PRÁCTICA 15 CÁLCULO TEÓRICO Y EXPERIMENTAL DE pH DE DISOLUCIONES DE ÁCIDOS, BASES Y SALES. DISOLUCIONES REGULADORAS. OBJETIVOS En esta práctica se tratarán aspectos de interés relacionados con los equilibrios ácidobase, profundizando en el concepto de pH. En concreto, se pretende: 

Determinar experimentalmente y calcular teóricamente el pH de una serie de disoluciones de ácidos y bases y ordenarlos de acuerdo a su fuerza ácida o básica.



Determinar experimentalmente y calcular teóricamente el pH de varias disoluciones acuosas de sales, y postular cómo sus iones reaccionarán con el agua. Determinar si una sal es ácida, básica o neutra basándose en el conocimiento de la fuerza del ácido y de la base a partir de los cuales está formado.



Diferenciar entre sistemas tamponados y no tamponados. Determinar el pH de un sistema tamponado y estudiar cómo afecta a dicho pH la adición de diferentes cantidades de ácidos y de bases.

FUNDAMENTO TEÓRICO Disoluciones ácidas y básicas A diario nos encontramos con sustancias (ácidas o básicas) que presentan propiedades muy diversas. Así, por ejemplo, el ácido clorhídrico es altamente corrosivo mientras que el vinagre (ácido acético) no lo es. El zumo de limón (ácido cítrico) presenta un sabor más ácido que una tableta de aspirina disuelta (ácido acetilsalicílico). Ciertas bases, o incluso sales, contrarrestan la acidez del estómago más efectivamente que otras. La mayoría de las disoluciones acuosas son ácidas o básicas. Es muy importante resaltar que la acidez y la basicidad son cualidades relativas, y si una sustancia se comporta como un ácido o una base depende del disolvente. El agua es un importante disolvente que se disocia, en una pequeña extensión en iones H+ y OH-, una propiedad que es importante en reacciones ácido-base. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OHEsta reacción se denomina autoprotolisis o autoionización del agua y su constante de equilibrio se expresa como: Kw = [H3O+] [OH-] siendo su valor a 25 ºC de Kw = 10-14 Fuerza de ácidos y bases La fuerza de un ácido o una base es la tendencia que estas sustancias presentan a ceder y aceptar protones, respectivamente. Y en ambos casos, esa tendencia se evalúa frente una misma sustancia: el agua. Se consideran ácidos y bases fuertes aquellas sustancias que a concentraciones moderadas se encuentran completamente disociadas en medio acuoso. Al resto de ácidos y bases se les denomina débiles y se caracterizan por

reaccionar de manera incompleta con el agua. Pongamos el ejemplo de un ácido débil, el ácido acético. El equilibrio que se establece es el siguiente: -

CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO + H3O+ La constante de equilibrio de esta reacción se denomina constante de acidez y para el caso de disoluciones diluidas adopta la forma:

El valor de la constante de acidez es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido, es decir de su tendencia a ceder protones. A mayor Ka, mayor es la fuerza del ácido. De manera similar para una base, por ejemplo, amoniaco, se establecerá el equilibrio: -

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH siendo la constante de basicidad

El valor de la constante de basicidad es una medida cuantitativa de la fuerza de una base, es decir de su tendencia a captar protones. A mayor Kb, mayor es la fuerza de la base. Concepto de hidrólisis. Se denomina hidrólisis a la interacción que se establece entre los iones de una sal (pongamos como ejemplo acetato sódico) y las moléculas de agua del disolvente. En el caso concreto del acetato sódico, los iones Na+, al provenir de una base fuerte, no interaccionan con las moléculas de agua. En cambio, los iones acetato sí lo harían pues provienen de un ácido débil: -

-

CH3COO + H2O ⇄ CH3COOH + OH

La constante que rige el equilibrio de hidrólisis se denomina constante de hidrólisis Kh y para disoluciones diluidas se puede escribir:

Esta constante de hidrólisis coincide con la constante de basicidad del acetato, siendo la hidrólisis es un caso particular de intercambio de protones en el que uno de los compuestos que interviene es el agua. -

Si en la expresión de la constante de hidrólisis se sustituye [OH ] por Kw/[H3O+] obtendríamos las siguientes relaciones: Kw = Ka Kh = Ka Kb lo que implica que una vez conocida Ka puede obtenerse el valor de Kb o Kh , siendo el cálculo del pH inmediato. En el caso elegido como ejemplo, la disolución es básica pues como puede verse en la reacción de hidrólisis se originan iones OH .

Disoluciones reguladoras de pH Una disolución reguladora (tampón) de pH es aquella cuyo pH no varía significativamente con la dilución, ni cuando se añaden cantidades moderadas de un ácido o una base fuerte. En muchas reacciones es importante mantener el valor del pH entre unos límites definidos. Por ejemplo, el pH sanguíneo debe mantenerse en un intervalo entre 7.4 ± 0.2. Un pH fuera de este intervalo puede ser letal. En la tabla 1 se indican algunas disoluciones reguladoras que contienen un ácido débil y su base conjugada en forma de una sal, NaA. Si se añade una pequeña cantidad de un ácido fuerte a la disolución reguladora, los aniones A- reaccionarán con el exceso del ion hidrógeno añadido formando el ácido débil. Por el contrario, si lo que se añade es una cantidad de base fuerte, el ácido débil sin disociar, HA, reaccionará con los iones OH- para formar más base conjugada (como puede verse en la Figura 1 de la práctica 14). Si se añade un exceso de ácido o base, se romperá el control de pH. A esto se denomina ”exceder la capacidad tamponadora de la disolución”. El pH inicial de la mezcla tampón puede derivarse de la expresión de la constante de equilibrio

El pH de la disolución reguladora vendrá determinado por el valor del pKa del ácido débil y la relación de concentraciones de la base conjugada (A-) al ácido (HA). El pH de la disolución reguladora puede cambiarse alterando la relación [A-] / [HA]. Tabla 1. Ejemplos de disoluciones reguladoras Dihidrógeno fosfato sódico (NaH2PO4) e hidrógeno fosfato disódico (Na2HPO4) Ácido fórmico (HCOOH) y formiato sódico (HCOONa) Cloruro amónico (NH4Cl) y amoniaco (NH3)

Medida experimental de pH La medida experimental del pH de una disolución se realiza mediante un instrumento denominado pH-metro. Su funcionamiento y las precauciones necesarias para su utilización se encuentran descritos en la práctica 14. MATERIAL Y REACTIVOS Material 5 vasos de precipitados de 50 mL 2 pipetas de 25 mL 1 pipeta graduada de 1 mL 2 matraces 100 mL

2 Vasos polietileno. pH-metro y tampones de calibración Varilla vidrio

Reactivos Ácido clorhídrico 0.1 M y 2 M Ácido fosfórico 0.1 M Ácido acético 0.1 M Amoniaco 0.1 M Hidróxido sódico 0.1 M y 2 M

Cloruro sódico 0.1 M Fosfato sódico 0.1 M Acetato sódico 0.1 M Cloruro amónico 0.1 M

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL PARTE A. Determinación experimental del pH de una serie de disoluciones de ácidos y bases. 1. En 5 vasos de precipitados de 50 mL añadir un volumen aproximado de 40 mL de las siguientes disoluciones: HCl, H3PO4, CH3COOH, NH3 y NaOH (todas ellas en concentración 0.1 M). 2. Medir el pH de las disoluciones anteriores usando un pH-metro calibrado previamente. Medir también el pH del H2O destilada. PARTE B. Determinación experimental del pH de una serie de disoluciones de sales. 1. En 4 vasos de precipitados de 50 mL añadir un volumen aproximado de 40 mL de las siguientes disoluciones: NaCl, Na3PO4, CH3COONa y NH4Cl (todas ellas en concentración 0.1 M). 2. Medir el pH de las disoluciones anteriores usando el pH-metro. PARTE C. Determinación experimental del pH de un tampón. Estudio de la variación de pH del tampón al adicionar una determinada cantidad de un ácido. 1. Se preparará un tampón de CH3COOH / CH3COO- mezclando 20.0 mL de ácido acético 0.1 M y 20.0 mL de acetato sódico 0.1 M. Tomar el volumen en cada caso con el material adecuado para poder medir exactamente el volumen de disolución necesario. 2. Medir el pH de la disolución preparada. 3. Añadir a la disolución anterior 0.1 mL de HCl 2 M, midiendo el pH de la disolución obtenida, y a continuación 0.9 mL más de HCl 2 M midiendo también el pH de esta nueva disolución. PARTE D. Determinación experimental del pH de un tampón. Estudio de la variación de pH del tampón al adicionar una determinada cantidad de una base. 1. Se preparará de nuevo un tampón de CH3COOH / CH3COO- mezclando 20.0 mL de ácido acético 0.1 M y 20.0 mL de acetato sódico 0.1 M. Tomar el volumen en cada caso con el material adecuado para poder medir exactamente el volumen de disolución necesario. 2. Medir el pH de la disolución preparada. 3. Añadir a la disolución anterior 0.1 mL de NaOH 2 M, midiendo el pH de la disolución obtenida, y a continuación 0.9 mL más de NaOH 2 M midiendo también el pH de esta nueva disolución.

RESULTADOS Y CUESTIONES PARTE A. 1. Calcular teóricamente el pH de cada una de las disoluciones de ácidos y bases y compararlo con el pH medido experimentalmente. 2. Escribir la reacción de equilibrio ácido-base correspondiente a cada caso. 3. Ordenar las disoluciones de menor a mayor fuerza donadora de protones. 4. Comparar el pH experimental obtenido para el agua destilada con el teórico. ¿A qué puede deberse la diferencia que existe entre ellos? Ácido o base

pH teórico

pH experimental

Reacción de equilibrio ácido-base

HCl NH3 NaOH CH3COOH H3PO4 H2O

PARTE B. 1. Establecer para cada sal si tendrá un carácter ácido, básico o neutro basándose en el conocimiento de la fuerza del ácido y de la base a partir de los cuales está formado. 2. Escribir la reacción de hidrólisis correspondiente a cada caso. 3. Calcular teóricamente el pH de cada una de las disoluciones de sales y compararlo con el pH medido experimentalmente.

Sal

pH teórico

pH experimental

Na3PO4 NaCl NH4Cl CH3COONa

4. Ordenar las sales de menor a mayor acidez.

Reacción de hidrólisis

PARTE C y D. 1. Calcular teóricamente el pH del tampón obtenido al mezclar 20.0 mL de ácido acético 0.1 M y 20.0 mL de acetato sódico 0.1 M (disolución tampón a la que denominaremos T). 2. Calcular teóricamente el pH resultante al adicionar sobre la disolución tampón T: b1) 0.1 mL de HCl 2 M, b2) 1.0 mL de HCl 2 M, b3) 0.1 mL de NaOH 2 M, b4) 1.0 mL más de NaOH 2 M. pH teórico

pH experimental

Disolución tampón (acético/acetato) Adición de 0.1 mL de HCl 2 M Adición de 1 mL de HCl 2 M Adición de 0.1 mL de NaOH 2 M Adición de 1 mL de NaOH 2 M

3. Justificar la variación de pH obtenida en cada uno de los cuatro casos anteriores respecto a la disolución tampón T. Las constantes de equilibrio necesarias para realizar el cálculo del pH teórico se dan a continuación: H3PO4 / H2PO4H2PO4- / HPO42HPO42- / PO43CH3COOH / CH3COONH4+ / NH3

pKa = 2.2 pKa = 7.0 pKa = 12.3 pKa = 4.8 pKa = 9.2

BIBLIOGRAFÍA ●

Silva, M.; Barbosa, J. Equilibrios iónicos y sus aplicaciones analíticas. 1ª ed. Capítulo 2. Ed. Síntesis, 2002.

●

Burriel, F.; Lucena, F.; Arribas, S.; Hernández, J. Química Analítica Cualitativa. 16ª ed. Capítulo 2. Ed. Paraninfo, 1998.