UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA
Laboratorio de Análisis Instrumental ASIGNATURA: ANÁLISIS INSTRUMENTAL (QU-342)
PRÁCTICA N° 07 VALORACIÓN POTENCIOMÉTRICA DE UNA MUESTRA DE CARBONATO DE SODIO PROFESOR: M. Sc. Jorge García Blásquez Morote ALUMNO: sulca suca juan antonio DÍA DE PRÁCTICAS: Martes HORA: 8:00 a.m – 11:00 a.m FECHA DE EJECUCIÓN: 06/10/2015
FECHA DE ENTREGA: 17/11/2015
AYACUCHO - PERÚ 2015
PRÁCTICA N° 07 VALORACIÓN POTENCIOMÉTRICA DE UNA MUESTRA DE CARBONATO DE SODIO I.
OBJETIVOS
II.
Observar la naturaleza de la curva de titulación potenciométrica de una base diprótica con un ácido fuerte. Determinar la pureza del carbonato sódico. Determinar la concentración del ácido clorhídrico frente a un patrón primario.
REVISIÓN BIBLIOGRÁFICA
PRINCIPIO: La curva de titulación potenciométrica del carbonato sódico con el ácido clorhídrico pone de manifiesto los volúmenes de ácido fuerte necesarios para cada neutralización, que deben ser exactamente iguales; de lo contrario se calculará la proporción de impureza, la que puede ser Na2O2, Na2O o NaHCO3, que repercutirá en la precisión y exactitud de la determinación. POTENCIOMETRÍA: La potenciometría es una técnica electroanalítica con la que se puede determinar la concentración de una especie electroactiva en una disolución empleando un electrodo de referencia (un electrodo con un potencial conocido y constante con el tiempo) y un electrodo de trabajo (un electrodo sensible a la especie electroactiva) y un potenciómetro. Existen electrodos de trabajo de distintos tipos útiles para distintos cationes o aniones. Cada vez son más usados los electrodos selectivos de iones (ESI) o electrodos de membrana. Uno de los más empleados, que se comenzó a utilizar a principios del siglo XX, es el electrodo de pH (un electrodo de vidrio). Tipos de electrodos:
Electrodo metálico Electrodo de membrana cristalina Electrodo de vidrio Electrodo de membrana líquida Electrodo de membrana polimérica
También existen diferentes tipos de electrodos Indicadores: Electrodos de Membrana:
Vidrio Membrana Líquida Membrana Cristalina Gases Electrodos Indicadores Metálicos:
Metales Inertes Primera Especie Segunda Especie
También se emplea la potenciometría en distintas aplicaciones como en sondas sensibles a gases o líquidos, para valoraciones potenciométricas.
Existen dos métodos principalmente para realizar mediciones potenciométricas. El primer es hacer una sola medición de potencial de la celda, se llama potenciometría directa y se utiliza principalmente para calcular el pH de solución acuosa. En el segundo, el ion se puede titular y el potencial se mide en función del volumen del titulante y se le llama titulación potenciométrica y utiliza la medición de un potencial para detectar el punto de equivalencia de una titulación. El único requisito es que la reacción incluya un aumento o disminución de un ión al cual es sensible el electrodo. Electrodos indicadores: son aquellos electrodos de una celda galvánica cuyo potencial varía con la actividad de la analítica. Titulaciones potenciométricas: En una titulación potenciométrica, donde el punto final se detecta determinando el volumen en el cual ocurre un cambio de potencial relativamente grande cuando se adiciona el titulante. Qué es una titulación potenciométrica: Es una titulación que se realiza cuando no es posible utilizar indicadores ácido-base debido a la naturaleza de la solución, o por cualquier otra causa. De hecho, es una técnica de titulación que tiene fama de ser más exacta que otras. En lugar de los indicadores visuales, se basa en un detector de pH con un potenciómetro. La disolución contiene cierta cantidad de iones disociados que van a neutralizarse con el titulante y se miden entonces los valores de pH. Para hallar la concentración de la sustancia, ion o compuesto de interés, se comparan los valores de pH contra los volúmenes de titulante utilizado. La titulación potenciométrica se realiza cuando no es posible la detección del punto final de una valoración empleando un indicador visual. Las principales ventajas del método potenciométrico son su aplicabilidad a soluciones turbias, florecentes, opacas, coloreadas, cuando sean inaplicables o no se puedan obtener indicadores visuales adecuados. El proceso consiste en la medición y registro del potencial de la celda (en milivoltios o pH) después de la adición del reactivo (álcali estándar) utilizando un potenciómetro o medidor de pH. Para hallar la concentración del analito se construye una curva de titulación graficando los valores de pH observados contra el volumen acumulativo (mL) de la solución titulante empleada. La curva obtenida debe mostrar uno o más puntos de inflexión (punto de inflexión es aquel en el cual la pendiente de la curva cambia de signo). DETERMINACION DE CARBONATOS: La determinación cualitativa y cuantitativa de los compuestos de los componentes de una solución que tenga carbonato de sodio, carbonato ácido de sodio e hidróxido de sodio, (solos o combinados) constituyen ejemplos interesantes de la aplicación de las titulaciones de neutralización en el análisis de muestras. En una solución sólo pueden existir en cantidades apreciables dos de los tres componentes, ya que la reacción entre ellos elimina al tercero; así al mezclar hidróxido de sodio con carbonato ácido de sodio se forma carbonato de sodio hasta que uno u otros (ambos) se agote. Si el NaOH se consume, la solución contendrá carbonato de sodio y carbonato ácido de sodio; si se gasta el carbonato ácido de sodio, permanecerán el carbonato de sodio e hidróxido de sodio Si se mezcla cantidades equivalente de los dos compuestos, el soluto principal será el carbonato de sodio. El análisis de estas muestras requiere de dos indicadores, en el primer punto final la fenoiftaleína cuyo rango de pH es de 8.0- 9.6, el anaranjado de metilo tiene un rango de pH de 3.1- 4.4 y es el indicador apropiado para el segundo punto final. El NaOH reacciona por completo en la primera etapa, que el NaHC0 3 reacciona sólo en la segunda etapa y que el Na 2CO3, reacciona en las dos etapas utilizando igual volumen de titulante en cada una de ellas. PHMETRO: Instrumento empleado para medir el pH de una disolución. Aunque el diseño y la sensibilidad de los pHmetros son variables, sus componentes esenciales son un electrodo de vidrio, un electrodo de referencia y un voltímetro calibrado para poder leer directamente en unidades de pH. El electrodo de vidrio se basa en una propiedad singular de una fina membrana de un vidrio especial, que hace que se establezca un potencial a través de la membrana cuando ambos lados de la misma se hallan en contacto con disoluciones en las que las concentraciones de iones hidrógeno
son diferentes. Durante su utilización, todo el electrodo se sumerge en la disolución de pH desconocido y así la membrana se halla en contacto con dos disoluciones, una de pH conocido y otro desconocido. Como electrodo de referencia se emplea, generalmente, un electrodo de calomelanos. La disposición es tal que la diferencia de potencial medida por el voltímetro se debe solamente a la diferencia de las concentraciones de ion hidrógeno en las dos disoluciones.
III.
MATERIALES, EQUIPOS E INSTRUMENTOS DE LABORATORIO Y REACTIVOS QUÍMICOS UTILIZADOS Materiales, instrumentos y equipos:
Potenciómetro con combinado de vidrio Balanza analítica Lunas de reloj Espátulas Estufa eléctrica Agitador magnético
electrodo
Reactivos químicos:
Carbonato de sodio anhidro (Na 2CO3) Ácido clorhídrico concentrado (HCL©) Solución de HCl 0.2 M Hidróxido de sodio Soluciones buffers de pH=4.0 y pH=7.0
Vasos precipitados de 250 mL y 150 mL Fiolas de 250 mL Pipetas volumétricas de 10 mL Matraz Erlenmeyer de 50 mL Buretas graduadas de 50 mL Varillas de vidrio Pisetas
IV.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1. Se procedió a preparar los 500 mL de solución de HCl 0.2M. 2. Luego se colocó una pequeña cantidad de carbonato de Sodio anhidro en una pesasustancias (luna de reloj y se secó en una estufa a 180 – 200 °C por una hora. Seguidamente se dejó enfriar y luego se guardó bien tapado. El carbonato de sodio secado de este modo puede contener 1-2 % de Na2O, o Na2O2 (Na2O2 cuando se seca a 300 – 400 °C). 3. Seguidamente pesamos exactamente 0.2012 g de carbonato de sodio y se disolvió en unos 50 mL de agua destilada. 4. Antes de iniciar la valoración, se procedió al calibrado del medidor de pH con una solución reguladora patrón de pH conocido (Soluciones buffers de pH=4.0 y pH=7.0). Cuando no se dispone de soluciones buffers puede utilizarse una solución de ftalato ácido de potasio (pesar 0.5 g de reactivo y disolver en 50 mL de agua destilada, esta solución da una concentración de 0.05 M, cuyo pH es 4.01) 5. Cuando todo está preparado y el medidor de pH calibrado, se colocó el vaso con la solución de Na2CO3 sobre la platina del agitador magnético. Luego sumergimos los electrodos. Seguidamente llenamos la bureta con HCl 0.2 M y colocamos en posición sobre el vaso. 6. Antes de iniciar con la titulación anotamos el pH de la solución y la lectura inicial de la bureta que puede ser igual a cero o no serlo. 7. Luego se procedió con la valoración, agregando el ácido al principio en porciones de unos 2 mL y leyendo el pH después de cada adición. Cuando el pH empieza a variar más rápidamente alrededor del pH 9.5 o algo menos, las lecturas se efectúan a incrementos menores de titulante, por ejemplo, cada 0.2 mL. La idea es tener lecturas más próximas en las regiones cercanas a los puntos de equivalencia y más espaciadas en las regiones intermedias o tamponadas. Casi siempre que se realiza por primera vez una valoración potenciométrica se sobrepasa inadvertidamente el punto de equivalencia; por lo que se debe realizar por lo menos dos valoraciones. 8. A partir de las curvas obtenidas calcular la constante de ionización del ácido carbónico. Ver si el volumen de HCl necesario para alcanzar el segundo punto de equivalencia es o no exactamente el doble del volumen requerido para alcanzar el primero. Si no es, calcular lo más exactamente posible la proporción de impureza, la cual puede ser Na 2O2, Na 2O o quizá NaHCO3.
V.
EVALUACIÓN Suponiendo que la muestra de carbonato contiene bicarbonato de sodio como impureza. La curva será como la que se presenta a continuación. Para pasar del primer punto de inflexión al segundo se consumirá un volumen de HCl algo mayor que el necesario para alcanzar el primer punto de inflexión, pues los iones bicarbonato presentes inicialmente en la muestra no reaccionan con el ácido hasta que sea sobrepasado el primer punto de equivalencia.
Valoración de una mezcla de Na2CO3 y NaHCO3 1. Curva de valoración del carbonato de sodio. Es la curva de valoración de una base bifuncional CO32- y es igual al del H 2CO3 recorrida inversamente. 2. El punto B corresponde al punto de semineutralización de CO 32- a HCO −, pH=pK2 del H2CO3 aproximadamente (pH es ≥ a CO − ≤) 3. En el punto D, se cumple que pH = PK 1 4. En el punto C, que es el primer punto de inflexión: pH =
1 2
(pK pK ) → [H+ ] = (K K )/
Se debe a que en este punto la solución es NaHCO 3, y: NaHCO NaHCO ↔ H CO Na CO HCO − HCO − ↔ H CO CO −
Y es evidente que K. K = [H+ ] Sea v mL el volumen de ácido necesario para alcanzar el primer punto de equivalencia, y (2v + w) mL el volumen de ácido necesario para alcanzar el segundo punto de equivalencia. La relación de moles de bicarbonato de sodio a moles de carbonato de sodio es: moles NaHCO moles Na CO
=
w V
La relación en peso es: masa NaHCO masa Na CO
=
El peso total de la muestra que es conocido, será:
84w 106V
m = (84w 106V)N (en mg),
Entonces: N =
m (muestra) 84w 106V
NOTA: Este cálculo supone que el agua destilada empleada para disolver la muestra no contiene CO2 y que no absorbe CO 2 de la atmósfera. También presupone que la muestra pesada de Na2CO3 era seca. El modo más exacto de determinar la concentración de HCl, consiste en partir de Na 2CO3 garantizado puro y utilizar para el cálculo solamente el segundo punto de equivalencia. Si w = ; se manifiesta que se consume más HCl para alcanzar el primer punto de equivalencia que para pasar del 1° al 2°. VI.
DATOS, RESULTADOS EXPERIMENTALES OBTENIDOS, CÁLCULOS O GRÁFICAS 1. Reportar los cálculos de preparación y estandarización de soluciones. A. Para 500 mL de solución de HCl 0.2 M
DATOS:
V.c =
P M × V.d × M ρ×%m
g mol × 0.5 L × 0.2 L mol g 1.19 × 37.5 % mL
36.46 V.c =
V.c = 8.1703 mL ≅ 8.2 mL
B. Para 250 mL de solución de HCl 0.2 M V.c =
V.c
PM = 36.46 g/mol % = 37.5 % = 1.19 g/mL
V = 500 mL = 0.5 L HCl © que se requiere para preparar la solución Volumen de
DATOS: P M × V.d × M ρ×%m
g mol 36.46 × 0.25 L × 0.2 L mol = g 1.19 × 37.5 % mL V.c = 4.0852 mL ≅ 4.1 mL
PM = 36.46 g/mol % = 37.5 % = 1.19 g/mL
V = 250 mL = 0.25 L HCl © que se requiere para preparar la solución Volumen de
2. Elaborar la curva de titulación pH contra volumen de HCl. Datos experimentales:
It 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34
Volumen de NaOH 0.1 M (mL) 0.0 2.0 4.0 6.0 8.0 10.0 12.0 12.2 12.4 12.6 12.8 13.0 13.2 13.4 13.6 13.8 14.0 14.2 14.4 14.6 14.8 15.0 15.2 15.4 15.6 15.8 16.0 16.2 16.4 16.6 16.8 17.0 17.2 17.4
pH
it
11.52 10.88 10.46 10.10 9.70 8.75 7.10 7.90 7.83 7.68 7.53 7.43 7.34 7.26 7.46 7.40 7.59 7.50 7.47 7.37 7.32 7.27 7.23 7.19 7.14 7.11 7.11 7.04 6.96 6.96 6.88 6.85 6.79 6.79
35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67
Volumen de NaOH 0.1 M (mL) 17.6 17.8 18.0 18.2 18.4 18.6 18.8 19.0 19.2 19.4 19.8 20.2 20.7 21.2 21.7 22.2 22.7 23.2 23.7 24.2 25.2 26.2 27.2 28.2 29.2 30.2 31.2 33.2 35.2 37.2 39.2 41.2 43.2
pH 6.78 6.71 6.66 6.60 6.56 6.55 6.42 6.30 6.22 6.00 5.18 3.16 2.66 2.42 2.24 2.16 2.05 2.01 1.95 1.89 1.82 1.75 1.67 1.64 1.59 1.57 1.55 1.50 1.46 1.43 1.40 1.38 1.36
CURVA DE VALORACIÓN NORMAL 14.00
Primer punto de semineutralización
Primera neutralización o primer punto de equivalencia
12.00
A
B
10.00
Segundo punto de semineutralización
C D
8.00
H p 6.00
Segunda neutralización o segundo punto de equivalencia
E
4.00
2.00
0.00 0.0
5.0
10.0
15.0
20.0
25.0
30.0
35.0
40.0
45.0
50.0
Volumen de HCl (mL)
Según la gráfica anterior, para determinar las constantes de ionización del ácido carbónico se usan las siguientes consideraciones:
En el punto B: = = 10.2 = = 10.2 = 10−. = 6.3096 × 10− ≅ 6.31 × 10−
2da constante de ionización
del Na2CO3
En el punto D: = = 7.4 = = 7.4 = 10−. = 3.9811 × 10− ≅ 3.98 × 10−
Primera constante de ionización
del Na2CO3
CURVA DE VALORACIÓN NORMAL 14.00
= = 10.2
=
+ 2
12.00
A
=
7.4 + 10.2 2
= 8.8
B
10.00
C 8.00
= = 7.4
D
H p
= 4.4
6.00
E
4.00
20.0 mL
10.0 mL
2.00
0.00 0.0
5.0
10.0
15.0
20.0
25.0
30.0
35.0
40.0
45.0
Volumen de HCl (mL) Luego, también según la gráfica anterior, para determinar los pHs en los puntos de inflexión o en los puntos de neutralización, se usan las siguientes consideraciones:
En el punto C, que es el primer punto de inflexión, se cumple: = =
1 2 1 2
( ) (7.4 10.2)
= 8.8
pH correspondiente a la primera neutralización
En el punto E (por método de la semialtura): =
Donde: = 1.4 → ( ) = 7.4 → ( ) =
( ) 2
(1.4 7.4) 2
= 4.4
pH correspondiente a la segunda neutralización
50.0
Como se puede ver en la gráfica, el volumen de equivalencia 2 es el doble del primer volumen de equivalencia, por lo tanto la muestra es carbonato de sodio al 100 % puro. Si : Na2CO3 es puro, entonces: = 2
Del gráfico se puede ver que:
= 10 = 2 = 2 × 10 = 20
Finalmente hallaremos la concentración del HCl, frente a un patrón primario, con el volumen de equivalencia que se determinó del gráfico: ° = ° ( × ) =
( × ) =
=
DATOS: = 0.2012 = 105.99 / = 2 / ( ) = 20
× ×
× 1000 = 1 105.99 × 20 0.2012 × 2
= 0.1898
I.
CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES CONCLUSIONES:
Se llegó a observar la naturaleza de la curva de titulación potenciométrica de una base diprótica con un ácido fuerte. Se pudo determinar experimentalmente las constantes de disociación del ácido carbónico, = 3.9811 × 10− y = 6.3096 × 10−. Como se pudo ver en la gráfica, el volumen de equivalencia 2 es el doble del primer volumen de equivalencia, por lo tanto la muestra es carbonato de sodio puro. Finalmente se determinó la concentración del ácido clorhídrico frente a un patrón primario, que resulta ser: = 0.1898 /.
RECOMENDACIONES:
II.
Tener bastante cuidado en la preparación de las soluciones, ya sea en el pesado, medición y/o enrase, porque un error mínimo de éstos provocaría resultados erróneos. En la preparación de las soluciones, los materiales a utilizar deben estar debidamente limpios y secos y previamente calibrados. Es recomendable que el trabajo con los ácidos fuertes debe ser en ambientes debidamente ventilados. Durante la ejecución de los ensayos, se debe seguir estrictamente las instrucciones de la guía de laboratorio
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA
UNIVERSIDAD CATÓLICA ANDRÉS BELLO. (1 de Febrero de 2005). TITULACIÓN POTENCIOMETRICA. Obtenido de Manual de Prácticas. http://guayanaweb.ucab.edu.ve/tl_files/ingenieria_industrial/files/laboratorios/seman a%20n%207%20titulacionpotenciometrica.pdf. Chang, R. (2010). QUÍMICA. México, D.F. McGRAW HILL. http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/sec_2.h tm. s.f.; Soluciones amortiguadoras; Recuperado de: http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r55275.PDF Vergara, Ricardo; Soluciones amortiguadoras o búffer; Química media; Recuperado de: http://quimicamedia.blogspot.mx/2006/10/soluciones-amortiguadoras-o-buffer.html Brunti, Carlos y De Napoli, Hernán; Métodospotenciométricos; Recuperado de: http://www.ciens.ucv.ve:8080/generador/sites/martinezma/archivos/Metodos%20Po tenciometricos.pdf.
