62 CONCEPTO DE pH
Como es muy común en la práctica tratar valores muy pequeños de [H3O+] y de [OH-] resulta
más conveniente el tratamiento de esos valores en términos logarítmicos. En 1909, Sörensen propuso la notación pH.
Se denomina pH al logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones o lo que es igual al logaritmo de la inversa de la concentración de hidrogeniones.
pH = -log [H3O+] ; pH = log 1/[H3O+]
La misma notación puede ser usada para otras cantidades, de modo que la aplicación del logaritmo negativo se ha extendido a valores de [OH-], Kw, Ka, Kb, etc.
Así, la [OH-] se suele expresar como pOH
pOH = - log [OH-] ; pOH = log 1/[OH-]
En el caso del agua pura a 25 °C, la [H3O+] = [OH-] = 1.1-7 M, por lo tanto:
pH = log 1/1.10-7 =log 1.107 = 7 pOH = log 1/1.10-7 = log 1.107 = 7 pH = pOH = 7
En las soluciones ácidas, el pH tiene un valor menor de 7, en un rango que comúnmente va de 7 hasta 0 (este último valor corresponde a una [H3O+] 1M ó 100). En las soluciones alcalinas, los
valores son superiores a 7, de 7 a 14, este último valor corresponde a una [H3O+] de 1.10-14 M.
Normalmente se considera que la escala de pH va desde 0 a 14, pero es importante hacer notar que algunas soluciones pueden tomar valores de pH menores que 0 o mayores que 14 (por ejemplo -1 ó 15) si los valores de la [H3O+] son mayores que 1M o menores que 10-14 M, respectivamente ( por
ejemplo 10 M ó 1.10-15M).
Las soluciones básicas tienen valores de pOH menores de 7. Aunque ambos términos, pH y pOH, son útiles, en la práctica se usa más la notación pH, para indicar la acidez o la alcalinidad de una solución acuosa.
Correspondencia entre los valores de[H3O+] y de pH
[H3O+]M 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-910-10 10-11 10-12 10-13 10-14
│ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
↓
63 Debe notarse que como, en su expresión matemática pH= log 1/[H3O+], el pH disminuye
cuando la [H3O+] aumenta y viceversa. Además, como las escalas de pH y de pOH son logarítmicas
(no aritméticas), todo aumento o disminución en una unidad, tanto de pH como de pOH, indica un cambio de diez veces la [H3O+] a la [OH-].
Teniendo en cuenta que el producto iónico del agua:
Kw = [H3O+] . [OH-]
Aplicando logaritmo a ambos miembros:
logKw = log ([H3O+] . [OH-]) ; log Kw = log [H3O+] + log [OH-]
Multiplicando por -1 en ambos miembros:
-log Kw = (-log [H3O+])+(- log [OH-]) ; -log Kw = pH + pOH
designado pKw a –log Kw
pKw = pH + pOH
pKw = 14
Ejercicio de aplicación
La concentración de ión hidrógeno en una muestra de café es de 1.10-5 M. Calcule el pH y pOH. ¿Esa muestra decafé es ácida o alcalina?
[H3O+] = 1.10-5 M por definición, pH = -log [H3O+], esto es:
-log 1.10-5 , por lo tanto el pH = 5 como
pKw = pH + pOH 14 = 5 + pOH entonces pOH = 9
El cafétiene un pH = 5 y pOH = 9, por lo tanto es ácido.
Cálculo de pH en soluciones acuosas de distintos sistemas
Para el estudio y desarrollo del problema del cálculo de pH, se utilizará la teoría de ácidos y bases de Bronsted-Lowry, como así también los principios de igualdad molar material, igualdad eléctrica, igualdad protónica, y las ecuaciones de distribución de especies en función del pH.
El fenómeno ácido-base en soluciones acuosas
1- Autoionización del agua
El agua presenta un comportamiento anfiprótico, es decir, se trata de una sustancia anfótera, ya que puede comportarse como ácido y como base. El agua, incluso cuando es pura, contiene una concentración muy baja de iones que pueden detectarse en medidas de conductividad eléctrica muy precisas. Este hecho se justifica teniendo en cuenta que algunas moléculas actúan como dadoras y otras como aceptoras de protones, de acuerdo con la siguiente reacción ácido-base que se denomina como autoprotólisis o autoionización del agua.
64 H2O ↔ OH- + H+
H+ + H
2O ↔ H3O+
H2O + H2O ↔ OH- + H3O+ ácido1 + base2 ↔ base1 + ácido2
En esta reacción intervienen dos sistemas protolíticos diferentes: H2O/OH- y H3O+/H2O. La constante de equilibrio correspondiente a esta reacción será la siguiente:
[
][
]
[
]
2 2 3 O H HO O H KW − + =Teniendo en cuenta que la actividad (concentración) de una sustancia pura (el disolvente) es igual a la unidad.
[
+][
−]
= H O HO
KW 3
Esta constante se conoce como constante de autoprotólisis o autoionización del agua o producto iónico del agua. Para una temperatura de 25ºC, el valor de esta constante es de 10-14.
Cuando sobre el agua pura se adiciona un ácido o una base, la concentración original de iones hidrógeno se verá modificada. Por efecto del citado carácter anfiprótico del solvente, frente a los ácidos aceptará protones (comportándose como base) en tanto que frente a las bases, cederá protones (comportándose como ácido). El agua, no es por lo tanto, un simple medio de soporte que permite a los ácidos y a las bases desplegar sus propiedades características, sino que interviene activamente en el proceso de protólisis.
En agua pura, que es considerada neutra, las concentraciones de los iones hidronio e hidroxilo son iguales
[
] [
]
143 O+ = HO− = Kw =10−
H
Las concentraciones de los iones hidronio e hidroxilo se utilizan para medir la acidez o basicidad de una disolución:
medio neutro [H3O+] = [OH-] = 10-7M
medio ácido [H3O+] > 10-7M , [OH-] < 10-7M
medio básico [H3O+] < 10-7M , [OH-] > 10-7M
Las concentraciones de estos iones en disolución son generalmente cantidades pequeñas, normalmente menores de 1 M y, a menudo, mucho menor. Con el objeto de simplificar la escritura del valor numérico de estas concentraciones, en 1909 el bioquímico danés SorenSorensen introdujo el concepto de pH para indicar el potencial del ion hidrógeno. En función de [H3O+] el concepto de
65 pH = - log [H3O+]
De modo análogo se puede definir la magnitud pOH. pOH = - log [OH-]
Se puede obtener otra expresión útil tomando el logaritmo cambiado de signo de la constante Kw, que se ha indicado para 25ºC e introduciendo el símbolo pKw.
Kw = [H3O+] [OH-] = 10-14
- log Kw = - log ([H3O+] [OH-]) = - log (10-14) pKw= - (log [H3O+] + log [OH-]) = - (- 14)
pKw= (- log [H3O+]) + (- log [OH-]) = 14 pKw= pH + pOH = 14
Como se mencionó anteriormente, para el estudio de los equilibrios en disolución, la definición más adecuada es la dada en la teoría de Bronsted-Lowry.
Teoría de ácidos y bases de Bronsted y Lowry
Fue propuesta en 1923 por J.N. Bronsted en Dinamarca y T.M. Lowry en Gran Bretaña de forma independiente, y considera a los ácidos como sustancias que en disolución ceden protones y a las bases como sustancias que en disolución aceptan protones.
Un ácido y la base que se forma cuando cede un protón (base conjugada) constituyen un sistema conjugado. Un ácido y su base conjugada forman una pareja ácido-base. Tanto los ácidos como las bases pueden ser moléculas neutras, cationes o aniones.
NH4+↔ NH3 + H+ CH3COOH ↔ CH3COO-+ H+
H2CO3 ↔ HCO3- + H+ HCO3- ↔ CO32- + H+
Algunas sustancias, como el ion bicarbonato, pueden actuar como ácido y como base. Estas sustancias se las conoce como anfóteras, y su comportamiento se dice que es anfiprótico.
Los equilibrios anteriormente indicados no pueden tener lugar de manera aislada, ya que un protón tan solo puede existir libre en disolución acuosa 10-14 segundos debido a su pequeño radio iónico y a su carga positiva (densidad de carga positiva alta). De este modo, el protón se une inmediatamente a otra molécula o ion, normalmente una molécula de disolvente. Así, las reacciones
66 indicadas sólo tienen lugar si dos pares ácido-base o sistemas protolíticos se encuentran presentes simultáneamente en la disolución.
sistema 1 ácido1 ↔ base1 + H+ sistema 2 H++ base2 ↔ ácido2 ácido1+ base2 ↔ base1 + ácido2
De este modo, una reacción ácido-base es el resultado de una transferencia de protones entre el ácido y la base de dos sistemas protolíticos. Esta transferencia de protones se conoce como protólisis.
El comportamiento como ácido o base de un determinado compuesto viene determinado en gran parte por las propiedades del disolvente en el que está disuelto. En este curso tan solo se tratan los equilibrios en disolución acuosa, pero hay que saber que el comportamiento de las especies ácidas o básicas puede ser diferente en otros disolventes.
Cuando el disolvente es agua, ésta puede actuar como ácido o base en función de las características del soluto.
Disolución de ácido acético en agua
CH3COOH ↔ CH3COO-+ H+ H++ H2O ↔ H3O+
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO-+ H3O+ ácido1+ base2 ↔ base1+ ácido2
El catión H3O+representa el ácido conjugado de la base H2O y se denomina ion hidronio.
Disolución de amoníaco en agua
NH3 + H+ ↔NH4+ H2O ↔ HO-+H+
NH3 + H2O ↔ NH4++HO base1+ ácido2 ↔ ácido1 + base2
El anión OH- es la base conjugada del ácido H2O y se denomina ion hidroxilo Así, la acidez o basicidad de una disolución se puede expresar utilizando estas magnitudes:
medio neutro pH = pOH = 7 medio ácido pH < 7, pOH> 7 medio básico pH > 7, pOH< 7
67
Por lo expuesto en el agua no puede existir un ácido más fuerte que el ion hidrónio, como tampoco una base más enérgica que el ion hidroxilo.
Constantes de equilibrio ácido-base
La fuerza de una especie química como ácido (capacidad de ceder protones) o como base (capacidad de aceptar protones) es en realidad la medida del grado de desplazamiento de la reacción ácido-base con el disolvente (en nuestro caso agua).
En el caso de un ácido, éste será más fuerte cuanto más desplazada hacia la derecha esté la siguiente reacción:
HA + H2O ↔ A-+ H3O+
A esta reacción le corresponde una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante de disociación, ionización o protólisis
[
][ ]
[
AH]
A O H Ka − + = 3El valor de esta constante sirve como medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en disolución acuosa. Si es mayor que la unidad, el equilibrio estará desplazado hacia la derecha y el ácido será fuerte. Cuanto mayor sea el valor de la constante, mayor será la fuerza del ácido.
Para una base se puede escribir una reacción análoga con su correspondiente constante de equilibrio.
A-+ H2O ↔ HA + HO
-Si se multiplican las expresiones correspondientes a las constantes de disociación de un ácido y su base conjugada se comprueba que el producto de ambas es igual a la constante de autoprotólisis del agua.
KaKb = [H3O+] [HO-] = Kw
Sistemas ácido-base monopróticos
Se trata de aquellos sistemas en los que sólo se intercambia un protón. Se pueden clasificar en ácidos y bases fuertes y ácidos y bases débiles.
Ácidos y bases fuertes
Se trata de compuestos que reaccionan completamente con las moléculas del disolvente (agua). Se consideran ácidos fuertes a aquellos que cuando se disuelven en agua se encuentran, prácticamente, totalmente disociados y su constante de disociación es mucho mayor que la unidad.
HA + H2O → A-+ H3O+Ka >> 1
En cambio, la reacción de autoionización del agua se produce en una extensión muy pequeña. Así pues, en el caso de una disolución acuosa de un ácido fuerte, la única fuente significativa de iones hidronio es el ácido fuerte, y la contribución de la autoionización del agua puede despreciarse a menos que la disolución sea muy diluida.
68 Las bases fuertes más frecuentes son hidróxidos iónicos. Cuando estas bases se disuelven en agua, las moléculas de agua separan al catión y al anión (HO-) de la base. Como la autoionización del agua se produce en una extensión muy limitada, es una fuente despreciable de iones (HO-). Así, al calcular la [HO-] en una disolución acuosa de una base fuerte, ésta es la única fuente importante de HO-, a menos que la disolución sea muy diluida.
BOH → B++ HO-Kb >> 1
Ácidos y bases débiles
Se trata de compuestos que se disocian parcialmente en agua, por lo que a la hora de hacer los cálculos hay que considerar también el equilibrio de autoionización del disolvente.
Así, cuando un ácido débil se disuelve en agua hay que considerar los siguientes equilibrios ácido-base, con sus correspondientes constantes.
HA + H2O ↔ A-+ H30+
[
] [ ]
[AH] A O H Ka − + = 3 2 H2O ↔ OH-+ H3O+Kw = [H3O+] [OH-]En el caso de una base débil del tipo A-(procedente de una sal con catión neutro, NaA, KA, etc.), cuando se disuelve en agua hay que considerar los siguientes equilibrios ácido-base:
A-+ H2O ↔ HA + OH- [ ]
[
]
[ ]
− − = = A HO HA K K K a W b 2 H2O ↔ OH-+ H 3O +K w = [H3O +] [OH-]Distribución de las especies ácido-base en función de la concentración de iones hidrógeno.
1- Ácido monoprótico débil (HA)
Si se disuelve una cierta cantidad de moles de un ácido monoprótico débil en agua, de modo de tener un volumen final conocido de solución, del total de ácido agregado, una parte permanecerá indisociado, y el resto se disociará:
[ ][
]
[AH] H A K H A AH a + − + − + = ⇔ (1)Escribiendo la ecuación de igualdad molar:
IM: Ca = [HA] + [A-] (2)
Para conocer como varían las concentraciones de A- y HA a medida que se modifica la
concentración de protones, se combinan las ecuaciones 1 y 2.
Si se quiere conocer, por ejemplo, como varía la concentración de A- se realizan los siguientes pasos:
69 De la ecuación (1) resulta: [ ]
[ ][
]
a K H A AH + − = Y sustituyendo en la ecuación (2):[ ][
]
[ ] [
] [ ] [ ]
a a a K K A A H A K H A Ca − − + − + − + = + = De donde[ ] [
]
a a K K H A Ca= + + −[ ]
[
]
a a K H K Ca A + = + − (3)De manera completamente análoga se calcula la concentración de HA, despejando en (1) el valor de concentración del A- y reemplazando en (2), con lo que se llega a:
[ ]
[
]
[
H]
Ka H Ca HA + = + + (4)Las funciones anteriores pueden representarse como se observa en la figura 1, donde en el eje de las absisas se sitúan los valores de pH y en las ordenadas se colocan las fracciones molares [A -]/Ca y [AH-]/Ca.
La suma de ambas fracciones molares es igual a la unidad, puesto que si en la ecuación de igualdad molar (2), se divide miembro a miembro por Ca, se tendrá:
[ ]
[ ]
1 = + = − Ca A Ca AH Ca CaPor lo tanto, en la representación gráfica, para cada valor de [H+], que se expresa como pH, la fracción molar de AH más la fracción molar de A- sumará siempre
la unidad.
Para cierto valor de pH, ambas fracciones serán igual a 0,5 (punto de intersección en la figura 1): [ ]
[ ]
5 , 0 = = − Ca A Ca AHAnalizada la ecuación de equilibrio en esa situación particular, se deduce que en ese punto [H+] = Ka y en consecuencia pH = pKa 0 1 2 3 4 5 0.0 0.2 0.4 0.6 0.8 1.0 FIGURA 1 pK a [A-]/Ca [HA]/Ca pH F ra c c ió n M o la r αααα
70
Cálculo de la concentración de iones hidrógeno en soluciones acuosas
Aunque ya se ha señalado la capacidad del agua de comportarse indistintamente como ácido o como base, razón por la cual se dice que es un solvente anfiprótico, es importante volver a insistir en
este aspecto, a fin de dejar claro el fenómeno ácido-base y el cálculo de la concentración de iones hidrógeno en soluciones acuosas.
Cuando sobre el agua se adiciona un ácido cualquiera, en la solución se tendrán en realidad dos ácidos: el agregado y el agua, que se influirán recíprocamente regulando la magnitud de las
disociaciones respectivas. Un hecho completamente similar ocurre cuando en vez de un ácido se
adiciona una base. Esto muestra que el agua desempeña un rol activo en el fenómeno de protolisis y un ácido o una base cederán o tomarán protones en solución acuosa no solo en la medida en que estos tiendan a disociarse, sino además, en la medida en que el agua sea capaz de tomar o ceder protones respectivamente.
Para calcular la concentración de protones, y en consecuencia el pH, en soluciones acuosas, es necesario plantear una expresión algebraica en la cual solamente figuren [H+], constantes de
disociación y concentraciones analíticas. Esto se realiza aplicando la ecuación de Igualdad Protónica, las ecuaciones de distribución de especies ácido-base en función de la concentración de iones hidrógeno, y la expresión de producto iónico del agua.
Si bien a partir de la ecuación así lograda se llegará al valor numérico correcto de [H+], la resolución matemática exacta implica cálculos largos y tediosos. Teniendo en cuenta la exactitud requerida para este cálculo en química analítica, se pueden simplificar las ecuaciones rigurosas, eliminando ciertos términos que por su pequeña magnitud resultan despreciables. Naturalmente, para que se mantenga la exactitud del dato numérico final, toda simplificación deberá ser criteriosa y para ello el conocimiento químico del sistema es imprescindible.
1- Ácidos Monopróticos
Cuando se adiciona un ácido HA al agua se cumplirán los siguientes equilibrios: HA ↔ A- + H+
H2O ↔ OH- + H+
Aplicando el principio de Igualdad Protónica:
La suma de equivalentes de ácido producidos es igual a la suma de equivalentes de base producidos.
I.P. : [H+] = [A-] + [HO-] Reemplazando [A-] y [HO-] por sus iguales:
[
]
[
+]
[
+]
+ + + = H K K H K Ca H W a a (12)71 Esta ecuación permite calcular la [H+] en soluciones acuosas de ácidos monopróticos , ya sean
fuertes o débiles, diluidos o concentrados. Según el caso puede ser simplificado de diferente manera, a continuación se ejemplifican algunos casos.
a- Ácidos Fuertes
Dado que en este caso el ácido se encuentra prácticamente todo disociado, el valor de Ka será
muy grande, comparado con la [H+] en el denominador de la ecuación (12)
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
2[
]
0 2 = − − + = + = + = + + + + + + + W W W W a a K H Ca H cero a igualando e K H Ca H y H K Ca H K K K Ca H[
]
KW Ca Ca H donde de + + = + 4 2 2 (13)La ecuación (13) es correcta y completa para calcular la [H+] en soluciones diluidas de un ácido fuerte.
Cuando la concentración del ácido no es demasiado baja ( Ca ≥ 10-6), el término KW bajo el
radical, es despreciable:
[
]
2 2 4 2 2 Ca Ca Ca H+ = + =[
H+]
=Ca (14) b- Ácidos DébilesEn este caso el ácido se encuentra sólo parcialmente disociado, de acuerdo con la naturaleza del ácido considerado, y con su dilución, pueden presentarse las siguientes alternativas.
b.1- [H+] >>Ka
En solución de ácidos suficientemente débiles o aún medianamente débiles pero concentrados, se cumplirá que [H+] >>Ka. La ecuación (12) puede transformarse entonces
en:
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
a W W a K K Ca H donde de H K H K Ca H + = + = + + + + 272 y finalmente
[
H+]
= Ca Ka + KW (15)La sustitución por los valores numéricos en concretos en la ecuación (15), permitirá inferir si ambos términos de la suma, por ser de magnitud similar deben ser computados o si puede despreciarse KW. Cuando este sea el caso, la ecuación (15) quedará:
[
H+]
= Ca Ka (16)De esta expresión se deduce que, en concordancia con lo que podría esperarse, que la concentración de protones será tanto mayor cuanto más concentrado sea el ácido y cuanto mayor sea su constante de disociación.
b.2- [H+] <<Ka
Como caso extremo, cuando la solución sea muy diluida, podrá darse el caso en que [H+] <<Ka (siempre que Ka sea suficientemente mayor que 10-7) y será entonces
despreciable[H+] en el denominador de la ecuación (12), quedando una ecuación cuadrática.
2- Bases Monopróticas
La concentración de [HO-] en soluciones de bases puede calcularse utilizando un razonamiento completamente análogo al expuesto para ácidos. Las expresiones serán enteramente similares:
a- Bases Fuertes la ecuación completa será:
[
]
KW Cb Cb HO− = + + 4 2 2 (17) y la simplificada:[
HO−]
=Cb (18) b- Bases Débiles ecuación completa:[
HO−]
= Cb Kb + KW (19)y simplificada:
[
HO−]
= Cb Kb (20)Cualquiera sea el caso, la [H+] se podrá calcular usando la relación:
[
H+] [
HO−]
= KW73
3- Mezclas de Ácidos y Bases Monopróticas en Concentraciones Equivalentes
a- Ácido Fuerte - Base Fuerte ( Tipo NaHO - HCl)
Una mezcla en cantidades equivalentes de un ácido fuerte con una base fuerte, conducen a una
sal neutra. La concentración de iones hidrógeno en estos casos, es igual que en el agua pura. b- Ácido Débil - Base Fuerte ( Tipo CH3COOH - NaOH)
Esta mezcla se comporta en solución acuosa como una base débil, ya que de la reacción de neutralización resulta:
CH3COONa CH3COO- + Na+
El ión acetato tiene tendencia a combinarse con los protones del agua, para formar ácido acético, sólo parcialmente disociado.
CH3COO- + H+ CH3 COOH
La concentración de HO- puede calcularse aplicando la ecuación (19) en la cual es necesario
reemplazar Kb por su equivalente KW / Ka , en donde Ka es la constante de disociación del ácido
conjugado (acético en nuestro ejemplo)
[
]
W a W K K K Cb HO− = + (21)[
]
a W K K Cb HO− = (22)Donde Cb es la concentración de la sal.
c- Ácido Fuerte- Base Débil ( Tipo HCl – NH4HO)
El mismo razonamiento cabe para la sal de un ácido fuerte y base débil, por ejemplo NH4Cl
NH4Cl NH4+ + Cl
NH4+ NH3+ H+
El reemplazo en la ecuación (15) de Ka por su equivalente KW / Kb , en donde Kb es la constante
de disociación de la base conjugada (amoníaco en nuestro ejemplo), permite deducir las ecuaciones:
[
]
W b W K K K Ca H+ = + (23)[
]
b W K K Ca H+ = (24)Ca queda expresada en la práctica por la concentración analítica de la sal.
d- Ácido Débil - Base Débil ( Tipo CH3COOH - NH4HO )
Cuando al agua se agregue una sal de este tipo, genéricamente AB, se cumplirán los siguientes equilibrios:
H2O H+ + HO- KW
A- + H+ HA K a
74 Realizando la IP y poniendo las concentraciones en función de valores conocidos y útiles para el cálculo de la concentración de iones hidrógeno se llega a la siguiente expresión:
[
]
W b a K K K H+ = (25)e- Ácido Débil - Base Conjugada ( Tipo CH3COOH - CH3COONa )
Las soluciones que contienen un ácido débil y su base conjugada constituyen una solución reguladora ácido-base (buffer o tampón). En estos sistemas se cumplen los siguientes
equilibrios:
CH3 COOH CH3COO- + H+ a
CH3COO-+ H+ CH3 COOH b
H2O H++ HO-
Formulando la ecuación de Igualdad Protónica:
I.P. : [H+] = [CH3COO-] + [HO-] - [CH3COOH]
Donde:
[CH3COO-] y [CH3COOH] representan solamente la concentración molar de la especie
aniónica y del ácido producidas en las reacciones a y b respectivamente. Reemplazando en I.P. por valores equivalentes:
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
]
(
)
[
]
3[
]
2[
]
[
]
[
]
2 2 2 + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + − + + = + + + − + = + − + = + − + + = H Cb K Ca H K K K H K H H K H por miembro a miembro ndo multiplica y K H H Cb K Ca H K H H por miembros ambos ndo Multiplica K H H Cb K Ca H K H K H H Cb K H K Ca H K H a W a W a a a a W a a W a a a WTeniendo en cuenta que los valores de Ca y Cb en las soluciones reguladoras oscilan usualmente entre 0,05 y 0,2 M, resulta evidente que en la igualdad anterior los términos que no contienen Ca o Cb serán despreciables frente a aquellos que los incluyen. Por lo tanto la expresión puede simplificarse sin que se afecte el resultado final.
[
]
[
]
deriva que la de H Cb K Ca H+ a = + 2[
]
Cb Ca K H+ = a (26)75
f- Base Débil - Ácido Conjugada ( Tipo NH3 – NH4+ )
El razonamiento es análogo al anterior, llegando a la siguiente expresión:
[
]
Ca Cb K HO− = b (27) Bibliografía1-I. M. Kolthoff, E. B. Sandell, E. J. Meehan, S. Bruckenstein. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Nigar, Bs. As., 1972. 2-Roger G. Bates. Determination of pH. Theory and practice. John Wiley & Sons, 1973.
3-Larry G. Harguis. Analytical Chemistry Principles and Techniques. Prentice Hall, Englewood Cliffs, New Jersey, 1988.
4-Daniel C. Harris. Exploring Chemical Analysis, W. H. Freeman and Company, New York, 1997. 5- James N. Butler. Ionic Equilibrium. Solubility and pH Calculations, John Wiley & Sons, 1998.
76 VOLUMETRIA ACIDO-BASE O DE NEUTRALIZACIÓN
Mediante la volumetría ácido-base se pueden valorar sustancias que actúen como ácidos o como bases y las reacciones que transcurren según los casos pueden formularse así: (escribiendo protones en lugar de iónhidrónio por simplicidad)
Reacción entre ácido fuerte-base fuerte
H++ HO- H2O
Reacción entre ácido fuerte-base débil
H++ A- AH + H2O
Reacción entre ácido débil-base fuerte
AH + HO- A- + H2O
Para seguir el transcurso de una valoración ácido-base se recurre a las curvas de titulación, que resultan de realizar un gráfico de pH (en ordenadas) versus fracción titulada (en abscisas). La curva que se logra, presenta una forma sigmoidea, correspondiendo el salto brusco de pH a la zona del punto final. Siempre se trata, para asegurar una mayor exactitud en la valoración, que la variación de los valores de pH en la vecindad del punto final sea elevada; esto se consigue en parte, titulando con especies fuertes (H+ o HO-).
Para detectar ese salto de pH (y por lo tanto el punto final de la valoración) se coloca dentro del vaso de titulación un indicador ácido-base adecuado.
Los indicadores ácido-base son, en general, ácidos o bases débiles de naturaleza orgánica, para los cuales se cumple que las especies que forman el par ácido-base presentan colores distintos.
La oscilación de los electrones entre estas dos formas extremas es la responsable de la absorción de la energía radiante. En este caso, se dice, que el rango de frecuencia de oscilación corresponde a la gama del color azul. Esto hace que el compuesto muestre el color complementario (amarillo).
La reacción de protolisis para un indicador que se comporte como un ácido será: IndH + H2O Ind- + H3O+
Forma ácida Forma básica
La expresión de la constante de equilíbrio para la disociación de un indicador ácido es la siguiente:
77
[
][
]
[
IndH]
Ind O H K 3 a − + = (1) reordenando[
]
[
]
[
−]
+ = Ind IndH K O H3 a (2)Puede verse que la concentración de H3O+ determina la relación entre las formas ácida y básica
conjugada del indicador. Cuando se trabaja con un indicador dicromático cuyas formas extremas presentan colores distintos, de intensidad semejante, el ojo humano tiene una capacidad limitada para detectar una de las formas extremas cuando predomina la otra. Será factible la observación del color de una de las especies del indicador, estando presente la otra, cuando las relaciones de concentraciones sean superiores de 10 a 1.
(Ind-) / (IndH) <<<< 0,1ó (Ind-) / (IndH) >>>> 10 (I) (II)
En (I) el ojo percibe el color correspondiente a la forma ácida del indicador. En (II) el ojo percibe el color correspondiente a la forma básica del indicador.
Sí las dos relaciones de concentraciones se sustituyen en la ecuación (2), se puede estimar el margen de concentraciones de H3O+ que se requieren para que ocurra un cambio completo en el
color del indicador. Así por ejemplo para el color completamente ácido:
[
]
[ ]
[ ]
1 10 K O H3 ≥ a +De manera similar para el color puramente básico:
[
]
[ ]
[ ]
10 1 K O H3 + ≥ aPara obtener el intervalo de viraje del indicador, se toman los logaritmos negativos de las dos expresiones anteriores:
Intervalo de pH del indicador
10 K log a K · 10 log a a − − = = −1+ pKa a −
( )
−1 + pKa Intervalo de pH del indicador = pKa± 178 Punto de Equivalencia + 0,1% - 0,1% Punto Final
El indicador adecuado para una dada volumetría, será aquel cuyo rango de viraje quede incluido dentro de los extremos del punto final volumétrico y de preferencia contenga al punto estequiométrico.
Como puede inferirse, el punto de equivalencia corresponde a un único valor, en
tanto que el punto final es, en rigor un ámbito.
Para ilustrar el mecanismo por el cual se cumple el cambio de color, tomaremos el caso sencillo de un indicador monocromático, tal como el p-nitrofenol, cuya forma ácida es incolora y la forma alcalina es amarilla.
Este compuesto presenta un hidroxilo fenólico que es el responsable de su comportamiento ácido-base (Fórmula 1). La interpretación anterior sobre el cambio de color de un indicador, esta basada exclusivamente en un fenómeno de protólisis (Teoría de Ostwald). Sin embargo, el proceso es más complejo, pues la verdadera estructura del anión corresponde a la de un híbrido de resonancia (Fórmula 2).
La oscilación de los electrones entre estas dos formas extremas es la responsable de la absorción de la energía radiante. En este caso, se dice, que el rango de frecuencia de oscilación corresponde a la gama del color azul. Esto hace que el compuesto muestre el color complementario (amarillo). OH O-+ HO-+ NO2 NO2 incoloro amarillo O N O O O O N O -Formula 1 Formula 2
79
VALORACIÓN DE UN ÁCIDO O BASE TIPO
La reacción en que se basa es: H+ + HO- H2O KEq = 1/ Kw
Como se ha dicho anteriormente, el curso de una valoración puede seguirse a través de una curva de titulación. Para calcular el pH que corresponde en cada punto de la titulación es necesario conocer las distintas especies iónicas o moleculares presentes, y sus correspondientes comportamientos ácido-base para luego aplicar la ecuación que nos dará la concentración protónica.
En el caso de la valoración de un ácido fuerte con una base fuerte se presentan tres situaciones bien diferenciadas, a lo largo del proceso:
1) Desde el comienzo de la titulación y hasta el punto de equivalencia, sin incluirlo, se esta en presencia de un ácido fuerte y la ecuación a usar para conocer la concentración protónica será: [H+] = Ca , donde Ca es la concentración del
ácido remanente; salvo en las zonas muy próximas al punto final, donde se deberá
usar:
[ ]
w 2 a a K 4 C 2 C H+ = + +2) En el punto de equivalencia se está en presencia del anión del ácido y del catión de la base titulante (cuyas capacidades para modificar el pH son debilísimas) y el agua; por lo tanto:
[ ]
H+ = Kw3) Pasado el punto de equivalencia se halla en exceso la base titulante: [HO-] = Kw/ [H+] = Cb
A continuación se hallan tabulados los datos de una valoración de 20 ml de un ácido fuerte 0,100 N con una base fuerte 0,100N (despreciando dilución).
Volumen adicionado Concentración protónica pH 0 10-1 1,0 2 9 10-2 1,05 10 5 10-2 1,3 18 1 10-2 2,0 19,8 1 10-3 3,0 19,98 1 10-4 4,0 20 1 10-7 7,0 20,02 1 10-10 10,0 22 1 10-12 12,0
80 1- Antes de comenzar la titulación se tiene un ácido fuerte de concentración 0,100N, entonces [H+] = 10-1 N y pH = 1
2- Se han adicionado 2 ml de la base. Si se tiene en cuenta que la concentración inicial era 0,100N, entonces la [H+] = (18x0,1)/20 = 9 10-2 N pH = 1,05
3-6 Estos puntos se calculan de la misma forma que 2. Obsérvese que el punto 6 corresponde a uno de los extremos del punto final.
7- Se ha arribado al punto de equivalencia = 10-7 N pH = 7,0 8- Aquí se tiene un exceso de base. La normalidad de la base será
[HO-] = (0,02x0,100)/20 = 10-4 N pH = 10
9- Se calcula igual que 8.
En la grafica, puede verse que los valores de pH que corresponden al punto final volumétrico están comprendidos entre 4 y 10, cualquier indicador que vire en este rango
será adecuado para detectarlo.
[ ]
H+ = Kw 0 5 10 15 20 25 0 2 4 6 8 1012 Acido fuerte- Base fuerte
pH
81
PREPARACIÓN DE UN ÁCIDO TIPO Y NORMALIZACIÓN
La preparación de soluciones de ácidos o bases fuertes, de título exactamente conocido, es de suma importancia. Estos reactivos serán utilizados toda vez que se deba aplicar una volumetría de neutralización. Las soluciones de ácido clorhídrico serán las más utilizadas aunque pueden usarse también los ácidos sulfúrico, perclórico o raramente nítrico.
La solución de ácido clorhídrico concentrado, tal como se expende en el comercio, no es patrón primario, por lo tanto, no pueden prepararse soluciones de título conocido por pesada directa.
Generalmente se prepara una solución de título aproximado y luego se normaliza. Mediante los datos de densidad y porcentaje (p/p) del ácido concentrado, se calcula el volumen de ácido concentrado tal que, llevado a volumen definido, se obtiene la concentración (aproximada) requerida. Luego se controla exactamente el título de esta solución contra un patrón primario alcalino. En nuestro trabajo práctico usaremos carbonato de sodio anhidro como patrón primario alcalino, para la normalización del ácido obtenido.
La curva de titulación para una base poliprótica como es el caso de CO32-,
presenta dos puntos de inflexión, tal como se muestra en la siguiente figura, correspondientes a la incorporación de un H+ por mol de carbonato o de dos protones por mol de carbonato. Siendo el valor de las constantes de equilibrio de disociación para el ácido carbónico K1 = 4,45·10-7 y K2 = 4,69·10-11
(I) CO32- +H+ HCO3- Kb1 = 10-14/4,69·10-11
PEq CO32- = PM
(II) HCO3- + H+ H2CO3 Kb2 = 10-14/4,44·10-7
82 Los puntos de inflexión corresponden a las instancias de la valoración donde se completan las reacciones (I) y (II) (pH = 8,3 y 3,6 respectivamente). Los indicadores fenolftaleina y verde de bromocresol, tienen rangos de viraje que contienen a los valores antes mencionados, y se utilizan para detectar los puntos finales correspondientes.
Con respecto a la fenolftaleina es preciso tener en cuenta algunos detalles fundamentales: la fenolftaleina es un indicador monocromático, y por lo tanto, su ámbito de viraje depende de su concentración. Además, su indicación del punto final es solo aproximada, pues la desaparición del color rosado se produce tardíamente con respecto al punto estequiométrico.
Se obtienen buenos resultados con el método de Kolthoff y Sandell, en cual se trabaja con dos indicadores (fenolftaleina y verde de bromocresol).
Primeramente se titula hasta el viraje de la fenolftaleina (en frió), con lo cual se conocerá aproximadamente el volumen de reactivo titulante que corresponderá al segundo punto final. Sobre la misma solución se adiciona verde de bromocresol y se titula en frió hasta la primera aparición del color verde. Luego se hierve la solución para expulsar el CO2 y por lo tanto se destruye la incertidumbre en el valor de su
concentración, a la vez que se elimina uno de los componentes del tampón presente.
Punto Especies Concentración protónica
1 CO32- [ ] 2 w b K K C HO = Entre 1 y 2 CO32- / HCO3- [ ] b a 2 C C K H = 2 HCO3- [ ]H = K1K2 Entre 2 y 3 HCO3- / H2CO3 [ ] b a 1C C K H = 3 H2CO3 [ ]H = CaK1 0 5 10 15 20 25 30 0 2 4 6 8 10 12
Verde de Bromo Cresol Fenolftaleina
3 2
1
pH
83 Se termina la titulación (en frío) hasta la primera aparición del color verde. El punto final que se obtiene resulta muy nítido.
PREPARACIÓN DE BASE TIPO
Los hidróxidos más comúnmente usados en la preparación de una base tipo son los de sodio, potasio o bario. Ninguno de ellos es, sin embargo, patrón primario y todos se contaminan fácilmente con humedad y dióxido de carbono (pasando a carbonato), por lo que sus soluciones se deben normalizar una vez preparadas. La presencia de ión carbonato en las soluciones de bases fuertes ocasionan inconvenientes que dependen de la naturaleza del ácido titulado (fuerte o débil) y del indicador usado. Por esta razón es necesario eliminar el carbonato inicialmente presente en la droga sólida, y mantener protegida luego a la solución de la contaminación atmosférica, durante la conservación.
Para tal fin se prepara una solución de hidróxido de sodio concentrado (50 % p/v), donde el carbonato de sodio es prácticamente insoluble. El sólido se elimina entonces por filtración a través de un crisol de Gooch, en atmósfera libre de dióxido de carbono, o bien se lo deja sedimentar, utilizándose el líquido límpido sobrenadante. De este último se toma la cantidad necesaria y se diluye a un volumen prefijado con agua destilada recientemente hervida, enfriada, y conservada de modo de evitar su contaminación, en frascos de polietileno con tapa. El procedimiento descripto no sirve para la preparación de hidróxido de potasio libre de carbonatos, pues el carbonato de potasio es demasiado soluble en hidróxido de potasio concentrado.
La normalización de una base se practica con un patrón primario ácido (biftalato de potasio, ácido benzoico, ácido sulfámico, biyodato de potasio, etc.). Utilizaremos el biftalato de potasio, K2=4 10-6 según la siguiente reacción:
HC8H4O4- + HO- C8H4O42- + H2O PEq = PM
La curva de titulación corresponde a la de un ácido diprótico en la segunda región tampón, formándose en el punto estequiométrico la base ftalato. El indicador utilizado es fenolftaleina.
84 PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 4
PREPARACIÓN Y NORMALIZACIÓN DE UN ÁCIDO TIPO Y DE UNA BASE TIPO
OBJETIVOS
Aplicar los conceptos de normalización, patrón primario y patrón secundario.
Manejo de material volumétrico.
Calcular en función de los datos de titulación, la concentración del ácido y de la base, expresando los resultados como normalidad.
PARTE EXPERIMENTAL Materiales Reactivos Matraz de 250 mL. Vaso de precipitación de 50 mL. Erlenmeyer de 250 mL. Bureta de 25 mL. Pipeta graduada 1/10.
Pipeta doble aforo de 20 mL. Embudo para bureta.
Mechero, trípode, tela de amianto
HCl ( c )
Carbonato de sódio anhidro. NaOH(c) 50% (p/v)
Biftalato de potasio 0,1N
Ac. clorhídrico de conc. aprox. 0,1N Fenolftaleína 0,1% em ol.
Verde de bromocresol 0,1 % em ol. Hidróxido de sodio de conc. aprox. 0,1N
PROCEDIMIENTO
A) Preparación de ácido clorhídrico de concentración aproximada 0,1 N:
Los ácidos inorgánicos se encuentran en el comercio en forma de soluciones concentradas. Con el valor de densidad y la concentración porcentual peso en peso (% p/p) indicado en el rótulo puede calcularse el volumen necesario para preparar una solución de título aproximado, la cual se normaliza luego contra un patrón primario alcalino o hidróxido de sodio valorado.
Técnica
1- Calcule a partir de los valores de densidad y porcentaje peso en peso el volumen de ácido necesario para preparar 250 mL de una solución de concentración aproximada a 0.1N.
2- Lleve el volumen anteriormente calculado a un matraz de 250 mL. 4- Complete con agua destilada hasta el aforo.
B) Valoración del HCl con Na2CO3 (p.a.) anhidro
El titulante ácido clorhídrico puede valorarse utilizando hidróxido de sodio valorado o el patrón primario carbonato de sodio. Las ecuaciones para estas reacciones son: 3 2 3 3 3 2
CO
H
HCO
H
CO
H
O
C
H
O
H
HO
H
↔
+
↔
+
↔
+
− + − = + − +85 En el comercio puede adquirirse carbonato de sodio para análisis con 99,9 % de pureza. Normalmente el reactivo contiene humedad, por tal motivo se debe secar en estufa a 100ºC – 110ºC durante media hora y dejar enfriar en desecador, antes de su empleo.
Se titula el ácido clorhídrico de concentración aproximada a 0,1 N, usando fenolftaleína como indicador, hasta que la solución quede incolora. En este punto el ion carbonato se habrá transformado en bicarbonato, con un poco de ácido que está en exceso.
O
H
CO
CO
H
HCO
H
HCO
O
C
H
2 2 3 2 3 3 3+
→
↔
+
↔
+
− + − = +Se agregan unas pocas gotas de verde de bromocresol y se continúa la titulación hasta que el color del indicador comience a virar del azul al verde. En este punto la solución contiene vestigios de bicarbonato de sodio y una gran cantidad de dióxido de carbono. Este se elimina hirviendo la solución por espacio de 1 ó 2 minutos, durante ese lapso el indicador vira al azul y finalmente al violeta (mezcla del color azul del verde de bromocresol y del rojo de la fenolftaleína). Se enfría la solución a temperatura ambiente y se continúa la titulación hasta que el color vire al verde.
Técnica
1- Calcule, utilizando la ecuación fundamental de la volumetría, la cantidad en g de carbonato de sodio necesaria para valorar una solución de HCl de concentración 0,1 N, suponiendo un consumo de 20 mL de este reactivo.
2- Transfiera el sólido a un erlenmeyer, disuelva con aproximadamente 50 mL de agua destilada.
3- Agregue una o dos gotas de fenolftaleína.
4- Cargue la bureta de 25 mL con la solución de HCl a titular.
5- Deje caer gota a gota la solución de HCl hasta que la fenolftaleína vire del rosado al incoloro.
6- Adicione dos o tres gotas de verde de bromocresol y continúe la titulación hasta que el color del indicador comience a cambiar de azul a verde.
7- Hierva la solución uno o dos minutos, el color vira al azul.
8- Enfríe la solución a temperatura ambiente y continúe la titulación hasta que el color vire al verde.
9- Haga paralelamente otra titulación. Promedie los valores obtenidos. 10- Efectúe los cálculos correspondientes.
C) Preparación de hidróxido de sodio de concentración aproximada 0,1N libre de carbonato.
Se prepara una solución concentrada de NaOH 50 % p/v y se la deja reposar durante cierto tiempo, el Na2CO3 sedimenta y a partir de la solución sobrenadante,
tomando el volumen conveniente, se prepara la solución de concentración aproximada. Técnica
1- Calcule teóricamente la cantidad de solución concentrada de NaOH 50% p/v necesaria para preparar 250 mL de solución de concentración aproximada a 0,1N. 2- Tome cuidadosamente la cantidad calculada con una pipeta graduada 1/10, tratando que la solución que se mida sea límpida.
86 3- El volumen medido se lleva a un matraz de 250 mL y se enrasa con agua destilada recientemente hervida y enfriada.
D) Valoración de NaOH con biftalato de potasio.
El titulante hidróxido de sodio se valora con el patrón primario biftalato de potasio. La reacción es:
El anión ftalato que se forma hace que la solución sea básica y que, en el punto final, el pH sea próximo a 9.
Este pH se encuentra en el intervalo de viraje de los indicadores fenolftaleína y azul de timol. Por lo general, el indicador que se emplea es la fenolftaleína; el primer tono rosa persistente se toma como punto final.
Técnica
1- Calcule, utilizando la ecuación fundamental de la volumetría, la cantidad en g de biftalato de potasio necesaria para valorar una solución de NaOH 0.1 N, suponiendo un consumo de 20 mL de este reactivo.
2- Transfiera el sólido a un erlenmeyer; disuelva con aproximadamente 50 mL de agua destilada. Caliente si es necesario.
3- Agregue una o dos gotas de fenolftaleína.
4- Cargue la bureta de 25 mL con la solución de NaOH a titular.
5- Deje caer gota a gota la solución de NaOH hasta que la fenolftaleína vire del incoloro al rosado.
6- Haga paralelamente otra titulación. Promedie los valores obtenidos. 7- Efectúe los cálculos correspondientes.
Cálculos
Calcule la normalidad utilizando los valores experimentales y la siguiente expresión matemática deducida de la ecuación general de la volumetría:
s Biftalato x V PEq x m N= 1000 N = Normalidad m = masa Vs = Volumen de solución
PEq = Peso equivalente Del biftalato de potasio
INFORME DE LABORATORIO:
Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten los cálculos, los procedimientos utilizados y las conclusiones.
ftalato O H O H C H O H C HO−+ 8 4 4 −←→ 8 4 4=+ 2
87 PRACTICO DE LABORATORIO Nº 5A
APLICACIONES DE LA VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE
DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DE UN VINAGRE COMERCIAL
OBJETIVO
Determinar el grado de acidez de un vinagre de vino comercial. Fundamento
Para establecer la naturaleza, valor comercial y la legitimidad de un vinagre (puede ser de vino, de alcohol o artificial a base de ácido acético), se hacen varias determinaciones, entre ellas la de la acidez. En el comercio se disponen de aparatos especiales para esta determinación, llamados acidímetros.
Introducción
El hidróxido de sodio reacciona con el ácido acético del vinagre según la siguiente reacción:
CH3-COOH + OH- CH3-COO- + H2O
Se trata por tanto de una valoración ácido-base, donde se utiliza fenolftaleína como indicador. La acidez se expresa en tanto por ciento en masa de ácido acético, lo que se llama grado del vinagre.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiales Reactivos
Base y varilla soporte.
Nuez doble y pinzas de bureta. Matraz erlenmeyer de 250 mL. Matraz aforado de 250 mL. Tapón de plástico. Pipeta de 5 mL. Bureta de 50 mL. Agua destilada.
Vinagre de vino comercial. Hidróxido de sodio.
Fenoftaleína alcohólica al 0.1%
PROCEDIMIENTO
1. Preparar 250 mL de disolución de hidróxido de sodio 0,25 M.
2. En un erlenmeyer de 250 mL añadir 5 mL de vinagre y 20 mL de agua destilada: si el vinagre tiene todavía mucho color, añadir más agua destilada para que pueda verse bien el cambio de color del indicador.
3. Adicionar tres o cuatro gotas de fenolftaleína al erlenmeyer.
4. Enrasar la bureta de 50 mL con la disolución de hidróxido de sodio 0.25 M.
5. Valorar con la disolución de hidróxido de sodio de la bureta, agitando a la vez el erlenmeyer.
6. Cuando se empiece a ver un primer cambio de color en la disolución problema, añadir más lentamente la disolución de hidróxido sódico.
88 7. Tras añadir la primera gota que produzca un cambio de color permanente, cerrar la bureta y anotar la lectura final de la misma.
8. Repetir la valoración. Cálculos
1. Calcula la cantidad de hidróxido de sodio que necesitas para preparar los 250 mL de la disolución de hidróxido de sodio 0,25 M.
2.
1ª valoración 2ª valoración
Anota la lectura final de la bureta
Valor medio
3. A partir del volumen de hidróxido de sodio consumido, determina los gramos de ácido acético contenidos en los 5 mL de vinagre valorados.
4. Sabiendo los gramos de ácido acético que hay en 5 mL de vinagre, calcula los que habrá en 100 mL.
5. Halla el grado de acidez de la muestra analizada, es decir, los gramos de ácido acético que hay en 100 g de vinagre (considera que la densidad del vinagre es aproximadamente la del agua 1= g/mL)
6. ¿Coincide el resultado obtenido con el que aparece en la etiqueta? ¿Qué conclusiones pueden obtenerse?
INFORME DE LABORATORIO:
Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten los cálculos, los procedimientos utilizados y las conclusiones.
89 PRACTICO DE LABORATORIO Nº 5B
APLICACIONES DE LA VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE
DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
OBJETIVO
Determinar el valor del pH de una solución amortiguadora, obtenida
PARTE EXPERIMENTAL Materiales Reactivos 1. Vasos de precipitado de 40 mL 2. Vasos de precipitado de 25 mL 3. Pipeta de 5 mL y 10mL 1. Agua destilada.
2. Solución fosfato sódico dibásico 0,15 M 3. Solución fosfato sódico monobásico 0,15 M
PROCEDIMIENTO
1- En matraz de 25 mL preparar las disoluciones de fosfato monobásico de sodio y fosfato dibásico de sodio, en las proporciones dadas en la Tabla 1.
Posteriormente determinar su pH teórico y experimental con el uso del pH metro.
2- Adicionar a la mezcla Nº5 2,5mL de ácido fuerte 0,1 M. Calcular el efecto producido sobre el pH y medir experimentalmente con pHmetro.
Volumen [mL]
NaH
2PO
40,15 M
9.5 9 8 7 5 3 1 0,5Na
2HPO
40,15 M
0.5 1 2 3 5 7 9 9,5HCl 0,1 M
2,5pH calculado
pH experimental
INFORME DE LABORATORIO:Realizar en un cuaderno de notas el informe correspondiente, en donde consten los cálculos, los procedimientos utilizados y las conclusiones.
90 RESOLUCIÓN DE MEZCLAS ALCALINAS
Diversas muestras de interés general, tales como soda cáustica, cal o aguas naturales deben su alcalinidad a una o como máximo a dos de las siguientes especies: hidroxilos, carbonatos y/o bicarbonatos
De estas tres especies que confieren alcalinidad solo son compatibles las mezclas binarias de HO-/CO32- y CO32-/HCO3-. No pueden coexistir HCO3- y HO- al menos en cantidades mensurables, debido a que reaccionan entre sí:
HCO3- + HO- CO32-+ H2O
Existen dos métodos muy difundidos para resolver este tipo de mezclas que son conocidos como Método de Warder y Método de Winkler. Ambos están basados en la realización de dos titulaciones utilizando indicadores que poseen distintos rangos de viraje.
Método de Warder
Este método puede llevarse a cabo sobre una porción única de muestra o sobre dos porciones iguales de ella. Cualquiera sea el caso, permite conocer que componentes se encuentran presentes y la concentración de cada uno de ellos. A continuación se hace un análisis sencillo de cada uno de los casos posibles.
Método de Warder sobre una alícuota:
Se realizan dos titulaciones sucesivas usando indicadores que poseen distintos rangos de viraje (fenolftaleina y verde de bromocresol).
Se llamará VF al volumen de ácido normalizado necesario para producir la
decoloración de la fenolftaleina y VV al volumen de ácido (contando a partir de VF)
necesario para producir el cambio de color del indicador verde de bromocresol. Método de Warder sobre dos alícuotas:
Se realiza trabajando sobre dos porciones iguales de la muestra. Se llamará VF al
volumen de ácido normalizado necesario para producir la decoloración de la fenolftaleina y VV al volumen de ácido necesario para producir el cambio de color del
indicador verde de bromocresol. Ambos volúmenes de ácido se medirán desde el cero de la bureta.
Método de Winkler
En este método se debe trabajar sobre dos porciones iguales de la misma muestra. En una de ellas, se valora con un ácido fuerte normalizado hasta viraje del
91 indicador verde de bromocresol. Esta operación se denomina determinación de la alcalinidad total.
En la segunda alícuota se precipitan los iones CO32- (ya sean propios de la
muestra o producidos por una reacción química conveniente) con BaCl2 neutro y se valoran los iones OH- presentes (propios de la muestra o los remanentes de un exceso agregado ex profeso), usando fenolftaleína como indicador.
