PRACTICA #14. TITULACION ACIDO-BASE
UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER
FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL
TECNOLOGIA EN PROCESOS INDUSTRIALES
CUCUTA, 2015
INTRODUCCION
La titulación es el proceso de medir el volumen requerido de un reactivo para reaccionar con un volumen medido de peso determinado de otro reactivo. En este experimento una solución acida de concentración conocida se titula con otra solución básica de concentración desconocida. Se usa la fenolftaleína como indicador. Esta sustancia es incolora en solución acida, pero cambia a rosado cuando la solución se hace ligeramente básica. El cambio de color, causado por una simple gota de exceso de la solución básica necesaria para neutralizar el acido, marca el punto final de la titulación. El punto en el cual el volumen de la sustancia que se va a titular, es el punto de equivalencia.
OBJETIVOS
Ilustrar los conceptos de neutralización, titulación y punto final.
Desarrollar destrezas para usar la bureta y para realizar una titulación acido-base.
Desarrollar destrezas para dibujar e interpretar una curva de titulación.
Desarrollar destrezas para determinar la concentración de acido acético contenido en el vinagre.
PRACTICA #14. TITULACION ACIDO-BASE
Aparatos y reactivos
Bureta de 25 o 50 ml
Soporte universal
Pinzas para bureta
Erlenmeyer de 205 ml
Pipeta aforada de 10 ml
Embudo hirch
Hidróxido de sodio aproximadamente 0.1N
Acido clorhídrico exactamente 0.1N
Indicador de fenolftaleína
Muestra de vinagre
Vaso de precipitado de 10ml
Observación: para el NaOH y el HCl la normalidad, N, es numéricamente igual a la molaridad, M.
Precaución: no toque las lentejas de NaOH con los dedos por cuanto este compuesto es caustico; tampoco lo ponga en contacto con la ropa.
PROCEDIMIENTO
Parte I. Calculo de la normalidad de una solución de NaOH.
Arme el conjunto para la titulación que se muestra en la figura siguiente. En el erlenmeyer vierta 10 ml (medidos con la pipeta aforada) de solución de acido clorhídrico exactamente 0,1 N; adiciónele dos gotas de fenolftaleína y agite. Coloque un papel blanco debajo del erlenmeyer. En la bureta coloque 25 ml de hidróxido de sodio (se considera que su concentración es aproximadamente 0,1 N), teniendo el cuidado de agregar solución hasta que la base del menisco coincida con cualquier valor de volumen de la bureta. Deje caer poco a poco la solución básica de la bureta (NaOH) sobre la solución del erlenmeyer (acida9 agitando a cada caída de NaOH. Maneje la llave de la bureta con una mano (la izquierda) y con la derecha agite cuidadosamente el erlenmeyer. Observe la aparición de un color rosado, el cual desaparecerá al agitar la disolución.
Continúe agregando la solución básica cada vez con más lentitud y agitando. Observe que el color desaparecerá cada vez más lentamente a medida que se agita la disolución. Siga agregando la solución, pero ahora gota a gota, y agitando hasta que la adición de una gota produzca una coloración rosado pálido permanente por varios segundos.
Cundo se ha alcanzado el punto de equivalencia es suficiente una gota de base para cambiar la solución de incolora a rosado pálido. Registre la lectura final de la bureta. Calcule la normalidad de la base a partir de la normalidad de la solución acida (0,1 N) y los datos de la titulación.
Parte II. Calculo de la concentración de acido acético presente en el vinagre.
El profesor le suministrara la muestra de vinagre como una solución acida de concentración desconocida y que usted deberá determinar. La solución de NaOH de la parte I sirve como ''solución estándar'' en esta titulación. Titule por duplicado muestras de de 5 ml de vinagre usando exactamente el mismo procedimiento de la primera parte. Determine la normalidad de la solución acida. Calcule el porcentaje en peso del acido presente en el vinagre (la densidad del vinagre se puede tomar como igual a 1,01 g/ml).
RESULTADOS
Parte I.
Calculo de la normalidad de la normalidad del NaOH.
Lectura final de la bureta 14ml y 13ml
Lectura inicial de la bureta 25ml
Volumen de NaOH utilizado 11.5ml
25ml-14ml: 11ml 11ml+12ml: 23ml/2: 11.5ml
25ml-13ml: 12ml
Volumen de HCl de normalidad 0,1 N =10 ml = Va
Calcule el numero de mili-equivalente-gramo de acido y de base utilizados.
HCl (ac) + NaOH (ac) -------------------- NaCl (ac) + H2O
#mol de HCl = VHCl x MHCl = 0,010 L * 0,1 mol/L= 0,001 mol HCl
#mol de NaOH = 0,001mol HCl x 1mol NaOH/1mol HCl = 0,001 mol de NaOH
MNaOH= #mol NaOH/V (L)
MNaOH = 0,001 mol NaOH/ 0,0115L= 0,087M
Dibuje la curva de titulación del HCl con NaOH. ¿Cómo la interpretaría?
R/ la curva de evaluación se divide en 4 fases que son:
Fase inicial
Fase antes del punto de equivalencia
Fase en el punto de equivalencia
Fase después del punto de equivalencia
FASE INICIAL
La solución solo contiene acido fuerte.
El PH de la solución se determina usando la fórmula para determinar PH de un acido fuerte.
La concentración de H+ es igual a la concentración del acido fuerte.
FASE ANTES DEL PUNTO DE EQUIVALENCIA
Se añade base pero no es suficiente para completar la reacción del acido.
El PH depende del acido sin reaccionar.
[H+]=moles sin reaccionar/volumen total = moles de H presentes-moles añadidas/volumen total.
FASE EN EL PUNTO DE EQUIVALENCIA
La base añadida es justamente la necesaria para completar la reacción.
Los moles de acido son igual al número de moles de base.
El PH en esta etapa es igual a 7.
FASE DESPUES DEL PUNTO DE EQUIVALENCIA
Hay exceso de base.
Se determina la concentración de OH-.
[OH-] = moles de base exceso/ volumen total.
Parte II.
Lectura final de la bureta 25,1ml y 10,6ml
Lectura inicial de la bureta 15,7ml y 1,2ml
Volumen de NaOH utilizado 10ml
25,1ml-15,7ml= 10,6ml 10,6ml+9,4ml=20/2=10ml
10,6ml-1,2ml= 9,4ml
Normalidad del NaOH 0.087M
Numero de mili-equivalentes-gramo de NaOH 0.087M
Volumen de vinagre utilizado 10ml
Normalidad del acido acético presente en el vinagre 0.087M
CH3-COOH + NaOH CH3COONa + H2O
#mol NaOH = VNaOH * MNaOH= 0.010L * 0.087 mol/L = 0.00087 mol NaOH
#mol C2H4O2= 0.00087mol NaOH * 1mol C2H4O2/1mol NaOH = 0.00087 mol C2H4O2
MC2H4O2 = #mol C2H4O2/V (L) = 0.00087/0.010 = 0.087M
Gramos de acido acético por litro (de la normalidad) 5,2g
0.00087mol de C2H4HO2 * 60g de C2H4O2/1mol C2H4O2= 5,2g de C2H4O2
Porcentaje en peso de acido acético presente en el vinagre 5,2%
%PPAA=VLNaOH*MNaOHVL*d vinagre*60*10*100]
%PPAA=0.01L*0.0870.01L*1010g/L*60*10*100]=5,2%
PREGUNTAS Y EJERCICIOS
¿Cuáles otros indicadores podría haber utilizado en esta titulación? ¿Cuál habría sido el cambio de color en cada caso?
R/ Dinitrofenol: Pasa de color incoloro a Amarillo al aumentar el PH; tiene un rango de 2.0-4.0.
Anaranjado de metilo: Al aumentar el pH cambia de Amarillo a Azul rojo a naranja-amarillo; Tiene un rango de 3.1 – 4.4; Se usa en1 gota al 0.1% por cada 10 ml disolución.
Rojo de metilo: al aumentar el PH cambia de color rojo a amarillo; tiene un rango de 4.2-6.2.
Tornasol: cambia de rojo a azul al aumentar el PH; tiene un rango de PH de 5-8.
P-Nitrofenol: cambia de incoloro a amarillo al aumentar el PH; se encuentra en un rango de 5.6-7.6.
Rojo neutro: al aumentar el PH cambia de ojo a amarillo; tiene un rango de 6.8-8.
Timolftaleina: cambia de incoloro a azul al aumentar el PH; tiene un rango de 9.3-10.6.
¿Qué volumen de NaOH 0.5N se necesitan para neutralizar 20ml de HCl 2.0 N?
R/ HCl (ac) + NaOH (ac) ---------------- NaCl (ac) + H2O
#mol de HCl = VHCl * MHCl = 0.020L* 2.0 mol/L = 0.04 mol HCl
#mol NaOH =
0.04 mol HCl * 1mol NaOH/1mol HCl = 0.04 mol NaOH
MNaOH = #mol NaOH/V (L)
V (L)= #mol NaOH / MNaOH = 0.04 mol NaOH / 0.5mol/L = 0.08L
Usando el procedimiento visto ¿Cómo podría calcular la concentración de ácido cítrico de la naranja o del limón? Demuestre los cálculos estequiométricos necesarios.
R/ Tienes que hacer una valoración. Exprimes un limón y lo cuelas, de ahí tomas con la pipeta 10mL (o un volumen conocido) y los viertes en un matraz erlenmeyer. Por otro lado preparas una disolución de una base, por ejemplo NaOH de una concentración determinada, baja a ser posible, por ejemplo 0,02 molar. Viertes 25 mililitros de esa disolución (no tienen por qué ser 25, pero anota la cantidad que eches) en una bureta. Al zumo le echas un indicador, por ejemplo fenolftaleína, y comienzas a abrir suavemente la llave de la bureta, de modo que la disolución de NaOH caiga en el zumo. Cuando veas que la disolución de ácido cítrico (zumo) cambia de color (que lo hará, volviéndose fucsia) cierras la llave de la bureta y mides el volumen que tienes en la bureta, y con el volumen inicial y el final calculas el que gastaste. Una vez obtenido el volumen, conociendo la molaridad calculas los moles de NaOH consumidos y a través de la estequiometria de la reacción (la relación de moles de ácido y NaOH que reaccionan) puedes saber los moles de ácido que hay en los 10mL de zumo. Ese valor en moles lo divides de los 10mL (o sea de 0,01L) y ya has determinado la molaridad (concentración del ácido).
Por supuesto esto se debe hacer en el laboratorio y con las medidas de seguridad oportunas.
¿Qué cuidados se deben tener con la bureta y la pipeta volumétrica en una titulación?
R/
Que no se caigan y se quiebren.
Hacer las titulaciones despacio.
Lavarlos después de usar.
Lavarlas antes de usar con agua, agua destilada y el producto a usar en el caso de la bureta.
¿Qué es una solución estándar? ¿Para qué se usa?
R/ La solución estándar es una solución que contiene una concentración conocida de un elemento o sustancias conocidas, y por ende sus propiedades como el pH también se conocen. Y se usan como punto de comparación, o referencia cuando se va a hacer una estandarización o valoración de alguna otra sustancia.
¿A que llamamos soluciones tampones? ¿Cuál es su utilidad?
R/ Una solución tampón o Buffer es una solución capaz de amortiguar las variaciones de pH realizadas por la adición de una ácido o una base, gracias a que contiene en equilibrio a un ácido débil y su base conjugada en proporciones equimolares, así las adiciones de ácido se neutralizaran con la base conjugada y las de base con el ácido, desplazando las posiciones de estos en el equilibrio pero manteniendo invariante el PH.
CONCLUSIONES
La titulación por método volumétrico permite evaluar la concentración desconocida del ácido acético (CH3COOH) a través de la concentración ya conocida del hidróxido de sodio (NaOH), es decir, lado la cantidad de dicha base necesaria para reaccionar cuantitativamente con esa disolución ácida.
El punto final de la titulación es llamado es llamado punto de equilibrio que puede conocerse gracias a los indicadores, los cuales pueden variar sus concentraciones físicas dependiendo del tipo de solución presente.
Al tener conocimiento de la concentración desconocida, se determina el porcentaje masa / volumen.
El punto final la titilación se puede determinar cualitativamente uniendo las soluciones de ácido acético e hidróxido de sodio hasta producirse el color rosado pálido, en donde se encuentran cantidades iguales de equivalentes de ácido y base.
se puede concluir que la titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución.
Para llevar a cabo una titulación correcta, es necesario seguir el método para evitar errores, ya que eso es un factor determinante en los resultados obtenidos.
Podemos decir que es una solución de concentración conocida, se le llama solución valorada.
Es importante llenar la bureta hasta el aforo, para poder empezar a titular.
