Universidad Nacional Autónoma de MéxicoFacultad de Química

Laboratorio de Química Analítica

PRÁCTICA 3. Estudio de equilibrios ácido-base.

Corona Pérez Paulina

21/09/2015OBJETIVOS

Comprender y estudiar los indicadores ácido-base.

Construir escalas de pH y con ello, predecir reacciones.

Clasificar y calcular pH de ácidos y bases fuertes y débiles,

mediante valores como concentración, ka, kb, pkb y pka.

OBSERVACIONES

Antes de cada medición, es importante calibrar correctamente el potenciómetro.

Después de medir el pH de cada disolución hay que enjuagar el potenciómetro con agua destilada y secarlo cuidadosamente.

Problema 1. Comportamiento de los indicadores (escala de

pH)

COLOR DEL INDICADORDisolución pH Universal Fenolftaleí

naAnaranjad

o de metilo

Indicador

natural

HCl 0.1 M 1.7 Melón Incoloro Rosa Palo de rosa

Tartrato ác. sat.

3.6 Amarillo Incoloro Anaranjado Palo de rosa

Biftalato 0.05m

4.4 Anaranjado claro

Incoloro Anaranjado Palo de rosa

Acetatos 0.1 M

5 Anaranjado claro

Incoloro Anaranjado Palo de rosa

Urotropina0.1 M

7.7 Anaranjado claro

Incoloro Amarillo Incoloro

Fosfatos 0.1 M

7 Amarillo Incoloro Amarillo incoloro

Bicarbonato 0.1 M

8.4 Verde Incoloro Amarillo Verde

Tetraborato 0.05

8.2 Índigo Palo de rosa Amarillo Café

NaOH 11 Azul rey Fiucsa Amarillo Amarillo

.4Tabla 1. Relación del valor de pH medido con el color de cada uno de los

indicadores.

Indicador Intervalo(s) de vire

experimental

Valores reportados en la

literaturapKa Intervalo

de vireIndicador universal

1.7-5, 7.7-8.4, 8.2-11.4

1-14

Anaranjado de metilo

1.7, 3.6-5, 7.7-11.4 3.46 3.1-4.4

Natural (col morada)

1.7-5, 7.-7.7, 8.2-8.4, 11.4

2-13

Fenoftaleína 1.7-8.4, 8.2-11.4 9.3 8.3-10Tabla 2. Registro de intervalos de vire y pka's

Cuestionario N° 1

1. ¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones en

las distintas disoluciones buffer?

El indicador universal es un indicador mixto, el cual tiene por objetivo

dar una indicación aproximada del pH por los diferentes colores que

presenta a diferentes valores de pH, dentro de un campo muy amplio

del mismo. Por tanto, en nuestras disoluciones buffer se torna de dos

colores diferentes porque son dos pH diferentes.

2. Analizando los resultados de la Tabla 2 y relacionando el vire de

color con el pKa, explica con tus propias palabras cómo actúa

un indicador ácido base.

Los indicadores son bases o ácidos débiles, los cuales, al estar

disociados viran de color; esto sucede cuando la concentración de [H]+ es la misma que el Ka del indicador, análogamente, el cambio de

color se da cuando el pH es comparable con el pKa.

3. ¿Para qué situaciones recomendarías utilizar el indicador

universal, el anaranjado de metilo y la fenoftaleína?

Para la selección de un indicador, es importante que el vire del mismo

sea semejante al valor de punto de equivalencia de nuestra titulación;

por tanto, el indicador universal lo recomendaría para un campo muy

amplio, tanto para disoluciones ácidas y bases fuertes, y como para

disoluciones buffer, es decir que se encuentren en el intervalo de pH

de 3-10. El anaranjado de metilo nos puede servir cuando estamos

valorando una disolución ácida, en el rango de 3.1 a 3.4 en la escala

de pH. La fenolftaleína en casos donde el punto de equivalencia sea

básico, entre 8.3 y 10.

4. A partir de la Tabla 2, selecciona el indicador adecuado para la reacción de neutralización ácido fuerte-base fuerte.

Por definición, una reacción de neutralización es aquella que nos da como productos agua y su respectiva sal, así como un pH final próximo a 7. Por tanto, debemos utilizar un indicador que tenga un intervalo de vire cercano a 7, de manera que podemos hacer uso de dos indicadores: El inicador universal y el indicador natural de extracto de col morada; ya que sus intervalos de vire se encuentran de 1-14 y 2-13, respectivamente.

5. Construye un mapa conceptual que relacione los conceptos

involucrados en los experimentos.

PROBLEMA 2. ACCIÓN BUFFER.

Disolución Par HA/A- pH [HA] [A-] pKaÁcido acético 0.1

M------------ 3.1 0.1

Acetato de sodio 0.1 M

------------ 7.8 0.1

Ácido acético + acetato de sodio

CH₃COOH/CH₃COO⁻

4.9 0.1 0.1 4.9

Ácido fosfórico 0.1 M

------------ 2.1 0.1

Dihidrogenofosfato de sodio 0.1 M

------------ 4.7 0.1

Ácido fosfórico +dihidrogenofosfat

o de sodio

H₃PO₄/H₂PO₄⁻

3.6 0.1 0.1 3.6

Carbonato ácido de sodio 0.1 M

------------ 8.6 0.1

Carbonato de sodio 0.1 M

------------ 11.5 0.1

Bicarbonato de sodio +

carbonatode sodio

HCO₃⁻/CO₃⁻²

9.7 0.1 0.1 9.7

Tabla 3. Registro de pH de disoluciones buffer

Cálculos

I. CH3COOH/CH3COO- pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA] = 4.9 – log(0.1/0.1) = 4.9

II. H₃PO₄/H₂PO₄- pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA] = 3.6 – log(0.1/0.1) = 3.6

III. HCO₃⁻/CO₃⁻² pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA] = 9.7 – log(0.1/0.1) = 9.7 Cuestionario N° 2

1. ¿Por qué la disolución de un par conjugado tiene un pH diferente al que tendrían disoluciones que contuvieran únicamente al acido o la base?

Porque la presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido o de una base débil.

2. Con los datos experimentales obtenidos en la tabla III, completa la escala de pH. Coloca cada par acido-base conjugados a lo largo de la escala.

3. Empleando la escala anterior de pH que elaboraste, haz la predicción de todas las reacciones que se pueden llevar a cabo entre todas las especies colocadas en la escala.

H ₃PO ₄+CH ₃COO⁻⇄ H ₂ PO₄⁻+CH ₃COOHH ₃PO ₄+CO ₃⁻ ²⇄H ₂PO₄⁻+HCO₃⁻

CH ₃COOH+CO₃⁻ ²⇄CH ₃COO⁻+HCO₃⁻

4. Calcula los valores de las constantes de equilibrio correspondiente.

a) H ₃PO ₄+CH ₃COO⁻⇄ H ₂ PO₄⁻+CH ₃COOH

K= ([H3PO4/H2PO4-]) X ([CH3COO-]/[CH3COOH]) = 104.7 X 10-2.14

K=¿ 10 2.56

b) H ₃PO ₄+CO ₃⁻ ²⇄H ₂PO₄⁻+HCO₃⁻K= ([H3PO4] / [H2PO4]) X ([CO32-] / [HCO3-])= 10-2.14 X106.35

K=¿ 10 4.21

c) CH ₃COOH+CO₃⁻ ²⇄CH ₃COO⁻+HCO₃⁻K= ([CH3COOH] / [CH3COO-]) X ([HCO3-] / [CO3 2-]) = 106.35 X 10-4.7

K=¿ 10 1.65 5. ¿Cuál de las reacciones propuestas es la más cuantitativa?

H ₃PO ₄+CO ₃⁻ ²⇄H ₂PO₄⁻+HCO₃⁻

Al poner sus pka’s y realizar la escala de potencial, observamos que es la que tiene la pendiente más negativa, puesto que son los valores más alejados; además, al calcular las constantes, podemos observar que es el valor más grande de todas las reacciones posibles.

PROBLEMA 3. EFECTO DE LA DILUCIÓN

¿Qué expresión matemática relaciona la fracción disociada con la dilución hecha?

M= mol1000mL

( 1mol1000mL )100mL

=( 1mol100000mL )100mL

= 1mol10000000mL ( 1000mL1 L )=1x 10−4M

Tabla 4. Efecto de

una disolución 1:10,000 en el pH

ANALISIS DE RESULTADOS

Calibración de potenciómetro

La calibración del potenciómetro se basa en el uso de la ecuación de Nerst como la ecuación de la recta. Es decir:

Disolución pH antes de la

disolución

pH después de la

disoluciónCH3COOH 1M 2.9 4.1

HCl 1M 2.1 3.9NaH2PO4 1M 4.39 5.69

CH3COONa 1M 7.79 7.47NaOH 1M ------------------ ------------------

E=E°+ 0.06nlog

oxidantereductor

y=mx+b

Como sabemos, para poder realizar una recta debemos de tener al menos dos puntos, para ello tomamos 0.06 como el primer punto, subsecuentemente, al calibrar con los pH’s de soluciones estándar de 4 y 7, podemos obtener más puntos de nuestra recta para obtener así nuestra pendiente experimental. En nuestro experimento nuestra pendiente fue de 98.

%E=100−98100

(100 )=2%

Problema 1.Observando la tabla No. 1 nos damos cuenta que los diferentes tipos de indicadores tienen su propia característica o que viran de un color diferente debido al pH distinto de cada solución. El indicador universal vira desde un color rojo hasta llegar a un morado cuando este indicador tiene un tono amarillo, decimos que la solución en ese momento tiene un pH de 5 o un valor cercano de pKa igual a 5 (para disoluciones amortiguadoras con pares acido/base con concentraciones iguales). Esto se puede ver expresado en la tabla No 1 cuando comparamos la columna del pH con el indicador.De una manera similar ocurre con el anaranjado de metilo, que vira de un color amarillo a naranja cuando el pH de la disolución esta cercano a 3.1 – 5.0. Aquí el valor de Pka es de aproximadamente 3.6 para disoluciones amortiguadoras con los pares conjugados a la misma concentración. Observando la tabla No. 1 nos damos cuenta que a un pH menor a 4.5 se intensifica el color casi llegando a rojo.Por arriba de pH 8 la fenolftaleína vira a un color rosa mexicano y por debajo de este valor es incolora la disolución.

Problema 2.Al comparar el pH en este problema ,el ácido solo y la base sola, con la mezcla de ambos para formar la disolución buffer, su pH se mantiene intermedio, es decir, no adopta el pH del ácido o de la base.Pudimos observar también que al ser de las mismas concentraciones el ácido como su base conjugada, el pH es igual al pKa, esta observación podemos afirmarla con la ecuación de Hendersson / Haselbach. Por lo cual, pudimos realizar la escala de pH con lo pares conjugados de las diferentes disoluciones buffer, colocando a la izquierda los de mayor fuerza ácida y a la derecha con mayos fuerza básica.

Problema 3Al ver la tabla No 3, nos podemos dar cuenta de que cuando se diluyen disoluciones acidas, estas se vuelven mas básicas. Y cuando

se diluyen disoluciones básicas, estas se vuelven más acidas. Debido a los iones OH⁻ o H⁺ que puede proporcionar el agua.

1.