lunes, 12 de marzo de 2012

PRACTICA 5: "NEUTRALIZACION ÁCIDO-BASE Y USO DE INDICADORES"




UNIVERSIDAD 
AUTÓNOMA METROPOLITANA

QUÍMICA  ANALÍTICA Nº 1

KAREN JESSICA PACHECO PIÑA

DRA.LOPEZ DIAZ GUERRERO NORMA EDITH

GRUPO: BE52

PRÀCTICA Nº 5

"neutralizacion ácido- base. uso y elección de indicadores


INTRODUCCION:

“NEUTRALIZACION ACIDO-BASE. USO Y ELECCION DE LOS INDICADORES.

Soluciones e indicadores para titulaciones acido-base.

Las soluciones patrón que se emplean en las titulaciones de neutralización son ácidos o base fuertes ya que estas sustancias reaccionan mas completamente con el analito que las correspondientes especies débiles, de manera que se obtienen puntos finales mas definidos.Las soluciones patrón de ácidos se preparan por dilución de ácidos clorhídrico, perclórico, o sulfúrico concentrado.
Las soluciones patrón alcalinas por lo general se preparan a partir de hidróxido de sodio o potasio solidos y ocasionalmente de hidróxido de bario.( Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico; 1995.)1




Indicadores de neutralización

Existen sustancias cuyo color en soluciones depende del PH de la misma.              (Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2
Muchas sustancias naturales y sintéticas presentan colores que dependen de PH de las soluciones en que se disuelven. Algunas de estas sustancias, que se han utilizado por siglos para indicar la acidez o alcalinidad del agua, aun se emplean como indicadores acido-base.
Un indicador acido-base es un acido o una base orgánicos débiles cuya forma no disociada tiene un color diferente al de su base  o acido conjugado. Como por ejemplo, el siguiente equilibrio describe el comportamiento de un indicador acido, HIn , típico:

HIn + H2O ---------------- In- + H3O+
color acido                                      color basico

En este caso, la disociación del indicador se acompaña de cambios en su estructura interna y un concomitante cambio de color. El equilibrio para un indicador básico In, es:

In + H20 ------------------ InH+ + OH-
color básico                                  color acido
( Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico; 1995.)1.
En el primer caso el indicador (que puede ser de constitución iónica o molecular) se comporta como un acido débil que por disociación de un anión In- y un ion hidronio.
En el segundo caso, el indicador actúa como una base débil capaz de combinarse con iones hidronio formando el acido conjugado de aquella.( Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2

En cada caso, las dos especies participantes en el equilibrio difieren una de otro por su color. En una solución dada, depende del PH el que predomine una especieu otra y, por lo tanto, un color u otro. Así en el primer ejemplo anterior, HIn será el constituyente predominante en soluciones fuertemente acidas, siendo responsable del “color acido” de este indicador, mientras que In- representa su “color básico”.

En el segundo ejemplo, la especie In predominara en soluciones básicas, siendo responsable del “color básico” del indicador, mientras que HIn+ constituirá su “color acido”.
Las constantes de equilibrio de las reacciones anteriores toman la forma:
Ka = {H3O+} {In-}
              {HIn}

Kb = {InH+} {OH-}
               {In}
El color de un indicador, varia en efecto según el PH del medio en que esta disuelto. La experiencia pone de manifiesto que el cambio de color o viraje, tiene lugar gradualmente, abarcando como regla general u intervalos de PH de unas 2 unidades.
La capacidad del ojo humano para diferenciar matices no es muy aguda, y por lo tanto tiene que existir como mínimo en la solución algo así como una decima parte del indicador en una de las formas para que el observador pueda apreciar una modificación de matiz del color de la otra. ( Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2
El ojo humano es poco sensible a las diferencias de color en soluciones que contienen una mezcla de In- y HIn, en particular cuando la reacción {In-}{HIn} es poco mas  de 10 o menor que 0.1. Como consecuencia, para el observador común, el color que imparte a una solución n indicador típico parece cambiar rápidamente solo dentro de las relaciones de concentración que están entre 10 y 0.1. A valores, mayores o menores, para el ojo humano el color prácticamente se vuelve constante e independiente de esta relación.
El indicador aproximado de PH para la mayoría de los indicadores es cercano a Pka +- 1.( Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico; 1995.)1


Variables que influyen en el comportamiento de los indicadores

El PH al cual cambia de color un indicador depende de la temperatura y fuerza iónica, así como la presencia de disolventes orgánicos y de partículas coloidales. Algunos de estos efectos en particular pueden ocasionar que el intervalo de transición cambie por una o más unidades de PH.

TIPOS DE INDICADORES DE NEUTRALIZACION

Existen indicadores que presentan intervalos de viraje  alrededor de cualquier valor del PH. 

Grupo de ftaleinas: La mayor parte de los indicadores de este grupo son incoloros en soluciones moderadamente ácidas y coloreados en medio alcalino. En soluciones fuertemente alcalinas estos colores tienden a desvanecerse lentamente, lo cual, para algunas aplicaciones, no deja de ser un inconveniente.

Grupo de los indicadores azoicos: Muchos de los indicadores que son azo-compuestos presentan, al aumentar la basicidad, un viraje del rojo al amarillo. Los compuestos mas conocidos de esta clase, que difieren entre si en el color y en el intervalo de PH en el que tiene lugar el viraje.  (Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.)2



OBJETIVOS:

a) Conocer los diferentes patrones primarios que se utilizan en volumetría acido-base.
b) Conocer el empleo correcto de los indicadores acido-base.
c) Determinar la acidez en:
1° Leche
2° Jugo de naranja
3° Tabletas de aspirina


MATERIAL

*1bureta de 50ml
*1 soporte universal
*1 pinza para bureta
*3 matraces Erlenmeyer de 250 m
*3 pipetas de 10 ml
*1 propipeta
*1 peseta con agua destilada
*2 vasos de precipitado de 250 ml
*1 pipeta Pasteur
*1 probeta de 10 ml
*1 embudo
*1 parrilla con agitación
*1 balanza analítica
*4 matraces aforados de 100ml
*1 espátula
*1 pinza de disección
*1 mortero con pistilo
*4 frascos con gotero


REACTIVOS Y DISOLUCIONES

1.- Anaranjado de metilo al 0.10%
2.- fenolftaleína al 0.10%
3.- Azul de bromotimol al 0.040%
4.- acido clorhídrico 0.1000 M
5.- NaOH 0.1000 M libre de carbonatos
6.- Ácido acético 0.1000
7.- Muestras problema por equipos:
a) 40ml de leche
b) 100ml de jugo de naranja
c) 4 tabletas de aspirina


PROCEDIMIENTO:

VALORACIÓN DE LA DISOLUCIÓN DE ACIDO CLORHÍDRICO

A) Pesamos aproximadamente 0.5300 g de Na2CO3. Colocamos 50ml de agua en  matraz aforado de 100 ml y vertimos poco a poco el Na3CO3 en el matraz. Después de que disolvimos  el carbonato, agregamos agua destilada hasta aforarlo y mezclamos la disolución.Colocamos en el matraz Erlenmeyer de 250 ml una alícuota de 10.0 ml de esta disolución, 20 ml de agua destilada y dos gotas de naranja de metilo (pkind=3.5). Llenamos la bureta con la disolución de HCl y dimos inicio a la titulación. Adicionamos lentamente el HCl sobre la disolución de carbonato y se agito vigorosamente. El indicador presenta el color amarillo pero cuando llega al punto final de la titulación cambia a color naranja ligeramente rosado (canela). Obtuvimos la lectura del consumo de HCl hasta que el color canela permaneciera durante 1 min en la disolución. Se repitió todo el procedimiento con una alícuota de Na2CO3. La estequiometria de la reacción es:

                                            Anaranjado de metilo
Na2CO3 (ac)  +  2HCl (ac) ------------------------  H2CO3  +  NaCl (ac)

 IMAGEN 1: Se observa la forma en la que al colocarle a la solucion de carbonato de sodio 2 gotas de indicador anaranjado de metilo la solucion tomo una coloracion amarilla.

 
IMAGEN 2:Se observa la coloracion que la solucion de carbonato de sodio con indicador anaranjado de matilo, tomo despues de ser titulada.

B)  Colocamos en un matraz Erlenmeyer 10.0 ml de la disolución de Na2CO3 (patrón primario) 20 ml de agua destilada y dos gotas de la solución de fenolftaleína. Se titulo con la disolución de HCl y la agregamos lentamente sobre la disolución de carbonato y agitamos vigorosamente después de cada adición.  Se sabe la la disolución de carbonato-fenolftaleína es de color rosado, cuando llega al puto de la titulación cambia a incoloro. Cuando este color permaneció durante un minuto obtuvimos la lectura del consumo de HCl. Hicimos por duplicación la titulación. Consideramos la estequiometria de la reacción:

                                  fenolftaleina
Na2CO3 (ac)  + HCl ------------------- HCO3-  +  2NaCl (a)


 IMAGEN 3: Se observa la forma en la que la solucion de carbonato de sodio junto con el indicador fenolftaleina tomo una coloracion rosa claro.



VALORACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO

a) Colocamos en un matraz Erlenmeyer de 250 ml, una alícuota de 10 ml de la disolución de ácido acético, 40.0 ml de agua destila y 2 gotas de fenolftaleína (pKind=9.3). Titulamos con la disolución de NaOH que valoro en el punto anterior  8patron secundario). El punto final fue cuando predominara el color rosa durante un minuto. Se hizo la duplicación por titulación.

b) Hicimos lo mismo que en el inciso a), pero empleamos el indicador azul de bromotimol (pkind=7.0). Obtuvimos el punto final cuando la disolución cambiara de amarillo a azul. Se hizo duplicado de la titulación.

 IMAGEN 4:Se observa la forma en la que la sollucion de acido acetico con indicadores de fenolftaleina y azul de bromotimol tomo antes de la titulacion.


c) Se repitió lo mismo que el inciso a), pero empleamos el indicador anaranjado de metilo (pkind=3.5). Se obtuvo el punto final cuando la disolución cambio de roja a amarilla. Se hizo duplicado de la titulación. 


IMAGEN 5:Se observa la forma en la que la solucion de acido acetico con el indicador anaranjado de metilo tomo antes de llevar acabo la titulacion.

Consideramos la reacción:

CH3COOH(ac) + OH- (ac) -----------------------------------    CH3COO-(ac) + H2O

Aplicaciones

 DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ TOTAL EN UNA MUESTRA DE LECHE

Colocamos en un matraz Erlenmeyer de 100ml, 10.0ml de leche (Nutríleche) y 4 gotas de fenolftaleína al 0.10 %. Titulamos la acidez con el NaOH hasta que el color sosa de la disolución permaneciera durante 1 minuto. Se repitió el procedimiento. Se considero la reacción:

CH3-CH(OH)COOH (ac) + -OH (ac)  ------------------  CH3-CH(OH)COO-ac) + H2

 IMAGEN 6:Se observa la forma en la que al colocar la muestra de leche en el matras con 3 gotas de indicador de fenolftaleina esta paso de una coloracion blanca a tomar un color rosado.


DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ TOTAL DE LA MUESTRA DE JUGO DE NARANJA

Filtramos el jugo de naranja para eliminar solidos. En un matraz aforado de 100ml. Se coloco 50ml del filtrado y le adicionamos agua destilada y se coloco en un matraz Erlenmeyer 20 ml de la disolución anterior y 3 gotas de fenolftaleína al 0.10% . Iniciamos la titulación, adicionamos gota a gota la disolución valorada de NaOH asta que el color naranja de la disolución permaneciera durante un minuto. Se repitió este procedimiento.

Acido cítrico (ac) +3Na -OH (ac)     ----------------------  Citrato de sodio(ac) + 3H2


IMAGEN 7:Se observa la forma en la que la muestra de naranja despues de ser titulada áso de una coloracion amrilla a una naranja.

DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ DE ACIDO ACETILSALICÍLICO EN TABLETAS (ASPIRINA)

Como el ácido acetilsalicílico en un poco insoluble en agua se agrega NaOH, el exceso de NaOH que no reacciona con el ácido  se retratillo con la disolución de HCl.

Pesamos en una balanza analítica, de manera individual, 4 tabletas de aspirina y anotamos la más de cada una de las pastillas. Se pulverizaron las pastillas en el mortero y del polvo obtenido se peso 0.300 gramos y lo colocamos en un matraz Erlenmeyer de 250 ml. Adicionamos 75.0 ml de NaOH y calentamos la disolución el la parrilla y la mantuvimos en ebullición durante 10 min, retiramos el matraz de la parrilla con el propósito de enfriar la disolución. Agregamos 50.0ml de agua destilada y 3 gotas de fenolftaleína al 0.10%, agitamos la disolución y procedimos a titular la muestra con HCl hasta que la disolución  cambiara el color rosa a incoloro. Repetimos el procedimiento.

Las reacciones que se verificaron son:

*Acido acetilsalicilico =C9H8O4

C9H8O4 + 2 NaOH(nec+ exeso)  -------------------  CH3COONa + C6H4(OH)COONa
                                                       
*nec =necesario

NaOH(exeso) + HCl --------------------- H2O + NaCl


IMAGEN 8:Se observa la forma en la que la solucion preparada con polvo de tabletas de aspirina + hidroxido de sodio + agua destila y 2 gotas de fenolftaleina, tomo al agregarle el indicador de manera que una vez titulada la solucion se esperaba una coloracion incolora.

RESULTADOS:

En base a la practica realizada se obtuvieron una serie de deducciones las cuales nos permitieron llevar acabo la realización de los siguientes cálculos para preparar las siguientes soluciones obteniendo que:

1º Solución de acido clorhídrico 0.1000 M en 100ml

C1 V1= C2 V2

V1= C2 V2(0.1M) (100ml) = 10ml
         C1                 1 M
V1 = 10 ml

 2º Solución de acido acético 0.1000 M en 100 ml.

C1 V1= C2 V2

V1= C2 V2(0.1M) (100ml) = 10ml
         C1                 1 M
V1 = 10 ml

3º 100 ml de una solución de Hidróxido de sodio (NaOH) 0.10 M en 100ml

PM = 40 g/mol

0.1 L  X  0.1 mol       =  0.01 mol   X     40 g    = 0.4 g de NaOH
                1 L                                        1 mol

Posteriormente una vez que llevamos acabo la realización de los cálculos necesarios para la preparación de dichas soluciones continuamos a pasar a la realización de la segunda parte de la práctica la cual consistió en:

*Valoración de una solución  de Acido clorhídrico (HCl).

*Se colocaron  10ml de la solución de carbonato de sodio en un matraz Erlenmeyer de 250ml, junto con 20ml de agua destilada y 2 gotas de anaranjado de metilo. Se comenzó la titulación con una solución patrón de HCl hasta obtener una coloración naranja ligeramente rosado (canela) ya que antes de agregarle a la solución de carbonato de sodio con el indicador presentaba inicialmente una coloración amarilla.

*Se colocaron  10ml de la solución de carbonato de sodio en un matraz Erlenmeyer de 250ml, junto con 20ml de agua destilada y 2 gotas de fenolftaleina. Se comenzó la titulación con una solución patrón de HCl hasta obtener una coloración incolora ya que antes de agregarle a la solución de carbonato de sodio con el indicador presentaba inicialmente una coloración rosa.


Indicador
Volumen inicial de la solución
Volumen gastado de HCl durante la titulación
Coloración obtenida
Anaranjado de metilo
30ml (10ml de Na2CO3 + 20 H20)
9.8 ml HCl
Amarillo- canela
Fenolftaleína
30ml (10ml de Na2CO3 + 20 H20)
5.7 ml HCl
Rosa - incoloro

Tabla 1: Se observa el volumen gastado de HCl durante la titulación así como los 2 tipos de indicadores utilizados, obteniendo coloraciones distintas.

*Valoracion de una solución de acido acético (CH3COOH).

*Se colocaron 10ml de solución de acido acético en un matraz de 250ml  con 40ml de agua destilada y dos gotas de fenolftaleína. Se comenzó la titulación con una solución patrón de NaOH hasta obtener una coloración rosa ya que antes de agregarle a la solución de acido acético con el indicador presentaba inicialmente una coloración incolora.

* Se colocaron 10ml de solución de acido acético en un matraz de 250ml  con 40ml de agua destilada y dos gotas de azul de bromotimol. Se comenzó la titulación con una solución patrón de NaOH hasta obtener una coloración azul ya que antes de agregarle a la solución de acido acético con el indicador presentaba inicialmente una coloración amarilla.

* Se colocaron 10ml de solución de acido acético en un matraz de 250ml  con 40ml de agua destilada y dos gotas de anaranjado de metilo. Se comenzó la titulación con una solución patrón de NaOH hasta obtener una coloración amarilla ya que antes de agregarle a la solución de acido acético con el indicador presentaba inicialmente una coloración roja .

Indicador
Volumen inicial de la solución
Volumen gastado de NaOH durante la titulación
Coloración obtenida
Fenolftaleina
50 ml (10ml CH3COOH + 40ml agua)
*9.3 ml de NaOH
*9 ml de NaOH
Incolora- rosa
Azul de bromotimol
50 ml (10ml CH3COOH + 40ml agua)
*9.4 ml de NaOH
*9.1 ml de NaOH
Azul - amarillo
Anaranjado de metilo
50 ml (10ml CH3COOH + 40ml agua)
*3.2 ml de NaOH
*3 ml de NaOH
Rojo - amarillo

Tabla 2: Se observa el volumen gastado de NaOH durante la titulación por duplicado en el uso de los diferentes indicadores.

*Determinación de la acidez total de una muestra de leche.

Se colocaron  10ml de leche en un matraz de 250ml con 4 gotas de fenolftaleína. Se comenzó la titulación con solución de NaOH hasta obtener una coloración rosa y esta permanezca constante durante un minuto. Al os 10 ml de la titulación la solución comenzaba a tener una coloración ligeramente rosada y finalmente a los 22 ml de NaOH gastados la solución tomo un color mas rosa el cual se mantuvo durante un minuto constante lo que indico que habíamos llegado al punto final de la titulación.

Indicador
Volumen inicial de la solución
Volumen gastado de NaOH durante la titulación
Coloración obtenida
Fenolftaleína
10 ml (10ml de leche + 2 gotas de indicador)
22ml de NaOH
Blanco - rosa

Tabla 3: Se observa el volumen gastado de NaOH durante  la titulación de la leche así como el indicador empleado y la coloración que presento la leche antes y después de ser titulada.

*Determinación de la acidez de una muestra de jugo de naranja

*Se colocaron 20ml del filtrado de naranja + 3 gotas de fenolftaleína en un matraz de 250ml. Se comenzó la titulación con solución de NaOH hasta obtener una coloración naranja ya que al inicio la solución tenia una coloración amarilla.



Indicador
Volumen inicial de la solución
Volumen gastado de NaOH durante la titulación
Coloración obtenida
Fenolftaleina
20ml (20ml de filtrado de naranja + 3 gotas de indicador)
22 ml de NaOH
Amarillo -naranja

Tabla 4: Se observa el volumen gastado de NaOH durante la titulación de la muestra de naranja con el indicador y la coloración que presento la solución antes y después de la titulación.

*Determinación del acido salicílico en tabletas de aspirina.

*Se coloco en un matraz Erlenmeyer de 250 ml una muestra de 0.300g del polvo obtenido de pulverizar las 4 tabletas de aspirina las cuales obtuvieron pesos distintos, con 75 ml de NaOH ya que el acido salicílico es poco soluble en agua, y se calentó la solución en la parrilla durante 10min hasta ebullición y luego se retito con el propósito de enfriar la solución, y una vez enfriada la solución se agrego 5ml de agua destilada + 3 gotas de fenolftaleína. Se comenzó la titulación con solución de HCl hasta que la solución tomara una coloración incolora ya que inicialmente antes de agregar la solución patrón tenia un color rosa.

Indicador
Volumen inicial de la solución
Volumen gastado de HCl durante la titulación
Coloración obtenida
Fenolftaleina
125ml (75ml de NaOH + 50 de agua)
37.7 ml de HCl
Rosa -incoloro

Tabla 5: Se observa el volumen gastado de HCl durante la titulación de la muestra de tabletas de aspirina con el indicador y la coloración que presento la solución antes  y después de la titulación.

A los 34.5 ml gastados de HCl  el color rosa intenso que tenia la solución fue desvaneciendo poco a poco obteniendo una coloración menos concentrada.

De manera general se observa que las coloraciones presentadas en cada una de las determinaciones se debe a que en cada solución se alcanzo el punto de neutralización o bien el punto final de la titulación el cual se ve reflejado en un cambio de color distinto al que toma la solución inicialmente.

PROPIEDADES FISICOQUIMICAS DE LOS REACTIVOS

*Fenolftaleína

La fenolftaleína es un compuesto químico organico, que se obtiene de la reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3),en presencia de H2SO4. Es un liquido blanco o incoloro; sus cristales son incoloros y es insoluble en hexano solido. En química se utiliza como indicador de PH que en soluciones acidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna de color rosa.

*Naranja de metilo

Es un colorante azoderivado, con un cambio de color de rojo  a naranja-amarillo entre PH 3.1 y 4.4. El nombre del compuesto químico del indicador es sal sódica de acido sulfonico de 4- dimetilamina azobenceno.

*Azul de bromotimol

Se utiliza para valorar soluciones en las que ahya una sustancia acida o básica en cantidad desconocida. La propiedad de estas sustancias es que al cambiar de color con el PH cuando añadimos una disolución acida de concentración conocida sobre una básica de concentración desconocida el PH va cambiando.
El azul de bromotimol que cambia de amarillo a azul entre PH de 6.2 y 7.6.

*Carbonato de sodio

Es una sal blanca y translucida asociada entre otras cosas en la fabricación de vidrio y jabón. Es usado para tostar el cromo y otros extractos y disminuye el contenido de azufre y fosforo de la fundición y del acero. Se utiliza en procesos en los que hay que regular el PH en diferentes soluciones.
Apariencia= polvo blanco incoloro
Punto de fusión = 851 º C
Masa molecular =106 g/mol
Estabilidad = siempre estable

 REPORTE DE LA PRÁCTICA

 Determinación de la acidez en la leche:

*Volumen de la alicuota de la leche = 10ml de leche
*Consumo de NaOH = 22ml de NaOH gastados

Determinación de la acidez en jugo de naranja

*Volumen de la alícuota de naranja empleado = 20ml de filtrado de naranja
*Volumen del jugo de naranja =50 ml de jugo de naranja
*Factor de dilución = agua destilada
*Consumo de NaOH = 22 ml de NaOH gastados

Determinación del acido acetilsalicílico

*Numero de tabletas empleadas = 4 tabletas de aspirina
*Masa total de las tabletas

1º 0.6045g
2º 0.6035g
3º 0.6045g
0.6056g
    2.4181 g totales

*Masa de tabletas utilizadas en la titulación= 0.300 g
*Volumen adicionado de NaOH = 75 ml
*Consumo de HCl = 37.7ml gastados de HCl.



DISCUSIÓN

De acuerdo a los resultados obtenidos podemos decir que las soluciones patrón que se emplean en las titulaciones de neutralización pueden ser ácidos o bases fuertes como; el HCl o NaOH ya que reaccionan mas completamente con el analito de manera que se obtienen puntos finales mas definidos como fue en este caso. Al hacer la valoración del acido clorhídrico con la preparación de una solución de carbonato de sodio, donde se llevo acabo la titulación correspondiente a la valoración del acido clorhídrico a partir de los indicadores conocidos como fenolftaleína, esta es un compuesto orgánico que se utiliza como un indicador de PH que es incoloro en soluciones moderadamente acidas y en presencia de bases se torna color rosa, como fue en este caso ya que al estar en contacto el indicador de fenolftaleína con la solución de carbonato de sodio que es una solución alcalina, que tomo una coloración rosa y al irle adicionando poco a poco disolución de HCl el color fue desvaneciendo lentamente hasta llegar a un color totalmente incoloro a los 5.7 ml de HCl gastados. Posteriormente realizamos la misma valoración del acido clorhídrico pero en este caso utilizamos como indicador, aquel acido o base orgánicos débiles cuya forma disociada tiene un color diferente a su forma conjugada, en este caso fue el anaranjado de metilo, que es un colorante con un cambio de color de rojo a amarillo que esta entre un PH de 3.2 y 4.4, pero aquí la solución de carbonato de sodio con el indicador anaranjado de metilo inicialmente tomo una coloración amarilla, que se fue desvaneciendo al irle agregando poco a poco solución de HCl hasta que llego a una coloración naranja ligeramente rosado es decir una coloración canela, de manera que por medio de estos indicadores se llevo acabo la respectiva valoración del acido clorhídrico, es decir la valoración que corresponde a un acido fuerte, la cual para llevarla acabo es preciso seleccionar los indicadores correctos, ya que existen variables que pueden influir en el comportamiento del indicador como son la temperatura, la concentración del electrolito, la presencia de disolventes orgánicos y la presencia de partículas coloidales.
De igual manera la valoración de una solución de acido acético a partir de la preparación de una solución de acido acético con agua destilada y utilizando tres tipos de indicadores de PH los cuales fueron, fenolftaleína, azul de bromotimol y anaranjado de metilo, donde el azul de bromotimol se utiliza para valorar soluciones en las que hay una sustancia acida o básica que cambia de amarillo a azul entre PH de 6.2 y 7.6, en donde el cambio de color se debe a que se ha alcanzado el punto final de la titulación es decir de una volumetría de neutralización. Durante la titulación con fenolftaleína  se utilizo un volumen de 9.3 ml de NaOH gastados para que la coloración cambiara de incoloro a rosa al alcanzar el punto final de la titulación es decir, al alcanzar el punto de neutralización de la solución, durante la titulación con azul de bromotimol se utilizo un volumen de 9.4 ml de NaOH en la primera valoración y de 9.1 ml de NaOH gastados en la segunda valoración de manera que se pudiera comprobar que los mililitros gastados en ambas valoraciones entraban dentro del mismo rango de 9 a 10. Finalmente durante la valoración del acido acético con anaranjado de metilo se utilizo un volumen e 3.2ml de NaOH, para que cambiara totalmente el color de  amarillo a canela durante al primera valoración realizada y durante la segunda se obtuvo un volumen de 3ml de NaOH gastados de manera que ambas valoraciones se encuentran en un rango de 3 a 4.
La acidez de la leche recientemente ordeñada se debe a PO3-, CO32-, caseína, citrato y albumina. El acido láctico se forma durante el agriado de la leche para la acción de organismos del grupo láctico de estreptococos y lactobasilos sobre la lactosa. La leche fresca tiene valores de PH entre 6.6 a 4.3 por lo que de acuerdo a los resultados obtenidos durante la determinación de la acidez de una muestra de leche (nutrileche) que se llevo acabo a partir de la titulación de una muestra de 10mml de leche con 4 gotas de fenolftaleína obteniendo que a los 10ml de NaOH agregados el color incoloro que tomo  la solución antes de agregarle la solución de NaOH comenzó a tomar una coloración ligeramente rosada y posteriormente a los 22ml de NaOH gastados el color cambio totalmente a rosa manteniéndose este constante lo que indicaba que se había llegado al punto de neutralización correspondiente a dicha solución es decir se había alcanzado el PH que indicaba el punto de acidez total de la leche. Posteriormente se llevo acabo la determinación de la acidez de una muestra de naranja en donde se preparo una solución con 20ml de filtrado de naranja + 3 gotas de fenolftaleína, que tomo inicialmente una coloración amarilla y al alcanzar el punto de acidez de la muestra este se viera reflejado por un cambio de color de amarillo a naranja lo cual sucedió a los 22ml de NaOH gastados lo que indico que la muestra de naranja alcanzo su punto máximo de acidez es decir la solución se neutralizo a un PH acido.
Finalmente se realizo la determinación del acido acetilsalicilico en tabletas de aspirina, en donde el acido salicílico es poco soluble en agua razón por la cual se disolvió la muestra en una solución de NaOH de concentración y volumen conocido y el exceso de NaOH que no reacciono con el acidosalicilico contenido en las tabletas de aspirina se retitulo con HCl hasta que la solución preparada partir de 0.300g del polvo obtenido de triturar 4 tabletas de aspirina cada una con un peso diferente + 75ml de NaOH + agua destilada y 3 gotas de fenolftaleína que tomo una coloración inicial de color rosa intenso y al llegar a la determinación del acidosalicilico en tabletas de aspirina por medio de una titulación se observo que a los 34.5 el color había disminuido su concentración de manera que a los 37.7 ml gastados de HCl la solución cambio a un color totalmente incoloro por lo que se determinar la presencia del acidosalicilico en tabletas de aspirina.
De manera general de acuerdo al procedimiento realizado obtuvimos que en cada una de las diferentes determinación que se llevaron acabo  loas puntos de neutralización se alcanzaron a diferentes PH los cuales se vieron reflejados por un cambio de coloración en las soluciones preparadas.

CONCLUCION

En base a los resultados anteriormente presentados podemos concluir que se pudieron conocer los diferentes patrones primarios que se emplean en las titulaciones de neutralización que pueden ser ácidos o base fuertes ya que estas sustancias reaccionan mas completamente con el analito de manera que se obtienen puntos finales mas definidos, como la solución empleada de HCl (acido fuerte) y la solución de NaOH (base débil). Existen sustancias en solución que dependen del PH de la misma; un indicador acido-base es un acido o una base orgánica débil cuya forma no disociada tiene un color deferente al de su base o acido conjugado:
HIn + H2O ---------------- In- + H3O+
color acido                                      color básico

In + H20 ------------------ InH+ + OH-
color básico                                  color acido
En cada caso las dos especies participantes en el equilibrio difieren una de otra por su color. Se logro conocer el empleo correcto de los indicadores acido-base como la fenolftaleína, azul de bromotimol y anaranjado de metilo los cuales inicialmente toman una coloración que los identifica uno del otro al estar en contacto con una solución acida o básica. Finalmente se concluye que a partir de las respectivas valoraciones realizadas de acido clorhídrico y acido acético se llevo acabo la determinación de la acidez en una muestra de leche, naranja y en tabletas de aspirina, obteniendo resultados satisfactorios en las titulaciones realizadas ya que el cambio de color de cada una de las soluciones preparadas nos permitió poder observar el cambio de coloración  que se presentaba en la solución, lo cual indico que se había llegado al punto final de la titulación es decir la solución patrón empleada reacciono completamente con el analito para dar a conocer por medio de un cambio de color debido al indicador empleado que se había lanzado el punto de neutralización de la solución correspondiente.



BIBLIOGRAFIA
1: Skoog Douglas A., West Donald M. y Holler F.James; QUIMICA ANLITICA; Editorial McGRAW-HILL/INTERAMERICANA DE MEXICO, S.A de C.V.; Sexta edición; Mexico; 1995.
2: Skoog Douglas A. y West Donald M.; INTRODUCCION A LA QUIMICA ANALITICA; Editorial Reverte, S.A; España;1980.































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