UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA LABORATORIO DE DE FISICOQUÍMICA II
TEMA:
MEDIDAS POTENCIOMÉTRICAS DE pH
DOCENTE:
ROJAS PÉREZ, NORA
INTEGRANTES
:
DIONICIO AGÜERO, NOAM FERDINAND
(15070024)
SALVADOR ATAUCUSI, YDUO
(15070141)
FECHA DE REALIZACIÓN:
27/04/17
FECHA DE ENTREGA:
04/05/17
CIUDAD UNIVERSITARIA, MAYO DEL 2017
TABLA DE CONTENIDO
Resumen
1
Introducción
2
Principios Teóricos
3
Detalles experimentales
7
Tabla de datos
9
Ejemplo de cálculo
12
Tabulación de resultados y porcentaje de error
17
Análisis y discusión de resultados
18
Conclusiones
19
Recomendaciones
20
Bibliografía
21
Apendice
22
1
RESUMEN El objetivo principal de esta experiencia fue determinar experimentalmente la constante de velocidad de la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno (H 2O2) a diferentes temperaturas, así como el orden de esta reacción y posteriormente la energía de activación de la reacción de descomposición. Las condiciones, a las cuales se llevó a cabo la experiencia en el laboratorio fueron de 23ºC de temperatura, 756 mmHg y 98% de humedad relativa. El procedimiento utilizado, consistió primero en armar el equipo para la medición de volúmenes, a medida que se va descomponiendo el H 2O2, en presencia de un catalizador. El equipo consiste en una pera, una bureta, unidas entre sí, en donde se medirá el volumen de agua desplazado en la bureta, y se relacionará con la concentración de O 2. La velocidad de reacción se define como el cambio de concentración de los reactantes o productos en la unidad de tiempo. La velocidad de reacción varía con la concentración de los reactantes, así como también con la temperatura, grado de subdivisión de los reactantes y presencia de catalizadores. De los datos y cálculos obtenidos de la experiencia también podemos concluir la confiabilidad del instrumento ya que el porcentaje de error entre el instrumento y la medición por análisis químico, (y sus cálculos posteriores), fluctúa entre 1-10%. Con el fin de corregir los errores y obtener resultados más precisos, se recomienda ser acucioso en el procedimiento experimental, tratando de que el equipo funcione correctamente, así como cerciorándose que la temperatura de trabajo sea la adecuada.
2
INTRODUCCIÓN
El proceso conocido como catálisis consiste en una alteración de la velocidad de una reacción química, producida por la presencia de una sustancia adicional, llamada catalizador, que no resulta químicamente alterada en el transcurso de la reacción. La utilización de convertidores catalíticos para el control de emisión de contaminantes en los escapes de los automóviles es una de las más nuevas aplicaciones de los catalizadores. En la actualidad, en los Estados Unidos de Norteamérica, la mayoría de los autos vienen equipados con un dispositivo catalítico que ha permitido disminuir a niveles bastantes bajos la concentración de los contaminantes más usuales producidos durante la combustión de la gasolina. La cinética química tiene un amplio rango de aplicación tanto a nivel industrial como farmacológico. En las industrias de alimentos se estudia el tiempo de vida de los enlatados y los posibles efectos que conllevan el cambio de catalizadores para evitar su descomposición, en la farmacología se estudia el tiempo de vida de una medicina o también cuánto demora un fármaco en hacer efecto en el organismo. El peróxido de hidrógeno (H2O2) es conocido por ser un poderoso oxidante. Las aplicaciones de los peróxidos son muy versátiles. Pasan de la peluquería donde se emplean en tintes para aclarar el pelo hasta en combustibles de cohetes. En la industria química se utilizan en la obtención de los epóxidos, en diversas reacciones de oxidación.
3
PRINCIPIOS TEÓRICOS
Velocidad de reacción: La cinética química busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que controlan la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción. La velocidad de reacción se expresa de la siguiente forma:
() ó = ó () Por ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H 2O
Para esta ecuación la expresión de velocidad es: 1) Moles o gramos de HCl o de NaOH por litro y por segundo. 2) Moles o gramos de NaCl o de H2O por litro y por segundo. Los moles o gramos de sustancia por litro de solución es la concentración, expresada como molaridad o simplemente en g/l. Por lo tanto, la velocidad de reacción se puede expresar como: V = C/t También se puede expresar la velocidad de reacción, haciendo uso de los diferenciales, por ejemplo para el caso del H2O2 , tendríamos: H2O2 → H20 + 0.5 O2
=
Donde: -
CA
:
Concentración del reactante (en este caso H 2O2)
-
t
:
Tiempo (s)
-
k
:
Constante de velocidad
-
n
:
Orden de la reacción
-
dCa/dt
:
Velocidad de la reacción
Para pequeños intervalos de tiempo, se cumple que:
= ∆ = ∆ = Graficando entonces lnV vs lnCa, obtendríamos el orden de la reacción, el cual sería la pendiente de la gráfica.
La constante de velocidad de reacción, a su vez se relaciona con la temperatura, mediante la expresión de Arrehnius.
=− Donde: -
Ea
:
Energía de activación
Esta energía de activación, se calculará dependiendo del orden de la reacción a analizar, reemplazando en la ecuación diferencial de la velocidad.
Catálisis: Dentro del estudio del comportamiento de las reacciones químicas en cuanto a la cinética de reacción, se encuentra que la rapidez con que se lleva a cabo una reacción está determinada por la presión, la temperatura, la concentración de los reactivos y finalmente por la presencia y concentración de un catalizador. Siendo un catalizador es una sustancia que afecta la reacción química únicamente a la velocidad de la reacción, para ser más precisos, ya que no reacción con los reactivos, y se mantienen intacto durante la transformación. Si el catalizador, favorece la reacción en la cual actúa, se denominan catalizadores positivos, y si la retrasa se le llama inhibidor. Existen dos tipos de catálisis: -
La catálisis homogénea, cuando el catalizador está en la misma fase que los reactivos.
-
La catálisis heterogénea, cuando el catalizador está en una fase distinta a los reactivos.
E fecto de un catalizador sobre la energía de activación
7
DETALLES EXPERIMENTALES Materiales:
Erlermeyers.
Bureta.
Vasos de precipitado.
3 Pipetas de 10 mL y 1 pipeta de 1mL
Propipeta.
1 bagueta.
1 fiola
1 medidor de pH.
Medidor de pH
Reactivos:
Solución de HCl aprox. 0.1 N
Solución de NaOH aprox. 0.1N
Biftalato de potasio sólido
Solución de NH4OH 0.1N
Acetato de sodio sólido
Ácido acético concentrado.
Fenoltaleína.
Rojo de metilo.
Biftalato de potasio sólido (KC8H5O4)
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Procedimiento experimental:
Valoramos la solución de NaOH que es aproximadamente 0.1N con el patrón primario utilizado para estandarizarlo, el cual es el biftalato de potasio KC8H5O4. Hacemos uso del indicador fenoltaleína. Con el volumen de NaOH gastado, calculamos la normalidad corregida de ésta.
Con la normalidad corregida, valoramos la solución de HCl a fin de determinar la normalidad corregida del HCl. Hacemos uso del indicador rojo de metilo. Entonces, con las normalidades corregidas del NaOH y HCl, podremos valorar las distintas soluciones tanto ácidas, como básicas.
Titulamos las soluciones de NH4OH y CH3COOH de 0.1 N, con el HCl y NaOH, valorados previamente. De esta manera calcularemos también la normalidad corregida del NH4OH y del CH3COOH.
Preparamos las soluciones buffer ácidas y básicas. Para preparar el buffer ácido, tenemos que preparar unos 100 mL de solución que contengan 0,1N de CH3COOH y 0,1N de CH3COONa. Para preparar el buffer básico, preparamos unos 100 mL que tenga 0,1N de NH4OH y 0,1N de NH4Cl. Preparamos estas soluciones en 2 fiolas de 100 mL independientes.
Con todas las soluciones preparadas, es el momento de medir los pH de las soluciones en el medidor de pH (previamente calibrado). Podemos calcular el pH de las diversas soluciones numéricamente y las contrastamos con el del medidor de pH, a fin de contrastar el correcto funcionamiento del equipo.
9
TABULACIÓN DE DATOS EXPERIMENTALES Tabla # 2:
Datos Experimentales
Solución Buffer Ácida Tabla 2.1 V CH
3
COOH
(ml)
W CH COONa (g) 3
0,57
0,8240
Solución Buffer Básica Tabla 2.2 V NH
4
OH
(ml)
W NH
4
0,68
C
(g)
0,5323
Valoración de NaOH con BHK Tabla 2.3
W BHK (g)
V gNaOH (ml)
0,2138
9
Valoración de HCl y CH 3COOH con NaOH Tabla 2.4
Soluciones
V (ml)
V gNaOH (ml)
HCl
10,0
7,4
CH3COOH
10,0
7,5
10
Valoración de NH 4OH con HCl Tabla 2.5 V NH
4
OH
(ml)
V g HCl (ml)
10
11,1
Medición del pH con el pH-metro Tabla 2.6
Tabla # 3:
Soluciones
pH
Buffer Ácida
4,45
Buffer Básica
9,42
NaOH
10,66
HCl
2,04
CH3COOH
3.02
NH4OH
10,57
Datos Teóricos
Pesos Moleculares Tabla 3.1 (*) Compuesto
PM (g/mol)
CH3COOH
60,1
CH3COONa
82,0
NH4OH
35,0
NH4C
53,5
11
Constante de Disociación, como Ácido a 25ºC Tabla 3.2
(**)
Ácido
Fórmula
K 1
Ácido acético
CH3COOH
1,75 x 10-5
Ión amonio
NH4+
1,80 x 10-5
12
EJEMPLO DE CÁLCULO 1. Determinación de las concentraciones exactas de cada una de las soluciones valoradas: NaOH ≈ 0.1 N
Estandarización del hidróxido con un patrón primario
HCl ≈ 0.1 N
= .. 0.2138 0.009 = 204.22 ⁄ = 0.1163 = [−] = 0.1163
Como ya sabemos la normalidad corregida del NaOH podemos estandarizar la normalidad del HCl, y como este es un ácido fuerte se disociará completamente.
= 0,1163 7,4 = 10,0 = 0.0+861 = [ ] =0.0861
CH 3COOH ≈ 0.1N Como el ácido acético es un ácido débil, tenemos que hallar el número de iones de hidronio disueltos
= 0.1163 7,5 = 10.0 = 0.0872 =0.0872
13
Ahora analizando en el equilibrio
←→ 0.0954 (0.0954)
+ −
Utilizando la constante en el equilibrio hallamos la cantidad de iones hidronios disociados
= 1.75 10− + ][− ] [ = [] 1.75 10− = (0.0872 ) Como x es pequeño podemos obviar la diferencia para fines de calculo
(1.75 10−)(0.0872) = = [+] = 1.2353 10− NH4OH ≈ 0.1 N
También es una base débil, por lo tanto tenemos que realizar los cálculos similar al del ácido acético
= 0.0861 11,1 = 10 = 0.0956 =0.0956 ←→ + − 0.0963 (0.0963) = 1.75 10−
14
− ][+ ] [ = [] 1.80 10− = (0.0956 ) (1.80 10−)(0.0956) = = [−] = 1.2934 10−
SOLUCI ÓN BUF F E R ÁCI DO Se deben preparar 100 mL de la solución con concentración 0.1 N del ácido y 0.1 N de la sal, para esto tomamos un ácido de una normalidad mayor y lo diluimos hasta la concentración deseada, y el peso de la sal para una concentración 0.1 N lo obtenemos de cálculos para luego disolverlo en la solución o CH 3COOH ≈ 0.1 N
= 100 = 17.4 0.57 = 0.0992 o
CH 3COONa ≈ 0.1 N
= .. 0.8240 = 100 82 ⁄ = 0.1005 Considerando los equilibrios y que la sal se disuelve por completo tenemos
←→ + − 0.0992 (0.0992) ←→ + − 0.1005 0.1005 0.1005
15
+] [− ] [ = [] ( 0.1005) 1.75 10− = (0.0992) 1.736 10− = 0.1005 = 1.7271 10−
SOLUCI ÓN BUF F E R BÁSI CO En este caso se procede como el anterior: o NH 4OH ≈ 0.1 N o
= 0.0999 NH Cl 0.1 N = 0.0995 4
≈
En los equilibrios:
←→ + − 0.0999 (0.0999) ←→ + − 0.0995 0.0995 0.0995 + ] [− ] [ = [] ( 0.0995) 1.80 10− = (0.0995) 1.7493 10− = 0.0995 = 1.7578 10− 2. Calcular los pH teóricos con las concentraciones medidas y hallar el porcentaje de error: NaOH ≈ 0.1 N
= 14 – =140.9344
16
=13.07 =10.66 % = |13.0710.66 13.07 | 100% % = 18.41 % HCl ≈ 0.1 N
= log(+) =1.07 =2.04 % = |1.072.04 1.07 | 100% %=47.79%
CH 3COOH ≈ 0.1N
=2.91 =3.02 % = |2.913.02 2.91 | 100% %=3.84%
NH4OH ≈ 0.1 N
=11.11 =10.57 % = |11.1110.57 11.11 | 100% % = 4.86 %
SOLUCI ÓN BUF F E R ÁCI DO
=4.76 =4.45 % = |4.764.45 4.76 | 100% % = 6.5 % SOLUCI ÓN BUF F E R BÁSI CO =9.24 =9.42 % = |9.249.42 9.24 | 10 % = 1.89 %
17
TABULACIÓN DE RESULTADOS Y PORCENTAJE DE ERROR Solución Buffer Ácida
Tabla 4.1 Sustancia
N (N)
CH3COOH
0,0992
CH3COONa
0,1005
pH
%E
4,76
6,52
pH
%E
9,2450
1.89
Solución Buffer Básica
Tabla 4.2 Sustancia
N (N)
NH4OH
0,0999
NH4C
0,0995
Ácidos: Fuerte y débil
Tabla 4.3 Sustancia
Nc (N)
pH
%E
HCl
0,0861
1,0650
47,79
CH3COOH
0,0872
2,9082
3,84
Bases: Fuerte y Débil Tabla 4.4
Sustancia
Nc (N)
pH
%E
NaOH
0,1163
13,07
18,41
NH4OH
0,0956
11,11
4,86
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ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS
En los resultados obtenidos se puede observar que en la mayoría de mediciones, el porcentaje de error es menor que el límite permitido, esto nos indica que el procedimiento experimental fue correcto y además que el equipo utilizado, en este caso el pH-metro se encuentra en buenas condiciones.
Entre los errores más comunes que se encuentran en esta práctica resaltan los iones oxidrilos y hidronios aportados por el agua, aunque sean pequeñas puede afectarnos en el resultado, modificando el valor de pH posteriormente medido.
Una vez hallado los pH teóricos de las soluciones (NaOH, HCl, CH3COOH, NH4OH), y de las soluciones buffer, se comparó con los pH hallados usando el pHmetro, y se vio que en algunas soluciones varían mucho mientras que en las otras hay ligera variación. Esto nos corrobora que el equipo utilizado para la medición realiza adecuadamente su función.
Al realizar los cálculos para poder obtener los pH de las diferentes soluciones podemos notar que no se procede de la misma forma para todos, esto es debido a que las sustancias tienen diferentes características, como poder disociarse completamente o parcialmente.
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CONCLUSIONES
Las soluciones acidas y buffer ácido nos dan pH menores que 7, mientras las soluciones básicas y buffer acida nos arrojan resultados mayores que 7. Esto corrobora lo planteado teóricamente, solo que ahora se comprueba con ayuda de un instrumento medidor.
La atención y observación son muy importantes la hora de hacer las titulaciones ya que de esto dependen mucho nuestro resultado. Se debe seguir los procedimientos adecuados a fin de realizar una correcta titulación.
Las mediciones haciendo uso de electrodos selectivos de iones son muy útiles para determinar la actividad de una especie en una mezcla de equilibrio.
Los ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en el agua. Los ácidos dan iones hidronio (H3O+) y un anión mientras que las bases dan ión hidróxido (OH-) y un catión.
Se puede relacionar el Ph de una solución con el potencial producida por ésta en los electros del Ph-metro, estos dos parámetros se relacionan a través de la ecuación de Nernst.
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RECOMENDACIONES
Estar atento al cambio de viraje a la hora de realizar la titulación de las soluciones ya que depende mucho de esto nuestros resultados. Realizar cálculos previos con el fin de asegurar un volumen gastado correcto.
Realizar una calibración del ph-metro y percatarse que este en correcto funcionamiento. A su vez cerciorarse que las soluciones buffer utilizadas para su calibración estén en buenas condiciones.
El ácido acético y el hidróxido de amonio concentrados deben de extraerse dentro de la campana. Hacer cálculos previos a fin de evitar desperdiciar innecesariamente reactivos concentrados, que a su vez son muy tóxicos.
A la hora de realizar las mediciones con el ph-metro debemos enjuagar los electrodos con agua des ionizada para realizar las mediciones de las soluciones. Para cada muestra diferente, debemos limpiar el electrodo para obtener datos de ph confiables.
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BIBLIOGRAFÍA
Raymond Chang (2008) , Fisicoquímica: Mc Graw Hill, páginas 364-370
Raymond Chang y Kenneth A. Goldsby (2013), Química: Mc Graw Hill, páginas 717-721
Samuel H. Marron y Carl F. Prutton (2002), Fundamentos de Fisicoquímica : Limusa Noriega Editores. Páginas 459-460
Skoog D.A., 6ta Edición, Apéndice 2
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ANEXOS Cuestionario:
1. E xplique el fundamento y aplicación de las titulaciones potenciométricas. La titulación potenciométrica se fundamenta en la diferencia de potencial, producida por la presencia de los iones hidronio (H+) en la solución, la cual se relaciona directamente con el pH de una solución. Las mediciones potenciométricas, relacionan la concentración con la diferencia de potencial y se basan en la ecuación de Nerst. Para realizar estas titulaciones se usan diferentes tipos de electrodos, entre los cuales se destacan: -
Los electrodos metálicos, electrodos de gas, electrodos de metal-sal insoluble, electrodos de vidrio y electrodos de ion selectivo.
Está técnica es usada ampliamente. Ofrece varias ventajas por encima del resto de los métodos analíticos. Los electrodos estás considerablemente libre de interferencias, es más económico rápido y seguro. Por ello, en los últimos tiempos estos métodos han prácticamente desplazado a los demás en muchos tipos de estudios. También resultan muy útiles en la determinación de las constantes fundamentales de reacciones químicas, como las constantes de equilibrio. Fundamentalmente, el método se basa en La disposición de dos electrodos, uno de referencia y uno indicador, y un dispositivo de medida de potencial. Estos al trabajar en conjunto pueden realizar una medida ajustada del potencial de una celda con respecto a un valor de referencia.
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Walther Nernst (Químico nacido en Prusia y propulsor de la ecuación de Nernst). 2. Indique las características resaltantes de los electrodos de vidrio y de combinación. Uno de los electrodos que se utilizan con mayor amplitud es el “electrodo de vidrio”,
que es un ejemplo de un electrodo de ion selectivo, porque es específico para iones H+. El electrodo consiste en un bulbo muy fino o membrana fabricada con un tipo especial de vidrio, que es permeable a los iones H+. Se sumerge un electrodo de Ag | AgCl en una solución amortiguadora (con pH constante) que contiene iones Cl-. Cuando se coloca el electrodo en una solución cuyo pH es diferente al de la solución amortiguadora, la diferencia de potencial que se desarrolla entre los dos lados es una medida de la diferencia entre los dos valores de pH. Un electrodo que combine el bulbo de cristal sensible al pH y una celda de la referencia en un cuerpo de electrodo se llama “electrodo de combinación” y se utiliza
de la misma manera que un par de electrodos.
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E lectrodo de vidrio 3. Explique las ecuaciones para calcular el pH de soluciones buffer, indicando las limitaciones para su uso. Consideremos el pH de una solución de un ácido débil. HA y una sal soluble del ácido, por ejemplo NaA. Se comienza por escribir: HA(ac) + H2O H3O+ + A-(ac) O simplemente: HA(ac) H+ + A-(ac) La constante de ionización esta dada por: Ka = [H+] [A-] / [HA] Reordenando: [H+] = Ka [HA] / [A-] Al tomar el log negativo a ambos miembros se obtiene: - log[H+] = - logKa - log[HA] /[ A -] ó - log[H+] = - logKa + log[A-] / [HA] De manera que: pH = pKa + log [A-] / [HA] La ecuación anterior se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbalch. La forma mas general de esta ecuación es: pH = pKa + log ( [base conjugada] / [ácido] )
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Es importante recordar que la ecuación de Henderson-Hasselbalch proviene directamente de la expresión de la constante de equilibrio, y es válida sin que importe el origen de la base conjugada (es decir, pueda provenir solo del ácido o del ácido y de su sal). Por medio de similares razonamientos se puede deducir la ecuación de HendersonHasselbalch para una disolución de una base débil con su sal: pH = pKa + log ( [base] / [ácido conjugado] )
