PRACTICA 5 : NEUTRALIZACIÓN ACIDO-BASE. USO Y ELECCIÓN DE LOS INDICADORES.
PROFESORA: NORMA EDITH LOPEZ DIAS
ALUMNO. JONATHAN BARRETO URRUTIA
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.
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.
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 pKin 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
Na2CO3(ac)
+ 2HCl(ac) H2CO3(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
Na2CO3(ac)
+ HCl(ac)
HCO3(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.
