Acidez y Complejos (1)

-II

ACIDEZ Y COMPLEJOS

PRÁCTICA DE LABORATORIO N° 9

CURSO: LABORATORIO DE ANÁLISIS QUÍMICO CUANTITATIVO

CÓDIGO DE CURSO: QU-527

SECCIÓN: A

INTEGRANTES:

- CARHUAZ GÜERE, KATERINA

- PALOMARES CARRASCAL, EYLEEN

- VISCARRA MUCHA, ERICA VANESSA

GRUPO: 4

PROFESORES:- ING. KARIN PAUCAR CUBA

- ING. JOSE VICTOR PEREZ GALVEZ

FECHA DE REALIZACIÓN: 14/11/11

FECHA DE ENTREGA: 21/11/11

ACIDEZ Y COMPLEJOS 2011-II

2ANÁLISIS QUÍMICO CUANTITATIVO



ÍNDICE1. Objetivos……………………………………………………………………………………………………..…………………..42. Fundamento teórico…………………………………………………………………………………...……………………43. Materiales y equipos………………………………………………………………………………………………………..54. Procedimiento experimental……………………………………………………………………………………………55. Datos 5.2. Datos teóricos……………………………..…………………………………………………………….…....6 5.1. Datos experimentales……………………………………………………………………….………..……66. Tratamiento de datos……………………………………………………………………………………………………...78. Diagramas de flujo………...………………………………………………………………..…………..…………………138. Discusión de Resultados…………………………………………………………………..…………..………………...149. Observaciones………………………………………………………………………………..…………..…………………1510. Conclusiones………………………………………………………………………………………………………..……..15



11. Cuestionario………………………………………………………………………………………..…………….………..1512. Bibliografía………………………………………………………………………………………………………………...18

ACIDEZ Y COMPLEJOS

I. OBJETIVOS.- Estudiar el comportamiento ácido –base del EDTA debido a la formación de complejos.II. FUNDAMENTO TEÓRICO.-Se tiene el siguiente ácido débil HA, donde la reacción de disociación es:

HA↔H+¿+A−¿¿ ¿

Asimismo para el ácido anterior se define la constante de disociación como:K A=¿¿

Tomando logaritmo a cada lado de la ecuación y ordenando se tiene:−logH+¿=−logK a+log ¿¿ ¿

pH=p Ka+ log¿¿

Donde se observa que cuanto más pequeño es el valor de la constante de disociación, el ácido se disocia menos. Se puede favorecer o impedir la disociación del ácido cuando se actúa sobre uno de los términos de la ecuación de la constante de equilibrio es así que cuando la relación ¿¿ disminuye, el pH también disminuye, se ha reforzado entonces las propiedades ácidas aparentes del ácido débil. Sin embargo la importancia de este efecto depende de la constante de equilibrio de la reacción entre la base (A−¿¿) y el agente complejante.



Con el empleo de diferentes agentes complejantes es posible hacer variar progresivamente las propiedades ácidas del ácido. En la siguiente práctica se utilizará el EDTA (H 2Y

2−¿¿), el cual se hará reaccionar con NaOH en presencia de exceso de iones calcio. El NaOH se estandarizará con un patrón primario llamado ftalato ácido de potasio (C8H504K).Las reacciones que se producen son las siguientes: Estandarización Disociación del EDTA:

H 2Y2−¿⇄¿ H 3Y

−¿¿ + H+¿¿ K3 HY3- ⇄ Y4- + H+ K4Reacción complexiométrica:

H 2Y2−¿¿ + Ca 2+ + 2OH- → CaY2- + 2H2O

Si a una disolución de sal cálcica se añade un exceso de EDTA, tiene lugar la reacción:Ca

2+¿+H 2Y2−¿⇄CaY 2−¿+ 2H+¿ ¿ ¿¿¿

Los iones H+ así liberados reaccionan con las bases precedentes:CaY 2−¿+H +¿⇄HCaY−¿pK=3.1 ¿¿¿

H2Y2−¿+H +¿ ⇄H 3Y

−¿pK3=2.7 ¿

¿ ¿

Valorando esta solución con hidróxido de sodio, antes del primer punto equivalente el pH estará dado por el par H 3Y−¿/H 2Y

2−¿¿ ¿, pues pK3<pK, y reaccionara primero con la base fuerte.El pH del primer punto equivalente estará dado aproximadamente por (pK+pK3)/2=2.9 (considerando un exceso del 50% de EDTA ¿ )Se tiene también:

H3Y−¿+H +¿⇄H 2Y

2−¿ pK2=6.2¿

¿ ¿

Luego del primer punto equivalente, el pH esta dado por el par HCaY−¿ /CaY 2−¿¿¿, pues pK < pK2. El segundo punto equivalente, sería aproximadamente (pK+pK2)/2=4.6.Luego del segundo punto equivalente, el pH esta dado por el par H 2Y

2−¿/HY 3−¿¿ ¿, por ello el pH del punto equivalente hallado experimentalmente líneas más arriba pH1=8.08, es aproximadamente igual al pH obtenido en la titulación de la sal Na2H2Y con NaOH pH=8.04.H 2Y

2−¿+NaOH →HY3−¿+H 2O ¿ ¿



III. MATERIALES Y EQUIPO- Bureta de 50 ml.- Dos vasos de precipitado de 250ml. - Un pH - metro.- Una bagueta.- Un agitador magnético.- Balanza.- Piceta. - Reactivos: EDTA, NaOH, CaCl2,

IV. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Valoración del hidróxido de sodio NaOH

Pesar aproximadamente 0.3 g de ftalato ácido de potasio y disolver en 50 ml de agua destilada en un vaso de precipitado. Añadir dos gotas de fenolftaleína y titular con NaOH. Anote el volumen gastado.Titulación volumétrica del EDTA por NaOH.

Pipetear 10 ml de EDTA en un vaso de precipitado y agregar 100 ml de agua destilada. Colocar la barra imantada en la solución, y colocar la solución en el agitador. Lave con agua destilada el electrodo y séquelos con cuidado. Introduzca el electrodo en la solución de manera que no toque la base ni el contorno del vaso de precipitado. Mida el pH de la solución, luego proceda añadir el titulante NaOH de 0.5 ml en 0.5 ml, midiendo el pH luego de cada adición. Anote estos valores. Repita es operación para cada muestra.Titulación volumétrica del EDTA en presencia de un exceso de iones de calcio.

Tomar con una pipeta 10ml de EDTA, añadir 1ml de cloruro de calcio 0.5M. Completar la solución anterior a 100ml con agua destilada. Valorar con NaOH.V. DATOS Datos teóricos.-

Peso equivalente del ftalato ácido de potasio=204.23 g Datos experimentales.-

Valoración del hidróxido de sodio



Grupo Masa ftalato ácido de potasio (g)

Volumen de HCl (ml)

1

2

3 0.32 15.5

Valoración de mezclas

EDTA (Grupo 1) EDTA+10 mlCaCl2 (Grupo 2) EDTA+1mlCaCl2 (Grupo 3)

Vol. NaOH (ml)

pH

0.0 2.930.5 3.011.0 3.071.5 3.122.0 3.172.5 3.223.0 3.273.5 3.324.0 3.374.5 3.425.0 3.485.5 3.536.0 3.586.5 3.637.0 3.77.5 3.788.0 3.868.5 3.969.0 4.129.5 4.42

10.0 5.6610.5 9.4311.0 10.811.5 11.3112.0 11.5312.5 11.6813.0 11.7813.5 11.8714.0 11.9614.5 12.0215.0 12.0815.5 12.1216.0 12.1716.5 12.2117.0 12.2517.5 12.2818.0 12.3218.5 12.3519.0 12.3719.5 12.420.0 12.4220.5 12.4321.0 12.45



Vol. NaOH (ml)

pH

0.0 5.250.5 5.971.0 6.321.5 6.582.0 6.792.5 6.983.0 7.183.5 7.394.0 7.624.5 7.965.0 9.15.5 10.046.0 10.456.5 10.77.0 10.927.5 11.078.0 11.238.5 11.379.0 11.59.5 11.63

10.0 11.7610.5 11.911.0 12.0111.5 12.1112.0 12.2112.5 12.2813.0 12.3613.5 12.4114.0 12.4714.5 12.5115.0 12.5615.5 12.5916.0 12.62

Vol. NaOH (ml)

pH

0.0 3.720.5 3.771.0 3.821.5 3.892.0 3.942.5 3.993.0 4.063.5 4.134.0 4.194.5 4.265.0 4.335.5 4.396.0 4.56.5 4.597.0 4.737.5 4.828.0 4.948.5 5.149.0 5.619.5 6.6

10.0 8.1210.5 10.1511.0 10.9111.5 11.1312.0 11.2712.5 11.4213.0 11.513.5 11.5814.0 11.6714.5 11.7115.0 11.7715.5 11.7916.0 11.8216.5 11.8517.0 11.8817.5 11.918.0 11.9218.5 11.9519.0 11.9719.5 11.9820.0 1220.5 12.0221.0 12.03



VI. TRATAMIENTO DE DATOS Estandarización del NaOH:

Si:

⋕Eq (C8H 5 KO4 )=⋕Eq (NaOH )

WxθPM

=[ NaOH ] xVolumenañadido

0,32x 1204,23

=[NaOH ] x (15,5 x10−3)

[ NaOH ]=0,101088mol /L

Del mismo modo se procederá para los otros grupos, se obtendrá el siguiente cuadro:

Titulación Volumétrica del EDTA por NaOH:

Fig 1.- pH versus volumen añadido de NaOH, para la estandarización del EDTA (Se utilizaron los datos del primer grupo)

Grupo [ NaOH ] (mol/L)1 0,1014062 0,3 0,101088



Primera derivada (de la fig 1):

Segunda derivada(de la Fig 1) :

Fig 2.- ∆pH/∆V versus volumen añadido de NaOH, para la estandarización del EDTA (Se utilizaron los datos del primer grupo)

Fig 3.- ∆(∆pH/∆V) versus volumen añadido de NaOH, para la estandarización del EDTA (Se utilizaron los datos del primer grupo)



Siendo las reacciones que se dieron las siguientes:Na2H 2Y +NaOH →Na3HY+H 2ONa3HY +NaOH →Na4Y +H 2O

#Equivalente (EDTA) = # Equivalente NaOH[ EDTA ] xV muestra=[NaOH ] x (V 1)

[ EDTA ]= (0.101088 ) x (4,8)10

=0.048522N

Hallando la concentración del EDTA en M (molar), 𝜃=1 entonces:[ EDTA ]= (0.101088 ) x (4,8)

10×1

[ EDTA ]=0.048522M

Titulación Volumétrica del EDTA en presencia de un exceso de otros iones:

Grupo Nº 2 (EDTA + 10 ml CaCl2)

Fig 4.- pH versus volumen añadido de NaOH, para la estandarización del EDTA en presencia de un exceso de iones calcio (Se utilizaron los datos del segundo grupo)





Fig 5.- ∆pH/∆V versus volumen añadido de NaOH, para la estandarización del EDTA en presencia de un exceso de iones calcio (Se utilizaron los datos del segundo grupo)

Fig 6.- ∆(∆pH/∆V) versus volumen añadido de NaOH, para la estandarización del EDTA en presencia de un exceso de iones calcio (Se utilizaron los datos del segundo grupo)



Siendo las reacciones que se dieron las siguientes:Na2H 2Y +Ca2+¿+2NaOH →Na2Ca2Y +H 2¿

Na2H 2Y +NaOH →Na3HY+H 2O

Na3HY +NaOH →Na4Y +H 2OAsí:#Equivalente (EDTA) = # Equivalente NaOH

[ EDTA ] xV muestra=[NaOH ] x (V 1)

[ EDTA ]=() x (10.2)10

=0.048522N

Grupo Nº 3 (EDTA + 1 ml CaCl2)

PRIMERA DERIVADA:SEGUNDA DERIVADA:GRAFIKA NORMAL:

Siendo las reacciones que se dieron las siguientes:Na2H 2Y +Ca2+¿+2NaOH →Na3Ca2Y+H 2O¿

Na2H 2Y +NaOH →Na3HY+H 2O

Na3HY +NaOH →Na4Y +H 2O

#Equivalente (CaCl2) = # Equivalente NaOH¿

¿N=Mxθ…………………………………………….θ=2

¿

#Equivalente (EDTA) = # Equivalente¿ + # Equivalente NaOH[ EDTA ]=

[ NaOH ] x(V 1)1 xθ

+[ NaOH ] x(V 2−V 1)

10 xθ

[ EDTA ]= (0.101088 ) x (9.25)1 x1

+(0.101088 ) x (10.25−9.25)

10 x2=0.985608M



VII.- DIAGRAMA DE FLUJOTITULACIÓN VOLUMÉTRICA DEL EDTA POR NaOH

TITULACIÓN VOLUMÉTRICA DEL EDTA EN PRESENCIA DE UN EXCESO DE IONES CALCIO.

1ml

89ml



VIII. ANÁLISIS Y DISCUCIÓN DE RESULTADOS: Como podemos notar los valores de las constantes hallados difieren de los que se

encuentran en tablas y esto se pude explicar porque dichos valores son medidos a 25°C, y en laboratorio no nos encontrábamos a esa temperatura, con los cual se comprueba que las constantes de disociación depende de la temperatura.

IX. OBSERVACIONESTitulación volumétrica del EDTA por NaOH.-

El ftalato ácido de potasio tiene apariencia cristalina y es de color blanco. El ftalato ácido de potasio se disuelve con facilidad en el agua destilada y forma una

solución incolora. Al añadir la fenolftaleína la solución permanece incolora y al titular con el NaOH la

solución queda finalmente de color rojo grosella.

Titulación volumétrica del EDTA en presencia de un exceso de iones calcio.- Inicialmente las muestras son incoloras. Al titular con el NaOH la solución permanece incolora. Al ir titutalando se observa que el pH de la solución aumenta observándose un cambio considerable cuando el volumen añadido es 16 ml de NaOH, luego de esto el pH sigue aumentando hasta que se observa otro cambio considerable cuando el volumen es 24 ml, finalmente al seguir añadiendo NaOH el pH de la solución ya no varía mucho llegando a ser constante en algunos intervalos como se muestra en los datos.

X. CONCLUSIONES:- Que el método de las derivadas es muy útil y práctico para determinar gráficamente los puntos equivalentes de una solución. - Las constantes están en función de la temperatura.

XII. BIBLIOGRAFÍA Manual de Análisis Químico Cuantitativo, Juscamaita Lora Erik, 1993.

Consultado el día 20 de Noviembre del 2011. www.xtec.es/~gjimene2/llicencia/students/bscw.gmd.de_bscw_bscw.cgi

http://www.xtec.es/~gjimene2/llicencia/students/bscw.gmd.de_bscw_bscw.cgi



Consultado el día 20 de Noviembre del 2011.

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