Determinación del (pKa) del ácido fosfórico

OBJETIVO

Relacionar la constante de disociación acida (pKa) y el pH para después determinar el grado de disociación de ácidos como el ácido fosfórico.

HIPÓTESIS

El ácido fosfórico H_3 PO_4 es un ácido moderadamente fuerte, al reaccionar con NaOH, una base fuerte, se espera que durante el proceso de titulación el pH aumente al igual que el volumen del indicador.

MARCO TEÓRICO

Bronsted-Lowry, define a un ácido como la especie que dona o cede un protón [H^+] y a una base como la especie que acepta un protón. A la reacción entre un ácido y una base se le conoce como reacción ácido-base o de neutralización. Cuando un compuesto ácido pierde un pierde un protón su producto es una base conjugada y al producto de un compuesto básico que acepta el protón se le llama ácido conjugado.

Un ácido fuerte tiene una fuerte tendencia a ceder su protón, lo cual significa que su base será débil por su poca afinidad hacia el protón.

Cuando un ácido fuerte se disuelve en agua casi todas sus moléculas se disocian, favoreciendo el equilibrio a los productos. Cuando un ácido mucho más débil se disuelve en agua, favorece a los reactivos.

El grado con el que se disocia un ácido (HA) se indica con la constante de equilibrio, Keq, de su reacción. Los corchetes indican la concentración (moles/L), es decir, la molaridad (M).

HA+ H_2 O ↔ H_3 O^++ A^-

Keq= ([H_3 O^+ ][A^-])/([HA][H_2 O])

El grado en que se disocia un ácido (HA) se determina en disolución diluida, para que la concentración d agua permanezca constante, la Keq se escribe con una nueva constante, llamada constante de disociación del ácido (Ka). La constante de disociación es la Keq multiplicada por la concentración del agua (55.5M).

Mientras más grande sea Ka, el ácido será más fuerte.

Ka=Keq [H_2 O]

Por comodidad, la Ka se suele indicar por su valor de pKa:

pKa= -log⁡Ka

Ácidos fuertes Pka < 1

Ácidos moderadamente fuertes PKa = 1 a 3

Ácidos débiles Pka = 3 a 5

Ácidos muy débiles Pka = 5 a 15

Ácidos extremadamente débiles Pka > 15

La concentración de los iones hidrogeno, en una disolución se indica con la medida del pH. Esa concentración se puede describir como [H^+] o como el ion hidrogeno que se solvata para dar [H_3 O^+ ].

pH= -log⁡〖[H^+]〗

Las soluciones acidas tienen valores de pH menores a 7.

Función biológica de las soluciones amortiguadoras

El buffer fosfato es el principal sistema buffer de la orina y de los líquidos intracelulares debido a que la concentración de fosfatos a este nivel es varias veces mayor que en los líquidos extracelulares y también porque el pH de los líquidos intracelulares se halla generalmente más cerca del pKa del buffer fosfato.

El ácido fosfórico (H3PO4), además de formar parte de numerosos compuestos orgánicos (ácidos nucleicos, fosfolípidos, azúcares, etc.) también se encuentra en forma libre, aunque en pequeña proporción.

El ácido fosfórico tiene tres protones disociables según las siguientes reacciones

Sus valores de pK indican que el primer H+ se desprende con facilidad aún a pH ácido (pH = 2,12). El pK de la segunda disociación (7,2) es el más próximo al pH del medio interno y por lo tanto tiene acción amortiguadora. El tercer H+ se disocia en medio muy alcalino (pH = 12,7), y por tanto no tiene interés biológico.

Tanto en condiciones normales como en condiciones fisiológicas, las proporciones relativas del H3PO4 y PO4 ≡ son despreciables, y no participan en la actividad amortiguadora del sistema.

La base añadida reacciona con igual número de moles de ácido, solo reacciona un protón por molécula de ácido. El pH queda determinado a partir de la solución amortiguadora que se forma.

OBSERVACIONES

El pH inicial del H3PO4 fue 1.75. Al añadir al ácido fosfórico el reactivo de Yamada se observó un pequeño cambio de coloración resultando así, una solución color rosado.

Las primeras alícuotas de hidróxido de sodio en el H3PO4 no cambiaron demasiado la coloración esta solo se tornó un poco transparente pero aún tenía tono rosa. Cuando se añadieron entre 25 ml y 30 ml se observó un tono rosa más claro. Entre estas cantidades también se obtuvo un cambio considerable de pH donde se podría afirmar que el ácido fosfórico perdió un protón y se convirtió en el ion dihidrógeno de fosfato.

Añadidos 45 ml de NaOH ocurrió otro cambio de coloración en la solución, dando lugar a un tono morado muy suave. En el intervalo de 55 a 60 ml se obtuvo otro cambio considerable de pH, suponiendo la liberación de otro protón convirtiéndose el ion dihidrogeno fosfato a ion monohidrogeno fosfato.

La última liberación o la última curva de titulación abarca desde 60 a 100 ml, donde se notaron cambios muy pequeños en el valor del pH y con cada alícuota la solución se tornaba color morado más nítido.

RESULTADOS

Volumen de la solución titulante (mL) pH del H2PO4

0 1.75

5 1.84

10 2.01

15 2.18

20 2.52

25 3.27

30 6.09

35 6.57

40 6.90

45 7.24

50 7.77

55 8.65

60 11.02

65 11.47

70 11.68

75 11.86

80 11.98

85 12.00

90 12.08

95 12.13

100 12.21

Curvas de titulación del ácido fosfórico

mEq de NaOH pH del ácido fosfórico

0 1.75

0.5 1.84

1 2.01

1.5 2.18

2 2.52

2.5 3.27

3 6.09

3.5 6.57

4 6.9

4.5 7.24

5 7.74

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