TRABAJO PRÁCTICO Nº 5 EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE OBJETIVO Familiarizarse con los conceptos de neutralización, pH, hidrólisis, soluciones reguladoras y empleo de indicadores. Adquirir destreza en técnicas de titulación ácido-base y en utilizar material volumétrico en general. 1) Medición del pH de soluciones mediante una escala de referencia Introducción La medición de pH puede hacerse tanto mediante soluciones indicadoras que viran su color con distintas condiciones de pH o midiendo con un instrumento denominado peachímetro provisto de un electrodo sensible al ion H+ que debe calibrarse con soluciones patrón, es decir, de pH conocido. Técnica Se utilizarán muestras líquidas y sólidas de uso corriente. Coloque 2 o 3 ml de cada muestra líquida en un tubo de ensayos, o la misma cantidad de soluciones acuosas de las muestras sólidas. Para cada muestra: a) agregue 5 gotas de indicador universal, o b) moje con ella una pequeña porción de papel indicador universal y compare los colores con los de la escala de referencia, o c) introduzca el electrodo de vidrio conectado la peachímetro y lea la indicación de pH. d) clasifique las sustancias estudiadas en ácidas, básicas y neutras. 2) Valoración de una solución de ácido clorhídrico Introducción La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para determinar la concentración de sustancias en solución. Dada una solución ácida de concentración desconocida, ésta puede determinarse midiendo el volumen de la misma requerido para neutralizar una solución básica cuya concentración se conoce. El punto en el que han reaccionado cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y base se conoce como punto de equivalencia. Para reconocer el punto de equivalencia puede utilizarse un indicador que cambie de color en ese punto, o medirse continuamente el pH durante el agregado de la solución hasta llegar a neutralización. En el caso de usar un indicador, el cambio de color indica el punto final de la titulación. Un indicador posible es la fenolftaleína que "vira" (pasa de color rosa en medio básico a incolora en medio ácido) en el intervalo de pH 8,3-10. Cuando se titula una ácido fuerte con una base fuerte (NaOH con HCl) el punto de equivalencia ocurre a pH=7 (pH de una solución de NaCl). Pese a esta diferencia de pH entre el punto de equivalencia y el punto de viraje del indicador (punto final), la fenolftaleína se emplea muy frecuentemente para la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte ya que el error introducido es pequeño. En una titulación debe entonces elegirse cuidadosamente el indicador de modo que el punto final coincida (dentro de 1 a 2 unidades de pH) con el punto de equivalencia.

Técnica a) Uso correcto de la bureta: Las buretas (figura 1) deben estar perfectamente limpias para que las mediciones de volúmenes sean reproducibles en todas las titulaciones. Si se necesita engrasar la llave de paso, debe usarse la menor cantidad posible de grasa o vaselina para lubricarla. Si la llave es de teflón debe extraerse y limpiarse perfectamente, al igual que la superficie de vidrio, para eliminar partículas de polvo que podrían rayar la superficie de teflón al girar la llave. Al insertar la llave debe obtenerse el ajuste correcto de lo contrario se producirán fugas de la solución y se obtendrá un error por exceso en el volumen consumido. En una bureta limpia y seca, cuidando que la llave esté cerrada, se añade la solución titulante usando un embudo dispuesto de modo de permitir la salida del aire desplazado a medida que ingresa el líquido. Si la bureta estuviese limpia pero húmeda, enjuáguela con varias porciones pequeñas de la solución titulante antes de llenarla por encima de la última marca de volumen. 0

1 0

Pinza

2 0 3 0

Bureta 4 0 5 0

Robinete Soporte

Erlenmeyer

Figura 1 – Montaje de una bureta Coloque un recipiente debajo de la bureta y abra la llave completamente permitiendo que el líquido fluya rápidamente, esto hará que la parte debajo de la llave se llene completamente sin que queden burbujas atrapadas. Logrado esto se llena la bureta nuevamente y se enrasa (es decir, se lleva el nivel de líquido a la marca de cero). Las soluciones acuosas mojan la pared del vidrio por lo que la superficie del líquido adquiere una superficie cóncava llamada menisco. Las lecturas deben efectuarse en la parte inferior del menisco y para observar más claramente el mismo puede colocarse detrás de la bureta un trozo de cartulina o de papel de color contrastante. La trayectoria de la vista debe estar en un mismo plano con el menisco para que no haya errores de lectura (paralaje). En trabajos de gran precisión conviene calibrar la bureta midiendo diversos volúmenes de agua y pesándolos con exactitud. Esto permite corregir los volúmenes de solución de acuerdo con una tabla de calibración preparada previo al experimento. Al terminar de usar la bureta debe lavarse con agua y detergente y enjuagarse con agua corriente y luego con agua destilada, quite la llave para asegurara su limpieza. b) Titulación de la solución de ácido clorhídrico Mida con una pipeta aforada 25 ml de la solución preparada y colóquelos en un erlenmeyer

de 250 ml. Añada 20 o 30 ml de agua destilada con una probeta. Agregue 5 gotas de fenolftaleína y titule con la solución valorada de NaOH, agitando continuamente, hasta que el indicador vire a un color rosa pálido persistente durante 30 segundos. Para evitar errores es conveniente preparar un blanco del color esperado agregando a 50 ml de agua destilada 5 gotas de fenolftaleína y una gota de la solución de NaOH. La reacción de neutralización es la siguiente:

+

→

+

En el punto de equivalencia nº de moles de H+ = nº de moles de OHconsiderando la estequiometría, nHCl = nNaOH VHCl x MHCl = VNaOH x MNaOH MHCl = VNaOH x MNaOH / VHCl Tabla de datos Experiencia Nº 1 Nº 2

VHCl [ml]

VNaOH [ml]

MNaOH

MHCl

promedio

Halle el error porcentual del método, propagando los errores en las determinaciones de los volúmenes y en la concentración de la solución de NaOH. Si la diferencia entre las dos determinaciones está comprendida dentro del margen de error informe el valor promedio, de lo contrario titule por duplicado nuevamente. 3) Determinación del % (P/V) del ácido acético en el vinagre El vinagre es esencialmente una solución diluida de ácido acético en agua. El acético (CH3COOH o, abreviando, HAc) es un ácido monoprótico, de peso molecular 60. Técnica Mida 2 ml de vinagre con una pipeta aforada y colóquelo en un erlenmeyer de 125 ml. Agregue 50 ml de agua y 5 gotas de solución de fenolftaleína. Titule con solución de NaOH valorada hasta viraje del indicador. Cálculos Considerando la estequiometría,

+

→

+

en el punto de equivalencia VNaOH x MNaOH = nº de moles de ácido acético en 0,002 l de vinagre (V x M)NaOH x 60 = g de ác. acético en 0,002 l de vinagre (V x M)NaOH x 60 x 0,100 = g. de ác. acético en 100 ml de vinagre

0,002 Tabla de datos Volumen de vinagre: Volumen de solución de NaOH: Molaridad de la solución de NaOH: Resultados:………………….g de ácido acético por 100 ml de vinagre. 4) Determinación de la constante de disociación de un ácido o base débil Introducción Cuando una sal se disuelve en agua, los iones de la misma pueden reaccionar con ésta modificando la concentración de los iones H+ del agua pura. Por ejemplo cuando el acetato de sodio se disuelve en agua, el ión acetato actúa como una base y acepta protones del agua. −

+

⇔

+

−

Esta reacción provoca un aumento en la concentración de iones OH- y una consecuente disminución de la concentración de iones H+. La solución tiene un pH mayor que 7, o sea que es una solución básica. Por otra parte, cuando el cloruro de amonio se disuelve en agua, el ión amonio actúa como ácido reaccionando con el agua formando iones hidronio: +

+

⇔

+

+

Esta reacción aumenta la concentración de iones hidronio y el pH de la solución es menor que 7, es ácida. LA REACCIÓN DE LOS IONES DE UNA SAL CON EL AGUA SE DENOMINA HIDRÓLISIS. Técnica En un tubo de ensayos coloque 2 o 3 ml de la solución de concentración conocida. Agregue 5 gotas de indicador universal o moje una porción de papel pH y compare con la escala de referencia. Determine el pH aproximado y estime la constante de disociación del ácido o base débil. Datos Sustancia: Concentración: pH: Resultados a) Ecuación correspondiente a la disociación e hidrólisis de la sal estudiada. b) K(constante de disociación del ácido o base débil). 5) Comprobación de la capacidad reguladora de las soluciones buffer a) La solución 1 M de buffer ha sido preparada disolviendo 0,5 moles de NaH2PO4 y 0,5 moles de Na2HPO4, agregando agua hasta llegar a 1 litro. b) Prepare una solución 0,1 M: tome con una pipeta aforada 10 ml de solución buffer 1M, vierta en un matraz aforado de 100 ml y agregue agua hasta enrasar. c) Prepare también 100 ml de solución 0,01 M por dilución de la anterior.

Con una pipeta aforada coloque 25 ml de solución reguladora 1M en un erlenmeyer, añada 10 gotas de indicador universal. Tome nota del pH. Agregue, con agitación, solución de ácido clorhídrico 1M, gota a gota desde una bureta hasta que se produzca un cambio de color correspondiente a una unidad en la escala de pH. Tome nota del volumen de ácido empleado. Proceda de la misma forma con las otras dos diluciones. Repita la experiencia para las tres diluciones, pero empleando solución de hidróxido de sodio 1M. Construya una tabla con los valores obtenidos. ¿Qué relación encuentra entre la concentración de la solución y la capacidad reguladora?. Repita la experiencia empleando 25 ml de solución de NaCl 1M. ¿Qué conclusión puede sacar acerca de la capacidad reguladora del NaCl?. Cuestionario: 1) ¿Qué es el punto de equivalencia en una titulación ácido-base? 2) ¿Cómo se establece la relación de número de moles en el punto de equivalencia en una titulación ácido-base? 3) ¿Qué error introduciría en una titulación el hecho de quedarse una burbuja de aire atrapada en el pico de la bureta y que desaparezca durante la titulación? 4) Describa el principio involucrado en la utilización de indicadores ácido-base. 5) En el equilibrio dado para un indicador:

⇔

−

+

+

Ka = 105 a) Si el pH es 6, ¿cuánto vale la relación de concentraciones [HIn] / [In-] ? b) Ídem para pH = 8. c) ¿Qué pH se requiere para que la relación de concentraciones [HIn] / [In-] i) sea mayor que 10 ? ii) sea mayor que 0,1 ? 6) Indique cuándo puede utilizar fenolftaleína como indicador. 7) Para la titulación de cada una de las siguientes soluciones: a) HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M b) NH3 0,1 M con HCl 0,1 M (pKb = 4,75) c) HAc 0,1 M con NaOH 0,1 M (pKa = 4,75) ¿Qué indicador de las siguientes eligiría para cometer menos errores? Justifique. Indicador A: pKa = 4,9 Indicador B: pKa = 8,6 Indicador C: pKa = 6,8 Indicador D: pKa = 3,2 8) Un estudiante encuentra un frasco de NaOH (s) que alguien dejó destapado. El hidróxido de sodio ha absorbido humedad del aire y el estudiante desea determinar cuál es el porcentaje en peso real del NaOH. Después de disolver 10g de NaOH. en 25ml de agua, el estudiante determina que se requieren 74,0ml de HC1 3,0 M para titularlos. ¿Cuál es la pureza del NaOH en porcentaje? Rta.: 88,8% 9) Un químico mide con exactitud 25,0 ml de ácido y le agrega un indicador adecuado. Por medio de una bureta, le añade lentamente NaOH 0,2 N. Al obtener un cambio permanente de color, se han consumido 35,2 ml de NaOH; ¿Cuál es la concentración del ácido? Rta.: 0,282 N