Este documento presenta el reporte de una práctica de laboratorio sobre equilibrio ácido-base. Se enumeran 6 estudiantes que realizaron la práctica y se describe el objetivo de determinar la constante de disociación y el punto de equilibrio de ácidos y bases débiles mediante titulaciones. Se presentan los procedimientos de preparación de soluciones patrón de NaOH y HCl, y la valoración de muestras de ácido búfalo, vinagre e hidróxido de amonio para calcular sus normalidades.

1. INTEGRANTES:
 Arredondo Juárez Elisa 163323
 Bojórquez Sánchez Ana María 164927
 Hernández Méndez Itzel Abigail 165322
 Hernández Olivera Erika Anely 165325
 Jacobo Yepiz Itzel Abigail 165361
 Lezama Balderrama Dayne Darlen 163957
Carrera: Ing. Biotecnología
Departamento de Biotecnología y Ciencias
Alimentarias
Laboratorio de química analítica
Reporte de práctica #2 - Equilibrio Acido-Base
Clase: Miércoles 7:00-10:00 a.m.
15 de Febrero del 2017

2. INTRODUCCIÓN
 El análisis volumétrico consiste en la determinación del volumen de una disolución conocida
(disolución patrón de valorante) que reacciona con otra disolución de la sustancia a analizar
(analito).
 El método de valoración se basa en la adición de una cantidad de disolución patrón que sea
estequiométricamente equivalente a la sustancia objeto de la determinación, con la cual
reacciona: esta condición se alcanza en el punto de equivalencia.
 En el punto de equivalencia se produce un cambio brusco del pH, que se puede determinar
empleando un indicador, o bien un pH-metro.
 Cuando la valoración ácido-base se realiza con el pH-metro, se registran lecturas del pH con
este instrumento en función del volumen de valorante añadido, y el punto final que
corresponde a la posición de mayor pendiente de la curva (casi vertical) al producirse el
cambio brusco de pH que acompaña a la neutralización completa del analito.

3. • Cuando la reacción se produce entre un ácido o una base fuertes, el
pH correspondiente al punto de equivalencia será 7.
• Si un ácido débil se valora con una base fuerte, el pH del punto de
equivalencia es mayor que 7.
• Si una base débil se valora con un ácido fuerte, el pH del punto de
equivalencia es menor que 7.

4. 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.

5. Preparar 250 ml de NaOH de
concentración aproximada de 0,1 M.
Se llena la bureta asegurándose
que no queda aire en la punta.
En un matraz Erlenmeyer se ponen 10
ml de hidróxido sódico con unas 5 gotas
de indicador
Preparar la bureta

6. Limpiar las paredes interiores del
Erlenmeyer vertiendo un poco de
agua con ayuda del frasco lavador.
Calcular aproximadamente el volumen
necesario para llegar al p.d.e del ftalato
acido de potasio
Proceder a verter el acido muy
lentamente, gota a gota, en las
cercanías del volumen calculado
Cuando empieza la declaración debe
añadirse el acido gota a gota
agitando bien entre cada adición.

7. Cálculo de Normalidad NaOH
Valoración de NaOH
10 ml
Biftalato de potasio
(ml)
Normalidad de NaOH
1ra Valoración 10 ml
2da Valoración 9.5 ml
Ẋ= 10 ml Ẋ= 9.75 ml 0.09N
Normalidad Biftalato de Potasio: 0.1N 𝑉1 × 𝑁1 = 𝑉2 𝑁2
Volumen utilizado= 10 ml 10 𝑀𝑙 𝑁 = 9.75 𝑚𝑙 0.1𝑁
Volumen promedio gastado= 11.5 ml 𝑁 =
9.75𝑚𝑙 ×0.1𝑁
10 𝑚𝑙
𝑁 = 0.09 𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻

8. Medir ml de la solución de
HCl en un vaso de 25ml.
Medir 10ml de está
disolución, añadirle unos
20ml de agua destilada,
Diluir con agua destilada y
vaciar a un matraz
volumétrico de 250ml.
Después añadir 5 -6 gotas de
fenolftaleína y valorar con la
disolución de NaOH
previamente valorada y
contenida en la bureta.

9. Calculo de Normalidad HCl
Valoración de HCl
10 ml
NaOH (ml) Normalidad de HCl
1ra Valoración 10 ml
2da Valoración 9.9 ml
3era Valoración 10 ml
Ẋ= 10 ml Ẋ= 9.96 ml 0.08 N
Normalidad NaOH: 0.09N 𝑉1 × 𝑁1 = 𝑉2 𝑁2
Volumen utilizado= 10 ml 10 𝑀𝑙 𝑁 = 9.96 𝑚𝑙 0.09𝑁
Volumen promedio gastado= 9.96 ml 𝑁 =
9.96 𝑚𝑙 ×0.09𝑁
10 𝑚𝑙
𝑁 = 0.08 𝑁 𝐻𝐶𝑙

10. Rellenar la bureta con la
disolución de base (NaOH)
valorada.
Medir con una pipeta 1 ml de
vinagre a analizar y ponerlo en
un matraz Erlenmeyer.
Añadir 5 ml de agua destilada
para diluir la muestra.
Añadir 5 gotas de fenolftaleína al
0.20%
Añadir, gota a gota, la disolución de
valorante desde la bureta al
Erlenmeyer
Agitar continua y suavemente,
hasta que se produzca el viraje del
indicador

11. Calculo de Normalidad de Vinagre
Valoración de Vinagre
1 ml
NaOH (ml) Normalidad de
Vinagre
2da Valoración 9 ml
3era Valoración 9 ml
Ẋ= 1 ml Ẋ= 9 ml 0.81 N
Normalidad NaOH: 0.09N 𝑉1 × 𝑁1 = 𝑉2 𝑁2
Volumen utilizado= 1 ml 1 𝑀𝑙 𝑁 = 9 𝑚𝑙 0.11𝑁
Volumen promedio gastado= 8.3 ml 𝑁 =
9 𝑚𝑙 ×0.09𝑁
1 𝑚𝑙
𝑁 = 0.81 𝑁 𝑉𝑖𝑛𝑎𝑔𝑟𝑒
NOTA:
En este caso no
se toma la 1er
valoración ya que
su valor (6.9 ml)
es inferior al
promedio

12. % 𝐴𝑐𝑖𝑑𝑜 𝐴𝑐𝑒𝑡𝑖𝑐𝑜 =
9 𝑚𝑙 𝑥 0.09 𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑥 0.060 𝑥 100 𝑚𝑙
1 𝑚𝑙
• 1N CH3COOH 60 grs 1000 ml
• 0.81N CH3COOH 48.6 grs 100 ml
% 𝐴𝑐𝑖𝑑𝑜 𝐴𝑐𝑒𝑡𝑖𝑐𝑜 =
𝑉 𝑥 𝑁 𝑥 0.060 𝑥 100
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑢𝑡𝑖𝑙𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜
% Acido Acético= 4.86 %
Ácido
Acético (grs)
Mililitros
60 gr 1000 ml
6 gr 100 ml
0.6 gr 10 ml
0.06 gr 1 ml

13. Rellenar la bureta con la
disolución del ácido clorhídrico
(HCl) valorada.
Medir con una pipeta 1 ml de
hidróxido de amonio a analizar
y ponerlo en un matraz
Erlenmeyer.
Añadir 50 ml de agua destilada
para diluir la muestra.
Añadir 5 gotas de fenolftaleína al
0.20%
Añadir, gota a gota, la disolución de
valorante desde la bureta al
Erlenmeyer
Agitar continua y suavemente,
hasta que se produzca el viraje del
indicador

14. Calculo Normalidad de Hidróxido de Amonio
Valoración de
Hidróxido de
Amonio
1 ml
HCl (ml) Normalidad de
Hidróxido de
Amonio
1era Valoración 1.5 ml
2da Valoración 1 ml
3era Valoración 1.3 ml
Ẋ= 1 ml Ẋ= 1.26 ml 0.126 N
Normalidad HCl: 0.08N 𝑉1 × 𝑁1 = 𝑉2 𝑁2
Volumen utilizado= 1 ml 1 𝑀𝑙 𝑁 = 1.26 𝑚𝑙 0.08𝑁
Volumen promedio gastado= 1.26 ml 𝑁 =
1.26 𝑚𝑙 ×0.08𝑁
1 𝑚𝑙
𝑁 = 0.1 𝑁 𝐻𝑖𝑑𝑟𝑜𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝐴𝑚𝑜𝑛𝑖𝑜

15. • 1N NH4OH 35 grs 1000 ml
• 0.1N NH4OH 3.5 grs 100 ml
•
Hidroxido
de Amonio
(grs)
Mililitros
35 gr 1000 ml
3.5 gr 100 ml
0.35 gr 10 ml
0.035 gr 1 ml
% Hidroxido de Amonio =
𝑉 𝑥 𝑁 𝑥 0.035 𝑥 100 ml
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑢𝑡𝑖𝑙𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜
% 𝐻𝑖𝑑𝑟𝑜𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝐴𝑚𝑜𝑛𝑖𝑜 =
1.26 𝑚𝑙 𝑥 0.08 𝑁 𝐻𝐶𝑙 𝑥 0.035 𝑥 100 𝑚𝑙=
1 𝑚𝑙
% NH4OH = 0.35%

16. CONCLUSIÓN
• En esta practica se obtuvo la normalización, usando la técnica de
titulación en donde la reacción suele determinarse a partir del
cambio de color de un indicador para poder reconocer el punto de
equivalencia de estas valoraciones, con frecuencia se utilizan
pequeñas cantidades de sustancias llamadas indicadores los cuales
muestran una estructura relativamente compleja cuyo color cambia
según estén en presencia de un medio ácido o un medio básico.

17. EVIDENCIAS