Práctico de Laboratorio N°6

CÁTEDRA: QUÍMICA
GUÍA DE LABORATORIO Nº 6
PARTE A: pH y VALORACIÓN ÁCIDO BASE (NEUTRALIZACIÓN)
PARTE B: ANÁLISIS FISICOQUÍMICO DE AGUAS
PARTE A: pH y VALORACIÓN ÁCIDO BASE (NEUTRALIZACIÓN)
OBJETIVOS
1. Observar y clasificar sustancias de uso cotidiano como ácidos y bases.
2. Comprender la distribución universal e importancia de ácidos y bases.
3. Valorar el contenido de ácido acético en el vinagre.
PRERREQUISITOS:
1.Conocer los conceptos básicos de ácidos y bases débiles y fuertes.
2. Manejo de la escala de pH
CONCURRIR AL LABORATORIO CON VINAGRE BLANCO (DE ALCOHOL),
AGUA DE MAR, ETIQUETAS O MARCADOR PARA VIDRIO, TRAPO,
DETERGENTE, PROPIPETA
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Los ácidos y bases son los dos tipos de sustancias más comunes en el laboratorio y en el mundo
cotidiano. A finales del siglo XIX, Arrhenius formuló la primera definición:
ÁCIDO: Toda sustancia capaz de ceder protones (H+).
BASE: Toda sustancia capaz de ceder oxhidrilos (OH-).
En 1923 Brönsted-Lowry, propusieron una definición más amplia:
ÁCIDO: Toda sustancia capaz de ceder protones (H+).
BASE: Toda sustancia capaz de aceptar protones (H+).
Considerando que el agua, H2O es el solvente por excelencia y puede actuar como aceptor o dador
de H+. La reacción de autoionización correspondiente es:
H 2 O + H 2 O ⇔ H 3 O + + OH −
Una manera de evaluar la acidez de una sustancia es por el conocimiento de la [H+], pero suelen ser
cantidades muy pequeñas y poco cómodas de manejar, una medida más práctica, es la basada en la
definición de pH del químico Danés Soren Sorensen en 1909, cuando realizaba un trabajo para el
control de calidad de la elaboración de la cerveza y es usada actualmente en todos los ámbitos de la
ciencia, medicina e ingeniería.
pH = − log [H + ]
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Se establece una escala de acidez o escala de pH, en base al producto iónico del H2O a 25 °C, (Kw=
1x 10-14 ), que varía en el intervalo 0 y 14. Soluciones ácidas tienen más H+, por ello pH< 7. Las
soluciones básicas tienen más OH-, el pH >7 y en las soluciones neutras [H+] = [OH-], pH = 7
MEDICIÓN DEL pH EN EL LABORATORIO.
1. La forma más rápida, económica y sencilla es utilizar un indicador ácido- base: sustancia
colorida que en un valor de pH determinado cambia súbitamente de color. Es una sustancia ácida o
básica, que presenta diferente estructura electrónica dándole un color característico. Por ejemplo:
OH HIn (color 1 ) ⇔ In -(color 2 )
H+
Existen muchas sustancias que pueden ser usadas como indicadores ácido- base y todas tienen un
valor particular de pH en el que cambian de color o viran.
El indicador universal, es una mezcla de sustancias colorantes que viran de color en diferentes
valores de pH y es el mismo en el que están impregnadas las tiras de papel de pH. Cambia de color
con acidez creciente desde el violeta, pasando por el verde (Neutra), el amarillo hasta el rojo.
Las mediciones son sencillas y rápidas, pero con baja precisión, normalmente ± 1 y cambia de color
según la siguiente escala:
pH
Color
<4
Rojo
5
6
naranja amarillo
7
verde
8
azul
9
índigo
> 10
violeta
2. pH- metro: aparato empleado para mediciones de pH más precisas. Consta de dos electrodos
conectados a un voltímetro. Uno de los electrodos (de referencia) tiene un valor de potencial
constante, mientras que en el otro el potencial varía en proporción directa a la [H3O+].
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
La reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de
neutralización porque en ella se neutralizan propiedades características del ácido y de la base y se
ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo: ácido + base → sal + agua. Si el
ácido y la base considerados son fuertes, en disolución acuosa están completamente ionizados, la
ecuación iónica de esta reacción es: H+ + OH- → H2O. Por lo tanto, el cambio químico que se
produce en una reacción de este tipo es la formación de agua a expensas de los iones H+ y OH-.
VALORACIÓN O TITULACIÓN.
El procedimiento experimental para determinar la concentración de una solución cuando un
volumen conocido de ésta, reacciona con un volumen de otro reactivo de concentración conocida se
denomina valoración. El NaOH es una sustancia que prácticamente es imposible de obtener en
estado puro. Si al utilizarla como reactivo en el laboratorio se necesita conocer con exactitud su
concentración, es necesario valorar dicha solución, es decir, determinar la cantidad de moles de
soluto que hay en un volumen determinado: su molaridad. La solución de NaOH se conoce como
analito o muestra de concentración desconocida. Para ello se coloca en un recipiente adecuado un
volumen exactamente conocido Vb, de la solución cuyo Mb se quiere determinar y se le añade con
precauciún una solución de ácido de concentración conocida (titulante o valorante), Ma, mediante
una bureta que nos permite conocer exactamente el volumen de ácido, Va gastado para neutralizar
la base.
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En el momento de la reacción en que las cantidades estequiométricas de ácido y base son idénticas
se dice que se ha alcanzado el punto de equivalencia de la valoración, y la concentración
desconocida de la solución se puede calcular de forma sencilla utilizando la ecuación química del
proceso que tiene lugar. Generalmente se utiliza un indicador ácido-base para detectar el punto de
equivalencia o punto final.
Ejemplo de aplicación
Se desea valorar una solución de ácido sulfúrico con una solución de hidróxido de sodio 0,5 M y un
indicador apropiado. Se toman 20 mL de la solución problema y se depositan, junto con el
indicador, en un erlenmeyer. Con la llave cerrada, se llena la bureta con la solución titulante. A
continuación se abre la llave y se hace gotear sobre el erlenmeyer. Cuando el indicador cambia de
color, indicando que se ha alcanzado el punto de equivalencia, la bureta indica que se han
consumido 30 mL. Calcular la concentración molar de la solución problema.
Solución: Para realizar los cálculos, lo primero que necesitamos es conocer la ecuación química del
proceso que tiene lugar. Como sabemos que se trata de una reacción entre un ácido y una base, nos
es muy fácil predecir la reacción que tiene lugar porque sabemos que los productos van a ser agua y
una sal. Por lo tanto, la ecuación molecular será:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
A partir del volumen de solución de NaOH y su molaridad, podemos calcular el número de moles
de base que reaccinan:
NºdemolesdeNaOH = 0,030Lx
, = 0,015mol
El número de moles de H2SO4 que reaccionan con 0,015 moles de NaOH podemos conocerlo a
partir de la información que nos proporciona la ecuación del proceso:
nºmolesdeH! SO# = 0,015molNaOHx
1moldeH! SO#
= 0,0075molH! SO#
2molNaOH
Conociendo las moles de ácido que reaccionan y el volumen colocado, podemos conocer su
concentración:
0,0075,-.
&á()*+ = = 0,375&
0,020/
MATERIALES NECESARIOS
tubos de ensayo
piseta
pH- metro
Probeta 50 mL
Erlenmeyers de 250 mL
Doble soporte Fisher
Vaso de precipitado de 100 mL
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pipetas de 2, 5 y 10 mL
gradilla
indicador universal
buretas de 25 mL,
propipeta
embudo
soporte universal
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REACTIVOS
NaOH 0,1 M (valorada)
Vinagre blanco
Solución alcohólica de fenolftaleína al 1 % (Indicador).
Sustancias de prueba:
Detergente,
lavandina
shampoo,
gaseosa de lima-limón
jugo de limón
vinagre,
sal de mesa (NaCl)
PROCEDIMIENTO
A. CLASIFICACIÓN DE PRODUCTOS CASEROS COMO ÁCIDOS Y BASES
1. Colocar en tubos de ensayo 10 mL de las soluciones de sustancias de prueba, identificarlos
2. Medir el pH con el indicador universal y con pH- metro
3. Completar el cuadro del informe clasificándolas como ácidos o bases.
B. VALORACIÓN DEL CONTENIDO DE ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH) EN VINAGRE
1. Enjuagar la bureta con agua destilada, probar que no tenga pérdidas por el robinete o llave
2. Enjuagar con unos mL de la solución de NaOH (Titulante)
3. Llenar la bureta con la solución. Para eliminar las burbujas en la punta de la bureta dejar correr
la solución hasta la desaparición de las burbujas
4. Completar con solución titulante por encima del cero y luego enrasar teniendo en cuenta
hacerlo con la graduación a la altura de los ojos y que el menisco quede justo sobre la marca del
cero.
5. Colocar en un pie universal el doble soporte Fisher y fijar la bureta a él.
6. Medir con pipeta 2 mL de vinagre y colocarlos en un erlenmeyer de 250 mL
7. Agregar 50 mL de agua destilada (es para aumentar el volumen de líquido y percibir así mejor
el cambio de color) y 2 ó 3 gotas de fenolftaleína.
8. Colocar un papel blanco debajo del erlenmeyer para poder observar el cambio de color del
indicador con más nitidez.
9. Comenzar a agregar gota a gota la solución de NaOH, manipulando con la mano izquierda el
robinete o llave de la bureta, y con la mano derecha sostener el cuello del erlenmeyer agitando
continuamente
10. Cuando la solución tome color rosado persistente por 30 segundos, detener el goteo, cerrando
la llave del robinete de la bureta.
11. Leer el volumen de solución de NaOH gastado, en la escala de la bureta. Repetir la operación
hasta que los volúmenes gastados en dos experiencias difieran como máximo en 0,5 mL.
12. Completar el informe.
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PARTE B: ANÁLISIS FISICOQUÍMICO DE AGUAS
OBJETIVOS
1. Determinar cloruros por el método de Mohr, en muestras de agua de la canilla y agua de mar.
2. Interpretar los resultados obtenidos.
PRERREQUISITOS
1. Conocimiento del concepto de Kps y precipitación fraccionada
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Precipitación Fraccionada: Cuando en una solución se encuentran presentes dos o más iones
capaces de precipitar con un mismo reactivo, es posible separarlos aprovechando las solubilidades
diferentes de los mismos. La adición controlada y progresiva de reactivo precipitante permite la
separación en forma de sólido del compuesto menos soluble, es decir precipitará primero la sal que
satisfaga primero el valor de su Kps. La condición fundamental para la pecipitación fraccionada es
que exista una diferencia significativa entre los Kps de las sustancias que se quiere separar.
Un ejemplo de gran importancia lo constituye el Método de Mohr para la determinación de
Cloruros. En este método, la solución de cloruros provenientes del agua se titula con una solución
de AgNO3 y se agrega una pequeña cantidad de K2CrO4 como indicador. Se pueden formar dos
sales AgCl (Kps=2,8.10-10) y Ag2CrO4 (Kps = 1,9.10-12).
[
Kps
] [Cl
] , mientras que para que precipite el Ag2CrO4 se
Para que precipite AgCl se necesita Ag + =
[
necesita: Ag +
]
2
=
−
Kps
[CrO ] , por lo cual resulta evidente que la precipitación de AgCl (blanco) es
−2
4
casi total antes de que se produzca la reacción entre el exceso de Ag+ y el CrO4= para dar Ag2CrO4
de color rojo ladrillo. De este modo, la aparición de este color indica el punto final de la titulación
de precipitación del ión cloruro.
El agua debe tener un pH comprendido entre 6 y 9 para aplicar el método de Mohr
0g 2 + Cl5 → AgCl ↓ (precipitadoblanco)
2Ag 2 + CrO#5! → Ag ! CrO# ↓↓ (precipitadorojoladrillo)
MATERIALES NECESARIOS
Probeta de 100 mL
Erlenmeyers de 250 ml
Piseta
Doble soporte Fisher
Embudo
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buretas de 25 ml
pipetas de 5 ml
propipeta
pie universal
vaso de precipitado de 100 mL
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REACTIVOS
AgNO3 0,1 M (valorada)
NaHCO3 10% m/V
agua de la canilla
K2CrO4 al 5% m/V
CH3COOH (ácido acético) al 5% m/V
agua de mar
PROCEDIMIENTO
1. Medir con probeta 100 mL de agua de la canilla, colocarla en erlenmeyer de 250 mL
2. Si el agua está turbia, filtrar porque podría contener materias en suspensión.
3. Determinarle el pH con el pH-metro. Si el mismo no está dentro del rango 6-9, se lo lleva a esos
valores agregando gotas de NaHCO3; si se encuentra por debajo de 6 o con gotas de la solución de
ácido acético si el pH está por encima de 9.
4. Adicionar 3 gotas de solución de K2CrO4 al erlenmeyer que contiene la muestra de agua
5. Colocar la solución de AgNO3 0,1 M valorada en la bureta y armar el equipo para la titulación.
6. Agregar gota a gota, el AgNO3 al erlenmeyer hasta aparición de leve color rojizo (precipitado de
Ag2CrO4). Siguiendo las mismas indicaciones para la valoración anteriormente realizada. Anotar
mL de AgNO3 gastado
7. Repetir la técnica tomando con pipeta 2 mL de agua de mar
8. Colocarlos en una probeta y llevar a 100 mL con agua destilada
9. Colocar lo anterior en un erlenmeyer de 250 mL, determinarle el pH con el pH-metro y proceder
como muestra anterior
10. Agregar gotas del indicador K2CrO4 al erlenmeyer que contiene el agua de mar
9. Agregar gota a gota AgNO3 0,1 M como en la muestra anterior, hasta aparición de leve color
rojizo.
Preguntas:
1. Dibuje el esquema que usará en la valoración de ácido acético en vinagre, indicando el nombre de
cada reactivo y donde los coloca
2. ¿Qué indicador usa en el método de Mohr y cómo vé el punto final?
3. ¿Qué condiciones debe cumplir el agua para determinar cloruros (Cl-)
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CÁTEDRA: QUÍMICA
INFORME DE LABORATORIO Nº 6
TEMA: PARTE A: pH y VALORACIÓN ÁCIDO BASE (NEUTRALIZACIÓN)
APELLIDO Y NOMBRE : ..........................................................
FECHA ....../....../.....
COMISIÓN: .......................
RESULTADO:....................
1. Completar el cuadro clasificando las sustancias del punto A como ácidos o bases. Ordenarlas
desde la más ácida a la más básica.
Sustancia de prueba
Color
pH
Clasificación
Detergente
Lavandina
Sal de mesa
Jugo de limón
Vinagre
Shampoo
Gaseosa de lima-limón
2. Completar la tabla siguiente con los resultados obtenidos del punto B
a.
Experiencia 1
Experiencia 2
[NaOH] M
Volumen de vinagre (mL)
Volumen NaOH gastado (mL)
b. Realizar el esquema del equipo empleado. Nombrando todos los materiales y las soluciones
colocadas en la bureta y en el erlenmeyer.
c. Calcular la M y % m/V de la solución de ácido acético (CH3COOH)
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CÁTEDRA: QUÍMICA
INFORME DE LABORATORIO Nº 6
TEMA: PARTE B: ANÁLISIS FISICOQUÍMICO DE AGUAS
APELLIDO Y NOMBRE : ..........................................................
FECHA ....../....../.....
COMISIÓN: .......................
RESULTADO:....................
DETERMINACIÓN DE CLORUROS
1.
CON AGUA POTABLE
CON AGUA DE MAR
Exp 1
Exp 2
Exp 1
Vol Agua potable (mL)
Vol Agua de mar (mL)
[AgNO3] M
[AgNO3] M
Indicador
Indicador
Vol. AgNO3 gastado
(mL)
Vol. AgNO3 gastado
(mL)
[NaCl] M
[NaCl] M
-
Conc Cl como NaCl en
ppm (mg/L).
Exp 2
Conc Cl- como NaCl
en ppm (mg/L).
2.- Reacciones químicas:
.........................................................................................................................................................
.................................................................................................................................................
3.- Observaciones realizadas durante el ensayo:
.......................................................................................................................................................
.......................................................................................................................................................
4. Cálculos realizados para determinar [NaCl] y ppm (mg/L) de NaCl en agua potable y en agua de
mar.
5. Conclusiones :
................................................................................................................................................................
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