PRÁCTICA 13 APLICACIONES DE REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN OBJETIVO

Dpto. de Física y Química.
I.E.S. Inca Garcilaso. Montilla.
PRÁCTICA 13
APLICACIONES DE REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
OBJETIVO
- Hallar la acidez o basicidad de productos habituales (vinagre, aspirina, etc).
FUNDAMENTO TEÓRICO
La acidez o basicidad de una disolución es un factor determinante en nuestra vida.
Vamos a utilizar la técnica de valoración descrita en la práctica anterior para analizar la cantidad
de ácido de algunos productos habituales.
EXPERIENCIA 1: Grado de acidez de un vinagre.
El vinagre es un producto que proviene de la fermentación del vino o zumos alcohólicos
de otras frutas. Si observas una botella de vinagre podrás leer en la etiqueta su grado de acidez;
así, si marca 6º significa que contiene 6 gramos de ácido acético (CH3-COOH) por cada 100
gramos de vinagre (100 ml de vinagre si suponemos la densidad del vinagre como 1 g/cc). Dado
que se trata de una disolución ácida podemos conocer la cantidad de ácido que contiene
mediante una valoración ácido-base.
Material: bureta, soporte y pinzas, erlenmeyer, disolución de NaOH (sosa) de concentración
conocida (Cb 0,1 N), fenolftaleína, pipeta y matraz aforado de 100 ml.
Procedimiento:
a) Toma 10 ml de vinagre y dilúyelos hasta un volumen de 100 ml, utilizando para ello el
matraz aforado y agua destilada.
b) Coge 20 ml de la disolución anteriormente preparada, deposítalos en un erlenmeyer y añade
un par de gotas de fenolftaleína. Anota lo que ocurre
c) Realiza la valoración con la sosa de concentración conocida (Cb), con la cual se habrá llenado
la bureta y anota el volumen de sosa gastado (Vb).
d) Calculamos la masa (en gramos) de ácido acético contenido en 10 ml de vinagre de la
muestra inicial, aplicando la siguiente expresión:
masa (g) de ácido acético = 30. Vb (expresado en litros)
(en 10 ml de vinagre)
e) Por último, calcula la masa de ácido acético en 100 ml de vinagre (acidez del vinagre) y
compara el resultado con lo indicado en la botella.
EXPERIENCIA 2 : Cantidad de ácido acetilsalicílico (ASA) de una aspirina.
La aspirina se descubrió hace cien años. Se consumen millones de aspirinas al día en el
mundo, siendo el analgésico más consumido; está formado por ácido acetilsalicílico. Para
conocer la cantidad de esta ácido que contiene una aspirina, debemos disolverla y
posteriormente realizar una valoración ácido-base.
Material: Bureta, disolución de sosa de concentración conocida (Cb 0,1 N), alcohol etílico,
fenolftaleína , varilla de vidrio, matraz aforado de 100 ml.
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Procedimiento:
a) Se toma una aspirina y se tritura todo lo posible (es mejor hacerlo en su propia cápsula),
disolviéndola después con etanol hasta completar un volumen de 100 ml. La disolución se vierte
en un matraz erlenmeyer; y se le añaden 2 ó 3 gotas de fenolftaleína.
b) Se procede a la valoración con la sosa de concentración conocida, anotando el volumen
gastado (Vb, expresado en litros).
c) Calculamos la masa de ASA empleando la siguiente expresión, comparando el valor obtenido
con el que se lee en la caja.
masa (en gramos) ASA = 18,04. Vb (en litros)
EXPERIENCIA 3: Acidez de estómago.
Cuando una persona padece acidez de estómago toma fármacos como Almax u otros
similares. El Almax contiene lo que se denomina almagato (hidróxido de alumnio y magnesio ,
que es una base que neutraliza el ácido clorhídrico estomacal. En esta práctica calcularemos la
cantidad de ácido clorhídrico que es capaz de neutralizar una pastilla de Almax u otra similar.
Material: Pastilla de Almax (o sobre) u otra similar, ácido clorhídrico de concentración
conocida (Ca 0,1 N), soporte, pinzas, agua destilada, erlenmeyer, varilla de vidrio, fenolftaleína,
mortero.
Procedimiento:
a) Machaca la pastilla o lo que hayas seleccionado, y échala en el erlenmeyer; añade 100 ml de
agua destilada y agita con una varilla de vidrio. Se formará una suspensión, quedando bastante
poso en el fondo (no se disuelve).
b) Añade tres o cuatro gotas de fenolftaleína y comienza a añadir el ácido clorhídrico con la
bureta hasta que vire el color. El cambio de calor debe ser permanente. Anota el volumen de
HCl empleado en la valoración (Va, en litros)
c) Calcula los gramos de HCl que neutraliza una pastilla del fármaco que hayas utilizado,
empleando la siguiente expresión:
masa (en gramos) de HCl = 11. Va (en litros)
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