LAB3 Quimica Valoración de un ácido Poliprótico PDF

Preview

Summary

practica uc3m...

Description

UNIVERSIDAD CARLOS III FACULTAD DE INGENIERÍA

INFORME DE LABORATORIO

Nombre del experimento: Valoración de un ácido Poliprótico

Nombres y apellidos de los miembros del grupo de trabajo:

Profesor:

Fecha:

Grupo:

VALORACION DE UN ACIDO POLIPROTICO

1. Introducción En la bibliografía pueden encontrarse distintas definiciones de ácido y base. Quizás la más genérica sea la dada por Lewis: "ácido es toda especie con orbitales vacíos capaz de aceptar un par de electrones y base es toda especie capaz de donar un par electrónico para formar un enlace covalente coordinado". Sin embargo, en sistemas acuosos es más útil la definición dada por Bronsted-Lowry: "ácido es toda especie capaz de ceder protones y base toda especie capaz de aceptar protones". De forma que en disolución la existencia de un ácido, implica la coexistencia de una base que acepte sus protones, ya que estos no pueden existir como tales en disolución, dando lugar a dos equilibrios. ácido1 → base1 + H

+

+

base2 + H → ácido2 _____________________ ácido1 + base2 → base1 + ácido2 viniendo dada la "fuerza de un ácido" por la capacidad de transferir protones, siendo mayor cuanto mayor es su constante de disociación. Ka= [base1][H+]

[acido1] se denominan ácidos y bases fuertes aquellos que sufren una total disociación (Ka ≈ ∞), y ácidos y bases débiles los que se disocian sólo parcialmente. +

Dado que la concentración de iones H es una de las características más importantes de una disolución acuosa, definimos: +

pH=-log[H ] de forma que para un ácido débil tendremos que:

para determinar la concentración de un ácido (base) en disolución, se emplea una disolución valorante de una base (ácido) de concentración conocida, de tal forma que al añadirla en cantidades estequiométricas con respecto a la cantidad existente de ácido (base), el pH del medio varía bruscamente (punto de equivalencia), pudiéndose determinar este cambio mediante:

a) Indicadores ácido-base: son sustancias generalmente orgánicas, ácidos o bases débiles, que se caracterizan porque su forma ácida posee coloración distinta de su

forma básica conjugada, dependiendo del pH del medio.

Pudiéndose escribir una ecuación similar a la (3), con el pKa del indicador representado por pKHin y sustituyendo [HIn] = [ácido] y [In- ] = [Base]

como el ojo humano solo detecta las variaciones de color cuando [I- ] = 10 [IH] ó [IH] = 10 [I- ], tendremos que:

así, un indicador con una constante de disociación ácida de 10-5 cambiará por completo de color cuando el pH de la disolución en el que esté disuelto cambie desde 4 a 6. La Figura 1 muestra los intervalos de pH para los virajes de color de diferentes indicadores así como los colores observados de las formas ácidas y básicas respectivamente. En una valoración, el punto en el cual el indicador cambia de color se le denomina punto final del indicador. Por tanto, se debe buscar un punto final de indicador que se encuentre en el punto de equivalencia de la reacción de neutralización a estudiar. Para ello, hay que buscar el indicador cuyo cambio de color ocurra a lo largo del intervalo de pH en el que esté incluido el punto de equivalencia. b) Determinación potenciométrica del pH (pH-metro): consta de un sistema de electrodo doble (electrodo de referencia y electrodo indicador) que se sumerge en la disolución en estudio. El potencial del electrodo indicador, depende del valor del pH del medio permaneciendo constante el potencial del electrodo de referencia. El pH se determina por diferencia entre ambos potenciales (determinación potenciométrica de pH). Los pHmetros comerciales vienen ya con la escala de voltajes convertida a valores de pHs.

Figura 1.- Intervalos de pH para los virajes de color de diferentes indicadores así como los colores observados de las formas ácidas y básicas. Determinando el punto de equivalencia podemos saber la cantidad de ácido existente en la disolución inicial, ya que el número de equivalentes de base añadidos en el punto de equivalencia, ha de ser igual al de equivalentes deácido

Un ácido que pueda ceder más de un protón, se denomina ácido poliprótico. Consideremos un ácido diprótico, H2A, podemos escribir los equilibrios ácido-base siguientes para su disolución en agua.

de tal forma que el pH en el punto de equivalencia viene dado por:

2. Objetivo Obtener los puntos de equivalencia y la concentración de una disolución problema de un ácido Poliprótico mediante volumetría de neutralización. Se medirá el pH mediante potenciometría (pH- metro) a lo largo de la valoración y se detectarán los puntos de equivalencia al cambio de color de un indicador ácido-base.

3. Parte experimental 3.1. Materiales y preparación de muestras Material común - Lentejas de NaOH. - Disolución Problema de H3PO4 (Ácido fosfórico). - Disolución de fenolftaleína. - Disolución de Naranja de metilo.

Material por grupo - 1 matraz aforado de 250 mL. - 1 bureta de 50 ml. - 1 vaso de precipitados de 250 mL. - Placa de agitación y agitador magnético - 1 probeta de 100 mL. - 1 pipeta de 10 mL. - 1 embudo. - 1 vaso de precipitados de 100mL. - pH-metro con electrodo.

3.2 Procedimiento experimental Valoración ácido-base Se realizarán dos valoraciones: 1. Se emplea únicamente los indicadores y se anotamos los volúmenes a los que se detectan los cambios de color (puntos de equivalencia aproximados) 2. se empleará el pH-metro con el fin de determinar los puntos de equivalencia con mayor precisión. Primera valoración: Indicadores Se llena la bureta con la disolución de NaOH y se enrasa vertiendo el exceso en el vaso de 100 mL . Se coloca el vaso de precipitados de 250 ml con la disolución de ácido fosfórico, indicadores y agitador magnético sobre la placa agitadora.

Adicionando desde la bureta 2 mL de la disolución de NaOH esperamos unos instantes. Si no hay un cambio añadimos 2 mL y así sucesivamente hasta cuando se observa un cambio de color y anotamos el volumen añadido.

Proseguimos añadiendo de 2 en 2 mL hasta un nuevo cambio de color, al que también se anotará el volumen de NaOH añadido. Primer cambio brusco se detectará visualmente por el cambio de color del indicador naranja de metilo al pasar de su forma ácida a su forma básica. El segundo, será debido al cambio de color del indicador fenolftaleína al pasar de su forma ácida a su forma básica. Una vez terminada la valoración se tiran los residuos en el contenedor correspondiente.

Segunda valoración: Indicadores y ph-metro. Se realiza el mismo procedimiento, pero en este caso la adición de NaOH será más lenta 1ml a 1ml, y con precaución en las proximidades de los volúmenes correspondientes a los cambios de color observados en la primera valoración (añadiendo reactivo valorante de 0,5 en 0,5 mL). Se esperan unos instantes para que se estabilice el valor de pH, y lo registramos. Repetimos los pasos anotando los volúmenes 2 mL, 3 mL etc. y los valores de pH correspondientes, hasta 2 mL antes del volumen correspondiente al primer cambio de color y en el intervalo ±2 mL del punto de equivalencia se anotará el valor de pH obtenido cada 0,5 mL. Una vez sobrepasado el primer punto de equivalencia, se procede como en los puntos 2, 3 y 4 hasta llegar a las proximidades del segundo punto de equivalencia. Una vez sobrepasado el segundo punto de equivalencia, se toman 4 o 5 valores más de pH cada mililitro.

3.3. Equipamiento y condiciones de realización de experimentos : 3.1 Equipamiento: El equipamiento utilizado en esta práctica, fue bata Guantes, gafas, medidor de ph, cuaderno de apuntes y calculadora. 3.2 Condiciones de realización de experimentos: Las condiciones del experimento fueron normales (temperatura media), los datos tomados creemos que fueron bastante óptimas dado que hemos tomado una gran muestra de datos que corroboran nuestro trabajo realizado, demostrando los cambios de ph en nuestra disolución, en el segundo cambio de ph deberíamos haber tomado muestras mas pequeñas y poder haber obtenido unos mejores resultados, pero creemos que es un error poco significativo para la conclusión de nuestros datos finales.

4.Resultados y Discusión 1) Datos disoluciones. m(NaOH) (g)= 5,07 g [NaOH] (M)= (5,07g/39,997g/mol/0,25L)= 0,5060 M VH3PO4 (mL)= 10 ml= 0,01L 2) Describa únicamente las reacciones que tienen lugar durante la valoración: 1.Disociacion de la base y del acido a) NaOH Na+ + OHb) H3PO4 H2PO- + H+ H2PO-4 HPO42- + H+ HPO42- PO43- + H+ Ácido fosfórico se disocia según esas tres reacciones ya que tiene que ceder 3 protones.

2) La acción de los indicadores:

a) Indicador 1: Naranja de Metilo, cambia el medio acido al medio básico.

↔ I+H -

HI

+

b) Indicador 2: Fenolftaleína. Cambia del medio básico al medio ácido otra vez. IOH

↔ I + OH +

-

H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O Ambos dependen del pH de la reacción, en caso a se producen a 4’76(entre 3’1 y 4’2) en caso , se produce a 9,78( entre 8’2 y 10). Como en toda ecuación acido-base, se deduce y llega a la siguiente ecuación. Ácido + base → sal + H2O H3PO4 + NaOH → Na3PO4 + H2O NaOH → Na3PO4 + H2O Ajustada: H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O

3) Resultado de la primera valoración: Primer punto de equivalencia: V1= 14,8 color amarillo Segundo punto de equivalencia: V2= 29,6 color rojo 4) Resultado de la segunda valoración: V(ml) NaOH pH V(mL) NaOH pH

V(mL) NaOH pH V(mL) pH

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

12’5

13

1’29

1’30

1’33

1’38

1’44

1’48

1’55

1’64

1’74

14’5

15

15’5

16

16’5

17

18

2’2 0 21

2’5 2 22

3’40

14

2’0 2 20

2’78

13’5

1’8 6 19

23

24

4’90

5’30

5’63

5’81

5’96

6’07

6’18

6’27

6’44

6’6 0

6’7 5

6’9 0

7’0 7

7’24

7’46

25

26

27

27’5

28

28’5

29

29’5

30

7’71

8’22

10’17

10’71

10’99

11’18

11’34

11’46

11’56

Representación de la curva de valoración (pH frente VNaOH) e indique en la gráfica

los puntos de equivalencia:

Curva de valoracion(Ph frente V(NaOH) 14 12 10 8 6 4 2 0

0

5

10

15

20

25

Primer punto de equivalencia: V1= 13’5 (ml) pH1= 4,90 Segundo punto de equivalencia: V2= 27 (ml) pH2= 10,17

5) Cálculo de la concentración de la disolución inicial de H3PO4 utilizando:

a) V1/el primer punto de equivalencia [H3PO4]=

M(NaOH)= 0,5M Mb.Vb.nOH-= Ma.Va.nH+

30

35

Entonces, Ma= (Mb.Vol.nOH-) /(Vol.nH+)=(0’5x1x(0.0148)) = 0.246M (3x0.01) [H3PO4] : 0.246M

b) V2/ el segundo punto de equivalencia [H3PO4] (M)=

(0’5x1x(0.0296)) = 0.246M (3x0.02) [H3PO4]: 0.246M

Responder a las siguientes cuestiones:

1.Calcule Ka1 y Ka2 del H3PO4 sabiendo que Ka3 es 4,79 ×10-13 Ácido fosfórico

H3PO4 (aq) + H2O(l) -> H2PO4- (aq) + H3O+(aq) -

Ka1= [H2PO4

] x [ H3O+] = 1.66*10-2 [H2PO4] -

H2PO4-(aq) + H2O(l) -> HPO42

Ion dihidrógeno fosfato

2-

(aq)

+ H3O+(aq

[ H3O+] =9.54*10-9 [H2PO4-]

Ka2= [H2PO4

Ion hidrogeno fosfato

x

H3PO42- (aq) + H2O(l) -> PO43- (aq) + H3O+(aq) 3-

Ka3= [ PO4

[ H3O+] = 4,79*10-13 [H2PO42--] x

2. ¿Influye en los resultados la adición de 100 ml de agua destilada en vez de 50 mL a la disolución de fosfórico para su valoración? Si, ya que al añadir mas agua disminuirá el pH acercándose mucho a 0, esto debido a que la concentración del ácido fosfórico seria menor. Al tener 0 ml de disolución básica con 50 ml de agua destilada en disolución de ácido, se registra pH de 1’29.

3. Dibuja la estructura química de los indicadores empleados en la práctica y justifica basándote en ella, los cambios observados. Naranja de metilo : Es un colorante azoderivado, con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. El nombre del compuesto químico del indicador es sal sódica de ácido sulfónico de 4-Dimetilaminoazobenceno, su fórmula molecular de esta sal sódica es C14H14N3NaO3S y su peso molecular es de 327,34 g/mol. Nuestro pH fue de 4’90, por lo que se deduce que hemos cometido un error posiblemente echamos gotas de mas o una posible contaminación de los indicadores. La fenolftaleína: Su fórmula es C20H14O4. Se forma principalmente por reacción del fenol, anhídrido ftálmico y ácido sulfúrico (H2SO4. Se comportan como un acido débil. En disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de viraje entre pH=8,0 (incoloro) a pH=9,8 (magenta o rosado). Sin embargo en pH extremos (muy ácidos o básicos) presenta otros virajes de coloración.

En nuestra disolución la feolfteina se disoció medio alcalino, los OH- libres consumieron los H+ y el equilibrio se desplazo hacia la derecha con lo cual aparecerá el color rojo que observamos. ¿Qué otros indicadores se podrían utilizar para esta valoración? También podríamos haber utilizado indicadores como: -

Rojo de metilo Verde de bromocresol Rojo de metilo

Teniendo en cuenta que otros ciertos indicadores como el azul de metilo(0 a 1) y violeta de metilo(1,2 a 2,8) no serian validos ya que al principio el pH de la reacción es muy cercano a sus valores. 4. Comente de forma muy breve los posibles errores que pueden existir en la utilización de los indicadores ácido-base en una valoración. Los posibles errores que podrían existir al realizar valoraciones podrían ser los siguientes: - Utilizar cantidades superior a lo debido para que no hallan cambios significantes con los reactivos. - Tener un viraje de indicador fuera del rango que le corresponde. -

Contaminación, combinación de los indicadores.

5. Conclusiones ● ● ● ●

●

A través de este laboratorio logramos determinar que una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Las reacciones acuosas ácido-base forman agua+ una sal, por lo tanto la neutralización es la composición de iones hidrógeno E iones hidróxido para formar moléculas de agua. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que producen calor. En esta reacción de neutralización se puede usar una solución indicadora tal como la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de Sodio), pero también se puede usar otras soluciones indicadoras. Durante la segunda valoración utilizando el pH, hemos registrando que cuando mas disolución básica se añada el pH va cambiando y la temperatura de la disolución aumentaba.

6. Bibliografía http://www.quimiziencia.es/pdf/segundo/tema7_estudio_de_los_acid os_y_las_bases.pdf http://www.ehu.eus/biomoleculas/ph/medida.htm#m1...