Reporte de practicas segundo parcial

COLEGIO DE BACHILLERES PLANTEL 3 IZTACALCO

QUÍMICA ANALÍTICA

PROFESOR: LUIS MÉNDEZ SOTO

REPORTE DE PRÁCTICAS SEGUNDO PARCIAL

RASHID AREVALO ARED JANITSanchez Quezada Elezar Giovani

GRUPO: 403

Práctica número 2DETERMINACIÓN DEL PH EN PRODUCTOS

COMERCIALES Y PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES.

Objetivo: En esta práctica determinarás el PH de productos que utilizas cotidianamente, utilizando para ello el

papel pH, Anaranjado de Metilo, Fenoftaleína y el

potenciómetro (electrodo), con la finalidad de que reconozcas la importancia del pH.

MATERIALES: 21 Tubos de ensayepipetas graduadas1 espátula1 gradillavasos de precipitado de 100 ml1 piseta1 morteroagitadorvidrios de relojbalanza analíticafrascos goteromechero bunsentripié

tela de alambre con asbestoetiquetaspapel pH

REACTIVOSAnaranjado de metilofenoftaleína10 ml de refresco10 ml de leche10 ml de saliva10g de detergente10 ml de jugo de limón3 tabletas antiácidas

Antecedentes:

IndicadorEn química, un indicador es una sustancia que siendo ácidos o bases débiles al añadirse a una muestra sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio químico que es apreciable, generalmente, un cambio de color; esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse.

Indicadores: son colorantes cuyo color cambia según estén en contacto con un ácido o con una base. La variación de color se denomina viraje, para esto el indicador debe cambiar su estructura química al perder o aceptar un protón.Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varían mucho según el tipo de valoración y el indicador. El indicador más usado es el Indicador de pH que detecta el cambio del pH. Por ejemplo, la fenolftaleína y el azul de metileno.

Concepto de PH

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias.

La sigla significa ‘potencial hidrógeno’, ‘potencial de hidrógeno’ o ‘potencial de hidrogeniones’ (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Teorias acido-baseUna reacción ácido-base o reacción de neutralizacion es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base . Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.

DESARROLLO DE PRÁCTICA

a) Determinación del pH empleando papel pH- Enumera los tubos de ensaye el 1 al 21- Coloca 5 ml de tus muestras en cada tubo- Tritura y disuelve las muestras solidas en agua destilada.

- Introduce en cada uno de los tubos una tira de papel pH y anota su valor.

INTEGRACIÓN DE RESULTADOStubo pH

#1 leche #7#2 jugo de naranja #3#3 jugo de mango #3#4 agua mineral #0/1#5 jugo de limón #1#6 sal de uvas #6

#7 saliva #7

b) Tabla de determinación de pH con indicadores-Numera del tubo 7 al 12 y adiciona 3 ml de muestra en cada uno, agregando dos gotas de anara de metilo e identifica su carácter acido (color rojo) o su carácter alcalino o neutro (color amarillo o anaranjado)-Numera del tubo 13 al 18, adiciona 3 ml de muestra en cada uno y agrega 2 gotas de fenolftaleina para que identifiques su carácter acido o neutro (incoloro) su carácter alcalino (color rojo o purpura)Naranjado de metilo (INTEGRACIÓN DE RESULTADOS)

Tubo pH Carácter ácido, alcalino o neutro

#8 leche Amarillo Alcalino#9 jugo de naranja

Rojo Ácido

#10 jugo de mango

Rojo Ácido

#11 agua mineral

Naranja Ácido

#12 jugo de limón

Rojo Alcalino

#13 sal de uvas Naranja Ácido#14 saliva incoloro alcalino

Tubo Color con fenoftaleína

Carácter ácido, alcalino o neutro

#15 Incoloro Ácido#16 Incoloro Ácido#17 incoloro Ácido#18 Incoloro Ácido#19 incoloro Ácido#20 Incoloro Ácido#21 incoloro ácido

c) determinacion de pH con PotenciometroMediante el uso del potenciómetro, se calculó el pH . Para ello, primero

se calibró el potenciómetro: se purgó el electrodo con una solución amortiguadora, se lavó con agua y luego si se introdujo en cada muestra de producto comercial (teniendo en cuenta que cada vez que iba a ser

usado el potenciómetro debía ser lavado)

Tabla de pH con Potenciómetro (integracion de resultados)Muestra sin

diluciónpH

#22 leche 5.85

#23 jugo de naranja

1.97

#24 jugo de mango 1.64

#25 agua mineral 3.65

#26 jugo de limón 0.85

#27 sal de uvas 4.65

#28 saliva 6.84

Contesta la siguientes preguntas

1- Explica la importancia que tiene el pH en tu organismo, en los

productos, alimentos del diario: El símbolo pH es utilizado mundialmente para hacer referencia a la fórmula del potencial de hidrógeno (H), es decir la cantidad de hidrógeno que existe en una solución. Así, las diferentes sustancias con las que podemos entrar en contacto poseen un nivel de pH diferenciado que los caracteriza y que los hace especialmente útiles o beneficiosos para determinados casos.

2- En una bebida como en el te negro, ¿Por que cambia de color al agregarle unas gotas de jugo de limon?Debido al punto de equivalencia

Conclusion* El pH-metro es un método de gran precisión para medir el pH de una disolución.

* Calibrar el material medidor (potenciómetro) es importante para obtener datos

exactos y próximos a los reales.

* Una solución amortiguadora permite mantener estable el pH de una disolución.

* La temperatura es uno de los factores que puede afectar la medida de pH en una

disolución

* Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo

del pH en soluciones reguladoras.

Práctica número 4DETERMINACIÓN DEL ACIDO CITRICO EN

JUGOS DE FRUTAS ENLATADAS Y NATURALES

I. OBJETIVO Determinar el contenido de ácido cítrico presente en jugos de fruta enlatados, aplicando la valoración por neutralización, con la finalidad de verificar que el contenido del mismo sea el especificado en la etiqueta.

II. ANTECEDENTES

Para la realización de esta práctica, es necesario que conozcas los conceptos siguientes:

Equilibrio químicoEn un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico

Teoría de la neutralización

Ácidos polipróticosLos ácidos polipróticos (ácidos poliácidos o ácidos poliprotónicos) son ácidos que tienen más de un hidrógeno ionizable. Estos ácidos disocian en más de una etapa y cada etapa presenta su propia constante de equilibrio.

Preparación y valoración de disoluciones

MATERIALES 1 soporte universal 4 vasos de precipitado de 250 mL 1 pinza para bureta 1 peri l la de hule

1 pipeta volumétrica de 5 mL 1 espátula de acero inoxidable 1 pipeta volumétrica de 25 mL 2 matraces aforados de 250 4 matraces Erlenmeyer de 250 mL 1 vaso de precipitado de 1 L 3 pipeta graduada de 1 0 mL 1 parrilla eléctrica 3 balanzas analíticas 1 vidrio de reloj 1 estufa 1 embudo de vidrio 1 pesafi ltro 1 piseta 1 desecador 1 balanza analítica 1 probeta graduada de 100 mL REACTIVOS 250 mL de NaOH 0.1 N 250 mL de HCl 0.1 N 50 mL de fenoftaleína al 0.1 % Agua destilada 5 g de carbonato de sodio (Na2CO3) *1 lata de jugo de piña, toronja, limón y naranja 50 mL de Anaranjado de metilo 50 mL de etanol (CH3CH2OH) 1 g de fenoftaleína

IV. PREVENCION Y SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

Además de las medidas de prevención que implica trabajar en el laboratorio, en esta práctica debes considerar lo siguiente: • El HCl es corrosivo y produce quemaduras al contacto con la piel y por inhalación , lo debes manejar con cuidado en la campana de extracción . • El NaOH es muy higroscópico, por lo que el frasco lo debes mantener cerrado • El etanol es muy flamable, por lo que no lo debes exponer a altas temperaturas o al fuego directo • Los indicadores: fenoftaleína y anaranjado de metilo, por ingestión causan diarrea

V. DESARROLLO EXPERIMENTAL Esta actividad se divide en tres momentos: A). Preparación y valoración del HCl B). Preparación y valoración del NaOH C). Determinación del ácido cítrico en jugos de frutas

A). Preparación y valoración del HCl • Real izar los cálculos necesarios para preparar 250 mL de HCl 0.1 N • Verter en un vaso de precipitado la cantidad de ácido requerida para su preparación

• Tomar con la pipeta volumétrica la cantidad exacta de ácido y colócala en el matraz aforado (recuerda que no debes pipetear con la boca, es muy peligroso). • Aforar a 250 mL con agua destilada y conserva tapada y etiquetada esta disolución • Pesar 2.0 g de carbonato de sodio anhidro en un pesafiltro y secarlo previamente entre 240-250º C en la estufa, durante media hora • Una vez seco, coloca el pesafiltro dentro del desecador hasta que adquiera la temperatura del lugar. • Pesar porciones de 0.15-0.25 g con exactitud (procurando obtener como mínimo tres muestras de la sal). • Colocar cada una de las muestras de la sal en un matraz Erlenmeyer y disolverlas con 50 mL de agua destilada • Agregar a cada matraz dos gotas del indicador anaranjado de metilo • Colocar en la bureta la disolución de HCl 0.1 N preparada previamente y proceder a realizar la titulación dejando caer poco a poco de la bureta la disolución del ácido cuya normalidad se desea conocer. La aparición de un color amarillo-naranja, indica el punto de equivalencia. • Anotar el volumen gastado para cada una de tus determinaciones • Calcular la concentración real del HCl

B). Preparación y valoración del NaOH • Calcular la cantidad necesaria de NaOH para preparar 250 mL de concentración 0.1N • Pesar en un vidrio de reloj la cantidad necesaria de NaOH y verter con cuidado al matraz aforado. • Aforar a 250 mL y mantener cerrada la disolución • Medir con una pipeta volumétrica 25 mL de la disolución anterior, colocarla en un matraz Erlenmeyer de 250 mL y diluir con 50 mL de agua destilada previamente hervida y fría, agregar dos gotas de anaranjado de metilo • Colocar en la bureta el HCl valorado y titu lar hasta que cambie tenuemente de color • Real iza la misma operación con dos muestras más • Toma las lecturas del volumen gastado de HCl , saca el promedio y calcular la concentración del NaOH

C). Determinación del ácido cítrico en jugos de frutas • Agitar vigorosamente cada una de las latas de jugo antes de uti l izarla • Llenar la bureta con la disolución valorada de NaOH • Transferir 1 0 mL del jugo a un matraz Erlenmeyer de 250mL con una pipeta volumétrica • Diluir con 20 mL de agua desti lada y agregar unas gotas de ind icador fenofta leína*

• Colocar el matraz Erlenmeyer bajo la bureta y dejar caer gota a gota el NaOH • Agitar continuamente el matraz hasta que la d isolución adqu iera un l igero color rosa • Anotar el volumen de NaOH uti l izado para l legar al punto de equ ivalencia • Repetir el mismo proced im iento para cada una de las latas de jugo real izando por lo menos tres determinaciones para cada una de el las • Real izar las anotaciones * La fenoftaleína se preparó en la práctica No. 2. (si no cuentas con ella, prepárala pesando 0.1 g y disolviendo en 100 mL de etanol

ConclusionNuestras soluciones fueron muy acidas utilizando jugos naturales no todas tuvieron los mismos volúmenes gastado de NaOH Ya que algunas resultaron ser mas acidas como el jugo de limón otra la que también resulto ser acida es el jugo de naranja como la piña la que resulto un poco alcalina fue el de toronja casi la mayoría de muestras determinaciones obtuvieron un color rosa tenue fue algo rara la que tuviera en color rosa fuere cuando hacíamos la titulaciones también pudimos notar las reacciones inmediatas como en el jugo de piña y toronja pues ya que en la dela naranja fue un poco mas compleja y en la del limón fue aun mas porque en esa se usaro 72 ml de NaOH

Contesta la siguientes preguntas

1-¿Que funcion tiene utilizar Na2CO3 para la valoracion de HCL? El na2co3 anhidro se emplea comúnmente para estandarizar soluciones de hcl. la reacción de neutralización del hcl con el na2co3 es:2hcl + na2co3 --> 2nacl + h2co3

¿Que otra sal se puede utilizar? NaHCO3

¿Cual es la funcion del HCL en la valoracion de NAOH?El ácido clorhídrico se usa frecuentemente en los análisis volumétricos de neutralización porque sus soluciones diluidas son estables y porque se puede utilizar en presencia de la mayoría de los cationes sin que ocurran reacciones de precipitación.