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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. IntroducciónLos 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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el PH

4 ANALISIS Y RESULTADOS

Tabla 1.Titulación acido débil + base fuerte. (Vinagre 4% + NaOH 0.1 M)

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SUSTANCIAS A TITULAR

30 ml HCl(ac)

0.1M + 3gotas de fenolftaleína

8

30 ml Acido Acético 4% + 3gotas de fenolftaleína

20 ml Jugo de naranja + 3gotas de fenolftaleína

25 ml de gaseosa + 3gotas de fenolftaleína

Se le midió el PH Se le midió el PH Se le midió el PH Se le midió el PH

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 le añidio lentamente NaOH 0.1M con una bureta

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

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

METODOLOGIAMETODOLOGIA

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AcidoNombre Acido acético + aguaVolumen 30 mlColor inicial incoloropH inicial 2.84

BaseNombre NaOHVolumen 35 mlColor inicial incoloro

Indicador de pH Nombre Fenoltaleinacantidad 3 gotas

Color final de la solución fucsiaVolumen final de la solución 65 mlpH final de la solución 8.3

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

AcidoNombre HCl + aguaVolumen 30mlColor inicial incoloropH inicial 1.95

BaseNombre NaOHVolumen 9.7 mlColor inicial incoloro

Indicador de pH Nombre Fenoltaleinacantidad 3 gotas

Color final de la solución fucsiaVolumen final de la solución 39.7mlpH final de la solución 8.63

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

AcidoNombre gaseosaVolumen 25mlColor inicial RosadapH inicial 3.33

BaseNombre NaOHVolumen 7.3mlColor inicial incoloro

Indicador de pH Nombre Fenoltaleinacantidad 3 gotas

Color final de la solución fucsiaVolumen final de la solución 32.3 mlpH final de la solución 8.45

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Tabla 3.Titulación acido debil + base fuerte. (jugo de naranja + NaOH 0.1 M)

AcidoNombre Acido cítrico ( Naranja)

+aguaVolumen 20ml Color inicial Amarillo claropH inicial 4.52

BaseNombre NaOHVolumen 22 mlColor inicial incoloro

Indicador de pH Nombre Fenoltaleinacantidad 3 gotas

Color final de la solución Amarillo -rosadoVolumen final de la solución 42 mlpH final de la solución 8.2

OBSERVACIONES

Se observo que al ir agregando NaOH al HCl, CH3COOH, 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 4.67leche 6.65Agua destilada 6.10alkaseltzer 6.78limon 2.59

5. DISCUSIÓN

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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

Titulación de CH3COOH con NaOH

Volumen (ml) de NaOH

0,1M agregadopH

Volumen (ml) de NaOH

0,1M agregadopH

0,0 1,00 0,0 2,881,0 1,04 1,0 3,452,0 1,07 2,0 3,773,0 1,11 3,0 3,974,0 1,15 4,0 4,125,0 1,19 5,0 4,246,0 1,23 6,0 4,347,0 1,27 7,0 4,448,0 1,31 8,0 4,539,0 1,36 9,0 4,61

10,0 1,40 10,0 4,7011,0 1,45 11,0 4,7812,0 1,50 12,0 4,86

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13,0 1,56 13,0 4,9414,0 1,62 14,0 5,0315,0 1,68 15,0 5,1216,0 1,75 16,0 5,2217,0 1,84 17,0 5,3318,0 1,93 18,0 5,4719,0 2,05 19,0 5,6420,0 2,21 20,0 5,8821,0 2,44 21,0 6,3822,0 2,93 21,5 8,6122,5 7,00 22,0 11,0323,0 11,02 23,0 11,4924,0 11,49 24,0 11,7125,0 11,70 25,0 11,8526,0 11,84 26,0 11,9527,0 11,94 27,0 12,0228,0 12,02 28,0 12,0929,0 12,08 29,0 12,1430,0 12,14 30,0 12,1931,0 12,18 31,0 12,2332,0 12,22 32,0 12,2733,0 12,26 33,0 12,3034,0 12,29 34,0 12,3335,0 12,32 35,0 12,3536,0 12,35 36,0 12,3837,0 12,37 37,0 12,4038,0 12,39 38,0 12,4239,0 12,41 39,0 12,4440,0 12,43 40,0 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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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 CH3COOH 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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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

ÁcidoMasa

molecularC

NaOHVol.

NaOHVolumen

Sln.C

ácidoMol

ácidoPeso ácido

% P/V

Acético 60,05 g/mol 0,1M 45 ml 30 ml 0,1500 4,5x10-3 0,270 g 0,90Cítrico 192,13 g/mol 0,1M 12 ml 30 ml 0,0400 1,2x10-3 0,231 g 0,77Láctico 90,08 g/mol 0,1M 2 ml 30 ml 0,0067 2,0x10-4 0,018 g 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 H3O+ 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-] 110-14.

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 mol1g × 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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Acido acético + NaOH

CH3CO2H + NaOH → CH3CO2Na + H2OCH3CO2Na + H2O → CH3COO + Na CH3COO + H2O → CH3COOH + OH

pH del acido acético antes de añadir NaOH:

CH3CO2H + H2O ↔ CH3COO + H3O0.66

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.

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 CH3COO0.0035moles / 0.0398 l = 0.088M ó 0.1M CH3COO + H2O ↔ CH3COOH + OH0.1m -× × ×

Kh = Kw = ײ Ka 0.1 – X 5E-10 = ײ 0.1 – X = 7.07E-6 pOH = 5.15pH = 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:

H2FenolftaleínaÁcido

Incoloro↔

Fenolftaleína2-

AlcalinoRosa

↔Fenolftaleína(OH)3-

Muy AlcalinoIncoloro

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?

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-Vinagre: teniendo en cuenta que el vinagre es CH3CO2H (acido débil) la neutralización se daría 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 finalizaPara 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.

Curvas de titulación.

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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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-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.