Valoración de soluciones y medición de pH.

1. TEMA: Titulación- Valoración de soluciones y medición de pH.
2. OBJETIVOS:
• Reafirmar conceptos de soluciones.
• Utilizar la titulación para averiguar el pH de una solución y la cantidad de un componente ácido o básico en productos de uso común en el laboratorio.
3. EQUIPOS Y REACTIVOS:

Equipos:
Vaso de Precipitación, Erlenmeyer
Bureta de 25 ml
Tubos de Ensayo graduado
Papel pH.
Reactivos:
Agua destilada
Ácido clorhídrico 0.1M
Hidróxido de Sodio puro
Rojo de Metilo
4. FUNDAMENTO TEÓRICO:
• Titulación:
a) Definición.- Se denomina titulación al procedimiento para determinar la concentración de un ácido o una base en solución, por medio de la adición de una base o un ácido de concentración conocida.
Durante la titulación, el punto en que se neutraliza un ácido o una base se denomina punto de equivalencia.
Las reacciones ácido-base son reacciones de neutralización entre los iones, que se producen al estar en contacto un ácido con una base obteniéndose una sal mas agua.
Durante las operaciones rutinarias en el laboratorio así como en la de los análisis volumétricos son prácticamente mayores los problemas relacionados con la estequiométrica, una de ellas es la normalidad que se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución.
La normalidad es útil porque
Un equivalente de un ácido neutraliza completa y precisamente un equivalente de una base, puesto que un mol H+ reaccionará con un mol de OH-.
Esto significa que al mezclar volúmenes iguales de soluciones que tienen la misma normalidad llevara a una reacción completa entre sus solutos, un litro de ácido 1N neutralizará completamente un litro de base 1N porque un equivalente de ácido reaccionara con un equivalente de base. Matemáticamente:
Esta relación se utiliza par averiguar la cantidad de ácido que posee una disolución a partir de una cantidad de base conocida, o viceversa.
Dicha técnica recibe el nombre de titilación por método volumétrico, volumetría ácido-base o reacción de neutralización.
Este método se realiza mediante una bureta que contiene una de las disoluciones y un matraz con la otra disolución, se vierte cuidadosamente el contenido el contenido de la bureta en el matraz hasta la neutralización de dicha solución.
El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza.
Los indicadores que indican el punto de equivalencia no son igual de útiles para todas las reacciones.
b) Tipos:
Reacciones de neutralización entre ácido fuerte (HCl) y base fuerte Na(OH). El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar H2O
El resto de los iones no reaccionan con el agua ya que:
* El Cl – procede de un ácido fuerte (es una base débil frente al agua): no se hidroliza.
* El Na+ procede de una base fuerte (es un ácido muy débil frente al agua): no se hidroliza.

- Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7.

- Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.

- Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color..
• pH:

a) Definición.- El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinada sustancia. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.

b) Formas de determinar.- El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.
También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores. Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en función del grado de acidez del medio en que se encuentren se utilizan como indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.


• pOH:

a) Definición.- El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-:
pOH = − log10.[OH − ]
En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de la disociación del agua:
H2O ↔ H+ + OH-
o también,
2H2O ↔ H3O+ + OH-

b) Formas de determinar.- Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7.
Por lo tanto,
pH + pOH = 14
Entonces se dice que el pOH se puede calcular por una simple diferencia luego de haber calculado el pH.

5. PROCEDIMIENTO:
• PARTE I:
a) Usted recibirá una solución de ácido clorhídrico 0.1M. Colocar 25 ml de esta solución en la bureta que encontrará en el puesto de trabajo.
b) Calcular la concentración de 100 ml de hidróxido de sodio que se necesita para neutralizar 100 ml de HCl 0.1M.
c) Preparar la solución encontrada en 2) y colocar 20 ml de esta en el Erlenmeyer.
• PARTE 2:
a) Usando el papel pH, determine el pH de la solución de hidróxido de sodio.
b) Coloque de 6 a 7 gotas de Rojo de Metilo en el Erlenmeyer. Por una sola ocasión.
c) Coloque el Erlenmeyer debajo de la bureta y accione la llave de esta con una mano mientras agita el Erlenmeyer con la otra dándole un movimiento circular.
d) Dejar fluir muy lentamente la solución sobre el Erlenmeyer manteniendo constantemente la agitación del Erlenmeyer, esperar hasta que el Erlenmeyer empiece a tomar una coloración rosada sobre todo en el lugar donde cae la gota. Dicho color desaparece con la agitación pero llega un momento en que se mantiene todo el líquido. Cuando esto ocurra suspenda la adición de HCl y siga agitando. Si el color desaparece, agregue una o dos gotas más de HCl y agite. Continúe de esta manera hasta que el color rojo persista por lo menos 30 segundos. En este punto ha alcanzado el punto final o neutralización de la titulación. Mida con el papel pH el pH de la solución final.
e) Lea el nivel de la solución en la bureta y extraiga de este valor el valor inicial (25 – valor leído), para hallar el volumen gastado de la solución.

6. TABLA DE DATOS:
Tabla #1: Datos de reactivos utilizados en la práctica
REACTIVO CARACERÍSTICAS
NaOH Sólido (como lenteja), blanco, inoloro, hidróxido, corrosivo, reacción exotérmica, d= 2.1 [g/cm³], m=39.99713u, Punto F= 596 K, Punto E= 1663 K, Punto de descomposición= 0 K. Riesgos: al ingerir, en la piel, inhalación, en los ojos.
HCl Líquido incoloro o levemente amarillo d= 1120 (25%) [g/cm³], m=36.46u, Punto F= 247 K, Punto E= 321 K, Punto de descomposición= 0 K. Riesgos: al ingerir, en la piel, inhalación, en los ojos. Generalmente corrosivo.
Rojo de Metilo El rojo de metilo es un indicador de pH. (Fórmula: C15H15N3O2). Actúa entre pH 4,2 y 6,3 variando desde rojo (pH 4,2) a amarillo (pH 6,3). Por lo tanto, permite determinar la formación de ácidos que se producen durante la fermentación de un carbohidrato.


Tabla #2(a): Resultados obtenidos durante la preparación de soluciones
REACTIVO MASA
NaOH 0.4 [g]
Tabla #2(b): Resultados obtenidos durante la titulación y pH
REACTIVO VOLUMEN UTILIZADO
Solución NaOH 10 N/A
Solución final 7 N/A
Solución HCl utilizada N/A 58.3 [cm³]

7. GRÁFICOS Y OBSERVACIONES:





















8. CONCLUSIONES:
• Se pudo comprobar la gran basicidad del hidróxido de sodio, y la gran acidez del ácido clorhídrico..
• Se determino que para una solución de 20 ml de hidróxido de sodio con 0.4 g de soluto, se necesita 58.3 ml de ácido clorhídrico casi al 100%..
• Se comprobó que el pH de la solución resultante de hidróxido de sodio y ácido clorhídrico es de 7, según el papel pH.
9. RECOMENDACIONES:
• Se recomienda manejar con cuidado tanto el hidróxido de sodio como el ácido clorhídrico, debido a los riesgos que se generan al trabajar con estos compuestos.
• Se garantiza el éxito de la práctica cuando se trabaja con resultados, lo más exactos posibles, como en este caso el cálculo de 0.4 g de Hidróxido de sodio en agua en 100 ml.
• En ese tipo de trabajos, la lógica es un factor que nos permite identificar rápidamente si las respuestas obtenidas son correctas.
10. ANEXOS:

a) Cálculos para encontrar la concentración de la solución de NaOH:

V1= 100 ml
C1= ?
V2= 100 ml
C2= 0.1 M
C1V1=C2V2
C1= C2V2/V1
C1= (0.1 M)(100 ml)/100 ml
C1= 0.1M





b) Cálculos de pH y pOH:

Hidróxido de sodio:
pH= -log [H]
pH= -log [0.1]
pH= 1
pH + pOH= 14
pOH= 14 – pH
pOH= 13
Ácido clorhídrico:
pH= -log [H]
pH= -log [0.1]
pH= 1
pH + pOH= 14
pOH= 14 – pH
pOH= 13
Solución:
0.1M= n1/ 0.02 [l]
0.1M=n2/0.0583 [l]
n= n1+n2
n= 0.002 + 0.00583
n= 0.00783 [mol]
V= V1 + V2
V= 20 ml + 58.3 ml
V= 78.3 ml
M= n/V
M= 0.0001 [mol/l]
pH= -log [H]
pH= -log [0.0001]
pH= 4
pH + pOH= 14
pOH= 14 – pH
pOH= 10


c) Cálculos para el volumen gastado:
Debido a que se llenó tres veces la bureta se realizan los siguientes cálculos:
2 buretas de 25 ml= 50 ml
La bureta 3 se vació hasta el punto de 8.3 ml
Entonces se suman todos y se obtiene el resultado de 58.3 ml.




• Actividad como trabajo de investigación:

a) Investigar: Indicadores: Definición y tipos. Ejemplos.
Definición.- Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.
Tipos.- Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, el papel tornasol (que es el método más barato, pero es más inexacto que los otros. Por eso se dice que este método es semicuantitativo, porque sólo muestra algo cercano a lo que es el pH de una disolución), y otros.
Ejemplos.- El color del indicador es una mezcla entre el color de la forma ácida y el color de la forma básica. Para obtener solamente el color de la forma básica, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma básica respecto a la de la ácida, según lo dicho antes, y para obtener el color de la forma ácida, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma ácida respecto a la de la básica. Con esto se tiene que el cambio de color de una forma a otra equivale a un factor de 100. Hablando en términos logarítmicos, equivale a 2 unidades de pH. Por tanto, la zona de viraje de un indicador suele estar entre una unidad por arriba y una por abajo de su logK.
En resumidas cuentas, el papel pH, o papel tornasol, se vuelve rojo al mezclarse con ácidos y azul al mezclarse con sustancias básicas o alcalinas.

b) 10ejemplos de pH de elementos y 10 ejemplos de pOH de elementos:
Sustancia/Disolución pH Sustancia/Disolución pOH
Disolución de HCl 1 M 0,0 Cerveza 9.0
Jugo gástrico 1.5 Leche 8.0
Jugo de limón 2.4 Agua pura 7.0
Refresco de cola 2.5 Sangre 6.0
Vinagre 2.9 Agua jabonosa 5.0
Jugo de naranja o manzana 3.0 Leche de magnesia 4.0
Cerveza 4.5 Agua de cal 3.0
Café 5.0 Amoníaco 2.0
Té 5.5 Hidróxido de sodio 0,1 M 1.0
Lluvia ácida < 5,6 Hidróxido de sodio 1 M 0.0

c) Curvas de pH: Definición y tipos:
Definición.- Una reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido metálico produce agua y una sal.
HCl (aq) + Na OH (aq) ® H2O (l) + Na Cl (aq)

Ecuación iónica neta:
H+(aq) + OH-(aq) ® H2O (l))


Si se va añadiendo poco a poco una base a un ácido, el pH de la solución se incrementa con cada adición de base. El diagrama que representa la variación del pH durante la valoración se denomina curva de titulación.

Si se representa gráficamente el pH en función de la cantidad de base añadida, se observa una subida brusca en el punto de equivalencia. La región de subida brusca se llama punto final y se reconoce cuando el reactivo indicador cambia de color. El pH de la solución antes del punto de equivalencia se determina por la concentración del ácido que aún no ha sido neutralizado por la base. El pH en el punto de equivalencia es el pH de la sal resultante. Debido a que la sal que se produce por la reacción de un ácido fuerte y una base fuerte no se hidroliza, el punto de equivalencia se produce a pH 7,00. El pH de la solución después del punto de equivalencia está determinado por la concentración del exceso de base en la solución.
Tipos.-
- Sigmoidal.-
Una curva sigmoidal se obtuvo para la relación entre el estímulo de la luz inducida por la absorción de protones y la concentración de sales en un medio para suspender membranas. Sustitución de sacarosa de las sales también dio lugar a una curva sigmoidal. Se transformó en una curva hiperbólica cuando sales con el medio ya contiene sacarosa. Los resultados se analizan en la disposición estructural de las membranas por el efecto osmótico de los solutos.
- Segmento lineal.-
Las soluciones reguladoras de pH son aquellas que son capaces de mantener el pH de las mismas a pesar de que se agreguen pequeñas cantidades ya sea de bases o de ácidos. Se preparan disolviendo un ácido y la base conjugada del mismo par, por ejemplo ácido acético- acetato de sodio. Una solución reguladora será más efectiva cuando la concentración del ácido y de su par conjugado sea igual. Esto es, el pH se mantendrá en un valor igual al del pKa según la fórmula siguiente.

d) Importancia de los electrolitos en el cuerpo humano y sustancias amortiguadoras en el mismo:
Los electrolitos (iones que pueden conducir la corriente eléctrica) se forman cuando se disuelve un soluto iónico en agua; este se disocia en iones positivos (cationes) y en iones negativos (aniones) que, por tener cargas diferentes, pueden conducir la corriente eléctrica.
Esta característica permite clasificar los solutos en “electrolitos” y “no electrolitos”.
Un electrolito será el que al disociarse da origen a una gran concentración de iones, hecho que permite mayor conductividad eléctrica. Se considera en la práctica que un electrolito fuerte se descompone en un 100%, lo cual impide equilibrios entre sus iones y la molécula correspondiente.
Un electrolito débil se disocia muy poco, de manera que no se produce una suficiente concentración de iones, por lo que no puede haber flujo de corriente eléctrica.
Las sustancias no electrolíticas tienen enlaces covalentes no polares que mantienen su individualidad al no ser disociadas por la acción de fuerzas electrostáticas. Algunas sustancias con enlaces covalentes polares no conducen la corriente eléctrica mientras se encuentran en estado sólido, líquido o gaseoso. Pero si se forma una solución acuosa, disolviéndolas en agua, conducen la corriente eléctrica, lo que indica que se han formado iones.

El agua es un electrolito débil que se disocia en un protón y un oxhidrilo. Su constante de disociación es igual al producto de las concentraciones de protones y oxhidrilos, dividido por la concentración del agua no disociada.
Un mol de agua pesa 18 gramos, por lo que en 1 litro de agua (1.000 gramos) habrá 55,55 moles, es decir, la concentración será 55,55 M.
Si multiplicamos la constante de disociación del agua por esa concentración del agua, obtendremos una nueva constante llamada kw , igual al producto de las concentraciones de protones y oxhidrilos, y su valor será de 10-14.
De allí, como por cada protón se produce un oxhidrilo al disociarse el agua, entonces la concentración de protones será igual a la concentración de oxhidrilos, cada una de ellas igual a 10-7.

El potasio, otro electrolito en el cuerpo, es el catión mayor del líquido intracelular del organismo humano. Está involucrado en el mantenimiento del equilibrio normal del agua, el equilibrio osmótico entre las células y el fluido intersticial y el equilibrio ácido-base, determinado por el pH del organismo. El potasio también está involucrado en la contracción muscular y la regulación de la actividad neuromuscular, al participar en la transmisión del impulso nervioso a través de los potenciales de acción del organismo humano. Debido a la naturaleza de sus propiedades electrostáticas y químicas, los iones de potasio son más grandes que los iones de sodio, por lo que los canales iónicos y las bombas de las membranas celulares pueden distinguir entre los dos tipos de iones; bombear activamente o pasivamente permitiendo que uno de estos iones pase, mientras que bloquea al otro. El potasio promueve el desarrollo celular y en parte es almacenado a nivel muscular, por lo tanto, si el músculo está siendo formado (periodos de crecimiento y desarrollo) un adecuado abastecimiento de potasio es esencial. Una disminución importante en los niveles de potasio sérico (inferior 3,5 meq/L) puede causar condiciones potencialmente fatales conocida como hipokalemia, con resultado a menudo de situaciones como diarrea, diuresis incrementada, vómitos y deshidratación. Los síntomas de deficiencia incluyen: debilidad muscular, fatiga, astenia, calambres, a nivel gastrointestinal: íleo, estreñimiento, anormalidades en el electrocardiograma, arritmias cardiacas, y en causas severas parálisis respiratorias y alcalosis.

La Hiperkalemia, o aumento de los niveles de potasio por encima de 5,5 meq/L, es uno de los trastornos electrolíticos más graves y puede ser causado por aumento del aporte (oral o parenteral: vía sanguínea), redistribución (del liquido intracelular al extracelular) o disminución de la excreción renal. Por lo general, las manifestaciones clínicas aparecen con niveles mayores a 6,5 meq/L, siendo las principales: cardiovasculares: con cambios en el electrocardiograma, arritmias ventriculares y asístole (paro cardíaco), a nivel neuromuscular: parestesias, debilidad, falla respiratoria y a nivel gastrointestinal náuseas y vómitos


11. BIBLIOGRAFÍA:
• Notas de clase.
• http://www.mitecnologico.com/imat/Main/PhYPoh
• http://inciclopedia.wikia.com/wiki/Poh
• http://es.wikipedia.org/wiki/PH
• http://es.wikipedia.org/wiki/POH.
• http://es.wikipedia.org/wiki/Alcalosis
• http://es.wikipedia.org/wiki/Clorh%C3%ADdrico
• http://es.wikipedia.org/wiki/IMVIC#Rojo_de_metilo_.28M.29
• http://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pH
• http://www.liceopaula.com.ar/Areas/primero_A/Acido_base.htm
• http://www.escuelaintegral.edu.uy/curvastit.doc
• http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/5reaccionesneutralizacion.pdf