Informe 3 Titulacion Acido BASE UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA PDF

Preview

Summary

“Año del Bicentenario del Perú: 200 años de Independencia”UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIALA MOLINAFACULTAD DE CIENCIASDEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICACURSO: Laboratorio de Química GeneralINFORME N°Título: Titulación ácido-baseIntegrantes:Horario de práctica: Jueves, 8:00-10:00 amGrupo de la práctica: ...

Description

“Año

del Bicentenario del Perú: 200 años de Independencia”

UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA

FACULTAD DE CIENCIAS DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA CURSO: Laboratorio de Química

General

INFORME N°3 Título: Titulación ácido-base Integrantes:

Horario de práctica: Jueves, 8:00-10:00 am Grupo de la práctica: Grupo 1

Profesora de Práctica Fecha de realización de la práctica: 05/08/2021

Fecha de entrega: 12/08/2021

I.

INTRODUCCIÓN

Durante mucho tiempo, el lenguaje ha tenido en química un significado cualitativo que no correspondía a las exigencias de rigurosidad y de precisión que el conocimiento científico requiere actualmente. Los ácidos y las bases, por ejemplo, eran clasificados en dos categorías: fuertes y débiles. Más tarde, dado el insuficiente poder designativo de estos dos adjetivos, se introdujeron otros como “fuertísimo”, “semifuerte”, “semidébil”, “debilisimo”, etc. Se trataba de un criterio de clasificación completamente inadecuado. En efecto, muy probablemente todos los adjetivos del diccionario no habrían bastado para distinguir entre sí todos los ácidos y todas las bases. El gran desarrollo de la química física ha permitido más tarde “medir” la intensidad de los comportamientos enriqueciendo sensiblemente el lenguaje químico y dándole una exacta connotación científica. Pauling (1956 y 1976) por ejemplo, ha calculado varias veces la fuerza de los ácidos en solución acuosa utilizando datos termodinámicos. La clasificación de los ácidos y de las bases se realiza actualmente sobre la base de los valores numéricos de las constantes de equilibrio. Las titulaciones corresponden a un grupo de técnicas que son empleadas para la determinación cuantitativa de múltiples mensurandos, es decir, una magnitud particular sujeta a medición. En la actualidad se reconoce que los avances y aplicaciones de estas técnicas han contribuido enormemente al desarrollo de la industria química y por lo tanto al desarrollo de la química misma. En 1729 se publicó el primer artículo en el que se empleó la titulación para la cuantificación de ácido acético en vinagre. Desde entonces, la titulación ha evolucionado y, en la actualidad, se emplea para la determinación de constantes de equilibrio, evaluación de procesos de adsorción, cuantificación de medicamentos, especiación, determinaciones de proteína, evaluación de acidez, entre otros.

II.

OBJETIVOS

Objetivos Generales ● Familiarizarnos con el método de titulación ácido-base, y los instrumentos utilizados en el video de la determinación de la acidez del vinagre. Objetivos Específicos ● Determinar la concentración de acidez total de una muestra de vinagre comercial titulando con solución NaOH. ● Aplicar las leyes de estequiometría, como la ley de conservación de la masa, ley de proporciones definidas, proporciones múltiples y proporciones recíprocas. ● Determinar y analizar el error relativo relativo del porcentaje del vinagre comercial. ● Aprender a usar el simulador de titulación ácido-base del blog Laboratorio virtual y el simulador de medición de pH de PHET Interactive Simulations de la Universidad de Colorado Boulder. III.

MARCO TEÓRICO

1. Vinagre: Es una solución diluida de ácido acético que se obtiene por la fermentación, contiene varios ácidos orgánicos y sales, y se usa ampliamente en condimentos y aderezos. Un índice de la calidad de un vinagre se le denomina acidez total que es la cantidad de ácidos que contiene el vinagre. 2. Ácido acético (CH3COOH): De acuerdo a la unión internacional de química pura y aplicada (IUPAC), se denomina ácido etanoico. Un 75% del ácido es producido por la carbonilación del metanol. El ácido acético, al ser un producto químico de base, tiene

multitud de utilidades, la gran mayoría de ellas de corte industrial (Castro et al., 2007); tenemos: ● Elemento clave de la síntesis de PTA (acido tereftalico) ● Utilizado en el industria textil ● Fabricación de vinagre sintético ● Utilizado en la coagulación de látex sintéticos ● Fabricación de pigmentos y colorantes 3. Hidróxido de sodio: Es una de las bases más utilizadas en el laboratorio. Sin embargo, es difícil de obtenerlo en su estado sólido porque tiende a absorber agua y aire. 4. Estequiometría: También llamada relación estequiométrica o factor estequiométrico se encarga del balance de las reacción química sin otorgar una relación molar. 5. Titulación: Es una técnica muy empleada porque permite determinar la concentración de una disolución ácida o básica desconocida mediante un proceso llamado neutralización. Una solución de concentración conocida (titulante) se agrega de forma gradual con una bureta a otra solución de concentración desconocida (analito) hasta llegar a su punto de equivalencia, que es el punto donde no queda ácido ni base libre en la muestra y puede determinarse mediante un indicador, que generalmente es fenolftaleína. Esto ayuda a que uno calcule la concentración o cantidad de reactivo(desconocida) en la otra solución utilizando la proporción de reacción. (whittenet al., 1992) 6. Estandarización: La estandarización de soluciones es el proceso mediante el cual se determina con exactitud la concentración de una solución ( Whitten et al., 1992) . Estandarización se refiere al proceso en el cual se mide la cantidad de volumen requerido para alcanzar el punto de equivalencia. El patrón primario también llamado

estándar primario es una sustancia utilizada en química como referencia al momento de hacer una valoración. Cumplen con las siguientes características: ● Tienen una composición conocida ● Deben ser estables a temperatura ambiente ● Debe ser posible su secado en estufa ● No debe absorber gases 7. Neutralización: Se llama neutralización a la reacción que se produce entre disoluciones ácidas y básicas. Todas las reacciones dan como producto una sal y agua. En el momento de la neutralización se cumple que el número de equivalentes de ácido que han reaccionado (N*V) es igual al número de equivalentes de la base (N*V). 8. Unidades de concentración ● Normalidad: Son los números de equivalentes de soluto contenidos en 1 lt de disolución ● Molaridad: Numero de moles de soluto contenidas en 1lt de disolución ● Ph: Es una medida de acidez o alcalinidad de una solución indicando la concentración de iones hidrogeno presentes en determinadas soluciones que cambia de color dependiendo si la solución es acida o básica. Generalmente se emplea un papel tornasol o papel litmus. Otros indicadores son la fenolftaleína y el naranja de metilo 9. Leyes estequiometricas ● Ley de conservación de la masa (Lavoisier, 1787). La suma de las masas de los productos reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de reacción.(Galagovsky, L., & Giudice, J., 2015)

● Ley de las proporciones definidas (Proust, 1799) Cuando dos o más elementos (o sustancias), se unen para formar una sustancia determinada, lo hacen siempre en proporciones fijas y determinadas. ● Ley de las proporciones múltiples (Dalton, 1803). Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, para formar varios compuestos, están en la relación de los números enteros y sencillos. ● Ley de las proporciones recíprocas (Richter, 1792). Las masas de elementos diferentes, que se combinan con una misma masa de otro elemento, son las mismas con las que se combinarán entre sí, si la reacción es posible, o son sus múltiplos o sus submúltiplos. Para entender el concepto de estas leyes Chang y Goldsby en su libro Química(2013) nos hablan de análisis gravimétrico: Es una técnica analítica que se basa en la medición de la masa. Un tipo de experimento implica la formación,separación y determinación de la masa de un precipitado (Chang Raymond, Kenneth A. Goldsby, 2013): -Una muestra de una sustancia de composición desconocida se disuelve en agua y se convierte en un precipitado al hacerla reaccionar con otra sustancia. - El precipitado se filtra, se seca y se pesa. - Si se conoce la masa y la fórmula química del precipitado formado, es posible calcular la masa de un componente químico determinado en la muestra original. - Por último, a partir de la masa del componente y de la masa de la muestra original, determinamos la composición porcentual en masa del componente en el compuesto original. IV.

METODOLOGÍA

4.1. Materiales Determinación de la acidez del vinagre Video de clase Titulación ácido-base: determinación de la acidez del vinagre. Materiales, equipos y reactivos observados en el video. a. Materiales / equipos ● Matraz erlenmeyer de 250 mL ● Embudo ● Bureta de 25 mL y soporte universal ● Vaso de precipitado de 50 mL ● Probeta de 100 mL ● Balanza analítica b. Reactivos ● Ftalato ácido de potasio o Hidrógeno ftalato de potasio ● Fenolftaleína ● Vinagre comercial 5% p/v ● Soda Caústica ( NaOH - Hidróxido de sodio ) ●

Agua destilada

Simulación de Titulación ácido- base Simulador de Titulación ácido-base del blog Laboratorio virtual ● https://labovirtual.blogspot.com/2016/03/valoracion-acido-base_5.html Simulación de medición de pH Simulador de medición de pH de PHET Interactive Simulations de la Universidad de Colorado Boulder. ● https://phet.colorado.edu/sims/html/ph-scale/latest/ph-scale_en.html 4.2. Procedimiento

4.2.1. Determinación de la acidez del vinagre Antes de determinar la acidez del vinagre se debe estandarizar el hidróxido de sodio porque este absorbe agua del aire (humedad) y sus disoluciones reaccionan con el dióxido de carbono. ● Estandarización previa de la disolución de la Soda Cáustica Se pesaron 0,3172 g ftalato de potasio de potasio en una balanza analitica y se verterá en un matraz, luego agregamos aproximadamente 50 mL de agua destilada al matraz , posteriormente se agitó hasta diluir, luego se agregaron 3 gotas( rango de 1 a 3 gotas) fenolftaleína al matraz, luego se agitó, consiguiente se enrasa la bureta con solución de hidróxido de sodio usando la llave de la bureta, luego se colocó debajo de esta la solución de ftalato (con fenolftaleína) y posteriormente se procedió a titular la disolución de hidróxido de sodio(gota a gota) con la mezcla, agitando el matraz hasta cambiar el color de la mezcla a color rosado lo cual nos indica que la solución llegó al punto de equivalencia y logrando estandarizar el hidróxido de sodio, en el proceso de titulación se usó 14.3 mL de hidróxido de sodio. ●

Determinación del porcentaje de ácido acético en el vinagre comercial

Se extrajo con una pipeta volumetrica 10 mL de la mezcla de vinagre comercial para diluir con 90 mL de agua destilada en una fiola para evitar la pérdida de ácido acético por volatilización, luego se tomó 10 mL esta dilución y se vierte en un matraz, agregando 3 gotas de fenolftaleína(rango de 1 a 3 gotas), luego se procedio a enrasar la bureta con soda que previamente se estandarizó, luego se coloco debajo de la bureta el matraz con solución de 10 mL de vinagre(con fenolftaleína), luego se procedio a titular la soda gota a gota con la solución de vinagre hasta obtener el cambio de color rosado lo cual fue un indicador del termino de la titulacion. En la titulación se usó 8 ml de soda para la titulación del vinagre.

Procedimiento para titular un ácido con una disolución estandarizada de hidróxido de sodio. a) Se agrega una cantidad conocida de ácido en un matraz. b) Se agrega un indicador de ácido-base, y se añade NaOH estandarizado en la bureta. c) El punto de equivalencia se detecta por el cambio de color del indicador. (Fuente: Brown et át., 2004) 4.2.2. Simulación de Titulación ácido- base Calcularemos la concentración molar del ácido nítrico (solución ácido). Para ello seleccionaremos 20 mL de HNO3 contenido en una pipeta, depositandolo en un matraz. Luego se utilizará una gota de fenolftaleína como indicador contenida en un gotero. Por último abriremos la llave de la bureta para verter una solución de NaOH 0,2 M y dejar salir el líquido hasta que la disolución del matraz cambie de color. 4.2.3. Simulación de medición de pH Para esta simulación tendremos 3 casos. Caso 1: Muestra de leche 0.7 L 1. Hacemos clic en la parte superior seleccionando la muestra que en este caso sería leche.

2. Al presionarlo automáticamente caerá el líquido y ocupará un volumen de 0.5 L, en este caso como nos piden un volumen de 0.7 L tendremos que mantener presionado el botón rojo del gotero hasta alcanzar el volumen. 3. Para medir el PH arrastramos con el mouse el medidor y lo colocamos en la muestra. 4. En el cuadro del lado izquierdo nos indicaría que la leche tiene un PH ligeramente ácido de 6.5 Caso 2: Muestra de leche 0.7 l + agua 0.3 L 1. Hacemos clic en la parte superior seleccionando la muestra que en este caso sería leche 2. Al presionarlo automáticamente caerá el líquido y ocupará un volumen de 0.5 L, en este caso como nos piden un volumen de 0.7 L tendremos que mantener presionado el botón rojo del gotero hasta alcanzar el volumen. 3. Para adicionar 0.3 L de agua tendremos que abrir la llave de agua, arrastrando hacia la izquierda con el mouse el botón azul. 4. Para medir el PH arrastramos con el mouse el medidor y lo colocamos en la muestra. 5. En el cuadro del lado izquierdo nos indicaría que la leche más agua tiene un PH ligeramente ácido de 6.6. Caso 3: A partir de la disolución anterior, eliminar 0.5L 1. Nuestra muestra contiene 0.7 L de leche y 0.3 L de agua ocupando en total 1L de solución 2. Para disminuir el volumen se tendrá que abrir la llave de salida de líquido, arrastrando hacia la izquierda con el mouse el botón azul de la parte inferior. 3. Manteniéndolo presionado hasta que solo quede un volumen de 0.5 L

4. Para medir el PH arrastramos con el mouse el medidor y lo colocamos en la muestra. 5. En el cuadro del lado izquierdo nos indicaría que la leche más agua tiene un PH ligeramente ácido de 6.6. 6. El ph no varía por que la concentración sigue siendo la misma. V.

RESULTADOS Y DISCUSIONES 5.1. Resultados 5.1.1. Determinación de la acidez del vinagre ●

Estandarización previa de la disolución de la Soda Cáustica

La sal ftalato ácido de potasio (FAP) con 3 gotas de fenolftaleína y la soda cáustica (NaOH) con instrumentos de laboratorio obtuvimos la estandarización de la Soda Caústica. TABLA 1: Estandarización previa de la disolución de NaOH (valorante). A

Masa molar del patrón primario ftalato ácido de potasio: C8H5KO4

204,22 g/mol

B

Peso de patrón primario ftalato ácido de potasio tomado, gramos, g

0,3172 g

C

Número de moles de ftalato ácido de potasio que corresponde: (B/A)

0,0015 mol

Factor estequiométrico de conversión de HKC8H4O4 a NaOH:

D

a HKC8H4O4 + b NaOH ➔ c NaC8H4KO4 + d H2O Observar reacción e indicar en qué relación están a y b Ejemplo: si están (1:1) o (1:2) o (2:1) o (2:2) etc. 1 HKC8H4O4 + 1 NaOH

E

➔ 1 NaC8H4KO4

(1:1)

+ 1 H2 O

Volumen de NaOH gastado (pasar de mL a litros, dividir entre 1000) 1000 mL …………………1 L

0,0143 L

Según reacción en D F

a moles NaOH = b moles KHP M NaOH x Vgast.NaOH = # moles KHP M NaOH = C/E

0,1048 mol

Molaridad estandarizada de NaOH mol/L

G

(resultado F con cuatro decimales)

0,1048 mol/L

● Determinación del porcentaje de ácido acético en el vinagre comercial Con la disolución de vinagre más agua, fenolftaleina e instrumentos químicos añadiendo previamente la soda concentrada se obtuvo la concentración (p/v) ácido acético en el vinagre comercial TABLA 2: Determinación de % de ácido acético en el vinagre comercial. H I J K

L M N

Ñ O P

Volumen de vinagre original tomado, mL Volumen final de la dilución, mL Volumen de alícuota de dilución tomada para titular, mL Volumen de vinagre original que hay en la alícuota tomada, mL -Se tomó 10 mL de vinagre original y se diluyó hasta 100 mL de solución, de esta solución diluida se tomó 10 mL (alícuota) 10 mL vinagre original ………………….100 mL solución Vinagre original en alícuota…………….. 10 mL solución (alícuota) Volumen de gasto de NaOH durante la titulación en mL (pasar este dato a litros). Molaridad inicialmente estandarizada de NaOH (cuatro decimales). moles de NaOH que corresponde: L x M moles NaOH= M NaOH x Vgast.NaOH Balancear ecuación y obtener: Moles de CH3COOH que corresponde por estequiometria: a CH3COOH + b NaOH ฀ c CH3COONa + d H2O 1 CH3COOH + 1 NaOH ฀ 1 CH3COONa + 1 H2O Masa molar del CH3COOH, dato. Gramos de CH3COOH en la alícuota tomada que corresponde:

10mL 100mL 10mL

1mL

0,008 L 0,1048 mol/L 0,008 mol

1 mol 60,0 g/mol 0,048 g

Q

a moles CH3COOH = b moles NaOH P/O = N Porcentaje de CH3COOH en el vinagre (p/v) encontrado por análisis (P/K) x100

●

4,8%(p/v)

Certificando el cumplimiento del requisito de concentración.

La titulación del vinagre nos dará veracidad al certificar el requisito de concentración

TABLA 3: Certificando el cumplimiento del requisito de concentración. Q R

Porcentaje de CH3COOH en el vinagre (p/v) encontrado por análisis (P/K) x100 Porcentaje de vinagre declarado en la etiqueta del producto y es requisito Rango de concentración aceptable si la incertidumbre o error aleatorio que se tolera es ± 2% respecto al 5%. (Si 5 es el 100%, ¿2 cuánto será?)

4,8%(p/v) 5,0%

40 %- 44%

5% ± 2% S

T

Porcentaje de error del encontrado por análisis con respecto al requisito: (Q-R) x 100/R; mantener el signo; % 𝑝𝑟á𝑐𝑡𝑖𝑐𝑜 − % 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑋100 %𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜

-4,0%

¿Cuál es su conclusión? ¿Cumple o no cumple la muestra, en cuanto al No cumple y se requisito de concentración de acidez del vinagre si se tolera una trata de un error incertidumbre del 1%? mantener el signo; si es negativo se dice “error por por defecto. defecto” y si es positivo se dice “error por exceso”.

5.1.2. Simulación de Titulación ácido- base Para hallar la concentración del ácido se igualaron los moles del analito (HNO3) con las moles del titulante (NaOH) y al gastar un volumen de 20 mL de hidróxido de sodio se obtuvo una concentración molar de 0,2 M de ácido nítrico (HNO3).

TABLA 4: Resultados Simulación titulación ácido base. Nombre del ácido Volumen de ácido agregado (L) Indicador Concentración de la base NaOH (mol/L) Volumen de NaOH gastado en la titulación (L) Concentración de ácido calculada (mol/L) 5.1.3. Simulación de medición de pH

Ácido Nítrico (HNO3) 20mL fenolftaleína (C₂ ₀ H₁ ₄ O₄ ) 0,2 M 20 mL 0,2 M

Se ubico los resultados de los tres casos en la siguiente tabla: TABLA 5: Resultados Simulación medición de pH. Tipo de muestra:

LECHE

Caso

Volumen (L)

pH

Caso 1

0.7

6.5

Caso 2

1

6.60

Caso 3

0.5

6.60

5.2. Discusiones ● La estandarización mostró 0.1048 mol/Litro a comparación de la inicial que fue 1M, lo cual nos indica una pérdida de molaridad debido a la absorción de H2O en el ambiente expuesto de la soda cáustica sólida (NaOH). ●

Al determinar la concentración de ácido acético en vinagre (p/v) fue de 4,8% gracias a la estandarización de NaOH, prosiguiendo en la titulación, y así discernir comprobando que el vinagre comercial tiene un 5% de ácido acético.

●

El NaOH debe ser estandarizado antes de su uso ya que es difícil obtenerlo en forma sólida en forma pura ya que tiende a absorber el aire.

VI.

CONCLUSIONES

● El método de la titulación ácido-base nos permitió evaluar la concentración desconocida del ácido acético (CH3COOH) a través de la concentración ya conocida del hidróxido de sodio (NaOH). El punto final de la tit...