UNIVERSIDAD DE LA SERENAFACULTAD DE CIENCIAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA VOLUMETRIA ACIDO-BASE QUÍMICA ANALÍTICA II Carrera: Químico Laboratorista. Profesora: M (Sc) Elizabeth Arancibia Araya. 2017 Volumetría ácido - base. 1. Introducción. Ácidos y bases, estos dos tipos de compuestos químicos presentan características opuestas. Los ácidos tienen sabor agrio, colorean de rojo el tornasol y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una solución acuosa de un ácido con otra de un base, tiene lugar una reacción de neutralización en la que se forma agua y sal. 2. Teorías Ácido – Bases. a) Teoría de Arrhenius y Ostwald. Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno (H+) o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo (OH–). La reacción que representa lo anterior es: H2O H + + OH – La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. b) Teoría de Bronsted – Lowry. Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brönsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H +) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso. El concepto de ácido y base de Brönsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química: Ácido(1) + Base(2) Ácido(2) + Base(1) La reacción de Acido(1) con Base(2) se produce al transferir un protón del primero al segundo. Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, o sea, Base(1). Al ganar el protón, la Base(2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo: HCl + H2O H3O+ + Cl- El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio, en este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl -, una base débil, y H 3O +, el ácido conjugado de H2O, un ácido fuerte. En otro ejemplo: 3 HF + H2O H3O+ + F- El fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua. Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H 2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H 3O+. La teoría de Brönsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua: HCl + H2O H3O+ + Cl- El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco): NH3 + H2O NH4+ + OH- c) Teoría de Lewis. Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que creó la teoría del enlace covalente. La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son: Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico. Un base de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico. Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H +, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH -, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted - Lowry y Arrhenius. Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa. El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H3N: + BF3 H3N-BF3 3. Fuerza de los ácidos. Se denominan ácidos fuertes a aquellos cuyas moléculas están disociadas en su casi totalidad al disolverse en el agua. Es el caso del acido clorhídrico. HCl H+ + Cl- En la reacción se pone sólo una flecha hacia la derecha para indicar que el equilibrio está tan desplazado a la derecha que prácticamente no existe reacción inversa. Cl- + H+ HCl Por lo tanto, al no existir prácticamente la reacción inversa, en la disolución solo se hallan sus iones. Otros ácidos como el cítrico o el acético, se disocian según la ecuación. CH3COOH CH3COO- + H+ Estos ácidos no tienen moléculas del todo disociadas, por lo que en la disolución coexistirán las moléculas de acido acético (CH3COOH), con iones acetato (CH3COO-) y los protones (H+). por lo que la ecuación de disociación se escribe con dos flechas. 4. Fuerza de las bases. se disocia conforme a: B + H2O BH+ + OH- La constante de equilibrio es: K = [BH+][OH-] [B][H2O] Al igual que en los ácidos. Constantes de acidez y de basicidad. H+ + SO32- Peroxido de hidrogeno Muy débil H2O2 H+ + HO2- 5. Los ácidos fuertes tienen prácticamente todas sus moléculas disociadas en disolución acuosa y los ácidos débiles solamente tienen disociada una fracción de sus moléculas. el hidróxido de amonio (NH 4OH) es un base débil. en las disoluciones básicas diluidas la concentración de agua es prácticamente constante. Las bases fuertes son las que prácticamente todas sus moléculas disociadas en disolución acusa y las bases débiles son las que solamente tienen disociada una fracción de sus moléculas. En la siguiente tabla se muestran unos ejemplos de las fuerzas relativas de los ácidos en disolución acuosa a temperatura ambiente. NH4OH NH4+ + OH- Esta base no tiene sus moléculas del todo disociadas. la constante que se obtiene se llama constante de basicidad (Kb). por lo que se incluye en la constante de equilibrio.+ H+ Ion sulfito ácido Débil HSO3. por lo que se engloba en K. Las bases que tienen un grado de disociación bajo reciben el nombre de bases débiles. Un ácido débil en disolución acuosa se disocia de acuerdo con: HA + H2O A. Son ejemplos de bases fuertes el hidróxido de sodio y potasio. H+ + SO42- Acido fosforito Débil H3PO4 H+ + H2PO4- Ácido Acético Débil CH3COOH CH3COO. Una base es fuerte cuando sus moléculas se disocian en casi su totalidad y es débil cuando tiene gran parte de sus moléculas en disolución sin disociar.+ H3O+ La constante de equilibrio se expresa como: K = [A-][H3O+] [HA][H2O] En disoluciones acuosas diluidas. Fuerza relativas de los ácidos. Los ácidos que tienen un grado de disociación bajo reciben el nombre de ácidos débiles. Ácidos Fuerza Reacción Acido perclórico Muy fuerte HClO4 H+ + ClO4- Acido clorhídrico Fuerte HCl H+ + Cl- Ion sulfato ácido Fuerte HSO4. la concentración de agua se pude considerar constante. . Cuando una base en disolución acuosa es débil. En cambio. 4 La fuerza de los ácidos varía con el grado de disociación de las moléculas al disolverse. por lo que en la disolución coexistirán las moléculas de hidróxido de amonio con las del ion amonio y el ion hidróxido. 6. La que se obtiene se llama constante de acidez (Ka). La fuerza de las bases varía con el grado de disociación de las moléculas al disolverse. del orden de 10 -6 M o menores. Indicadores ácido . En términos generales el equilibrio entre las formas ácida y básica de un indicador puede representarse del siguiente modo: . (Sulfonftaleínas). la tercera familia de colorantes ácido – base. 5 Un ácido es más fuerte cuanto mayor es su K a y una base es más fuerte cuanto mayor es su Kb. experimentaría un solo viraje en ese proceso. sustituyendo el grupo sulfónico (ácido fuerte) de las sulfonftaleínas por un grupo carboxilo (ácido débil) se obtienen las ftaleínas.6 x 10-4 Urea N2H4CO 1. en consecuencia una solución fuertemente ácida tendrá color rojo. en cambio. Sus colores son muy intensos y se percibe incluso a muy altas concentraciones. y al incrementar gradualmente su pH por adición de una base percibiremos primero un viraje del rojo al amarillo y luego un segundo viraje al rojo. con lo cual la concentración del indicador en la solución es del orden de 10 -5 M en sus usos corrientes. Ejemplo 2: Anaranjado de Metilo.3 x 10-4 7. Ejemplo 1: Rojo Fenol. por eso se adiciona 1 o 2 gotas de una solución alcohólica aproximadamente 0. cuya forma ácida tiene distinto color que su forma básica. Por protonación o por transparencia de un protón las moléculas o iones del indicador adoptan estructuras que poseen distinto color. de naturaleza orgánica. Constantes de algunos ácidos Constantes de algunas bases Nombre Fórmula Ka Nombre Fórmula Kb Acético CH3COOH 1. Por ejemplo.8 x 10-5 Amoniaco NH3 1.5 x 1014 Benzoico C6H5COOH 6.8 x 10-5 Fluorhídrico HF 6. Los indicadores ácido – base son ácidos o bases débiles. (Indicador Azoico).01 M a volúmenes del orden de 100 mL. El anaranjado de metilo. A continuación se pueden apreciar dichos cambios para indicadores de las familias de las sulfonftaleínas y de los colorantes azoicos. El estudio de los grupos funcionales responsables de los cambios de color pertenece a la Química Orgánica.5 x 10-5 Metilamina CH3NH2 4.base. Notar que el rojo Fenol tiene dos formas rojas y una amarilla. la menor concentración a la cual el ojo humano percibe el color ojo violáceo de la fenoftaleína es 1 x 10 -7 M. amarillo a pH > 6.3 x 10-7 / 7.2. [H+] = 6.irá creciendo y el color irá virando hacia el de la forma básica.2 De la ecuación (1). ácida y alcalina. Si sobre una solución con pH = pKIn se va agregando ácido lentamente. y es independiente de la concentración analítica del indicador.6. . Pero para percibir el color netamente básico debe ser [In -] ≥ 12.9 x 10-6.5 [HIn]. para el ojo humano a partir del momento en que se alcance [HIn] ≥ 10 [In -] la solución aparecerá con un color netamente ácido. Siempre refiriéndonos a la percepción de que son capaces nuestro ojos. cuya intensidad y calidad no se modificará por más que sigamos agregando base.08=1/12.3 x 10-7 [HIn] / [In-]=(6.+ H+ Color ácido Color básico Y la constante de equilibrio correspondiente.3 x 10-5 / 7. con diferente color y por eso se les denomina indicadores bicolor.1 la solución tendrá color netamente ácido. por (2) será 0 = log ([HIn] / [In-]) o sea [HIn] = [In-] y la solución tomará una coloración intermedia a las que corresponden a las formas ácida y básica. rojo más intenso. pero siempre rojo). La mayor parte de los indicadores poseen dos formas.0 y sus formas ácida y básica tienen color amarillo y azul. Si sobre la solución del buffer con pH = pKIn se va agregando una base lentamente. [H+]=6.2 (rojo a pH < 4. será: KIn = [In-][H+] (1) [HIn] Despejando [H+] y tomando logaritmos obtenemos: pH = pKIn .2 .2. Cuando sea pH > pKIn + 1 la solución tendrá color netamente básico.5 Para este indicador basta que sea [HIn] ≥ 8 [In -] para percibir coloración ácida neta. respectivamente.9 x 10-6)=0. Para el Azul de Bromofenol. Para el indicador Rojo de Metilo los datos son: pKIn = 5. al adicionar unas gotas del indicador a un buffer de pH 7 éste se coloreará de verde. la concentración de la especie In .según el pH de la solución.3 x 10-5 [HIn] / [In-] = (6. al aumentar dicha concentración el color se hace más intenso pero no se modifica (por ejemplo. para el ojo humano a partir del momento en que se alcance [In -] ≥ 10 [HIn] la solución aparecerá con un color netamente básico. Esto se debe a que el color ácido es más intenso que el básico.2. Por eso para los indicadores bicolor puede definirse un rango de viraje. Rango de viraje: 4.9 x 10-6) = 8 A pH= 6. [H+] = [HIn] KIn [In-] A pH = 4. la concentración de la especie HIn irá creciendo y el color irá virando hacia el de la forma ácida. ese rango de viraje vendrá dado por: pH = pKIn ± 1 (3) Cuando sea pH < pKIn . cuya intensidad y calidad no se modificarán por más que sigamos agregando ácido.1 KIn = 7. 6 HIn In. cuyo pKIn = 7. por fuera de ese rango las soluciones que reciben al indicador adoptarán color netamente ácido o netamente básico. KIn.log [HIn] (2) [In-] Cuando se agregan a una solución unas gotas de indicador las moléculas de éste se distribuyen entre las formas HIn e In. la relación entre la concentración de la forma ácida y la concentración de la forma alcalina de estos indicadores depende exclusivamente del pH de la solución sobre la cual se adicionan. Si la solución es tal que pH = pKIn. O sea que existe un rango de valores de pH a lo largo del cual apreciaremos cambio de color. Luego sé grafican los valores de pH en función del volumen de solución de NaOH adicionando en ese momento. Titulación ácido fuerte contra base fuerte y viceversa. Otro de los más usados es el Acido Benzoico: se puede obtener con un elevado grado de pureza y se puede usar como patrón primario para bases. 10. el inconveniente es su limitada solubilidad. Se puede obtener puro en el comercio o preparlarlo a partir del carbonato hidrogeno de sodio puro calentado entre 270ºC y 300ºC por una hora. Es un sólido no higroscópico con un peso equivalente elevado. es gradualmente alcalinizada. totalmente rojo violáceo por encima de pH 9. Si una solución inicialmente ácida.0. La menor concentración de In . conteniendo una concentración C de Fenolftaleína. Para la Fenolftaleína KIn = 2 x 10 -10.0 y 9.6). el rango de viraje de los indicadores monocolor es indeterminado. También se encuentra el Hidrogeno Yodato de Potasio (KH(IO 3)2) excelente patrón primario con peso equivalente elevado es un ácido fuerte que se puede valorar usando cualquier indicador con intervalos de transición de pH entre 4 y10. En la mayoría de los casos se puede usar el producto comercial sin necesidad de purificarlo. 8.es rojo violácea. que usaremos para demostrar que el pH a que el indicador adopta su forma colorida depende de su concentración analítica. el ejemplo más conocido es la Fenolftaleína. o sea pH 7.01 M del indicador en 100 mL de solución problema). está implícito que se trata a las concentraciones en que usualmente se le emplea (2 gotas de solución 0. 7 Existen otros indicadores que poseen una forma coloreada y una incolora y por lo tanto se les denomina monocolor.5 x 10-9. y un balance de masa para una solución que contiene una concentración C del indicador será: C = [HIn] + [In-] (4) Donde HIn es incolora e In. Como el Hidrogeno Ftalato de Potasio (KHC8H4O4) o también denominado como ftalato ácido de potasio. Los más comunes son ácidos orgánicos débiles. Patrones primarios para ácidos. 2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) Otros patrones primarios para ácidos son: el tetraborato de sodio. [H+] = 2 x 10-8. Una curva de titulación ácido – base es un gráfico pH en función del volumen de solución titulante. Pero es este punto lo que nos interesa . adicionando alícuotas de solución de NaOH de titulo conocido y midiendo el pH luego de cada adición. Cuando los manuales indican que la fenolftaleína tiene un rango de viraje entre 8. 9. esta expresión nos da [H+] = 6.perceptible para el ojo humano es [In-] = 3 x 10-7.3 x 10-7)/3 x10-7. oxalato de calcio. que es frecuentemente usado para soluciones ácidas de analitos. Por este motivo.6 (incolora por debajo de pH 8. Esta curva puede obtenerse experimentalmente. oxido de mercurio (II).01 M del indicador en 100 mL de solución problema). El más común es el Carbonato de Sodio. Para C= 10-5 (2 gotas de solución 0. Para C= 3 x 10-5 (6 gotas de solución 0. Patrones primarios para Bases.7. la concentración de protones a la cual percibiremos la aparición del color del indicador se podrá calcular por medio de la ecuación (1) como: [H+]= KIn [HIn]/[In-] = KIn (C .2.[In-])/[In-]= 2 x 10-10(C .01 M del indicador en 100 mL de solución problema). el cual posee muchas cualidades necesarias para ser un patrón primario ideal. por ejemplo sumergiendo un electrodo sensible a los iones H + en una solución del ácido. o sea pH 8. 95 45. punto de equivalencia (pe). (3) 2. o que estemos muy cerca del punto equivalente. la concentración de protones será igual a la concentración de ácido en exceso corregida por dilución: H+ = (VaCa – VbCb) / (Va + Vb) (4) Ejemplo Vb = 10.00 1. Si tenemos en un matraz Erlenmeyer 50. 2H2O (1) y está gobernada por la constante de equilibrio: Kw = H3O+OH- = 1 x 10-14 (2) Por lo tanto la curva en cuestión es válida para cualquier ácido fuerte con cualquier base fuerte. la solución es el ácido original.0 mL. Permite calcular los errores sistemáticos de una titulación. es decir: CaVa = CbVb En nuestro caso acontecerá en el momento en que hayamos adicionado 50.69 49. 2. a menos que la concentración de ácido sea muy baja. H+ Ca = 0. VbCb > VaCa.30 49.00 2. El conocimiento de este tipo de curvas es importante debido a: 1.60 40.00 3. Vb (mL) pH 0. Por lo tanto.37 30. Permite la elección de los indicadores que minimizan los errores. Inicio de la titulación.18.00 mL Ca= 0. para construir la curva de titulación deberemos considerar dos puntos característicos y dos regiones: 1.1 M Vb= variable Cb= 0. 3. 1.00 mL de HCl 0.1 pH = 1.50 3.28 48.00 2. El punto de equivalencia acontecerá en el momento en que: mmoles de ácido original = mmoles de base adicionados.00 49.90 3.0. VbCb < VaCa.00 10.1M y que titulamos desde una bureta con una solución 0. ácido puro. 3. Permite determinar si una titulación dada es factible o no. La reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte es: H3O+ + OH. región con exceso de ácido.18 20.00 mL de base. 8 es calcular una curva teórica de titulación de un ácido fuerte contra una base fuerte.00 1.99 . 2.00 1. Vb = 0. En la primera región parte del ácido ha sido neutralizado para dar una mezcla de NaCl y HCl.00 1.En el punto Equivalente. 3. región con exceso de base.1 M Para construir la curva teórica consideramos las situaciones que se van produciendo luego de adicionar volúmenes crecientes de la solución de NaOH. por lo tanto el pH corresponderá a 1. despreciando la autoprotólisis del agua. VbCb = VaCa. es decir: Va= 50.00 1. Para Vb = 0. Después del Punto Equivalente.1M de NaOH. Antes del Punto Equivalente. 10 M con NaOH 0.99 5.En el punto de equivalencia (V b =50.00 52. Siempre que el exceso de NaOH no sea demasiado pequeño podremos hacer: OH- (VbCb – VaCa) / (Va + Vb) y pH = 14 .29 55. 4.00 50.1 M Titulación de 50.70 51.0 mL HCl 0.22 20 40 60 80 100 Volumen NaOH (mL) Figura 1: Titulación de 50.00 11.010 M .68 60.010 M con NaOH 0.00 mL de NaOH. 9 49.Pasando el punto de equivalencia la solución sería una mezcla de cloruro de sodio e hidróxido de sodio.50 10.10 10.96 70.0 ml de HCl 0.pOH Por ejemplo.00 3.00 11. el pH alcanzado será de 11.0 mL) tendremos 100 mL de una solución conteniendo 5 mmoles de cloruro de sodio.00 11.00 12.00.00 11.96. Vb (mL) pH 50. Es decir que en el punto de equivalencia el valor del pH corresponderá a 7. al adicionar 60. 2 y 6.05 mL. La magnitud del salto de pH necesario depende del método usado para generar el punto final.01M con NaOH 0. 3. Como el punto equivalente corresponde a la adición de 50.95 x 0. el salto de pH es mucho menor. Con indicadores monocolor se percibe mas fácilmente la aparición del color que su desaparición.2.2. con la solución de NaOH en el Erlenmeyer y adicionando HCl desde bureta. En caso de apelar a indicadores ácido base se debe considerar que: 1. y ese será el punto final. inicialmente el indicador estará en su forma amarilla. al menos parcialmente. al adicionar ácido el indicador comenzará a cambiar de color al alcanzar pH 6. Si se va a usar un método instrumental (como mediciones conductimétricas o espectrofotométricas) el salto de pH debe ser menor dada la mayor sensibilidad de estas técnicas.2. deberemos elegir un indicador que de un punto final entre 49. Para obtener un punto final aceptable. la titulación se interrumpe en ese momento y ese será el punto final. una posterior adición de NaOH no modificará el color. 2. nos fijamos como meta cometer un error sistemático inferior a 1%. que el cambio de color sea tan nítido como sea posible.1M. al titular con NaOH desde bureta el indicador comenzará a cambiar de color a pH 4. la curva de titulación debe manifestar un cambio brusco de pH en las cercanías del punto eqivalente. por eso en ese punto se interrumpe la adición de base.2 y amarillo por encima de 6. Esto determina que algunos indicadores sean utilizables para titular un ácido con una base pero no para la operación inversa. 2. es decir. Para Vb = 49.05 mL de NaOH. O sea que en este caso se toma el límite inferior del rango de viraje.1)–(49.2 y estará a un color netamente rojo a pH 4.1)} / (50. Si se procede a la inversa. y por lo tanto subjetiva. Si colocamos una muestra ácida en un matraz Erlenmeyer y adicionamos indicador. que es el intervalo de viraje de la mayor parte de los indicadores.95) = 5 x 10-5pH=4. ES más fácil percibir un viraje entre dos colores diferentes que otro entre dos matices de un mismo color.2. conviene. Ejemplo: Supongamos la titulación de 50.00 mL de HCl 0. este adoptará su color rojo. que en este caso se tomara él limite superior del rango de viraje. de otro modo la titulación podrá comenzar y terminar dentro de un rango. y no se percibirá cambio neto de color.95 y 50.1% de 50. 10.2 y tomara color netamente amarillo a pH 6.01 M. A partir de la curva teórica pueden definirse dos aspectos importantes: 1. con color rojo por debajo de 4. con la porción más empinada del salto de pH. El intervalo de viraje de un indicador debe coincidir. cuyo rango de viraje es entre pH 4.3 . Si se va a usar un indicador el salto de por lo menos dos unidades de pH.1 Elección de un indicador para titulaciones ácido fuerte contra base fuerte. ¿Cuál es el limite del rango de viraje que define la elección del indicador? Tomemos el ejemplo del rojo metilo. 10 En la figura 1 se observan los resultados calculados observándose que en las cercanías del punto equivalente la adición de cantidades muy pequeñas de NaOH provocan un salto brusco del pH.00 mL es 0. Como la percepción es visual. Por lo tanto podemos concluir que la aplicabilidad de una titulación estará limitada por la concentración de las soluciones reaccionantes. Es decir. para definir si la titulación es factible.1 M contra NaOH 0.00 mL de NaOH y el 0. Al comparar con una titulación de 50 mL de HCl 0.00 + 49.95 mL estaremos antes del punto equivalente y por la ecuación (4) será: H+={(50 x 0. también dentro del rango de errores.[OH-] = {VbCb/ (Va + Vb)} +[H+] .4.7 Es decir. su empleo nos permitirá mantener el error por debajo del 0.1 M Recordemos que la constante de disociación del ácido acético es: H+ + A.6 estará netamente azul. 3) VbCb > VaCa. Un indicador cuyo pKIn sea muy cercano al pH en el pe será aún mejor: el Azul de Bromotimol (amarillo 6. Como en el caso anterior.00 mL de NaOH) la solución comenzará a tomar color verdoso y a pH 4. Para cometer un error menor que 0.05 x 0. 11 Para Vb = 50. 2) VbCb = VaCa.[OH-]} / { VbCb + (Va + Vb) ([H+] .[H+] + [OH-] Introduciendo estos dos últimos resultados en la constante de disociación del ácido: [H+] = Ka{(VaCa . por la ecuación (5) será: OH-={(50.05)=5x10-5pH=9. Titulación de un ácido débil con una base fuerte.1 M Vb : variable Cb = 0.1)-(50.7 y mayor que 4. titulación de 50. a partir de los siguientes BM y de la condición de EN: BM Va Ca/ (Va + Vb) = [HA] + [A-] [Na+] = VbCb/ (Va + Vb) EN [H+] + [Na+] = [OH-] + [A-] [A-] = [Na+] + [H+] . Podría usarse Fenolftaleína. Si consideramos el caso inverso. y tiende asintóticamente a pH 1 en exceso de ácido.00 + 50. Pero si usamos Azul de Bromofenol la titulación tendría su punto final a pH 3.[A-] = {(VaCa . pero tiene el inconveniente de que es difícil decidir cuando el rojo ha desaparecido totalmente.→ HA Ka = [A-][H+] / [HA] = 1.0 .1% deberemos elegir un indicador que produzca su color básico a pH superior a 4. por fuera del de errores. la curva de titulación es la imagen especular de la curva de la Figura 1: comienza la titulación a pH 13. aplicable a cualquier punto de la titulación. punto de equivalencia (solución de acetato de sodio).00 x 0. que se alcanzará cuando hayamos adicionado aproximadamente 51 mL de HCl cometiendo un error del 2%.7. La Fenolftaleína alcanzará su color rojo violáceo neto a pH 9. como cae dentro del rango de errores.3.[OH-]} . región con exceso de ácido (buffer acético .75 x 10-5 El punto de equivalencia acontecerá en el momento en que Vb sea tal que: Ca Va = Cb Vb para nuestro ejemplo será cuando hayamos adicionado 50. y podrá ser usada.00 mL de NaOH 0. En la Figura 1 se han representado ambos pH con líneas enteras y en el sector derecho de la figura se representaron los intervalos de viraje de tres indicadores.1 M con HCl 0.00 mL de NaOH.0. a pH 3 (que corresponde a aproximadamente 49. El Azul de Bromotimol seguiría siendo un indicador muy adecuado.0 .1 % precisaremos ahora un indicador que produzca su color netamente ácido (límite inferior de su rango de viraje) a pH menor que 9.VbCb) .6 azul) virará de un color a otro en forma instantánea.00 mL Ca = 0.1 M contra Va = 50. tiene su pe a pH 7. que para cometer un error inferior al 0.1 M. Si usamos Azul de Bromofenol (amarillo 3.[OH-] [HA] = {Va Ca/ (Va + Vb)} .1)} / (50. región con exceso de base (solución de acetato e hidróxido de sodio).acetato de sodio).3 e inferior a 9.05 mL estará después del punto equivalente y. Puede obtenerse una ecuación exacta.1 %. en la titulación deberemos considerar dos puntos característicos y dos regiones: 1) VbCb < VaCa.VbCb )/ (Va + Vb)} .(Va + Vb) ([H+] .00 mL de ácido acético 0. Calcularemos la curva teórica para la titulación de 50. 11.6.6 azul) el indicador estará inicialmente con su color amarillo. ese es el punto final.7. 1 .VaCa) / (Va + Vb) (10) Para Vb = 51.04 x 10-5 pH = 4.VbCb) / VbCb (8) aunque en ciertos casos (soluciones muy diluídas o titulaciones de ácidos más débiles que el acético) deberá apelarse a la ecuación exacta (4).00 mL de NaOH.73 4) VbCb > VaCa: pasado el punto equivalente tendremos una mezcla de una base fuerte (exceso de NaOH) y de una base débil (acetato de sodio). cuyas concentraciones respectivas serán: CHA =(VaCa .75 x 10-5) = 5. pues el aporte de la base débil es despreciable: [OH-] = (VbCb .33 x 10-3 Como el resultado cumple con la desigualdad [H+] << Ca.75 x 109 (6) podremos considerar en primera aproximación que cada mmol de NaOH que se adicione reaccionará en forma total con un mmol del ácido produciendo un mmol de NaA. con lo que se obtiene una expresión exacta.→ A. pero de tercer grado en [H +].05 M El pH será el correspondiente a una solución de una base débil: [OH-] = (Kb Cb)1/2 = (Kw CNaA / Ka)1/2 = (1 x 10-14 x 0.1)1/2 = 1.00 mL. O sea que para el primer punto de la titulación tendremos: pH = 2. [H+] = 1. Por ejemplo. también se han graficado los valores para la titulación de 50. en lugar de hacerlo a pH 7 como en el caso del HCl.00 mL.VbCb) / (Va + Vb) y CNaA = VbCb / (Va + Vb) (7) El pH del buffer puede calcularse en la mayor parte de los casos con la ecuación de Henderson -Hasselbalch: [H+] = Ka [HA] / [A-] ≈ Ka CHA / CNaA = Ka (VaCa . se le acepta. al principio son bufferscon . ocurrirá cuando se haya adicionado 50.1) / (51 + 50) = 9.00 mL de HCl para resaltar diferencias y similitudes entre ambas curvas: En primer lugar el punto equivalente ocurre a pH 8.3 x 10-6 (9) pH = 8. Mientras que la curva para el HCl es casi horizontal en sus primeras porciones. por ejemplo [OH-] = (51 x 0.1) = 7. con pendiente decreciente. 12 En esta ecuación se puede sustituir [OH-] por Kw/ [H+] . y a partir de ese punto la pendiente comienza a crecer nuevamente.50 x 0.acetato.10 x 0. aplicando la expresión aproximada [H+] = (KaCa)1/2= (1. Esto se debe a que en esta zona tenemos buffers acético . Para cálculos en condiciones no excesivamente cercanas al punto equivalente se obtienen resultados de exactitud suficiente aplicando soluciones aproximadas.75 x 10-5 (50 x 0.1 .1) / (10 x 0.88 2) VbCb < VaCa :en esta zona la solución será un buffer de acético y acetato. la del acético crece rápidamente al principio. y tendremos una solución de acetato de sodio de concentración CNaA = VaCa / (Va + Vb) = 50 x 0.75 x 10-5 x 0. alcanza un punto de inflexión en el punto en que se ha titulado el 50 % del ácido. para Vb = 10.+ H2O Por lo tanto K = [A-]/ [HA][OH-] = Ka / Kw = 1. La solución será un buffer de acético y acetato.(10) se graficaron en la Figura 2.05 / 1. en primera instancia.15 3) VbCb = VaCa: el punto equivalente.73 en el caso del acético.1 / (50 + 50) = 0.00 Los valores calculados por medio de las ecuaciones (5) . El pH estará definido por el exceso de base fuerte. Como la constante de equilibrio para la reacción del ácido con el álcali es muy elevada HA + OH. 1) Vb = 0: en la primer parte del curso se vio que el pH de las soluciones de ácidos débiles se calcula.9 x 10 -4 pH = 11. Al seguir adicionando NaOH se va haciendo CNaA cada vez mayor que CHA y la adición de NaOH genera buffers de cada vez menor poder regulador.10 M con NaOH 0.1 M Titulación de 50. el buffer tendrá su mayor poder regulador y por lo tanto la menor sensibilidad frente a la adición de álcali. El salto de pH para la titulación del acético es mucho menor que para la titulación del HCl. con poco poder regulador.010 M con NaOH 0. y por lo tanto con pH más sensible al agregado de álcali.0 ml de HA 0. Cuando se tituló el 50 % del ácido será CHA = CNaA . y por eso su pH crece rápidamente por agregados de álcali.010 M . Después del pe ambas curvas son coincidentes. 13 CHA >> CNaA. pues en ambos casos el pH es definido por el exceso de NaOH.0 mL HA 0. pH 20 40 60 80 Volumen de titulante (mL) Figura 2: Titulación de 50. Pero la sal sódica del HCN es una base con Kb = Kw / Ka = 2. Kb = 3. Pero las sales de la anilina con ácidos fuertes (C 6H5NH4 + Cl-. serán titulables con HCl. menor es el salto de pH. Para ácidos muy débiles o muy diluidos la curva de titulación directamente no muestra inflexión cerca del pe. cercana a la Kb del amoníaco. 14 12. Es evidente que cuanto menor es el Ka . llamado clorhidrato de anilina o cloruro de anilonio) son ácidos con Ka = Kw / Kb = 2. Del mismo modo la anilina. Puede demostrarse que la curva de titulación mostrará un punto de inflexión sólo si se cumple la condición Ka Ca > 27 Kw = 2. C6H5NH2. y la titulación no será factible con ninguna técnica. y podrán titularse con NaOH e indicadores. usando Kb como parámetro. es una base muy débil. Si la detección del punto equivalente se basa en el uso de indicadores el salto de pH debe abarcar no menos de dos unidades. al disminuir la constante de ionización del ácido (Ka) En la Figura 3 se han graficado los resultados obtenidos en el cálculo de las curvas de titulación del ácido clorhídrico y de cuatro ácidos débiles cuyas Ka difieren en dos órdenes de magnitud. y no podrá ser titulada con HCl si se usan indicadores para detectar el punto equivalente. los ácidos más débiles que se podrán titular usando indicadores tienen Ka entre 10 -6 y 10-7. por ejemplo. de mayor sensibilidad. ácidos más débiles o a concentración menor que 0. Las sales de todos los ácidos con Kb = Kw / Ka > 1 x10 -7. y podrá ser titulada con HCl. Factibilidad de las Titulaciones De lo visto en los puntos anteriores se deduce que el salto de pH en las cercanías del punto equivalente en la titulación de ácidos se hace menor: para un ácido dado. Estas afirmaciones son aplicables a la titulación de bases débiles.9 x 10 -10. Un ácido como el cianhídrico. de acuerdo con los resultados graficados. con Ka = 4 x 10 -10. o sea de ácidos con Ka < 1 x 10 -7.1 M requerirán apelar a métodos instrumentales. al disminuir su concentración al comparar ácidos de distinta fuerza a una misma concentración. no podrá ser titulado usando indicadores.5 x 10 -5.7 x 10-13 .6 x 10 -5. una solución puede contener una mezcla de NaOH y Na2CO3 o de Na2CO3 y NaHCO3. Por lo anterior.+ HCO3. 13.1 Determinación de NaOH. . No pueden existir en solución NaOH y NaHCO 3 porque reaccionan entre sí para dar Na2CO3 según la siguiente reacción iónica: OH. Mediante volumetrías de neutralización se pueden cuantificar los componentes de una solución alcalina que contenga NaOH. por cuanto el tercero se elimina por reacción entre ellos. 15 pH Volumen de Titulante (mL) Figura 3: Titulación de 50 mL de ácidos 0. NaHCO3. Na2CO3 o mezclas posibles en muestras alcalinas. Solo pueden existir en cantidades apreciables de dos de los tres componentes. solo o combinados.1M 13.1 M con distintas fuerzas con NaOH 0. CO3= + H2O La cuantificación de estas sustancias se puede realizar mediante dos métodos. Mezclas alcalinas. NaHCO3. y Na2CO3. Si se llama VF al volumen del ácido necesario para el viraje con fenolftaleína y VM al volumen necesario para el viraje con metil naranja. con un indicador de viraje ácido como el metil naranja y la otra.+ H+ H2CO3 El volumen gastado en las dos reacciones anteriores corresponde a VM – VF. porque el punto final de la valoración de carbonatos en presencia de fenolftaleína es difuso. adicionando BaCl2.(VF) HCO3 . Si la muestra contiene Na2CO3 y NaHCO3 CO3= + H+ HCO3 . HCO3 . OH. La composición de la solución se calcula a partir de dos volúmenes relativos de ácido patrón necesarios para valorar volúmenes iguales de muestra con dos indicadores. métodos específicos para mezclas. 16 El primer método permite determinar la composición alcalina de la muestra mediante dos titulaciones: una. uno que vire en medio ácido y otros que vire en medio básico.+ H+ H2CO3 (VM – VF) c. Los resultados en muestras formadas por uno solo de los compuestos alcalinos son exactos. VM > 0 NaOH. con un indicador de viraje básico como la fenolftaleína.* + H+ H2CO3 (VM – VF) e. .+ H+ H2O CO3= + H+ HCO3 – El volumen gastado en las dos reacciones anteriores corresponde a VM – VF. Si la muestra contiene NaOH OH. NaHCO3 VF < ½ VM Tabla 1. aparecen a continuación: a. Se prefiere en este último caso. Na2CO3 VF > ½ VM Na2CO3.+ H+ H2CO3 HCO3 . El segundo método cuantifica mezclas de NaOH y Na 2CO3 o de Na2CO3 y NaHCO3.2 Determinación de la composición alcalina de la muestra mediante dos titulaciones. 13. Si la muestra contiene NaHCO3 HCO3 .+ H+ H2O (VF = VM) b. Si la muestra contiene NaOH y Na2CO3. pero para mezclas no. Las reacciones iónicas que ocurren en la valoración de los componentes de la solución alcalina con HCl y los volúmenes relacionados con cada indicador.+ H+ H2CO3 (VM) d. Compuesto(s) en la muestra Relacion entre VF y VM NaOH VF = VM Na2CO3 VF = ½ VM NaHCO3 VF = 0. la muestra contendrá los siguientes compuestos.(VM) HCO3 . Si la muestra contiene Na2CO3 CO3= + H+ HCO3 . 1. CO3 = + H2O CO3 = + Ba+2 BaCO3 OH. El BaCO3 formado es una sal con solubilidad muy baja. de entre tres posibles. para la determinación del punto final de una valoración de hidróxido de amonio con acido clorhídrico. Volumen I. Posteriormente se adiciona BaCl2 para precipitar todo el Na2CO3 y se valora el NaHCO3 por retroceso con ácido tipo (V2). ¿Cómo se comporta un indicador acido –base? . 17 13.N. 3. su naturaleza y función dentro del organismo. (Volumetría y gravimetría). Bibliografía. Skoog D.+ H+ H2O (V1) 13.Editorial Kapelusz.+ H+ H2CO3 El volumen gastado en las dos reacciones corresponde a VM.+ H+ H2O HCO3 . Las reacciones que ocurren son: Alcalinidad total: OH.html Cuestionario para resolver antes del Laboratorio. “Química Analítica”. para la otra valoración se separa el carbonato de la solución agregando un exceso de BaCl 2. Se hacen dos valoraciones. Hidróxidos: CO3 . Las reacciones que ocurren son: Alcalinidad total: CO3 = + 2H+ H2CO3 HCO3= + H+ H2CO3 Bicarbonatos: HCO3 .+ OH .ar/quimica/Acidos.4 Determinación de mezclas de Na2CO3 y NaHCO3 con BaCl2. (1957). Investigar ¿que son los antiácidos?. 4.. La cuantificación de los hidróxidos se hace utilizando un indicador de viraje básico (VF). 2. Se hacen dos valoraciones.com. “Química Analítica Cuantitativa”. West D. para la otra valoración se agrega un exceso de álcali tipo para convertir el NaHCO3 en Na2CO3 (V2).A.+ H+ H2O (V2) 13. (1988). en una de ellas se determinan los miliequivalentes totales usando un indicador de viraje ácido (VM).3 Determinación de mezclas de NaOH y Na2CO3 con BaCl2. Proponer una metodología puramente experimental para seleccionar el indicador más adecuado. En una valoración acido – base ¿pueden utilizarse cualquiera de los indicadores químicos existentes? Explícalo. 5. http://soko. Vogel Arthur I.+ Ba+2 BaCO3 OH. Investigar las aplicaciones en la industria de las valoraciones acido – base. Editorial Mc Graw-Hill. en una de ellas se determinan los miliequivalentes totales usando un indicador de viraje ácido (VM). Sexta edición. Investigar la estructura de la forma ácida y básica de la fenolfataleína. 10.0 mL de CH 3CO2H 0.0 mL del ácido diprótico H 2A 0. 18 6. En general.0 mL de NaOH 0. este gastó 35. La K a para el CH3CO2H es de 1. 15. Cuestionario para resolver después del laboratorio. Las soluciones de HClO4 y H2SO4 también son estables y se emplean en titulaciones en las que el ion cloruro interfiere formando precipitados. fueron transferidos a una botella de 1L y diluidos con agua. 4.BASE A. Una potasa comercial (KOH) contiene un 12% de agua.1000 M. 23.0 mL de HCl 0. Si se diluye 1 a 1000 un acido nítrico al 70% cuya densidad relativa es 1. Color de la forma básica: Amarillo. 1. Las soluciones de HCl se pueden calentar a ebullición durante una hora sin que haya pérdida de ácido.0920M son titulados con 0.2694 g Na2CO3 puro necesitó 38. calcular la acidez de la dilución en mg/L. si se adicionan gotas de anaranjado de metilo. Calcule la molaridad de la solución de HCl.0. 7.3054 g. Las soluciones de ácido nítrico rara vez se utilizan debido a sus propiedades oxidantes. Calcule el pH que resulta de una solución cunado 20. 3.100M con NaOH 0.09 mL en presencia de rojo de metilo para el punto final.0. ¿Cuánto debe pesarse para preparar 80 mL de solución 0. 20. Para H 2A Ka1=1. 2. Cuando esta solución fue usada para titular una muestra de carbonato de sodio puro que pesaba 0.8 mL del ácido.00 x 10-8. pKa: 3.42. siempre y cuando se reemplace regularmente el agua evaporada.100M. 5.0 y 30. Señale que color tomaría una solución de ácido clorhídrico cuyo pH es igual a 4.00 x 10-4 y Ka2= 1.0.0 mL de NaOH 0.100M son titulados con 0.25 N? 8. las soluciones . FUNDAMENTO: El ácido clorhídrico se emplea ampliamente en la titulación de bases.46 EXPERIENCIA DE LABORATORIO Nº 6 VOLUMETRIA ÁCIDO. Las soluciones diluídas de este reactivo son muy estables y no ocasionan reacciones de precipitación engorrosa con la mayoría de los cationes.0. Calcule la concentración molar de una solución diluida de HCl si la titulación de 0. como CaCO3.1 M B.100M.0 y 30. 6. Calcule un un valor de pH en cada una de las seis regiones indicadas para la titilación de 20. Se tomaron 10 mL de HCl concentrado. Calcule el pH de una solución cuando 25. OBJETIVO: PREPARACIÓN SOLUCIÓN HCl 0. Datos: Color de la forma ácida: Rojo.76 x 10-5. Con el valor obtenido de la densidad. Calcule la concentración molar de un HCl comercial cuya densidad es igual a 1.1 M. Someta a ebullición un poco más de 1000 mL de H2O (d) durante 5 minutos.2 M a partir de un ácido que tiene 11. CÁLCULOS: A) M HCl(c) = % pureza x 10 x d d = densidad HCl(c) PM HCl B) V1 = C2 x V2 C1 = Concentración molar de HCl(c) C1 V1 = Volumen de HCl(c) C2 = Concentración molar de HCl diluido V2 = Volumen de HCl diluido F. determine el porcentaje en peso de la solución utilizando para ello las tablas de conversión que aparecen en los manuales de Química. 2. Mezcle bien y lleve a volumen con H 2O(d). Nota 1: La ebullición tiene por objeto eliminar cantidades anormales de CO 2 que pudieran estar presentes en el H2O(d) Agregar los mL de HCl(c) calculados. ¿Por qué casi no se emplea HNO3 para preparar soluciones estándar? ¿Por qué el ácido acético tampoco es adecuado para éste fin? 2.19 g/mL y su pureza es de 34. 1. 19 patrones de ácidos se preparan por dilución de un volumen y posterior valoración de la solución diluida frente a un patrón primario. calcule los mL de HCl concentrado necesarios para preparar 1000 mL de solución de HCl 0. Enumere otras sustancias patrones básicas que se pueden utilizar para estandarizar una solución de ácido clorhídrico.06 g/mL. 4.50 % de HCl y una densidad de 1. Indique como preparar 1 L de HCl 0. Con la densidad del ácido clorhídrico y el porcentaje en peso. PROCEDIMIENTO: En una probeta de 250 mL coloque el HCl concentrado y determine su densidad con un densímetro apropiado. CUESTIONARIO: 1. Nota 2: No se requiere que la transferencia y preparación sea cuantitativa ya que la solución se estandarizará posteriormente. REACTIVOS Y MATERIALES: Ácido clorhídrico(c) Vaso pp 1000 mL Dispensador (1 -10 mL) Varilla de vidrio Densímetro D.5%. . E. C. utilizando el dispensador. 3. a un vaso pp de 100 mL que contiene 100 mL H2O(d) hervida y fría. Homogenice y guarde la solución en un frasco con tapón de vidrio esmerilado o de plástico. Determinar cuántos mL de HCl concentrado al 37 % y densidad 1. deben diluirse con agua destilada para preparar 60 mL de solución 3 N de ácido. EXPERIENCIA DE LABORATORIO Nº 7 A. OBJETIVO: ESTANDARIZACIÓN SOLUCIÓN HCl 0. El carbonato de sodio puro se puede obtener en el comercio o prepararlo a partir de carbonato ácido de sodio. FUNDAMENTO: Los ácidos frecuentemente se valoran con pesos conocidos de carbonato de sodio o soluciones de carbonato de sodio de concentración exactamente conocida.1 M CON Na2CO3 (p.a) B. 20 5. calentándolo entre 270ºC y 300ºC durante 1 hr: 2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) .19 g/mL. Adicionar 3 gotas anaranjado de metilo.3000 g de la sal. enfriar a temperatura ambiente y completar la titulación.0 mL de solución patrón de Na 2CO3 0. por lo tanto la muestra se debe desechar.3. durante 2 horas a 110ºC. rotule y guarde. Calcular la normalidad promedio del HCl.1000N en matraces Erlenmeyer de 250 mL.1000 N..25 g de Na 2CO3 p. Homogenice bien. Transfiera a un frasco limpio (cebe al menos 2 veces con la solución el frasco).a. Solución de Na2CO3 0. Titular con la solución de HCl (el indicador debe pasar de amarillo a anaranjado).20 a 0. El primero corresponde a la neutralización de carbonato a carbonato ácido (bicarbonato). Na2CO3 + HCl NaHCO3 + NaCl 1º punto final NaHCO3 + HCl H2CO3 + NaCl 2º punto final El segundo punto final es el que se emplea siempre en la estandarización ya que el cambio en el pH es mucho mayor. Hervir la solución durante 2 a 3 minutos (1). b) Pesar muestras individuales de 0. seco (con precisión de 0. y ocurre a un pH aproximado de 8.. TABLA DE DATOS Y RESULTADOS. (2) Es permitido volver a titular para establecer el punto final con mayor certeza. (el indicador debe pasar de amarillo a anaranjado). originalmente se adicionó un exceso de ácido.100 M Na2CO3 p. disuelva en un vaso precipitado con 100 mL H 2O(d). Seque una cantidad de Na2CO3 p. en el cual se forma ácido carbónico y dióxido de carbono. Solución indicador de anaranjado de metilo. en tanto que el segundo. Notas: (1) El indicador debe cambiar de color (anaranjado a amarillo) al eliminarse el CO 2 durante el calentamiento. transfiera cuantitativamente a un matraz de aforo 1000 mL y complete a volumen con H 2O(d).1% p/v.1 mg) en matraces Erlenmeyer de 250 mL y disolver con 50 mL H 2O(d).1 g de indicador sólido en 100 mL de agua destilada.8.(2)Calcular la normalidad promedio del HCl. rotule y guarde en frasco de vidrio con gotario. La solución de ácido se titula hasta la primera aparición del color ácido del indicador (ej. ENSAYO 1 ENSAYO 2 Alícuota Na2CO3 (mL) . F. REACTIVOS Y MATERIALES Solución de HCl 0. Hervir la solución durante 2 a 3 minutos (1). 2. Deje enfriar en el desecador.. 21 En la titulación de carbonato de sodio con ácido clorhídrico se observan dos puntos finales.. D. Pese exactamente en balanza analítica 5. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES 1. Homogenice bien.a. Si no hay cambio de color. Diluir con 50 mL H2O(d). PROCEDIMIENTO (duplicado) a) Tomar porciones de alícuota de 20. el anaranjado de metilo) C. seco Anaranjado de metilo 0. Adicionar 3 gotas de anaranjado de metilo y titular con la solución de HCl. se observa a un pH alrededor de 3.a. E. enfriar a temperatura ambiente y completar la titulación (2). Disuelva 0. Este error ¿fue causa de que la concentración de ácido clorhídrico de que informó fuera alta. de modo que la solución se debe preparar con una concentración aproximada y estandarizarla después de su preparación frente a una sustancia ácida patrón. baja o correcta?.2694 g Na2CO3 puro necesitó 38. Supóngase que para la estandarización de una solución de ácido clorhídrico se usa como estándar primario hidróxido de sodio de grado reactivo.a .1 M B. 22 Normalidad del Na2CO3 Volumen final HCl Volumen inicial HCl Gasto HCl (mL) Normalidad HCl Normalidad HCl promedio G. Proponga un intervalo de peso de Na2CO3 si se desea gastar entre 35 mL y 45 mL de HCl 0.075 M. ya que la absorción del CO2 sobre las soluciones conduce a un error determinado o sistemático negativo en los análisis en los que se utiliza un indicador con intervalo de viraje básico (este error no se tiene cuando se emplea un indicador .8 mL del ácido. baja o correcta?. En la estandarización de una solución de ácido clorhídrico frente a carbonato sódico. La concentración de ácido obtenida. el químico que lo hizo no secó completamente el carbonato sódico. Se debe tomar en cuenta el efecto de dióxido de carbono sobre las soluciones patrón de bases. CÁLCULOS a) N HCl = Nsoluc. Razone y fundamente la respuesta. OBJETIVO: PREPARACIÓN SOLUCIÓN NaOH 0. Ninguno de estos reactivos se puede obtener con una pureza de patrón primario. PE Na2CO3 x Gasto solución HCl (mL) PE Na2CO3 = PM/2 H. 3. Calcule la concentración molar de una solución diluida de HCl si la titulación de 0. 4. 5.0800 M a partir del sólido puro? 2. ¿Cómo se prepararían 500 mL de Na2CO3 0. pero también se puede utilizar hidróxido de potasio y el hidróxido de bario. ¿Sería alta.patrón Na2CO3 x Alícuota soluc.patrón Na2CO3 (mL) Gasto solución HCl (mL) b) N HCl = mg Na2CO3 p. CUESTIONARIO 1. FUNDAMENTO: El hidróxido de sodio es la base más común para preparar soluciones patrón. EXPERIENCIA DE LABORATORIO Nº 8 A. de potasio..1 . La concentración de soluciones de hidróxido de sodio disminuye lentamente (0. reaccionan fácilmente con el dióxido de carbono atmosférico produciendo el carbonato correspondiente: CO2(g) + 2OH..+ H3O+ HCO3. que muchas veces está sobresaturada de CO2.. MATERIALES Y REACTIVOS NaOH Vaso pp 1000 mL Varilla agitación Balanza monoplato Frasco plástico D.+ H2O Aunque cada ion carbonato consume dos iones hidróxido. Adicione rápidamente el sólido al vaso conteniendo el agua hervida y fría. El agua se deja enfriar antes de añadir las bases.3% por semana) si se almacena en botellas de vidrio debido a la reacción de la base con el vidrio formando silicatos de sodio. En este caso. cada ion carbonato hará reaccionado con sólo un ion hidronio. Los hidróxidos de sodio.... la reacción entre la base y el tapón hará que en poco tiempo éste se selle. El mejor método para preparar soluciones de hidróxido de sodio libre de carbonato se basa en aprovechar la poca solubilidad del carbonato de sodio en soluciones concentradas del álcali. cuando se observa el cambio de color del indicador. Las soluciones estándar de bases son relativamente estables siempre que estén protegidas del contacto con la atmósfera.. con aproximación de 0. cada ion carbonato formado a partir de hidróxido de sodio o de potasio habrá reaccionado con dos iones hidronio del ácido. debe hervirse unos minutos para eliminar el gas. CO32.1g . Pese en balanza monoplato.. de NaOH sólido. ya que. tanto en solución como en estado sólido. PROCEDIMIENTO 1... Así. Las soluciones alcalinas exentas de carbonato deben prepararse con agua a la que previamente se ha eliminado el dióxido de carbono. Enfríe hasta temperatura ambiente. las soluciones calientes adsorben el dióxido de carbono rápidamente. ya que. El agua destilada . no se incurrirá en ningún error. CO32. Para ello se recomienda su almacenamiento en botellas de polietileno. 2. Nota: Durante esta etapa puede producirse un fuerte desarrollo de calor. Se prepara una solución acuosa de hidróxido de sodio al 50%. CO32. Lamentablemente la mayoría de las titulaciones que utilizan soluciones patrón de bases requieren un indicador con intervalos de transición básicos (fenolftaleína).. El carbonato de sodio se deja sedimentar (o se elimina por filtración al vacío) hasta que quede un líquido claro que luego se decanta y diluye hasta dar la concentración deseada. .. tampoco deben guardarse en frascos con tapón de vidrio. la adsorción de dióxido de carbono por una solución de base no necesariamente altera su capacidad de combinarse con los iones hidronio. y de bario. en el punto final de una titulación que requiere un indicador ácido. 23 con intervalo de viraje ácido).+ H2O La concentración efectiva de la base estará disminuida por la absorción de dióxido de carbono y tendrá lugar un “error de carbonato”. Por este motivo las soluciones patrón de base no deben guardarse en frasco de vidrio por largo tiempo (más de 1 o 2 semanas).0. En un vaso pp hierva . mL de H2O destilada. C.+ 2H2O H2CO3 + 2H2O Como la cantidad de iones hidronio consumidos por esta reacción es igual a la cantidad de hidróxido que se ha perdido por la formación del ion carbonato. Es un sólido cristalino no giroscópico con una masa elevada (204. Rotule. ¿Por qué no se usan más comúnmente como valorantes estándares las soluciones acuosas de amoníaco y de hidróxido potásico? 4. EXPERIENCIA DE LABORATORIO Nº 9 A. MATERIALES Y REACTIVOS: Solución NaOH 0. CÁLCULOS g NaOH = M NaOH x PM NaOH x V (L)solución NaOH M = Molaridad PM = Peso Molecular V = Volumen G. Indique como se prepararían 500 mL de NaOH 0. E. Agite para homogenizar bien. Qué es un estándar primario? Enumere algunos estándares primarios que se pueden utilizar para titular las soluciones de hidróxido de sodio. El ftalato acido de potasio es un patrón primario ideal. Describa brevemente en que circunstancia no cambia la molaridad de una solución de hidróxido de sodio por la adsorción de CO2.a. . C. guarde en frasco limpio de polietileno con tapa de plástico o goma.4 M a partir del reactivo sólido. 2. ¿Por qué las soluciones de hidróxido de sodio para ser utilizadas en titulaciones ácido. 24 3. seco. CUESTIONARIO 1.100M. 3.2 g/mol9. En la mayoría de los casos se puede utilizar el reactivo comercial grado analítico sin necesidad de purificarlo. B.base deben estar libre de carbonatos? 5. OBJETIVO: ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCION DE NaOH 0. La mayoría son ácidos orgánicos débiles que necesitan un indicador con intervalo de pH acido. KHC8H4O4 p.1M CON FTALATO ACIDO DE POTASIO. FUNDAMENTO: Para la estandarizaron de bases se cuenta con excelente patrones primarios. 1000 N. Proponga un intervalo de peso de ftalato acido de potasio.1 mg) en matraces Erlenmeyer de 250 mL y disolver con 50 a 75 mL H2O(d). rotule y guarde. Solución de KHC8H4O4 0. Pesar muestras individuales de 0.1000 N en matraces Erlenmeyer de 250 mL. si se desea gastar entre 30 y 40 mL de NaOH 0. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y titular con la solución de NaOH 0. H. 20. Homogenizar bien. 25 Fenolftaleína 1% p/v. V = Volumen. .1 M hasta que el color rosa del indicador persista durante 30 seg. Transfiera a un frasco limpio (cebe al menos 2 veces con la solución el frasco).a.4100 g de la sal. Disolver 1. F. DATOS Y RESULTADOS: ENSAYO 1 ENSAYO 2 Alícuota KHC8H4O4 (mL) Normalidad del KHC8H4O4 Volumen final NaOH Volumen inicial NaOH Gasto NaOH (mL) Normalidad NaOH Normalidad NaOH promedio G. Pese exactamente en balanza analítica. Calcule la Normalidad promedio de la solución NaOH. CUESTIONARIO: 1. disuelva en un vaso de precipitado con 100 mL H 2O(d). PE = Peso equivalente.8 g (con presión 0. Diluir con 50 mL H2O(d). D. trasfiera cuantitativamente a un matraz de aforo 1000 mL y complete a volumen con H 2O(d). durante aproximadamente 2 horas a 110ªC y dejar enfriar en un desecador. Tomar porciones de alícuota de 20.0 g de indicador sólido en una solución que consiste en 80 mL de etanol y 20 mL de agua destilada. rotular y guardar en frasco de vidrio con gotario. CÁLCULOS: a) N NaOH = N KHC8H4O4 x V(mL)KHC8H4O4 Gasto(mL)NaOH b) N NaOH = g KHC8H4O4 . Calcule la Normalidad promedio de la solución de NaOH. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES: 1.a. Secar una cantidad de ftalato ácido de potasio e hidrogeno p. Agregar 3 gotas de fenolftaleína y titula con la solución de NaOH 0. durante 2 horas a 110ºC y deje enfriar en u desecador. E.7 a 0. PROCEDIMIENTO: (duplicado) 1. 2.0 mL de solución patrón KHC 8H4O4 0.20M.1 M hasta que el color rosa del indicador persista durante 30 segundos. seque una cantidad KHC8H4O4 p. Solución fenolfataleína 1% p/v. Homogenice bien. 2. PE KHC8H4O4 x gasto(L)NaOH N = Normalidad. 95 38. bajo o correcto?. METODO: Neutralización Ácido – base.50 Calcule la Normalidad promedio de la base.7087 0.8104 Volumen NaOH(mL) 38. El contenido en ácido en el vinagre se expresa en términos de ácido acético. el contenido de ácido de un vino se expresa como porcentaje de ácido tartárico. . La valoración de una solución de NaOH frente a ftalato ácido de potasio dio los siguientes resultados: G KHC8H4O4 0. REACTIVOS Y MATERIALES: Solución estándar de NaOH 0. aún cuando pueden existir otros ácidos. El valor original de la concentración de hidróxido sódico valorante. D. Supóngase que se deja que una solución estándar de hidróxido de sodio adsorba grandes cantidades de CO2 después de haber sido estandarizada. FUNDAMENTO: El contenido total de acido de un vinagre o de un vino se determina fácilmente por titulación NOH estandarizado en presencia de fenolftaleína como indicador. B.8365 0. De la misma forma.29 39. Razone y fundamente la respuesta. el principal constituyente ácido. aún cuando en la muestra pueden existir otros ácidos. 3. OBJETIVO: DETERMINACION DEL CONTENIDO DE ACIDO DE VINAGRES Y VINOS. ¿seria alto. EXPERIENCIA DE LABORATORIO Nº 10 A.1 M. C. 26 2. Notas: (1) La acidez del vinagre en botella tiende a disminuir una vez expuesto al aire. el gasto de NaOH 0.d. mL muestra diluida b) %C2H4O2(COOH)2 = N NaOH x Gasto NaOH(L) x PE C2H4O2(COOH)2 x 100 x f. H. y titule con NaOH 0.0 mL en matraces Erlenmeyer de 250 mL.0 mL de muestra. tome con pipeta total. Si el problema es un vino.0 mL. E. F. Si el problema es u vinagre (1) tome con pipeta total 10. 2. CÁLCULOS: a) %CH3COOH = N NaOH x Gasto NaOH(L) x PE CH3COOH x 100 x f.d. Informe la acidez del vinagre como % p/v de ácido acético. los cuales se titulan al punto final de la fenolftaleína. Mezcle bien y con pipeta tome alícuotas de 20. en un matraz de aforo de 100 mL y diluya hasta la marca de aforo con H 2O(d). PROCEDIMIENTO: (duplicado) 1. (3) El ácido tartárico tiene 2 hidrógenos ácidos. mL muestra f.d. Si se dispone de una muestra de vinagre cuya etiqueta dice que el contenido de ácido acético es de 4% p/v. ¿Cómo procedería a analizar el contenido de acidez de una muestra intensamente coloreada? . alícuotas de 50.100 M no sea superior a 25 mL? 2. = factor de dilución. CUESTIONARIO: 1. (2) La cantidad empleada de indicador debe incrementarse en lo necesario para hacer visible el cambio de color en las muestras coloridas.1 M estándar al primer color rosa persistente 30 segundos. ¿Cuál debe ser el factor de dilución para que al tomar 20. Matraces de aforo 100 mL. Agregue unos 50 mL de H2O(d) y 4 gotas de fenolftaleínas a cada una (2) y titule al primer color rosa permanente por 30 segundos. 27 Fenolftaleína 1% p/v.0 mL en matraces de Erlenmeyer de 250 mL. Es recomendable guardar las muestras en viales individuales con tapones ajustados. DATOS Y RESULTADOS: ENSAYO 1 ENSAYO 2 Alícuota muestra diluida (mL) Normalidad del NaOH Factor de dilución Volumen final NaOH Volumen inicial NaOH Gasto NaOH (mL) % p/v CH3COOH % p/v CH3COOH promedio G. Exprese la acidez de la muestra de vino como % p/v de ácido tartárico. Agregue aproximadamente 50 mL H2O(d) y 4 gotas de fenolftaleína(2) a cada una. 88 mL de NaOH 0.48 mL de NaOH 0.0 mL de la solución diluida necesitó un promedio de 34.0960 M. DETERMINACION DE NaHCO3 EN MUESTRAS DE ANTIÁCIDOS.0 mL de vinagre se diluyó a 250 mL en un matraz volumétrico.base se titula con solución de HCl estandarizado en presencia de anaranjado como indicador. MÉTODO: Neutralización Ácido . D. 4. B.1 M . EXPERIENCIA DE LABORATORIO Nº 11 A. OBJETIVO: DETERMINACIÓN DE CARBONATO DE SODIO EN UNA MUESTRA IMPURA. La titulación de alícuotas de 50. Exprésese la acidez del vinagre en términos de porcentaje (p/v de ácido acético). Una muestra de 50.03776 M para obtener el punto final con fenolftaleína.00 mL de vino blanco de mesa necesitó 21. MATERIALES Y REACTIVOS Solución estándar de HCl 0.Base C. 28 3. Una alícuota de 25. FUNDAMENTO: Una muestra que contiene solamente carbonato de sodio o bicarbonato de sodio y sustancia inertes desde el punto de vista ácido . Exprésese la acidez del vino en gramos de ácido tartárico por 100 mL. Calcule el % de Na2CO3 presente en la muestra.0 y 1. ¿Por qué el peso equivalente del carbonato de sodio es igual a su peso molecular dividido por 2? Fundamente. Para la titulación por retroceso del exceso de HCl se gastaron 24. Identifique el carbonato. Titule con solución de HCl 0. Si la muestra ya está en solución. CÁLCULOS % Na2CO3 = N HCl x Gasto HCl (L) x PE Na2CO3 x 100 Alícuota o Peso muestra % NaHCO3 = N HCl x Gasto HCl (L) x PE NaHCO3 x 100 Peso muestra H.2 g de muestra y transfiera a un matraz aforado de 250 mL. 2. 4.1 % p/v E.1 M hasta que el indicador cambie del color amarillo al color anaranjado.2 mL de NaOH 0. 29 Anaranjado de metilo 0. Enumere posibles fuentes de error de la determinación de carbonato de sodio. Pese entre 1.0 mL de HCl 0. . tome alícuotas del tamaño que le indique el profesor.0980 M. ¿Por qué el indicador más apropiado para analizar el contenido de carbonato de sodio usando como titulante una solución patrón de HCl es el anaranjado de metilo? ¿ Qué ocurrirá si se eligiera como indicador fenolftaleína? 3.1400 g de un carbonato purificado se disolvió en 50. y déjela enfriar en un desecador. F. DATOS Y RESULTADOS: ENSAYO 1 ENSAYO 2 Peso de muestra g Normalidad del HCl Volumen final HCl Volumen inicial HCl Gasto HCl (mL) % Na2CO3 o NaHCO3 % Na2CO3 o NaHCO3 promedio G. Una muestra de 0. CUESTIONARIO: 1.1140 M y se hirvió para eliminar el CO 2 . Diluya con 50 mL de H2O(d) y adicione 4 gotas de anaranjado de metilo. PROCEDIMIENTO Seque la muestra problema a 110ºC (durante 2 horas). a) Muestras compatibles: 1. Titule con el ácido patrón hasta viraje del amarillo al rojizo. E. 30 EXPERIENCIA DE LABORATORIO Nº 12 VOLUMETRÍA ACIDO . NaHCO3 + NaOH (exceso) ---. Primero se titula la disolución muestra con ácido patrón en presencia de fenolftaleína hasta el viraje del rosado al incoloro. Agregue 3 gotas de indicador fenolftaleína. con pipeta volumétrica. La otra hace uso de un indicador con transición ácida (naranja de metilo : 3.2. D.0 mL de muestra problema. En el mismo Erlenmeyer adicione 4 gotas de indicador naranja de metilo. OBJETIVO: DETERMINAR EL PORCENTAJE DE Na2CO3 Y NaHCO3 PRESENTES EN UNA MUESTRA. Una valoración emplea un indicador que tiene un intervalo de transición básico (fenolftaleína. bicarbonato e hidróxido.BASE APLICACIONES PARA LA DETERMINACIÓN DE MEZCLAS ALCALINAS A. Titule con HCl patrón hasta viraje del rosado al incoloro.Na2CO3 + H2O : en el equilibrio SITUACIONES b. Registre el gasto respectivo. 20. Completada esta etapa del proceso y luego de registrar el gasto respectivo. se agrega al sistema indicador anaranjado de metilo y se completa la titulación con ácido patrón hasta el viraje del amarillo al rojizo.6).no hay reacción 2. MÉTODO: Warder C. ya sea solo o mezclado. Diluya con 30 mL de agua destilada exenta de CO2. Na2CO3 + NaOH ------. se realizan dos titulaciones con una solución ácida patrón sobre dos alícuotas idénticas.0 . Na2CO3 + NaHCO3 ------.Na2CO3 + H2O + NaHCO3 (exceso) b. FUNDAMENTO Este método consiste en una doble titulación. INTRODUCCION: Una aplicación importante de las reacciones de neutralización se encuentra en la determinación cualitativa y cuantitativa de los constituyentes de una muestra o disolución conteniendo carbonato.1. En cualquier disolución no pueden existir más que dos de estos componentes en concentraciones apreciables ya que existirá una reacción para eliminar al tercero.NaHCO3 (exceso) + NaOH ---. Registre el gasto. .4.9. Este viraje pone de manifiesto la totalidad de la transformación del CARBONATO a BICARBONATO. DETERMINAR EL PORCENTAJE DE NaOH y Na2CO3 PRESENTES EN UNA MUESTRA.4). En esta segunda valoración todo el BICARBONATO pasa a CO2 + H2O. PROCEDIMIENTO : (Triplicado) Mida. 8.Na2CO3 + H2O + NaOH (exceso) Para analizar disoluciones de este tipo.4 . B. NaHCO3 + NaOH ------.no hay reacción b) Muestra no compatible 1. Na2CO3 o mezclas compatibles de éstos. Una muestra de 0. Calcule la composición porcentual de la muestra.Gasto HCl mL (f) ) x PE NaHCO3 x 100 1000 x Alícuota muestra Nota: Gasto HCl (f) = Gasto debido a carbonato (Gasto HCl(am)-Gasto HCl (f)) = Gasto debido a bicarbonato presente originalmente en la muestra. Después de enfriar la solución .4 mL HCl ( 1.3 mL del ácido.0 mL se trató con un exceso de BaCl2 y 25. Una alícuota de 25.0 mL HCl 0. una muestra de 1.014 g CaO).0125 M. el mismo peso de muestra requiere 13.500 g que contiene NaHCO 3. . el exceso de ácido necesitó 2. 2. 31 F. NaHCO 3.34 mL de NaOH 0. G. CUESTIONARIO: 1. Muestre la apariencia general de la curva de titulación. junto con material inerte. Se sabe que una muestra contiene NaOH.65 mL HCl.00 mL= 0. ¿Cuál es el porcentaje de material inerte en la muestra?.0 mL se hirvió con 50. Con fenolftaleína como indicador.100g requiere 31. Con anaranjado de metilo como indicador.0106 M cuando se tituló al punto final con fenolftaleína. CÁLCULOS: % p/v Na2CO3 = NHCl x 2 Gasto HCl mL (f) x PE Na2CO3 x 100 1000 x Alícuota muestra % p/v NaHCO3= NHCl x ( Gasto HCl mL (am) . Na2CO3 y H2O se disolvió y diluyó con agua a 250 mL.0 mL de base se necesitaron 7. Una segunda alícuota de 25.