equilibrio acido-base - Tongoy - Universidad Católica del Norte

Departamento de Química Practica Nº 6
Universidad Católica del Norte
EQUILIBRIO ACIDO-BASE
Valoración- pH- determinación
pKa de un ácido débil
Objetivos
1. Determinar concentraciones exactas
por método volumétrico.
2. Aprender a instalar el montaje de
para la valoración acido-base.
3. Conocer el significado y
función de las sustancia que
intervienen en una valoración
4. Determinar el pH de sustancias
con carácter acido débil.
5.
Relacionar
pH
con
la
concentración de ion hidronio.
6. Calcular la constantes de acidez
(Ka) y pKa para un ácido débil
La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos
importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales
conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptoras.
Los procesos en los que interviene un ácido y su base conjugada, que es la sustancia que recibe el
protón cedido por el ácido, reciben el nombre de reacciones ácido-base.
FUNDAMENTO TEORICO (ácidos - bases)
TEORIA DE BRÖNSTED LOWRY
Los ácidos ceden protones a las moléculas
aceptoras (bases) como el agua. Esta reacción es
reversible y el sistema se encuentre en equilibrio.
Ej:
CH3COOH + H2O  H3O+(ac) + CH3COO- (ac)
Puede deducir que los ácidos (CH3COOH,
H3O+) ceden los protones a las bases (H2O,
CH3COO-).
Dos especies químicas relacionados por la
perdida y ganancia de un protón se denomina
par acido–base conjugado.
Del ejemplo anterior tendríamos que:
Observemos que el acido acético cede un protón
+
al agua formando el ion acetato, y a su vez el H3O es el acido conjugado de la base H2O
agua al aceptar este protón forma el ion CH3COO es la base conjugada del AcOH.
hidronio. Como esta reacción es reversible se
En ambos casos la relación aplica viceversa.
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FUNDAMENTO TEORICO
La fuerza de un ácido se mide por la
tendencia de donar protones y la de la base
por su tendencia a captar protones
Ejemplo:
Ac. 1 + Base 2 
Ac. 2 + Base 1
HCl
+ H2O  H3O+(ac) + Cl- (ac)
La reacción se realiza prácticamente en su
totalidad de izquierda a derecha, puesto
que el HCl tiene una gran tendencia ceder
protones. A su vez el agua es una base, más
fuerte que el ion Cl-, en la competencia por
protones, son las moléculas de agua las que
captan todos los protones. El acido H3O+ es
el ácido más fuerte en la solución acuosa.
Mientas mas fuerte sea el acido más débil
será su base conjugada.
ACIDOS POLIPROTICOS
Los ácidos son capaces según su naturaleza
de ceder más de un protón.
Ej: Acido diprótico: Acido sulfúrico
H2SO4 + H2O  H3O+ + HSO4HSO4- + H2O 
H3O+ + HSO4Acido triprótico: ácido fosfórico
H3PO4 + H2O  H3O+ + H2PO4H2PO4- + H2O  H3O+ + HPO4-2
HPO4-2 + H2O  H3O+ + PO4-3
La concentración de iones H3O+ presentes
en
una
solución
se
expresa
cuantitativamente mediantes el pH,
definido como pH = -log [H3O+](mol L-1).
Los métodos más comunes para medir el
pH son los papeles indicadores, los
indicadores ácido base y el peachímetro
VALORACION O ESTANDARIZACION
Es el proceso por el cual se determina
exactamente la concentración de una
solución, mediante el uso una solución de
concentración
conocida
(patrón).
La
estandariza de un ácido se puede realizar
con una base y viceversa, recordemos que
estos, en conjunto manejan un equilibrio
acido-base.
Se conocen como patrones aquellas
sustancias de las que se conoce su
concentración, estos pueden ser, primarios
(cuando la concentración se determina de
forma directa) siendo reactivos sólidos de
alta pureza, no higroscópicos, muy solubles
en agua, estables al contacto con el aire y no
se descomponen con la temperatura (150200ºC), los secundarios, son otro tipo de
patrones cuya concentración se determina
por normalización previa con un patrón
primario, para saber su verdadera
concentración. (ver tabla 1 de patrones)
En toda valoración está implícita una
reacción química, si es una valoración acidobase, la reacción se hará entre los
equivalentes del acido y de la base, la
reacción termina cuando han reaccionado
todos los equivalentes en la solución. Esto se
conoce como punto de equivalencia; la
forma de visualizar este fenómeno es
atreves de un indicador el cual cambia de
color una vez la reacción ha alcanzado el
punto final. Lo ideal, es que el punto final
sea lo mismo que el punto de equivalencia,
pero no siempre es así, ya que uno casi
siempre ve el cambio del indicador en el
punto final. La diferencia entre el punto
final y el punto de equivalencia se denomina
Error de Valoración. Este error es producto
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del indicador a utilizar, por ende también
se le conoce como Error del indicador.
Para contrarrestar este error se realiza un
blanco de reactivo o ensayo en blanco, el
cual se prepara agregando todos las
soluciones que se necesitan para realizar
esa valoración, excepto la matriz a valorar
(analito); éste se reemplaza por agua
destilada y se valora con la sustancia
patrón. El valor obtenido en esta
valoración (ml) se le restan al del punto.
Final. Estará reaccionando cuando el
numero de equivalentes de la base es igual
al número de equivalentes del acido,
punto de equivalencia.
Indicador:
Sustancia
con
alguna
propiedad física o química que señala que
la reacción en una volumetría a terminado.
La forma de visualizarlo es porque tienen
la característica de cambiar de color
cuando la reacción a terminado, es decir,
un cambio brusco en el sistema. Lo óptimo
es que este cambio ocurra cuando un
equivalente (de la solución a valorar) a
reaccionado con otro equivalente (de la
sustancia valorante). Existen distintos
tipos de indicadores (ver tabla 2).
En valoración es importante hablar de
ácidos y bases
fuertes, siendo estas
sustancias aquellas que en concentraciones
ordinarias, prácticamente todas sus
moléculas están disociadas. Los ácidos y
bases débiles tienen constantes de
ionización pequeñas, de forma que cuando
se
disuelven
con
concentraciones
ordinarias de agua, gran parte de sus
moléculas permanecen sin disociar.
Los equilibrios de ionización de un ácido o
una base quedan caracterizados mediante
una constante de equilibrio llamada
constante de ionización ácida o básica (Ka
o Kb), expresada matemáticamente, a
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partir de las siguientes reacciones
CONCEPTO DE pK, pKa y pKb
La descripción del grado de acidez en términos
de pH tiene la enorme ventaja de evitar
operaciones con potencias decimales de
exponentes negativos. Dado que las constantes
de equilibrio vienen dadas, por lo general,
como potencias de diez, es posible extender la
idea recogida en la definición de pH al caso de
los valores de K. Así, se define el pK, para una
reacción en equilibrio, en la forma: pK = -logK
Lo que constituye una forma de expresar su
valor. En el equilibrio ácido-base, la constante
de acidez, por ejemplo, del ácido acético a 25ºC
es Ka = 1,8x10-5y su pKa se calcula, de acuerdo
con la definición, como pKa = -log (1,8x10-5) =
4,8.
Se define Ka de acidez, o constante de
ionización de ácido) es una medida
cuantitativa de la fuerza de un ácido en
solución. Es la constante de equilibrio para la
disociación en el contexto de las reacciones
ácido-base. Y pKa es la medida logarítmica de
la constante de disociación del ácido.Cuanto
mayor es la fuerza de un ácido menor es su
pKa. Los ácidos fuertes, como el clorhídrico
(HCI) o el sulfúrico (H2SO4), tienen pKa
negativos y los débiles, como el acético
(CH3COOH) o el carbónico (H2CO3), pKa
positivos. De la misma manera puede definirse
el pKb de una base, cuyo significado es
análogo. En el caso de ácidos débiles
monopróticos, el pKa es el valor de pH al cual
el Ácido se encuentra la mitad disociado:
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MATERIALES Y REACTIVOS
* Bureta (1)
* Matraz Erlenmeyer (3) *Piseta
*pinza para bureta (1) * vaso precipitado 100ml (2)
* Fenolftaleína
* probeta 10ml (1)
*peachimetro
Soluciones
* Acido acético ( xM) * NaOH (xM)
* Biftalato de potasio (0.1M)
PREPARACION DEL PATRON PRIMARIO
* Determine la cantidad en gramos que se requiere para preparar 100ml de solución 0.1M
de biftalato de potasio (PM: 204,22 g/mol)
0.1M*0.1L=0.01 moles
gramos= 204,22 g.mol-1 *0.01mol= 2,04gramos
* Lleve a sequedad una cantidad moderada de biftalato de potasio, a una temperatura
120ºC en una estufa, hasta obtener peso constante. Para evitar que la muestra absorba
humedad manéjela siempre en la desecadora.
* Pese en un vaso de precipitado 2,04g con una aproximación de 0,1mg de biftalato seco.
* Adicione 20 ml de agua y disuelva con ayuda de una varilla de agitación,
* Transfiera un matraz de aforo y complete el volumen haciendo enjuagues del vaso usado
anteriormente.
* Para aforar la solución realice este paso con ayuda de un gotero, recuerde mirar el menisco
cuidadosamente de forma correcta para evitar errores de paralelaje.
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PROCEDIMIENTO: Valoración con patrón primario
Valoración de NaOH con Biftalato de potasio
1. Lave su material completamente con detergente, agua
potable y enjuague con agua destilada.
2. Tome aproximadamente 10-15ml de solución de
NaOH en un vaso de precipitado.
3. Coloque la solución en la bureta cerrada y gírela de
tal forma que todas las paredes del instrumento
queden impregnadas con la solución, abra la llave en
el vertedero y deseche la solución del interior. Este
proceso recibe el nombre de ambientar.
4. Proceda a llenar por completo la bureta con la
solución de NaOH. Verifique que no hayan burbujas
de aire en la bureta, en caso de haber coloque un vaso
de precipitado debajo de la llave, ábrala y de un golpe
sube en la parte superior del instrumento, hasta que
la burbuja salga.
5. Tome el volumen inicial leído de la bureta y anótelo.
6. Mida con ayuda de la probeta 10ml de la
solución de biftalato de potasio 0,1M
(patrón primario), y viértalo en un matraz
Erlenmeyer.
7. Adicione 2 a 3 gotas de indicador ácido–
base (fenolftaleína) para evidenciar el punto
final de la titulación.
8. Comience la titulación de tal forma que el
agente a valorar (NaOH) caiga gota a gota
sobre el agente valorante (biftalato), agite
mientras cae cada gota.
9. Una vez la solución por acción del
indicador se torne a un color rosa pálido
permanente, suspenda la valoración y
registre el volumen gastado.
Repita el procedimiento las veces que le
indique el profesor
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CALCULOS: Determinación Concentración
Para determinar la concentración de un analito por medio de un patrón primario o
secundario, en ambos casos se utiliza la siguiente formula
Donde V2 representa la cantidad de solución valorada (ml de analito), en este caso será la
cantidad en ml de NaOH gastados en la titulación; C2 la concentración del analito, en este
caso se desconoce; C1 concentración del patrón o agente valorante, que en nuestro ejemplo
será 0,1M (patrón primario biftalato de potasio); V1 entonces será el volumen del patrón
empleado en la titulación, que en este caso correspondió a 10ml, despeje los datos en la
formula y determine la concentración del analito. Recuerde que si hace más de una
titulación debe usar el promedio de los volúmenes empleados.
PROCEDIMIENTO: Valoración con patrón secundario
Valoración de acido débil (acido acético) con NaOH
valorado previamente
1. Proceda a llenar por completo la bureta con la solución
de NaOH (patrón secundario). Verifique que no hayan
burbujas de aire en la bureta, en caso de haber coloque
un vaso de precipitado debajo de la llave, ábrala y de
un golpe sube en la parte superior del instrumento,
hasta que la burbuja salga.
2. Tome el volumen inicial leído de la bureta y anótelo.
3. Mida con ayuda de la probeta 10ml de la solución de
acido acético, y viértalo en un matraz Erlenmeyer.
4. Adicione 2 a 3 gotas de indicador ácido–base
(fenolftaleína) para evidenciar el punto final de la
titulación.
5. Comience la titulación de tal forma que el agente
valorante (NaOH) caiga gota a gota sobre el agente a
valorar (ácido acético), agite mientras cae cada gota.
6. Una vez la solución por acción del indicador se torne a
un color rosa pálido permanente, suspenda la
valoración y registre el volumen gastado.
Repita el procedimiento las veces que le indique el
profesor
7. Determine la concentración del acido acético según los
cálculos anteriores.
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PROCEDIMIENTO: Determinación del pKa de un
ácido débil
Determinación de pKa del acido acético
1. Coloque en un vaso de precipitado de 100ml,
50ml de la solución problema de acido acético.
2. Verifique que el peachímetro este calibrado
3. Lave el electrodo del peachímetro con agua
destilada
4. Séquelo suavemente e introdúzcalo en la solución
acida
5. Mida el pH exacto de la solución.
6. Registre el valor y calcule [H3O+]
7. Halle el valor de Ka y pKa, recuerde que tienen los
datos de la concentración del ácido y la
concentración de hidronios [H3O+].
8. En un vaso de precipitado limpio y seco, coloque
10ml de solución de acido y añada la mitad
exactamente del volumen gastado de NaOH en la
titulación anterior (valoración con patrón
secundario)
9. Mida el pH de esta solución con el peachímetro
10. Que puede deducir del pKa hallado y el pH de
esta última solución?
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TABLA 1
Patrones primarios más comunes en valoraciones
ácido-base
Patrón primario
Carbonato de sodio*
Bórax*
Ácido succínico**
Ácido oxálico**
Biftalato de potasio**
Fórmula química
Masa molar(g/mol)
Na2CO3
Na2B4O7 * 10H2O
COOH-CH2-CH2-COOH
COOH-COOH * 2H2O
COOH-C6H4-COOK
106,00
381,44
118,09
126,07
204,22
* Patrón primario para valorar soluciones ácidas
** Patrón primario para valorar soluciones básicas
Tanto el carbonato de sodio como el bórax son bases dipróticas de igual manera
los ácidos succínicos y oxálicos son ácidos dipróticos, mientras que el biftalato de
potasio es ácido monoprótico.
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TABLA 2
Indicadores ácido-base, rango de viraje y color
NOTA: El color mostrado es sólo ilustrativo y puede no coincidir con el real.