Química General Trabajo Práctico N 4 EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE

UNIVERSIDAD NACIONAL DE GENERAL SAN MARTIN
ESCUELA DE CIENCIA Y TECNOLOGIA
Química General
Trabajo Práctico N04
EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE
IMPORTANTE: para la realización de este TP es necesario que los alumnos traigan al
laboratorio sustancias de uso corriente para la medición del pH
Objetivo
Familiarizarse con los conceptos de neutralización, pH, hidrólisis y empleo de indicadores.
Adquirir destreza en técnicas de titulación ácido-base y en utilizar material volumétrico en
general.
1) Medición del pH de soluciones mediante una escala de referencia
Introducción
La medición de pH puede hacerse tanto mediante soluciones indicadoras que viran su color con
distintas condiciones de pH o midiendo con un instrumento denominado peachímetro provisto
+
de un electrodo sensible al ion H que debe calibrarse con soluciones patrón, es decir, de pH
conocido.
Técnica
Se utilizarán muestras líquidas y sólidas de uso corriente. Coloque 2 o 3 mL de cada muestra
líquida en un tubo de ensayos, o la misma cantidad de soluciones acuosas de las muestras
sólidas. Para cada muestra:
a) agregue 3 gotas de indicador universal, o
b) moje con ella una pequeña porción de papel indicador universal y compare los colores con
los de la escala de referencia, o
c) introduzca el electrodo de vidrio conectado la peachímetro y lea la indicación de pH.
d) clasifique las sustancias estudiadas en ácidas, básicas y neutras.
2) Valoración de una solución de ácido clorhídrico
Introducción
La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para determinar la
concentración de sustancias en solución.
Dada una solución ácida de concentración desconocida, ésta puede determinarse midiendo el
volumen de la misma requerido para neutralizar una solución básica cuya concentración se
conoce. El punto en el que han reaccionado cantidades estequiométricamente equivalentes de
ácido y base se conoce como punto de equivalencia. Para reconocer el punto de equivalencia
puede utilizarse un indicador que cambie de color en ese punto, o medirse continuamente el pH
durante el agregado de la solución hasta llegar a neutralización. En el caso de usar un indicador,
el cambio de color indica el punto final de la titulación. Un indicador posible es la fenolftaleína
que "vira" (pasa de color rosa en medio básico a incolora en medio ácido) en el intervalo de pH
8,3-10. Cuando se titula una ácido fuerte con una base fuerte (NaOH con HCl) el punto de
equivalencia ocurre a pH=7 (pH de una solución de NaCl). Pese a esta diferencia de pH entre el
punto de equivalencia y el punto de viraje del indicador (punto final), la fenolftaleína se emplea
muy frecuentemente para la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte ya que el error
introducido es pequeño. En una titulación debe entonces elegirse cuidadosamente el indicador
de modo que el punto final coincida (dentro de 1 a 2 unidades de pH) con el punto de
equivalencia.
Técnica
a) Uso correcto de la bureta:
Las buretas (figura 1) deben estar perfectamente limpias para que las mediciones de volúmenes
sean reproducibles en todas las titulaciones. Si se necesita engrasar la llave de paso, debe usarse
la menor cantidad posible de grasa o vaselina para lubricarla. Si la llave es de teflón debe
extraerse y limpiarse perfectamente, al igual que la superficie de vidrio, para eliminar partículas
de polvo que podrían rayar la superficie de teflón al girar la llave. Al insertar la llave debe
obtenerse el ajuste correcto de lo contrario se producirán fugas de la solución y se obtendrá un
error por exceso en el volumen consumido.
En una bureta limpia y seca, cuidando que la llave esté cerrada, se añade la solución titulante
usando un embudo dispuesto de modo de permitir la salida del aire desplazado a medida que
ingresa el líquido. Si la bureta estuviese limpia pero húmeda, enjuáguela con varias porciones
pequeñas de la solución titulante antes de llenarla por encima de la última marca de volumen.
Coloque un recipiente debajo de la bureta y abra la llave completamente permitiendo que el
líquido fluya rápidamente, esto hará que la parte debajo de la llave se llene completamente sin
que queden burbujas atrapadas. Logrado esto se llena la bureta nuevamente y se enrasa (es
decir, se lleva el nivel de líquido a la marca de cero).
Las soluciones acuosas mojan la pared del vidrio por lo que la superficie del líquido adquiere
una superficie cóncava llamada menisco. Las lecturas deben efectuarse en la parte inferior del
menisco y para observar más claramente el mismo puede colocarse detrás de la bureta un trozo
de cartulina o de papel de color contrastante. La trayectoria de la vista debe estar en un mismo
plano con el menisco para que no haya errores de lectura (paralaje).
En trabajos de gran precisión conviene calibrar la bureta midiendo diversos volúmenes de agua
y pesándolos con exactitud. Esto permite corregir los volúmenes de solución de acuerdo con una
tabla de calibración preparada previo al experimento.
Al terminar de usar la bureta debe lavarse con agua y detergente y enjuagarse con agua corriente
y luego con agua destilada, quite la llave para asegurar su limpieza.
b) Titulación de la solución de ácido clorhídrico
Mida con una pipeta aforada 5,0 mL de la solución preparada y colóquelos en un erlenmeyer de
250 mL. Añada 20 o 30 mL de agua destilada con una probeta. Agregue 3 gotas de fenolftaleína
y titule con la solución valorada de NaOH, agitando continuamente, hasta que el indicador vire
a un color rosa pálido persistente durante 30 segundos. Para evitar errores es conveniente
colocar un papel blanco debajo del erlenmeyer y preparar un blanco del color esperado
agregando a 50 mL de agua destilada 3 gotas de fenolftaleína y una gota de la solución de
NaOH.
La reacción de neutralización es la siguiente:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
En el punto de equivalencia
+
nº de moles de H = nº de moles de OH
-
considerando la estequiometría,
nHCl = nNaOH
V HClx M HCl= V NaOHx MNaOH
MHCl = V NaOHx M NaOH/ VHCl
Tabla de datos
Experiencia
VHCl[mL]
V NaOH[mL]
MNaOH
MHCl
promedio
Nº 1
Nº 2
Halle el error porcentual del método, propagando los errores en las determinaciones de los
volúmenes y en la concentración de la solución de NaOH. Si la diferencia entre las dos
determinaciones está comprendida dentro del margen de error informe el valor promedio, de lo
contrario titule por duplicado nuevamente.
3) Determinación del % (P/V) del ácido acético en el vinagre
El vinagre es esencialmente una solución diluida de ácido acético en agua. El acético
(CH3COOH o, abreviando, HAc) es un ácido monoprótico, de peso molecular 60,00.
Técnica
Mida 1 mL de vinagre con una pipeta aforada y colóquelo en un erlenmeyer de 125 mL.
Agregue 30 mL de agua y 5 gotas de solución de fenolftaleína. Titule con solución de NaOH
valorada hasta viraje del indicador.
Cálculos
Considerando la estequiometría,
HAc + NaOH → NaAc + H2O
en el punto de equivalencia
V NaOHx MNaOH = nº de moles de ácido acético en 0,001 L de vinagre
(V x M) NaOH x 60 = g de ác. acético en 0,001 L de vinagre
(V x M)NaOH x 60 x 0,100 = g. de ác. acético en 100 mL de vinagre
0,001
Tabla de datos
Volumen de vinagre:
Volumen de solución de NaOH:
Molaridad de la solución de NaOH:
Resultados:………………….g de ácido acético por 100 mL de vinagre.
4) Determinación de la constante de disociación de un ácido o base débil
Introducción
Cuando una sal se disuelve en agua, los iones de la misma pueden reaccionar con ésta
+
modificando la concentración de los iones H del agua pura. Por ejemplo cuando el acetato de
sodio se disuelve en agua, el ión acetato actúa como una base y acepta protones del agua.
Ac- + H2O  HAc + OH-
Esta reacción provoca un aumento en la concentración de iones OH y una consecuente
+
disminución de la concentración de iones H . La solución tiene un pH mayor que 7, o sea que es
una solución básica.
Por otra parte, cuando el cloruro de amonio se disuelve en agua, el ión amonio actúa como ácido
reaccionando con el agua formando iones hidronio:
NH4+ + H2O  NH3 + H+
Esta reacción aumenta la concentración de iones hidronio y el pH de la solución es menor que 7,
es ácida.
LA REACCIÓN DE LOS IONES DE UNA SAL CON EL AGUA SE DENOMINA
HIDRÓLISIS.
Técnica
En un tubo de ensayos coloque 2 o 3 mL de la solución de concentración conocida. Agregue 5
gotas de indicador universal o moje una porción de papel pH y compare con la escala de
referencia. Determine el pH aproximado y estime la constante de disociación del ácido o base
débil.
La concentración de las soluciones de acetato de sodio y cloruro de amonio es 0.5 M.
Resultados
a) Ecuación correspondiente a la disociación de hidrólisis de la sal estudiada.
b) K(constante de disociación del ácido o base débil).
Cuestionario:
1) ¿Qué es el punto de equivalencia en una titulación ácido-base?
2) ¿Cómo se establece la relación de número de moles en el punto de equivalencia en una
titulación ácido-base?
3) ¿Qué error introduciría en una titulación el hecho de quedarse una burbuja de aire atrapada en
el pico de la bureta y que desaparezca durante la titulación?
4) Describa el principio involucrado en la utilización de indicadores ácido-base.
5) En el equilibrio dado para un indicador:
HIn  H+ + In-5
Ka = 10
-
a) Si el pH es 6, ¿cuánto vale la relación de concentraciones [HIn] / [In ]?
b) Ídem para pH = 8.
-
c) ¿Qué pH se requiere para que la relación de concentraciones [HIn] / [In ]
i) sea mayor que 10 ?
ii) sea mayor que 0,1 ?
6) Indique cuándo puede utilizar fenolftaleína como indicador.
7) Para la titulación de cada una de las siguientes soluciones:
a) HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M
b) NH 3 0,1 M con HCl 0,1 M (pKb = 4,75)
c) HAc 0,1 M con NaOH 0,1 M (pKa = 4,75)
¿Qué indicador de las siguientes eligiría para cometer menos errores? Justifique.
Indicador A: pKa = 4,9 Indicador B: pKa = 8,6
Indicador C: pKa = 6,8 Indicador D: pKa = 3,2
8) Un estudiante encuentra un frasco de NaOH (s) que alguien dejó destapado. El hidróxido de
sodio ha absorbido humedad del aire y el estudiante desea determinar cuál es el porcentaje en
peso real del NaOH. Después de disolver 10g de NaOH. en 25mL de agua, el estudiante
determina que se requieren 74,0mL de HC1 3,0 M para titularlos. ¿Cuál es la pureza del NaOH
en porcentaje? Rta.: 88,8%
9) Un químico mide con exactitud 25,0 mL de ácido y le agrega un indicador adecuado. Por
medio de una bureta, le añade lentamente NaOH 0,2 M. Al obtener un cambio permanente de
color, se han consumido 35,2 mL de NaOH; ¿Cuál es la concentración del ácido? Rta.: 0,282 M