Objetivo general
Determinación del pH de las soluciones comunes mediante el uso de indicadores acido-base, así como las soluciones que hidrolizan. Determinación de la concentración de ácidos y bases por volumetría.
Fundamento teórico Teorías de ácidos y bases En 1884, Svante Arrhenius fue el primero que propuso que los ácidos eran sustancias que al ionizarse producían iones de hidrógeno hidrógeno (H+). De esta manera; el HCl, al ionizarse, da lugar a iones de hidrógeno y a iones cloruro. Por otra parte; según la misma teoría, las bases son sustancias que en solución acuosa producen iones hidróxido (OH-). La teoría de Arrhenius presentaba ciertas limitaciones, como no considerar el papel del solvente en el proceso de ionización. De allí, que unos años más tarde surgiera la teoría protónica de Bronsted Bronsted y Lowry, quienes quienes definieron al al ácido como aquella aquella especie capaz capaz de ceder un protón (H+) y a una base como una especie capaz de aceptar un protón (H+).entonces, (H+).entonces, de acuerdo a esta teoría, la ionización del HCl gaseoso en agua tiene ahora otra interpretación: el HCl transfiere un protón al agua dando origen al ion hidronio y al mismo tiempo el ion cloruro. Según las definiciones de Bronsted y Lowry, el HCl es un ácido porque cedió un protón y el agua es una base porque aceptó un protón. Esta reacción reacción en cierta medida medida es reversible, reversible, así el hidronio cede cede un protón al ion cloruro para generar las sustancias iniciales. En ambos miembros de la ecuación existen un par de sustancias con las características de ácidos y bases, esto recibe el nombre de par conjugado. Mientras más fuerte sea el ácido, más débil será su base conjugada y viceversa. Los ácidos y bases fuertes son aquellos electrolitos que se ionizan totalmente en la solución; mientras que los ácidos y bases débiles, son parcialmente ionizados ionizados o disociados disociados en sus iones. iones. Equilibrio de ácidos y bases débiles No podríamos hablar hablar de un equilibrio en en las disoluciones disoluciones de electrolitos débiles, débiles, pues éstas se ionizan totalmente. Pero, para los ácidos y bases débiles, existe equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto, existen constantes de equilibrio denominados constantes de acidez (Ka) y constante de basicidad (Kb). El agua es una sustancia neutra puesto que las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo son iguales. Si se produce una variación de alguna de las concentraciones, se observa un desplazamiento del equilibrio según el principio de Le Chatelier, lo que mantiene inalterado el valor del producto iónico del agua (Kw). A 25°C Kw tiene un valor de 10-14. Kw = [H+][OH-]
Los valores [H+] y [OH-] son muy pequeños; por ello, utilizamos los valores pH y pOH. pH = log[H+] pOH = log[OH-] Indicadores ácido-base Un indicador es un ácido o una base orgánica débil que presenta colores distintos en sus formas ionizada y no ionizada. Por ejemplo, el ácido débil HIn se ioniza poco en disolución:
Si el indicador esta en un medio suficientemente ácido, el principio de Le Chatelier nos indica que el equilibrio se desplazará hacia la izquierda y predominará el color del indicador de la forma no ionizada (HIn). Por otra parte, en un medio básico, el equilibrio se desplazará hacia la derecha y predominará el color de la base conjugada (In – ).
Parte experimental Experimento N° 1 +
-1
-4
Soluciones estándar en la zona ácida[H ] de 1.10 M a 1.10 M
a)
Observaciones:
La solución de HCl es incolora. Las soluciones preparadas tienen una concentración menor a la solución inicial, esto se da porque añadimos agua. En la fila 1 se le echó 1 gota del indicador violeta de metilo dando una coloración a las soluciones de los tubos: El tubo (1:1) tiene una coloración verde agua. El tubo (1:2) tiene una coloración azul. El tubo (1:3) tiene una coloración morada. El tubo (1:4) tiene una coloración violeta
En la fila 2 se le echó 1 gota del indicador anaranjado de metilo dando una coloración a las soluciones de los tubos: El tubo (2:1) tiene una coloración roja. El tubo (2:2) tiene una coloración rojo claro. El tubo (2:3) tiene una coloración naranja oscuro. El tubo (2:4) tiene una coloración naranja claro.
b) Cálculos y resultados:
Determinaremos el pH de las soluciones: Sabemos: [ ]
Tubo (1:1) [H+] =0.1 M
Tubo (1:2) [H+] =0.01 M
Tubo (1:3) [H+] =0.001 M
Tubo (1:4) [H+] =0.0001 M
Tubo (2:1) [H+] =0.1 M
Tubo (2:2) [H+] =0.01 M
Tubo (2:3) [H+] =0.001 M
Tubo (2:4) [H+] =0.0001 M
c) Conclusiones: Al comparar las filas 1 y 2, notamos que la fila 1 tiene más tubos con soluciones de diferentes colores mientras que los tubos de la fila 2 no se diferencian mucho, por lo que podemos concluir que el indicador violeta de metilo es mejor que el anaranjado de metilo en esta experiencia.
Experimento N° 2 Determinación de la [H+] de una solución acuosa ácida
a)
Observaciones:
La solución de concentración desconocida es incolora. Al echar 1 gota de indicador violeta de metilo al tubo (1:5) toma un color azul. Al echar 1 gota de indicador anaranjado de metilo al tubo (2:5) toma un color rojo claro.
b) Cálculos y resultados:
Usaremos como patrón los tubos de la experiencia 1 para poder determinar la concentración de la solución desconocida por comparación. Tubo (1:5) coloración: azul Tubo (1:2) coloración: azul Por lo tanto podemos decir que el pH del tubo (1:5) es igual al pH del tubo (1:2) [ ] [ ]
[X]=0.01 M
Tubo (2:5) coloración: rojo claro Tubo (2:2) coloración: rojo claro Por lo tanto podemos decir que el pH del tubo (2:5) es igual pH del tubo (2:2) [ ] [ ]
[X]=0.01 M c) Conclusiones:
Podemos concluir que la concentración de iones hidrogeno [H +] es 0.01 ya que al comparar con ambos indicadores nos da la misma tonalidad de color.
Experimento Nº3 +
Determinación de la [H ] en una solución de ácido débil (CH3COOH) a) Observaciones Experimentales
Al añadir al ácido acético (0,1M) 1 gota del indicador violeta de metilo notamos que la solución resultante adquiere un color violeta. Al añadir al ácido acético (0,1M) 1 gota del indicador anaranjado de metilo notamos que la solución resultante adquiere un color anaranjado claro. b) Ecuaciones químicas
c) Interpretación de las ecuaciones químicas
La ecuación anterior nos muestra la reacción de ionización del ácido acético, el cual se disocia en los iones CH 3COO-(ac) y H+(ac). d) Cálculos y resultados
Figura 3. Comparación con las soluciones patrones
Como se aprecia en la imagen, la coloración de la solución obtenida coincide con la de los tubos de la columna 4 las cuales cuentan con un pH = 4, por lo tanto, consideraremos que este será el valor del pH de CH 3COOH(ac). pH (Anaranjado de metilo) = 4 pH (Violeta de metilo) = 4 pH (CH3COOH(ac)) = 4
[CH3COOH(ac)] Inicio Reacción Equilibrio
Cálculo del error
0.1 100.1 - 10-
-
[CH3COO (ac)]
-----------1010-
[H
+ (ac)]
----------1010-
e) Interpretación de resultados
Los resultados obtenidos en el laboratorio logran asemejarse de cierta manera a los valores de la constante de disociación ácida en las tablas. Sin embargo, este error en los resultados pudo haber sido provocado por factores como impurezas dentro de la solución acuosa o las que están presentes en el ambiente mismo. f) Observaciones finales
Los colores se fueron aclarando ligeramente con el tiempo, mas no consideramos esto en los cálculos. Las posibles impurezas vistas dentro de los recipientes que contenían la solución pudieron haber alterado el resultado final. g) Comentarios y/o apreciaciones
Realizar el experimento con la debida precaución, manteniendo el orden en la realización del experimento para así evitar futuros accidentes, además de la protección que se debe tener a la hora de entrar en contacto con las sustancias a emplear independientemente de su concentración. h) Conclusiones
La constante de equilibrio se pudo calcular mediante el conocimiento de las concentraciones iniciales y finales de la solución. Los resultados obtenidos distan considerablemente de los valores en las tablas, esto se debe a las posibles impurezas en el ambiente, además del posible cambio de concentración de la solución a lo largo del tiempo, como se observó en uno de los tubos de ensayo de la muestra patrón.
EXPERIMENTO N°4: Determinación del pH de una solución ácido fuerte, ácido débil y mezcla de ambas. a) OBSERVACIONES:
Encontrar el PH de soluciones ácidas por medio de papel indicador y por la técnica de titulación con una base patrón (NaOH 0.1M). Para la técnica de titulación se usará dos tipos de indicador: fenolftaleína y anaranjado de metilo.
b) DIAGRAMA DE PROCESOS: Acomode dos trozos
En un Erlenmeyer de
de papel indicador en
125ml pipetee 1ml de HCl
una luna de reloj y
0.1M, 9ml de agua
agregue
purificada y una gota de
respectivamente una
fenolftaleína, a
gota de HCl 0.1M,
continuación titular la
CH3COOH 0.1M y
solución con NaOH 0.1M.
compare con la roseta
En un Erlenmeyer de 125ml pipetee 1ml de CH3COOH 0.1M, 9ml de agua purificada y una gota de fenolftaleína, a continuación titular la solución con NaOH 0.1M.
En un Erlenmeyer de 125ml pipetee 1ml de CH 3COOH 0.1M, 1ml de HCl 0.1M, 8ml Repita los procesos de
de agua purificada y una
titulación esta ves usando
gota de fenolftaleína, a
como indicador anaranjado
continuación titular la
de metilo.
solución con NaOH 0.1M.
c) ECUACIONES QUIMICAS:
HCl + NaOH CH3COOH + NaOH
NaCl+H2O CH3COONa + H2O
d) RESULTADOS Y DISCUCUSION DE RESULTADOS:
pH con papel indicador universal:
HCl= 2 ; CH3COOH= 4
DATOS OBTENIDOS: V gastado ml NaOH 0.1M(fenolftaleína) V gastado ml NaOH 0.1M ( anaranjado de metilo)
HCL 2.6 ml
0.4 ml
Mezcla 3 ml
2.4 ml
0.3 ml
2.4 ml
pH de la solución HCl 0.1 M con fenolftaleína:
Ley de equivalentes para una neutralización. # Eq (acido) =#Eq (base) =
M= 0.26 El ácido fuerte se disocia al 100%
0.26
0.26
⌈ ⌉
PH = - = 0.585
El mismo proceso para el HCl con anaranjado de metilo.
PH de la solución de 0.1M con fenolftaleína:
# Eq (acido) =#Eq (base) =
M.(1).(1ml) = (0.1).(1).(0.4 ml) M= 0.04
La base débil CH 3COOH se disocia parcialmente.
0.04M – X
+X
0.04 – X
[ ][ ] [ ]
+X
X
X
=
[ ] = 8.6x10-4 PH = - 3.06
El mismo proceso para el con anaranjado de metilo.
PH de la mescla de HCl y CH 3COOH con fenolftaleína:
Por efecto ion común la adición de H + suprime la disociación del por lo que su aporte de H + es insignificante. # Eq (acido) =#Eq (base) = [ ](1).(1ml) = (0.1) (3ml) [ ] = 0.3
PH = -
El mismo proceso pero ahora con anaranjado de metilo.
RESULTADOS de PH: PH con (fenolftaleína) PH con (anaranjado de metilo)
HCl
Mezcla
3.06
0.585
0.52
3.12
0.62
0.62
e) CONCLUSIONES:
Al usar distintos tipos de indicadores reducimos el margen de error al calcular el pH. Ciertamente importa el rango de viraje del indicador. Al combinar un ácido fuerte con uno débil la aportación de H+ del débil es suprimida por el ácido fuerte por el principio de Lechatelier.
EXPERIMENTO N°5: -
+
Determinación volumétrica de cloruros (Cl ) con iones plata (Ag ). Precipitación selectiva de cloruros en presencia de ion cromato. a) OBSERVACIONES:
Este método es también llamado Método de Mohr. El objetivo es hallar la concentración desconocida de NaCl XM. Para saber el fin de la titulación, en ese caso, usaremos un “reacción de exceso” color rojo ladrillo.
b) DIAGRAMA DE PROSESOS: En un Erlenmeyer de 125ml pipetear 1.5ml de NaCl XM, 8.5ml de agua purificada y una gota de K2CrO4 1M
Titule la solución hasta ver un permanente color rojo ladrillo. Anote
Enrazar a cero una bureta
el gasto de AgNO3.
con AgNO3 0.01N
c) ECUACIONES QUIMICAS:
AgNO3 + NaCl 2AgNO3 + K 2CrO4
AgCl + NaNO3
REACCIÓN DE TITULACION
Ag2CrO4 + 2KNO3 (rojo ladrillo)
REACCIÓN DE EXCESO
d) RESULTADOS Y DISCUCUSION DE RESULTADOS:
El ion Cl- y el ion CrO42- compiten para reaccionar con el ion Ag+ por lo tanto el que reaccionará primero será el ion Cl-, por lo que el CrO42- reaccionará cuando se halla consumido todo el ion Cl-. DATOS: GASTO DE AgNO3 0.01N = 1.7 ml
#eq [Cl-] = #eq [Ag+] NCl.VCl = NAg.VAg [Cl-].θ1.VCl = NAg.VAg [Cl-].(1).(1.5) = (0.01).(1.7) [Cl-] = 0.011M
e) CONCLUSIONES:
Cuando la titulación a realizar no es de ácido-base, se utiliza un indicador diferente, en este caso uno que reacciona con la solución patrón excedente. Se puede usar este método también para hallar la concentración de cloruro en el agua potable.
EXPERIMENTO N°6: Titulación de un ácido débil(CH3COOH XM) con base fuerte(NaOH 0.1M) con anaranjado de metilo. a) OBSERVACIONES:
Hallaremos la concentración de CH 3COOH XM titulando pero utilizando el indicador anaranjado de metilo.
b) DIAGRAMA DE PROCESOS:
En un Erlenmeyer
Replicar la solución y
de 125ml agregar
guardar para comparar en la
10ml de CH3COOH
titulación. Titular la solución
XM, 20ml de H 2O
con NaOH 0.1M y anotar el
dest. y 2 gotas de
gasto.
naran a de metilo.
Re etir con fenolftaleína.
c) RESULTADOS Y DISCUCUSION DE RESULTADOS:
V(mL)NaOH con NARANJA DE METILO V(mL)NaOH con FENOLFTALEINA
11.1 0.3
NARANJA DE METILO: # Eq (acido) =#Eq (base) =
M.(1).(10ml) = (0.1).(1).(11.1 ml) M= 0.111
FENOLFTALEINA: # Eq (acido) =#Eq (base) =
M.(1).(10ml) = (0.1).(1).(0.3 ml) M= 0.003 d) CONCLUCIONES:
El cambio de color del naranja de metilo es muy dificultoso de ver, es por ello que se hiso una copia de solución para comparar el cambio pequeño en la coloración. Este indicador, en este caso, es inferior a la fenolftaleína. No se presta para tal propósito.
Aplicación industrial La fertirrigación es un término acuñado para describir el proceso por el cual los fertilizantes son aplicados junto con el agua de riego. Un principio fundamental es mantener en equilibrio las relaciones iónicas en el sistema; es decir, tener un balance catiónico-aniónico adecuado. Durante la absorción de iones por las raíces; los iones son movidos de mayor a menor concentración, las raíces entran en contacto con los iones, y éstos iones son movibles de la solución suelo a la raíz de la planta en función de la transpiración. Un factor importante en el proceso de fertirrigación es el pH de la solución suelo, pues, influye en la capacidad de las plantas para absorber nutrientes; se considera como valores extremos a 5.0 y 7.5.
Referencias bibliográficas Brown, T. (2004). Química. La ciencia central (Novena ed.). México: Pearson Educación. Harris, D. (2013). Análisis Químico Cuantitativo (Tercera ed.). España: Editorial Reverté. Sánchez, J. (2000). FERTIRRIGACIÓN: Principios, Factores, Aplicaciones. Seminario de Fertirrigación: Apukai-Comex Perú, (pág. 26). Lima. Whitten, K., Davis, R., Peck, M., & Stanley, G. (2010). Chemistry (Novena ed.). EE.UU.: Cengage Learning.
