Departamento de Química Practica Nº 6 Universidad Católica del Norte EQUILIBRIO ACIDO-BASE Valoración- pH- determinación pKa de un ácido débil Objetivos 1. Determinar concentraciones exactas por método volumétrico. 2. Aprender a instalar el montaje de para la valoración acido-base. 3. Conocer el significado y función de las sustancia que intervienen en una valoración 4. Determinar el pH de sustancias con carácter acido débil. 5. Relacionar pH con la concentración de ion hidronio. 6. Calcular la constantes de acidez (Ka) y pKa para un ácido débil La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptoras. Los procesos en los que interviene un ácido y su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido, reciben el nombre de reacciones ácido-base. FUNDAMENTO TEORICO (ácidos - bases) TEORIA DE BRÖNSTED LOWRY Los ácidos ceden protones a las moléculas aceptoras (bases) como el agua. Esta reacción es reversible y el sistema se encuentre en equilibrio. Ej: CH3COOH + H2O H3O+(ac) + CH3COO- (ac) Puede deducir que los ácidos (CH3COOH, H3O+) ceden los protones a las bases (H2O, CH3COO-). Dos especies químicas relacionados por la perdida y ganancia de un protón se denomina par acido–base conjugado. Del ejemplo anterior tendríamos que: Observemos que el acido acético cede un protón + al agua formando el ion acetato, y a su vez el H3O es el acido conjugado de la base H2O agua al aceptar este protón forma el ion CH3COO es la base conjugada del AcOH. hidronio. Como esta reacción es reversible se En ambos casos la relación aplica viceversa. Universidad Católica del Norte Departamento de Química Practica Nº6 FUNDAMENTO TEORICO La fuerza de un ácido se mide por la tendencia de donar protones y la de la base por su tendencia a captar protones Ejemplo: Ac. 1 + Base 2 Ac. 2 + Base 1 HCl + H2O H3O+(ac) + Cl- (ac) La reacción se realiza prácticamente en su totalidad de izquierda a derecha, puesto que el HCl tiene una gran tendencia ceder protones. A su vez el agua es una base, más fuerte que el ion Cl-, en la competencia por protones, son las moléculas de agua las que captan todos los protones. El acido H3O+ es el ácido más fuerte en la solución acuosa. Mientas mas fuerte sea el acido más débil será su base conjugada. ACIDOS POLIPROTICOS Los ácidos son capaces según su naturaleza de ceder más de un protón. Ej: Acido diprótico: Acido sulfúrico H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4HSO4- + H2O H3O+ + HSO4Acido triprótico: ácido fosfórico H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4H2PO4- + H2O H3O+ + HPO4-2 HPO4-2 + H2O H3O+ + PO4-3 La concentración de iones H3O+ presentes en una solución se expresa cuantitativamente mediantes el pH, definido como pH = -log [H3O+](mol L-1). Los métodos más comunes para medir el pH son los papeles indicadores, los indicadores ácido base y el peachímetro VALORACION O ESTANDARIZACION Es el proceso por el cual se determina exactamente la concentración de una solución, mediante el uso una solución de concentración conocida (patrón). La estandariza de un ácido se puede realizar con una base y viceversa, recordemos que estos, en conjunto manejan un equilibrio acido-base. Se conocen como patrones aquellas sustancias de las que se conoce su concentración, estos pueden ser, primarios (cuando la concentración se determina de forma directa) siendo reactivos sólidos de alta pureza, no higroscópicos, muy solubles en agua, estables al contacto con el aire y no se descomponen con la temperatura (150200ºC), los secundarios, son otro tipo de patrones cuya concentración se determina por normalización previa con un patrón primario, para saber su verdadera concentración. (ver tabla 1 de patrones) En toda valoración está implícita una reacción química, si es una valoración acidobase, la reacción se hará entre los equivalentes del acido y de la base, la reacción termina cuando han reaccionado todos los equivalentes en la solución. Esto se conoce como punto de equivalencia; la forma de visualizar este fenómeno es atreves de un indicador el cual cambia de color una vez la reacción ha alcanzado el punto final. Lo ideal, es que el punto final sea lo mismo que el punto de equivalencia, pero no siempre es así, ya que uno casi siempre ve el cambio del indicador en el punto final. La diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia se denomina Error de Valoración. Este error es producto Universidad Católica del Norte del indicador a utilizar, por ende también se le conoce como Error del indicador. Para contrarrestar este error se realiza un blanco de reactivo o ensayo en blanco, el cual se prepara agregando todos las soluciones que se necesitan para realizar esa valoración, excepto la matriz a valorar (analito); éste se reemplaza por agua destilada y se valora con la sustancia patrón. El valor obtenido en esta valoración (ml) se le restan al del punto. Final. Estará reaccionando cuando el numero de equivalentes de la base es igual al número de equivalentes del acido, punto de equivalencia. Indicador: Sustancia con alguna propiedad física o química que señala que la reacción en una volumetría a terminado. La forma de visualizarlo es porque tienen la característica de cambiar de color cuando la reacción a terminado, es decir, un cambio brusco en el sistema. Lo óptimo es que este cambio ocurra cuando un equivalente (de la solución a valorar) a reaccionado con otro equivalente (de la sustancia valorante). Existen distintos tipos de indicadores (ver tabla 2). En valoración es importante hablar de ácidos y bases fuertes, siendo estas sustancias aquellas que en concentraciones ordinarias, prácticamente todas sus moléculas están disociadas. Los ácidos y bases débiles tienen constantes de ionización pequeñas, de forma que cuando se disuelven con concentraciones ordinarias de agua, gran parte de sus moléculas permanecen sin disociar. Los equilibrios de ionización de un ácido o una base quedan caracterizados mediante una constante de equilibrio llamada constante de ionización ácida o básica (Ka o Kb), expresada matemáticamente, a Departamento de Química Practica Nº6 partir de las siguientes reacciones CONCEPTO DE pK, pKa y pKb La descripción del grado de acidez en términos de pH tiene la enorme ventaja de evitar operaciones con potencias decimales de exponentes negativos. Dado que las constantes de equilibrio vienen dadas, por lo general, como potencias de diez, es posible extender la idea recogida en la definición de pH al caso de los valores de K. Así, se define el pK, para una reacción en equilibrio, en la forma: pK = -logK Lo que constituye una forma de expresar su valor. En el equilibrio ácido-base, la constante de acidez, por ejemplo, del ácido acético a 25ºC es Ka = 1,8x10-5y su pKa se calcula, de acuerdo con la definición, como pKa = -log (1,8x10-5) = 4,8. Se define Ka de acidez, o constante de ionización de ácido) es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. Es la constante de equilibrio para la disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. Y pKa es la medida logarítmica de la constante de disociación del ácido.Cuanto mayor es la fuerza de un ácido menor es su pKa. Los ácidos fuertes, como el clorhídrico (HCI) o el sulfúrico (H2SO4), tienen pKa negativos y los débiles, como el acético (CH3COOH) o el carbónico (H2CO3), pKa positivos. De la misma manera puede definirse el pKb de una base, cuyo significado es análogo. En el caso de ácidos débiles monopróticos, el pKa es el valor de pH al cual el Ácido se encuentra la mitad disociado: Departamento de Química Practica Nº6 Universidad Católica del Norte MATERIALES Y REACTIVOS * Bureta (1) * Matraz Erlenmeyer (3) *Piseta *pinza para bureta (1) * vaso precipitado 100ml (2) * Fenolftaleína * probeta 10ml (1) *peachimetro Soluciones * Acido acético ( xM) * NaOH (xM) * Biftalato de potasio (0.1M) PREPARACION DEL PATRON PRIMARIO * Determine la cantidad en gramos que se requiere para preparar 100ml de solución 0.1M de biftalato de potasio (PM: 204,22 g/mol) 0.1M*0.1L=0.01 moles gramos= 204,22 g.mol-1 *0.01mol= 2,04gramos * Lleve a sequedad una cantidad moderada de biftalato de potasio, a una temperatura 120ºC en una estufa, hasta obtener peso constante. Para evitar que la muestra absorba humedad manéjela siempre en la desecadora. * Pese en un vaso de precipitado 2,04g con una aproximación de 0,1mg de biftalato seco. * Adicione 20 ml de agua y disuelva con ayuda de una varilla de agitación, * Transfiera un matraz de aforo y complete el volumen haciendo enjuagues del vaso usado anteriormente. * Para aforar la solución realice este paso con ayuda de un gotero, recuerde mirar el menisco cuidadosamente de forma correcta para evitar errores de paralelaje. Departamento de Química Practica Nº6 Universidad Católica del Norte PROCEDIMIENTO: Valoración con patrón primario Valoración de NaOH con Biftalato de potasio 1. Lave su material completamente con detergente, agua potable y enjuague con agua destilada. 2. Tome aproximadamente 10-15ml de solución de NaOH en un vaso de precipitado. 3. Coloque la solución en la bureta cerrada y gírela de tal forma que todas las paredes del instrumento queden impregnadas con la solución, abra la llave en el vertedero y deseche la solución del interior. Este proceso recibe el nombre de ambientar. 4. Proceda a llenar por completo la bureta con la solución de NaOH. Verifique que no hayan burbujas de aire en la bureta, en caso de haber coloque un vaso de precipitado debajo de la llave, ábrala y de un golpe sube en la parte superior del instrumento, hasta que la burbuja salga. 5. Tome el volumen inicial leído de la bureta y anótelo. 6. Mida con ayuda de la probeta 10ml de la solución de biftalato de potasio 0,1M (patrón primario), y viértalo en un matraz Erlenmeyer. 7. Adicione 2 a 3 gotas de indicador ácido– base (fenolftaleína) para evidenciar el punto final de la titulación. 8. Comience la titulación de tal forma que el agente a valorar (NaOH) caiga gota a gota sobre el agente valorante (biftalato), agite mientras cae cada gota. 9. Una vez la solución por acción del indicador se torne a un color rosa pálido permanente, suspenda la valoración y registre el volumen gastado. Repita el procedimiento las veces que le indique el profesor Universidad Católica del Norte Departamento de Química Practica Nº6 CALCULOS: Determinación Concentración Para determinar la concentración de un analito por medio de un patrón primario o secundario, en ambos casos se utiliza la siguiente formula Donde V2 representa la cantidad de solución valorada (ml de analito), en este caso será la cantidad en ml de NaOH gastados en la titulación; C2 la concentración del analito, en este caso se desconoce; C1 concentración del patrón o agente valorante, que en nuestro ejemplo será 0,1M (patrón primario biftalato de potasio); V1 entonces será el volumen del patrón empleado en la titulación, que en este caso correspondió a 10ml, despeje los datos en la formula y determine la concentración del analito. Recuerde que si hace más de una titulación debe usar el promedio de los volúmenes empleados. PROCEDIMIENTO: Valoración con patrón secundario Valoración de acido débil (acido acético) con NaOH valorado previamente 1. Proceda a llenar por completo la bureta con la solución de NaOH (patrón secundario). Verifique que no hayan burbujas de aire en la bureta, en caso de haber coloque un vaso de precipitado debajo de la llave, ábrala y de un golpe sube en la parte superior del instrumento, hasta que la burbuja salga. 2. Tome el volumen inicial leído de la bureta y anótelo. 3. Mida con ayuda de la probeta 10ml de la solución de acido acético, y viértalo en un matraz Erlenmeyer. 4. Adicione 2 a 3 gotas de indicador ácido–base (fenolftaleína) para evidenciar el punto final de la titulación. 5. Comience la titulación de tal forma que el agente valorante (NaOH) caiga gota a gota sobre el agente a valorar (ácido acético), agite mientras cae cada gota. 6. Una vez la solución por acción del indicador se torne a un color rosa pálido permanente, suspenda la valoración y registre el volumen gastado. Repita el procedimiento las veces que le indique el profesor 7. Determine la concentración del acido acético según los cálculos anteriores. Universidad Católica del Norte Departamento de Química Practica Nº6 PROCEDIMIENTO: Determinación del pKa de un ácido débil Determinación de pKa del acido acético 1. Coloque en un vaso de precipitado de 100ml, 50ml de la solución problema de acido acético. 2. Verifique que el peachímetro este calibrado 3. Lave el electrodo del peachímetro con agua destilada 4. Séquelo suavemente e introdúzcalo en la solución acida 5. Mida el pH exacto de la solución. 6. Registre el valor y calcule [H3O+] 7. Halle el valor de Ka y pKa, recuerde que tienen los datos de la concentración del ácido y la concentración de hidronios [H3O+]. 8. En un vaso de precipitado limpio y seco, coloque 10ml de solución de acido y añada la mitad exactamente del volumen gastado de NaOH en la titulación anterior (valoración con patrón secundario) 9. Mida el pH de esta solución con el peachímetro 10. Que puede deducir del pKa hallado y el pH de esta última solución? Departamento de Química Practica Nº6 Universidad Católica del Norte TABLA 1 Patrones primarios más comunes en valoraciones ácido-base Patrón primario Carbonato de sodio* Bórax* Ácido succínico** Ácido oxálico** Biftalato de potasio** Fórmula química Masa molar(g/mol) Na2CO3 Na2B4O7 * 10H2O COOH-CH2-CH2-COOH COOH-COOH * 2H2O COOH-C6H4-COOK 106,00 381,44 118,09 126,07 204,22 * Patrón primario para valorar soluciones ácidas ** Patrón primario para valorar soluciones básicas Tanto el carbonato de sodio como el bórax son bases dipróticas de igual manera los ácidos succínicos y oxálicos son ácidos dipróticos, mientras que el biftalato de potasio es ácido monoprótico. Universidad Católica del Norte Departamento de Química Practica Nº6 TABLA 2 Indicadores ácido-base, rango de viraje y color NOTA: El color mostrado es sólo ilustrativo y puede no coincidir con el real.
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