Influencia del amortiguamiento en manitol sobre la fuerza del acido borico

Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán Química Analitica II (Grupo:1401) Influencia del Amortiguamiento en el manitol sobre la fuerza del ácido bórico Equipo:#1 Jimenez Cabrera Diego Mondragón Ramírez Iván Rios Moreno Israel Ticante Estrada Ulises Profesores:

Moya Hernández Rosario Rueda Jackson Juan Carlos Fecha de entrega:24 de agosto del 2012 Objetivo: Analizar el efecto del manitol sobre la acidez de la disolución del ácido bórico en condiciones de amortiguamiento. Introducción: El ácido bórico es un ácido muy débil, ka= 9.2, que forma en solución acuosa una base semiestable, analizando el sistema que presenta dicho ácido y su base conjugada se puede saber que al valorarlo con una base fuerte la reacción es poco cuantitativa. Para esto se adiciona una solución de manitol y así elevar su constante para que de esta manera hacerlo suficientemente ácido. El manitol en presencia de un ácido ocasiona cambios en la acidez de un ácido débil debido a que este forma complejos y sus constantes globales son MaBO2 log β1=2.5 y Ma2BO2 log β2=4.7. Procedimiento Parte A

Parte 1A

Parte 2A

Parte 3A

En un tubo de ensayo agregar 3 ml de ácido bórico y una gota de indicador VBC

En otro tubo de ensayo agregar 2 ml de agua y una gota de indicador VBC

Mezclar los dos tubos anteriores y observar los cambios

Parte 2B

Parte 3B

Parte B

Parte 1B

En un tubo de ensaye agregar 3 ml de ácido bórico y una gota de indicador VBC

En un tubo de ensayo agregar 2ml de la solución de manitol y unas gotas de indicador VBC

Mezclar los dos tubos anteriores y observar los cambios

Resultados:

Experimento A

Observaciones

3mL de HBO2 + Indicador

Se observó una solución de color azul sin ninguna presencia de precipitado.

2mL de agua + Indicador

Se observó una solución de color azul sin ninguna presencia de precipitado

Mezcla

Al mezclar los dos tubos de ensayo la tonalidad de la solución siguió conservando el color azul sin ninguna presencia de precipitado

Experimento B

Observaciones

3mL de HBO2 + Indicador

Se observó una solución de color azul sin ninguna presencia de precipitado

2mL de Manitol + Indicador

Se observó una solución de color azul ninguna presencia de precipitado

Mezcla

Al mezclar los dos tubos de ensayo la tonalidad de la solución tomó un color amarillo sin ninguna presencia de precipitado

sin

Análisis de Resultados:

Se estudió el comportamiento de una solución de ácido bórico, por lo que se puede expresar el equilibrio de disociación con su respectiva constante de equilibrio

H+

HBO2

+

BO2-

Keq = 10 -9.2

Con base a estos equilibrios se puede establecer una escala de predicción de reacciones función del pH.

H+

HBO2

H2O pH

0

H2O

H+

HBO2

i)

9.2

14

BO2-

OH -

BO2-

+

Keq = 10 -9.2

Co

eq) Co - α Co

α Co

α Co

Keq = [ H+ ] [ BO2- ] / [ HBO2 ] =   (αCo)(αCo)/Co(1-α) α2 + (Ka/Co) α - (Ka/Co)=0

Sustituyendo los valores en la ecuación cuadrática, obtenemos valores de: para alfa; α = 0.00035 ; El valor del pH es: pH = - Log α Co ; pH = 5.75 Como el vire del indicador es de 5.3 da un color azul, por lo tanto coincide el color con el pH de la solución. Como se puede observar en la tabla 1, al agregar indicador a la solución del inicial de ácido bórico que era incolora, ésta se torna de color azul lo cual nos indica que su pH es mayor de 3.8, el indicador verde de bromocresol presenta un intervalo de vire 3.8 - 5.9, pasando de incoloro a azul, y por lo

tanto el efecto de la dilución sobre el ácido bórico fue que disminuyó la concentración del

ácido; subió mínimamente el valor del pH debido a que al aumentar el volúmen de agua, la concentración de ácido bórico bajó, por lo que el pH aumentó.

Co final =

(3mL) (5 x 10−3 M) 5mL

Co= 3 x 10-3 M. Retomando la ecuación cuadrática determinada

anteriormente, al resolverla y sustituir los valores de Co,; α = 4.5818 x 10-4 ; ahora sustituimos el valor de alfa en la ecuación para el pH: - log (α Co) = -log (.5818 x 10-4 ) (3 x 10-3 ) ; pH = 5.88

Ahora, al fijarnos en la escala de predicción de reacciones, observamos que el complejo MaBO2- es un anfolito, por lo tanto es estable, por lo cual podemos afirmar ya que su constante de dismutación es menor a 1. Equilibrios de formación global: M a   +  BO2      ⇔   MaBO2           log Kep  =  log B1  = 2.5    2Ma   +  BO2      ⇔   Ma 2BO2           log Kep  =  log B2  = 4.7 Equilibrios de disociación: M a 2BO 2     ⇔       MaBO 2      P kc1  =  2.2     M aBO 2         ⇔      BO 2   +  Ma    P kc2  =  2.5       Equilibrios de formación sucesivos:

M a  +   BO 2     ⇔       MaBO 2      10 2.5       MaBO 2   +  Ma     ⇔      Ma 2BO 2   10 2.2           

M a 2BO 2

M aBO 2 pMa

2.2 M aBO 2

2.5                  BO 2

Equilibrio de dismutación: 2MaBO2      ⇔   Ma 2BO2  +  BO2        Keq = 10 −0.3             

  MaBO 2

M a 2BO 2  

BO 2 pMa

2.2

2.5

pMa =− log |Ma| pMa =− log |0.21| =  0.677 La especie predominante de boratos bajo las condiciones del punto 3, experimento B es M a 2BO 2 . Ya que el pMa tiene un valor de 0.677 y como se puede ver en la escala este valor está en el rango del complejo M a 2BO 2 . Además como la constante de dismutación es menor a 1, sabemos que el anfolito es estable, así que predominará en algún punto de la solución. Al calcular el p de Manitol, nos situamos en la escala y observamos que le especie que predomina es el complejo de estequimetría 2 - 1.

En la parte 2 del experimento, en lugar de agregar 2 mL de agua se le agregaron 2 mL de manitol, se agregaron 3 mL de la solución de HBO2

la cual ambas eran de color azul y al mezclar ambas

soluciones se torno de un color amarillo como se muestra en la tabla 2 y esto no puede indicar que su pH es menor a 3.8

Para poder calcular el valor de la K eq′  bajo condiciones de amortiguamiento de Ma, usamos la Keq :

H BO2       ⇔     H   +     BO2           Keq  = 10 −9.2   

2Ma   +  BO2         ⇔   Ma 2BO2          Keq = 10 −4.7 2Ma   +    HBO2      ⇔     H       +    Ma 2BO2   Keq = 10 −4.5 

K eq =

|H|    Ma 2BO 2 | | 1Ma12  1HBO2| 

Y despejamos quedando de la siguiente manera:

K eq′  = K eq (Ma)  2   K eq′  = 10 −4.5 (0.21)  2  

K eq′  =  10 −5.85 Para poder calcular la disociación y el pH para el sistema del punto 3, experimento B. Usamos la K eq′ que calculamos anteriormente ya que esta considera la concentración de manitol . En la fórmula sustituimos nuestro valor de K eq′ y calculamos la de concentración de HBO2 corregida que toma en cuenta los mL totales del sistema. H BO 2=

(3mL) (5 x 10−3 M) 5mL

Keq′ Co

= 3 x 10-3 M

−5.85

10 −3.33   = 3 x10  = −3  10   M

Aplicando la ecuación cuadratica: α2 + (Ka/Co) α - (Ka/Co)=0 α = 0.0213

Además al tener un valor para α mayor que el que teníamos simplemente al estar en agua, disminuirá el pH visiblemente al aplicar la fórmula:

pH= - log (0.0213)(3x 10-3 M) = 4.19

Así podemos ver que la presencia del manitol en la solución bajó considerablemente el pH ya que al acomplejarse con el ión Borato liberó más protones al medio, esto se ve claramente cuando el color de la mezcla cambió a verde claro porque el indicador cambió, porque el pH bajó. Ahora explicaremos la trayectoria del D.Z.P. para los sistemas BO2 ´ Ma H2O. La trayectoria presenta un comportamiento lineal, vemos que cuando el p de Manitol llega a un valor cercano a los 2.5, el pH se mantiene constante, pero cuando el p de Manitol baja, la trayectoria se ve afectada, disminuyendo el valor del pH y aumentando la concentración de protones donados al medio por el ácido bórico,favoreciendo la existencia del complejo de estequiometría 2-1 por encima de la trayectoria.

Observando el D.Z.P podemos decir que no se formaran estos dos complejos (MaBO2 y Ma2BO2 ) ya que al reaccionar el manitol con el àcido borico se forma el complejo MaBO2 a una pMa de 2.5 y un pH aproximado de 4.3 por lo cual su acidez aumento debido a que al acomplejarse el manitol con el ion borato este libera una mayor cantidad de protones. Si se llevara cabo la valoraciòn de HBO2 en presencia de Ma con base fuerte tendrìamos Ma2BO2 + H  + +  OH  −   ⇔  2 Ma  + BO2 + H 2O Utilizando ley de Hess H  + +  OH  −  ⇔  H2O                                 10 14     Ma2BO2

⇔  2 Ma  + BO2

                    10 −4.7

Ma2BO2 + H  + +  OH  −   ⇔  2 Ma  + BO2 + H 2O Dando como resultado una constante condicional de: 10 9.3 Conclusiones: El comportamiento de la solución de ácido bórico (HBO2)al mezclarse con agua y una solución de manitol presenta distintos comportamientos, y esto es conforme a su acidez. Se observó que al reaccionar el HBO2 con el Manitol formando el complejo MaBO2. También podemos concluir que el manitol aumenta la acidez del ácido bórico, cambiando la Ka ya que rompe con su equilibrio porque al reaccionar el manitol con el BO2- provoca que el HBO2 se disocie y esto es lo que ayuda a aumentar la concentraciones de protones en la solución y por consecuencia también aumenta la acidez. Al aumentar la concentración de protones cambia también la constante de equilibrio y con ella la cuantitatividad de la reacción.

Bibliografía: ● Harris ,D. Análisis Químico cuantitativo. Mexíco :Editorial Iberoamericana ● Ringbom, A. (1979) Formación de complejos en química analitica.España:Editorial Alhambra.