UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Laboratorio de Análisis Químico PRACTICA # 3 EQUILIBRIO QUÍMICO 1. OBJETIVO 1.1. Determinar valores de pH para soluciones de diferente concentración concentración y naturaleza. 1.2. Comparar los valores de pH experimental con los teóricos 1.3. Preparar soluciones tampón de un pH determinado. 1.4. Comprobar el poder amortiguador de una solución tampón. 2. TEORIA 2.1. Soluciones ácido y base débiles 2.2. Precipitado: Condiciones de su formación 2.3. Soluciones Buffer o Tampón 2.4. Preparación de una solución tampón 2.5. pH en función de la temperatura 3. PARTE EXPERIMENTAL EXPERIMENTAL 3.1. Materiales y equipos (Cada material volumétrico con su respectivo rango y apreciación) 3.2. Sustancias y reactivos (Cada reactivo con su respectiva formula y concentración) 3.3. Procedimiento 3.1.1. Determinación de pH para diferentes sistemas acuosos 3.1.1.1. Para cada muestra de ácido, base o muestras individuales. Colocar aproximadamente 30 ml de cada una de las soluciones en un vaso de precipitación. Medir el pH de las soluciones y la temperatura de medida. Registrar los datos. 3.1.2. Preparación de tampones 3.1.2.1. Preparar 100mL de solución tampón de pH 4 y otras soluciones de pH 10. Medir el pH 3.1.3. Comprobación del poder amortiguador 3.1.3.1. Colocar 20mL de tampón 2 y del tampón 1 en un vaso de precipitación. Medir sus pH. 3.1.3.2 Colocar 20mL de solución de cloruro de sodio 3M en un vaso de precipitación. Medir su pH. 3.1.3.3. Añadir un volumen de ácido clorhídrico 0.1M a los vasos de precipitación del tampón 1,2 y del NaCl y medir sus respectivos respectivos pH. 3.3.3.4. En el vaso del tampón 1, 2 y NaCl NaCl añadir un volumen de hidróxido de sodio 0.1M y medir sus respectivos pH. 4. DATOS 4.1. Datos experimentales experimentales
Tabla 4.1-1
Datos experimentales SUSTANCIA CONCENTRACION (Acido/Base/Sal/Otro) (M) pHexp T ( ºC) HCl CH3COOH H3PO4 NaOH NaCl Na2CO3 NH4(0H) NaHCO3 (NH4)Cl
0,10 0,01 0,10 0,01 3.00 0,25 0,1 0,1 0,1
Tabla 4.1-2 Concentraciones de las soluciones madre de preparación de soluciones tampón Solución Madre A Solución Madre B Acetato sodico (0.1M) Ácido Acetico 0.1M Carbonato sódico 0.1M Bicarbonato sódico 0.1M Tabla 4.1-3 Preparación de soluciones Tampón Solución Madre A Solución Madre B pH experimental 16.6 83.4 53.4 46.6
Sustancia Añadida (mL) 0 0.4 HCl 0.6 0.8 1.0 1.5 0 NaOH 0.4 0.6 0.8 1.0 1.5
4.2. Datos Adicionales
Tabla 4.1-4 pH de soluciones amortiguadoras pH amortiguador pH amortiguador (tampon 1) (tampon 2)
pH NaCl (3M)
Tabla4.2-1 Constantes de acidez y basicidad para sustancias en solución acuosa a 25°C Sustancia H3PO4 CH3COOH H2CO3 NH3
pKa1 7,11x10-3 1,8x10-5 4,45x10-7
pKa2 6,32x10-8 4,69x10-11
pKa3 4,5x10-13 -
pKb 1,8x10-5
FUENTE: Snoeyink, V. , QUÍMICA DEL AGUA , Editorial Limusa , México, 1990, Tabla 4-1, pp. 110111. 5. REACCIONES 6. CALCULOS 6.1. Calculo del pH teórico de las soluciones acuosas. 6.2. Determinar el pH teórico para cada solución tampón. sal Ec :# # # acido
pH pKa log
6.3. Calculo del porcentaje de error de los literales 6.1 y 6.2 con los resultados experimentales (realizar un cálculo modelo) 7. RESULTADOS Tabla 7-1 Resultados en general SUSTANCIA (Acido/Base/Sal/Otro) pHexp pHteor %e
Tampon Nº 1 2 8. DISCUSIÓN
HCl (0.10) CH3COOH (0.01) H3PO4 (0.10) NaOH (0.01) NaCl (3.00) Na2CO3 (0.25) NH4(0H) (0.1) Tabla 7-2 Resultados tampón Solución Solución pH Madre A Madre B Experimental 16.6 83.4 53.4 46.6
pH Teorico
%E
9. CONCLUSIONES 11. APLICACIONES 12. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS 12.1Referencias Bibliograficas 12.2. Bibliografía 13. ANEXOS 13.1. Diagrama del equipo 13.2. Diagrama pH = f (V HCl) tampón 2 13.3. Diagrama pH = f ( V NaOH) tampón 1 14. CUESTIONARIO 14.1. Indicar la función que cumplen los tampones en el cuerpo humano. 14.2.Indicar dos tipos de tampones fisiológicos 14.3 Algunos Ejercicio(Revisar ejercicios ejemplo y resolver los planteados) Ejercicios resueltos 1.- Se desea preparar 200 mL de una solución amortiguadora carbonato pH = 10; 0,1 M, para tal efecto se dispone de tres soluciones: Solución de H2CO3 Ka1 = 4,30 · 10-7 Solución de NaHCO3 Ka2 = 5,61 · 10-11 Solución de Na2CO3 Indique que pareja ácido- sal se debe utilizar para preparar dicha solución Paso 1: Como necesitamos preparar una solución de pH = 10, debemos seleccionar un ácido cuyo pKa sea cercano a 10, o bien que su zona óptima de trabajo esta en pKa ± 1 unidad Por lo tanto, debemos calcular el pKa de dos ácidos HCO3 pKa = -(logKa) pKa = -(log 4,30 · 10-7) pKa = 6,36 Zona de trabajo pKa ± 1 es 5,36 - 7,36 NaHCO3 pKa = -(logKa) pKa = -(log 5,61 · 10-11) pKa = 10,25 * Zona de trabajo pKa ± 1 es 9,25 - 11,25 * Por lo tanto la solución de NaHCO3 se utilizará como ácido para nuestra solución amortiguadora La única posibilidad de sal es la solución de Na2CO3, No se puede utilizar la solución de H2CO3 porque este es un ácido más fuerte que el NaHCO3 (Ka1> Ka2) 2.- Calcule la concentración de sal y ácido de una solución amortiguadora de concentración 0,1 M y pH = 10 formada por NaHCO3 (pKa = 10,25) y Na2CO3. Paso 1: Utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, calculamos la relación sal-ácido pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] 10 = 10,25 + log [Sal] / [Ácido] 10 - 10,25 = log [Sal] / [Ácido] - 0,25 = log [Sal] / [Ácido] Aplicamos antilogaritmo antilog (- 0,25) = [Sal] / [Ácido] 0,562 = [Sal] / [Ácido] ! [Sal] = 0,562 [Ácido] Paso 2: Pero ahora se nos dice que la concentración total del tampón es 0,2M, entonces Ecuación 1: [Sal] + [Ácido] = 0,1 M
Ecuación 2: [Sal] = 0,562 [Ácido] Entonces reemplazamos 2 en 1: [Sal] = 0,562 [Ácido] en [Sal] + [Ácido] = 0,1 M 0,562 [Ácido] + [Ácido] = 0,1 M 1,562 [Ácido] = 0,1 M 0,1 M [Ácido] = 1,562 [Ácido] = 0,064 M Paso 3: Reemplazamos este valor [Ácido] = 0,064 M en la ecuación 1: [Sal] + [Ácido] = 0,1 M [Sal] + 0,064 M = 0,1 M [Sal] = 0,1 M - 0,064 M [Sal] = 0,036 M Paso 4: Para comprobar si nuestro cálculo esta bien hecho, debemos tener en mente que la relación [Sal] / [Ácido] = 1,74. Por lo tanto: pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] pH = 10,25 + log [0,036] / [0,064] pH = 10,25 + log 0,5625 pH = 10,25 - 0,2498 pH = 10 o sea el pH solicitado Por lo tanto, la concentración del ácido y sal a utilizar son 0,064 M y 0,036 M respectivamente. 3.- Calcule el pH y la concentración de una solución amortiguadora formada por 0,03 moles de ácido propanoico (Ka = 1,34 · 10-5) y 0,02 moles de propanoato de sodio disueltos en 250 mL. Paso 1: Sabemos que: pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] [tampón] = [Sal] + [Ácido] Luego pKa = -(log Ka) pKa = -(log 1,34 · 10-5) pKa = -(-4,87) pKa = 4,87 El pH del buffer debe encontrarse en la zona de pKa ± 1, esto es 3,87 - 5,87 Paso 2: Determinemos las concentraciones molares de los componentes del buffer. [Ácido] 0,03 x = x = 0,12 M 250 mL 1000 mL [Sal] 0,02 x = x = 0,08 M 250 mL 1000 mL Paso 3: Tenemos todos los datos para calcular el pH de esta solución tampón. pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] pH = 4,87 + log [0,08] / [0,12] pH = 4,87 + log 0,666 pH = 4,87 + (- 0,17) pH = 4,70 Está en el rango esperado Paso 4: La concentración del tampón será: [buffer] = [Sal] + [Ácido]
[buffer] = 0,08 M + 0,12 M [buffer] = 0,2 M 4.- Determine la masa de acetato de sodio (Masa molar = 98,1 g/mol) que necesita para preparar una solución buffer acetato cuya relación [Sal] / [Ácido] = 0,45. Suponga que la masa de sal debe ser agregada a 500 mL de solución 0,4 M de ácido acético (pKa = 4,76) para preparar el tampón. Paso 1: Si tenemos 500 mL de ácido al 0,4 M, la concentración del ácido en el buffer será 0,4 M. [Ácido] = 0,4 M Paso 2: Si la relación [Sal] / [Ácido] = 0,45 y [Ácido] = 0,4 M tenemos que [Sal] / [Ácido] = 0,45 [Sal] / 0,4 M = 0,45 [Sal] = 0,45 · 0,4 M [Sal] = 0,18 M Paso 3: Como la concentración de la sal es 0,18 M necesitaremos 0,18 moles de sal para preparar un litro de solución, pero sólo queremos 500 mL de solución, por lo tanto 0,18 moles sal x = 1000 mL solución 500 mL de solución x = 0,09 moles de sal Paso 4: Transformamos los moles a masa (g) 1 mol sal 98,1 g 0,09 mol sal x x = 8,83 g de sal (acetato de sodio) XI.- Ejercicios para resolver. 1.- Calcular el pH de una solución que contiene ácido acético 0,2 M (Ka = 1,8 · 10 -5) y su sal acetato de sodio 0,3 M (R = 4,92) 2.- Calcular el pH del sistema amortiguador NH3 0,15 M (Kb = 1,8 · 10 -5) y NH4Cl 0,35 M. (R = 8,88) 3.- El pH de un amortiguador de acetato de sodio y ácido acético es 4,50 (Ka = 1,8 · 10-5). Calcular la relación [Sal] / [Ácido]. (R = 0,58) 4.- Cuál es el pH de una solución preparada por adición de 25 g de ácido acético (Ka = 1,8 · 10-5) y 25 g de acetato de sodio a suficiente agua para formar 4 L de solución, (R = 4,60) 5.- Cuál es el pH de una solución formada por adición de 0,5 moles de cloruro de amonio y 0,03 moles de amoniaco (Kb = 1,8 · 10-5) a agua suficiente para formar 2,5 L de solución. (R= 9,03) 6.- Cuantos moles de hipobromito de sodio se debe añadir a 100 L de ácido hipobromico (Ka = 2,0 · 10-9) para formar una solución amortiguadora de pH = 8,80. (R = 0,25 moles) 7.- Cuál es la relación de HCO3- a H2CO3 en la sangre para que su pH sea 6,4. 8.- Un buffer formado por concentraciones iguales de sal y ácido tiene un pH = 7,8. Determine el pKa del ácido. (R = 7,80) 9.- Un litro de solución amortiguadora contiene 0,120 moles de ácido acético y 0,10 moles de acetato de sodio. Cuál es el pH de la solución tampón (R = 4,57) Cuál es el pH después de añadir 0,010 moles de HNO3 (R= 4,49) Cuál es el pH después de añadir 0,010 moles de NaOH (R= 4,64) 10.- Una solución de ácido hipocloroso se ha preparado de tal modo que contiene una concentración de 0,685 g/L del ácido y un pH = 4,70. Calcular la Ka del ácido. (R= 3,06 · 10-8)