PRACTICA DE LABORATORIO TITULACION ACIDO BASE PDF

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PRACTICA DE LABORATORIOPRACTICATITULACION ACIDO BASEBAUTISTA MARTINEZ DEJANIRA JOSCELYNECALVO ZARATE ROSAURORACARCAMO MEZA YARA BERENICECASTILLO HERRERA ESTHER MELANYGARCIA PAEZ PAOLA2IQTITULACION ACIDO-BASEOBJETIVOS:Titular un ácido fuerte con una base fuerteFUNDAMENTO TEORICO:PH: Coeficiente que i...

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PRACTICA DE LABORATORIO

PRACTICA TITULACION ACIDO BASE

BAUTISTA MARTINEZ DEJANIRA JOSCELYNE CALVO ZARATE ROSAURORA CARCAMO MEZA YARA BERENICE CASTILLO HERRERA ESTHER MELANY GARCIA PAEZ PAOLA

2IQ21

TITULACION ACIDO-BASE OBJETIVOS: Titular un ácido fuerte con una base fuerte FUNDAMENTO TEORICO: PH: Coeficiente que indica el grado de acides o viscosidad de una solución acuosa. Indica la concentración de iones de hidrogeno presentes en determinadas soluciones, 0-7 acido (rojo, amarillo) 8-14 neutro (verde, azul) 7 neutro. Acido: Cualquier compuesto químico cuando se disuelve en produce una solución con una actividad de catión de hidrogeno mayor que el agua pura. Base: Sustancias que presentan propiedades alcalino es cualquier sustancia que en disoluciones acuosas aporta iones OH al medio. Neutralización: Reacción química que ocurre entre un ácido o una base produciendo una sal o agua. Son generalmente exotérmicas por lo siguiente desprenden energía en forma de calor. Indicador acido base: Es una solución que permite medir el PH de un medio, cambio dependiendo del PH de la solución, esto se da a un cambio estructural induciendo por la potencia de la especie. Una reacción ácido-base o reacción de neutralizacion es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base . Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácidobase de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776. Definición de Brønsted-Lowry La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan". A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base. Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un ion hidrógeno (H+).

La eliminación de un protón (ion hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un ion hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion hidrógeno añadido. Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl−), base conjugada del ácido:: HCl → H+ + Cl− La adición de H+ al anión hidróxido (OH−), una base, produce agua (H2O), su ácido conjugado: H+ + OH− → H2O Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base, para formar el catión amonio, su ácido conjugado: H+ + NH3 → NH4+ Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del amoníaco con el ácido acético: CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO− Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido: 2 H2O H3O+ + OH− El agua, al ser anfótero, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un ion H+ y formando la base conjugada, OH−, y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el ion H+ y formando el ácido conjugado, H3O+. Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo a la definición de BrønstedLowry, es: AH + B → BH+ + A− donde AH representa el ácido, B representa la base, y BH+ representa el ácido conjugado de B, y A− representa la base conjugada de AH. Definición de Lewis Artículo principal: Ácidos y bases de Lewis. La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923 es además, una generalización que comprende la definición de Brønsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente. En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define a una base (conocida como base de Lewis) al compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico. Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base: HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)

La definición de Lewis no considera esta reacción como la formación de una sal y agua o la transferencia de H+ del HCl al OH−. En su lugar, considera como ácido al propio ion H+, y como base al ion OH−, que tiene un par electrónico no compartido. En consecuencia, aquí la reacción ácido-base, de acuerdo con la definición de Lewis, es la donación del par electrónico del ion OH− al ion H+. Esto forma un enlace covalente entre H+ y OH−, que produce agua (H2O). Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en vez de sustancias específicas, la definición de Lewis se puede aplicar a reacciones que no entran dentro de ninguna de las otras definiciones de reacciones ácido-base. Por ejemplo, un catión plata se comporta como un ácido con respecto al amoníaco, que se comporta como una base, en la siguiente reacción: Ag+ + 2 :NH3 → [H3N:Ag:NH3]+ El resultado de esta reacción es la formación de un aducto de amoníaco-plata. En reacciones entre ácidos de Lewis y bases de Lewis, ocurre la formación de un aducto cuando el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) de una molécula, tal como el NH3, con pares de electrones solitarios disponibles dona pares de electrones libres al orbital molecular más bajo no ocupado (LUMO) de una molécula deficiente en electrones, a través de un enlace covalente coordinado; en tal reacción, la molécula interactuante HOMO actúa como una base, y la molécula interactuante LUMO actúa como un ácido. En moléculas altamente polares, como el trifluoruro de boro (BF3), el elemento más electronegativo atrae los electrones hacia sus propios orbitales, proporcionando una cierta carga positiva sobre el elemento menos electronegativo y una diferencia en su estructura electrónica debido a las posiciones de sus electrones en orbitales axiales o ecuatoriales, produciendo efectos repulsivos de las interacciones "par solitario-par enlazante" entre los átomos enlazados en exceso con aquellos provistos de interacciones par enlazante-par enlazante. Los aductos que involucran iones metálicos se conocen como compuestos de coordinación. CURVA DE TITULACION La titulación ácido-base es un procedimiento analítico cuyo objetivo es determinar la concentración de un analito con propiedades ácidas o básicas, utilizando una disolución valorada de una base o ácido, mediante una reacción de neutralización para formar una sal y agua. Asimismo, mediante una titulación también es posible deducir el pK del analito. Las valoraciones ácido-base poseen las siguientes características - Se basan en una reacción volumétrica ácido-base. - El fundamento teórico de dicha reacción es la transferencia de protones entre el ácido y la base - El intervalo de viraje se caracteriza por un cambio brusco del pH. - Se necesita un indicador químico o un pHmetro para monitorizar la valoración. Los casos más frecuentes en las valoraciones ácido-base son: 1. valoración de ácido fuerte con base fuerte 2. valoración de base fuerte con ácido fuerte 3. valoración de ácido débil con base fuerte 4. valoración de base débil con ácido fuerte

Las curvas de titulación son las representaciones gráficas de la variación del pH durante el transcurso de la valoración. Dichas curvas nos permiten: - estudiar los diferentes casos de valoración (ácido fuerte vs. base fuerte; base fuerte vs. ácido fuerte; ácido débil vs. base fuerte; base débil vs. ácido fuerte). - determinar las zonas tamponantés y el pKa. - determinar el intervalo de viraje y el punto de equivalencia. - seleccionar el indicador ácido-base más adecuado. Los casos más frecuentes en Bioquímica son las valoraciones de ácidos y bases débiles, ya que muchos metabolitos presentan un cierto carácter ácido ó básico. INDICADORES ACIDO BASE El indicador ácido-base suele ser un compuesto orgánico que es en sí un ácido débil o una base débil, estos compuestos tienen una características que los hace sumamente útil y es que son compuestos cuyo color es sensible al pH, es decir, que tienen cierta coloración al estar en una solución ácida y otra diferente al encontrarse en una solución básica. Entre los indicadores ácidobase más utilizados podemos encontrar fenolftaleína, anaranjado de metilo, azul de metileno, entre otros. Uno de los indicadores más conocidos es la fenolftaleína, que es incoloro en medio ácido y rosa en medio alcalino (se utiliza mucho en series como CSI). Muchas sustancias comunes como el té, vino tinto, extracto de flores y el repollo colorado presentan distintos colores según el pH del medio. Para poder utilizarlos como indicadores, es necesario investigar con ácidos o bases conocidas, que color toman. ¿CÓMO FUNCIONAN LOS INDICADORES ÁCIDO-BASE? Al adicionar un indicador a una muestra, generalmente una disolución, sobre la que se deseamos realizar el análisis, este empieza a producir un cambio químico en el que es apreciable, generalmente, un cambio de color en el indicador. Este cambio ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto al que tienen cuando están ionizadas. La mayoría de los indicadores son de hecho ácidos débiles por si mismos, por lo que son capaces de reaccionar tanto con ácidos como bases. Cada reacción produce un color diferente. Esa es la razón por la cual los indicadores son capaces de cambiar el color de una solución. Desde un punto de vista molecular los indicadores son colorantes con una estructura relativamente compleja cuyo color cambia según estén en presencia de un medio ácido o un medio básico. La variación de color se denomina viraje. En la figura 4 podemos apreciar como cambia el color del indicador fenolftaleína cuando varia el pH de una disolución. SOLUCION AMORTIGUADORA Una solución amortiguadora, reguladora, o tampón es aquella compuesta por una mezcla de un ácido débil con su base conjugada. Su principal característica es que mantiene estable el pH de una disolución ante la adición de cierta cantidad de ácido o base fuerte. Un ejemplo es la solución tampón de acético (ácido)-acetato (base conjugada) que mantendrá el pH alrededor de 4,6.

Es muy útil su uso en procesos en los que se necesita un pH bastante concreto, así como en la industria agrícola, farmacéutica y alimentaria. APLICACIONES DE LAS TITULACIONES ACIDO BASE □ Determinar concentraciones de las sustancias  Anular ciertas sustancias peligrosas  Conocer la calidad de ciertos productos o alimentos en la industria  En la elaboración de medicinas en la industria farmacéutica  Su uso es muy extendido en la petroquímica REACTIVOS: Material: -1 Matraz aforado de 500ml -3 Matraz aforado de 25ml -1 bureta de 100 o 50ml -2espatulas -2 vidrios de reloj -1 pipieta graduada de 2ml -1 pipeta graduada de 10ml -propipeta -pinza de 3dedos con nuez -Soporte universal -2 agotadores de vidrio -1 vaso de precipitados de 500 ml - 4vasos de precipitados de 250ml -1 embudo de vidrio Equipo -agitador magnético Reactivos: -HCL -NaOH -Fenolftaleína 1% -agua destilada Nota si la fenolftaleína no está preparada necesitaremos: Etanol

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SOLUCIONES A PREPARAR 500 ML de NaOH 0.125N 500 ML de HCL 0.1 M 25 ML de fenolftaleína el 1 % en solución alcohólica (solo en caso necesario)

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CALCULOS PREVIOS Calcular los gramos necesarios de NaOH para la solución indicado. Calcular el (V] necesario de HCL para la solución indicada Calcular (g) fenolftaleína para la solución indicada Calcular el (v) CLOH para preparar la solución de fenolftaleína

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PROCEDIMIENTO 1.Pesar el NaOH lo más cercano al peso tenido en los cálculos colocar las lentejas en el vaso de precipitado y lavar el vidrio de reloj con agua destilada vertiendo el líquido en el vaso de precipitados disolver por completo a las lentejas en el menor volumen de agua Vaciar el matraz aforado lavar el vaso y Vaciar el líquido en el matraz verter en una botella. 2. En la campana de seguridad medir el volumen de ácido clorhídrico vaciar sobre 50 ML de agua destilada contenidos en el vaso de precipitado utilizando el agitador nacieron matraz aforado verter en una botella. 3. Dos voluntarios prepararán la solución de fenolftaleína de Saraí Vaciar el vaso de precipitado y lavar con alcohol etílico y verter el matraz aforado 25ml llevar al aforo con alcohol etílico está en caso de que la fenolftaleína no esté preparada.

4.Mide 75 ML de ácido clorhídrico 0.1 molar y colocarlos en el vaso de precipitado agregar tres gotas de fenolftaleína indicador llenar la boleta con 60 ML de agua y agregar de 5 en 5 ML hasta los 50 ML después de esa medida agregar de uno en uno hasta atrás 85 ML.

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CALCULOS Realizar grafica de titulación Indica la concentración de mol en los 75 ml de NaOH Indica la cantidad de mol en el volumen necesario de HCL Indica la densidad en la grafica de titulación

GRAFICA (CURVA) DE TITULACION PH ACIDO Y BASE FUERTE La curva de valoración de un ácido se obtiene de forma similar. Se muestra la curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte obtenida con el programa Mathcad.

PH

PREPARACION DE SOLUCIONES Acido clorhídrico  

Matraz aforado Agregar H2O destilada hasta aforar 25 ml

NaOH   

2.5g en vaso precipitado Agregar agua y diluir Vaciar al M aforado (500 ml)

Fenolftaleína ya está preparada Se dividieron los 500 ml de HCL + 3 gotas de fenolftaleína ( 4 vasos) RESULTADOS CUALITATIVOS ML DE NaOH 69 ML. 87 ML. 54 ML.

COLOR FIUSHA FUERTE ROSA CLARO .

SOLUCION TOTAL 194 ML 212 ML 179 ML

CONCLUSIONES El experimento realizado nos permite concluir que al realizar este tipo de análisis volumétrico como es la titulación acido-base, se pueden conocer los valores exactos de cada pH según el volumen añadido de Titulante, además este valor es proporcional con el volumen, ya que a mayor volumen se obtiene un pH mayor. Además, se puede afirmar que el punto de equivalencia obtenido en la reacción de neutralización que se lleva a cabo se determina por el cambio en la coloración, el cual puede estar determinado por variaciones mínimas, es decir una sola gota del NaOH puede hacer que la coloración incolora desaparezca por lo que este tipo de valoraciones se debe realizar con suma precaución. Se puede inferir que la neutralización se ha dado por completo cuando se produce cambios permanentes en la coloración del indicador según sea el tono que expresé el punto de viraje de la disolución. Durante la neutralización de un ácido fuerte y una base fuerte se espera que la neutralización ocurra cuando haya la misma cantidad de moles de ácido que de base presentes en la disolución

BIBLIOGRAFIAS

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