Articulo cientifico - informe final

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MEDIDA DEL PH EN DISOLUCIONES ACUOSAS, TITULACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN ÁCIDA O BÁSICA
Daniela Campo1. Maylin Sánchez2. Luis Felipe Nieva3. 
123Facultad de Ingeniería, Ingeniería Biomédica, Universidad Autónoma de Occidente. Profesor Néstor Fabio Holguín Osorio. Grupo 2. Fecha de entrega: Octubre 26 de 2018
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Universidad Autónoma de Occidente. Daniela Campo, Maylin Sánchez, Luis Felipe Nieva. 
Medida del pH en disoluciones acuosas, Titulación de una disolución ácida o básica .
Resumen: Durante la práctica denominada “medida del pH en disoluciones acuosas, titulación de una disolución ácida o básica” se realizaron 3 experimentos distintos: en primer lugar se determinó el pH de 4 disoluciones con ayuda del pH-metro y papeles indicadores, lo que permitió realizar una comparación entre los dos métodos de medición y establecer cuál era el más apropiado para la prueba; posterior a esto se realizó el procedimiento de titulación, en el que se añadieron desde una bureta enrasada 2 mL de HCl a una disolución al 0,10 M de NaOH y 2 gotas de fenolftaleína, observando un cambio en el color de la disolución una vez logrado el punto de equivalencia; por ultimo a través de 4 disoluciones (2 con H2O y 2 con solución amortiguadora) se logró observar el cambio en el pH de las mismas una vez se añadían ácidos o bases fuertes, demostrando la capacidad de una solución amortiguadora para mantener el pH en valores constantes. Retomando el primer procedimiento, fue posible establecer que el método más efectivo para este tipo de pruebas son los papeles indicadores ya que se acercaban más al valor teórico del pH en la mayoría de las pruebas, además de ser fáciles de utilizar; en segundo lugar y con ayuda de diversos cálculos matemáticos se logró determinar pH, pOH y la concentración de hidrogeniones e hidroxilos de una disolución problema; además de corroborar las características y capacidades de una solución amortiguadora como se mencionó anteriormente. Sumado a todo lo anterior, se logró dar cumplimiento a los objetivos propuestos, comprender e interiorizar los conceptos teóricos vistos en clase por medio de la aplicación práctica de los mismos, y adquirir mayor habilidad al momento de realizar procedimientos de laboratorio.
Palabras clave: pH, disolución, solución amortiguadora, titulación.
Abstract: During the practice called "pH measurement in aqueous solutions, titration of an acidic or basic solution" 3 different experiments were carried out: in the first place, the pH of 4 solutions was determined with the help of the pH meter and indicator papers, which allowed to perform a comparison between the two measurement methods and establish which was the most appropriate for the test; After this the titration procedure was carried out, in which 2 mL of HCl was added from a flush burette to a 0.10 M solution of NaOH and 2 drops of phenolphthalein, observing a change in the color of the solution once achieved the equivalence point; Finally, through 4 solutions (2 with H2O and 2 with buffer solution) it was possible to observe the change in their pH once strong acids or bases were added, demonstrating the capacity of a buffer solution to maintain the pH in values constants Returning to the first procedure, it was possible to establish that the most effective method for this type of tests are the indicator papers since they were closer to the theoretical pH value in most of the tests, besides being easy to use; secondly, and with the help of various mathematical calculations, it was possible to determine pH, pOH and the concentration of hydrogen bonds and hydroxyls of a problem solution; besides corroborate the characteristics and capacities of a buffer solution as mentioned above. In addition to all the above, it was possible to fulfill the proposed objectives, understand and internalize the theoretical concepts seen in class through the practical application of them, and acquire greater ability when performing laboratory procedures.
Keywords: pH, dissolution, buffer solution, titration..
INTRODUCCIÓN
El propósito de esta práctica es diferenciar disoluciones ácidas, básicas y neutras, determinando su pH con ayuda de diferentes herramientas como el papel indicador y el pH-metro; por otro lado también se pretende explicar el principio de titulación acido-base, además de observar los cambios presentados en una solución amortiguadora al agregar ácidos o bases fuertes. Cabe resaltar que este laboratorio es de vital importancia para el aprendizaje, ya que permite aplicar los conceptos teóricos vistos en clase, aportando a la comprensión e interiorización de los mismos, además de aportar en el desarrollo de habilidad y destreza para futuras prácticas.
Uno de los conceptos teóricos primordiales para la realización de esta práctica es el de ácido y base. Gran parte de los procesos químicos y biológicos son reacciones ácido-base en disolución acuosa, que una sustancia sea ácida, básica o neutra, dependerá de diversos factores, entre ellos la concentración de hidrogeniones (pH) o hidroxilos (pOH) que posea, la posibilidad de liberar alguna de las dos sustancias al disolverse en agua (H+, OH-), o la capacidad de ceder o aceptar protones al reaccionar con otra sustancia [1]. 
Conocer estas características es vital para saber si la sustancia es dañina para la integridad humana. Esta información es útil al momento de fabricar insumos que requieren un pH específico, o bien sea lograr reacciones químicas que requieran de un pH determinado para poderse llevar a cabo, como por ejemplo el pH de la sangre, ya que una variación mínima puede implicar el fallecimiento de la persona.
Teniendo en cuenta lo anterior se ha establecido una escala de pH que permite determinar si una sustancia es acida, alcalina o neutra, como se muestra en la siguiente ilustración: 
Figura 1: Escala de pH.
Fuente: Thibodeau, P. (2013). Anatomía y fisiología. (8ª. ed.). España: Editorial ELSEVIER.[2] 
En adición a lo anterior, se considera una base o un ácido fuerte a aquellas sustancias que son capaces de disociarse por completo en iones al encontrarse en solución acuosa :
NaOH Na+ + OH- (Base fuerte)
H2SO4 H+ + SO4- (Ácido fuerte)
Otro aspecto relevante para la realización de la práctica son las soluciones “Buffer” o soluciones amortiguadoras, cuya función principal es mantener el pH de una disolución en valores constantes, oponiéndose a la variación del mismo una vez se añadan ciertas cantidades de ácido o base. Su acción se basa principalmente en la absorción de hidrogeniones (H+) o iones hidroxilo (OH-), pues el cambio del pH se produce cuando estas moléculas se encuentran libres en la solución. 
Por último se debe tener en cuenta el concepto de titulación, este es un método que permite determinar la cantidad de una sustancia acida o básica presente en una solución mediante unan reacción de neutralización. A una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se le agrega un indicador con ayuda de una bureta; en el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración [3]. Este procedimiento también permite determinar el volumen necesario de un reactivo para reaccionar por completo con otro cuya cantidad se conoce, logrando un punto de equivalencia en las reacciones acido-base.
METODOLOGÍA
En el siguiente diagrama es posible observar la metodología aplicada al momento de la realización del experimento, teniendo en cuenta que esta se encuentra dividida en 4 partes: El procedimiento principal y 3 subprocesos, indicando cada uno de los experimentos realizados. 
RESULTADOS Y DISCUSIÓN
En la tabla 1 se presentan los resultados obtenidos experimentalmente durante la práctica, la cual específica los valores de pH obtenidos a partir de los 2 métodos de medición, además de compararlos con los resultados teóricos consultados.
Tabla 1. Comparación entre resultados experimentales y teóricos.
 Fuente: Producción propia.
La informaciónpresentada anteriormente muestra una similitud entre los resultados experimentales y los datos teóricos. Sin embargo, en algunas de las disoluciones como por ejemplo el NaCl y el NaOH difieren los valores de pH obtenidos mediante el papel indicador y mediante el pH – metro, Esto debido a las siguientes posibles causas de error: 
· Es posible que se presenten inconsistencias en cuanto a la limpieza del pH-metro, pues si los residuos de mediciones anteriores no eran retirados adecuadamente podían contaminar la disolución a medir y alterar el valor obtenido. 
· El pH-metro es una herramienta de compleja utilización en cuanto al proceso de medición, pues el estudiante debe asegurarse de que el instrumento no toque los bordes del contenedor de la solución, además de que debe sumergirse hasta cierto punto de la sustancia; un falló en cualquier punto del procedimiento implica una lectura errónea.
A pesar de que el papel indicador permitió conocer los valores exactos del pH de cada disolución, también podría presentar fallas en la medición, este método puede considerarse subjetivo, ya que el proceso de medición era netamente observativo, y los resultados estaban sujetos al criterio de la persona que estuviera ejecutando el procedimiento, pues la percepción del color es distinta para cada individuo.
Teniendo en cuenta todo lo mencionado con anterioridad, se establece que el mejor método para analizar el pH durante esta práctica es el de los papeles indicadores pues, a pesar de ser un método subjetivo, provee la información correcta respecto a la variable medida, además de ser de fácil aplicación.
Para el experimento #2 fue necesario agregar a un Erlenmeyer de 125 mL, 5 mL de NaOH al 0,10 M y dos gotas de fenolftaleína, después de agitarlos hasta notar un cambio de color en la disolución se daba paso al proceso de titulación, en el que a partir de una bureta enrasada se agregaban lentamente pequeñas cantidades de HCl mientras se continuaba agitando el recipiente, este proceso no se detuvo hasta observar nuevamente una variación en el color de la solución, obteniendo los siguientes resultados:
Reacción de neutralización: 
HCl + NaOH    NaCl + H2O
Tabla 2. Datos obtenidos en el proceso de titulación.
	Volumen tomado de disolución 0,10 M de NaOH en el Erlenmeyer:
	5,0 ml
	Gotas de fenolftaleína agregadas a la disolución del Erlenmeyer:
	2
	Color que toma la disolución de NaOH al agregar el indicador:
	fucsia-purpura
	Volumen gastado de la disolución problema (HCl) en la neutralización:
	2,0 ml
Fuente: Producción propia
La disolución de NaOH toma un color fucsia-púrpura al agregar las 2 gotas de fenolftaleína gracias a la capacidad de esta molécula de tener distinta coloración al cambiar entre su forma ácida y su forma básica. La fenolftaleína es una molécula orgánica aromática que en medio básico toma un color rosa-violeta y se debe a la conjugación de enlaces dobles que se obtiene al desprotonarse el grupo fenol. Al agregar las gotas de fenolftaleína lo que se hace es desplazar el equilibrio químico de la reacción hacia la forma básica de esta; una vez realizado este proceso se agregan 2 ml de HCl para neutralizar la disolución, quedando incolora [4].  
Con base en los datos obtenidos anteriormente es posible determinar la concentración de HCl así:
Ecuación 1: Cálculo de concentración molar.
	Por otro lado, teniendo en cuenta que el pH = -log[H+], se puede obtener la concentración de hidrogeniones de la solución problema despejando la ecuación, obteniendo una potencia de base 10 cuyo exponente será el valor negativo del pH medido con ayuda del pH- metro (6.98):
A	 partir del producto iónico del agua se establece una relación entre la concentración de hidrogeniones e hidroxilos, dando a lugar a una constante (KW = 10-14), por medio de la cual es posible determinar la concentración de hidroxilos presentes en la disolución, para posteriormente calcular el pOH de la misma:
KW = [H+][OH-] = Ph + pOH
1x10-14 = 6.98 + pOH
pOH = 1x10-14 – 6.98
pOH = 7.02
Ecuación 2. Cálculo del pOH
pOH = -log[OH-]
10-7.02 = [OH-]
9.55x10-8 = [OH-]
Ecuación 3. Cálculo de la concentración de hidroxilos.
En vista de los valores de pH y pOH obtenidos, la disolución problema una vez culminado el proceso de titulación podría considerarse neutra, ya que su pH es muy cercano a 7.
Por último, para llevar a cabo el estudio de las propiedades de la disolución Amortiguadora, en una gradilla se prepararon 5 disoluciones así:
Tabla 3. Preparación de disoluciones prueba
Fuente: Guía proporcionada por el docente
Posteriormente y con ayuda del pH-metro, se procedió a medir el pH de cada disolución, obteniendo los siguientes resultados:
· pH de la disolución de ácido acético (CH3OOH) 0,5 N = 2,6 
· pH de la disolución de acetato de sodio (NaCl2H3O2) 0,5 N = 7,4
Tabla 4. pH en solución acuosa y solución amortiguadora.
 
Fuente: producción propia.
Gracias a esta información es posible apreciar la capacidad de la solución buffer para mantener constante el pH de la disolución, A pesar de haber agregado un acido y una base fuerte a la solución amortiguadora, el valor del pH se mantiene en 4 con leves variaciones en sus decimales (0.06 – 0.2); mientras que el agua si muestra cambios drásticos en su pH al añadir el acido y la base, convirtiéndola automáticamente en una disolución acida o básica respectivamente.
Acidosis y Alcalosis son términos clínicos que definen la alteración ácido-básica primaria. Pueden emplearse incluso cuando el pH plasma tiene valores fisiológico es decir, cuando los trastornos están completamente compensados. 
El trastorno primario de la acidosis metabólica es una disminución de la concentración de hidrogeno-carbonato en el plasma, la diabetes y el ayuno pueden producir acidosis metabólica. La respuesta normal del organismo es incrementar l frecuencia respiratoria para eliminar parcialmente el CO2 [5]. 
Por otro lado, la alcalosis metabólica es el incremento es el pH causado por una enfermedad o ingestión química. El vómito repetido o empleo excesivo de diuréticos pueden causar alcalosis metabólica. Nuevamente, el cuerpo lo compensa, esta vez disminuyendo la frecuencia respiratoria [6].
CONCLUSIONES
· En conclusión, gracias a esta experimentación fue posible comprender e interiorizar los conceptos teóricos vistos en clase a través de la aplicación práctica de los mismos.
· Se logró diferenciar entre sustancias ácidas, básicas y neutras mediante la toma del pH de 4 disoluciones con 2 métodos de medición distintos, a partir de esto se logró establecer que el mejor método para analizar el pH durante esta práctica es el de los papeles indicadores pues, a pesar de ser un método subjetivo, provee la información correcta respecto a la variable medida, además de ser de fácil aplicación.
· Se logró explicar el principio de la titulación acido-base mediante el procedimiento #2, presenciando una reacción de neutralización y como a partir de esta y del valor de su pH es posible determinar la concentración de hidrogeniones [H+] e hidroxilos [OH-], además del pOH de la solución. Además fue posible observar que una vez culminado el proceso de titulación, se obtiene una disolución de carácter neutro, debido a que su pH es bastante cercano a 7.
· Se logró observar los cambios producidos en el pH de una solución amortiguadora al añadir ciertas cantidades de ácido o base, comprobando la capacidad de dichas soluciones para mantener el valor del pH constante y contrarrestar los efectos de la sustancia añadida.
REFERENCIAS
[1] Granados, Jairo E. Soluciones Buffer-Amortiguadoras. Escuela de ciencias agrícola, pecuarias y del medio ambiente. Recuperado 20 de Octubre, 2018, de:
https://repository.unad.edu.co/bitstream/10596/4810/1/334001-%20Soluciones%20Buffer-Amortiguadoras.pdf 
[2] Thibodeau, P. (2013). Anatomía y fisiología. (8ª. ed.). España: Editorial ELSEVIER. . Recuperado 20 de Octubre, 2018, de:
https://books.google.com.co/books?id=IW2ULXIC6PAC&pg=PA41&dq=escala+de+ph+espa%C3%B1ol&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwjJnLnEkqXeAhXNmLQKHZzDAxgQ6AEINDAC#v=onepage&q=escala%20de%20ph%20espa%C3%B1ol&f=false[3] Palacios, C. (2001). Reacciones ácido-base. Recuperado 20 de Octubre, 2018, de:
http://perso.wanadoo.es/cpalacio/acidobase2.htm 
[4] Profesores Gama. (2013). Experimento con hidróxido de sodio y fenolftaleína. Experimentos caseros explicados. Recuperado 24 de Octubre, 2018, de:
http://experimentosgama.blogspot.com/2013/05/experimento-con-hidroxido-de-sodio-y.html?m=1 
[5] Moore, K. L. M. Keith L., & Persaud, T. V. N. (2006). Embriología clínica: el desarrollo del ser humano. Recuperado 26 octubre, 2018, de: https://books.google.com.co/books?id=MVetIy6zhvYC&pg=PA35&dq=que+es+la+acidosis+metabolica+desde+la+quimica&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwiWvr2MkqTeAhUim-AKHdcmC3MQ6AEIVDAH#v=onepage&q=que%20es%20la%20acidosis%20metabolica%20desde%20la%20quimica&f=false 
[6] Atkins, P. W. A. Peter William, & Jones, L. J. Loretta. (2006). Embriología clínica: el desarrollo del ser humano. Recuperado 26 octubre, 2018, de:
https://books.google.com.co/books?id=0JuUu1yWTisC&pg=PA415&dq=que+es+la+alcalosis+metab%C3%B3lica+desde+la+quimica&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwjEg4emiKXeAhUHsqQKHRMSD04Q6AEILDAA#v=onepage&q=que%20es%20la%20alcalosis%20metab%C3%B3lica%20desde%20la%20quimica&f=false 
ANEXOS
- Solución amortiguadora o buffer:
Una solución amortiguadora de pH o buffer es aquella disolución que tiene como función principal mantener el pH en valores constantes, aun cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base, o se diluya la solución. Una solución buffer se caracteriza por contener simultáneamente una especie débil y su par conjugado:
· Un ácido débil y la sal de su par conjugado:
HA   +   H2O            A–   +   H3O+
· Una base débil y la sal de su par conjugado:
B   +   H2O            BH+   +   OH–
La disolución buffer debe contener una concentración relativamente grande de cada uno de los integrantes del par conjugado, de modo que:
· La especie acida del sistema buffer pueda reaccionar con los iones OH que se añadan.
· La especie básica del sistema buffer pueda reaccionar con la cantidad de iones H+ que se añadan.
El uso de las disoluciones buffer es importante en muchos procesos industriales, como la elaboración de cuero, materiales fotográficos y tintes. También son comúnmente usados en bacteriología, pues se debe mantener el pH de los medios del cultivo para el crecimiento de bacterias.
En el cuerpo humanos los valores de pH varían mucho de un fluido a otro, sin embargo estos valores son fundamentales para el funcionamiento adecuado de las enzimas y el balance de la presión osmótica, los cuales se mantienen gracias a las disoluciones buffer. Un amortiguador biológico de vital importancia es el plasma sanguíneo, el cual regula valores de pH entre 7.2 y 7.3; con variaciones de 0.2 unidades se presentarían efectos letales para la vida.
- Buffers que mantienen el pH de la sangre
Existen algunos sistemas reguladores en la sangre que ayudan a mantener el pH de la misma a 7.35; como por ejemplo: 
a) El sistema regulador de fosfato di hidrogenado/fosfato hidrogenado: 
b) El sistema regulador del ácido carbónico/bicarbonato:
c) El sistema regulador de proteínas: