UNIVERSIDAD AUTÓNOMA METROPOLITANA
QUÍMICA ANALÍTICA Nº 1
KAREN JESSICA PACHECO PIÑA
DRA.LOPEZ DIAZ GUERRERO NORMA EDITH
GRUPO: BE52
PRÀCTICA Nº 5
"neutralizacion ácido- base. uso y elección de indicadores”
INTRODUCCION:
“NEUTRALIZACION ACIDO-BASE.
USO Y ELECCION DE LOS INDICADORES.
Soluciones
e indicadores para titulaciones acido-base.
Las soluciones patrón que se emplean en las titulaciones
de neutralización son ácidos o base fuertes ya que estas sustancias reaccionan
mas completamente con el analito que las correspondientes especies débiles, de
manera que se obtienen puntos finales mas definidos.Las soluciones patrón de ácidos
se preparan por dilución de ácidos clorhídrico, perclórico, o sulfúrico
concentrado.
Las soluciones patrón alcalinas por lo general se
preparan a partir de hidróxido de sodio o potasio solidos y ocasionalmente de
hidróxido de bario.( Skoog Douglas A.,
West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial
McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico;
1995.)1
Indicadores
de neutralización
Existen sustancias cuyo color en soluciones depende del
PH de la misma. (Skoog Douglas A. y West Donald M.;
INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2
Muchas sustancias naturales y sintéticas presentan
colores que dependen de PH de las soluciones en que se disuelven. Algunas de
estas sustancias, que se han utilizado por siglos para indicar la acidez o
alcalinidad del agua, aun se emplean como indicadores acido-base.
Un indicador acido-base es un acido o una base orgánicos
débiles cuya forma no disociada tiene un color diferente al de su base o acido conjugado. Como por ejemplo, el
siguiente equilibrio describe el comportamiento de un indicador acido, HIn ,
típico:
HIn + H2O ---------------- In- + H3O+
color acido color
basico
En este caso, la disociación del indicador se acompaña de
cambios en su estructura interna y un concomitante cambio de color. El
equilibrio para un indicador básico In, es:
In + H20 ------------------ InH+ + OH-
color básico color acido
(
Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial
McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico;
1995.)1.
En el primer caso el indicador (que puede ser de
constitución iónica o molecular) se comporta como un acido débil que por
disociación de un anión In- y un ion hidronio.
En
el segundo caso, el indicador actúa como una base débil capaz de combinarse con
iones hidronio formando el acido conjugado de aquella.( Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA
ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2
En cada caso, las dos especies participantes en el
equilibrio difieren una de otro por su color. En una solución dada, depende del
PH el que predomine una especieu otra y, por lo tanto, un color u otro. Así en
el primer ejemplo anterior, HIn será el constituyente predominante en
soluciones fuertemente acidas, siendo responsable del “color acido” de este
indicador, mientras que In- representa su “color básico”.
En el segundo ejemplo, la especie In predominara en
soluciones básicas, siendo responsable del “color básico” del indicador,
mientras que HIn+ constituirá su “color acido”.
Las constantes de equilibrio de las reacciones anteriores
toman la forma:
Ka = {H3O+} {In-}
{HIn}
Kb = {InH+} {OH-}
{In}
El color de un indicador, varia en efecto según el PH del
medio en que esta disuelto. La experiencia pone de manifiesto que el cambio de
color o viraje, tiene lugar gradualmente, abarcando como regla general u
intervalos de PH de unas 2 unidades.
La capacidad del ojo humano para diferenciar matices no
es muy aguda, y por lo tanto tiene que existir como mínimo en la solución algo así
como una decima parte del indicador en una de las formas para que el observador
pueda apreciar una modificación de matiz del color de la otra. ( Skoog Douglas A. y West Donald M.;
INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2
El ojo humano es poco sensible a las diferencias de color
en soluciones que contienen una mezcla de In- y HIn, en particular cuando la
reacción {In-}{HIn} es poco mas de 10 o
menor que 0.1. Como consecuencia, para el observador común, el color que
imparte a una solución n indicador típico parece cambiar rápidamente solo
dentro de las relaciones de concentración que están entre 10 y 0.1. A valores,
mayores o menores, para el ojo humano el color prácticamente se vuelve
constante e independiente de esta relación.
El indicador aproximado de PH para la mayoría de los
indicadores es cercano a Pka +- 1.(
Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial
McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico;
1995.)1
Variables
que influyen en el comportamiento de los indicadores
El PH al cual cambia de color un indicador depende de la
temperatura y fuerza iónica, así como la presencia de disolventes orgánicos y
de partículas coloidales. Algunos de estos efectos en particular pueden
ocasionar que el intervalo de transición cambie por una o más unidades de PH.
TIPOS DE INDICADORES DE NEUTRALIZACION
Existen indicadores que presentan intervalos de viraje alrededor de cualquier valor del PH.
Grupo de ftaleinas: La mayor parte de los indicadores de este grupo son incoloros en soluciones moderadamente ácidas y coloreados en medio alcalino. En soluciones fuertemente alcalinas estos colores tienden a desvanecerse lentamente, lo cual, para algunas aplicaciones, no deja de ser un inconveniente.
Grupo de los indicadores azoicos: Muchos de los indicadores que son azo-compuestos presentan, al aumentar la basicidad, un viraje del rojo al amarillo. Los compuestos mas conocidos de esta clase, que difieren entre si en el color y en el intervalo de PH en el que tiene lugar el viraje. (Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2
a) Conocer los diferentes patrones primarios que se
utilizan en volumetría acido-base.
b) Conocer el empleo correcto de los indicadores
acido-base.
c) Determinar la acidez en:
1° Leche
2° Jugo de naranja
3° Tabletas de aspirina
MATERIAL
*1bureta de 50ml
*1 soporte universal
*1 pinza para bureta
*3 matraces Erlenmeyer de
250 m
*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 0.1000
7.- Muestras problema por equipos:
a) 40ml de leche
b) 100ml de jugo de naranja
c) 4 tabletas de aspirina
PROCEDIMIENTO:
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
+ NaCl (ac)
IMAGEN 1: Se observa la forma en la que al colocarle a la solucion de carbonato de sodio 2 gotas de indicador anaranjado de metilo la solucion tomo una coloracion amarilla.
IMAGEN 2:Se observa la coloracion que la solucion de carbonato de sodio con indicador anaranjado de matilo, tomo despues de ser titulada.
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:
fenolftaleina
Na2CO3 (ac) + HCl ------------------- HCO3- +
2NaCl (a)
IMAGEN 3: Se observa la forma en la que la solucion de carbonato de sodio junto con el indicador fenolftaleina tomo una coloracion rosa claro.
VALORACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO
IMAGEN 3: Se observa la forma en la que la solucion de carbonato de sodio junto con el indicador fenolftaleina tomo una coloracion rosa claro.
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.
IMAGEN 4:Se observa la forma en la que la sollucion de acido acetico con indicadores de fenolftaleina y azul de bromotimol tomo antes de la titulacion.
IMAGEN 4:Se observa la forma en la que la sollucion de acido acetico con indicadores de fenolftaleina y azul de bromotimol tomo antes de la titulacion.
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.
IMAGEN 5:Se observa la forma en la que la solucion de acido acetico con el indicador anaranjado de metilo tomo antes de llevar acabo la titulacion.
Consideramos la reacción:
CH3COOH(ac)
+ OH- (ac) ----------------------------------- CH3COO-(ac)
+ H2O
Aplicaciones
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:
CH3-CH(OH)COOH (ac) + -OH
(ac) ------------------ CH3-CH(OH)COO-ac) + H2O
IMAGEN 6:Se observa la forma en la que al colocar la muestra de leche en el matras con 3 gotas de indicador de fenolftaleina esta paso de una coloracion blanca a tomar un color rosado.
IMAGEN 6:Se observa la forma en la que al colocar la muestra de leche en el matras con 3 gotas de indicador de fenolftaleina esta paso de una coloracion blanca a tomar un color rosado.
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.
IMAGEN 7:Se observa la forma en la que la muestra de naranja despues de ser titulada áso de una coloracion amrilla a una naranja.
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 titular la muestra con HCl hasta que la
disolución cambiara el color rosa a
incoloro. Repetimos el procedimiento.
Las
reacciones que se verificaron son:
*Acido
acetilsalicilico =C9H8O4
C9H8O4 + 2 NaOH(nec+
exeso) ------------------- CH3COONa + C6H4(OH)COONa
*nec =necesario
IMAGEN 8:Se observa la forma en la que la solucion preparada con polvo de tabletas de aspirina + hidroxido de sodio + agua destila y 2 gotas de fenolftaleina, tomo al agregarle el indicador de manera que una vez titulada la solucion se esperaba una coloracion incolora.
RESULTADOS:
En base a la practica realizada se obtuvieron una serie
de deducciones las cuales nos permitieron llevar acabo la realización de los
siguientes cálculos para preparar las siguientes soluciones obteniendo que:
1º Solución
de acido clorhídrico 0.1000 M en 100ml
C1 V1= C2 V2
V1= C2 V2 = (0.1M)
(100ml) = 10ml
C1 1 M
V1
= 10 ml
2º Solución de acido acético 0.1000 M en 100
ml.
C1 V1= C2 V2
V1= C2 V2 = (0.1M)
(100ml) = 10ml
C1 1 M
V1
= 10 ml
3º 100
ml de una solución de Hidróxido de sodio (NaOH) 0.10 M en 100ml
PM = 40 g/mol
0.1 L X 0.1 mol =
0.01 mol X 40 g
= 0.4 g de NaOH
1
L
1 mol
Posteriormente una vez que llevamos acabo la realización
de los cálculos necesarios para la preparación de dichas soluciones continuamos
a pasar a la realización de la segunda parte de la práctica la cual consistió
en:
*Valoración de
una solución de Acido clorhídrico (HCl).
*Se colocaron 10ml
de la solución de carbonato de sodio en un matraz Erlenmeyer de 250ml, junto
con 20ml de agua destilada y 2 gotas de anaranjado de metilo. Se comenzó la
titulación con una solución patrón de HCl hasta obtener una coloración naranja
ligeramente rosado (canela) ya que antes de agregarle a la solución de
carbonato de sodio con el indicador presentaba inicialmente una coloración
amarilla.
*Se colocaron 10ml
de la solución de carbonato de sodio en un matraz Erlenmeyer de 250ml, junto
con 20ml de agua destilada y 2 gotas de fenolftaleina. Se comenzó la titulación
con una solución patrón de HCl hasta obtener una coloración incolora ya que
antes de agregarle a la solución de carbonato de sodio con el indicador
presentaba inicialmente una coloración rosa.
Indicador
|
Volumen
inicial de la solución
|
Volumen
gastado de HCl durante la titulación
|
Coloración
obtenida
|
Anaranjado de metilo
|
30ml (10ml de Na2CO3
+ 20 H20)
|
9.8 ml HCl
|
Amarillo- canela
|
Fenolftaleína
|
30ml (10ml de Na2CO3
+ 20 H20)
|
5.7 ml HCl
|
Rosa - incoloro
|
Tabla 1: Se observa el volumen gastado
de HCl durante la titulación así como los 2 tipos de indicadores utilizados,
obteniendo coloraciones distintas.
*Valoracion
de una solución de acido acético (CH3COOH).
*Se colocaron 10ml de solución de acido acético en un
matraz de 250ml con 40ml de agua
destilada y dos gotas de fenolftaleína. Se comenzó la titulación con una
solución patrón de NaOH hasta obtener una coloración rosa ya que antes de
agregarle a la solución de acido acético con el indicador presentaba
inicialmente una coloración incolora.
* Se colocaron 10ml de solución de acido acético en un
matraz de 250ml con 40ml de agua
destilada y dos gotas de azul de bromotimol. Se comenzó la titulación con una
solución patrón de NaOH hasta obtener una coloración azul ya que antes de agregarle
a la solución de acido acético con el indicador presentaba inicialmente una
coloración amarilla.
*
Se colocaron 10ml de solución de acido acético en un matraz de 250ml con 40ml de agua destilada y dos gotas de anaranjado
de metilo. Se comenzó la titulación con una solución patrón de NaOH hasta
obtener una coloración amarilla ya que antes de agregarle a la solución de
acido acético con el indicador presentaba inicialmente una coloración roja .
Indicador
|
Volumen
inicial de la solución
|
Volumen
gastado de NaOH durante la titulación
|
Coloración
obtenida
|
Fenolftaleina
|
50 ml (10ml CH3COOH + 40ml agua)
|
*9.3 ml de NaOH
*9 ml de NaOH
|
Incolora- rosa
|
Azul de bromotimol
|
50 ml (10ml CH3COOH + 40ml agua)
|
*9.4 ml de NaOH
*9.1 ml de NaOH
|
Azul - amarillo
|
Anaranjado de metilo
|
50 ml (10ml CH3COOH + 40ml agua)
|
*3.2 ml de NaOH
*3 ml de NaOH
|
Rojo - amarillo
|
Tabla 2: Se observa el volumen gastado
de NaOH durante la titulación por duplicado en el uso de los diferentes
indicadores.
*Determinación
de la acidez total de una muestra de leche.
Se colocaron 10ml
de leche en un matraz de 250ml con 4 gotas de fenolftaleína. Se comenzó la
titulación con solución de NaOH hasta obtener una coloración rosa y esta
permanezca constante durante un minuto. Al os 10 ml de la titulación la
solución comenzaba a tener una coloración ligeramente rosada y finalmente a los
22 ml de NaOH gastados la solución tomo un color mas rosa el cual se mantuvo
durante un minuto constante lo que indico que habíamos llegado al punto final
de la titulación.
Indicador
|
Volumen
inicial de la solución
|
Volumen
gastado de NaOH durante la titulación
|
Coloración
obtenida
|
Fenolftaleína
|
10 ml (10ml de leche + 2 gotas de
indicador)
|
22ml de NaOH
|
Blanco - rosa
|
Tabla 3: Se observa el volumen gastado
de NaOH durante la titulación de la
leche así como el indicador empleado y la coloración que presento la leche
antes y después de ser titulada.
*Determinación
de la acidez de una muestra de jugo de naranja
*Se colocaron 20ml del filtrado de naranja + 3 gotas de
fenolftaleína en un matraz de 250ml. Se comenzó la titulación con solución de
NaOH hasta obtener una coloración naranja ya que al inicio la solución tenia
una coloración amarilla.
Indicador
|
Volumen
inicial de la solución
|
Volumen
gastado de NaOH durante la titulación
|
Coloración
obtenida
|
Fenolftaleina
|
20ml (20ml de filtrado de naranja + 3 gotas
de indicador)
|
22 ml de NaOH
|
Amarillo -naranja
|
Tabla 4: Se observa el volumen gastado
de NaOH durante la titulación de la muestra de naranja con el indicador y la coloración
que presento la solución antes y después de la titulación.
*Determinación
del acido salicílico en tabletas de aspirina.
*Se coloco en un matraz Erlenmeyer de 250 ml una muestra
de 0.300g del polvo obtenido de pulverizar las 4 tabletas de aspirina las
cuales obtuvieron pesos distintos, con 75 ml de NaOH ya que el acido salicílico
es poco soluble en agua, y se calentó la solución en la parrilla durante 10min
hasta ebullición y luego se retito con el propósito de enfriar la solución, y
una vez enfriada la solución se agrego 5ml de agua destilada + 3 gotas de
fenolftaleína. Se comenzó la titulación con solución de HCl hasta que la
solución tomara una coloración incolora ya que inicialmente antes de agregar la
solución patrón tenia un color rosa.
Indicador
|
Volumen
inicial de la solución
|
Volumen
gastado de HCl durante la titulación
|
Coloración
obtenida
|
Fenolftaleina
|
125ml (75ml de NaOH + 50 de agua)
|
37.7 ml de HCl
|
Rosa -incoloro
|
Tabla 5: Se observa el volumen gastado
de HCl durante la titulación de la muestra de tabletas de aspirina con el
indicador y la coloración que presento la solución antes y después de la titulación.
A los 34.5 ml gastados de HCl el color rosa intenso que tenia la solución fue
desvaneciendo poco a poco obteniendo una coloración menos concentrada.
De manera general se observa que las coloraciones
presentadas en cada una de las determinaciones se debe a que en cada solución se
alcanzo el punto de neutralización o bien el punto final de la titulación el
cual se ve reflejado en un cambio de color distinto al que toma la solución inicialmente.
PROPIEDADES
FISICOQUIMICAS DE LOS REACTIVOS
*Fenolftaleína
La fenolftaleína es un compuesto químico organico, que se
obtiene de la reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3),en
presencia de H2SO4. Es un liquido blanco o incoloro; sus cristales son
incoloros y es insoluble en hexano solido. En química se utiliza como indicador
de PH que en soluciones acidas permanece incoloro, pero en presencia de bases
se torna de color rosa.
*Naranja
de metilo
Es un colorante azoderivado, con un cambio de color de
rojo a naranja-amarillo entre PH 3.1 y
4.4. El nombre del compuesto químico del indicador es sal sódica de acido
sulfonico de 4- dimetilamina azobenceno.
*Azul de bromotimol
Se utiliza para valorar soluciones en las que ahya una
sustancia acida o básica en cantidad desconocida. La propiedad de estas
sustancias es que al cambiar de color con el PH cuando añadimos una disolución acida
de concentración conocida sobre una básica de concentración desconocida el PH
va cambiando.
El azul de bromotimol que cambia de amarillo a azul entre
PH de 6.2 y 7.6.
*Carbonato
de sodio
Es una sal blanca y translucida asociada entre otras
cosas en la fabricación de vidrio y jabón. Es usado para tostar el cromo y
otros extractos y disminuye el contenido de azufre y fosforo de la fundición y
del acero. Se utiliza en procesos en los que hay que regular el PH en
diferentes soluciones.
Apariencia= polvo blanco incoloro
Punto de fusión = 851 º C
Masa molecular =106 g/mol
Estabilidad = siempre estable
*Volumen de la alicuota de la leche = 10ml de leche
*Consumo de NaOH = 22ml
de NaOH gastados
Determinación
de la acidez en jugo de naranja
*Volumen de la alícuota de naranja empleado = 20ml de
filtrado de naranja
*Volumen del jugo de naranja =50 ml de jugo de naranja
*Factor de dilución = agua destilada
*Consumo de NaOH = 22 ml de NaOH gastados
Determinación
del acido acetilsalicílico
*Numero de tabletas empleadas = 4 tabletas de aspirina
*Masa total de las tabletas
1º 0.6045g
2º 0.6035g
3º 0.6045g
4º 0.6056g
2.4181 g totales
*Masa de tabletas utilizadas en la titulación= 0.300 g
*Volumen
adicionado de NaOH = 75 ml
*Consumo de HCl = 37.7ml
gastados de HCl.
DISCUSIÓN
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 mas
completamente con el analito de manera que se obtienen puntos finales mas
definidos como fue en este caso. Al hacer la valoración del acido clorhídrico
con la preparación de una solución de carbonato de sodio, donde se llevo acabo
la titulación correspondiente a la valoración del acido clorhídrico 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, como fue en este caso ya
que al estar en contacto el indicador de fenolftaleína con la solución de
carbonato de sodio que es una solución alcalina, que tomo una coloración rosa y
al irle adicionando poco a poco disolución de HCl el color fue desvaneciendo
lentamente hasta llegar a un color totalmente incoloro a los 5.7 ml de HCl
gastados. Posteriormente realizamos la misma valoración del acido clorhídrico
pero en este caso utilizamos como indicador, aquel acido o base orgánicos
débiles cuya forma disociada tiene un color diferente a su forma conjugada, en
este caso fue el anaranjado de metilo, que es un colorante con un cambio de
color de rojo a amarillo que esta entre un PH de 3.2 y 4.4, pero aquí la
solución de carbonato de sodio con el indicador anaranjado de metilo
inicialmente tomo una coloración amarilla, que se fue desvaneciendo al irle
agregando poco a poco solución de HCl hasta que llego a una coloración naranja
ligeramente rosado es decir una coloración canela, de manera que por medio de
estos indicadores se llevo acabo la respectiva valoración del acido
clorhídrico, es decir la valoración que corresponde a un acido fuerte, la cual
para llevarla acabo es preciso seleccionar los indicadores correctos, ya que
existen variables que pueden influir en el comportamiento del indicador como
son la temperatura, la concentración del electrolito, la presencia de
disolventes orgánicos y la presencia de partículas coloidales.
De igual manera la valoración de una solución de acido
acético a partir de la preparación de una solución de acido acético con agua
destilada y utilizando tres tipos de indicadores de PH los cuales fueron,
fenolftaleína, azul de bromotimol y anaranjado de metilo, donde el azul de
bromotimol se utiliza para valorar soluciones en las que hay una sustancia
acida o básica que cambia de amarillo a azul entre PH de 6.2 y 7.6, en donde el
cambio de color se debe a que se ha alcanzado el punto final de la titulación
es decir de una volumetría de neutralización. Durante la titulación con
fenolftaleína se utilizo un volumen de
9.3 ml de 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, durante la titulación con azul de bromotimol se
utilizo un volumen de 9.4 ml de NaOH en la primera valoración y de 9.1 ml de
NaOH gastados en la segunda valoración de manera que se pudiera comprobar que
los mililitros gastados en ambas valoraciones entraban dentro del mismo rango
de 9 a 10. Finalmente durante la valoración del acido acético con anaranjado de
metilo se utilizo un volumen e 3.2ml de NaOH, para que cambiara totalmente el
color de amarillo a canela durante al
primera valoración realizada y durante la segunda se obtuvo un volumen de 3ml
de NaOH gastados de manera que ambas valoraciones se encuentran en un rango de
3 a 4.
La acidez de la leche recientemente ordeñada se debe a PO3-,
CO32-, caseína, citrato y albumina. El acido láctico se
forma durante el agriado de la leche para la acción de organismos del grupo
láctico de estreptococos y lactobasilos sobre la lactosa. La leche fresca tiene
valores de PH entre 6.6 a 4.3 por lo que de acuerdo a los resultados obtenidos
durante la determinación de la acidez de una muestra de leche (nutrileche) que
se llevo acabo a partir de la titulación de una muestra de 10mml de leche con 4
gotas de fenolftaleína obteniendo que a los 10ml de NaOH agregados el color
incoloro que tomo la solución antes de
agregarle la solución de NaOH comenzó a tomar una coloración ligeramente rosada
y posteriormente a los 22ml de NaOH gastados el color cambio totalmente a rosa
manteniéndose este constante lo que indicaba que se había llegado al punto de
neutralización correspondiente a dicha solución es decir se había alcanzado el
PH que indicaba el punto de acidez total de la leche. Posteriormente se llevo
acabo la determinación de la acidez de una muestra de naranja en donde se
preparo una solución con 20ml de filtrado de naranja + 3 gotas de
fenolftaleína, que tomo inicialmente una coloración amarilla y al alcanzar el punto
de acidez de la muestra este se viera reflejado por un cambio de color de
amarillo a naranja lo cual sucedió a los 22ml de NaOH gastados lo que indico
que la muestra de naranja alcanzo su punto máximo de acidez es decir la
solución se neutralizo a un PH acido.
Finalmente se realizo la determinación del acido
acetilsalicilico en tabletas de aspirina, en donde el acido salicílico es poco
soluble en agua razón por la cual se disolvió la muestra en una solución de NaOH
de concentración y volumen conocido y el exceso de NaOH que no reacciono con el
acidosalicilico contenido en las tabletas de aspirina se retitulo con HCl hasta
que la solución preparada partir de 0.300g del polvo obtenido de triturar 4
tabletas de aspirina cada una con un peso diferente + 75ml de NaOH + agua
destilada y 3 gotas de fenolftaleína que tomo una coloración inicial de color
rosa intenso y al llegar a la determinación del acidosalicilico en tabletas de
aspirina por medio de una titulación se observo que a los 34.5 el color había
disminuido su concentración de manera que a los 37.7 ml gastados de HCl la
solución cambio a un color totalmente incoloro por lo que se determinar la
presencia del acidosalicilico en tabletas de aspirina.
De manera general de acuerdo al procedimiento realizado
obtuvimos que en cada una de las diferentes determinación que se llevaron acabo loas puntos de neutralización se alcanzaron a
diferentes PH los cuales se vieron reflejados por un cambio de coloración en
las soluciones preparadas.
CONCLUCION
En
base a los resultados anteriormente presentados podemos concluir que se
pudieron conocer los diferentes patrones primarios que se emplean en las
titulaciones de neutralización que pueden ser ácidos o base fuertes ya que
estas sustancias reaccionan mas completamente con el analito de manera que se
obtienen puntos finales mas definidos, como la solución empleada de HCl (acido
fuerte) y la solución de NaOH (base débil). Existen sustancias en solución que
dependen del PH de la misma; un indicador acido-base es un acido o una base
orgánica débil cuya forma no disociada tiene un color deferente al de su base o
acido conjugado:
HIn + H2O ---------------- In- + H3O+
color acido color
básico
In + H20 ------------------ InH+ + OH-
color básico color acido
En cada caso las dos especies participantes en el
equilibrio difieren una de otra por su color. Se logro conocer el empleo
correcto de los indicadores acido-base como la fenolftaleína, azul de
bromotimol y anaranjado de metilo los cuales inicialmente toman una coloración
que los identifica uno del otro al estar en contacto con una solución acida o
básica. Finalmente se concluye que a partir de las respectivas valoraciones
realizadas de acido clorhídrico y acido acético se llevo acabo la determinación
de la acidez en una muestra de leche, naranja y en tabletas de aspirina,
obteniendo resultados satisfactorios en las titulaciones realizadas ya que el
cambio de color de cada una de las soluciones preparadas nos permitió poder
observar el cambio de coloración que se
presentaba en la solución, lo cual indico que se había llegado al punto final
de la titulación es decir la solución patrón empleada reacciono completamente
con el analito para dar a conocer por medio de un cambio de color debido al
indicador empleado que se había lanzado el punto de neutralización de la
solución correspondiente.
BIBLIOGRAFIA
1:
Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial
McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico; 1995.
2:
Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA;
Editorial Reverte, S.A; España;1980.