Ejercicio de química para elaborar
El agua de dilución es una solución que se prepara para realizar a nivel de laboratorio la prueba de la demanda bioquímica de oxígeno (DBO5) y estimar la cantidad de materia orgánica que puede ser oxidada por los microorganismos. Sin embargo es una solución especial que requiere de cierta cantidad de nutrientes y que su pH se conserve en un rango entre 6.5 y 8.5 unidades. Para ello esta solución debe tener un comportamiento del tipo amortiguador, donde se emplea un sistema fosfato, que además aporta el fósforo necesario para que los microorganismos logren mantenerse en el medio. Entonces si se necesita preparar 2 L de agua de dilución a una concentración de 0.5 M y un pH de 7, ¿qué cantidades se requieren pesar de KH2PO4 (fosfato monobásico de potasio) y K2HPO4 (fosfato dibásico de potasio)?
1 Respuesta
No estoy seguro de interpretar correctamente el valor de la concentración 0,5 M. Quiero decir que no sé si se refiere al número total de moles por litro de las dos sales. Suponiendo que eso es así, el problema se resolvería del siguiente modo:
El ion HPO4(2-) es la base conjugada del ácido H2PO4(-).
H2PO4(2-) + H2O <---> HPO4(2-) + H3O(+)
El pH de una solución amortiguadora depende de las concentraciones del ácido y de la base según la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log ([base] / [ácido])
Conocido el pH y el pKa (según las tablas de acidez encontraríamos para el H2PO4(-) un pKa = 7,21), podremos encontrar la relación entre las concentraciones de las dos especies
7 = 7,21 + log ([base] / [ácido])
log ([base] / [ácido]) = - 021
Si, de acuerdo con el supuesto previo, [base] = 0,5 - [ácido], entonces
log ((0,5 - [ácido]) / [ácido]) = - 0,21
(0,5 - [ácido]) / [ácido] = 10^(-0,21) = 0,617
de donde
[ácido] =[H2PO4(-) = 0,309 M
[base] = [HPO4(2-)] = 0,191 M
