VALORACIONES POTENCIOMÉTRICAS DE MUESTRAS DE CARBONATO DE SODIO I. OBJETIVOS:
Observar la naturaleza de una curva de titulación de una base diprótica con un ácido fuerte Determinar la pureza de una muestra de carbonato sódico Determinar la concentración del ácido clorhídrico frente a un patrón primario, mediante titulación potenciométrica.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO: 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. Función primordial de la potenciometría Esta técnica es utilizada para determinar la concentración de una especie electroactiva o de una disolución, empleando dos elementos fundamentales. Por un lado, utiliza un electrodo de referencia. Con este nombre se indica al electrodo que posee de manera inherente un potencial constante y conocido en relación con el tiempo. Así mismo se requiere de la presencia de un electrodo de trabajo. Este tipo de electrodo se caracteriza por contar con una gran sensibilidad en relación con la especie electroactiva. Estos electrodos de trabajo presentan una amplia gama de variedades, los podemos encontrar con distintos modelos y clases. En esta técnica también entra en juego otro factor indispensable. Se trata de los electrodos selectivos. Los mismos, como su nombre lo adelanta, se encargan de la selección de los iones ( por eso se los conoce con la sigla ESI ) y también son denominados como electrodos de membrana. Además de esta opción hay otra más que se emplea en la potenciometría: los electrodos de pH, que son elaborados a través de un material de fibra de vidrio. Cabe mencionarse que éstos comenzaron a ser empleados a comienzos del siglo XX y evolucionaron tanto que actualmente se constituyen en el modelo más requerido a la hora de emplear la técnica electroanalítica. Otros electrodos que son considerados como apropiados para aplicar la potenciometría son, por mencionar algunos ejemplos, los electrodos de membrana de cristal, los electrodos confeccionados en vidrio, los que cuentan con una membrana en
estado líquido, los que tienen una membrana polimérica y aquellos que son metálicos. Existen dos métodos principalmente para realizar mediciones potenciométricas. El primero 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 ión se puede titular y el potencial se mide en función del volumen del titulante y se le llama titulación potenciométrica la cual 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 sensible el electrodo. En una titulación potenciométrica directa el punto final de la reacción se detecta determinando el volumen en el cual ocurre un cambio de potencial relativamente grande cuando se adiciona el titulante. Para determinar el punto de equivalencia, podemos utilizar el potenciómetro, el cual nos permite generar la curva de titulación potenciométrica de la reacción cuya gráfica resulta de la medición del pH del sistema contra el volumen de ácido o de base agregados en la titulación (Umland, 2000, p.602). Entonces podría entenderse como final de la titulación al momento en que el pH llegase a 7, sin embargo esto no siempre es ciento, esto más bien, está en función de la “fuerza” del ácido o la base que se está titulando.
Así cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base fuerte. El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones han sido neutralizados. Por otra parte, cuando la reacción ocurre entre una base fuerte y un ácido débil, el anión del ácido sufre una hidrólisis, por lo que el pH al que ocurre la neutralización es mayor que 7. Y en la situación contraria, entre ácido fuerte y una base débil, el catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidrónio, por lo que el pH es menor que 7. Éste último caso es el estudiado experimentalmente con el HCl y Na2CO3[1], y presentará una posible curva de titulación con una gráfica como la siguiente: Como se observa, la concentración de los iones hidrónio, antes de agregar el ácido y comenzar la titulación corresponde a la concentración de iones hidrónio de la solución de la base débil. A medida que se agrega el ácido, la base débil se transforma en su sal, la solución contiene la base débil y la sal del ácido fuerte, y por consiguiente está amortiguada.
El primer punto de equivalencia corresponde a un volumen agregado de ácido, el cual ha neutralizado únicamente una parte de todo el carbonato, y es hasta el segundo punto, donde el carbonato de sodio pierde sus propiedades. ¡Está totalmente! neutralizado. Aquí existe una vertical que contiene el punto de equivalencia, correspondiente al equilibrio. determinación que se realiza mediante la utilización de la primera derivada. La valoración del carbonato sódico no puede realizarse con la exactitud que exige una normalización; por ello se valora siempre el segundo equivalente de hidrógeno (Ayres, 1970, p 334) Para llevar a cabo ésta reacción, es indispensable comprender que las normalidades de los reactivos y el volumen de éstos son proporcionales entre un ácido y una base. Háblese así de la fórmula: NA xVA = NB xVB Y si en éste proyecto experimental, se utilizara una base 0.1N, en un volumen de 50 mL, y ésta fuese neutralizada con 25 mL de ácido. Por lo tanto, a manera de hipótesis, se establece que la normalidad del ácido es 0.2 N al reaccionar en éste sistema.
III. MATERIALES Y REACTIVOS: Materiales:
Varilla de vidrio Luna de reloj
Vaso de precipitados 250mL y 150mL Soporte universal Espátula Piseta Bureta Pipeta volumétrica Probeta de 100 mL Equipos: Balanza analítica Potenciómetro con electrodo combinado de vidrio Estufa electrica
IV.
Reactivos: Carbonato de sodio anhidro Hidróxido de sodio solido Ácido clorhídrico concentrado Soluciones buffer Agua
Na2CO3 NaOH HCl H2O
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
preparar 500 mL de solución de ácido clorhídrico 0.2M. 2. Colocar una pequeña cantidad de carbonato de sodio anhidro en una pesa-sustancia(luna de reloj) y secar en una estufa a 180- 200°C por una hora.Dejar enfriar y guardar 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. Pesar exactamente unos 200 mg de carbonato de sodio y disolver en unos 50mLde agua destilada. 4. Antes de iniciar la valoración, se debe proceder al calibrado del medidor de PH con una solución reguladora patrón de PH conocido. Cuando no se dispone de soluciones buffers puede utilizarse una solución de ftalato acido de potasio(pesar 0.5g de reactivo y disolver en 50mLde agua destilada, esta solución da una concentración de 0.05M , cuyo PH es 4.01) . 5. Cuando todo esta preparado y el medidor de PH calibrado,colocar el vaso con la solución de Na 2CO3 sobrela platina del agitador magnético. 1.
sumergir los electrodos. Llenar la bureta con HCl 0.2M y colocarlo en posición sobre el vaso. 6. Antes de iniciar con la titulación anote el PH de la solución y la lectrura inicial de la bureta (que puede ser igual a cero o no serlo. 7. Se procedió con la valoración, agregando el ácido en porciones de 1mL y leyendo el pH después de cada adición. Cuando el pH inició a variar más rápidamente alrededor de PH 9.5 o algo menos, las lecturas se efectuaron a incrementos menores de titulante por ejemplo, cada 0.5mL .la idea es tener lecturas más cercanas a las regiones más próximas al punto de equivalencia, y más espaciadas en las regiones intermedias o tamponadas. casi siempre que se realizan por primera vez una valoración potenciometrica 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 escenario al alcanzar el segundo punto de equivalencia es como exactamente el doble del volumen requerido para alcanzar el primero. si no es, calcular lo más exactamente posible la proporción de impureza, la cuál puede ser Na2O quizás NaHCO3. Preparación de reactivos:
V c
M
Solución de 500 mL de HCl 0.2M:
PM
d c
M
V d
%c
d
%c 0.2
V c
mol L
36.5
1.18
g mL
Vc
8.36mL
g mol
L
0.5
0.37
Vd
0.2
1.18
mol L g mL
37
500mL
PM ácido clorhídrico
36.5
g mol
8.4mL
Se agregó 8.4 mL de ácido clorhídrico concentrado a una fiola de 500 mL y luego se la enrazó con agua destilada.
V.
DATOS Y RESULTADOS OBTENIDOS
a) Representar gráficamente el pH contra el volumen de HCl añadido.
V gastado HCl 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 9.5 10 10.5 11 11.5 12 12.5 13 13.5 14 14.5
pH 11.46 11.40 10.91 10.69 10.49 10.28 10.14 10.00 9.80 9.57 9.43 9.18 8.89 8.40 7.68 7.44 7.22 7.11 6.96 6.85 6.76
V gastado HCl 16 16.5 17 17.5 18 18.5 19 19.5 20 20.5 21 21.5 22 22.5 23 23.5 24 24.5 25
pH 6.67 6.59 6.50 6.40 6.32 6.26 6.12 5.98 5.81 5.58 5.08 3.05 3.04 2.44 2.27 2.13 2.02 2.00 1.95
CURVA DE VALORACIÓN DE pH con respecto al volumen de HCL 14 12 10 H P
1
8 6
Series1
2
4 2 0 0
5
10
15
20
25
VOLUMEN DE HCl
METODO DE ALTURAS MEDIAS pH1 = 8.3 pH2 = 4.4 Veq1=Veq2 Veq =11.1
b) Representar gráficamente añadido.
pH V
contra el volumen de HCl
30
g astad o HC
pH
V pr omedio
pH/∆V ∆
0
11.46
0.5
- 0.06
1
11.4
1.5
- 0.49
2
10.91
2.5
- 0.22
3
10.69
3.5
- 0.2
4
10.49
4.5
- 0.21
5
10.28
5.5
- 0.14
6
10.14
6.5
- 0.14
7
10
7.5
- 0.2
8
9.8
8.5
- 0.23
9
9.57
9.25
- 0.28
9.5
9.43
9.75
- 0.5
10
9.18
10.25
- 0.58
10.5
8.89
10.75
- 0.98
11
8.4
11.25
- 1.44
11.5
7.68
11.75
- 0.48
12
7.44
12.25
- 0.44
12.5
7.22
12.75
- 0.22
13
7.11
13.25
- 0.3
13.5
6.96
13.75
- 0.22
14
6.85
14.25
- 0.18
14.5
6.76
15.25
- 0.06
16
6.67
16.25
- 0.16
16.5
6.59
16.75
- 0.18
17
6.5
17.25
- 0.2
17.5
6.4
17.75
- 0.16
18
6.32
18.25
- 0.12
18.5
6.26
18.75
- 0.28
19
6.12
19.25
- 0.28
19.5
5.98
19.75
- 0.34
20
5.81
20.25
- 0.46
20.5
5.58
20.75
-1
21
5.08
21.25
- 4.06
21.5
3.05
21.75
- 0.02
22
3.04
22.25
- 1.2
22.5
2.44
22.75
- 0.34
23
2.27
23.25
- 0.28
23.5
2.13
23.75
- 0.22
24
2.02
24.25
- 0.04
24.5
2
24.75
- 0.1
25
1.95
CURVA DE VALORACIÓN DE ∆pH/∆v con respecto al volumen promedio de HCL 0 0
5
10
15
20
25
30
-0.5 -1 -1.5
v -2 ∆ / H p -2.5 ∆
Series1
-3 -3.5 -4 -4.5
V promedio
POR EL METODO DE LA PRIMERA DERIVADA Veq1=Veq2 Veq =11.1
El volumen es exactamente el doble del primero, por lo tanto la muestra es pura, y no es necesario determinar el tipo de impureza. El porcentaje de carbonato de sodio es 100%, ya que los volúmenes de equivalencia son iguales.
Como se puede ver en la gráfica de la primera derivada el volumen de equivalencia 2 es el doble del primer volumen de equivalencia por lo tanto la muestra es carbonato de sodio puro. Si : Na2CO3 es puro Ve2 = 2Ve1
HALLANDO LAS CONSTANTES DE IONIZACION PARA CADA PUNTO
En el punto 1 DE EQUIVALENCIA la lectura de pH correspondiente es igual a 4.4 entonces:
PH = 4.4 = PK1 -log K1 =4.4 K1 = Antilog (-4.4) K1 = 3.98x10−4
En el punto 2 la lectura de pH correspondiente es igual a 8.3 entonces:
PH = 8.3 = PK2 -log K1 =8.3 K2= Antilog (-8.3) K2= 5.012x10−9
Hallaremos la concentración del HCl con el volumen de equivalencia que se halló en el gráfico: Carbonato de sodio #meq.acido = #meq.carbonato PM = 105.99g/mol ⍬ =2eq-g/mol Vequiv =21 ml (N x Vequiv)Acido = (mPMx ⍬)carbonato
Nacido x 21ml =
.286g x 2meq/mol 5.99g/mol
Nacido = 0.1874meq/mol
VI.
CONCLUSIONES:
Como la muestra es pura se igualo los pH a los pK respectivos. Se pudo determinar experimentalmente las constantes de disociación del ácido carbónico, K1 = 3.98x10−4 y K2 = 5.012x10−9 Como se pudo ver en la gráfica de la primera derivada el volumen de equivalencia 2 es el doble del primer volumen de equivalencia por lo tanto la muestra del ensayo era carbonato de sodio puro.
VII.
RECOMENDACIONES:
VIII.
Prestar atención a las indicaciones del profesor a las indicaciones que se da sobre los equipos. Manejar con mucho cuidado los instrumentos de medición. Contar con un cuaderno de notas para registrar todos Los PH dados al adicionar HCl en la solución. BIBLIOGRAFÍA:
http://www1.us.es/ POTENCIOMETRIA http://ciencia-basica-experimental.net/potenciometria.htm
