analisis gravimetrico y volumetrico, Apuntes de Química

¡Descarga analisis gravimetrico y volumetrico y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity! UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO Facultad de Ciencias Bioquímicas y Farmacéuticas Dpto. Química Analítica - Área Química Analítica General Curvas de Titulación Ácido-Base 2019 1 - Curvas de Titulación Ácido Base - 1) Se titulan 10,00 mL de una solución de H3BO3 0,1 M con NaOH 0,05 M. a) Determinar el pH de la solución al 0, 30, 50, 100 y 150 % de la titulación. b) ¿Puede detectarse el punto de equivalencia usando indicadores ácido-base?. En caso afirmativo, decir cuál de los siguientes indicadores utilizaría. Indicador pKa (HIn) Azul de timol 1,7 Heliantina 3,4 Azul de bromotimol 7,3 Fenolftaleína 9,0 Amarillo de alizarina 11,0 H3BO3 (esencialmente monoprótico) Ka = 5,8 10 -10 2) a) Dibuje la curva de titulación de 20,00 mL de ácido sulfuroso 0,1 M con hidróxido de sodio 0,1 M. Elija los volúmenes de titulante a agregar de acuerdo a su criterio. b) ¿Puede/n detectarse el/los punto/s de equivalencia usando indicador/es ácido-base?. c) ¿Qué indicador/es podría/n usarse?. Indicador pKa (HIn) Azul de Timol 1,7 Heliantina 3,4 Azul de Bromotimol 7,3 Fenolftaleína 9,0 Amarillo de Alizarina 11,0 H2SO3 Ka1 = 1,7 x 10 -2 Ka2 = 6,2 x 10 -8 3) a) Calcular el pH final después de agregarle a 25,00 mL de solución 0,05 M de Na2HPO4 los siguientes volúmenes (en mL) de HCl 0,1 M: 0; 5,00; 12,50; 20,00; 25,00; 30,00. b) Dibujar la curva de titulación correspondiente en base a los resultados del ítem a). c) Seleccionar indicador/es adecuado/s para detectar el/los punto/s de equivalencia. (utilizar los datos de la tabla de indicadores del problema 2c). H3PO4 Ka1 = 6,3 x 10 -3 Ka2 = 6,3 x 10 -8 Ka3 = 5,0 x 10 -13 SUGERENCIA Busque los datos de constantes de disociación de ácidos y bases en el apéndice del libro de Kolthoff y plantee sus propios problemas. 4 ___________________________________________________________________________________ PROBLEMA 2 a) El ácido sulfuroso H2SO3 es un ácido diprótico; por lo tanto, tenemos que considerar sus dos constantes de disociación. Reacciones de titulación: H2SO3 + NaOH  NaHSO3 + H2O Ka1 = 1,7 x 10 -2 NaHSO3 + NaOH  Na2SO3 + H2O Ka2 = 6,2 x 10 -8 El volumen de solución de NaOH necesario para alcanzar el 100% de la titulación del primer H + será: 1000 mL H2SO3 ------ 0,1 moles 20,00 mL “ ------ x = 2 x10 -3 moles H2SO3 1 moles H2SO3 ------ 1 mol NaOH 2 x10 -3 moles “ ------ x = 2 x10 -3 moles NaOH 0,1 M NaOH ----- 1000 mL NaOH 2 x10 -3 moles “ ----- x = 20,00 mL NaOH La elección de los volúmenes de agente titulante a agregar debe cumplir con ciertos criterios: i) al inicio de la titulación (es decir, V = 0 mL de agente titulante agregado), ii) un valor anterior al punto de equivalencia, iii) el volumen del punto de equivalencia teórico y, por lo menos, iv) un volumen pasado este punto. En este ejercicio, debido a que el H2SO3 es un ácido diprótico, tenemos que tener en cuenta que se observarán dos saltos de pH (uno por cada H + ) correspondientes a sus pKa1 y pKa2. Por lo tanto, un esquema apropiado de elección de volúmenes sería: 0 mL (inicio de la titulación), 10,00 mL (50% de la titulación del primer H + ), 20,00 mL (primer punto de equivalencia), 30,00 mL (este volumen representa el 150% de la titulación del primer H + y el 50% de la titulación del segundo H + ), 40,00 mL (segundo punto de equivalencia) y 50,00 mL (pasado el segundo punto de equivalencia). Estos valores representan la mínima cantidad de puntos necesarios para poder graficar de forma completa la curva de titulación del H2SO3. 0 %  V = 0 mL. Al comienzo de la titulación, sin haber agregado aún agente titulante, tenemos una solución de H2SO3 0,1 M. Por lo tanto: Ca/Ka = 0,1/1,7x10 -2 = 6 << 100  Ecuación completa: [H + ] = [-Ka1+(Ka1 2 + 4Ca Ka1) 1/2 ]/2 = 0.041 M pH = 1,4 50 %  V = 10,00 mL. Es un buffer H2SO3/HSO3 - equimolar (0,033 M de ambas especies); por lo tanto, según la ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa1 = 1,8 100 %  V = 20,00 mL. En este punto de la titulación se obtiene una solución del anfolito HSO3 - . Considerando: Ka1 = [HSO3 - ] [H + ] / [H2SO3]  despejando [HSO3 - ] = Ka1 [H2SO3] / [H + ] Reemplazando en: Ka2 = [SO3 2- ] [H + ] / [HSO3 - ]  se obtiene: Ka2 = [SO3 2- ] [H + ] 2 / Ka1 [H2SO3] H2SO3 + OH - ↔ HSO3 - + H2O Inicialmente en 20,00 mL 2x10 -3 moles Agregado de 10,00 mL de titulante 1x10 -3 moles Reaccionan -1x10 -3 moles -1x10 -3 moles +1x10 -3 moles Quedan en volumen final de 30,00 mL 1x10 -3 moles 1x10 -3 moles Expresado en Molaridad 0,033 M 0,033 M 5 Despreciando las especies minoritarias [SO3 2- ] y [H2SO3] llegamos a la ecuación simplificada para el cálculo de pH de un anfolito: [H + ] = (Ka1 Ka2) 1/2 pH = 4,5 150 %  V = 30,00 mL. En este punto estamos en presencia de una solución de HSO3 - 0,05M; por lo tanto, la reacción de titulación ahora es: Es un buffer HSO3 - /SO3 2- equimolar; por lo tanto, según la ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa2 = 7,2 200 %  V = 40,00 mL. Es una solución de la base débil SO3 2- 0,033 M: SO3 2- + H2O ↔ HSO3 - + OH - Kb1 = Kw/Ka2 = 1,6 x10 -7 Como [SO3 2- ] /Kb1 = 0,033/1,6 x10 -7 >> 100  ecuación simplificada del cálculo de pH para una base [OH - ] = (Kb1 [SO3 2- ] ) 1/2  [OH - ]=7,3x10 -5  pOH = 4,1 pH = 9,9 250 %  V = 50,00 mL. Es una mezcla de SO3 2- (base débil) con un exceso de base fuerte; por lo tanto, tal como en el problema 1), es válido calcular el valor de pH sólo teniendo en cuenta el exceso de base fuerte: [OH - ] = 0,0143 M  pOH = 1,85  pH = 12,15 H2SO3 + OH - ↔ HSO3 - + H2O Inicialmente en 20,00 mL 2x10 -3 moles Agregado de 20,00 mL de titulante 2x10 -3 moles Reaccionan -2x10 -3 moles -2x10 -3 moles +2x10 -3 moles Quedan en volumen final de 40,00 mL - - 2x10 -3 moles Expresado en Molaridad 0,05 M HSO3 - + OH - ↔ SO3 2- + H2O Inicialmente en 40,00 mL 2x10 -3 moles Agregado de 10,00 mL de titulante 1x10 -3 moles Reaccionan -1x10 -3 moles -1x10 -3 moles +1x10 -3 moles Quedan en volumen final de 50,00 mL 1x10 -3 moles - 1x10 -3 moles Expresado en Molaridad 0,02 M 0,02 M HSO3 - + OH - ↔ SO3 2- + H2O Inicialmente en 40,00 mL 2x10 -3 moles Agregado de 20,00 mL de titulante 2x10 -3 moles Reaccionan -2x10 -3 moles -2x10 -3 moles +2x10 -3 moles Quedan en volumen final de 60,00 mL 2x10 -3 moles Expresado en Molaridad 0,033 M 6 b y c) De acuerdo al gráfico de la curva de titulación representado más abajo, el primer punto de equivalencia podría detectarse utilizando heliantina como indicador visual; y el segundo, usando fenolftaleína. ___________________________________________________________________________________ PROBLEMA 3 V = 0 mL de HCl. Es una solución Na2HPO4 El fosfato ácido de sodio (Na2HPO4) es un anfolito y el valor de pH de esta solución anfolito se calcula con la siguiente ecuación: [H + ] = (Ka2 Ka3) 1/2 pH = 9,75 V = 5,00 mL de HCl. Nos encontramos en presencia de un buffer que contiene HPO4 2- 0,025 M y H2PO4 2- 0,0166 M. Por lo tanto, según la ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa2 + log [HPO4 2- ]/ [H2PO4 2- ] = 7,2 + log 0,025/0,0166 pH = 7,4 HSO3 - + OH - ↔ SO3 2- + H2O Inicialmente en 40,00 mL 2x10 -3 moles Agregado de 30,00 mL de titulante 3x10 -3 moles Reaccionan -2x10 -3 moles -2x10 -3 moles +2x10 -3 moles Quedan en volumen final de 70,00 mL 1x10 -3 moles 2x10 -3 moles Expresado en Molaridad - 0,0143 M 0,0286 M HPO4 2- + H + ↔ H2PO4 - Inicialmente en 25,00 mL 1,25x10 -3 moles Agregado de 5,00 mL de titulante 0,5x10 -3 moles Reaccionan -0,5x10 -3 moles -0,5x10 -3 moles +0,5x10 -3 moles Quedan en volumen final de 30,00 mL 0,75x10 -3 moles 0,5x10 -3 moles Expresado en Molaridad 0,025 M 0,0166 M F 0 10 20 30 40 50 60 0 7 14 F H pH ml Na(OH) H2SO 3 HSO3 - SO3 2-