Este documento presenta los detalles de una práctica de laboratorio realizada por el Equipo #4 en el laboratorio de Química Analítica. La práctica involucró la titulación de ácidos y bases débiles para determinar la constante de disociación y el punto de equilibrio. Se midió la concentración de ácido acético en un vinagre comercial usando una base fuerte normalizada y curvas de titulación. Los resultados mostraron que el vinagre contenía un 5.56% de ácido acético.

1. EQUIPO #4
- SARA MEZA ID. 00000165592.
- ALEXA CASTELO ID.00000164981.
- KAREN CAMACHO ID.00000164947.
- EDYAEL CORRAL ID.00000165063.
- NAHÚM CUEVAS ID.00000165070.
- LUIS CONTRERAS ID.00000165032.
LABORATORIO DE QUÍMICA
ANALÍTICA
DEPARTAMENTO DE BIOTECNOLOGÍA Y CIENCIAS
ALIMENTARIAS
Carrera de BIOTECNOLOGIA.
Practica N#2 Acido Base.
15/02/2017
CD. OBREGÓN, SONORA

2. OBJETIVO.
• Aplicar experimentalmente la teoría de la
neutralización, por medio de la técnica
analítica de titulación y obtener el punto de
equivalencia por medio de una curva para
determinar la constante de disociación y el
punto de equilibrio, en ácidos y bases
débiles; para su aplicación en disoluciones
reguladoras de pH

3. MATERIALES.
1 Soporte y pinza de bureta
2 Matraz volumétrico de 250 ml
1 Varilla de vidrio
1 Vidrio de reloj
1 Vial de 20 ml
2 matraces Erlenmeyer de 125 ml
4 tubos de ensayo 22x175
1 Bureta de 25 ml
3 Matraces Erlenmeyer de 250 ml
1 Probeta de 50 ml
1 Pipeta de 2 ml
1 Embudo cónico
1 frasco gotero
1 Vasos de precipitados de 50 ml
1 Vasos de precipitados de 250 ml
Potenciómetro
1 Agitador magnético y barrita agitadora

4. REACTIVOS.
Tampones de calibración del pH-metro 4, 7 y 10
Hidróxido sódico (250 ml) 0.1M. 1.0 g
Acido clorhídrico (250 ml) 0.1 M. 2.15 ml
HCl 36%, d:1.18 g/ml
Anaranjado de metilo 0.1%
Hidróxido de amonio 5 ml 0.1 M
Fertilizante amoniacal 10 ml
Fenolftaleína al 0,20% en etanol
Ftalato ácido de potasio 0,100 M 5.1 g (250 ml)
Vinagres comerciales 2 ml
Ácido acético 0.1 M 10 ml
Papel indicador de pH de 0-14
Papel indicador de 0-7
Papel indicador de 7-14

5. NORMALIZACIÓN DE LA
DISOLUCIÓN.
PUNTO DE EQUIVALENCIA: Preparación 250 ml de NaOH de
concentración aproximada de 0,1 M.
Para conocer con exactitud la concentración empleamos en disolución
patrón 0,1M de ftalato acido de potasio (KHC8H404)
EL PUNTO FINAL: Coincidirá con el momento en el que se de el
color Rosa Pálido.

6. PASOS
• Primer ensayo. Valoración con indicador Rellenar la bureta con la disolución de base
(NaOH) ó del ácido clorhídrico (HCl) valoradas hasta el punto de enrase, Medir con una
pipeta, 2 ml del vinagre a analizar y ponerlo en un Erlenmeyer o bien (1 ml disolución
amoniacal) . Añadir unos 100 ml de agua destilada para diluir la. Añadir dos gotas de
fenolftaleína al 0,20% o de anaranjado de metilo si es la solución.
• Segundo ensayo. Rellenar la bureta con la disolución de base (NaOH) valorada hasta el
punto de enrase, anotando el dato de esta lectura. Medir con una pipeta, 2 ml del vinagre
a analizar y ponerlo en un vaso de precipitados de 250 ml. Añadir unos 100 ml de agua
destilada para diluir la muestra.
• Tercer ensayo. Con disoluciones reguladoras. Influencia de la adición de ácidos y bases
sobre el pH de una disolución reguladora. Poner, en un Erlenmeyer bien limpio, 3 mL de
agua destilada y añadirle dos gotas del indicador 1 (Anaranjado de metilo). Observar el
color del indicador. Añadir, gota a gota, disolución de HCl 0,100 M agitando
continuamente. Dejar de añadir cuando haya cambiado el color del indicador. Anotar el
volumen de disolución de HCl que se ha necesitado añadir para provocar este cambio.

7. TITULACIÓN.

8. CURVAS DE TITULACION DE ACIDO
FUERTE CON UNA BASE FUERTE.

9. CALCULO DE PH INICIAL.
pH = -log [HCl]
pH= -log [5,2]= -0.71
pH=-log[5.3]= -0.72
pH=-log[5.3]= -0.72
1
2
3

10. RESULTADOS Y DISCUSIÓN
Cálculo N de vinagre con NaOH
Vinagre – Vg= 1ml
NaOH – Vg= 9.66 ml
1ml * N= 9.66ml * 0.096N
Vinagre= 0.92N

11. RESULTADOS Y DISCUSIÓN
1N de ÁCIDO ACÉTICO= 60g----1000ml
0.9N de ÁCIDO ACÉTICO= Xg-----1000ml
(0.9N de ÁCIDO ACÉTICO*60g)/1N de ÁCIDO ACÉTICO= 55.2g
cada 1000ml
0.92*(60/1000)*100= 5.56% de ÁCIDO ACÉTICO en vinagre

12. CONCLUSION:En esta practica por medio de Fenolftaleína se pudo conocer el pH
acido, porque acido? Por el echo de que la sustancia se torno con un
color rosado, el color rosa fue considerado tradicionalmente como
cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua,
produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que
el agua pura, esto es, un pH menor que 7.
También pudimos reforzar las bases de los alumnos dentro del
laboratorio. .