FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS INGENIERIA AGROINDUSTRIAL

CURVAS DE VALORACIÓN ÁCIDO BASE

Sebastián llanos, Andrés Tacue, Walter Ramírez

1. Introducción

Las titulaciones o valoraciones ácido-base son  utilizadas en casi todos los campos de la química. El primer paso consiste en escribir la ecuación química de la reacción entre el titulante y el analito, luego se utiliza esta ecuación para calcular la composición y el pH después de cada adición del reactivo titulante, posteriormente se grafica la valoración del pH en función de la cantidad de titulante adicionado. Durante la valoración ácido-base, es decir la titulación, se distinguen en la curva tres regiones las cuales implican tres tipos de cálculos: Antes del punto de equivalencia (formación de una sal con exceso de un reactivo) En el punto de equivalencia (existencia de la sal) Después del punto de equivalencia (sal con exceso de un reactivo) 

2. Materiales

Tabla n° 1 Materiales

Materiales Cantidad

Balón aforado 100 mL 2

Vaso de precipitado 50 mL 3

Vaso de precipitado de 25 mL 5

Vaso de precipitado 100 mL 1

Pipeta graduada de 2 mL 1

Pipeta volumétrica de 10 mL 1

Pro-pipeta 1

Pesa sales 1

Espátula 1

Varilla de vidrio 1

Frasco lavador 1

Bureta de 25 mL 2

Pinza para bureta 2

3. Reactivos

Tabla n° 2 Reactivos

Reactivos Cantidad

Ácido clorhídrico 0,1090 N 1 mL

Hidróxido de sodio 0,0993 N 20mL

Ácido acético 10mL

Rojo de fenol 0,3mL

Azul de timol 0,3mL

Agua destilada

Soluciones para calibrar el PH- metro

4. Equipos

Tabla n° 3 Equipos

Equipos Cantidad

Balanza analítica 1

Plancha de calentamiento con agitación 1

Magneto pequeño 1

PH-Metro con electrodo 1

Imán 1

5. Cálculos Y Resultados 5.1. Curvas de valoración ácido fuerte- base

fuerte PH inicial, antes del punto de

equilibrio

NaOH: 0.0939 MHCl: 10mL *0.1096 M =1.096mmol H+

1mL de NaOH agregado1mL*0.0939=0.0939mmol OH1.096-0.0939=1.0021mmol H exceso[H]=1.0021/11 =0.091pH =1.04

mL pH1 1.042 1.123 1.204 1.285 1.376 1.477 1.588 1.719 1.8710 2.10

pH en el punto de equivalenciapH=7 (11.67)

pH después del punto de equivalencia

12mL de NaOH agregados12ml* 0.0939= 1.1268 mmol OH1.1268mmol OH – 1.096mmolH =0.0308mmol OH exceso[OH]=0.038/22mL=1.4*10^-3pOH=2.8 pH=11.14

mL pH13 11.7414 11.9615 12.116 12.217 12.2718 12.3319 12.3820 12.42

Tabla nº 4 titulación ácido fuerte- base fuerte

Grafica nº 1 Curvas de valoración acido fuerte- base fuerte

0 2 4 6 8 10 12 14 16 180

5

10

15

acido fuerte-base fuerte d(pH)/dV

V(mL)

d(pH

)/d(

V)

Grafica nº2 Derivada de curvas de valoración acido fuerte- base fuerte

5.2. Curvas de valoración ácido débil- base fuerte

5.2.1Datos experimentales:

pH V(mL)3.67 04.06 14.36 24.50 34.68 44.88 55.12 65.42 76.15 811.42 911.86 1012.07 1112.19 1212.27 1312.34 1412.39 1512.43 1612.47 1712.50 1812.52 1912.54 20

Tabla de datos experimentales con las derivadas

pH V(mL) ∆pH/ ∆V

V (mL)

∆pH²/ ∆V

V (mL)

3.67 0 0.39 0.5 0.09 14.06 1 0.3 1.5 0.16 24.36 2 0.14 2.5 -0.04 34.50 3 0.18 3.5 -0.02 44.68 4 0.2 4.5 -0.04 54.88 5 0.24 5.5 -0.06 65.12 6 0.3 6.5 -0.43 75.42 7 0.73 7.5 -4.54 86.15 8 5.27 8.5 4.83 911.42 9 0.44 9.5 0.23 1011.86 10 0.21 10.5 0.09 1112.07 11 0.12 11.5 0.04 1212.19 12 0.08 12.5 0.01 1312.27 13 0.07 13.5 0.02 1412.34 14 0.05 14.5 0.01 1512.39 15 0.04 15.5 0 1612.43 16 0.04 16.5 0.01 1712.47 17 0.03 17.5 0.01 1812.50 18 0.02 18.5 0 1912.52 19 0.02 19.512.54 20

2

5.2.2 Datos calculados pH antes del punto de

equivalencia

[A]=VaCa-VbCb/Vtotal[A]=10mL*0.084710*0.0939/11mL=0.068[B]=VbCb/Vtotal[B]=1mL*0.0939/11=8.53*10^-3

pH=pKa + log [B]/ [A]pH=4.75 + log 8.53*10^-3/0.068pH= 5.84

pH en el P.EKb=x^2/0.044-x5.7*10^-10=x^2/0.044-x0= x^2+5.7*10^-10x – 2.5*10^-14X= 1.99*10^-6pOH=5.30 pH=8.7

despues del P.E[OH]=VbCb-VaCa/Vtotal

pH Calculado V(mL)3.67 03.84 14.19 24.43 34.64 44.84 54.93 65.28 75.63 88.7 911.66 1011.94 1112.07 1212.20 1312.27 1412.34 1512.39 1612.43 1712.47 1812.50 1912.53 20

Tabla de datos experimentales con las derivadas

pH Calculado

V(mL) ∆pH/ ∆V

V (mL)

∆pH²/ ∆V

V (mL)

3.67 0 0.17 0.5 -0.18 13.84 1 0.35 1.5 0.11 24.19 2 0.24 2.5 0.03 34.43 3 0.21 3.5 0.01 44.64 4 0.2 4.5 0.1 54.84 5 0.1 5.5 -0.25 64.93 6 0.35 6.5 0 75.28 7 0.35 7.5 -2.72 85.63 8 3.07 8.5 0.11 98.7 9 2.96 9.5 2.68 1011.66 10 0.28 10.5 0.15 1111.94 11 0.13 11.5 0 1212.07 12 0.13 12.5 0.06 1312.20 13 0.07 13.5 0 1412.27 14 0.07 14.5 0.02 1512.34 15 0.05 15.5 0.01 1612.39 16 0.04 16.5 0 1712.43 17 0.04 17.5 0.01 1812.47 18 0.03 18.5 0 1912.50 19 0.03 19.512.53 20

Tabla nº5 titulación ácido débil- base fuerte

Grafica nº3 Curvas de valoración ácido débil- base fuerte

Grafica nº4 Derivada de curvas de valoración ácido débil- base fuerte

5.3. Curvas de valoración ácido fuerte- base débil

pH con 0mLAcNa=0.1394M 10mLHCl=0.1096MVeq=12.7Kb=Kw/Ka Kb=5.71*10^-105.71*10^-10=x^2/[0.1394]X=8.91*10^-6pH=5.9

3

1mL de HCl agregado

[] Base:

CbVb-CaVa/Vb+Va

0.1394*10-0.1096*1/11mL=0.116 [B]

[] Acido:

CaVa/VbVa

0.1096*1/11mL=0.00996 [A]

pOH= pKb + log[A]/[B] pKb=-logKb

pH=14-8.17=5.8

mL pH1 5.82 5.53 5.24 5.15 56 4.87 4.78 4.69 4.410 4.311 412 3.5

En el P.E

Ca=0.1394*10mL/22.7

Ka=x^2 /0.061-x

1.75*10^-5= x^2 /0.061-x

X=1.020*10^-3

E.c Henderson

pH=2.99

Despues del P.ECaVa-CbVb /vtotal0.1096*13mL-0.1394*10 / 23mL

=1.33*10^-3pH= -log (1.33*10^-3)=2.8

mL14 2.215 216 1.817 1.718 1.619 1.520 1.4

pH V (mL) ∆pH/ ∆V5,9 0 -0,075,83 1 -0,335,5 2 -0,235,27 3 -0,15,17 4 -0,234,94 5 -0,144,80 6 -0,134,67 7 -0,144,53 8 -0,164,37 9 -0,184,19 10 -0,243,95 11 -0,423,53 12 -0,732,8 13 -0,62,2 14 -0,22,0 15 -0,21,8 16 -0,11,7 17 -0,11,6 18 -0,11,5 19 -0,11,4 20V (mL) ∆pH²/ ∆V V (mL)0,5 -0,26 11,5 0,1 22,5 0,13 33,5 0,13 44,5 0,09 55,5 0,01 66,5 -0,01 77,5 -0,02 88,5 -0,02 99,5 -0,06 1010,5 -0,18 11

4

11,5 -0,31 1212,5 0,13 1313,5 0,4 1414,5 0 1515,5 0,1 1616,5 0 1717,5 0 1818,5 0 1919,5

Grafica nº5 Curvas de valoración ácido fuerte- base débil

0 5 10 15 20 250

1

2

3

4

5

6

7

ACIDO FUERTE- BASE DEBIL

V(mL)

pH

Grafica nº6 Derivada de curvas de valoración ácido fuerte- base débil

0 5 10 15 20 25

-0.8-0.7-0.6-0.5-0.4-0.3-0.2-0.1

0

∆pH/ ∆V

0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20

-0.4

-0.3

-0.2

-0.1

0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5 ∆pH²/ ∆V

5.4. Identifique las diferencias entre cada curva, señale el volumen en el punto final y el volumen en el punto de equivalencia en cada curva.

5.4.1. Acido fuerte - base fuerteNaOH+HCl → NaCl+ H 2OCNaOH=0,1030 NCHCl=0,1090 NV HCl=10 mLM b∗V b=M a∗V a

V PUNTO EQUIVALENCIA: V b=0,1090 N∗10 mL

0,1030 N=10 ,58 mL

5.4.2. Ácido débil-base fuerteCNaOH=0,1030 MCC H 3 COOH=0,1002 NCC H 3 COOH=10 mLM b∗V b=M a∗V a

V PUNTO EQUIVALENCIA: V b=0,1002 N∗10 mL

0,1030 N=9 ,54 mL

5.4.3. Acido fuerte-base débilCN H 4 OH=0,0993 MCHCl=0,1090 MCN H 4 OH=5mLM b∗V b=M a∗V a

V PUNTO EQUIVALENCIA: V a=0,0993 N∗10 mL

0,1090 N=9,11mL

Tabla nº7 Comparación de puntos de equivalencia y puntos finales

TITULACIÓNPUNTOS DE

EQUIVALENCIAPUNTOS FINALES

Acido fuerte-base fuerte

10,58mL NaOH 12

Acido débil-base fuerte

9,54mL NaOH 10,8

5

Acido fuerte-base débil

9,11mL HCl 7

5.5. Concentraciones del ácido acético y el hidróxido de amonio

5.5.1. Concentración del ácido acético

C2 H4 O2 =? M Volumen = 10 mLNaOH = 0,1050 M Volumen = 10,8 mLCa = Vb * Cb / Ca

Ca = 10,8 mL * 0,1050 M / 10 MlCa= 0,1134 M * 4 = 0,04534 M

5.5.2. Concentración del hidróxido de sodio NH4OH =? M Volumen = 10 mLHCl = 0,1090 M Volumen = 12 mLCb = Va * Ca / Cb

Cb = 12 mL * 0,1090 M / 10 MlCb= 0,1308

Tabla n°8 Concentraciones

CONCENTRACIONES EXPERIMENTALES

Nombre [ ] M

Ácido acético 0,4534

Hidróxido de amonio 0,1308

5.6. Constantes de disociación

5.6.1. Constantes de ácido acético

Como el log de [A- / AH] es igual a cero entoncesPH = PKa PKa = 3,31 Error = 3.31 – 4,47 / 4,47 Error = 0,259

5.6.2. Constantes de disociación para hidróxido de amonioComo el log de [B- / BH] es igual a cero entonces POH = PKb PKb = 11,54 Error = 11,54 – 12,4 / 12,4Error = 0,069

Tabla n°9 Constantes de disociación

CONSTANTES DE DISOCIACIÓN

NombrePka o PKb

experimentalPka o PKb

teórica Error

Ácido acético 3,31 4,47 0,259Hidróxido de

amonio 11,54 12,4 0,069

5.7. Análisis

5.7.1. Inicialmente solo existe la solución de HCl, por lo que la concentración de [H+] proporciona un pH muy pequeño, pero cuando se empieza a agregar NaOH, la solución empieza a aumentar el pH debido a que los H+ reaccionan con los iones OH-, formando agua y NaCl; al estar el ácido con su base conjugada en equilibrio, se tiene una solución buffer, la cual al llegar al punto de equivalencia y después de este, desaparece y empezando ahora a haber un exceso de iones OH-, lo que produce un pH tan alto. 5.7.2. El pH neutro no se alcanzó a detectar, debido al cambio tan abrupto que hubo incluso agregando de a pocas cantidades. Esto puede estar atribuido a interferencias en las soluciones, sensibilidad del PH-metro, poca precisión en el momento de agregar el volumen del titulante, etc.

5.7.3. La primera derivada es una muy buena estrategia para detectar el punto de equivalencia para las valoraciones ácido-base; aquí es muy notable cuando este se ha alcanzado porque el pico arrojado es de gran tamaño

 5.7.4. En ambas curvas el punto de equivalencia no se alcanzó, obteniendo el paso de una solución ácida a una básica de un momento a otro

5.7.5. Las concentraciones dadas no son exactas ya que si hubiera sido de este modo, al agregar el titulante dado, el punto final se debería haber alcanzado con los mL teóricos

5.7.6. El punto de equivalencia y el punto final de titulación observado no concuerdan lo cual puede estar dado por errores de observación o por la falta de experiencia al agregar el agente titulante.

5.8. PREGUNTAS COMPLEMENTARIAS

5.8.1 Escriba la ecuación de Ecuación de Henderson, importancia y uso.

La Ecuación de Henderson-Hasselbalch, se utiliza para calcular el pH de una solución buffer o tampón, a partir del pKa, concentraciones de equilibrio del ácido o base, del ácido o la base conjugada.pH = pKa + log (A- / HA)Para el cálculo del pH en soluciones buffer, generalmente se hace una simplificación, utilizando las concentraciones iniciales del ácido y la sal, por lo tanto se debe tener en cuenta que el valor obtenido es una aproximación y que el error será mayor cuanto mayor sea la diferencia de las concentraciones de equilibrio con las de partida (constante de equilibrio alta). En la misma aproximación, tampoco se considera el aporte del agua, lo cual no es válido para soluciones muy diluidas

6

5.8.2. Establecer las ecuaciones estequiometrias, y determine el pH en el punto final para cada valoración 5.8.2.1. Ácido fuerte - base fuerte

NaOH+HCl → N a+¿Cl+H2 O¿

Después de adicionar 4.3mL del reactivo (punto final), en este punto no hay exceso de HCl ni de NaOH por lo que las concentraciones de iones de hidronio e hidróxido deben ser iguales por lo tanto al sustituir nos dará:

H 2 O↔ H 3O+¿+O H−¿¿ ¿

Kw=¿Kw=¿¿¿¿¿pH=−log1 x10−7 pH=7

5.8.2.2. Ácido débil-base fuerte

CH 3COOH +NaOH →CH 3 COO−¿ N a+¿+H 2O ¿¿

CH 3CO O−¿+H 2 O↔ CH3 COOH+OH −¿ ¿¿

Kb= KwKa

= 1 x10−14

1,75 x 10−5 =5,71 x10−10

5,71 x10−10= [CH3 COOH ]¿¿

¿¿pOH=7.24 x10−6

pH=8 , 85

5.8.2.3 .Ácido fuerte – base débil

N H 4 OH+HCl → N H 4 Cl+H 2 O

N H 4+H 2 O↔ N H 3+ H 3O

Ka=[ N H 3 ] [ H 3 O ]

[ N H 4 ]=

[ H 3 O ]2

[ N H 4 ]

[ N H 4 ]=10 mL∗0,0993 N7 mL

=0,13 N

[ H 3 O ]=√0,13∗5,56 x 10−10=8,50 x 10−6

pH=−log 8,50 x 10−6

pH=5 , 07

5.8.3. Puede ser diferente el volumen en el punto de equivalencia y el volumen en el punto final en una titulación ácido-base?La diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia es el error de valoración, que prácticamente es inevitable. En el punto de equivalencia se tiene un resultado ideal (teórico), pero lo que en verdad medimos es el punto final, el cual es notable en el cambio brusco de pH o el viraje del indicador

5.8.4. Justifique el uso de cada indicador y proponga un indicador ácido-base alterno para cada valoraciónEn esta práctica no se usaron indicadores dado a que se trabajó con PH-metro, pero se pudo haber utilizado: Ac fuerte-base fuerte: Rojo de cloro fenol, Rojo de cresol, Rojo de metilo o papel tornasol. Para Ac débil-base fuerte: Fenolftaleína o Púrpura de cresol 5.8.5. Cuáles son los límites de exposición que se tiene para cada sustancia preparada?NaCl à Una ventilación usual debería ser suficiente para mantener el número de partículasAerotransportadas a un nivel aceptable. Ninguna protección especial es requerida. CH3COONaà TLV no establecido

6.   CONCLUSIONES

De acuerdo a  los resultados obtenidos podemos concluir que efectivamente se lograron observar las diferencias que se presentaron tanto en la curva de titulación de una ácido fuerte con una base fuerte como en la curva de titulación de un ácido débil con una base fuerte además de que pudimos concluir que de acuerdo a los valores obtenidos de PH en función del volumen gastado de NaOH el punto de neutralización de las soluciones se alcanzó más fácilmente en la curva de titulación de una ácido débil con una base fuerte ya que el ácido débil que en este caso fue el ácido acético no posee propiedades amortiguadoras que se opongan a los cambio de PH de manera que logramos alcanzar la neutralización de la solución de ácido acético con fenolftaleína aun PH de 7.8 en comparación a la otra solución de ácido clorhídrico con fenolftaleína en donde la neutralización se alcanzó a un PH de 6.78 es decir un poco antes del valor normal de neutralización que es a PH 7 ya que ácido débil es aquel que se disocia parcialmente en agua y un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en agua es decir no quedan moléculas de soluto sin disociar por lo que por esta razón se da la producción de H+ y OH-. La curva del PH vs volumen podemos observar que no tiene un cambio significativo, varia en pequeña escala, pero cuando se neutraliza, tiene un cambio por decirlo así brusco, después podemos observar que el cambio es mínimo.

7

7.    BIBLIOGRAFIA

7.1. Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F. James; QUIMICA ANALITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Segunda edición; México; 1995.

7.2. Day Jr.R.A. Y Underwood A.L.; QUIMICA ANALITICA CUANTITTATIVA; Editorial Prentice –Hall Hispanoamericana, S.A.; Quinta edición; México; 1989.)

8