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REACCIONES ACIDO-BASE

UNIVERSIDAD DEL ATLANTICO LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA I REACIONES ACIDO- BASE Facultad de ciencias básicas Septiembre del 2009 Barranquilla -Colombia 1. Introducción Los equilibrios que existen en las soluciones de ácidos y bases son de principal importancia en química y las ciencias en general. Las soluciones patrón de ácidos fuertes y bases fuertes se emplean ampliamente para determinar analitos que por si mismos son ácidos o bases, o bien para analitos que pueden convertirse en estas especies mediante un tratamiento químico El análisis volumétrico es un método utilizado para la determinación de cantidades de sustancias que componen una muestra, mediante una operación llamada titulación. La reacción puede ser acido-base, oxidación-reducción o formación de complejos. La reacción entre un ácido y una base se conoce como reacción de neutralización y el producto de la misma es una sal y agua, estableciendo el equilibrio ácido-base conjugado. La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para la determinación de la concentración de sustancias en solución. El conocimiento de esta técnica es esencial en el laboratorio químico Para determinar la concentración de un ácido se mide con cuidado un volumen específico de la solución mediante una bureta y se coloca en un matraz. Después se le adicionan unas gotas de indicador ácido-base. A continuación se le agrega, desde otra bureta y con cuidado y lentitud, una base de concentración conocida, llamada “base estándar”, hasta que una gota adicional de base modifica el color del colorante indicador. Éste es el punto final de la titulación El punto donde han reaccionados cantidades estequiometrícamente iguales de ácido y base se conoce como “punto de equivalencia” Es preciso seleccionar un indicador apropiado para la titulación, de modo que el punto final esté tan cerca al punto de equivalencia como sea posible. Un ejemplo es la fenolftaleína, que pasa de color rosa en medio básico a incolora en medio ácido. 2. OBJETIVOS  Observar diferentes reacciones de neutralización determinado el punto de equivalencia al mezclar un acido con una base.  Realizar titulaciones acido-base con sustancias que se encuentran en el mercado como el vinagre, gaseosas y jugo de naranja diluido junto a otras sustancias que se encuentran en el laboratorio como el HCl y el NaOH.  Reconocer que cuando se titula un ácido fuerte con una base fuerte la concentración de H3O+ es igual a la concentración del ácido fuerte.  Determinar el punto de equivalencia en una reacción por medio de un indicador, observando el cambio de color.

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REACCIONES ACIDO-BASE METODOLOGIA REACIONES ACIDO-BASE

SUSTANCIAS A TITULAR

30 ml HCl(ac) 0.1M + 3gotas de fenolftaleína

Se le midióelel PH PH

30 ml Acido Acético 4% + 3gotas de fenolftaleína

20 ml Jugo de naranja + 3gotas de fenolftaleína

Se le midió el PH

Se le midió el PH

25 ml de gaseosa + 3gotas de fenolftaleína

Se le midió el PH

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se le añidio lentamente NaOH 0.1M con una bureta

se le añidio lentamente NaOH 0.1M con una bureta

se le añidio lentamente NaOH 0.1M con una bureta

Se observo el cambio de coloración al llagar al punto de equivalencia

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se medio el PH alas soluciones tituladas y otras como cerveza ,agua destilada ,alkaseltzer, leche ANALISIS Y RESULTADOS

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se le añidio lentamente NaOH 0.1M con una bureta

REACCIONES ACIDO-BASE Tabla 1.Titulación acido débil + base fuerte. (Vinagre 4% + NaOH 0.1 M) Acido

Base Indicador de pH Color final de la solución Volumen final de la solución pH final de la solución

Nombre Volumen Color inicial pH inicial Nombre Volumen Color inicial Nombre cantidad fucsia 65 ml 8.3

Acido acético + agua 30 ml incoloro 2.84 NaOH 35 ml incoloro Fenoltaleina 3 gotas

Tabla 2.Titulación acido fuerte + base fuerte. (HCl (ac) [0.1 M] + NaOH[ 0.1 M]) Acido

Base Indicador de pH Color final de la solución Volumen final de la solución pH final de la solución

Nombre Volumen Color inicial pH inicial Nombre Volumen Color inicial Nombre cantidad fucsia 39.7ml 8.63

HCl + agua 30ml incoloro 1.95 NaOH 9.7 ml incoloro Fenoltaleina 3 gotas

Tabla 3.Titulación acido debil + base fuerte. (gaseosa + NaOH 0.1 M) Acido

Base Indicador de pH Color final de la solución Volumen final de la solución pH final de la solución

Nombre Volumen Color inicial pH inicial Nombre Volumen Color inicial Nombre cantidad fucsia 32.3 ml 8.45

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gaseosa 25ml Rosada 3.33 NaOH 7.3ml incoloro Fenoltaleina 3 gotas

REACCIONES ACIDO-BASE Tabla 3.Titulación acido debil + base fuerte. (jugo de naranja + NaOH 0.1 M) Nombre Acido

Base Indicador de pH Color final de la solución Volumen final de la solución pH final de la solución

Volumen Color inicial pH inicial Nombre Volumen Color inicial Nombre cantidad Amarillo -rosado 42 ml 8.2

Acido cítrico ( Naranja) +agua 20ml Amarillo claro 4.52 NaOH 22 ml incoloro Fenoltaleina 3 gotas

OBSERVACIONES Se observo que al ir agregando NaOH al HCl, CH 3COOH, gaseosa y jugo de naranja poco a poco, la solución, que era incolora se tornaba color rosado en la parte donde caía la gota de NaOH y que este color se iba intensificando a medida que aumentaba el NaOH agregado, sin embargo este color desaparecía una vez que era agitado el beaker, no se podía ver cambio en el aspecto de la solución, incluso si se duplicaba el volumen, pero que una sola gota podía cambiar drásticamente el color de dicha solución y mantenerse así. Al agregar las tres gotas de fenolftaleína en cada uno de los ácidos se observo que al caer una pequeña parte de la solución tomaba un color blanco, sin embargo este color desaparecía en solo unos segundos

Tabla 5

PH de algunas sustancias comerciales

Sustancias

pH

Cerveza Heineker leche Agua destilada alkaseltzer limon

4.67 6.65 6.10 6.78 2.59

5. DISCUSIÓN

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REACCIONES ACIDO-BASE Nos dimos cuenta que con la parte teórica la concentración del acido en la neutralización tenia que ser igual a la concentración de la base y así fue aun que con algunos errores pero es por que no teníamos la capacidad de agregar cantidades mas pequeñas para que el ph no se alterara con una sola gota Para tener mayor precisión al agregar el NaOH se utilizo una buretra, instrumento que permitía ir añadiendo la sustancia por ml, sin embargo en algunos casos se observo que solo una gota (1ml) puede ser demasiada y altera de manera inesperada el pH de la solución. Para obtener unos resultados más exactos, hay que tener más en cuenta :Un buen espacio en el lugar de trabajo y una buena organización de él, es decir buena ubicación de los reactivos y materiales con los cuales vamos a trabajar..Una buena limpieza por parte de los materiales, y alta pureza por parte de los reactivos, para así obtener resultados precisos.

1 Construya la curva de valoración del ácido clorhídrico (Ácido Fuerte), con el Hidróxido de sodio (Base Fuerte), pH vs ml de NaOH consumidos durante la valoración.

Figura 3. Curva de valoración del HCl con NaOH Tabla 3. Titulación de HCl y CH3COOH con NaOH

Titulación de HCl con NaOH Volumen (ml) de NaOH 0,1M agregado 0,0 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 9,0 10,0 11,0 12,0

pH 1,00 1,04 1,07 1,11 1,15 1,19 1,23 1,27 1,31 1,36 1,40 1,45 1,50

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Titulación de CH3COOH con NaOH Volumen (ml) de NaOH 0,1M agregado 0,0 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 9,0 10,0 11,0 12,0

pH 2,88 3,45 3,77 3,97 4,12 4,24 4,34 4,44 4,53 4,61 4,70 4,78 4,86

REACCIONES ACIDO-BASE 13,0 14,0 15,0 16,0 17,0 18,0 19,0 20,0 21,0 22,0 22,5 23,0 24,0 25,0 26,0 27,0 28,0 29,0 30,0 31,0 32,0 33,0 34,0 35,0 36,0 37,0 38,0 39,0 40,0

1,56 1,62 1,68 1,75 1,84 1,93 2,05 2,21 2,44 2,93 7,00 11,02 11,49 11,70 11,84 11,94 12,02 12,08 12,14 12,18 12,22 12,26 12,29 12,32 12,35 12,37 12,39 12,41 12,43

13,0 14,0 15,0 16,0 17,0 18,0 19,0 20,0 21,0 21,5 22,0 23,0 24,0 25,0 26,0 27,0 28,0 29,0 30,0 31,0 32,0 33,0 34,0 35,0 36,0 37,0 38,0 39,0 40,0

4,94 5,03 5,12 5,22 5,33 5,47 5,64 5,88 6,38 8,61 11,03 11,49 11,71 11,85 11,95 12,02 12,09 12,14 12,19 12,23 12,27 12,30 12,33 12,35 12,38 12,40 12,42 12,44 12,45

2. Construya la curva de valoración del ácido acético (ácido débil) con el NaOH (base fuerte), pH vs ml de NaOH.

Figura 4. Curva de valoración del HAc con NaOH 3. Señale en los gráficos, el pH inicial, o sea, antes de adicionar NaOH; el pH del Punto de Equivalencia (punto final) y el pH final, después de agregar 40 ml de NaOH.

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REACCIONES ACIDO-BASE 4. Explique las diferencias y similitudes que se observan en las curvas.

Figura 5. Relaciones entre las curvas de valoración del HCl y el HAc con NaOH. Una de las diferencias observadas entres las curvas de valoración del HCl y el CH 3COOH con el NaOH, es que en la primera (curva I) el pH inicial es menor que en la segunda (curva II), teniendo estas dos soluciones la misma concentración. El crecimiento del pH en función del volumen de la base, en la curva I tiene un comportamiento más exponencial en comparación con la curva II, la cual muestra un cambio menor de pH a la medida que se le agregaba el NaOH. Para una reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, el pH en el punto de equivalencia siempre es igual a siete, y este valor para una reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte es mayor que siete, ya que dependerá del valor de pKa del ácido. En la grafica se puede observar que el pH en el punto de equivalencia para el CH 3COOH es mayor que en el HCl (pH=7). Una de las similitudes de las dos sustancias en la grafica, es que después del valor de pH para el HCl en el punto de equivalencia (pH=7), estas dos curvas tienden a interponerse ya que los valores de pH después de este punto tienden a ser iguales.

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REACCIONES ACIDO-BASE 5. Calcule el %(p/p) o %(p/v) de ácido acético en el vinagre, del ácido láctico en la leche y del ácido cítrico en jugo de naranja. Tabla 4. Porcentaje peso volumen de los ácidos en las soluciones Ácido Acétic o Cítrico Láctico

Masa molecular 60,05 g/mol

C NaOH 0,1M

Vol. NaOH 45 ml

Volumen Sln. 30 ml

C ácido 0,1500

Mol ácido 4,5x10-3

Peso ácido 0,270 g

% P/V 0,90

192,13 g/mol 90,08 g/mol

0,1M 0,1M

12 ml 2 ml

30 ml 30 ml

0,0400 0,0067

1,2x10-3 2,0x10-4

0,231 g 0,018 g

0,77 0,06

1. Calcule el % (p / v) del acido acético, leche, y jugo de naranja.

Formula=

ACIDO ACETICO

= 0.5184 % (p /v) LECHE

= 0.06 % (p /v) JUGO DE NARANJA

= 0.1824 % (p /v)

CONCLUSIÓN El punto final de una titulación siempre será mayor al punto de equivalencia. El patrón primario debe ser de alta pureza para obtener una valoración exacta. El punto de equivalencia en una titulación de una ácido débil con una base fuerte es alcalino o una base débil con un ácido fuerte es ácido en los únicos casos donde el punto de equivalencias es neutro es cuando se trata de ácidos y bases fuertes. Los resultados fueron buenos ya que en las 2 pruebas se obtuvo un color rozado pálido lo que indicó que se llego al punto exacto de neutralización, es decir; donde el equivalente gramo del ácido era igual al de la base.

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Para terminar podemos decir que dependiendo al rango de pKa que contenga o presente el ácido débil o la base débil que se vaya titular este presentara un valor de pH diferente, y el punto de equivalencia variara en comparación a las diferentes soluciones trabajadas. Por otro lado se pudo observar el volumen en el cual el número de moles de H 3O+ era igual al número de moles de OH . Se concluye que una de las formas más simples y fáciles de comprender una reacción de neutralización es a través del uso de las curvas de valoración, ya que en estas se resumen las características generales en este tipo de reacciones. Además aprendimos que para poder apreciar el cambio de ácido a base o viceversa, el ojo humano no lo detecta fácilmente y por eso es indispensable el uso de un buen indicador, el indicador a utilizar dependerá del rango de pH que estemos trabajando. Se deduce que en cada etapa de la titulación, se debe satisfacer la expresión [H3O+]×[OH-] = 1×10-14.

Bibliografía  ANALISIS CUANTITATIVO V.N ALEXEIEV EDITORIAL MIR. MOSCU PRIMERA EDICION  ANÁLISIS QUÍMICO CUANTITATIVO AYRES SEGUNDA EDICIÓN EDITORIAL HARLA  QUIMICA ANALITICA, SKOOG, 7.EDICION, MC GRAW HILL  QUIMICA ANALITICA GENERAL GESTON CHARLOT SEGUNDA EDICIÓN EDITORIAL TORAY- MASSON  HARRIS, DANIEL. ANÁLISIS QUÍMICO CUANTITATIVO. 3ª EDICIÓN.  MÉXICO: GRUPO EDITORIAL IBEROAMÉRICA S.A, 1993  BURNS, RALPH: FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, 2ª EDICIÓN.  BUENOS AIRES: EDITORIAL PENTICE – HALL HISPANOAMERICANA,  WOOD, JESSE: QUÍMICA GENERAL, EDITORIAL HARLA.

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ANALISIS DE RESULADOS Calculo de la molaridad del acido acético (CH3CO2H) al 4%. • Usando la formula Ca. Va = Cb. Vb, se tiene que: Ca (25ml) = (0.1M) (137.2 ml) Ca = [ (0.1M)(137.2 ml) ] / 25ml Ca = 0.54M •

Usando la formula %P/V = (g Sto. / ml sln) 100, se tiene que: g CH3CO2H = (25ml × 4%) / 100 = 1 g Se pasa de gramos a mol 1g × 1mol = 0.016 60g Por ultimo se calcula la molaridad dividiendo el número de moles por los totales de solución M = 0.016mol / 0.025L M= 0.66 Es un poco difícil saber la molaridad exacta del vinagre ya que nos damos cuenta que con las dos formulas se obtuvieron valores distintos pero se puede asumir que con la formula del porcentaje el valor de la concentración se aproxima mas al real, ya que los volúmenes experimentalmente obtenidos pueden que presenten un margen de error que nos aleje mas del valor real y en esta formula solo utilizamos un volumen Cálculos de pH del acido acetico (vinagre)

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REACCIONES ACIDO-BASE Acido acético + NaOH CH3CO2H + NaOH → CH3CO2Na + H2O CH3CO2Na + H2O → CH3COO + Na CH3COO + H2O → CH3COOH + OH •

pH del acido acético antes de añadir NaOH:

CH3CO2H + H2O ↔ CH3COO + H3O 0.66 pH = ½(Pka – log C) pH = ½(4.75 – log 0.66) pH = 2 .47 el pH que se obtuvo utilizando el pH metro fue de 2.38 y el obenido teoricamente con los calculo anteriores es de 2.47, lo q ue no muestrauna diferencia de 0.09. una posible explicacion en la variacion de los ph enperiemntal y teorico es que el calculo de la concentracion. En la formula pH = ½(Pka – log C), se reemplazo c por 0.66, que fue la concetracion que se calculo anteriormente ,pero que utilizando dos formulas diferentes dio resultados diferentes, lo que muetra que el dato no es exacto. Por lo anterior se dice que el dato arrojado por el pH metro es mas confiable, ya que para obtener el pH teoricamente se utilizaron datos exprimentales que no son exactos.

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PH de la solución después de agregar 34.8 ml de NaOH 0.1M en 5 ml de acido acético 0.7M

Todos los reactivos se consumen ya que hay en mismo numero de moles de sido y base y por lo tanto en los reactivos habrán 0.0035 moles de CH3COO 0.0035moles / 0.0398 l = 0.088M ó 0.1M CH3COO + H2O ↔ CH3COOH + OH 0.1m -× × × Kh = Kw = ײ Ka 0.1 – X 5E-10 = ײ 0.1 – X = 7.07E-6 pOH = 5.15 pH = 8.85

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DISCUSIÓN Nos dimos cuenta que con la parte teórica la concentración del acido en la neutralización tenia que ser igual a la concentración de la base y así fue aun que con algunos errores pero es por que no teníamos la capacidad de agregar cantidades mas pequeñas para que el ph no se alterara con una sola gota Para tener mayor precisión al agregar el NaOH se utilizo una buretra, instrumento que permitía ir añadiendo la sustancia por ml, sin embargo en algunos casos se observo que solo una gota (1ml) puede ser demasiada y altera de manera inesperada el pH de la solución.

5.- PREGUNTAS. 

¿A qué se debe la coloración violeta de la solución?

Se debe a que inicialmente se tenia cierta cantidad de acido (HCl o CH3CO2H) con unas gotas de fenolftaleína, la fenoftaleina es un acido débil que se torna rosa en presencia de una base, y este acido se le agrego una base fuerte que fue NaOH. El cambio de color está dado por la siguiente ecuación química:

H2Fenolftaleína Fenolftaleína2Fenolftaleína(OH)3Ácido ↔ Alcalino ↔ Muy Alcalino Incoloro Rosa Incoloro La molécula de fenolftaleína es incolora, en cambio el anión derivado de la fenolftaleína es de color rosa. Cuando se agrega una base la fenolftaleína (siendo esta inicialmente incolora) pierde H+ formándose el anión y haciendo que tome coloración rosa. •

Que coloración tomara una solución neutra después de adicionarle fenolftaleina?

Una solución que se encuentre neutra osea que el valor de su ph es 7 al agregarle la fenolftaleina no cambiara su coloración ya que la fenolftaleina se activa con soluciones cuyo ph sea de 8 a 10.  ¿Cómo o con qué neutralizaría usted: vinagre, gaseosa, cerveza? -Vinagre: teniendo en cuenta que el vinagre es CH3CO2H (acido débil) la neutralización se daría

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REACCIONES ACIDO-BASE mezclándolo con una base. -gaseosa: El pH promedio de las bebidas gaseosas, por ejemplo, es de 3,4*· este es un pH acido, por lo tantota neutralización se daría con una base. -Cerveza: El pH de la cerveza cae a 4.0 – 4.4 después de la fermentación y maduración, tiene pH acido, y se debe neutralizar con una base. 

¿Cómo determinaría experimentalmente el punto de equivalencia de la reacción entre el HCl y el NaOH?

El punto de equivalencia de una reaccion acido-base se produce cuando ha reaccionado en numero de moles de acido equivalentes a las moles de la base y en ese momento se han formado completamente las especies conjugadas (sal y agua). O sea que el punto de equivalencia se produce cuando el intercambio de protones finaliza Para determinar experimentalmente el punto de equivalencia se utiliza un indicador o un medidor de pH. El pH en el punto de equivalencia depende de la sal formada.

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Curvas de titulación.

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REACCIONES ACIDO-BASE

CONCLUSIÓN - Reacciones de neutralización entre ácido fuerte (HCl) y base fuerte Na(OH). El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar H2O El resto de los iones no reaccionan con el agua ya que: -el Cl - procede de un ácido fuerte (es una base débil frente al agua): no se hidroliza.

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REACCIONES ACIDO-BASE -el Na+ procede de una base fuerte (es un ácido muy débil frente al agua): no se hidroliza. -- Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7. el pH en el punto de equivalencia de esta valoración es 7. Para otras valoraciones ácido-base puede no ser 7 dependiendo de la fuerza del ácido o la base. El pH en el punto de equivalencia no siempre será 7, este varía deacuerdo a la fortaleza del acido o la base que se este neutralizando, y deacuerdo a los datos obtenidos y su posterior análisis podemos decir que: - cuando la titulación se da entre un acido débil con una base fuerte, el pH será mayor que 7, este es el caso del acido acético con el hidróxido de sodio. -Cuando la titulación de entre una base débil y un acido fuerte el pH tiende a ser menor que 7, como en el caso del acido clorhídrico con el amoniaco. Para poder determinar correctamente el pH en cualquier reacción es necesario tener la información correcta sobre las concentraciones de las sustancias que reaccionan BIBLIOGRAFIA * http://es.wikipedia.org/wiki/Fenolftale%C3%ADna **http://es.encarta.msn.com/encnet/refpages/RefArticle.aspx?refid=761554966 *· http://www.alimentacion-sana.com.ar/informaciones/novedades/sin%20gas.htm *·* http://www.google.com.co/search?hl=es&q=ph+de+la+cerveza&meta= Quimica para el nuevo icfes, pagina 77, unidades de concentracion.

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