INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE BIOTECNOLOGÍA
MÉTODOS CUANTITATIVOS APLICADOS PRACTICA NO.1 PREPARACIÓN Y USO DE DISOLUCIONES PATRÓN ÁCIDO BASE GRUPO 2AM2 EQUIPO NO.9 INTEGRANTES: Escobedo Rodríguez Valeria Rosario Oropeza Luis Fernando García Santibáñez Gabriel
PROFESORES: NAVA ÁLVAREZ RAQUEL // CAMARGO SANCHEZ MARIA DEL SOCORRO // MARTÍNEZ TORRES ROCÍO.
FECHA DE ENTREGA: Mie/06/Feb/2013
1, Objetivos. 1.1 Preparar soluciones patrón ácido-base de HCl, ácido acético, amoniaco y NaOH 0.1N. 1.2 Realizar la estandarización de las soluciones ácido-base preparadas anteriormente 1.3 Practicar las diferentes formas para preparar un patrón primario a utilizarse en la estandarización de soluciones ácido base.
2. Introducción. 2.1 Propiedades de ácidos y bases Los ácidos y las bases, son dos tipos importantes de compuestos, tienen algunas propiedades comunes. Por ejemplo, las soluciones de ácidos o bases pueden modificar el color de los pigmentos vegetales. A menudo en el laboratorio hemos visto como cambia el papel indicador de pH el cual contiene un extracto herbáceo de algunos líquenes. Un ácido hace que el papel indicador cambie a rojo mientras que al agregársele una base se invierte el efecto, por lo que el papel indicador adquiere un nuevo color azul. De este modo parece ser que los ácido y las base son compuestos opuestos. Una base neutraliza el efecto de un ácido, y un ácido neutraliza el efecto de una base. 2.2 Comcepto de Bronsted-Lowry de ácidos y bases. En 1923, Johannes N. Bronsted (1879-1947) en Copenhague (Dinamarca) y Thomas M. Lowry (1874-1936) en Cambridge (Inglaterra) sugirieron de manera independiente un nuevo concepto sobre el comportamiento de ácidos y bases. Propusieron que un ácido es cualquier sustancia que puede donar un protón a cualquier otra sustancia. Mientras que una base es una sustancia que puede aceptar un protón de cualquier otra sustancia. 2.3 Concepto de Lewis. Gilbert N. Lewis desarrolló un concepto mas general de los ácidos y las bases en la década de 1930. Este concepto se basa en la compartición de pares de electrones entre el ácido y la base. Un ácido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones de otro átomo para formar un nuevo enlace y una base de Lewis es una sustancia que puede donar un par de electrones a otro átomo para formar un nuevo enlace. 2.4 Titulación: un método de análisis químico.
Los químicos realizan a menudo un análisis químico cuantitativo para determinar la cantidad de cierto constituyente en una mezcla.
Una bureta, dispositivo calibrado en divisiones de 0.1mL se llena con una solución acuosa de una base de una concentración conocida (o ácido según sea el cao), la base se agrega con lentitud de la bureta a la solución. Un cambio en el indicador señala el punto de equivalencia, en este caso la fenolftaleína cambia de incolora a un color rosa. Frecuentemente se habla del punto final o de una titulación y este es el punto en el cual el tinte indicador cambia de color. Se elige el tinteindicador para que cambie de color en o muy cerca del punto de equivalencia. Un concepto también muy importante es la estandarización, procedimiento por el cual se determina con exactitud la concentración de un reactivo analítico, en general se conocen 2 métodos de estandarización: Uno de ellos es pesar con exactitud una muestra de un ácido o una base sólida pura (conocida como patrón primario) y titular esta muestra con un ácido o una base por estandarizar. Otro método para estandarizar una solución es es titularla con una solución ya estandarizada.
Figura 1. Titulación 1
2.5 Indicadores ácido-base. Un indicador ácido base suele ser un compuesto orgánico que es en sí un ácido débil o una base débil. Los indicadores ácido-base son compuestos cuyo color es sensible al pH. La forma ácida del compuesto tiene cierto color, y su base conjugada tiene otro color. La fenolftaleína u indicador ácido-base común, es un ácido débil, incoloro. Conforme el pH aumenta, la forma de la base conjugada de color rosa predomina y el color de la solución cambia. Este cambio de color es mas notable a un pH cercano a 9. -
O
OH
OH
C
C
O
O
O
-
O
O
C
C O
-
O
C
C
-
-
O
-
C O
2
-
O C
O
1
OH
O
O
3
Figura no.2 intervalo del vire de la fenolftaleína.
pH<8; incolora H2P
8
pH>10; decoloración lenta POH
3. Diagrama de bloques. 3.1 Normalización de la disolución de NaOH 0.1N.
Pesar en una balanza analítica 0.2040g de biftalato de potasio
Anotar el volumen gastado de NaOH 0.1N
Obtener la concentración normal a partir del volumen
Disolver ennun matraz Erlenmeyer de 250mL con un volumen de 2030mL
Detener el proceso hasta hasta que aparezca en la solución un color rosa
Realizar el proceso anterior por triplicado
Adicionar 2 gotas del indicador fenolftaleina
Colocar el NaOH en una bureta y titular el matraz con el biftalato
Obtener la deviación estandar del experimentp
3.2Normalización de la disolución de HCl 0.1N.
Pesar en una balanza analítica 0.5g de carbonato de sodio
Anotar el volumen gastado de HCl
Disolver ennun matraz Erlenmeyer de 250mL con un volumen de 2030mL
Detener el proceso hasta hasta que aparezca en la solución un color rojo-canela
Realizar el proceso anterior por triplicado
Adicionar 2 gotas del indicador anaranjado de metilo
Colocar el HCl en una bureta y titular el matraz con el carbonato de sodio
Obtener la deviación estandar del experimentp
0.1N
Obtener la concentración normal a partir del volumen
3.3 Normalización de la disolución de 0.1N.
En una bureta colocar NaOH valorado anteriormente
Anotar el volumen gastado de NaOH 0.1N
Obtener la concentración normal a partir del volumen
Colocar 10mL de en un matraz Erlenmeyer
Detener el proceso hasta hasta que aparezca en la solución un color rosa
Realizar el proceso anterior por triplicado
Adicionar 2 gotas del indicador fenolftaleina
titular el matraz con el ácido acético
Obtener la deviación estandar del experimentp
3.4 Normalización de la solución de amoniaco
En una bureta colocar HCl valorado anteriormente
Anotar el volumen gastado de HCl 0.1N
Obtener la concentración normal a partir del volumen
Colocar 10mL de N4 en un matraz Erlenmeyer
Detener el proceso hasta hasta que aparezca en la solución un color rojo-canela
Realizar el proceso anterior por triplicado
Adicionar 2 gotas del indicador anaranjado de metilo
titular el matraz con el ácido acético
Obtener la deviación estandar del experimentp
4. Resultados. 4.1Normalidad de las soluciones preparadas Datos NaO H 0.1N
M=? N=0.1 Vol=0.1L PEq=40g Eq=1
Formula
Sustitución M=
Result. M=0.4g
Analisis dimensional ⁄ ⁄
HCl 0.1N
M=? N=0.1 Vol=0.1L PEq=36.5g Eq=1 Pureza=36% ρ=1.21g/mL
N=0.1 Vol=0.1L PEq=17g Eq=1 Pureza=28% ρ=0.9g/mL
⁄
M=
M=0.6g Vol=0.0.57
⁄
⁄
M=
⁄
Vol=0.301
4 M=?
M=0.365g
M=? 0.1N. N=0.1 Vol=0.1L PEq=60g Eq=1 Pureza=99% ρ=1.05g/mL
M=
M=0.17g Vol=0.18
⁄
⁄
4.2 Normalización de NaOH 0.1N. 4.2.1 La reacción que se lleva a cabo para la estandarización del NaOH con el biftalato de potasio es:
4
4
Peso del Biftalato (g) Volumen gastado de NaOH (L) Normalidad del NaOH 0.2041 0.0101 0.0989469 0.2041 0.0098 0.101976 0.2043 0.0101 0.0990438 La ecuación que se utilizó para el cálculo de la normalidad es la siguiente
Promedio de la normalidad en los tres ensayos=0.0999889 Desviación estándar del experimento=0.00172148 4.3 Normalización de HCl 0.1N. 4.3.1 La reacción que se lleva a cabo para la estandarización del HCl con el Carbonato de sodio es:
Peso del carbonato de sodio (g) 0.0532 0.0502 0.509
Volumen gastado de HCl (L) 0.092 0.093 0.091
Normalidad del HCl 0.109106 0.101846 0.105536
La ecuación que se utilizó para determinar la normalidad fue:
Promedio de la normalidad en los tres ensayos= 0.105496 Desviación estándar del experimento= 0.00362997
4.4 Normalización de la solución de 0.1N. No. Matraz 1 2 3
Volumen de la alícuota de
10 10 10
Volumen gastado de NaOH 10.35 10 10
Normalidad de
0.103489 0.0999889 0.0999889
La ecuación que se utilizó para determinar la concentración normal de es:
El promedio de la normalidad es = 0.101155 N. La desviación estándar del experimente es =0.00142728 4.5 Normalización de la solución de Hidróxido de amonio 0.1N. No. Matraz 1 2 3
Volumen de la alícuota de Hidróxido de amonio 10 10 10
Volumen gastado de HCl 16.6 17.1 16.70
Normalidad de Hidróxido de amonio 0.175123 0.180398 0.176178
La ecuación que se utilizó para determinar la concentración normal de es:
4
El promedio de la normalidad es = 0.177233 La desviación estándar del experimente es =0.00129206 5. Memoria de cálculo. 6. Conclusiones. 7. Relación de la práctica con la carrera. 8. Bibliografía *Kotz-Treicher-Weaver, Química y reactividad química, CENGAGE Learning, sexta ed., 2008, pp. 185-187, 749-760
