DETERMINACION DE MUESTRAS ALCALINAS.

LAB.QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA (QMC 212) PRACTICA N° 8 TÍTULO: DETERMINACION DE MUESTRAS ALCALINAS. OBJETIVO:  Determinar la acidez de soluciones de Na2CO3 y NaOH con HCl OBJETIVOS ESPECIFICOS:  Normalizar las disoluciones para su concentración exacta.  Aplicar los principios de neutralización que rigen las reacciones acidobase.  Preparar una solución patrón de NaOH y HCl aproximadamente 0.1N y titularla para hallar su concentración exacta. FUNDAMENTO TEÓRICO: Determinación de acidez La acidez de una sustancia se puede determinar por métodos volumétricos. Ésta medición se realiza mediante una titulación, la cual implica siempre tres agentes o medios: el titulante, el titulado (o analito) y el indicador. Cuando un ácido y una base reaccionan, se produce una reacción; reacción que se puede observar con un indicador. Un ejemplo de indicador, y el más común, es la fenolftaleína (C20 H14 O4), que vira (cambia) de color a rosa cuando se encuentra presente una reacción ácido-base. El agente titulante es una base, y el agente titulado es el ácido o la sustancia que contiene el ácido. El procedimiento se realiza con un equipo de titulación que consiste en una bureta, un vaso de precipitado, un soporte universal y un anillo con su nuez. Se adicionan dos o tres gotas de fenolftaleína (o colorante) y se comienza a titular (dejar caer gota a gota del agente titulante sobre el titilado) hasta obtener un ligero vire a rosa (en el caso de la fenolftaleína) que dure 30 segundos cuando mínimo. Si es muy oscuro, la titulación ha fracasado. Se mide la cantidad de agente titulante gastado (o gasto de bureta) y se utiliza la normalidad de la sustancia. Se emplea entonces la siguiente fórmula: Donde GB = Gasto de bureta [se mide en] mL. N = Normalidad del agente titulante. L.L.T.S 1 Curvas de valoración L. Antiácido. Por ejemplo: el peso equivalente del HCl es 36. destapador de cañerías.T.  Ácido bórico (H3BO3). insecticida. Por ejemplo.LAB. azulejos. del ácido de muestra A = Alicuota en mL de muestra (titulada). Desengrasantes para pisos.  Bicarbonato de sodio (NaHCO3). Bases  Hidróxido de sodio (NaOH).  Ácido cítrico (H3C6H5O7).  Ácido clorhídrico (HCl).m. si queremos saber la acidez de ácido oleico utilizaremos hidróxido de potasio (KOH). El Peq de una ácido se calcula dividendo el Peso molecular entre el número de iones H+1. Antiséptico. De esa forma se puede determinar la acidez de cualquier sustancia.  Ácido fosfórico (H3PO4). Vinagre (conservante de alimentos). Sosa cáustica. azulejos. Aromatizante (sabor a limón). QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA (QMC 212) Peq = u.a) y solo tiene un ion H+1.m. o si vamos a determinar ácido láctico emplearemos hidróxido de sodio (NaOH).L. Removedor de óxido en aleaciones de hierro (fosfatizante). leudante químico. Ácidos y bases cotidianos Ejemplos de propiedades de acidez o alcalinidad en compuestos comunes:1 Ácidos  Ácido acético (CH3COOH). removedor de grasas  Amoníaco (NH3).a + Cl = 35 u.Removedor de sarro de cerámicas. Limpieza de horno. Los agentes titulantes a emplear varían según el ácido a determinar.S 2 . ya que su PM peso molecular es de 36 (H = 1 u. etc.m.a. etc. Ácido muriático . La fórmula determina la cantidad de gramos del ácido determinado por litro de muestra ( ) Si queremos obtener la acidez en función del porcentaje entonces el Peq lo dividiremos entre 100. En este caso.1. Por ejemplo. la curva de valoración será relativamente lisa. que cambia según la composición de las dos disoluciones). las curvas de valoración reflejan la fuerza del ácido y de la base correspondiente.L. Son visibles los dos puntos de equivalencia. En el caso de las valoraciones ácido-base. QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA (QMC 212) Una curva típica de valoración de un ácido diprótico. una amplia gama de indicadores sería apropiada (por ejemplo el tornasol.6 Violeta Azul de Amarillo 3.6 Azul L. pequeños cambios en el volumen del valorante producen cambios grandes del pH cerca del punto de equivalencia.T.0 . aunque muy escarpado para puntos cerca el punto de equivalencia de la valoración.6 Azul bromofenol Naranja de metilo Rojo 3.1 . y el otro es un ácido fuerte o una base fuerte. En este caso.0 . titulante o patrón. a 15 y 30 mL Las valoraciones se representan mediante curvas de valoración. titulado con una base fuerte.7. si uno de los componentes de una valoración ácido-base es un ácido débil o una base débil.S 3 . mientras la variable dependiente es la concentración del analito en la etapa correspondiente de valoración (en una valoración ácido-base es generalmente el pH de la disolución. la curva de valoración es claramente irregular cerca del punto de equivalencia (y el pH no cambia "tanto" con la adición de pequeños volúmenes de valorante).4 Amarillo Rojo de metilo Rojo 4. hidróxido de sodio.0 Azul Azul de Amarillo 6. la fenolftaleína o el azul de bromotimol). Por otro lado. Valoración ácido-base Color en medio Rango de cambio Color en medio Indicador ácido de color básico Violeta de metilo Amarillo 0. en las que suele representarse como variable independiente el volumen añadido de disolución estándar.LAB.0 .4.4 .8.4. ácido oxálico.6.2 Amarillo Tornasol Rojo 5. en una valoración de ácido fuerte con una base débil.0 .  Una valoración calorimétrica o titulación isotérmica usa el calor producido o consumido en la reacción para determinar el punto final.formando agua neutra.  Precipitación: Si se forma un sólido en la reacción. y luego precipita. Es un método importante en bioquímica. QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA (QMC 212) bromotimol Fenolftaleína Amarillo de alizarina Incolora 8. Por ejemplo. cuando los diferentes estados de oxidación de productos y reactivos poseen diferentes colores.LAB. Luego.10.  Indicador de pH o indicador ácido-base: Un indicador ácido-base (como la fenolftaleína) cambia de color dependiendo del pH del medio.S 4 . La conductancia total de la disolución depende también de los otros iones presentes en la disolución (como los contraiones). cuando el color cambia.  Indicador Redox.0 Rojo Medida del punto final de una titulación o valoración Hay diferentes métodos para determinar el punto final o punto de equivalencia:  Indicadores: Son sustancias que cambian de color en respuesta a un cambio químico. se ha alcanzado el punto final. Esto dificulta determinar con precisión el punto final.  Potenciómetro y dosificador de la marca Metrohm.que forma una sal muy insoluble.  Conductancia: La conductividad de una disolución depende de los iones presentes en ella.1 .0 Rosa Amarillo 10. Por ello. la disolución cambia de color sin presencia de indicador. Esto cambia la conductividad de la disolución. Una gota de disolución de indicador es añadida al principio de la titulación o valoración.3 . Durante muchas titulaciones. Es frecuente en valoraciones redox.T. L. durante una valoración ácido-base.L. No todos ellos contribuyen de igual manera a la conductividad que también dependerá de la movilidad de cada ion y de la concentración total de iones (fuerza iónica). por ejemplo.  Cambio de color: En algunas reacciones.12. a veces se prefiere hacer una titulación inversa. la conductividad cambia de modo significativo. como en la determinación de qué substratos se enlazan a las enzimas. los iones H+ y OH. AgCl. predecir el cambio en la conductividad es más difícil que medirla. Un ejemplo es la reacción entre Ag+ y Cl. H2O. Importancia de las reacciones de neutralización como técnicas de análisis Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo en análisis volumétrico y se conocen como valoraciones ácidobase.LAB. del latín pondus. n. n. por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido. QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA (QMC 212)  Titulación termométrica es una técnica muy versátil. que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O]+ presentes en determinadas disoluciones. sino que se mide la velocidad de cambio de la temperatura. La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final. etc. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose cationes hidronio. por lo que el pH es > 7. = hidrógeno). El álcali suele ser óxido.  Reacción de neutralización entre entre una base débil y un ácido débil. = potencia. potentia. hidróxido o un carbonato del grupo de los alcalinos. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose aniones hidróxido. Este término fue acuñado por el químico danés S. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pH-metro o la conductimetría. ‘potencial de hidrógeno’ o ‘potencial de hidrogeniones’ (pondus hydrogenii o potentia hydrogenii.T. por lo que el pH es < 7.S 5 . El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. como por ejemplo el amoniaco. Éstos desempeñan una función de bases fuertes. P. L.  Reacción de neutralización entre una base débil y un ácido fuerte. f.  Reacción de neutralización entre una base fuerte y un ácido débil.L. el azul de metileno. L. Alcalimetría La alcalimetría hace referencia a la manera de hallar el contenido de una solución alcalina o también de la determinación de la cantidad de álcali de una solución. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base. En este caso se puede usar una disolución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si las sustancias reaccionantes son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio). siendo bastante solubles en agua. Se diferencia de la anterior por el hecho de que no se determina un aumento o caída de temperatura como indicativo del punto final. Sørensen (1868-1939). azul de safranina. hydrogenium. La sigla significa ‘potencial hidrógeno’. = peso. Estas soluciones contienen. son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH. como especies predominantes. Son ácidas las disoluciones con pH menores que 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor.LAB. Solución búfer Diversas reacciones químicas que se generan en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante.T. QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA (QMC 212) quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo en base 10 (o el logaritmo del inverso) de la actividad de los iones hidrógeno. para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. el pH = 7 indica neutralidad de la disolución. Esto es: En disolución acuosa. Generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se generan agua y una sal.+ H+ Valoración 2HCl(dil) + Na2CO3(dil) → 2NaCl(dil) + H2CO3(dil) Dilución de base fuerte NaOH → Na+ + OHL.L.S 6 . de 0 a 14. un par ácido/base conjugado en concentraciones apreciables. la escala de pH varía. Las soluciones reguladoras. MATERIALES Y REACTIVOS: MATERIALES Bureta Matraz Erlenmeyer Espátula Matraz aforado Vaso de precipitado Soporte universal Piceta Varilla de vidrio Vidrio de reloj Pipeta graduada Probeta REACTIVOS Acido clorhídrico HCl Hidróxido de sodio NaOH Carbonato de sodio NaCO3 Naranja de metilo Fenolftaleína Agua destilada EQUIPOS Balanza REACCIONES: Dilución de ácido fuerte HCl(conc) + H2O →Cl. típicamente. porque hay más iones en la disolución) y alcalinas las de pH superiores a 7. Si el disolvente es agua. o búfer. La reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. LAB. QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA (QMC 212) Valoración NaOH(dil) + HCl(dil) → NaCl(dil) + H2O L.L.S 7 .T. 1N en 200ml y NaOH al 0.1N en 200ml valoracion de las soluciones de HCl y NaOH valoracion del HCl pesar NaCO3 disolver en 25ml de H2O añadir 2 gotas de naranja de metilo valorar con la solucion de HCl observar el cambio de coloracion valoracion de NaOH medir 25ml de la solucion de NaOH añadir dos gotas de fenolftalei na valorar con la solucion de HCl observar el cambio de coloracio n preparacion de la muestra medir 25ml de vinagre de manzana y aforar a 200ml determinac ion de la acidez colocar en la bureta la solucion de NaOH medir 25ml de la solucion de vinagre añadir H2O destilada poner dos gotas de fenolftaleina valorar con la solucion de NaOH observar el cambio de coloracion .1N en 200ml preparar soluciones de HCl al 0.1N en 200ml y NaOH al 0.determinacion de la acidez realizar los calculos quimicos para preparar HCl al 0.  La titulación por método volumétrico permite evaluar la concentración desconocida del ácido a través de la concentración ya conocida del estándar primario. También otra observación fue que no se contaba con suficiente NaOH por lo que tuvimos que empezar la valoración desde los 10ml en la bureta. esto fue a causa de la fenolftaleína. la cual cambio de color con la valoración de la solución de HCl demostrando un color más oscuro como guindo. La fenolftaleína reacciono al agregarle hidróxido de sodio en la sustancia. Y también se puede saber que tan acida o que tan básica es un solución  El estudio de las soluciones posee una gran importancia.  Para la valoración del HCl se observó la solución de NaCO3 (cristalino) que al poner la naranja de metilo se tornó de color naranja.  Conociendo la Normalidad y los centímetros cúbicos de solución a preparar se puede conocer los gramos de ácido o base necesarios para prepararlas. ya que se puede decir que es la base de la industria química.  Al final pudimos observar que el vinagre quedo de color rosa.  Finalmente se vio la valoración del vinagre de manzana que inicialmente presentaba una coloración medio amarillenta y que al final se pudo apreciar una coloración rosa. El punto final de la titulación es llamado punto de equilibrio que puede conocerse gracias a los indicadores.  En la valoración de NaOH se vio que al añadir a este la fenolftaleína cambio de cristalino a color fucsia el cual se fue decolorando con la valoración de la solución de HCl quedando finalmente incoloro. los cuales .OBSERVACIONES:  En cuanto a la preparación de las soluciones no hubo observaciones relevantes ya que las soluciones presentaron coloración cristalina. la fenolftaleína es un indicador de pH que en soluciones acidas permanece incolora pero en presencia de bases toma un color rosado. CONCLUSIONES:  Se logró determinar la concentración del HCl asi como la concentración del NaOH y la acidez del vinagre. Los ácidos orgánicos presentes por ejemplo en el vinagre de manzana son responsables del sabor. 9- Ácido rojo incoloro “Color neutro” anaranjado “Color neutro” rosado alcalino amarillo alcalino rojo 2) ¿Por qué se utilizan estos indicadores para determinar el punto final de cada una de las valoraciones? En realidad se usa el indicador según los rangos de viraje. y por lo tanto al punto final al punto de equivalencia de la neutralización. brillantes.5- Ácido Interval o de pH -8 . y para el HCl lo mismo se usó naranja de metilo por que este tiene un intervalo más o menos de 2. aroma. lo que nos muestra que las reacciones son verdaderas.    pueden variar sus concentraciones físicas dependiendo del tipo de solución presente. donde el disolvente es agua. según el pH del punto estereométrico de la neutralización el indicador que se debe usar para la base NaOH es fenolftaleína porque esta base es fuerte y tiene un intervalo entre 8. . En el caso del vinagre de concluyo que este se encontraba como acido y luego la coloración rosa demostró que lo llevamos a medio básico. Se pudo demostrar que con la ayuda de ciertos estándares primarios es más sencilla la valoración de las soluciones. ninguna de estas soluciones presento cambio de temperatura. estabilidad del alimento. Se aprendió a preparar soluciones con la misma concentración. CUESTIONARIO: 1) ¿buscar en la bibliografía el intervalo de viraje de la fenolftaleína y de anaranjado de metilo? Indicadores ácidos: Indicadores Anaranjado de metilo Indicadores básicos: Indicadores Fenolftaleína Interval o de pH 1-3.4. olor. ya que utilizando indicadores adecuados para cada solución facilita la titulación al observar el viraje. . Editora Géminis.47.com/2009/07/00022-como-hallarla-normalidad-de-una-solucion. Editorial Prentice Hall. Masterton y C. México.html o Cristóbal Valenzuela Calahorro (1995). Química la ciencia central. 300. Año 2005 .4.8- Azul de bromotimol Azul de timol Interval o de pH -3.3) ¿Se podrían utilizar otros indicadores acido base cuáles? Indicadores ácidos: Indicadores Verde de bromocresol Rojo de metilo -4. Química General: Introducción a la química teórica.6- Ácido alcalino amarillo azul alcalino amarillo “Color neutro” verde rojo amarillo azul azul BIBLIOGRAFÍA.8- Ácido -2-3.7. Panamá.6Indicadores básicos: amarillo “Color neutro” verde rojo anaranjado Indicadores Interval o de pH -6. Tercera Edición. Universidad de Salamanca.blogcindario. W. o BROWN Theodore.L. Novena edición 2004.A.Laura Gassos Ortega o Valverde. o Principios y Reacciones. Silberberg2a EdiciónEditorial Mc Graw Hill o http://quimicaparatodos. S. o Manul de Prácticas de Química Analítica De Q. Hurley4a EdiciónEditorial Thomson QUIMICA Martin S. p.N.