INFORME DE LABORATORIO

TALLER TITULACIONES: ÁCIDOS Y BASES

Jesús David Bello Simanca

Lina Jhoana Lozano Eraso

Johann Eduardo Muñoz Encarnación

Diana Carolina Padilla González

Angie Katherine Saldarriaga Solarte

MEDELLIN, ANTIOQUIA AGOSTO DE 2014

UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

FACULTAD DE MEDICINA

PROGRAMA DE MEDICINA

BIOLOGIA DE LA CELULA I

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UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA

FACULTAD DE MEDICINA

PROGRAMA DE MEDICINA

INFORME DE LABORATORIO

TALLER TITULACIONES: ÁCIDOS Y BASES

DOCENTE:

Mg. Wilmer Soler

MEDELLIN, ANTIOQUIA AGOSTO DE 2014

BIOLOGIA DE LA CELULA I

2

TABLA DE CONTENIDO

Pág.

1. INTRODUCCIÓN 3

2. MARCO TEÓRICO 4

3. OBJETIVOS 7

3.1. GENERAL 7

3.2. ESPECÍFICOS 7

4. EQUIPO, MATERIALES Y PROCEDIMIENTO

8

4.2. PROCEDIMIENTO 10

5. DIAGRAMA DE FLUJO 12

6. RESULTADOS 13

6.1. TITULACIÓN Nº1 13

6.2. TITULACIÓN Nº2 15

7. ANALISIS Y DISCUSION 17

8. CONCLUSIONES 20

9. FICHA DE BIOSEGURIDAD 21

10. BIBLIOGRAFÍA 29

11. ANÉXOS Y CÁLCULOS 31

1. INTRODUCCIÓN

3

La práctica de laboratorio, titulación de ácidos y bases, se realizó con el fin

de que cada uno de los estudiantes lográramos afianzar los conocimientos

adquiridos en clase, sobre disoluciones, reacciones químicas y pH,

poniendo en práctica los conceptos de amortiguamiento de ácidos y bases

débiles, lo cual fue posible mediante la titulación de hidróxido de sodio

(NaOH) con ácido clorhídrico (HCl) y fosfato monobásico de potasio

(K2HPO4), en donde se registró de manera minuciosa los cambios de pH y

de temperatura que se iban obteniendo a medida que se agregaba la

solución tituladora en los volúmenes indicados en el procedimiento, todo

esto con el fin de poder tener un referente experimental que pudiese ser

confrontado con la teoría, teniendo en cuenta los errores cometidos durante

la práctica y la manera de corregirlos o prevenirlos, así como otros factores

que pudieron influir en los resultados obtenidos.

En este sentido, en el siguiente informe se podrá apreciar mediante tablas

y gráficos los resultados obtenidos en la experiencia, así como el análisis

de los mismos fundamentados en un marco teórico, en el cual daremos a

conocer algunos conceptos aplicados durante la práctica y mediante los

cuales se permite llegar a conclusiones de la experiencia respecto a las

temáticas desarrolladas en clase en el análisis comparativo teórico-práctico.

4

2. MARCO TEORICO

SOLUCIONES: una solución es una mezcla homogénea compuesta por

soluto (en menor cantidad), y solvente (en mayor cantidad), en este proceso

se da origen a una disolución. Estas, pueden ser saturadas, insaturadas o

sobresaturadas dependiendo de la cantidad del soluto que pueda ser

disuelto en un determinado solvente.

Acido: Según la definición de Arrehenius, un ácido es una sustancia que

aumenta la concentración del ion (H+) cuando se disuelve en agua, en otras

palabras, que es capaz de liberar iones (H+) al medio una vez se disocia,

según planteado anteriormente, los ácidos pueden ser clasificados según

su capacidad para disociarse en medios acuosos.

Ácidos fuertes: Los ácidos fuertes son aquellos que tienen la capacidad de

disociarse, teóricamente en su totalidad, en una solución acuosa de un

ácido fuerte, el ácido ha de ser la fuente más importante de iones H+, los

ejemplos más comunes de ácidos fuertes son de algunos ácidos

monoproticos, entre ellos el HCl, el HBr, el HI, entre otros.

Ácidos débiles: Estos, a diferencia de los ácidos fuertes no tienen la

capacidad de disociarse completamente en soluciones acuosas, estos son

los más comunes en el sistema biológico.

Ácidos monoproticos: Los ácidos monoproticos se caracterizan por

poseer un solo hidrogeno, y formula general HA (A= anión).

Base: Podemos definir una base, como una sustancia capaz de liberar

iones OH- o recibir protones H+ .

Bases fuertes: Las bases fuertes, son aquellas capaces de disociarse en

su totalidad en medios acuosos, a una temperatura y una presión

5

constante, aportando la máxima cantidad posible de iones OH- , ejemplos

de bases fuertes son el hidróxido de sodio (NaOH) y el hidróxido de potasio

(KOH).

Bases débiles: En contraposición a lo definido como base fuerte se

encuentran las bases débiles, estas a diferencia de las fuertes, no

presentan una disociación total, ya que la forma disociada se encuentra en

equilibrio con la no disociada según la constante de equilibrio.

pH: Es un parámetro que nos permite conocer cuantitativamente la

concentración de H+ de una disolución y con ello la acidez o basicidad de la

misma, en una escala que va de 0 a 14, el pH es de vital importancia en la

realización de reacciones de tipo bioquímico.

El pH lo podemos calcular matemáticamente según la siguiente formula:

pH: - log [H+] o pH= - log (H3O+)

Para medir o indicar el nivel de pH de una sustancia o solución pueden

utilizarse indicadores químicos como la fenolftaleína o el papel tornasol,

aunque para mayor exactitud y conocer el valor exacto de la medición,

pueden usarse dispositivos electrónicos como el pHmetro, que permite

conocer de manera precisa el nivel de pH en la escala indicada.

6

3. OBJETIVOS

3.1 Objetivo General:

Conocer y vivenciar con la práctica, la manera como una solución ácido-base

intenta mantener el equilibrio mediante los sistemas de amortiguación de pH y el

comportamiento del mismo ante ciertas variaciones.

3.2 Objetivos específicos:

Aplicar todo lo aprendido en las clases en la práctica.

Analizar las variaciones de pH ante los cambios producto de la agregación

de ácidos o bases.

Conocer la capacidad amortiguadora de ciertas sustancias ante una

reacción ácido-base.

Mediante cálculos, encontrar el valor de pH frente a la variante de volumen

del ácido o de la base.

Evidenciar como otros factores, como la temperatura; hacen parte del

proceso de reacción ácido-base.

Identificar y materializar en las gráficas el punto de amortiguamiento de la

solución a titular.

7

4. EQUIPO, MATERIALES Y PROCEDIMIENTO

4.1 El equipo y Los materiales que se utilizaron fueron los siguientes:

pHmetro

Es un sensor utilizado en el método electroquímico para medir el pH de una disolución.

Un pH metro es un voltímetro que junto con los electrodos, al ser sumergidos en una sustancia, generan una corriente eléctrica. Esta corriente eléctrica dependerá de la concentración de iones de hidrógeno que presente la solución.

Tubos cónicos

Son recipientes que se utilizan para verter hasta 50 ml de una solución y posteriormente medir su pH en el electro del pHmetro.

Frasco lavador

Se utiliza con agua destilada, para limpiar el electrodo del pH, evitando que el ph de las soluciones a medir sea afectado.

Propipeteador

Es un aparato que se utiliza para obtener medidas exactas de solución o líquido que se le incorpore, ajustando una perilla según la medida de solución que se necesite.

8

Beaker

Recipiente de vidrio transparente con forma cilíndrica

Sirve para medir el volumen de los líquidos y Para

Mezclar y calentar sustancias. (En este caso no lo

Utilizamos ya que ya se encontraba medido la sln a

Titular).

Varilla de vidrio

Es un instrumento de laboratorio de aproximadamente

De 20 cm de longitud, de forma cilíndrica, fina y maciza

Utilizado para agitar, decantar líquidos.

Servilletas

Se utilizaron para secar el electrodo del pHmetro

Suavemente, cuando se lavó con agua destilada.

9

4.2 PROCEDIMIENTO

Antes de comenzar el laboratorio, se tenían que tuvieron que tomar medidas de precaución, como por ejemplo usar el vestuario apropiada, que consistía en una bata manga larga, pantalones largos, zapatos cerrados, teniendo así la menor piel posible a la vista, por si ocurría un accidente con las sustancias, igualmente se debía tener el cabello recogido completamente, y el uso de los guantes para poder manipular todo el equipo de laboratorio; a continuación los encargados del laboratorio, nos dio las medidas de seguridad que debíamos tomar en cuenta, como utilizar los elementos y que debíamos realizar el laboratorio, igualmente nos indicó como se identificaban los diferentes los compuestos del rombo de seguridad, y como se identificaba de acuerdo al color y el símbolos, el riesgo químico al cual se refiere. Luego hubo un examen que nos dio 3 casos, nos evaluaba como habríamos actuado de acuerdo al caso que nos colocaban, tomando en cuenta las medidas de precaución. Por último el profesor, pasó a explicar los conceptos básicos para el desarrollo del informe y del laboratorio.

Los grupos de laboratorio fueron distribuidos de cuatro y cinco integrantes en cada mesa, donde se encontraban el equipo y los materiales necesarios, con sus respectivas sustancias:

En un tubo cónico habían 20 ml NaOH a 0,1N. En un frasco reactivo, se encontraba HCl a 0.1N

Nuestra primera titulación era Hidróxido de Sodio (NaOH) 0,1 N que se disociaba

con Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 N. NO se equilibró el pHmetro puesto que ya se

encontraba equilibrado, luego se midió del pH inicial del NaOH 0,1 N,

introduciendo el electrodo de éste dentro de la solución, que se encontraba en el

tubo cónico y se anotaron los datos obteniendo 12,772. Después se le aplico al

electrodo el agua destilada del frasco lavador y finalmente se secó suavemente

con una servilleta.Luego, con el propipeteador se tomaron alícuotas de la solución

tituladora y se agregó 1 ml al tubo cónico que contenía 20 mL de NOH a 0,1 N;

después se revolvió bien con la varilla de vidrio esta nueva solución (10 giros a la

derecha y 10 a la izquierda), se midió el pH, se anotaron los datos y se limpió el

electrodo del pHmetro. A continuación se agregaron 24 ml más (de a 1 ml a la vez)

al tubo cónico teniendo en cuenta que luego de cada ml agregado se revolvía

bien la solución con la varilla de vidrio, se medía el pH de la misma y por último se

limpiaba el electrodo del pHmetro. Para finalizar la primera titulación se midió el

pH de la solución tituladora (HCl).

10

Para la titulación dos teníamos:

En un tubo cónico, habían 20ml de fosfato monobásico de potasio (KH2PO4)

a 0,1 N

En un frasco reactivo, habían 35 ml de Hidróxido de sodio (NaOH) al 0,1N.

Para realizar esta nueva titulación de fosfato monobásico de potasio (KH2PO4)

que se disocia con Hidróxido de sodio (NaOH); se siguieron exactamente los

mismos pasos que en la titulación anterior solo que en lugar de NaOH se tomaba

el KH2PO4 y en lugar de HCl se tomaba el NaOH. Se inicia al tomar el pH de la

solución a titular que en este caso era el KH2PO4 y se encontraba a 4,415.

11

5. DIAGRAMA DE FLUJO

TITULACION DE ACIDOS Y BASES

(Soluciones amortiguadoras de pH)

pHmetro propipeteador beaker

Tubos cónicos varilla de vidrio

6. RESULTADOS

12

pH= -log [H+] o pH=1/ [H+]

Constante de disociación

Ka= [OH-] [H+] / [H2O]

1. El pHmetro debe calibrarse previamente. (En este caso uno hubo necesidad puesto que ya se encontraban calibrados)

2. Colocar 20mL del ácido o base titular en un tubo cónico de 50 mL

(La base ya se encontraba en el tubo)

3. colocar 35 mL de ácido y/o base fuerte en el beaker de 50 mL.

4. Mida el pH inicial de la sln titular y al terminar la titulación mida el pH con el cual realizo la titulación.

6. Repetir el paso 5, hasta haber adicionado 25 mL.

5. Agregue 1ml de la sln tituladora en el tubo cónico que contiene la sln titular,

7. Haga una tabla de pH, en función de las moles de [H+] y [OH-] agregados.

8. señale en graficas la zona de amortiguamiento efectivo.

9. Ubique en las gráficas los valore Pk. Calcule

¿Cuál de estos pares acido-base conjugados

presenta mayor capacidad de

amortiguamiento en el organismo? Justifique

Frasco lavador

6.1 Titulación 1 NaOH y HCl

Tabla 6.1.1

Volumen agregado de

HCl ml

Moles agregadas de

H+

Variación de

pH(Practico)

Variación de PH

(teórico)

Margen de error Temperatura

C°

pH inicial de NaOH 0 12.722

130,28 25.3

1 0.0001 12.688 12,95655 0,26 25.12 0.0002 12.64 12,91287 0.27 25.73 0.0003 12.598 12,86874 0.26 264 0.0004 12.567 12,82393 0.26 265 0.0005 12.523 12,77818 0.25 26.16 0.0006 12.486 12,73118 0.25 26.27 0.0007 12.442 12,68261 0.24 26.38 0.0008 12.397 12,63205 0.24 26.59 0.0009 12.34 12,57903 0.23 26.9

10 0.001 12.294 12,52292 0.23 2711 0.0011 12.247 12,46292 0.22 26.612 0.0012 12.186 12,39799 0.21 2713 0.0013 12.12 12,326641 0.20 2714 0.0014 12.055 12,24674 0.185 2715 0.0015 11.979 12,15498 0.18 27.116 0.0016 11.896 12,04586 0.15 26.917 0.0017 11.788 11,90906 0.12 2718 0.0018 11.651 11,72146 0.07 27.319 0.0019 11.471 11,40936 0.07 27.320 0.002 11.2 7 4.2 27.821 0.0021 10.194 2,61278 7.59 2822 0.0022 3.378 2,32221 1,05 28.123 0.0023 2.553 2,15634 0.40 27.124 0.0024 2.306 2,04139 0.25 26.925 0.0025 2.172 1,95424 0.22 27.2

13

5. Agregue 1ml de la sln tituladora en el tubo cónico que contiene la sln titular,

¿Cuál de estos pares acido-base conjugados

presenta mayor capacidad de

amortiguamiento en el organismo? Justifique

Descripción de la tabla 6.1.1

En la tabla anterior, se registró la variación del pH medido durante la práctica, el

cual presenta variación a medida que se va adicionando 1ml de HCl 0,1N que

contiene 0,0001 moles de H+, de este modo, a medida que se va aumentando el

número de mililitros agregados, aumenta el número de moles de H+ lo que causa

una modificación en el pH de la solución, que en este caso genera un descenso,

como se podrá apreciar en la siguiente gráfica, de igual forma se registraron los

cambios de temperatura que eran producto de la reacción, así como se estableció

una comparación con el pH teórico hallado matemáticamente para establecer un

margen de error.

Grafico 6.1.2

Variacion del pH de NaOH por moles agragadas de H+

0

0.0001

0.0002

0.0003

0.0004

0.0005

0.0006

0.0007

0.0008

0.00090.001

0.0011

0.0012

0.0013

0.0014

0.0015

0.0016

0.0017

0.0018

0.00190.002

0.0021

0.0022

0.0023

0.0024

0.00250

2

4

6

8

10

12

14

Moles agregadas de H+

pH N

aOH

Descripción del grafico 6.1.2

El grafico 6.1.2 permite apreciar con mayor precisión la variación del pH a medida

que se adicionaban alícuotas de 1ml de ácido (HCl), donde se puede observar

14

también el descenso de pH, lo que nos permite deducir que la sustancia se

acidifica a medida que se añade el ácido, lo que la hace perder su condición de

alcalinidad, (ya que desciende de un pH inicial de 12.72 a uno final, luego de

agregar los 25 ml de HCl, de 2,17).

6.2 Titulación 2 KH2PO4 0,1 N y NaOH 0,1 N

Tabla 6.2.1

Volumen agregado de

NaOH mlMoles agregadas

de OH-Variación de pH(Practico)

Variación de PH (teórico)

Margen de error

Temperatura C°

pH inicial KH2PO4 0 4.415 4 0.415 26.9

1 0.0001 5.600 5.530 0.070 27.42 0.0002 5.850 5.856 0.006 27.43 0.0003 6.050 6.066 0.016 27.84 0.0004 6.200 6.220 0.020 27.65 0.0005 6.320 6.362 0.042 286 0.0006 6.440 6.468 0.028 27.87 0.0007 6.520 6.572 0.052 27.48 0.0008 6.610 6.669 0.059 27.19 0.0009 6.750 6.764 0.014 27.2

10 0.001 6.790 6.846 0.056 27.711 0.0011 6.892 6.956 0.064 2812 0.0012 6.981 7.037 0.056 2813 0.0013 7.075 7.145 0.070 2814 0.0014 7.175 7.263 0.088 28.315 0.0015 7.286 7.389 0.103 28.516 0.0016 7.403 7.559 0.156 28.417 0.0017 7.554 7.794 0.240 28.718 0.0018 7.756 8.127 0.371 28.319 0.0019 9.083 9.542 0.459 29.420 0.002 10.640 10.438 0.202 29.121 0.0021 10.950 10.729 0.221 28.922 0.0022 11.142 10.916 0.226 28.523 0.0023 11.160 11.06 0.100 28.424 0.0024 11.189 11.174 0.015 28.125 0.0025 11.279 11.222 0.057 28

Descripción de la tabla 6.2.1

15

Registro de la variación del pH medido durante la práctica a medida que se

añadían alícuotas de 1ml de NaOH que contiene 0,0001 moles de OH- , lo que

causa un aumento del pH de 4,41 (inicial) a 11,22 (final) una vez terminada la

titulación

Grafico 6.2.2

Variación del pH de KH2PO4 por moles agregadas de OH-

0

0.0001

0.0002

0.0003

0.0004

0.0005

0.0006

0.0007

0.0008

0.00090.001

0.0011

0.0012

0.0013

0.0014

0.0015

0.0016

0.0017

0.0018

0.00190.002

0.0021

0.0022

0.0023

0.0024

0.00250

2

4

6

8

10

12

Moles agregadas de OH-

pH d

e KH

2PO

4

Zona de amortiguamiento efectivo pKa practico

Descripción del grafico 6.2.2

En la gráfica podemos observar la variación del pH de la solución a medida que se

le agrega un ml de NaOH que contiene 0.0001 moles de OH - . El cambio es

creciente, esta medida nos indica que al aumentar la concentración de iones H+, la

16

solución pasa a ser progresivamente básica, pues su pH pasa de un pH acido de

2,44 a uno básico de 11,22, también se localizó los Pk aproximados que son 7,03

(al haber agregado 12 ml) y 11,06 (al haber agregado 23 ml), así como las zonas

de amortiguamiento efectivo, una que comienza al haber agregado 6 ml y otra

cuando ya se había agregado 21 ml.

7. ANALISIS Y DISCUSIÓN

7.1 Titulación 1

Disolución titulada: Hidróxido de Sodio NaOH 0,1 N

Disolución tituladora: Ácido Clorhídrico HCl 0.1N

En la primera titulación se agregaron volúmenes de 1ml de HCl 0,1 N a la

disolución a titular NaOH 0,1 N de la cual inicialmente habían 20 ml, al tratarse de

una base fuerte y un ácido débil, se esperaba que el pH disminuyera de forma

gradual conforme se agregaban alícuotas de HCl, provocando así que la solución

se acidifique al disminuir la concentración de iones hidroxilo. Durante la

experiencia se pudo comprobar, que efectivamente el pH disminuía de manera

gradual conforme se agradaban mililitros de la disolución tituladora, con un

margen de error bastante pequeño que se puede apreciar en la tabla 6.1.1, sin

embargo, el margen de error aumento de manera significativa al haber agregado

20 ml de HCl donde teóricamente el pH debería ser 7 o aproximarse, al ser la

cantidad de moles de H+ necesarias para neutralizar los iones hidroxilos presentes

en la solución titulada (NaOH), sin embargo, el pH practico al haber agregado

20mL fue de 11,22 lo que en teoría indica que la solución aun presentaba la

calidad de alcalina o básica, este resultado pudo ser producto de factores que

alteraran la pureza y la concentración de la sustancia o en su defecto de errores

humanos o del pHmetro, el cual presentaba demoras en ciertas mediciones, así

como factores ambientales, hay que tener en cuenta que para calcular en pH se

asume normalmente una temperatura de 25 C°, sin embargo, el registro de

cambios en la temperatura, producto de la reacción y de factores ambientales,

pudieron haber cambiado la solubilidad de las sustancias en mención, al igual que

17

falta de limpieza de los tubos cónicos donde estaban almacenadas las sustancias,

que probablemente contendrían otras sustancias que no fueron removidas

completamente durante la limpieza, generando alteraciones durante la medición.

Al haber agregado 22 mL se observa un cambio drástico en la medición del pH,

pues este disminuye de 10,19 a 3,37, indicando que la solución se ha acidificado

al no haber más moles de OH- que se contrapongan al aumento progresivo de

iones de H+ dando como resultado final de la reacción una solución con un pH

acido, que podemos representar mediante la siguiente reacción:

NaOH + HCl NaCl + H2O

Reacción de la cual obtenemos como productos una sal (cloruro de sodio) y agua.

Los cambios de temperatura registrados durante la titulación y consignados en la

tabla 6.1.1 nos dan fuertes indicios de que existe liberación de calor como

resultado de la reacción, por lo que podríamos calificar dicha reacción como

exotérmica, sin embargo, el aumento de temperatura no fue constante y

presentaba intermitencia en determinados intervalos, resultado que pudo ser

producto de los cambios de la temperatura ambiental.

7.1.2 Titulación 2

Disolución titulada: Fosfato monobásico de potasio KH2PO4 0,1 N

Disolución tituladora: Hidróxido de sodio NaOH 0.1N

En la segunda titulación se valoró una sal, fosfato monobásico de potasio

(KH2PO4) 0,1 N con una base fuerte, hidróxido de sodio (NaOH) 0,1 N, en esta

titulación se esperaba que el pH ascendiera con una tendencia a neutralizarse, ya

que el pH inicial de la disolución titulada fue de 4,4 lo que indicaba acidez de la

misma, por lo que al agregar alícuotas de NaOH la tendencia seria a aumentar,

hasta llegar a una zona de amortiguamiento, donde la variación de pH fuese

mínima, hasta alcalinizarse por efecto del exceso de moles de OH+ agregadas.

Durante la experiencia se generó un rápido aumento del nivel de pH durante las

primeras alícuotas agregadas de la solución tituladora, sin embargo, llega un

18

punto donde el pH tiende a estabilizarse, no mostrando grandes variaciones en

ese intervalo, lo cual nos permitió determinar la zona de amortiguamiento efectivo,

y el pK practico (7,03), que difiere un poco del que teóricamente se expresa en el

sistema de disociación del ácido fosfórico (6,8) como puede apreciarse en la

gráfica 6.2.2, al cotejar estos resultados obtenidos producto de la experiencia, con

los teóricos calculados matemáticamente, se puede apreciar un margen de error

bastante reducido (Ver tabla 6.2.1), por lo que los valores prácticos no se alejan

significativamente de los teóricos. Al llegar a los 20mL agregados se aprecia un

nuevo aumento significativo en el pH lo cual es un fuerte indicio de que se ha

salido de la zona de amortiguamiento efectivo, razón por la cual la disolución

tiende a alcalinizarse en función de las moles OH- agregadas. Lo que llama la

atención durante la experiencia es una nueva tendencia a estabilizarse de los

niveles de pH al haber agregado 22ml, por lo que podríamos determinar una

segunda zona de amortiguamiento con un pK de 11.06, por lo cual podemos

deducir que el comportamiento del sistema es similar al del sistema buffer del

ácido fosfórico, en el cual también podemos encontrar distintas zonas de

amortiguamiento a medida que la disolución se alcaliniza.

El margen de error, contemplado en la tabla 6,2,1, aunque no fue realmente

significativo, también es parte importante de la práctica y del proceso de análisis

de los posibles errores que pudieron existir en la misma, esta pequeña diferencia

entre los resultados prácticos, y los teóricos, pudieron tener su origen, en la falta

de la pureza de las sustancias, causada por la falta de limpieza de los recipientes

contenedores de las mismas, o en su defecto por fallas en el pHmetro, ya sea por

falta de calibración, o fallas mecánicas del mismo.

19

8. CONCLUSIONES

Gracias al anterior informe se pudo comprender, que las variaciones de pH

dependen a nivel fisiológico de los amortiguadores, quienes son los que regulan y

desplazan el equilibrio, para así evitar cambios abruptos de acidez o basicidad en

nuestro cuerpo. También, que la mayoría de las veces los resultados teóricos y los

resultados prácticos varían puesto que estas últimas, están determinadas por

factores ambientales y físicos como en nuestro caso fue la agitación del

compuesto.

Además, logro evidenciar la variación de la temperatura que permite la aceleración

de la velocidad de la reacción (y por ende el cambio rápido de pH), a través del

rompimiento de enlaces y la liberación de iones hidroxilos que liberan calor.

El anterior trabajo permite aprender el empleo de algunos equipos de laboratorio,

como también el uso de algunos reactivos de especial cuidado, logra enseñar a

trabajar en equipo, a compartir y a discutir conocimientos adquiridos en clase. La

práctica permite aprender la importancia de estar atentos y concentrados durante

la misma, puesto que un mínimo cambio al agregar un compuesto requerido, la

afectaría drásticamente; así pues, facilita o permite un acercamiento a la realidad

médica que se enfrentará en algunos años, donde un mínimo error convertiría un

pequeño problema en un gran desastre irreversible.

Cuando el grado de un ácido débil se hace de una base fuerte, tal como se

añaden alícuotas de base, los iones de hidróxido añadido reaccionan con una

base conjugada, provocando la reacción para mover a la izquierda y los iones

hidronio se consume, lo que hace que el pH a aumentar. Al repetir el proceso

varias veces se alcanza el punto de equilibrio, y luego el totalmente calificado. En

el desarrollo de la valoración de una base débil con un ácido fuerte, se añaden

cada vez que pequeñas cantidades de ácido, los iones hidronio agregados

reaccionan con el ácido conjugado, provocando la reacción para mover los iones

hidroxilo adecuados y se consumen, que hace que el pH disminuye. Al repetir este

20

proceso varias veces el punto de equilibrio, y después se alcanza la titulación

completa.

9. FICHA DE BIOSEGURIDAD

COMPUESTO DATO DE SEGURIDAD

Ácido Clorhídrico

Fórmula: HCl

Solución acuosao Líquido

transparente e incoloro.

o Olor: Característico.

o Punto de

ebullición :85°C

o Punto de fusión : -25°C

o Presión de

vapor: 20 hPa

o Densidad (20/4): 1,19

o Solubilidad: Miscible con agua

Uso de la sustancia o preparado:Para usos de laboratorio, análisis, investigación Y química fina.

Identificación de los peligros Provoca quemaduras. Irrita las vías respiratorias.

Primeros auxilios

Indicaciones generales:En caso de pérdida del conocimiento nunca dar a beber ni provocar el vómito.

Inhalación: Trasladar a la persona al aire libre. En caso de que persista el malestar, pedir atención médica.

Contacto con la piel: Lavar abundantemente con agua. Quitarse las ropas contaminadas. Extraer el producto con un algodón impregnado en polietilenglicol 400.

Ojos: Lavar con agua abundante (mínimo durante 15 minutos), manteniendo los párpados abiertos. Pedir atención médica.

Ingestión: Beber agua abundante. Evitar el vómito (existe riesgo de perforación). Pedir inmediatamente atención médica. No neutralizar.

Medidas de lucha contra incendio Medios de extinción adecuados: Los apropiados al

entorno.

Medios de extinción que NO deben utilizarse: -----

Riesgos especiales: Incombustible. En contacto con metales puede

formarse hidrógeno gaseoso (existe riesgo de explosión). Precipitar los vapores formados con agua. No permitir el paso del agua de extinción a acuíferos superficiales o subterráneos.

Medidas a tomar en caso de vertido accidental Precauciones individuales: Evitar el contacto con la

piel, los ojos y la ropa. No inhalar los vapores.

21

Procurar una ventilación apropiada. Precauciones para la protección del medio ambiente:

Prevenir la contaminación del suelo, aguas y desagües. Métodos de recogida/limpieza: Recoger con materiales absorbentes o en su defecto arena o tierra secas y depositar en contenedores para residuos para su posterior eliminación de acuerdo con las normativas vigentes. Neutralizar con sodio hidróxido diluido.

Manipulación y almacenamiento: Manipulación: Sin indicaciones particulares. Almacenamiento: Recipientes bien cerrados. En local

bien ventilado. Temperatura ambiente. No almacenar en recipientes metálicos. Protección respiratoria: En caso de formarse vapores/aerosoles, usar equipo respiratorio adecuado. Filtro E (HCl). Filtro P (HCl). Protección de las manos: Usar guantes apropiados (neopreno, nitrilo, látex)Protección de los ojos: Usar gafas apropiadas. Medidas de higiene particulares: Quitarse las ropas contaminadas. Usar ropa de trabajo adecuada. Lavarse manos y cara antes de las pausas y al finalizar el trabajo. Controles de la exposición del medio ambiente: Cumplir con la legislación local vigente sobre protección del medio ambiente. El proveedor de los medios de protección debe especificar el tipo de protección que debe usarse para la manipulación del producto, indicando el tipo de material y, cuando proceda, el tiempo de penetración de dicho material, en relación con la cantidad y la duración de la exposición.

Efectos peligrosos para la salud: Por inhalación de vapores: Irritaciones en vías respiratorias. Sustancia muy corrosiva.

En contacto con la piel: quemaduras.

Por contacto ocular: quemaduras, ceguera (lesión irreversible del nervio óptico).

Por ingestión: Quemaduras en el aparato digestivo. Puede provocar perforación intestinal y de esófago. Después de un periodo de latencia: paro cardiovascular.

22

HIDROXIDO DE SODIO

NAOHAspecto: Sólido

Color: Granulometría

Olor: Inodoro.

pH: 13,5 (sol. 0,1 M)

Punto de fusión/punto de congelación360 °C

Punto inicial de ebullición e intervalo de ebullición:1.327 °C

Punto de inflamación:Inflamabilidad (sólido, gas): Límites superior/inferior de inflamabilidad o deexplosividad

Presión de vapor:Densidad de vapor:Densidad relativa: (20/4) 2,04 Solubilidad:1.120 g/l agua 20 °C

Uso de la sustancia o preparado: para usos de laboratorio, análisis, investigación y química fina.

Identificación de los peligros Frases de peligro:

Nocivo en caso de ingestión.

Provoca quemaduras graves en la piel y lesiones oculares graves.

Frases de precaución:Lavarse...concienzudamente tras la manipulación. No respirar el polvo/el humo/el gas/la niebla/los vapores/el aerosol. No comer, beber ni fumar durante su utilización. Llevar guantes/prendas/gafas/máscara de protección.

EN CASO DE INGESTIÓN: Llamar a un CENTRO DE INFORMACIÓN TOXICOLÓGICA o a un médico si se encuentra mal.

EN CASO DE INGESTIÓN: Enjuagarse la boca. NO provocar el vómito

Primeros auxilios Indicaciones generales: En caso de pérdida del conocimiento nunca dar a

beber ni provocar el vómito. Inhalación: Trasladar a la persona al aire libre. En caso

de que persista el malestar, pedir atención médica. Contacto con la piel: Lavar abundantemente con agua.

Quitarse las ropas contaminadas. En caso de irritación, pedir atención médica.

Ojos: Lavar con agua abundante (mínimo durante 15 minutos), manteniendo los párpados abiertos. Pedir inmediatamente atención médica.

Ingestión: Beber agua abundante. Evitar el vómito (existe riesgo de perforación). Pedir inmediatamente atención médica. No neutralizar.Medidas de lucha contra incendio

Medios de extinción adecuados: Los apropiados al entorno

Riesgos especiales: Incombustible. Medidas a tomar en caso de vertido accidental

Precauciones individuales: No inhalar el polvo. Evitar el contacto con la piel, los ojos y la ropa.

Precauciones para la protección del medio ambiente:

23

Prevenir la contaminación del suelo, aguas y desagües.Métodos de recogida/limpieza: Recoger en seco y depositar en contenedores de residuos para su posterior eliminación de acuerdo con las normativas vigentes. Neutralizar con ácido sulfúrico diluido.

Manipulación y almacenamiento

Manipulación: Sin indicaciones particulares.

Almacenamiento: Recipientes bien cerrados.

Ambiente seco. Temperatura ambiente. No almacenar en recipientes metálico

PROTECCION:

Protección respiratoria: En caso de formarse polvo, usar equipo respiratorio adecuado. FiltroP.

Protección de las manos: Usar guantes apropiados

Protección de los ojos: Usar gafas apropiadas.

Medidas de higiene particulares:

Quitarse las ropas contaminadas.

Usar ropa de trabajo adecuada.

Lavarse manos y cara antes de las pausas y al finalizar el trabajo.

Controles de la exposición del medio ambiente:Cumplir con la legislación local vigente sobre protección del medio ambiente.

Materias que deben evitarse: Metales. Metales ligeros Formación de hidrógeno (riesgo de explosión) Ácidos fuertes. Metales alcalinotérreos en polvo. Compuestos amoniacales

24

Compuestos orgánicos de nitrógeno. Compuestos orgánicos. Halógenos. Halogenuros de halógeno. Hidrocarburos halogenados. Oxihalogenuros no metálicos. Halogenóxidos. Fósforo. Óxidos no metálicos. Anhídridos.

Efectos peligrosos para la salud:

En contacto con la piel: quemaduras

Por contacto ocular: quemaduras trastornos de visión

Por ingestión: Irritaciones en mucosas de la boca, garganta, esófago y tracto intestinal. Riesgo de perforación intestinal y de esófago.

FOSFATO DE POTASIO

MONOBASICO

K2HPO4

Estado físico a 20°C : Sólido

Color : Polvo blanco

Olor :Inodoro

Punto de fusión [°C] :252,6 ° C

Punto de ebullición [°C] : 400 ° C

pH : Solución 5% = 8,00

Presión de

Uso: se utiliza como un fertilizante, un aditivo alimentario y un fungicida. También es un agente amortiguador.

Identificación de Riesgos ¡PRECAUCIÓN! Puede causar irritación a la piel, ojos y vías respiratorias. Puede ser nocivo si se ingiere o se inhala.

Síntomas relacionados con la exposición

Inhalación: Puede causar una ligera irritación de las vías respiratorias.

Contacto con los ojos: Puede causar irritación, enrojecimiento y dolor.

Contacto con la piel: Debido a su naturaleza ácida irritativa, puede causar inflamación y dolor al contacto prolongado, especialmente con la piel húmeda.

Ingestión: Los fosfatos son absorbidos lenta e incompletamente cuando se ingiere, y rara vez resultan en efectos sistémicos.

Estos efectos, sin embargo, se han producido síntomas que pueden incluir vómito, letargo, diarrea, efectos químicos de sangre, efectos sobre el corazón y sistema nervioso central.

25

vapor, 20°C: N. A.

Densidad :2.338 g/cm 3

Solubilidad en agua : 22 g/100 ml (25 ° C)

Límites de explosión - Inferior [%]: N.A.

Límites de explosión - Superior [%]: N.A.

Peso molecular : 136,086 g / mol

La toxicidad de los fosfatos se debe a su capacidad de secuestrar el calcio. La intoxicación de potasio puede resultar en efectos corazón, cambios en la frecuencia respiratoria, sensación de hormigueo en las extremidades, sensación de pesadez en las extremidades, náuseas y diarrea.

Primeros Auxilios Inhalación: Remover al aire fresco. Si no respira, dar

respiración artificial. Si se le dificulta respirar, dar oxígeno.

Contacto con los ojos: En caso de contacto inmediatamente lavar con abundante agua por lo menos 15 minutos, abriendo y cerrando los parpados ocasionalmente. Llamar a un médico si irritación persiste.

Contacto con la piel: Lavar piel con abundante agua y jabón mientras se remueve la ropa contaminada. Conseguir atención médica si irritación persiste o se desarrolla.

Ingestión: En caso de ingestión, dar varios vasos de agua para beber para diluir. Si se ingieren grandes cantidades o si se presentan síntomas, busque ayuda médica. No dar nada por boca a una persona inconsciente.

MEDIDAS DE LUCHA CONTRA INCENDIOS

Tipo de inflamabilidad

No inflamable Productos peligrosos de la combustión: Óxidos de

Fósforo y Oxido de Potasio. Prevención: Medios de extinción de incendios

Utilización de extintores apropiados al fuego circundante.

En general, uso de agentes de Anhídrido Carbónico y/o Polvo Químico Seco. Aplicación de Agua sólo en forma de neblina

Protección en caso de incendio: Protección de la piel observando una distancia de seguridad, y usando ropa protectora adecuada.

26

Riesgos específicos: No Combustible

MEDIDAS EN CASO DE VERTIDO ACCIDENTAL

PRIMEROS AUXILIOS Precauciones generales: Use las herramientas

apropiadas para colocar el material derramado en un recipiente adecuado para disposición de desechos.

Métodos de Limpieza: Junte el material derramado en un beaker grande y disuélvalo con agua. Vierta los materiales derramados por el desagüe con un amplio exceso de agua. Descontamine el área del derrame con una solución jabonosa.

Precauciones para el medio ambiente: Evite que el material derramado salga al ambiente exterior. Evacúe lo necesario para la limpieza del derrame. Si las condiciones lo ameritan, aumente el área de evacuación.

Medidas de protección técnicas Almacenamiento: Proteja de: calor humedad

Almacenar separadamente de condiciones y productos incompatibles.

Proteger contra el daño físico. Mantener los envases cerrados y debidamente

etiquetados

Manipulación: No coma, no beba, no fume mientras manipule este producto. Evite el contacto con ojos piel; No respire el polvo. Lávese bien después de su manipulación. Observe las prácticas generales de higiene industrial al usar este producto.

Protección de las vías respiratorias: Ventilación y/o protección respiratoria. Protección de las manos y cuerpo: Guantes de látex desechables, bata de laboratorio

Protección para la piel: Utilizar ropa de trabajo adecuada que evite el contacto del producto

Protección para los ojos: Gafas químicas o gafas de seguridad. Mantener una ducha de emergencia visible y de fácil acceso al área de trabajo.

27

Ingestión: No comer, no beber y no fumar durante el trabajo.

Medidas de higiene particulares: sustituir la ropa contaminada y sumergir en agua. Lavar las manos al termino del trabajo

Toxicidad La inhalación del polvo y el contacto con la piel o los

ojos puede causar irritación. La ingestión puede causar efectos adversos sobre la salud.

Sensibilidad al producto Efectos locales Este material puede irritar piel y ojos

Información sobre efectos ecológicos Evite la contaminación de alcantarillas y cursos de agua. No se esperan productos de degradación peligrosos a corto plazo. Sin embargo, pueden formarse productos de degradación a largo plazo. Ni el producto en sí ni sus productos de degradación son tóxicos.

28

10. BIBLIOGRAFÍA

Grafica pKa del buffer kh2po4; Sitio: www.ehu.es/; [Citado el 17 de agosto del 2014]; Curso orientado a estudiantes de Bioquímica y Biología Molecular realizado por Juan Manuel González Mañas, Profesor Titular del Departamento de Bioquímica y Biología Molecular de la Universidad del País Vasco. Disponible en: http://www.ehu.es/biomoleculas/buffers/jpg/phosphoric2.jpg.

Ficha de bioseguridad; sitio www.uacj.mx ; Universidad Autonoma de Ciudad Juarez ,autores ctr scientific, no gestiona o da garantía alguna, http://proyectodecalibracion.blogspot.com/2011/12 expresa o implícita, incluyendo sin limitación cualquier garantía de comerciabilidad, o conveniencia para un propósito particular, [citado el 16 de agosto de 2014] disponible en: http://www.uacj.mx/iit/cicta/documents/acidos/acido%20clorhidrico.pdf. http://www.uacj.mx/iit/cicta/documents/acidos/hidroxido%20de%20potasio.pdf.

Ficha de bioseguridad de kh2po4, Sitio: .www.puj.edu.co; Potinficia Universidad Javeriana Cali-Colombia; [Citado el 15 de Agosto de 2014] Disponible en: http://portales.puj.edu.co/doc-quimica/FDS-LabQca-DianaHermith/KH2PO4.pdf.

Imágenes Diagrama de flujo, sitio:

http://proyectodecalibracion.blogspot.com/2011/12 ; Thelma Diego Sánchez; [Citado el 15 de Agosto de 2014] disponible en:

Imgenes Diagrama de Flujo-, Sitio www.ecured.cu; EcuRed realizará

todos los esfuerzos que sean razonables para intentar garantizar la disponibilidad y accesibilidad al Portal. [Citado el 15 de Agosto de 2014]; Disponible en: http://www.ecured.cu/index.php/Beaker ;http://www.ecured.cu/index.php/Varilla_de_vidrio

Universidad Autonoma de Ciudad Juarez , Bioseguridad Acido

Clorhidrico, sitio Uacj.com;; ,autores ctr scientific, no gestiona o da

29

garantía alguna, expresa o implícita, incluyendo sin limitación cualquier garantía de comerciabilidad, o conveniencia para un propósito particular http://www.uacj.mx/IIT/CICTA/Documents/Acidos/Acido%20Clorhidrico.pdf. [Citado el 16 de Agosto de 2014]

Bioseguridad Hidroxido de Potasio; CTR SCIENTIFIC. Hoja de datos de

seguridad hidróxido de potasio.; Universidad Autonoma de Ciudad Juarez; . [Citado el 15 de Agosto de 2014]; Disponible en http://www.uacj.mx/IIT/CICTA/Documents/Acidos/Hidroxido%20de%20Potasio.pdf

PONTIFICIA UNIVERSIDAD JAVERIANA. Ficha de datos de

Bioseguridad. FOSFATO DE POTASIO MONOBÁSICO (KH2PO4). http://portales.puj.edu.co/doc-quimica/FDS-LabQca-DianaHermith/KH2PO4.pdf . [Citado el 16 de Agosto de 2014] f . [Citado el 16 de Agosto de 2014]

DREW, H. Wolfe. Química General, orgánica y biológica. Página 124.

7.1 Soluciones. DREW, H. Wolfe. Química General, orgánica y biológica. Página 168.

9.1 Definición de ácidos y bases.

BURGOS, Luis Carlos. De la fisicoquímica a la vida. Primera edición. pH

y amortiguadores de pH. Págs. 53-54

GARCIA, Arcesio. Química General. Página 573. Equilibrios en soluciones acuosas.

http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte . [Citado 16 de Agosto de 2014]

30

11. ANEXOS

10.1 CALCULOS

TITULACIÓN 1: NaOH y HCl

Concentración de H+

Necesitamos hallar el número de moles de H+ en 1mL de HCl 0.1 N, en el HCl

la normalidad es igual a la molaridad, porque el peso de un equivalente gramos

es igual a el peso de una mol, ya que el HCl tiene una sola carga, entonces 0,1

N= 0,1 M en el HCl.

Molaridad= Moles soluto/ litros de solución

Moles soluto= 0.1 M x 0.001 L = 1 x 10-4 moles

El HCl es un ácido fuerte, por lo que las moles de H+ serán iguales a las moles

calculadas anteriormente de HCl, ya que al ser un ácido fuerte, teóricamente

se asume que su disociación es del 100% en una solución acuosa.

Para hallar la concentración de los demás mL agregados se realiza el mismo

procedimiento, solo variando el volumen, hasta llegar a 25mL que fue el

volumen total de HCl agregado.

Concentración de OH-

El volumen de NaOH entregado para titular fue de 20mL, por lo que debemos

determinar el número de moles de OH- presentes en ese volumen, en el NaOH

al igual que en el HCl, su normalidad es igual a la molaridad, ya que posee una

sola carga, y por ende el peso de un equivalente gramo, será igual a su masa

molecular, por consiguiente 0,1 N= 0,1 M en el NaOH.

Molaridad= Moles soluto/ litros de solución

31

Moles soluto= 0.1 M x 0.020 L = 2 x 10-3 moles

Pk Teórico

El NaOH es una base fuerte, y el HCl un ácido fuerte, para ambos

teóricamente su disociación es del 100%, razón por la cual no hay un Pka para

ninguno de los dos.

PH Teórico del HCl

[HCl]= 0,1 M, concentración de HCl es igual a concentración de H+

PH= -Log [H+] = -Log [0.1] = 1

PH teórico= 1 PH práctico= 1,064 Margen de error: 0,064

PH Teórico del NaOH

[NaOH]= 0,1 M concentración de NaOH es igual a la concentración de OH-

POH= -Log [OH-] = -Log [0,1] = 1

PH + POH= 14 PH= 14 – 1 = 13

PH Teórico= 13 PH práctico = 12,722 Margen de error: 0,27

Ahora procedemos a hallar el pH teórico de la solución para los distintos

volúmenes agregados de la solución tituladora (HCl)

o Para 1ml de HCl

Anteriormente habíamos calculado el número de moles presentes en 20

ml de NaOH y de 1ml de HCl.

Moles NaOH = 2 x 10-3

32

Moles HCl= 1 x 10-4

Para calcular el PH primero debemos hallar el POH por tratarse de una

base, para ello debemos restar el número de moles de NaOH menos

las de HCl agregadas, sobre el volumen total, para así tener la

concentración de OH-

[OH-]= 2 X 10-3 moles – 2 x 10-4 moles / 0,021 L = 0,09047 M

POH = - Log [0,09047] = 1,043

PH + POH= 14 PH=14- 1,043 = 12,957

PH Teórico= 12,957 PH práctico= 12,688 Margen de error = 0,26

Para 15 ml de HCl

Moles de HCl = 0,1 Molar x 0,015 L = 1,5 x 10-3 moles

[OH-]= 2 x10-3 moles – 1,5 x10-3 moles/ 0,035L= 0,0142 M

POH= -Log [0,0142] = 1,84 PH= 14 – 1,84 = 12,16

PH Teórico = 12,16 PH Práctico= 11,979 Margen de error= 0,1

o Para 25 ml de HCl

En este caso, el volumen de HCl es mayor al de NaOH, por lo que

hallaremos PH y no POH, pues la concentración de H+ ha de ser

mayor a la de OH-

Moles HCl = 0,1 Molar x 0,025 L = 2,5 x10-3

[H+] = 2,5 x10-3 moles – 2 x10-3 moles/ 0,045 L = 0,011 M

33

PH= -Log [0,011] = 1,95

PH Teórico = 1,95 PH práctico= 2,17 Margen de error = 0,22

TITULACION 2.

Concentración de H+

Debemos encontrar las moles de H+ presentes en 1ml, para ello tenemos lo

siguiente:

M= n stoL sln                

M= 0.1       Lsln=  1ml  *  1L1000ml

   Lsln=0.001 L

De la ecuación despejamos las moles así:

n sto = (0.1 moles/L)*(0.001 L)       

n sto = 1*10-4

= 0.0001 M

Para hallar la concentración de moles de H+  presentes en 2 ml de la solución,

procedemos a repetir la misma ecuacion, solo reemplazamos el volumen, se hace

la conversión de 2 ml a L, y así en progresión aritmética hasta llegar a 25 ml que el

volumen total agregado de KH2PO4.

-Primero, hallamos el Ka Teórico:

34

Para esto, necesitamos tomar en cuenta el pKa que en este caso para el KH2PO4

que es la sustancia a Titular, tiene 3 pKa, que son los siguientes:

pKa1= 2,15

pKa2= 6,8

pKa3= 12,3

En la gráfica podemos observar que de acuerdo al pH, se tiene un pKa diferente

de acuerdo en el intervalo que se encuentre el pH, por ejemplo si se encuentra de

0 a 3, tiene un pKa de 2,15; si tiene un pH de mayor que 4 a 12, el pKa es 6,82, y

por ultimo si el pH es mayor a 12 tiene un pKa de 12,38.

Teniendo en cuenta lo anterior procedemos a sacar el Ka así:

Pka= - Log (Ka) entonces Ka= antilog – (pka)

Remplazamos en la fórmula:

35

1. Ka1= -antilog ( 2,15)

= 7,07¿10 -3

2. Ka2= -antilog (6,82)

= 1,51¿10 -7

3. Ka3= -antilog (12,38)

= 4,16¿10-13

pH Teórico:

Para hallar el pH teórico debemos hallar las concentraciones de según los ml

agregados de NaOH. Pero como el KH2PO4 es una sal acida, se disocia así:

KH2PO4 + Na (OH) K+ + H2 PO4 – H + HPO4

= H + PO4 3 –

Ka=[H 2PO 4 – ]¿¿

Iniciamos con el Ka2 (puesto que el ka1 es para valores más bajos):

Como ya se tiene que Ka2 es 1,51¿10 -7 podemos hallar la concentración

de ácido fosfórico.

Concentración KH2PO4 + Na(OH) K+ + + H2 PO4 –

Inicial 0.1M 0 0

Final 0.1M – X X X

Ahora podemos despejar la X, teniendo en cuenta la Formula de Ka.

Ka=[X ][X ]

[0,1−X ] Como el porcentaje de disociación es muy bajo, entonces se

puede despreciar la X en la concentración final del KH2PO4.

36

Nos quedaría, reemplazando Ka: 1,51¿10 -7 =[X ] [X ]

[0,1 ]

Si despejamos quedaría:

X2 = (1,51¿10 -7)¿ (0.1)

X2=√1,51∗10−7¿∗(0.1)¿

X= 3,88¿10−5

Ya se halló la concentración de H2PO4- y de H+ de la disociación, ahora hallamos el

pH, procediendo de la siguiente manera:

Como la fórmula de pH es: pH= -log [H+]

Remplazamos pH= -log (3,88¿10−5)

pH= 4,411

pH practico= 4,415 entonces el margen de error seria 0,003.

Ahora hallaremos el pH teórico para los volúmenes agregados. Para esto

utilizamos la ecuación de Henderson-Hasselbach

pH =pKa+ log[sal]

[acido ]

Primero tenemos que ver que debemos hallar la concentración de la sal y del

ácido.

37

1ml agregado de NaOH:

Concentración de KH2PO4 :

Hallaremos la concentración de moles que hay en 20 ml. Tenemos que:

M= n stoLsln

M= 0.1 Lsln= 20ml❑ * 1 L

1000ml

Lsln=0.020 L

Ahora despejamos las moles así:

n sto = (0.1 moles/L)*(0.020 L)

n sto = 2*10-3

Ahora se halla la concentración en moles que hay en 3,88¿10−5, que es la

Molaridad de H2 PO4 – y de K+ al disociarse.

n sto = (3,88¿10−5moles/L)*(0.020 L)

n sto = 7,76¿10−7

El siguiente paso es restarle a las moles que hay en 20 ml, el número de moles

que encontramos luego de la disociación. A ese resultado que nos dio le vamos a

restar las moles que hay por el número de ml que se agrega, ósea 1ml , que es lo

mismo que decir 1*10-4 moles, y eso nos daría la concentración de la sal.

(2*10-3 moles- 7,76¿10−7moles) - 1*10-4moles = [KH2 PO4]

(1,99¿10-3 moles) - 1*10-4 moles =

1,89*10-3 moles =

1.89*10-3 moles/L= [KH2 PO4]

38

Concentración de H2 PO4 – :

Como ya tenemos el número de moles que se disocian (7,76¿10−7) ahora hay que

sumar las moles que hay por el número de ml agregados (1*10-4moles). Se le

suma porque el sistema al buscar el equilibrio las moles que perdió al disociarse

se suman en su base conjugada y esto da la concentración:

7,76¿10−7moles + 1*10-4moles = [H2 PO4 –]

1,007*10-4 moles =

1,007*10-4 moles /L= [H2 PO4 –]

Ahora si podemos hallar el pH con la ecuación de Henderson-Hasselbach

pH =6,8+ log[1,007∗10−4moles /L][1,89∗10−3moles /L ]

pH= 6,8 + log (0,053)

pH= 6,8 + (-1,2) 5,6- 5,530 = margen de error = 0.07

PH=5.6

Para 2mL:

Concentración de K2PO4:

Tendríamos que realizar el mismo procedimiento pero ya en al haber

hallado la concentración anterior, algunos valores permanecen constantes,

lo único que cambia es el número de moles de H+; dependiendo del

volumen agregado de NaOH.

(2¿10 -3 moles - 7,76¿10-7) – [(x)¿(1¿10-4)] moles

39

Permanece constante cambia según el volumen agregado

Multiplicamos por 2 porque son los mL agregados de NaOH, entonces quedaría

así:

1,99¿10 -3 moles – (2) ¿ (1¿10 -4)= K2PO4

1,99¿10 -3 moles - 2¿10 -4 =

1,79¿10 -3 moles/L = [KH2PO4]

Concentración de H2PO4- :

7,76¿10-7 + [(x) ¿(1¿10-4)] moles

Constante cambia según el volumen

Entonces quedaría de la siguiente manera:

7,76¿10-7 + (2) ¿(1¿10-4)= H2PO4-

2,007¿10-4 = [H2PO4-]

pH:

pH= 6,8+ log 2,007∗10−4

1,79¿10−3moles /L

pH= 6,8 + log (0,112)

pH= 6,8 + (- 0,95)

pH= 5,58 pH teórico= 5,58

pH practico 5,856

Margen de error= 5,856 – 5,58 =0,006

40

Para 11 ml calculamos la concentración de KH2Po4

1.99x10^-3 – 1.1x10^-3= 8.9x10^-4

Ahora la concentración en 11 ml de H2Po4

7.76x10^-7+ 1.1x10^-3 = 1.100776x10^-3

Aplicando la fórmula de Henderson-Hasselbach PH= 6.8 + log 1.100775x 10−3

8.9 x 10−4 =

6.892 PH teórico

PH práctico: 6.950

Margen de error: 0.05

Para 12 ml:

KH2Po4: 1.99x10^-3 – 1.2x10^-3 =7.9x10^-4

H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.2x10^-3= 1.200776x10^-3

Con estos valores:

pH teórico: 6.981

PH practico: 7.037

Margen de error: 0.05

Para 13 ml:

KH2Po4: 1.99x10^-3 –1.3x10^-3= 6.9x10^-4

H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.3x10^-3= 1.300776x10^-3

Con estos valores:

pH teórico: 7.075

pH practico: 7.145

Margen de error: 0.07

41

Para 14 ml:

KH2Po4: 1.99x10^-3 – 1.4x10^-3= 5.9x10^-4

H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.4x10^-3= 1.400776x10^-3

Con estos valores:

Ph teórico: 7.175

Ph practico: 7.263

Margen de error: 0.08

Para 15 ml agregados:

KH2Po4: 1.99x10^-3 –1.5x10^-3 = 4.9x10^-4

H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.5x10^-3 = 1.500776x10^-3

Con estos valores:

Ph teorico:7.286

Ph practico: 7.389

Margen de error: 0.1

Utilizando el pka3:

Ka=[H 2PO 4 – ]¿¿

Iniciamos con el Ka3 (puesto que el ka3 es para valores más altos de pH):

Como ya se tiene que Ka3 es 6,025¿10-13 podemos hallar la concentración

de ácido fosfórico.

Inicial 0.1M 0 0

42

Final 0.1M – X X X

Ahora podemos despejar la X, teniendo en cuenta la Formula de Ka.

Ka=[X ][X ]

[0,1−X ] Como el porcentaje de disociación es muy bajo, entonces se

puede despreciar la X en la concentración final del KH2PO4.

Nos quedaría, reemplazando Ka: 6,025¿10-13 =[X ] [X ]

[0,1 ]

Si despejamos quedaría:

X2 = (6,025¿10-13)¿ (0.1)

X2=√6,025∗10−13¿∗(0.1)¿

X= 7,76∗10−8 X= 7,76∗10−8∗¿0,039

[KH2PO4] = (3,9x10-3 moles – 3,026x10-9) – (1 x 10x10-4 moles)

[K2PO4] = 3,89x10-3 – 1x10-4

[K2PO4] = 3,79x10-3

[H2PO4] = 3,026x10-9 + (1) (1x10-4)

43

Se cambia la concentración de 20mil porque ahora se usa el pK3 porque es para valores más altos de pH. Como ya se le había agregado 19 ml más, estos se le suman.

20 + 19 Es 1ml porque ahora deben haber 20 ml de solución, además, ya se le agregaron 19ml a la concentración de 20ml

[H2PO4] = (3.026x10-9) + (1x10-3)

[H2PO4] = 1.0003x10-4

pH = pKa + log ¿¿

pH = 12,22 + log 1,0003x 10− 4

3,79 x10−3

pH = 12,22 + log 0,0264

pH = 12,22 + (-1.578)

pH = 10,64

Margen de error = pH teórico – pH práctico

Margen de error = 10,64 – 10,438

Margen de error = 0,2

44