VALORACIONES POTENCIOMETRICAS ÁCIDO-BASE

DIANA ALEJANDRA ARANGO COD: 1056710JONATHAN ALEJANDRO SANCHEZ COD: 1056682(

LABORATORIO DE ANALISIS INSTRUMENTALTECNOLOGIA QUIMICA

UNIVERSIDAD DEL VALLE14 DE NOVIEMBRE DE 2013

Se realizó la estandarización del hidroxido de sodio (NaOH) empleando como patrón primario el ftalato ácido de potasio (KC8H5O4) y como indicador un pH-mertro. Seguidamente se determinó los

puntos finales y con ellos las concentracines para ácido fosfórico (H3PO4) (40,78±0.7)mM H 3PO 4 y

el ácido acético (CH3COOH)(23.33±0.5)%pv

en una muestra de vinagre.

I. DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS.La estandarización de hidróxido de sodio se realizó con ftalato ácido de potasio (patrón primario).

TABLA 1. Datos para la construcción de la curva de titulación para la estandarización NaOH.

Con los datos anteriores se procede a hallar la concentración de hidróxido de sodio.

Ilustración 1. Reacción de titulación del ftalato ácido de potasio e hidróxido de sodio.

(0,0093 ± 0,0001) g KC8H5O4 x 1molKC 8H 5O 4204,23gKC 8H 5O 4

X 1molNaOH

1molKC 8H 5O 4 X

1

(4,5±0,05)10−3 LNaoH= (10,12±0.15) mM NaOH

Seguidamente se realizó la titulación para el ácido fosfórico (H3PO4) con NaOH.

TABLA 2.Datos para la construcción de la curva de titulación del ácido fosfórico y datos para la construcción de su

primera derivada (∆pH/∆V) vs volumen promedio (Vol)Vol. (± 0,05mL) pH. (± 0,01) Vol ∆pH/∆V Vol. (±0,05mL) pH (± 0,01) Vol ∆pH/∆V

0,00 2,00  _____ _________ 12,10 2,58 11,90 0,10

0,40 2,00 0,20 0,00 12,50 2,61 12,30 0,08

Gráfica 1. Curva de titulación de la estandarización de NaOH. pH vs mL de NaOH adicionados

Vol.(± 0,05mL) pH (± 0,01)

0,00 4,000,50 4,300,70 4,401,00 4,501,20 4,601,40 4,701,60 4,801,80 4,902,00 5,042,20 5,092,40 5,182,70 5,282,90 5,483,10 5,493,50 5,693,70 5,813,90 6,024,10 6,204,30 6,304,50 7,024,60 8,484,70 8,954,80 9,155,00 9,62

0,60 2,01 0,50 0,05 12,70 2,63 12,60 0,10

1,00 2,03 0,80 0,05 13,00 2,64 12,85 0,03

1,50 2,05 1,25 0,04 13,50 2,69 13,25 0,10

1,80 2,06 1,65 0,03 14,10 2,73 13,80 0,07

2,10 2,08 1,95 0,07 14,50 2,77 14,30 0,10

2,40 2,09 2,25 0,03 15,00 2,82 14,75 0,10

3,00 2,10 2,70 0,02 15,50 2,87 15,25 0,10

3,10 2,12 3,05 0,20 16,00 2,92 15,75 0,10

3,30 2,13 3,20 0,05 16,50 3,00 16,25 0,16

3,50 2,14 3,40 0,05 16,70 3,02 16,60 0,10

3,70 2,15 3,60 0,05 16,90 3,05 16,80 0,15

3,90 2,16 3,80 0,05 17,50 3,15 17,20 0,17

4,10 2,18 4,00 0,10 18,00 3,26 17,75 0,22

4,50 2,20 4,30 0,05 18,50 3,38 18,25 0,24

5,10 2,21 4,80 0,02 19,00 3,56 18,75 0,36

5,30 2,21 5,20 0,00 19,50 3,82 19,25 0,52

5,50 2,23 5,40 0,10 19,80 4,10 19,65 0,93

5,70 2,23 5,60 0,00 20,00 4,40 19,90 1,50

5,90 2,24 5,80 0,05 20,10 4,54 20,05 1,40

6,10 2,25 6,00 0,05 20,20 4,76 20,15 2,20

6,30 2,25 6,20 0,00 20,30 4,94 20,25 1,80

6,80 2,28 6,55 0,06 20,50 5,09 20,40 0,75

7,00 2,29 6,90 0,05 20,60 5,15 20,55 0,60

7,20 2,30 7,10 0,05 20,70 5,25 20,65 1,00

7,40 2,31 7,30 0,05 20,80 5,30 20,75 0,50

7,80 2,33 7,60 0,05 20,90 5,34 20,85 0,40

8,00 2,34 7,90 0,05 21,00 5,41 20,95 0,70

8,20 2,35 8,10 0,05 21,20 5,49 21,10 0,40

8,40 2,36 8,30 0,05 21,40 5,57 21,30 0,40

8,60 2,37 8,50 0,05 21,60 5,63 21,50 0,30

8,80 2,38 8,70 0,05 22,00 5,74 21,80 0,28

9,00 2,40 8,90 0,10 22,50 5,86 22,25 0,24

9,20 2,40 9,10 0,00 23,00 5,96 22,75 0,20

9,40 2,42 9,30 0,10 23,50 6,04 23,25 0,16

9,60 2,43 9,50 0,05 24,00 6,11 23,75 0,14

9,80 2,44 9,70 0,05 24,50 6,19 24,25 0,16

10,00 2,45 9,90 0,05 25,00 6,25 24,75 0,12

10,20 2,46 10,10 0,05 25,40 6,27 25,20 0,05

10,40 2,47 10,30 0,05 25,60 6,32 25,50 0,25

10,60 2,48 10,50 0,05 25,90 6,34 25,75 0,07

10,90 2,51 10,75 0,10 26,10 6,37 26,00 0,15

11,10 2,52 11,00 0,05 26,30 6,38 26,20 0,05

11,30 2,53 11,20 0,05 26,50 6,40 26,40 0,10

11,50 2,54 11,40 0,05 27,00 6,45 26,75 0,10

11,70 2,56 11,60 0,10 27,20 6,47 27,10 0,10

11,90 2,56 11,80 0,00 27,90 6,49 27,55 0,03

10.00 15.00 20.00 25.002.002.503.003.504.004.505.005.506.006.50

Vol. (± 0,05mL)

pH. (

± 0,

01)

Determinación de la concentración del H3PO4.

(20,15±0,05 ) .10−3L

NaOH∗(10,12±0.15)mM NaOH1 L

∗1mol H3 PO4

1mol NaOH∗1

(5±0,030 ) .10−3 LH3 PO4=(40,78±0.7)mM H3 PO4

Calculo para hallar pKa1 para el H3PO4.

Moles inicial:

5.00 x10−3 L∗0.04078mol H 3PO4L

=0.2039mmol H 3PO4

Moles que reaccionan (10,075±0,05 ) .10−3LNaOH∗0.01012mol NaOH

L NaOH=0.10195mmolNaOH

Por lo tanto se tendrá:

H 3PO 4(ac)+OH (ac)−¿H2 PO4( ac)

−¿+H 2O(l )¿ ¿

0.2039mol−0 .10195mmol 0.10195mmolH 2PO4−¿ ¿

pH=pKa+log[H 3PO4]

¿¿

Gráfica 3.Primera derivada (ΔpH/ΔV) vs volumen promedio de la titulación del ácido fosfórico.

Gráfica 2. Curva de titulación del ácido fosfórico, pH vs Volumen de NaOH adicionado.

pK a1=pH−log0.10195mmol H 3PO4

0.10195mmol H 2PO4−¿≈2,45¿

Porcentaje de error para el pKa1 del H3PO4:valor experimental−valor teorico

valor teorico∗100

% error=2.45−2.142.14

∗100=14.5

Tabla 3. Datos para la construcción de la curva de titulación del ácido acético y datos para la construcción de su

primera derivada (∆pH/∆V) vs volumen promedio (Vol).

pH(± 0,01) Vol ∆pH/∆V pH (± 0,01) Vol ∆pH/∆VVol.(± 0,05mL) Vol.(± 0,05 mL)

0,00 3,15     16,50 4,68 16,00 0,060,50 3,15 0,25 0,00 17,00 4,78 16,75 0,201,00 3,27 0,75 0,24 17,50 4,80 17,25 0,041,60 3,35 1,30 0,13 18,00 4,86 17,75 0,122,00 3,48 1,80 0,33 18,50 4,88 18,25 0,042,50 3,56 2,25 0,16 19,10 4,96 18,80 0,133,00 3,65 2,75 0,18 19,50 4,96 19,30 0,003,50 3,75 3,25 0,20 20,00 5,02 19,75 0,124,00 3,78 3,75 0,06 20,50 5,04 20,25 0,044,50 3,82 4,25 0,08 21,00 5,06 20,75 0,045,00 3,88 4,75 0,12 21,50 5,10 21,25 0,085,50 3,95 5,25 0,14 22,00 5,18 21,75 0,166,00 3,99 5,75 0,08 22,50 5,25 22,25 0,146,20 4,03 6,10 0,20 23,00 5,29 22,75 0,086,40 4,04 6,30 0,05 23,50 5,36 23,25 0,146,70 4,06 6,55 0,07 24,00 5,50 23,75 0,286,90 4,08 6,80 0,10 24,50 5,51 24,25 0,027,00 4,10 6,95 0,20 25,00 5,63 24,75 0,247,50 4,11 7,25 0,02 26,00 5,90 25,50 0,278,00 4,15 7,75 0,08 26,50 5,97 26,25 0,148,50 4,19 8,25 0,08 27,00 6,08 26,75 0,229,00 4,22 8,75 0,06 27,30 6,28 27,15 0,679,50 4,26 9,25 0,08 27,50 6,40 27,40 0,60

10,00 4,30 9,75 0,08 28,00 6,62 27,75 0,4410,50 4,36 10,25 0,12 28,20 6,78 28,10 0,8011,00 4,38 10,75 0,04 28,30 6,90 28,25 1,2011,50 4,42 11,25 0,08 28,50 7,08 28,40 0,90

12,00 4,50 11,75 0,16 28,60 7,27 28,55 1,9013,00 4,50 12,50 0,00 29,00 8,25 28,80 2,4513,50 4,52 13,25 0,04 29,30 8,85 29,15 2,0014,00 4,54 13,75 0,04 29,40 9,02 29,35 1,7014,50 4,57 14,25 0,06 29,60 9,23 29,50 1,0515,00 4,60 14,75 0,06 29,70 9,28 29,65 0,5015,50 4,63 15,25 0,06 30,00 9,38 29,85 0,3316,00 4,65 15,75 0,04 30,50 9,55 30,25 0,34

20.00 22.00 24.00 26.00 28.00 30.00 32.000.00

0.50

1.00

1.50

2.00

2.50

Volumen promedio (mL)

∆pH/

∆V

28.8mL

Determinación del % p/v para el ácido acético:

(28,8±0,01 ) x 10−3 LslnNaOHx(10,12±0.2)mmolNaOH

1 LslnNaOHx1molCH 3COOH

1moldeNaOHx60.0519gCH 3COOH

1molCH 3COOH

x1

(25±0,06 )mLmuestradiluidax100= (0.070±0.001)-% p/v

Determinación del % p/v den muestra original:

(0.070±0.001)gCH 3COOH(100±0.03)mLmuestradiluida

x(25±0.04 )mLmuestradiluida(0.075±0.001)mLVinagre

x 100=(23.33±0.5)% pv

II. DISCUSIÓN DE RESULTADOS.

Toda determinación potenciométrica, se basa en la medida de diferencia de potencial, en condiciones de corriente nula, entre dos electrodos sumergidos en una disolución de muestra. En los electrodos de membrana, el potencial observado es un tipo de potencial de unión que se desarrolla en la membrana que separa la disolución del analito de la disolución de referencia.

Gráfica 4. Curva de titulación del ácido acético (vinagre), pH vs mL adicionados de NaOH. Gráfica 5. Primera derivada (ΔpH/ΔV) vs volumen promedio

de la titulación del ácido acético.

La parte interna del electrodo contiene una solución del ión de interés con actividad constante. La parte externa está en contacto con una muestra de composición variable. La diferencia de potencial a través de la membrana depende de la diferencia en la actividad de la especie del analito entre la solución interna y la muestra problema. [1]

El electrodo de plata/cloruro de plata consiste en un alambre de plata pura, sobre él se encuentra un deposito electrolítico de cloruro de plata en una solución de KCl (cloruro de potasio) 0,1 M a una corriente pequeña; como segundo elemento del electrodo mixto se tiene el electrodo selectivo de iones de membrana de vidrio que separa la disolución del analito de una disolución de referencia de acides fija que consiste en una red tridimensional infinita de grupos SiO4

- en donde ocurre un intercambio iónico entre los cationes monovalentes de la red del vidrio y los iones H3O+ de la disolución.

Se uso un electrodo mixto que incorpora el electrodo de vidrio y de referencia en un solo cuerpo. Está compuesto por: 1. una conexión al pH metro metro Themo Scientific Orion Star en donde se observa el pH gracias a la transducción que este efectúa, 2. Una entrada de aire, 3. nivel del liquido del electrodo de referencia superior, 4. nivel del líquido del electrodo de referencia inferior, 5. hilo de Ag, 6. Disolución acuosa AgCl y KCl, 7. Pasta de AgCl suspendida entre un alambre de Ag doblado, 8. Tapón poroso que permite que vaya saliendo lentamente electrolito del electrodo, 9. AgCl(s)+KCl(s), 10. Membrana de vidrio, 11. HCl 0.1M saturado en AgCl [2]

Imagen 3. Representación esquemática del intercambio iónico responsable de la señal en el electrodo.

Imagen 1. Representación esquemática del electrodo mixto usado en la práctica

En la imagen 2 se representa la estructura de la red de silicato, esta membrana está en contacto en el exterior, con la disolución a analizar y, en el interior, con el electrolito cuya acides es constante (alrededor de pH=7). Las dos paredes son el trasporte de los intercambios entre cationes Na+ y H+:

Ilustración 3. Intercambio cationico

Si la concentración de H+ es diferente a ambos lados la membrana, aparecerá una ddp de enlace entre ellas, cuyo valor va a ser indicador de la actividad de los iones H+ de la disolución, es decir, de su pH. El potenciómetro mide electrónico mide la ddp entre el electrodo de vidrio y el de referencia.[3]

Antes de usar el electrodo de vidrio, se debe estandarizar. Para ello se hizo uso de varias soluciones tapones estándar, seleccionados de manera que el pH problema se situase dentro del intervalo de pH definido por los tapones. Este paso es muy importante y cabe destacar que los intervalos de confianza dependen de las soluciones reguladoras que se van a usar para la calibración.

El punto final de la medida se caracteriza por la desaparición total de una de las especies o por la aparición de un exceso de una de ellas, también por la aparición o desaparición de una especie secundaria. Para determinar estos puntos en las valoraciones realizadas se emplea el método electro analítico de potenciometría indirecta, en donde se mide el pH en función del volumen de titulante.

Existen varias formas de encontrar el punto final para determinar la concentración de una solución, como es el uso de indicadores químicos como la fenolftaleína, azul de timol, rojo de metilo, entre otros; estos indicadores no son muy eficientes pues sus cambios se presentan de acuerdo al pH de la solución en cuestión, siendo muy tedioso encontrar un indicador químico que se ajuste a las condiciones de trabajo, el uso de un pH-metro proporciona resultados más exactos del punto final, en donde se monitorea en todo momento el pH.

Se realizó la estandarización del hidróxido de sodio (NaOH) empleando el ftalato ácido de potasio (KC8H5O4) como patrón primario, obteniéndose una concentración de (10,12±0.15) mM de NaOH. El punto final se observó a los 4,5mL en donde presento un pH de 7,02, siendo un valor coherente con el esperado ya que se presenta una reacción de neutralización.

Seguidamente se titula potenciométricamente el ácido fosfórico (H3PO4) con el hidróxido de sodio como titulante, que está constituida por un sistema tríprotico debido a las disociaciones que experimenta el ácido fosfórico al poseer 3 hidrógenos. El primer punto final se presentó a 25.15mL y

se obtuvo una concentración de (40,78±0.7)mM , al ser una concentración tan grande no se pudo

llegar a los dos puntos de equivalencia siguientes, pues no se disponía de mucho tiempo y reactivo para hacerlo.

Imagen 2. Estructura de una red de silicato característica del vidrio.

El pKa1 se calculó con la ecuación de Henderson-hasselbalch en donde tenemos que a la mitad del

punto de equivalencia pH=pKa, ya que log[H 3PO4]

¿¿se hará 0 al poseer la misma cantidad de moles

tanto en los productos como en los reactivos. Se esperaría que el siguiente punto final este alrededor de los 40mL y que el punto donde se iguale pH con pKa2 este alrededor de los 30mL.

Se obtuvo una concentración de (23.33±0.5)%pv

, la etiqueta reporta un 4%p/v de ácido acético en

el vinagre. En la práctica se observo que el pH-metro presento algunas fallas que luego se regularon en la titulación de acido fosfórico, quizás esas fallas continuaron en esta titulación.

PREGUNTA Realicen la gráfica de Gran para la titulación de estandarización y para la del ácido acético,   obtengan de ellas los pKa (comparen con los pKa TEÓRICOS) y los volumenes finales.

Este procedimiento se basa en el ajuste mediante mínimos cuadrados de la recta resultante de representar la función de Gran frente al volumen de base adicionado.

Tabla 4. Datos para la construcción del grafico de gran

A continuación se presentan las graficas de gran para el acido acético

La ecuación de la recta será:

[H+] x Vol±1x10-6=- (8.2±0.3) x10-6 mL-1 X+ (4.0±0.1) x10-5

El punto de equivalencia se halla extrapolando la ecuación de la recta:

0−(4.0±0.1)x 10−5(8.2±0.3 ) x10−6mL−1=4,87mL

El punto de equivalencia será a los 4,87mL y la Ka del ftalato ácido de potasio corresponde la pendiente de la recta por lo tanto es Ka= 8,2x10-6

Comparado con el teórico se tiene un % de error de:

5.1−5,45,4

x100%=−5.56%

Grafica 6.. Grafica de gran para la estandarización de NaOH con ftalato acido de potasioGrafica 6. Grafica de gran para la estandarización de NaOH con ftalato acido de potasio

Vol.(± 0,05mL) [H+]xVol(mL)1,00 3,2E-051,20 3,0E-051,40 2,8E-051,60 2,5E-051,80 2,3E-052,00 1,8E-052,20 1,8E-052,40 1,6E-052,70 1,4E-052,90 9,6E-063,10 1,0E-053,50 7,1E-063,70 5,7E-063,90 3,7E-064,10 2,6E-064,30 2,2E-064,50 4,3E-074,60 1,5E-084,70 5,3E-094,80 3,4E-09

Tabla 5. Datos para la construcción del grafico de gran

A continuación se presenta el grafico de gran para la titulación de acido fosfórico con NaOH

Grafica 7. Grafica de gran para la titulación de acido acético.

El pKa teórico para el acido acético es 4.76,

observando la pendiente 2,7 x10−5. Por lo

tanto se tiene un porcentaje de error de

4.6−4.764,76

x100%=−3.4%

Vol. (± 0,05mL) [H+]xVol(mL)

Vol.(± 0,05mL) [H+]xVol(mL)

0,00 0,0E+00 15,00 3,8E-040,50 3,5E-04 15,50 3,6E-041,00 5,4E-04 16,00 3,6E-041,60 7,1E-04 16,50 3,4E-042,00 6,6E-04 17,00 2,8E-042,50 6,9E-04 17,50 2,8E-043,00 6,7E-04 18,00 2,5E-043,50 6,2E-04 18,50 2,4E-044,00 6,6E-04 19,10 2,1E-044,50 6,8E-04 19,50 2,1E-045,00 6,6E-04 20,00 1,9E-045,50 6,2E-04 20,50 1,9E-046,00 6,1E-04 21,00 1,8E-046,20 5,8E-04 21,50 1,7E-046,40 5,8E-04 22,00 1,5E-046,70 5,8E-04 22,50 1,3E-046,90 5,7E-04 23,00 1,2E-047,00 5,6E-04 23,50 1,0E-047,50 5,8E-04 24,00 7,6E-058,00 5,7E-04 24,50 7,6E-058,50 5,5E-04 25,00 5,9E-059,00 5,4E-04 26,00 3,3E-059,50 5,2E-04 26,50 2,8E-0510,00 5,0E-04 27,00 2,2E-0510,50 4,6E-04 27,30 1,4E-0511,00 4,6E-04 27,50 1,1E-0511,50 4,4E-04 28,00 6,7E-0612,00 3,8E-04 28,20 4,7E-0613,00 4,1E-04 28,30 3,6E-0613,50 4,1E-04 28,50 2,4E-0614,00 4,0E-04 28,60 1,5E-0614,50 3,9E-04 29,00 1,6E-07

La ecuación de la grafica de gran es: 

[H+] x Vol. ±2x10-5= - (2,7±0.03)x 10-5mL-1X+(7,6±0.056)x10-4

El punto de equivalencia se halla extrapolando la ecuación de la recta:

0−(7,6±0.056)x 10−4−(2,7±0.03)x 10−5mL−1=28.15mL

Tabla 6.Datos para la construcción del grafico de gran

CONCLUSIONES.

Los datos arrojados en cada titulación proporcionan mucha información, en cada grafica se puede observar el comportamiento de la solución, se puede determinar su concentración y haciendo un uso adecuado se puede determinar las constantes de equilibrio

La pendiente corresponde al  Ka1  0.003 que tendrá un porcentaje de erro de:

2.52−2.142.14

x100=17.75%

Grafica 8. Grafica de gran para la titulación de acido acético.

Vol mL [H+]*Vol11,50 0,033211,70 0,032211,90 0,032812,10 0,031812,50 0,030712,70 0,029813,00 0,029813,50 0,027614,10 0,026314,50 0,024615,00 0,022715,50 0,020916,00 0,019216,50 0,016516,70 0,015916,90 0,0151

17,50 0,012418,00 0,009918,50 0,007719,00 0,005219,50 0,003019,80 0,001620,00 0,000820,10 0,000620,20 0,000420,30 0,000220,50 0,000220,60 0,000120,70 0,000120,80 0,0001

La ecuación de la recta es:

([H+] * Vol.±0.001) = -(3 ± 0.06) x10-3 X + (7.9±0.1) x 10-2

Igualando a 0 el eje y obtendremos el punto de equivalencia:

−7.9x 10−2

−3x 10−3=26.33mL

Las valoraciones potenciométrica proporcionan resultados más certeros del punto final que el uso de indicadores químicos.

En la titulación de acido fosfórico no se alcanzo a observar el segundo punto de inflexión ya que la muestra estaba muy concentrada.

Las graficas de gran presentan resultados confiables y en ellas se pueden determinar el punto final con datos obtenidos antes del punto de equivalencia.

BIBLIOGRAFÍA:

[1]D. A. Skoog, F. J. Holler, T. A. Nieman. Principios de Análisis Instrumental . McGraw-Hill. 5ta Edición. Pag 645-650

[2] Harris, D.C. Análisis Químico Cuantitativo. 3a ed. México: McGraw-Hill Interamericaca Editores, S.A. de C. V., 2001. Pag.238-239, 357-359.

[3] Rouessac,F. Rouessac A. Analisis Químico. Métodos y Técnicas Instrumentales modernas. mcgraw-hill / interamericana de España, s.a., 2003.pag 375

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