TRABAJO PRÁCTICO Nº 5 EQUILIBRIO ÁCIDO

TRABAJO PRÁCTICO Nº 5
EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE
OBJETIVO
Familiarizarse con los conceptos de neutralización, pH, hidrólisis, soluciones reguladoras y
empleo de indicadores. Adquirir destreza en técnicas de titulación ácido-base y en utilizar material
volumétrico en general.
1) Medición del pH de soluciones mediante una escala de referencia
Introducción
La medición de pH puede hacerse tanto mediante soluciones indicadoras que viran su color
con distintas condiciones de pH o midiendo con un instrumento denominado peachímetro provisto
de un electrodo sensible al ion H+ que debe calibrarse con soluciones patrón, es decir, de pH
conocido.
Técnica
Se utilizarán muestras líquidas y sólidas de uso corriente. Coloque 2 o 3 ml de cada muestra
líquida en un tubo de ensayos, o la misma cantidad de soluciones acuosas de las muestras sólidas.
Para cada muestra:
a) agregue 5 gotas de indicador universal, o
b) moje con ella una pequeña porción de papel indicador universal y compare los colores
con los de la escala de referencia, o
c) introduzca el electrodo de vidrio conectado la peachímetro y lea la indicación de pH.
d) clasifique las sustancias estudiadas en ácidas, básicas y neutras.
2) Valoración de una solución de ácido clorhídrico
Introducción
La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para determinar la
concentración de sustancias en solución.
Dada una solución ácida de concentración desconocida, ésta puede determinarse midiendo el
volumen de la misma requerido para neutralizar una solución básica cuya concentración se conoce.
El punto en el que han reaccionado cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y base
se conoce como punto de equivalencia. Para reconocer el punto de equivalencia puede utilizarse un
indicador que cambie de color en ese punto, o medirse continuamente el pH durante el agregado de
la solución hasta llegar a neutralización. En el caso de usar un indicador, el cambio de color indica
el punto final de la titulación. Un indicador posible es la fenolftaleína que "vira" (pasa de color rosa
en medio básico a incolora en medio ácido) en el intervalo de pH 8,3-10. Cuando se titula una ácido
fuerte con una base fuerte (NaOH con HCl) el punto de equivalencia ocurre a pH=7 (pH de una
solución de NaCl). Pese a esta diferencia de pH entre el punto de equivalencia y el punto de viraje
del indicador (punto final), la fenolftaleína se emplea muy frecuentemente para la titulación de un
ácido fuerte con una base fuerte ya que el error introducido es pequeño. En una titulación debe
entonces elegirse cuidadosamente el indicador de modo que el punto final coincida (dentro de 1 a 2
unidades de pH) con el punto de equivalencia.
Técnica
a) Uso correcto de la bureta:
Las buretas (figura 1) deben estar perfectamente limpias para que las mediciones de
volúmenes sean reproducibles en todas las titulaciones. Si se necesita engrasar la llave de paso,
debe usarse la menor cantidad posible de grasa o vaselina para lubricarla. Si la llave es de teflón
debe extraerse y limpiarse perfectamente, al igual que la superficie de vidrio, para eliminar
partículas de polvo que podrían rayar la superficie de teflón al girar la llave. Al insertar la llave
debe obtenerse el ajuste correcto de lo contrario se producirán fugas de la solución y se obtendrá un
error por exceso en el volumen consumido.
En una bureta limpia y seca, cuidando que la llave esté cerrada, se añade la solución titulante
usando un embudo dispuesto de modo de permitir la salida del aire desplazado a medida que ingresa
el líquido. Si la bureta estuviese limpia pero húmeda, enjuáguela con varias porciones pequeñas de
la solución titulante antes de llenarla por encima de la última marca de volumen.
0
1
0
Pinza
2
0
3
0
Bureta
4
0
5
0
Robinete
Soporte
Erlenmeyer
Figura 1 – Montaje de una bureta
Coloque un recipiente debajo de la bureta y abra la llave completamente permitiendo que el
líquido fluya rápidamente, esto hará que la parte debajo de la llave se llene completamente sin que
queden burbujas atrapadas. Logrado esto se llena la bureta nuevamente y se enrasa (es decir, se
lleva el nivel de líquido a la marca de cero).
Las soluciones acuosas mojan la pared del vidrio por lo que la superficie del líquido adquiere
una superficie cóncava llamada menisco. Las lecturas deben efectuarse en la parte inferior del
menisco y para observar más claramente el mismo puede colocarse detrás de la bureta un trozo de
cartulina o de papel de color contrastante. La trayectoria de la vista debe estar en un mismo plano
con el menisco para que no haya errores de lectura (paralaje).
En trabajos de gran precisión conviene calibrar la bureta midiendo diversos volúmenes de
agua y pesándolos con exactitud. Esto permite corregir los volúmenes de solución de acuerdo con
una tabla de calibración preparada previo al experimento.
Al terminar de usar la bureta debe lavarse con agua y detergente y enjuagarse con agua
corriente y luego con agua destilada, quite la llave para asegurara su limpieza.
b) Titulación de la solución de ácido clorhídrico
Mida con una pipeta aforada 25 ml de la solución preparada y colóquelos en un erlenmeyer
de 250 ml. Añada 20 o 30 ml de agua destilada con una probeta.
Agregue 5 gotas de fenolftaleína y titule con la solución valorada de NaOH, agitando
continuamente, hasta que el indicador vire a un color rosa pálido persistente durante 30 segundos.
Para evitar errores es conveniente preparar un blanco del color esperado agregando a 50 ml de agua
destilada 5 gotas de fenolftaleína y una gota de la solución de NaOH.
La reacción de neutralización es la siguiente:
+
→
+
En el punto de equivalencia
nº de moles de H+ = nº de moles de OHconsiderando la estequiometría,
nHCl = nNaOH
VHCl x MHCl = VNaOH x MNaOH
MHCl = VNaOH x MNaOH / VHCl
Tabla de datos
Experiencia
Nº 1
Nº 2
VHCl [ml]
VNaOH [ml]
MNaOH
MHCl
promedio
Halle el error porcentual del método, propagando los errores en las determinaciones de los
volúmenes y en la concentración de la solución de NaOH. Si la diferencia entre las dos
determinaciones está comprendida dentro del margen de error informe el valor promedio, de lo
contrario titule por duplicado nuevamente.
3) Determinación del % (P/V) del ácido acético en el vinagre
El vinagre es esencialmente una solución diluida de ácido acético en agua. El acético
(CH3COOH o, abreviando, HAc) es un ácido monoprótico, de peso molecular 60.
Técnica
Mida 2 ml de vinagre con una pipeta aforada y colóquelo en un erlenmeyer de 125 ml.
Agregue 50 ml de agua y 5 gotas de solución de fenolftaleína. Titule con solución de NaOH
valorada hasta viraje del indicador.
Cálculos
Considerando la estequiometría,
+
→
+
en el punto de equivalencia
VNaOH x MNaOH = nº de moles de ácido acético en 0,002 l de vinagre
(V x M)NaOH x 60 = g de ác. acético en 0,002 l de vinagre
(V x M)NaOH x 60 x 0,100 = g. de ác. acético en 100 ml de vinagre
0,002
Tabla de datos
Volumen de vinagre:
Volumen de solución de NaOH:
Molaridad de la solución de NaOH:
Resultados:………………….g de ácido acético por 100 ml de vinagre.
4) Determinación de la constante de disociación de un ácido o base débil
Introducción
Cuando una sal se disuelve en agua, los iones de la misma pueden reaccionar con ésta
modificando la concentración de los iones H+ del agua pura. Por ejemplo cuando el acetato de sodio
se disuelve en agua, el ión acetato actúa como una base y acepta protones del agua.
−
+
⇔
+
−
Esta reacción provoca un aumento en la concentración de iones OH- y una consecuente
disminución de la concentración de iones H+. La solución tiene un pH mayor que 7, o sea que es
una solución básica.
Por otra parte, cuando el cloruro de amonio se disuelve en agua, el ión amonio actúa como ácido
reaccionando con el agua formando iones hidronio:
+
+
⇔
+
+
Esta reacción aumenta la concentración de iones hidronio y el pH de la solución es menor
que 7, es ácida.
LA REACCIÓN DE LOS IONES DE UNA SAL CON EL AGUA
SE DENOMINA HIDRÓLISIS.
Técnica
En un tubo de ensayos coloque 2 o 3 ml de la solución de concentración conocida. Agregue 5
gotas de indicador universal o moje una porción de papel pH y compare con la escala de referencia.
Determine el pH aproximado y estime la constante de disociación del ácido o base débil.
Datos
Sustancia:
Concentración:
pH:
Resultados
a) Ecuación correspondiente a la disociación e hidrólisis de la sal estudiada.
b) K(constante de disociación del ácido o base débil).
5) Comprobación de la capacidad reguladora de las soluciones buffer
a) La solución 1 M de buffer ha sido preparada disolviendo 0,5 moles de NaH2PO4 y 0,5
moles de Na2HPO4, agregando agua hasta llegar a 1 litro.
b) Prepare una solución 0,1 M: tome con una pipeta aforada 10 ml de solución buffer 1M,
vierta en un matraz aforado de 100 ml y agregue agua hasta enrasar.
c) Prepare también 100 ml de solución 0,01 M por dilución de la anterior.
Con una pipeta aforada coloque 25 ml de solución reguladora 1M en un erlenmeyer, añada 10
gotas de indicador universal. Tome nota del pH. Agregue, con agitación, solución de ácido
clorhídrico 1M, gota a gota desde una bureta hasta que se produzca un cambio de color
correspondiente a una unidad en la escala de pH. Tome nota del volumen de ácido empleado.
Proceda de la misma forma con las otras dos diluciones.
Repita la experiencia para las tres diluciones, pero empleando solución de hidróxido de sodio
1M.
Construya una tabla con los valores obtenidos. ¿Qué relación encuentra entre la
concentración de la solución y la capacidad reguladora?.
Repita la experiencia empleando 25 ml de solución de NaCl 1M. ¿Qué conclusión puede
sacar acerca de la capacidad reguladora del NaCl?.
Cuestionario:
1) ¿Qué es el punto de equivalencia en una titulación ácido-base?
2) ¿Cómo se establece la relación de número de moles en el punto de equivalencia en una titulación
ácido-base?
3) ¿Qué error introduciría en una titulación el hecho de quedarse una burbuja de aire atrapada en el
pico de la bureta y que desaparezca durante la titulación?
4) Describa el principio involucrado en la utilización de indicadores ácido-base.
5) En el equilibrio dado para un indicador:
⇔
−
+
+
Ka = 105
a) Si el pH es 6, ¿cuánto vale la relación de concentraciones [HIn] / [In-] ?
b) Ídem para pH = 8.
c) ¿Qué pH se requiere para que la relación de concentraciones [HIn] / [In-]
i) sea mayor que 10 ?
ii) sea mayor que 0,1 ?
6) Indique cuándo puede utilizar fenolftaleína como indicador.
7) Para la titulación de cada una de las siguientes soluciones:
a) HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M
b) NH3 0,1 M con HCl 0,1 M (pKb = 4,75)
c) HAc 0,1 M con NaOH 0,1 M (pKa = 4,75)
¿Qué indicador de las siguientes eligiría para cometer menos errores? Justifique.
Indicador A: pKa = 4,9 Indicador B: pKa = 8,6
Indicador C: pKa = 6,8 Indicador D: pKa = 3,2
8) Un estudiante encuentra un frasco de NaOH (s) que alguien dejó destapado. El hidróxido de
sodio ha absorbido humedad del aire y el estudiante desea determinar cuál es el porcentaje en peso
real del NaOH. Después de disolver 10g de NaOH. en 25ml de agua, el estudiante determina que se
requieren 74,0ml de HC1 3,0 M para titularlos. ¿Cuál es la pureza del NaOH en porcentaje?
Rta.: 88,8%
9) Un químico mide con exactitud 25,0 ml de ácido y le agrega un indicador adecuado. Por medio
de una bureta, le añade lentamente NaOH 0,2 N. Al obtener un cambio permanente de color, se han
consumido 35,2 ml de NaOH; ¿Cuál es la concentración del ácido?
Rta.: 0,282 N