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Titulación acido – base
(8 marzo 2014)
Asignatura Química Química Orgánica, Orgánica, Facultad Facultad de Ingeniería Ingeniería y Arquitectura, Arquitectura, Universidad Universidad Católica Católica de Manizales
Estudiantes: Estudiantes:
María Camila Marín Otalvaro Andrea Martínez Ramírez
0T820132050 0T8201 32050 0T820132011 0T8201 32011
I. OBJETIVOS - Objetivo general. Determinar el contenido del ácido acético en el vinagre. -
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Objetivo específico 1. Ilustrar los conceptos de neutralización, neutralización, titulación y Punto final. Objetivo específico 2. Desarrollar destrezas para determinar la concentración de Ácido acético contenido en el vinagre. Objetivo específico 3. Desarrollar destrezas para dibujar e interpretar una curva De titulación.
II. INTRODUCCIÓN
- Erlenmeyer de 50 ml - Pipeta volumétrica de 10 ml - NaOH 0.1 N - HCL 0.1N - Indicador de fenolftaleína - Vinagre 40 ml
III. MARCO TEÓRICO Un reactivo llamado valorante valorante o titulador, de volumen y concentración conocida (una solución estándar o solución patrón) patrón) se utiliza utiliza para que reaccione con una solución solución de concentración desconocida. Utilizando una bureta calibrada para añadir el valorante. es posible determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se alcanza el punto final ya que que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un indicador. un indicador. Normalidad: La normalidad es otra manera de expresar la concentración de una solución y se define como el número de equivalentes-gramo de soluto por litro de solución. Un equivalente gramo de un ácido reacciona exactamente con un equivalente-gramo equivalente-gramo de una base. El número de miliequivalentes de ácido es igual al número de miliequivalentes de base, lo cual se puede expresar por la siguiente ecuación.
Una valoración ácido-base también llamada volumetría ácido-base, titulación ácido-base o valoración de neutralización es una técnica o método de análisis de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración la concentración desconocida de una disolución una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido como ácido neutralizada por medio de una base de concentración conocida, o bien sea una concentración de base de base desconocida neutralizada por En donde V es el volumen gastado en mililitros, N es la una solución de ácido conocido .
normalidad, y los subíndices A y B se refieren al acido - base
MATERIALES Y REACTIVOS - Bureta de 25 ml o 50 ml - Soporte universal - Pinzas pata bureta
El producto VN es igual al número de miliequivalentes-gramo Cuando V se expresa en mililitros.
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IV. PROCEDIMIENTO
-Primera prueba: 100 -Segunda prueba: 75
Calculo de la normalidad en una solución de NaOH - Armamos el conjunto para la titulación. En el Erlenmeyer vertimos 10 ml ( medidos con una pipeta) de solución de acido clorhídrico exactamente al 0.1 N, adicionamos gotas de fenolftaleína y agitamos .
3. Dibuje la curva de titulación de HCl con NaOH. 14 12
En la bureta depositamos 25 ml de hidróxido de sodio teniendo el cuidado de agregar la solución hasta que la base del menisco coincida exactamente con la marca 0. Dejamos caer poco a poco la solución básica de la bureta sobre la solución del Erlenmeyer agitando cada caída de NaOH. Manejamos la llave de la bureta con la mano izquierda y con la derecha agitamos cuidadosamente el Erlenmeyer . Observamos la aparición de un color rojo, el cual desaparece al agitar la disolución. Continuamos agregando la solución básica cada vez con más lentitud. Seguimos agregando la solución básica gota a gota y agitamos hasta observar que la adición de una gota produce una coloración que permanece varios segundos.
10 8
4 2 0 0
Calculo de la concentración de ácido acético presente en el vinagre.
V. CÁLCULOS Y RESULTADOS Parte I
0.1
0.15
Lectura F bureta Lectura I bureta Volumen NaOH Normalidad NaOH
100 0 100 0.1
75 0 75 0.1
Volumen vinagre Normalidad A.C Gramos A.C . L % peso de A.C VI
1000 0.01 0.6 60
7500 0.001 0.06 8.000
VI. PORCENTAJES Y CAUSAS DE ERROR -
Se adicionaron más gotas de NaOH y no se obtuvo el resultante. La bureta pudo haber tenido residuos El mal cálculo al suministrar las gotas de NaOH y la velocidad de la solución adicionada.
VII. ANÁLISIS DE RESULTADOS Y CONCLUSIONES ¿Cuáles otros indicadores podría haber utilizado en esta titulación?
Calculo de la normalidad de NaOH Lectura Final bureta Lectura Inicial bureta Volumen de NaOH
0.05
Parte II
Cuando alcanzamos el punto de equivalencia fue suficiente una gota de base para cambiar la solución incolora a rosada. Anotamos la lectura final de la bureta, calculamos la normalidad de la base a partir de la normalidad de la solución acida (0.1) y los datos de la titulación.
El docente nos suministró 40 ml de vinagre como muestra de una solución acida de concentración desconocida. La solución de NaOH de la parte 1 sirvió como solución estándar en la titulación. Titulamos por duplicado muestras de 10 ml de vinagre usando exactamente el mismo procedimiento de la primera parte. Determinamos la normalidad de la solución acida y calculamos el porcentaje en peso de ácido presente en el vinagre.
Series1
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12 0 12
Volumen de NaOH utilizado = 12 ml = Volumen de HCl de normalidad 0.1 N = 10 ml =
Naranja de metilo:
El naranja de metilo es un colorante azoderivado, con 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 ácido sulfónico de 4-Dimetilaminoazo benceno. La fórmula molecular de esta sal sódica es C 14H14 N3 NaO3S
2 .Calcule el número de miliequivalentes – gramo De ácido y de base utilizados.
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¿Qué volumen de NaOH 0.5 N se necesita para neutralizar 20ml de HCl 2.0 N?
Usando el procedimiento visto ¿cómo podría calcular la concentración de ácido cítrico de la naranja y limón? - Armamos el conjunto para la titulación. En el Erlenmeyer vertimos 10 ml medidos con una pipeta de solución de ácido cítrico de la naranja o del limón exactamente al 0.1 N, adicionamos gotas de fenolftaleína y agitamos. En la bureta depositamos 25 ml de hidróxido de sodio teniendo el cuidado de agregar la solución hasta que la base del menisco coincida exactamente con la marca 0. Dejamos caer poco a poco la solución básica de la bureta sobre la solución del Erlenmeyer agitando cada caída de NaOH. Observamos la aparición de un color rojo, el cual desaparece al agitar la disolución. Continuamos agregando la solución básica cada vez con más lentitud. Seguimos agregando la solución básica gota a gota y agitamos hasta observar que la adición de una gota produce una coloración que permanece varios segundos. Cuando alcanzamos el punto de equivalencia fue suficiente una gota de base para cambiar la solución incolora a rosada. Anotamos la lectura final de la bureta, calculamos la normalidad de la base a partir de la normalidad de la solución acida (0.1) y los datos de la titulación. Luego con 40 ml de ácido cítrico de la naranja o del limon como muestra de una solución acida de concentración desconocida. La solución de NaOH de la parte 1 sirvió como solución estándar en la titulación. Titulamos por duplicado muestras de 10 ml de ácido cítrico usando exactamente el mismo procedimiento de la primera parte. Determinamos la normalidad de la solución acida y calculamos el porcentaje en peso de ácido presente en el vinagre.
Volumen de NaOH utilizado = 12 ml = Volumen de HCl de normalidad 0.1 N = 10 ml =
¿Qué cuidados se deben tener con la pipeta Volumétrica y la bureta en una titulación? Antes de utilizar la bureta y la pipeta debemos Cerciorarnos que la llave de la bureta este bien Cerrada, observar la base hasta que el menisco Coincida exactamente con la marca cero y manejar La llave de la bureta con la mano izquierda.
¿Qué es una solución estándar? Una solución estándar es una Disolución que contiene Una concentración conocida de un Elemento o Sustancia especifica llamada patrón primario, Que por Su especial estabilidad, se emplea para valorar la Concentración de otras soluciones, como las disoluciones Valorantes.
¿Qué es una solución tampón o buffer? Es una solución capaz de Amortiguar las variaciones del PH realizadas por la adición De un ácido o una Base, gracias a que contiene un equilibrio a un acido Débil y su base conjugada en proporciones Equimoriales, Así las adiciones de ácido se neutralizan con La Base conjugada y las de base con el ácido, desplazando Las posiciones de estos en el equilibrio pero manteniendo Invariante el PH.
VIII. DESARROLLO DE PREGUNTAS Hidróxido de sodio: El hidróxido de sodio se usa para la Fabricación y la manufactura de jabones, detergentes, Explosivos y productos del petróleo y la industria química En general. Provoca quemaduras, irrita los ojos y la piel. Ácido clorhídrico: Se utiliza para la producción de Cloruro, tinturas, fertilizantes y en industrias que operan Con fotografía textil, es irritante, corrosivo para cualquier Tejido, produce irritación en la garganta quemaduras en Los ojos y la piel.
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Escala de colores papel universal.
Fenolftaleína: Es un indicador de PH que en disoluciones acidas permanece incoloro, pero en presencia de bases toma un color rosado con un punto de viraje entre PH 8.0 (Incoloro) a PH 9.8 (Magenta rosado).
IX. BIBLIOGRAFÍA http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_endot%C3%A 9rmica http://www.slideshare.net/mil3/principio-de-le-chtelier1870585 http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_exot%C3%A9r mica http://es.wikipedia.org/wiki/Velocidad_de_reacci%C3%B3n
