación en reacciones de neutralización

Las curvas de valoración correspondientes alas reacciones de neutralización se suelen representar en una grafica tomando el pH en ordenadas y el volumen en mililitros de reactivo valorante en las abscisas.los reactivos utilizados es siempre una solución de un acido fuerte o de una base fuerte. Las cuervas de valoración varían según la concentración de los reactivos y la fuerza de los ácidos o de las bases que se valoran. (Skoog Douglas A. y West Donald; Introducción a la química analítica; Editorial Reverte, S.A. ; 1986; España.)2

OBJETIVOS:

1° Que el alumno aplique conocimientos sobre disoluciones amortiguadoras
2° Que el alumno prepare una disolución amortiguadora, compruebe su capacidad amortiguadora y la compare con otra disolución que no presente características amortiguadoras.

MATERIAL:

*1 matraz volumétrico de 10ml
*2 vasos de precipitado de 100ml
*2 vasos de precipitado de 100ml
*1 agitador de vidrio
*1 vidrio de reloj
*1 espátula
*1 bureta de 50ml
*1 soporte universal
*1 pinzas para bureta
*1 potenciómetro con electrodo de vidrio para PH
*1 pipeta graduada de 1ml, 1/100
*1 pipeta volumétrica de 10ml
*1 propipeta
*1 balanza analítica
*1 parrilla con agitación magnética
*1 barra magnética
*1 piseta con agua destilad.

REACTIVOS Y DISOLUCIONES

*CH3COOH
*CH3COONa
*Disolución amortiguadora PH 7
*Disolución amortiguadora PH 4
*100 ml de disolución amortiguadora de acetato de sodio-acido acético, 1.0 M y PH 5. Nota: recuerde que la [amortiguador] = [CH3COOH] + [CH3COONa] =1 M.

PROCEDIMIENTO


 IMAGEN 1 Y 2 :Se observa la menera en la que calibramos primeramente el potenciometro con una solucion de PH 7 en donde vemos la diferencia de PH al colocar la solucion el potenciometro en la solucion y despues de regularla.



A) Preparación de la disolución amortiguadora de pH 5

1° Pesamos 5.248g de CH3COONa grado reactivo en un vidrio de reloj o en un pesa filtro
2° Posteriormente disolvimos la sal en un vaso de precipitado con 50ml de agua y adicionamos 21ml de acido acético glacial (d=1.06 g/ml, 99% en masa).
3° Ajustamos el valor de pH a 5 adicionando HCl o NaOH, según haya sido el caso, que en este casi fue NaOH.

   
 
IMAGEN 3 y 4: Se observa como calibramos  la solucion amortiguadora a pH 5 obteniendo un valor de 4.85 que despues subio a 5.02.
  
4° Posteriormente vertimos cuantitativamente la mezcla en un matraz volumétrico de 100ml y agregamos agua destilada hasta la marca de aforo.

B) Determinación de la capacidad amortiguadora

a) 1° En un vaso de precipitado de 10ml, colocamos una alícuota de 20ml de la disolución amortiguadora previamente preparada y luego acondicionamos un aparato conocido como potenciómetro el cual esta formado de un electrodo indicador y un electrodo de calomel saturado.
 

 IMAGEN 5 y 6:Se observa la forma de montar el potenciometro.

2° Adicionamos poco a poco NaOH 0.10 M, con la bureta previamente montada en el soporte universal para llevar acabo la titulación requerida, de manera que fuimos agregando NaOH hasta que el pH de una disolución amortiguadora cambiara una unidad.
 
IMAGEN 7: Se observa como poco a poco fuimos adicionando hidroxido de sodio hasta que se observara un cambio de pH de una unidad arriba al inicial

b) 1° Una vez terminada la primera etapa, colocamos en otro vaso de precipitado una alícuota de 20ml de disolución de NaCl 0.10 M, y medimos el pH inicial de esta disolución y adicionamos NaOH 0.10 M hasta que el pH cambiara una unidad.
2° Repetimos el procedimiento 2 veces ma.

c) 1° Una vez terminadas las 2 primeras etapas anteriores en donde a la solución amortiguadora preparada le agregamos una base que en esta caso fue el NaOH por medio de la bureta hasta que su pH inicial aumentara una unidad y también a una solución no amortiguadora que en este caso fue el NaCl le agregamos igualmente una base (NaOH) para que su pH aumentara una unidad. Por lo que ahora en esta etapa tanto a la solución amortiguadora como ala solución no amortiguadora (NaCl) le agregamos un acido que en este caso fue el HCl hasta que su pH inicial de cada una de las soluciones disminuyera una unidad.
De manera que colocamos en un vaso de precipitado una alícuota de 10ml de solución no amortiguadora y en otro vaso de precipitado una alícuota de 10ml de solución no amortiguadora (NACl) y agregamos lentamente con la bureta solución de HCl hasta que su pH inicial disminuyera una unidad.
2° Repetimos el procedimiento 2 veces mas.

RESULTADOS:

En base ala práctica realizada se obtuvieron una serie de deducciones los cuales nos llevaron a la realización de los siguientes cálculos los cuales nos permitieron llevar acabo la preparación de las siguientes soluciones:

1° 250ml de NaOH 0.10 M
NaOH =39.9959 g/mol

0.10 mol (0.25 L) =0.025 mol (39.99g) =0.999g NaOH
       L                                          1mol

2° 100ml de HCl 0.10 M
HCl = 36.4609 g/mol

M = n
       V
n= M (V) = 0.10 mol/L (0.1 L) = 0.01mol

0.01  mol (36.4609 g)   = 0.364 g HCl
                   1 mol     
d = m  = v= m  = 0.364g     = 0.305g HCl
      v            d

3° 100 ml de NaCl a 0.10 M
NaCl =58.4442 g/mol

0.10 mol (0.1 L)  =0.01 mol (58.442g)  = 0.584 g NaCl
        L                                      1mol

Posteriormente una vez realizados los cálculos pertinentes para llevar acabo la preparación de las soluciones, luego pasamos a anotar los resultados obtenidos durante el proceso de adición de una base (NaOH) y un acido (HCl) a una solución amortiguadora precisamente preparada y a una solución no amortiguadora. Obteniendo:

1° Adición de una base a una solución  amortiguadora

1° Solución amortiguadora ---------------- Bureta (50ml de NaOH)

PH inicial = 4.89 ----- 5.89



VOLUMEN
pH
3
4.9
6
4.91
9
4.94
12
4.97
15
5.01
18
5.04
21
5.09
24
5.13
27
5.18
30
5.22
33
5.26
36
5.32
39
5.38
42
5.44
45
5.53
48
5.61
50
5.68
51
5.7
54
5.8
55
5.89



GRÁFICA 1: Se observa la gráfica obtenida a partir de el adicionamiento de una base fuerte (NaOH), a una solución amortiguadora.


2° Solución amortiguadora ---------------------Bureta (50ml de NaOH)

PH inicial 5.16 -----------6.16

VOLUMEN                 pH
13 5.19
16 5.22
19 5.26
22 5.31
25 5.36
28 5.43
31 5.5
34 5.59
37 5.68
40 5.87
40 5.89

GRÁFICA 2: Se observa la gráfica obtenida a partir del adicionamiento de una base fuerte a una solución amortiguadora por segunda vez..


3° Solucion amortiguadora ------Bureta (50ml de NaOH)

PH inicial =5.09 ----------6.09

GRÁFICA 3: Se observa la gráfica obtenida mediante el adicionamiento de una base fuerte (NaOH),  a una solución amortiguadora por tercera vez.

VOLUMEN
               pH
35.1
65.13
95.15
125.2
155.24
185.29
215.34
245.39
275.47
305.53
335.61
365.7
395.84
415.96
426.03
436.08
43.26.09




2° Adicion de una base a una solución no amortiguadora:

1° NaCl -----------Bureta (59ml de NaOH)

PH inicial =7057 -----8.57

7.57-0gotas
9.07-1gota


GRÁFICA 4: Se observa la gráfica obtenida durante el adicionamiento de una base fuerte (NaOH), a una solución no amortiguadora (NaCl).




Nota: el PH se disparo al agregar una sola gota ya que el NaCl no tiene propiedad amortiguadora

3° Adición de un acido a una solución amortiguadora:

1° Solución amortiguadora ------------Bureta (50ml de HCl)

PH inicial = 5.03 ------------------------------4.03


VOLUMEN                pH
1 5
4.5 4.99
7.5 4.96
10.5 4.94
13.5 4.91
16.5 4.9
19.5 4.87
22.5 4.8
25.5 4.85
28.5 4.82
33.5 4.8
36 4.79
39 4.77
42 4.76
45 4.74
48 4.72
50 4.73


GRÁFICA 5:Se observa la gráfica obtenida durante el adicionamiento  de un ácido fuerte (HCl), a una solución amortiguadora.


Nota: No continuamos agregando acido a al solución amortiguadora porque se acabo el reactivo.

4° Adición de un acido a una solución no amortiguadora (50ml de NaCl)

1° NaCl --------------Bureta (50ml de HCl)

PH inicial =7.04 ------------------------6.04

5.62 – 1gota



GRÁFICA 6: Se observa la gráfica obtenida durante el adicionamiento de un ácido fuerte (HCl), a una solución no amortiguadora (NaCl).

2° NaCl ---------------------Bureta (50ml de HCl)

PH inicial =7.48 -------6.48

7.05-1/2 gota
6.52–1/2 gota





GRÁFICA 7: Se observa la gráfica obtenida durante el adicionamiento de un ácido fuerte (HCl), a una solución no amortiguadora (NaCl) por segunda vez.


De acuerdo a los resultados obtenidos se observa la manera en la que poco a poco se le fue adicionando tanto una base como un acido a una solución amortiguadora y a una solución no amortiguadora, de manera que los resultados presentaron ciertas variaciones que hivieron que se notaran cambios en el pH de las dos soluciones al calibrar el potenciómetro a pH 4 y 7 soluciones quw sirven como referencia , de manera que los PH de las soluciones utilizadas durante la metodología fueron:

NaCL-PH-6
HCl----PH-1.7
NaOH-PH-13.06

Lo que indica que efectivamente hubieron cambios muy notorios  en cada una de las veces que se realizo cada uno de los procedimientos  anteriores lo que nos permitió analizar y observar la diferencia que existe al agregar cierto volumen de un acido-base a una solución amortiguadora en comparación al agregar cierto volumen de  un acido-base a una solución no amortiguadora de manera que se obtuvo que en una solución amortiguadora , en cambio en una solución no amortiguadora es mas tardado en alcanzar el PH esperado fácilmente se alcanzo este fenómeno.

PROPIEDADES FISICOQUIMICAS DE LOS REACTIVOS

*CH3COOH (acido acético)

El ácido acético, ácido metilencarboxílico o ácido etanoico, se puede encontrar en forma de ion acetato. Éste es un ácido que se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrios. Su fórmula es CH3-COOH (C2H4O2). De acuerdo con la IUPAC se denomina sistemáticamente ácido etanoico.

Propiedades físicas
Apariencia : incoloro o cristales (no inodoro)
 Densidad 1049 kg/m3; 1,049 g/cm3
Masa molar 60.05 g/mol
Punto de fusión 290 K (16,85 °C)
Punto de ebullición 391,2 K (118,05 °C)
Propiedades químicas

*CH3COONa (acetato de sodio)

El acetato de sodio, (también llamado, etanoato de sodio) es la sal de sodio del ácido acético. Es un producto químico económico producido en cantidades industriales para una amplia gama de uso.
Propiedades físicas
Densidad 1450 kg/m3; 1,45 g/cm3
 Masa molar n/d
Punto de ebullición 610 K (337 °C)

Como base conjugada de un ácido débil, una disolución de acetato de sodio y ácido acético puede actuar como disolución tampón para mantener relativamente constante el pH. Esto es especialmente útil en bioquímica, donde las reacciones dependen del pH.

*NaCl (cloruro de sodio)

El cloruro de sodio, sal de mesa, o en su forma mineral halita, es un compuesto químico con la fórmula NaCl. El cloruro de sodio es una de las sales responsable de la salinidad del océano y del fluido extracelular de muchos organismos. También es el mayor componente de la sal comestible, es comúnmente usada como condimento y conservante de comida.
Propiedades físicas
Estado de agregación : Sólido
 Apariencia Incoloro; aunque parece blanco si son cristales finos o pulverizados.
Densidad 2165 kg/m3; 2,165 g/cm3
Masa molar 58,4 g/mol Punto de fusión 1074 K (801 °C)
Punto de ebullición 1738 K (1465 °C)
Propiedades químicas
Solubilidad en agua 35,9 g por 100 mL de agua KPS 37,79 mol2



*NaOH (hidróxido de sodio)

A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que adsorbe humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.
Aunque modernamente se fabrica por electrólisis de una solución acuosa de cloruro sódico o salmuera. Es un subproducto que resulta del proceso que se utiliza para producir cloro.
Ánodo: 2Cl- → Cl2 (gas) + 2e-
Cátodo: 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-
Al ir progresando la electrólisis se van perdiendo los cloruros siendo sustituidos por iones hidróxido, que combinados con los cationes sodio presentes en la disolución forman el hidróxido sódico. Los cationes sodio no se reducen a sodio metálico debido a su bajísimo potencial.
Propiedades físicas
 Apariencia Blanco Densidad 2100 kg/m3; 2,1 g/cm3
Masa molar 39,99713 g/mol Punto de fusión 596 K (323 °C)
Punto de ebullición 1663 K (1390 °C)
Propiedades químicas
Solubilidad en agua 111 g/100 ml (20 °C) Termoquímica

CUESTIONARIO

1° ¿Por qué la disolución de NaCl  no resiste la adición de l mismo volumen de NaOH que el amortiguador de acetatos.?
Esto se debe a que el NaCl no tiene propiedades amortiguadoras es decir que no se resiste  a cambios de pH como sucede en una solución amortiguadora la cual tiene esta propiedad además de tener una capacidad amortiguadora en donde el numero de moles de iones hidronio y iones hidroxilo que se requieren para producir un cambio de PH de una unidad.

2° Mencione tres usos específicos de las disoluciones amortiguadoras en un campo de interés de su carrera (esboce la técnica en donde se utiliza).


FARMACOLOGIA:

Tomando el pH de ciertas mucosas, por ejemplo:
Cavidad Oral: 5 a 6 pH.
Mucosa Gástrica: 1 a 3 pH.
Mucosa Intestinal: 4 a 5 pH.

Y Tomando el pK de ciertos fármacos, por ejemplo:
Morfina: (Base) 9 pK.
Acetaminofeno: (Ácido) 8 pK.
Diazepam: (Ácido) 4 pK.
spirina: (Ácido) 1.4 pK.
Ejecutando la fórmula de Henderson-Hasselbalch para el ejemplo de:
Aspirina administrada vía enteral, absorbida en la mucosa gástrica:


3° Que entiendes por capacidad amortiguadora?

Es la capacidad de resistir a cambios de PH o bien es el índice de amortiguamiento y se define como el numero de moles de iones hidroxilo y iones hidronio que se requieren para producir un cambio de una unidad de PH en un litro de solución amortiguadora.

4° ¿Cuál de las siguientes bases seria mas apropiada para preparar una disolución buffer de PH 9?


*NH3
*C6H5NH2 (ANILINA)
*H2NNH2 (HIDRAZINA)
*C5H5N (PIRIDINA)
*H2NOH (HIDROXILAMINA)

1° -1.34
2° 4.6
3° 8
4° 5.29
5° 4.16

5° Con reacciones y basándose en el equilibrio químico explique como se amortigua el valor de PH en una disolución buffer, cuando se le adicona una base fuerte  a este sitema.

Por ejemplo si tenemos una solución buffer formada por acido acético y acetato de sodio a lacual se le añade una base fuerte, entonces el acido acético será el encargdo de reaccionar con los iones hidróxido

CH3COOH (ac) + OH- (AC) ------------ CH3COO- (ac)

El PH  no cambia apreciablemete, a menos que la cantidad de base adicionada sea muy grande. Cuando las concentraciones de la base que se adiciona sobrepasan la capacidad de la disolucion amortiguadora el valor del Ph cambia drasticamente.

La base adecuada para preparar una solución buffer de PH 5 es la anilina (C6H5NH2) ya que su valor de PKa =4.6 valor que es muy cercano al PH al que se quiere preparar la solución.

DISCUSION

De acuerdo a los resultados obtenidos podemos deducir que una vez que preparamos la solución amortiguadora, la cual fue preparada con acetato de sodio y acido acético glacial, esta fue calibrada a un pH 5, pero de acuerdo a los valores arrojados en el pH la solución se encontraba inicialmente a un pH de 4.85 por lo que se encontraba en un estado muy acido de manera que se le tenia que agregar una pequeña cantidad  de una acido o de una base para que el pH aumentara a 5, pero en este caso lo que se le agrego fue una base (NaOH) y así el pH aumento. Una vez calibrada la solución amortiguadora la cual tiene la capacidad de oponerse a cambios de pH cuando se le adiciono iones hidrogeno o hidroxilo, a cuando se diluye es decir durante la adición de ciertas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes, pasamos al adicionamiento de una base que en este caso fue el (NaOH), a la solución amortiguadora donde efectivamente se observa la oposición que presento la solución amortiguadora preparada a los cambio de pH, ya que los cambios de pH presentados tardaban en manifestarse de manera que la solución amortiguadora formada por acido acético y acetato de sodio a la cual al agregarle una base fuerte, inmediatamente el acido acético reacciona con los iones hidróxido y de esta manera el pH cambiara una unidad arriba al pH obtenido inicialmente de la solución amortiguadora, por lo que a este fenómeno se le conoce como capacidad amortiguadora, la cual es el numero de moles de OH- o H+  que se requiere par producir un cambio de una unidad de pH, en un litro de disolución amortiguadora.
Posteriormente al adicionarle de la misma forma, es decir por medio de la bureta irle adicionando poco a poco un acido fuerte  que en este caso es el HCl a la solución amortiguadora preparada, inmediatamente los iones acetato reaccionaron con los iones hidrogeno adicionados de manera que se produjeron mas moléculas de acido acético y el pH o cambio apreciablemente debido a la diferencia de concentraciones que existe entre el acido agregado y la concentración de los elementos que conforman la solución amortiguadora de manera que los cambios de pH también tardaron en manifestarse debido a la propiedad de oposición o cambios de pH que tiene una solución amortiguadora, por lo que tardo en bajar el pH una unidad.
Otra situación importante fue el adicionamiento de una base fuerte a una solución no amortiguadora es decir aquella solución que no se opone a cambios de pH de manera que al ir agregando poco a poco la base (NaOH) a la solución no amortiguadora (NaCl) esta presento un cambio brusco de pH ya que este valor se disparo al agregarle únicamente unas cuantas gotas de la base aumentando de esta forma  mas de una unidad. Lo que ocurrió de igual forma al agregarle poco a poco con la bureta un acido fuerte (HCl9 para que el pH de la solución no amortiguadora bajara una unidad  y asi fue ya que el pH de igual manera se disparo bajando un poco mas de una unidad al agregarle solo una gota.
De esta manera comprobamos que debido a los propiedades que posee una solución amortiguadora es mas difícil que os cambios de pH ene este tipo de soluciones se manifiesten en comparación de una solución no amortiguadora que por la ausencia de estas propiedades el pH cambio muy rápidamente.

CONCLUCION

En relación a los resultados obtenidos podemos concluir que efectivamente logramos llevar acabo los objetivos esperados, es decir logramos aplicar todos nuestros conocimientos  sobre las soluciones amortiguadoras las cuales son compuestas por ácidos débiles o bases débiles en donde una de sus sales correspondientes, constituyen las llamadas soluciones amortiguadoras o tampón y estas son de gran importancia ya que poseen la propiedad  de resistir las variaciones de pH, en donde de igual forma se da un fenómeno conocido como capacidad amortiguadora que se conoce como el numero de moles de OH- o H+ que se requieren para producir un cambio de una unidad de pH  a comparación de una solución no amortiguadora, la cual no posee esta oposición a cambios de pH.
De igual forma  llevamos acabo la preparación de una disolución amortiguadora para probar su capacidad amortiguadora la cual comparamos con una solución que no presentaba estas característica amortiguadoras y realmente se manifestaron estas diferencias ya que una solución amortiguadora se opone a los cambios de pH al agregarle un acido o una base fuerte a una solución no amortiguadora esta presenta cambios bruscos de pH con tan solo una pequeña cantidad.

BIBLIOGRAFIA

1: Day B,A,Jr. Y Underwood A.L.; Química analítica cuantitativa; Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A.; 1986; México.

2: Skoog Douglas A. y West Donald; Introducción a la química analítica; Editorial Reverte, S.A. ; 1986; España.

3: Rubinson, J.F. y Rubinson, K.; Química analítica Contemporánea; Editorial Prentice-Hall ; 2000; México.

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