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INFORME DE LABORATORIO
TALLER TITULACIONES: ÁCIDOS Y BASES
Jesús David Bello Simanca
Lina Jhoana Lozano Eraso
Johann Edu...
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UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA
FACULTAD DE MEDICINA
PROGRAMA DE MEDICINA
INFORME DE LABORATORIO
TALLER TITULACIONES: ÁCIDOS Y ...
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TABLA DE CONTENIDO
Pág.
1. INTRODUCCIÓN 3
2. MARCO TEÓRICO 4
3. OBJETIVOS 7
3.1. GENERAL 7
3.2. ESPECÍFICOS 7
4. EQUIPO,...
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1. INTRODUCCIÓN
La práctica de laboratorio, titulación de ácidos y bases, se realizó con el fin
de que cada uno de los e...
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2. MARCO TEORICO
SOLUCIONES: una solución es una mezcla homogénea compuesta por
soluto (en menor cantidad), y solvente (...
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aportando la máxima cantidad posible de iones OH- , ejemplos de bases
fuertes son el hidróxido de sodio (NaOH) y el hidr...
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3. OBJETIVOS
3.1 Objetivo General:
Conocer y vivenciar con la práctica, la manera como una solución ácido-baseintenta
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4. EQUIPO, MATERIALES Y PROCEDIMIENTO
4.1 El equipo y Los materiales que se utilizaron fueron los siguientes:
pHmetro
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Beaker
Recipiente de vidrio transparente con forma cilíndrica
Sirve para medir el volumen de los líquidos y Para
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4.2 PROCEDIMIENTO
Antes de comenzar el laboratorio, se tenían que tuvieron que tomar medidas de
precaución, como por ej...
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Para la titulación dos teníamos:
 En un tubo cónico, habían 20ml de fosfato monobásico de potasio (KH2PO4)
a 0,1 N
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5. DIAGRAMA DE FLUJO
TITULACION DE ACIDOS Y BASES
(Soluciones amortiguadoras de pH)
pHmetro propipeteador beaker
Tubos ...
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6.1 Titulación 1 NaOH y HCl
Tabla 6.1.1
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agregado de
HCl ml
Moles
agregadas de
H+
Variación
de
pH(Practico)
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Descripción de la tabla 6.1.1
En la tabla anterior, se registró la variación del pH medido durante la práctica, el
cual...
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también el descenso de pH, lo que nos permite deducir que la sustancia se acidifica
a medida que se añade el ácido, lo ...
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Descripción de la tabla 6.2.1
Registro de la variación del pH medido durante la práctica a medida que se añadían
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solución pasa a ser progresivamente básica, pues su pH pasa de un pH acido de
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contendrían otras sustancias que no fueron removida...
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pH tiende a estabilizarse, no mostrando grandes variaciones en ese intervalo, lo
cual nos permitió determinar la zona d...
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8. CONCLUSIONES
Gracias al anterior informe se pudo comprender, que las variaciones de pH
dependen a nivel fisiológico ...
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9. FICHA DE BIOSEGURIDAD
COMPUESTO DATO DE SEGURIDAD
Ácido Clorhídrico
Fórmula: HCl
Solución acuosa
o Líquido
transpare...
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 Precauciones para la protección del medio ambiente:
Prevenir la contaminación del suelo, aguas y
desagües.
Métodos de...
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HIDROXIDO DE SODIO
NAOH
Aspecto: Sólido
Color: Granulometría
Olor: Inodoro.
pH: 13,5 (sol. 0,1 M)
Punto de fusión/punto...
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Precauciones para la protección del medio ambiente:
Prevenir la contaminación del suelo, aguas y desagües.
Métodos de r...
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 Compuestos orgánicos.
 Halógenos.
 Halogenuros de halógeno.
 Hidrocarburos halogenados.
 Oxihalogenuros no metáli...
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 Presión de vapor,
20°C: N. A.
 Densidad :2.338
g/cm 3
 Solubilidad en
agua : 22 g/100
ml (25 ° C)
 Límites de
expl...
27
Riesgos específicos: No Combustible
MEDIDAS EN CASO DE VERTIDO ACCIDENTAL
 PRIMEROS AUXILIOS
 Precauciones generales:...
28
Protección para los ojos: Gafas químicas o gafas de
seguridad. Mantener una ducha de emergencia visible
y de fácil acce...
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10. BIBLIOGRAFÍA
 Grafica pKa del buffer kh2po4; Sitio: www.ehu.es/; [Citado el 17 de
agosto del 2014]; Curso orientad...
30
 Universidad Autonoma de Ciudad Juarez , Bioseguridad Acido
Clorhidrico, sitio Uacj.com;; ,autores ctr scientific, no ...
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11. ANEXOS
10.1 CALCULOS
TITULACIÓN 1: NaOH y HCl
 Concentración de H+
Necesitamos hallar el número de moles de H+ en ...
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Moles soluto= 0.1 M x 0.020 L = 2 x 10-3 moles
 Pk Teórico
El NaOH es una base fuerte, y el HCl un ácido fuerte, para ...
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Moles HCl= 1 x 10-4
Para calcular el PH primero debemos hallar el POH por tratarse de una
base, para ello debemos resta...
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PH= -Log [0,011] = 1,95
PH Teórico = 1,95 PH práctico= 2,17 Margen de error = 0,22
TITULACION 2.
Concentración de H+
De...
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Para esto, necesitamos tomar en cuenta el pKa que en este caso para el KH2PO4
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1. Ka1= -antilog ( 2,15)
= 7,07∗10 -3
2. Ka2= -antilog (6,82)
= 1,51∗10 -7
3. Ka3= -antilog (12,38)
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Ka=
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 1ml agregado de NaOH:
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Aplicando la fórmula de Henderson-Has...
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 KH2Po4: 1.99x10^-3 – 1.4x10^-3= 5.9x10^-4
 H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.4x10^-3= 1.400776x10^-3
Con estos valores:
 Ph te...
43
Ahora podemos despejar la X, teniendo en cuenta la Formula de Ka.
Ka=
[ 𝑋][𝑋]
[0,1−𝑋]
Como el porcentaje de disociación...
44
[H2PO4] = 1.0003x10-4
pH = pKa + log
[𝐻2 𝑃𝑂4 ]
[𝐾𝐻2 𝑃𝑂4 ]
pH = 12,22 + log
1,0003𝑥10−4
3,79𝑥10−3
pH = 12,22 + log 0,026...
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  1. 1. 1 INFORME DE LABORATORIO TALLER TITULACIONES: ÁCIDOS Y BASES Jesús David Bello Simanca Lina Jhoana Lozano Eraso Johann Eduardo Muñoz Encarnación Diana Carolina Padilla González Angie Katherine Saldarriaga Solarte MEDELLIN, ANTIOQUIA AGOSTO DE 2014 UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA FACULTAD DE MEDICINA PROGRAMA DE MEDICINA BIOLOGIA DE LA CELULA I
  2. 2. 2 UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA FACULTAD DE MEDICINA PROGRAMA DE MEDICINA INFORME DE LABORATORIO TALLER TITULACIONES: ÁCIDOS Y BASES DOCENTE: Mg. Wilmer Soler MEDELLIN, ANTIOQUIA AGOSTO DE 2014 BIOLOGIA DE LA CELULA I
  3. 3. 3 TABLA DE CONTENIDO Pág. 1. INTRODUCCIÓN 3 2. MARCO TEÓRICO 4 3. OBJETIVOS 7 3.1. GENERAL 7 3.2. ESPECÍFICOS 7 4. EQUIPO, MATERIALES Y PROCEDIMIENTO 8 4.2. PROCEDIMIENTO 10 5. DIAGRAMA DE FLUJO 12 6. RESULTADOS 13 6.1. TITULACIÓN Nº1 13 6.2. TITULACIÓN Nº2 15 7. ANALISIS Y DISCUSION 17 8. CONCLUSIONES 20 9. FICHA DE BIOSEGURIDAD 21 10. BIBLIOGRAFÍA 29 11. ANÉXOS Y CÁLCULOS 31
  4. 4. 4 1. INTRODUCCIÓN La práctica de laboratorio, titulación de ácidos y bases, se realizó con el fin de que cada uno de los estudiantes lográramos afianzar los conocimientos adquiridos en clase, sobre disoluciones, reacciones químicas y pH, poniendo en práctica los conceptos de amortiguamiento de ácidos y bases débiles, lo cual fue posible mediante la titulación de hidróxido de sodio (NaOH) con ácido clorhídrico (HCl) y fosfato monobásico de potasio (K2HPO4), en donde se registró de manera minuciosa los cambios de pH y de temperatura que se iban obteniendo a medida que se agregaba la solución tituladora en los volúmenes indicados en el procedimiento, todo esto con el fin de poder tener un referente experimental que pudiese ser confrontado con la teoría, teniendo en cuenta los errores cometidos durante la práctica y la manera de corregirlos o prevenirlos, así como otros factores que pudieron influir en los resultados obtenidos. En este sentido, en el siguiente informe se podrá apreciar mediante tablas y gráficos los resultados obtenidos en la experiencia, así como el análisis de los mismos fundamentados en un marco teórico, en el cual daremos a conocer algunos conceptos aplicados durante la práctica y mediante los cuales se permite llegar a conclusiones de la experiencia respecto a las temáticas desarrolladas en clase en el análisis comparativo teórico-práctico.
  5. 5. 5 2. MARCO TEORICO SOLUCIONES: una solución es una mezcla homogénea compuesta por soluto (en menor cantidad), y solvente (en mayor cantidad), en este proceso se da origen a una disolución. Estas, pueden ser saturadas, insaturadas o sobresaturadas dependiendo de la cantidad del soluto que pueda ser disuelto en un determinado solvente. Acido: Según la definición de Arrehenius, un ácido es una sustancia que aumenta la concentración del ion (H+) cuando se disuelve en agua, en otras palabras, que es capaz de liberar iones (H+) al medio una vez se disocia, según planteado anteriormente, los ácidos pueden ser clasificados según su capacidad para disociarse en medios acuosos. Ácidos fuertes: Los ácidos fuertes son aquellos que tienen la capacidad de disociarse, teóricamente en su totalidad, en una solución acuosa de un ácido fuerte, el ácido ha de ser la fuente más importante de iones H+, los ejemplos más comunes de ácidos fuertes son de algunos ácidos monoproticos, entre ellos el HCl, el HBr, el HI, entre otros. Ácidos débiles: Estos, a diferencia de los ácidos fuertes no tienen la capacidad de disociarse completamente en soluciones acuosas, estos son los más comunes en el sistema biológico. Ácidos monoproticos: Los ácidos monoproticos se caracterizan por poseer un solo hidrogeno, y formula general HA (A= anión). Base: Podemos definir una base, como una sustancia capaz de liberar iones OH- o recibir protones H+ . Bases fuertes: Las bases fuertes, son aquellas capaces de disociarse en su totalidad en medios acuosos, a una temperatura y una presión constante,
  6. 6. 6 aportando la máxima cantidad posible de iones OH- , ejemplos de bases fuertes son el hidróxido de sodio (NaOH) y el hidróxido de potasio (KOH). Bases débiles: En contraposición a lo definido como base fuerte se encuentran las bases débiles, estas a diferencia de las fuertes, no presentan una disociación total, ya que la forma disociada se encuentra en equilibrio con la no disociada según la constante de equilibrio. pH: Es un parámetro que nos permite conocer cuantitativamente la concentración de H+ de una disolución y con ello la acidez o basicidad de la misma, en una escala que va de 0 a 14, el pH es de vital importancia en la realización de reacciones de tipo bioquímico. El pH lo podemos calcular matemáticamente según la siguiente formula: pH: - log [H+] o pH= - log (H3O+) Para medir o indicar el nivel de pH de una sustancia o solución pueden utilizarse indicadores químicos como la fenolftaleína o el papel tornasol, aunque para mayor exactitud y conocer el valor exacto de la medición, pueden usarse dispositivos electrónicos como el pHmetro, que permite conocer de manera precisa el nivel de pH en la escala indicada.
  7. 7. 7 3. OBJETIVOS 3.1 Objetivo General: Conocer y vivenciar con la práctica, la manera como una solución ácido-baseintenta mantener el equilibrio mediante los sistemas de amortiguación de pH y el comportamiento del mismo ante ciertas variaciones. 3.2 Objetivos específicos:  Aplicar todo lo aprendido en las clases en la práctica.  Analizar las variaciones de pH ante los cambios producto de la agregación de ácidos o bases.  Conocer la capacidad amortiguadora de ciertas sustancias ante una reacción ácido-base.  Mediante cálculos, encontrar el valor de pH frente a la variante de volumen del ácido o de la base.  Evidenciar como otros factores, como la temperatura; hacen parte del proceso de reacción ácido-base.  Identificar y materializar en las gráficas el punto de amortiguamiento de la solución a titular.
  8. 8. 8 4. EQUIPO, MATERIALES Y PROCEDIMIENTO 4.1 El equipo y Los materiales que se utilizaron fueron los siguientes: pHmetro Es un sensor utilizado en el método electroquímico para medir el pH de una disolución. Un pH metro es un voltímetro que junto con los electrodos, al ser sumergidos en una sustancia, generan una corriente eléctrica. Esta corriente eléctrica dependerá de la concentración de iones de hidrógeno que presente la solución. Tubos cónicos Son recipientes que se utilizan para verter hasta 50 ml de una solución y posteriormente medir su pH en el electro del pHmetro. Frasco lavador Se utiliza con agua destilada, para limpiar el electrodo del pH, evitando que el ph de las soluciones a medir sea afectado. Propipeteador Es un aparato que se utiliza para obtener medidas exactas de solución o líquido que se le incorpore, ajustando una perilla según la medida de solución que se necesite.
  9. 9. 9 Beaker Recipiente de vidrio transparente con forma cilíndrica Sirve para medir el volumen de los líquidos y Para Mezclar y calentar sustancias. (En este caso no lo Utilizamos ya que ya se encontraba medido la sln a Titular). Varilla de vidrio Es un instrumento de laboratorio de aproximadamente De 20 cm de longitud, de forma cilíndrica, fina y maciza Utilizado para agitar, decantar líquidos. Servilletas Se utilizaron para secar el electrodo del pHmetro Suavemente, cuando se lavó con agua destilada.
  10. 10. 10 4.2 PROCEDIMIENTO Antes de comenzar el laboratorio, se tenían que tuvieron que tomar medidas de precaución, como por ejemplo usar el vestuario apropiada, que consistía en una bata manga larga, pantalones largos, zapatos cerrados, teniendo así la menor piel posible a la vista, por si ocurría un accidente con las sustancias, igualmente se debía tener el cabello recogido completamente, y el uso de los guantes para poder manipular todo el equipo de laboratorio; a continuación los encargados del laboratorio, nos dio las medidas de seguridad que debíamos tomar en cuenta, como utilizar los elementos y que debíamos realizar el laboratorio, igualmente nos indicó como se identificaban los diferentes los compuestos del rombo de seguridad, y como se identificaba de acuerdo al color y el símbolos, el riesgo químico al cual se refiere. Luego hubo un examen que nos dio 3 casos, nos evaluaba como habríamos actuado de acuerdo al caso que nos colocaban, tomando en cuenta las medidas de precaución. Por último el profesor, pasó a explicar los conceptos básicos para el desarrollo del informe y del laboratorio. Los grupos de laboratorio fueron distribuidos de cuatro y cinco integrantes en cada mesa, donde se encontraban el equipo y los materiales necesarios, con sus respectivas sustancias:  En un tubo cónico habían 20 ml NaOH a 0,1N.  En un frasco reactivo, se encontraba HCl a 0.1N Nuestra primera titulación era Hidróxido de Sodio (NaOH) 0,1 N que se disociaba con Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 N. NO se equilibró el pHmetro puesto que ya se encontraba equilibrado, luego se midió del pH inicial del NaOH 0,1 N, introduciendo el electrodo de éste dentro de la solución, que se encontraba en el tubo cónico y se anotaron los datos obteniendo 12,772. Después se le aplico al electrodo el agua destilada del frasco lavador y finalmente se secó suavemente con una servilleta.Luego, con el propipeteador se tomaron alícuotas de la solución tituladora y se agregó 1 ml al tubo cónico que contenía 20 mL de NOH a 0,1 N; después se revolvió bien con la varilla de vidrio esta nueva solución (10 giros a la derecha y 10 a la izquierda), se midió el pH, se anotaron los datos y se limpió el electrodo del pHmetro. A continuación se agregaron 24 ml más (de a 1 ml a la vez) al tubo cónico teniendo en cuenta que luego de cada ml agregado se revolvía bien la solución con la varilla de vidrio, se medía el pH de la misma y por último se limpiaba el electrodo del pHmetro. Para finalizar la primera titulación se midió el pH de la solución tituladora (HCl).
  11. 11. 11 Para la titulación dos teníamos:  En un tubo cónico, habían 20ml de fosfato monobásico de potasio (KH2PO4) a 0,1 N  En un frasco reactivo, habían 35 ml de Hidróxido de sodio (NaOH) al 0,1N. Para realizar esta nueva titulación de fosfato monobásico de potasio (KH2PO4) que se disocia con Hidróxido de sodio (NaOH); se siguieron exactamente los mismos pasos que en la titulación anterior solo que en lugar de NaOH se tomaba el KH2PO4 y en lugar de HCl se tomaba el NaOH. Se inicia al tomar el pH de la solución a titular que en este caso era el KH2PO4 y se encontraba a 4,415.
  12. 12. 12 5. DIAGRAMA DE FLUJO TITULACION DE ACIDOS Y BASES (Soluciones amortiguadoras de pH) pHmetro propipeteador beaker Tubos cónicos varilla de vidrio 6. RESULTADOS pH= -log [H+] o pH=1/ [H+] Constante de disociación Ka= [OH-] [H+] / [H2O] 1. El pHmetro debe calibrarse previamente. (En este caso uno hubo necesidad puesto que ya se encontraban calibrados) 2. Colocar 20mL del ácido o base titular en un tubo cónico de 50 mL (La base ya se encontraba en el tubo) 3. colocar 35 mL de ácido y/o base fuerte en el beaker de 50 mL. 4. Mida el pH inicial de la sln titular y al terminar la titulación mida el pH con el cual realizo la titulación. 6. Repetir el paso 5, hasta haber adicionado 25 mL. 5. Agregue 1ml de la sln tituladora en el tubo cónico que contiene la sln titular, agite 10 veces izq. y derecha. 7. Haga una tabla de pH, en función de las moles de [H+] y [OH-] agregados. 8. señale en graficas la zona de amortiguamiento efectivo. 9. Ubique en las gráficas los valore Pk. Calcule ¿Cuál de estos pares acido-base conjugados presenta mayor capacidad de amortiguamiento en el organismo? Justifique Frasco lavador
  13. 13. 13 6.1 Titulación 1 NaOH y HCl Tabla 6.1.1 Volumen agregado de HCl ml Moles agregadas de H+ Variación de pH(Practico) Variación de PH (teórico) Margen de error Temperatura C° pH inicial de NaOH 0 12.722 13 0,28 25.3 1 0.0001 12.688 12,95655 0,26 25.1 2 0.0002 12.64 12,91287 0.27 25.7 3 0.0003 12.598 12,86874 0.26 26 4 0.0004 12.567 12,82393 0.26 26 5 0.0005 12.523 12,77818 0.25 26.1 6 0.0006 12.486 12,73118 0.25 26.2 7 0.0007 12.442 12,68261 0.24 26.3 8 0.0008 12.397 12,63205 0.24 26.5 9 0.0009 12.34 12,57903 0.23 26.9 10 0.001 12.294 12,52292 0.23 27 11 0.0011 12.247 12,46292 0.22 26.6 12 0.0012 12.186 12,39799 0.21 27 13 0.0013 12.12 12,326641 0.20 27 14 0.0014 12.055 12,24674 0.185 27 15 0.0015 11.979 12,15498 0.18 27.1 16 0.0016 11.896 12,04586 0.15 26.9 17 0.0017 11.788 11,90906 0.12 27 18 0.0018 11.651 11,72146 0.07 27.3 19 0.0019 11.471 11,40936 0.07 27.3 20 0.002 11.2 7 4.2 27.8 21 0.0021 10.194 2,61278 7.59 28 22 0.0022 3.378 2,32221 1,05 28.1 23 0.0023 2.553 2,15634 0.40 27.1 24 0.0024 2.306 2,04139 0.25 26.9 25 0.0025 2.172 1,95424 0.22 27.2
  14. 14. 14 Descripción de la tabla 6.1.1 En la tabla anterior, se registró la variación del pH medido durante la práctica, el cual presenta variación a medida que se va adicionando 1ml de HCl 0,1N que contiene 0,0001 moles de H+, de este modo, a medida que se va aumentando el número de mililitros agregados, aumenta el número de moles de H+ lo que causa una modificación en el pH de la solución, que en este caso genera un descenso, como se podrá apreciar en la siguiente gráfica, de igual forma se registraron los cambios de temperatura que eran producto de la reacción, así como se estableció una comparación con el pH teórico hallado matemáticamente para establecer un margen de error. Grafico 6.1.2 Variacion del pH de NaOH por moles agragadas de H+ Descripción del grafico 6.1.2 El grafico 6.1.2 permite apreciar con mayor precisión la variación del pH a medida que se adicionaban alícuotas de 1ml de ácido (HCl), donde se puede observar 0 2 4 6 8 10 12 14 0 0.0001 0.0002 0.0003 0.0004 0.0005 0.0006 0.0007 0.0008 0.0009 0.001 0.0011 0.0012 0.0013 0.0014 0.0015 0.0016 0.0017 0.0018 0.0019 0.002 0.0021 0.0022 0.0023 0.0024 0.0025 pHNaOH Molesagregadas de H+
  15. 15. 15 también el descenso de pH, lo que nos permite deducir que la sustancia se acidifica a medida que se añade el ácido, lo que la hace perder su condición de alcalinidad, (ya que desciende de un pH inicial de 12.72 a uno final, luego de agregar los 25 ml de HCl, de 2,17). 6.2 Titulación 2 KH2PO4 0,1 N y NaOH 0,1 N Tabla 6.2.1 Volumen agregado de NaOH ml Moles agregadas de OH- Variación de pH(Practico) Variación de PH (teórico) Margen de error Temperatura C° pH inicial KH2PO4 0 4.415 4 0.415 26.9 1 0.0001 5.600 5.530 0.070 27.4 2 0.0002 5.850 5.856 0.006 27.4 3 0.0003 6.050 6.066 0.016 27.8 4 0.0004 6.200 6.220 0.020 27.6 5 0.0005 6.320 6.362 0.042 28 6 0.0006 6.440 6.468 0.028 27.8 7 0.0007 6.520 6.572 0.052 27.4 8 0.0008 6.610 6.669 0.059 27.1 9 0.0009 6.750 6.764 0.014 27.2 10 0.001 6.790 6.846 0.056 27.7 11 0.0011 6.892 6.956 0.064 28 12 0.0012 6.981 7.037 0.056 28 13 0.0013 7.075 7.145 0.070 28 14 0.0014 7.175 7.263 0.088 28.3 15 0.0015 7.286 7.389 0.103 28.5 16 0.0016 7.403 7.559 0.156 28.4 17 0.0017 7.554 7.794 0.240 28.7 18 0.0018 7.756 8.127 0.371 28.3 19 0.0019 9.083 9.542 0.459 29.4 20 0.002 10.640 10.438 0.202 29.1 21 0.0021 10.950 10.729 0.221 28.9 22 0.0022 11.142 10.916 0.226 28.5 23 0.0023 11.160 11.06 0.100 28.4 24 0.0024 11.189 11.174 0.015 28.1 25 0.0025 11.279 11.222 0.057 28
  16. 16. 16 Descripción de la tabla 6.2.1 Registro de la variación del pH medido durante la práctica a medida que se añadían alícuotas de 1ml de NaOH que contiene 0,0001 moles de OH- , lo que causa un aumento del pH de 4,41 (inicial) a 11,22 (final) una vez terminada la titulación Grafico 6.2.2 Variación del pH de KH2PO4 por molesagregadas de OH- Zona de amortiguamiento efectivo pKa practico Descripción del grafico 6.2.2 En la gráfica podemos observar la variación del pH de la solución a medida que se le agrega un ml de NaOH que contiene 0.0001 moles de OH- . El cambio es creciente, esta medida nos indica que al aumentar la concentración de iones H+, la 0 2 4 6 8 10 12 0 0.0001 0.0002 0.0003 0.0004 0.0005 0.0006 0.0007 0.0008 0.0009 0.001 0.0011 0.0012 0.0013 0.0014 0.0015 0.0016 0.0017 0.0018 0.0019 0.002 0.0021 0.0022 0.0023 0.0024 0.0025 pHdeKH2PO4 Moles agregadas de OH-
  17. 17. 17 solución pasa a ser progresivamente básica, pues su pH pasa de un pH acido de 2,44 a uno básico de 11,22, también se localizó los Pk aproximados que son 7,03 (al haber agregado 12 ml) y 11,06 (al haber agregado 23 ml), así como las zonas de amortiguamiento efectivo, una que comienza al haber agregado 6 ml y otra cuando ya se había agregado 21 ml. 7. ANALISIS Y DISCUSIÓN 7.1 Titulación 1 Disolución titulada: Hidróxido de Sodio NaOH 0,1 N Disolución tituladora: Ácido Clorhídrico HCl 0.1N En la primera titulación se agregaron volúmenes de 1ml de HCl 0,1 N a la disolución a titular NaOH 0,1 N de la cual inicialmente habían 20 ml, al tratarse de una base fuerte y un ácido débil, se esperaba que el pH disminuyera de forma gradual conforme se agregaban alícuotas de HCl, provocando así que la solución se acidifique al disminuir la concentración de iones hidroxilo. Durante la experiencia se pudo comprobar, que efectivamente el pH disminuía de manera gradual conforme se agradaban mililitros de la disolución tituladora, con un margen de error bastante pequeño que se puede apreciar en la tabla 6.1.1, sin embargo, el margen de error aumento de manera significativa al haber agregado 20 ml de HCl donde teóricamente el pH debería ser 7 o aproximarse, al ser la cantidad de moles de H+ necesarias para neutralizar los iones hidroxilos presentes en la solución titulada (NaOH), sin embargo, el pH practico al haber agregado 20mL fue de 11,22 lo que en teoría indica que la solución aun presentaba la calidad de alcalina o básica, este resultado pudo ser producto de factores que alteraran la pureza y la concentración de la sustancia o en su defecto de errores humanos o del pHmetro, el cual presentaba demoras en ciertas mediciones, así como factores ambientales, hay que tener en cuenta que para calcular en pH se asume normalmente una temperatura de 25 C°, sin embargo, el registro de cambios en la temperatura, producto de la reacción y de factores ambientales, pudieron haber cambiado la solubilidad de las sustancias en mención, al igual que falta de limpieza de los tubos
  18. 18. 18 cónicos donde estaban almacenadas las sustancias, que probablemente contendrían otras sustancias que no fueron removidas completamente durante la limpieza, generando alteraciones durante la medición. Al haber agregado 22 mL se observa un cambio drástico en la medición del pH, pues este disminuye de 10,19 a 3,37, indicando que la solución se ha acidificado al no haber más moles de OH- que se contrapongan al aumento progresivo de iones de H+ dando como resultado final de la reacción una solución con un pH acido, que podemos representar mediante la siguiente reacción: NaOH + HCl NaCl + H2O Reacción de la cual obtenemos como productos una sal (cloruro de sodio) y agua. Los cambios de temperatura registrados durante la titulación y consignados en la tabla 6.1.1 nos dan fuertes indicios de que existe liberación de calor como resultado de la reacción, por lo que podríamos calificar dicha reacción como exotérmica, sin embargo, el aumento de temperatura no fue constante y presentaba intermitencia en determinados intervalos, resultado que pudo ser producto de los cambios de la temperatura ambiental. 7.1.2 Titulación 2 Disolución titulada: Fosfato monobásico de potasio KH2PO4 0,1 N Disolución tituladora: Hidróxido de sodio NaOH 0.1N En la segunda titulación se valoró una sal, fosfato monobásico de potasio (KH2PO4) 0,1 N con una base fuerte, hidróxido de sodio (NaOH) 0,1 N, en esta titulación se esperaba que el pH ascendiera con una tendencia a neutralizarse, ya que el pH inicial de la disolución titulada fue de 4,4 lo que indicaba acidez de la misma, por lo que al agregar alícuotas de NaOH la tendencia seria a aumentar, hasta llegar a una zona de amortiguamiento, donde la variación de pH fuese mínima, hasta alcalinizarse por efecto del exceso de moles de OH+ agregadas. Durante la experiencia se generó un rápido aumento del nivel de pH durante las primeras alícuotas agregadas de la solución tituladora, sin embargo, llega un punto donde el
  19. 19. 19 pH tiende a estabilizarse, no mostrando grandes variaciones en ese intervalo, lo cual nos permitió determinar la zona de amortiguamiento efectivo, y el pK practico (7,03), que difiere un poco del que teóricamente se expresa en el sistema de disociación del ácido fosfórico (6,8) como puede apreciarse en la gráfica 6.2.2, al cotejar estos resultados obtenidos producto de la experiencia, con los teóricos calculados matemáticamente, se puede apreciar un margen de error bastante reducido (Ver tabla 6.2.1), por lo que los valores prácticos no se alejan significativamente de los teóricos. Al llegar a los 20mL agregados se aprecia un nuevo aumento significativo en el pH lo cual es un fuerte indicio de que se ha salido de la zona de amortiguamiento efectivo, razón por la cual la disolución tiende a alcalinizarse en función de las moles OH- agregadas. Lo que llama la atención durante la experiencia es una nueva tendencia a estabilizarse de los niveles de pH al haber agregado 22ml, por lo que podríamos determinar una segunda zona de amortiguamiento con un pK de 11.06, por lo cual podemos deducir que el comportamiento del sistema es similar al del sistema buffer del ácido fosfórico, en el cual también podemos encontrar distintas zonas de amortiguamiento a medida que la disolución se alcaliniza. El margen de error, contemplado en la tabla 6,2,1, aunque no fue realmente significativo, también es parte importante de la práctica y del proceso de análisis de los posibles errores que pudieron existir en la misma, esta pequeña diferencia entre los resultados prácticos, y los teóricos, pudieron tener su origen, en la falta de la pureza de las sustancias, causada por la falta de limpieza de los recipientes contenedores de las mismas, o en su defecto por fallas en el pHmetro, ya sea por falta de calibración, o fallas mecánicas del mismo.
  20. 20. 20 8. CONCLUSIONES Gracias al anterior informe se pudo comprender, que las variaciones de pH dependen a nivel fisiológico de los amortiguadores, quienes son los que regulan y desplazan el equilibrio, para así evitar cambios abruptos de acidez o basicidad en nuestro cuerpo. También, que la mayoría de las veces los resultados teóricos y los resultados prácticos varían puesto que estas últimas, están determinadas por factores ambientales y físicos como en nuestro caso fue la agitación del compuesto. Además, logro evidenciar la variación de la temperatura que permite la aceleración de la velocidad de la reacción (y por ende el cambio rápido de pH), a través del rompimiento de enlaces y la liberación de iones hidroxilos que liberan calor. El anterior trabajo permite aprender el empleo de algunos equipos de laboratorio, como también el uso de algunos reactivos de especial cuidado, logra enseñar a trabajar en equipo, a compartir y a discutir conocimientos adquiridos en clase. La práctica permite aprender la importancia de estar atentos y concentrados durante la misma, puesto que un mínimo cambio al agregar un compuesto requerido, la afectaría drásticamente; así pues, facilita o permite un acercamiento a la realidad médica que se enfrentará en algunos años, donde un mínimo error convertiría un pequeño problema en un gran desastre irreversible. Cuando el grado de un ácido débil se hace de una base fuerte, tal como se añaden alícuotas de base, los iones de hidróxido añadido reaccionan con una base conjugada, provocando la reacción para mover a la izquierda y los iones hidronio se consume, lo que hace que el pH a aumentar. Al repetir el proceso varias veces se alcanza el punto de equilibrio, y luego el totalmente calificado. En el desarrollo de la valoración de una base débil con un ácido fuerte, se añaden cada vez que pequeñas cantidades de ácido, los iones hidronio agregados reaccionan con el ácido conjugado, provocando la reacción para mover los iones hidroxilo adecuados y se consumen, que hace que el pH disminuye. Al repetir este proceso varias veces el punto de equilibrio, y después se alcanza la titulación completa.
  21. 21. 21 9. FICHA DE BIOSEGURIDAD COMPUESTO DATO DE SEGURIDAD Ácido Clorhídrico Fórmula: HCl Solución acuosa o Líquido transparente e incoloro. o Olor: Característico. o Punto de ebullición :85°C o Punto de fusión : -25°C o Presión de vapor: 20 hPa o Densidad (20/4): 1,19 o Solubilidad: Miscible con agua Uso de la sustancia o preparado: Para usos de laboratorio, análisis, investigación Y química fina. Identificación de los peligros Provoca quemaduras. Irrita las vías respiratorias. Primeros auxilios Indicaciones generales: En caso de pérdida del conocimiento nunca dar a beber ni provocar el vómito.  Inhalación: Trasladar a la persona al aire libre. En caso de que persista el malestar, pedir atención médica.  Contacto con la piel: Lavar abundantemente con agua. Quitarse las ropas contaminadas. Extraer el producto con un algodón impregnado en polietilenglicol 400.  Ojos: Lavar con agua abundante (mínimo durante 15 minutos), manteniendo los párpados abiertos. Pedir atención médica.  Ingestión: Beber agua abundante. Evitar el vómito (existe riesgo de perforación). Pedir inmediatamente atención médica. No neutralizar. Medidas de lucha contra incendio  Medios de extinción adecuados: Los apropiados al entorno.  Medios de extinción que NO deben utilizarse: ----- Riesgos especiales:  Incombustible. En contacto con metales puede formarse hidrógeno gaseoso (existe riesgo de explosión). Precipitar los vapores formados con agua. No permitir el paso del agua de extinción a acuíferos superficiales o subterráneos. Medidas a tomar en caso de vertido accidental  Precauciones individuales: Evitar el contacto con la piel, los ojos y la ropa. No inhalar los vapores. Procurar una ventilación apropiada.
  22. 22. 22  Precauciones para la protección del medio ambiente: Prevenir la contaminación del suelo, aguas y desagües. Métodos de recogida/limpieza: Recoger con materiales absorbentes o en su defecto arena o tierra secas y depositar en contenedores para residuos para su posterior eliminación de acuerdo con las normativas vigentes. Neutralizar con sodio hidróxido diluido. Manipulación y almacenamiento:  Manipulación: Sin indicaciones particulares.  Almacenamiento: Recipientes bien cerrados. En local bien ventilado. Temperatura ambiente. No almacenar en recipientes metálicos. Protección respiratoria: En caso de formarse vapores/aerosoles, usar equipo respiratorio adecuado. Filtro E (HCl). Filtro P (HCl). Protección de las manos: Usar guantes apropiados (neopreno, nitrilo, látex) Protección de los ojos: Usar gafas apropiadas. Medidas de higiene particulares: Quitarse las ropas contaminadas. Usar ropa de trabajo adecuada. Lavarse manos y cara antes de las pausas y al finalizar el trabajo. Controles de la exposición del medio ambiente: Cumplir con la legislación local vigente sobre protección del medio ambiente. El proveedor de los medios de protección debe especificar el tipo de protección que debe usarse para la manipulación del producto, indicando el tipo de material y, cuando proceda, el tiempo de penetración de dicho material, en relación con la cantidad y la duración de la exposición. Efectos peligrosos para la salud: Por inhalación de vapores: Irritaciones en vías respiratorias. Sustancia muy corrosiva. En contacto con la piel: quemaduras. Por contacto ocular: quemaduras, ceguera (lesión irreversible del nervio óptico). Por ingestión: Quemaduras en el aparato digestivo. Puede provocar perforación intestinal y de esófago. Después de un periodo de latencia: paro cardiovascular.
  23. 23. 23 HIDROXIDO DE SODIO NAOH Aspecto: Sólido Color: Granulometría Olor: Inodoro. pH: 13,5 (sol. 0,1 M) Punto de fusión/punto de congelación 360 °C Punto inicial de ebullición e intervalo de ebullición:1.327 °C Punto de inflamación: Inflamabilidad (sólido, gas): Límites superior/inferior de inflamabilidad o de explosividad Presión de vapor: Densidad de vapor: Densidad relativa: (20/4) 2,04 Solubilidad: 1.120 g/l agua 20 °C Uso de la sustancia o preparado: para usos de laboratorio, análisis, investigación y química fina. Identificación de los peligros  Frases de peligro: Nocivo en caso de ingestión. Provoca quemaduras graves en la piel y lesiones oculares graves.  Frases de precaución: Lavarse...concienzudamente tras la manipulación. No respirar el polvo/el humo/el gas/la niebla/los vapores/el aerosol. No comer, beber ni fumar durante su utilización. Llevar guantes/prendas/gafas/máscara de protección. EN CASO DE INGESTIÓN: Llamar a un CENTRO DE INFORMACIÓN TOXICOLÓGICA o a un médico si se encuentra mal. EN CASO DE INGESTIÓN: Enjuagarse la boca. NO provocar el vómito Primeros auxilios Indicaciones generales:  En caso de pérdida del conocimiento nunca dar a beber ni provocar el vómito.  Inhalación: Trasladar a la persona al aire libre. En caso de que persista el malestar, pedir atención médica.  Contacto con la piel: Lavar abundantemente con agua. Quitarse las ropas contaminadas. En caso de irritación, pedir atención médica.  Ojos: Lavar con agua abundante (mínimo durante 15 minutos), manteniendo los párpados abiertos. Pedir inmediatamente atención médica.  Ingestión: Beber agua abundante. Evitar el vómito (existe riesgo de perforación). Pedir inmediatamente atención médica. No neutralizar. Medidas de lucha contra incendio  Medios de extinción adecuados: Los apropiados al entorno  Riesgos especiales: Incombustible. Medidas a tomar en caso de vertido accidental  Precauciones individuales: No inhalar el polvo.  Evitar el contacto con la piel, los ojos y la ropa.
  24. 24. 24 Precauciones para la protección del medio ambiente: Prevenir la contaminación del suelo, aguas y desagües. Métodos de recogida/limpieza: Recoger en seco y depositar en contenedores de residuos para su posterior eliminación de acuerdo con las normativas vigentes. Neutralizar con ácido sulfúrico diluido. Manipulación y almacenamiento  Manipulación: Sin indicaciones particulares.  Almacenamiento: Recipientes bien cerrados.  Ambiente seco. Temperatura ambiente. No almacenar en recipientes metálico PROTECCION:  Protección respiratoria: En caso de formarse polvo, usar equipo respiratorio adecuado. FiltroP.  Protección de las manos: Usar guantes apropiados  Protección de los ojos: Usar gafas apropiadas. Medidas de higiene particulares:  Quitarse las ropas contaminadas.  Usar ropa de trabajo adecuada.  Lavarse manos y cara antes de las pausas y al finalizar el trabajo. Controles de la exposición del medio ambiente: Cumplir con la legislación local vigente sobre protección del medio ambiente. Materias que deben evitarse: Metales.  Metales ligeros  Formación de hidrógeno (riesgo de explosión)  Ácidos fuertes.  Metales alcalinotérreos en polvo.  Compuestos amoniacales  Compuestos orgánicos de nitrógeno.
  25. 25. 25  Compuestos orgánicos.  Halógenos.  Halogenuros de halógeno.  Hidrocarburos halogenados.  Oxihalogenuros no metálicos.  Halogenóxidos.  Fósforo.  Óxidos no metálicos.  Anhídridos. Efectos peligrosos para la salud:  En contacto con la piel: quemaduras  Por contacto ocular: quemaduras trastornos de visión  Por ingestión: Irritaciones en mucosas de la boca, garganta, esófago y tracto intestinal. Riesgo de perforación intestinal y de esófago. FOSFATO DE POTASIO MONOBASICO K2HPO4  Estado físico a 20°C : Sólido  Color : Polvo blanco  Olor :Inodoro  Punto de fusión [°C] :252,6 ° C  Punto de ebullición [°C] : 400 ° C  pH : Solución 5% = 8,00 Uso: se utiliza como un fertilizante, un aditivo alimentario y un fungicida. También es un agente amortiguador. Identificación de Riesgos ¡PRECAUCIÓN! Puede causar irritación a la piel, ojos y vías respiratorias. Puede ser nocivo si se ingiere o se inhala. Síntomas relacionados con la exposición  Inhalación: Puede causar una ligera irritación de las vías respiratorias.  Contacto con los ojos: Puede causar irritación, enrojecimiento y dolor.  Contacto con la piel: Debido a su naturaleza ácida irritativa, puede causar inflamación y dolor al contacto prolongado, especialmente con la piel húmeda.  Ingestión: Los fosfatos son absorbidos lenta e incompletamente cuando se ingiere, y rara vez resultan en efectos sistémicos. Estos efectos, sin embargo, se han producido síntomas que pueden incluir vómito, letargo, diarrea, efectos químicos de sangre, efectos sobre el corazón y sistema nervioso central.
  26. 26. 26  Presión de vapor, 20°C: N. A.  Densidad :2.338 g/cm 3  Solubilidad en agua : 22 g/100 ml (25 ° C)  Límites de explosión - Inferior [%]: N.A.  Límites de explosión - Superior [%]: N.A.  Peso molecular : 136,086 g / mol La toxicidad de los fosfatos se debe a su capacidad de secuestrar el calcio. La intoxicación de potasio puede resultar en efectos corazón, cambios en la frecuencia respiratoria, sensación de hormigueo en las extremidades, sensación de pesadez en las extremidades, náuseas y diarrea. Primeros Auxilios  Inhalación: Remover al aire fresco. Si no respira, dar respiración artificial. Si se le dificulta respirar, dar oxígeno.  Contacto con los ojos: En caso de contacto inmediatamente lavar con abundante agua por lo menos 15 minutos, abriendo y cerrando los parpados ocasionalmente. Llamar a un médico si irritación persiste.  Contacto con la piel: Lavar piel con abundante agua y jabón mientras se remueve la ropa contaminada. Conseguir atención médica si irritación persiste o se desarrolla.  Ingestión: En caso de ingestión, dar varios vasos de agua para beber para diluir. Si se ingieren grandes cantidades o si se presentan síntomas, busque ayuda médica. No dar nada por boca a una persona inconsciente. MEDIDAS DE LUCHA CONTRA INCENDIOS Tipo de inflamabilidad  No inflamable  Productos peligrosos de la combustión: Óxidos de Fósforo y Oxido de Potasio.  Prevención: Medios de extinción de incendios Utilización de extintores apropiados al fuego circundante. En general, uso de agentes de Anhídrido Carbónico y/o Polvo Químico Seco. Aplicación de Agua sólo en forma de neblina Protección en caso de incendio: Protección de la piel observando una distancia de seguridad, y usando ropa protectora adecuada.
  27. 27. 27 Riesgos específicos: No Combustible MEDIDAS EN CASO DE VERTIDO ACCIDENTAL  PRIMEROS AUXILIOS  Precauciones generales: Use las herramientas apropiadas para colocar el material derramado en un recipiente adecuado para disposición de desechos. Métodos de Limpieza: Junte el material derramado en un beaker grande y disuélvalo con agua. Vierta los materiales derramados por el desagüe con un amplio exceso de agua. Descontamine el área del derrame con una solución jabonosa. Precauciones para el medio ambiente: Evite que el material derramado salga al ambiente exterior. Evacúe lo necesario para la limpieza del derrame. Si las condiciones lo ameritan, aumente el área de evacuación. Medidas de protección técnicas  Almacenamiento: Proteja de: calor humedad Almacenar separadamente de condiciones y productos incompatibles.  Proteger contra el daño físico.  Mantener los envases cerrados y debidamente etiquetados Manipulación: No coma, no beba, no fume mientras manipule este producto. Evite el contacto con ojos piel; No respire el polvo. Lávese bien después de su manipulación. Observe las prácticas generales de higiene industrial al usar este producto. Protección de las vías respiratorias: Ventilación y/o protección respiratoria. Protección de las manos y cuerpo: Guantes de látex desechables, bata de laboratorio Protección para la piel: Utilizar ropa de trabajo adecuada que evite el contacto del producto
  28. 28. 28 Protección para los ojos: Gafas químicas o gafas de seguridad. Mantener una ducha de emergencia visible y de fácil acceso al área de trabajo. Ingestión: No comer, no beber y no fumar durante el trabajo. Medidas de higiene particulares: sustituir la ropa contaminada y sumergir en agua. Lavar las manos al termino del trabajo Toxicidad  La inhalación del polvo y el contacto con la piel o los ojos puede causar irritación. La ingestión puede causar efectos adversos sobre la salud.  Sensibilidad al producto  Efectos locales  Este material puede irritar piel y ojos Información sobre efectos ecológicos Evite la contaminación de alcantarillas y cursos de agua. No se esperan productos de degradación peligrosos a corto plazo. Sin embargo, pueden formarse productos de degradación a largo plazo. Ni el producto en sí ni sus productos de degradación son tóxicos.
  29. 29. 29 10. BIBLIOGRAFÍA  Grafica pKa del buffer kh2po4; Sitio: www.ehu.es/; [Citado el 17 de agosto del 2014]; Curso orientado a estudiantes de Bioquímica y Biología Molecular realizado por Juan Manuel González Mañas, Profesor Titular del Departamento de Bioquímica y Biología Molecular de la Universidad del País Vasco. Disponible en: http://www.ehu.es/biomoleculas/buffers/jpg/phosphoric2.jpg.  Ficha de bioseguridad; sitio www.uacj.mx ; Universidad Autonoma de Ciudad Juarez ,autores ctr scientific, no gestiona o da garantía alguna, http://proyectodecalibracion.blogspot.com/2011/12 expresa o implícita, incluyendo sin limitación cualquier garantía de comerciabilidad, o conveniencia para un propósito particular, [citado el 16 de agosto de 2014] disponible en: http://www.uacj.mx/iit/cicta/documents/acidos/acido%20clorhidrico.pdf. http://www.uacj.mx/iit/cicta/documents/acidos/hidroxido%20de%20potasi o.pdf.  Ficha de bioseguridad de kh2po4, Sitio: .www.puj.edu.co; Potinficia Universidad Javeriana Cali-Colombia; [Citado el 15 de Agosto de 2014] Disponible en: http://portales.puj.edu.co/doc-quimica/FDS-LabQca- DianaHermith/KH2PO4.pdf.   Imágenes Diagrama de flujo, sitio: http://proyectodecalibracion.blogspot.com/2011/12 ; Thelma Diego Sánchez; [Citado el 15 de Agosto de 2014] disponible en:   Imgenes Diagrama de Flujo-, Sitio www.ecured.cu; EcuRed realizará todos los esfuerzos que sean razonables para intentar garantizar la disponibilidad y accesibilidad al Portal. [Citado el 15 de Agosto de 2014]; Disponible en: http://www.ecured.cu/index.php/Beaker ;http://www.ecured.cu/index.php/Varilla_de_vidrio  
  30. 30. 30  Universidad Autonoma de Ciudad Juarez , Bioseguridad Acido Clorhidrico, sitio Uacj.com;; ,autores ctr scientific, no gestiona o da garantía alguna, expresa o implícita, incluyendo sin limitación cualquier garantía de comerciabilidad, o conveniencia para un propósito particular http://www.uacj.mx/IIT/CICTA/Documents/Acidos/Acido%20Clorhidrico.p df. [Citado el 16 de Agosto de 2014]   Bioseguridad Hidroxido de Potasio; CTR SCIENTIFIC. Hoja de datos de seguridad hidróxido de potasio.; Universidad Autonoma de Ciudad Juarez; . [Citado el 15 de Agosto de 2014]; Disponible en http://www.uacj.mx/IIT/CICTA/Documents/Acidos/Hidroxido%20de%20P otasio.pdf   PONTIFICIA UNIVERSIDAD JAVERIANA. Ficha de datos de Bioseguridad. FOSFATO DE POTASIO MONOBÁSICO (KH2PO4). http://portales.puj.edu.co/doc-quimica/FDS-LabQca- DianaHermith/KH2PO4.pdf. [Citado el 16 de Agosto de 2014]f. [Citado el 16 de Agosto de 2014]   DREW, H. Wolfe. Química General, orgánica y biológica. Página 124. 7.1 Soluciones.  DREW, H. Wolfe. Química General, orgánica y biológica. Página 168. 9.1 Definición de ácidos y bases.  BURGOS, Luis Carlos. De la fisicoquímica a la vida. Primera edición. pH y amortiguadores de pH. Págs. 53-54  GARCIA, Arcesio. Química General. Página 573. Equilibrios en soluciones acuosas.  http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte. [Citado 16 de Agosto de 2014]
  31. 31. 31 11. ANEXOS 10.1 CALCULOS TITULACIÓN 1: NaOH y HCl  Concentración de H+ Necesitamos hallar el número de moles de H+ en 1mL de HCl 0.1 N, en el HCl la normalidad es igual a la molaridad, porque el peso de un equivalente gramos es igual a el peso de una mol, ya que el HCl tiene una sola carga, entonces 0,1 N= 0,1 M en el HCl. Molaridad= Moles soluto/ litros de solución Moles soluto= 0.1 M x 0.001 L = 1 x 10-4 moles El HCl es un ácido fuerte, por lo que las moles de H+ serán iguales a las moles calculadas anteriormente de HCl, ya que al ser un ácido fuerte, teóricamente se asume que su disociación es del 100% en una solución acuosa. Para hallar la concentración de los demás mL agregados se realiza el mismo procedimiento, solo variando el volumen, hasta llegar a 25mL que fue el volumen total de HCl agregado.  Concentración de OH- El volumen de NaOH entregado para titular fue de 20mL, por lo que debemos determinar el número de moles de OH- presentes en ese volumen, en el NaOH al igual que en el HCl, su normalidad es igual a la molaridad, ya que posee una sola carga, y por ende el peso de un equivalente gramo, será igual a su masa molecular, por consiguiente 0,1 N= 0,1 M en el NaOH. Molaridad= Moles soluto/ litros de solución
  32. 32. 32 Moles soluto= 0.1 M x 0.020 L = 2 x 10-3 moles  Pk Teórico El NaOH es una base fuerte, y el HCl un ácido fuerte, para ambos teóricamente su disociación es del 100%, razón por la cual no hay un Pka para ninguno de los dos.  PH Teórico del HCl [HCl]= 0,1 M, concentración de HCl es igual a concentración de H+ PH= -Log [H+] = -Log [0.1] = 1 PH teórico= 1 PH práctico= 1,064 Margen de error: 0,064  PH Teórico del NaOH [NaOH]= 0,1 M concentración de NaOH es igual a la concentración de OH- POH= -Log [OH-] = -Log [0,1] = 1 PH + POH= 14 PH= 14 – 1 = 13 PH Teórico= 13 PH práctico = 12,722 Margen de error: 0,27  Ahora procedemos a hallar el pH teórico de la solución para los distintos volúmenes agregados de la solución tituladora (HCl) o Para 1ml de HCl Anteriormente habíamos calculado el número de moles presentes en 20 ml de NaOH y de 1ml de HCl. Moles NaOH = 2 x 10-3
  33. 33. 33 Moles HCl= 1 x 10-4 Para calcular el PH primero debemos hallar el POH por tratarse de una base, para ello debemos restar el número de moles de NaOH menos las de HCl agregadas, sobre el volumen total, para así tener la concentración de OH- [OH-]= 2 X 10-3 moles – 2 x 10-4 moles / 0,021 L = 0,09047 M POH = - Log [0,09047] = 1,043 PH + POH= 14 PH=14- 1,043 = 12,957 PH Teórico= 12,957 PH práctico= 12,688 Margen de error = 0,26  Para 15 ml de HCl Moles de HCl = 0,1 Molar x 0,015 L = 1,5 x 10-3 moles [OH-]= 2 x10-3 moles – 1,5 x10-3 moles/ 0,035L= 0,0142 M POH= -Log [0,0142] = 1,84 PH= 14 – 1,84 = 12,16 PH Teórico = 12,16 PH Práctico= 11,979 Margen de error= 0,1 o Para 25 ml de HCl En este caso, el volumen de HCl es mayor al de NaOH, por lo que hallaremos PH y no POH, pues la concentración de H+ ha de ser mayor a la de OH- Moles HCl = 0,1 Molar x 0,025 L = 2,5 x10-3 [H+] = 2,5 x10-3 moles – 2 x10-3 moles/ 0,045 L = 0,011 M
  34. 34. 34 PH= -Log [0,011] = 1,95 PH Teórico = 1,95 PH práctico= 2,17 Margen de error = 0,22 TITULACION 2. Concentración de H+ Debemos encontrar las moles de H+ presentes en 1ml, para ello tenemos lo siguiente: M= n stoL sln M= 0.1 Lsln= 1ml * 1L1000ml Lsln=0.001 L De la ecuación despejamos las moles así: n sto = (0.1 moles/L)*(0.001 L) n sto = 1*10-4 = 0.0001 M Para hallar la concentración de moles de H+ presentes en 2 ml de la solución, procedemos a repetir la misma ecuacion, solo reemplazamos el volumen, se hace la conversión de 2 ml a L, y así en progresión aritmética hasta llegar a 25 ml que el volumen total agregado de KH2PO4. -Primero, hallamos el Ka Teórico:
  35. 35. 35 Para esto, necesitamos tomar en cuenta el pKa que en este caso para el KH2PO4 que es la sustancia a Titular, tiene 3 pKa, que son los siguientes: pKa1= 2,15 pKa2= 6,8 pKa3= 12,3 En la gráfica podemos observar que de acuerdo al pH, se tiene un pKa diferente de acuerdo en el intervalo que se encuentre el pH, por ejemplo si se encuentra de 0 a 3, tiene un pKa de 2,15; si tiene un pH de mayor que 4 a 12, el pKa es 6,82, y por ultimo si el pH es mayor a 12 tiene un pKa de 12,38. Teniendo en cuenta lo anterior procedemos a sacar el Ka así: Pka= - Log (Ka) entonces Ka= antilog – (pka) Remplazamos en la fórmula:
  36. 36. 36 1. Ka1= -antilog ( 2,15) = 7,07∗10 -3 2. Ka2= -antilog (6,82) = 1,51∗10 -7 3. Ka3= -antilog (12,38) = 4,16∗10-13 pH Teórico: Para hallar el pH teórico debemos hallar las concentraciones de según los ml agregados de NaOH. Pero como el KH2PO4 es una sal acida, se disocia así: KH2PO4 + Na (OH) K+ + H2 PO4 – H + HPO4= H + PO4 3 – Ka= [H2 PO4 –][𝐾+] [KH2PO4] Iniciamos con el Ka2 (puesto que el ka1 es para valores más bajos): Como ya se tiene que Ka2 es 1,51∗10 -7 podemos hallar la concentración de ácido fosfórico. Concentración KH2PO4 + Na(OH) K+ + + H2 PO4 – Inicial 0.1M 0 0 Final 0.1M – X X X Ahora podemos despejar la X, teniendo en cuenta la Formula de Ka.
  37. 37. 37 Ka= [ 𝑋][𝑋] [0,1−𝑋] Como el porcentaje de disociación es muy bajo, entonces se puede despreciar la X en la concentración final del KH2PO4. Nos quedaría, reemplazando Ka: 1,51∗10 -7 = [ 𝑋][𝑋] [0,1] Si despejamos quedaría: X2 = (1,51∗10 -7) ∗ (0.1) X2=√1,51 ∗ 10−7) ∗ (0.1) X= 3,88∗ 10−5 Ya se halló la concentración de H2PO4- y de H+ de la disociación, ahora hallamos el pH, procediendo de la siguiente manera: Como la fórmula de pH es: pH= -log [H+] Remplazamos pH= -log (3,88∗ 10−5 ) pH= 4,411 pH practico= 4,415 entonces el margen de error seria 0,003. Ahora hallaremos el pH teórico para los volúmenes agregados. Para esto utilizamos la ecuación de Henderson-Hasselbach pH = pKa+ log [sal] [acido] Primero tenemos que ver que debemos hallar la concentración de la sal y del ácido.
  38. 38. 38  1ml agregado de NaOH:  Concentración de KH2PO4 : Hallaremos la concentración de moles que hay en 20 ml. Tenemos que: M= n sto L sln M= 0.1 Lsln= 20ml * 1L 1000ml Lsln=0.020 L Ahora despejamos las moles así: n sto = (0.1 moles/L)*(0.020 L) n sto = 2*10-3 Ahora se halla la concentración en moles que hay en 3,88∗ 10−5, que es la Molaridad de H2 PO4 – y de K+ al disociarse. n sto = (3,88∗ 10−5 moles/L)*(0.020 L) n sto = 7,76∗ 10−7 El siguiente paso es restarle a las moles que hay en 20 ml, el número de moles que encontramos luego de la disociación. A ese resultado que nos dio le vamos a restar las moles que hay por el número de ml que se agrega, ósea 1ml , que es lo mismo que decir 1*10-4 moles, y eso nos daría la concentración de la sal. (2*10-3 moles- 7,76∗ 10−7 moles) - 1*10-4moles = [KH2 PO4] (1,99∗10-3 moles) - 1*10-4 moles = 1,89*10-3 moles = 1.89*10-3 moles/L= [KH2 PO4]
  39. 39. 39  Concentración de H2 PO4 – : Como ya tenemos el número de moles que se disocian (7,76∗ 10−7 ) ahora hay que sumar las moles que hay por el número de ml agregados (1*10-4moles). Se le suma porque el sistema al buscar el equilibrio las moles que perdió al disociarse se suman en su base conjugada y esto da la concentración: 7,76∗ 10−7 moles + 1*10-4moles = [H2 PO4 –] 1,007*10-4 moles = 1,007*10-4 moles /L= [H2 PO4 –] Ahora si podemos hallar el pH con la ecuación de Henderson-Hasselbach pH = 6,8 + log [1,007∗10−4 moles /L] [1,89∗10−3 moles/L] pH= 6,8 + log (0,053) pH= 6,8 + (-1,2) 5,6- 5,530 = margen de error = 0.07 PH=5.6  Para 2mL: Concentración de K2PO4: Tendríamos que realizar el mismo procedimiento pero ya en al haber hallado la concentración anterior, algunos valores permanecen constantes, lo único que cambia es el número de moles de H+; dependiendo del volumen agregado de NaOH. (2∗10 -3 moles - 7,76∗10-7) – [(x) ∗(1∗10-4)] moles
  40. 40. 40 Permanece constante cambia según el volumen agregado Multiplicamos por 2 porque son los mL agregados de NaOH, entonces quedaría así: 1,99∗10 -3 moles – (2) ∗ (1∗10 -4)= K2PO4 1,99∗10 -3 moles - 2∗10 -4 = 1,79∗10 -3 moles/L = [KH2PO4]  Concentración de H2PO4 - : 7,76∗10-7 + [(x) ∗(1∗10-4)] moles Constante cambia según el volumen Entonces quedaría de la siguiente manera: 7,76∗10-7 + (2) ∗(1∗10-4)= H2PO4- 2,007∗10-4 = [H2PO4-]  pH: pH= 6,8+ log 2,007∗10−4 1,79∗10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 /𝐿 pH= 6,8 + log (0,112) pH= 6,8 + (- 0,95) pH= 5,58 pH teórico= 5,58 pH practico 5,856 Margen de error= 5,856 – 5,58 =0,006 Para 11 ml calculamos la concentración de KH2Po4  1.99x10^-3 – 1.1x10^-3= 8.9x10^-4
  41. 41. 41 Ahora la concentración en 11 ml de H2Po4  7.76x10^-7+ 1.1x10^-3 = 1.100776x10^-3 Aplicando la fórmula de Henderson-Hasselbach PH= 6.8 + log 1.100775𝑥10 ^−3 8.9𝑥10^−4 = 6.892 PH teórico PH práctico: 6.950 Margen de error: 0.05 Para 12 ml:  KH2Po4: 1.99x10^-3 – 1.2x10^-3 =7.9x10^-4  H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.2x10^-3= 1.200776x10^-3 Con estos valores:  pH teórico: 6.981  PH practico: 7.037  Margen de error: 0.05 Para 13 ml:  KH2Po4: 1.99x10^-3 –1.3x10^-3= 6.9x10^-4  H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.3x10^-3= 1.300776x10^-3 Con estos valores:  pH teórico: 7.075  pH practico: 7.145  Margen de error: 0.07 Para 14 ml:
  42. 42. 42  KH2Po4: 1.99x10^-3 – 1.4x10^-3= 5.9x10^-4  H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.4x10^-3= 1.400776x10^-3 Con estos valores:  Ph teórico: 7.175  Ph practico: 7.263  Margen de error: 0.08 Para 15 ml agregados:  KH2Po4: 1.99x10^-3 –1.5x10^-3 = 4.9x10^-4  H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.5x10^-3 = 1.500776x10^-3 Con estos valores:  Ph teorico:7.286  Ph practico: 7.389  Margen de error: 0.1  Utilizando el pka3: Ka= [H2 PO4 –][𝐾+] [KH2PO4] Iniciamos con el Ka3 (puesto que el ka3 es para valores más altos de pH): Como ya se tiene que Ka3 es 6,025∗10-13 podemos hallar la concentración de ácido fosfórico. Inicial 0.1M 0 0 Final 0.1M – X X X
  43. 43. 43 Ahora podemos despejar la X, teniendo en cuenta la Formula de Ka. Ka= [ 𝑋][𝑋] [0,1−𝑋] Como el porcentaje de disociación es muy bajo, entonces se puede despreciar la X en la concentración final del KH2PO4. Nos quedaría, reemplazando Ka: 6,025∗10-13 = [ 𝑋][𝑋] [0,1] Si despejamos quedaría: X2 = (6,025∗10-13) ∗ (0.1) X2=√6,025 ∗ 10−13 ) ∗ (0.1) X= 7,76 ∗ 10−8 X= 7,76 ∗ 10−8 ∗0,039 [KH2PO4] = (3,9x10-3 moles – 3,026x10-9) – (1 x 10x10-4 moles) [K2PO4] = 3,89x10-3 – 1x10-4 [K2PO4] = 3,79x10-3 [H2PO4] = 3,026x10-9 + (1) (1x10-4) [H2PO4] = (3.026x10-9) + (1x10-3) Se cambia la concentración de 20mil porque ahora se usa el pK3 porque es para valores más altos de pH. Como ya se le había agregado 19 ml más, estos se le suman. 20 + 19 Es 1ml porque ahora deben haber20 ml de solución,además, ya se le agregaron 19ml a la concentraciónde 20ml
  44. 44. 44 [H2PO4] = 1.0003x10-4 pH = pKa + log [𝐻2 𝑃𝑂4 ] [𝐾𝐻2 𝑃𝑂4 ] pH = 12,22 + log 1,0003𝑥10−4 3,79𝑥10−3 pH = 12,22 + log 0,0264 pH = 12,22 + (-1.578) pH = 10,64 Margen de error = pH teórico – pH práctico Margen de error = 10,64 – 10,438 Margen de error = 0,2

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