ESCUELA POLITÉCNICA DEL EJÉRCITO

FACULTAD DE BIOTECNOLOGÍA

QUÍMICA II

LABORATORIO N 3

TEMA:

DETERMINACIÓN DE CONSTANTES

DE DISOCIACIÓN ÁCIDA Y BÁSICA

TITULACIÓN POTENCIOMÉTRICA

INTEGRANTES:

NARANJO ANITA

NIVEL:

SEGUNDO “A”

2010

ESCUELA POLITÉCNICA DEL EJÉRCITO

DEPARTAMENTO CIENCIAS DE LA VIDA

CARRERA DE INGENIERÍA EN BIOTECNOLOGÍA

Laboratorio de Química Aplicada II

Práctica # 3

TEMA: Determinación de constantes de disociación Ácida y Básica- Titulación Potenciométrica

OBJETIVO:

Determinar la concentración de una solución de base (NaOH) mediante titulación potenciométrica. INTRODUCCIÓN:

La Química, como todas las ciencias exactas y naturales, utiliza el método científico. Este método

no es una mera receta, sino un proceso flexible del pensamiento y pruebas creativas dirigidas

hacia descubrimientos objetivos y verificables de cómo funciona la naturaleza o una parte de ella.

En términos generales, el enfoque científico incluye las siguientes etapas que están relacionadas

unas con otras.

* Observaciones: son hechos que deben explicar un fenómeno natural en particular. Las

observaciones pueden ser cualitativas, es decir, generales acerca del fenómeno bajo estudio. Por

otro lado, pueden ser cuantitativas, esto es, mediciones sobre el fenómeno en cuestión. Si las

observaciones realizadas son universalmente consistentes pueden llevar a enunciar una ley sobre

el fenómeno natural.

* Hipótesis: es una explicación o propuesta tentativa, que explica las observaciones realizadas.

Una hipótesis propuesta puede ser válida, pero no necesariamente correcta. Esta es la razón por la

cual se debe realizar los experimentos. Si la hipótesis se vuelve inconsistente con los resultados

experimentales debe ser revisada o desechada.

* Experimentación: es un conjunto definido de pasos que se realizan y que sirven para probar la

hipótesis planteada. La experimentación es el vínculo entre las ideas o hipótesis y el fenómeno

natural estudiado. La hipótesis puede ser revisada, cambiada o alterada, sin embargo, los

resultados experimentales obtenidos no deben modificarse. Esto es parte fundamental de la ética

y honradez del investigador.

Un experimento típico, debe tener al menos dos variables, que pueden asumir más de un valor. El

experimento debe diseñarse para mostrar la manera en que una variable afecta a la otra. Un

experimento bien diseñado mide el efecto de cada variable aisladamente, al mantener constantes

las otras. Para que sean aceptados, los resultados experimentales deben ser reproducibles, no solo

para quién diseñó el experimento sino para otros investigadores. La creatividad así como la

habilidad juegan un rol importante en el diseño de experimentos.

* Teoría o modelo: la elaboración de modelos conceptuales en base a los resultados

experimentales es lo que distingue al pensamiento científico de la mera especulación. Un modelo

no es una representación exacta de la naturaleza, sino una versión simplificada de la misma que

puede usarse para hacer predicciones acerca de fenómenos relacionados.

MARCO TEÓRICO:

QUIMICA ACIDO – BASE

ACIDO: sustancia que al disolverse en agua H2O genera iones H+. Los ácidos se clasifican en fuertes, fuerza media, y débiles.

Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se disuelven en agua. Ejemplos: H2SO4, HCl, HNO3, HClO4.

Los ácidos de fuerza media se disocian parcialmente, sus constantes de acidez o de disociación son mayores a 1 * 10-3 aproximadamente.

Los ácidos débiles: No se disocian completamente. Entre más pequeña es la constante de acidez (Ka), más débil es la acidez. Son ácidos débiles aquellos que tienen constantes de acidez menores o iguales a 1*10-3.

BASE: sustancia capaz de donar iones OH-.

Bases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH-. Son las bases de los metales alcalinos y alcalinotérreos como NaOH, KOH, Ba (OH) 2, Ca (OH) 2.

Bases débiles: No se disocian completamente.

TITULACIONES ACIDO DEBIL – BASE FUERTE

La ecuación general para la titulación de un volumen, Va, de un ácido débil monoprótico

desconocido (HA), con una base fuerte (MOH) relaciona la variable independiente, el volumen de

la base fuerte, Vb con la variación de la concentración de los iones hidronio, la variable

dependiente:

HA (ac) + M+ (ac) + OH- (ac) = H2O + M+ (ac) + A-(ac)

Las ecuaciones parciales para la titulación son:

1. Balance de carga + = + Ec. 1

2. Balance de masa del ácido = + Ec. 2

3. Balance de masa para base fuerte Ec. 3

4. Producto iónico del agua Kw = Ec. 4

5. Equilibrio iónico del ácido débil Ka = Ec. 5

Al remplazar las ecuaciones de la 2 a la 5 en la ecuación 1 y al ordenar los términos, se obtiene la

ecuación de la titulación de un ácido débil vs. El volumen de la base fuerte:

Vb (Cb + - Kw / ) = Va (Ca Ka/ (Ka + - + Kw / ) Ec. 6

Esta ecuación es cúbica en y depende de los valores de Vb durante el curso de titulación. La

titulación de un ácido débil permite obtener información cuantitativa, ya que alcanzando el punto

final se determina la concentración, Ca del ácido, e información cualitativa acerca del ácido débil,

determinando la constante de disociación, Ka.

El uso de indicadores visuales es el método más simple para localizar el punto final en las

titulaciones ácido – base. Si se utiliza un medidor de pH para seguir el curso de la titulación

graficando el pH vs Vb y el punto final, Vb (final) puede localizarse utilizando el método de Gran.

Este método mediante aproximaciones transforma la curva de titulación en la porción próxima al

punto final en una recta.

En la titulación del ácido débil vs la base fuerte se asume que en la vecindad del punto final la

adición de la base fuerte, MOH prácticamente todo el ácido débil, HA se ha convertido en la base

conjugada, A- esto es:

= Ec. 6

Por otro lado, la concentración del ácido débil, HA en la cercanía del punto final es:

= Ec. 7

Sustituyendo los valores de y en la ecuación 5 y ordenando los términos:

= Ec. 8

Simplificando Ec. 8:

Ka Ec. 9

Luego se construye un gráfico Vb vs para valores < (final), es decir antes

del punto final se obtiene un línea recta, cuya extrapolación representa = en el punto

de intersección con la abscisa. Por otro lado, la pendiente de la recta es igual a la constante de

disociación, Ka del ácido débil monoprótico.

CURVAS DE TITULACION

ACIDO-BASE

Son gráficas de una concentración o variable relacionada como función del volumen de reactivo

añadido. . Existen dos tipos de curvas: sigmoidal y segmento-lineal

Titulación de un ácido débil con una base fuerte

Fase antes del punto de equivalencia:

Se añade base, pero la reacción no llega a completarse.

La solución contiene la sal que se ha formado en la reacción y el ácido que no ha

reaccionado. Esta solución es un buffer.

El pH se determina usando la ecuación de Henderson-Hasselbach.

Base conjugada = moles añadidos/volumen total.

Acido = (moles ácido presente - moles base añadidos)/volumen total.

Punto de equivalencia:

La base añadida es suficiente para completarla reacción.

La solución sólo contiene la sal formada que tiene el anión de un ácido débil.

Este anión reacciona con el agua liberando iones OH, esta reacción determina el pH.

Se usa Kb.

Después del punto de equivalencia:

Hay exceso de base fuerte.

La solución contiene la sal formada hasta el punto de equivalencia y el exceso de base.

El pOH es determinado por los iones de OH de la base en exceso.

[OH] = (moles de base añadidos - moles de ácido que reaccionan)/volumen total

REACTIVOS:

Solución de Hidróxido de Sodio 0.1 N Muestras de Ácido Acético

MATERIALES Y EQUIPOS:

Bureta

Soporte y pinza de Buretas

Matraz Erlenmeyer 250 ml

pH-metro

Pipeta de 10ml

PROCEDIMIENTO:

Colocar en la bureta la solución de Hidróxido de sodio

Colocar en el Erlenmeyer 5 ml de muestra de vinagre

Medir el pH

Añadir 5 ml de hidróxido de sodio medir el pH

Agregar 5 ml más de hidróxido de sodio, medir el pH y repetir hasta llegar a pH alcalino.

RESULTADOS:

Registrar los valores de pH y volumen de Base añadidos

Datos obtenidos de la primera medición:

TABLA 1

V (NaOH 0,1M)

pH

2,59

5 3,71

10 4,41

15 4,60

20 4,80

25 5,02

30 5,30

35 5,74

40 8,83

Datos obtenidos de la segunda medición:

TABLA 2

V (NaOH 0,1M)

pH

2,59

5 3,77

10 4,07

15 4,32

20 4,54

25 4,74

30 4,96

35 5,25

40 5,67

Realizar las gráficas puntualizadas en el artículo de Carlos Fabara.

Encontrar con la ayuda de Excel el valor de Ka del ácido acético

Primera medición:

TITULADO POTENCIOMÉTRICO

V (NaOH 0,1M)

pH

*Vb

Ka

2,59 2,57*10-3

0,0000000000

5 3,71 1,94*10-4 9,7*10*-4 0,0001949845

10 4,41 3,89*10-5 3,89*10-4 0,0000778090

15 4,60 2,51*10-5 3,765*10-4 0,0000753566

20 4,80 1,58*10-5 3,16*10-4 0,0000633957

25 5,02 9,54*10-6 2,385*10-4 0,0000477496

30 5,30 5,01*10-6 1,5*10-4 0,0000300712

35 5,74 1,81*10-6 6,335*10-5 0,0000127379

40 8,83 1,47*10-9 5,88*10-8 -0,0000000015

Segunda medición:

TITULADO POTENCIOMÉTRICO

V (NaOH 0,1M)

pH

*Vb

Ka

2,59 2,57*10-3

0,000000000

5 3,77 1,69*10-4 8,45*10-4 0,000169824

10 4,07 8,51*10-5 8,51*10-4 0,000170228

15 4,32 4,78*10-5 7,17*10-4 0,000143589

20 4,54 2,88*10-5 5,76*10-4 0,000115361

25 4,74 1,81*10-5 4,525*10-4 0,000090985

30 4,96 1,09*10-5 3,27*10-4 0,000065789

35 5,25 5,62*10-6 1,967*10-4 0,000039364

40 5,67 2,13*10-6 8,52*10-5 -0,000002138

Comparar el valor obtenido con el de tablas y encontrar el % de error.

Valor teórico Valor experimental resultado

0 100

5 -2.8*

10 -5.7*

15 -8.5*

20 -11.4*

25 -14.2*

30 17.1*

CONCLUSIONES:

El aumento en pH en las etapas iniciales es mayor que en el caso del ácido fuerte de igual

concentración.

El cambio en pH en la vecindad del punto de equivalencia es menos drástico.

El pH en el punto de equivalencia es mayor que siete.

A partir de la determinación de pH se puede calcular las constantes de disociación.

Mientras mayor sea el volumen de solución de NaOH el pH ira aumentando

paulatinamente.

Las bases fuertes, tales como los hidróxidos de los metales alcalinas y de los metales

alcalinoterreos diferentes al Berilio, están totalmente ionizados en agua: por eso se

procede a partir del producto iónico del agua.

La constante de ionización ácida Ka es mayor para los ácidos más fuertes y menor para los

ácidos más débiles. De manera similar, la Kb expresa la fuerza de las bases. Esto se puede

comprobar con los datos obtenido experimentalmente y comparando con tablas.

BIBLIOGRAFIA:

http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/5reaccionesneutralizacion.pdf

http://www.monografias.com/trabajos13/equiquim/equiquim.shtml

ANEXOS:

MATERIALES

PREPARACION NaOH (0,1 M)