UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MÉXICO

Facultad de QuímicaSemestre 2015-1

Equipo 1 Fecha de entrega:

22/09/2014

Elaboró: Agustín Octavio Aguirre Colorado Apolinar Oropeza Valeria Yunuem Jaimes Moreno Karen Ivonne

Práctica 3. “Estudio de equilibrios Ácido-Base”

Objetivos:o Observar el comportamiento (viraje de coloración) de un grupo de indicadores de

pH y compararlos en una escala de pH.o Realizar una escala de pH de los pares ácido-base y determinar la acción de los

sistemas amortiguadores.o Determinar el efecto que tiene la dilución sobre la disociación de una especie

acido-base.

Hipótesis:Cada indicador produce una escala de color, pero el valor del pH no dependerá de

la coloración, si no del potencial de iones H+.Mientras más grande sea el valor de la constante de disociación de un ácido, mayor será el valor de pH de su disolución. La pendiente que relacione al valor de pka más grande con el valor más pequeño de pka será la relación con mayor ∆pka, y será la reacción más cuantitativa.

Diagrama de flujo

Problema 2

Calibrar pHmetro Colocar 10mL de disolución de HCl 1.0M

en un vaso de precipitados y en otro 10mL de disolución de

NaOH 1.0M.

Medir el pH de cada uno (registrar) . Medir

el pH combinado (registrar)

Colocar 10mL de disolución de Acido

acético 0.1M en un vaso de precipitados y en

otro 10mL de disolución acetato de sodio 0.1M.

Medir el pH de cada uno (registrar) . Medir

el pH combinado (registrar)

Colocar 10mL de disolución de Acido

fosfórico 0.1M en un vaso de precipitados y

en otro 10mL de disolución NaH2PO4

0.1M.

Medir el pH de cada uno (registrar) . Medir

el pH combinado (registrar)

Colocar 10mL de disolución de Carbonato

de sodio 0.1M en un vaso de precipitados y en otro

10mL de disolución bicarbonato 0.1M.

Medir el pH de cada uno (registrar) . Medir

el pH combinado (registrar)

Problema 1

Calibrar pHmetro analitico (de aguja) (Metro HM G20 pH

Meter)Colocar 10 mL de Hcl 0.1 M,

Tartrato acido saturado, Biftalato 0.05m, acetatos 0.1M, Uroropina 0.1 M,

Fosfatos o0.1M, Bicarbonato 0.1 M, tetraborato 0.05 M, NaOH 0.1M; cada una en

vasos de precipitados 50 mL

Registra los datos de pHmetro de cada uno.

En cuatro tubos de ensayo, por separado, se identifican por triplicado cada una de

las soluciones.

Agregar al primer grupo gotas de

indicador universal.

Agregar al primer grupo gotas de

indicador natural.

Agregar al primer grupo gotas de

fenoftaleína.

Agregar al primer grupo gotas de

ianaranjado de metilo.

Resultados Parte 1

Color del Indicador

Disolución de: pH Universal Fenolftaleína Anaranjado de Metilo

Indicador Natural

(extracto de col morada)

HCl 0.1M 1.7 Rojo intenso

Transparente Rojo intenso Rojo intenso

Tartrato ácido sat.

3.4 Rojo Transparente Rojo Rojo

Biftalato 0.05M

3.8 Naranja intenso

Transparente Naranja intenso Rosa intenso

Acetatos 0.1M 6.4 Naranja Transparente Naranja intenso RosaUrotropina

0.1M6.7 Amarillo Transparente Naranja Rosa

Fosfatos 0.1M 7.0 Amarillo Transparente Naranja MoradoBicarbonato

0.1M10.6

Verde Rosado Naranja claro Azul

Tetraborato 0.05M

9.1 Azul Rosa Ámbar Lila claro

NaOH 0.1M 12.1

Azul intenso

Rosa intenso Amarillo Amarillo

Problema 2

Calibrar pHmetro Medir pH de

CH3COOH 1M

Diluir 1:100 dos veces

Medir pH (registrar)

HCl 1M

Diluir 1:100 dos veces

Medir pH (registrar)

NaH2PO4 1M

Diluir 1:100 dos veces

Medir pH (registrar)

NaOH 1M

Diluir 1:100 dos veces

Medir pH (registrar)

CH3COONa 1M

Diluir 1:100 dos veces

Medir pH (registrar)

Registro de intervalos de viraje.

Indicador Color a pH inferior

Intervalo de Viraje

Color a pH superior

pKa

Naranja de Metilo

Anaranjado 3.1 - 4.4 Amarillo 5.1

Fenolftaleína incolora 8.3 - 10 Rojo 9.3Indicador Universal

Rojo 1-14 Azul

Indicador Natural Rojo 2-13 Verde- Amarillo

HCl Tart Bift Act’s Uro Fosf Bic Tetr

NaOH

pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14Escala experimental de Fenolftaleína.

HCl Tart

Bift Act’s Uro Fost Bic Tetr NaOH

pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14Escala experimental del Anaranjado de Metilo.

HCl Tart Bift Act’s Uro Fost Bic Tetr NaOHpH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14Escala experimental de la Col Morada.

HCL Tart

Bift Act’s Uro Fosf Bic Tetr NaOH

pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Parte 2 Disolución Par ácido-base pHexp [HA] [A-] pKatab

Ácido acético 0.1M 3.4 10x103 4.74

Acetato de Sodio 0.1M 6.5 10x103 9.25

Ácido acético + Acetato de Sodio CH₃COOH/CH₃COO⁻

5.9 4.43

Ácido fosfórico 0.1M 2.2 1x10-3 2.12

Dihidrógenfosfato de sodio 0.1M 4.3 1x10-3 7.19

Ácido fosfórico + Dihidrógenfosfato de sodio

H₃PO₄/H₂PO₄⁻ 3.4 1.9

Carbonato ácido de sodio 0.1M 10.4 1x10-3 10.31

Carbonato de sodio 0.1M 11.3 1x10-3 4.67

Bicarbonato de sodio + Carbonato de sodio

HCO₃⁻/CO₃⁻² 11.0 8.56

Cloruro de amonio 0.1M 7.9 1x10-3 9.25

Amoniaco 0.1M 10.5 1x10-3 4.74

Cloruro de amonio + Amoniaco NH₄⁺ /NH₃ 9.5 8.67

Parte 3 Valores de pH y porcentaje de disociación por el efecto de la disolución.

Disolución Tipo de disolución pH % de DisociaciónCH3COOH 1M Ácido débil 2.6 10-4.74 < 10 %

CH3COOH 10-4 M Ácido débil 3.7 10-1.35 < 10 %HCl 1M Ácido fuerte 1.0 > 90 %

HCl 10-4 M Ácido fuerte 0.03 > 90 %NaH2PO4 1M Ácido débil 3.2 10-7.19 < 10 %

NaH2PO4 10-4 M Ácido débil 4.2 10-3.79 < 10 %NaOH 1M Base fuerte 12.5 > 90 %

NaOH 10-4 M Base fuerte 11.5 > 90 %CH3COONa 1M Base débil 8.4 10-9.25 < 10 %

CH3COONa 10-4 M Base débil 7.7 10 % < 10-12.65 < 90 %

Para el ácido:

CH3COOH 1M

∝%= KaConcentraci ón

=1.8x 10−5

1M=1.8 x10−5 y aplicandoanti log=10−4.74

CH3COOH 10-4 M

∝%= KaConcentraci ón

=1.8x 10−5

0.0004M=0.045 y aplicandoanti log=10−1.35

Para la base:

CH3COONa 1M

∝%=ka ∙Conc .=(5.62 x10−10 ) (1 )=5.62 x10−10 y aplicandoanti log=10−9.25

CH3COONa 10-4M

∝%=ka ∙Conc .=(5.62 x10−10 ) (0.0004 )=2.25 x10−13 y aplicandoanti log=10−12.65

Observaciones.De acuerdo a los resultados observados en la escala de pH, existe una leve distribución en algunas especies, pues eso deberá ser provocado por diversos factores, uno de ellos puede ser el correcto registro de los pH en el potenciómetro, pues estos varían de acuerdo a la estabilidad del numero proporcionado. Además dependerá de la concentración de iones H+ en cada una de las disoluciones, pues de esto dependerá del valor de Ka que tenga cada uno.Los grados de disociación del HCl y el NaOH, podrán cambiar de manera ligera, pues se espera que desde un principio estos se disocien por “completo”, pues son un ácido y base fuertes. Los valores del pH de las disoluciones, cambia de acuerdo a el grado de disociación de la especie ácido-base presente, pues “Cuando aumenta el volumen de la disolución, disminuye la concentración y aumenta el grado de disociación de la especie”, aunque en los resultados obtenidos, existen algunas especies que aumentaron o disminuyeron su poder de acidez o basicidad.En las diluciones, aumento un poco el grado de disociación de las especies, pero no fue tan notorio dicho cambio, una forma de verlo a escala es el cambio del valor de pH. En el caso de las disoluciones del acetato de sodio, cambia un poco drásticamente el grado de disociación, pues después de la dilución, dicha base si obtuvo una mayor disociación.

Cuestionario 1.

1. ¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones en las distintas disoluciones amortiguadoras?

El hecho de que el indicador universal tome diferentes coloraciones en las distintas soluciones amortiguadoras se debe a que las disoluciones amortiguadoras tienen diferente pH y a que el indicador universal, al ser una mezcla de indicadores, tiene diferentes intervalos de vire para cada pH.

2. Analiza los resultados de la tabla II y relacione en vire de color con el pKa, para explicar con tus propias palabras como actúa un indicador acido-base.

Un factor que nos ayuda a explicar cómo actúa un indicador ácido-base es el pKa, nos facilita la selección de indicadores que nos pueden ser útiles en un cierto intervalo de pH. Debido a que un indicador sufre un cambio de color cuando la concentración de H + es la semejante que el Ka del indicador, análogamente el cambio de color se da cuando el pH es

comparable con el pKa. En general, un solo indicador revelará únicamente si la concentración de H+ es más alta, más baja o más o menos la misma que su valor de Ka. Si se combinan varios indicadores de distintos valores de Ka, la mezcla va a sufrir cambios de color a diferentes valores de pH.

3. ¿En qué situación recomendarías utilizar un indicador universal, el anaranjado de metilo y la fenolftaleína?

El indicador universal es útil cuando queremos saber cualitativamente el pH de alguna disolución u observar el cambio del pH si le agregamos otra disolución. El anaranjado de metilo nos puede servir cuando estamos valorando una disolución más o menos ácida, en el rango de 3.1 a 3.4 en la escala de pH. La fenolftaleína es útil en casos en que el punto de equivalencia de una titulación está en su rango de pH, es decir entre 8.3 y10.

4. A partir de la tabla II, selecciona el indicador adecuado para la reacción de neutralización acido fuerte-base fuerte.

Podemos deducir que, para las reacciones de neutralización ácido-base fuerte tiene un punto de equivalencia igual a 7, no nos sirve ni la fenolftaleína ni el anaranjado de metilo, pues sus rangos de pH no coinciden con el deseado para observar el punto final de la neutralización. Nos sería útil en este caso usar el indicador universal, ya que podríamos observar el punto de equivalencia.

5. Construye un mapa conceptual que relacione los conceptos involucrados en el experimento.

Cuestionario 21. ¿Por qué la disolución de un par conjugado tiene un pH diferente al que tendrían

disoluciones que contuvieran únicamente al acido o la base?Porque se convierte en una disolución amortiguadora donde su intervalo es la diferencia de las dos especies y el mejor punto de pH de amortiguamiento es el intermedio.

Indicador Químico de pH

Viraje

Cambio de color del indicador

Intervalo de viraje

El intervalo de pH en el que se produce el cambio de color.

Es un ácido o base débil cuya dorma disociada tiene

diferente color que la forma sin disociar.

2. Con los datos experimentales obtenidos en la tabla III, completa la escala de pH. Coloca cada par acido-base conjugados a lo largo de la escala

NaH2PO4

NH4Cl NH3 NaCO3

H3PO4 CH3COOH NaHCO3 CH3COONa

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

NaHCO3 NaCO3

H3PO4 CH3COOH NH4Cl NH3 NaH2PO4 CH3COONa

3. Empleando la escala anterior de pH que elaboraste, que reacciones se pueden llevar a cabo entre todas las especies colocadas en la escala.

Las reacciones que se pueden llevar acabo son aquella en las que la pendiente entre las especies es negativa, considerando que la diferencia de pka sea diferente de 0.

4. ¿Cuál de las reacciones propuestas es la más cuantitativa y la menos cuantitativa?Reacción ácido-base más Cuantitativa:

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-

NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3-

H3PO4 + NaHCO3 ↔ H+ + Na+ + H2PO4- + HCO3

-

Reacción ácido-base menos Cuantitativa:

NH4Cl ↔ Cl- + NH4+

CH3COONa ↔ Na+ + CH3COO-

NH4Cl + CH3COONa ↔ Cl- + Na+ + NH4+ + CH3COO-

Cuestionario 3

1. ¿Qué expresión matemática relaciona la fracción disociada con la dilución hecha?

M= mol1000mL

( 1mol1000mL

)

100mL=

( 1mol100000mL

)

100mL=

1mol10000000mL ( 1000ml1L )=1 x10−4M

Conclusiones

La intensidad de la coloración de una disolución, permite tomar un parámetro de la cercanía o de lo alejado de un valor de pH. La escala de pH sirve para describir la acidez o basicidad de una disolución.Mientras mayor sea la relación entre las concentraciones de una base y un ácido, mayor será el valor del pH para un sistema amortiguador. Se comprobó que al aumentar el volumen de una disolución, se aumentó el grado de disociación de un ácido o base y se obtiene un cambio en el valor del pH de la disolución.

Bibliografía.Brown, Theodore L. “Química, la ciencia central”.Editorial Pearson Prentice Hall, 9ª edición. México 2004, Página 618.Burriel Marti, Fernando. “Química Analítica Cualitativa”.Editorial Paraninfo Thomson-Learning. Madrid, España 2001. Pág. 656.Burriel Martí, Fernando. “Química Analítica Cualitativa”.

Editorial Paraninfo Thomson-Learning. Madrid, España 2001. Pág. 658.