Manual de Laboratorio de Química Analítica PRÁCTICA 4: DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO EN UNA MUESTRA DE VINAGRE BLANCO INTRODUCCIÓN El vinagre blanco es una solución de ácido acético obtenida por fermentación. El análisis se basa en una titulación acido-base, utilizando hidróxido de sodio para neutralizar. INVESTIGAR PARA EL FUNDAMENTO TEÓRICO Se deben revisar los siguientes conceptos: análisis volumétrico, equilibrios y reacciones de ácidos y bases, estandarización de soluciones, patrón primario y secundario, indicadores acido-base, tratamiento estadístico de datos experimentales, elaboración industrial de vinagre. MUESTRA Cada estudiante debe traer un frasco pequeño de vinagre blanco comercial. Debe asegurarse que la etiqueta indique la concentración. En su cuaderno debe anotar la marca del vinagre utilizado y la concentración que indica la etiqueta. PROCEDIMIENTO PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE NaOH DE CONCENTRACIÓN APROXIMADA 0,1 mol/L. El hidróxido de sodio NO ES UN PATRÓN PRIMARIO, por lo tanto la solución se debe estandarizar contra un patrón primario, o contra una solución patrón secundario. -

Pese aproximadamente 4,0 g de hidróxido de sodio en una balanza (NO UTILICE LA BALANZA ANALÍTICA) Coloque aproximadamente 500 mL de agua destilada en un balón volumétrico de 1,00 L Agregue (¡con cuidado!) el hidróxido de sodio que pesó. Agite suavemente hasta disolver el sólido Una vez disuelto, complete con agua destilada hasta la marca de aforo. Coloque la tapa y mezcle bien, invirtiendo el balón al menos veinte veces, para asegurar una homogenización completa. Transfiera esta solución a un recipiente de vidrio con tapa plástica. NUNCA GUARDE UNA SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO EN FRASCO CON TAPA DE VIDRIO PUES PUEDE “SELLARSE” LA TAPA

PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE ÁCIDO CLORHIDRICO DE CONCENTRACIÓN APROXIMADA 0,1 mol/L. El ácido clorhídrico NO ES UN PATRÓN PRIMARIO. Se presenta comercialmente en solución concentrada con una densidad aproximada de 1,12 g/mL y una concentración “en peso” aproximada de 35 % m/m. La solución se debe estandarizar contra un patrón primario. -

Tome un balón aforado de 1 litro y añádale agua destilada hasta la mitad de su capacidad. Tome aproximadamente 9,6 mL de ácido clorhídrico concentrado con una pipeta graduada y agréguelo CON CUIDADO al balón aforado. Mezcle bien con movimientos circulares.

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Complete con agua destilada hasta el aforo, tape y homogenice bien, invirtiendo el balón al menos veinte veces, para asegurar una homogenización completa.

PREPARACIÓN DEL INDICADOR FENOLFTALEÍNA -

Pese 0,5 g de fenolftaleína Disuelva en 50 mL de etanol 95 % Complete a 100 mL con agua destilada.

PREPARACIÓN DEL INDICADOR ROJO DE METILO -

Pese 0,1 g de rojo de metilo Disuelva en 60 mL de etanol 95 % Complete a 100 mL con agua destilada.

PREPARACIÓN DEL INDICADOR VERDE DE BROMOCRESOL -

Pese 0,1 g de verde de bromocresol Añada 14,4 mL de NaOH 0,10 mol/L para disolver completamente el sólido Complete a 100 mL con agua destilada.

ESTANDARIZACIÓN DEL ÁCIDO CLORHÍDRICO CON UN PATRÓN PRIMARIO: CARBONATO DE SODIO -

Seque en la estufa una muestra de carbonato de sodio para garantizar que esté libre de humedad En una fiola limpia y completamente SECA, pese en la BALANZA ANALÍTICA, 0,1 g de carbonato de sodio. (al 0,0001 g) Añada aproximadamente 25 mL de agua destilada y disuelva completamente. Añada dos gotas de rojo de metilo y tres gotas de verde bromo cresol o utilice la mezcla de indicadores ya preparada. Cure una bureta con la solución de ácido clorhídrico y llénela con la misma solución hasta la marca de “cero” de la bureta. Asegúrese que no queden burbujas de aire en la punta de la bureta. Titule una de las soluciones de carbonato de sodio hasta el punto de viraje del indicador; coloque una hoja blanca debajo de la fiola (fondo blanco) para apreciar mejor el color. Anote, en su cuaderno, el volumen obtenido. Llene nuevamente la bureta con la solución de ácido clorhídrico Titule otras dos muestras de carbonato de sodio. Anote los volúmenes obtenidos. Si las titulaciones difieren en más de 1,00 mL, realice una titulación adicional. Realice un ensayo en blanco con 25 ml de agua destilada

ESTANDARIZACIÓN DEL HIDRÓXIDO DE SODIO CON UN PATRÓN PRIMARIO: FTALATO ÁCIDO DE POTASIO

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Seque en la estufa una porción de ftalato ácido de potasio a 110 ºC durante 2 horas. Deje enfriar en un desecador. Tome tres fiolas de 250 mL limpias y secas. En cada una pese (al 0,0001 g) entre 0,3 y 0,4 g de ftalato ácido de potasio (anote este valor en su cuaderno). Añada 50 mL (aproximadamente) de agua destilada y agite suavemente para disolver (evite salpicaduras). Agregue dos o tres gotas de fenolftaleína. Cure una bureta con la solución de hidróxido de sodio y llénela con la misma solución hasta la marca de “cero” de la bureta. Asegúrese que no queden burbujas de aire en la punta de la bureta. Titule una de las soluciones de ftalato ácido de potasio hasta el punto de viraje del indicador; coloque una hoja blanca debajo de la fiola (fondo blanco) para apreciar mejor el color. Anote, en su cuaderno, el volumen obtenido. Llene nuevamente la bureta con la solución de hidróxido de sodio. Titule las otras dos muestras de ftalato ácido de potasio. Anote los volúmenes obtenidos. Si las titulaciones difieren en más de 1,00 mL, realice una titulación adicional. Realice un ensayo en blanco 35 ml de agua destilada y dos gotas de fenolftaleína.

ESTANDARIZACIÓN DEL HIDRÓXIDO DE SODIO CON UN PATRÓN SECUNDARIO: ÁCIDO CLORHÍDRICO -

Tome una alícuota (pipeta volumétrica) de 10,00 mL de ácido clorhídrico (previamente estandarizado) y colóquela en una fiola limpia Añada aproximadamente 25 mL de agua destilada Añada dos a tres gotas de fenolftaleína Cure una bureta con la solución de hidróxido de sodio y llénela con la misma solución hasta la marca de “cero” de la bureta. Asegúrese que no queden burbujas de aire en la punta de la bureta. Titule la solución de ácido clorhídrico hasta el punto de viraje del indicador; coloque una hoja blanca debajo de la fiola (fondo blanco) para apreciar mejor el color. Anote, en su cuaderno, el volumen obtenido. Llene nuevamente la bureta con la solución de hidróxido de sodio. Titule otras dos muestras de ácido clorhídrico. Anote los volúmenes obtenidos. Si las titulaciones difieren en más de 1,00 mL, realice una titulación adicional. Realice un ensayo en blanco con 35 ml de agua destilada y dos gotas de fenolftaleína.

DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO EN EL VINAGRE COMERCIAL. -

Cure un vaso de precipitados (100 mL) y una pipeta volumétrica de 25 mL con la muestra de vinagre comercial. Tome una alícuota de 25 mL y transfiérala a un balón volumétrico de 250,0 mL. Complete con agua destilada hasta el aforo. Tenga cuidado de no pasarse de la marca. Tape y mezcle bien, invirtiendo el balón al menos veinte veces, para asegurar una homogenización completa. Cure otro vaso de precipitados (100 mL) y otra pipeta volumétrica de 25 mL con la solución preparada (solución diluida de vinagre). Tome tres fiolas de 250 mL limpias y secas. En cada una coloque 25 mL de la solución diluida de vinagre. Añada 50 mL (aproximadamente) de agua destilada y mezcle suavemente (evite salpicaduras). Agregue dos o tres gotas de fenolftaleína. Cure una bureta con la solución de hidróxido de sodio y llénela con la misma solución hasta la marca de “cero” de la bureta. Asegúrese que no queden burbujas de aire en la punta de la bureta.

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Titule una de las soluciones de vinagre diluido hasta el punto de viraje del indicador; coloque una hoja blanca debajo de la fiola (fondo blanco) para apreciar mejor el color. Anote, en su cuaderno, el volumen obtenido. Llene nuevamente la bureta con la solución de hidróxido de sodio. Titule las otras dos soluciones de vinagre diluido. Anote los volúmenes obtenidos. Si las titulaciones difieren en más de 1,00 mL, realice una titulación adicional. Realice un ensayo en blanco 75 ml de agua destilada y dos gotas de fenolftaleína.

DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DEL VINAGRE COMERCIAL. -

Lave muy bien un balón aforado de 50 mL y déjelo secar. Pese el balón vacío en la balanza analítica. Anote en su cuaderno la masa del balón vacío Llene el balón con el vinagre comercial hasta el aforo. Pese el balón con el vinagre, en la balanza analítica. Anote en su cuaderno la masa del balón con el vinagre. Realice la determinación por triplicado.

DETERMINACIÓN DEL pH DE LA SOLUCIÓN DILUIDA DE VINAGRE COMERCIAL. -

Cure un vaso de precipitados (100 mL) con la solución diluida de vinagre. Llene el vaso de precipitados hasta la mitad. Mida el pH de la solución con un potenciómetro (pH-metro). (± 0,01 unidades)

Cálculos Determine la concentración de la solución de hidróxido de sodio (mol/L) Determine la concentración de ácido acético en el vinagre comercial (mol/L) Determine la densidad del vinagre comercial Determine la concentración de ácido acético en el vinagre comercial y exprésela en % m/m Determine la constante de disociación del ácido acético Determine el error de la Ka determinada experimentalmente Determine el pH del punto de equivalencia de la titulación utilizando la constante de disociación calculada. Determine el error de la concentración (% m/m ) del vinagre, tomando como valor verdadero el reportado en la etiqueta del frasco.

FORMA DE REALIZAR LOS CÁLCULOS

Determine la concentración de la solución de hidróxido de sodio. a) Se determina la cantidad de ftalato ácido de potasio en moles:

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Manual de Laboratorio de Química Analítica mol ftalato =

gramos ftalato Masa molar ftalato

b) Se determinan tres concentraciones de NaOH, sabiendo que en el punto de equivalencia de cada titulación mol ftalato = mol NaOH

[NaOH] =

mol ftalato Volumen NaOH (L)

c) Se determina el promedio de las tres concentraciones. Esta concentración es la que se usará en los cálculos siguientes. d) Se determina la desviación estándar de la concentración de NaOH. e) Se reporta la concentración de NaOH ± desviación estándar

Determine la concentración de ácido acético en el vinagre comercial y exprésela en mol/L a) Se determinan tres concentraciones de vinagre diluido, sabiendo que en el punto de equivalencia de cada titulación: mol ácido acético = mol NaOH

[Acido acético ] =

[NaOH] x Volumen NaOH (L) Volumen Acido acético (alícuota en L )

b) Se determina el promedio de concentraciones y la desviación estándar. La concentración promedio se usará para los siguientes cálculos c) Se reporta [Ácido acético diluido]] ± desviación estándar d) Se utiliza el factor de dilución para calcular la concentración de ácido acético del vinagre comercial.

[Acido acético en el vinagre] = [Acido acético diluido ] x Volumen diluido = [Acido acético diluido ] x 250,0 mL Volumen alícuota usada para diluir

25,00 mL

Determine la densidad del vinagre comercial Utilice la masa y el volumen del vinagre para calcular la densidad (g/mL). Se determinan tres densidades y se calcula el promedio. Determine la concentración de ácido acético en el vinagre y exprésela en % m/m a) A partir de la concentración (promedio) del Ácido acético en el vinagre comercial (mol/L) y la masa molar del ácido acético, se determina la concentración en % m/V:

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Manual de Laboratorio de Química Analítica %

m masa Acido acético ( g) ( soluto ) = x 100 V Volumen vinagre (mL )

b) Conociendo la densidad (promedio) del vinagre y la concentración en % m/V, se determina la masa de 1,00 litro de vinagre. Con esto se determina el % m/m: %

m masa Acido acético ( g) ( soluto ) = x 100 m masa de vinagre ( g)

Determine la constante de disociación del ácido acético a) A partir del pH medido, de la solución diluida de vinagre se calcula [H+] = X. b) Utilizando el equilibrio de disociación del ácido, se determina que la concentración de ion acetato en equilibrio es igual a la concentración de protones (X).

Inicial (mol/L) Cambio para llegar al equilibrio (mol/L) En el equilibrio (mol/L)

+ H+

CH3COOH

CH3COO –

A

0

0

– X

+ X

+ X

A – X

X

X

c) El valor de A es la concentración de la solución diluida de vinagre, determinada por la titulación. A = [Ácido acético] 0 d) Se determina la concentración de ácido acético en el equilibrio: [Ácido acético] eq = [Ácido acético] 0 – X = A – X e) A partir de la ecuación del equilibrio y de las aproximaciones necesarias se determina la Ka Ka f)

=

[H +] [CH3COO –] [CH3COOH ] eq

=

(X) (X) (A – X)

Se determina el error absoluto y relativo de la constante calculada experimentalmente tomando como valor real el reportado en la bibliografía.

Determine el pH del punto de equivalencia de la titulación utilizando la constante de disociación calculada. a) Se realiza el cálculo utilizando la concentración promedio de la solución de vinagre diluido y la concentración de NaOH promedio, considerando que se utilizaron 25,00 mL del ácido y un volumen de NaOH suficiente para alcanzar el punto de equivalencia. El volumen final en el punto de equivalencia es = Vácido + Vbase

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Manual de Laboratorio de Química Analítica b) Se establece el equilibrio de hidrólisis del acetato de sodio formado en el punto de equivalencia y se calcula el pH utilizando este equilibrio. Determine el error del % m/m tomando como valor verdadero el reportado en la etiqueta del frasco de vinagre. Error absoluto = %m/m calculado - % m/m reportado en la etiqueta Error relativo =

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error absoluto x 100 % m/m reportado en la etiqueta

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