laboratorio de acido base

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UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO FACULTAD DE INGENIERÍA INGENIERÍA QUIMICA REACCIONES ÁCIDO-BASE. OCTUBRE 16 2012, LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA I. UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO. RESUMEN

En esta experiencia se busco busco determinar la concentración concentración de diferentes tipos de soluciones ácidas a través de una concentración conocida y un volumen gastado de una base fuerte, el NaOH. Este  procedimiento sirvió para conocer e identificar el punto de equivalencia de una titulación acido base. Una titulación acido-base es una una neutralización en la que se determina la concentración concentración de una solución utilizando un patrón de concentración conocida.

Palabras claves: , pH, indicadores, titulación.

INTRODUCCION Una reacción de neutralización es una reacción entre un acido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, que es un compuesto iónico formado por un catión distinto del H + y un anión distinto del OH - u O2-: Ácido + Base



Sal +Agua

La sustancia conocida como sal de mesa,  NaCl, es producto de la reacción ácido-base ácido-base HCl(ac)+NaOH(ac)  NaCl(ac) + H2O(l) Sin embargo, puesto que tanto el ácido como la base son electrolitos fuertes, están completamente ionizados en la disolución.

La ecuación iónica es:

H+(ac)+ Cl-(ac)+Na+(ac)+OH-(ac) (ac)+ H2O(l)



Na+(ac)+Cl-

Por lo tanto, la reacción se puede representar  mediante la ecuación iónica neta: H+(ac) +OH-(ac)  H2O(l) Tanto el Na+ espectadores.

como el Cl- son iones

Si en la reacción anterior se hubiera iniciado con iguales cantidades molares de ácido y de la base, al final de la reacción únicamente se tendría una sal y no habría ácido o base remanentes*. Esta es una característica de las reacciones de neutralización ácido-base.(1) Las titulaciones ácido-base consisten en completar  una reacción de neutralización entre una base y un ácido de Bronsted. El titulante siempre es un ácido o una base fuerte y el analito puede ser un ácido o una base fuerte o débil. El punto final se determina a partir de la curva de titulación o

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 por el cambio de color de un indicador ácido base. La curva de titulación se construye graficando el pH de la solución en función del volumen de titulante agregado. La forma de la curva de titulación varía según cuál sea la fuerza del ácido.(2) Al comenzar la titulación tenemos un volumen de ácido V i, y a medida que se agrega un V t, de la base titulante, tanto el ácido como la base se diluyen. En el punto de equivalencia, cuando la neutralización es completa, por ejemplo en una titulación de HCl con NaOH, se tiene una solución de NaCl cuyo pH es 7, por ser una sal de ácido y base fuertes. Si en este punto, se sigue agregando NaOH, la concentración de OH- aumenta rápidamente de 10 -7 M en el  punto de equivalencia hasta la correspondiente a una solución de NaOH que contenga NaCl. En el entorno del punto de equivalencia hay un cambio en varias unidades de pH que  puede ser visualizado fácilmente con un indicador ácido-base, por ejemplo, la fenolftaleína. (2)

METODO EXPERIMENTAL 1. En primer lugar para realizar la titulación acido-base se vertieron 25mL de HCl 0.1 M dentro de un matraz Erlenmeyer y posterior a esto se le adicionaban 2 gotas de fenolftaleína. Luego, desde una bureta se fue adicionando NaOH 0.1 M poco a  poco hasta que la solución se tornara a un color rosa pálido, que indica el  punto de equivalencia.

2. De igual forma, se llevo a cabo nuevamente una titulación acido base, pero con un volumen de 10 mL, de vinagre. Luego, se le adicionaron aproximadamente 20mL de agua y 2 gotas de fenolftaleína también llevándolo a su punto de equilibrio a través de la adición de cierto volumen de NaOH. 3. Por último y siguiendo el mismo método, se tomaron 20mL de bebida gaseosa (Sprite) en 20 mL de agua. De igual manera dos gotas de fenolftaleína y un pequeño volumen de NaOH.

RESULTADOS Y DISCUSION  No siempre es posible el uso del pH metro, se utiliza un indicador, en esta ocasión en el laboratorio se uso fenolftaleína, que con un viraje debido a su presencia en la solución, nos permite hallar el punto de equivalencia cualitativamente. En la experiencia se llevo a cabo una la titulación acido-base, tomando como sustancias a titular: HCl 0.1 M, vinagre de concentración desconocida y una bebida gaseosa (Sprite), utilizando como titulante el  NaOH 0.1 M. La concentración del ácido clorhídrico se conoce, pero para las otras dos sustancias es desconocida, por ende, se hallaron tales concentraciones y se corroboró las concentraciones que suministraban del ácido clorhídrico. Para tal cálculo se utilizó la formula: Donde:

  

.

                      





      =          

1. Titulación de ácido clorhídrico. En el HCl 0.1 M obtuvo un volumen gastado aproximado de 24.2 mL de NaOH.

      =           Mediante la titulación acido-base tenemos como objetivo neutralizar los compuestos y formar una sal y agua como productos, estableciendo un equilibrio acido-base conjugado.

2. Titulación de vinagre. Para el vinagre hubo un gasto promedio de 27.2 mL de NaOH.

PREGUNTAS CALCULOS DE pH VALORACION HCl CON NaOH. 

Punto inicial

Depende de la concentración inicial del ácido: [H+] = 0,0968 pH = 1.014 

Después de la adición de 10ml de base.

En el proceso de valoración reacciona una mili mol de base con una mili mol de ácido, quedando 4 mili moles de ácido sin neutralizar. nH+ = 25ml x 0,0968 mmol/ml = 2.42mmol

      =            En esta titulación se llevo a cabo la siguiente reacción: CH3COOH + NaOH--- CH3COONa + H2O

Que también se puede expresar: -

-

CH3COOH + OH --- CH3COO + H2O

Debido al exceso de iones OH - formados, en el punto de equivalencia, cuando solo hay iones acetato, el pH será mayor que 7. 3. Titulación de Bebida gaseosa. En el caso de la bebida gaseosa se realizó un gasto promedio de base de 9.5ml.

nOH- = 10 ml x 0,1 mmol/ml = 1mmol Vt = 35 ml Rx de Neutralización: H+

+

OH-

2.42

1

-1

-1

1.42

?

H2O

--

[H+] = 1.42mmol / 35ml = 0.040mmol/ml PH = 1,39. 

punto de equivalencia.

Se da cuando se han adicionado 24,2 ml de  NaOH (0,1M) ; donde las moles de la base

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*Grafica 1: curva de valoración acido fuerte base fuerte.

han neutralizado completamente las moles del ácido presente en la solución, quedando como producto de la reacción el H2O . Observándose que el pH de la solución depende de la concentración de H+ que  provienen de la disociación del H2O.

CALCULOS DE pH VALORACION DE VINAGRE CON NaOH.

Cuando se valora un ácido débil con una base fuerte el pH en el punto de equivalencia de la valoración es básico, por tanto la concentración de protones es mas pequeña que la de un acido fuerte, la ionización del acido esta restringida por el efecto ion común, sal que se forma como producto de la neutralización. En este caso el punto estequiometrico no corresponde a un pH= 7 y la base conjugada reacciona con el agua generando iones oxidrilos.

[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 PH = 7

Después de la adición de 40,0 ml de NaOH



Después del punto de equivalencia  predomina la concentración de iones OH-. nOH- = 40m x0,100mmol/ml = 4 mmol de OH-

Punto inicial HA = A- + H+ 0.272 0 0 0.272-X X X 

nH+ = 25ml x 0,096800 mmol/ml = 2.42 mmol

  

4  –  2.42 = 1,58 mmol en exceso deOH-

  

Vt = 65 ml de solución. [OH-] = 1.58 mmol/65 ml = 0.0243mmol/ml

la X en el denominador puede ser despreciada debido a que la constante de acidez es muy  pequeña en relación ala concentración de dicho acido.

 pOH = 1.614 por lo tanto PH = 12.386

     √            

  

curva valoracion HCL con NaOH 14 12 10 8    H    p

6 4 2 0 0

20

40

volumen de valorante

60 

Despues de 10ml de valorante

.

                                                  

    

                                   0.073 0.073-X

=

 + 0 X

0 X

                Esta X también puede ser despreciada.

  √    pOH= -log[OH]= 5.196



     

pH en el punto de equivalencia.

En este punto ambos reactivos se comportaran como reactivo limite y se  producirá una sal con un valor de moles  . Dicha sal es el igual hidróxido de sodio, la cual es un electrolito fuerte que se hidrolisa completamente en sus iones, dando asi el ion  , que al  provenir de un acido débi hidroliza con agua  para regenerar su par conjugado y al ser un ion pruducira iones hidroxilos.

 

 



Despues de 40ml de valorante

 para este caso el reactivo limite pasa a ser el acido formando una sal con la cantidad de moles que se consumen, y el efecto de ion común se hace presente en esta reacción, asi como también la hidrolisis del ion acetato  proveniente de la hidrolisis de la sal en cuestión. Una cantidad de iones hidroxilo  provienen de la base de reacción inicial (1.28*10-3 mol).

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          

   pOH= -log[OH]= 1.59

     

       4.0*10-3

2.72*10-3

-2.72*10-3

-2.72*10-3

1.28*10-3

0

valores dados en moles

valoracion vinagre con NaOH

2.72*10-3 14 12

                             Equlibrio de hidrolisis

       0.544M

0

0.0256M

0.544-X

X

0.0256+X

     

      Se desprecia la X en el denominador y obtenemos los siguiestes resultados:

           

10 8    H    p

6 4 2 0 0

10

20

30

40

volumen de valorante

*grafica 2: valoración acido débil con una  base fuerte. Al observar ambas curvas de valoración  podemos notar que sus trazos mantienen una similitud aunque los valores señalados tanto  para punto inicial y punto de equivalencia marcan la diferencia, esto e debido a que el las curvas de valoración acido fuerte base fuerte se da una disociación completa por  tanto los valores de concentración de  protones corresponderá a concentración inicial del acido en estudio, mientras que en la valoración de un acido débil este se hidroliza y da una disociación parcial, por lo cual es necesario la utilización de cálculos mas extensos por decirlo de alguna manera, ya que es necesario la aplicación de formulas cuadráticas para conocer la cantidad de acido que se disocia en cada punto o etapa de la valoración donde se emplean operaciones logarítmicas, en la búsqueda también del pH

50

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respectivamente. En la grafica uno se confirma que el pH alcanzado es de 7, mientas que en la grafica dos el pH calculado se encuentra entre 8 y 9, ya que se hbla de la interaccion de un acido débil con una base fuerte.

Cálculos de porcentaje p/p y p/v del acido acético en el vinagre. En el punto de equivalencia, las moles de  base son iguales a las moles del acido.

         

          Para el porcentaje peso peso se toma la densidad del vinagre como 1.01g/ml

    ()      ()         1.613 Porcentajes p/v de acido carbónico en la bebida gaseosa.

                          

  0.294% El uso de cada indicador puede variar  dependiendo el tipo de reacción que se tenga. Por ejemplo, cuando la neutralización se  produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis  produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7. Entonces podremos utilizar  indicadores como: Azul de timol, azul de  bromotimol, verde bromocresol y todos los que tengan un rango viraje menor a pH= 7. Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7. Es  posible usar un rojo neutro o un azul de metileno.

Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

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Figura 1. Colores de diferentes indicadores dependiendo el pH En las titulaciones ácido-base se tiene el conocido punto de equivalencia que visualmente casi siempre se nota con un cambio de coloración. Dicho cambio indica cuando han reaccionado los mismos moles de acido y de base de la mezcla que se esta dando.

BIBLIOGRAFIA

Luego de realizar la experiencia y una  posterior investigación se pudo concluir que:

1. CHANG, Raymond. Química. Decima edición. Editorial McGraw Hill. 2010. Pag. 133 y 134. 2. ALBELDE, Sara. Química 2. Química en acción. Editorial Calihue, Buenos Aires. 2004. Págs.291 y 292. 3. LANTO, M. Química, segunda edición. McGraw Hill, Bogotá  –  Colombia 1991, Págs. 96, 119.

1. La titulación por método volumétrico  permite evaluar la concentración desconocida del ácido a través de la concentración conocida del NaOH.

4. CASTRO, N, Consultor Estudiantil,  primera edición. Prolibos Ltda, Bogotá- Colombia. 2000. Págs. 39  –  43.

2. El punto final de la titulación es llamado punto de equilibrio que se obtiene por medio de los indicadores.

5. Remanente: * Residuo o reserva de una cosa.

CONCLUSIONES

3.

En una valoración acido- base se debe saber cuándo hay que dejar  de añadir reactivo. En otras  palabras, saber en qué momento se ha completado la reacción. El indicador cambiará de color  cuando se complete la reacción. Si el indicador cambia de color  antes de este punto, se habrá añadido escasa cantidad de reactivo, y la reacción no habrá sido completa. Si cambia de color  demasiado tarde, cuando ya se haya pasado el punto de equivalencia, se habrá añadido demasiado reactivo.

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