Práctica #20: REACCIONES ÁCIDO BASE: TITULACIÓN DE UN ÁCIDO Y UNA BASE FUERTE

Práctica #20: REACCIONES ÁCIDO BASE: TITULACIÓN DE UN ÁCIDO Y UNA BASE FUERTE

Grupo 6: Paulina Mendoza Rezza A01127555; Carlos Andrés Salgado Sviercovich A01323609; Gabriela del Carmen Alcántara Torres A01323418; Laura Andrea Soto Flores A01323591


Laboratorio de Química Experimental (Q1014.1), 14:30 A 17:30. Instituto Tecnológico de Estudios Superiores de Monterrey Campus Puebla

Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas


Dr. Isaac Monroy

Mtro. Víctor Hugo Blanco Lozano


1. Introducción:

La titulación es un proceso por medio del cual, podemos conocer la concentración de una sustancia determinada, siempre y cuando, sepamos la concentración de la que usemos para titular, así como el volumen de cada una. Para obtener la concentración de un ácido, podemos usar una base para titularlo y, gracias a la reacción ácido-base que se lleva a cabo, podemos determinar la concentración de tal sustancia. Lo que sucede en esta reacción es que el ácido "dona" iones hidrógeno a las bases, formando bases y ácidos conjugados: se alcanza entonces el punto de equilibrio, y por lo tanto se genera un cambio en la coloración del marcador.

La titulación nos permite conocer con exactitud la concentración de una sustancia determinada.

2.Objetivos:

    Experimento 1: Estandarización de una solución de KMnO4 0.1 N utilizando como estándar primario al KIO3

    Experimento 2: Estandarización de una solución de Na2S2O3 0.1N utilizando como estándar primario al Na2C2O4

    3. Marco Teórico:

    Una reacción ácido-base o reacción de neutralizacion es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base . Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.

    Definición de Brønsted-Lowry

    La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan". A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base

    En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base. Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un ion hidrógeno (H+).

    La eliminación de un protón (ion hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un ion hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion hidrógeno añadido.

    Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl), base conjugada del ácido::

    HCl → H+ + Cl

    La adición de H+ al anión hidróxido (OH), una base, produce agua (H2O), su ácido conjugado:

    H+ + OH → H2O

    Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base, para formar el catión amonio, su ácido conjugado:

    H+ + NH3 → NH4+

    Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del amoníaco con el ácido acético:

    CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO

    Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido:

    2 H2O está en equilibrio con H3O+ + OH

    El agua, al ser anfótero, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un ion H+ y formando la base conjugada, OH, y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el ion H+ y formando el ácido conjugado, H3O+.

    Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo a la definición de Brønsted-Lowry, es:

    AH + B → BH+ + A

    donde AH representa el ácido, B representa la base, y BH+ representa el ácido conjugado de B, y A representa la base conjugada de AH.

    Definición de Lewis

    Artículo principal: Ácidos y bases de Lewis.

    La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923 es además, una generalización que comprende la definición de Brønsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente. En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define a una base (conocida como base de Lewis) al compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.

    Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:

    HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)

    La definición de Lewis no considera esta reacción como la formación de una sal y agua o la transferencia de H+ del HCl al OH. En su lugar, considera como ácido al propio ion H+, y como base al ion OH, que tiene un par electrónico no compartido. En consecuencia, aquí la reacción ácido-base, de acuerdo con la definición de Lewis, es la donación del par electrónico del ion OH al ion H+. Esto forma un enlace covalente entre H+ y OH, que produce agua (H2O).

    Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en vez de sustancias específicas, la definición de Lewis se puede aplicar a reacciones que no entran dentro de ninguna de las otras definiciones de reacciones ácido-base. Por ejemplo, un catión plata se comporta como un ácido con respecto al amoníaco, que se comporta como una base, en la siguiente reacción:

    Ag+ + 2 :NH3 → [H3N:Ag:NH3]+

    El resultado de esta reacción es la formación de un aducto de amoníaco-plata.

    En reacciones entre ácidos de Lewis y bases de Lewis, ocurre la formación de un aducto cuando el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) de una molécula, tal como el NH3, con pares de electrones solitarios disponibles dona pares de electrones libres al orbital molecular más bajo no ocupado (LUMO) de una molécula deficiente en electrones, a través de un enlace covalente coordinado; en tal reacción, la molécula interactuante HOMO actúa como una base, y la molécula interactuante LUMO actúa como un ácido. En moléculas altamente polares, como el trifluoruro de boro (BF3), el elemento más electronegativo atrae los electrones hacia sus propios orbitales, proporcionando una cierta carga positiva sobre el elemento menos electronegativo y una diferencia en su estructura electrónica debido a las posiciones de sus electrones en orbitales axiales o ecuatoriales, produciendo efectos repulsivos de las interacciones "par solitario-par enlazante" entre los átomos enlazados en exceso con aquellos provistos de interacciones par enlazante-par enlazante. Los aductos que involucran iones metálicos se conocen como compuestos de coordinación.


    4. Materiales:

    • Matraz de 250 ml
    • Matraz de 125 ml
    • 2 Vasos de precipitado 250 ml
    • 1 Matraz aforado de 25 ml 
    • 1 Matraz aforado de 50 ml 
    • 1 Matraz aforado de 100 ml
    • 1 Batería 
    • 2 Pinzas 
    • 1 Soporte Universal
    • 1 pipeta de 2 ml
    • 1 pipeta de 5 ml
    • 1 pipeta de 10ml
    • 1 Bureta de 25 ml
    • 1 agitador de vidrio
    • 2 vidrios de reloj 
    • 1 termómetro
    • 1 espátula
    • 1 pastilla 
    • 1 termoagitador 
    • Pinzas caiman
    • Piseta
    • Perillas

    5. Procedimientos:

    Experimento 1

    1. Preparar el volumen necesario de la solución 0.1 N del estándar primario: KIO3

    2. Medir con pipeta volumétrica 2 o 3 alícuotas de 15 ml c/u de la solución 0.1 N del Yodato de Potasio, depositándolas en matraces Erlenmeyer de 250 mL. Adicionar a c/alícuota 1 g de Yoduro de Potasio

    3. Solo a la alícuota que se vaya a titular inmediatamente se le añaden 1.8 mL de una solución de H2SO4 1:8 v/v. Titular con la solución de Tiosulfalo de Sodio 0.1 N hasta que la apariencia de la solución tenga un color amarillo pálido, añadir 2 mL de solución indicadora de almidón y continuar titulando con la solución de Tiosulfato de Sodio hasta completa desaparición del color azul.

    Repita este paso (No. 3) con c/u de las alícuotas restantes.

    4. Hacer los cálculos necesarios para conocer la verdadera N de la solución de Na2S2O3

    Experimento 2:

    1. Preparar el volumen necesario de la solución del estándar primario 0.1 N Na2C2O4

    2. Medir con pipeta volumétrica 2 o 3 alícuotas de 15 ml c/u de la solución 0.1 N de oxalato de sodio, depositándolas en matraces Erlenmeyer de 250 mL Adicionar a c/alícuota 10 mL de una solución de H2SO4 1:8 (v/v)

    3. Calentar c/alícuota a 80-90°C y titular en estas condiciones con la solución de KMnO4 0.1 N, agitando con movimientos circulares constantes (puede usar una parrilla de calentamiento con agitación magnética). Durante la titulación la temperatura de la solución no debe bajar de los 60°C. ¿Por qué? La aparición de una coloración rojo tenue permanente, indica el Punto Final de la titulación. ¿Por qué?

    4. Hacer los cálculos necesarios para conocer la verdadera N de la solución de KMnO4


    6.Resultados:

    KIO3
    PM = 214
    0.1 N = # eq. / 0.05 L
             = 5 x 10-3
    m eq. = 214
    g sol = (# eq.) (m eq.)
            = (5 x 10 -3) (214)
            = 1.07 g

    H2SO4
    1:8 v/v
    experimento 1:
    25 ml            3 ml
    15 ml            x
    x = 1.8 ml
    41.4 ml total a preparar

    experimento 2:
    25 ml            20 ml
    15 ml            x
    x = 12 ml

    1:8
    46 ml H2SO4
    36.8 ml agua destilada
    5.55 ml H2SO4 concentrado se agrega a 50 ml

    Almidón
    1% = m soluto / 25 ml x 100
          = 0.25 g

    bureta de 50 ml

    7. Evidencias Fotográficas:

                                




    8. Cuestionario:

    Experimento 1

    1. Escriba las reacciones que se efectúan en la presente determinación

    yodato potasio + yoduro de potasio

    reducción:         IO3– + 6 H+ + 5 e– → ½ I2 + 3 H2O 

    oxidación:         [ I– → ½ I2 + 1 e–] x5

    ____________________________________________________

    global iónica:     IO3– + 6 H+ + 5 I– → 3 I2 + 3 H2O

    global:                 KIO3 + 6 HCl + 5 KI → 3 I2 + 6 KCl + 3 H2O


    2. ¿Qué tratamiento se le debe dar al Yodato de Potasio (KIO3) antes de preparar la solución? ¿Por qué? 

    El peryodato de potasio (KIO4) es levemente soluble en agua (una de las sales de potasio menos solubles, debido al anión grande), dando lugar a una disolución que es ligeramente alcalina. La baja solubilidad del KIO4 lo hace útil para la determinación del potasio. Al calentarse, especialmente con óxido de manganeso (IV) como catalizador, se descompone para formar yodato de potasio, KIO3, liberando oxígeno gaseoso.


    3. ¿Por qué el peso equivalente o equivalente gramo del KIO3 en las reacciones de estandarización del Na2S2O3 es igual a la 6a. parte de su Peso Molecular?

    Porque, como se ve en las reacciones de la primer pregunta, hay 6 H+ que se mueven en la reacción.


    4. ¿Cuál es el tratamiento recomendado para almacenar soluciones de Tiosulfato de Sodio? ¿Por qué?

    Se recomienda almacenar en un recipiente herméticamente cerrado en un lugar fresco, seco y bien ventilado, protegido de la humedad. Se debe evitar que tenga contacto con materiales oxidantes, lejos de sustancias incompatibles y de ácidos fuertes.


    5. ¿Cuál es la utilidad de la solución de Almidón en los Métodos con Yodo? Escriba la estructura de la especie química formada entre la Amilosa y el Yodo

    El almidón sirve como indicador de yodo porque rebaja el límite de detección en un factor de 10.


    6. Indique el procedimiento que utilizaría para estandarizar una solución de yodo  0.1 N a través de una reacción con una solución estandarizada de Tiosulfato de Sodio

    Iodimetría con solución de tiosulfato de sodio con la técnica vogel:

      1. Colocar 25 ml de solución de yodo diluída en 100 ml 
      2. Agregar la solución valorada de tiosulfato de sodio con una bureta hasta que tenga un color amarillo pálido
      3. Agregar 2 ml de solución de almidón
      4. Añadir tiosulfato de sodio hasta decolorar la solución


    7. ¿Cómo se prepara la solución indicadora de Almidón? ¿Se puede considerar como una solución verdadera? ¿Por qué?

        1. Pasar 5 g de almidón soluble con precisión de 0.1 g.
        2. Transferir a un vaso de 250 ml.
        3. Agregar 5 ml de agua destilada.
        4. Agitar con una varilla de vidrio hasta formar una pasta homogenea libre de grumos.
        5. En un erlenmeyer de 500 ml calentar 400 ml de agua destilada hasta ebullición.
        6. Mientras hierve el agua destilada, agregar la pasta de almidón y continuar la ebullición hasta que la solución quede transparente. Enfriar.
        7. Ajustar el volumen a 500 ml con agua destilada


    Experimento 2

    1. Escriba las reacciones que se efectúan en la presente determinación

    IO3- + 5I- + 6H+ + 5e- à 3I2 + 3H2O (Reducción)

    I2 + 2S2O32- à 2I- + S4O62- + 2e-   (Oxidación)


    3. Justifique a través del cálculo del E0 de la reacción del Permanganato de Potasio y Oxalato de Sodio en medio ácido, que ésta es posible. ¿Quién actúa como agente oxidante y quién como reductor?

    2 MnO4- + 5 H2C2O4 + 6 H+ =>10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O


    4. ¿Cuál es el proceso que se deberá seguir para preparar soluciones de permanganato de potasio? ¿Por qué?

    Por el alto poder oxidante, el KMnO4 reacciona con materia orgánica y se reduce a MnO2, el cual cataliza la descomposición. Además, la luz también afecta las soluciones.

        Para preparar una solución estable se deben eliminar las sustancias oxidables hirviendo la solución, enfriando y separando el MnO2 (o dióxido de manganeso). Estas soluciones se valoran con reductores primarios. El más utilizado es el Na2C2O4 (oxalato de sodio) en H2S2O4 (ácido hiposulfuroso)


    5. ¿Cómo se realiza la estandarización de una solución de KMnO4 a través del Método de Fowler-Bright? Señale las ventajas de este método sobre el de McBride.


    9. Conclusión:

    Gracias a la titulación, encontramos las concentraciones desconocidas. Para hacer esto, debemos esperar a que ocurra un cambio en en color de la sustancia, lo cual significa que hubo un cambio importante que neutralizó la sustancia y se manifiesta de esa manera: el punto de equilibrio provoca un cambio de coloración en el marcador.

    La base, en este caso NaOH, es la sustancia que se usó todo el tiempo para titular. Adicionalmente al ácido y a la base, requerimos una tercera sustancia que sirviera como indicador, es decir, que permitiera la coloración de la sustancia al haber el cambio esperado.

    Pudimos observar como a partir del momento en el cual se da el cambio de color permanente de la muestra, sin importar cuanto más volumen de la base se añada, no cambia más: por lo tanto, cuando el cambio se de, demos cerrar la válvula de la bureta inmediatamente, y de esta manera, obtenemos datos reales que nos permiten sacar una correcta concentración del reactivo con concentración desconocida,


    10. Bibliografía: 

    10.1 Raymond, CHANG. Química. 10a Edición, Editorial Mc. Graw Hill. México D.F 2010.

    10.2 Chang, Raymond (2002). Química. 7ª edición. Mc Graw Hill.

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