OBJETIVOS 1. Determinar la concentración de ácidos y bases por volumetría (método argentométrico). 2. Realizar el estudio de un aspecto importante en el equilibrio heterogéneo, que se refiere a sales poco solubles. 3. Determinar el pH de soluciones acuosas empleando indicadores ácido-básicos (titulación).
FUNDAMENTO TEÓRICO INTRODUCCIÓN El equilibrio químico se puede presentar en: homogéneo y heterogéneo en un proceso. Se tiene un equilibrio homogéneo, cuando el equilibrio se establece en una fase, es decir en una mezcla de gases, una solución liquida, etc.; y un equilibrio heterogéneo, cuando el equilibrio consta de más de una fase, es decir gas y sólido o liquido y sólido. Una solución sobresaturada en equilibrio con el soluto sin disolver es un ejemplo típico de equilibrio heterogéneo. Por otra parte, el equilibrio químico se puede presentar, según su velocidad de reacción y estas e stas son: meta estables (indica que no se ha alcanzado el equilibrio) y estables (indica que se ha alcanzado el equilibrio real, a través de un catalizador).
SALES POCO SOLUBLES Una de las aplicaciones más sencillas en un equilibrio químico es el hallar la concentración de una sal poco soluble. Por ejemplo, si tomamos la disociación del cloruro de plata en un medio acuoso, tenemos lo siguiente:
Donde, al ser alcanzado el equilibrio, se llega que se ha disuelto sólo 1,67 x 10-5 mol. Aunque esta cifra pueda parecer insignificante para uno, este valor puede ser de gran importancia dentro de un laboratorio. Por esta razón, es de interés encontrar las solubilidades de distintas sales mediante expresiones cuantitativas. Para ello, procederemos a determinar la constante de producto de solubilidad:
ÁCIDOS Y BASES El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases. En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases álcalis) de acuerdo a las siguientes características:
Los Ácidos: tienen un sabor ácido que corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases. Las Bases: son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos. Afínales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió
que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorhídrico se disuelve en el agua de la siguiente manera:
Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidroxilo a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio:
La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera porque todas las bases son similares). Porque todos los ácidos sueltan H+ a la solución (y todas las bases sueltan OH -). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y vice versa, es llamada neutralización.
POTENCIAL DE HIDROGENO (pH) En la definición de Bronsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo pueden ser medidas por su concentración de iones de hidrógeno.
La concentración es comúnmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente [H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución.
DATOS EXPERIMENTALES EXPERIMENTO N°1: DETERMINACIÓN VOLUMÉTRICA DE IONES DE CLORURO, Cl- POR VALORACIÓN CON IONES DE Ag+ SUSTANCIA COLOR NaCl Incoloro K2CrO4 Amarillo opaco NaCl+AgNO3 Se enturbia K2CrO4 +AgNO3 Rojo salmón VOLUMEN GASTADO 10 mL EXPERIMENTO N°2: DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES ÁCIDAS DE DIFERENTES CONCENTRACIONES Grupo de tubos: A SUSTANCIA: HCl INDICADOR: VIOLETA DE METILO N° TUBO CONCENTRACIÓN (M) COLOR A1 0.1 Celeste claro A2 0.01 Azul claro A3 0.001 Lila A4 0.0001 Lila más claro que 3 Grupo de tubos: B SUSTANCIA: HCl INDICADOR: ANARANJADO DE METILO N° TUBO CONCENTRACIÓN (M) COLOR B1 0.1 Rojo claro B2 0.01 Rojo más claro que 1 B3 0.001 Rojo más claro que 2 B4 0.0001 Naranja claro EXPERIMENTO N°3: DETERMINACIÓN DE [H+] EN UNA SOLUCIÓN ÁCIDA DESCONOCIDA Tomando en cuenta los colores del contenido de los tubos de ensayo del experimento N°2 planteamos:
Grupo de tubos: A SUSTANCIA: HCl INDICADOR: VIOLETA DE METILO N° TUBO COLOR A5 Entre el tubo A1 y A2 Grupo de tubos: B SUSTANCIA: HCl INDICADOR: ANARANJADO DE METILO N° TUBO COLOR B5 Entre el tubo A1 y A2
EXPERIMENTO N°4: TITULACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL, CH3COOH CON UNA BASE FUERTE, NaOH En este experimento debemos estar atentos, pues debemos ver un cambio instantáneo de color en el Erlenmeyer.
PARTE A: SUSTANCIA CONCENTRACIÓN (M) VOLUMEN (mL) TITULANTE NaOH 0.1 17 INDICADOR NARANJA DE METILO ----AL INICIO CH3COOH X 10 SE AGREGA H2O --20 AL FINAL CH3COOH X/3 30 PARTE B: SUSTANCIA CONCENTRACIÓN (M) VOLUMEN (mL) TITULANTE NaOH 0.1 11.9 INDICADOR FENOLFTALEÍNA ----AL INICIO CH3COOH X 10 SE AGREGA H2O --20 AL FINAL CH3COOH X/3 30 CÁLCULOS Y RESULTADOS EXPERIMENTO N°1: DETERMINACIÓN VOLUMÉTRICA DE IONES DE CLORURO, Cl- POR VALORACIÓN CON IONES DE Ag+ De las reacciones netas:
Entonces
De ahí se deduce que el anión CrO4= necesita más ion Ag+ para precipitar.
Luego
EXPERIMENTO N°2: DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES ÁCIDAS DE DIFERENTES CONCENTRACIONES Debemos tener en cuenta que estos cálculos son principalmente CUALITATIVOS y de la expresión matemática para calcular el pH:
Grupo de tubos: A N° TUBO pH COLOR A1 1 Celeste claro A2 2 Azul claro A3 3 Lila A4 4 Lila más claro que 3 Grupo de tubos: B N° TUBO pH COLOR B1 1 Rojo claro B2 2 Rojo más claro que 1 B3 3 Rojo más claro que 2 B4 4 Naranja claro EXPERIMENTO N°3: DETERMINACIÓN DE [H+] EN UNA SOLUCIÓN ÁCIDA DESCONOCIDA También en este experimento debemos tener en cuenta que estos cálculos son principalmente CUALITATIVOS y de la expresión matemática para calcular el pH:
Grupo de tubos: A N° TUBO COLOR pH A5 (el tubo del medio) Celeste cristalino 1-2
Grupo de tubos: B N° TUBO COLOR pH B5 (el tubo del medio) Rojo claro 1-2
EXPERIMENTO N°4: TITULACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL, CH3COOH CON UNA BASE FUERTE, NaOH PARTE A: En la titulación se da la siguiente reacción:
Na.Va (X/3)(30)
Nb.Vb (0.1)(17)
Entonces:
Como el CH3COOH es un acido débil no se hidroliza por completo Al inicio Cambio En el equil.
0.17 -x 0.17-x
--+x X
--+x x
Donde: Ka=1.8x10-5 (tabla 15.5 (pg. 657)- Raymond Chang) Reemplazando:
Por ultimo
Ahora calculamos el punto de equivalencia, pues lo que tendremos en ese punto será una disolución de ión acetato que puede producir la reacción de hidrólisis.
Inicio Cambio Equil.
0.17 -x 0.17-x
--+x X
--+x x
Donde: Kb=5.6x10-10 (tabla 15.5 (pg. 657) - Raymond Chang) Reemplazando:
Por ultimo
PARTE B: En la titulación se da la siguiente reacción:
Na.Va (X/3)(30)
Nb.Vb (0.1)(11.9)
Entonces:
Como el CH3COOH es un acido débil no se hidroliza por completo Al inicio Cambio En el equil.
0.119 -x 0.119-x
--+x X
--+x x
Donde: Ka=1.8x10-5 (tabla 15.5 (pg. 657)- Raymond Chang) Reemplazando:
Por ultimo
Ahora calculamos el punto de equivalencia, pues lo que tendremos en ese punto será una disolución de ión acetato que puede producir la reacción de hidrólisis. Inicio Cambio Equil.
0.119 -x 0.119-x
--+x X
--+x x
Donde: Kb=5.6x10-10 (tabla 15.5 (pg. 657)- Raymond Chang) Reemplazando:
Por ultimo
OBSERVACIONES
EXPERIMENTO N°1 Se realizaron las siguientes observaciones: el NaCl es un compuesto incoloro; el K2CrO4 es un compuesto color amarillo opaco. Al adicionar al NaCl el AgNO 3 se forma una solución turbia. Al adicionar al K2CrO4 el AgNO3 se forma una solución color rojo salmón. Cuando se adiciona gota a gota el AgNO3 al matraz que contiene NaCl más dos gotas de K 2CrO4, se observa que en el lugar donde cae la gota de AgNO3 se presenta una coloración rojo salmón, esto se debe a que el K 2CrO4 nos está uniformemente --distribuido por la solución, sino que está más concentrado en el centro, donde cae la gota de AgNO3.
EXPERIMENTO N°2 Cuando se añade violeta de metilo al tubo de concentración 0.1 M (tubo A1) el color observado es celeste claro; con el tubo de concentración 0.01 M (tubo A2) el color es azul claro; con el tubo de concentración 0.001 M (tubo A3) el color es lila; finalmente con el tubo de concentración 0.0001M (tubo A4) el color observado es un lila más claro que el anterior. Cuando se añade anaranjado de metilo al tubo de HCl de concentración 0.1 M (tubo B1) se observa un color rojo claro; con el tubo de concentración 0.01 M (tubo B2) el color obtenido es un rojo más claro que el anterior; con el tubo de
concentración 0.001 M (tubo B3) el color es rojo aún más claro; finalmente, en el tubo de concentración 0.0001 M (tubo B4) se observa un color naranja claro.
EXPERIMENTO N°3 Al añadir violeta de metilo al tubo con HCl de concentración desconocida se obtiene un color que se encuentra entre los colores observados en los tubos A1 y A2. Al añadir anaranjado de metilo al tubo con HCl de concentración desconocida se obtiene un color que se encuentra entre los colores observados en los tubos B1 y B2, pero estos dos últimos tubos no indican nada pues los colores son muy similares.
EXPERIMENTO N°4 Al añadir gotas de anaranjado de metilo al CH 3COOH la solución toma una coloración rojo claro. En el punto final de la titulación de éste ácido con el NaOH la solución resultante tiene un color amarillo claro. Cuando se añaden gotas del indicador fenolftaleína al CH 3COOH, la solución permanece incolora. En el punto final de la titulación con NaOH, la solución resultante presenta una coloración entre rojo carmesí y violeta.
CUESTIONARIO 1) ¿Cuáles son las ecuaciones correspondientes de la experiencia referente a sales poco solubles?
2) En la experiencia N°1 ¿Cuántos mL de nitrato de plata se empleo hasta observar un cambio permanente y que concentraciones de iones significa tal volumen?
3) ¿A qué concentración de iones
precipita el
?
Empieza a precipitar
4) ¿Qué concentración de iones cloruro queda en la solución al momento que empieza a precipitar el ?
5) ¿Cómo se determinaría si una solución es acida o básica? Si se conoce su composición y su concentración podríamos determinar si es una base o acido fuerte o débil y con ello hallar su [H +] o [OH-] y con estos datos calcular el pH o el pOH, pero de manera general podemos hallar el pH con el papel indicador universal, la cual consiste en una escala colorimétrica, es decir que mediante colores nos indica un determinado pH.
6) En la experiencia N°4, al agregar 20 mL de H2O destilada, ¿vario el número de moles de CH3COOH? ¿vario su concentración? ¿por qué? Al agregar 20 ml de agua destilada al CH 3COOH, se está realizando el proceso de dilución, el cual consiste en la variación de concentración, pero no en la variación de moles, debido a que solo estamos aumentando solvente, así aumentamos el volumen de la solución y como [] I.P. V, entonces la [] disminuye si el volumen aumenta.
7) ¿Cuántas moles de NaOH se utilizaron en la experiencia N°4? PARTE A:
PARTE B:
8) ¿A que llamamos pH y pOH? Del producto iónico del agua se deduce que la concentración de H+ y OHestán relacionada de tal modo que conocida una de ellas se obtiene la otra de forma inmediata:
Para simplificar el manejo de magnitudes exponenciales se ha establecido el concepto de pH, que es el logaritmo de la concentración de iones H+, con el signo cambiado. Análogamente, se define pOH como el logaritmo de la concentración de iones OH-, con el signo cambiado.
9) ¿Cuál será el pH de las siguientes concentraciones de [H+]: 10, 10-1,10-7, 10 14,102 M? [H+] pH 10 -1 (caso especial) 10-1 1 10-7 7 1014 -14 (caso especial) 10-2 2 10) Haga una grafica pH vs. V del experimento N°4 Aquí debemos repetir los cálculos, haciendo variar el volumen de la base fuerte (NaOH)
11) Indique algún método para determinar la cantidad de AgNO3 El método argentométrico (realizado en el laboratorio) y el método de volumetría.
CONCLUSIONES 1. El pH es una medida de la acidez de los compuestos analizados y no tiene unidades. 2. El pH aumenta a medida que disminuye la concentración de iones H+. 3. Las soluciones cada vez más diluidas de una sustancia ácida como el HCl presentan pH cada vez mayores: las diluciones de soluciones ácidas disminuyen dicho carácter ácido. 4. El punto final en una valoración o titulación se alcanza cuando el indicador utilizado cambia de color. En el caso del CH3COOH, inicialmente, al añadirle anaranjado de metilo se observó una coloración roja, lo que indica que el CH3COOH es un ácido; en el punto final de la valoración de éste ácido con NaOH, la solución ya había cambiado a un color amarillo claro. Este color es el que presenta el anaranjado de metilo en contacto con una solución básica.
5. El punto final de un indicador no se produce a un pH específico, existe un intervalo de pH en el que se observa el punto final. En la práctica, esto significa que hay un margen en el número de gotas que se puede añadir de NaOH al CH3COOH sin que se afecten los cálculos del pH de la solución resultante. 6. En la titulación de CH 3COOH (ácido débil) con NaOH (ácido fuerte) el pH resultante es mayor que 7. Esto se debe a que, en el punto de equivalencia (cuando sólo hay acetato de sodio), hay un exceso de iones OH. Esto significa que la solución resultante tiene un carácter básico. 7. El anaranjado de metilo es un indicador muy recomendable para la titulación de CH3COOH con NaOH.
RECOMENDACIONES
Se sugiere la adquisición de una mayor cantidad de pipetas que miden volúmenes pequeños ya que éstas son muy necesarias en la preparación de disoluciones diluidas.
Adquirir pipeteadores para facilitar la medición de volúmenes de las sustancias utilizadas en los experimentos.
Promover el uso de mascarillas para evitar aspirar compuestos que pueden dañar las fosas nasales, causar alergias o problemas respiratorios.
Tener una cámara fotográfica para poder captar los colores al agregar indicadores a las sustancias.
REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA Chang Raymond/Química/Novena Edición/Capítulos 15-16/Paginas N° 644-739 /Mc Graw Hill/México D.F.
