UNIVERSIDAD DE LA SABANAFacultad de Ingeniería - Programa de Ingeniería Química.Daniela Del Gallego B. - Juan David Montenegro B.Informe de Laboratorio Práctica 7Química II

Septiembre 18/2012

CURVAS DE TITULACIÓN ÁCIDO – BASE

OBJETIVOS

Llevar a cabo titulaciones con ácidos y bases de distinta fuerza.

Elaborar curvas de titulación para los distintos sistemas a partir de mediciones potenciométricas.

CÁLCULOS, DATOS Y RESULTADOS

1. Ácido fuerte (HCl 0,1 M) y base fuerte (NaOH 0,1 M)

Tabla 1. Volumen de base añadida y pH reportado para la solución. Titulación Acido fuerte y base fuerte.

Adición Volumen de NaOH añadido (mL)

pH reportado por el potenciómetro

0 0 1,021 10 1,092 20 1,193 30 1,254 40 1,365 50 1,486 60 1,637 70 1,748 80 2,319 90 10,1910 92 11,5711 94 11,8312 96 12,0013 98 12,1414 100 12,2315 110 12,4916 120 12,6517 130 12,7718 140 12,8219 150 12,87

Ecuación 1. Reacción de un ácido fuerte HCl y base fuerte NaOH .

HCl+NaOH → NaCl+ H 2O

Ecuación 2. Reacción de disociación de HCl 0,1 M

HCl → H+¿+Cl−¿¿ ¿

Nótese que el ácido disocia plenamente en sus iones, y aporta el ion hidronio para la formación de agua en la neutralización y el anión Cloro para dar lugar a la sal (NaCl) mostrada en la ecuación 1.

Ecuación 3. Reacción de disociación de NaOH 0,1 M

NaOH → Na+¿+OH −¿¿ ¿

Nótese que la base disocia plenamente en sus iones, y aporta el ion hidroxilo para la formación de agua en la neutralización y el catión Sodio para dar lugar a la sal (NaCl) mostrada en la ecuación 1.

Gráfica 1. Curva de titulación de un ácido fuerte con base fuerte.

0 20 40 60 80 100 120 140 1600

2

4

6

8

10

12

14

Titulación ácido Fuerte - base fuerteHCl 0,1 M - NaOH 0,1 M

Series4

Volumen de base añadida NaOH 0,1 M (mL)

pH

Tabla 2. Primera derivada para la curva de titulación ácido fuerte – base fuerte.

Promedio de adiciones

de volumen ∆ V2

mL∆ pH∆ V

5 0,01415 0,0125 0,00635 0,01145 0,01255 0,01365 0,01175 0,05785 0,78891 0,2393 0,1395 0,08597 0,0799 0,056

105 0,04115 0,016125 0,011135 0,005145 0,005

Gráfica 2. Primera Derivada para titulación ácido fuerte – base fuerte.

0 20 40 60 80 100 120 140 1600

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

Primera Derivada para titilación ácido fuerte - base fuerte

Series2

dV(mL)

dpH/

dV

A partir de esta gráfica es posible concluir que el punto de equivalencia se halla cuando se añaden 85 mL de Solución NaOH 0,1 M, puesto que en este punto ocurre el cambio máximo de potencial registrado por el pH- Metro.

Cálculo 1. pH teórico en el punto de equivalencia.(85 mL añadidos de NaOH) 1

El pH en el punto de equivalencia para valoraciones de ácido fuerte con base fuerte está dado por la disociación del agua, así:

H 2O↔ H+¿+OH−¿¿ ¿

Kw=¿

KW=1∙10−14

¿

¿¿

¿

pH=−log [1 ∙10−7 ]

pH=7

Donde Kw representa la constante de disociación del Agua, y cuyo valor numérico se obtienen desde la literatura.

Cálculo 2. Margen de error en el cálculo experimental del pH en el punto de equivalencia.

Según lo observado en la gráfica 1, el pH reportado cuando se añaden 85 mL de NaOH (punto de equivalencia) es 6,4, por lo que se tiene como margen de error:

%Error=|Vt−Ve|

Vt100

%Error=7−6,47

100

%Error=8,6%

Donde Vt representa el pH teórico y mostrado en el cálculo 1 en el punto de equivalencia para una valoración ácido clorhídrico 0,1 M e hidróxido de Sodio 0,1 M; Ve el valor del pH en el punto de equivalencia obtenido experimentalmente y que se puede apreciar en la gráfica 1 cuando el volumen de base es 85 mL.

1 pH teórico en el punto de equivalencia para valoraciones ácido y base fuertes expresado por HARRIS, Daniel. Análisis Químico Cuantitativo. Sexta Edición. Editorial Reverté. 2008.

Tabla 3. 2 Segunda derivada para la curva de titulación ácido fuerte – base fuerte.

Promedio de adiciones

de volumen ∆ V '2

(mL)

∆ pH '∆ V '

2,5 -0,000810 -0,000420 0,000530 0,000140 0,000150 -0,000260 0,004670 0,073188 -0,09392 -0,0594 -0,02596 -0,007598 -0,0059

102 -0,00266110 -0,0024120 -0,0005130 -0,0006140 0

Gráfica 3. Segunda derivada titulación ácido fuerte (HCl 0,1 M) – base fuerte (NaOH 0,1 M)

2 Constante de disociación del Agua mostrada por WHITTEN. Kenneth. <et al>. Química. Cengage Learning. México. 2008.

0 20 40 60 80 100 120 140 160

-0.15

-0.1

-0.05

0

0.05

0.1

Segunda Derivada titulación ácido fuerte - base fuerte

Series2

d ' V de base (mL)

d' p

H/d'

V

2. Ácido débil (CH 3COOH 0,1 M) y base fuerte (NaOH 0,1 M)

Tabla 4. Volumen de base añadida y pH reportado para la solución. Titulación Acido débil y base fuerte.

Adición Volumen de NaOH 0,1M añadido (mL)

pH reportado por el potenciómetro

0 0 3,651 10 3,82 20 4,173 30 4,444 40 4,665 50 4,896 60 5,127 70 5,468 80 6,169 90 11,810 92 12,2111 94 12,312 96 12,3813 98 12,4214 100 12,4615 110 12,5316 120 12,64

17 130 12,7318 140 12,819 150 12,87

Ecuación 4. Reacción ácido acético e hidróxido de Sodio.

CH 3COOH +NaOH →CH 3COONa+H 2O

Ecuación 5. Reacción de disociación del ácido acético.

CH 3COOH ↔CH 3COO−¿+H+¿¿ ¿

Gráfica 4. Curva de titulación de un ácido débil con base fuerte.

0 20 40 60 80 100 120 140 1600

2

4

6

8

10

12

14

Titulación ácido débil - base fuerteHidróxido de Sodio 0,1 M - Ácido acético 0,1 M

Series2

Volumen de base añadido NaOH 0,1 M (mL)

pH

Tabla 5. Primera derivada titulación ácido débil – base fuerte.

Promedio de adiciones de

volumen ∆ V2

mL

∆ pH∆ V

5 0,045

15 0,037

25 0,027

35 0,022

45 0,023

55 0,023

65 0,034

75 0,07

85 0,586

91 0,068

93 0,05

95 0,04

97 0,029

99 0,025

105 0,013

115 0,011

125 0,009

135 0,007

145 0,007

Gráfica 5. Primera Derivada Titulación ácido débil (Ácido Acético 0,1 M) - base fuerte (Hidróxido de Sodio 0,1 M)

0 20 40 60 80 100 120 140 1600

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

Primera Derivada para la titulación ácido débil - base fuerte

Series2

dV NaOH 0,1 M (mL)

d pH

/ dV

A partir de la gráfica 4 es posible establecer el punto de equivalencia que responde al punto donde el electrodo registra el cambio máximo de potencial, para la titulación ácido acético 0,1 M e Hidróxido de Sodio 0,1, el punto de equivalencia se halla cuando se han añadido 85 mL de base.

Cálculo 3. pH teórico en el punto de equivalencia titulación ácido acético e hidróxido de Sodio.

El punto de equivalencia se obtendrá cuando se hayan añadido 85 mL de NaOH obteniendo una solución de acetato de Sodio de concentración:

- Primera Parte. Cálculo de la concentración de la Sal Acetato de Sodio que tiene el anión del Ácido Acético.

CSlnacetato=V aCa

V a+V b

CSlnacetato=(100mL )(0,1M )100mL+85mL

CSlnacetato=0,054 M

- Segunda parte. Cálculo del pOH, ya que el anión C H 3COO−¿ ¿ reacciona con el agua

liberando iones OH−¿¿

¿

¿

¿

pOH=−log(5,55 ∙10−6¿)¿

pOH=5,25- Tercera parte. Cálculo del pH a partir del pOH.

pH=14−pOHpH=14−5,25

pH=8,75

Donde CSlnacetato representa la concentración de la Sal Acetato de Sodio que se forma en el punto

de equivalencia, V a el volumen de ácido añadido, Ca la concentración del ácido (M), V b el

volumen de base añadido con que se alcanza el punto de equivalencia, Kw la constante de

disociación del agua, que se expresa en la literatura (1,0 ∙10¿¿−14)¿ y Ka la constante de acidez

reportada para el ácido acético en la literatura (1,75 ∙10¿¿−5)¿.

Cálculo 4. Porcentaje de error del pH experimental en el punto de equivalencia.

Según la gráfica 4 se observa que el pH que corresponde a los 85 mL de base añadida es 8,4.

%Error=|V t−V e|

V t

100

%Error=|8,75−8,4|8,75

100

%Error=4,0%

Donde V t representa el valor teórico y mostrado en el cálculo 2 del pH en el punto de equivalencia

para una valoración de ácido acético 0,1 M e Hidróxido de Sodio 0,1 M; V e representa el valor experimental del pH en el punto de equivalencia y que se puede apreciar en la gráfica 4 cuando el volumen de base añadida es 85 mL.

Tabla 6. Segunda Derivada para la titulación ácido débil – base fuerte.

Promedio de adiciones de

volumen ∆ V '2

(mL)

∆ pH '∆ V '

2,5 -0,0016

10 -0,001

20 -0,0005

30 0,0001

40 0

50 0,000366

60 0,0036

70 0,0516

88 -0,02877

92 -0,0065

94 -0,005

96 -0,004

98 -0,0035

102 -0,003

110 -0,001

120 -0,0002

130 -0,0002

140 0

Gráfica 6. Segunda derivada para la titulación ácido débil – base fuerte

0 20 40 60 80 100 120 140 160

-0.04

-0.03

-0.02

-0.01

0

0.01

0.02

0.03

0.04

0.05

0.06

Segunda Derivada Titulación ácido débil - base fuerte

Series2

d ' V de base (mL)

d' p

H/d

' V

3. Ácido fuerte HCl 0,1 M y base débil NH 4OH0,1 M

Tabla 7. Volumen de base añadida y pH reportado para la solución. Titulación Acido fuerte y base débil.

Adición Volumen de HCl 0,1 M añadido (mL)

pH reportado por el potenciómetro

0 0 11,071 10 10,402 20 10,133 30 9,954 40 9,815 50 9,696 60 9,587 70 9,478 80 9,369 90 9,2510 92 9,2311 94 9,2012 96 9,1813 98 9,1514 100 9,13

15 102 9,0916 104 9,0117 106 8,9818 108 8,9519 110 8,9520 112 8,8221 114 8,7722 116 8,7423 118 8,6624 120 8,6125 122 8,5026 124 8,4327 126 8,2428 128 8,1829 130 8,0530 132 7,9131 134 7,6032 136 7,1233 138 3,7334 140 2,9735 150 2,38

Ecuación 6. Reacción ácido clorhídrico 0,1 M e Hidróxido de Amonio 0,1 M

HCl+NH 4OH → NH 4Cl+H 2O

Ecuación 7. Reacción de disociación de la base débil Hidróxido de Amonio 0,1 M

NH 4OH ↔OH −¿+NH4+¿¿ ¿

Gráfica 4. Curva de titulación de un ácido fuerte con base débil.

40 60 80 100 120 140 1600

2

4

6

8

10

12

Titulacion Ácido fuerte 0,1 M y base 𝑯𝑪𝒍débil ( 4 ) 0,1 M𝑵𝑯 𝑶𝑯

Series2

Volumen de base añadida NaOH 0,1 M (mL)

pH

Cálculo 5. pH teórico en el punto de equivalencia titulación ácido clorhídrico e hidróxido de Amonio.

El punto de equivalencia se obtendrá cuando se hayan añadido 85 mL de NaOH obteniendo una solución de acetato de Sodio de concentración:

- Primera Parte. Cálculo de la concentración de la Sal Cloruro de Amonio que tiene el anión del Ácido Clorhídrico.

CSlncloruro=V a Ca

V a+V b

CSlncloruro=(100mL )(0,1M )100mL+137mL

CSlncloruro=0,0422M

- Segunda parte. Cálculo del pOH, ya que el anión C H 3COO−¿ ¿ reacciona con el agua

liberando iones OH−¿¿

¿

¿

¿

pH=−log (4,84 ∙10−6¿)¿

pH=5,31

Cálculo 6. Porcentaje de error del pH experimental en el punto de equivalencia titulación ácido fuerte – Base Débil

Según la gráfica 6 se observa que el pH reportado para 137 mL es de 5,6, este se considera el valor experimental del pH obtenido en esta titulación.

%Error=|V t−V e|

V t

100

%Error=|5,6−5,31|5,31

100

%Error=5,5%

Tabla 8. Primera Derivada titulación ácido fuerte – base débil

Promedio de adiciones de

volumen ∆ V '2

(mL)

∆ pH '∆ V '

5 -0,06715 -0,02725 -0,01835 -0,01445 -0,01255 -0,01165 -0,01175 -0,01185 -0,01191 -0,0193 -0,01595 -0,0197 -0,01599 -0,01

101 -0,02103 -0,04105 -0,015107 -0,015109 0111 -0,065113 -0,025115 -0,015117 -0,04119 -0,025121 -0,055123 -0,035125 -0,095127 -0,03129 -0,065131 -0,07133 -0,155135 -0,24137 -1,695139 -0,38145 -0,059

Gráfica 8. Primera Derivada titulación ácido fuerte – base débil

0 20 40 60 80 100 120 140 160

-1.8

-1.6

-1.4

-1.2

-1

-0.8

-0.6

-0.4

-0.2

0

Primera Derivada titulación ácido fuerte - base débil

Series2

d ' V de base (mL)

d' p

H/d

' V

Tabla 9. Segunda Derivada titulación ácido fuerte – base débil

Promedio de adiciones de

volumen ∆ V '2

(mL)

∆ pH '∆ V '

10 0,00420 0,000930 0,000440 0,000250 0,000160 070 -1,7694E-1780 1,7694E-1788 0,0001666792 -0,002594 0,002596 -0,002598 0,0025

100 -0,005102 -0,01104 0,0125106 -4,4409E-16108 0,0075110 -0,0325112 0,02114 0,005

116 -0,0125118 0,0075120 -0,015122 0,01124 -0,03126 0,0325128 -0,0175130 -0,0025132 -0,0425134 -0,0425136 -0,7275138 0,6575142 0,0535

Gráfica 9. Segunda Derivada titulación ácido fuerte – base débil

60 70 80 90 100 110 120 130 140 150

-0.8

-0.6

-0.4

-0.2

0

0.2

0.4

0.6

0.8

Segunda Derivada titulación ácido fuerte - base débil

Series2

d ' V de base (mL)

d' p

H/d

' V

CUESTIONARIO

1. ¿Cuál será el pH en el punto final cuando se titulan 25 mL de ácido láctico (K a=1,38x10-4) 0,25 M con NaOH 0,15 M

[ A ]=0,25M−(0,25×0.025)[ A ]=0,244 M

pH=pK A+ log ( [ B ][ A ] )

pH=−log (K ¿¿ B)+ log ( [ B ][ A ] )¿

pH=−log (1,38×10−4¿)+ log ( [0,15 ][0,244 ] )¿

pH=3,86+ log (0,615 )pH=3,86−0,21

pH=3,64

2. En la siguiente titulación: 50 mL de NaOH 0,1 M con HCl 0,1 M a) Hallar el pH de la mezcla resultante cuando se titulan, después de haber agregado el

siguiente volumen de HCl:i) 0 mLii) 10 mLiii) 40 mLiv) 50 mLv) 51 mLvi) 60 mL

b) Dibujar una gráfica de pH contra el volumen de HCl agregado.

V NaOH = 0,050

[ NaO H ]=0,1M1L

×0,050 L

[ NaOH ]=5×10−3

i) V HCl = 0 LpOH=−log [5×10−3 ]pOH=2,30pOH+ pH=14pH=14−pOHpH=14−2,30pH=11,70

ii) V HCl = 0,01 L

[ HCl ]=0,1M1L

×0,01

[ HCl ]=1×10−3

[ NaOH ]=5×10−3−1×10−3

[ NaOH ]=4×10−3

pOH=−log [4×10−3 ]pOH=2,40pOH+ pH=14pH=14−pOHpH=14−2,40pH=11,60

iii) V HCl = 0,04 L

[ HCl ]=0,1M1L

×0,04

[ HCl ]=4×10−3

[ NaOH ]=5×10−3−4×10−3

[ NaOH ]=1×10−3

pOH=−log [1×10−3 ]pO H=3pOH+ pH=14pH=14−pOHpH=11

iv) V HCl = 0,050 LNaOH+HCl ↔ NaCl+ H 2OLa ecuación esta en equilibrio por lo que el punto de equivalencia es 7

KW=¿KW

¿¿1×10−14

[1×10−7 ]=¿

1×10−7=¿

pH=−log¿¿pH=−log [1×10−7 ]pH=7

v) V HCl = 0,051 L

[ HCl ]=0,1M1L

×0,051

[ HCl ]=5,1×10−3

[ HCl ]=5,1×10−3−5×10−3

[ HCl ]=1×10−4

pH=−log [1×10−4 ]

pH=4

vi) V HCl = 0,06 L

[ HCl ]=0,1M1L

×0,06

[ HCl ]=6×10−3

[ HCl ]=6×10−3−5×10−3

[ HCl ]=1×10−3

pH=−log [1×10−3 ]pH=3

Volumen HCl (ml) pH0 11,7

10 11,640 1150 751 460 3

0 10 20 30 40 50 60 700

2

4

6

8

10

12

14

Titulacion de NaOH con HCl

Series2

Volumen

pH

3. ¿Cuántos mL de solución de NaOH 0,1 M se necesita para titular cada una de las siguientes soluciones hasta el punto de equivalencia?

a. 25 mL de CH3COOH 0,2 Mb. 100 mL de HCl 0,05 M

a. CH 3COOH →CH 3COO−¿+H−¿¿ ¿

NaOH →Na+¿+OH −¿¿ ¿

INICIO 5 × 10-3 0 0CAMBIO X X XEQUILIBRIO 5 × 10-3 - X X X

K e=x2

5×10−3−xx=2,958×10−4

7=−log 1,75×10−5+ log 2,958×10−4+x5×10−3−x

7=4,757+ log 2,958×10−4+x5×10−3−x

2,243¿ log 2,958×10−4+ x5×10−3−x

174,985¿ 2,958×10−4+x5×10−3−x

❑

0,875−174,985 x=2,958×10−4+x0,8747=175,985 xx=4,4589×10−3

4,4589×10−3×1000ml NaOH0,1n NaOH

=44,59ml NaOH

b .100ml HCl ×0,5n HCl1000ml HCl

×1nH+¿

1n HCl×1n

0H−¿

1n H−¿×1n NaOH1nOH−¿¿

¿¿¿

×1000ml sln NaOH0,1n NaOH

=500ml sln NaOH

4. Un volumen de 25 mL de una solución de hidróxido de potasio requiere 19,6 mL de una solución de ácido clorhídrico 0,189 M para su neutralización. En tanto que 10 mL de una solución de ácido nitroso, HNO2, requieren 34,9 mL de la solución de hidróxido de potasio para su completa neutralización. ¿Cuál es la concentración del ácido nitroso?

C1V 1=C2V 2

C1=C2V 2

V 1

CKOH=CHCl V HCl

V KOH

CKOH=0,189M .O , O196 L0,025L

CKOH=3,7044×10−3

0,025 L

CKOH=0,148M

CHNO2=

CKOH V KOH

V HNO2

CHNO2=0,148M .0,0349 L

0,01M

CHNO 2=5,17×10−3

0,01M

CHNO2=0,517M

ANÁLISIS DE RESULTADOS

Para la primera parte de la práctica donde se ejecutó la valoración de ácido y base fuerte, debido al carácter electrolito que ambas especies presentan, NaOH y HCl, estas disociaron plenamente en solución acuosa, por lo que se puede afirmar que al separarse completamente en sus iones permite une reacción completa entre ambas sustancias, lo que da lugar a que la reacción sea gobernada por la ecuación de disociación de agua, pues al ionizar plenamente se puede considerar que en realidad se está añadiendo una solución de iones hidroxilo a una solución de iones hidronio, tal como lo presenta Michell Sienko en su obra Problemas de Química3.

Durante la primera parte de esta valoración se observan valores de pH muy bajos tal como lo reporta la tabla 1, esto se debe a que inicialmente la solución es de un ácido fuerte diluido, por lo que la concentración de ion hidronio está dada por la concentración del ácido clorhídrico mismo, el aumento del potencial de hidrógeno no es muy fuerte en estas primeras adiciones ya que la cantidad de base añadida que reacciona con los iones hidronio y cloruro presentes en solución es muy poca para neutralizar los 100 mL de ácido presentes y representar así un cambio en el pH. Tras algunas alícuotas más, sin que registre aún cambio brusco en el pH, la cantidad de base añadida no es suficiente para completar la reacción con el ácido, de esta manera el pH en esta zona de la curva depende de la cantidad de ácido sin neutralizar, pues para que el proceso de neutralización sea del 100% la cantidad estequiométrica de ion hidronio consume la misma

3 ∆ V 'y ∆ pH 'representan el promedio de volumen y de pH calculado a partir de la tabla 2, es decir a partir de la primera derivada.

cantidad estequiométrica de iones hidroxilo, ya que como lo manifiesta la ecuación 1, la relación entre ambos reactivos es 1 a 1.

El cambio brusco en el pH de la solución valorada se registra cuando se añaden 90 mL de NaOH, sin embargo, este no es el volumen en el que se alcanza el punto de equivalencia, pues esta cantidad de base añadida puede estar entre los 80 mL, que fue la última medición que no registró cambio fuerte en el pH, hasta los 90 mL que es donde se aprecia un potencial de hidrógeno de 10,19. En el punto de equivalencia la cantidad de moles de base es igual a la cantidad de moles de ácido para completar la neutralización y que solo haya presente sal (Cloruro de Sodio) y agua, se puede afirmar que el pH en el punto de equivalencia para una titulación ácido fuerte- base fuerte es 7, el mismo que del agua, por la dependencia que muestra el sistema respecto a la ecuación de disociación del agua, al considerarse lo planteado en el primer párrafo de este análisis; tal como se muestra en el cálculo 1.

Para determinar el volumen de base en el que se alcanza el punto de equivalencia se emplea la primera derivada, pues la definición de esta habla de la razón de cambio instantánea al adicionar una unidad, de este modo arroja información acerca de los máximos locales que presenta la

función (volumen de base añadido en el punto de equivalencia) a través del cálculo del ∆ pH∆ V

; tal

como se puede observar en la gráfica 2, donde el pico indica que en dicho punto (85 mL) hay un máximo, es decir hay un cambio en la dirección de la pendiente de la recta (pasa de creciente a decreciente), este punto es entonces el volumen de NaOH con el cual experimentalmente se alcanza la neutralización; este volumen es el que en la gráfica 1 debería mostrar un pH neutro, sin embargo, esto no es completamente cierto, aunque el valor experimental (pH= 6,4) se acerca al valor reportado por la literatura.

Estas diferencias con respecto a lo que se considera verdadero son responsabilidad de los errores sistemáticos cometidos durante la práctica, imprecisiones por parte de los experimentadores a la hora de adicionar la base (demoras o anticipos al cerrar la llave de la bureta), así como reporte anticipado (antes que el instrumento indique que el valor mostrado no varía) del pH mostrado por el potenciómetro, o la carencia de un instrumento que agite de manera uniforme, por lo que se podía estar midiendo el pH de un sector de la solución con mayor o menor cantidad de base.

Con la segunda derivada (gráfica 3) es posible verificar el dato obtenido como volumen en el que se alcanza el punto de equivalencia ya que el cambio en la concavidad de la función (cóncava hacia arriba) se presenta en el intervalo de los 70 a 88 mL de base añadida, el punto en que la curva corta con el eje x, representa los 85 mL hallados con la primera derivada, es decir, el volumen para el cual se llega al punto de equivalencia.

Al haber continuado las adiciones después de haber alcanzado el punto de equivalencia se denota que hay un exceso de base (iones hidroxilo y sodio) sin reaccionar, prueba de ello son los valores registrados para el pH de la solución que corresponden a una sustancia alcalina.

La segunda parte de la práctica corresponde a una valoración de base fuerte (Hidróxido de Sodio) y ácido débil (ácido acético), es decir que el ácido acético no se disocia plenamente en solución acuosa, por ser un electrolito débil, por lo que sus iones no reaccionarán totalmente con los iones disociados de la base, lo que augura cambios frente a lo que manifestó la primera titulación.

La mediciones iniciales del pH (cuando aún no se ha agregado base, y cuando la cantidad de base añadida es poca) se nota es mayor que la efectuada por el ácido clorhídrico en la primera parte, esto se debe a que el ácido acético es una ácido débil y su pH en esta etapa viene dado por lo

valores que arroja la constante de acidez (1,8 ∙10−5 )por lo que esta sustancia en solución acuosa

actúa como un sistema en que los reactivos (ácido acético) da lugar a productos (iones disociados) y viceversa, mientras que el ácido clorhídrico al ser un electrolito fuerte disocia plenamente y su pH se calcula a partir de la concentración de los iones hidronio presentes. Al continuar con las adiciones de base, sin aun reportar cambio brusco en el pH, es decir que la reacción todavía no es completa, se tiene la sal formada hasta el momento (Acetato de Sodio) y una cantidad de ácido aun sin reaccionar, a lo que se le llama solución amortiguadora o tampón, tal como lo expresa Daniel Harris en su obra Análisis Químico Cuantitativo4, el pH en ese momento está dado por la ecuación de Handerson- Hasselbach.

Al llegar a los 90 mL añadidos se reporta un cambio brusco en el pH lo que indica que entre el último punto registrado (80 mL) y el volumen en el que se denota el cambio se encuentra el volumen para el cual se alcanza el punto de equivalencia, este punto se aprecia en la gráfica 5 y se calcula a por medio de la primera derivada que arroja un máximo local (cambia la función de creciente a decreciente) nuevamente para los 85 mL de base añadida, al adicionar este volumen llega el punto en el que la neutralización es la máxima posible (no alcanza un pH de 7, neutralidad total); el pH mostrado en la gráfica 4 para este volumen es de 6,4 lo que arroja un error del 4% frente al valor del pH teórico mostrado en el cálculo 3; este pH se determina a partir del cálculo del pOH, ya que en el punto de equivalencia la solución contiene sal (Acetato de Sodio) y aniones acetato que reaccionan con el agua liberando iones hidroxilo (estos son los iones que no permiten alcanzar un pH neutro).

Con la segunda derivada se corrobora el volumen obtenido para el punto de equivalencia, pues se presenta cambio en la concavidad de la función en el intervalo (70 mL – 90 mL) valor dentro del cual se encuentran los 85 mL obtenidos como volumen para alcanzar el punto de equivalencia, este precisamente es el valor en el que corta la función al eje x, a pesar que en la gráfica se manifiesten puntos que aparentan tocar al eje x también esto solamente es producto de ideas visuales en la gráfica ya que los puntos son muy cercanos a cero (tabla 5 y 6) por lo que se observan cortando al eje, esto también se debe a errores sistemáticos en la práctica antes mencionados y que tienen incidencia a la hora de realizar los cálculos tanto de ∆ pH / ∆V como de ∆ p H ' /∆ V '.

4 Constante de disociación teórica del ácido acético por WHITTEN. Kenneth. <et al>. Química. Cengage Learning. México. 2008.

Finalmente una vez alcanzado el punto de equivalencia y continuar con las alícuotas existe un exceso de base fuerte, por lo que la solución se convierte en el acetato de sodio formado hasta el punto de equivalencia e iones sodio e hidroxilo, esto es responsable de los valores altamente alcalinos mostrados por la tabla 4 para las ultimas adiciones.

Finalmente la última titulación de la práctica corresponde a una valoración de ácido fuerte (Ácido Clorhídrico) y una base débil (Hidróxido de Amonio) cuyo comportamiento gráfico difiere plenamente de la primera valoración y actúa como el inverso de la segunda, de este modo al ser la base la que no disocia plenamente en solución acuosa se observó (gráfica 7) que no hay cambios fuertes en la medida de pH sino hasta casi la adición total del ácido.

Antes de iniciar la adición de ácido la base que es electrolito débil se comporta como un sistema propio de los casos de equilibrio químico donde los reactivos (Hidróxido de amonio) dan lugar a productos (ion amonio e hidroxilo) y viceversa, y cuyo pH antes de la adición y aun cuando en nivel de ácido es muy bajo está dado por la constante de disociación de la base, que arroja información acerca de la concentración de iones hidroxilo, por ende se tiene que la concentración de iones hidroxilo es mucho menor que la concentración inicial de base (0,1 M), ¿ lo que explica que el pOH tenga un valor tan bajo, y por ende, el valor del pH sea tan alto para las primeras adiciones, tal como lo muestra la tabla 7.5

Continuando con las adiciones de ácido no se manifiestan grandes cambios para el pH reportado, sin embargo, cabe anotar que en este intervalo se genera (al igual que en la valoración 2) una solución amortiguadora de Amoniaco y Cloruro de Amonio, es decir la cantidad de moles de base es mayor a la cantidad de moles de ácido, también es posible calcular en pH en este punto a través de la ecuación de Handerson- Hasselbach.

Tras adicionar 138 mL de ácido a la solución se nota un cambio significativo en el pH (3,73) como el volumen adicionado previo al del cambio es 136 mL, se concluye que el volumen para el cual se alcanza el punto de equivalencia están entre los 136 y los 138 mL de ácido Clorhídrico, esto se pone de manifiesto en la gráfica 8, donde se emplea la primera derivada para hallar un mínimo local, donde la pendiente de la recta cambia de decreciente a creciente, este mínimo se reporta para los 137 mL, lo que concuerda con la predicción anterior, una vez más se hace uso de la segunda derivada para reafirmar lo visto con la primera razón de cambio, pues el punto de corte con x indica el volumen para el cual se alcanza el punto de equivalencia así como los cambios en la concavidad de la función, excelente indicio de que un cambio ha ocurrido.

El pH en el punto de equivalencia para esta solución tampoco puede alcanzar la neutralidad plena (pH = 7) puesto que quedan cationes libres que reaccionan con el agua liberando iones hidronio, y haciendo que el pH teórico en el punto de equivalencia sea mayor a 7, tal como es posible apreciar en el cálculo 5, lo que arroja un error 5,5 del %.

5 Constante de disociación teórica de la base (NaOH) mostrada por WHITTEN. Kenneth. <et al>. Química. Cengage Learning. México. 2008.

Finalmente se observa que tras alcanzar y superar el volumen para el punto de equivalencia hay un exceso de ácido lo que hace que el pH continúe disminuyendo, esto es posible confirmarlo con la gráfica 6, aunque no en las misma proporciones que en las gráficas 1 y 3 para sus respectivas valoraciones, puesto que el cambio en el pH solo se da tras haber adicionado gran cantidad de ácido.

Con los diferentes porcentajes de error obtenidos se denota que la segunda titulación realizada por el grupo (la tercera titulación fue realizada por experimentadores ajenos a este informe) es mucho más exacta que la primera, esto se debe a que a medida que avanza la práctica se van corrigiendo errores en la manipulación de los instrumentos y precisión a la hora de añadir la base, así como una agitación más uniforme para que el pH de la muestra sea igual en todos los puntos.

CONCLUSIONES

- Fue posible mediante los datos obtenidos experimentalmente, realizar curvas de titulación en los tres casos mencionados, realizando un análisis de estas fundamentado en lo visto durante la práctica y lo aprendido en la teoría.

- Se establecieron paralelos entre los valores de pH para las diferentes titulaciones que se deberían obtener según la literatura y lo mostrado por las diferentes gráficas.

BIBLIOGRAFÍA

- KOLTHOFF. M, LAITINEN, H. The colorimetric and potentiometric determination of pH. Electro titration. Segunda Edición. Editorial John Wiley and Sons, Inc. Nueva York, EEUU. 1942

- http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/qa/Capitulo%206%20-%20Volumetria%20Acido %20Base.pdf

- HARRIS, Daniel. Análisis Químico Cuantitativo. Sexta Edición. Editorial Reverté. Barcelona, España. 2007. PP 230-233.

- SIENKO, Michell J. Problemas de Química. Editorial Reverté. Barcelona, España. 2005.