TITULACION TITULACION ACIDO-BASE PARA CALCULAR LA CONCENTRACION DE ACIDO ACÉTICO EN VINAGRE ASIGNATURA: QUIMICA ASIGNATURA: QUIMICA GRADO: 4to. GRADO: 4to.
BIMESTRE: 2 BIMESTRE: 2 SECCIÓN: D SECCIÓN: D
FECHA: 26-06-18 FECHA: 26-06-18
APELLIDOS Y NOMBRES:
Erzo Garay Ponte Jorge Ruiz Briones Christopher Dávila Barbaran Patricia Maucaylle Girón Antony Machuca Domínguez Harry Pacheco Burga Fabrizio Sena Vargas
DOCENTE: Ángel DOCENTE: Ángel C. Izquierdo Barturén
PARA TENER EN CUENTA: • Debe llevarse a cabo una evaluación completa del riesgo antes de comenzar este experimento. • Se debe usar el equipo de seguridad personal. • Los productos químicos deben eliminarse el iminarse de manera segura y teniendo debidamente en cuenta
cualquier aspecto medioambiental.
1. OBJETIVO Estandarizar una solución de ácido clorhídrico. Usar esta solución para determinar la concentración de ácido acético en vinagre.
2. INTRODUCCIÓN La titulación se utiliza a menudo para encontrar la concentración exacta de una solución, en un Proceso conocido como estandarización. Eso implica hacer reaccionar un volumen cuidadosamente medida de la solución cuya concentración no es conocido, co n otra solución cuya concentración se conoce exactamente, conocida como la solución estándar. Por titulación podemos determinar los volúmenes exactos de las dos soluciones necesarias para reaccionan juntos para alcanzar alcanzar el punto punto de equivalencia. equivalencia. A partir de estos datos y la relación estequiométrica estequiométrica de la reacción de neutralización, se puede determinar la concentración de la solución de concentración desconocida. En la primera parte de este experimento, una solución patrón de HCl de concentración 0,10 mol dm-3 se utiliza para estandarizar una solución de NaOH. El indicador utilizado para determinar el punto de equivalencia es fenolftaleína. En la segunda parte de este experimento, la solución estandarizada de NaOH se utiliza en la titulación de vinagre. De los resultados se puede determinar la concentración de ácido acético en el vinagre.
3. PREGUNTAS DE PRE-PRÁCTICA 1) Escriba la ecuación para la reacción de neutralización de y . Desde este resultado la relación de reacción ácido y el álcali. 2) Escriba la ecuación de la reacción de neutralización de y ácido acético . A partir de este resultado, la relación de reacción de ácido y álcali. 3) ¿Qué cambio de color qué se puede esperar de fenolftaleína al llegar a su punto final, a partir de una solución ácida?
4. ESTANDARIZACIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO Método 1. Coloque 10 cm3 de () de concentración desconocida en un matraz de 200 cm 3. 2. Pipe-tee 40.00 de la solución estándar de 1 − de () (puede ser reemplazado por solución de biftalato de potasio 0.10 −, 2, 0423 en 100 de agua destilada) = 204.23 − 3. Adicione 5 gotas del indicador fenolftaleína en solución al matraz cónico y posiciónelo sobre una loseta blanca o un papel blanco. 4. Titule el contra el hasta que el punto final del indicador se observe, y registre el volumen adicionado de la bureta. 5. Repita la titulación hasta que se obtenga valores finales en 0.05 . Resultados Volumen HCl
Titulación 1
/ ± 0.05
51
/ ± 0.05
10
/ ± 0.10
41
Análisis
Calcule el número de moles de NaOH que reaccionan. 40 ∗ − 1 ∗ − = 0.1 1 ∗ − = 4 ∗ ∗ − 4 = 4 = # 40 ∗ −
0.1 = # 0.1 = #
En referencia a la relación de HCl e NaOH, deduzca el número de moles del HCl, deduzca el número de moles de NaOH requerido para alcanzar la equivalencia.
Número de moles de HCl: HCl + NaOH --> NaCl + H2O
4.1 ∗ − 4.1 =
36 ∗ − = 0.01
0.36 ∗ −
1.5 ≅ 1.5 36 ∗ −
= #
0.04 ≅ #
Calcule la concentración de HCl en la solución proporcionada.
∗ 10 = ó ∗ ∗ 10 = 1 ∗ − ∗ 41 =
1 ∗ − ∗ 41 10
= 1 ∗ − ∗ 4.1 = 4.5 ∗ −
5. TITULACIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO Y VINAGRE Resultados Volumen NaOH
Titulación 1
/ ± 0.05
44
/ ± 0.05
50
Titulante / cm3 ± 0.10
6
También registre sus datos cualitativos. PH del titulante:11.4 Análisis
Calcule el número de moles de requerido para alcanzar la equivalencia. ° =
4 40
° = 0.1
En referencia a la relación de () y , deduzca el número de moles de , requerido para alcanzar la equivalencia. ° =
¿? 60
Calcule la concentración de en el vinagre. 1 1 = 2 2 6 1 = 10 2 6 1
= 2
10
2 = 0.6
6. CONCLUSIÓN Y EVALUACIÓN Compare sus resultados con los datos dados para contenido de ácido acético en la etiqueta de producto, y calcule la diferencia de porcentaje. Paso 1 0.6 =
60 0.010
0.006
60
0.36 =
Paso 2 Densidad: CH3COOH -> 1,05g/cm3
1.059 =
=
0.36
0.36 1.05
≅ 0.34
Paso 3 Resultados propios: 0.34 ml de ácido acético=34% 9.66 ml de agua Resultados según el envase del producto: 0.6 ml ácido acético=6% 9.4 ml agua ¿Qué asunciones se han hecho en estos cálculos? Las asunciones que se han hecho en estos cálculos, son que en el contenido que nos dice la etiqueta y en lo que nosotros hemos podido obtener hay una variación debido al error que se tubo al experimentar.
Considere las fuentes de error en su experimento y como podrían modificarse el proceso para disminuir este efecto. Lo que viene a ser las fuentes de error, para este trabajo se consideraría, el error en la manipulación del instrumento que se utiliza, además también se toma en cuenta el error a la hora de masar.
7. POR CONSIDERACIÓN 1. ¿Por qué algunas veces se utiliza vinagre para remover “incrustaciones” (el cual es carbonato de calcio) de las teteras? Escriba una ecuación para la reacción que ocurre. El vinagre es una disolución que contiene diferentes tipos de ácidos, además de otros componentes como sulfatos, cloruros,etc. Un índice de la calidad de un vinagre es la denominada acidez total (o grado acético) que es la cantidad total de ácidos que contiene el vinagre expresada como gramos de ácido acético por 100 mL de vinagre. La cantidad total de ácidos puede determinarse fácilmente por valoración con una disolución de hidróxido sódico previamente normalizada, calculándose la concentración en ácido acético a partir de la ecuación de la reacción ácido‐base. Ecuación:CH3‐COOH + NaOH CH3COONa + H2O y en forma iónica: CH3‐COOH + OH‐ CH3COO‐ + H2O
2. Algunas marcas de vinagre son soluciones coloreadas. Sugiera ¿Cómo podría esto afectar la utilidad de los indicadores para determinar el punto de equivalencia en la titulación? ¿Qué otra técnica podría ser usada? Las soluciones coloreadas, no permiten ver el punto de equivalencia exacto ya que ocurren confusiones al interpretar el color. Técnicas que se pueden usar : DETERMINACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES POR VALORACIÓN PH-MÉTRICA 3. ¿Cómo podría modificar el experimento para determinar el pKa del ácido acético?
El valor pKa es una medida de cuan moderadamente fuerte o débil es un ácido. Este parámetro se determina a partir de su curva de titulación con una base fuerte. Si para los ácidos se asume la ecuación de disociación: HA + H2O
H3O+ + A−
Entonces, para el punto de semiequivalencia (en el que la mitad del ácido reacciona con la base) se cumple: [A−] = [HA]. A partir de la ecuación de equilibrio
Se obtendría que : pKa = pH.
8. LISTA DE EQUIPOS Reactivos/ materiales
Solución no estandarizada de NaOH, aproximadamente 0.10 mol dm-3 Solución estandarizada de HCl 0.10 mol dm -3 Vinagre (de preferencia ligeramente coloreado) Solución de fenolftaleína
Aparatos (por grupo de estudiantes)
Bureta Pipeta de 25 cm 3 Pipeta de 5 cm3 Bombilla llenadora Loseta blanca Matraz cónico Matraz cónico
DETERMINACIÓN DEL ÁCIDO CÍTRICO EN UNA MUESTRA DE ZUMO DE NARANJA Materiales
Laptop Sensor de pH Interface Balanza electrónica Cuenta gotas Soporte universal Pinzas Vaso de precipitación de 250 ml Probeta de 50 ml Probeta de 10 ml Bureta de 50 ml Matraz de Erlenmeyer Embudo
Reactivos
Fenolftaleína 10 gramos de zumo de naranja 50 ml de agua 30 ml de NaOH al 0.1 N
Procedimiento
Instalar el equipo, masar los 10 ml del zumo de naranja en un vaso de precipitación, luego agregarle 50 ml de agua. Trasvasar al matraz de Erlenmeyer y colocar el sensor de pH dentro de la muestra y registrar el valor inicial hasta conseguir el pH 7. Agregar 4 gotas de fenolftaleína, seguidamente se abre la llave de paso de la bureta para agregar de manera pausada el NaOH y agitarlo constantemente hasta conseguir un color de la solución grosella.
Cálculos 1. Calcular la masa del ácido cítrico en el zumo de naranja Para determinar la masa del C6H8O7 es necesario conocer la siguiente formula, la cual expresa el equilibrio entre el número de equivalentes del NaOH y el número de equivalentes del ácido cítrico (C6H8O7).
#Eq. NaOH=#Eq. C6H8O7 . × . =
. . C6H8O7
Remplazamos con los datos que hemos obtenido de la práctica de laboratorio: 0.006 .× 0.1 =
. 64
. = 0.035 De C6H8O7 en el zumo de naranja
2. Calcular el porcentaje del ácido cítrico en el jugo de naranja Para determinar el porcentaje de C6H8O7 en el zumo de naranja, será uy necesario el dato obtenido anteriormente; se utilizara una regla de tres simple: 9.50 0.035 % =
100% %
0.035 × 100% 9.5
% = 0.368% ≅ 0.4%
Se puede afirmar después de lo obtenido de que el porcentaje de C6H8O7 en el zumo de naranja es del 0.4%
DETERMINACIÓN DEL ÁCIDO FOSFÓRICO EN BEBIDAS GASIFICADAS Materiales
Laptop Sensor de pH Interface Cuenta gotas Soporte universal Pinzas Vaso de precipitación de 250 ml Probeta de 50 ml Probeta de 10 ml Bureta de 50 ml Matraz de Erlenmeyer Embudo
Reactivos
Fenolftaleína 10 gramos de zumo de naranja 30 ml de NaOH al 0.1 N Bebida gasificada
Procedimiento
Instalar el equipo de titulación Medir 40 ml de bebida gasificada, moverlo con la finalidad de extraer el gas, luego colocarlo en el vaso de precipitación y agregarlo 60 ml de agua. Trasvasar al matraz de Erlenmeyer y agregar 5 gotas de fenolftaleína, colocar el sensor de pH, tomar la medida inicial, posteriormente abrir la llave de paso de la bureta para el agregado de NaOH de manera pausada hasta conseguir el cambio de color y un pH de 7.
Cálculos 1. Determinar el número de moles de NaOH gastado. # =
105 40 ∗ −
#moles NaOH=
105g
40g*mol- #moles NaOH=2.625 mol
2. Calcular la concentración del ácido fosfórico Concentración H3PO4 x Volumen H3PO4=Concentración NaOH x Volumen NaOH X*100 ml=0.1 N*40 ml X=0.06 N
PROPUESTAS DE MEJORA. 1. Tener en cuenta que el agua destilada este en pH 7. 2. Ser muy cuidadosos al momento de agregar el NaOH, porque se puede agregar en exceso y alterar los resultados: el color sería muy intenso.
BIBLIOGRAFÍA Pearson Education. (2014). Chemistry-Lab Worksheet
Melchor, D. (s.f). Determinación de acidez en jugos comerciales [Mensaje en un blog]. Recuperado de http://melchordaniela-portafolio.blogspot.com/p/25-determinacion-de-acidez-en-jugos.html
