Sesion 3

SESIÓN 3. EQUILIBRIOS ÁCIDO–BASE Y DE FORMACIÓN DE
COMPLEJOS
EQUILIBRIOS ÁCIDO–BASE
Objetivos
•
Manejo de distintos indicadores ácido-base, comprobando su variación de color
con el pH.
•
Reconocimiento de ácidos y bases.
•
Observación práctica de las reacciones de hidrólisis.
•
Plantear la formación de tampones y comprobar su eficacia.
En un principio el hombre asigna la palabra ácido a algunas sustancias por su sabor
agrio y sensación irritante, y la palabra base a las sustancias con sabor amargo y tacto
jabonoso. Con el transcurso del tiempo, y hasta llegar a nuestros días, se ha avanzado
exponencialmente en el conocimiento de los ácidos y bases postulándose diversas
teorías que explican el comportamiento de estas especies químicas. La más adecuada
para el tratamiento de los equilibrios ácido base en Química Analítica es la que
formularon Bronsted y Lowry en 1923, según la cual en toda reacción ácido-base se
produce un intercambio de protones entre ácidos y bases (tiene que haber un ácido y
una base para que tenga lugar la reacción). Definen los ácidos y las bases de la
siguiente forma:
Ácido
Sustancia capaz de ceder protones
Base
Sustancia capaz de captar protones
De forma que inicialmente podemos poner un ejemplo de un ácido cualquiera HA
que cumplirá su equilibrio de la forma:
HA A- + H+
que pone de manifiesto
que la especie HA es un ácido puesto que aporta H+ a la disolución, y que la especie Aes una base (la base conjugada) dado que puede captar protones de la disolución.
Pero realmente la especie HA necesita la presencia de una base en la disolución
para poder manifestar su carácter ácido, necesita alguien con quien reaccionar.
Lógicamente si tenemos una disolución habrá un disolvente, que en nuestro caso ( y
generalmente) es el H2O.
Pongamos nuestro ácido HA en H2O:
HA + H2O A- + H3O+
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ya tenemos la reacción del ácido con la base (el agua) para dar la base conjugada y el
protón en medio acuoso (el ion hidronio).
De forma general la reacción ácido-base será:
ácido1 + base2 base1 + ácido2
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
NH3 + H2O NH4+ + OHEn el caso del ácido acético el H2O se comporta como base, mientras que en el caso
del amoníaco se comporta como ácido. El agua es lo que se conoce como disolvente
anfiprótico, puede captar o ceder protones dependiendo de frente a quién se le ponga.
Los químicos, para resumir, generalmente no ponemos la reacción con el agua.
Ponemos el equilibrio del ácido sin más:
HA A- + H+
Equilibrio que tiene que cumplir una constante de equilibrio según la ley de acción
de masas: Ka =
[A − ][H + ]
[ HA ]
. Cuanto mayor sea el valor de la Ka más desplazado estará
el equilibrio hacia la derecha, o lo que es lo mismo más ácida será la especie HA.
Muchas disoluciones tienen carácter ácido o básico más o menos marcado. En el
caso de que la fuerza ácida y básica sean idénticas diremos que estamos ante una
disolución neutra, como ocurre por ejemplo con el agua:
H2O H+ + OH-
con una constante de equilibrio a 25ºC de 10-14, y donde el equilibrio indica que hay
igual concentración de H+ que de OH- ⇒ [H+] = 10-7 M = [OH-]
PRÁCTICA 1. Indicadores ácido-base. Ácidos y Bases
En la práctica para poner de manifiesto la acidez o basicidad de una disolución nos
podemos servir de los indicadores ácido-base, que son sustancias orgánicas con
características ácido-base débil, y con la particularidad de que la forma ácida del
indicador es de color diferente a la forma básica.
Imaginemos un indicador general HIn que cumple su equilibrio:
HIn In- + H+
que tendrá una constante de equilibrio K, y donde HIn es de color A, e In- es de color
B.
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Si predomina la forma ácida, HIn, la disolución presentará el color A. Si en la
disolución predomina la forma básica, A-, la disolución será de color B. Evidentemente
el que predomine la forma ácida o la forma básica dependerá de los H+ que tenga la
disolución. Si en la disolución hay muchos H+ (respecto al valor de la K) predomina el
HIn, y si en la disolución hay pocos H+ la especie que predomina es la In-. En definitiva
dependerá del pH = − log [H + ] .
En la práctica que nos ocupa observaremos los colores que adquieren diferentes
indicadores en disolución ácida, neutra o básica. Posteriormente podremos identificar
distintas sustancias, como ácidas, básicas o neutras en función del color que adquiere la
disolución cuando se añaden los indicadores
Los indicadores ácido-base a utilizar serán:
*Intervalo de viraje (pH)
Rojo de metilo
4.5 – 6.0
Fenolftaleína
8.0 – 9.5
* Los intervalos de viraje dependen del valor de K de equilibrio de cada indicador.
Los colores de los indicadores en distintos medios se muestran en el cuadro
siguiente:
Indicador
pH
Papel pH
Color
Rojo de Metilo
Color
Fenolftaleína
Ácido
Rojo
Básico
Azul
Neutro
Am.- verdoso
Rosa
Amarillo
Amarillo
Incoloro
Rosa fuerte
Incoloro
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1.- Preparar 4 tubos de ensayo, bien lavados con agua destilada, numerados del 1 al
4 y llenarlos hasta la cuarta parte de su volumen utilizando en cada caso una de las
sustancias que se indican en el cuadro 1. Medir el pH de cada uno de ellos con el papel
de pH. Añadir a continuación a cada uno de ellos 5 gotas de disolución de Rojo de
Metilo. Anotar en la tabla 1 la coloración adquirida en cada caso.
Preparar otros cuatro tubos de ensayo en forma idéntica a la anterior. A
continuación se añade a cada uno de ellos 5 gotas de disolución de Fenolftaleína.
Anotar en la tabla 1 la coloración adquirida en cada caso.
A la vista de los resultados obtenidos establecer una escala de acidez de las
diferentes sustancias utilizadas.
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PRÁCTICA 2. Hidrólisis de Sales.
Una vez conocido el color de los indicadores en cada medio, éstos se pueden
utilizar para conocer el pH aproximado que presentan las disoluciones de algunas sales.
Poniendo así de manifiesto las reacciones de hidrólisis de las mismas.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Preparar tres tubos de ensayo bien lavados con agua destilada y numerarlos del 1 al
3. Poner en cada uno de ellos una pequeña cantidad de sólido (punta de espátula) tal y
como se indica en la tabla 2. A continuación se añade a cada tubo de ensayo agua hasta
la cuarta parte del tubo y se agita hasta disolución total del sólido. Medir el pH de cada
una de las disoluciones obtenidas con papel de pH. Agregar finalmente a cada uno de
los tubos cinco gotas de Rojo de Metilo y anotar los colores de los distintos tubos en la
tabla 2.
Preparar otros tres tubos de forma análoga y añadir ahora a las disoluciones
obtenidas 5 gotas de disolución de Fenolftaleína, anotando los colores de los distintos
tubos en la tabla 2.
Proponer las reacciones de cada una de las sales con el agua que justifiquen los
resultados obtenidos.
PRÁCTICA 3. Disoluciones reguladoras. Capacidad de tamponamiento.
Disoluciones reguladoras son aquellas cuyo pH no cambia significativamente
cuando se les añade un ácido o una base fuerte, ni con la dilución. Están constituidas
por un ácido débil y la sal correspondiente, por ejemplo HOAc (pK = 4.8) y NaOAc en
concentraciones 1 M.
OAc- + H+
HOAc
1M-x
x
electrolito débil (ácido)
x
NaOAc
OAc- + Na+
1M
1M
electrolito fuerte (base)
1M
de forma que en el equilibrio lo que tenemos es:
10-4.8
HOAc
1M
OAc- + H+
1M
y
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En la disolución hay una gran reserva ácida (el HOAc) y gran reserva alcalina (el
OAc-). Si a esta disolución se añade una pequeña cantidad de ácido el OAc- reaccionará
con él para formar un poco más de HOAc, si se le añade una pequeña cantidad de base
el HOAc reaccionará con él para formar OAc-.
Aplicando la ley de acción de masas a nuestra disolución en el equilibrio:
Ka =
[OAc - ][H + ]
[ HOAc ]
[H + ] = K a
[ HOAc ]
[OAc − ]
,
donde
tomando
logaritmos
conduce a la expresión general de los tampones:
pH = pK a + log
[OAc − ]
[ HOAc ]
El pH de la disolución tampón viene determinado por la Ka del ácido débil y por las
concentraciones de la base (OAc-) y el ácido (HOAc). En el caso de que las
concentraciones del ácido y de la base sean iguales estamos ante el tampón ideal, en
que la reserva ácida y la reserva básica son iguales (pH = pKa).
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
3.a.- Se preparan tres tubos de ensayo limpios, colocando en el primero 5 mL de
ácido acético 1 M; en el segundo 5 mL de acetato sódico 1 M; y en el tercero una
mezcla de 2.5 mL de ácido acético 1 M y 2.5 mL de acetato sódico 1 M. Seguidamente
se mide el pH de cada una de las disoluciones mediante papel de pH. Anotar los
resultados en la tabla 3.
A continuación se añade a cada uno de esos tubos 20 gotas de disolución de NaOH
0.2 M. Medir nuevamente el pH de las disoluciones de los tres tubos y comparar con
los que presentaban antes de la adición del NaOH. Anotar los resultados en el cuadro 3.
3.b- Se preparan tres tubos de ensayo en forma análoga a 3.a.
A continuación se añade a cada uno de estos tubos 20 gotas de una disolución de
HCl 0.2 M. Medir de el pH de las disoluciones de los tres tubos y comparar con los que
presentaban las disoluciones antes de la adición del HCl. Anotar los resultados en el
cuadro 3.
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EQUILIBRIOS DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS
Objetivos
•
Determinar la estabilidad de los complejos que forman distintos ligandos con
un mismo catión.
Generalidades
En las reacciones de formación de complejos intervienen un átomo o ion central,
con orbitales vacantes que pueden aceptar uno o más pares de electrones, y uno o más
ligandos que son especies que pueden ceder uno o más pares de electrones.
La estructura general de un complejo se puede representar por:
Donde M es el catión central, L los ligandos
L
m+
que le aportan los electrones, y m+ la carga
del complejo, que puede ser positiva,
L
M
L
negativa, o neutra.
El número de ligandos que se unen al ion
L
central se conoce como número o índice de
coordinación.
La reacciones de formación de complejos cumplen sus equilibrios, equilibrios de
complejación, más o menos desplazados hacia la derecha dependiendo del valor de las
correspondientes constantes de formación:
M + L
ML
con una
K1 =
[ ML ]
[ M ][ L ]
ML + L
ML2
con una
K2 =
[ ML 2 ]
[ ML ][ L ]
ML2 + L
ML3
con una
K3 =
[ ML 3 ]
[ ML 2 ][ L ]
----------------------------------------------------------------------MLn-1 + L
MLn
con una
Kn =
[ ML n ]
[ ML n −1 ][ L ]
Como puede observarse los subíndices de las constantes de formación corresponden
al número de ligandos que tiene el complejo. Así, K2 es la constante de formación del
complejo con dos ligandos partiendo del complejo con un ligando; es decir son las
constantes parciales de formación. En general se cumple que K1 > K2 > K3 ....> Kn.
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Hay que destacar que cuanto mayor es el valor de la constante más favorecida está
la reacción de formación, y más estable será el complejo.
(Para no llevarse a confusión sería bueno comparar las constantes de los equilibrios
ácido-base con las constantes de los equilibrios de formación de complejos)
Hay que tener en cuenta que estas constantes se pueden ver afectadas por la
presencia de otros cationes y/u otros ligandos, que darán lugar a reacciones laterales, o
parásitas, más o menos importantes dependiendo de la magnitud de sus respectivas
constantes. De forma semejante el pH de la disolución que contiene el complejo puede
afectar al catión o al ligando, dando lugar a reacciones ácido-base parásitas. Tanto unas
como otras reacciones hacen que disminuyan las concentraciones de M y de L libres, lo
que produce la disociación del complejo ML inicial.
Para poner de manifiesto los equilibrios globales se definen las constantes globales
de formación, que se representan por β, y que son el producto de las correspondientes
constantes parciales. Así β2 será el producto K1·K2, y es la constante global de
formación del complejo ML2:
M + 2L
ML2
con una β2 = K 1 · K 2 =
[ ML 2 ]
[ M ][ L ] 2
Los ligandos se pueden clasificar en función del número de enlaces por los que se
unen al catión central. Los ligandos que se unen al catión central por una sola posición
se denominan ligandos monodentados ( NH3, H2O, CN-, Cl-, etc.), los que tienen dos
posiciones de unión se denominan bidentados ( etilendiama, oxina, dimetilglioxima ), y
finalmente los que tienen más de dos posiciones de unión se conocen como
polidentados ( ácido etilendiamino tetracético, AEDT) dando lugar a la formación de
quelatos. A continuación se representan algunos de estos complejos:
Ni(II)-dimetilglioxima (neutro)
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Las reacciones de formación de complejos tienen diversas aplicaciones en Química
Analítica, pudiéndose destacar algunas de ellas como más importantes:
•
Determinación de iones metálicos por valoración con disoluciones patrón de
agentes complejantes. Volumetrías de formación de complejos.
•
Cuantificación de iones metálicos por formación de complejos y posterior
medida espectrofotométrica.
•
Eliminación de interferencias en un procedimiento analítico. Proceso que se
conoce como enmascaramiento.
PRÁCTICA 4. Estabilidad de complejos
4.a- A 3 mL de disolución de Fe(NO3)3 4.0·10-3 M se añaden 5 gotas de KSCN 0.5
M. Seguidamente se añade 1 mL de NaF 0.5 M y finalmente se acidula con HCl 2.0 M.
Anotar en la tabla 4 los cambios que se observan después adicionar cada reactivo y
proponer las reacciones que tienen lugar.
4.b- En un tubo de ensayo se añaden 1 mL de AgNO3 0.01M, 10 gotas de NH3 2.0
M y se agita. A continuación se añade HCl 2.0 M gota a gota hasta aparición de un
precipitado blanco. Sobre el mismo tubo se añaden 10 gotas de NH3 2.0 M. Finalmente,
y sobre el mismo tubo, se añaden gotas de KI 0.2 M hasta aparición de precipitado.
Anotar en la tabla 5 los cambios observados después de la adición de cada reactivo y
proponer las reacciones que tienen lugar.
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INFORME DE LABORATORIO
Sesión 3.
Nombre________________________________________
Taquilla________
Reacciones ácido-base
Práctica 1.a. Fuerza de ácidos y bases
Tabla 1
Tubo
Sustancia
1
HNO3 0.1 M
2
KOH 0.1 M
3
HOAc 1 M
4
NH3 1 M
Color
Color
pH
Rojo de Metilo
Fenolftaleína
Papel pH
Orden de acidez creciente para las sustancias estudiadas ________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
Práctica 2. Reacciones de hidrólisis de sales
Tabla 2
Tubo
Sal
1
Na2CO3
2
NaCl
3
NH4Cl
Color
Color
pH
Rojo de Metilo
Fenolftaleína
Papel pH
Escribir las reacciones de hidrólisis y deducir el pH que deberían presentar las
disoluciones. Compararlo con los resultados obtenidos:
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Práctica 3. Disoluciones reguladoras
Tabla 3
Disolución
pH
pH
pH
experimental
+ HCl
+NaOH
Reacciones
HOAc
NaOAc
HOAc/NaOAc
Reacciones de formación de complejos
Práctica 4.a: Complejos de hierro
Tabla 4
Reacciones y color de las disoluciones
Fe(NO3)3 4.0·10-3 M
+ KSCN 0.5 M
+ NaF 0.5 M
+ HCl 2.0 M
Práctica 4.b: Complejos de plata
Tabla 5
Reacciones y color de las disoluciones
AgNO3 0.01 M
+ NH3 2.0 M
+ HCl 2.0 M
+ NH3 2.0 M
+ KI 0.2 M
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