1.7: pH y tampones

Objetivos de aprendizaje

Metas:

• Mida con precisión el pH de las soluciones usando tiras indicadoras de pH y un medidor de pH.
• Cree soluciones tampón y pruebe los efectos de agregar ácido y base a cada una.

Resultados de aprendizaje de los estudiantes:

Al finalizar este laboratorio, los estudiantes serán capaces de:

• Describir la escala de pH.
• Utilice correctamente tiras indicadoras de pH y un medidor de pH.
• Explicar la función y composición de un búfer.

Introducción

El pH de las soluciones es una característica importante. Las células deben mantener un pH constante para que las enzimas y procesos que tienen lugar dentro de las células continúen según sea necesario. Las reacciones químicas y enzimáticas suelen depender de un rango de pH específico. Por lo tanto, es importante entender el pH y poder determinar el pH de diversas soluciones.

Figura 1. El medidor de pH

La escala de pH es un concepto familiar para los estudiantes que estudian ciencias. El valor de pH de una solución refleja la concentración relativa de iones hidrógeno (H+) o protones a la concentración de iones hidróxido (OH-) en una solución. Las soluciones con un valor de pH menor a 7 son ácidas y aquellas con un valor mayor a 7 son básicas, o alcalinas. El valor 7 es neutro, lo que significa que la cantidad de H+ en una solución es igual a la cantidad de OH- en una solución. El agua pura H ₂ O, que puede disociarse naturalmente en iones H ⁺ y OH ^-, tendría un valor de 7.

Ecuación 1

\[\ce{H2O <=> H^{+} + OH^{-}} \nonumber\]

Cuadro 1. La Escala de pH

[H +] en mol/L		pH		[OH -] en mol/L		Clasificación de pH
1.0		0		10 ^-14		Ácidas
0.1		1		10 ^-13		Ácidas
0.01		2		10 ^-12		Ácidas
0.001		3		10 ^-11		Ácidas
10 ^-4		4		10 ^-10		Ácidas
10 ^-5		5		10 ^-9		Ácidas
10 ^-6		6		10 ^-8		Ácidas
10 ^-7		7		10 ^-7		Neutral
10 ^-8		8		10 ^-6		Básico
10 ^-9		9		10 ^-5		Básico
10 ^-10		10		10 ^-4		Básico
10 ^-11		11		0.001		Básico
10 ^-12		12		0.01		Básico
10 ^-13		13		0.1		Básico
10 ^-14		14		1.0		Básico

Asignación de Lectura Pre-Lab:

Revisión de Química

En una ecuación química, las variables que están rodeadas por corchetes “[“y “]” son expresiones de concentración, o la cantidad específica de una molécula en un volumen dado de solución. Por ejemplo, si ves “[H+]” en una ecuación, esto se lee como “la concentración de ión hidrógeno”.

La concentración de una solución a menudo se expresa en unidades de moles por litro (mol/L). Así como una “docena” representa una cantidad de 12 artículos, un “mole” representa una cantidad de aproximadamente 6.022 X 10 ²³ artículos.

una docena de moléculas = 12 moléculas

¡un mol de moléculas = 602,200,000,000,000,000,000,000 de moléculas!

Nota: “n” se utiliza en ecuaciones para indicar una cantidad medida en moles. Por ejemplo, si ves “n _Ácido” en una ecuación, esto se lee como “moles de ácido”.

El término “Molaridad” indica que la concentración de una solución está en unidades de moles por litro. Una solución molar (1 M) contiene un mol de soluto dentro de cada litro de esa solución. Los reactivos utilizados en el laboratorio a menudo se etiquetarán con sus concentraciones expresadas en términos de molaridad.

La concentración relativa de H+ u OH- puede cambiar muy dramáticamente en las soluciones, por lo que se usa una escala logarítmica (llamada pH) en lugar de una escala lineal para expresar la concentración. Las ecuaciones 2 y 3 se pueden utilizar para calcular el pH basado en la concentración de iones hidrógeno o viceversa.

Ecuación 2

Para calcular el pH basado en la concentración de iones hidrógeno [H ⁺]:

pH = -log [H ⁺]

Ecuación 3

Para calcular la concentración de iones hidrógeno [H ⁺] basada en el pH:

[H ⁺] = 10 ^-pH

Buffers

Un tampón es una mezcla de un ácido débil (HA) y su sal (por ejemplo, NaA), y a veces se le conoce como un par ácido base conjugado. Como se mencionó anteriormente, los tampones tienen un papel importante en la estabilización del pH de los sistemas vivos. Los organismos vertebrados mantienen el pH de la sangre utilizando un tampón compuesto por una mezcla de ácido carbónico (H ₂ CO ₃) y bicarbonato de sodio (Na ⁺ HCO ₃ ^-). El ácido débil en este tampón es el ácido carbónico y la sal es bicarbonato de sodio. Cuando se disuelve en agua, el bicarbonato de sodio se desasocia completamente en iones de sodio (Na ⁺) e iones de bicarbonato (HCO ₃ ^-). El H ₂ CO ₃ es el ácido conjugado de HCO ₃ ^-y el HCO ₃ ^- es la base conjugada de H ₂ CO ₃. En conjunto, este par ácido base conjugado funciona como el sistema de tampón bicarbonato.

Los sistemas tampón también son de particular importancia para la biología celular experimental.

El pH de una solución tampón se puede calcular de la siguiente manera:

Ecuación 4

El pH de una solución tampón se puede calcular de la siguiente manera:

\[pH=pK_a + log \frac{n_A}{n_{HA}}\nonumber\]

Donde pK _a = constante de disociación del ácido, n _A = número inicial de moles de sal en el tampón, y n _HA = número inicial de moles de ácido en el tampón.

Si conoce estos valores, ¡es posible calcular con precisión el pH de un sistema tampón antes de crearlo!

El pK _a del ácido acético (utilizado en el experimento actual) es de 4.75

Ecuación 5

Para encontrar el volumen de la base conjugada o ácido conjugado:

n _A = volumen de base conjugada (mL)\( \times \dfrac{1\: L}{100\: mL} \times \) concentration of conjugate base (mol/L)

n _{H A} = volumen de ácido conjugado (mL)\( \times \dfrac{1\: L}{100\: mL} \times \) concentration of conjugate acid (mol/L)

Uso de tiras indicadoras de pH

El pH de una solución puede aproximarse aproximadamente usando tiras de papel tratadas con reactivos indicadores de cambio de color. Las tiras se sumergen en la solución a ensayar durante varios segundos y luego se retiran. El color de la tira indicadora se compara luego con una tabla de referencia, a menudo impresa en el costado del contenedor de la tira. El color de referencia en la tabla que más se acerque al color de la tira reaccionada tendrá un valor de pH impreso por debajo de él y ese será el pH aproximado. Una ventaja de usar tiras indicadoras de pH es que son relativamente económicas, fáciles de usar y adecuadas para determinar el pH donde un error de +/- 1 unidad de pH es aceptable. Un método más preciso para determinar el pH es usar un medidor de pH calibrado, que puede determinar el pH exacto a uno o más decimales dependiendo de la calidad del dispositivo.

Uso de un medidor de pH

El medidor de pH mide la acidez de una solución. Es un instrumento científico que utiliza electrodos para medir la concentración de iones hidrógeno (protones) de soluciones a base de agua. Esencialmente, el medidor de pH es un voltímetro que medirá la diferencia entre dos electrodos. La sonda que coloca en la solución contiene un electrodo de referencia y un electrodo detector. El electrodo de referencia no se ve afectado por la solución que se mide y está en contacto con una solución de cloruro de potasio. El electrodo detector entra en contacto con la solución de prueba. Los iones hidrógeno en la solución de prueba interactúan con el electrodo y la diferencia de potencial eléctrico entre los dos electrodos se detecta y se reporta como milivoltios o se convierte a un valor de pH.

Para mediciones precisas, es importante calibrar su medidor de pH antes de usarlo con soluciones tampón de valores conocidos. Lo mejor es calibrar su medidor con soluciones tampón que estén cerca del pH anticipado o deseado de su solución de prueba. También debe secar la sonda con toallitas de laboratorio entre soluciones para evitar la contaminación pero evitar el roce. Frotar la sonda puede hacer que se acumule una carga de electricidad estática en el electrodo, lo que provocará lecturas inexactas. Dejar que la sonda se seque accidentalmente también hará que deje de funcionar, por lo que siempre mantenga el extremo de la sonda sumergido en una solución de retención cuando no tome medidas. Recuerda devolverlo a la solución de almacenamiento tan pronto termines con el experimento.

Calibrar el medidor de pH para pH 4, 7 y 10 antes de tomar medidas. Si se calibra correctamente, su medidor de pH debe producir mediciones con una precisión de +/- 0.06 unidades de pH. Siempre pruebe su medidor después de la calibración usando los tampones estándar y recalibra el medidor si es necesario antes de continuar.

Su instructor demostrará la correcta calibración, cuidado y uso del medidor. ¡Asegúrate de tomar buenas notas!

Actividad 1: Medir el pH

Materiales

Por grupo de 4:

• 1 Juego de 4 soluciones desconocidas (en tubos de 30 mL con tapas roscadas)
• 1 contenedor de tiras indicadoras de pH y tabla de referencia de color
• 1 par de fórceps
• 1 medidor de pH (calibrado — Consulte al instructor para obtener indicaciones)

Procedimiento

1. Obtener un conjunto de soluciones desconocidas del instructor.
2. Mida el pH de cada solución usando primero las tiras indicadoras de pH. Sostenga las tiras con las pinzas. ¡Usa una nueva tira para cada solución!
3. Registre sus datos en la Tabla 1.
4. Mida el pH de cada solución usando el medidor de pH. ¡Asegúrate de enjuagar la punta de la sonda con agua DI antes de poner la sonda en cada muestra! (Pídale instrucciones al instructor si no está seguro de cómo calibrar y usar correctamente el medidor de pH).
5. Registre sus datos en la Tabla 2.

Cuadro 2. Valores de pH medidos de soluciones de prueba conocidas

Solución desconocida	Valor de pH medido usando tiras indicadoras	Valor de pH medido con medidor de pH	Valor de pH esperado (Ask Instructor)
A
B
C
D

Análisis de datos

• ¿Cómo se comparan los valores de su tira indicadora de pH con los valores de sus medidores
• Consulta tus valores de pH medidos con los de los otros equipos. ¿Tus valores son similares?
• Consulta con tu instructor para ver cuáles deben ser los valores reales de pH. ¿Qué tan precisa fue usted?

Actividad 2: Preparación de un Buffer Acetato

Materiales

Por Clase:

• 1 botella de solución madre de ácido acético 0.1 M (CH ₃ COOH)
• 1 botella solución madre de acetato de sodio 0.1 M (Na ⁺ CH ₃ COO ^-)

Por Grupo de 4:

• 6 tubos de plástico limpios de 30 mL
• 2 pipetas serológicas limpias de 5 mL
• 2 bombas de pipeta (capacidad de 10 mL)
• 1 Marcador Sharpie

Procedimiento

1. Usando un marcador sharpie, etiquete los dos tubos de 30 mL, uno como “Ácido Acético” y el otro “Acetato de Sodio”. Llena cada tubo con la solución de stock correcta.
2. Usando un marcador sharpie, etiquete cada una de las dos pipetas de 5 ml, una como “AA” y la otra como “SA”. Para evitar la contaminación, NO sumerja las pipetas en frascos de solución madre y SOLO use la pipeta designada para transferir ácido acético o acetato de sodio de los tubos etiquetados de su grupo.
3. Usando un marcador sharpie, etiquetar un tubo limpio de 30 mL como “Buffer 1”, otro como “Buffer 2”, el tercero como “Buffer 3” y el cuarto como “H2O”. Cada alumno de tu grupo tomará un tubo. Si sólo hay 3 alumnos, uno de ustedes también puede tomar el tubo “H2O”. Escribe tus nombres en la primera columna de la tabla 2 junto al tubo (s) con el que trabajarás.
4. Cree los tampones de acetato usando sus pipetas serológicas marcadas y los volúmenes especificados de ácido acético y acetato de sodio en la Tabla 2.
   • ¡Asegúrate de pipetear con precisión los volúmenes indicados para obtener buenos resultados! Revise la técnica de pipeteo adecuada con su instructor si es necesario.
   • Para el tubo “H2O”, simplemente llene el tubo aproximadamente un tercio lleno con agua desionizada pura
5. Cierre las tapas y agite suavemente cada tubo durante aproximadamente 20 segundos o más para mezclar el contenido.
6. Mida el pH de cada solución con el medidor de pH usando la técnica adecuada e ingrese sus medidas en la tabla 2.

Actividad 3: Efectos de Adición de Ácido y Base al Buffer de Acetato

Materiales

Por Grupo de 4:

• Todo De La Actividad (2 arriba)
• Frasco cuentagotas de 30 mL de HCl 0.1 M (Ácido Clorhídrico)
• Frasco cuentagotas de 30 mL de NaOH 0.1 M (Hidróxido de Sodio)

Procedimiento

1. Agrega una sola gota de HCl a cada uno de los 4 tubos de tu equipo. Cierre las tapas y agite suavemente los tubos para mezclar bien el contenido.
2. Mida el pH de cada solución e ingrese los valores de pH en la tabla 4.
3. Continuar agregando gotas de HCl según la tabla, midiendo el pH y registrando valores.
4. Cuando haya completado la Tabla 3, ahora comenzará a agregar gotas de NaOH (base) a sus tubos de acuerdo con la tabla 5.
5. Asegúrese de agitar los tubos para mezclar bien el contenido antes de medir el pH e ingresar los valores en el Cuadro 5.
6. Mira tus resultados y compara los cambios de pH en tus 4 tubos. ¿Qué notas sobre los cambios de pH al compararlos?
7. Compara tus valores de pH con los de los otros equipos. Pregunta a tu instructor por los valores esperados.

Cuadro 3. Tabla de mezcla experimental de tampones de acetato

Alumno	Tubo	Volumen de ácido acético (mL)	Volumen de Acetato de Sodio (mL)	pH medido	pH esperado (Pregunte al Instructor)
	Buffer 1	5.0	5.0
	Buffer 2	7.0	3.0
	Buffer 3	3.0	7.0
	H 2 O	Ninguno	Ninguno

Cuadro 4. Efecto de la adición de HCl (ácido) 0.1 M a tampones de acetato y agua

Tubo	pH después de 1 gota de HCl añadido	pH después de 2 gotas de HCl añadido	pH después de 3 gotas de HCl añadido
Buffer 1
Buffer 2
Buffer 3
H 2 O

Cuadro 4. Efecto de la adición de NaOH 0.1 M (base) a tampones de acetato y agua

Tubo	pH después de 1 gota de NaOH añadido	pH después de 2 gotas de NaOH añadido	pH después de 3 gotas de NaOH añadido
Buffer 1
Buffer 2
Buffer 3
H 2 O

Preguntas de Estudio

1. ¿Qué rango de valores de pH indica que una solución es ácida? ¿Básico?
2. En general, ¿cómo se compara la concentración relativa de iones hidrógeno [H+] con la de los iones hidróxido [OH-] en una solución neutra, ácida y básica?
3. A partir de tus observaciones, ¿cómo describirías lo que hace un búfer?
4. ¿Qué factores determinan la precisión de una lectura con un medidor de pH?
5. ¿Cuál es el pH de una solución que tiene una concentración de iones hidrógeno de 2.46 X 10 ^-5 M?
6. ¿Cuál es el pH esperado de un tampón hecho de 25.7 mL de ácido acético 2.0 M y 0.0492 L de acetato de sodio 0.90-M?