DETERMINACIÓN DE ACIDO ACÉTICO EN VINAGRE

UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRÉS

FACULTAD DE INGENIERÍA

INGENIERÍA QUÍMICA

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LABORATORIO DE ANÁLISIS INSTRUMENTAL

TEMA:   DETERMINACIÓN DE ACIDO ACÉTICO EN VINAGRE

ESTUDIANTE:  

• Gutierrez Silva Pablo Alejandro

La paz – Bolivia

DETERMINACIÓN DE ACIDO ACÉTICO EN VINAGRE

∙ OBJETIVOS: GENERALES Y ESPECÍFICOS

Determinar la cantidad de ácido acético en una muestra determinada de vinagre.

Estudiar la valoración de una solución ácido-base.

Realizar la estandarización de NaOH, mediante la adición de ftalato  acido de potasio.

∙ FUNDAMENTO TEÓRICO

Existen muchos sistemas químicos y biológicos en los que aparecen ácidos débiles o bases débiles, cuya concentración es necesario determinar en muchas ocasiones. Para ello se recurre a realizar una valoración ácido-base, utilizando un agente valorante, que es una disolución de concentración bien conocida, que se hace reaccionar con una muestra problema, hasta alcanzar el punto de equivalencia, que puede determinarse mediante un indicador ácidobase o por una técnica instrumental. Valoraciones ácido-base. Los estudios cuantitativos de las reacciones de estequiometría conocida se llevan a cabo de modo conveniente por medio de un procedimiento llamado valoración. En el experimento de valoración, una disolución de concentración conocida exactamente (reactivo valorante) se agrega de forma gradual a otra disolución de concentración desconocida (reactivo a valorar) hasta que la reacción química entre las dos disoluciones sea completa. Si se conocen los volúmenes de las dos disoluciones y la concentración de una de ellas, se puede calcular la concentración de la otra disolución. También puede valorarse una disolución de composición de concentración desconocida midiendo el volumen necesario para reaccionar por completo con una cantidad conocida de reactivo valorante (que puede estar en estado sólido) en el matraz y midiendo el volumen de disolución de composición desconocida necesario para producir la reacción completa entre ambos. Los métodos volumétricos se basan en el hecho de que la concentración del reactivo valorante es conocida dentro del grado de precisión requerido. En este sentido, hay reactivos con los cuales es posible preparar disoluciones de concentración conocida y estable con el tiempo. Estos reactivos se llaman patrones primarios. Típicamente, un patrón primario es una especie de elevada pureza, químicamente estable, no higroscópica, de peso equivalente alto, y que tras ser disuelto, da lugar a especies en disolución químicamente estables, es decir, que no sufren cambios químicos por el contacto con la luz, el aire, etc., con lo cual, tras su disolución y enrase a un volumen conocido es posible determinar su concentración con precisión. Por el contrario, un reactivo sólido como el hidróxido sódico no es un patrón primario porque, además de su difícil manipulación, es higroscópico y tiende a carbonatarse en contacto con el CO2 del aire; todo ello origina un error en la pesada que impide la obtención de datos fiables de concentración, por ello es necesario factorar esta disolución previamente con un patrón primario como el ftalato ácido de potasio.

El punto de equivalencia (p.d.e.) de una valoración es aquel en el cual los reactivos valorando y valorante han reaccionado completamente y con arreglo a la estequiometría de la reacción que ocurre en la valoración. El punto final de una valoración es aquél en el que se produce el cambio de alguna propiedad en el medio que indica que ha alcanzado el punto de equivalencia. Aunque existen varios tipos de valoraciones dependiendo del tipo de reacción en este caso estudiaremos una de las más habituales como es la valoración ácido base. De acuerdo con la teoría de Brönsted, un ácido es un donador de protones y una base un aceptor de protones. Cuando se habla de reacciones ácido-base, se refiere a reacciones de neutralización que involucran la transferencia de un protón del ácido hacia la base. En todas las neutralizaciones que se van a estudiar experimentalmente, ocurrirá la neutralización de un protón, que en disolución se encuentra en forma de catión hidronio H3O + . En la mayoría de las valoraciones ácido-base, la mezcla de reacción no experimenta ningún cambio visible al llegar al punto de equivalencia. Por este motivo, es necesario disponer de algún indicador que determine el punto final y que éste coincida lo más exactamente posible con el punto de equivalencia. Puesto que el pH evoluciona durante la valoración y, en particular, en torno al p.d.e., se puede utilizar: a) una disolución de una especie con actividad ácido-base que tenga la particularidad de cambiar de color dentro de un intervalo de pH que contenga el valor del p.d.e.; b) directamente un aparato que mida el pH a lo largo de la valoración, o bien utilizar un conductímetro aprovechando que la conductividad específica de la disolución es función de los iones presentes, etc. Para la primera parte usaremos los llamados indicadores ácido-base. Suelen ser compuestos orgánicos que se comportan como ácidos o bases débiles, con la particularidad de que las formas conjugadas presentan diferente color. El pH al que se produce el cambio de color depende de la naturaleza del indicador. Su valor queda determinado por la posición del equilibrio entre la forma ácida del indicador, simbolizada por HIn, y su base conjugada, simbolizada por In- :

HIn + H2O 🡪  In– + H3O +

De acuerdo con el principio de Le Châtelier, cuando varía la concentración de H3O + el equilibrio se desplaza. Por ejemplo, si el indicador es fenolftaleína en su forma ácida, HIn, es incolora, cuando se reduce la concentración de H3O + del medio el equilibrio se desplaza hacia la derecha y el indicador se transforma casi por completo en su forma básica, In- , que en este caso es de color rosa. Así pues, es posible distinguir entre una disolución ácida y una básica por adición de una pequeña cantidad de fenolftaleína. El valor exacto del pH al que se produce el cambio de color de un indicador puede calcularse a partir de la constante de disociación de dicho indicador. Para que el ojo humano aprecie el “cambio de color” se necesita un exceso de entre 5 y 10 veces de una de las dos formas (Ino HIn). Haciendo esta consideración se obtiene el margen de pH en el cual se produce el cambio de color del indicador: margen de pH = pKa ± 1 Según lo anterior, un indicador dado es adecuado para determinar el pH solamente en la zona donde tiene lugar el cambio de color; ahora bien, si el cambio de pH en el p.d.e. es muy grande es posible no ser tan restrictivo en la elección del indicador. En las valoraciones ácido débil-base fuerte la variación de pH no se produce del mismo modo que en las valoraciones ácido fuerte-base fuerte (pH=7,0), ya que en el punto de equivalencia se ha formado la base conjugada del ácido débil, de modo que pH>7,0. Las posibilidades de elección de un indicador para estas valoraciones son limitadas, dependiendo del pH de hidrólisis de la base conjugada que se forme.

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