Preparacion y Valoracion de Hcl 0

Manual de Prácticas de Química analítica 1 

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PREPARACION Y VALORACION DE HCL 0.1N Y NaOH 0.1N

OBJETIVOS 

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Aplicar los principios de neutralización que rigen las reacciones ácido - base. Preparar una solución patrón de HCL aproximadamente 0.1N y titularla para hallar su concentración exacta. Preparar una solución patrón de NaOH aproximadamente 0.1N y titularla para hallar su concentración exacta.

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ASPECTOS TEORICOS.

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Volumetrías de neutralización. En numerosos análisis químicos es necesaria la

utilización de soluciones ácidos y bases fuertes de concentraciones conocidas. La concentración de dichas soluciones puede determinarse por medio de titulaciones o valoraciones de neutralización. La titulación o valoración es la operación básica de la volumetría, mediante la cual se agrega solución patrón o un peso exacto de reactivo puro disuelto a la muestra que se analiza, hasta que se completa la reacción. Se considera que una titulación de neutralización o valoración ácido - base termina cuando el número de equivalentes del ácido es igual al número de equivalentes de la base, momento en el cual se alcanza el punto de equivalencia de la reacción. El punto de equivalencia de la titulación es un concepto teórico; la estimación práctica de su valor se conoce como punto final. Para las titulaciones ácido - base, los dos métodos más comunes para la determinación de los puntos finales son el empleo de indicadores coloreados o el uso de un peachímetro para controlar el pH de la solución en función del volumen del titulante agregado. 

Preparación de soluciones de HCl. El ácido clorhídrico se usa frecuentemente en los

análisis volumétricos de neutralización porque sus soluciones diluidas son estables y porque se puede utilizar en presencia de la mayoría de los cationes sin que ocurran reacciones de precipitación. Las soluciones patrón de HCl se preparan diluyendo ácido clorhídrico concentrado calidad reactivo. 5.2.3 Valoración de las soluciones de HCl. Como el HCl no es un patrón primario se hace necesario valorarlo para conocer su concentración exacta. El Na2CO3 anhidro se emplea

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comúnmente para estandarizar soluciones de HCl. La reacción de neutralización del HCl con el Na2CO3 es: 2HCl + Na2CO3 2NaCl + H2CO3 5.2.4 Preparación de soluciones de NaOH. El hidróxido de sodio tanto en solución como en estado sólido reacciona con el CO2 atmosférico produciendo Na2CO3 según la reacción: CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O Existen diversos métodos para la preparación de soluciones de NaOH exentas de carbonato. El método más utilizado aprovecha la poca solubilidad del carbonato de sodio en concentraciones altas de hidróxido de sodio. El carbonato de sodio formado se elimina por filtración o centrifugación. Las soluciones de hidróxido de sodio se deben preparar en agua a la que previamente se le ha eliminado el CO2; para ello se debe hervir durante algunos minutos el agua destilada; una vez fría se le añade el hidróxido de sodio. Para impedir el acceso de CO2 del aire se guarda la solución en un recipiente provisto de cal sódica. En caso de no utilizar cal sódica, un frasco de polietileno cerrado herméticamente producirá la suficiente protección durante una o dos semanas. 5.2.5 Valoración de soluciones de NaOH. La solución básica se valora con un tipo primario como son los ácidos débiles, ftalato ácido de potasio (FAP), ácido benzóico o yodato ácido de potasio. La reacción de neutralización que ocurre entre el NaOH y el FAP es: OO C OH C ONa NaOH + O O + HOH C OK C OK 

ASPECTOS TEORICOS POR CONSULTAR 

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Defina los siguientes términos: patrón primario o estándar primario, solución patrón estándar, normalidad de un ácido, peso equivalente de un ácido, normalidad de una base, peso equivalente de una base, equivalente de un ácido, equivalente de una base, miliequivalentes de un ácido, miliequivalentes de una base. Numere los requisitos que deben cumplir las soluciones patrón ideales.


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Defina qué es formula molecular y formula estructural. Escriba las fórmulas estructurales de los compuestos: ácido benzóico, ácido ftálico, ácido tereftálico. Halle el número de equivalentes y el peso equivalente en función del peso formula gramo, de los compuestos HCL, Na2CO3 y FAP. Para cada una de las sustancias adjunte la reacción de neutralización.

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MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS.

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Materiales. 1 Vaso de precipitados de 600mL, 1 vaso de precipitados de 100 mL, 1

balón aforado de 500mL, 1 balón aforado de 100mL, 1 frasco lavador, 1 agitador de vidrio, 1 embudo pequeño, 1 vidrio de reloj pequeño, 1 vidrio de reloj de diámetro apropiado para tapar el vaso de precipitados de 600mL, 1 pipeta de 1mL, 1 pipeta de 25mL, 1 erlenmeyer de 500mL, 2 erlenmeyer de 250mL, 1 bureta de 25 mL, 1 probeta de 100mL, 2 frascos de polietileno de 500mL, 1 pipeteador, 1 cápsula de porcelana, 1 tubo de centrifuga. 

Reactivos. Carbonato de sodio (secado durante 2 horas a 100°C y centrifugado en un

desecador), ácido clorhídrico concentrado, metil naranja al 0.5% (p/v), fenolftaleína al 0.1% en etanol (p/v), hidróxido de sodio, ftalato ácido de potasio FAP (secado durante 2 horas a 110°C y enfriado en un desecador). 

Equipos. Balanza analítica, centrífuga, balanza semianalítica .

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PROCEDIMIENTO.

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Preparación de HCl aproximadamente 0.1N. Coloque en un balón aforado de 500mL,

aproximadamente 200mL de agua destilada; adicione 4.2mL de HCl concentrado, agite y complete el volumen con agua destilada; homogenice la solución. 5.5.2 Valoración de la solución de HCl. Pese en un vidrio de reloj, con aproximación a la décima de mg, 0.11g de Na2CO3 y transládelos a un erlenmeyer de 250mL; disuélvalos en 50mL de agua destilada y añada 2 gotas de metil naranja; lave una bureta con agua destilada; para el enjuague final utilice aproximadamente 5mL de la solución preparada de HCL; posteriormente llene la bureta con la solución de HCl y adicione el ácido al erlenmeyer que contiene el carbonato de sodio, hasta que vire el color de la solución de amarillo a rojo. Informe la normalidad de la solución de HCl a partir del promedio de dos valoraciones. Almacene la solución en un recipiente plástico, anote su concentración y fecha de valoración y resérvela para la práctica siguiente. 

Preparación de NaOH aproximadamente 0.1N. Hierva durante tres minutos en un

vaso de precipitados de 600mL, 500mL de agua destilada; retire el recipiente del fuego, tápelo con un vidrio reloj y enfríe a temperatura ambiente.


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Pese 5g de NaOH en un vaso de precipitados de 100mL; adicione 5mL de agua destilada y disuelva completamente el NaOH; coloque la solución en u tubo de centrífuga por 10 minutos a 5000rpm. Pese en una cápsula de porcelana 4g de la solución de NaOH centrifugada y transfórmelos con la ayuda de un embudo y de un frasco lavador a un balón volumétrico de 500mL que contenga aproximadamente 200mL de agua destilada hervida y fría. Disuelva la solución; complete el volumen con el agua destilada hervida y fría y homogenice. 5.5.4 Valoración de la solución de NaoH. Pese 2.0422g de FAP en un vidrio de reloj o introdúzcalo con la ayuda de un embudo y de un frasco lavador, en u balón aforado de 100mL que contenga aproximadamente 30mL de agua destilada; disuelva el soluto y complete a volumen; homogenice la solución. Deposite en un erlenmeyer de 250mL, 25mL de la solución preparada de FAP; agregue tres gotas de fenolftaleína; lave una bureta con agua destilada; para el enjuague final, utilice aproximadamente 5mL de la solución preparada de NaOH y adicione la base al erlenmeyer que contiene el FAP hasta que una gota de la base coloree la solución de rosa pálido que persista por lo menos 30 segundos. Informe la normalidad a partir del promedio de dos valoraciones con FAP que no difieran en más de 0.2mL de volumen gastado. Almacene la solución de NaOH en un frasco de polietileno; anote su concentración y fecha de valoración y resérvela para la siguiente práctica. 

PREGUNTAS Y CALCULOS 

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Demuestre que para preparar 500ml de HCL aproximadamente 0.1N debe medir 4.2ml de HCL concentrado disponible en el laboratorio. ¿Qué datos necesita conocer del HCL concentrado disponible?. Calcule el número de equivalentes de cada una de las muestras de carbonato de sodio. Demuestre que el volumen de agua que se le adiciona al Na2CO3 para disolverla no incide en la cantidad de miliequivalentes. Llene la siguiente tabla y calcule la normalidad de la solución preparada de HCl; adjunte los cálculos respectivos. TABLA DE DATOS

Información requerida

Ensayo 1

Ensayo 2

Peso de Na2CO3 gr. Volumen de HCL consumido (ml)


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Manual de Prácticas de Química analítica 1 Normalidad de la solución de HCL (promedio) 

Halle la normalidad de la solución de FAP preparada.

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Llene la siguiente tabla y calcule la normalidad de la solución de NaOH preparada.

adjunte los cálculos respectivos. TABLA DE DATOS

Información requerida

Ensayo 1

Ensayo 2

Volumen de FAP (ml) Volumen de NaOH consumido (ml) Normalidad de la solución de FAP Normalidad de la solución de NaOH (promedio) 

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Al efectuar una titulación de ácido fuerte con base fuerte, es una buena práctica colocar el NaOH en la bureta, sea que se trate de la solución patrón o de la muestra problema; explique la razón. ¿Qué son indicadores ácido - base? Haga una tabla en la que se observe el rango de pH de cambio de color y los colores que toman en los cambios, los siguiente indicadores: naranja de metilo, rojo de metilo, verde de bromocresol, fenolftaleína y timofenolftaleina. Describa un procedimiento diferente al realizado en la practica para valorar una solución de NaOH y una solución de HCL, explique los cálculos para hallar la concentración.

OBJETIVO Identificar y separar los cationes del primer grupo

INTRODUCCIÓN


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Hablando a grandes rasgos podemos decir que los cationes de plata, plomo y mercurio se pueden separar atendiendo a las propiedades características de solubilidad de sus cloruros. El cloruro de plomo es separado de una mezcla de los tres cloruros mediante su solubilidad total en agua caliente. El de plata y mercurios son separados por sus reacciones características con el hidróxido de amonio, formando el complejo soluble de ión plata y la mezcla de mercurio y cloruro amido mercúrico respectivamente.

MATERIAL Y

EQUIPO

Mechero, tripie, tela de asbesto, tubos de centrífuga de 13 x 100, gradilla, pipetas de 1 de 5 y 10 ml., vaso de precipitado y centrífuga

REACTIVOS H20 destilada, HCl 1M y 6M, CH3COONH4 3M, NH4OH 0.5% C20 H14 04 AL 0.5%

Concentrado y 6M, HNO3 6M, K2Cr2O4

PROCEDIMIENTO 1.-Colocar 1 ml. de muestra problema en un tubo de centrífuga y ver si la solución es neutra y añadir 2 gotas de HCl 6M. Agitar y dejar reposar durante medio minuto para asegurarse de que la precipitación es completa y de que la solución no se ha sobresaturado con PbCl2. Si no hay precipitado, la muestra no contiene Ag + ni Hg +2, aunque puede contener pequeñas cantidades de Pb+2. ( si esto sucede en una muestra que contiene solamente elementos del grupo I, se prueba una porción neutra de 1 ml. Añadiendo 1 gota de CH3COONH4 y 2 gotas de K2Cr2O4. Una turbidez amarilla o un precipitado fino es cromato de plomo. Para confirmar se separa el precipitado por centrifugación y calentándolo con unas gotas de HCL diluido que disuelve el cromato de plomo. Si la muestra era un problema general, con iones de todos los grupos, la solución que no precipitó con HCl, se usa para el resto del análisis y en caso de haber plomo precipitará como sulfuro en el segundo grupo.

2.-Si en 1 hubo un precipitado blanco, el tubo se balancea con otro y se centrífuga por 20-60 segundos. El líquido se separa y se guarda en un tubo con tapón para el resto del análisis o en caso de que se sepa solamente hay iones del grupo I, se neutraliza con NH 4OH, se añade acetato de amonio y cromato de potasio para identificar trazas de plomo tal como se hizo en 1. DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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3.- El precipitado blanco de 2 puede contener cloruros de Ag + , Pb +2 o Hg2 +2. Lavar el sólido con 4 gotas de HCL 1M, centrifugar y descartar el centrifugado. Añadir 1.5 ml. de agua al residuo, colocar el tubo en un baño de agua y mantenerlo caliente durante 3-4 minutos, agitando ocasionalmente con una varilla. Si todo el residuo se disuelve, la muestra solo contiene Pb +2 . Si queda algún residuo, centrifugar mientras todavía está caliente y poner el centrifugado en otro tubo. Lavar el residuo con 1 ml. de agua caliente. Centrifugar y añadir el agua de lavado al otro centrifugado. Usar esta solución en 4 y el residuo en 5. 4.- Al centrifugado de 3, añadir 2 gotas de acetato de amonio y 4 gotas de cromato de potasio y confirma la presencia de plomo. 5.- El residuo de 3 se mezcla con 6 gotas de hidróxido de amonio diluido, se agita y se añaden 4 gotas de agua. Si todo el sólido se disuelve y no se observan partículas obscuras, el sólido era solo AgCl, proceder a 6. Si el sólido cambia de gris a negro, contenía Hg2Cl2, pero también podría contener AgCl y hay que comprobar esto en la solución. Centrifugar, separar el centrifugado y añadirle 10 gotas de hidróxido de amonio 1M con el que se lavó el Hg 2Cl2 y usarlo como se indica en 6. Guardar el residuo para 7. 6.-El centrifugado y lavados de 5 puede contener Ag en forma de Ag (NH3)2CL. Añadir una gota de fenolftaleína y después ácido nítrico 6M por gotas hasta que el indicador se decolore y entonces 2 gotas mas. En caso de haber Ag, se forma un precipitado blanco que se vuelve violeta oscuro cuando queda expuesto a la luz solar y esto confirma la presencia de plata. 7.-El residuo negro de 5 es una mezcla de HgNH 2Cl con Hg y es suficiente indicación de la presencia de mercurio. Si se desea una confirmación. Hágase la prueba 1-1. Si el residuo negro es grande y no se encontró plata en 6, se disuelve dicho residuo en agua regia( Como se indica en la prueba 1-1 la cual produce los cloro complejos, H2AgCl3, H3AgCl4, H2HgCl4, etc. Si se diluye esta solución precipita AgCl. Puede entonces separarse por centrifugación, lavarse, disolverse en hidróxido de amonio y probarse como se indica en 6. DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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La solución diluída aguaa regia mercurio, se puede usar para la prueba 1-1 CUESTIONARIO 1.- ¿Qué metal (es) del grupo I forma(n)? a) Un cloruro soluble en agua caliente b) Un cloruro que no se obscurece ni se disuelve con NH 4OH 2.- Una empresa industrial necesita una prueba para saber el momento en el cual toda la salmuera (NaCl) ha sido eliminada por lavados en u desminerilizador de aguas ¿Qué pruebas recomendaría usted? 3.- Una solución incolora forma un precipitado blanco con HCl. Parte del sólido se disuelve agitando con un gran volumen de agua y el residuo se disuelve con hidróxido de amonio ¿Qué deduce? 4.- Se tiene une muestra sólida que contiene partes iguales de polvo de plata, AgCl y PbCl 2. Proponga un diagrama de flujo para sacar los componentes de la mezcla

PRACTICA # 2 ANALISIS DE CATIONES DEL SEGUNDO GRUPO

OBJETIVO Identificar y separar los cationes del segundo grupo

INTRODUCCIÓN



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Así como el primer grupo de cationes se caracterizó por la insolubilidad de sus cloruros, el II grupo tiene como reactivo precipitante el H 2S en un medio moderadamente ácido (Ph = 3). En este grupo vuelve a aparecer el Pb++, debido a que en el primer grupo precipita solamente una cantidad menos a un miligramo por mililitro de solución y en el caso del ión mercurioso del primer grupo se oxida a mercúrico y no precipita como cloruro sino que los hace hasta el segundo como sulfuro.

Para verificar la precipitación del grupo II es necesario tener en cuenta algunos factores como son: a) b) c) d) e)

La acidez ( concentración de iones hidrógeno) La ionización de H2S Las constantes del producto de solubilidad de los sulfuros del II y III grupos. El efecto del ión común en el equilibrio del H 2S y La formación de sales básicas.

MATERIAL Y EQUIPO

Mechero, tripie, tela de asbesto, vasos de precipitado de 20 y 400 ml.., Tubos de centrífuga 13 x 100 Mm., pipetas de 1 , 5 y 2 ml., centrífuga, vidrio de reloj y goteros.

de

REACTIVOS H20 destilada, tioacetamida,HCl 0.5 M , 6M y conc. , HNO3 6M y conc., H2SO4 Conc.. CH3COONH4 3M, K2Cr2O4 0.5% NH4OH 6M, SnCl2.2H20 0.2M, Anaranjado de metilo, C20 H14 04 AL 0.5%, limadura de fierro, HgCl2, (NH4))2C2O4.2H2O al 0.25M, mezcla magnesiana, papel violeta de metilo y ZnCl 4

PROCEDIMIENTO 1.- Si la solución contiene solamente metales del grupo II, comenzar con 1 ml. de muestra y añadir 5 gotas de agua. Si se trata de un problema general, ajustar el volumen del centrifugado del primer grupo de 2 ml., ya sea añadiendo agua o concentrado por ebullición.

Ambas soluciones probablemente están ya ácidas, pero hay que ajustar su pH a 0.7-0.5 (0.2-0.3 M H +) que es el óptimo para lograr la precipitación de los sulfuros del grupo II, sin que precipiten los del DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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grupo III Si la solución es ácida, conviene neutralizarlo primero con NH4OH 6M y luego añadir HCl, gota a gota, verificando el pH cada vez con papel de violeta de metilo. Esto se hace poniendo una tira de papel en una placa de porcelana con excavaciones y humedeciéndolo con la solución por medio de una varilla de vidrio y comparando el color con el producido por una solución preparada con 1 ml. de agua y una gota de HCl 6M. El papel no debe meterse directamente en la solución. Después del ajuste del ph, el volumen de de la solución debe de ser aproximadamente 2.5 ml. 2.- Añadir 1 ml. de tioacetamida al 8% ( o saturar la solución con H2S a temperatura ambiente) y calentar el tubo en baño de agua durante 7 Minutos aproximadamente. Añadir entonces 1 ml. de agua y 12 gotas de tioacetamida y seguir calentando durante otros 2-3 minutos. Los sulfuros del grupo II deben de haber precipitado completamente y encontrarse coagulados en una forma de masa esponjosa. 3.- Centrifugar la mezcla y guardar el centrifugado si contiene iones de los grupos III y IV para analizarlo después de centrifugar, añadir los lavados al primer centrifugado ( si se sabe que la muestra solo contiene iones de los grupos II, ambos líquidos se descartan). Alcalinizar con NH 4OH usando FF como indicador y guardar en un tubo tapado para continuar con el análisis del grupo III. 4.- El residuo de 3 se agita con una mezcla de 2 ml. de agua,1 gota de tioacetamida y 12c gotas de KOH 6M y se calienta durante 3 minutos en baño de agua, agitando de vez en cuando. Centrifugar y guardar tanto el residuo como el centrifugado. Lavar el residuo con 10 gotas de agua 2 veces y añadir los lavados al centrifugado. Este puede contener cualquiera de o todos los siguientes iones IIB : HgS 2-2 , AsS3-3, SnS2-2, SnS3-2, SbS2, SnO2-2, Sb(OH)4, Sn(OH)6, AsO-2, etc. Asi como OH-.S-2, HS -. Ac -, S 2 –2 y NH4OH. Ponga esta solución en un tubo con una etiqueta IIB y consérvelo para el procedimiento II. 5.- El residuo ed 4 puede contener cualquiera de todos los iones IIA en forma de sulfuros : HgS, PbS, Bi 2S3, CuS y CdS. Añadir a este residuo 1 ml. de agua y 1 ml. de HNO3 6M y calentar la mezcla agitando en un baño de agua durante 3 minutos. Centrifugar si el residuo es esponjoso y flora, es S y puede tirarse. Si el residuo es negro, se trata DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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de HgS y si es blanco es probablemente 2HgS.Hg(NO 3)2. Estos residuos se mezclan con el HgS que se obtenga del centrifugado IIB y se analiza según se indica en 13. También puede haber aquí S finamente dividido de color blanco. 6.- El centrifugado de la solución nítrica puede contener Pb +2, BiIII, Cu+2 y Cd+2. Pasarlo a un vaso de 20 ml., añadir 6 gotas de ácido sulfúrico concentrado ye vaporar cuidadosamente en la campana agitando sobre una flama pequeña hasta que se desprendan vapores blancos de SO 3 y solamente queden unas gotas de de líquido y algunos cristales. Dejar enfriar hasta la temperatura ambiente y entonces añadir lentamente y con mucho cuidado 1.5 ml. de agua agitando para evitar salpicaduras. Si queda un precipitado blanco y cristalino, es probablemente sulfato de Plomo y se confirma en el paso siguiente. 7.- Pasar toda la mezcla a un tibo de ensaye lavando el vaso con 10 gotas de agua. Centrifugar y sacar con una pipeta el líquido sobrenadante para analizar en el los demás iones IIA, como se indica en el paso 8. Lavar el residuo con 5-6 gotas de agua y tirar los lavados. Añadir 15 gotas de acetato de amonio, calentar la mezcla en un baño e agua y agitar. Después de algunos minutos el residuo debe de haberse disuelto, Centrifugar si queda algún residuo y probar en centrifugado con unas gotas de cromato de potasio. Un precipitado amarillo es cromato de plomo y confirma la presencia de plomo. 8.- El líquido sobrenadante de la primera parte de 7 puede contener BiIII, Cu+2, Cd+2 y H2SO4. Agitando, añadir lentamente NH 4OH 15M hasta qu la solución esté alcalina, lo cual se nota por el olor a amoníaco y por medio de papel tornasol. Añadir una gota más . Si la solución adquiere un color azul intenso, se debe al Cu(NH 3)4 y si hay un precipitado blanco es Bi(OH) 3: Centrifugar. Use el residuo en 9 y el líquido en 10. 9.- En otro tubo mezclar 2 gotas de SnCl 4-2 con 4 gotas de NaOH 6M agitar. El precipitado inicial de Sn(OH) 2 se disuelve formando estanito, Sn(OH)4-2. Añadir esta solución sobre el residuo obtenido en 8, un precipitado negro es Bi metálico y es suficiente prueba de la presencia de este metal en la solución original. DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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10.-El centrifugado de 8 contiene cobre si la solución es azul. Si no, se puede proceder directamente a la prueba del cadmio añadiendo 68 gotas de tioacetamida, 6-8 gotas de agua calentando durante 5-10 minutos en baño de agua. Si se forma un precipitado amarillo es suficiente evidencia para identificar al cadmio porque el CdS es el único sulfuro amarillo de grupo II que es insoluble en KOH 6 M. Si hay cobre, es necesario eliminarlo o transformarlo en complejo de manera que no interfiera con las pruebas para cadmio (usar el procedimiento que sigue para eliminar el cobre): Colocar un ml de la solución en un crisol, acidificar con HNO3 diluido y añadir dos gotas más. Evaporar lentamente en la campana de extracción y calcinar por varios minutos hasta eliminar las sales de amonio. Dejar enfriar, añadir una gota de HNO3, 1 ml de agua y 8 gotas de NH4OH6 M, 1ml de tartrato de sodio y potasio. Pasar la mezcla a un tubo y centrifugar. El precipitado blanco es Cd (OH)2, la solución azul es un complejo cobre-tartrato y este color confirma la presencia de Cu. Lavar dos veces el residuo con agua, descartar los lavados, suspender el residuo en 1 ml de agua, añadir i gota de NaOH, 6-1º gotas de tioacetamida y calentar en baño de agua. Un precipitado negro (CdS) es prueba positiva del cadmio. AQUÍ TERMINA EL PROCEDIMIENTO IIA 11.-A la solución alcalina y lavados de 4 , añadir una gota de anaranjado de metilo y suficiente HCL 6M para obtener un color anaranjado, (pH = 4), entonces agregar 3 gotas de tioacetamida y calentar en baño de agua durante 5-8 minutos agitando ocasionalmente . Centrifugar, descartar el centrifugado y conservar el residuo para 12. Si no se forma residuo definido sino que la solución solamente se vuelve lechosa, se debe q que hay muy pequeñas cantidades de iones IIB. En este caso, se añaden 10 gotas de HNO3 diluido, se evapora y el residuo se disuelve en HCl diluido, se reparte en varios tubos y se analizan según los experimentos preliminares para As, Sb y Sn haciendo las pruebas II4,,II-5,,,II-6 y II-7 que son suficientemente sensibles para detectar pequeñas cantidades.



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12.-El residuo de II puede contener HgS, As 2S3, Sb2S3, SnS2 y S. El color debe de dar al estudiante indicaciones de los metales presentes. Tratar el sólido con 1 ml. de HCl 6M, agitar y calentar durante 3-5 minutos y centrifugar. El residuo puede contener sulfuro mercúrico negro, sulfuro arsenioso amarillo y azufre. El centrifugado puede contener SbCl 4- y SnCl6-2, pasarlo a otro tubo y probarlo de acuerdo al paso 15. La mezcla HgS-As 2S3-S se lava con 1 ml. de agua, se descarta el lavado y el residuo se mezcla con 10 gotas de NH4OH 6M, 5 gotas de agua oxigenada al 3% y se calienta en baño de agua durante 4-5 minutos agitando. Añadir 1 ml. de agua, agitar y centrifugar. Si el residuo es negro es HgS, el centrifugado puede contener AsO 4-3. Conservar el residuo para 13 y el centrifugado para 14. 13.-Mezclar el HgS de 12 con el residuo de 5. Añadir 8 gotas de HCl Concentrado, 3 gotas de HNO3 y calentar en baño de agua agitando. Después de 3-4 minutos pasar la solución a un vaso de 10 ml. y evaporarlo lentamente en la campana hasta obtener un residuo húmedo, no evapore hasta sequedad. Añadir 8 gotas de solución de SnCl4-2. Un precipitado gris (Hg 2Cl2+ Hg) indica que la solución original contenía Hg -2 . 14.-Al centrifugado de 12 puede contener AsO 4-3 se le añaden 6 gotas de mezcla magnesiana. Un precipitado blanco y cristalino (NH4MgAsO4) indica arsénico 15.-El centrifugado de 12 puede contener los cloro-complejos solubles de Sb y Sn, se hierve cuidadosamente durante v arios minutos para hidrolizar restos de tioacetamida y eliminar H 2S. La solución se diluye a un volumen total de unos 2 ml. se reparte en 2 tubos y se investiga como sigue: Tubo 1.- Añadir limaduras de fierro, 2 gotas de HCl concentrado y calentar. El Fe reduce Sn IV a SnII y SbV a SbIII, este último precipita en forma de partículas de color negro. Tubo 2.-Si no se encontró estaño, diluir la solución a 3 ml. de agua, añadir 4-5 gotas de tioacetamida y calentar en baño de agua. Un



precipitado anaranjado (Sb 2S3) indica antimonio. estaño, hacer las dos pruebas siguientes:

14 Si se encontró

Prueba. Identificación de Sn a la flama. Coloque 10 gotas de solución de Sn IV en un tubo y añadir aproximadamente 100 mg de Fe en polvo y 4-6 gotas de HCl dil. Dejar que la reacción proceda por 5 minutos para que el Sn IV se reduzca a Sn II. Poner unas gotas de la solución en la tapa de un crisol de manera que humedezca toda la superficie y luego invertir la tapa sobre la flama de un mechero. Observe el color azul brillante que adquiere la flama. Esta prueba es positiva para el Sn. CUESTIONARIO 1.- Demuestre por medio de cálculos , cuantas gotas (20 gotas = 1 ml.) de solución al 8% de tiocetamida se necesitan para precipitar 10 mg. De Cu en forma de CuS. 2.- ¿Qué ión(es) del grupo II : a) Forma sulfuros negros b) Forma sulfuros amarillos c) Se encuentra en el grupo IIA y IIB

PRACTICA # 3 ANALISIS DE CATIONES DEL TERCER GRUPO



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OBJETIVO Identificar y separar los cationes del tercer grupo

INTRODUCCIÓN

Este puede llamarse el grupo del acero. Todos los elementos excepto el Zn son importantes en la fabricación del acero. El vanadio que procede inmediatamente al cromo en el arreglo periódico de los elementos, es igualmente, es igualmente importante en la fabricación del acero. Cr, Mn, Co y Ni son los elementos de transición del cuarto período (K al Kr) en los grupos VI, VII y VIII. Estos elementos de transición son caracterizados por sus cambios de valencias y por los colores intensos en muchos de sus iones.Todos los miembros de este tercer grupo analítico tienen sulfuros ( o hidrosulfuros) demasiado solubles para poder ser precipitados por el H 2S en medio ácido, por lo cual ellos no precipitan en el II grupo MATERIAL Y EQUIPO

Mechero, tripie, tela de asbesto, vasos de precipitado de 20 y 400 ml.., Tubos de centrífuga 13 x 100 mm, pipetas de 1 , 5 y 2 ml., centrífuga, gradilla, vidrio de reloj y goteros.

de

REACTIVOS H20 destilada, aluminon, CH3COOH 6M, HCl 6M, HNO3 6M y conc., NH4OH 6 y 15M, NH4Cl 2M, (NH4)2S al 7% H2O2 al 3%, K4Fe(Cn)6.3H2O al 0.3%, BaCl2.2H2O 1M, NaOH 6M , KCnS 0.5M, H3PO4 6M, NaBiO3 sólido, dimetilglioxima al 1%, Acetona y FF al 0.5%

PROCEDIMIENTO



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1.- Si se sabe que la solución contiene solo metales del grupo III, diluir 1 ml. de la muestra con 2 ml. de agua. Añadir 8 gotas de cloruro de amonio y calentar en baño de agua. Después de varios minutos añadir gradualmente NH4OH 15M agitando y continuar hasta que la solución se vuelva alcalina (hasta que que produzca color rojo con FF en un vidrio de reloj). Añdir 8-10 gotas de (NH4)2S al 7% continuando la agitación y el calentamiento durante 2-3 minutos, entonces centrifugar. El líquido se descarta y el residuo se analiza como se describe en 3.

2.- Si la muestra es un problema general, el centrifugado de la parte 3 es la solución que debe usarse. Como ya contiene acetato de amonio y tioacetamida sin hidrolizar, el procedimiento difiere un poco de 1 . Calentar la solución en baño ed agua, añadir 4 gotas de NH4Cl y después NH4OH 15M agitando hasta que la solución esté alcalina. Después de unos minutos, añadir 2 gotas de sulfuro de amonio hasta completar la precipitación. Lavar el agitador de vidrio y las paredes del tubo con unas gotas de agua, centrifugar y conservar el centrifugado para analizar los grupos IV y V. Lavar el residuo con una mezcla de 1 ml. de agua y 4 gotas de cloruro de amonio, centrifugar y tirar el líquido de lavado. El residuo se analiza como se indica en 3.

3.- El residuo de 1 y 2 puede ser una mezcla de Fe(OH)3, Cr(OH)3, Al(OH)3, CoS, NiS, FeS, ZnS y MnS. Añadirle 1 ml. de ácido nítrico 6M y agitar mientras se calienta en baño de agua. Si el precipitado no se disuelve(puede quedar sin disolver un poco de azufre que generalmente forma una masa esponjosa que flota), añadir otras 10 gotas de ácido y seguir calentando. Eliminar el S y pasar la solución a un vaspo de 20 ml. enjuagando el tubo con un poco de agua. Evaporar lentamente en la campana hasta que el volumen de la solución sea de 6-8 gotas (caliente con cuidado para evitar salpicaduras y la evaporación total del líquido). Pasar la solución a un tubo y enjuagar el vaso con porciones de medio ml. de agua. Calentar en baño de agua y añadir NaOH 6M hasta alcalinizar y después 8 gotas mas. Añadir 10-12 gotas de H2O2 al 3%, mezclar y mantener caliente el tubo durante 4-5 minutos más. Centrifugar. Poner el líquido en un vaso de 20 ml. y guardarlo para 5. Lavar el residuo 2-3 veces con 1 ml. de agua caliente cada vez, combinando el primer líquido de lavado con el centrifugado y descartando los demás. Analizar los residuos como se describe en 4. 4. El residuo es del grupo 3 A y puede contener cualquiera combinación de Fe(OH)3, Ni(OH)2, Co(OH)3 y MnO2. Pasar la mezcla a un vaso de 20 ml. usando 30-40 gotas de HNO3 6M. Calentar cuidadosamente con una flama pequeña, añadir 4-6 gotas de peróxido de hidrógeno al 3% Y hervir la solución. Si el residuo no se ha disuelto completamente en unos minutos, añadir un poco mas de H2O2 y HNO3. Dejar enfriar, añadir 2 ml. de agua y dividir la solución en 4 tubos:



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Tubo 1.-Añadir 3 gotas de solución de SCn-. Un color rojo intenso (prueba III-1) indica que hay fierro. Un color rojo claro se reporta como trazas de fierro. Tubo 2.-Si ha fierro precipitarlo completamente con NH3 15M, centrifugar y neutralizar el centrifugado con ácido acético 6M. Añadir 6 gotas de dimetilglioxima y una de NH4OH. Un precipitado rojo brillante indica que hay niquel. Revise la prueba III-2. Si en el tubo 1 no fue positiva la prueba de fierro, neutralizar con ácido acético e NH4OH y proceder como antes con el reactivo orgánico seguido por una gota de NH4OH.

Tubo 3.-Si hay fierro añadir 3 gotas de SCn- y luego decolorar con H3PO4 6M: Añadir otra gota de SCn- y 5 gotas de acetona. Si esta se colorea de azul hay cobalto. Si en el tubo 1 fue negativa la prueba para fierro, se omite el ácido fosfórico. Tubo 4.- Añadir 3 gotas de ácido fosfórico concentrado, 3 gotas de HNO3 conc., calentar y añadir un poco de bismutato de sodio sólido. Un color rojo a púrpura indica manganeso (prueba IIIA).

AQUÍ TERMINA EL PROCEDIMIENTO IIIA

5.-El centrifugado de 3 puede contener cualquier combinación de Al(OH)4-, Zn(OH)4-2 y CrO4-2. Hervir durante 1 min. Entonces añadir HNO3 concentrado hasta acidificar, transferir a un tubo y añadir NH4OH concentrado para alcalinizar fuertemente. Un color amarillo indica CrO4-2 y un precipitado floculento es Al(OH)3. Centrifugar y guardar el líquido para 7 y el residuo para 6.

6.-Lavar el residuo con 2 ml. de agua caliente y tirar los lavados. Redisolver el residuo en unas gotas de ácido acético 6 M, añadir 1 ml. de agua, 4 gotas de aluminón y calentar en baño de agua. Cuando ya la solución este caliente, añadirle unas gotas de NH 4OH 3M hasta hacerla neutra o ligeramente alcalina. Un precipitado rojo confirma aluminio como en la prueba III4.

7.-El centrifugado de 5 contiene CrO4-2 solamente si es amarillo. Pero también puede contener Zn(NH3)4+2 que es incolora. Si la solución no tiene color,neutralizarla con CH3COOH 6M y añadir 2 gotas adicionales, entonces 6 gotas de K4Fe(Cn)6 Un precipitado blanco indica Zn (prueba III4).


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Si el centrifugado de 5 es amarillo, neutralizarlo con CH3COOH añadir unas gotas de BaCl2 hasta que la precipitación de BaCrO 4 sea completa y al centrifugar, el líquido sea incolora. Este líquido se usa en 8. El residuo amarillo demuestra la presencia de cromo en la muestra. Este elemento puede confirmarse empleando la prueba III-5.

8.-Trate el centrifugado con 2 gotas de CH3COOH

y 6 de K4Fe(Cn)6 . Residuo blanco indica Zinc.

CUESTIONARIO 1.-¿Cómo se podría analizar una lámina metálica para saber si es de aluminio o es de estaño?

2.-El HNO3 se puede transportar en tanques de aluminio. Diga porque no se puede hacer lo mismo con el HCL

PRACTICA # 4


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PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACION DE HIDROXIDO DE SODIO

OBJETIVO Adquirir práctica en preparar soluciones, así como estandarización frente a una sustancia estándar primaria.

INTRODUCCION El método volumétrico es una de las divisiones principales de la Química Analítica y que los cálculos que aquí se realizan se basan en la simples relaciones estequiométricas de las reacciones químicas. En este método se utilizan procesos, uno llamado estandarización que es la adición, por medio de una bureta, en forma creciente con una solución de concentración conocida. Y otro que es la titulación que se refiere al proceso en el cual se mide la cantidad de volumen requerido para alcanzar el punto de equivalencia.

MATERIAL 1 envase de polietileno de 1 litro Balanza analítica Soporte Universal Pinza para bureta Bureta 25ml Pipeta volumétrica de 10 ml 3 Matraz E.M. 125 ml.

REACTIVOS

1 parilla eléctrica 1 matraz de aforación de 1 litro 1 pesa filtro 1 estufa eléctrica 1 termómetro 1 desecador

Fenoftaleina Agua destilada

Hidróxido de sodio Ftalato ácido de potasio



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Objetivos  

Preparación de disoluciones

Preparación de disoluciones a partir de solutos sólidos. Preparación de disoluciones a partir de otras disoluciones.

Introducción Las disoluciones son mezclas homogéneas. Las disoluciones binarias tienen dos componentes: disolvente (el mayoritario o el que da aspecto a la disolución) y soluto (el minoritario). Las disoluciones más frecuentes son aquellas cuyo disolvente es el agua, llamadas disoluciones acuosas. La concentración de una disolución puede expresarse de diferentes formas:



Gramos por litro: g/L =



Porcentaje en masa: % en masa de soluto =



Fracción molar: x soluto =



Molaridad: M =



Normalidad: N =



Molalidad: m =

Materiales y reactivos Materiales:

       

Pipetas de 1, 5 y 10 cm 3. Matraces aforados de 100 y 250 cm3. Tapones de plástico. Balanza. Vidrio de reloj. Cucharilla. Varilla de vidrio maciza. Frasco lavador.

Reactivos:

   

Agua destilada Cloruro de sodio. Sulfato de sodio. Carbonato de sodio.


x

100


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   

Ácido sulfúrico comercial. Ácido clorhídrico comercial. Ácido nítrico comercial. Hidróxido de sodio.

Descripción de la técnica Preparación de una disolución a partir de un soluto sólido El primer paso ser pesar la cantidad necesaria de soluto. Pero antes de pesar debemos asegurarnos que el fiel de la balanza marque cero. En caso contrario, se ajustará. Las sustancias a pesar nunca se echan directamente sobre los platillos, sino sobre papel de filtro o un vidrio de reloj, que deben encontrarse escrupulosamente limpios y secos. Para sacar el sólido del recipiente que lo contiene utilizaremos una espátula perfectamente limpia y seca. Una vez pesado se pone en un vaso de precipitados con la menor cantidad posible de agua destilada (enjuagar con agua destilada el vidrio de reloj echando este agua en el vaso). Se disuelve agitando con una varilla de vidrio y se vierte en el matraz aforado. Enjuagamos con agua destilada el vaso y echamos este agua al matraz aforado. Se añadirá agua con el frasco lavador hasta que el nivel haya subido casi hasta el cuello del matraz, pero no dentro del mismo. A continuación se agita de modo que el líquido se mezcle bien. Se sigue añadiendo agua hasta que falte como un centímetro, para la marca de enrase. Por último, con un gotero y gota a gota, el matraz se llena de agua destilada hasta el enrase. El enrase se considera bien realizado cuando el menisco que forma el líquido queda tangente, por encima, a la marca de enrase.

Preparación de una disolución a partir de una disolución de ácido concentrado comercial Con un frasco lavador llenamos de agua destilada la mitad del matraz aforado. Utilizando una pipeta graduada con un émbolo o una bureta se toma la cantidad necesaria del ácido concentrado comercial, que se vierte en el matraz aforado. A continuación, se agita para que el líquido se mezcle bien y se vuelve a añadir agua hasta que el nivel suba casi al cuello del matraz, pero no dentro del mismo. Se agita nuevamente para mezclar bien. Se sigue añadiendo agua hasta que falte como un centímetro, para la marca de enrase. Por último, con un gotero y gota a gota, el matraz se llena de agua destilada hasta el enrase. El enrase se considera bien realizado cuando el menisco que forma el líquido queda tangente, por encima, a la marca de enrase.

Desarrollo 1. Preparar 250 cm3 de disolución 0.6 M de cloruro de sodio en agua. 2. Preparar 100 cm3 de disolución de hidróxido de sodio en agua al 6%, suponiendo que la densidad de la disolución es prácticamente la del agua pura.



22 3.

Preparar 250 cm3 de disolución de sulfato de sodio en agua de concentración 15 g/L. 4. Preparar 100 cm3de disolución 0.3 N de carbonato de sodio en agua. 5. Preparar 100 cm3 de disolución 2 N de ácido sulfúrico a partir de ácido sulfúrico comercial. 6. A partir de la disolución nº 5, preparar 100 cm 3de otra disolución 0.2 M de ácido sulfúrico. 7. Preparar 100 cm3 de disolución 0.5 M de ácido clorhídrico a partir de ácido clorhídrico comercial. 8. A partir de la disolución nº 7, preparar 250 cm 3de otra disolución 0.05 N de ácido clorhídrico. 9. Preparar 250 cm3 de disolución 0.1 N de ácido nítrico a partir de ácido nítrico comercial.

Cálculos Disolución nº 1: Calcula los gramos de cloruro de sodio necesarios para preparar la disolución número 1. Disolución nº 2: Calcula los gramos de hidróxido de sodio necesarios para preparar la disolución número 2. Disolución nº 3: Calcula los gramos de sulfato de sodio necesarios para preparar la disolución número 3. Disolución nº 4:



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Calcula los gramos de carbonato de sodio necesarios para preparar la disolución número 4. Disolución nº 5: Calcula el volumen de ácido sulfúrico comercial necesario para preparar la disolución número 5, partiendo de la densidad y la riqueza del mismo. Disolución nº 6: Calcula el volumen de la disolución número 5 necesario para preparar la disolución número 6. Disolución nº 7: Calcula el volumen de ácido clorhídrico comercial necesario para preparar la disolución número 7, partiendo de la densidad y la riqueza del mismo. Disolución nº 8: Calcula el volumen de la disolución número 7 necesario para preparar la disolución número 8. Disolución nº 9: Calcula el volumen de ácido nítrico comercial necesario para preparar la disol



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TITULACIÓN ÁCIDO – BASE Ácido + Base Sal + agua Resumen En los programas institucionales una de las temáticas señalan el estudio de las sales y sus métodos de obtención siendo uno de ellos la neutralización de una ácido con una base. Cuándo un ácido reacciona con una base para formar una sal y H 2O, el proceso se llama reacción de neutralización. Sin embargo el uso de reactivos y solventes en un laboratorio escolar o industrial provoca que el grado de contaminación a la ecología cada vez sea más alarmante y es tiempo de que tribuyamos a mejorarlo con un pequeño esfuerzo de nuestra parte, utilizando pequeñas cantidades de sustancias químicas en la experimentación. Para resolver ese problema se propone hacer investigaciones utilizando la química en microescala pero con materiales que se tengan en la casa o de fácil adquisición contribuyendo también con esto a que las escuelas que no cuenten con un laboratorio químico puedan realizar sus practicas curriculares. En este trabajo se presenta la construcción de un prototipo a microescala que reúne estos propósitos. Los objetivos de la investigación fueron los siguientes: r Fomentar el uso de la química en microescala r Contribuir al cuidado de la ecología r Preparar indicadores de col morada y jamaica, comprobar los cambios que experimentan los indicadores frente a las sustancias ácidas y básicas. r Titular una solución 0.1 N de NaOH con HCl 0.1 N. r Propiciar que las escuelas de provincia que no cuentan con un laboratorio de química logren realizar sus prácticas con estas ideas. La neutralización se logro mediante la reacción r eacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, donde además de la sal se obtuvo como producto de la reacción agua y una pequeña cantidad de calor (no se cuantifico). El dispositivo para llevar a cabo la titulación es muy sencillo puede construirse en el salón, en el laboratorio o en la casa. Los materiales los tenemos a la mano y muchos de ellos son de reuso, las cantidades de reactivo que se usan en este prototipo son tan pequeñas que prácticamente no contaminan. Desde el punto de vista económico, no se puede comparar el precio del prototipo a microescala con el



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dispositivo de laboratorio para titular, debido a que el primero prácticamente no cuesta nada debido al tipo de materiales que se utilizan. Por tal motivo las escuelas tanto publicas como privadas pueden contribuir a la reutilización de materiales de desecho para ser empleados a nivel microescala y con esto al cuidado del medio ambiente. Planteamiento del problema 2

Las sales son muy abundantes en la naturaleza. La mayor parte de las rocas y minerales del manto terrestre son sales de uno u otro tipo. También se encuentran gigantescas cantidades de sales disueltas en océanos. Se puede considerar que las sales son compuestos que se han preparado con ácidos y bases. Consisten en iones metálicos de amonio positivos (sin el H + ) combinados con iones no metálicos negativos ( excluyendo al OH - y al O2- ). El ion positivo es la parte de la base, y el ion no metálico es la parte del ácido. Teoría de Brønsted-Lowry Una teoría muy satisfactoria sobre ácidos y bases es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Los métodos de obtención de sales en el laboratorio son: r metal + no metal sal r metal + ácido sal + hidrógeno r sal 1 + sal 2 sal 3 + sal 4 r Ácido + base sal + agua Las contribuciones del estudio de la química a la cultura básica del estudiante se basa en su característica de ciencia experimental, y prepara a los estudiantes en el conocimiento y las formas de trabajo propias de la investigación en esta disciplina como el análisis y la síntesis, en el desarrollo de los procesos intelectuales y de maduración cognitiva. En los actuales métodos de la enseñanza de química se hace énfasis en el trabajo de laboratorio pero en base a los tiempos, el presupuesto para las instituciones es cada vez menor. Es por eso que debemos poner a prueba nuevas ideas y una de ellas es la de usar en el trabajo experimental una química a nivel de microescala y con materiales de desecho y que sean de fácil adquisición. DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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Algunas ventajas de utilizar la química en microescala son: r Se emplea material de fácil adquisición. r Los costos de fabricación son muy bajos. r Son de fácil mantenimiento y de reposición de material. r Los experimentos pueden realizarse en el aula, el laboratorio o en la casa. r El gasto de reactivos se minimiza. r La exposición de materiales potencialmente tóxicos es drásticamente reducida. r La calidad del aire en el laboratorio es mejorada notablemente. r La producción de desechos químicos es casi eliminada. r Los experimentos se pueden diseñar con sustancias que pueden encontrarse fácilmente. r El trabajo en el laboratorio en microescala no sólo resulta una alternativa más para desarrollar un curso práctico sino que también aumenta la calidad y el manejo de desechos químicos queda con muy bajo índice de pérdidas. r También permite la introducción de nuevos experimentos, muchos de ellos que tradicionalmente son costosos se pueden realizar empleando esta técnica. r Las actividades que se realizan reflejan la intención acerca de la enseñanza de la nueva química para elevar la calidad de la educación científica. r Las actividades son tan interesantes cuando fabrican su equipo para sus experimentos que se convierte en una estrategia motivante. Objetivos Por los motivos expuestos, el trabajo desarrollado tuvo como propósitos: r Construir un prototipo a nivel microescala para la obtención de sales a partir de la reacción de un 3

ácido fuerte con una base fuerte y un indicador casero. r Establecer las ventajas que tiene el uso de la química en microescala con materiales de desecho y de fácil adquisición. Marco teórico La titulación es el proceso de medir el volumen de un reactivo que se necesita para reaccionar con una masa o volumen medidos de otro reactivo. De los métodos de obtención de sales ya mencionados se ha elegido el de titulación ácido - base para su experimentación. El presente trabajo se ha dividido en dos partes. La primera se refiere a la parte teórica y la segunda a los materiales , procedimientos y reacciones que se llevan a cabo en la obtención de sales. Primera parte PH : El concepto de PH se basa en la relación entre los iones hidrógeno y los iones hidróxido en el agua. El término PH significa “potencia de ion hidrógeno”, donde “potencia” se refiere a una potencia DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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matemática (exponente) de base 10. P H = - log [ H3O+]

Escala de Concentraciones pH

Concentraciones de iones de hidrógeno (H3O+) comparadas con agua destilada pH Soluciones que típicamente tienen este pH H3O+ OH10,000,000 pH = 0 ácido de batería 1 x 10 0 1 x 10-14 1,000,000 pH = 1 ácido estomacal 1 x 10-1 1 x 10-13 100,000 pH = 2 jugo de limón, vinagre 1 x 10 -2 1 x 10-12 10,000 pH = 3 toronja, jugo de naranja, gaseosas 1 x 10 -3 1 x 10-11 1,000 pH = 4 jugo de tomate, lluvia ácida 1 x 10 -4 1 x 10-10 100 pH = 5 café negro, agua de lluvia 1 x 10 -5 1 x 10-9 10 pH = 6 orina, saliva 1 x 10 -6 1 x 10-8 1 pH = 7 agua "pura" 1 x 10 -7 1 x 10-7 1/10 pH = 8 agua de mar 1 x 10 -8 1 x 10-6 1/100 pH = 9 bicarbonato 1 x 10 -9 1 x 10-5 1/1,000 pH = 10 leche magnesia 1 x 10 -10 1 x 10-4 1/10,000 pH = 11 amoníaco 1 x 10-11 1 x 10-3 1/100,000 pH =12 agua jabonosa, cloro 1 x 10-12 1 x 10-2 1/1,000,000 pH = 13 limpiador de hornos 1 x 10-13 1 x 10-1 1/10,000,000 pH = 14 limpiador líquido de drenajes 1 x 10-14 Los indicadores son sustancias generalmente orgánicas que tienen la propiedad de dar un color determinado al variar la concentración de iones hidronio, y se utilizan para determinar aproximadamente , el pH de una solución a continuación se listan algunos de los indicadores ácido – base; si el químico hace una cuidadosa selección, podrá determinar un valor de pH con gran exactitud. Tabla de indicadores Indicadores Intervalo de pH Cambio de color Violeta de metilo 0.2 - 2.0 Amarillo a violeta 4

Naranja de metilo 3.1 - 4.0 Rojo a Amarillo Azul de Bromofenol 3.0 - 4.6 Amarillo a Azul Rojo de metilo 4.2 – 6.0 Rojo a Amarillo Tornasol 4.5 - 8.3 Azul a Rojo Púrpura de Bromocresol 5.2 – 6.8 Amarillo a púrpura Azul de Bromotimol 6.0 – 7.6 Amarillo a Azul Rojo Fenol 6.8 – 8.4 Amarillo a Rojo Púrpura de Micresol 7.6 – 9.2 Amarillo a púrpura Fenolftaleina 8.3 – 10.0 Incoloro a rojo intenso Amarillo de Alizarina 10.1 – 12.0 Amarillo a Violeta Carmín de Índigo 12.0- 14.0 Azul a Amarillo



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Comúnmente para observar todos los intervalos de pH se utiliza el indicador universal, que es una mezcla de varios indicadores. La col roja se llama indicador debido a que indica la presencia de iones de hidroxilo al cambiar de su color púrpura pálido a azul- verde. El jugo de col roja indica la presencia de iones hidrógeno al cambiar de púrpura pálido a rosa. La configuración de las moléculas del jugo hace que la luz púrpura sea reflejada, haciendo que el líquido parezca de color púrpura. La presencia de iones de hidrógeno o hidroxilos cambia la forma de las moléculas del jugo; la luz reflejada por las moléculas se cambia ; el color del jugo cambia. La flor de jamaica también se puede utilizar para estos fines. Solución Preparación Valor de P H (aproximado) 1 5mL. de ácido clorhídrico en 5mLde extracto de repollo rojo. 1 2 5 mL.. de agua destilada + 5 gotas de vinagre blanco + 5 mL. de extracto de repollo rojo. 3 3 5 mL. de alcohol + 5 mL. de extracto de repollo 5 4 5 mL. de agua destilada + 5 mL. de extracto de repollo rojo. 6 5 5 mL. de agua destilada + 1 gota de detergente con amoniaco + 5 mL. de extracto de repollo rojo 9 6 5 mL. de agua destilada + 5 gotas de detergente + 5 gotas de extracto de repollo rojo 11 7 5 mL. de solución diluida de hidróxido de sodio + 5 mL. de extracto de repollo. 12 Segunda parte Titulación o valoración . Este método sirve para determinar volumétricamente la concentración de una sustancia específica en una solución , añadiendo una solución de concentración conocida hasta que la reacción sea completa; esto se indica usualmente por un cambio de color en un indicador o por mediciones eléctricas. En las titulaciones ácido- base se mide una solución de un ácido y se agrega gota a gota una solución de una base hasta que se neutraliza exactamente. 5



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La concentración del ácido o de la base se calcula utilizando la relación entre el producto del volumen por la normalidad , que es igual para todas las soluciones que reaccionan completamente. V ácido x N ácido = V base x N base Esta ecuación es una expresión del principio de equivalencia . Recordemos que. Normalidad = Núm. equivalente Volumen Puesto que un equivalente de cualquier ácido neutralizará el equivalente de cualquier base, se comprende que cualquier número de equivalentes de ácido neutralizará exactamente el número de equivalentes de una base. Núm. Equivalente ácido = Núm. Equivalente base El número de equivalentes de una sustancia en solución es igual a la normalidad por el volumen . Núm. Equivalente = N x V La ecuación del Principio de equivalencia nos permite el calculo de la normalidad o del volumen de un ácido o una base Ejemplo. ¿ Cuál es el volumen de ácido clorhídrico HCl 0.5 N que se requiere para neutralizar 20 ml de una solución 0.3 N de hidróxido de sodio NaOH? Datos. NHCl = 0.5 eq. / l Fórmula: Sustitución VHCl = ? V ax N a= V bx N b V HCl =20 ml x 0.3 eq. / l 0.5 eq. / l V NaOH = 20 ml Despeje: V HCl = 12 ml N NaOH = 0.3 eq. / l V a= V bx N b Na Hipótesis La reacción de neutralización se encuentra reportada en la bibliografía. Prácticamente en todos los libros de química inorgánica, señalando también el tipo de indicador que se debe utilizar así como el cambio de color que se presenta en el proceso. Respecto al uso de pequeñas cantidades de reactivos y el tipo de materiales que se utilizan resulta demasiado económico y su uso en microescala contribuirá al cuidado de la ecología. Desarrollo La investigación realizada fue documental y experimental. En la documental se recabaron datos sobre DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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las reacciones de neutralización, así como el uso de indicadores para este tipo de titulaciones. El análisis de la información recabada permitió el desarrollo de la actividad experimental y lograr los objetivos del uso de la química en microescala. De acuerdo con nuestros objetivos, pretendimos llevar a cabo la reacción de neutralización a partir 6

de ácido clorhídrico de concentración 0.1N , hidróxido de sodio 0.1N y con indicadores orgánicos como col morada , hojas de flor de jamaica y con indicador de Fenolftaleina. Procedimiento Material Sustancias 1 caja de chocolates Ferrero Rocher (vacía) de dimensiones 20x 5 x 5 cm Solución 0.1 N de NaOH 1 jeringa de 10 ml y 3 ml Solución 0.1 N de HCl 1 Tazo o tarjeta telefónica Alcohol 2 imanes redondos del # 2 4 hojas de col morada 1 cassete 10 gramos de jamaica 1 tramo de vástago de 20 cm de largo de 3/16 cuerda corrida Indicador de fenolftaleina 4 rondanas 3/16 4 tuercas 3/16 2 tuercas mariposas 3/16 1 pinza caimán de 8 cm de longitud 1 interruptor ( push) 1 porta pila de 2 2 tramos de cable calibre 22 de 20 cm. 4 tapones de bial 1 vaso dosificador 1 pedazo de imán 1 pila de 1.5 volts 3 vasos para gelatina # 0 1 pistola de silicón Construcción de dispositivo ( titulador ) 1.- Con la ayuda de un desarmador quitar las puntas de uno de los orificios del cassete, para que pueda entrar libremente un tramo de vástago 2.- la jeringa de 3 ml se corta a una distancia de 3 cm. a partir de la base de ésta 3.- Colocar el tramo de jeringa por el lado de la aguja (la cual previamente se le quito) en el orificio opuesto al que se le quitaron las puntas y séllelo con silicón . 4.- Conectar al motorcito los tramos de cable en sus conexiones (+) y (-) y encintar. 5.- En la parte superior del tramo de jeringa de 3 ml se coloca el motor y se sella con silicón deje secar. DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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6.- Marcar un punto en la parte central del tazo y hacerle una perforación con el punzón e insertarlo en el vástago del motor 7.- Pegar 2 imanes redondos a uno y otro lado del diámetro del tazo. 8.- Pegar el cassete dentro de recipiente ( caja de chocolates) con silicón ,orientando el orificio del cassete opuesto a donde se pego el tramo de jeringa de 3 ml hacia una de las paredes de dicha caja. 9.- Realizar una perforación por la parte inferior del recipiente que coincida con el orificio del cassete que se encuentra mas cercano a la pared de la caja. 10.- También efectué una perforación en la tapa del recipiente ,procurando que coincida con la perforación inferior del mismo 7

11.- Colocar 4 tapones de bial en cada esquina de la parte inferior del recipiente las cuales tendrán la función de soporte 12.- Introducir el vástago de 20 cm de cuerda corrida que atraviese todo el recipiente y sujetar con rondanas y tuercas 13.- Hacer dos perforaciones pequeñas con el punzón caliente a la pared cercana a donde se encuentra el vástago de 20 cm. sacar por éstos los cables del motor. 14.- Unir los cables a la pila y al interruptor ,los cuales se pegan con silicón en el recipiente. 15.- Sujetar la jeringa de 10 ml con un caimán de 8 cm de longitud y a su vez sujetarlo al tornillo de 20 cm. con rondanas y tuercas mariposa de 3/16. 16. Utilizar el vaso dosificador. figura 1. Titulador ácido - base Actividad experimental. Extracción de indicador de col morada Se utilizan 5 hojas de una col morada , se cortan en pedazos pequeños y se colocan en un recipiente de plástico ( envase de refresco) y se procede a incorporarle 200 ml de alcohol etílico se cierra el recipiente , procediendo a efectuar una agitación vigorosa con la intención de extraer la mayor cantidad de color de la col ( antocianinas).Decantar el líquido colorido y guardar en recientes apropiados para su posterior uso. Extracción de indicador de hojas de jamaica Para ello calienta un 200 mililitros de agua ; cuando empiece a hervir agrégale 10 gramos de jamaica(un puño) tapa el recipiente y déjala hervir 3 minutos . Después de enfría llena tu recipiente con el liquido. 8

figura 2 DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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preparación de soluciones de NaOH y HCl 0.1 N Titulación ( indicador col morada) a)-Colocar 5 ml de solución 0.1 N de NaOH en uno de los vasos para gelatina y agregarle 2 gotas del indicador de col morada incorpore un pedacito de imán b).- Colocar el vaso sobre la parte superior del titulador c).- En la jeringa de 10 ml colocar 10 ml de HCl 0.1 N d) Proceder a titular con el ácido la base figura 3. titulación ácido – base con col morada Titulación ( indicador Fenolftaleina) Preparar soluciones 0.1 N de NaOH y HCl a)-Colocar 5 ml de solución 0.1 N de HCl en uno de los vasos para gelatina del N° 0 y agregarle 2 gotas del indicador de fenolftaleina, incorpore un pedacito de imán (magneto). b).- Colocar el vaso sobre la parte superior del titulador c).- En la jeringa de 10 ml colocar 5 ml de NaOH 0.1 N. d) Proceder a titular con la base el ácido hasta el vire. 9 figura 4. titulación ácido – base con fenolftaleina

Titulación ( indicador de jamaica) a)-Colocar 5 ml de solución 0.1 N de NaOH en uno de los vasos para gelatina y agregarle 2 gotas del indicador de col morada incorpore un pedacito de imán b).- Colocar el vaso sobre la parte superior del titulador c).- En la jeringa de 10 ml colocar 10 ml de HCl 0.1 N d) Proceder a titular con el ácido la base figura 5. titulación ácido – base con hojas de jamaica 6.-Tomar nota del volumen que se gasto de ácido clorhídrico 0.1 N para titular 5 mL. de hidróxido de sodio 0.1 N al momento de notar el cambio de color de la col morada, como de las hojas de jamaica y de la fenolftaleina. 7.- Se notará que en el caso del extracto de col morada en la titulación ácido – base: 5mL. de ácido clorhídrico 0.1 N titularon 5 mL. hidróxido de sodio 0.1 N. En el primer vire de color se gastaron 3.5 mL. en el segundo cambio de color fue con 4.5 mL. para el tercer vire fue de 5 mL. para el cuarto de5.2 mL. y para el quinto de 5.5 mL. 10

Precauciones •Los vasos de precipitados que se utilizan en esta técnica son tan pequeños que si no se tiene experiencia en material a microescala es fácil que se puede caer alguno de ellos. • El ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio aunque no se encuentran muy

concentrados no dejan de ser riesgosos, por lo tanto, su manipulación debe ser cuidadosa y con protección adecuada. DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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• Los ácidos, las bases, y los indicadores que aquí se utilizan se manejan con

jeringas por tanto se debe de quitar la a aguja para evitar accidentes. En su lugar poner un plástico de cotonete. • El alcohol que se utiliza es el etanol o alcohol etílico para la extracción del

extracto de la col morada, debido a esto se debe tener cuidado de no tener fuego cerca del frasco. Posibles errores que se presentaron al experimentar:

• El ácido que se utilizo ya tenia mucho tiempo de almacenamiento, por tanto

las especificaciones que se leen en su etiqueta no pueden ser muy confiables para preparar la concentración deseada. • Los indicadores que se utilizaron ( col morada, hojas de jamaica) deben ser de reciente preparación. • La fenolftaleina también ya tenia mucho tiempo de haber sido preparada. • La balanza que se utilizo para pesar el NaOH también fue construida en

microescala con material de desecho, por tanto es posible que la concentración 0.1 N este aproximada

• Otro posible error es el vire de los colores, ya que cada persona que hace la

titulación tiene su propia apreciación de ellos. Resultados Titulación de 10 mL. de HCl 0.1 N vs. 5 mL. de NaOH 0.1 N con extracto de col morada como indicador. 10 mL. de HCl

col Amarillo Verde Azul Morado Lila Rosa PH=12 PH =10 PH =9 PH =7 PH =5 PH = 3 3mL. de HCl 4.5 mL. de HCl 5 mL. de HCl 5.2 mL. de HCl 5.5mL.de 5mL. de HCl NaOH 11

Titulación de 5 mL. de NaOH 0.1 N vs. 5 mL. de HCl 0.1 N. Utilizando indicador de fenolftaleina. NaOH HCl Incoloro Rosa intenso

PH = 3 PH = 12 Titulación de 5 mL. de HCl 0.1 N vs. 5 mL. de NaOH 0.1 N. Usando como indicador extracto de hojas de jamaica.. HCl NaOH Morado Rosa

5 mL. de HCl DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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gastados 5 mL. de HCl gastados 12

Análisis e interpretación de resultados Supóngase que una solución de HCl 0.1 N se hace también 0.1 N en NaOH.¿Cómo se vería afectada la concentración de H3O+ en esta solución? Si no hubiera ningún efecto, [H3O+] y [OH-] seria cada una igual a 0.1 y su producto sería (0.1)(0.1) = 0.01 = 10-2. Sin embargo, el producto de estas concentraciones iónicas debe ser igual a K w = 1.0 X 10-14 en cualquier solución acuosa, por lo que ella no puede ser simultáneamente 0.1 N en HCl y 0.1 N en NaOH. Debe haber una reacción química en la cual se combinan H 3O+ y OH- para formar agua como lo sugieren las siguientes ecuaciones: H3O+ + Cl- + Na+ + OH- = 2H2O + Na+ + ClH3O+ + OH- = 2H2O Son ejemplos de reacciones de neutralización En otra interpretación, consideremos la reacción que se efectúa cuando se mezclan soluciones de hidróxido de sodio y ácido clorhídrico, los iones que inicialmente están presentes son Na+ y OH- de la base, y H+ y Cl- del ácido. Los productos, cloruro de sodio y agua, existen como iones Na+ y Cl-, y moléculas de H2O. La ecuación química que represente esta reacción es: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O Sin embargo, esta ecuación no indica que el HCl, la NaOH y el NaCl existen como iones en solución. La siguiente ecuación iónica da una mejor representación de la reacción: ( H+ + Cl- ) + ( Na+ + OH- ) Na+ + Cl- + H2O Esta ecuación muestra que no reaccionaron los iones Na + y Cl-. A estos iones se les llama iones espectadores, porque estuvieron presentes, pero no tomaron parte en la reacción. La única reacción que se llevó a cabo fue entre los iones H + y OH-. Por lo tanto, la ecuación para la neutralización se puede escribir como la siguiente ecuación iónica neta: H+ + OH- H2O Ácido Base Agua Esta ecuación representa la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio en solución acuosa. La fuerza impulsora de una reacción de neutralización es la capacidad que tiene un ión H+ y un OH- de reaccionar y formar una molécula no ionizada de agua. No se utilizo equipo de laboratorio para contrastar nuestros resultados obtenidos sin embargo, creemos que son muy aceptables y que para introducirse a las ciencias naturales es de gran utilidad esta técnica DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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de química en microescala. Si se pretende hacer trabajos de tipo científico entonces recomendamos microescala pero con material de laboratorio en pequeño. Se tienen limitaciones en la experimentación como las siguientes: • Los materiales utilizados solamente pueden ser utilizados a nivel escolar. • Se presentan problemas en su manipulación cuando no se tiene destreza en

su manejo.

• Las cantidades que se utilizan son tan pequeñas que en ocasiones no se

distingue el vire de los indicadores. Conclusiones

Preparación del acido acético El método más común y clásico de preparación del ácido acético es la fermentación de sustratos alcohólicos (como el vinagre que se utiliza en cocina), y la fermentación de la madera. Actualmente, la gran parte del acido acético se prepara a través de síntesis química, usando como productos de inicio alguno de estos tres importantes compuestos básicos: etileno, butano, o metano, según el método a utilizar, de acuerdo con las siguientes reacciones: 1-

CH2 = CH2 → CH3 – CHO → CH3COOH

2-

C4H10 → CH3-

3-

CH4 → CH3 – OH → CH3-COOH

COOH

El primero de los métodos mantiene de manera invariable la estructura del esqueleto de dos átomos de carbono, C2, el segundo necesita fragmentar el esqueleto carbonado C4 del butano, mientras que el tercer método necesita un acoplamiento entre unidades C1. Al iniciar esta década, el 70% del ácido acético se preparaba a través de carbonilación de metanol, el 15 % por oxidación del butano, y el 10% a tr avés de oxidación del acetaldehído. 

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El primero de los métodos de obtención se basa en la oxidación de acetaldehído ( etanal), a la vez que se obtiene por oxidación catalítica de tipo homogénea de etileno encontrándose en presencia de cloruros de cobre y paladio: CH2=CH2 + ½ O2 → CH3 - CHO 2CH3- CHO + O2 → 2 CH3- COOH Este método era el más dominante en los años sesenta, cuando la mayor parte del acetaldehído se usaba para la preparación de ácido acético usando como catalizadores de la oxidación, en condiciones más bien suaves, acetatos de cobalto o manganeso. El segundo de los métodos de obtención parte del butano, que procede de la destilación fraccionada de petróleo, al puesto del etileno. Es una reacción de oxidación en fase líquida bastante compleja con la formación de diversos productos, pero en buenas condiciones, y con la presencia de un catalizador de



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

acetato de cobalto, es factible obtener altos rendimientos. Dicho procedimiento se usa aún hoy en algunas compañías. El tercer de los métodos es el más usado actualmente, y se encuentra basado en la reacción de carbonilación de metanol: CH3-OH + CO → CH3- COOH

Ya sea el metanol como el monóxido de carbono se consiguen partiendo del metano del gas natural: CH4 + H2O → CO + 3 H2 CO + 2 H2 → CH3 – OH

La última reacción exige tener altas presiones y la presencia de un catalizador de tipo heterogéneo. La reacción de carbonilación de metanol usaba en un principio, un catalizador homogéneo constituido por compuestos de cobalto y yodo, pero hoy en día, se usa un catalizador homogéneo también, pero que tiene contenido de compuestos de rodio y yodo, lo que lo hace mucho más activo. La reacción tiene lugar en fase líquida a una temperatura de unos 150-200ºC y con una ligera sobrepresión, llegando a una selectividad del 99%. Este es un método que en la actualidad domina el mercado al conseguirse un reciclado, prácticamente total, del catalizador eficaz de rodio, con un alto precio, así como también un excelente control del proceso, el cual en la actualidad es totalmente automatizado.

CIDOS CARBOXILICOS INTRODUCCIÓN. El grupo carboxilo, es uno de los grupos funcionales más abundantes en química y bioquímica. No sólo los ácidos carboxílicos son importantes en sí mismos, sino el grupo carboxilo es el grupo del cual se deriva una gran familia de compuestos.

ESTRUCTURAS ACIDOS CARBOXILICOS. Ar- R - COOH FORMULA CONDENSADA

ACIDO DICARBOXILICO ALIFATICO: HOOC - C - COOH FORMULA CONDENSADA

ACIDO DICARBOXILICO AROMATICO: DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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Ar ( COOH )2

FORMULA CONDENSADA NOMENCLATURA. El hidrogeno, unido a un grupo arili o alquino puede unirse al grupo carboxili para producir la famili completa de acidos carboxilicos, las pruebas fisicas indican que los ácidos carboxilicos contienen tanto un enlace sencillo carbono oxígeno como un enlace doble carbono oxígeno Los ácidos carboxílicos alifáticos se conocen desde hace mucho tiempo, por lo que tienen nombres triviales que se refieren a su origen que a sus estructuras químicas. Muchos ácidos carboxílicos tienen nombres comunes derivados de palabras griegas o latinas que indican una de sus fuentes naturales. El ácido metanoico se llama ácido fórmico (del latín , formica u hormiga). El ácido etanoico se llama ácido acético (del latín , acetum o vinagre). El ácido butanoico es uno de los compuestos responsables del olor de la mantequilla rancia, así pues, su nombre común es ácido butírico (del latín, caper o cabra). Generalmente se considera como ácido matriz el de cadena carbonada más larga aunque algunos compuestos se nombran como derivados del ácido acético.

Los ácidos aromáticos, ArCOOH, generalmente se consideran como derivados del ácido benzoico, C6H5COOH. Los ácidos metilbenzoicos reciben los nombres especiales de ácidos toluicos.

SISTEMA UIQPA. El sitema UIQPA requiere que se use la cadena continua mas larga de átomos de carbono que contiene el grupo carboxilo, como estructura original y se nombra reemplazando la o final del alcano correspondiente por la terminación oico y anteponiendo la palabra ácido; por ejemplo: CH3 CH2 CH2 CH2 COOH CH3 CH2 CH COOH CH3 CH = CH COOH CH3 Acido pentanoico Acido 2-Metilbutanoico Acido 2-Butenoico



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La posición de un substituyente se indica en forma usual, por medio de un número. Debemos observar que el carbono carbonílico siempre es considerado C-1, por lo que C-2 corresponde al de los nombres comunes, C-3 a y sucesivamente. Nota: No mezcle letras griegas con nombres UIPAC o numerales árabes con nombres comunes. El nombre de una sal de un ácido carboxílico consta del nombre del ácido, cambiándole la terminación ico por ato de, seguido por el del catión (sodio, potasio, amonio, etc.). (CH3 COO)2 Ca HCOONH4 CH2 - CH - COOK Br Br Acetato de calcio. Formiato de amonio. , - Dibromopropionato de potasio (2,3-Dibromopropanoato de potacio)

ESTRUCTURA. De los compuestos orgánicos que presentan acidez apreciable, los ácidos carboxílicos son, los más importantes. Estas substancias con tienen el grupo carboxilo. Si esta unido a un grupo alquilo (RCOOH), o a un grupo arilo (ArCOOH), o que se trate de un grupo alifático o aromático, saturado o no saturado, substituido o no, las propiedades del grupo carboxiloson esencialmente las mismas.

PROPIEDADES FISICAS DE LOS ACIDOS CARBOXILICOS Sus estructuras hacen suponer que los ácidos carboxílicos sean moléculas polares y , tal como los alcoholes, pueden formar puentes de hidrógeno entre sí y con otros tipos de moléculas. Los ácidos carboxílicos se comportan en forma similar a los alcoholes en cuanto a sus solubilidades : los primeros cuatro son miscibles con agua, el ácido de cinco carbonos es parcialmente soluble y los superiores son virt ualmente insolubles. La solubilidad en agua se debe a los puentes de hidrógeno entre el ácido carboxílico y el agua. El ácido aromático más simple, el benzoico, contiene demasiados átomos de carbono como para tener una solubilidad apreciable en agua. Los ácidos carboxílicos son solubles en solventes menos polares, tales como éter, alcohol, benceno, etc. Los ácidos carboxílicos hierven a temperaturas aún más altas que los alcoholes. Estos puntos de ebullición tan elevados se deben a que un par de moléculas del ácido carboxílico se mantinen unidas no por un puente de hidrógeno sino por dos. Los olores de los ácidos alifáticos inferiores progresan desde los fuertes e irritantes del fórmico y del acético hasta los abiertamente desagradables del butírico, valeriánico y caproico; los ácidos superiores tienen muy poco olor debido a sus bajas volatilidades. Las sales de los ácidos carboxílicos son sólidos cristalinos no volátiles constituidos por iones positivos y negativos y su propiedades son las que corresponden a tales



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estructuras. Las fuerzas electrostáticas considerables que mantienen los iones en el retículo cristalino sólo pueden superarse por un calentamiento a temperatura elevada o por medio de un solvente muy polar. La temperatura requerida es tan alta que, antes de lograrla, se rompen enlaces carbono-carbono y se descompone la molécula, lo que sucede generalmente entre los 300-400°C. Raras veces es útil un punto de descomposición para la identificación de una substancia , puesto que, generalmente , refleja la rapidez del calentamiento que la identidad del compuesto. Las sales de sodio y potasio de la moyoría de los ácidos carboxílicos son fácilmente solubles en agua. Es el caso de ácidos carboxilicos de cadena larga. Estas sales son los principales ingredientes del jabón. Debido a la fácil interconversión de ácidos y sus sales, este comportamiento puede emplearse de dos modos importantes: para identificación y para separación.

PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS ACIDOS CARBOXILICOS Desde el punto de vista químico los ácidos carboxílicos reaccionan rápidamente con soluciones acuosas de hidróxido de sodio y bicarbonato de sodio formando sales de sodio solubles, y por lo tanto, para distinguir los ácidos carboxílicos insolubles en agua de los fenoles y alcoholes insolubles en agua pueden utilizarse pruebas de solubilidad y la insolubilidad de los últimos en base acuosa. Los ácidos carboxílicos insolubles en agua se disolverán en hidróxido de sodio acuoso o en bicarbonato de sodio acuoso. Una vez lograda la separación, podemos regenerar el ácido por acidulación de l a solución acuosa. Si estamos trabajando con sólidos, simplemente agitamos la mezcla con base acuosa y luego filtramos la solución para separar el insoluble que son las substancias no ácidas; la adición del ácido al filtrado precipita el ácido carboxílico, el cual puede recogerse con un filtro. Si estamos trabajando con líquidos, agitamos la mezcla con base acuosa en un embudo de decantación y separamos luego la capa acuosa de la orgánica insoluble; la acidificación de la capa acuosa, nuevamente libera al ácido carboxílico el cual puede separarse del agua. Para que la separación sea completa y de fácil manejo , por lo general agregamos un solvente insoluble en agua, tal como el éter, a la mezcla acidificada: el ácido carboxílico es extraído del agua por el éter, en el cual es más soluble; el éter volátil se separa fácilmente por destilación ya que el ácido hierve a temperatura relativamente muy alta. RCOOH + NaOH RCOONa + H2O Acido mas fuerte Acido mas debil insoluble en agua soluble en agua Cuando la substancia desconocida es soluble en agua, queda comprobada su acidez por el burbujeó de CO2 RCOOH + NaHCO3 RCOONa + H2O + CO2 insoluble en agua soluble en agua



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Los fenoles insolubles en agua se disuelven en hidróxido de sodio acuoso pero, a excepción de los nitrofenoles, no se disuelven en bicarbonato de sodio acuoso. El grupo nitro es un aceptor de electrones, que desactiva al anillo aromático hacia la reacción con los electrófilos y es un meta director. Por lo tanto, el grupo nitro en el ácido pnitrobenzoico debe aumentar la acidez del compuesto arriba de la del benzoico. Los valores Ka del ácido benzoico y del p-nitrobenzoico son, 6.4 x 10-5 y 3.8 x 10-4.

ESTERIFICACION. Los ácidos carboxílicos, y también los oxiácidos inorgánicos, reaccionan con los alcoholes con eliminación de una molécula de agua y f ormación de ésteres. Esta reacción se llama esterificación. Se ha formulado la reacción del ácido con el alcohol con el signo de reversibilidad, porque efectivamente el agua formada actúa sobre el éster hidrolizándolo y recuperando el ácido y el alcohol.

SAPONIFICACION. La reacción inversa de la esterificación se llama hidrólisis o saponificación: Esterificación ácido + alcohol éster + agua saponificación Después de cierto tiempo de iniciada la reacción se alcanza el equilibrio, debido a que se iguala la velocidad en ambos sentidos. Se puede aplicar entonces la ley de las masas. K = [ácido ] [alcohol] [ éster ] [ agua ] De esta ecuación se deduce que, siendo K constante, se favorece la esterificación aumentando la concentración de ácido y de alcohol o eliminando el agua mediante un deshidratante (ácido sulfúrico concentrado).

METODOS DE PREPARACION DE LOS ACIDOS CARBOXILICOS La mayor parte de los ácidos de cadena lineal y algunos ácidos aromáticos se obtienen de fuentes naturales. Los ácidos con un número par de átomos de carbono son mucho más abundantes. Pueden prepararse otros ácidos caraboxílicos por los métodos que se exponen a continuación.

OXIDACION DE LOS ALCOHOLES PRIMARIOS. La oxidación es el método más directo; algunos de los ácidos alifáticos inferiores se hacen con alcoholes disponibles y los ácidos aromáticos substituidos, a partir de toluenos substituidos. Sin embargo, los alcoholes de cadena normal carbonada con un número impar de átomos de carbono son tan escasos como los ácidos en las fuentes naturales.



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Los alcoholes primarios pueden oxidarse a ácidos carboxílicos, RCOOH, generalmente calentando con KMnO4 acuoso. Una vez completada la reacción, se filtra la sal potásica soluble del ácido carboxílico para separar MnO2 , siendo liberado, a continuación el ácido con otro mineral más fuerte. KMnO4 o K2Cr2O7 RCH2OH ---------------------------> Ar - COOH KMnO4 CH3 CH CH2 OH --------------------> CH3 CH COOH CH3 CH3 Alcohol isobutílico Acido isobutírico

OXIDACION DE LOS ALQILBENCENOS. KMnO4 o K2Cr2O7 Ar - R --------------------------> Ar - COOH K2Cr2O7 , H2SO4 O2N CH3 ------------------------------> O2N COOH calor Aunque los alcanos y el benceno son bastantes inertes frente a los agentes oxídantes usuales (KMnO4, K2Cr2O7, etc.), el anillo bencénico sensibiliza bastante las cadenas laterales alífaticas para la oxidación. La cadena lateral se oxida completamente, quedando sólo un grupo carboxilo (- COOH) para indicar la posición de la cadena original. Generalmente, se emplea permanganato de potasio para este fin, aunque también puede usarse dicromato de potasio o bien ácido nítrico diluido. Sin embargo, la oxidación de una cadena lateral es más difícil que la de un alqueno y requiere tratamiento prolongado con KMnO4 caliente. KMnO4 caliente CH2 CH2 CH2 CH3 ---------------------------> COOH y CO2 n- Butilbenceno Acido benzoico

Uno de los métodos más útiles para preparar un ácido carboxílico aromático comprende la oxidación del alquilbenceno adecuado.

METODOS COMUNES DE PREPARACION DE LOS ACIDOS CARBOXILICOS



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METODO DE GRIGNARD. Uno de los métodos más útiles para preparar ácidos carboxilicos alifaticos y aromaticos empieza con el aluro de alquilo correspondiente, el cual se convierte primero en el reactivo de Grignnard correspondiente y luego se deja reaccionar. Mg CO2 H+ RX -----> RMg X -------> RCOOMgX -------> RCOOH (o Ar COOH) La síntesis de Grignard de un ácido carboxílico se realiza burbujeando CO2 gaseoso por una solución etérea del reactivo, o bien virtiendo el reactivo de Grignard sobre hielo seco molido (CO2 sólido); en este último caso, el hielo seco no sólo sirve de reactivo, sino también de agente refrigerante. El reactivo de Grignard se adiciona al doble enlace carbono-oxígeno, en la misma forma que en los aldehídos y las cetonas. El producto es la sal magnésica del ácido carboxílico, de la cual se libera por tratamiento con ácido mineral. Para preparar el reactivo de Grignard se puede emplear halogenuros primarios, secundarios, terciarios o aromáticos; sólo queda limitado el método por la presencia de otros grupos reactivos, en la molécula. CH3 CH3 CH3 Mg CO2 H+ C2H5-C-Cl ----> C2H5-C-MgCl -----> ----> C2 H5-C-COOH CH3 CH3 CH3 Cloruro de t - pentilo Acido. Etildimetil-acético. (Acido 2,2-dimetilbutanoico)

HIDRÓLISIS DE NITRILOS. Los nitrilos alifáticos se preparan por tratamiento de los halogenuros de alquilo con cianuro de sodio, en un solvente que disuelva ambos reaccionantes; en dimetilsulfóxido la reacción se realiza a temperatura ambiente con rapidez y exotérmicamente. Luego se hidroliza el nitrilo resultante, hirviendo con ácido o álcali acuosos para generar el ácido.

DERIVADOS FUNCIONALES DE LOS ACIDOS CARBOXILICOS HALOGENUROS DE ACILO. INTRODUCCIÓN. Los compuestos derivados de los ácidos carboxilicos presentan un sustituyente que contiene oxígeno, nitrógeno o un átomo de halógeno unido al doble enlace carbonooxígeno. Estos derivados son compuestos en los que el -OH de un grupo carboxilico ha sido reemplazado.



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NOMENCLATURA. Los halogenuros de acilo, que también se llaman halogenuros de ácido, se nombran de acuerdo con el sistema UIPAC y también en el sistema común, substituyendo la palabra ácido por la palabra halogenuro, según el halógeno correspondiente, y cambiando la terminación ico del ácido por ilo. La posición de los substituyentes se indica en igual forma que en el caso de los ácido; en el sistema de la IUPAC se emplean números y en el sistema común, letras griegas.

ESTRUCTURA. Todos los derivados de los ácidos carboxilicos contienen el grupo acilo:

CLORURO DE ACILO. Los cloruros de acilo forman su nombre al eliminar la terminación del ácido ico tanto en nombre común del ácido carboxilico correspondiente y agreagando la del cloruro ilo. ( Ar -) RCOCL FORMULA CONDENSADA

ESTER: Los esteres se sintetizan a partir de dos entidades orgánicas un ácido y un alcohol. (Ar) RCOOR O (Ar) ROCOR FORMULA CONDENSADA

AMIDA: Las amidas toman su nombre al cambiar la terminación ico del nombre común del ácido carboxilico a - amida. (Ar) RCOONR2 FORMULA CONDENSADA

ANHIDRIDO: Los anidridos se forman a partir de dos moles de un ácido carboxilicos por eliminación de una molécula de agua. (Ar) RCOOOCOR (Ar) FORMULA CONDENSADA

PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS



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Los halogenuros de acilo no tienen hidrógenos ácidos, no se asocian por puentes de hidrógeno y tienen puntos de ebullición menores que los ácidos de los que provienen. Son solubles en la mayoría de los disolventes orgánicos y tienen olores irritantes que posiblemente se deban a que reaccionan fácilmente con la humedad del aire y experimentan la hidrólisis a fin de producir el ácido clorhídrico. Los halogenuros de acilo se hidrolizan con agua produciendo el ácido correspondiente. Frecuentemente esta reacción es exotérmica y muy rápida. Los halogenuros de ácidos aromáticos no reaccionan muy rápidamente con agua, a temperatura ambiente. Esto se debe, probablemente, a que la carga positiva sobre el carbono del acilo se puede dispersar, en parte, en el anillo aromático. Por lo que, el átomo de carbono del acilo de un halogenuro aromático es menos electrofílico que el de un halogenuro alifático. Los alcoholes primarios y secundarios reaccionan fácilmente con los halogenuros de ácido formando ésteres. Este método es excelente para la preparación de ésteres. Los alcoholes terciarios reaccionan con los halogenuros de acilo, en presencia de una base o un metal activo, tal como magnesio, produciendo ésteres. En ausencia de la base o del metal, los halogenuros de ácido transforman los alcoholes terciarios en alquenos o halogenuros de alquilo terciarios. Los halogenuros de acilo también reaccionan con los fenoles produciendo ésteres; los fenoles tienen un grupo oxhidrilo directamente unido a un anillo aromático. Los halogenuros de ácido reaccionan con el amoníaco y también con aminas primarias y secundarias produciendo amidas. Los ácidos reaccionan con halogenuros de ácido, en presencia de piridina, produciendo anhídridos. Los halogenuros de ácidos reaccionan con peróxido de sidio formando peróxidos orgánicos. Los peróxidos de acilo son inestables y se descomponen fácilmente produciendo radicales libres. Por esta razón los peróxidos de acilo se emplean como iniciadores de reacciones por radicales libres. Los reactivos organometálicos son fuertemente neuclofílicos y es de esperarse que reaccionen con los halogenuros de ácido. Aunque se han empleado reactivos organometálicos de muchos metales distintos para hacerlos reaccionar con los halogenuros de ácido, los más usados son los organocádmicos, los cuales reaccionan con halogenuros de ácido produciendo cetonas. El fosgeno puede considerarse un cloruro de ácido derivado del ácido carbónico, H2CO3. El fosgeno se prepara mediante la reacción entre monóxido de carbono y cloro. carbón activado Cl2 + CO ------------> Cl - C -Cl 200°-295° Fosgeno

PREPARACION. DEPARTAMENTO DE QUIMICO BIOLOGICO Y AGROPECUARIAS


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Los halogenuros de ácido se obtienen mediante la reacción del ácido respectivo con un agente halogenante de tipo ácido. RCOH + SOCl2 , PCl3 , PCl5 ó PBr3 -------> RCX Estos mimos halogenuros de ácidos inorgánicos se emplean para substituir un grupo de oxhidrilo de un alcohol mediante un halógeno. Los halogenos de hidrógeno, que pueden emplearse para obtener halogenuros de alquilo a partir de los alcoholes, no puede usarse para transformar los ácidos en halogenuros de ácilo.

ANHÍDRIDOS INTRODUCCION. Los anhídridos se forman a partir de dos moles de un ácido carboxílico por eliminación de una molécula de agua. Los anhídridos cíclicos se forman a partir de ciertos ácidos dicarboxílicos a través del cierre interno del anillo y la pérdida de agua.

NOMENCLATURA. Los anhídridos forman su nombre al tomar ya sea el nombre común o el del sistema UIQPA del ácido o diácido y al cambiar la denominación ácido a anhídrido. Casi siempre se emplea el nombre común.

ESTRUCTURA. (Ar- ) R - C - O - C - R (-Ar) ó (Ar) R COOCOR (Ar) Fórmula estructural Fórmula condensada

AMIDAS INTRODUCCION. Las amidas resultan al sustituir los átomos de hidrógeno del amoniaco por radicales ácidos (orgánicos o inorgánicos), pudiendo ser primarios, secundarias y terciarias, según el número de átomos reemplazados.

NOMENCLATURA. La nomenclatura de las amidas se hace derivar de los nombres de los correspondientes hidrocarburos, o bien se forman con la raíz del nombre del ácido y la palabra amida. Los nombres de las amidas que no tienen sustituyentes en el nitrógeno se forman eliminando la terminación -ico del nombre común de ácido oico del nombre UIQPA y agregando la terminación amida. OO CH3 -C - NH2 CH3CH2C- NH2



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Acetamida o etanamida Propananida Cuando hay sustituyentes en el átomo de nitrógeno de las amidas estos reciben los nombres de los grupos alquilo y el nombre del sustituyente va precedido de N-, o N, N-.

ESTRUCTURA. (Ar-) R- C - NR'2 o (Ar) R C ONR'2 Fórmula estructural Formula condensada

PREPARACION. Cuando un cloruro de acilo reacciona con un exceso de amoniaco acuoso concentrado, frío, el cual se obtiene como hidróxido de amonio concentrado en el laboratorio, se produce una amida: O H2O O R - C - Cl + 2NH3 -------> R - C- NH2 + NH4+ + Cl Frío concentrado La molécula de amoniaco nucleofílica se adiciona al grupo acilo y forma el intermediario tetraédico, el cual se descompone para producir una amida protonada. Otra malécula de amoniaco actúa como base y abstrae un protón a partir de la amida protonada para dar lugar a una amida libre y a un ion amonio. La reacción entre un cloruro de acilo y una amina es bastante general ya que la amina puede ser amoniaco o una amina primaria o secundaria (RNH2 o R2NH, respectivamente). No puede usarse las aminas terciarias. O NH3 O CH3 - C - Cl -------> CH3 - C- NH2 frío Cloruro de etanoilo Etanamida (Cloruro de acetilo) (acetamida)

ESTERES INTRODUCCION. Los ésteres se sintetizan a partir de dos entidades orgánicas: un ácido y un alcohol o un fenol. Estos derivados funcionales de los ácidos carboxílicos, g uardan estrecha relación



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con estós y entre ellas mismas. De manera similar a los otros derivados. Son compuestos en los que el -OH de un grupo carboxilo ha sido reemplazado por -OR'.

NOMENCLATURA. Tanto en el sistema de la UIQPA como en el sistema común, se enuncia primero el nombre del anión del ácido y a continuación el nombre del grupo alquilo del alcohol. El nombre de la parte ácida del éster se obtiene substituyendo la terminación ico por la terminación ato; las dos palabras se unen mediante la preposición de. La posición de los substituyentes en la parte ácida se designa en la misma forma que en los ácidos, considerando el carbono del carbonilo como el número uno. Los números de los substituyentes en la parte alcohólica son independientes de la numeración en la parte ácida; el átomo de carbono directamente unido al oxígeno alquílico lleva el número uno. CH3 O OH O CH3 - CH - C - O - CH2 - Cl CH3 - CH - CH2 -C - O CH3 321124321 2- Metilpropanoato de 2-cloroetilo 3-Hidrixibutanoato de metilo (Isobutirato de - cloroetilo) ( - Hidroxibutirato de metilo)

ESTRUCTURA. La fórmula general de los ésteres tiene el mismo rasgo estructural común: el doble enlace carbono-oxígeno, ya que el ácido carboxílico es el compuesto original. O (Ar-) R -C - OR' o (Ar) RCOOR' o (Ar) ROCOR' Fórmula estructural Fórmula condensada

PREPARACION. Los ésteres pueden prepararse mediante varios métodos uno de los cuales es l a reacción entre un cloruro de acilo y un alcohol o fenol. El método más importante para preparar un éster es la reacción catalizada por ácido entre un ácido y un alcohol, el cual recibe el nombre de estereficación de Fischer. O H+ calor O (Ar-) R - C -OH + R'OH -----------> (Ar-) R - C - OR' + H2O <------------Acido Alcohol Ester



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Este método es particularmente versátil debido a que la mayoría de los alcoholes pueden conseguirse en el marcado y son poco costosos. En términos experimentales, la reacción se lleva a cabo usando un gran exceso de alcohol con una pequeña cantidad de ácido sulfúrico como catalizador. El alcohol a menudo sirve como disolvente para la reacción .

HIDROXIACIDOS INTRODUCCION. El estudio de compuestos que tienen más de un grupo funcional afecta el comportamiento de otro. Estas interacciones de los distintos grupos funcionales se explican mediante los distintos grupos funcionales, mediante los conceptos de resonancia, efectos inductivos, efectos estéricos o una combinación de éstos. El estudio de los ácidos con substituyentes oxhidrilo, halógeno o carbonilo, tiene interés, debido a que puede ocurrir interacciones de tipo químico entre dichos grupos funcionales; además estos compuestos tienen utilidad en procesos de síntesis.

NOMENCLATURA. Debido a que en la nomenclatura el grupo carboxilo tiene preferencia sobre el grupo oxhidrilo, la presencia de la función alcohol en un hidroxiácido o hidroxíester se indica mediante el prefijo hidroxi, olvidando el sufijo ol. En el sistema de la UIQPA la posición del grupo oxhidrilo se indica mediante números; en el sistema común, mediante letras griegas. CH3 CH OO CH3 - CH3 CH2 CH COOH OH OH 2 - Hidroxipropionato de metilo Acido 2 - Hidroxi- 4 - fenilbutanoico - Hidroxipropianato de metilo Acido - hidroxi - - fenilbutírico.

PREPARACION. Los hidroxiácidos se encuentran frecuentemente como productos naturales. Existen algunos métodos de preparación como: 1.- Condensación aldólica seguida de oxidación selectiva (para obtener - hiroxiacidos). H R OH OH- [ O ] 2RCH2 -C- O ------> R - CH2 - CH - CH - CHO --- --> R CH2 CH CH COOH reactivo OH de Tollens OH



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La condensación aldólica origina un - Hidroxialdehido. Si el aldehido original tiene dos átomos de hidrógeno podrá ser fácilmente sustraido por l a base y podrá ocurrir una segunda condensación aldólica. Sin embargo, existe una reacción que puede competir con ésta última, la eliminación del protón en , seguida de la perdida del grupo oxhidrilo en formándose un aldehido insaturado. Se puede pensar que el par de electrones que retenía el átomo de hidrogeno , se desplaza, formando un enlace con el átomo de carbono y forzando la salida del grupo oxhidrilo. Si se elimina agua se obtendrá un aldehido , no saturado, en el que existe un doble enlace conjugado con el grupo carbonilo, encontrándose estabilizados por resonancia. Por lo tanto los aldoles perderán agua en forma espontanea, produciendo un aldehido insaturado como producto de la reacción, en vez del aldol esperado. 2.- Mediante la síntesis de cianohidrinas, seguida de hidrólisis para - hidroxiácidos. O OH R' NaCN H2O R - C - R' + HCN --------> R - C - R' -------> R - C - COOH + NH4+ H+ CN OH El cianuro de hidrógeno adiciona a la mayoría de los aldehidos y a muchas cetonas, produciendo cianhidrinas. En una técnica de síntesis común se trata el compuesto carbonilico con cianuro de sodio o potasio. Algunas veces, para evitar el manejo del cianuro de hidrógeno líquido (excesivamente tóxico) se emplea cianuro de sodio y un ácido para producir el HCN.

AMINOÁCIDOS INTRODUCCION. En particular, se presenta la química de los - aminoácidos, aquéllos en los cuales el grupo amino (-NH2) y el grupo carboxilo (-COOH) se enlazan al mismo átomo de carbono.

ESTRUCTURA. El término aminoácido, en su sentido más general se refiere a cualquier molécula que contenga tanto un grupo amino (-NH2) como un grupo carboxilo (-COOH). Sin embargo, por convención el término generalmente denota un miembro de la familia de los - aminoácidos, moléculas en las que el grupo amino se encuentra en el átomo de carbono al carbono del carboxilo. La estructura general de la mayoría de los aminoácidos es: HO



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R - C - C - OH NH2

NOMENCLATURA. Los aminoácidos que se obtienen en la hidrólisis de proteínas son - aminoácidos. Estos compuestos pueden nombrarse de acuerdo con las reglas de la UIPAC, pero más frecuentemente se emplean los nombres comunes. Aun cuando estos aminoácidos existen como iones dipolares, RCH(NH3+)COO- , por razones históricas se nombran en el sistema de la UIPAC como si tuvieran la fórmula RCH(NH2)COOH.

Una valoración ácido-base (también llamada volumetría ácido-base , titulación ácido-base o valoración de neutralización ) es una técnica o método 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 [1] una base o ácido de concentración conocida . Es 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. El nombre volumetría hace referencia a la medida del volumen de las disoluciones empleadas, que nos permite calcular la concentración buscada. Aparte del cálculo de concentraciones, una valoración ácido-base permite conocer el grado de pureza de ciertas sustancias.

Valoración de disolución de ácido clorhídrico, empleando hidróxido de sodio como sustancia valorante, y un pH-metro para detectar el punto final.



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Contenido [ocultar]     

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1 Método y material empleado 2 Clases de valoración ácido-base 3 Curvas de valoración 4 Punto de equivalencia: valor del pH 5 Determinación del punto de equivalencia 5.1 Medida del punto de equivalencia con el pH-metro o 6 Valoración de ácidos débiles 7 Cálculos 8 Indicadores ácido-base 9 Elección del indicador 10 Estandarización de disoluciones para valoración 11 Ejemplo de acidimetría: Determinación de la acidez de un aceite de oliva. 12 Aplicaciones de las valoraciones ácido-base 13 Referencias 14 Véase también 15 Enlaces externos

[editar] Método y material empleado El material básico empleado para una valoración ácido-base es:  

 

 



Bureta Mesa o soporte de fondo blanco - se emplea para apreciar el cambio de color de la disolución. Pipeta Indicador de pH o Indicador ácido-base (se emplean muchos diferentes, según la reacción)) Matraz Erlenmeyer (matraz cónico) Disolución estándar (una disolución de concentración conocida, como la de Na2CO3 en agua) Disolución o muestra cuya concentración queremos conocer..

En una valoración ácido-base a veces es necesario el uso de un indicador ácido-base que [2] sufra un cambio de color y/o de un pH-metro para conocer el punto final. En otros casos las propias sustancias que intervienen experimentan un cambio de color que permite saber cuando se ha alcanzado ese punto de equivalencia entre el número de equivalentes de ácido y de base. En otras valoraciones o volumetrías, (redox, complexometría, de precipitación) se registra la concentración de una sustancia en función del volumen de sustancia valorante añadida, para determinar el punto final. En una valoración ácido-base se prefiere medir el pH como una medida de cómo + transcurre la transferencia de hidrones, H , entre el ácido y la base. Para ello se emplean electrodos específicos conectados a un potenciómetro. Cerca del punto de equivalencia o punto final de la valoración se observa un cambio muy brusco de dicho potencial.



52 [editar] Clases de valoración ácido-base Se pueden clasificar en dos grandes grupos: 



Alcalimetrías: Determinación de la concentración de una base empleando un ácido fuerte de concentración conocida como sustancia valorante. Se emplea casi siempre ácido clorhídrico, HCl; a veces ácido sulfúrico, H2SO4; y casi nunca los ácidos nítrico (HNO3) y perclórico, (HClO4). Acidimetrías. Determinación de la concentración de un ácido empleando una base fuerte de concentración conocida como sustancia valorante, como el NaOH.

Curvas de valoración ácido-base, para el ácido clorhídrico y el ácido acético, obtenidas midiendo el pH de dichas disoluciones , tras añadirle volúmenes crecientes de base fuerte. Se muestra el punto de equivalencia en ambos casos y la zona de viraje de la fenolftaleína, que serviría como indicador.

[editar] Curvas de valoración Si representamos el pH medido por un electrodo en función del volumen añadido de sustancia valorante se obtienen curvas de valoración o curvas de titulación , similares a la de la figura. Se observa el rápido cambio del pH para un volumen determinado. El punto de inflexión de esta curva se llama punto de equivalencia y su volumen nos indica [3] el volumen de sustancia valorante consumido para reaccionar con el analito . En ausencia de sistema medidor del pH, se pueden usar indicadores ácido-base, sustancias que mediante un cambio de color nos indican que se ha llegado al punto de equivalencia.

[editar] Punto de equivalencia: valor del pH Antes de iniciar la valoración se debe elegir un indicador de pH adecuado según el punto de equivalencia previsto de la reacción. El punto de equivalencia se corresponde con el valor teórico de la valoración, pero en la práctica no es posible saberlo con exactitud. En dicho punto habrán reaccionado cantidades estequiométricas de ambos reactivos, y el pH de dicho punto depende de la fuerza relativa del ácido y la base empleados. Para conocer dicho valor se pueden emplear las siguientes reglas:



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

 

Un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una disolución neutra (pH = 7). Un ácido fuerte reacciona con una base débil para formar una disolución ácida (pH <7). Un ácido débil reacciona con una base fuerte para formar una disolución básica (pH> 7).

Acidimetría obteniendo añadiendo una disolución valorante de NaOH desde una bureta. Cuando un ácido débil reacciona con una base débil, la disolución en el punto de equivalencia será básica, si la base es más fuerte que el ácido, y será ácida, si el ácido es más fuerte que la base. Si ambos son de igual fuerza, entonces el pH de equivalencia será neutro. Sin embargo, los ácidos débiles no se valoran normalmente frente a bases débiles, porque el cambio de color mostrado por el indicador suele ser rápido, y por lo tanto muy difícil de ver con claridad por el observador. El punto final es el punto en que se detiene la valoración, por ejemplo, tras el viraje de color del indicador. Este cambio producido en la disolución permite establecer [4] experimentalmente el punto final de la valoración. El punto final debe coincidir lo más exactamente posible con el punto de equivalencia. La diferencia entre ambos puntos constituye el error de valoración, que es propio del método (indicador empleado, uso de reactivos impuros, etc), y no debemos confundirlo con los errores accidentales debidos a manipulaciones o medidas de volumen defectuosas.

[editar] Determinación del punto de equivalencia Son muy numerosos los métodos para detectar el punto de equivalencia. Aparte de los métodos más frecuentes (uso de indicadores y medida directa del pH con [5] potenciómetro) se pueden usar otros métodos:



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0- Representación del potencial del electrodo medidor de pH, frente a un electrodo de referencia, en función del volumen de ácido añadido. 1- Primera derivada. 2-Segunda derivada. 











Valoración potenciométrica: Es una medida basada en la diferencia de potencial entre un electrodo adecuado frente a un electrodo de referencia (electrodo de calomelanos de potencial fijo) en función del volumen de sustancia valorante. No confundir con la medida directa de potencial que efectúa el pH-metro. Proporcionan resultados más fiables que las valoraciones con indicadores químicos o ácido-base. Se emplean dos electrodos, en lugar de uno sólo. En el punto final hay una rápida modificación del potencial. Representando la derivada en función del volumen, se o bserva un pico que corresponde al punto final. También se observa en la segunda derivada. Estas medidas de potencial también permiten calcular la constante de disociación del ácido o la base que se está valorando.[6] Valoración fotométrica. Se emplean espectrómetros o fotómetros de filtro. Se trata de comprobar cómo varía la absorbancia de la muestra en función del volumen de disolución valorante añadido. Aunque los ácidos y bases noabsorben, basta añadir un indicador ácido-base para controlar el avance de la neutralización. Valoración conductimétrica. Se mide la conductividad de la disolución en función del volumen añadido. Sirve para valorar ácidos o bases muy débiles, o disoluciones muy diluidas. No puede aplicarse a muchos procesos.[7] Valoración amperométrica. Se aplican más a valoraciones redox que a valoraciones ácido-base. Valoración termométrica o calorimetría. Se trata de detectar los aumentos de temperatura durante la valoración. Valoración culombimétrica: Consta de un electrodo donde se obtiene un reactivo y otro contraelectrodo con la muestra. Se le hace pasar una corriente constante (amperioestato) durante un tiempo. Dicha corriente, por ejemplo, libera una cantidad de iones OH- (en un electrodo de Hg) proporcional a la carga que lo atraviesa. Según las leyes de Faraday, conociendo la intensidad de corriente que circula por la célula y el tiempo, se puede calcular los moles de OH- formados y, a partir de ahí, los moles de ácido en la muestra. Este método no presenta las interferencias del ion carbonato en la valoración de ácidos y no requiere preparar o estandarizar disoluciones.[6]



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Modelo de pH-metro, con electrodo de vidrio, que puede usarse en valoraciones ácido-base.

[EDITAR] MEDIDA DEL PUNTO DE EQUIVALENCIA CON EL PHMETRO Artículo principal: pH-metro

Un pH-metro es un instrumento que mide el pH de una disolución, y sirve para detectar el punto final de una valoración ácido-base. Consta de un electrodo de plata-cloruro de plata, de potencial constante, en una disolución 0,1 M de HCl dentro de una membrana + de vidrio que mide la actividad de los iones H capaces de atravesarla, y de una unidad lectora que hace una medida directa del potencial eléctrico del electrodo y señala en una [8] pantalla el valor del pH.

Ecuación de Henderson-Hasselbach que indica el pH en función de las concentraciones de las formas ácida (HA) y básica (A ) de una sustancia.

[editar] Valoración de ácidos débiles Cuando se titula o valora un ácido débil con una base fuerte, el pH antes del punto de equivalencia se puede calcular mediante la siguiente fórmula, llamada Ecuación de [9] Henderson-Hasselbach:

donde:  



pKa es la constante de acidez del ácido débil. [OH-]añadido es la concentración de base fuerte añadida a la disolución final (no a la disolución estándar original) [HA]total es la suma de las concentraciones de ácido, HA, y de su base conjugada, A -, en la disolución final.



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Así, si añadimos una base fuerte de forma que su concentración sea la mitad de la cantidad de ácido débil presente en la solución, es decir ([OH ]añadido = 0,5 · [HA]total, el pH es igual al pK a. La fórmula más general fuerte es la siguiente



  

[10]

que describe la valoración de un ácido débil con una base

ϕ = fracción de la finalización de la valoración (φ <1 es antes del punto de equivalencia, φ = 1 en el punto de equivalencia, y φ> 1 después del punto de

equivalencia) C a,C b = las concentraciones del ácido y la base, respectivamente, V a,V b = los volúmenes del ácido y la base, respectivamente, = La fracción del ácido débil que se ioniza (grado de disociación)

[editar] Cálculos Se debe cumplir en cualquier valoración ácido-base la siguiente expresión:

o bien

Esto se puede escribir también como:

donde:



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Ejemplo: Queremos valorar 25 ml de disolución de NaOH (concentración desconocida), empleando disolución de H 2SO4 0,35 mol/L, según la ecuación:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O El volumen de esta última disolución en el punto de equivalencia (ver gráfico) ha sido de 20 mL. Luego: +

+

-

Vaci · Maci · nº H cedidos = V bas · Mbas · nº H ganados ( o de OH cedidos) 20 mL · 0,35 mol/L · 2 = 25 mL · M red · 1 ;

Mred=0,56 mol/L

[editar] Indicadores ácido-base Indicador[11]

Zona de viraje

Color 1

Color 2

Azul de timol (1º)

1,2-2,8

Rojo

Amarillo

Rojo congo

3,0-5,2

Azul-violeta Rojo

Naranja de metilo

3,1-4,4

Rojo

Amarillo-anaranjado

Azul de bromocresol 3,8-5,4

Amarillo

Azul

Rojo de metilo

4,2-6,2

Rojo

Amarillo

Tornasol

5,0-8,0

Rojo

Azul

Azul de bromotimol 6,0-7,6

Amarillo

Azul

Rojo neutro

6,8-8,4

Rojo

Amarillo

Azul de timol (2º)

8,0-9,6

Amarillo

Azul

Fenolftaleína

8,2-10,0

Incoloro

Magenta

Carmín índigo

11,6-14,0

Azul

Amarillo

Un indicador es un pigmento que sufre un cambio de color cuando se modifica el pH. Se deben elegir de modo que coincida dicho cambio o viraje al mismo tiempo que se llega al punto de equivalencia de la valoración ácido-base por lo que sirven para indicar dicho punto. Suelen ser ácidos o bases orgánicos débiles y l a zona de viraje de cada indicador se sitúa aproximadamente entre una unidad de pH por debajo y una unidad por encima del valor de su pK a. Zona de viraje= (pK a-1, pKa+1)



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Una clasificación de los indicadores los subdivide en: 







Autoindicadores. La propia sustancia valorante o el analito actúan de indicador, pues cambian de color a lo largo de la reacción. Un ejemplo típico es el permanganato de potasio. Indicadores coloreados. Son los más usados; suelen añadirse al sistema a valorar, introduciendo directamente unas gotas en la disolución del analito, pero otras veces se extraen pequeñas fracciones de ésta y se ensaya externamente con el indicador. Sus coloraciones deben ser intensas para percibir claramente el cambio de color. Indicadores fluorescentes. Funcionan de modo parecido a los indicadores coloreados, aunque son menos numerosos. El final de la valoración se pone de manifiesto por la aparición, desaparición o cambio de la fluorescencia de la disolución problema sometido a la luz ultravioleta. Indicadores de adsorción. Son sustancias que cambian de color al ser adsorbidas o desorbidas por los coloides que se forman en el seno de la disolución problema como resultado de la reacción entre el analito y la sustancia valorante.

Frente a los indicadores fisicoquímicos, que registran cambios en algunas propiedades (pH...), los indicadores químicos son sustancias que exhiben estos cambios de color. 

Los indicadores ácidos presentan equilibrios del tipo:[12]

Al grupo de los indicadores ácidos pertenecen el azul de timol (sufre un primer viraje a un pH aproximado de 2, y un segundo cambio, próximo a 9), verde de bromocresol, púrpura de bromocresol, azul de bromotimol, rojo de fenol, púrpura de cresol, fenolftaleína y timolftaleína. 

Los indicadores básicos presentan equilibrios del tipo:



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Rollo de papel indicador universal, con algunos trozos ya coloreados tras humedecerlos con unas gotas de diferentes disoluciones. Al grupo de los indicadores básicos pertenecen el amarillo de metilo, naranja de metilo, rojo de metilo y amarillo de alizarina GG. Uno de los indicadores más empleados es el papel indicador, un papel absorbente impregnado en una mezcla de indicadores y que muestra un color diferente para cada [13] unidad de pH.

Tabla de indicadores ácido-base, mostrando su color para cada valor de pH.

[editar] Elección del indicador Se debe elegir un indicador adecuado, preferiblemente uno que experimente un cambio de color (punto final) cerca del punto de equivalencia de la reacción . El punto en el que el indicador cambia de color se llama punto final.

En primer lugar, la bureta debe lavarse con la disolución estándar, la pipeta con la solución desconocida, y el erlenmeyer con agua destilada. En segundo lugar, un volumen conocido de la solución de concentración desconocida se debe tomar con la pipeta y se coloca en el matraz Erlenmeyer o en un vaso de precipitados, junto con unas gotas del indicador elegido (o el electrodo del pH-metro). La bureta debe llenarse siempre hasta la parte superior de su escala con la solución conocida, para facilitar la lectura. Se vierte sobre el matraz la disolución conocida, abriendo la llave de la bureta. En esta etapa queremos hacer una estimación aproximada de la cantidad de esta solución que necesitaremos para neutralizar la solución desconocida. Se debe dejar salir la disolución de la bureta hasta que el indicador cambia de color y, entonces, anotamos el valor que marca la bureta para saber el volumen gastado. Esta primera valoración es aproximada y debe ser desestimada para los cálculos.

Ácido Fuerte

Base Fuerte

Indicador

Zona de viraje

Azul de bromotimol



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Fuerte

Débil

Naranja de metilo

Débil

Fuerte

Fenolftaleína

Débil

Débil

No se valora

Débil (pH> 5,5)

Muy Fuerte (pH> 13,5) Amarillo de alizarina

Muy fuerte (pH <0,5) Débil (pH <8,5)

Azul de timol

Se deben realizar tres valoraciones más, ahora más lentamente y con mayor precisión, sobre todo cuando se esté cerca del punto final previsto. Las tres lecturas de la bureta en el punto final deben ser registradas, y se promedian para dar el resultado final. El punto final se alcanza justo cuando el indicador cambia de color de forma permanente. Obsérvese en la tabla de la derecha el indicador que podemos elegir en función de la fuerza relativa del ácido y la base. Por ejemplo, para valorar ácido acético (un ácido débil) con hidróxido de sodio (una base fuerte), debemos usar fenolftaleína como indicador o introducir un electrodo conectado a un pH-metro, que registre un cambio brusco del pH, que indica el punto final.

[editar] Estandarización de disoluciones para valoración Las disoluciones de las sustancias valorantes deben ser estandarizadas antes de su empleo como sustancias valorantes, es decir, su concentración debe ser medida experimentalmente frente a una sustancia que actúa como patrón primario, y no sólo [14] calculada a partir de la masa empleada para la disolución.



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Bureta para añadir la disolución valorante, gota a gota. Esto es necesario porque dichas sustancias no son completamente puras, pueden sufrir alteraciones en el proceso de disolución, o posteriormente durante con el tiempo transcurrido. En las valoraciones ácido-base se emplean ácidos fuertes (como HCl) y bases fuertes (como NaOH) como sustancias valorantes, pero no son patrones primarios y sus disoluciones deben ser estandarizadas. 

Estandarización de una disolución de NaOH.

El hidróxido sódico sólido comercial no es de gran pureza y puede tener restos de carbonato de sodio. Se disuelve un peso conocido en agua destilada y se le añade agua hasta alcanzar un volumen conocido en un matraz aforado. Por ejemplo, una masa de 4 gramos de NaOH disueltos en agua hasta un volumen total de 1 litro, forman una disolución de concentración aproximada 0,1 M (molar). Al no ser un patrón primario, es necesario estandarizarla para conocer exactamente su concentración. Puede realizarse valorándola con ftalato ácido de potasio, que sí es un patrón primario, usando fenolftaleína como indicador. 

Estandarización de una disolución de HCl.

El ácido clorhídrico comercial no es patrón primario. Una disolución preparada mezclando 8,3 mL de HCL comercial (37% de pureza y densidad 1,18 g/mL), con


Preparacion y Valoracion de Hcl 0

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