PRÁCTICA 2 “Valoración del equilibrio Ácido-base”

INTRODUCCIÓN A LA PRÁCTICA

En términos sencillos, un "buffer" o tampón químico es una solución que combina un ácido o base y otra base o ácido débil y su sal conjugada, que luego se equilibra y modera el pH -la acidez o alcalinidad- de cualquier solución a la que se agrega. Los tampones químicos tienen una amplia gama de usos, no sólo dentro de los laboratorios de química y biología, sino en la vida cotidiana, tiene un papel importante para la regulación del pH en el medio fisiológico tanto fuera como dentro de las células. Su función principal es reducir el mínimo de cambios en la concentraciones del ion Hidrogeno cuando se agregan cantidades de ácidos o bases.

Ejemplo:

En el cuerpo

Un buffer de ácido carbónico (H2CO3) y carbonato de hidrógeno (HCO3-), trabaja a la par para mantener el pH de la sangre neutro a 7,4. Dentro del cuerpo humano la "hemoglobina", que se une a los iones de hidrógeno que los músculos liberan durante el ejercicio de manera que el cuerpo puede utilizar el oxígeno que producen junto con el hidrógeno.

PRÁCTICA 2. BIOQUÍMICA 1

VALORACION DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE. ACIDEZ DE TITULACIÓN

OBJETIVOS

1. Conocer la metodología experimental de las valoraciones ácido-base. 2. Manipular los patrones primarios y preparar sus disoluciones.3. Aplicar los conocimientos de los indicadores para visualizar el punto final de

una valoración ácido – base. 4. Utilización de los datos potenciométricos obtenidos en una valoración para

la determinación de una constante acidez.

FUNDAMENTO TEÓRICO

La valoración ácido-base consiste en la determinación de la concentración de un ácido o una base, mediante la adición del volumen necesario de una base o ácido de concentración conocida, respectivamente, para alcázar el punto de equivalencia, es decir cuando rodo el ácido o base presentes en la disolución han sido neutralizados. La sustancia cuya concentración de conocer se denomina valorante, y la sustancia de la cual queremos conocer se llama valorado. Dado que a menudo tanto las disoluciones empleadas como los productos de reacción no presentan color en el visible, es necesario el empleo de un indicador ácido-base que nos indique en qué punto la neutralización de un ácido o base de ha completado. Estos indicadores son especies acido-base cuyas formas básica y ácidatienen diferentes colores. EL pH al que vira el indicador y que será el que nos de el punto final de la valoración no tiene por qué coincidir con el pH en el punto de equivalencia. En la valoración clásica de un ácido fuerte con una base fuerte, el punto de equivalencia de la valoración es el punto en el que el pH de la disolución es exactamente 7. Sin embargo, si se emplea fenolftaleína como indicador, el punto final de la valoración tiene lugar cuando se alcanza un pH de 10 unidades. La variación del pH con la adición del valorante se puede seguir midiendo el pH en cada punto con la ayuda de un potenciómetro. Este tipo de valoraciones se conocen como potenciometrias.

MATERIALES Y REACTIVOS

5 vasos de pp de 100 mL

1 Matraz Erlenmeyer de 100 mL

1 pipeta de 5 mL

1 Bureta de 25 mL

2 espátulas 1 embudo

Disolución de HCl 0.1 M

Disolución de NaOH 0. M valorada

Ac. Acético comercial

Soluciones tampón pH 4 y pH 7

Fenolftaleína NaCl

Potenciómetro Agitador

Magnético Soporte

universal

Pinzas para bureta

Termo agitador Balanza

1 VALORACION POTENCIOMETRICA DEL ACIDO CLORHIDRICO. DETERMINACION DE LA CURVA DE VALORACION DE ACIDO FUERTE – BASE FUERTE

Antes de realizar cualquier medida con el potenciómetro es necesario calibrarlo en este caso deberá calibrarse con tampones de pH 4 y 7.

PROCEDIMIENTO:

1. Tome unos 25 mL de “HCl 0.1 M aprox.” 2. Añada el HCl a 45 mL de agua desionizada. Coloque el electrodo dentro de

la disolución y agite sobre el agitador magnético. El electrodo no ha de tocar la pared del vaso y el imán no ha de golpear el electro al girar.

3. Añada 1 gotas de fenolftaleína. 4. Rellene la bureta con disolución de NaOH valorada 5. Deje caer la disolución de NaOH sobre el vaso, con intervalos de o.2 mL,

agitando continuamente y mida el pH después de cada vertido. En las proximidades del punto final, cuando en una adición el valor del pH varía considerablemente (en 2-3 unidades) respecto a las anteriores, las adiciones deberán ser 0.05 en 0.05 mL de la sosa.

6. Repita la valoración de ácido-base fuerte dos veces más , completando la Tabla 1. Siga las indicaciones de la sección “Resultados, trat. De datos y discusión” aptdos. 1 y 2 para determinar la concentración de la disolución de HCl

2. VALORACION POTENCIOMETRICA DEL ÁCIDO ACÉTICO. CURVA DE VALORACIÓN ÁCIDO DÉBIL –BASE FUERTE.

PROCEDIMIENTO:

1. Tomar 6 mL de vinagre y aforar con agua des ionizada a 50 mL.2. De la solución anterior tomar 30 mL para valorarla con la disolución de

NaOH y añadir además 2.9 g de NaCl para mantener la fuerza iónica.3. Coloque el electrodo dentro de la disolución y agite sobre el agitador

magnético. EL electrodo no ha de tocar la pared del vaso y el imán no ha de golpear el electrodo al girar.

4. Añada 1 gota de fenolftaleína (no es imprescindible).5. Rellene la bureta con disolución de NaOH valorada.6. Deje caer la disolución de NaOH sobre el vaso, con intervalos de 0.2 mL,

agitando continuamente y mida el pH después de cada vertido. En las proximidades del punto final, cuando en una adición el valor del pH varía considerablemente (en 2-3 unidades) respecto de las anteriores, las adiciones deberán ser 0.05 en 0.05 mL (gota a gota). Continúe la valoración hasta haber añadido un total de 10 mL de la sosa.

7. Repita la valoración ácido débil – base fuerte dos veces más, completando la tabla 4. Siga las indicaciones de la sección “Resultados, trat. De datos y discusión” para determinar la concentración del ácidoacético.

RESULTADOS, TRATAMIENTO DE DATOS Y DISCUSIÓN

1. DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE ÁCIDO CLORHÍDRICO.

Con los datos de la Tabla 1, represente gráficamente el pH medido frente al volumen de hidróxido sódico añadido Vb. La representación obtenida constituye la denominada curva de valoración.

Tabla 1. Valoración ácido fuerte- base débil

Valoración n°1

V NaOH(mL)

pH

25 ml 1.93.2ml 1.41 ml 1.52 ml 1.44 ml 1.65 ml 1.7

6ml 2.32 ml 3.12ml 10.2

EL punto de inflexión de dicha curva corresponde al punto de equivalencia, en el cual el número de moles de ácido es igual al número de moles de base, o lo que es lo mismo (ecuación (1)) :

VHCl . MHCl = VNaOH . MNaOH

Donde el VHCl es 5 mL, MHCl la concentración del ácido que queremos determinar, VNaOH es el volumen de la base correspondiente al punto de equivalencia y MNaOH la concentración determinada en el apartado anterior.

A partir de los valores del punto de equivalencia para las tres valoraciones realizadas (tabla 2), calcule el valor medio de concentración para la disolución de HCl:

Tabla 2.- Concentración de la disolución de HCl.

[HCl] Valoración n°125 ml

2. DETERMINACION DE LA CONTENTRACION DE ACIDO ACETICO COMERCIAL.

El vinagre contiene una concentración apreciable de ácido acético. En este apartado vamos a determinar la concentración de dicho ácido débil, Ka= 1.8 10-5. Primero hemos de diluir el vinagre ya que la concentración de ácido es muy alta y, si no diluyéramos, se consumiría probablemente más de una bureta de disolución de NaOH 0.1 M. En el punto de equivalencia, determinar el pH con el potenciómetro y comparar con el pH teórico. Calcular la concentración total de ácido acético en la disolución diluida y en el vinagre sin diluir. Obtener a partir de ahí “acidez” del vinagre expresada en gramos de acético por 100ml de vinagre y compararlo con la mostrada en la etiqueta del vinagre (expresada normalmente en grados “°”)

Tabla 3. Valoraciónácido débil- base fuerte.

Valoración n°1

1r Buffer

VNaOH(mL)

pH VNaOH(mL)

pH VNaOH(mL)

pH VNaOH(mL)

pH

0 2.6 20.5ml 4.1 38.5 ml 5 56.5 ml 6.6 2 ml 2.9 22.5ml 4.2 40.5 ml 5.1 58.5 ml 6.94 ml 3.1 23.5 ml 4.2 42.5 ml 5.2 60.5 ml 8.76 ml 3.3 24.5 ml 4.2 44.5 ml 5.48 ml 3.5 26.5ml 4.3 46.5ml 5.510 ml 3.6 28.5 ml 4.4 48.5 ml 5.612ml 3.7 30.5 ml 4.5 50.5 ml 5.814ml 3.8 32.5 ml 4.7 51.5 ml 6.216ml 3.9 34.5 ml 4.8 53.5 ml 6.418.5 ml 4.0 36.5 ml 4.9 54.5 ml 6.5

Punto vire alcanzado

Tabla 4.- Concentración de la disolución de ácido acético (HAc)

[HAc] Valoración n°130 ml

CUESTIONARIO

1. ¿Cuáles son los requisitos para que una disolución pueda utilizarse como estándar primario?

2. ¿Qué reacción se lleva a cabo en una valoración de NaOH con el KHP?3. Describe las reacciones que tuvieron lugar durante el desarrollo de la

práctica. 4. Calcular, teóricamente, el pH en el punto de equivalencia para la valoración

de HCl (recuerda que es un ácido fuerte) y para el vinagre (recuerda que el ácido acético es débil, Ka: 1.08 10 -5)

5. Comparar con los valores de pH obtenidos con el potenciómetro y comentar las diferencias observadas así como las posibles fuentes de error.

6. Calcule la cantidad de ftalato de ácido de potasio (Mr ftalato = 204.23) que se necesita en la neutralización de 5 mL de NaOH .01 M.

7. Calcule los mililitros de una disolución de NaOH 0.1 M que se requieren para “neutralizar” 100 mL de una disolución (a) 0.01 M en HCl, (b) 0.01 M en HAc y (c) 0.01 M en ácido oxálico.

8. Comente la forma de las curvas de valoración (HCl y HAc) y calcule el pH del punto final en cada una de ellas.

9. ¿Se puede utilizar el indicador fenolftaleína para determinar el punto de equivalencia en la valoración ácido acético-sosa?

DISCUSIÓN DE LA PRÁCTICA

Durante esta práctica “Valoración del equilibrio Ácido- Base Acidez de titulación”, utilizamos la experimentación para las valoraciones ácido-base. En el primer experimento, la valoración potenciométrica del ácido clorhídrico, añadimos 25ml de HCl a 45 ml de agua des-ionizada, colocamos el electrodo y agitamos la solución constantemente (excepto cuando mediamos el Ph), con la bureta agregábamos 2ml de NaOH. El Ph fue aumentando poco a poco mientras más NaOH añadíamos. Cuando alcanzamos el punto de Vire la solución comenzó a adquirir tonalidades rosáceas, en ese momento ya habíamos colocado un total de 25.2 ml de NaOH el Ph alcanzó el valor de 10.2; lo cual nos indica que la alcalinización para que cambiara el Ph fue gradual.

En el segundo procedimiento, utilizamos un Buffer, también conocido como amortiguador porque ayuda a disminuir el cambio abrupto del Ph al añadirle un ácido débil con su sal conjugada a una solución. Iniciamos añadiendo HCl a la solución al igual que tres gotas de fenolftaleína como indicador a la solución de vinagre (HAc) con agua desionizada.

Dejamos caer aproximadamente 2 ml de NaOH con la bureta mientras se agitaba la solución, medimos el Ph entre cada intervalo. El gasto total fue de 59ml de NaOH hasta que alcanzamos el punto de vire, cuando cambió el color de la solución y el Ph alcanzó el valor de 8.7. Gracias a el mecanismo de buffer, la solución resistió el agregado de casi el doble de mililitros de NaOH sin alcanzar el punto de vire.

CONCLUSIONES:

Pudimos poner en práctica nuestro conocimiento acerca de cómo actúa un Buffer y su efectividad previniendo los cambios bruscos del Ph, también pudimos apreciar el punto de vire.

En la primera determinación de HCL con NaOH hubo menor gasto del valorante; no se resistió al cambio

En la segunda determinación de la practica ”buffer” se observo una mayor resistencia al cambio con un mayor gasto de valorante

El agregar fenolftaleína ayuda a determinar el punto de vire de una solución El incremento de Ph depende de los ml o gasto que se añada Ambas concentraciones llegaron en punto de vire, en diferente tiempo y

volumen

ANEXOS

VALORANTE: es la sustancia que conocemos su concentración

VALORADO: la sustancia que queremos conocer su concentración

VIRE: es el punto de valoración final

ACIDO: una sustancia que disuelta en agua y da cationes de hidrogeno

BASE: una sustancia que disuelta en agua y da aniones de oxhidrilo

Ph: indica la acidez o basicidad de una sustancia

INDICADORES DE Ph: Es un compuesto colorado que cuando cambia de color señala el punto de titulación

Ka: la fuerza que tiene la molécula al disociarse

BIBLIOGRAFÍA

http://docencia.udea.edu.co/cen/QuimicaAnaliticaI/volu.htm

Leal, Daniel Pacheco. Bioquímica Médica. México, D.F.: Limusa, 2005. Impreso.