ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES MEDIANTE TITULACIONES POTENCIOMÉTRICAS

Hector Marin, Martin PradoDepartamento de Química, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle, Cali, Abril de 2012

RESUMEN

En la práctica se realizaron titulaciones potenciométricas acido-base utilizando como solución patrón el NaOH 0.096M estandarizado con ftalato acido de potasio grado analítico. Para las titulaciones se implementó un electrodo de vidrio selectivo a iones hidronio acoplado a un pH-metro. Con la solución de NaOH estandarizada, se llevó a cabo la valoración de tres soluciones acidas la primera de HCl 0.0116M, una de H3PO4 0.0258M y por ultimo CH3COOH 3.9% (P/V) en una muestra de vinagre comercial, esta ultima con un error de -22%. Además, se determinó las constantes de acidez de los ácidos H3PO4 de su primer protón y la del ácido acético con un error relativo de 31.9% y -6.6% respectivamente, se observó que las concentraciones de los ácidos (bases) y la fuerza de los mismos es la que determina la buena distinción de los puntos de equivalencia, además las estimaciones de la primera y segunda derivada precisaron la determinación del volumen de equivalencia en las titulaciones.

Palabras Claves: patrón primario, potenciométricas, constante de acidez, electrodo.

1. INTRODUCCIÓN

El pH-metro es utilizado ampliamente para la distinción de medios ácidos o básicos producidos por especies químicas; los métodos potenciométricos se utilizan para confirmar los puntos finales en técnicas volumétricas utilizadas frecuentemente en estudios analíticos que involucran reacciones acido-base, precipitación de metales, formación de complejos y oxido-reducción[1].

Los métodos potenciométricos más utilizados basan su funcionamiento en electrodos de membrana selectiva para iones, estos electrodos, se presentan generalmente libres de interferencias proporcionando una medida eficaz y confiable en la determinación de numerosos aniones y cationes importantes en la industria, medicina e investigación.

El electrodo de vidrio es el más utilizado por los analistas, debido a la facilidad en el manejo, precisión en las medidas potenciométricas y al relativo bajo costo en

relación con instrumentos para análisis a nivel de concentración mínima. [2].

Las medidas de pH arrogadas por un pH-metro son diferencias de potencial que se generan cuando dos soluciones de concentración de hidronios diferentes son puestas en contacto, dicho fenómeno determina un flujo de H+, que se traduce en una corriente eléctrica.

Las medidas de pH son relativas, debido a que el instrumento no determina la concentración de H+ presente en una solución, sino que hace una comparación entre el pH de la muestra desconocida con un patrón primario de concentración de H+

inmerso en la instrumentación del pH-metro.

En una medida potenciométrica en la que se utiliza una membrana de vidrio selectiva para iones hidronio, el electrodo de vidrio entra en contacto con la solución, en ese momento se establece un potencial a través de la membrana de vidrio que recubre al electrodo; dicho potencial varia según el pH de la solución [3].

1

La diferencia de potencial (E) es proporcional a la concentración de H+, y viene definida por la ecuación de Nernst:

E medido = E referencia + (2,3 RT/NF) pH(Ecuación 1)

Donde E medido es el potencial (en voltios) detectado a través de la membrana de vidrio, E referencia es el potencial del electrodo de referencia, y (2,3 RT/NF) es el factor de Nernst, que depende de la constante de los gases (R), la constante de Faraday (F), la carga del ión (N), que para el pH vale 1, y la temperatura en grados Kelvin (T)

Figura 1. Partes de un electrodo combinado para medidas de pH. [4]

Un pH-metro en esencia es un voltímetro que posee dos electrodos; éstos al ser sumergidos en una solución, generan una corriente eléctrica. Esta corriente eléctrica dependerá de la concentración de iones de hidrógeno que presente la solución. El pHmetro mide la diferencia de potencial entre el electrodo de referencia (Ag+/AgCl) y el del cristal que es sensible a los iones de hidrógeno. Para obtener con exactitud el pH de una solución, se debe calibrar el pHmetro con soluciones llamadas buffer o tampones que mantienen casi invariable el pH de una solución cuando a ésta se le

agrega ácido o base o la solución se diluye. En la calibración de un pHmetro, por lo general, se utilizan tampones de pH=7, de pH= 4 y de pH = 10. [5].

En efecto, un pH-metro puede medir el potencial generado por los iones H+ que traduce mediante la ecuación de Nernst en pH, de una solución acida o básica en simultanea titulación con una base acido respectivamente. Aquellos ácidos que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta iones H+ pero no los recoge son denotados como ácidos fuertes, generalmente están constituidos por un no metal e hidrogeno o por un oxido de un no metal e hidrógenos, a los primeros se les denomina hidrácidos y a los segundos oxácidos; Los ácidos se diferencias por su constante de acidez (Ka) dicha constante se refiere a la facilidad con la que los ácidos pierden un ion hidronio, por tal razón se distinguen como ácidos fuertes o débiles ya sea porque su constante tienda a infinito o contrariamente este próxima a cero [6]; Los ácidos fuertes comunes son el HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HClO3, H2SO4 plenamente disociados y algunos ácidos organicos con sustituyentes no metálicos como el azufre en el Ácido p-Toluensulfónico [7]. En contraste con los ácidos fuertes, la fuerza de disociación del los ácidos débiles es poca y por ende aportan muy pocos iones hidronio en disolución acuosa, los ácidos mas comunes de este tipo son el acido acético, cítrico y malonico en general ácidos orgánicos. [8]

El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, en una titulación potenciométrica utilizando una base fuerte como NaOH, se presenta una curva de valoración equilibrada al ser una valoración de acido fuerte-base fuerte, en donde cada hidronio reacciona con cada hidroxilo producido por el acido y la base respectivamente, constituyendo así un punto de equivalencia en pH igual a 7 ya que todos los hidronios e hidroxilos han sido neutralizados por efecto de la fuerza del

2

acido y base que constituyeron la valoración. Por otro lado el comportamiento de un acido débil como el acido acético referente a la curva de titulación potenciométrica esta sujeto, como todas, a la fuerza del acido y al comportamiento del mismo, por ello cuando el acido acético (acido débil) se valora con NaOH, el anión que se genera Acetato, sufre hidrólisis, acepta protones del agua, por lo que disminuye el pH en el cual el punto de equivalencia se da [9].

En un caso mas complejo como el de un acido débil provisto de varios puntos de equivalencia debido a su carácter poli acido o básico, se genera de igual forma la curva de valoración según la constante Ka o Kb (Constante de basicidad) de cada hidronio u hidroxilo o carácter básico, de la especie que este siendo valorada; en tal caso, el H3PO4 ejemplifica dado que es un acido débil triprotico provisto de tres Ka debido a los tres hidronios que posee; la curva para este acido tendrá tres Ka equivalentes pasando por las especies, H2PO4

-, HPO32- y

PO33-, sin embargo para que se den estas

especies se requiere mayor concentración de NaOH debido a las fuerzas electrostática que se presentan al generar un anión al cual se le pretende quitar un hidronio positivo en cada desprotoacion, proceso que requiere mayor energía; en la curva de valoración el pH inicial se aproxima a 4.6 debido a que la Ka1 = 7.11 x 10-3 para el primer hidronio es relativamente favorecida en el aporte del primer protón y el H2PO4

-

favorecerá como especie al constituir un Kb = 1x10-11 sin constituir hidrólisis aumentando por tanto el pH en el primer punto de equivalencia, en las posteriores desprotonaciones se generan las bases conjugadas HPO3

2- y PO33- con lo que se

llega al punto de equivalencia en pH 9.7 y 12.6 para el hidronio 2 y 3 respectivamente [10].

Una valoración potenciométrica proporciona información diferente a una medida potenciométrica directa, debido a que en interacciones de protonacion y neutralización por adición de hidroxilos, las especies se disocian con mayor facilidad que estando disueltas en un solvente que no les afecte, todo ello debido a que un medio acido o básico forzara a la especie química, sea básica o acida, a desprotonarse o protonarse según sea el caso y según la especie en relación con su constante de disociación acida o básica [11].

El punto final potenciométrico es ampliamente aplicable y proporciona datos más exactos que el método que utiliza indicadores para determinar puntos finales de valoración de diversas especies que se encuentren en una misma solución. Los métodos potenciométricos son útiles para valoraciones de disoluciones coloreadas o turbias y para detección de especies desconocidas (Iones moleculares) [12].

Mediante el análisis electroquímico, en uso de las técnicas potenciométricas y volumétricas para estandarización de soluciones, se pretende determinar las curvas de valoración de un base fuerte (NaOH) con un acido débil (Ftalato acido), un acido fuerte (HCl) y acido poliprotico (H3PO4), con el fin de estandarizar la solución de NaOH y encontrar las constantes de acides (Ka) de los diferentes ácidos titulados y sus respectivas concentraciones en un análisis combinado utilizando Ftalato acido como patrón primario; además se determina la concentración de acido acético en un una muestra comercial de vinagre; se utiliza la 1ra y 2da derivada para precisar los valores de Ka encontrados experimentalmente por las titulaciones potenciométricas acido base.

2. METODOLOGÍA

3

Tabla 1. Materiales y reactivos.

Procedimiento:

1. Se prepararon 100 mL de HCl 0.01 M a partir de acido clorhídrico concentrado al 37.0% p/v densidad 1.19 g/mL en concentración molar de 12.06M, se tomó 1 mL del acido clorhídrico concentrado y se diluyo en 100 mL de agua destilada, de la nueva solución de concentración 0.1206M se tomaron aproximadamente 8.30 mL se enrazaron a 100 mL.En un matraz se agregó 0.0399 g de NaOH y se diluyo con agua destilada en un matraz de 100 mL para obtener una concentración de 0.01M. Adicionalmente, se preparó una solución de H3PO4 0.01M a partir de una solución de concentración 98% p/p y densidad 1.695g/mL, de esta se tomó 1 mL y se enrazó con agua destilada en una matraz de 100 mL, de esta solución se tomaron aproximadamente 2.90 mL con pipeta graduada y se enrazo con agua destilada en un matraz de 50 mL obteniendo una concentración teórica de 0.01M.

2. Se calibró el pHmetro Thermo Scientific Orion, con tres soluciones buffer; se conecto el electrodo de vidrio al pHmetro, la calibración del pH inicia introduciendo el electrodo en la solución de pH 4, hasta estabilización de la medida, se lavó el pHmetro, procediendo a calibrar con la

solución buffer de pH 7, finalmente se lavo el pHmetro y se calibro de nuevo con la solución buffer de pH 10.

Finalizada la calibración se lavó con agua destilada el pHmetro y se mantuvo en la solución de KCl.

3. La solución de NaOH se estandarizo con el patrón primario de Ftalato acido de potasio, se tomaron 0.0101g del patrón primario pesados en balanza analítica Scout Pro Ohaus y se diluyó en 20 mL de agua destilada, se tomó la medida inicial de pH al introducir el electrodo vidrio marca Orión en la solución que se mantuvo en el mismo sitio durante toda la titulación; se procedió a titular con la solución de NaOH agregando en intervalos de 0.5 mL y registrando las medidas de pH, al estar próximo el punto de equivalencia se agregó solución de NaOH en intervalos de 0.2 mL hasta que se observo un cambio notable en la medida de pH registrado por el pHmetro. Se continuo con la titulación en intervalos de 0.3 mL hasta completar 6 mL de solución de NaOH.

Finalizada la titulación se lavó el electrodo y se sumergió en un vaso con agua destilada hasta la toma de otros datos de pH en titulaciones.

Se procedió según el ítem No 3 para las estandarizaciones de HCl, y de H3PO4, agregando en un vaso de precipitados 5 mL de las soluciones de acido en las respectivas titulaciones con adición de 15 mL de agua para favorecer el volumen de contacto del electrodo y la solución. Para el H3PO4 se tuvo en cuenta los dos puntos de equivalencia agregando cantidades de base en intervalos de 0.3 mL durante toda la titulación.

Valoración Potenciométrica en muestra comercial de vinagre. Datos de pH para PKA

El procedimiento descrito en el ítem No 3 se aplico de la misma manera para la titulación de la muestra comercial que contenía acido

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acético, de la misma manera se titulo en intervalos de 0.3 mL hasta observar el punto de equivalencia en un salto del valor de pH. En la preparación de la muestra se diluyó 1 mL de vinagre en 100 mL de agua destilada, de esta solución se tomaron 15 mL y se enrazaron a 25 mL con lo cual se procedió a la titulación potenciométrica de la muestra y al registro del pH en cada adición de NaOH.

3. RESULTADOS Y DISCUSIÓN

Resultados

Tabla 1. Datos de las titulaciones de la práctica de potenciometría acido-base.

Estandarización

V(mL) NaOH

gastado p.e.

pH Punto de Equivalencia

Solución de NaOH con 0.0101g C8H5O4K

5.14 7.5

Solución de HCl 6.05 7.0

Solución H3PO4 13.45 4.5

Determinación de acido acético en vinagre

10.1 8.0

La gráfica estimación de la primera derivada se basa en la aplicación de la ecuación 1, donde el volumen promedio se obtiene de una pareja de volúmenes entre los cuales se da el cambio en el pH.

Para la gráfica de la estimación de la segunda derivada se utiliza la ecuación 2, donde el volumen promedio es el promedio entre los volúmenes promedio de la grafica anterior.

Constante de acidez de un acido.

Estandarización de solución de NaOH 0.01M con ftalato acido de potasio.

Figura 1. Curva de estandarización de NaOH con fatalato acido de potasio.

Tabla 2. Estimación de la primera derivada de la estandarización de NaOH con fatalato acido de potasio.

V NaOH (mL)

ΔpH/ΔVV NaOH

(mL)ΔpH/ΔV

0,25 0,7 4,25 0,63

0,75 0,48 4,55 1,07

1,25 0,4 4,85 2,4

1,75 0,36 5,15 8,93

2,25 0,34 5,45 1,73

2,75 0,32 5,75 1,03

3,25 0,34 6,05 0,43

3,65 0,53 6,35 0,4

3,95 0,53 6,65 0,3

5

Figura 2. Estimación de la primera de derivada de la curva de estandarización de NaOH con ftalato acido de potasio.

Figura 3. Estimación de la segunda derivada de la curva de estandarización de NaOH con fatalato acido de potasio.

Estandarización de solución de NaOH 0.01M con ftalato acido de potasio.

Figura 4. Curva de titulación de HCl con NaOH estandarizada.

Tabla 3. Datos de la estimación de la primera derivada de la titulación de HCl con NaOH.

V NaOH (mL)

pH/ VΔ ΔV

NaOH (mL)

pH/ VΔ Δ

0,25 0,7 4,25 0,630,75 0,48 4,55 1,071,25 0,4 4,85 2,41,75 0,36 5,15 8,932,25 0,34 5,45 1,732,75 0,32 5,75 1,033,25 0,34 6,05 0,433,65 0,53 6,35 0,43,95 0,53 6,65 0,3

Figura 5. Estimacion de la primera derivada de la curva de titulación de HCl con NaOH.

6

Valoración de HCl 0.01M con NaOH estandarizada.

Figura 6. Curva de titulación de H3PO4 con NaOH.

Tabla 4. Datos de la estimación de la primera derivada de la curva de titulación de H3PO4 con NaOH.

V (mL) NaO

H

pHΔVΔ

V (mL) NaOH

pHΔ VΔ

V (mL) NaOH

pΔHΔV

0,250,02

10,75 0,14 18,150,13

0,750,04

11,25 0,28 18,450,13

1,250,06

11,75 0,32 18,750,13

1,750,08

12,25 0,34 19,050,13

2,250,08

12,75 0,58 19,350,13

2,750,02

13,15 1,23 19,650,17

3,250,04

13,45 2,4 19,95 0,1

3,750,06

13,75 1,67 20,25 0,1

4,250,06

14,05 0,87 20,55 0,3

4,750,06

14,35 0,57 20,85 0,1

5,250,06

14,65 0,4 21,150,13

5,750,06

14,95 0,37 21,450,33

6,250,08

15,25 0,27 21,750,17

6,750,08

15,55 0,27 22,050,17

7,250,08

15,85 0,23 22,35 0,3

7,75 0,1 16,15 0,23 22,650,17

8,25 0,1 16,45 0,43 22,95 0,2

8,75 0,1 16,75 0,33 23,250,13

9,250,12

17,15 0,3 23,550,23

9,750,14

17,55 0,13 23,85 0,2

10,25

0,14

17,85 0,17

Figura 7. Estimación de la primera derivada de la curva de titulación de H3PO4 con NaOH.

Valoración de H3PO4 0.01M con NaOH estandarizada.

7

Figura 8. Curva de titulación de C2H4O2 con NaOH.

Figura 9. Estimación de la primera derivada de la curva de titulación de C2H4O2 con NaOH.

Figura 10. Estimación de la segunda derivada de la curva de titulación de C2H4O2

con NaOH.

Valoración de C2H4O2 0.01M con NaOH estandarizada.

Determinación del porcentaje de acido acético en vinagre.

Porcentaje de error relativo de la determinación del porcentaje de acido acético en vinagre.

Determinación del pKa1 del acido fosfórico.

El pKa1 teórico del primer protón acido del acido fosfórico es 2.1.

Porcentaje de error relativo de la determinación del pKa1 del H3PO4.

Determinación del pKa del acido acético.

El pKa teórico del acido acético 4.7.

8

Porcentaje de error relativo de la determinación del pKa del acido acético.

Discusión

Para la determinación del punto de equivalencia de las graficas de titulación se utilizan las estimaciones de la primera derivada debido, a que en el punto de equivalencia, la pendiente es mayor por lo que este punto esta en la cima del pico, ya que en este punto el efecto tampón disminuye y el cambio en el pH se hace muy sensible con respecto al volumen de titulante adicionado. Cuando esta grafica no brinda la suficiente claridad sobre el punto de equivalencia se da la implementación de la segunda derivada, ya que con esta se conoce el volumen de titulante en el cual la pendiente la pendiente es cero ya que esta es la pendiente relacionada al punto en la cima del pico ya que en la primera derivada se determina un máximo la pendiente de este punto es cero; en este tipo de graficas se utiliza el promedio de cada par de volúmenes de titulante adicionado vs ΔpH/ ΔV donde ΔpH es la variación del pH entre dos medidas de volumen consecutivas. [13]

Para la estandarización de la solución de NaOH con fatalato acido de potasio se implemento la estimación de la primera y segunda derivada (figuras 2 y 3) para aumentar la precisión de las determinaciones del volumen de equivalencia, además debido a que las concentraciones de ftalato de potasio y de hidróxido de sodio son relativamente bajas (en realidad las concentraciones bajas son de los iones H+ y OH-) la curva no es muy amplia y el fragmento del punto de equivalencia es corto (figura 1) [14], la tabla 2 correspondiente a los datos de la estimación de la primera derivada y esta fue la que se grafico debido a que en esta se observa el volumen de titulante requerido para alcanzar el punto de equivalencia, con la segunda derivada se logra aumentar la

precisión de la determinación de este volumen; mas la variación es muy pequeña 0.1mL . Cabe aclarar que solamente se presenta la tabla 2 que pertenece a la estimación de la primera derivada, y no todas las tablas se escriben debido a la cantidad de datos de cada una de ellas, la precisión y la utilidad de la información en cada una de ellas.Como se observa en la curva de la titulación de HCl con solución estandarizada de NaOH (figura 4), la concentración de los iones H+ y OH- en ambos extremos es mas alta que en la curva de estandarización, por lo que el punto de equivalencia se puede observar con mas facilidad y la estimación de la primera derivada posee un pico mas marcado tal como se observa en la (figura 5). Aunque la concentración arrojada de esta titulación para el HCl es de 0.0116M, la cual es cercana a la calculada 0.01M. El error en esta medición se puede atribuir a incertidumbres propias de los equipos e instrumentos además de algunos posibles errores de medición por parte de los analistas.Para la valoración de H3PO4 con la solución estandarizada de NaOH, se observa una curva de titulación con un punto de equivalencia no tan definido debido a que este se encuentra en un pH bajo (figura 6) [14], por lo que se hace necesario la estimación de la primera derivada (figura 7) aun así no observa una grafica del todo similar a las anteriores graficas de estimaciones de la primera derivada; aunque cabe aclarar que esto se puede deber a que este ácido es triprotico y posee múltiples puntos de equivalencia por lo que las variaciones de pH no tienden a volverse estables entre ellos, esto se menciona ya que en la titulación se logro llegar muy cerca del segundo punto de equivalencia. Se determino que la concentración de la solución de ácido fosfórico es 0.0258M, aunque se calculo que debería ser de 0.01M, este error se puede atribuir a un error en la medición del ácido concentrado requerido para la realización de una solución que posteriormente se llevaría a la concentración deseada debido a el poco

9

volumen que se requería del ácido concentrado o a un error en la dilución.Para la determinación de porcentaje de ácido acético en la muestra de vinagre se observa que en la curva de titulación de este con NaOH estandarizada (figura 8) no se muestra un punto de equivalencia claro debido a que el fragmento de la curva con mayor pendiente no es muy extenso, por lo que se aplica la estimación de la primera derivada (figura 9) en la cual se observa una grafica que al parece tener un engrosamiento del pico que no permite una diferenciar claramente el volumen equivalente por lo que se recurre a la la estimación de la segunda derivada (figura 10) para encontrar el punto de equivalencia con una mejor precisión, tal como se muestra en la tabla 5 en la que se determina el volumen de equivalencia, y por consiguiente el porcentaje de acido acético en la muestra de vinagre el cual es de 3.9% (P/V) el error en esta determinación es de -22% aunque este error puede deberse a errores en la homogenización y diferentes aspectos en la titulación debido a la fuerza del acido y de su base conjugada que tienen un efecto directo en el pH debido a que el acido acético es mas débil la concentración de H+ no cambia tanto entre concentraciones cercanas por lo que el error es mas pequeño que en la titulación de un acido mas fuerte [14].El porcentaje de acido acético en la muestra de vinagre determinado por método experimental posee un error relativo del -22% con respecto al valor de 5% reportado en la etiqueta del producto, este error se puede atribuir a interferencias como la humedad en los instrumentos y la imprecisión de los mismos, además de las imprecisiones provocadas por la apreciación del analista y las provocadas por el montaje, disposición de los instrumentos de medición (electrodos) ya que por ejemplo el experimento se llevaba a cabo con la utilización de un magneto para la homogenización de la concentración de los iones en la solución, esta agitación también causa que los protones lleguen al electrodo no solo por el flujo normal de protones

desde la solución hasta el la superficie del electrodo debido a la concentración de iones H+ sino también por convección (impulso mecánico o físico) [15].El error observado para la determinación de los pKa de los ácidos es mayor para el pKa1 del acido fosfórico 31.9% que para el del pKa del acido acético -6.6%, se ve explicado al menos en parte por diferentes factores como el pH en el que se da cada punto de equivalencia ya que el del acido acético esta menos alejado de la neutralidad el error en esta determinación debe ser menor, además de la cantidad de protones de cada ácido ya que el acido fosfórico posee tres H+ por lo que se podría generar efectos de equilibrios múltiples que no se da en el acido acetico, otro factor es la concentración de los ácidos debido a que lo que mide el pH-metro es la actividad de los iones H+ mas no su concentración y según la literatura entre mas baja es la concentración de un ácido en ciertos rangos, la actividad tiende a ser igual a la concentración [16], además de el hecho de que la solución de acido acético que se titulo se componía principalmente de la solución de muestra 15mL de muestra 0.05% en 25mL de solución, a diferencia de la de la solución de H3PO4 que solo poseía una cantidad minoritaria de solución de acido fosfórico 0.0258M y a la cual se le adiciono una buena cantidad de agua, esto puede afectar la proporción entre la concentración del acido y el pH debido a la fuerza del ácido, en estos factores es en los cuales se basa la constante de acidez Ka por los que se hace razonable que la determinación del pKa del ácido acético sea mas precisa que la del pKa1 del ácido fosfórico.Según la grafica de la primera derivada (figura 9) el pico máximo estaría en 10.25mL de titulante, dato que se descarta según la estimación de la segunda derivada (figura 10) y queda 10.1mL aunque esta variación no es muy grande si denota cierta incertidumbre provocada por la variación del pH en el punto de equivalencia provocada por la naturaleza débil del ácido acético como se mencionó anteriormente.

10

3.1 SOLUCIÓN A PREGUNTAS

1. ¿Que ocurre en las valoraciones ordinarias cuando la concentración de los reaccionantes es muy pequeña? ¿Será correcto en estos casos utilizar un indicador?

R/ El efecto de la concentración de los reaccionantes en valoraciones acido base, se ve afectado en el uso de un indicador apropiado según la concentración de analito (acido o base) que se desea titular, dada la mínima concentración que se esta valorando, la curva de titulación poseerá un salto menor en concentraciones pequeñas debido a que la cantidad de moléculas esta muy diluido al adicionar acido o base segun sea la titulación los hidronios o hidroxilos, se neutralizaran paulatinamente en una velocidad relativamente pequeña en relación con una disolución que este lo suficientemente concentrada para neutralizarse a una velocidad que permita divisar con precisión el punto de equivalencia de una titulación, en ese caso se tendrá que utilizar un indicador que deberá ser estrictamente requerido en un intervalo de viraje muy cercano al punto de equivalencia de la titulación con esta característica lo cual es poco practico [8].

2. ¿Cuál es el indicador químico apropiado para una valoración de un acido débil con una base débil?

R/ Las valoraciones ácido débil-base débil dan lugar a saltos de pH muy pequeños, lo que aumenta notablemente la dificultad de realización y también la posibilidad de error. Es importante resaltar que cuanto mas pequeño es el salto de pH en las proximidades del punto de equivalencia, la valoración será más difícil de realizar y las posibilidades de cometer errores aumentan

considerablemente. Se interesa en tanto obtener el valor del volumen de equivalencia lo más exacto posible; de esta forma, si en las proximidades del punto de equivalencia la variación del pH no es grande, el indicador cambiará de color de forma gradual. Esto implica que no se puede conocer con demasiada exactitud el volumen de equivalencia [9].

3. ¿Qué es el error alcalino y ácido en una medida de pH con un electrodo de vidrio?

R/ Error Alcalino: en disoluciones básicas los electrodos de vidrio responde tanto a las concentraciones de iones hidronio como a la de los iones metálicos alcalinos, con ello disminuye el pH de la solución dando un valor erróneo para efectos de cuantificación.

Error acido: es un error contrario al alcalino que se da en disoluciones con un pH menor a 0.5, los valores tienen a ser excesivamente altos en esa región, se cree que la razón de este fenómeno es debida a la saturación de todos los sitios superficiales del vidrio ocupados por exceso de hidronios dando valores muy altos de pH siendo contrario a lo que sucede en adición de iones hidronio [10].

4. En la titulación de 25,00 mL de NaOH 0,01 M con HCl 0,01 M utilizando una valoración potenciométrica se adicionan: 0 - 5,00 - 10,00 - 24,00 - 24,90 - 25,10-26,00 - 35,00 y 50,00 mL de HCl; calcular el pH esperado en el pHmetro después de cada adición de HCl.

R/ 25 mL NaOH 0.01M con HCl 0.01MAntes del punto de equivalencia:

0mL HCl

5mL HCl

11

Tabla 6 Resumen de cálculos de pH.HCl (mL)

[OH-]M pOH pH

5 0,0066 2,17 11,8210 0,0043 2,36 11,6324 0,0002 3,69 10,30

24.9 2,00x10-5 4,69 9,30

En el punto de equivalencia: 25mL HCl 0.01M

Solo se aprecia la disociación del agua:

Después del punto de equivalencia el excedente de acido se diluye por factor de conversión.

Tabla 5 Resumen de cálculos de pH.

HCl (mL) [H+]M pH25,1 1,99x10-5 4,6926 0,0001 3,735 0,0016 2,7750 0,0033 2,47

4. CONCLUSIONES

1. Al realizar una titulación acido base se posee una dualidad si se quiere precisión se requieren soluciones mínimo la titulante diluida mas esto hace el análisis lento, si las

concentraciones de ambas soluciones son mayores la curva es mas marcada y sensible pero el punto se da en un rango de volúmenes de titulante corto por lo que el error en el punto de equivalencia seria mayor.

2. La fuerza de los ácidos es importante ya que entre mas fuerte sea mayor sensibilidad le puede dar a la curva, además otro factor que en la practica se observo fue una mayor facilidad y mejores resultados para ácidos monopróticos debido a la resolución de sus curvas y a la facilidad de determinar su concentración y su pKa a partir del volumen del titulante aplicado.

3. El acido acético titulado en esta practica produjo graficas que parecen tener una mayor incertidumbre que las de los otros ácidos trabajados en su punto de equivalencia ya que para este el punto de equivalencia parecía tener una pendiente graduada que no permitió un pico máximo claramente definido.

5. REFERENCIAS

[1]http://gemini.udistrital.edu.co/comunidad/estudiantes/dlilian/marco_5.htm (Consultada el 8 de abril de 2012)

[2]http://www.invemar.org.co/redcostera1/invemar/docs/7010manualTecnicasanaliticas..pdf (Consultada el 8 de abril de 2012)

[3]http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/medida.htm (Consultada el 8 de abril de 2012)

[4]http://www.imani.unal.edu.co/Portal/ADJUNTOS/20110607_221817_A65.pdf (Consultada el 8 de abril de 2012) [5]http://www.cienciaahora.cl/Revista23/11BASAEZ.pdf (Consultada el 8 de abril de 2012)

[6]www.mitecnologico.com/Main/AcidosDefinicion(Consultada el 15 de abril de 2012)

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[7]www.uclm.es/profesorado/jaorganero/.../bases...del.../tema8.pdf(Consultada el 15 de abril de 2012)

[8]http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/ioni.htm#d(Consultada el 15 de abril de 2012)

[9]http://cienciabasicaexperimental.net/potenciometria.htm(Consultada el 15 de abril de 2012)

[10]http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/tablasconstantes.pdf (Consultada el 15 de abril de 2012)

[11]http://www.uv.es/fqlabo/QUIMICOS/GRADO/LQII/Practicas%20castellano%20LQII/Sesion8_VALORACION_POTENCIOMETRICA.pdf (Consultada el 8 de abril de 2012)

[12]http://mazinger.sisib.uchile.cl/repositorio/ap/ciencias_quimicas_y_farmaceuticas/apquim-an-instr-13/skoog/23e.html(Consultada el 8 de abril de 2012)

[13] Análisis Químico Cuantitativo, Daniel C. Harris, 3 edición, págs.236-238http://books.google.com.co/books?id=H-_8vZYdL70C&pg=PA238&lpg=PA238&dq=grafica+de+la+primera+derivada+titulaciones+pH&source=bl&ots=QG_94kSsGm&sig=sv0cmhhLLnZgjRvUaaxa2fFEges&hl=es&sa=X&ei=hrl3T7PtHJPMtge4ramPDw&ved=0CB8Q6AEwADgU#v=onepage&q&f=false (Consultada el 8 de abril de 2012)

[14] Gilbert Ayres, Analisis Cuantitativo, 2da Edicion, Harla, Mexico pág. 303-304 1970

[15] Skoog West Holler, Principios de Analisis Instrumental, 5ta Edición, Mc-Graw Hill. Madrid 2001.

[16] Skoog West Holler, Fundamentos de Química Analítica, 8th Edición, Thomson, Mexico 2005.

[17]atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia/.../calaguas_cap10.pdf(Consultada el 8 de abril de 2012)

[18]http://www.exp.uji.es/asignatura/obtener.php?letra=N&codigo=05... (Consultada el 8 de abril de 2012)

[19]Douglas Skoog, Fundamentos de Quimica Analitica, 7ma Edicion, Thomson, 2004.

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