TITULACIÓN ÁCIDO – BASE

PRESENTADO POR:

ANDRES ARDILA MARTÍNEZ

DAYANA QUINTERO SÁNCHEZ

MARCO LUIS SALDAÑA

STEFFANNY SÁNCHEZ PORTILLO

PRESENTADO A:

ÁLVARO HERNÁN CHARRY.

BIÓLOGO – QUÍMICO

UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR (SECCIONAL AGUACHICA)

INGENIERÍAS Y TECNOLOGÍAS

INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL (1 SEMESTRE) NOCTURNA

2015

INTRODUCCIÓN

La técnica de valoración o titulación consiste en medir el volumen de una solución de concentración exactamente conocida (solución estándar) que reacciona cuantitativamente con un volumen determinado de la solución de concentración desconocida a la cual se le desea determinar la concentración exacta. Una reacción ácido-base termina cuando ocurre una completa neutralización. En este punto llamado Punto de Equivalencia los moles de la base reaccionan completamente con los moles del ácido. Un método para visualizar el término de la reacción es mediante el uso de indicadores ácido- base que son sustancias que presentan color diferente en medios ácido y básico. Por ello se puede observar el desarrollo de una titulación a través del cambio de color de un indicador. Ejemplos de indicadores son: Azul de timol, Rojo de metilo, Fenolftaleína. Para realizar una titulación se debe conocer exactamente la concentración utilizada del agente titulante y para esto se hace una estandarización del titulante ya sea acido o base. Esto se realiza en un proceso de valoración donde la cantidad de una sustancia en disolución se determina a partir de la cantidad consumida de un reactivo patrón. Las condiciones mínimas de este patrón es que este sea un compuesto de alta pureza ya que este se toma como referencia.

OBJETIVOS

1. Objetivo general.

1.1. Conocer la técnica de titulación ácido-base y su aplicación en el análisis volumétrico.

2. Objetivos específicos.2.1. Desarrollar habilidades y destrezas en los procesos de titulación

ácido-base. 2.2. Aprender experimentalmente el uso de indicadores2.3. Determinar el volumen promedio de hidróxido de sodio gastado en la

titulación.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Ácidos y bases:

Antecedentes: Las ácidos y las bases son tan comunes dentro de nuestro quehacer que no nos damos cuenta de su existencia, entre ellas se pueden encontrar la aspirina y la leche magnesia, ácido acetilsalicílico e hidróxido de magnesio respectivamente.

Propiedades generales de los ácidos y bases:

ÁCIDOS: Un ácido es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un menor que 7. Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético, y el ácido sulfúrico. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.

Las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácida y se puede decir:

Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.

Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.

Producen quemaduras de la piel. Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas, Ocasionan cambio de color en pigmentos vegetales. Reaccionan con ciertos metales y producen gas hidrogeno. Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos. Reaccionan con bases para formar una sal más agua

BASES: Una base es, en primera aproximación (según Arrhenius), cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al medio.

Tienen sabor amargo. Son resbaladizas. No reaccionan con los metales. Azulean el papel de tornasol. Reaccionan con los ácidos (neutralizándolos). La mayoría son irritantes para la piel.

Ocasionan cambio de color en pigmentos vegetales. Las disoluciones de bases conducen electricidad.

Neutralización Ácido-base: Es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, la cual es un compuesto iónico formado por un catión distinto del H+ y un anión distinto de OH- .Entonces: Ej: Acido + base sal + agua Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa.

Fenolftaleína:La fenolftaleína es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico. Es un líquido blanco o incoloro; sus cristales son incoloros y es insoluble en hexano sólido. Tiene un punto de fusión de 4° C. Se utiliza como indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna color rosa.El cambio de color está dado por las siguientes ecuaciones químicas:

De medio neutro a medio básico: H2Fenolftaleína + 2 OH- ↔ Fenolftaleína2- + 2 H2O Incoloro → Rosa

De medio básico a medio muy básico: Fenolftaleína2- + OH- ↔ Fenolftaleína (OH)3- Rosa → Incoloro

De medio básico a medio neutro o ácido: Fenolftaleína2- + 2 H+ ↔ H2Fenolftaleína Rosa → Incoloro

De medio neutro o ácido a medio muy ácido: H2Fenolftaleína + H+ ↔ H3Fenolftaleína+ Incoloro → Naranja

Se pueden presentar varios casos de valoración acido-base:

1. Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte: En el punto de equivalencia el pH es 7, se forma una sal que no sufre hidrólisis por lo que la solución es neutra, se puede utilizar cualquier indicador que vire en el intervalo 4-10: Fenolftaleína, tornasol, rojo de metilo.

2. Valoración de un acido débil con una base fuerte: En el punto de equivalencia se forma una sal con lo que la hidrólisis es básica. Se deberá utilizar un indicador que vire en la zona básica de pH > 7.

La fenolftaleína sería un indicador adecuado, pero no el anaranjado de metilo o el rojo de metilo.

3. Valoración de un ácido fuerte con una base débil: Opuesto al anterior, será necesario un indicador que vire en zona acida, se forma una sal donde la hidrólisis tiene carácter acido. El rojo de metilo o el anaranjado de metilo, serán indicadores adecuados, pero no la fenolftaleína).

Si se prepara una cantidad de ácido o base con una concentración conocida, se puede medir cuánta cantidad de la otra disolución se necesita para completar la reacción de neutralización, y a partir de ello determinar la concentración de dicha disolución.

MATERIALES Y EQUIPOS

Bureta de 25 ml

Soporte universal

Pinza para bureta

Dos Erlenmeyer de 150 ml

Dos pipetas de 10 ml

REACTIVOS

Ácido cítrico

Fenolftaleína

Solución de NaOH 0.1 N

Carbonato de sodio Na2CO3

Ácido clorhídrico HCl

Solución de vinagre blanco 5% p/v. (Proporcionada por los estudiantes)

PROCEDIMIENTO

1. Estandarización de una solución de NaOHEn un vidrio de reloj pese 0.2 g de una muestra de ácido cítrico y llévela a un vaso de precipitado de 250 ml, adicione agua destilada, agitando hasta que se disuelva todo el ácido. Lleve la solución hasta un volumen de 100 ml en un balón aforado (Recuerde que el ácido cítrico aporta 3 iones H+). Obtenga una alícuota de 10 ml de la solución y agréguele 4 gotas de Fenolftaleína y titule con la solución de NaOH a estandarizar hasta que la solución de ácido cítrico adquiera un color rosado pálido, coloración que debe durar por lo menos 30 segundos. Calcule la normalidad, el número de equivalentes y el peso en gramos del NaOH.

2. Estandarización de una solución de HClEn un vaso de 250 ml, pese 0.3 g de una muestra de Na2CO3 (carbonato de sodio), y llévela a un vaso de precipitado de 250 ml, adicione agua destilada, agitando hasta que se disuelva todo el carbonato de sodio. Lleve la solución hasta un volumen de 100 ml en un balón aforado. Obtenga una alícuota de 10 ml de la solución y agréguele 4 gotas de Fenolftaleina y titule con la solución de HCl a estandarizar, preparada en el experimento anterior hasta que la solución cambie de rojo a incolora. Calcule la normalidad, el número de equivalentes y el peso en gramos del HCl.

3. Determinación de ácido acético en vinagreMida con una pipeta o bureta un volumen de 10 ml de vinagre blanco, descárguelo en un balón aforado de 100 ml, afore con agua destilada, tape el balón y agite varias veces.Tome 10 ml de la solución anterior, transfiéralos a un vaso de 250 ml y adicione 4 gotas de Fenolftaleína. Seguidamente titule con la solución de NaOH estandarizada en la parte 5.1. Hasta que el color rosa del indicador persista por lo menos 30 segundos. Asuma que la densidad del vinagre es 1.01 g/ml y calcule la acidez del vinagre expresada en gramos de ácido acético por 100 ml de muestra.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

1. Determinación de ácido acético en vinagre

Preparación de una dilución previa Tomamos 10 ml de vinagre con una pipeta volumétricaLo vertimos en u balón aforado de 100 mlAgregamos agua destilada hasta completar aforo Agitamos varias veces

Para la titulación Tomamos una alícuota de 10 ml de la dilución preparada.Vertimos sobre un vaso precipitado limpio de 250 ml.Agregamos 4 gotas del indicador (en este caso fenolftaleína)

Proceso de titulación Titulamos agregamos gota agota sobre el vaso precipitado, mientras tanto fuimos agitando, la titulación termino cuando la muestra cambio a color rosa durante unos 30 segundos. Anotamos el volumen de NaOH gastado

La fórmula general para el cálculo es:

%( pv )CH3COOH=W gCH 3COOH

volumen (mL )Vinagre×100

Relación entre el peso de una determinada cantidad de ácido y el número

de equivalente o mili equivalentes de acidez total que genera el mismo

dicha relación es :

W gdeCH 3COO=¿demiliequivalentes de CH3COOH× peso de1miliequivalente delmismo

El método analítico para cuantificar el # de mili equivalentes es por

volumetría acido-base .En el punto de equivalencia se cumple que :

#meq de CH3COOH de un volumen Y de vinagre = # meq de NaOH en un volumen V de solución estandarizada gastado

el número de meq del VALORANTE se calcula a partir del concepto de

normalidad si N=a #meq /V(ml) entonces :

¿meq NaOH enunvolumenV gastado=V NaOH×N NaOH

Finalmente si reemplazamos la relación (4) en (3) y esta nueva relación se

reemplaza en (2) podemos obtener una fórmula de cálculo más general; es

decir ,en base a la relación (1) :

% ( pv )CH3COOH=V NaOH×N NaOH× Pesode1meqCH3COOH

volumen (mL )Vinagre×100

La ecuación de reacción del CH 3COOH y el NaOH es :

CH 3COOH+NaOH→CH 3COONa+H 2O

Específicamente:

CH 3COOH+OH−¿→CH3COO−¿+H2 O ¿¿

DETERMINACIÓN DEL PORCENTAJE DE ACIDEZ DEL VINAGRE

DATOS:

Volumen de vinagre = 10ml

Volumen de NaOH = 14.4 ml

PM NaOH = 60

Parámetro = 1

Hallamos el peso de 1 mEq-gr

PM❑ =

601

= 60 601000

= 0.06 mol

Determinamos el porcentaje de acidez del vinagre blanco

%( P/v) CH3OOH =VNaOH X NNaOH X peso de1mEq−gCH 3OOH

V (ml)vinagrex100

%( P/v) CH3OOH =VNaOH X NNaOH X peso de1mEq−gCH 3OOH

V (ml)vinagrex100

%( P/v) CH3COOH = (6.5)(0.1)(0.06)

1.5x 100 = 2,6

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

De acuerdo a los resultados obtenidos podemos decir que las soluciones patrón que se emplean en las titulaciones de neutralización pueden ser ácidos o bases fuertes como; el HCl o NaOH ya que reaccionan más completamente con el análisis de manera que se obtienen puntos finales más definidos como fue en este caso. Al hacer la valoración del hidróxido de sodio con la preparación de una solución de vinagre, donde se llevó acabo la titulación correspondiente a partir de los indicadores conocidos como fenolftaleína, esta es un compuesto orgánico que se utiliza como un indicador de PH que es incoloro en soluciones moderadamente acidas y en presencia de bases se torna color rosa durante 30 segundos, como fue en este caso ya que al estar en contacto el indicador de fenolftaleína con la solución hidróxido de sodio, que tomo una coloración rosa y al irle adicionando poco a poco disolución NaOH gastados para que la coloración cambiara de incoloro a rosa al alcanzar el punto final de la titulación es decir, al alcanzar el punto de neutralización de la solución.Comparamos los resultados obtenidos con otros dos grupos que realizaron el mismo procedimiento y observamos que por tan solo una gota se puede convertir en un ácido, así como les ocurrió a ellos, que en vez de convertirse un color rosa se convirtió en un color fucsia. De manera general de acuerdo al procedimiento realizado obtuvimos que en cada una de las diferentes determinaciones que se llevaron a cabo  las pautas de neutralización se alcanzaron a diferentes PH los cuales se vieron reflejados por un cambio de coloración en las soluciones preparadas.

CUETIONARIO

2. Calcule el peso equivalente del ácido cítrico y del carbonato de sodio.

Ácido cítrico= PE ácido cítrico 192.14/3 = 64.04 g Carbonato de sodio= Na2CO3 /2 = 106 / 2 = 53.00 g

3. Explique la diferencia que existe entre un estándar primario y una solución estándar.

Sustancia Patrón primario

Un patrón primario también llamado estándar primario es una sustanciautilizada en química como referencia al momento de hacer una valoración o estandarización. Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características:

1. Tienen composición conocida.

2. Deben tener elevada pureza.

3. Debe ser estable a temperatura ambiente.

4. Debe ser posible su secado en estufa.

5. No debe absorber gases. No debe reaccionar con los componentes del aire.

6. Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante.

7. Debe tener un peso equivalente grande.

Solución patrón primario

Es una solución de concentración exactamente conocida que se prepara a partir de una sustancia patrón primario

Ejemplos de patrones primarios

· Para estandarizar disoluciones de ácido: carbonato de sodio.

· Para estandarizar disoluciones de base: ftalato ácido de potasio

· Para estandarizar disoluciones de oxidante: hierro, óxido de arsénico (III)

· Para estandarizar disoluciones de reductor: dicromato de potasio,yodato de potasio, bromato de potasio. Solución Patrón secundario

Solución patrón secundario

El patrón secundario es llamado también disolución valorante o estándar secundario. Su nombre se debe a que en la mayoría de los casos se necesita del patrón primario para conocer su concentración exacta.

El patrón secundario debe poseer las siguientes características:

· Debe ser estable mientras se efectúe el período de análisis

· Debe reaccionar rápidamente con el analito

· La reacción entre la disolución valorante y el patrón primario debe ser completa,

· Debe existir un método para eliminar otras sustancias de la muestra que también pudieran reaccionar con la disolución valorante.

· Debe existir una ecuación ajustada o balanceada que describa la reacción.

Las valoraciones se clasifican por el tipo de objeto a analizar:

· Valoraciones ácido-base: basadas en la reacción de neutralización entre el analito y una disolución de ácido o base que sirve de referencia. Para determinar el punto final, usan un indicador de pH, un pH-metro, o un medidor de conductancia.

· Valoraciones redox: basadas en la reacción de oxidación-reducción oreacción redox entre el analito y una disolución de oxidante o reductor que sirve de referencia. Para determinar el punto final, usan un potenciómetro o un indicador redox aunque a veces o bien la sustancia a analizar o la disolución estándar de referencia tienen un color suficientemente intenso para que no sea necesario un indicador adicional.

· Valoraciones de formación de complejos o complexometrías: basadas en la reacción de formación de un complejo entre el analito y la sustancia valorante. El agente quelante EDTA es muy usado para titular iones metálicos en disolución. Estas valoraciones generalmente requieren indicadores especializados que forman complejos más débiles con el analito. Un ejemplo es Negro de Eriocromo T para valoración de iones calcio, magnesio o cobre (II).

· Valoraciones de precipitación: Son aquellas basadas en las reacciones de precipitación. Uno de los tipos más habituales son lasArgentometrías: precipitación de aniones como los halógenos ( F-, Cl-, Br-, I-) y el tiocianato (SCN-) con el ión plata. Ag+. Esta titulación está limitada por la falta de indicadores apropiados

CONCLUSIÓN

Se desarrollaron habilidades y destrezas en la determinación de la concentración de una sustancia por medio del método de titulación ácido-base.Para llevar a cabo una titulación lo más exacta posible es necesaria la repetición del procedimiento la mayor cantidad de veces posibles.Hay que plantear la ecuación química balanceada de la reacción para conocer la relación entre las moles de ácido y base que reaccionan.La muestra de ácido acético (CH3COOH) en vinagre es concentrada.

Los ácidos deben ser titulados con bases y las bases deben ser tituladas con ácidos, para que en ambos casos se llegue al punto de equivalencia.

BIBLIOGRAFÍA

https://apmine.files.wordpress.com/2011/06/informe-laboratorio-sustancia- c3a1cidas-y-bc3a1sicas.pdf

http://guayanaweb.ucab.edu.ve/tl_files/ingenieria_industrial/files/ laboratorios/Semana%206%20Titulacion.pdf

http://www.geocities.ws/chex88chex/analitica/TitulacionAcidoBase https://puraquimica.files.wordpress.com/2011/07/prc3a1tica-5-titulaciones-

c3a1cido-base.pdf

ANEXOS