PRACTICA #3: “ESTUDIOS DE EQUILIBRIO ÁCIDOÁCIDOBASE”
OBJETIVOS:
Estudiar el comportamiento de los equilibrios ácido-base para poder construir una escala de pH para p ara poder predecir reacciones.
Utilizar diferentes indicadores.
Utilizar el pHmetro para ver los cambios de pH en las soluciones y relacionarlo con el Pka.
FUNDAMENTOS
El equilibrio ácido básico está relacionado con la conservación de las concentraciones normales de iones hidrogeno (H+), en los líquidos del cuerpo este equilibrio es mantenido por un sistema de amortiguadores en los líquidos extracelular e intracelular. Para una persona sana el pH en el LEC es mantenido entre 7.35 y 7.45. La concentración de H+ de los líquidos del cuerpo es muy baja, en la sangre arterial es de 40*10-9 eq/l, el cual es un número extraordinariamente pequeño, por ende se trabaja con la expresión logarítmica de la misma que es : PH = - log 10 (H+) Debido a que el pH es inversamente proporcional a la concentración de protones, conforme la concentración de H+ aumenta el pH disminuye. Ecuación de Henderson - Hasselbalch. Esta ecuación deriva del concepto de que todos los tampones se comportan como si estuvieran en contacto funcional con un intercambio común de H+ , por lo que la determinación de un par tampón refleja el estado de todos los otros tampones y también el pH arterial. La utilidad práctica de esta ecuación radica en que se puede calcular el pH de una solución si se conoce la concentración de bicarbonato y la PCO2. La ecuación es la siguiente: PH = pK + Log [Acido]/[Base]
2
1)
CUESTIONARIO PREVIO ¿Cuál afirmación es verdadera para el caso de una disolución de un a cido fuerte HX? _____ 1. Hay especies X⁻, H⁺ y HX en concentraciones concentraciones apreciables. _____ 2. Hay HX en mayor proporción que X⁻ y H⁺.
_____ 3. La concentración de protones es mucho mayor que la de los aniones. V 4. La disociación es mayor 90% y la concentración de X⁻ es prácticamente igual a la de H⁺.
2) ¿Por qué el ion OH⁻ es la base más fuerte que existe en disolución acuosa? _____ 1. Porque el OH⁻ es la base conjugada del H 3O⁺. _____ 2. Porque la hidrólisis de bases débiles produce iones OH⁻. _____ 3. Porque el ion OH⁻ se encuentra siempre en disolución acuosa. 4. Porque otras bases más fuertes reaccionan cuantitativamente con el agua formando el V acido débil correspondiente y liberando iones OH⁻.
3) ¿Cuál de las siguientes sustancias presenta un comportamiento anfótero? ___ 1. S-2 V 2. H2PO4- ____ 3. H2CO3 ____ 4. CH4 4) A partir de los siguientes valores de pKa para diversos ácidos , dados a una misma temperatura: Acido pKa HClO 7.51 HC4H3N2O3 5 HC2H3O2 4.74 HCHO2 3.74
Se puede deducir que la base más débil es: _____3. C2H3O2⁻ ____ 1. ClO⁻ ____ 2. C 4H3N2O3⁻
Ácidos Fuertes HC2H3O2 HC4H3N2O3
HCHO2 CHO2⁻
5)
V 4. CHO2⁻
C2H3O2⁻ C4H3N2O3⁻ Bases Fuertes
HClO ClO⁻
Si añadimos acetato de sodio solido a una disolución acuosa de HF, ¿Cuál será la reacción que preferentemente tendrá lugar? pKa(HF)=3.2 y pKa(CH 3COOH)=4.8 V 1.
____ 2. ____ 3. ____ 4. HF F⁻
CH3COOH
CH₃COO⁻
3
6) Se mezclan 50 mL de disolución 0.05 M de Ca(OH) 2 y 10 mL de HNO 3 0.2 N. Para conseguir la neutralización completa: V
1. Habrá que añadir más HNO3
____ 2. Habrá que añadir más Ca(OH)2 ______ 3. No habrá que hacer nada, pues la disolución ya esta neutralizada. ____ 4. Habrá que añadir agua hasta completar un litro.
( ( ) ( ) ) ( ) ( ) ( (
Como vemos hacen falta más moles H⁺ para igualar los moles OH⁻, por lo tanto se agrega mas HNO₃ 7) Si a una disolución 0.1 M en HAc (Ac= anion acetato) y 0.1 M en NaAc le añadimos una pequeña cantidad de base fuerte, su pH permanece prácticamente constante. Este efecto se debe a que: ___ 1. La concentración de HAc disminuye proporcionalmente a la concentración de OH⁻
agregado. ___ 2. La concentración de OH⁻ aumenta en relación a la que había
V
originalmente en disolución.
3. Las concentraciones de HAc y de Ac⁻ originalmente presentes en disolución son muy sufrirá grandes en comparación con la concentración de OH⁻ agregado, y el cociente
[] ][ ]]
un cambio muy pequeño. ___ 4. La concentración de Ac⁻ aumenta proporcionalmente a la concentración de OH⁻
agregado. 8) Cuando se mezclan volúmenes iguales de disoluciones 0.1 M de las siguientes especies, ¿en qué casos el resultado será una disolución amortiguadora de pH? a) NH4Cl y NH3 b) NaH2PO4 y Na2HPO4 c) NaAc y NH4Ac d) HF y NaF V 2. Solo en a, b y d ____ 1. En todos ____ 3. Solo en a y d _____ 4. En ninguno
a) b) c) Aquí no existe el acido con su base conjugada, por lo tanto no resultara una disolución amortiguadora d) 9) Tenemos un litro de disolución de acido acético, HAc y un litro de disolución HCl. Ambas disoluciones tienen el mismo pH. Por tanto, para neutralizarse con sosa de la misma concentración: ___ 1. El HAc necesita más cantidad de sosa V 2. El HCl necesita necesita más cantidad de sosa.
__ 3. Los dos ácidos necesitan igual cantidad de sosa. ____ 4. Se necesitan más datos para saber que acido necesitara mas sosa para su neutralización.
4
Porque las sales de ácidos débiles con bases fuertes, se hidrolizan dando soluciones básicas, por lo tanto el CH₃COOH necesita menos sosa que el HCl, el cual es un acido fuerte. 10) Si se mezclan volúmenes iguales de las siguientes disoluciones, ¿Cuál tendrá un pH básico? pka(NH4+/NH3) = 9.2 ____ 1. NH4NO3 y NH4Cl 0.015 M ____ 2. HCl 0.015 M y NaOH 0.015 M ____ 3. HCl 0.15 M y NaOH 0.04 M _V_ 4. NH4Cl 0.15 M y NaOH 0.15M Justificación 1. Quedaría como acido debil 2. Se neutralizaría 3. Se quedaría acido, ya que hay mas concentración del acido que de la base.
4. Inicia 0.15M Rx 0.15-Є Є ≈0 Eq
0.15M 0.15-Є
Є
0.15-Є
Є
]][ ] [[][
Tenemos que
[[][] ] [ ][ ] ]][ ] [[][ [ ] [] [] [ [ ] [ []
11) La fenolftaleína, indicador acido-base, es incolora hasta pH=8.2 y rosa por encima de 10. Si quisiéramos que adoptara una coloración rosa, ¿a cuál de las siguientes disoluciones 0.1 M añadiríamos fenolftaleína? Consulte en la literatura los valores de pKa correspondientes. ____ 1. NH4NO3 ____ 2. NH4Ac _____ 3. NaBr V 4. NaClO
5
Inicia Reacciona Equilibrio
0.1 x
0.1 - x
x
x
pKa(HCl/ClO⁻)=7.53
][] ] [[][ √ [ ] [ ] [ ]
12) Un indicador que es un acido débil de Ka= 4x10⁻¹º es incoloro en su forma acida, y rojo en la básica. Si este indicador se encuentra en una disolución de pH=10, ¿a cuál de las siguientes situaciones correspondería? _____ 1.La disolución es incolora y hay un 20% de indicador no disociado _____ 2. La disolución es incolora y hay un 20% de indicador disociado ____ 3. La disolución es roja y hay un 20% de indicador no disociado __V___ 4. La disolución es roja y hay un 20% de indicador disociado
[ ] [ ][ ] [ ] [] [ ] [] [[ ]]
6
[[] ]] [ ] []
5----- 100% 1----- 20% 4----- 80% 13) Enlistar los criterios necesarios para seleccionar un indicador de una titulación acido -base. De acuerdo a la sustancia que queramos identificar, escogemos la que tenga el intervalo de viraje adecuado. Indicador Color a pH inferior Intervalo de Viraje Color a pH superior Naranja de Metilo Anaranjado 3.1 - 4.4 Amarillo Fenolftaleína incolora 8.3 - 10 Rojo Indicador Universal Rojo 1-14 Azul Indicador Natural Rojo 2-13 Verde- Amarillo
PROBLEMA 1
Comportamiento de los indicadores (escala de pH) El experimento realizado consistió en medir el pH de varias disoluciones con un pHmetro y observar el color que adquiere cada solución con diferentes indicadores.
Calibrar el pHmetro.
En vasos de precipitados colocar 10 ml de cada una de las disoluciones y medir su pH.
En tubos de ensayo adicionar 5 ml de las disoluciones y agregar una gota de indicador universal.
En tubos de ensayo adicionar 5 ml de las disoluciones y agregar una gota de fenolftaleina.
En tubos de ensayo adicionar 5 ml de las disoluciones y agregar una gota de anaranjado de metilo.
En tubos de ensayo adicionar 5 ml de las disoluciones y agregar una gota de extracto de col morada.
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Anotar los colores observados en la siguiente tabla. Tabla 1. Disolución de HCl 0.1M Tartrato acido sat. Biftalato 0.00m Acetatos 0.1M Urotropina 0.1M Fosfatos 0.1M Bicarbonatos 0.1M Tetraborato 0.05 M NaOH 0.1M
Color de indicador. Universal Fenolftaleína
pH pH teo. 1.7 1 3.6 2
Extracto de col morada Rosa Rosa
7.1 7.2 9.06
Anaranjado de metilo Rosa Transparente Rosa Rojo/Naran Transparente Naranja ja Rojo/Naran Transparente Naranja ja Verde Transparente Amarillo Verde Transparente Amarillo
6.7 8.5
Verde Azul/Verde
Transparente Amarillo Rosa claro Amarillo
incoloro Amarillo
9.2
Azul
Rosa
Amarillo
Amarillo/verde
12
Azul/morad Rosa fuerte o
Amarillo
Amarillo/verde
4.2
Rosa Morado morado
Tabla 2.Registro de intervalos de Vire y pKa´s Indicador Indicador Universal Anaranjado de metilo Natural (col morada) Fenolftaleína
Intervalo de vire experimental 0.9 – 12.7 3.5 – 9.2 0.9 – 12.7 8.2 – 12.7
Valores indicados e la literatura pKa Intervalo de vire 5.1
3.1 - 4.4
9.3
8.3 - 10
Cuestionario 1
1-¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones en las distintas disoluciones amortiguadoras? amortiguadoras? El hecho de que el indicador indicador universal tome tome diferentes coloraciones en las distintas soluciones amortiguadoras se debe a que las disoluciones amortiguadoras tienen diferente pH y a que el indicador universal, al ser una mezcla de indicadores, tiene diferentes intervalos de vire para cada pH.
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2-Analiza los resultados de la tabla II y relacione en vire de color con el pKa, para explicar con tus propias palabras como actúa un indicador acido-base. Un factor que nos ayuda a explicar cómo actúa un indicador ácido-base es el pKa, nos facilita la selección de indicadores que nos pueden ser útiles en un cierto intervalo de pH. Debido a que un indicador sufre un cambio de color 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. En general, un solo indicador revelará únicamente si la concentración de H+ es más alta, más baja o más o menos la misma que su valor de Ka. Si se combinan varios indicadores de distintos valores de Ka, la mezcla va a sufrir cambios de color a diferentes valores de pH.
3-¿En qué situación recomendarías utilizar un indicador universal, el anaranjado de metilo y la fenolftaleína? El indicador universal es útil cuando queremos saber cualitativamente el pH de alguna disolución u observar el cambio del pH si le agregamos otra disolución. El anaranjado de metilo nos puede servir cuando estamos valorando una disolución más o menos ácida, en el rango de 3.1 a 3.4 en la escala de pH. La fenolftaleína es útil en casos en que el punto de equivalencia de una titulación está en su rango de pH, es decir entre 8.3 y 10.
4-A partir de la tabla II, selecciona el indicador adecuado para la reacción de neutralización acido fuerte-base fuerte. Podemos deducir que, para las reacciones de neutralización ácido-base fuerte tiene un punto de equivalencia igual a 7, no nos sirve ni la fenolftaleína ni el anaranjado de metilo, pues sus rangos de pH no coinciden con el deseado para observar el punto final de la neutralización. Nos sería útil en este caso usar el indicador universal, ya que podríamos observar el punto de equivalencia.
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5-Construye un mapa conceptual que relacione los conceptos involucrados en el experimento. Indicador Quimico
Es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene diferente color que la forma sin disociar
Viraje
Intervalo de Viraje
El cambio de color del indicador
el intervalo de pH en el que se produce el cambio de color
Problema 2 (Acción Buffer)
Midiendo el pH de los pares ácido/base propuesto en el experimento y con ayuda del pHmetro, podemos determinar una escala de pH para poder predecir reacciones ácido/base, que se pudieran llevar acabo de una manera manera espontánea.
Calibrar el pHmetro.
En vasos de precipitados colocar 10 mlde NaOH 1M
Tomar 10 ml de CH3COOH 0.1M y 10 ml de CH3COONa 0.1M y ponerlo en un vaso de 50 ml, depues introduce un electrodo combinado de vidrioen la disolucion.
Registrar el pH de cada par acidobase y la mezcla.
En vasos de precipitados colocar 10 mlde HCl 1M
Tomar 10 ml de H3PO4 0.1M y 10 ml de de NaH2PO4 0.1M y ponerlo en un vaso de 50 ml, depues introduce un electrodo combinado de vidrioen la disolucion.
Tomar 10 ml de Na 2CO3 0.1M y 10 ml de N aHCO3 0.1M y ponerlo en un vaso de 50 ml, depues introduce un electrodo combinado de vidrioen la disolucion.
Registrar el pH de cada par acidobase y la mezcla.
Registrar el pH de cada par acidobase y la mezcla.
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Registro de los datos. Tabla 3. Disolución Acido acético 0.1M Acetato de sodio 0.1M 1.- Acido acético + acetato de sodio Acido fosfórico 0.1M Dihidrogenfosfato de sodio 0.1M 2.- Acido fosfórico + Dihidrogenfosfato de sodio. Carbonato acido de sodio 0.1M Carbonato de sodio 0.1M 3.- Bicarbonato de sodio + Carbonato de sodio. Cloruro de amonio 0.1M Amoniaco 0.1M 4.- Cloruro de amonio + amoniaco
Par acidobase
pH
pH teo.
Conc. Acido[HA]
3.1 7.8
0.1
CH₃COOH 4.9 CH₃COO⁻
0.1
2.1 4.7
0.1
3.6
0.1
8.6
0.1
H₃PO₄ H₂PO₄⁻
NH₄⁺ NH₃
6.9
0.1
1.-
CH3COOH ││ CH3COOpH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA] = 4.9 – log(0.1/0.1) = 4.9
2.- H₃PO₄ ││ H₂PO₄pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA] = 3.6 – log(0.1/0.1) = 3.6
4.9
0.1
3.6
0.1 0.1
Cálculos
0.1 0.1
9.7
9.6 8.7
pKa
0.1
11.5 HCO₃⁻ CO₃⁻²
Conc Base [A-]
0.1
0.1
9.7
0.1 0.1
8.7
11
3.- HCO₃⁻││ CO₃⁻² pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA] = 9.7 – log(0.1/0.1) = 9.7
4.- NH₄⁺ ││ NH₃ pH= pKa + log [A-]/[HA] pKa = pH – log[A-]/[HA] = 8.7 – log(0.1/0.1) = 8.7
Cálculos pH teórico
1.- pH= pKa + log [A-]/[HA]; Del par: CH3COOH/CH3COOpH= 4.75 + log[0.1]/[0.1] pH= 4.75
2.- pH= pKa + log [A-]/[HA]; Del par: H3PO4/H2PO4pH= 2.14 + log [0.1]/[0.1] pH= 2.14
3.- pH= pKa + log [A-]/[HA]; Del par: HCO3-/CO3 2pH= 6.35 + log[0.1]/[0.1] pH=6.35
4.- pH= pKa + log [A-]/[HA]; Del par: NH4/NH3 pH= 9.2 + log[0.1]/[0.1] pH=9.2
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Cuestionario 2
1-¿Por qué la disolución de un par conjugado tiene un pH diferente al que tendrían disoluciones que contuvieran únicamente únicamente al acido o la base? Porque la presencia de un ion común suprime la ionización de un acido 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. H₃O⁺
H₃PO₄
0
CH₃COOH
3.6
H₂O
4.9
H₂PO₄⁻
NH₄⁺
HCO₃⁻
8.7
9.7
7
CH₃COO⁻
NH₃
H₂O
14
CO₃⁻²
OH⁻
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. 1. 2. 3. 4. 5. 6.
4-Escribe 4-Escribe la ecuación de las reacciones que propusiste en el inciso 3 y calcula los valores de las constantes de equilibrio correspondiente. 1.
102.56 4.7
K= ([H3PO4/H2PO4-]) X ([CH3COO-]/[CH3COOH]) = 10 2.
X 10-2.14
107.06 9.2 -2.14 K= ([NH4] / [NH3]) x ([H3PO4] / [H2PO4-]) = 10 x 10
13
3.
104.21 -2.14 X106.35 K= ([H3PO4] / [H2PO4]) X ([CO3 2-] / [HCO3-])= 10 4.
104.5 -4.7
K= ([NH4] / [NH3]) x ([CH3COO-] / [CH3COOH])= 10 5.
x 109.2
101.65 6.35
K= ([CH3COOH] / [CH3COO-]) X ([HCO3 -] / [CO3 2-]) = 10 6.
-9.2
K= ([NH4+] / [NH3]) X ([CO3 2-]/[HCO3-]) =10
TEÓRICO pKa
X 10-4.7
X 106.35
10-2.85
CH3COOH/CH3COOCH3COOH/CH3COO- H3PO4/H2PO44.75 2.14
HCO3-/CO326.35
NH4+/NH3 9.2
5-¿Cuál 5-¿Cuál de las reacciones propuestas es la más cuantitativa? H3PO4
CH3COOH
2.14
4.75
H2PO41.
HCO3-
NH4+
6.35
9.2
CO32-
CH3COO-
NH3
⁻
⁺; ES LA MÁS CUATITATIVA.
Además de que tiene la constante de mayor valor numérico, es la que presenta mayor diferencia entre sus constantes de acidez.
14
De hecho se puede observar que en la escala, son los que están más alejados, lo cual nos indica que el ácido más fuerte reacciona con la base más fuerte.
Problema 3 (Efecto de la dilución)
Observar el efecto que tiene la disolución sobre una disociación de una especie acidobase
calibrar el pHmetro
Medir el pH de las soluciones propuestas
diluir las disoluciones 1:10´000 para obtener una concentracion 10 -4
¿Qué expresión matemática relaciona la fracción disociada con la dilución hecha?
( )
Disolución
pH antes de la disolución
CH3COOH 1M HCl 1M NaH2PO4 1M CH3COONa 1M NaOH 1M
2.9 2.1 4.39 7.79 --------------------------------------
pH después después de la disolución 4.1 3.9 5.69 7.47 --------------------------------------
15
ANALISIS DE RESULTADOS
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 3 Al 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.
CONCLUSIONES
Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene diferente color que la forma sin disociar, ello es debido a que están formados por sistemas resonantes aromáticos, que pueden modificar la distribución de carga según la forma que adopten. Esta alteración por el desplazamiento hacia una forma más o menos disociada, hace que la absorción energética del sistema se modifique y con ello el color.
16
Al mezclar dos disoluciones de pH diferentes, se obtiene una disolución con un pH intermedio. En base a la escala obtenida experimentalmente podemos predecir reacciones ácido/base, diciendo que un ácido colocado a la izquierda reacciona con una base colocada a la derecha, es decir, que la línea de unión entre éstos sea de pendiente negativa. Por medio del problema 3, nos podemos dar cuenta de que el agua puede actuar como acido y como una base, dependiendo de con quien la mezcles, es decir, si la mezclas con una disolución acida, actúa como básica. Pero si mezclas agua con una disolución básica, b ásica, actúa como acida.
BIBLIOGRAFIA
Whitten. “Química “Química”. ”. 8va edición. Editorial Cengage. Pp. 706-709 Chang. “Química “Química”. ”. 5ta edición. Editorial Mc Graw Hill. Cap. 16 Skoog, Química Analítica ¨, 4ta edición, Mc GRAW-HILL, 1989 México.
