4. reacciones Ácido-base i

Laboratorio de Química Analítica I.

Luis ArdilaJoseph Herrera

Fabio PalmaRahalfy TatisLuis Triana

Universidad del Atlántico Facultad de Ingeniería

RESUMENLa pasada experiencia se fundamentó en el estudio de las reacciones ácido-base y la determinación del punto de equivalencia y punto final entre éstas especies, mediante el uso de un sencillo montaje en el que los ácidos, previamente identificados y adicionados en un erlenmeyer, trabajaban como analitos y la base, en este caso Hidróxido de Sodio añadido en una bureta, trabajaba como titulante al ser adicionado en el matraz.

PALABRAS CLAVES: Concentración, disociación, ácido-base, indicadores, pH, fenolftaleína.

INTRODUCCIÓN


Las reacciones ácido-base tienen una gran importancia en Química Analítica. Un ácido es la sustancia capaz de ceder uno o más protones, mientras que una base es la sustancia capaz de aceptarlo. Debiendo considerarse cualquier reacción ácido-base el equilibrio entre el ácido y la base conjugada de un determinado par ácido-base. Los ejemplos son muy numerosos y pueden citarse sustancias ácido o base muy conocidos como el HCl, el HNO3, el NH3 o la NaOH. [1]

De los términos ácido y base se han dado muchas definiciones. Puesto que los primeros trabajos implicaban disoluciones acuosas, las definiciones de Arrhenius restringieron los ácidos y bases a este medio. Se definieron los ácidos como sustancias que al reaccionar con agua incrementan la concentración de ion hidronio de la disolución y las bases como sustancias que al reaccionar incrementan la concentración de ion hidróxido de la disolución.

En reacciones que tienen lugar en disolventes diferentes del agua, se encuentran otras especies que reaccionan de la misma manera que el ion hidróxido en agua. Esto condujo a Brónsted y Lowry a definir un ácido como una molécula o ion capaz de perder un protón y una base como una molécula o ion capaz de ganar un protón. En este contexto, la reacción de amoníaco gaseoso, NH}, con cloruro de hidrógeno, HCl, para producir cloruro amónico, NH4

+CL-, se clasifica lógicamente como una reacción ácido-base o de neutralización. [2]

En base a estas reacciones funcionan las titulaciones, las cuales comprenden un grupo de métodos analíticos que se basan en determinar la cantidad de reactivo de concentración conocida que se necesita para reaccionar por completo con el analito cuya concentración se desea conocer, los cuales pueden ser volumétrico (mide volumen), gravimétrico (mide masa), entre otros, son métodos muy utilizados en análisis de rutina porque son rápidos, convenientes y precisos. [3]El método volumétrico consistente en un reactivo de concentración conocida, generalmente en una bureta que va siendo añadida, en volúmenes conocidos, a la solución del analito hasta que la reacción se considera completa. Cuando la cantidad de titulante añadido es químicamente equivalente al analito de la muestra se hace referencia a un punto de equivalencia que puede observarse mediante un cambio físico apreciable si se ha añadido un indicador adecuado a la solución del analito [4].

METODOLOGIA

• En un matraz de 250 mL, se agregó 25 mL de la solución de ácido clorhídrico 0.1 M, se mezcló 3 gotas de fenolftaleina; se adicionó la solución de Hidróxido de Sodio aproximadamente 0.12 M, en volúmenes de 5 en 5 mL, hasta que se obtuvo una coloración rosa pálida permanente.

• Se tomó 5 mi de solución de vinagre (blanco), se mezcló con


aproximadamente 20 mL de agua destilada y 3 gotas de fenolftaleina se agregó la solución de Hidróxido de Sodio aproximadamente 0.1 M hasta que se obtuvò la coloración constante rosa pálida.

• El procedimiento anterior se realizó nuevamente pero sustituyendo el ácido clorhídrico con 10mL de ácido acético (vinagre), 2mL de leche (ácido láctico) y finalmente 2mL de jugo de naranja (ácido cítrico).

Figura 1. Montaje experiencia

RESULTADOS Y DISCUSIÓN.

Una titulación ácido-base procede mediante una reacción de neutralización, en la que se hace reaccionar un ácido con una cantidad equivalente de base. En el caso de un ácido fuerte contra una base fuerte, tanto el titulante como el analito están por completo ionizados. Un ejemplo es la titulación de ácido clorhídrico (HCl) con hidróxido de sodio (NaOH):

H+ + Cl- + Na+ + OH H2O + Na+

+ Cl- [5]

Se puede evidenciar que en los reactantes el ión H+ y el ión OH-, reaccionan para formar la molécula de agua.

Como un indicador es un ácido o una base débil, la cantidad agregada debe ser mínima, de modo que no contribuya en forma apreciable al pH y que sólo se necesite una pequeña cantidad de titulante para provocar el cambio de color. Es decir, el cambio de color será más nítido cuando la concentración sea menor porque se necesita menos ácido o base para pasar de una forma a la otra. Por supuesto, se debe agregar suficiente indicador para impartir a la solución un color fácilmente discernible. [6] De ahí el importante empleo de la Fenolftaleína en éste caso.

Parte 1: (HCl 0,1M 25 mL)

HCl + Fenolftaleína Solución I


Imagen a) ésta imagen muestra al HCL ya adicionado en el matraz Erlenmeyer y la posterior adición de 3 gotas de fenolftaleína

Desde la bureta previamente montada con 50mL de NaOH 0,1M se adicionaron de a 5mL la base en el ácido. Se agitó el matraz y no se observó cambio alguno de coloración. Cuando ya se habían añadido 31,9mL de NaOH la solución viró a un color rosa pálido.

Imagen b) Cambio de coloración en la titulación de ácido clorhídrico e Hidróxido de Sodio

Por tratarse de un ácido y una base fuertes, la diferencia entre sus pH será grande. No obstante, el añadir cierto volumen de base a un ácido generará que el potencial de hidrógeno de éste último aumente y el de la base disminuya, de tal forma que llega un momento en que se neutraliza la disolución. Teóricamente se puede pensar que su pH es 7. Se logra percibir este cambio por la influencia del indicador orgánico (Fenolftaleína)

Parte 2 (CH3COOH 0,1M 25 mL)

La imagen C) muestra la titulación de ácido acético con Hidróxido de Sodio que se puede ver en la ecuación:

HOAc + Na+ + OH- H2O + Na+ + OAc-(2)

Teniendo en cuenta que el ácido acético es un ácido débil y el hidróxido de sodio una base fuerte el punto de equivalencia se produce a un pH mayor que 7 ya que cuando se agrega la misma cantidad de moles de base a las moles que se tenían el ácido, no hay una neutralización completa ya que el ácido acético se mantiene en un equilibrio químico, la única manera de hacer que se neutralice completamente es añadiendo más del otro reactivo, el cual por el principio de Le Chatelier hace que se desplaza hacia la formación de la sal y agua en medio básico por el exceso de hidróxido de sodio. En este caso por las características de la solución la fenolftaleína es un buen indicador del punto de equivalencia. [4]

Se realizó la titulación del Ácido Acético con Hidróxido de Sodio en presencia de fenolftaleína. La fenolftaleína es un indicador de rango de pH, que sirve para indicar el punto final de una titulación. En soluciones ácidas), permanece incoloro. A medida que se va agregando NaOH desde la bureta al Erlenmeyer con ácido, se neutraliza a éste. Esta reacción se da entre una base fuerte y un ácido débil por consiguiente, el ácido acético se encuentra ionizado en un porcentaje bajo dependiendo de su concentración, y se neutraliza produciendo agua y una


cantidad equivalente de la sal, acetato de sodio.Esto se puede ver en la ecuación:

CH3COOH + NaOH CH3COONa + OH-

Imagen C) titulación ácido débil con base fuerte

El ácido se fue titulando con la base poco a poco, siendo cuidadoso a la hora de adicionar la base y registrar el volumen consumido de éste. Cuando se habían consumido 32,1mL de base, la coloración viró a un morado o rosa pálido

Parte 3 Leche (ácido láctico)

La leche es una sustancia compuesta por muchas proteínas y biomoléculas. Nos enfocaremos en la reacción entre el ácido láctico del que está compuesta y la base fuerte. El ácido la láctico es de naturaleza y su disociación es muy leve:

CH3CHOHCOOH + NaOH . CH3CHOHCOONa + H2O

Se ioniza el ácido produciendo lactato de Sodio y agua.

Imagen d) cambio de coloración en la reacción entre el ácido láctico y el hidróxido de Sodio

El pH de la leche es ligeramente ácido y está comprendido entre 6,6 y 6,8. El punto de equivalencia de esta reacción fue luego de haber adicionado 0.5 mL de NaOH a la leche.

Parte 4.Jugo de Naranja 1,5mL (Ácido Cítrico)

El jugo de naranja contiene ácido cítrico en su composición y al entrar en contacto con la base, se ioniza y produce Citrato mono sódico:

C6H8O7 + NaOH C6H7O7Na + H2O

Teniendo en cuenta que el ácido cítrico al ser un ácido carboxílico es un ácido débil y el hidróxido de sodio una base fuerte el punto de equivalencia se produce a un pH mayor que 7 ya que cuando se agrega la misma cantidad de moles de base a las moles que se tenían el ácido, no hay una neutralización completa ya que el ácido cítrico se mantiene en un equilibrio químico, la


única manera de hacer que se neutralice completamente es añadiendo más del otro reactivo.

Imagen e) cambio de coloración en la reacción entre ácido cítrico e hidróxido de sodio

Al adicionar 1mL de NaOH la coloración cambió, demostrando así que el ácido cítrico es muy débil con respecto a una base y que el uso de la Fenolftaleína en este caso es correcto puesto que ésta vira medio básico

PREGUNTAS

1. Construya la curva de valoración del ácido clorhídrico (Ácido Fuerte), con el Hidróxido de sodio (Base Fuerte), pH vs mL de NaOH consumidos durante la valoración.

Primero debemos hallar la concentración real del acido.Para esta titulación acido fuerte base fuerte se gastaron 24.8mL de NaOH titulados.

Concentración de HCl

HCl+NaOH → NaCl+H2 O

CHCl V HCl=CNaOH V NaOH

CNaOH=0.1M

V HCl=20 mL

V NaOH=24.8 mL

CHCl=C NaOH V NaOH

V HCl

CHCl=0.1 M∗24.8mL

20 mL=0.124 M

pH= -log (0,124) =0.9065

% error = 0,1−0,124

0,1 x 100 = -24%

No se puede aproximar la concentración del ácido a 0,1 ya que el porcentaje de error es negativo, entonces se toma la concentración real hallada.

El pH de la solución al agregar 10 mL de NaOH

[H+]=nV =

CaVa−ab

CbVb

Va+Vb (1)

[H+]=(0,124 ) (0,020 )−−1

−1(0,1 )(0.010)

0,030 L =

1.48 x 10−3 mol0.030 L

= 0.049 MpH= -log (0,049) = 1, 30



[H+]= (0,124 ) (0,020 )−(0,1 )(0.020)

0,040 L

=4.80 x10−4 mol0,040 L = 0.012M

pH= -log (0,012) = 1, 92


[H+]=(0,124 ) (0,020 )−(0,1 )(0.022)

0,042 =

2.80 x 10−4

0,042 L

= 0.006MpH= -log (0,006) = 2.22


[H+] = (0,124 ) (0,020 )−(0,1 )(0.023)

0,043 L =

1.80 x 10−4 mol0,043 L

= 4,19 x 10 -3 M pH= -log (4,19 x 10 -3) = 2,37

El pH de la solución al agregar 24.8 mL de NaOH

NaOH +HCl ↔ NaCl+H2 O

H 2O ↔ OH−¿+H +¿ ¿¿

¿

¿

¿

¿¿¿

√¿¿¿¿

−log¿

pH=7,0

Cuando se añadió los 24.8 mL de Base, la solución se tornó a color fucsia, esto quiere decir que se dio una reacción de neutralización completa y la sal que se formó NaCl no experimentó hidrólisisEn el punto de equivalencia [H+]= [OH-]= 1,00x 10 – 7 y el pH de le disolución es de 7, 00.

Cuando pasa del punto de equivalencia, la solución deja de ser ácida a ser básica y predominan los iones hidroxilos OH-


[OH-]=nV =CbVb−b

aCaVa

Va+Vb (2)

[OH-]= (0,1 ) ( 0.026 )−−1

−1(0,124 ) (0,020 )

0,046

=1.20 x 10−4 mol0,046 L

= 2,61 x 10 -3MpH= 14- (-log (2, 61 x 10 -3)) = 11,41



[OH-]= (0,1 ) ( 0.028 )−−1

−1(0,124 ) (0,020 )

0,048

=3.20 x 10−4 mol0,048 L

= 0,006M pH= 14- (-log (0,006)) = 11,77


[OH-]= (0,1 ) ( 0.030 )−−1

−1(0,124 ) (0,020 )

0,050

=5.20 x 10−4 mol0,050 L

= 0,010M pH= 14- (-log (0,010)) = 12,01


[OH-]= (0,1 ) ( 0.032 )−−1

−1(0,124 ) (0,020 )

0,052

=7.20 x 10−4 mol0,052 L

= 0,013M pH= 14- (-log (0,013)) = 12,11

Curva de titulación I. Ácido fuerte Con Base fuerte.2. Construya la curva de valoración del ácido acético (ácido débil) con el NaOH (base fuerte), pH vs mL de NaOH.

mL pH 0 2,72 5 4,25 10 4,74 15 5,21 20 8,78 25 12,1 30 12,39 35 12,52 40 12,6

mL pH0 0.906510 1,3020 1,9222 2,2223 2,3724.8 7,0026 11,4128 11,7730 12,0132 12,11


Valoración del pH del Ácido Acético vs pH

3. Señale en los gráficos, el pH inicial, o sea, antes de adicionar NaOH; el pH del Punto de Equivalencia (punto final) y el pH final, después de agregar 40 mL de NaOH.Esta respuesta se encuentra señalada en cada gráfica del trabajo.

4. Explique las diferencias y similitudes que se observan en las curvas.Diferencias observadas entres las curvas de valoración del HCl y el CH3COOH con el NaOH, es que en la primera curva el pH inicial es menor que en la segunda curva II teniendo estas dos soluciones la misma concentración.El crecimiento del pH en función del volumen de la base, en la curva I tiene un comportamiento más exponencial en comparación con la curva II, la cual muestra un cambio menor de pH a la medida que se le agregaba el NaOH.Para una reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, el pH en el punto de equivalencia siempre es igual a siete, y este valor para una reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte es mayor que siete, ya que dependerá del valor de pKa del ácido. En la grafica se puede

observar que el pH en el punto de equivalencia para el CH3COOH es mayor que en el HCl (pH=7).Una de las similitudes de las dos sustancias en la grafica, es que después del valor de pH para el HCl en el punto de equivalencia (pH=7), estas dos curvas tienden a interponerse ya que los valores de pH después de este punto tienden a ser iguales.

5. Calcule el %(p/p) o %(p/v) de ácido acético en el vinagre, del ácido láctico en la leche y del ácido cítrico en el jugo de naranja.

10 mL de vinagre fueron neutralizados con 26 mL de NaOH.

#Eq/g NaOH= nNaOH#Eq/g NaOH=#Eq/g

CH3COOHCNaOHVNaOH=CÁcidoVÁcido , por lo tantoCV=nCH3COOH

nCH3COOH = 0,26L*0,012 MnCH3COOH=0,00312 mol

gCH3COOH= 0 .00312 mol∗60 g1mol

gCH3COOH=0,1872gEntonces el %p/p y el %p/v se calculan a partir de la siguiente fórmula

%(p/p)=g CH 3COOHgSOLUCI Ó N

∗100

= 0.1872

0.1248+0.1872∗100= 60%

%(p/v)=g CH 3 COOH

mLSOLUCI Ó N∗100


= 0.1872 g

(10+26)mL∗100= 0.52%

Con el ácido láctico y la leche, así mismo con el ácido cítrico se puede seguir el procedimiento anterior, pero como no se tiene las concentraciones de dichos compuestos; se imposibilita hallar los cálculos correspondientes.

CONCLUSIONES.

Se puede concluir que por medio de la técnica de titulación potenciométrica o valoración potenciométrica podemos determinar el valor de las concentraciones desconocidas de diferentes compuestos con sus respectivos valores de PH. Así pues para realizar este tipo de análisis volumétrico en este caso las titulaciones acido-base, se deben tener en cuenta las gráficas de las curvas de la valoración que relacionan los datos de PH y los volúmenes agregados de titulante, ya que por medio de estas podemos determinar la fuerza del ácido y la base correspondiente.

Se puede distinguir entonces que para las valoraciones de un ácido fuerte con una base débil la curva que esta arroja es relativamente lisa, aunque muy abrupta en los puntos cerca del punto de equivalencia la valoración. En este caso pequeños cambios en el volumen del valorante producen grandes cambios en el

PH cerca del punto de equivalencia.

Por otro lado si uno de los componentes de la valoración es un ácido débil o una base débil y el otro es un ácido fuerte o base fuerte, la curva de valoración es muy irregular cerca del punto de equivalencia y el PH no cambio mucho con la adición de pequeñas cantidades del volumen del valorante.

BIBLIOGRAFIA

[1]. GARCÍA, J; GARCÍA, C; OLMO, R y TEIJÓN, J. Química: teoría y problemas. Tébar Flores, S.L. España. 1996.

[2]. AYRES GILBERT, Análisis químico cuantitativo. ed. harla, México.

[3]. HOWARD L. RITTER: introducción a la química. Reverte S.A España.pag 232

[4]. BRIAN CANE,JAMES SELLWOOD : La Sustancia y Sus Cambios.pag 140

[5]. Gary D. Christian, Química Analítica, 6th edición editorial, Mc Graw Hill pp, 266

[6]. Gary D. Christian, Química Analítica, 6th edición editorial, Mc Graw Hill pp

4. reacciones Ácido-base i

Documents