INFORME LABORATORIO DE BIOQUÍMICA N-1

VALORACIÓN ÁCIDO - BASE

INFORME LABORATORIO DE BIOQUÍMICA

VALORACIÓN ÁCIDO – BASE

KATTERINE BERNATE ARAGÓN 2007268639 JOYCE LIZETH BOHORQUEZ RENGIFO 2007270285 LIZETH ANDREA DUSSAN GARZÓN 2007268943 YULIETH YESENIA MARTINEZ MARTINEZ SOTO 2007268280 20072 68280

PROFESOR: EDUARDO PASTRANA

UNIVERSIDAD UNIVERSIDAD SURCOLOMBIANA FACULTAD DE INGENIERÍA INGENIERÍA DE PETRÓLEOS

NEIVA, 30 DE SEPTIEMBRE DE 2010


CONTENIDO

INTRODUCCIÓN ............................................................................................................................. 5 1.

ELEMENTOS TEÓRICOS ........................... .......................... ......................... ........................... .. 6 1.1.1

DEFINICIONES DEFINICIONES Y CONCEPTOS.................................................................................. CONCEPTOS .................................................................................. 6



Ácidos de Arrhenius ....................................................................................................... 6



Ácidos de Brønsted-Lowry ............................................................................................. 6



Ácidos de Lewis .............................................................................................................. 7

1.1.2

CARACTERISTICAS QUÍMICAS ........................ .......................... ......................... ....... 9



Ácidos monopróticos ...................................................................................................... 9



Ácidos polipróticos ......................................................................................................... 9



Neutralización .............................................................................................................. 10



Equilibrio ácido débil/base débil ................................................................................... 10



Dureza de ácidos .......................................................................................................... 11

1.2.1

DEFICIONES DE BASE ............................................................................................ 12

1.2.2

FUERZA DE UNA BASE .......................................................................................... 13

1.2.3

FORMACIÓN DE UNA BASE................................................................................... BASE ................................................................................... 13

1.3 VALORACIÓN O TITULACIÓN............................................................................................... 14 

Valoración ácido-base.................................................................................................. ácido-base .................................................................................................. 14



Titulación Ácido – Base ................................................................................................ 15

2.

PROCEDIMIENTO........................ ......................... .......................... ......................... .............. 18

3.

RESULTADOS ......................... .......................... .......................... ......................... .................. 22 3.1

CÁLCULOS.................................. ........................... .......................... ......................... ..... 22

4.

CUESTIONARIO........................... ......................... .......................... ......................... .............. 23

5.

ANÁLISIS DE RESULTADOS ........................... .......................... ......................... ...................... 31

BIBLIOGRAFÍA .............................................................................................................................. 32


CONTENIDO

INTRODUCCIÓN ............................................................................................................................. 5 1.

ELEMENTOS TEÓRICOS ........................... .......................... ......................... ........................... .. 6 1.1.1

DEFINICIONES DEFINICIONES Y CONCEPTOS.................................................................................. CONCEPTOS .................................................................................. 6



Ácidos de Arrhenius ....................................................................................................... 6



Ácidos de Brønsted-Lowry ............................................................................................. 6



Ácidos de Lewis .............................................................................................................. 7

1.1.2

CARACTERISTICAS QUÍMICAS ........................ .......................... ......................... ....... 9



Ácidos monopróticos ...................................................................................................... 9



Ácidos polipróticos ......................................................................................................... 9



Neutralización .............................................................................................................. 10



Equilibrio ácido débil/base débil ................................................................................... 10



Dureza de ácidos .......................................................................................................... 11

1.2.1

DEFICIONES DE BASE ............................................................................................ 12

1.2.2

FUERZA DE UNA BASE .......................................................................................... 13

1.2.3

FORMACIÓN DE UNA BASE................................................................................... BASE ................................................................................... 13

1.3 VALORACIÓN O TITULACIÓN............................................................................................... 14 

Valoración ácido-base.................................................................................................. ácido-base .................................................................................................. 14



Titulación Ácido – Base ................................................................................................ 15

2.

PROCEDIMIENTO........................ ......................... .......................... ......................... .............. 18

3.

RESULTADOS ......................... .......................... .......................... ......................... .................. 22 3.1

CÁLCULOS.................................. ........................... .......................... ......................... ..... 22

4.

CUESTIONARIO........................... ......................... .......................... ......................... .............. 23

5.

ANÁLISIS DE RESULTADOS ........................... .......................... ......................... ...................... 31

BIBLIOGRAFÍA .............................................................................................................................. 32


INTRODUCCIÓN

La titulación es el procedimiento utilizado para determinar el volumen de una solución que es necesario para reaccionar con una cierta cantidad de otra sustancia. Las relaciones establecidas son equilibrio homogéneo o de neutralización entre iones que se producen al estar en contacto con un acido o con una base para posteriormente obtener una sal. Una valoración ácido-base (también llamada volumetría ácido-base, titulación ácido-base o valoración de neutralización) es una técnica o procedimiento de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido o base, neutralizándolo con una base o ácido de concentración conocida. conocida. [1] En este laboratorio se pretende realizar un tipo de valoración basada en una reacción ácido-base o reacción de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante. Posteriormente se pretende utilizar la volumetría que hace referencia a la medida del volumen de las disoluciones empleadas, para determinar o calcular la concentración buscada.


1. ELEMENTOS TEÓRICOS

1.1 ÁCIDO Un ácido significa agrio, y es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en el vinagre), y el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base son diferentes de las reacciones redox en que no hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución. 1.1.1 

DEFINICIONES Y CONCEPTOS

Ácidos de Arrhenius

El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión, H3O+, cuando se disuelve en agua. Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido: H2O (l) + H2O (l)

H3O+ (ac) + OH-(ac)

En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H 2O, pero un número pequeño de moléculas están constantemente disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio. Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua. En química se escribe con frecuencia H+(ac) significando ion hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no hay evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa el núcleo de hidrógeno libre; sí que está probada la existencia del ion hidronio, H3O+ e incluso de especies de mayor nuclearidad. Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen OH en su estructura.



Ácidos de Brønsted-Lowry


Aunque el concepto de Arrhenius es muy útil para describir muchas reacciones, también está un poco limitado en su alcance. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un protón. Un ácido de BrønstedLowry (o simplemente ácido de Brønsted) es una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH3COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico:

Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH 3COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de H3O+ cuando está disuelto en agua, y actúa como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el CH 3COOH sufre la misma transformación, donando un protón al amoníaco (NH3), pero no puede ser descrito usando la definición de Arrhenius de un ácido, porque la reacción no produce cationes hidronio. La teoría de Brønsted-Lowry también puede ser usada para describir compuestos, mientras que los ácidos de Arrhenius deben ser compuestos iónicos. El cloruro de hidrógeno (HCl) y amoníaco se combinan bajo varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio, NH4Cl. En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido clorhídrico y existe como cationes hidronio y aniones cloruro. Las siguientes reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius: 1.) H3O+ (ac) + Cl -(ac) + NH3 → Cl-(ac) + NH+4(aq) 2.) HCl (benceno) + NH 3(benceno ) → NH4Cl(s) 3.) HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl(s) Como con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones trabajan para el primer ejemplo, donde el agua es el solvente y se forma ion hidronio. Las siguientes dos reacciones no involucran la formación de iones, pero pueden ser vistas como reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el cloruro de hidrógeno y el amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio sólido en un solvente benceno, y en la tercera, HCl gaseoso y NH3 se combinan para formar el sólido.



Ácidos de Lewis


Un tercer concepto fue propuesto por Gilbert N. Lewis, que incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones. Las reacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones. Todos los ácidos de Brønsted son también ácidos de Lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. Las siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química ácido-base.

En la primera reacción, un anión fluoruro, F-, cede un par electrónico al trifluoruro de boro para formar el producto tetrafluoroborato. El fluoruro "pierde" un par de electrones de valencia debido a que los electrones compartidos en el enlace B-F están ubicados en la región de espacio entre los dos núcleos atómicos y, en consecuencia, están más distantes del núcleo del fluoruro que en el anión fluoruro solitario. BF3 es un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta reacción no puede ser descrita en términos de la teoría de Brønsted, debido a que no hay transferencia de protones. La segunda reacción puede ser descrita por cualquiera de las dos últimas teorías. Un protón es transferido desde un ácido de Brønsted no especificado hacia el amoníaco, una base de Brønsted; alternativamente, el amoníaco actúa como una base de Lewis y transfiere un par libre de electrones para formar un enlace con un ion hidrógeno. La especie que gana el par de electrones es el ácido de Lewis; por ejemplo, el átomo de oxígeno en H 3O+ gana un par de electrones cuando uno de los enlaces H-O se rompe, y los electrones compartidos en el enlace se localizan en el oxígeno. Dependiendo del contexto, los ácidos de Lewis también pueden ser descritos como agentes o como electrófilo. La definición de Brønsted-Lowry es la definición más ampliamente usada; salvo que se especifique de otra manera, se asume que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un catión hidrón (H+) de un ácido a una base.


1.1.2



CARACTERISTICAS QUÍMICAS

Ácidos monopróticos

Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar un protón por molécula durante el proceso de disociación (llamado algunas veces ionización), como se muestra a continuación (simbolizado por HA): HA (aq) + H2O (l)

H3O+ (ac) + A− (ac)

Ka

Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen al ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3). Por otra parte, para los ácidos orgánicos, el término generalmente indica la presencia de un grupo carboxilo, y algunas veces estos ácidos son conocidos como ácidos mono carboxílicos. Algunos ejemplos de ácidos orgánicos incluyen al ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH3COOH) y el ácido benzoico (C6H5COOH).



Ácidos polipróticos

Los ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, en contraste a los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones potenciales para donar). Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H2A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, K a1 y Ka2. H2A (ac) + H2O (l) HA− (ac) + H2O (l)

H3O+ (ac) + HA− (ac) H3O+ (ac) + A2− (ac)

Ka1 Ka2

La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: Ka1 > Ka2. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H2SO4) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO−4), para lo que Ka1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO2−4), donde Ka2 es comparativamente pequeño, indicando una fuerza intermedia. El valor grande de Ka1 para la primera disociación significa que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. De modo similar, el inestable y débil ácido carbónico (H2CO3) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO−3) y perder un segundo protón para formar el anión carbonato (CO2−3). Ambos valores de Ka son pequeños, pero Ka1 > Ka2. Un ácido triprótico (H3A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres constantes de disociación, donde Ka1 > Ka2 > Ka3. H3A (ac) + H2O (l) H2A− (ac) + H2O (l) HA2− (ac) + H2O (l)

H3O+ (ac) + H2A− (ac) H3O+ (ac) + HA2− (ac) H3O+ (ac) + A3− (ac)

Ka1 Ka2 Ka3


Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido orto fosfórico (H 3PO4), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden ser perdidos consecutivamente, produciendo H2PO−4, luego HPO2−4, y finalmente PO3−4, el anión ortofosfato, simplemente llamado fosfato. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es el ácido cítrico, que puede perder consecutivamente tres protones para formar finalmente el anión citrato. Aunque las posiciones de los protones en la molécula original pueden ser equivalentes, los valores de Ka difieren puesto que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada está cargada negativamente. 

Neutralización

La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo una sal y base neutralizada; por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio forman cloruro de sodio y agua: HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq) La neutralización es la base de la titulación, donde un indicador de pH muestra el punto de equivalencia cuando el número equivalente de moles de una base han sido añadidos a un ácido. Generalmente se asume incorrectamente que la neutralización resulta en una solución con pH 7,0, lo que es solamente el caso cuando el ácido y la base tienen fuerza similar durante la reacción. La neutralización con una base más débil que el ácido resulta en una sal débilmente ácida. Un ejemplo es el cloruro de amonio, que es débilmente ácido, producido a partir del ácido fuerte cloruro de hidrógeno y la base débil amoníaco. Recíprocamente, la neutralización de un ácido débil con una base fuerte produce una sal débilmente básica, por ejemplo, el fluoruro de sodio, formado a partir del fluoruro de hidrógeno y el hidróxido de sodio.



Equilibrio ácido débil/base débil

Para que se pueda perder un protón, es necesario que el pH del sistema suba sobre el valor de pKa del ácido protonado. La disminución en la concentración de H + en la solución básica desplaza el equilibrio hacia la base conjugada (la forma deprotonada del ácido). En soluciones a menor pH


(más ácidas), hay suficiente concentración de H + en la solución para que el ácido permanezca en su forma protonada, o para que se protone la base conjugada. Las soluciones de ácidos débiles y sales de sus bases conjugadas forman l as soluciones tampón. 

Dureza de ácidos

En 1963, Pearson introdujo el concepto de ácidos y bases duros y blandos. Son ácidos duros aquellos cationes de pequeño tamaño y alta carga, de baja polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos ligeros, cationes de transición de alta carga, como el Ti 4+, Cr3+, Fe3+, Co2+, etc. Son ácidos blandos las especies químicas de gran tamaño, pequeña o nula carga, y alta polarizabilidad: metales más pesados de carga más baja, como Ag+, Cu+, Pt2+, Hg2+, etc. Las especies duras tienden a combinarse entre sí. La interacción duro-duro o blando-blando conduce a especies más estables. Esto se debe a un mayor solapamiento de orbitales, que origina un enlace más fuerte que en las interacciones duro-blando o blando-duro. Lo anterior es útil, de forma aproximada, para predecir el sentido de numerosas reacciones. 1.1.3

APLICACIONES DE LOS ÁCIDOS

Hay numerosos usos de los ácidos. Los ácidos son usados frecuentemente para eliminar herrumbre y otra corrosión de los metales en un proceso conocido como pickling. Pueden ser usados también como electrólitos en una batería, como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil. Los ácidos fuertes, el ácido sulfúrico en particular, son ampliamente usados en procesamiento de minerales. Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico produciendo ácido fosfórico para la producción de fertilizantes, y el zinc es producido disolviendo óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la solución y aplicando electrólisis. En la industria química, los ácidos reaccionan en las reacciones de neutralización para producir sales. Por ejemplo, el ácido nítrico reacciona con el amoníaco para producir nitrato de amonio, un fertilizante. Adicionalmente, los ácidos carboxílicos pueden ser esterificados con alcoholes en presencia de ácido sulfúrico, para producir ésteres. Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con cola.


1.2 BASE Una base es, en primera aproximación (según Arrhenius), cualquier sustancia que − en disolución acuosa aporta iones OH al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH: −

+

KOH → OH + K (en disolución acuosa)

Los conceptos de base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad de un medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que pH + pOH = pKw, (Kw en CNPT es igual a 10−14). Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases. 1.2.1

DEFICIONES DE BASE

La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Svante August Arrhenius. La teoría de Brønsted y Lowry de ácidos y bases, formulada en 1923, dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+). Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución da iones OH −, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no acuosos. Lewis en 1923 amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede donar un par de electrones. El ion OH−, al igual que otros iones o moléculas como el NH3, H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases. Todas las bases según la teoría de Arrhenius o la de Brønsted y Lowry son a su vez bases de Lewis.  

Ejemplos de bases de Arrehnius: NaOH, KOH, Al (OH)3. Ejemplos de bases de Brønsted y Lowry: NH 3, S2−, HS−.

Finalmente, según Boyle, bases son aquellas sustancias que presentan las siguientes propiedades:         

Poseen un sabor amargo característico. No reaccionan con los metales. Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica. Azulean el papel de tornasol. Reaccionan con los ácidos (neutralizándolos) La mayoría son irritantes para la piel. Tienen un tacto jabonoso. Se pueden disolver Sus átomos se rompen con facilidad


1.2.2

FUERZA DE UNA BASE

Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta el máximo número de iones OH−. El ejemplo anterior (hidróxido potásico) es de una base fuerte. Una base débil también aporta iones OH − al medio, pero está en equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no lo están.

En este caso, el hidróxido de aluminio está en equilibrio (descomponiéndose y formándose) con los iones que genera. 1.2.3

FORMACIÓN DE UNA BASE

Una base se forma cuando un óxido de un metal reacciona con agua:

Igual es:


1.3 VALORACIÓN O TITULACIÓN La valoración o titulación es un método corriente de análisis químico cuantitativo en el laboratorio, que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo conocido. Debido a que las medidas de volumen juegan un papel fundamental en las titulaciones, se le conoce también como análisis volumétrico. Un reactivo llamado “valorante” o “titulador”,1 de volumen y concentración conocida (una solución estándar o solución patrón) se utiliza para que reaccione con una solución del analito,2 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. El punto final es el punto en el que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un indicador (ver más adelante). Idealmente es el mismo volumen que en el punto de equivalencia—el número de moles de valorante añadido es igual al número de moles de analito, algún múltiplo del mismo (como en los ácidos polipróticos. En la valoración clásica ácido fuertebase fuerte, el punto final de la valoración es el punto en el que el pH del reactante es exactamente 7, y a menudo la solución cambia en este momento de color de forma permanente debido a un indicador. Sin embargo, existen muchos tipos diferentes de valoraciones (ver más adelante). Pueden usarse muchos métodos para indicar el punto final de una reacción: a menudo se usan indicadores visuales (cambian de color). En una titulación o valoración ácido-base simple, puede usarse un indicador de pH, como la fenolftaleína, que es normalmente incolora pero adquiere color rosa cuando el pH es igual o mayor que 8,2. Otro ejemplo es el naranja de metilo, de color rojo con en medio ácido y amarillo en disoluciones básicas. No todas las titulaciones requieren un indicador. En algunos casos, o bien los reactivos o los productos son fuertemente coloreados y pueden servir como "indicador". Por ejemplo, una titulación o valoración redox que utiliza permanganato de potasio como disolución estándar (rosa/violeta) no requiere indicador porque sufre un cambio de color fácil de detectar pues queda incolora al reducirse el permanganato. Después del punto de equivalencia, hay un exceso de la disolución titulante (permanganato) y persiste un color rosado débil que no desaparece. Debido a la naturaleza logarítmica de la curva de pH, las transiciones en el punto final son muy rápidas; y entonces, una simple gota puede cambiar el pH de modo muy significativo y provocar un cambio de color en el indicador. Hay una ligera diferencia entre el cambio de color del indicador y el punto de equivalencia de la titulación o valoración. Este error se denomina error del indicador. Por este motivo es aconsejable efectuar determinaciones en blanco con el indicador y restarle el resultado al volumen gastado en la valoración.



Valoración ácido-base

Indicador Violeta de metilo Azul de bromofenol Naranja de metilo

Color en medio ácido Rango de cambio de color Color en medio básico Amarillo 0.0 - 1.6 Violeta Amarillo 3.0 - 4.6 Azul Rojo 3.1 - 4.4 Amarillo


Rojo de metilo Tornasol Azul de bromotimol Fenolftaleína Amarillo de alizarina

Rojo Rojo Amarillo Incolora Amarillo

4.4 - 6.2 5.0 - 8.0 6.0 - 7.6 8.3 - 10.0 10.1 - 12.0

Amarillo Azul Azul Rosa Rojo

Estas valoraciones están basadas en la reacción de neutralización que ocurre entre un ácido y una base, cuando se mezclan en solución. El ácido (o la base) se añade a una bureta previamente lavada con el mismo ácido (o base) antes de esta adición. La base (o el ácido) se añade a un matraz Erlenmeyer previamente lavado con agua destilada antes de la adición. La solución en el matraz es a menudo una solución estándar; cuya concentración es exactamente conocida. La solución en la bureta es la solución cuya concentración debe ser determinada por la valoración. El indicador usado para la valoración ácido-base a menudo depende de la naturaleza de los componentes como se ha descrito en la sección anterior. Los indicadores más comunes, sus colores, y el rango de pH del cambio de color se muestran en la tabla anterior. Cuando se requieren resultados más exactos, o cuando los componentes de la valoración son un ácido y una base débil, se utiliza un pH metro o un medidor de conductancia.



Titulación Ácido – Base

Las reacciones ácido-base son reacciones de neutralización entre los iones, que se producen al estar en contacto unácidocon unabase obteniéndose una sal más agua.

Durante las operaciones rutinarias en el laboratorio así como en la de los análisis volumétricos son prácticamente mayores los problemas relacionados con la estequiometria, una de ellas es la normalidad que se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución. La normalidad es útil porque Un equivalente de un ácido neutraliza completa y precisamente un equivalente de una base, puesto que un mol H+ reaccionará con un mol de OH-. Esto significa que al mezclar volúmenes iguales de soluciones que tienen la misma normalidad llevara a una reacción completa entre sus solutos, un litro de ácido 1N neutralizará completamente un litro de base 1N porque un equivalente de ácido reaccionara con un equivalente de base. Matemáticamente:


Esta relación se utiliza par averiguar la cantidad de ácido que posee una disolución a partir de una cantidad de base conocida, o viceversa. Dicha técnica recibe el nombre de titilación por método volumétrico, volumetría ácido-base o reacción de neutralización. Este método se realiza mediante una bureta que contiene una de las disoluciones y un matraz con la otra disolución, se vierte cuidadosamente el contenido el contenido de la bureta en el matraz hasta la neutralización de dicha solución.

El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza. Los indicadores que indican el punto de equivalencia no son igual de útiles para todas las reacciones. - Reacciones de neutralización entre ácido fuerte (HCl) y base fuerte Na(OH). El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar H2O El resto de los iones no reaccionan con el agua ya que:  

El Cl – procede de un ácido fuerte (es una base débil frente al agua): no se hidroliza. El Na+ procede de una base fuerte (es un ácido muy débil frente al agua): no se hidroliza.

- Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7. - Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.


- Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido. La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color.


2. PROCEDIMIENTO

El procedimiento realizado en el laboratorio fue: 1. Se tomo la bureta y realizamos ensayos con agua para verificar el funcionamiento de la llave esta. 2. Vertimos en la bureta disolución de hidróxido de sodio, empleando el embudo de filtración hasta la marca de 0 ml. 3. Colocamos la bureta en la pinza doble, la cual ya estará previamente fija en la varilla del soporte. 4. Vertimos 30 ml de la solución de ácido clorhídrica, utilizando las pipetas, en un matraz erlenmeyer. 5. Colocamos el matraz o erlenmeyer debajo de la bureta de tal manera que la punta de ésta quede en el interior del matraz y a 1 cm abajo, aproximadamente, de la boca del mismo. 6. Añadimos de dos a tres gotas de la disolución de fenolftaleína al ácido clorhídrico contenido en el matraz o erlenmeyer. 7. Agitamos la solución con la varilla de agitación 8. Se abrió la llave de la bureta para adicionar la solución, de hidróxido de sodio, parcialmente para tener un mejor control sobre el volumen adicionado. 9. Cuando la solución de hidróxido de sodio se pone en contacto con la del ácido clorhídrico, la coloración rosa no desaparece tan rápidamente como al principio de la titulación. Es aconsejable en este momento disminuir la rapidez de goteo, para que en el momento en que la disolución del matraz adquiera un color rosa muy tenue, pero persistente, se cierre la llave de la bureta. 10. Se anoto el volumen de hidróxido de sodio que se utilizó en la valoración. 11. Realizamos la medición del pH con un pedazo de papel pH de la disolución obtenida.





3. RESULTADOS

Tabla 1. ml de NaOH y pH para primera y segunda lectura (experimental).

LECTURA

ml NaOH

pH

1

6.00

8.00

2

6.50

7.00

3.1 CÁLCULOS

    

   

  

Para determinar la concentración de la base (NaOH) se emplea l a siguiente igualdad:

    

Donde:  = Volumen del acido (10 ml)

 = Volumen de la base (6,25 ml)

 = Concentración del acido (0.1 M)

 = Concentración de la base (desconocida)

Entonces:    

  

   

  


4. CUESTIONARIO 1.- Defina el concepto de un ácido y de una base según las teorías de: a) Arrhenius.

La definición de Arrhenius de las reacciones ácido-base es un concepto ácido-base más simplificado desarrollado por el químico sueco Svante Arrhenius, que fue utilizado para proporcionar una definición más moderna de las bases que siguió a su trabajo con Friedrich Wilhelm Ostwald en el que establecían la presencia de iones en solución acuosa en 1884, y que llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nóbel de Química en 1903 como "reconocimiento de sus extraordinarios servicios prestados al avance de la química por su teoría de la disociación electrolítica" Tal como se definió en el momento del descubrimiento, las reacciones ácido-base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en solución acuosa formando iones hidrógeno (H+), reconocidos posteriormente como ión hidronio (H3O+) y las bases de Arrhenius que forman aniones hidróxido (OH−). Más recientemente, las recomendaciones de la IUPAC sugieren ahora el término más nuevo de "hidronio" en lugar de el también aceptado y más antiguo de "hidronio" para ilustrar los mecanismos de reacción, tales como los definidos en las definiciones de Bronsted-Lowry y sistemas solventes, más claramente que con la definición de Arrhenius que actúa como un simple esquema general del carácter ácido-base. La definición de Arrhenius se puede resumir como "los ácidos de Arrhenius forman iones hidrógeno en solución acuosa, mientras que las bases de Arrhenius forman iones hidróxido". La tradicional definición acuosa de ácido-base del concepto de Arrhenius se describe como la formación de agua a partir de iones hidrógeno e hidróxido, o bien c omo la formación de iones hidrógeno e hidróxido procedentes de la disociación de un ácido y una base en solución acuosa: H+ (aq) + OH − (aq)

H 2O

(En los tiempos modernos, el uso de H + se considera como una abreviatura de H 3O+, ya que actualmente se conoce que el protón aislado H + no existe como especie libre en solución acuosa.) Esto conduce a la definición de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y agua a partir de la reacción entre un ácido y una base. En otras palabras, es una reacción de neutralización.


Ácido+ + base− → sal + agua Los iones positivos procedentes de una base forman una sal con los iones negativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido sulfúrico (H 2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio. 2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4 b) Bronsted-Lowry.

La definición de Brönsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H +) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan". A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brönsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base. En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base. Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un ion hidrógeno (H +). La eliminación de un protón (ion hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un ion hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion hidrógeno añadido. Por ejemplo, la eliminación de H + del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl−), base conjugada del ácido: +

HCl → H + Cl

−

La adición de H + al anión hidróxido (OH−), una base, produce agua (H 2O), su ácido conjugado: H+ + OH− → H2O


Así, la definición de Brönsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base, para formar el catión amonio, su ácido conjugado: H+ + NH3 → NH4+ Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del amoníaco con el ácido acético: CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO− Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido: 2 H2O

H3O+ + OH−

El agua, al ser anfótero, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un ión H + y formando la base conjugada, OH −, y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el ion H + y formando el ácido conjugado. Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo a la definición de Brönsted-Lowry, es: +

AH + B → BH + A

−

Donde AH representa el ácido, B representa la base, y BH + representa el ácido conjugado de B, y A− representa la base conjugada de AH. 2.- Describa brevemente cómo prepararía: a) 250 ml de disolución de hidróxido de sodio, 0. 1 M, a partir de soda cáustica en lentejas. En la preparación de 250 ml de disolución de NaOH, 0.1 M, a partir de soda caustica en lentejas, se tiene que:


MW (g/mol) (NaOH) Na 23 O 16 H 1 ∑ 40

Una sln 1M de NaOH tiene 40 g de sto en 1 L. entonces, 1000 cm3 250 cm3

1M 0.1M

40 g NaOH Xg NaOH

Xg NaOH= (40g x 250 cm3)/ (1000 cm3 x 1M) Se necesitan: Xg NaOH= 10 g en 250 cm3 de solución 0.1 M de NaOH.

b) 250 ml de disolución de ácido clorhídrico, 0. 1M, a partir de ácido clorhídrico comercial (37.8 % en masa, densidad = 1.19 g/ml).

Tenemos 37,8 g HCl / 100 g solución Para hallar el volumen de solución: V = masa / densidad V = 100 g / 1,19 g/ml V= 84,03 ml = 0,084 l

Moles = masa / PM Moles= 37,8 g / 36,5 g/mol Moles= 1,04 moles

M = moles /litro


M= 1,04 / 0,084 M= 12,38 M C1 x V1 = C2 x V2

V1 = 0,1 M x 0,25 l / 12,38 M V1= 0,00202 l V1=2,02 ml 3.- Escriba la ecuación química de la reacción que se establece entre el hidróxido de sodio y el ácido clorhídrico.

       

4.- Con base en la ecuación química anterior y el volumen de hidróxido de sodio que se utilizó en la valoración, determine el volumen de ácido clorhídrico necesario para la neutralización de la soda cáustica.

4. Con base en ecuación química anterior y el volumen de hidróxido de sodio que se utilizo en la valoración, determine el volumen de ácido clorhídrico necesario para neutralizar el hidróxido de sodio. + ClNaOH - → OH+ + Na H2O + NaCl producto de disociación iónica HCL →

H

+

A partir de la ecuación química VNaOH*CNaOH= VHCl*CHCl Donde: VNaOH= Volumen de sosa caustica CNaOH=Concentración de sosa caustica VHCl= Volumen de ácido clorhídrico CHCl=concentración de ácido clorhídrico VHCl =VNaOH*CNaOH CHCl Reemplazando el valor de las concentraciones respectivamente y el volumen de hidróxido de sodio que se utilizo en la valoración. VHCl = 6.25 ml* 0.16= 10ml 0.1


6.- Investigue qué es la fenolftaleína, y a que se debe que en medio ácido posea cierta coloración, mientras que en medio básico posea otra.

FENOLTALEÍNA La fenolftaleína es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico.

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Descripción y usos

Es un líquido blanco o incoloro; sus cristales son incoloros y es insoluble en hexano sólido. Tiene un punto de fusión de 4° C. En química se utiliza como indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna color rosa. En química se utiliza en análisis de laboratorio, investigación y química fina. En análisis químico se usa como indicador de valoraciones ácido-base, siendo su punto de viraje alrededor del valor de pH, realizando la transición cromática de incoloro a rosado. El reactivo se prepara al 1% p/v en alcohol de 90° y tiene duración indefinida. 

Química

El cambio de color está dado por las siguientes ecuaciones químicas: De medio neutro a medio básico: H2Fenolftaleína + 2 OH- ↔ Fenolftaleína2- + 2 H2O Incoloro → Rosa

De medio básico a medio muy básico: Fenolftaleína2- + OH- ↔ Fenolftaleína (OH) 3Rosa → Incoloro

De medio básico a medio neutro o ácido: Fenolftaleína2- + 2 H+ ↔ H2Fenolftaleína Rosa → Incoloro

De medio neutro o ácido a medio muy ácido: H2Fenolftaleína + H+ ↔ H3Fenolftaleína+ Incoloro → Naranja


En soluciones fuertemente básicas, la fenolftaleína se t orna incolora. En soluciones fuertemente ácidas es naranja. Por lo tanto tiene diferentes rangos de acción:

Especies

H3Fenolftaleína+

H2Fenolftaleína

Fenolftaleína2−

Fenolftaleína(OH)3−

<0

0−8.2

8.2−12.0

>12.0

ácidas o neutra

básicas

fuertemente básicas

incoloro

rosa

incoloro

Estructura

Modelo

pH

Condiciones fuertemente ácidas Color Imagen

naranja


La fenolftaleína normalmente se disuelve en alcohol para su uso en experimentos. La fenolftaleína es un ácido débil que pierde cationes H+ en solución. La molécula de fenolftaleína es incolora, en cambio el anión derivado de la fenolftaleína es de color rosa. Cuando se agrega una base la fenolftaleína (siendo esta inicialmente incolora) pierde H + formándose el anión y haciendo que tome coloración rosa. El cambio de color no puede explicarse solo basándose en la desprotonación, se produce un cambio estructural con la aparición de una tautomería cetoenólica.


5. ANÁLISIS DE RESULTADOS

La titulación ácido base, es un proceso realizado con el objeto de conocer el volumen requerido de una solución, de cierta normalidad, para neutralizar exactamente el soluto de otra solución. En otros casos (como el nuestro) se utiliza para determinar la concentración desconocida por medio de una solución estándar, a esto se le llama estandarización. En la práctica, se realizó una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl), ésta se estandarizó con una solución estándar de hidróxido de sodio (NaOH), se procedió a titular el ácido clorhídrico (HCl 0.1M) con hidróxido de sodio (NaOH) midiendo la variación de pH, para 2 volúmenes de (NaOH) agregados y hallamos un valor promedio de los mismos. Con los datos obtenidos se obtuvo el pH experimental para el punto de equivalencia, y en la determinación de la concentración del NaOH (base), Resultó una concentración de 0.16. El punto final de la titulación llamado también punto de equilibrio pudo conocerse gracias a la fenolftaleína utilizada como indicador, siendo que esta sustancia puede variar su concentración física dependiendo del tipo de solución presente. Fue así entonces como con el color rosa producido (punto en el que las cantidades de ácido y base son equivalentes) logró ser determinada.

INFORME LABORATORIO DE BIOQUÍMICA N-1

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