VALORACIÓN ÁCIDO-BASE: “DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO

Práctica 4: VALORACIÓN ÁCIDO-BASE: “DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE
ÁCIDO ACETILSALICÍLICO EN UNA ASPIRINA”
El objetivo general de esta práctica es el aprendizaje y aplicación de una técnica clásica de análisis
cuantitativo como son las valoraciones o volumetrías ácido-base. Para ello, se llevará a cabo el análisis
cuantitativo de un producto químico de uso cotidiano como es la aspirina. Más concretamente, se trata de
determinar la cantidad de ácido acetilsalicílico, el principio analgésico, que contiene una aspirina.
Si se prepara una cantidad de ácido o base con una concentración conocida, se puede medir cuánta
cantidad de la otra disolución se necesita para completar la reacción de neutralización, y a partir de ello
determinar la concentración de dicha disolución. El punto de equivalencia de una reacción química se
produce durante una valoración química cuando la cantidad de sustancia valorante agregada es
estequiométricamente equivalente a la cantidad de la sustancia a analizar en la muestra, es decir
reacciona exactamente con ella.
El final de la reacción suele determinarse a partir del cambio de color de un indicador, como papel de
tornasol o una mezcla especial de indicadores denominada indicador universal. Para poder reconocer el
punto de equivalencia de estas valoraciones, con frecuencia se utilizan pequeñas cantidades de sustancias
llamadas indicadores. Estos por lo general son ácidos orgánicos o bases débiles que cambian de color al
pasar de un medio ácido a uno básico. Cada indicador tiene una zona de viraje y se selecciona
dependiendo del pH en el que se presenta el punto de equivalencia.
ZONA DE VIRAJE DE LOS INDICADORES ÁCIDO-BASE
Indicadores
Violeta de Metilo
Azul de Timol
Anaranjado de Metilo
Rojo de Metilo
Púrpura de Bromocresol
Azul de Bromotimol
Rojo Cresol
Azul de Timol
Fenolftaleína
Amarillo de Alizarina
Nitramina
Intervalo
de pH
0–2
1,2 - 2,8
3,1 - 4,4
4,2 – 6,3
5,2 – 6,8
6,0 – 7,6
7,2 – 8,8
8,0 – 9,6
8,3 – 10
10,1 – 12
11 – 12,9
Ácido
Neutro
Alcalino
Amarillo
Rojo
Rojo
Rojo
Amarillo
Amarillo
Amarillo
Amarillo
Incoloro
Amarillo
Incoloro
Verde azulado
Anaranjado
Anaranjado
Anaranjado
Anaranjado
Verde
Anaranjado
Verde
Rosado
Anaranjado
Pardo claro
Violeta
Amarillo
Amarillo
Amarillo
Púrpura
Azul
Rojo
Azul
Rojo
Lila
Pardo Anaranjado
Ejemplo de sales procedentes de ácidos débiles y bases fuertes
El HCN es un ácido débil y el NaOH es una base fuerte que al reaccionar forman el NaCN:
HCN(ac) + NaOH(ac)
NaCN(s) + H2O
→
→
NaCN(s) + H2O neutralización ácido-base
Na+(ac) + CN–(ac)
ionización de la sal
Este tipo de sales se hidrolizan produciendo disoluciones básicas:
CN-(ac) + H2O  HCN(ac) + OH-(ac) hidrólisis de la sal
El anión de la sal acepta un protón del agua, formando el ácido débil (del que proviene la sal), liberando
iones hidroxilo, OH–, en consecuencia: pH > 7 Se deberá utilizar un indicador que vire en la zona básica
de pH > 7. La fenolftaleína seria un indicador adecuado, pero no el anaranjado de metilo o el rojo de
metilo.
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VALORACIÓN ÁCIDO-BASE: “DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE ÁCIDO
ACETILSALICÍLICO EN UNA ASPIRINA”
Para realizar este análisis se utilizará la técnica volumétrica. El ácido acetilsalicílico es un ácido y, por
tanto, en disolución acuosa, liberará protones, que pueden neutralizarse mediante una base como es el
hidróxido sódico.
C8 H7 O2-COOH
+
NaOH

+
NaOH

+
H2O
C8 H7 O2-COONa + H2O
El ácido acetilsalicílico (M = 180.16) es un ácido débil, por tanto, su punto de equivalencia estará
ligeramente desviado hacia la zona de pH básico. En el punto de equivalencia, que determinaremos
mediante un indicador, se tendrá que cumplir que:
nº moles ácido acetilsalicílico = nº moles NaOH ya que la reacción es mol a mol.
Podemos, por tanto, a partir de la cantidad de disolución de base gastada en la neutralización, determinar
la cantidad (masa) de ácido acetilsalicílico presente en la aspirina y por tanto su riqueza en la aspirina.
Material y reactivos
- Agitador de vidrio
- Soporte, nuez
- Bureta
- Mortero, espátula, vidrio de reloj
- Vaso de precipitados 250 ml
- Matraz erlenmeyer 250 ml
- Matraz aforado 100 ml
- Embudo cónico
- Cuentagotas
- Aspirina
- Hidróxido sódico
- Fenolftaleína
Procedimiento
- Preparar 100 ml de NaOH 0,3 M.
- Colocar la bureta en su soporte tal como se indica en la figura. Antes, lavar bien la bureta, primero con
agua, y finalmente con la disolución patrón de NaOH (enjuagando la bureta con esta disolución al menos
una vez).
- Llenar la bureta con la disolución de hidróxido de sodio y enrasar a cero.
- Pesar una tableta de aspirina en una balanza
- Pulverizar la aspirina en el mortero y echarla en un vaso de precipitados.
- Añadir 100 ml de agua destilada y agitar hasta que se disperse bien la aspirina. Trasvasarla a un matraz
erlenmeyer.
- Añadir 2 ó 3 gotas de disolución alcohólica de fenolftaleína en el erlenmeyer .
- Abrir la llave de la bureta, dejando que la disolución de NaOH caiga sobre la disolución de aspirina
contenida en el erlenmeyer. Los primeros ml se pueden añadir más o menos rápidamente, pero después
conviene dejar que el NaOH vaya cayendo lentamente gota a gota, agitando suavemente el erlenmeyer
mediante movimientos circulares de la mano, para que se mezclen bien las dos disoluciones, hasta que
aparezca un cambio permanente de coloración del indicador. Esto indicará el final de la valoración.
- Medir al menos el pH de la disolución ácida antes de añadir el NaOH, en el momento de la neutralización
y después. (Si se va a hacer la curva de valoración, hay que tomar más medidas y anotar en cada caso, el
volumen de NaOH gastado).
- Anotar el nuevo nivel de la disolución en la bureta y anotar el número de ml de disolución de NaOH
gastados.
- Finalmente, recoger los datos obtenidos por otros grupos de la masa media que contiene cada aspirina y
su masa total y represéntalos en columnas agrupadas.
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Cuestiones
1.- ¿Podrían emplearse otros indicadores distintos de la fenolftaleína? ¿Cuáles? ¿Qué colores tomarán
antes y después de la valoración?
2.- ¿Por qué es necesario enjuagar la bureta antes de la valoración?
3.- ¿Cuál es el punto de equivalencia?
4.- Calcula la masa de ácido acetilsalicílico que contiene la aspirina.
5.- Determina la riqueza, en tanto por ciento en masa, del ácido presente en la aspirina.
6.- Haz un diagrama de columnas agrupadas con las distintas masas obtenidas de ácido contenido en cada
aspirina y la masa restante del comprimido. Haz un diagrama con el % en masa del ácido.
7.- Representa el pH frente al volumen de NaOH agregado (curva de valoración)
0.8
90%
0.7
80%
0.6
70%
60%
0.5
otros
0.4
masa ácido
0.3
% ácido
masa comprimido (g)
Ejemplos
50%
40%
30%
0.2
20%
0.1
10%
0
0%
1
2
3
muestras
4
1
2
3
4
muestras
3