Guía Titulación Acido-base

FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES

LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL II

Alumno: ____________________________________________ Código: ___________

Alumno: _____________________________________________ Código: ___________

Prácti ca 6: TITULACIONES ACIDO–BASE Y DETERMINACION DE LA ACIDEZ DE UN PRODUCTO COMERCIAL

1. INTRODUCCIÓN

Los ácidos y bases son importantes en numerosos procesos químicos que se llevan a cabo a nuestro alrededor, desde procesos industriales hasta biológicos, desde reacciones en el laboratorio hasta las de nuestro ambiente. El tiempo necesario para que un objeto inmerso en agua se corroa, la capacidad de un ambiente acuático para la supervivencia de peces y vida vegetal, el destino de los contaminantes arrastrados del aire por la lluvia, e incluso la velocidad de las reacciones que conservan nuestra vida dependen en grado crítico de la acidez o basicidad de las disoluciones. De hecho, una enorme porción de la química se comprende en términos de reacciones ácido-base. Así por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl), que recibe el nombre clásico de “ácido del estómago”, es el ácido más importante ( 0.10 M) del jugo gástrico, la aspirina cuyo nombre químico es el ácido acetilsalicílico es empleada en la fabricación de medicamentos y el hidróxido de magnesio, es uno de los componentes principales de la leche de magnesia. La población de consumo actual se encuentra altamente sensibilizada de la necesidad de un control riguroso de los productos de consumo, con la finalidad de garantizar la calidad de los mismos. Para ello se llevan a cabo diferentes análisis cuyos resultados permiten definir si el producto cumple o no con las especificaciones de calidad establecidas. En el laboratorio de química es frecuente la necesidad de emplear disoluciones de concentración conocida con seguridad. Un ejemplo de aplicación de estas disoluciones son las valoraciones, en las que se utiliza una disolución de concentración conocida para determinar la concentración de otra disolución desconocida.

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OBJETIVOS:

1. Realizar una valoración ácido-base empleando los reactivos y materiales requeridos, y efectuando los cálculos correspondientes.

2. Aplicar los fundamentos y cálculos matemáticos asociados a una reacción ácido-base en la valoración de una muestra de vinagre (producto comercial).

3. Determinar el contenido (%p/p) de ácido acético presente en una muestra de vinagre y comparar el valor experimental con el dado por el profesor.

4. Identificar los instrumentos y materiales necesarios para llevar a cabo un procedimiento de titulación y realizar el montaje adecuado con los mismos.

2. CONSULTAS PRELIMINARES

2.1 En la titulación de 36,7 mL de una disolución de ácido clorhídrico se consumieron 43,2 mL de disolución valorada de hidróxido de sodio 0,236 N para neutralizarlo completamente. ¿Cuál es la normalidad del HCl? ¿Cuál es la masa de HCl empleada en la reacción?

2.2 En la titulación de 36,7 mL de una disolución de ácido sulfúrico se consumieron 43,2 mL de disolución valorada de hidróxido de sodio 0,236 N para neutralizarlo completamente. ¿Cuál es la normalidad del H2SO4? ¿Cuál es la masa de H2SO4 empleada en la reacción?

2.3 ¿Qué volumen de disolución de ácido acético 0,145 M neutralizaría por completo 21,58 mL de disolución de Ba(OH)2 0,105 M?

2.4 Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 si 15,72 mL de la disolución neutralizan 0,2040 g de Na2CO3.

2.5 ¿Cuál es la molaridad de una disolución de hidróxido de sodio, NaOH, si se necesitan 41,4 mL de esta disolución para reaccionar con 37,5 mL de disolución de ácido nítrico 0,0342 M según la siguiente reacción?

2.6 Estudie el capítulo 15: Ácidos y bases, del libro Química de Raymond Chang

2.7 Lleve a la práctica de laboratorio la ficha de seguridad de la fenolftaleína, hidróxido de sodio, ácido clorhídrico y ácido sulfúrico.

2.8 Estudie la presente guía antes del desarrollo de la práctica.

3. FUNDAMENTO TEÓRICO

3.1 Propiedades generales de ácidos y basesLos ácidos son compuestos que se ionizan en agua para formar iones H+ y las bases son compuestos que se ionizan en agua para formar iones OH-. En la Tabla 1 se presentan algunas propiedades de los ácidos y las bases

Tabla 1. Propiedades de ácidos y bases

Ácidos Bases

Tienen sabor agrio; por ejemplo, el sabor del vinagre se debe al ácido acético que contiene.

Tienen sabor amargo.

Ocasionan cambios de color en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color del papel tornasol de azul a rojo.

Se perciben resbaladizas; por ejemplo, los jabones que contienen bases, tienen esta propiedad.

Reaccionan con algunos metales, como zinc, magnesio o hierro para producir hidrógeno gaseoso.

Producen cambios de color en los colorantes vegetales; por ejemplo, cambian el color del papel tornasol de rojo a azul.

Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, como Na2CO3, CaCO3 y NaHCO3, para formar dióxido de carbono gaseoso.

Las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad.


Las disoluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad.

3.2 Ácidos y bases de Bronsted

El químico danés Johanes Bronsted (1932) propuso una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere que estén en disolución acuosa. De esta manera, un ácido de Bronsted se define como un donador de protones, y una base de Bronsted como un aceptor de protones. El ácido clorhídrico es un ácido de Bronsted puesto que dona un protón al agua:

HCl(ac)→H (ac)+¿+Cl(ac)

−¿¿ ¿

Considerando que el protón en el agua existe en forma hidratada, la ionización del ácido clorhídrico se debe expresar como:

HCl (ac )+H 2O(l)→H 3O+¿(ac)+Cl(ac)

−¿ ¿¿

Donde, el protón hidratado H 3O+¿¿

se denomina ion hidronio. Esta ecuación indica una reacción en la cual un ácido de Bronsted (HCl) dona un protón a una base de Bronsted (H2O).

Un ácido monoprótico es aquel que libera un ion hidrógeno en la ionización; un ácido diprótico es el que produce dos iones H+ durante la ionización, en diferentes etapas, y un ácido triprótico, el que genera tres iones H+. El hidróxido de sodio es una base fuerte, por lo cual en disolución acuosa está completamente ionizado:

NaOH (s ) H 2O→

Na+¿(ac)+OH−¿(ac)¿ ¿

El ion OH- puede aceptar un protón de la siguiente forma:

H+¿(ac)+OH−¿(ac)→H2O (l)¿ ¿

Por lo tanto, el ion OH- es una base Bronsted.

3.3 Neutralización ácido-base Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, que es un compuesto iónico formado por un catión distinto del H+ y un anión distinto del OH- u O2-, de la siguiente manera:

ácido+base→sal+agua

Uno de los ejemplos más conocidos de reacciones ácido-base, es la obtención de NaCl (sal de mesa) mediante la reacción:

HCl (ac )+NaOH (ac )→NaCl (ac )+H 2O(l)


Si en esta reacción se inicia con cantidades molares iguales del ácido y de la base, al final de la reacción se tendría únicamente una sal y no habría ácido o base remanente, lo cual es una característica de las reacciones de neutralización ácido-base.

3.4 Cálculos en reacciones ácido-base en medio acuoso La proporción de reacción es el número relativo de moles de reactivos y productos que se indican en una ecuación balanceada, de tal forma, que en muchos casos, una mol de ácido reacciona con una mol de base para neutralizarse.

HCl(ac)+NaOH (ac)→NaCl (ac )+H 2O (l)

HNO3 (ac )+KOH (ac )→KNO3 (ac )+H 2O(l)

En las dos ecuaciones anteriores se observa que los ácidos sólo tienen un hidrógeno ácido por unidad formular y las bases solamente tienen un ion hidróxido por unidad formular, de tal modo que una unidad formular de base reacciona con una unidad formular de ácido, es decir que una mol de cada ácido reacciona con una mol de cada base. Sin embargo, en otros casos se necesita más de una mol de base o de ácido para la neutralización, como se indica en las siguientes ecuaciones balanceadas:

H 2SO4 (ac )+2NaOH (ac )→Na2SO4 (ac )+2H 2O(l)

2HCl (ac )+Ca(OH )2 (ac )→CaCl2 (ac )+2H 2O( l)

Es común expresar el volumen de disolución en mililitros (mL) en vez de litros (L); de igual forma, se puede expresar la cantidad de soluto en milimoles (mmol) en lugar de moles, considerando que una milimol es 1/1000 de una mol, de esta manera, la molaridad también se puede expresar en milimoles de soluto sobre mililitro de disolución:

Molaridad=milimoles desoluto (mmol)mililitros dedisolución(mL )

Ec .1

Considerando los volúmenes y concentraciones de uso común en los experimentos de laboratorio, es más conveniente resolver problemas en términos de milimoles y mililitros en vez de moles y litros. Por lo anterior, es importante tener en cuenta que la proporción de reacción que se obtenga a partir de cualquier ecuación química balanceada es exactamente igual ya sea que se expresen todas las cantidades en moles o milimoles. Una de las unidades de concentración más empleada en los cálculos de reacciones de neutralización ácido-base, es la normalidad (N), la cual se define como el número de equivalentes de soluto por litro de disolución y se expresa como:


Normalidad=número deequivalentesde soluto (eq)númerod elitros dedisolución(L)

Ec .2

Las unidades de la normalidad son número de equivalentes/L. El número de equivalentes de soluto se calcula de la siguiente manera:

Númerode equivalentes=gramos desoluto (g)

masa equivalente del soluto ( geq

)Ec .3

La masa equivalente de soluto se obtiene mediante las siguientes expresiones dependiendo de la naturaleza ácida o básica del soluto:

Solutos ácidos:

Masa equivalente del soluto=masamolecular del soluto (g)número de iones H+¿Ec .4¿

Solutos básicos:

Masa equivalente del soluto=masamolecular del soluto (g)númerode ionesOH−¿Ec .5¿

Tabla 1. Masa equivalente de algunos ácidos y bases

Ácidos o Bases Nombre químico Fórmula química

Masa equivalente (g)

Ácidos

Acido fuertes

Ácido clorhídrico HCl 36,46

Acido bromhídrico HBr 80,91

Acido yodhídrico HI 127,91

Ácido nítrico HNO3 63,02

Ácido sulfúrico H 2SO4 49,04

Acido perclórico HClO4 100,46

Acido débil

Ácido fluorhídrico HF 20,01

Acido nitroso HNO 2 47,02

Ácido fosfórico H3PO4 32,66

Ácido acético CH3COOH 60,05

Bases Base fuerte Hidróxido de sodio NaOH 40,00

Hidróxido de bario Ba(OH)2 85,66


Base débil

Hidróxido de calcio Ca(OH) 2 37,05

Hidróxido de magnesio Mg(OH) 2 29,16

Hidróxido de zinc Zn(OH)2 49,70

Hidróxido de aluminio Al(OH)3 26,00

En el caso de la normalidad también se puede expresar la cantidad de soluto en miliequivalentes (meq) y el volumen de la disolución en mililitros (mL), de tal forma que la expresión se transforma en:

Normalidad=número demiliequivalentes de soluto (meq)número demililitros dedisolución(mL)

A continuación se presentan algunos ejemplos en los que se emplea la normalidad como unidad de concentración.

Ejemplo 1.

¿Cuál es la normalidad de una disolución acuosa de hidróxido de calcio preparada a partir de 0,0741 g de Ca(OH)2 disueltos en 1 litro de disolución?. Aplicando la ecuación 3 se tiene:

Númerode equivalentes= 0,0741 g37,05g /eq

=0,0020eq

Para obtener la normalidad se aplica la ecuación 2, así:

Normalidad=0,0020eq1,00 L

=0,00200N

Ejemplo 2.

¿Cuál es la normalidad de una disolución acuosa de ácido clorhídrico preparada a partir de 0,110 g de HCI disueltos en 1 litro de disolución? Aplicando la ecuación 3 se tiene:

Númerode equivalentes= 0,110 g36,46 g/eq

=0,00302eq

Para obtener la normalidad se aplica la ecuación 2, así:

Normalidad=0,00302eq1,00 L

=0,00302N


3.5 Valoraciones ácido-base

En una valoración ácido-base, se toma una cantidad determinada del ácido o de la base de concentración desconocida y se hace reaccionar completamente con una disolución de base o ácido de concentración conocida. Como se sabe que la reacción se produce con una determinada estequiometría, se puede calcular el número de equivalentes presentes en la muestra problema, y a partir de ahí la concentración de la misma. Este proceso recibe el nombre de titulación. La titulación se define como el proceso en el cual una disolución de un reactivo, el titulante, se agrega con cuidado a una disolución de otro reactivo y se mide el volumen de titulante que se necesita para que la reacción sea completa. Por ejemplo, se quiere valorar una disolución de un ácido monoprótico HA de concentración desconocida (NA) y para ello se va a emplear una disolución de NaOH de concentración conocida NB. La reacción que se presenta es:

HA+NaOH→A−¿+Na+¿+H 2O ¿ ¿

Se toma un volumen conocido de la disolución del ácido VA, que se transfiere a un erlenmeyer, y se añade gradualmente disolución de NaOH, empleando una bureta, hasta que se produzca la neutralización del ácido presente en el erlenmeyer, esto es, hasta que se alcance el punto de equivalencia, que corresponde al punto en el que han reaccionado las cantidades equivalentes, en términos estequiométricos, del ácido y de la base. En este momento se han añadido tantos equivalentes de base como equivalentes de ácido presentes en la disolución, es decir:

V AN A=V BN BEc .6

VB es el volumen de disolución de base que se ha adicionado, medido en la bureta, por lo que se puede resolver la ecuación, así:

N A=V BNB

V A

Ejemplo 3.

¿Qué normalidad tiene una disolución de HCl, si 20,0 mL de esta disolución se neutralizan con 30,0 mL de una disolución 0,00200 N de Ca(OH)2? La reacción entre el ácido y la base es la siguiente:

2HCl (ac )+Ca (OH )2¿¿ (ac )→CaCl2 (ac )+2H 2O (l)

Como:

Númerode equivalentesdel acido (HCl )=Númerodeequivalentesde labase ¿

Se aplica la ecuación 6:


N HCl=V Ca (OH ) 2N BCa (OH ) 2

V HCl

N HCl=30,0mL×0,00200N

20,0mL

N HCl=0,003003.6 Titulaciones e indicadores del punto final de la valoración

3.6.1 Técnica de Titulación o Valoración Es una técnica mediante la cual con la medición del volumen de una disolución de concentración exactamente conocida (disolución standard o patrón), se llega a determinar la concentración de otra sustancia de concentración desconocida, pero que reacciona cuantitativamente con la anterior. ¿Cómo se sabe cuándo detener una titulación, es decir, en que momento la reacción química entre el ácido y la base llegó a ser completa o se ha alcanzado el punto de equivalencia? Es importante mencionar que el punto de equivalencia de una reacción de valoración no se puede determinar experimentalmente con exactitud ya que siempre hay errores asociados; el punto de equivalencia es un punto teórico. El punto que se determina experimentalmente se conoce como punto final de una valoración o titulación. Una valoración bien hecha es aquella en la que la diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia es mínima, es decir, el error de valoración es mínimo.

3.6.2 Punto de equivalencia y punto Final El instante en el cual la reacción química ha llegado a su término se llama Punto de equivalencia, es decir, los moles o equivalentes de los compuestos titulantes o valorantes son iguales a los moles de la sustancia que se está titulando o valorando. Este es un punto teórico. La evidencia física del punto de equivalencia se llama Punto final, que corresponde al instante en el cual el indicador cambia de color. Se debe registrar el volumen cuando esto ocurre. La diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia se denomina error de valoración.

3.6.3 Métodos para determinar el punto final

Los dos métodos más importantes para determinar el punto final son la potenciometría, con medidores de pH, y los indicadores visuales ácido-base, que es el método que se empleará en esta práctica. Los indicadores ácido-base son sustancias seleccionadas en función de que presentan un cambio de propiedad, fácilmente observable, en el punto de equivalencia de la valoración. La propiedad más fácilmente observable es el color, por lo que la mayoría de los indicadores ácido-base son colorantes que cambian de color en torno al punto de equivalencia. Además, un indicador ácido-base es una sustancia que puede existir en formas distintas, con colores diferentes que dependen de la concentración de H+ en la disolución. Uno de los indicadores más empleados es la fenolftaleína, que es incolora en disolución para pH inferiores a 8, y rosa (violeta rojiza) a partir de pH=10. En la Figura 1 se indica el cambio estructural que explica el cambio de color en este caso.


Figura 1. Reacción de la fenolftaleína con NaOH a pH= 8-10

En las titulaciones en las que una base se agrega a un ácido se emplea fenolftaleína como indicador. Por lo anterior, puede deducirse que existe un intervalo de viraje propio para cada indicador (8-10 para fenolftaleína). Para explicar ese intervalo de viraje es necesario considerar la naturaleza de los indicadores ácido-base, que son ácidos o bases débiles que se caracterizan por poseer diferente coloración en las formas disociada In y sin disociar HIn. Ambas formas se encuentran en equilibrio regido por la correspondiente constante de disociación Ki.

HIn↔H+¿+¿−¿¿ ¿

Ki=¿¿

De esta manera, la relación de concentraciones de ambas formas depende de Ki y del pH del medio. Normalmente, el color propio de una forma se percibe claramente cuando la concentración de esa forma es 10 veces superior a la otra. Tomando logaritmos y cambiando de signo se deduce que se verá el color de la forma disociada cuando el pH de la disolución es >pKi + 1, y el color de la forma sin disociar cuandoel pH es < pKi – 1. De esta manera, queda definido el intervalo de viraje pK i – 1, pKi + 1, que depende de la naturaleza del indicador.

El hecho de que cada indicador tenga su propio intervalo de viraje significa que es necesario seleccionar el adecuado para cada valoración. Una condición necesaria es que el intervalo de viraje coincida en lo posible con el pH del punto de equivalencia.

3.7 Generalidades del vinagre y determinación del contenido de ácido acético en el mismo

El vinagre es una disolución de diferentes tipos de ácidos volátiles y fijos (acético, tartárico, citramálico, láctico, cítrico, etc.), sulfatos, cloruros, cobre, dióxido de azufre, etc. Para promocionar la venta del producto, a los vinagres comerciales se les agrega, también, colorantes artificiales que les proporciona un atrayente color acaramelado. Uno de los análisis de calidad realizados al vinagre es la determinación de la acidez total (o grado acético), la cual se define como la totalidad de los ácidos volátiles y fijos que contiene el vinagre, expresada en gramos de ácido acético por 100 mL de vinagre. Es decir, que para determinar la acidez total de un vinagre se obtiene la proporción equivalente de ácido acético que contiene.


Es posible determinar la concentración de ácido acético en una muestra de vinagre mediante la valoración de ésta con una disolución de hidróxido de sodio de concentración conocida, como se indica en la ecuación 8 (ácido-base).

CH 3COOH+NaOH↔CH 3COO−¿+Na+¿+H 2O Ec. 8¿ ¿

Puesto que 1 mol de ácido acético (AcH) reacciona con 1 mol de hidróxido de sodio (NaOH), en el punto de equivalencia la cantidad de moles de NaOH deben ser iguales a la cantidad de ácido acético contenido en la muestra. En la valoración de un ácido débil (como el acético) con una base fuerte (como el hidróxido de sodio), antes de llegar al punto de equivalencia, en la disolución coexistirán moléculas sin disociar de ácido acético y iones acetato, y la disolución se comportará como una disolución amortiguadora. En el punto de equivalencia, la disolución tendrá sólo acetato de sodio, que en medio acuoso se hidroliza según la ecuación:

CH 3COO−¿+H 2O↔CH3COOH+OH−¿ Ec .10¿ ¿

Es decir, que en el punto de equivalencia la disolución será básica y, por lo tanto, para detectar el punto final de esta valoración hay que elegir un indicador que cambie de color a pH alto, como por ejemplo, la fenolftaleína.

4. SEGURIDAD DURANTE LA PRÁCTICA


4.1 Normas de seguridad:

El estudiante debe referirse al manual de normas de seguridad.

4.2 Equipos de protección personal:

Usar durante todo el desarrollo de la práctica los siguientes elementos de seguridad:

Bata de laboratorio.

Guantes de nitrilo.

Gafas de seguridad.

Mantener los elementos personales de seguridad identificados y en buen estado. Está prohibido su

intercambio con los demás compañeros de laboratorio.

4.3 Manejo de residuos químicos:

Tanto por razones de seguridad como por respeto al medio ambiente, es importante disponer los residuos generados en las prácticas del laboratorio de química en forma adecuada. Por ello el estudiante debe:

1. Emplear los recipientes destinados para eliminar los residuos o desechos de laboratorio, los cuales están debidamente identificados según el tipo de sustancia a desechar.

2. Verter únicamente los residuos en el recipiente correspondiente para evitar reacciones no controladas y potencialmente peligrosas.

No arrojar por el desagüe los desechos o residuos químicos obtenidos durante el desarrollo de la

5. PROCEDIMIENTO

5.1 MATERIALES

Tabla 1. Listado de materiales necesarios para el desarrollo de la práctica por pareja:

ITEM DESCRIPCION DEL ITEM CANTIDAD U.M. OBSERVACIONES Matraces aforados de 1000 mL 2

Matraces aforados de 250 mL 2

Vasos de precipitados de 50 mL 3

Vaso de precipitado de 100 mL 1

Erlenmeyer de 125 mL 1

Bureta de 25 mL 1

Frasco gotero 1

Pipeta aforada de 5,00 mL 1

Propipeta 1

Pinza para bureta 1

Magneto 1 Soporte universal 1Cinta de enmascarar 1Frasco lavador 1

5.2 REACTIVOS

Tabla 2. Listado de reactivos necesarios para el desarrollo de la práctica por pareja:

ITEM DESCRIPCION DEL ITEM CANTIDAD U.M. OBSERVACIONES


4.1 Normas de seguridad:

El estudiante debe referirse al manual de normas de seguridad.

4.2 Equipos de protección personal:

Usar durante todo el desarrollo de la práctica los siguientes elementos de seguridad:

Bata de laboratorio.

Guantes de nitrilo.

Gafas de seguridad.

Mantener los elementos personales de seguridad identificados y en buen estado. Está prohibido su

intercambio con los demás compañeros de laboratorio.

4.3 Manejo de residuos químicos:

Tanto por razones de seguridad como por respeto al medio ambiente, es importante disponer los residuos generados en las prácticas del laboratorio de química en forma adecuada. Por ello el estudiante debe:

1. Emplear los recipientes destinados para eliminar los residuos o desechos de laboratorio, los cuales están debidamente identificados según el tipo de sustancia a desechar.

2. Verter únicamente los residuos en el recipiente correspondiente para evitar reacciones no controladas y potencialmente peligrosas.

No arrojar por el desagüe los desechos o residuos químicos obtenidos durante el desarrollo de la

5.3 EQUIPOS

Tabla 3. Listado de equipos necesarios para el desarrollo de la práctica por pareja:

ITEM DESCRIPCION DEL ITEM CANTIDAD U.M. OBSERVACIONES Balanza de precisión 1

Plancha de calentamiento con agitación magnética 1

5.4 SOLUCIONES

Tabla 4. Listado de soluciones que requieren estar listas para el día de la práctica:

ITEM DESCRIPCION DEL ITEM CANTIDAD U.M. OBSERVACIONES Hidróxido de sodio 0,1 M 50 mL Hidróxido de sodio 0,250 M 50 mL Ácido clorhídrico 0,1 M 20 mL Ácido sulfúrico 0,1 M 20 mL Fenolftaleína al 1% 20 mL Vinagre 20 mL

5.5 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

5.5.1 VALORACION DE DISOLUCIONES DE HCl CON NaOH 0,100 N

5.5.1.1 Con una pipeta aforada, mida una alícuota de 5,00 mL de la disolución acuosa de HCl identificada con la letra A y transfiérala al erlenmeyer de 125 mL.

5.5.1.2 Adicione 10 mL de agua destilada al erlenmeyer e introduzca el magneto dentro del mismo. 5.5.1.3 Verifique que la bureta de 25,0 mL esté limpia y que la llave de la misma funciona

correctamente. 5.5.1.4 Purgue la bureta con una pequeña cantidad de la disolución acuosa de NaOH 0,100 N y

deseche esta cantidad. 5.5.1.5 Deposite el desecho en el recipiente de residuos correspondiente.


Durante el llenado de la bureta:

5.5.1.6 Verifique que la llave de la bureta está cerrada. 5.5.1.7 Llene la bureta con disolución de NaOH 0,100 N (disolución valorante) por encima de cero. 5.5.1.8 Compruebe que no hay burbujas de aire en su interior. 5.5.1.9 Deje que drene lentamente disolución hasta verificar que la parte inferior de la bureta, por

debajo de la llave, está llena. 5.5.1.10 Enrase la bureta con la disolución a cero y registre en su cuaderno de laboratorio, el

volumen inicial de NaOH 0,100 N. 5.5.1.11 Sujete la bureta que contiene la disolución valorante al soporte universal utilizando la

pinza para bureta. 5.5.1.12 Ubique la plancha de calentamiento y agitación magnética debajo de la bureta. 5.5.1.13 Ponga sobre la plancha el erlenmeyer que contiene los 5,00 mL de disolución de HCl

(incluyendo el magneto). 5.5.1.14 Adicione 3 gotas de la disolución de fenolftaleína (indicador). 5.5.1.15 Prenda la plancha y con el botón que controla el sistema de agitación, programe una

agitación suave y constante de la disolución y registre el color de la disolución en su cuaderno de laboratorio.

Durante la valoración:

5.5.1.16 Verifique que la punta de la bureta está dentro del erlenmeyer de valoración pero no está en contacto con la disolución a valorar.

5.5.1.17 Vierta poco a poco la disolución valorante (NaOH 0,100 N), controlando su flujo con la llave de la bureta y verificando que haya una agitación continua del contenido del erlenmeyer, con el fin de asegurar la mezcla y rápida reacción de los reactivos.

5.5.1.18 Adicione el valorante gota a gota hasta que se produzca el viraje (primera gota en exceso) de la disolución a un color rosa o violeta rojizo, el cual debe persistir por lo menos 15 segundos, sin detener la agitación.

5.5.1.19 En su cuaderno de laboratorio, registre el volumen final de la disolución de NaOH 0,100 N, midiendo en la escala de la bureta, comprobando la verticalidad de la misma, evitando el error de ángulo y sin perder precisión.

5.5.1.20 Recuerde que la escala va de arriba hacia abajo y tenga cuidado de no dejar caer el líquido contenido en la parte no graduada de la bureta.

5.5.1.21 Registre el color de la disolución después de la valoración. 5.5.1.22 Repita el mismo procedimiento empleando la disolución acuosa de H2SO4 identificada

como B y registre los resultados. 5.5.1.23 Registre el volumen de la alícuota de la disolución de H2SO4 empleada, el volumen de

NaOH 0,100 N consumido en la valoración y la concentración de la disolución de NaOH. 5.5.1.24 Calcule la concentración de cada una de las disoluciones acuosas de HCl y H2SO4

valoradas y registre el resultado. 5.5.1.25 Presente el cálculo realizado. 5.5.1.26 Reporte el resultado con las cifras significativas apropiadas. 5.5.1.27 Al finalizar la práctica, desocupe la bureta, lávela con agua potable y posteriormente

enjuáguela con agua destilada y déjela escurrir colocándola boca abajo en el soporte.


5.5.2 VALORACION DE UNA MUESTRA DE VINAGRE CON NaOH 0,250 M

5.5.2.1 Pese el erlenmeyer de 125 mL en la balanza de precisión de ± 0.01 g y registre su masa en el cuaderno de laboratorio.

5.5.2.2 Con una pipeta aforada, mida una alícuota de 5,00 mL de vinagre y transfiérala al erlenmeyer de 125 mL.

5.5.2.3 Pese el erlenmeyer de 125 mL que contiene la alícuota de vinagre y registre su masa en la Tabla Calcule la masa de vinagre correspondiente a los 5,00 mL, regístrela con las cifras significativas apropiadas y presente la muestra de cálculo correspondiente.

5.5.2.4 Después de pesar la muestra de los 5,00 mL del vinagre en el erlenmeyer, adicione aproximadamente 25 mL de agua destilada.

5.5.2.5 Introduzca el magneto dentro del erlenmeyer. 5.5.2.6 Verifique que la bureta de 25,0 mL esté limpia y que la llave de la misma funciona

correctamente. 5.5.2.7 Purgue la bureta con una pequeña cantidad de la disolución acuosa de NaOH 0,250 M, para

ello verifique que la llave esté cerrada, adicione unos 2 mL de la disolución de NaOH 0,250 M (valorante), gire la bureta en posición horizontal de tal forma que se impregne toda la superficie interior de la bureta, deseche esta cantidad y deposite el desecho en el recipiente de residuos correspondiente. Este procedimiento se realiza para eliminar los posibles residuos de agua que puede contener la bureta, lo que traería como consecuencia un cambio en la concentración de la disolución de NaOH conllevando a la alteración de los cálculos y resultados del contenido de ácido acético.

5.5.2.8 Para el llenado de la bureta con la disolución acuosa de NaOH 0,250 M y la valoración de la muestra de vinagre, realice el mismo procedimiento empleando en la valoración de las muestras de las disoluciones de HCl.

5.5.2.9 Registre las observaciones y los datos obtenidos durante la valoración de la muestra de vinagre.

5.5.2.10 Registre el volumen de la alícuota de la muestra de vinagre empleada, el volumen de NaOH 0,250 M consumido en la valoración y la concentración de la disolución de NaOH.

5.5.2.11 Calcule los moles de NaOH empleando la siguiente expresión y registre el resultado. 5.5.2.12 Presente una muestra de cálculo. Reporte el resultado con las cifras significativas

apropiadas.

5.6 PAUTAS PARA EL ANÁLISIS DE RESULTADOS

5.6.1 Escriba las reacciones químicas de neutralización que se presentan en la valoración realizada durante la práctica de las disoluciones de HCl, H2SO4 y de la muestra de vinagre. Incluya la reacción del indicador con el NaOH. En cada reacción, mencione los nombres de los reactantes y productos.

5.6.2 Explique, ¿por qué la fenolftaleína es un indicador adecuado para la valoración de las disoluciones de HCl y H2SO4 con la disolución de NaOH?.

5.6.3 En la valoración del HCl y el H2SO4 se midió una alícuota de 5,00 mL de cada una de las disoluciones, la cual se transfirió al erlenmeyer de 125 mL y sobre ésta se adicionó posteriormente 10 mL de agua destilada. Explique si la adición de esta agua, ¿influye en el resultado de la valoración?

5.6.4 Mencione dos posibles causas de error que pueden influir en la exactitud del resultado de la valoración de las disoluciones de HCl y H2SO4. 5.6.5 Compare el resultado obtenido del porcentaje (%p/p) de ácido acético obtenido a partir de la valoración de la muestra de vinagre, con el valor teórico que es 4,40 %. Mencione una posible causa de error que puede influir en la exactitud del resultado de la valoración de la muestra de vinagre.


6. BIBLIOGRAFÍA

6.1 J. Martínez, A. Narros, Ma M. de la Fuente, F. Pozas y V. Díaz, “Experimentación en Química General”, Thomson, Madrid, 2006, pp. 63 – 70. K.

6.2 Whitten, R. Davis, M. L. Peck y G. Stanley, “Química”, 8ª edición, Cengage Learning Editores S.A.,

México D. F., 2008, pp. 374-383. 6.3 R. Chang, “Química”, 9ª edición, McGraw-Hill Interamericana, México D. F., 2007, pp. 127131. 6.4 http://www.juntadeandalucia.es/averroes/iesgaviota/fisiqui/practicasq/node10.html 6.5 http://www.google.com.co/search?hl=es&q=determinacion+de+acidez+del+vinagre&btnG=Buscar&meta=lr%3Dlang 6.6 http://www.fichasdeseguridad.com

Elaborado por:

Profesores: Julieth Abadía, e-mail: [email protected]

Sandra Gaitán, e-mail: [email protected] UU Carolina Mora, e-mail: [email protected]

Fecha: Julio 2009.

Corregido por:

Profesores: Alejandra Pérez, e-mail: [email protected]

Fecha: Julio 2015


http://www.google.com.co/search?hl=es&q=determinacion+de+acidez+del+vinagre&btnG=Bus%09%20

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