Analisis tapon cerp

Prácticas de Química Aplicada V1.7
Grado en Nutrición humana y dietética Curso 2012-2013
1
PRACTICA 1
Determinación por espectrofotometría de la concentración de
carbohidratos en una muestra alimentaria.
FUNDAMENTO TEÓRICO
El término espectrofotometría se refiere al uso de la luz para medir las concentraciones
de sustancias químicas.
Cuando una molécula absorbe un fotón, su energía se incrementa. Se dice que pasa a
un estado excitado. Si por el contrario emite un fotón, su energía disminuye. El estado de
menor energía de una molécula se denomina estado basal o fundamental.
En la siguiente figura se describe un esquema básico de un espectrofotómetro:
Po P
Una fuente de luz se hace pasar por un monocromador. Éste permite seleccionar un
haz de luz con una única longitud de onda. Este haz de luz monocromática incide sobre una
celda de ancho b que contiene la solución con el analito. Si la solución absorbe la luz, la
potencia radiante incidente (Po) (1)
del haz de luz disminuye al emerger de la celda. Los
valores de la potencia radiante emergente (P) tienen que cumplir necesariamente la siguiente
relación:
(1) La potencia radiante se define como energía por unidad de tiempo y por unidad de área o
sección.
- Magnitudes en Espectrofotometría
La transmitancia se define de la siguiente forma:
OP
P
T =
En tanto, la absorbancia se define como:
P
P
TA o
loglog =-=
Fuente
de luz
Monocromador
(Selección de
longitud de onda)
Celda con
el analito
Detector
de luz
P £ Po

2
Cuando no se absorbe luz, P = Po y por lo tanto A = 0. Cuando se absorbe 90 % del haz de
luz, 10 % de éste se transmite, por lo que P = Po / 10 y A = 1.
- Ley de Beer
cbA ××= e
Donde:
· A es la absorbancia (magnitud adimensional)
· e es un coeficiente de proporcionalidad denominado coeficiente de extinción molar. Indica
la absorbancia de una determinada sustancia a una longitud de onda dada y se expresa
en M-1
. cm-1
.
· b es el ancho o espesor de la celda donde se deposita la muestra y se expresa en cm.
· c es la concentración expresada en moles / Litro (M)
La ley de Beer establece que la absorbancia es proporcional a la concentración de las
especies absorbentes. Dicha ley se verifica muy bien en un rango definido de
concentraciones (£ 0.01 M). Las desviaciones aparentes de la ley de Beer en soluciones más
concentradas pueden atribuirse a cambios en las propiedades de las especies absorbentes
de la solución. Conforme una solución se vuelve más concentrada, las moléculas de soluto
interactúan entre sí debido a su proximidad, modificando sus propiedades de absorber la luz.
De ello resulta que la gráfica de Absorbancia en función de la concentración pierde su
linealidad.
- Carbohidratos en mostos y reacción de color
Los hidratos de carbono en los mostos se presentan principalmente en forma de azúcares
(glucosa y fructosa). Desde el punto de vista químico, la glucosa y fructosa son
monosacáridos.
La reacción de color para medir la concentración de carbohidratos
solubles por espectrofotometría se basa en la utilización de un compuesto
llamado antrona que se disuelve en ácido sulfúrico concentrado. El medio
ácido hidroliza el enlace glicosídico de los oligosacáridos y los
monosacáridos resultantes reaccionan con la antrona (estructura al margen) produciendo un
color verde – azulado.
PROTOCOLO EXPERIMENTAL
AVISO IMPORTANTE: NO SE DEBE PIPETEAR NUNCA CON LA BOCA,
SE DEBE USAR SIEMPRE EL PIPETEADOR ADECUADO Y MANTENER LAS PIPETAS LIMPIAS
- Preparación del reactivo Antrona-Acido Sulfúrico.
Disolver 0.2 g de Antrona en 100 mL de Acido Sulfúrico 96%. El reactivo sirve para 3-4 días
conservándolo a 0°C y en botella de color topacio.
ESTE REACTIVO YA ESTÁ PREPARADO Y DEBE SER SOLICITADO AL PROFESOR

3
- Preparación de la curva de calibración
Se preparan soluciones patrón realizando diluciones seriadas de una solución madre de
glucosa de 200 mg/L utilizando tubos de vidrio y preparando un volumen mínimo aproximado
de 3 mL de cada una.
Las soluciones patrón que se obtendrán tendrán las siguientes concentraciones:
- 100 mg/L
- 75 mg/L EL DISOLVENTE ES AGUA DESIONIZADA (BOTELLA DE VIDRIO)
- 50 mg/L Y ES PREFERIBLE NO INTRODUCIR LA PIPETA DIRECTAMENTE
- 25 mg/L EN LA BOTELLA Y USAR UN VASO DE PRECIPITADOS
- 10 mg/L MEZCLAR BIEN POR AGITACIÓN CADA TUBO ANTES DE USAR
IMPORTANTE: ¡¡LA PREPARACIÓN DE LAS SOLUCIONES PATRÓN DEBE
REALIZARSE CON MUCHA ATENCIÓN!!
- Preparación de la solución problema
Se preparan dos diluciones de un volumen mínimo de 5 mL de la solución problema (mosto)
en tubo de ensayo usando agua desionizada como disolvente. Las diluciones finales son
1/10000 y 1/20000 y se preparan haciendo diluciones seriadas (1/10 è 1/100 è 1/1000è
1/10000 è 1/20000).
- Determinación de la concentración de azúcares solubles en mosto de uva
1. Se rotulan (del 1 al 10) los tubos de vidrio que se utilizarán para medir la curva de
calibración y la muestra problema. Cada una de las soluciones patrón (incluido el blanco)
se hará por uniplicado y las dos muestras problema diluidas se harán por duplicado.
Fíjese en la tabla de la página siguiente.
2. Se agrega 1.00 mL de solución patrón al tubo correspondiente, pudiendo emplearse la
misma pipeta en cada tubo. 1.00 mL de agua en el caso del blanco.
3. Se agrega 1.00 mL de muestra problema a los tubos correspondientes, pudiendo
emplearse la misma pipeta en cada tubo pero no se puede emplear la misma pipeta
usada en la solución patrón.
A PARTIR DE AHORA ES IMPRESCINDIBLE EL USO DE GUANTES DE LATEX.
4. Se agregan a cada tubo 2.00 mL del reactivo de color (antrona – H2SO4) situado en una
botella de color topacio para preservarlo de la luz.
5. Se agita con el agitador de tubos para homogeneizar el reactivo de color (que es muy
viscoso) y la muestra.
ATENCIÓN: HAY QUE SUJETAR FIRMEMENTE EL TUBO PARA QUE NO SE
SALGA EL LÍQUIDO (RECUERDE CONTIENE ÁCIDO SULFÚRICO)
6. Se deja reposar 2 min en un baño de agua fría.
7. Se incuba a 100 °C durante 10 min en un baño termostatizado.
8. Se espera hasta que los tubos alcancen la temperatura ambiente en el baño de agua fría
(5 min) y se vierten aproximadamente 2 mL en las cubetas del espectrofotómetro.
9. Se mide la absorbancia a 625 nm (zona visible) en el espectrofotómetro haciendo el cero
previamente con el blanco (tubo 10) y anote el resultado.
10. Muestre los valores al profesor y lave todo el material enjuagándolo con agua destilada.

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1 Patrón 1 1.00 mL sol. Patrón 100 mg/L 2 mL Antrona – H2SO4
6 y 7 Muestra 1 1.00 mL solución Problema diluida (1/10000) 2 mL Antrona – H2SO4
8 y 9 Muestra 2 1.00 mL solución Problema diluida (1/20000) 2 mL Antrona – H2SO4
10 Blanco 1.00 mL Agua 2 mL Antrona – H2SO4
- Cálculos
1. Tabule los datos de concentración (mg de carbohidrato/L) vs Absorbancia (A) en la tabla
inferior. (Indique siempre las unidades pertinentes).
2. Dibuje la gráfica Absorbancia en función de la Concentración (mg/L) de la solución patrón
(colocando la variable independiente en las abscisas y la dependiente en las ordenadas).
3. Ajuste a la mejor recta posible manualmente o mejor por el método de los mínimos
cuadrados con calculadora.
4. Interpole la concentración en mg/L de los valores de la Absorbancia de las muestras
problema.
5. Multiplique el resultado por el factor de dilución de las muestras problema y haga la media
(el factor de dilución es el inverso de la dilución).
6. Complete el recuadro inferior y exponga el resultado en unidades de porcentaje
Tubo Solución Concentración Absorbancia Concentración [ ] [ ] x factor de dilución
1 Patrón 1 100 mg/L ------ ------
2 Patrón 2 75 mg/L ------ ------
3 Patrón 3 50 mg/L ------ ------
4 Patrón 4 25 mg/L ------ ------
5 Patrón 5 10 mg/L ------ ------
6 Muestra 1 ¿?
7 Muestra 1 ¿?
8 Muestra 2 ¿?
9 Muestra 2 ¿?
MEDIA →
Concentración de carbohidratos totales en el mosto = g/L
= % (p/v)
Concentración de carbohidratos teórica = % (p/v)

5
PRACTICA 2
Determinación de la concentración de proteínas en leche por
espectrofotometría mediante el método de Biuret
FUNDAMENTO TEÓRICO
El objetivo experimental es medir la absorción de luz por muestras problema para
determinar la cantidad de proteína contenida en una muestra de leche. Para ello se utilizará
un método colorimétrico cuyo fundamento teórico está explicado en la práctica 1.
- Proteínas en la leche y reacción de color
La Caseína es la principal proteína de la leche y se encuentra dispersa como un gran
número de partículas sólidas tan pequeñas que no sedimentan, y permanecen en
suspensión. Estas partículas se llaman micelas y la dispersión de las mismas en la leche se
llama suspensión coloidal.
La reacción de color para medir la concentración de proteínas solubles por
espectrofotometría se basa en la formación de complejos entre el ión cúprico y dos cadenas
polipeptídicas contiguas que tengan al menos dos enlaces peptídicos sucesivos.
El reactivo del Biuret lleva sulfato de Cobre(II) y sosa, y el Cu, en un medio
fuertemente alcalino, se coordina con los enlaces peptídicos formando un complejo de color
violeta (Biuret) cuya intensidad de color depende de la concentración de proteínas.
Esta reacción la producen los péptidos y las proteínas, pero no los aminoácidos, ya
que se debe a la presencia del enlace peptídico (- CO- NH -)que se destruye al liberarse los
aminoácidos. Cuando una proteína se pone en contacto
con un álcali concentrado, se forma una sustancia compleja
denominada biuret, de fórmula:
que, en contacto con una solución de sulfato cúprico
diluida, da una coloración violeta característica.
AVISO IMPORTANTE: NO SE DEBE PIPETEAR NUNCA CON LA BOCA,
SE DEBE USAR SIEMPRE EL PIPETEADOR ADECUADO Y MANTENER LAS PIPETAS LIMPIAS
- Preparación de la curva de calibración
Se preparan soluciones patrón realizando diluciones seriadas de una solución madre, ya
preparada, de la proteína albúmina de suero bovina (BSA) de 10 mg/mL utilizando tubos de
vidrio y preparando un volumen mínimo aproximado de 5 mL de cada una.

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Las soluciones patrón que se obtendrán tendrán las siguientes concentraciones:
- 5 mg/mL
- 3 mg/mL EL DISOLVENTE ES AGUA DESIONIZADA (BOTELLA DE VIDRIO)
- 2 mg/mL Y ES PREFERIBLE NO INTRODUCIR LA PIPETA
- 1 mg/mL DIRECTAMENTE EN LA BOTELLA
- 0.5 mg/mL MEZCLAR BIEN POR AGITACIÓN CADA TUBO ANTES DE USAR
IMPORTANTE: ¡¡LA PREPARACIÓN DE LAS SOLUCIONES PATRÓN DEBE
REALIZARSE CON MUCHA ATENCIÓN!!
- Preparación del reactivo de Biuret
Se preparan, en un tubo de plástico de 50 mL con tapón azul, 22 mL del reactivo diluyendo el
reactivo de Biuret comercial con NaOH al 10% (p/v) en una relación de volúmenes: 3 de
Biuret más 2.5 volúmenes de NaOH. Mezclar bien con agitación.
- Preparación de la solución problema
Se preparan dos diluciones de aproximadamente 10 mL de la solución problema (leche) en
tubo de ensayo usando agua desionizada como disolvente. Las diluciones finales son 1/10 y
1/20 y se preparan haciendo diluciones seriadas.
- Determinación de la concentración de proteínas totales en leche
1.- Se rotulan (del 1 al 10) los tubos de vidrio que se utilizarán para medir la curva de
calibración y la muestra problema. Cada una de las soluciones patrón (incluido el blanco)
se hará por uniplicado mientras que las muestras problema diluidas se harán por
duplicado. Fíjese en la tabla de la página siguiente.
2.- Se agregan 2.00 mL de solución patrón al tubo correspondiente, pudiendo emplearse la
misma pipeta en cada tubo. 2.00 mL de agua en el caso del blanco.
3.- Se agregan 2.00 mL de muestra problema a los tubos correspondientes, pudiendo
emplearse la misma pipeta en cada tubo pero no se puede emplear la misma pipeta
usada en la solución patrón.
4.- Se agregan a cada tubo 2 mL del reactivo de Biuret (sulfato de Cobre(II)-NaOH).
5.- Se mezcla con el agitador de tubos para homogeneizar el reactivo de color y la muestra.
ATENCIÓN: HAY QUE SUJETAR FIRMEMENTE EL TUBO PARA QUE NO SE SALGA EL
LÍQUIDO (RECUERDA CONTIENE HIDRÓXIDO SÓDICO) NO HACE FALTA USAR
GUANTES DE LATEX
6.- Se dejan reposar los tubos 20 minutos a temperatura ambiente para desarrollar el color.
7.- Se vierten aproximadamente 2 mL en las cubetas de plástico de espectrofotómetro.
8.- Se mide la absorbancia a 540 nm (zona visible) en el espectrofotómetro haciendo el cero
previamente con el blanco (tubo 10) y anotando el resultado.
9.- Muestre los valores al profesor y lave todo el material enjuagándolo con agua destilada.

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1 Patrón 1 2.00 mL sol. Patrón 5 mg/mL 2 mL Reactivo de Biuret-NaOH
5 Patrón 5 2.00 mL sol. Patrón 0,5 mg/mL 2 mL Reactivo de Biuret-NaOH
6 y 7 Muestra 1 2.00 mL solución Problema diluida (1/10) 2 mL Reactivo de Biuret-NaOH
8 y 9 Muestra 2 2.00 mL solución Problema diluida (1/20) 2 mL Reactivo de Biuret-NaOH
10 Blanco 2.00 mL Agua 2 mL Reactivo de Biuret-NaOH
- Cálculos
1.- Tabule los datos de concentración (mg de proteína/mL) vs Absorbancia (A) en la tabla
inferior. (Indique siempre las unidades pertinentes).
2.- Dibuje la gráfica: Absorbancia en función de la Concentración (mg/mL) de la solución
patrón (colocando la variable independiente en las abscisas y la dependiente en las
ordenadas).
3.- Ajuste a la mejor recta posible manualmente o mejor por el método de los mínimos
cuadrados con calculadora.
4.- Interpole la concentración en mg/mL de los valores de la Absorbancia de las muestras
problema.
5.- Multiplique el resultado por el factor de dilución de las muestras problema y haga la
media (el factor de dilución es el inverso de la dilución).
6.- Complete el recuadro inferior y exponga el resultado en unidades de porcentaje.
Tubo Solución Concentración Absorbancia Concentración [ ] [ ] x factor de dilución
1 Patrón 1 5 mg/mL ------ ------
2 Patrón 2 3 mg/mL ------ ------
3 Patrón 3 2 mg/mL ------ ------
4 Patrón 4 1 mg/mL ------ ------
5 Patrón 5 0,5 mg/mL ------ ------
6 Muestra 1 ¿?
7 Muestra 1 ¿?
8 Muestra 2 ¿?
9 Muestra 2 ¿?
MEDIA →
Concentración de Proteína total en la leche = g/L
= % (p/v)
Concentración de Proteína indicada en el bote= % (p/v)

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PRACTICA 3
Determinación de la capacidad amortiguadora de un tampón
FUNDAMENTO TEÓRICO
Una disolución reguladora, buffer, amortiguadora o tampón, es aquella cuyo pH se mantiene
constante, a pesar del agregado de una pequeña cantidad de ácido o base.
Tanto para sistemas químicos como biológicos, la regulación del pH es de capital
importancia. Por ejemplo, en algunos sistemas químicos, es necesario mantener el pH
constante para que una reacción pueda llevarse a cabo. En Electroquímica, los potenciales
de electrodo y la presencia de especies oxidadas o reducidas de algunos metales es
dependiente del pH y, por ende, se observan cambios de potencial. De esta forma, en
algunas ocasiones, para asegurar la presencia de un metal bajo un determinado estado
redox o forma química, es necesario mantener el pH dentro de un rango. En los sistemas
biológicos es fundamental el mantenimiento del pH dentro de un rango, de ello depende el
óptimo funcionamiento de algunas enzimas y el balance de la presión osmótica.
- ¿Cómo funciona un sistema tampón?
Para comprender la forma en que un sistema tampón es capaz de mantener constante el pH,
analizaremos el caso del sistema ácido acético/acetato de sodio.
La constante de disociación del ácido acético (Ka) se puede expresar como:
Ka = _[H+
] [Ac-
]_ (1) [H+
] = Ka · _[HAc]_ (2)
[HAc] [Ac-
]
Tomando el logaritmo negativo a ambos lados de la igualdad :
-log[H+
] = -logKa + log[Ac-
]/[HAc] (3)
Que por definición, se puede expresar como :
pH = pKa + log [Ac-
]/[HAc] (4)
La ecuación (4) se conoce como ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBACH.
De acuerdo con la misma, el pH de una disolución que contenga un ácido y su base
conjugada, dependerá del pKa del ácido y del cociente de las concentraciones de ambas
especies. Si ambas especies se encuentran en la misma concentración, la adición de un
ácido o una base producirá poco cambio en el valor del pH.
Veamos un ejemplo numérico. Si las concentraciones del ácido y su base son de 1M, el pH
de esta disolución, de acuerdo con la ecuación (4) será:
pH = pKa = 4.76

9
Ahora supongamos que se agregan 0.10 moles de HCl. Los H+
del mismo reaccionarán con
la base presente de acuerdo con :
Ac-
+ H+
® HAc
Observar que se ha despreciado el efecto de la disociación del HAc. De esta manera, las
concentraciones para el ácido y su base serán :
[HAc] = 1.0 + 0.1 = 1.1 M
[Ac-
] = 1.0 - 0.1 = 0.9 M
Lo que sustituyendo en la ecuación (4), nos da un valor de pH de 4.67. Es decir, que se
produce un cambio de tan sólo 0.10 unidades de pH.
Ahora supongamos que son 0.10 moles de NaOH los que se agregan. En este caso, se
producirá la neutralización de una cantidad equivalente del ácido, de acuerdo con :
HAc + OH-
® Ac-
+ H2O
Por tanto, las concentraciones del ácido y su base conjugada serán :
[HAc] = 1.0 - 0.1 = 0.9 M
[Ac-
] = 1.0 + 0.1 = 1.1 M
Con lo que en este caso, el pH será de 4.84, es decir, se produce un cambio de menos de
0.1 unidades de pH.
Para comprender mejor el efecto de un sistema tampón en la regulación del pH, basta con
calcular cuál hubiera sido el pH de la disolución después del agregado de HCl y de NaOH.
En estos casos, por tratarse de ácidos y bases fuertes, sus concentraciones serán las que
determinen el pH. Por lo tanto, luego del agregado de HCl, el pH hubiera sido:
pH = - log 0.1 = 1.0
Y luego del agregado de la sosa :
pH = 14 - pOH = 13.0
- Comparación de distintos tampones:
En el momento de elegir un tampón, debe tenerse en cuenta previamente el valor del pH que
se desea mantener. Para ello, existen tablas donde se tienen los distintos tampones y sus
respectivos pHs. Por ejemplo, en la tabla siguiente se resumen algunos de estos valores, que
cumplen un amplio rango de pH .

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Tampón Rango de pH
NaAc/HAc 3.8-5.8
Ftalato de Na y K/Biftalato de K 4.4-6.4
H2CO3/NaHCO3 5.3-7.3
Na2HPO4/KH2PO4 6.2-8.2
Tris/HCl 7.1-9.1
Borato de Na/Ac. Bórico 8.1-10.1
Na2CO3/NaHCO3 9.3-11.3
Na3PO4/NaHPO4 11.3-13.3
El otro punto que se debe tener en cuenta es su capacidad reguladora.
- Capacidad reguladora de un tampón.
La capacidad reguladora de un tampón permite conocer la efectividad de su acción
amortiguadora, es decir, la capacidad de mantener su pH constante con el agregado de
pequeñas cantidades de ácidos y bases. En 1922, se definió la capacidad reguladora de un
tampón como la cantidad de ácido o base que debe agregarse al tampón para producir un
cambio de una unidad.
B = d(B)/dpH
En las curvas de variación de capacidad reguladora de los tampones se pueden distinguir
tres zonas: una primera porción donde la capacidad tamponadora disminuye desde un valor
máximo inicial, una segunda zona donde se observa una campana con un máximo definido
de la capacidad amortiguadora y una última porción donde la capacidad amortiguadora
aumenta nuevamente.
La primera y última zona corresponde al ácido solo sin el agregado de la sosa y al ácido
neutralizado, es decir, donde predomina la presencia de la base agregada. El hecho de que
exista un valor relativamente alto de capacidad reguladora en ambas zonas indica que un
ácido y una base son capaces, de por sí, de regular el pH. En ambos casos, cuanto más
fuertes sean éstos, mayor será su capacidad reguladora, puesto que el pH quedará
determinado por su concentración.
La zona intermedia de la curva es la que nos interesa, puesto que corresponde a la
presencia en la disolución tanto del ácido como de su base conjugada. En ambos casos, se
observa que el máximo de la capacidad reguladora se da en un valor próximo al pKa del
ácido
Ácido Acético pKa = 4.8
Bicarbonato/Carbonato pKa = 10.3
Carbónico/Bicarbonato pKa = 6.3
Volviendo a la ecuación (4), vemos que el pH se iguala al pKa cuando las concentraciones
del ácido y su base conjugada son iguales.
En otras palabras, la máxima capacidad reguladora se dará en un sistema tampón
compuesto por iguales concentraciones del ácido y su base conjugada. En las gráficas se
aprecia también que el rango de pH en el que se produce el máximo está en el entorno de
dos unidades. De hecho, el rango útil de una disolución tampón se considera que
corresponde a un pH dado por:
pH = pKa ± 1

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ATENCIÓN CADA BURETA ESTÁ PREPARADA PARA UNA DISOLUCIÓN DIFERENTE
LOS pH-METROS SOLO DEBEN SER CALIBRADOS UNA VEZ AL DIA Y EN PRESENCIA
DEL PROFESOR
TAMPON ACETICO-ACETATO
- Materiales y equipamiento
-Disolución 0.1M de ácido acético (50mL) a partir del Ac. Acético glacial.
-Disolución 0.1N de NaOH (100mL) a partir de la solución valorada 1N.
-pH-metro.
-Agitador magnético y barrita metálica.
-Pipetas y probetas
-Bureta de 25mL.
-Vaso de precipitados de 50mL.
Datos: La densidad del Ac. Acético glacial es 1,050 Kg/L
Masas molares: Äcido acético: 60.05 g/mol
- Procedimiento
1. Llene la bureta con la solución de NaOH (0.1N) y enrase a 0 mL abriendo la espita.
2. Vierta 20mL de la solución de ácido acético (0.1M) en el vaso de precipitados de 50mL
con la barrita metálica.
3. Calibre el pH-metro según las instrucciones y en presencia del profesor.
4. Coloque el vaso sobre el agitador magnético e introduzca el electrodo del pH-metro con
cuidado para que, al girar, la barrita no golpee en el electrodo. Encienda el agitador.
5. Anote el pH de la disolución de ácido acético (mL de base = 0).
6. Vierta el NaOH desde la bureta en porciones de 1 mL apuntando el pH en la tabla de la
página siguiente (mL Base/pH). El pH debe variar con cada adición aunque sea poco.
7. Termine la valoración cuando el pH llegue a un valor superior a 12.0. Si es necesario
rellene la bureta con más solución de NaOH controlando el volumen añadido.
8. Sin apagar el pH-metro lave el electrodo y coloque su protector.
9. Lave el vaso (atención con la barrita) y pase las soluciones preparadas y bien etiquetadas
al otro grupo para que realicen ellos la práctica. Pasen a la práctica de sus compañeros.
- Cálculos
1. Llene la tabla de datos de la página siguiente (mL Base/pH).
2. Traze en una gráfica la relación mL de base agregados vs. pH.
3. Señale en la gráfica la zona de amortiguación y el punto de equivalencia.
4. Determine el pH en el que se produce la máxima capacidad amortiguadora.
5. Compare el valor de pH determinado en el punto anterior con el valor de pKa del ácido
acético.
pH en el que se produce la máxima capacidad amortiguadora =
pKa del ácido acético =

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mL base pH mL base pH
0
1
2
3
4
5…
TAMPON CARBONATO-BICARBONATO
-Disolución 0.1M de carbonato de sodio (100mL) a partir del compuesto puro.
-Disolución 0.2M de HCl (100mL) preparada a partir de la solución de 1M.
-pH-metro.
-Pipetas, probetas y espátula
-Bureta de 25mL.
Datos: La Masa molar del carbonato de sodio es: 106.0 g/mol
- Procedimiento
1. Llene la bureta con la solución de HCl (0.2M) y enrase a 0.
2. Vierta 20mL de la solución de carbonato de sodio (0.1M) en el vaso de precipitados de
50mL con la barrita metálica.
3. Calibre el pH-metro según las instrucciones y en presencia del profesor.
4. Coloque el vaso sobre el agitador magnético e introduzca el electrodo del pH-metro con
cuidado para que, al girar, la barrita no golpee en el eletrodo. Encienda el agitador.
5. Anote el pH de la disolución de carbonato (mL de ácido = 0).
6. Vierta el HCl desde la bureta en porciones de 0.5 mL apuntando el pH en la tabla de la
página siguiente (mL ácido/pH). El pH debe variar con cada adición aunque sea poco.
7. Termine la valoración cuando el pH llegue a un valor inferior a 2.0. Si es necesario rellene
la bureta con más solución de HCl controlando el volumen añadido.
8. Sin apagar el pH-metro lave el electrodo y coloque su protector.
9. Lave el vaso (atención con la barrita) y pase las soluciones preparadas y bien etiquetadas
al otro grupo para que realicen ellos la práctica. Pasen a la práctica de sus compañeros.

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- Cálculos
1. Llene la tabla de datos adjunta (mL ácido/pH).
2. Traze en una gráfica la relación mL de ácido agregados vs. el pH.
3. Señale en la gráfica las zonas de amortiguación y los puntos de equivalencia.
4. Determine los pHs en los que se produce la máxima capacidad amortiguadora.
5. Compare el valor de los pHs determinados en el punto anterior con los valores de pKa del
ión bicarbonato y del ácido carbónico.
6. Explique las diferencias con la curva de la disolución reguladora de Acético-acetato.
mL ácido pH mL ácido pH
0
0.5
1
1.5
2
2.5
3 …
pHs en los que se produce la máxima capacidad amortiguadora =
pKa del ión bicarbonato = pKa del ácido carbónico =
Describa las principales diferencias experimentales con la curva de la disolución
reguladora de Acético-acetato y razones:____________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________

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PRACTICA 4
Determinación de la acidez de un vinagre comercial mediante una
valoración ácido-base utilizando un indicador coloreado
FUNDAMENTO TEÓRICO
ANÁLISIS VOLUMÉTRICO
En una titulación o valoración volumétrica, el objetivo es determinar la concentración de una
sustancia X en solución. Para ello, se debe disponer de una solución de una sustancia Y de
concentración exactamente conocida.
La reacción entre X (el analito) e Y (el agente valorante) debe reunir determinados requisitos
para ser empleada en una titulación:
Ø ser completa (es decir que debe tener una constante de equilibrio elevada)
Ø ser rápida
Ø poseer una estequiometría definida
Ø no tener reacciones secundarias que interfieran con el análisis
El procedimiento usual de las valoraciones consiste en añadir desde una bureta, pequeños
volumenes de agente valorante a un volumen conocido (toma) de la solución de analito.
El momento dónde la cantidad de agente valorante se iguala a la cantidad de analito, se
denomina punto equivalente de la valoración. Hallarlo es el fin ideal que se persigue en una
titulación. Sin embargo, en la realidad, lo que se determina es el punto final, caracterizado
por un cambio brusco en alguna propiedad fisicoquímica de la solución. Los más usuales
consisten en observar el cambio de color de un indicador, el cambio de Absorbancia con un
espectrofotómetro o la diferencia de potencial entre pares de electrodos sumergidos en la
solución de analito.
La diferencia entre el punto final y el punto equivalente define el inevitable error de titulación.
- Indicadores ácido - base
Los indicadores ácido - base son en general ácidos o bases débiles, cuyas formas disociada
y sin disociar presentan un color diferente. Como se mencionó anteriormente, se utilizan para
visualizar el punto final de una valoración de neutralización.
Suponga un indicador ácido de fórmula HIn, con el siguiente equilibrio:
HIn Û H+
+ In-
Ka = [H+
] . [In-
]
[HIn]
Dependiendo de cual sea el valor de [H+
], este equilibrio se encontrará desplazado hacia uno
u otro lado y por lo tanto predominará la especie HIn o la In-
. El color que presente la solución
dependerá de cual sea la especie más abundante en la solución.

15
Cada indicador tiene un rango de pH en el cual se produce el cambio de color. El mismo
depende del valor de Ka.
Como regla general, se acepta que un color se visualiza cuando la concentración de la
especie responsable del mismo es por lo menos 10 veces mayor que la de la otra especie.
En base a esto, el rango de pH en el cual puede apreciarse el cambio de color del indicador,
se ubica en:
rango de pH = pKa ± 1
Por lo tanto, el pH de un color a otro varía de pKa +1, esto significa un cambio de pH de dos
unidades y el rango de transición de casi todos los indicadores es de dos unidades de pH.
Si una de las especies es incolora, la percepción del color de la otra especie es mucho más
nítida.
Habitualmente, el rango de pH en el cual vira el indicador se determina experimentalmente,
pero en el caso de que no se conozca, puede calcularse a partir de la ecuación.
Elección de un indicador para una volumetría de neutralización
El indicador se elige de modo que el pH del punto equivalente esté comprendido dentro del
rango de viraje del mismo. Como consecuencia de ello, el viraje del indicador definirá un
punto final de la valoración que no necesariamente coincide con el punto equivalente.
La siguiente tabla muestra una lista de los indicadores ácido - base más comunes, su
concentración y el solvente dónde se preparan sus soluciones, el color de las especies ácida
y básica y el rango experimental de pH en el que viran.
Indicador solvente pKa
(H2O)
Color
ácido básico
rango pH
Timolftaleína EtOH al 90% 9.9 incoloro azul 10.1 - 12.0
Amarillo de Alizarina --- 11.1 amarillo violeta 10.0 - 12.0
Fenolftaleína EtOH al 60% 9.3 incoloro rojo 8.0 - 10.0
Rojo Fenol --- 7.8 amarillo rojo 6.4 - 8.0
p-nitrofenol --- » 6.6 incoloro amarillo 5.6 - 7.6
Verde de BromoCresol EtOH al 20% 4.7 amarillo azul 3.8 - 5.4
Rojo de Metilo EtOH al 60% 5.0 rojo amarillo 4.2 - 6.2
Anaranjado de Metilo Agua 3.5 rojo amarillo 3.1 - 4.4
Amarillo de Metilo --- 3.3 rojo amarillo 1.2 - 4.0
- Patrones Primarios
La validez de un procedimiento analítico depende del conocimiento de la cantidad de uno de
los reactivos empleados. Hasta el momento, se ha supuesto que se conoce con exactitud la
concentración del agente valorante Y en la bureta. Se puede conocer dicha concentración
con exactitud si se disuelve una cantidad pesada de reactivo puro en un volumen conocido
de solución. En este caso, el reactivo puro se denomina estándar primario o patrón primario,
puesto que tiene suficiente pureza para pesarse y utilizarse directamente. Los patrones
primarios son sustancias que deben reunir determinadas características para ser empleadas
como tales, a saber:

16
Ø pureza absoluta (100,00%) o pureza elevada y conocida
Ø las impurezas que posea eventualmente deben ser conocidas y ser inertes a la reacción
de interés
Ø no debe descomponerse en condiciones normales de almacenamiento
Ø debe ser estable al secado por calentamiento o vacío
Ø debe mantenerse inalterable al aire durante la pesada
Ø alto peso equivalente (para disminuir los errores en la pesada)
Ø fácil de adquirir y de bajo costo
Ejemplos:
Para estandarizar soluciones ácidas
Ø Na2B4O7.10 H2O (Bórax)
Ø Na2CO3 (Carbonato de Sodio)
Para estandarizar soluciones alcalinas
Ø H2C2O4.2H2O (Ácido Oxálico Dihidratado)
En la mayoría de los casos no se dispone de un patrón primario como agente valorante. En
su lugar, se utiliza una solución de un reactivo (que no constituye patrón primario) de
concentración aproximada que se valora frente a una solución de patrón primario. Este
procedimiento se denomina estandarización y determina de manera exacta la concentración
del agente valorante a utilizarse en el análisis.
La solución alcalina más empleada como agente valorante es la de NaOH. El NaOH no
constituye un patrón primario debido a que es un sólido higroscópico (absorbe humedad de
la atmósfera) y presenta un peso equivalente bajo. A su vez, debe tenerse en cuenta que las
soluciones alcalinas tienen la propiedad de disolver más fácilmente el CO2 atmosférico,
generándose las siguientes reacciones:
CO2 (g) ® CO2 (ac)
CO2 (ac) + H2O ® H2CO3 (ac)
H2CO3 (ac) Û HCO3
-
(ac) + H+
(ac)
HCO3
-
(ac) Û CO3
2-
(ac) + H+
(ac)
La absorción de CO2 modifica la concentración de base fuerte debido a la generación de
Hidrogeniones en las dos disociaciones que sufre el Ácido Carbónico.
NOTA Las soluciones alcalinas deben almacenarse en recipientes de plástico ya que
disuelven lentamente el vidrio. No deben permanecer en las buretas más del tiempo
necesario.

17
-Dilución 1/10 de vinagre comercial en agua desionizada (50mL)
-Disolución 0.1N de NaOH (100mL) preparada a partir de la solución valorada 1N.
-Solución Indicadora: Fenolftaleína al 1% (p/v) en etanol (suministrada)
-Pipetas y probetas
-Bureta de 25mL.
- Procedimiento
1. Llene la bureta con la solución de NaOH y enrase a 0.
2. Vierta 20mL de la dilución de vinagre en el vaso de precipitados con la barrita metálica.
3. Coloque el vaso sobre el agitador magnético y añada 3 o 4 gotas de la solución
indicadora. Encienda el agitador.
4. Vierta el NaOH desde la bureta gota a gota pero con fluidez.
5. Cuando se empiece a ver un primer cambio de color en la disolución problema, añada
más lentamente la disolución de NaOH.
6. Cierre el paso del NaOH cuando toda la solución haya virado de color de forma
permanente y anote el volumen de NaOH utilizado.
Si es necesario rellene la bureta con más solución de NaOH controlando el volumen añadido.
REPITA TODO EL PROCEDIMIENTO CON OTROS 20 mL DE VINAGRE DILUÍDO,
PARA ELLO DEBE LAVAR PREVIAMENTE EL VASO DE PRECIPITADOS CON AGUA
DESTILADA Y DESIONIZADA.
SI LA DIFERENCIA ENTRE LAS DOS MEDIDAS FUERA SUPERIOR A 1 ML SE DEBERÁ
REPETIR LA PRÁCTICA PARA DECIDIR CUAL ES EL VALOR REAL.
Volumen de NaOH utilizado = 1era
mL; 2ª mL; (3ª mL)...
Muestre los valores al profesor y después lave el material enjuagándolo con agua destilada
- Cálculos
Las reacciones químicas de neutralización entre un ácido y una base siempre tienen lugar
equivalente a equivalente. Por tanto en esta reacción se cumplirá:
número de equivalentes-gramo de ácido = número de equivalentes-gramo de base
Y como: N = nº de eq. de soluto/litro de disolución
se tiene:
número de equivalentes-gramo = Normalidad x Volumen de disolución en litros

18
Y por tanto, en nuestra reacción se cumplirá: N ácido · V ácido = N base · V base
y si conozco la normalidad y el volumen de base o de ácido necesario para neutralizar un
volumen dado de ácido o de base de concentración desconocida, puedo determinar la
concentración del ácido o base problema.
La acidez total o grado del vinagre se define como la totalidad de los ácidos volátiles y fijos
que contiene el vinagre expresada en gramos de acético por 100 mL de vinagre.
Datos: La densidad del vinagre comercial es 1008g/L
Masas molares: Ácido acético: 60.05 g/mol; H2O: 18 g/mol
1. Haga la media de las dos medidas del volumen de NaOH utilizado en la valoración
Volumen de NaOH utilizado (media de los valores obtenidos) = mL
2. Calcule la Normalidad y la Molaridad del ácido contenido en el vinagre (atención con la
dilución).
3. Determine la acidez total del vinagre en porcentaje peso/volumen.
4. Compare el resultado con el valor indicado en la botella.
Concentración de Acido acético en el vinagre = N
= M
Acidez total del vinagre = % (p/v)
Acidez indicada en la botella = % (p/v)

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