reporte 1,cuali

Resumen

La práctica No. 1 se llevó a cabo con el fin de determinar la constante de equilibrio de un acido débil (CH3COOH) por medio de un método volumétrico de titulación. La realización del experimento se hizo con la finalidad de encontrar el punto de equivalencia por medio de observación durante la titulación, midiendo el pH conforme se fue agregando un volumen de una base fuerte (NaOH) al ácido débil, se neutralizó en el punto pH de 10.9 y se trabajó a una presión atmosférica de 0.84atm. y a una temperatura de 25°C.

1

Objetivos

General

Determinar el punto de equivalencia y la constante de equilibrio de un ácido débil mediante el conocimiento del pH de las sustancias, en los distintos volúmenes utilizados.

Específicos

Determinar el cambio de pH del Ácido acético en los diferentes volúmenes utilizados neutralizados con el Hidróxido de sodio.

Determinar el punto de equivalencia a partir del análisis por medio de métodos gráficos.

Calcular el valor de la constante de equilibrio y el pKa de un ácido débil a partir de valores experimentales de potencia de hidrógeno de la neutralización del mismo con una base fuerte.

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Marco Teórico

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1.1. Estandarización ácido-base

Las disoluciones de las sustancias deben ser estandarizadas antes de su empleo como sustancias valorantes, es decir, su concentración debe ser medida experimentalmente frente a una sustancia que actúa como patrón primario, y no solo calculada a partir de la masa empleada para la disolución.

Estandarizar una base es valorarla frente a un ácido de pureza elevada y constante, por lo que se puede conocer exactamente la concentración de una disolución de esta sustancia.

1.1.1. Estandarización de una solución NaOH

El hidróxido de sodio sólido comercial no es de gran pureza y puede tener restos de carbonato de sodio. Se disuelve un peso conocido en agua destilada y se le añade agua hasta alcanzar un volumen conocido en un balón aforado. Al no ser un patrón primario, es necesario estandarizarla para conocer exactamente su concentración. Puede realizarse valorándola con ftalato ácido de potasio, que sí es un patrón primario, usando como indicador la fenolftaleína.

1.1.2. Estandarización de una solución HCl

El ácido clorhídrico comercial no es un patrón primario. Se disuelven los mililitros conocidos en suficiente agua hasta completar el volumen total del balón aforado. Al no ser un patrón primario, esta disolución se debe estandarizar. Para ello se valora con carbonato de sodio, Na2CO3, que sí es un patrón primario, empleando como indicadores fenolftaleína o naranja de metilo.

1.2. Potencial de hidrógeno (pH)

El pH (potencial de hidrógeno) es una medida de la acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio presentes en determinadas sustancias. El pH sirve como un indicador que compara algunos de los iones más solubles en agua. “Cuando el pH de una sustancia es mayor que 7, es una sustancia básica y cuando este es menor que 7, es una sustancia ácida. Cuanto

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más se aleje el pH por encima o por debajo de 7, más básica o ácida será la solución"1. Cuando una solución es neutra, el número de protones iguala al número de iones hidroxilo.

1.3. Punto de equivalencia

El punto de equivalencia de una reacción química se produce durante una valoración química cuando la cantidad de sustancia valorante agregada es equivalente estequiometricamente a la cantidad presente del analito o sustancia a analizar en la muestra. En dicho punto habrán reaccionado cantidades estequiométricas de ambos reactivos, y el pH de dicho punto depende de la fuerza relativa del ácido y la base empleados.

“Cuando un ácido débil reacciona con una base débil, la disolución en el punto de equivalencia será básica, si la base es más fuerte que el ácido; será ácida si el acido es más fuerte que la base. Si ambos son de igual fuerza, entonces el pH de equivalencia será neutro.”

1.4. Constante de disociación ácida (Ka)

La constante de disociación ácida también conocida como constante de acidez es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución: a mayor valor, más fuerte es el ácido, y más disociado estará el ácido, a una concentración dada, en su base conjugada y el ion hidronio.

Una constante de disociación ácida, Ka, (también conocida como constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como:

HA A- + H

donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndose en A-, conocida como base conjugada del ácido, y el ion hidrógeno o protón, H+, que, en el caso de soluciones acuosas, existe como un ion hidronio solvatado. En el ejemplo que se muestra en la figura, HA

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representa el ácido acético, y A- el ion acetato. Las especies químicas HA, A- y H+ se dice que están en equilibrio cuando sus concentraciones no cambian con el paso del tiempo. La constante de disociación se escribe normalmente como un cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L). representado por [HA], [A-] y [H+]:

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Marco Metodológico

Material y equipo:

Soporte Pinzas Potenciómetro Earlenmeyer de 250ml Balón aforado de 50ml Bureta de 25ml Beacker de 250ml

Reactivos:

Ácido acético Hidróxido de sodio HCL estandar Fenolftaleína

Procedimiento Experimental:

1. Se preparó 50 ml de una solución 0.1M de NaOH y 50ml de una solución 0.1M de ácido acético.

2. Se estandarizó la solución de NaOH utilizado para ello una solución de HCL previamente estandarizada.

3. Se vertieron 20ml de la solución estándar de ácido acético en un beacker y se midió el pH.

4. Se vertió a la solución de ácido acético las cantidades de NaOH estipuladas en la tabla No.1, midiendo cada vez el pH respectivo.

5. Se observó el volumen al que viró la fenolftaleína.

Diagrama de flujo:

INICIO

9

Preparar materiales y equipo a utilizar

Preparar soluciones

Estandarizar solución de NaOH

Medir pH de solución estándar, y en cada cantidad de NaOH agregado

¿La fenolftaleína gira en la

solución? (cambia de color)

Anotar datos

Limpiar y ordenar área de trabajo

FIN

NO

SI

10

Resultados

Tabla 1 : Corrida ml de NaOH pH

No. Volúmen (mL) pH1 3.502 2 3.73 3 3.94 4 4.25 5 4.36 6 4.57 7 4.68 8 4.89 9 510 10 5.211 11 5.512 12 5.913 13 10.9 (neutralizó)14 14 12.615 16 12.916 18 13.117 20 13.218 22 13.2619 24 13.320 25 13.3521 26 13.422 28 13.43

Fuente: datos calculados

Gráfica 1 : ΔpH / Δml en función de los ml de base agregados.

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1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 221 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

1618

2022

24 25 2628

3.5 3.7 3.9 4.2 4.3 4.5 4.6 4.8 5 5.2 5.5 5.9

10.912.612.913.113.213.2613.313.3513.413.43

pH vrs. mlΔ ΔVolúmen (mL) pH

Fuente: datos calculados, tabla 1

Gráfica 2 : gráfica del pH en función del volumen de base agregado.

Fuente: datos

calculadosGráfica 3 . Gráfico del ∆ pH/ ∆ mL como el Método de la primera derivada.

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Gráfica 4 . Gráfico del ( ∆ pH/ ∆ mL)/ ∆ mL como el Método de la segunda derivada.


NOTA: El punto de equivalencia, es decir, el punto de inflexión para la gráfica 2, la cual es una curva volumétrica, es correspondiente al punto medio de la parte más elevada de la curva de titulación. 6.4. Mientras que con la gráfica 3, gráfica de ∆pH/∆mL en función de mililitros de titulante, determinóse que el punto de equivalencia para este será su punto máximo, un pH de 4.86. y en la gráfica 4, siendo esta de la derivada segunda y su punto de equivalencia siendo el

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punto de máxima pendiente y de segunda derivada igual a cero, el primero en anotar: 3.5

Gráfica AB . Gráfico muestra de la gráfica 1 y gráfica 3 en mismo plano coordenado.

Gráfica 5. Curva volumétrica del pH en función del volumen de titulante agregado, aplicándosele el método de los círculos concéntricos).

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Fuente: elaboración propia

NOTA: La Gráfica 5, con la cual se determinó el punto de equivalencia por el método círculos concéntricos, resultando el pH en el eje de las ordenadas de 8.4 y en el eje de las abscisas, la cantidad de mL de Hidróxido de sodio (NaOH) agregado de 13.

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Interpretación de resultados

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Para la determinación de la constante de equilibrio de un ácido débil se puede decir que el pH “es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución” (Ref 1; pag 90). Este pH en función del volumen del titulante agregado va aumentando debido a que se separan los enlaces dejando libres los iones H+.

Al tener la solución de ácido acético está se disocia y vuelve a formar hasta alcanzar el equilibrio. Constantemente se está formando Acetato (CH3COO-) e hidronios H+. Estos hidronios provocan que la solución sea ácida. Para neutralizar un ácido se necesita que a esta se le agregue una solución básica (con presencia de oxidrilos OH-). Al mezclarse ácido y base en una sola solución ambas se disociaran, el ácido en hidronios y su respectiva base conjugada, y la base en oxidrilos y su respectivo ácido conjugado. Al mezclarse hidronios y oxidrilos en una sola solución se comienza la formación de agua (H2O), y cuando la concentración de hidronios y oxidrilos se alcanzará la neutralidad.

En un principio la solución de ácido acético tenía un pH=3,50 este fue aumentando a medida que se le iban agregando volúmenes determinados de NaOH. La solución pasó de ser una solución ácida a una solución neutralizada posteriormente una solución básica.

El punto de equivalencia se da en un medio relativamente básico, debido a la naturaleza débil del Ácido acético y por ser un ácido débil no va a liberar por completo sus iones H+.

Lo que se puede apreciar en la gráfica 5 de círculos concéntricos es el punto de equivalencia, con lo que se observa que al agregar aproximadamente 10.9 mililitros de titulante llega a un punto en el cual vira (color rosado) la solución dando así el punto donde esta se vuelve alcalina con un pH mayor que la neutralidad, esto se da por el efecto de hidrólisis de la sal fuerte producida por el mismo y de la disociación parcial del que el ácido presenta. También se puede observar que al comparar los valores teóricos y experimentales del pH así como el pKa, presentan un error no muy grande por lo que hace de este método el más exacto.

Interpretación de las gráficas

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El primer método, el método utilizando la curva de titulación, graficando los valores de los potenciales de hidrogeno (pH’s) que fueron siendo tomados cada vez que se descargaba cierto volumen de titulante, hidróxido de sodio (NaOH) , por lo cual se dice que esta gráfica es del pH en función de este volumen. Dando como resultado una curva volumétrica, especie de senoidal. Analizando la tendencia y el ritmo de la gráfica, se aprecia el rango al cual esta tiene una pendiente abrupta y espontánea, siendo este el punto en el cual la solución “viró”, es decir, el momento cual el indicador (en este caso la fenolftaleína) cambia de color, de incoloro a rosa, siendo este el punto final de la titulación, siendo este un punto aproximado al de equivalencia, alcanzándose aproximadamente luego de haber agregado 12 ml de Hidróxido de Sodio, Este cambio tan radical, con tan poca cantidad de titulante, se debe a que en este punto, el ácido es muy sensible a las propiedades reciprocas y a la vez complicitivas de la base.

En cuanto a la gráfica 3, la cual es estudio de la derivada de la magnitud pH, como función dependiente del volumen de base de NaOH presente, es decir, dpH =dVol, es así como esta forma se puede resumir discretamente en ΔpH/ ΔmL en función de los mL de NaOH, siendo esta la representación gráfica aproximada del método de la primera derivada. Para el análisis de esta gráfica, se debe presentar un valor máximo alcanzado para el punto de inflexión de la curva presente, siendo 4.86. El cual, al lado de un primer método, obtuvo un mejor porcentaje de error, respecto siempre al dato teórico, siendo de: 2.53%.

Para la gráfica 4, utilizando el método de la segunda deriva, el cual consiste en el estudio de la derivada del método anterior, obteniendo d2pH =d2Vol., de la cual, aprovechando la simplificación del método anterior, se puede reducir a Δ(ΔpH/ ΔmL)/ ΔmL

Dentro del quinto método, se trabajó con el método de círculos concéntricos (véase gráfica 5), el cual consiste en, hacer dos círculos en los puntos más próximos a la tendencia de inflexión de la gráfica de la curva de titulación (véase gráfica 2). Estos círculos teniendo un arco acoplado y continuo con la armonía de la curva. Se traza una línea uniendo los puntos centrales de cada círculo, la cual interceptara la senoidal de pH vs vol. Dando una coordenada (x , y) = (8.4 ,12.4), siendo el vol. de hidróxido de sodio (NaOH) agregado y el pH respectivamente, como se ha venido trabajando. (Para una mejor compresión de ambas gráficas, vease gráfica AB). Análogamente con

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el de gráfica 2, se dividió el pH entre 2, siendo este el pKa: 4.2. Aportando un error mayor (11.39%) con respecto al valor teórico, en comparación a los métodos anteriores.

Con los pH’s obtenidos, se trabajó matemáticamente la reacción:

CHCOOH+ + H2O -------- CH3COO- + H3O

Con lo que, trabajando con el ácido acético, siendo este un ácido débil, el cual no se disociara completamente, se puede determinar la cantidad del ácido acético (CH3COOH+) que logró disociarse del todo, convirtiéndose en el hidronios, y la parte que se mantuvo sin disociarse, el ion acetato (CH3COO-). Utilizando la ecuación I, de la cual al momento de disociarse, los moles (H3O) fueron los mismos que los moles de ácido acético (CH3COOH), se toma el numerador como esta cantidad de moles al cuadrado. De igual forma, al encontrar los moles de ion acetato, se presenta una diferencia, obteniendo el número de moles no disociados, la cual se operara en el denominador, dentro de la ecuación 1, dando como resultado un Ka =1.37828E-12 (pKa=11.86) el cual, se sitúa en una posición no razonable a considerar, debido al nivel demasiado alto de su error, con respecto al valor teórico. El rendimiento de esta práctica radica mucho en la capacidad y confiabilidad que pueda dársele al equipo con el que se trabajó, específicamente en el potenciómetro, ya que en torno a este giraron el resto de datos.

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Conclusiones

1. El punto de equivalencia del pH es 10.9 de forma experimental.

2. El pKa del Ácido acético es 4,6 y la constante de acidez es (Ka) 2,512*10-5

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3. El porcentaje de error de la constante de acidez obtenida fue de 2.95%

4. El volumen necesario de NaOH para neutralizar la solución de ácido acético fue de 13 ml y el pH en ese momento fue pH=10.9

5. Para determiner el punto de equivalencia de una titulación, es de igual forma, mas efectivo y sencillo el método de la primera derivada.

21

Referencias Bibliográficas

22

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5. Enciclopedia Microsoft® Encarta® 2002. © 1993–2010 Microsoft Corporation.

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Bibliografía

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5. Babor, Joseph A. y Ibarz Anznárez, José. Química General Moderna 7º edición. Editorial Marín S.A. España, 1963.

6. Cárdenas, M. y S. Ragout de Lozano (1996), “Explicaciones de procesos termodinámicos a partir del modelo corpuscular: una propuesta didáctica”, en Enseñanza de las ciencias, vol. 14, núm. 3, Barcelona, ice de la Universitat Autònoma de Barcelona/Vice-rectoratd’Investigació de la Universitat de Valencia, pp. 343-349.

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9. BROWN, Theodore L. Brown Química la ciencia central para estudiantes de química 12ª edición PEARSON EDUCACION, México 2014 isbn:978-607-32-2237-2 paginas 1200.

10. Karen C. Timberlake Química 2ª edición PEARSON EDUCACION, México 2008 isbn: 978-970-26-1224-7 paginas 752.

11. RALPH H. PETRUCCI, Química General 10ª edición central para estudiantes de química PRENTICE-HALL 2013 isbn: 978-971-25-652, paginas 1350

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12. Godinez, Heydy. Evaluación de cetrimida, clorexidina y cloruro de benzalconio como agentes activos para la formulación de un detergente desinfectante de superficies y descripción del proceso de producción para una planta de productos químicos. Tesis Ing. Química. Universidad de San Carlos de Guatemala, Facultad de Ingeniería p. 90

13. Sienko, Michell. “Curvas de valoración ácido-base”. En: W.A. Benjamin (ed). Problemas de química. Barcelona: Reveté, 1985. p. 285.

14. Wikipedia. pH y alcalinidad. [en línea]. [ref. 16 febrero 2015]. Disponible en Web: < http://www.lenntech.es/ph-y-alcalinidad.htm˃

RECOMENDACIONES

Lavar muy bien la cristalería antes de utilizarla, para que no ocurra ninguna complicación al momento de realizar la práctica.

26

Al titular es necesario tener una postura correcta al igual que la manipulación de la bureta, esto para tener una mejor precisión el momento de tomar los datos necesarios.

Al momento de preparar el ácido clorhídrico es obligatorio tener una cama de agua en el beacker donde se va a preparar, para que no ocurra una reacción exotérmica.

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Apéndice

Hoja de datos originales(ver hoja adjunta)

28

Muestra de Cálculo

Determinacion de las constantes de equilibrio o disociación.Como referencia se tiene el acido débil; la constante de equilibrio es :

Ka = (aH)(aA-)(aHA)

Pueden existir las posibilidades en idéntica forma para una base débil.

Kb = (aOH)(aB)(aBOH)

Ka y Kb constantes de equilibrio para una solución tampón.

pKa = pH - log [A-][HA]pKb = pOH - log [B][BOH]

Cuando se desea determinar la constante de equilibrio podemos tener el caso siguiente:

* De una base fuerte sobre una base débil.BASE FUERTE BASE DEBILTitulante Titulado(NaOH) (acido débil)

Donde:"C" es la concentración formal de solute y "b" es la concentración del titulante (NaOH) se recomienda que el orden de las concentraciones de "b" y "c" estén b*c = 10-2 por lo tanto pH = (4á€¦á€¦10).Al titular un acido débil con una base fuerte y cuando su pH este en el punto de equilibrio entre los valores de 4 a 10 se utiliza la ecuación indicada.

29

La muestra en este caso es una base generalmente se recomienda con HClSi pH = [4 - 10]

a = concentración del acido.b = concentración de la base titulada o soluto.Si el pH < 4

30

Si el pH > 10

Gramos de NaOH para una solución de 50 ml a 0.1 M

0.05 L

sln∗0.1mol KOHLsln

∗40 g NaOH

1mol NaOH=0.282 g NaOH

Mililitros de ácido acético (CH3COOH) para una solución

de 50 ml a 0.1 M

0.05 L

sln∗0.1mol (CH 3COOH )L sln

∗60.05 g (CH 3COOH )

1mo l (CH 3COOH )∗1mlsln

0.89 g sln∗99.7

100=0.336mlCH 3COOH

Cálculo matemático para determinar la constante de

acidez (Ka) del Ácido Acético (CH3COOH)

Alcanzado un pH de 6.4 en una alícuota de 20 mL de ácido acético (CH3COOH) se determina:

¿

31

Estos moles de H+ encontrado son los mismos de los moles de acetato (CH3COO-), los cuales fueron la cantidad de moles disociados en la reacción.sabiendo que para llegar al punto de equivalencia fue necesaria la descarga de 12 mL de Hidróxido de sodio (NaOH) 0.1;

0.1moles KOHLsln

∗0.012 Lsln∗1molCH 3COOH

1mol NaOH=1.2E-3moles deCH 3COOH

Para encontrar el número de moles que no reaccionaron y consecuentemente no se procedieron a disociar, se hace una diferencia entre el número de moles del ácido acético (CH3COOH) y los del ion acetato restante (CH3COO-)

(1.2E-3moles deCH 3COOH ) – (7.9621E-9moles deCH 3COO) = 1.1999E-3 moles del ácido acético que no disoció.

Y para poder encontrar la cantidad de estos moles no disociados ya en la alícuota tomada (20 mL) :

1.1999E-30.02 Lsln

=0.05999M

Ecuación I. Cálculo de la constante de acidez del Á cido Acético

(CH3COOH)

Keq=¿¿

Donde:

¿, son los productos de la reacción química

[HA ], son los reactivos de la reacción química.

Corrida para la Ka; ecuación I

Ka=¿¿

Ka=1.37828E-12

32

Ecuación II. Error Porcentual pH / pOH

%Error= E−TT

×100

T, dato teórico.

E, dato de la medida experimental.

Corrida error para pKa de la Gráfica 1, ecuación III

3.38 %=4.9−4.744.74

×100


2.53 %=4.86−4.744.74

×100


26.16 %=3.5−4.744.74

×100


11.39%=4.2−4.744.74

×100

Corrida error para pKa matemático, ecuación III

150.21 %=11.86−4.744.74

×100

33

Tabla I . pH Para Cada Gráfica

No. de gráfica pHGráfica 2 6.4Gráfica 3 4.86Gráfica 4 6.94

Tabla II. Potencial de la Constante de Acidez

Método pKaCurva de titulación 4.9Primera derivada 4.86Segunda derivada 3.5Círculos Concéntricos 4.2Matemático 11.86

NOTA: El valor teórico de la constante de acidez (Ka) para el ácido acético (CH3COOH) es de: 1,8*10-5 En orden de encontrar el potencial de la constante de acidez (pKa) se aplica a este el criterio de Sørensen (-log(ka)) siendo el valor teórico para pKa de: 4.74

Tabla III. Error pH

Método Error porcentualCurva de titulación 3.38%Primera derivada 2.53%Segunda derivada 26.16%Circulos Concentricos 11.39%Matemático 150.21%

34

Indice

RESUMEN 1

OBJETIVOS 3

GENERAL 3ESPECÍFICOS 3

MARCO TEÓRICO 5

1.1. ESTANDARIZACIÓN ÁCIDO-BASE 51.1.1. ESTANDARIZACIÓN DE UNA SOLUCIÓN NAOH 51.1.2. ESTANDARIZACIÓN DE UNA SOLUCIÓN HCL 51.2. POTENCIAL DE HIDRÓGENO (PH) 61.3. PUNTO DE EQUIVALENCIA 61.4. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN ÁCIDA (KA) 6

MARCO METODOLÓGICO 9

MATERIAL Y EQUIPO 9REACTIVOS 9PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 9DIAGRAMA DE FLUJO 10

35

RESULTADOS 11

INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS 17

INTERPRETACIÓN DE LAS GRÁFICAS 18

CONCLUSIONES 21

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 23

BIBLIOGRAFÍA 25

RECOMENDACIONES 27

APÉNDICE 29

HOJA DE DATOS ORIGINALES 29MUESTRA DE CÁLCULO 29

36

reporte 1,cuali

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