PRACTICA 5

PRACTICA 5 : NEUTRALIZACIÓN ACIDO-BASE. USO Y ELECCIÓN DE LOS INDICADORES.

PROFESORA: NORMA EDITH LOPEZ DIAS

ALUMNO. JONATHAN BARRETO URRUTIA

INTRODUCCION 

Una reacción de neutralización es una reacción entre el ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de aniones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.

Las reacciones de neutralización son generalmente exotermicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.

Generalmente la siguiente reacción ocurre:

ácido + base → sal haloidea + agua

Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solucionindicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un potenciometro o la conductimétria.

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.

Valoraciones ácido – base

Por medio de una valoración ácido-base se determina la concentración de un ácido en disolución a partir de la concentración conocida de una base, o viceversa, basándose en la reacción de neutralización.

La valoración se realiza mezclando paulatinamente hasta que se alcanza el punto de equivalencia, momento en el que la reacción de neutralización ha sido completa. En ese momento el número de iones hidronio procedentes del ácido es igual al número de iones hidroxilo procedentes de la base.

El punto final de la valoración se alcanza cuando se produce el cambio de color del indicador, es decir, cuando el operador que realiza la valoración detecta ese cambio de color

El indicador adecuado para una determinada volumetría debe elegirse de manera que el punto final esté muy próximo al punto de equivalencia (menor error posible cometido en la valoración); o dicho de otra manera, que el valor del pK_in esté muy próximo al valor del pH en el punto de equivalencia.

OBJETICO

Conocer los diferentes patrones primarios que se utilizan en volumetría acido-base.

Conocer el empleo correcto de los indicadores acido-base.

Determinar la acidez en:

1.-Leche.

2.-Jugo de naranja.

3.-Tabletas de aspirina.

MATERIAL

1 bureta de 50ml

1 soporte universal

1pinza para bureta

3 matraces Erlenmeyer de 250 ml

3 pipetas de 10 ml

1 propipeta

1 peseta con agua destilada

2 vasos de precipitado de 250 ml

1 pipeta Pasteur

1 probeta de 10 ml

1 embudo

1 parrilla con agitación

1 balanza analítica

4 matraces aforados de 100ml

1 espátula

1 pinza de disección

1 mortero con pistilo

4 frascos con gotero

REACTIVOS Y DISOLUCIONES

1.- Anaranjado de metilo al 0.10%

2.- fenolftaleína al 0.10%

3.- Azul de bromotimol al 0.040%

4.- acido clorhídrico 0.1000 M

5.- NaOH 0.1000 M libre de carbonatos

6.- Ácido acético 0.1000M

METODOLOGÍA

Valoración de la disolución de acido clorhídrico

a)    Pesamos aproximadamente 0.5300 g de Na₂CO₃. Colocamos 50ml de agua en  matraz aforado de 100 ml y vertimos poco a poco el Na₃CO₃ en el matraz. Después de que disolvimos  el carbonato, agregamos agua destilada hasta aforarlo y mezclamos la disolución. Colocamos en el matraz Erlenmeyer de 250 ml una alícuota de 10.0 ml de esta disolución, 20 ml de agua destilada y dos gotas de naranja de metilo (pkind=3.5). Llenamos la bureta con la disolución de HCl y dimos inicio a la titulación. Adicionamos lentamente el HCl sobre la disolución de carbonato y se agito vigorosamente. El indicador presenta el color amarillo pero cuando llega al punto final de la titulación cambia a color naranja ligeramente rosado (canela). Obtuvimos la lectura del consumo de HCl hasta que el color canela permaneciera durante 1 min en la disolución. Se repitió todo el procedimiento con una alícuota de Na₂CO₃. La estequiometria de la reacción es:

                                                                 Anaranjado de metilo

                          Na₂CO_3(ac) + 2HCl_(ac)                        H₂CO_3(ac) + NaCl_(ac)            

b)    Colocamos en un matraz Erlenmeyer 10.0 ml de la disolución de Na₂CO₃ (patrón primario) 20 ml de agua destilada y dos gotas de la solución de fenolftaleína. Se titulo con la disolución de HCl y la agregamos lentamente sobre la disolución de carbonato y agitamos vigorosamente después de cada adición.  Se sabe la la disolución de carbonato-fenolftaleína es de color rosado, cuando llega al puto de la titulación cambia a incoloro. Cuando este color permaneció durante un minuto obtuvimos la lectura del consumo de HCl. Hicimos por duplicación la titulación. Consideramos la estequiometria de la reacción:

                                                       Fenolftaleína

Na₂CO_3(ac) + HCl_(ac)                   HCO_3(ac) + 2NaCl_(ac)

Valoración de la solución de ácido acético

a)    Colocamos en un matraz Erlenmeyer de 250 ml, una alícuota de 10 ml de la disolución de ácido acético, 40.0 ml de agua destila y 2 gotas de fenolftaleína (pKind=9.3). Titulamos con la disolución de NaOH que valoro en el punto anterior  8patron secundario). El punto final fue cuando predominara el color rosa durante un minuto. Se hizo la duplicación por titulación.

b)    Hicimos lo mismo que en el inciso a), pero empleamos el indicador azul de bromotimol (pkind=7.0). Obtuvimos el punto final cuando la disolución cambiara de amarillo a azul. Se hizo duplicado de la titulación.

c)    Se repitió lo mismo que el inciso a), pero empleamos el indicador anaranjado de metilo (pkind=3.5). Se obtuvo el punto final cuando la disolución cambio de roja a amarilla. Se hizo duplicado de la titulación.

Consideramos la reacción:

CH₃COOH_(ac) + OH^- _(ac)                           CH₃COO^-_(ac) + H₂O

Determinación de la acidez total en una muestra de leche

Colocamos en un matraz Erlenmeyer de 100ml, 10.0ml de leche (Nutríleche) y 4 gotas de fenolftaleína al 0,10 %. Titulamos la acidez con el NaOH hasta que el color sosa de la disolución permaneciera durante 1 minuto. Se repitió el procedimiento. Se considero la reacción:

Acido cítrico _(ac) + ^-OH _(ac)                        Citrato de sodio_(ac) + 3H₂O

Determinación de la acidez total de la muestra de jugo de naranja

Filtramos el jugo de naranja para eliminar solidos. En un matraz aforado de 100ml. Se coloco 50ml del filtrado y le adicionamos agua destilada y se coloco en un matraz Erlenmeyer 20 ml de la disolución anterior y 3 gotas de fenolftaleína al 0.10% . Iniciamos la titulación, adicionamos gota a gota la disolución valorada de NaOH asta que el color naranja de la disolución permaneciera durante un minuto. Se repitió este procedimiento.

Acido cítrico _(ac) +3Na ^-OH _(ac)                        Citrato de sodio_(ac) + 3H₂O

Determinación de la acidez de Acido Acetilsalicílico en tabletas (aspirina)

Como el ácido acetilsalicílico en un poco insoluble en agua se agrega NaOH, el exceso de NaOH que no reacciona con el ácido  se retratillo con la disolución de HCl.

Pesamos en una balanza analítica, de manera individual, 4 tabletas de aspirina y anotamos la más de cada una de las pastillas. Se pulverizaron las pastillas en el mortero y del polvo obtenido se peso 0.300 gramos y lo colocamos en un matraz Erlenmeyer de 250 ml. Adicionamos 75.0 ml de NaOH y calentamos la disolución el la parrilla y la mantuvimos en ebullición durante 10 min, retiramos el matraz de la parrilla con el propósito de enfriar la disolución. Agregamos 50.0ml de agua destilada y 3 gotas de fenolftaleína al 0.10%, agitamos la disolución y procedimos a terotitular la muestra con HCl hasta que la disolución  cambie el color rosa a incoloro. Repetimos el procedimiento.

Las reacciones que se verifican son:

C₉H₈O₄ + 2 NaOH_{(nec+ exeso)}                           CH₃COONa + C₆H₄(OH)COONa

                                                                

NaOH_(exeso) + HCl                            H₂O + NaCl

 

DISCUCION 

En esta practica utilizamos productos como leche, aspirina y jugo de naranja lo que determinamos fue que ph tenian si era acido o base, primero tomamos muestras de reactivos conocidos como es el HCl, acido acetico, esto para tomarlos como patron y poder ver la coloracion de  estos reactivos para cuando se realice la valoracion de los productos como leche, aspirina y jugo de naranja ver la coloracion dde estos al ser valorada ya sea con acido clorhidrico y NaOH, se me hizo muy interesante esta practica ya que de esta manera aprendimos a saber como podemos identificar si un producto es acido o base sin necesidad de utilizar el potenciometro.

BIBLIOGRAFIA

Métodos de análisis gravimétricos, la sección 111-120 en: R. A. Day. Jr. 1989. Química analítica cuantitativa. Editorial  Emory University.

Experipento determinación gravimétrica de sulfatos en una mezcla de sales solubles y estudio de los fenómenos de precipitación, la sección 160 en: Robert B. Fischer 1981. Comprendió de Análisis Químico Cuantitativo. Editorial interamericana S.A. de C.V. 

practica 4 CURVAS DE TITULACION

PRACTICA 4: CURVAS DE TITULACIO 

QUIMICA ANALITICA 1

PROFESORA: NORMA EDITH LOPEZ DIAZ

ALUMNO: JONATHANBARRETO URRUTIA

INTRODUCCION

Las titulaciones en donde se emplean ácidos y bases son muy utilizadas para el control analítico de muchos productos comerciales y la disociación de ácidos y bases ejerce una influencia importante en los procesos metabólicos de la célula viva.

Al examinar una reacción para determinar si se puede utilizar para una titulación, es instructivo construir una curva de titulación. Para las titulaciones ácido-base una curva de titulación consiste en graficar el pH (o pOH) contra los mL de titulante. Estas curvas son muy útiles para juzgar la factibilidad de una titulación para seleccionar el indicador adecuado.

Titulación ácido-base fuerte

En solución acuosa, los ácidos y las bases fuertes se encuentran totalmente disociados. Por lo tanto, el pH a lo largo de la titulación se puede calcular directamente de las cantidades estequimétricas de ácido y base que van reaccionando. En el punto de equivalencia el pH está determinado por el grado de disociación del agua; a 25ºC el pH del agua pura es de 7.00.

                                                                          Gráfica 1.

En la tabla 1 se presentan los valores de pH a lo largo de la titulación y en la figura 1 se muestra la curva de titulación. Al principio el pH se eleva de forma gradual conforme se adiciona el titulante, se eleva con mayor rapidez cuando se aproxima al punto de equivalencia y luego se incrementa alrededor de 5.4 unidades con la adición de solo 0.10mL de base en el punto de equivalencia. Después del punto de equivalencia, el pH se eleva de nuevo en forma gradual.

Titulacion acido debil - base fuerte

En la figura 2 se incluye la curva de titulación de un ácido débil con una base fuerte para hacer una comparación. La curva de un ácido débil comienza a elevarse rápidamente conforme se adicionan los primeros mL de base y que la proporción en la que se incrementa disminuye a

medida que aumenta la concentración de B^-. Se dice que la solución es amortiguadora en esta región ya que la velocidad a la que se incrementa el pH es baja.

En la figura 2 se incluyen las curvas para los ácidos débiles de valores de pKa de 3.00, 7.00 y 9.00. El valor de la K de la reacción ocurre durante la titulación:

HB        +      OH^-                  B^-         +            H₂O

Es Ka/Kw o 10¹¹, 10⁹, 10⁷ y 10⁵ respectivamente, para los ácidos con los valores anteriores de pKa. Mientras más débil sea el ácido el valor de K será menor y el cambio de pH en el punto de equivalencia será más pequeño.

                                                                       figura 2

Objetivos:

1.    Observar las diferencias en la curva de titulación potenciométrica de un acido fuerte vs base fuerte

2.    Observar las diferencias de la curva de titulación potenciométrica de un acido débil vs base fuerte

3.    Deducir el valor de pKa utilizando la curva de titulación de un acido monoprótico débil, vs base fuerte.

         

        

Material

1 Potenciómetro con electrodo de vidrio para pH

1 Parrilla con agitación magnética

1 barra magnética

3 vasos de precipitado de 250 ml

2 vasos de precipitado de 50 ml

1 soporte universal

1 pinzas para bureta

1 bureta de 50 ml

1 propipeta

2 pipetas volumétricas de 10 ml

1 piseta con agua destilada

Papel absorbente

3 matraces volumétricos de 100 ml

1 balanza analítica

Reactivos y disoluciones

Disoluciones de NaOH 0.10M

Disolución de HCl 0.10M

Disolución de CH3COOH 0.10M

Disoluciones buffer para calibrar el potenciómetro con pH de 4.00, 7.00 y 10.00

   REACTIVOS Y DISOLUCIONES

Disolución de NaOH 0.10 M

Disolución de HCL 0ñ1 M

Disolución de CH₃COOH 0.10 M

Disoluciones buffer para calibrar el potenciómetro con pH de 4.00, 7.00 y 10.00

METODOLOGÍA 

Curvas de titulación de un acido fuerte con una base

Fuerte (HCl vs. NaOH)

1) Calibremos el potenciómetro con la disoluciones amortiguadoras de pH 4.0, pH 7.0 y pH10.0. En juagamos el electrodo combinado de vidrio destilada y posterior mente lo secamos con papel absorbente antes de sumergirlo en la disolución problema.

 2) En un vaso de precipitado se 100ml colocamos una barra magnética, 30.0ml de la disolución de HCl. Colocamos este vaso en la parrilla con agitación e introducimos suavemente el electrodo, evitando que la barra magnética golpeara al electrodo, así como este no estuviera en contacto con las paredes del vaso. Dejamos que el electrodo se equilibrara durante un minuto.

3) Llenamos la bureta con la disolución estandarizada de NaOH y colocamos sobre el vaso de precipitado detal forma que permitiera la libertad de movimiento a la llave de la misma para que no se derramara fuera del vaso de precipitado.

4) Se determino el valor del pH después de cada adición de la disolución de NaOH.

Curvas de titulación de CH₃COOH con NaOH

 Repetimos lo mismo para ácido acético pero en lugar de HCl colocamos 30ml de ácido acético previamente estandarizado.

practica 3 disoluciones amortiguadoras

LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA 1

Practica 3

Disoluciones amortiguadoras

Alum: Jonathan Barreto Urrutia

Prof: Norma Edith López Díaz

Grupo: BE52

OBJETIVO

1.- Que el alumno aplique sus conocimientos sobre disoluciones amortiguadoras.

2.- Que el alumno prepare una disolución amortiguadora, compruebe su capacidad amortiguadora y la compare con otra disolución que no presente características amortiguadoras.

INTRODUCCION

Las soluciones amortiguadoras están generalmente constituidas por un par acido-base conjugado, y son muy conocidos y utilizados por su característica principal; que es la de mantener el pH en un rango constante, esto se debe a que el componente básico de la solución amortiguadora reacciona con el acido que es adicionado y el componente acido reacciona con la base fuerte adicionada. (2)

Para atenuar los efectos causados por los ácidos y las bases durante las reacciones también son utilizadas estas soluciones.

Cambio de pH tras añadir ácido/base al agua	Cambio de pH tras añadir ácido/base a una disolución amortiguadora

Los amortiguadores mas sencillos están formados por mezclas binarias:

Un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio 

Una base debil y la sal de esta misma base con un acido fuerte ( por ejemplo, amoniaco y cloruro de amonio (1)

Reactivos y disoluciones

CH3COOH

CH3COONa

Disolución amortiguadora pH 7.0

Disolución amortiguadora pH 4.0

100 ml de disolución amortiguadora de acetato de sodio-acido acético, 1.0M y pH 5.0.

Nota: recuerde que la [amortiguador] = E(H3COOHI) -+ [CH3GOONa] = 1.0 M.

250 mi de disolución de NaOH 0.10M

100 mi de disolulión de HCl 0.10 M

100 m* de disolución de NaCl 0.10 M.  

PROCEDIMIENTO

1-    preparación de la disolución amortiguadora de PH 5.00

Pesamos 5.248 gr de acetato de sodio, disolvimos la sal en un vaso de precipitado con 50ml de agua y adicionamos 2.1ml de acido acético glacial. Adicionamos HCl para ajustar el PH a 5

2-    Determinacion de la capacidad amortiguadora

a)    En un vaso de pp de 100ml colocamos una alícuota de 20ml de la disolución amortiguadora preparada en el inicio. Adicionamos hidróxido de sodio  .1M con la bureta asta que el PH de la disolución cambio una unidad. Lo repetimos 2 veces

b)    Colocamos una alícuota de 20ml de la solución de cloruro de sodio 0.10M medimos el PH inicial de la disolución y adicionamos hidróxido de sodio 0.1M con una bureta hasta que el PH cambio una unida. Lo repetimos 2 veces

RESULTADOS

PH del HCl= 1.71

PH del NaOH= 13.06

PH del NaCl= 6

En la solución de acido clorhídrico agregamos 6ml  de la solución de hidróxido de sodio .1M y llego a un PH de 4.91, en la solución de cloruro de sodio al llegar a un PH de 7.58 al agregar una gota mas de la solución de hidróxido de sodio se disparo el PH a 9

CONCLUCION Y DISCUSIÓN

En esta practica lo que queríamos observar y entender como actuaba una sustancia amortiguadora y lo que pudimos observar fue que hay algunas que son bastante amortiguadoras ya que aunque le adiciones una base a un acido el PH no cambia mucho ba cambiando poco a poco y eso nos indica que la sustancia amortiguadora tiene la capacidad de aguantar a su base en el caso del acido.

Cuestionario

1.    ¿Por qué la disolución de NaCI no resiste la adición de mismo volumen de NaOH que el amortiguador de acetatos?  

Por que uno es una sal y el otro una base pueden actuar de la misma manera

2.    Mencione tres usos específicos de las disoluciones amortiguadoras en un campo de interés de su carrera.  

Son capaces de mantener de acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.

3.    ¿Qué entiende por capacidad amortiguadora?

Son aquellas soluciones cuya concentración de hidrogeniones varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes. El objeto de su empleo, tanto en técnicas de laboratorio como en la finalidad funcional del plasma, es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH

4. ¿Cuál de las siguientes bases sería más apropiada para preparar una disolución buffer de pH 9.0? Consulte el el apéndice H, los valores de pKa.

a)NH3 -5

b) C6H5NH2 (anilina) -4

c) H2NNa2 (hidrazina)-3

d) C5H5O (piridina) -2

e) H2NOH{hidroxilamina) -1

5. Con reacciones y basándose en el equilibrio químico explique cómo se amortigua el valor de pH en una disolución buffer, cuando se le adiciona una base fuerte a este sistema.

Con una acido o una base impedimos la variación de PH

BIBLIOGRAFIA

http://www.ehu.es/biomoleculas/buffers/buffer.htm (1)

Day R. A. underwood A. L 2009. QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA, 5ta edition. Pearson Educación, Ciudad de México (2)