Informe5

Reacciones Ácido Base Acid Base Reactions

Miranda Silvera Mileinys, Montoya Ortega Lina Pugliese Barbosa Katherine, Saavedra Castañeda Cristian

Universidad Del Atlántico 31- octubre del 2013

Resumen Emplear el método de análisis cuantitativo de valoración ácido-base para determinar el punto

final de una reacción empleando indicadores adecuados según el punto de equivalencia

previsto, en el que el número de equivalentes del ácido es igual al de la base, y empleando

además medidores de pH para determinación de estos valores en el punto de equivalencia de

las titulaciones.

Palabras Clave: pH, indicadores, colorimetría.

Introducción:

La naturaleza de las sustancias es una de

los temas más estudiados por la química,

ya que de acuerdo a ésta, están

determinados los tipos de reacciones que

se presentan de acuerdo a los reactivos en

un proceso.

Los procesos en los que interviene un

ácido intervienen también su base

conjugada, que es la sustancia que recibe el

protón cedido por el ácido. Éstos se

denominan reacciones ácido-base y son

importantes industrialmente pues

constituyen un método eficaz de producir

sales de alta pureza. [1]

Este método analítico tiene como principal

objetivo determinar la concentración de

una solución ácida o básica desconocida.

El punto de equivalencia de la valoración -

también conocido como punto

estequiométrico- de una reacción química

ocurre cuando la cantidad del valorante

agregado es igual a la cantidad de moles

del analito. En este punto el analito es

neutralizado o el valorante reacciona con

el analito. Una vez que la valoración ha

sido completada y se ha alcanzado el punto

final, la cantidad de valorante consumido

en la reacción química debe ser igual al

punto de equivalencia.

Antes del punto de equivalencia la solución

contiene exceso de ácido y la

concentración de ión hidronio se calcula a

partir de la posición del equilibrio.

El punto de equivalencia en una titulación

es un concepto teórico, en la práctica solo

puede ser estimado mediante la

observación de algún cambio físico que

esté asociado a él. El punto en el cual este

cambio es observado se conoce como

punto final.

El pH en el punto de equivalencia de una

reacción de neutralización es diferente

según la fortaleza del ácido y/o la base que

se neutraliza.

Los indicadores ácido-base son

generalmente compuestos orgánicos de

naturaleza compleja que en agua u otro

solvente se comportan como ácidos o

bases débiles. Los indicadores que indican

el punto de equivalencia no son igual de

útiles para todas las reacciones, se debe

tener en cuenta los cambios bruscos de pH

que ocurren luego de sobrepasar el punto

de equivalencia y la zona de viraje del

indicador. [2]

Metodología:

Se armó el soporte universal y se colocó la bureta la cual posee en su interior 50 ml de hidróxido de sodio 0.1 molar, tal y como se ve en la (Img.1)

(Img.1 montaje)

1. En un matraz erlenmeyer de 250 mL colocó 35 mL de la solución de ácido clorhídrico diluido aproximadamente 0.0286 M, y adicionó 2 gotas de fenolftaleína (Indicador). Se adicionó lentamente desde la bureta, la solución de hidróxido de sodio aproximadamente 0.1 M, en volúmenes de 2 mL, hasta 8 mL, luego se adicionaron fracciones de 1 mL hasta 10 mL y luego adicionó de 0.1 en 0.1 mL, hasta que se observó cambio de color en la solución del matraz. Anotó el volumen de NaOH que se consumió. (Img1.1)

(Img1.1 punto final HCl) En otro matraz erlenmeyer de 250 mL se colocaron 35 mL de solución de ácido acético aproximadamente 0.0286 M y se tituló con NaOH aproximadamente 0.1 M, como en el procedimiento anterior al igual se registró el volumen de NaOH consumido, al virar el indicador. Dicha titulación se observa en la Img.1.2

(Img.1.2 punto final HOAc)

Finalmente en el mismo matraz Erlenmeyer de 250 mL, se le agregó 35mL de ácido acético al 0.137M al que se le agregaron de 5 en 5 hasta 45mL del titulante (NaOH) 0.1M y luego de 1 en 1mL hasta 47mL y luego de 0.1M en 0.1 hasta la titulación. (Img.1.3)

(Img.1.3 punto final vinagre)

[1] John C. Kotz, Paul M. Treichel, Gabriela C. Weaver - Química y reactividad química- 6ta edición. – Ed. Thomson. [2] Daniel C. Harris - Análisis químico cuantitativo- 3ra edición- Editorial Reverté

Resultados y Discusiones:

HCl Volumen y pH Iniciales: Inicialmente con una concentración del (0.1M) por lo que para calcular su concentración una vez diluido se utiliza la ecuación: C1V1=C2V2

Despejando C2

C2: concentración final de la disolución de HCl. A partir de esta se calcula un pH y se compara con el rango marcado con el pH-metro:

El pH que mostro el indicador estaba entre 1 y 2, que coincide bastante bien con el pH calculado, lo que permite verificar que el cálculo de la concentración fue correcto.

Volumen y pH Punto de Equivalencia La titulación termina a los 11.7 mL de NaOH, y el pH en este punto está entre (7 y 8), esto debido a que la fenolftaleína es un indicador con un rango entre 8 y nueve que está muy lejos al punto de equivalencia del ácido Clorhídrico HCl que debe ser próximo a un pH 7. Titulación: Valoración de un ácido fuerte Con una base fuerte: En esta valoración se consideran tres tipos de cálculos uno para cada fase de la valoración 1) pre equivalencia, 2) equivalencia, 3) pos equivalencia. -Pre equivalencia:

↔

Una vez agregado el titulante:

↔

(

)

-Equivalencia:

↔

[H3O+] = [OH-]

√ √

-Pos Equivalencia:

Titulación de HCl (0.0286) Con NaOH(0.1)

Volumen (ml) de NaOH

0,1M agregado

pH

Volumen (ml) de NaOH

0,1M agregado

pH

0.0

1,065

13

11,78

1.0 1,601 14 11,90 2.0 1,664 15 11,99 3.0 1,734 16 12,06 4.0 1,812 17 12,12 5.0 1,902 18 12,17 6.0 2,009 19 12,21 7.0 2,144 20 12,25 8.0 2,330 21 12,29 9.0 2,639 22 12,31

10.0 10.01

4,653 7p.Eq

23 12,34

11.0 11,29 24 12,37 12.0 11,60 25 12,39

(Tab.1.0 titulación HCl)

Si se comparan el punto de equivalencia y su pH con los datos experimentales se puede ver que (Tab1.1):

V. Teórico

pH V. experimental

pH

10.01 7 11.7 7-8 (Tab1.1 V. teórico y V. experimental)

El pH experimental está más próximo a 8 que a 7 y el volumen de titulación también es mayor, esto se debe a que la fenolftaleína es un indicador entre 8 y 9 por lo que el punto final está muy lejos del punto de equivalencia haciendo la titulación imprecisa con un margen de error de:

| |

Dónde: E%= margen de Error VT= volumen Teórico VE=volumen Experimental

| |

Este margen indica que para el HCl la fenolftaleína no es el mejor indicador.

Ácido Acético Volumen y pH iniciales: Al igual que el HCl este se diluyo para facilitar el análisis: C1V1=C2V2

Despejando C2

C2: concentración final de la disolución de HOAc. Pero el ácido acético es un ácido débil, por lo que el cálculo de su pH se rige bajo la siguiente ecuación:

√

(√ )

(√ )

y el pH experimental indico un intervalo entre 3 y 4

Que es bastante próximo al calculado, verificando la concentración inicial.

Volumen y pH punto Equivalencia: La titulación termina a los 7.4 mL de NaOH, y el pH en este punto está entre (8 y 9), que es muy consistente con el que se esperaría en este punto, debido a que el ácido acético es un ácido débil y en su punto de equivalencia la solución, se comporta como la solucion de la sal formada; Acetato de sodio (CH3COONa) en agua, que es una sal alcalina por lo que su pH es superior a 7. Valoración de un ácido débil con una base fuerte: En esta valoración, se consideran cuatro momentos o intervalos dentro del cambio del pH con respecto al volumen del titulante agregado:

1. No se ha agregado titulante.

↔

√

√ )

2. Solución Amortiguadora.

↔

Despejando [H3O+] de la ecuación (3) se tiene.

Sustituyendo (1) y (2) en (3a) se tiene:

Por lo que el pH se expresa:

(

)

3. Punto de equivalencia.

↔

Debido a que todo el ácido acético se consumió, la solución es similar a la solución de dicha sal en agua.

↔

Siendo C= concentración total de la sal

formada de la titulación del ácido.

Reemplazando [HOAc] por [OH]

De acuerdo al carácter del ácido [OH-]

puede ser despreciable frente a C.

La constante de equilibrio para la disociación es:

⁄

Despejando [OH-]:

√

(√

)

4. Después del punto de equivalencia: Solo se mide el pH del exceso de base, por lo que su expresión es igual a la de una titulación con ácidos fuertes:

Cambios de pH durante la valoración HOAc

Y Tab.1.2 CH3COOH(0.0286M)

Volumen (ml) de NaOH 0,1M

pH

Volumen (ml) de NaOH 0,1M

pH

0.0

3.15

8.0

11.34

1.0 3.98 9.0 11.65

2.0 4.36 10.0 11.82

3.0 4.63 11.0 11.93

4.0 4.88 12.0 12.02

5.0 5.15 13.0 12.09

6.0 5.52 14.0 12.15

7.0

7.01

6.91

7

15.0 12.20

7.05 8.61p.Eq 16.0 12.24

(Tab.1.2 Titulación HOAc Ka=1.75x10-5)

Si se comparan el punto de equivalencia y su pH con los datos experimentales se puede ver que (Tab1.3):

V. Teórico

pH V. experimental

pH

7.05 8.61 7.4 8-9 (Tab1.3 V. teórico y V. experimental)

En esta caso el pH experimental no esta tan lejos del pH teórico, pero si hay una pequeña diferencia entre los volúmenes de titulación, teóricamente se esperaría que el punto de equivalencia se presenciase a los 7.05mL pero experimentalmente se utilizó un volumen de 7.4mL por lo que hay un margen de error de:

| |

Dónde: E%= margen de Error VT= volumen Teórico VE=volumen Experimental

| |

Un margen de error del 5% señala que el punto final obtenido experimental mente, es muy cercano al punto de equivalencia teórico, lo que indica no solo que la concentración calculada es correcta, sino que también evidencia que el indicador fenolftaleína funciona muy bien con ácidos débiles a estas concentraciones.

Vinagre Volumen y pH Iniciales: Como la concentración del ácido acético en el vinagre es desconocida esta se calcula a partir del punto final, puesto que este debe ser muy próximo al punto de equivalencia, en el cual se ha neutralizado todo el ácido para formar la sal, y teniendo en cuenta la correspondencia equimolar de la reacción, el número de moles de la base deben ser iguales número de moles del ácido:

↔

El vinagre título a los 47.9 mL de la base Para calcular la concentración del vinagre primero hay que calcular el número de moles que hicieron falta para neutralizar al acido, es decir para alcanzar el punto de equivalencia.

Como en el punto de equivalencia :

Ahora solo hay que dividir entre el volumen de vinagre utilizado para obtener su concentración

Pero el vinagre que no es más que una disolución de ácido acético, es un ácido débil, por lo que el cálculo de su pH se rige bajo la misma ecuación del ácido acético al 0.0286M:

√

(√ )

(√ )

Este pH lo que indica que el pH teórico coincide muy bien con el experimental esto es una buena señal de que el cálculo de la concentración inicial es correcta o muy aproximada. Volumen y pH punto Equivalencia: Considerando que la concentración del ácido se calcula a partir del punto final, es evidente que si se determinan los valores teóricos de titulante y pH van a coincidir sin margen de error con los datos experimentales.

La valoración para el vinagre se hace igual que la valoración para el ácido acético, puesto que se trata del mismo ácido pero con otra concentración.

Vinagre (0.1)

Volumen (ml)

de NaOH

0,1M agregado

pH

Volumen (ml)

de NaOH

0,1M agregado

pH

0.0

2.81

44.0

5.80

2.0 3.39 46.0

47.7

6.13

7

4.0 3.72 48.0 8.95p.Eq

6.0 3.91 50.0 12.61

8.0 4.06 52.0 12.89

10.0 4.18 54.0 13.04

12.0 4.28 56.0 13.15

14.0 4.37 58.0 13.23

16.0 4.46 60.0 13.30

18.0 4.54 62.0 13.35

20.0 4.61 64.0 13.40

22.0 4.68 66.0 13.44

24.0 4.76 68.0 13.47

26.0 4.83 70.0 13.50

28.0 4.91 72.0 13.52

30.0 4.98 74.0 13.54

32.0 5.06 76.0 13.56

34.0 5.15 78.0 13.58

36.0 5.23 80.0 13.60

38.0 5.34 82.0 13.62

40.0 5.46 84.0 13.63

42.0 5.53 86.0 13.64

(Tab.1.4 Titulación Vinagre Ka=1.75x10-5)

Para el vinagre no tienen mucho sentido hacer una comparación entre los valores teóricos y experimentales, puesto que los valores calculados se determinaron a a partir de los experimentales, ya que no se sabía con certeza cuál era la concentración

inicial aproximada del vinagre, por lo tanto tenemos que. Tab1.5 Si se comparan el punto de equivalencia y su pH con los datos experimentales se puede ver que (Tab1.3):

V. Teórico

pH V. experimental

pH

47.9 8.95 47.9 8-9 (Tab1.3 V. teórico y V. experimental)

Es evidente que el pH coincide con el experimental, y cabe recalcar que el volumen va a ser igual por lo que es imposible determinar un margen de error para este último, aun así la evidencia y la precisión en las mediciones son un excelente indicador de que la titulación fue llevada a cabo con éxito por lo que nos proporciona información medianamente confiable. Conclusión:

Se determinó que el pH de un ácido y una base fuerte es igual a 7 mediante su punto de equivalencia. Para el caso de una base fuerte y un ácido débil su pH en el punto de equivalencia fue aproximadamente 9.5.

Se permitió conocer mediante las curvas de titulación la variación del pH en las diferentes soluciones y conocer o diferenciar las zonas tamponantes y el pKa.

Se determinó la concentración de los

diferentes ácidos mediante la titulación de

la solución conocida (solución valorada)

que en este caso fue el NaOH.

Bibliografia:

- Aguilar Sanjuán, Manuel.,

Introducción a los equilibrios

iónicos, Edición 2, Ed. Reverté S. A.

- Daniel C. Harris - Análisis químico

cuantitativo- 3ra edición- Editorial

Reverté

- Philip W. West and Maurice M. Vick.,

Qualitative analysis and analytical

separations., Segunda edición.

Cuestionario:

1. ¿Qué otro indicador utilizaría en la titulaciones o reacciones anteriores?

Cada tipo de neutralización requiere de un indicador adecuado

En la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, en el punto de equivalencia, el pH es neutro, y por tanto es igual a 7. El indicador más adecuado es el tornasol o el azul de bromo timol que cambian de color en ese intervalo de pH.

En la neutralización de un ácido débil con una base fuerte, en el punto de equivalencia, el pH es básico, y por tanto mayor que 7. El indicador más adecuado es la fenolftaleína o el azul de timol que cambian de color en ese intervalo de pH.

2. Explique ¿por qué la solución de HCl cambia de color cuando se le adiciona desde la bureta solución de NaOH?

Porque en la solución de ácido

clorhídrico hay presencia de un

indicador (fenolftaleína) agregado

antes de la titulación, que en su forma

ionizada adquiere una coloración rosa

cuando se adiciona una base (OH-) en

el medio.

3. Clasifique las sustancias a las que le

midió el pH y cuál fue su valor?

4. Calcule la concentración de las soluciones de HCl y de CH3COOH tituladas con el NaOH aproximadamente 0.1 M.

Considerando los valores dados

experimentalmente con el punto final de la

titulación se procede a calcular la

concentración de los siguientes ácidos:

Titulacion HCl- NaOH

Para la titulación del acido

clorhídrico se utilizaron 11,7mL de

NaOH 0.1M:

(1.7x10-2)L x 0.1

= 1.17x10-3

mol NaOH

Como la relación estequiometrica

es de 1-1 el número de moles de

NaOH será igual al número de

moles de HCl divido entre el

volumen diluido del ácido se tiene:

Titulacion CH3COOH- NaOH

Para la titulación de ácido acético

se utilizaron 7,4mL de NaOH 0.1M:

(7.4x10-3)L x 0.1

=

=7.4x10-4 mol NaOH

Sustancia pH (inicial)

pH (punto final)

Ácido clorhídrico (HCl)

1-2 7-8

Ácido acético (CH3COOH)

3-4 8-9

Vinagre 2-3 8-9

Como la relación estequeometrica

es de 1-1, el número de moles de

NaOH será igual al número de

moles de CH3COOH divido entre el

volumen diluido del acido se tiene:

5. . Calcule el % (p/p) o el % (p/v) de

ácido muriático, de ácido acético en

el vinagre, del ácido láctico en la

leche y del ácido cítrico en jugo de

naranja o limón.

Para la titulación del vinagre se

utilizaron 47.9mL de NaOH

0.1M:

(4.79x10-2)L x 0.1

=

= 4.79x10-3 mol NaOH

Como la relación estequeometrica

del NaOH y el ácido acético

presente en el vinagre es de 1-1:

Multiplicando por el peso

molecular del ácido acético se tiene

los gramos que hay de

en la solución:

(4.79x10-3 )mol CH3COOH x 60.05

g/mol

= 0.29g CH3COOH

Para hallar el %p/p, se necesitan

los gramos de la solución, para esto

se necesita conocer el volumen del

ácido en 10mL de vinagre:

0.29g CH3COOH÷ 1.05g/mL=

=0.27mL CH3COOH

Entonces:

10mL s/n - 0.27mL CH3COOH =

=9.73mLH2O

Este volumen de agua equivale a

9.73g de H2O. La fórmula del %p/p

es:

El porcentaje en peso de ácido

acético en el vinagre es de 2.89%

para calcular el %p/v se utiliza

la siguiente ecuación:

Con los datos calculado

anteriormente de los gamos de

acido acético, el volumen ocupado

del acido y el volumen de agua en

los 10mL se tiene:

El %p/v del ácido acético en el

vinagre es de 2.9%

6. Con los valores de las

concentraciones calculadas para

HCl y CH3COOH, construya la curva

téorica de valoración del ácido

clorhídrico (Ácido Fuerte), con el

Hidróxido de sodio (Base Fuerte),

pH vs mL de NaOH adicionados.

7. De la misma forma, construya la

curva de valoración del ácido

acético (ácido débil) con el NaOH

(base fuerte); pH vs mL de NaOH

adicionados.