UNIVERSIDAD

UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO

FACULTAD

FIPA

ESCUELA

INGENIERIA DE ALIMENTOS

CURSO

QUIMICA GENERAL

TEMA

TITULACION

PRÀCTICA

Nº 8

PROFESOR

MARTINEZ TORRES GERMAN

ALUMNA

VELASQUEZ INFANTE ROSA MILAGROS

FECHA

30/05/012

INTRODUCCION

Una solución ácida puede neutralizarse con otra básica (y viceversa), parcial o totalmente. La neutralización total implica la pérdida de las propiedades ácido-base de la solución y se obtiene cuando se igualan las concentraciones de iones hidronio o protón (H3O+) y oxhidrilo (OH-).

En este punto, se pueden realizar los cálculos estequiométricos para determinar la cantidad de ácido (o de base) presente en una solución desconocida midiendo el volumen de base (o de ácido) de una solución de concentración conocida. La utilización de un pH-metro o de un indicador adecuado permitirá señalar el momento o punto final de la reacción. El proceso correspondiente recibe el nombre de análisis volumétrico o titulación ácido-base y es una técnica de uso frecuente en los laboratorios químicos.

Los cálculos químicos para esta reacción de neutralización se efectúan con la ayuda de la ecuación (1):

V ácido M ácido .n ácido = V base .M base .n base (ecuación 1)

Donde V representa el volumen de solución, M la concentración molar de dicha solución y n el número de protones cedidos (n ácido ) o aceptados (n base ) por cada molécula de ácido o de base respectivamente.

Por ejemplo, en la titulación de HCl con NaOH, la ecuación sería la siguiente:HCl (ac) + NaOH(ac) → H2O(l) + Cl-(ac) + Na+(ac)

En el punto de equivalencia se cumple exactamente con la estequiometria de la reacción (no hay reactivos limitante ni en exceso), por lo tanto los números de moles de ambos estarán en relación estequiométrica, en este caso 1 a 1 y por lo tanto nhcl = nNaOH. En una solución el número de moles de soluto puede calcularse multiplicando el volumen de la solución utilizado por la molaridad de la misma. Por lo tanto para este ejemplo la ecuación 1 puede expresarse como 

V HCl M HCl = V NaOH .M NaOH

I.- OBJETIVOS

Determinar de forma cuantitativa la reacción de neutralización entre un ácido y una base.Determinar el punto neutro de una titulación.

II.-MARCO TEORICO

TITULACION

Las Titulaciones Acido y Base se llevan a cabo con una reacción química

entre una sustancia Acida y una Básica, las Cuales provocan una

neutralización de los iones de las sustancias constituyentes.

Para que este procedimiento se lleve a cabo correctamente, cabe indicar

que el ácido y la base deben encontrarse con una concentración

equivalente. Para que se logre la neutralización.

En un Laboratorio, este método se realiza con la ayuda de una bureta, la

cual contiene una de las disoluciones o sustancia y un matraz con la otra

disolución o sustancia, se vierte cuidadosamente el contenido de la

bureta en el matraz hasta la neutralización de dicha solución.

El final de la titulación se nos advierte con un indicador que suele

cambiar de color, según exista un exceso de ácido o de base.

La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia

presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada

solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza.

En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad

de reactivo determinada en función de un cambio de coloración en el

caso de utilizar un indicador interno, y especificada por la siguiente

ecuación de la titulación.

NA. VA = NB .VB

A este punto se le llama punto de equivalencia (Umland, 2000, p.139).

En términos generales la reacción entre cantidades equivalentes de

ácidos y bases se llama neutralización o reacción de neutralización, la

característica de una reacción de neutralización es siempre la

combinación de hidrogeniones que proceden del ácido, con hidroxiliones

procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con

liberación de energía calorífica como calor de neutralización y formación

de una sal.

En una expresión como la siguiente

Ácido + Base → Sal + Agua

Un caso particular sería la reacción entre un ácido fuerte (HNO3) y una

base débil (Na2CO3).

2HNO3 + Na2CO3 → 2 NaNO3 + CO2↑ + H2O

Así pues, la titulación es un proceso en el cual la solución estándar (del

patrón primario) se combina con una solución de concentración

desconocida Y para determinar dicha concentración, la curva de

titulación es la gráfica que indica como el pH de la solución cambia

durante el transcurso de la misma (el pH se gráfica contra el volumen de

base o ácido agregado).

Entonces podría entenderse como final de la titulación al momento en

que el pH llegase a 7, sin embargo, esto está en función de la “fuerza”

del ácido o la base que se están titulando.

Así cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base

fuerte. El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones han

sido neutralizados.

Por otra parte, cuando la reacción ocurre entre una base fuerte y un

ácido débil, el anión del ácido sufre una hidrólisis, por lo que el pH al que

ocurre la neutralización es mayor que 7. Y en la situación contraria,

entre ácido fuerte y una base débil, el catión de la base sufre una

hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es menor que 7.

Para determinar éste punto (de equivalencia), podemos utilizar la curva

de titulación potenciométrica de la reacción ácido-básica cuya gráfica

resulta del pH del sistema contra volumen de ácido o de base agregados

en la titulación (Umland, 2000, p.602).

En las titulaciones se pueden utilizar indicadores internos. Los

indicadores son compuestos orgánicos de estructura compleja que

cambian de color en solución a medida que cambia el pH. A continuación

se describen algunos de ellos.

En este tipo de titulaciones (con indicador interno) no se requiere de

ningún gráfico para determinar el punto de equivalencia, solo se

requiere observar el cambio de coloración de la solución para concluir el

final de la reacción y hacer las mediciones correspondientes.

Las titulaciones potenciométricas al igual que en el caso anterior, son un

proceso en el cual la solución estándar (del patrón primario) se combina

con una solución de concentración desconocida para determinar dicha

concentración, la curva de titulación es la gráfica que indica como el pH

de la solución cambia durante el transcurso de la misma ( [*] el pH se

gráfica contra el volumen de base o ácido agregado).

INDICADOR COLOR ÁCIDO RANGO DE pH DEL CAMBIO DE COLOR

COLOR ALCALINO

Azul de timol Rojo 1.2 – 2.8 AmarilloAnaranjado de metilo Rojo 3.1 – 4.5 AmarilloVerde de bromocresol Amarillo 3.8 – 5.5 AzulRojo de metilo Rojo 4.2 – 6.3 AmarilloPapel de tornasol Rojo 5.0 – 8.0 AzulAzul de bromotimol Amarillo 6.0 – 7.6 AzulAzul de timol Amarillo 8.0 – 9.6 AzulFenolftaleína Incoloro 8.3 – 10.0 RojoAmarillo de alizarina Amarillo 10.0 – 12.1 Alhucema

Para determinar el punto de equivalencia, podemos utilizar la curva de

titulación potenciométrica de la reacción ácido-básica (Umland, 2000,

p.602).

Como se observa, la concentración de los iones hidronio, antes de

agregar el ácido y comenzar la titulación corresponde a la concentración

de iones hidronio de la solución de la base débil. A medida que se

agrega el ácido, la base débil se transforma en su sal, la solución

contiene la base débil y la sal del ácido fuerte, y por consiguiente está

amortiguada.

El primer punto de equivalencia

corresponde a un volumen agregado

de ácido, el cual ha neutralizado

únicamente una carga del carbonato,

y es hasta el segundo punto, donde el

carbonato de sodio pierde sus

propiedades. Está neutralizado. La

valoración del carbonato sódico no

puede realizarse con la exactitud que

exige una normalización; por ello se

valora siempre el segundo

equivalente de hidrógeno (Ayres,

1970, p 334).

La normalidad es útil porque

Un equivalente de un ácido neutraliza completa y precisamente un

equivalente de una base, puesto que un mol H+ reaccionará con un mol

de OH-.

Esto significa que al mezclar volúmenes iguales de soluciones que tienen

la misma normalidad llevara a una reacción completa entre sus solutos,

un litro de ácido 1N neutralizará completamente un litro de base 1N

porque un equivalente de ácido reaccionara con un equivalente de base.

Matemáticamente:

Esta relación se utiliza para averiguar la cantidad de ácido que posee

una disolución a partir de una cantidad de base conocida, o viceversa.

Dicha técnica recibe el nombre de titilación por método volumétrico,

volumetría ácido-base o reacción de neutralización.

Este método se realiza mediante una bureta que contiene una de las

disoluciones y un matraz con la otra disolución, se vierte

cuidadosamente el contenido el contenido de la bureta en el matraz

hasta la neutralización de dicha solución.

III.-PARTE EXPERIMENTAL

MATERIALES:

Na(OH) (base)HClVinagre (ácido acético)Gaseosa( ácido carbónico)Leche( ácido láctico)Yogurt ( ácido láctico)

EXPERIMENTO 1

Hallando Normalidad del HCl

Llenamos la bureta con 25 ml de base Na (OH) y en un Erlenmeyer tenemos una solución con 10ml de HCl al que le agregamos dos gotitas de fenolftaleína.

Acido (HCl) = base Na (OH)

NA.VA = NB.VB

NA.10 = (0.1) (10.5)

NA = 0.11 N de

Dejamos que la base caiga de la bureta al Erlenmeyer y agitamos; hasta que aparezca una pequeña tonalidad rosada que nos mostraría la neutralización.

El volumen de la base usada para la

neutralización fue de 10.5 ml.

EXPERIMENTO 2

Hallando Normalidad del Ácido acético (vinagre)

Llenamos la bureta con 25 ml de base Na (OH) y en un Erlenmeyer tenemos una solución con 1ml de vinagre y 20 ml de agua al que le agregamos dos gotitas de fenolftaleína.

Dejamos que la base caiga de la bureta al Erlenmeyer y agitamos; hasta que aparezca una pequeña tonalidad rosada que nos mostraría la neutralización.

Acido acético = base Na (OH)

NA.VA = NB.VB

NA.1 = (0.1) (9.5)

NA = 0.95 N de vinagre

El volumen de la base usada para la

neutralización fue de 9.5 ml.

EXPERIMENTO 3

Hallando Normalidad del Ácido láctico (leche)

Llenamos la bureta con 25 ml de base Na (OH) y en un Erlenmeyer tenemos una solución con 5ml de leche y 20 ml de agua al que le agregamos dos gotitas de fenolftaleína.

Dejamos que la base caiga de la bureta al Erlenmeyer y agitamos; hasta que aparezca una pequeña tonalidad melón que nos mostraría la neutralización.

Acido lactico = base Na (OH)

NA.VA = NB.VB

NA.5 = (0.1) (2.3)

NA = 0.05 N de la leche

El volumen de la base usada para la

neutralización fue de 2.3 ml.

EXPERIMENTO 4

Hallando Normalidad del Ácido láctico (yogurt)

EXPERIMENTO 4

Llenamos la bureta con 25 ml de base Na (OH) y en un Erlenmeyer tenemos una solución con 5ml de leche y 20 ml de agua al que le agregamos dos gotitas de fenolftaleína.

Dejamos que la base caiga de la bureta al Erlenmeyer y agitamos; hasta que aparezca una pequeña tonalidad rosado que nos mostraría la neutralización.

Acido láctico = base Na (OH)

NA.VA = NB.VB

NA.5 = (0.1) (4.5)

NA = 0.09 N del yogurt

El volumen de la base usada para la

neutralización fue de 4.5 ml.

Hallando Normalidad del Ácido carbónico (gaseosa)

IV.-CONCLUSIONES

Llenamos la bureta con 25 ml de base Na (OH) y en un Erlenmeyer tenemos una solución con 10ml de gaseosa al que le agregamos dos gotitas de fenolftaleína.

Dejamos que la base caiga de la bureta al Erlenmeyer y agitamos; hasta que aparezca una pequeña tonalidad rosada que nos mostraría la neutralización.

Ácido carbónico = base Na (OH)

NA.VA = NB.VB

NA.10 = (0.1) (2.7)

NA = 0.03 N de la gaseosa

El volumen de la base usada para la

neutralización fue de 2.7 ml.

En todos los experimentos observamos la neutralización de los ácidos por parte de la base habiendo una variación en la cantidad de base necesaria para cada neutralización, esto debido al tipo de ácido al que se debe neutralizar.La fenolftaleína nos indica el momento en que se llega a conseguir la titulación de la sustancia al cambiar en un mínimo el color de la solución neutralizada.Mediante las ecuaciones de neutralización conseguimos la normalidad del ácido el cual también es distinto para cada tipo.

V.-CUESTIONARIO

1.-¿Cuántos cc de NaOH a 2N se necesitan para la neutralización de una disolución que contiene 4.9 g de H2SO4?

2NaOH + 1H2SO4 ---------------- Na2SO4 + 2H2O

n= 4.9/98 = 0.05 moles; N = OM; O =1-----M=2-----2=0.1/x ---x= 0.05 x= 50 CC.

2.-¿ qué volumen de una solución de 6M de HCl debe formarse para preparar 25 cc de una solución 2.5 M de HCl ?

2.5=x/0.025 x=0.065 moles --- 6=0.0625/y y=0.0104L

3.- ¿porque es importante utilizar la titulación?

La titulación es importante en el análisis químico ya que nos permite determinar la concentración de un sustrato por medio de las cantidades de volúmenes que van a entrar en reacción.

Podemos utilizar otros indicadores aparte de la fenolftaleína y el anaranjado de metilo si tenemos como ejemplos los siguientes:

Papel tornasol

Rojo de metiloTelometodilo de alcanforVerde de bromocresolVioleta de metilo

VI.-BIBLIOGRAFIA

http://ciencia-basica-experimental.net/titulacion.htm

http://labquimica.wordpress.com/2008/04/30/titulacion-acido-base/

http://hvmontalvo.galeon.com/enlaces2030300.html

http://www.monografias.com/trabajos37/acido-base/acido-base.shtml

http://quimipage.galeon.com/