Reacción ácido fuerte mas base débil

         FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES ZARAGOZA               

 Química Farmacéutico Biológica

 Laboratorio de Química Analítica.  

                                 Título: Reacción ácido fuerte mas base débil

RESUMEN

Cuando se desea determinar la concentración de un ácido o una base en una disolución, éstos se hacen reaccionar con una base o un ácido patrón, respectivamente, cuya concentración es conocida con precisión (es decir, con una incertidumbre menor al error asociado al método de valoración). En el punto de equivalencia se produce un cambio brusco del pH, que se puede determinar empleando un indicador, para ello en esta experimentación se realizará una valoración ácido-base en la que el patrón primario será un ácido fuerte (HCl) y una base débil NaHCO3 y la especie resultante la cual se identificó como una ácido débil, se calculó su pH el cual nos dio un valor teórico de 3.65 y con ello se buscó el indicador adecuado para el punto de viraje el cual fue anaranjado de metilo por su rango de viraje que es de 3.1-4.4.  

MARCO TEÒRICO:

La teoría acido-base fue desarrollada por Arrhenius en 1884, definió un acido como aquella sustancia que en disolución acuosa al disociarse libera iones hidronio (H3O+)   y como base toda sustancia que en disolución acuosa cuando se disocia libera iones hidronio (OH-)

En la teoría de Bonsted-Lowry se define a un acido como una sustancia capaz de donar un protón y a una base como una sustancia capaz de aceptar un protón cedido por un ácido. Las reacciones acido-base tenían lugar mediante parejas de ácidos y bases conjugados. La base conjugada de un ácido de Bronsted es la especie que resulta cuando el ácido pierde un protón. A la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón o una base de Bronsted.

CH3COO (ac) + H2O (l) ↔ CH3COO- + H3O (ac)

Ácido 1          Base 2        Base 1      Ácido 2

La volumetría es el proceso que permite medir y determinar volúmenes. Los estudios cuantitativos de las reacciones de neutralización ácido-base se llevan a cabo en forma adecuada por medio de una técnica conocida como titulación.  En una titulación una disolución de concentración perfectamente conocida, denominada disolución patrón, se agrega en forma gradual a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete. El patrón primario es también llamado estándar primario y es una sustancia utilizada en química como referencia al momento de hacer una valoración o estandarización. Cumple con los siguientes requisitos:

1.- Elevada pureza.

2.- Estabilidad frente a los agentes atmosféricos.

3.- Ausencia de agua de hidratación.

4.- Fácil adquisición y precio módico.

5.- Un peso equivalente elevado, para disminuir los errores asociados a la pesada.

El patrón secundario es también llamado estándar secundario y en el caso de una titulación suele ser titilante o valorante. Nos sirve para determinar la cantidad de un compuesto que no se puede determinar directamente.

El analito es la especie química cuya concentración se desea conocer (matraz).

Los indicadores son sustancias que tienen colores muy distintos en medio ácido y básico, permite visualizar al operador cuando se presenta la reacción completa.

El punto de equivalencia se produce durante una valoración química, cuando la cantidad de sustancia valorante agregada es estequiomètricamente equivalente a la cantidad presente del analito sustancia al analizar en la muestra, es decir, reacciona exactamente con ella.

El método más frecuentemente utilizado, fácil y preciso para medir el pH en el laboratorio es el uso de un aparato denominado “potenciómetro”. El pH de una disolución se determina por medio de un par de electrones sumergidos en la misma y se lee directamente en la pantalla digital del aparato.  La acidez de una disolución se puede determinar también por medio de un indicador. El potenciómetro es el más exacto. La ventaja de medir potenciométricamente es que este se mide por medio de un electrodo que es selectivo a la especie o analito.

Cuando la valoración ácido-base se realiza con el pH-metro, se registran lecturas del pH con este instrumento en función del volumen de valorante añadido, y el punto final se obtiene en la representación gráfica de la primera de estas magnitudes, el pH, en función de la otra, el volumen de valorante. El punto final corresponde a la posición de mayor pendiente de la curva (casi vertical) al producirse el cambio brusco de pH que acompaña a la neutralización completa del analito.

[pic 1]

CÀLCULOS:

NaHCO3

g= (0.1 mol/L)(0.025L)(84.01 g/mol)

g= 0.2100[pic 2]

HCl

g= (0.1 mol/L)(0.025L)(36.5 g/mol)

g=0.09125

V=0.09125 g /1.18 g/mL

V= 0.0773

           0.0773 mL        36%[pic 3]

                X                   100%[pic 4]

                 X=0.2147 mL de HCl[pic 5]

       HCl + NaHCO3  NaCl + CO2 + H2O         pKa=6.3[pic 6]

IN       0.1        0.1

RX      0.1        0.1

EQ                                       0.1[pic 7][pic 8]

 = 10 -6.3/ 0.1 = 5.012X10-6   ácido débil [pic 9]

pH= ½ (6.3) – ½ log (0.1)

pH= 3.65

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