titulaciones Ácido base 30 /06 /20 10 - udo bolívar ... · para derivar una curva de valoración...

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Núcleo Temático 7 Titulaciones Ácido Base

30/06/2010

Profa. Anara González Carías

(2da versión adaptada al semestre I-2010)

Recopilado por Profa. A. González Carías

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Núcleo Temático 7. Titulaciones Ácido Base Competencias a desarrollar por el estudiante:

Explica con ejemplos en el pizarrón la estequiometria de las reacciones ácido-base.

Explica la importancia de una curva de titulación ácido-base

Explica cómo obtener teóricamente una curva de titulación teórica.

Explica cómo obtener una curva ácido-base experimental.

Calcula el pH a diferentes puntos de una titulación ácido-base.

Establece la escogencia del indicador apropiado.

Subnúcleos Temáticos

Titulaciones Ácido- Base.

Estequiometría ácido-base.

Indicadores ácido-base.

Curvas de titulación

- Ácido fuerte con base fuerte

- Ácido débil con base fuerte

- Base débil con ácido fuerte

- Ácido débil con base débil

- Ácido débil poliprótico con base fuerte

- Base débil poliprótica con ácido fuerte

INTRODUCCIÓN

Las valores ácido-base o de neutralización se utilizan ampliamente para determinación de

cantidades de ácidos y bases. Además, pueden ser empleadas para monitorizar el avance de

reacciones que producen o consumen iones hidrógeno. A modo de ejemplo, en química clínica,

resulta posible diagnosticar la pancreatitis midiendo la actividad de la lipasa sérica. Las lipasas

hidrolizan los triglicéridos de ácido grasos de cadena larga. En la reacción se liberan dos moles

de ácido graso y un mol de β-monoglicérido por cada mol de triglicérido presente, según la

reacción siguiente:

lipasa

triglicérido monoglicérido + 2 ácido graso

Si se permite que la reacción transcurra durante un cierto tiempo, se puede valorar entonces el

ácido graso liberado con NaOH empleando un indicador de fenolftaleína o un medidor de pH.

La cantidad de ácido graso producida en un tiempo fijo está relacionada con la actividad de la

lipasa.


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TITULACIONES ÁCIDO BASE

Los estudios cuantitativos de las reacciones de neutralización

ácido-base se llevan a cabo en forma adecuada por medio de una

técnica conocida como titulación. En una TITULACIÓN, una

disolución de concentración perfectamente conocida, denominada

disolución patrón, se agrega en forma gradual a otra disolución de

concentración desconocida hasta que la reacción química entre las

dos disoluciones de concentración desconocida hasta que la

reacción química entre las dos disoluciones se complete.

Si se conocen los volúmenes de las disoluciones patrón y

desconocida que se usaron en la titulación, además de la

concentración de la disolución patrón, se puede calcular la

concentración de la disolución desconocida.

El procedimiento para la titulación consiste en tener en un matraz Erlenmeyer una

cantidad conocida de ácido y se le agrega agua destilada para hacer la disolución. A

continuación, se le agrega cuidadosamente una disolución de NaOH contenida en una

bureta hasta que se alcanza el punto de equivalencia.

El punto de equivalencia, es el punto en el cual el ácido ha reaccionado o

neutralizado completamente a la base. Es el punto en el cual la cantidad de titulante

adicionado es estequiométricamente equivalente a la cantidad de analito presente en la

muestra. El punto de equivalencia se detecta por un cambio brusco de color de un

indicador que se ha añadido a la disolución del ácido.

El punto final, es el volumen de titulante requerido para detectar el punto

equivalente. Idealmente, el punto equivalente debe ser igual al punto final. Esto rara vez


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ocurre debido a los métodos usados para observar el punto final. El resultado de esta

diferencia se le denomina error de titulación.

ESTEQUIOMETRÍA ÁCIDO-BASE.

Ejemplo 1. En un experimento de titulación, un estudiante encuentra que se necesitan

0,5468 g de KPH (ftalato de hidrógeno y potasio) cuya fórmula molecular es

KHC6H4O4 para neutralizar completamente 23,48 ml de una disolución de NaOH.

¿Cuál es la concentración de la disolución de NaOH?

La reacción de esta neutralización es:

KHC6H4O4 (ac) + NaOH (ac) KNaC8H4O4 (ac) + H2O (l)

La ecuación iónica neta es:

HC6H4O4 -(ac) +OH

- (ac) C8H4O4

= (ac) + H2O (l)

Calculamos los moles de KPH

mol

Como 1 mol de KPH reacciona con 1 mol de NaOH, debe haber mol de

NaOH en 23,48 ml de la disolución de NaOH. Por último, se calcula la concentración

de esta disolución:

La reacción de neutralización entre el NaOH y el KPH es uno de los tipos más sencillos

de reacciones ácido-base que se conocen. Supóngase, que se utiliza un ácido diprótico

como el ácido sulfúrico, H2SO4 en la titulación. La reacción se puede representar como:

2 NaOH (ac) + H2SO4 (ac) Na2SO4 (ac) + 2H2O (l)

En esta ecuación se puede apreciar que 2 moles de NaOH reaccionan con 1 mol de

H2SO4, lo que indica que se necesita el doble de NaOH para reaccionar completamente

con una disolución de H2SO4.


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Ejemplo 2. ¿Cuántos mililitros de una disolución 0,610 mol/l de NaOH se requieren

para neutralizar completamente 20 ml de una disolución 0,245 mol/l de H2SO4

La reacción de esta neutralización es:

2 NaOH (ac) + H2SO4 (ac) Na2SO4 (ac) + 2H2O (l)

Se calculan los moles de H2SO4:

De la estequiometria se ve que 1 mol de H2SO4 reacciona con 2 mol de NaOH. Por lo

tanto, el número de mol de NaOH que ha reaccionado debe ser:

mol NaOH = 2 (4,90x10-3

mol) = 9,80x10-3

mol

Por último, se calculamos el volumen utilizando la ecuación de concentración molar:

INDICADORES ÁCIDO BASE

Un indicador químico es un ácido o base débil cuya formada disociada tiene diferente color que

la forma sin disociar, se tratan por lo general de sustancias que sufren un cambio perceptible de

color dentro de un pequeño intervalo de pH. Son sustancias orgánicas que cambian de color al

pasar de la forma ácida a la básica:

HIn +

H2O In– + H3O

+

Forma ácida Forma Básica

El equilibrio entre las dos formas de color se afecta por la concentración de los iones

hidrógeno de la solución.

Uno de los indicadores más utilizados es la fenolftaelína, cuya forma ácida es incolora y la

forma básica rosa fucsia, y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH. Igualmente,

para medir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza

habitualmente el papel de tornasol que da una tonalidad diferente según el pH, por contener una

mezcla de distintos indicadores.


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Nomenclatura

común

Intervalo de pH del

indicador

Color en el intervalo de pH

indicado

Azul de timol

(1 paso) 1,2-2-8 Rojo-amarillo

Rojo de cresol

(1 paso) 1,9-3,1 Anaranjado-amarillo

Anaranjado de metilo 3,1-4,4 Rojo-amarillo naranja

Azul de bromofenol 3,0-4,6 Amarillo-azul

Azul de bromocresol

(verde) 3,8-5,4 Amarillo-azul

Rojo de metilo 4,2-6,2 Rojo-amarillo

Rojo de clorofenol 4,8-6,4 Amarillo-rojo

Azul de bromotimol 6,0-7,6 Amarillo-azul

Rojo de fenol 6,4-8,0 Amarillo-rojo

Rojo de cresol

(2 paso) 7,4-9,0 Amarillo ámbar-rojo púrpura

Azul de timol

(2 paso) 8,0-9,6 Amarillo-azul

Fenolftaleína 8,2-10,0 Incoloro-rojo

Timolftaleína 9,3-10,5 Incoloro-azul

Amarillo de alizarina 10,1-12,1 Amarillo-violeta

Errores de valoración con los indicadores ácido base

Se distinguen dos tipos de errores de valoración. El primero, un error determinado, se da

cuando el pH al que ocurre el cambio de color del indicador no coincide con el pH de

equivalencia química.

El segundo tipo, un error indeterminado, proviene de la limitada capacidad del ojo humano

para distinguir con precisión el punto en que camia el color. La magnitud de este error

dependerá de la variación de pH por mililitro de reactivo en el punto de equivalencia, la

concentración del indicador, y la sensibilidad del ojo respecto a los dos colores del indicador.

Como promedio, la incertidumbre visual con un indicador ácido base corresponde a ±0,5

unidades de pH.

Variables que influyen en el comportamiento de los indicadores

La temperatura, la fuerza iónica del medio, la presencia de disolventes orgánicos y la

presencia de particular coloidal influyen en el intervalo de pH al que determinado indicador

muda de color. Algunos de estos efectos, de modo especial los dos últimos, desplazan el margen

de viraje en una o más unidades de pH.


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CURVAS DE TITULACIÓN

La titulación es un procedimiento para determinar la concentración de una disolución mediante

otra disolución de concentración conocida, denominada disolución patrón. Para ello, se

consideran tres tipos de reacciones:

a) Titulación ácido fuerte – base fuerte

b) Titulación ácido débil – base fuerte

c) Titulación base débil- ácido fuerte

Las titulaciones que incluyen ácido débil y una base débil son más complicadas porque hay

hidrólisis tanto del catión como del anión de la sal formada, por esta razón, estas

titulaciones casi nunca se llevan a cabo.

A. Titulación ácido fuerte – base fuerte

Para construir la curva hipotética que resulta de valorar una disolución de un ácido

fuerte con una base fuerte se deben efectuar tres tipos de cálculo. Cada uno de ellos

corresponde a una etapa distinta de la valoración: preequivalencia, equivalencia y

postequivalencia.

En la etapa de preequivalencia, la concentración del ácido se calcula a partir de su

concentración inicial y la cantidad de base que se añade.

En el punto de equivalencia, los iones hidronio e hidróxido están presentes en

concentraciones iguales, y la concentración de iones hidronio se deriva directamente de

la constante del producto iónico del agua.

La concentración analítica del exceso de base se determina en la etapa de

postequivalencia, y se supone que la concentración de iones hidróxido es igual a la

analítica o a un múltiplo de ésta.


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B. Titulación ácido débil – base fuerte o base débil- ácido fuerte

Para derivar una curva de valoración de un ácido débil (o una base débil), se necesitan

cuatro tipos de cálculos claramente distintos:

- Al principio, la disolución contiene sólo un ácido débil, o bien una base débil, y el pH se

calcula a partir de las concentración de ese soluto y su constante de disociación.

- Tras añadir varias fracciones del valorante (hasta cantidades muy cercanas, pero no

iguales, a la cantidad equivalente), la disolución consiste en una serie de tampones. El

pH de cada tampón se calcula a partir de las concentraciones analíticas de la base o del

ácido conjugado y de las concentraciones residuales del ácido o base débil.

- En el punto de equivalencia, la disolución contiene sólo el conjugado del ácido o base

débil que se valora (es decir, una sal), y el pH se calcula a partir de la concentración de

este producto.

- Después del punto de equivalencia, el exceso del ácido o base fuerte valorante

proporciona al producto de la reacción la naturaleza ácida o básica, en una extensión tal

que el pH de la disolución viene determinado mayoritariamente por la concentración del

exceso del valorante.


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EJERCICIOS PROPUESTOS

ÁCIDOS 1) 100 ml exactos de ácido nitroso, (HNO2) 0,10 mol/l, se titulan con una disolución de

hidróxido de sodio, NaOH 0,10 mol/l. Ka= 7,1 x 10-4.

Calcule el pH:

a) De la disolución inicial

b) En un punto pre equivalencia (elija el volumen de trabajo)

c) En el punto de equivalencia

d) En el punto en el que se ha añadido un exceso del base (elija el volumen de trabajo)

e) Dibuje la curva de titulación correspondiente (volumen gastado del titulante en ml

vs pH)


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f) Cuál (es) de los siguientes indicadores (Ver tabla anexa) utilizaría para esta

titulación

g) Explique cómo trabaja un indicador en una titulación ácido-base. ¿Cuáles son los

criterios para elegir un indicador en una titulación ácido-base particular?

2) 40 ml exactos de ácido fórmico, (HCOOH) 0,15 mol/l, se titulan con una disolución de

hidróxido de sodio, NaOH 0,10 mol/l. Ka= 1,8 x 10-4

Calcule el pH:






vs pH)


titulación



3) 50 ml exactos de ácido clorhídrico, (HCl) 0,25 mol/l, se titulan con una disolución de

hidróxido de sodio, NaOH 0,20 mol/l. Calcule el pH:






vs pH)


titulación



4) 60 ml exactos de ácido fórmico, (HCOOH) 0,15 mol/l, se titulan con una disolución de

hidróxido de potasio, KOH 0,10 mol/l. Ka= 1,8 x 10-4

Calcule el pH:






vs pH)


titulación



5) 20 ml exactos de ácido fluorhídrico, (HF) 0,20 mol/l, se titulan con una disolución de

hidróxido de potasio, KOH 0,20 mol/l. Ka = 7,0x10-4

. Calcule el pH:








vs pH)


titulación



6) 35 ml exactos de ácido benzoico, (C6H5COOH) 0,20 mol/l, se titulan con una disolución de

hidróxido de sodio, NaOH 0,20 mol/l. Ka = 6,6x10-5

. Calcule el pH:






vs pH)


titulación



BASES

1) 60 ml exactos de amoníaco, (NH3) 0,20 mol/l, se titulan con una disolución de ácido nítrico

HNO3 0,10 mol/l. Kb= 1,77 x 10-5

Calcule el pH:




d) En el punto en el que se ha añadido un exceso del ácido (elija el volumen de

trabajo)


vs pH)


titulación



2) 50 ml exactos de etilamina, (CH3CH2NH2) 0,10 mol/l, se titulan con una disolución de ácido

clorhídrico HCl 0,05 mol/l. Kb= 6,41 x 10-4

Calcule el pH:







trabajo)


vs pH)


titulación



3) 100 ml exactos de metilamina, (CH3NH2) 0,25 mol/l, se titulan con una disolución de ácido


Calcule el pH:





trabajo)


vs pH)


titulación



4) 20 ml exactos de anilina, (C6H5NH2) 0,20 mol/l, se titulan con una disolución de ácido


Calcule el pH:





trabajo)


vs pH)


titulación



5) 60 ml exactos de anilina, (C6H5NH2) 0,16 mol/l, se titulan con una disolución de ácido

yodhídrico HI 0,20 mol/l. Kb= 4,27 x 10-10

Calcule el pH:





trabajo)




vs pH)


titulación



6) 80 ml exactos de etilamina, (CH3CH2NH2) 0,22 mol/l, se titulan con una disolución de ácido

clorhídrico HNO3 0,22 mol/l. Kb= 6,41 x 10-4

Calcule el pH:





trabajo)


vs pH)


titulación



REFERENCIAS

- Chang, R. (1999). Química. México: Mc Graw Hill. Sexta edición.

- Garzón, G. (1997). Química General. Colombia: Mc Graw Hill. Segunda edición

- Gillespie, R., Beltrán, A. (1988). Química. Editorial Reverte, S.A

- Skoog D., West D. (1983).Fundamentos de química analítica. Venezuela:

Editorial Reverté.

- Skoog D, West D, Holler F., Crouch S. (2005).Fundamentos de química

analítica. México: Thomson

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