Informe de analisis 2

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PRÁCTICA Nº3. 
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS REGULADORAS O BUFFER.
Presentado por: 
Natalia Montes
Elisa Cárdenas
 Andrea Luna 
Presentado a:
Melissa Aguas de Hoyo 
UNIVERSIDAD DE SUCRE, SEDE PUERTA ROJA
BIOLOGÍA II SEMESTRE
SINCELEJO- SUCRE, COLOMBIA
25 de mayo del 2022
RESUMEN.
En la práctica N°3 del laboratorio de análisis químico, se llevó a cabo el tema correspondiente a las soluciones amortiguadoras reguladoras o buffer, donde los objetivos planteados en esta práctica son: la preparación de soluciones amortiguadoras de un pH en concreto y la observación del efecto amortiguador de las soluciones buffer al añadir ácidos o bases, teniendo como fundamento sus conceptos principales. Las soluciones buffer son soluciones de una composición química especial que permite mantener el pH con poca variación cuando se le adicionan volúmenes de ácidos o bases. Estas soluciones son muy importantes a nivel de laboratorio y biológico, y es importante saber prepararlas. Una de las formas en que el organismo controla el pH es por medio de los sistemas amortiguadores. nuestros objetivos fueron alcanzados ya que se realizaron las correspondientes preparaciones de las soluciones y la respectiva observación al añadir ácidos o bases a una solución. 
OBJETIVOS.
· GENERALES: 
 Preparar soluciones buffer y observar su efecto amortiguador en las diferentes soluciones.
· ESPECÍFICOS: 
· Preparar soluciones buffer de un pH determinado
· Observar el efecto amortiguador de las soluciones buffer al agregarles ácidos o bases.
MARCO TEÓRICO
Figura 1. conceptos básicos de soluciones buffers
PROCEDIMIENTO.
Figura 2. procedimientos realizados en la práctica
DATOS.
	Sustancia 
	m sto(g)
	v sto(ml)
	v sln
	C
	Ácido acético
	 
	0,46
	100 ml
	0,1 M
	acetato de Na 
	0,8505 g
	
	100 ml
	0,1 M
	HCL
	
	0,84
	100 ml
	0,1 M
	NaOH
	0,4227 g
	
	100 ml
	0,1 M
	NH3
	
	0,64
	100 ml
	0,1 M
	cloruro de amonio
	0,3538 g
	
	100 ml
	0,1 M
 Tabla 1. Datos para la preparación de las soluciones
RESULTADOS.
	MEZCLAS 
	PH metro
	50 ml CH3COOH + 5,0 ml CH3COONa (Sln B1)
	4,996
	15 ml de (Sln B1) + 45 ml H2O destilada
	5,037
	25 ml de (Sln B1) + 0,5 ml HCL 0,1 M
	5,008
	25 ml de (Sln B1) + 0,5 ml NaOH 0,1 M
	5,017
	25 ml de H2O + 0,5 ml HCL 0,1 M
	3,038
	25 ml de H2O + 0,5 ml NaOH 0,1 M
	10,904
	50 ml NH3 + 50 ml NH4 CL (Sln B2)
	9,500
	15 ml de (Sln B2) + 45 ml H2O destilada
	9,370
	25 ml de (Sln B2) + 0,5 ml HCL
	9,408
	25 ml de (Sln B2) + 0,5 ml NaOH
	9,393
 Tabla 2. soluciones con sus respectivos pH tomados con el peachimetro
CUESTIONARIO.
1). Mediante los cálculos correspondientes encuentre los pH teóricos correspondientes a cada solución ensayada y compare estos valores con los obtenidos experimentalmente en los procedimientos realizados anteriormente. Anote los resultados en la siguiente tabla.
	Nº
	ENSAYO
	pH TEÓRICO
	pH METRO
	1
	50 ml CH3COOH 0,1 M + 50 ml CH3COONa 0,1 M (Sln B1)
	4,74
	4,996
	2
	15 ml de (Sln B1) + 45 ml H2O destilada 
	4,74
	5,037
	3
	25 ml de (Sln B1) + 0,5 ml HCL 0,1 M
	4,72
	5,008
	4
	25 ml de H2O destilada + 0,5 ml HCL 0,1 M
	2,70
	5,017
	5
	25 ml de (Sln B1) + 0,5 ml NaOH 0,1 M
	4,76
	3,038
	6
	25 ml de H2O destilada + 0,5 ml NaOH 0,1 M
	11,30
	10,904
	7
	50 ml NH3 0.1 M + 50 ml NH4 CL 0.1 M (Sln B2)
	9,26
	9,500
	8
	15 ml de (Sln B2) + 45 ml H2O destilada
	9,26
	9,370
	9
	25 ml de (Sln B2) + 0,5 ml HCL 0,1 M
	9,24
	9,408
	10
	25 ml de (Sln B2) + 0,5 ml NaOH 0,1 M
	9,28
	9,393
Tabla 3. Comparación de los pH obtenidos teóricamente y con el peachimetro
CÁLCULOS
1). 50 ml CH3COOH + 5,0 ml CH3COONa (Sln B1) 
pka = 4.74
pH = pka + log 
pH = 4.74 + log 
pH =4.74
2). 15 ml de (Sln B1) + 45 ml H2O destilada
15 ml = 0,015
moles de CH3COOH = 0,015 L = 0.025 M
moles de CH3COONa =0,015 L = 0.025 M
pH = 4.74 + log 
pH = 4.74
3). 25 ml de (Sln B1) + 0,5 ml HCL 0,1 M
0,5 ml 
25,5 ml 
moles de HCL = = 0.0020 M
pH = 4.74 + log
pH = 4,72
4). 25 ml de H2O destilada + 0,5 ml HCL 0,1 M
moles de HCL = = 0.0020 M
pH = -log Ca 
pH = -log 0.0020
pH = 2.70
5). 25 ml de (Sln B1) + 0,5 ml NaOH 0,1 M
moles de NaOH = = 0.0020 M
pH = 4.74 + log
pH = 4,76
6). 25 ml de H2O destilada + 0,5 ml NaOH 0,1 M
0,5 ml 
moles de NaOH = = 0.0020 M
pOH = -log Cb 
pOH = -log 0.0020
pOH = 2.70
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 2.70
pH = 11,30
7). 50 ml NH3 0.1 M + 50 ml NH4 CL 0.1 M (Sln B2)
pKb = 4.74
pOH = pkb + log 
pOH = 4.74 + log 
pOH =4.74
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 4,74
pH = 9,26
8). 15 ml de (Sln B2) + 45 ml H2O destilada
15 ml =0,015 L
moles de NH3= 0,015 L = 0.025 M
moles de NH4 CL = 0,015 L = 0.025 M
pOH = pkb + log 
pOH = 4.74 + log 
pOH = 4.74
pH= 9.26
9). 25 ml de (Sln B2) + 0,5 ml HCL 0,1 M
0,5 ml = 0,0005 L
Moles de HCL= 0,0005 L = 0,0020 M 
pOH = 4,74 + log
pOH = 4,76
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 4,76
pH = 9,24 
10). 25 ml de (Sln B2) + 0,5 ml NaOH 0,1 M
Moles de NaOH = 0,0005 L = 0,0020 M 
pH = pKb + log 
pOH = 4,74 + log
pOH = 4,72
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 4,72
pH = 9,28
2). Haga el análisis correspondiente para cada ensayo del punto anterior y señale las posibles causas de desviación del pH teórico con relación al pH obtenido experimentalmente.
Al realizar el análisis de la tabla anterior se puede deducir que la variación de pH se debe principalmente por dos factores muy importantes.
· Errores de medición: Esto se debe al volumen del reactivo que se agregó a la solución. Esto influye mucho en la variación de pH debido a que si se agrega una cantidad menor o mayor a la que se debe medir el pH varía, cabe resaltar que al momento de realizar el cálculo del pH teórico no se tienen en cuenta estos errores que pueden ser cometidos al momento de medir y agregar el reactivo por tanto esta puede ser una de las razones por las que se de la variación de pH
otro de los factores influyentes en este cambio de pH es 
· El agua debido a que por lo general se tiene presente que el agua pura es neutra es decir tiene [OH-] y [H+] en la misma cantidad, pero al realizar la práctica debemos tener muy claro que se utilizó agua destilada por lo cual es importante resaltar que debido a las variaciones que ocurrieron, esta agua no es completamente pura e influye en gran manera a esa variación.
· 
CONCLUSIÓN
Se puede concluir que al realizar esta práctica, se cumplieron todos los objetivos propuestos, se lograron las preparaciones propuestas de las soluciones amortiguadoras, observando su efecto en las distintas soluciones. sabiendo así que son muy importantes ya que se encargan de mantener el pH estable de una disolución al momento de agregarle ácidos o bases fuertes.
REFERENCIAS
· Guía de laboratorio- Autoría del docente Adolfo Consuegra