lunes, 5 de marzo de 2012

PRACTICA Nº 4: CURVA DE TITULACIÓN






UNIVERSIDAD AUTÓNOMA METROPOLITANA

QUÍMICA  ANALÍTICA Nº 1

KAREN JESSICA PACHECO PIÑA

DRA.LOPEZ DIAZ GUERRERO NORMA EDITH

GRUPO: BE52

PRÀCTICA Nº 4

"CURVA DE TITULACIÓN






INTRODUCCION

“CURVAS DE TITULACION”

Los métodos por titulación comprenden un grande grupo y poderoso de procedimientos cuantitativos que se basan en la medición de la cantidad de un reactivo de concentración conocida que se consume por el analito. En la titulación volumétrica se mide el volumen de una solución de concentración conocida que se necesita para reaccionar, tan completamente como sea posible con el analito. La titulación gravimétrica solo difiere de la anterior en que se mide la masa del reactivo en lugar del volumen. En la titulación coulombimetria, el reactivo que reacciona con el analito es una corriente eléctrica constante de magnitud conocida. En esta técnica se mide el tiempo requerido para completar la reacción electroquímica.

En el análisis volumétrico se utiliza una solución patrón (o titulante patrón) de concentración conocida. La titulación se lleva acabo añadiendo lentamente, de una bureta, una solución patrón a la solución con el analito hasta que la reacción sea completa.El volumen de reactivo requerido para completar la titulación se determina por la diferencia entre las lecturas inicial y final en la bureta.

En una titulación el punto de equivalencia se alcanza cuando la cantidad de titulante agregado es químicamente equivalente a la cantidad de analito presente en la muestra..Po ejemplo en al titulación de acido sulfúrico con hidróxido de sodio con nitrato de plata el punto de equivalencia se logra después de añadir 1 mol de iones plata por cada mol de iones cloruro en la muestra., Las titulaciones por retroceso se emplean con frecuencia cuando la velocidad de reacción entre el analito y el reactivo es lenta, o cuando la solución patrón no es estable.

PUNTOS DE EQUIVALENCIA Y PUNTOS FINALES
El punto de equivalencia de una titulación es el punto teórico que no puede determinarse experimentalmente. Lo único que podemos estimar es su posición observando un cambio físico asociado a la condición de equivalencia, A este cambio se le conoce como punto final de la titulación. Un punto final en una titulación es un cambio físico observable que ocurre cerca del punto de equivalencia. Los dos puntos finales mas empleados consisten en:
*Un cambio de color debido al reactivo, al analito o al indicador.
*Un cambio en el potencial de un electrodo que responde a la concentración del reactivo o del analito.

Para poder comprender las bases teóricas de los puntos finales así como el origen de los errores de titulación, se desarrolla una curva de titulación para el sistema.
Esta curva de titulación consiste en una grafica en la que el volumen de reactivo se indica en el eje horizontal, y alguna función del analito o concentración del reactivo en el eje vertical.(Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F. James; QUIMICA ANALITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Segunda edición; México; 1995.) 1
Para las titulaciones acido-base, una curva de titulación consiste en graficar el PH (o el POH) contra los mililitros de titulante. Estas curvas son muy útiles para juzgar la factibilidad de una titulación y para seleccionar el indicador adecuado.
(Day Jr.R.A. y Underwood A.L.; QUIMICA ANALITICA CUANTITTATIVA; Editorial Prentice –Hall Hispanoamericana, S.A.; Quinta edición; México; 1989.) 2

TITULACION ACIDO FUERTE-BASE FUERTE
Para realizar una curva de titulación teorica de una solución de un acido fuerte con una base fuerte se deben hacer 3 tipos de cálculos. Cada uno corresponde a una etapa distinta de la titulación.

1º Antes del punto de equivalencia: se calcula la concentración del acido a partir de una concentración inicial y la cantidad de base que ha adicionado.
2º En el punto de equivalencia: los iones hidronio o hidróxido están presentes en la misma concentración, y la concentración de los iones hidronio se calcula directamente de la constante del producto iónico del agua.
3º Después del punto de equivalencia: se estima la concentración analítica del exceso de base y se supone que la concentración del ion hidróxido es igual a un múltiplo de la concentración analítica.
Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F. James; QUIMICA ANALITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Segunda edición; México; 1995.) 1

En solución acuosa, los ácidos y las bases fuertes se encuentran totalmente disociados. Por lo tanto, el PH a lo largo de la titulación se puede calcular directamente de las cantidades estequiometricas de acido y base que van reaccionando. En el punto de equivalencia eñ PH esta determinado por el grado de disociación del agua; a 25º C el PH del agua pura es de 7.00.
Como por ejemplo: El acido clorhídrico (HCl) con hidróxido de sodio (NaOH).
(Day Jr.R.A. y Underwood A.L.; QUIMICA ANALITICA CUANTITTATIVA; Editorial Prentice –Hall Hispanoamericana, S.A.; Quinta edición; México; 1989.) 2


TITULACIONES ACIDO DEBIL-BASE FUERTE
Muchos compuestos covalentes cuando se disuelven en agua se disocian ligeramente y se les llama electrolitos débiles. El acido acético (CH3COOH), el amoniaco y el agua son ejemplos de electrolitos débiles.Para obtener una curva de titulacion para acidos o bases debiles, se necesita cutro distintos tipos de calculo.

1º Al principio la solución solo contiene un ácido o base débil y el Ph se calcula a partir de la concentración del soluto y de su constante de disociación.
2º Después de que se han agregado cantidades crecientes de titulante (pero que no son equivalentes), la solución consiste en una serie de amortiguadores.
3º En el punto de equivalencia, la solución solo contiene la forma conjugada del ácido o de la base que se este titulando (es decir una sal), y el PH se calcula con la concentración de este producto.
4º Mas allá sel punto de equivalencia, el exceso del titulante, ya sea ácido o base fuerte, representa el carácter ácido o básico del producto de reacción a tal extremo que el pH esta determinado en gran medida por la concentración del exceso de titulante.
 (Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F. James; QUIMICA ANALITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Segunda edición; México; 1995.) 1

FACTIBILIDAD DE LAS TITULACIONES ACIDO-BASE
Para que una reacción química sea adecuada para utilizarla en una titulación, la reacción debe ser completa en el punto de equivalencia. El grado en que se completa la reacción química determina el tamño y la agudeza de la porción vertical de la curva de titulación. Mientras mayor sea la constante de equilibrio, la reacción será mas completa, el cambio de PH cerca del punto de equivalencia será mayor y será más fácil localizar el punto de equivalencia con buena precisión. (Day Jr.R.A. y Underwood A.L.; QUIMICA ANALITICA CUANTITTATIVA; Editorial Prentice –Hall Hispanoamericana, S.A.; Quinta edición; México; 1989.) 2

CURVAS DE TITULACION PARA ACIDOS Y BASES FUERTES.
Los iones hidronio en una solución acuosa de un acido fuerte proviene de dos fuentes
*La reacción del acido en agua
*La disociación de esta.
Sin embargo todas las soluciones diluidas, la contribución de un acido fuerte excede con mucho ala del disolvente. Así para una solución de HCl con una concentración mayor a 1x10-6 M se escribe:

{H3O+} =CHCl + {OH-} = CHCl

Donde {OH-} representa la contribución de los iones hidronio que provienen de la disolución del agua. Una relación semejante se aplica a una solución de una base fuerte como el hidróxido de sodio. Es decir:

{OH-} = CNaOH + {H3O+} = CNaOH

TIPOS DE CURVAS DE TITULACION
En los métodos volumétricos hay dos tipos generales de curvas de titulación (y por tanto dos tipos generales de puntos finales.).En el primer tipo de curva, conocida como curva sigmoidal, las observaciones mas importantes están confinadas a una pequeña zona (normalmente a +- 0.1 a +- 0.5ml) alrededor del punto de equivalencia. Una curva de este tipo se traza en función p del analito (o algunas veces del reactivo) y en función del volumen del reactivo. Presenta las ventajas de rapidez y conveniencia.


Curva segmento lineal, las mediciones se hacen a ambos lados de esta, pero lejos del punto de equivalencia en cuya cercanía se evita medir. En el eje vertical se indica la lectura del instrumento que es directamente proporcional a la concentración del analito o del reactivo. Son adecuadas para reacciones que solo se completan en presencia de un exceso de reactivo o analito.(Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F. James; QUIMICA ANALITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Segunda edición; México; 1995.) 1



OBJETIVOS

1º Observar las diferencias en la cuerva de titulación potenciometrica de un acido fuerte ver sus base fuerte.
2º Observar las diferencias en la cuerva de titulación potenciometrica de un acido débil ver su base fuerte.
3º Deducir el valor del pKa utilizando la curva de titulación de un acido monoprotico débil, ver su basa fuerte.

MATERIAL

*1 potenciómetro con electrodo de vidrio para PH
*1 parrilla con agitación magnética
*1 barra magnética
*3 vasos de precipitado de 250ml
*2 vasos de precipitado de 50ml
*1 soporte universal
*1 pinzas para bureta
*1 bureta de 50ml
*1 propipeta
*2 pipetas volumétricas de 10ml
*1 piseta con agua destilada
*papel absorbente
*3 matraces volumétricos de 10ml
*1 balanza analítica

REACTIVOS Y DISOLUCIONES

*Disolución de NaOH 1.10 M
*Disolución de HCl 0.10 M
*Disolución de CH3COOH 0.10 M
*Disolución buffer para calibrar el potenciómetro con PH de 4.00, 7.00 y 10.00

PROCEDIMIENTO:

PREPARACION DE SOLUCIONES


IMAGEN 1:Se observan las 3 soluciones antes mencionadas previamente preparadas antes de comenzar la titulacion

CURVA DE TTITULACION DE UN ACIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE (HCl con NaOH)

1º Calibramos el potenciómetro con las disoluciones amortiguadoras de PH 4.00, PH 7.00 y PH 10.00.




IMAGEN 2: Se observa las solucones indicadores a PH 4, PH 7  y PH 10.




IMAGEN 3,4 Y 5:Se observa la forma en la cual se calibro en poteniometro a PH 7, PH 4 y PH 10.

2º Enjuagamos el electrodo combinado de vidrio con agua destilada.
3º Posteriormente secamos el electrodo con papel absorbente antes de sumergirlo en la disolución problema.


IMAGEN 6:Se observa la forma en la que secamos el electrodo con papel absorbente.


4º Luego en un vaso de precipitados de 100ml colocamos la barra magnética con 30ml de la disolución de acido clorhídrico (HCl).
5º Posteriormente colocamos el vaso de precipitado sobre la parrilla con constante agitación e introducimos suavemente el electrodo en la solución contenida en el vaso de precipitado evitando que la barra magnética golpeara el electrodo así como que estuviera en contacto con las paredes del vaso.

 IMAGEN 7:Se observa la forma en la que colocamos la solucion de HCl con la barra magnetica, sobre la parrilla y la forma en la que introducimos el lectrodo en la solucion contenida en el vaso de precipitado.


6º Dejamos que el electrodo se equilibrara durante 1 minuto.
7º Luego llenamos la bureta con la solución estandarizada de hidróxido de sodio (NaOH) y la colocamos sobre el soporte universal de tal manera que esta quedara por encima del vaso de precipitado que contenía la solución de HCl , de tal forma que permitiera libertad de movimiento a la llave de la bureta y no se derramara fuera del vaso ni una gota de su contenido.




IMAGEN 8 Y 9: Se observa la forma en la quecolocamos en la bureta la solucion de NaOH y la forma en la que la colocamos en el soporte universal para que de esta forma pudieramos comenzar con la titulacion.

CURVA DE TITUALCION DE UN ACIDO DEBIL CON UNA BASE FUERTE
(CH3COOH con NaOH).

1º Calibramos el potenciómetro con las disoluciones amortiguadoras de PH 4.00, PH 7.00 y PH 10.00.
2º Enjuagamos el electrodo combinado de vidrio con agua destilada.
3º Posteriormente secamos el electrodo con papel absorbente antes de sumergirlo en la disolución problema.
4º Luego en un vaso de precipitados de 100ml colocamos la barra magnética con 30ml de la disolución de acido acético (CH3COOH).
5º Posteriormente colocamos el vaso de precipitado sobre la parrilla con constante agitación e introducimos suavemente el electrodo en la solución contenida en el vaso de precipitado evitando que la barra magnética golpeara el electrodo así como que estuviera en contacto con las paredes del vaso.
6º Dejamos que el electrodo se equilibrara durante 1 minuto.
7º Luego llenamos la bureta con la solución estandarizada de hidróxido de sodio (NaOH) y la colocamos sobre el soporte universal de tal manera que esta quedara por encima del vaso de precipitado que contenía la solución de CH3COOH , de tal forma que permitiera libertad de movimiento a la llave de la bureta y no se derramara fuera del vaso ni una gota de su contenido.


RESULTADOS:

En base a la práctica realizada se obtuvieron una serie de deducciones las cuales nos llevaron a la realización de los siguientes cálculos los cuales nos permitieron llevar acabo la preparación de las siguientes soluciones obteniendo que:

1º 100ml de solución de Acido acético glacial (CH3COOH) 0.10 M

Pureza = 100%
Densidad = 1.05 g/ml
PM = 60 g/mol

0.1 L X  0.1 mol  X  60 g     X       1ml        =   0.6   =   0.57 ml de CH3COOH
                 1 L         1 mol          1.05 g           1.05


2º 100 ml de una solución de Hidroxido de sodio (NaOH) 0.10 M

PM = 40 g/mol

0.1 L  X  0.1 mol       =  0.01 mol   X     40 g    = 0.4 g de NaOH
                1 L                                        1 mol

3º 100 ml de una solución de acido clorhídrico (HCl) 1.10 M

Pureza = 37%
Densidad = 1.19 g/ml
PM = 36 g/mol

0.1 L X  0.1 mol  X  36 g     X       1ml        =   0.36    =   0.30 ml de HCl  
                1 L         1 mol            1.19 g           1.19
                                      
Entonces:
0.30 ml -------------------- 37%
   X       -------------------- 100 %

   X = 0.81 ml de HCl + H2O en 100 ml

Posteriormente una vez que llevamos acabo la realización de los cálculos necesarios para la preparación de las soluciones, pasamos a anotar los resultados obtenidos durante el proceso de adición de una base fuerte (NaOH) a un acido fuerte (HCl) para obtener la curva de titulación que corresponde a este proceso. Obteniendo de esta manera los siguientes resultados que corresponden al pH obtenido, así como a los mililitros gastados de NaOH para que la solución contenida en el vaso de precipitados (30 ml de HCl + 2 gotas de fenolftaleína) , pasara de incoloro a color rosa. Obteniendo:




IMAGEN 10 Y 11:Se observa la forma en la que la solucion de HCl y la solucion de acido acetico alcanzaron su punto de equivalencia el cual se observa al observar un cambio en la coloracion de la solucion es decir este cambio fue de incoloro a rosa como se muestra en la imagen.

*CURVA DE TITULACION DE UNA ACIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE (HCl con NaOH).

*30 ml de HCl + 2 gotas de fenolftaleína al 1% ---------- Bureta (50ml de NaOH)

PH inicial -0.13 ------------ PH donde cambiara de incoloro a rosa.

PH
VOLUMEN (ml)
-0,13
0
-0,13
0,5
-0,13
1
-0,12
1,5
-0,12
2
-0,11
2,5
-0,1
3
-0,1
3,5
-0,09
4
-0,08
4,5
-0,08
5
-0,07
5,5
-0,05
6
-0,04
6,5
-0,02
7
-0,01
7,5
0
8
0,03
8,5
0,04
9
0,06
9,5
0,07
10
0,09
10,5
0,1
11
0,13
11,5
0,14
12
0,16
12,5
0,18
13
0,2
13,5
0,22
14
0,24
14,5
0,3
15
0,31
15,5
0,33
16
0,31
16,5
0,37
17
0,38
17,5
0,4
18
0,43
18,5
0,45
19
0,48
19,5
0,5
20
0,52
20,5
0,55
21
0,58
21,5
0,61
22
0,65
22,5
0,68
23
0,71
23,5
0,74
24
0,78
24,5
0,82
25
0,87
25,5
0,91
26
0,97
26,5
1,02
27
1,08
27,5
1,14
28
1,23
28,5
1,3
29
1,41
29,5
1,55
30
1,73
30,5
1,98
31
2,79
31,5
5,78
32 cambio de color
10
32,5
10,88
33
11,37
33,5
11,59
34
11,75
34,5
11,84
35
11,91
35,5
11,97
36
12,03
36,5
12,07
37
12,1
37,5
12,13
38
12,16
38,5
12,19
39
12,21
39,5
12,24
40
12,26
40,5
12,29
41
12,3
41,5
12,32
42
12,34
42,5
12,35
43
12,36
43,5
12,37
44
12,38
44,5
12,39
45
12,39
45,5
12,4
46
12,41
46,5
12,42
47


GRÁFICA Nº 1: Se observa la curva de titulación obtenida del ácido clorhídrico + fenolftaleina al agregarle cierto volumen de NaOH hasta alcanzar el punto de equivalencia (cambio de color) y el punto final (reacciona de neuttralizacion).

1º ¿Cuántos ml de NaOH necesita adicionar a 30 ml de HCl para  la neutralización se lleve acabo al 50% y 100%?

*ml de NaOH   =  3 mmol  HCl x  1 mmol NaOH    =  3 mmol NaOH
                                                      1 mmol HCl

= 3 mmol NaOH X   50%   =  1.5 mmol NaOH    X          1 ml                =
                               100%                                         0.1 mmol NaOH

= 15 ml NaOH al 50%


*ml de NaOH =  =  3 mmol  NaOH x  1 mmol HCl   =  3 mmol HCl
                                                            1 mmol NaOH

= 3 mmol HCl    X   100%   =  3 mmol HCl   X          1 ml                =
                                100%                                   0.1 mmol HCl

= 30 ml NaOH ------ 100%

2º ¿Calcular los moles y milimoles que hay en 30 ml de la disolución?

0.03 L  X  0.1 mol   =  0.003 mol   x   1000 mmol   =
                   1 L                                         1 mol

En base a estos cálculos realizados podemos notar que
=  3 mmol en 30 ml de una solución 0.1 M

En base a estos cálculos realizados podemos notar que de acuerdo a los resultados teóricos observamos que 30ml de NaOH son los que se le deberían adicionar a una solución de acido clorhídrico al 100% + 2 gotas de fenolftaleína para que se manifestara el cambio de color  de incoloro- rosa lo cual no fue así ya que al llegar a los 30ml de NaOH gastados la solución no llego a su punto de neutralización si no que esto ocurrió al adicionarle un mililitro mas de NaOH.
Igualmente observamos en estos cálculos realizados la cantidad de moles y milimoles que hay en 30ml de una solución de acido clorhídrico lo cual corresponde a un total de 3 mmol o bien 0.03 mol contenidos en 30 ml de disolución


CURVA DE TITULACION DE UNA ACIDO DEBIL CON UNA BASE FUERTE (CH3COOH con NaOH)

*30ml de Acido acético (CH3COOH) +2 gotas de fenolftaleína---------- Bureta (50ml de NaOH)

PH inicial 2.26 -------------------- PH donde cambiara de incoloro a rosa.

Los siguientes resultados corresponden a los valores de PH obtenidos, así como a los mililitros gastados de NaOH al adicionarlos a una solución preparada con 30 ml de acido acético glacial + 2 gotas de fenolftaleína. Obteniendo en base a estos resultados la curva de titulación que corresponde al adicionamiento de una base fuerte a un acido débil.

PH
VOLUMEN (ml)
2,26
0
2,33
0,5
2,44
1
2,58
1,5
2,72
2
2,88
2,5
2,94
3
3,02
3,5
3,11
4
3,17
4,5
3,23
5
3,29
5,5
3,33
6
3,38
6,5
3,43
7
3,47
7,5
3,52
8
3,56
8,5
3,61
9
3,65
9,5
3,69
10
3,72
10,5
3,76
11
3,79
11,5
3,82
12
3,85
12,5
3,89
13
3,92
13,5
3,95
14
3,99
14,5
4,02
15
4,06
15,5
4,09
16
4,13
16,5
4,15
17
4,18
17,5
4,22
18
4,26
18,5
4,3
19
4,34
19,5
4,39
20
4,44
20,5
4,48
21
4,54
21,5
4,58
22
4,62
22,5
4,68
23
4,74
23,5
4,82
24
4,9
24,5
5
25
5,1
25,5
5,2
26
5,4
26,5
5,67
27
6,77-7.05
27,5 cambio de color
8,61
28
10,42
28,5
11,06
29
11,37
29,5
11,5
30
11,67
30,5
11,73
31
11,8
31,5
11,86
32
11,92
32,5
11,97
33
12
33,5
12,03
34
12,07
34,5
12,09
35
12,12
35,5
12,15
36
12,18
36,5
12,21
37
12,23
37,5
12,25
38
12,26
38,5
12,28
39
12,3
39,5
12,32
40
12,33
40,5
12,35
41
12,36
41,5
12,38
42
12,39
42,5
12,41
43
12,42
43,5
12,44
44
12,45
44,5
12,46
45
12,47
45,5
12,48
46
12,49
46,5
12,5
47
12,51
47,5
12,52
48
12,53
48,5
12,54
49
12,55
49,5
12,55
50





GRÁFICA Nº 2: Se observa la curva de titulación obtenida del ácido acético + fenolftaleina al agregarle cierto volumen de NaOH hasta alcanzar el punto de equivalencia (cambio de color) y el punto final (reacciona de neuttralizacion).



De acuerdo a los resultados obtenidos se observa la manera en la que poco a poco se le fue adicionando una base fuerte (NaOH) a un ácido fuerte que este caso fue el acido clorhídrico (HCl) y al mismo tiempo se fue midiendo con el potenciómetro el PH que marcaba cada que se dejaban caer 0.5 ml de NaOH en la solución contenida en el vaso de precipitado. Mismo procedimiento que ocurrió al llevar acabo la adición de una base fuerte (NaOH) pero ahora aun acido débil que en este caso fue el acido acético el cual no tiene tanta capacidad amortiguadora como el HCl  por lo que el PH cambiaba mas rápidamente solo que por algunos momentos se alentaba nuevamente el cambio de PH. Asimismo se anoto el cambio de PH que marcaba en el potenciómetro cada que se dejaba caer 0.5 ml de NaOH a la solución contenida en el vaso de precipitado.
De esta manera  en cada una de las tablas anteriores se muestra el punto en el cual se manifestó el cambio de color es decir cuando la solución pasó de un color incoloro a un color rosado, por ejemplo:

*ACIDO FUERTE- BASE FUERTE:
En esta curva se observa que a PH de 1.55 se gastaron 30 ml de NaOH lo que debería de haber manifestado la neutralización de la solución con el cambio de color incoloro – rosa pero esto no fue así ya que hasta los 31 ml de NaOH gastados comenzaba a marcarse un ligero cambio de color en la solución obteniendo un PH de 1.98 y posteriormente a los 32 ml de NaOH gastados y aun PH de 5.78 se manifestó por completo el cambio de color. Posteriormente al seguirle adicionando mas mililitros de la base al acido fuerte observamos que a los  47 ml gastados de NaOH ya no se presentaron cambios de PH lo que nos indico que llegamos al final de la titulación es decir a la obtención del PH del NaOH obtenido teóricamente.

*ACIDO DEBIL – BASE FUERTE:
En esta curva se observa que a PH de 5.67 se gastaron 27 ml de NaOH se comenzó a manifestar un ligero cambio de color en la solución contenida en el vaso de precipitado y posteriormente a los 27.5 ml de NaOH gastados + 1 gota y a PH de 7.05 se manifestó completamente el cambio de color de incoloro --- rosa por lo que observamos que la solución se neutralizo en el rango normal de neutralización es decir a PH neutro = 7 y al seguirle agregando mas base a la solución llegamos aun PH alcalino que corresponde teóricamente al PH de la base (NaOH) por lo que ya no se observaron cambios en los valores de PH, es decir llegamos al  final de la titulación.

PROPIEDADES FISICOQUIMICAS DE LOS REACTIVOS

*Acido acético (CH3COH)

Se puede encontrar en forma de ion acetato. El punto de fusión es de 16.6º C y el punto de ebullición es de 117.9º C. En disolución acuosa, el acido acético puede perder el protón del grupo carboxilo para dar su base conjugada el acetato. Su pka es de 4.8 a 25º C, lo cual significa que al PH moderadamente acido de 4.8, la mitad de sus moléculas se habrán desprendido del protón. Esto hace que sea un acido débil, y que en concentraciones adecuadas pueda formar disoluciones tampón con su base conjugada.
APARIENCIA =incoloro o cristales (no inodoro).
DENSIDAD= 1049 kg/m3; 1.049 g/cm3.
MASA MOLAR = 60.05 g/mol.

*Hidroxido de sodio (NaOH)

También conocido como sosa caustica, es usado principalmente como base química. A temperatura ambiente el hidróxido de sodio es un solido blanco cristalino sin olor que adsorbe la humedad del aire. Cuando de disuelve en agua o se neutraliza con un acido libera un grande calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles.
APARIENCIA = blanco
DENSIDAD = 2100 kg/m3
MASA MOLAR = 39.99713 g/m3
PUNTO DE FUSION = 593 K (323º C)
PUNTO DE EBULLICION = 1663 K (1390º C)

*Acido clorhídrico (HCl)

Esta disociación resulta un liquido transparente o ligeramente amarillo, que en estado concentrado produce emanaciones de cloruro de hidrogeno (de ahí el nombre de sal fumante) las que combinada con el vapor de agua del aire son muy causticas y corrosivas de color blanquecino y muy irritantes a las vías respiratorias.
El HCl reacciona con los metales activos o sales de acidos mas débiles para formar cloruros.
DENSIDAD =
1190 (solución 37%)
1160 – 32%
1120 – 25%
MASA ,MOLAR = 36.46 g/mol
PUNTO DE EBULLICION = 247 K (-26º C)
PUNTO DE FUSION = 321 (48º C)

*Fenolftaleina


La fenolftaleina es un indicador de PH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna rosa o violeta.Fenolftaleína, de fórmula C20H14O4, es un compuesto químico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico. Cuando se utiliza como indicador para la determinación cualitativa y cuantitativa del pH en las volumetrías de neutralización se prepara disuelta en alcohol al 70%. El intervalo de viraje de la fenolftaleína, es decir, el intervalo de pH dentro del cual tiene lugar el cambio de color del indicador, no sufre variaciones entre 0 y 100 ºC y está comprendido entre 8,0 y 9,8. El cambio de color de este indicador está acompañado de un cambio de su estructura; su color en medio básico es rojo-violeta y en medio ácido es incoloro.

CUESTIONARIO

1º Trace las curvas de titulación

2º ¿Qué volumen de NaOH empleo para llegar al punto de equivalencia en la titulación de 30 ml de HCl y en la titulación de CH3COOH?

Se utilizo un volumen de 32 ml de hidróxido de sodio para llegar al punto de equivalencia el cual se observo cuando se manifestaron cambios en la apariencia del indicador como fue la aparición de un cambio de color de incoloro a rosa.

3º A partir de la curva de titulación de CH3COO con NaOH deduzca el valor de PH en el punto de equivalencia.

El valor de PH que se obtuvo al llegar al punto de equivalencia en la curva de titulación del acido acético con hidróxido de sodio fue de 6.77.

4º A partir de la curva de titulación de CH3COOH con NaOH deduzca el valor de PKa del acido acético.

De acuerdo ala ecuación de Henderson-Hasselbach

{HA} = {A-}
PH = PKa + log  {A-}
                           {HA}
PH =PKa

De manera que el PH = 6.77 = PKa

5º ¿Qué diferencias observo entre la curva de titulación de un acido fuerte y una ácido débil.

De acuerdo a cada una de las curvas de titulación obtenidas observe que en la curva de titulación del ácido fuerte (HCl) con una base fuerte (NaOH) tardo mas en manifestarse los cambios de PH conforme se le iba adicionando cada vez mas mililitros de la base fuerte ya que de cierta manera el acido clorhídrico posee propiedades amortiguadoras que se oponen a los cambio de PH a comparación de la curva de titulación del acido débil (CH3COOH) con la base fuerte (NaOH) ya que e esta los cambios de PH no tardaban tanto en manifestarse ya que este acido débil no posee propiedades amortiguadoras, aunque por ciertos momentos las variaciones de PH se alentaban un poco.
Otra de las diferencias que observe es que  en la curva de titulación del acido fuerte con la base fuerte  tardo mas en manifestarse el cambio de color en la solución ya que se ocuparon 32 ml de NaOH a un PH de 5.78 para que cambiara de incoloro a rosa en comparación con la curva de titulación del acido débil donde el cambio de color ocurrió mas rápido ya que se ocuparon únicamente  27.5 ml + 1 gota de NaOH a un PH de 7.05, de manera que deducimos que este en la curva de titulación del acido fuerte es mas tardado alcanzar en punto de equivalencia así como el punto final que en la curva de titulación del ácido débil.
Otra de las características importantes que observe fue que la curva de titulación del ácido fuerte con la base fuerte hubieron ciertos momentos en los que el PH se disparo como por ejemplo  a los 31 ml el PH era de 1.98 y al agregarle un mililitro mas de NaOH cambio el PH a un valor de 5.78 punto en el cual se alcanzo la neutralizacion de la solución; en cambio en la curva de titulación de ácido débil con la base fuerte de tener un PH de 7.05 a los 27.5 ml gastados de NaOH se observa que posteriormente ocurrió un cambio elevado de PH al elevarse este valor a un valor de 8.61 después de haber alcanzado ya el punto de neutralizacion de la saoucion.



DISCUSIÓN

De acuerdo a los resultados obtenidos podemos deducir que una vez que preparamos las soluciones de NaOH, HCl y CH3COOH pasamos a la realización del proceso que correspondía para la obtención de la curva de titulación de un  acido fuerte (HCl) con una base fuerte (NaOH) en la cual observamos que de acuerdo a los cálculos obtenidos teóricamente con respecto a los mililitros de NaOH que se deberían agregar a una solución de 30 ml de HCl + 2 gotas de fenolftaleína obtuvimos que deberían ser 30 ml para que se llevara acabo la neutralización de la solución al 100%, pero lamentablemente esto no fue así ya que la neutralización se llevo acabo a los 32 ml de NaOH gastados de manera que los resultados teóricos no coincidieron con los obtenidos experimentalmente.
De acuerdo a la realización de la curva de titulación de un acido fuerte que en este caso fue el acido clorhídrico con una base fuerte observamos tres tipos de regiones las cuales correspondieron al punto obtenido antes de llegar al punto de equivalencia así como en el punto de equivalencia y después del punto de equivalencia, en donde en la parte que correspondió al punto antes de alcanzar el punto de equivalencia corresponde a la concentración de {H+} sin reaccionar la cual nos determino el PH de la solución, punto en el cual se alcanzo un PH menor a 7, cuando llegamos al punto de equivalencia correspondió a la cantidad de OH- que se adiciona la cual es la necesaria para que reaccione con el total de H+ que aporto el acido fuerte para formar agua, y finalmente al llegar al punto después del punto de equivalencia se estima la concentración analítica del exceso de base y se supone que la concentración del ion hidróxido es igual a un múltiplo de la concentración analítica. De manera que de acuerdo a estas 3 regiones que se presentan en una curva de titulación la cual representa la variación de PH durante la valoración en función del volumen que se añade del reactivo valorante podemos deducir que en la curva de titulación presentada anteriormente de un acido fuerte con una base fuerte se observan cada una de estas regiones mencionadas así como la forma en la que las variaciones de pH en función del volumen fueron cambiando con forme se le fue adicionando mas y mas mililitros de hidróxido de sodio a la solución formada por acido clorhídrico y fenolftaleína, hasta alcanzar el punto de equivalencia el cual no se puede observar pero químicamente es cuando al agregar una solución patrón que en este caso fue el hidróxido de sodio en una cantidad tal que sea químicamente equivalente con la sustancia que reacciona de manera que este punto se alcanzo cuando estábamos cerca del punto final de la titulación el cual se noto por un cambio en la coloración de la solución de acido clorhídrico con fenolftaleína ya que esta solución tenia una coloración incolora y al lograr llegar al punto de equivalencia el cual se encuentra cerca del punto final de la titulación se aprecio un cambio de color rosa.
Otra situación importante fue el adicionamiento de una base fuerte que en este caso fue el hidróxido de sodio a un acido débil (CH3COOH) es decir aquel acido el cual tiene la capacidad de disociarse parcialmente en agua de manera que por esta razón fue mas fácilmente y mas rápidamente alcanzar el punto final de la titulación que fue cuando se manifestó el cambio de color en solución de acido acético mas fenolftaleína la cual inicialmente tenia una coloración incolora y al alcanzar dicho punto esta cambio a un color rosa, de manera que en la curva de titulación presentada anteriormente podemos observar claramente como fue que a los 27.5 ml adicionados de NaOH y aun PH de 7.05 se alcanzo el punto final de la titulación en donde se encuentra muy cerca el punto de equivalencia de la titulación.
Finalmente se observo que ambas curvas de titulación alcanzaron el PH obtenido teóricamente de la base en un rango de 12-13 ya que el PH teórico de la base fuerte que en este caso fue el hidróxido de sodio = 12.57, de manera que ambas graficas lo muestra.De manera comprobamos que es mas tardado alcanzar el punto final de la titulación en una titulación de una ácido fuerte con una base fuerte a comparación de una titulación de una ácido débil con una base fuerte en donde se consigue mas rápidamente y en donde  los valores de neutralización corresponden a los esperados teóricamente ya que en la curva de titulación de un ácido fuerte con una base fuerte se observa que  la neutralización de la solución  se dio a un PH de 5.78 y no de 7 como debería ser teóricamente.


CONCLUCION

De acuerdo a  los resultados obtenidos podemos concluir que efectivamente se lograron observar las diferencias que se presentaron tanto en la curva de titulación de una acido fuerte con una base fuerte como en la curva de titulación de un acido débil con una base fuerte además de que pudimos concluir que de acuerdo a los valores obtenidos de PH en función del volumen gastado de NaOH el punto de neutralización de las soluciones se alcanzo mas fácilmente en la curva de titulación de una acido débil con una base fuerte ya que el acido débil que en este caso fue el acido acético no posee propiedades amortiguadoras que se opongan a los cambio de PH de manera que logramos alcanzar la neutralización de la solución de acido acético con fenolftaleína aun PH de 7.05 en comparación ala otra solución de acido clorhídrico con fenolftaleína en donde la neutralización se alcanzo a un PH de 5.78 es decir un poco antes del valor normal de neutralización que es a PH 7 ya que acido débil es aquel que se disocia parcialmente en agua y un acido fuerte es aquel que se disocia completamente en agua es decir no quedan moléculas de soluto sin disociar por lo que por esta razón se da la producción de H+ y OH-. Por otra parte la obtención del PKa de una acido débil que en este caso fue el acido acético, en donde de acuerdo ala ecuación de Henderson-Hasselbach

{HA} = {A-}
PH = PKa + log  {A-}
                           {HA}
PH =PKa

De manera que el PH = 6.77 = PKa

Se dice que el PH obtenido en el punto de equivalencia que fue 6.77 es igual al valor del PKa de este mismo acido débil ya que la concentración del acido es igual ala concentración de su base conjugada.

BIBLIOGRAFIA

1: Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F. James; QUIMICA ANALITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Segunda edición; México; 1995.

2: Day Jr.R.A. y Underwood A.L.; QUIMICA ANALITICA CUANTITTATIVA; Editorial Prentice –Hall Hispanoamericana, S.A.; Quinta edición; México; 1989.)














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