Universidad del Valle de México
Práctica número 5: Determinación de Ácido Acético Herrera Pérez David Asignatura: Química analítica II. Licenciatura QFBT Periodo 2017-1 Fecha de entrega: 02 de abril del 2017 Docente: QFB. José Miguel Borges Pinto.
RESUMEN El ácido acético tiene una presencia fundamental en algunos productos alimentarios como en el caso del vinagre. Esta práctica está enfocada a determinar la concentración o los niveles de ácido acético presentes en el vinagre comercia por medio de una titulación tradicional y potenciometrica con el valorante Hidróxido de sodio cuya fórmula química es NaOH y la fenolftaleína como su indicador midiendo el pH de cada porción de NaOH agregada a la dicha mezcla. En la titulación se añadió dos militros pausados en los cuales se le tomaba el ph para saber el nivel de acides o alcalinidad que este poseía, cerca del punto de equivalencia se redujo la cantidad a solo gotas de valorante para poder así llegar al punto de equivalencia correcto y también cuando era el momento del viraje (cambio de color) se tomara nota de un pH correcto. Todo esto se llevó a cabo con la finalidad de observar las concentraciones o porcentajes de ácido acético que se encuentran presentes en el vinagre que consumimos día a día.
Palabras claves: valoración argentométrica, puntos de equivalencia, titulación potenciométrica, volúmenes
INTRODUCCIÓN El ácido acético es un ácido que se encuentra en el vinagre, y que es el principal responsable de su sabor y olor agrios. Su fórmula es CH3-COOH, en la realización de esta práctica se pretende determinar la cantidad de ácido acético en una solución de vinagre que será titulada con una solución de hidróxido de Sodio (NaOH) también usando como indicador la fenolftaleina. El vinagre (del latín vinum acre y de éste pasó al francés antiguo vinaigre, "vino ácido"), es un líquido miscible, con sabor agrio, que proviene de la fermentación acética del vino (mediante las bacterias mycoderma aceti).
Figura 1. Vinagre de manzana de la marca “Anita”. El vinagre contiene típicamente una concentración que va de 3% al 5% de ácido acético, los vinagres naturales también contienen pequeñas cantidades de ácido tartárico y ácido cítrico, sin importar la presencia de
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Universidad del Valle de México estos ácidos la cantidad de ácido acético es la que se calcula. La fenolftaleína es un indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna rosa o violeta. Es un sólido blanco, inodoro que se forma principalmente por reacción del fenol, anhídrido ftálmico y ácido sulfúrico (H2SO4); sus cristales son incoloros. Tiene un punto de fusión de 254°C.Su fórmula es C20H14O4. 10 No es soluble en agua, con lo que 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 La solución de Hidróxido de sodio NaOH nos servirá para titular la solución de vinagre y con esto determinar el porcentaje de ácido acético CH3-COOH en dicha solución. Al hacer esta titulación y agregar un estándar primario en este caso la fenolftaleína a la solución de vinagre hasta el punto de equivalencia que se determina por el el cambio al color rosa permanente al llegar a esta punto 7 se procede a medir el volumen de Hidróxido de sodio NaOH gastado para dicha titulación. En la segunda parte de ésta práctica procedemos a calcular el porcentaje de ácido acético en un tipo de vinagre el cual fue nacional. PLANTEAMIENTO DEL PROBLEMA Elaborar una titulación potenciometrica para poder determinar la concentración del ácido acético en un vinagre comercial, para poder calcular una aproximación adecuada para las condiciones de equilibrio termodinámico de sistemas ácido-base y de coordinación y redox considerando el efecto del pH.
total, también nos permitirá conocer de igual manera el punto de equivalencia y su Ph donde se torna un cambio. OBJETIVO General: Evaluar el punto de equivalencia utilizando los métodos analíticos de la primera y segunda derivada Específicos:
Determinar cuantitativamente el ácido acético y su concentración en muestras de vinagre comercial. Realizar una titulación potenciometrica.
HIPOTESIS: La acidez total (o grado acético) se define como la totalidad de los ácidos volátiles y fijos que contiene el vinagre, esto expresado en gramos de ácido acético por100 mL de vinagre. Es decir, que para determinar la acidez total de un vinagre hemos de obtener la proporción equivalente de ácido acético que contiene. En la valoración de un ácido débil (ácido acético) con una base fuerte (hidróxido de sodio), antes de llegar al punto de equivalencia, en la disolución coexistirán moléculas sin disociar de ácido acético e iones acetato, y la disolución se comportará como una disolución amortiguadora. En el punto de equivalencia, la disolución tendrá sólo acetato de sodio, que en medio acuoso se hidroliza. Es decir, que en el punto de equivalencia la disolución será básica y, por ello se utiliza la fenilalanina la cual detecta el punto final de la valoración con un cambio de coloración a pH alto. METODO:
1) Valoración de una solución de NaOH 0.1 M con una solución de Ftalato Ácido de potasio 0.1 M.
2) Sumergir el electrodo en 20 mL de la JUSTIFICACIÓN Al elaborar la titulación se puede determinar el índice de calidad del vinagre el cual es denominado acides
disolución a titular. Ajustar el agitador de manera que no lo golpee y añadir NaOH 0.1 M desde la bureta en porciones de 2 mL,
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Universidad del Valle de México salvo cerca del punto de equivalencia donde se añaden porciones de 0.2 mL.
Dónde: C1 = 0.1 M de Ftalato ácido de potasio
3) Después de cada adición, esperar a que se estabilice la lectura de pH, (Aproximadamente 1 minuto) y registrar dicho valor. Continuar hasta completar un volumen de 30 mL.
V1 = 20 mL = 0.02L de Ftalato ácido de potasio V2 = 20.2 mL = 0.0202L de gasto de NaOH C2 = (0.1M) (0.02L) / 0.0202L = 0.099 M de NaOH
4) Repetir este procedimiento al menos una vez más. Una vez acabada la adición de NaOH, trazar la gráfica de los valores de pH en función de los mL de NaOH añadidos y la gráfica ∆pH/∆V en función del volumen añadido. Posteriormente calcular la concentración de Ácido y base presentes en la disolución.
Para realizar el gráfico los datos que utilizamos son el pH medido y los mL agregados a la valoración, donde, nuestro punto de equivalencia se hizo presente cuando agregamos 19.8 mL de NaOH (pH=7.04) y nuestro punto de viraje a color rosa se observó cuando agregamos 20.2 mL de NaOH.
5) Acidez de un vinagre: Transferir 20 mL de muestra y aforar a 100 mL con agua destilada. A partir de esta solución usar alícuotas de 20 mL y titular como en el caso anterior, empleando volúmenes de 1 mL de NaOH 0.1 M. Repetir el procedimiento al menos una vez más.
6) Comparar
con titulación “tradicional” Transferir 20 mL de la dilución de vinagre y titularla con NaOH 0.1 M usando como indicador fenolftaleína hasta alcanzar el punto de equilibrio. Realizar por triplicado. Comparar ambas técnicas.
7) Limpieza de materiales y entrega
8) Limpieza
y
orden
del
laboratorio
RESULTADOS En la valoración de NaOH utilizamos un potenciómetro para poder observar cuando llegamos al punto de equivalencia donde el pH es neutro (7.0) y cuando llegamos al punto final (viraje a color rosa). Primero calculamos la concentración que tenemos de NaOH de la siguiente manera:
Fig. 1. Lectura del pH en la valoración de NaOH En la segunda parte de la práctica nos pide que determinemos el ácido acético en un vinagre comercial (La Anita), nosotros lo hicimos de la manera “tradicional”.
C2= C1V1 / V2
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pH
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9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
Ahora calculamos la concentración de ácido acético en el vinagre comercial de la siguiente manera:
Valoración NaOH
C2= C1V1 / V2 Dónde: pH
C1 = 0.099 M de NaOH V1 = 0.03175 L de gasto de NaOH V2 = 0.02 L de la muestra de vinagre
2 4 6 8 10 12 14 16 18 19 20 Volumen (mL)
C2 = (0.099M) (0.03175L) / 0.02L = 0.157 M ácido acético Ahora calculamos los g que obtuvimos de ácido acético: G = (M) / (PM) = (0.157 M) / (60.0211 g/mol) = 0.0026 g Nuestro factor de dilución es: 100 mL / 20 mL = 5 Al hacer una dilución tenemos que multiplicar nuestro peso del ácido acético por el factor de dilución para poder obtener el total de peso que tenemos en los 20 mL de alícuota que utilizamos: (0.0026 g) (5) =0.013 g de ácido acético en los 20 mL
Fig 2. Titulación “tradicional” del ácido acético con NaOH Nuestra alícuota de vinagre fue de 20 mL y aforamos en 100 mL. En nuestra primera valoración nuestro punto de viraje a color rosa fue al agregar 31.5 mL de NaOH y en la segunda fue en 32 mL de NaOH.
En la etiqueta del vinagre “La Anita” menciona que la cantidad de ácido acético es de 5 %, para hacer una comparación calculamos el porcentaje de nuestra muestra: Primero calculamos la densidad de nuestra muestra: (1.011 g/mL) (20 mL) = 20.22 g/mL Y ahora utilizamos la siguiente formula: %CH3COOH = (mL NaOH) (M NaOH) (Meq ácido) (100%) / (g muestra) %CH3COOH = (31.75 mL) (0.099 M) (0.0600 g) (100%) / 20.22 g/mL %CH3COOH = 18.8595/20.22 g/mL= 0.9327% Ahora el valor obtenido lo multiplicamos por nuestro factor de dilución para conocer nuestro porcentaje en toda la muestra que utilizamos:
Fig. 3. Punto de viraje a color rosa en la valoración de ácido acético.
(0.9327 %) (5) = 4.66% de ácido acético.
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Universidad del Valle de México ANALISIS DE RESULTADOS La concentración de ácido acético en el vinagre de manera teórica de acuerdo a la marca utilizada es aproximadamente
5%,
realizando
los
cálculos
observamos que hay un 4.66% de ácido acético presente, lo que quiere decir que difiere un 0.34% entre el valor teórico de la marca y el valor obtenido en la titulación. También cabe destacar la dilución del vinagre a 100mL para poder tomar las alícuotas. Los errores pueden deberse a fallas de medición en soluciones, mal elaboración de disoluciones, mal manejo del titulante con el analito, entre otros.
CONCLUSIONES Mediante el análisis anterior se pudo determinar el porcentaje de ácido acético presente en el vinagre mediante una valoración tradicional, calculando el porcentaje con los resultados obtenidos de dicha valoración. De acuerdo a los valores teóricos concluimos que la valoración tradicional fue empleada con la técnica adecuada, ya que la diferencia entre los valores teóricos y los valores obtenidos tienen una diferencia mínima, todo esto de acuerdo a los cálculos. BIBILIOGRAFIAS Villa. María. 2005. Manual de Practicas Química Inorgánica. Primera edición. Coronado M, Hilario R. 2006. Procesamiento de alimentos para pequeñas y microempresas agroindustriales. Unión Europea, CIED, EDAD, CEPCO. Lima, Perú.
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