ACIDIMETRIA Y ALCALIMETRIA
OBJETIVOS
Conocer los métodos prácticos para la neutr alización de una solución ya sea básica o acida.
Identificar los indicadores indicadores necesarios en una neutralización.
INTRODUCCION
El presente laboratorio trata sobre la dete rminación de la concentración de soluciones ácidas y alcalinas partiendo de soluciones patrón acidas y alcalinas. El HCl es considerado como el acido más usado ya que se pueden preparar soluciones de conce ntración exacta a partir del acido ac ido de punto de ebullición constante, por dilución. Las soluciones de H 2SO4 se usan ocasionalmente, las soluciones de HNO 3 y HClO4 muy raramente. Las soluciones de HCl se preparan de normalidad aproximada, valorándolas luego volumétricamente, generalmente la concentración de HCl varía entre los valores; 10.5 – 10.5 – 12 12 N. En cuanto a las soluciones alcalinas son muchas pero entre las más empleadas destaca: NaOH. Otras disoluciones como KOH, NH4OH, etc., tienen ciertas desventajas de sventajas por lo cual usan poco.
FUNDAMENTO TEORICO
Para determinar la concentración de una solución desconocida se utiliza una segunda solución de concentración conocida, que al mezclarse con la primera experimenta una reacción química específica y de estequiometria también conocida. La solución de concentración conocida se llama solución valorada. Valoración o titulación son los nombres que se dan al proceso de determinación del volumen necesario de la solución valorada para reaccionar con una cantidad dete rminada de la muestra a analizar. Por este motivo se dice que es un método de análisis volumétrico. Se lleva a cabo agregando en forma controlada la solución valorada a la solución problema, hasta que se juzga completa la reacción entre las dos. En la determinación de la concentración desconocida de un ácido se utiliza una base de concentración conocida. En la determinación de la concentración desconocida de una base se utiliza un ácido de concentración conocida Se realizan una acidimetría o una alcalimetría respectivamente. En la reacción de neutralización, los iones hidrógeno provenientes del ácido y los iones oxhidrilo de la base reaccionan formando agua.
Los aniones del ácido y los cationes de la base son iones espectadores, la reacción que verdaderamente tiene lugar es
Cuando se han mezclado cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y de base se dice que se llega al punto de equivalencia de la titulación. En el punto de equivalencia el nº de debe ser igual al nº de . Una de las formas de determinar cuándo se ha llegado al punto de equivalencia de una titulación ácido-base es utilizando un reactivo indicador, que tiene distinto color en solución ácida o e n solución básica. El cambio de color indica que toda la solución problema se ha neutralizado y marca el punto final de la valoración.
Valoración de un acido fuerte con una base fuerte
Este tipo de neutralización se ilustra con la valoración del ác ido clorhídrico con hidróxido sódico. +
H + OH
-
H2O
A medida que la valoración progresa, va decrecie ndo la concentración de ión hidrógeno (aumento el pH) cerca del punto estequiométrico la variación sirve de base para la detección del punto final de valoración.
Valoración de una base fuerte con un ácido fuerte
Esta valoración es enteramente análoga a la de un ácido fuerte con una base fuerte, excepto en el sentido de la valoración. Al comienzo (disolución alcalina), la disolución tiene una elevada -
concentración de OH y por lo tanto un pH alto. El pH decrece gradualmente al principio, después rápidamente en las proximidades del punto estequiométrico y de nuevo gradualmente después de dicho punto.
Selección del indicador adecuado Como regla general se debe seleccionar el indicador que cambia de color en un pH aproximado al punto de equivalencia de la titulación preferiblemente que esté por encima de éste.
I.
PROCEDIMIENTO Preparación y valoración de una solución de HCl (0.1 N)
En una bureta recibimos cierta cantidad de HCl, la cual utilizaremos midiendo la cantidad que se usa para cada experimento. Recibimos una muestra de bórax (Na 2B4O7.10H2O), la cual fue pesada cuidadosamente en una balanza. Se recibieron en un vaso 194 .8 mg de bórax.
Luego a esta cantidad de bórax en el vaso le agregamos 60 ml de agua destilada y agitamos hasta conseguir una completa disolución.
A esta solución de bórax le agr egamos 4 gotas de anaranjado de metilo, y observamos que toma un color medio amarillento.
Ahora titulamos la solución con el HCl 0.1 N hasta que notemos el cambio de color amarillento hasta un suave rojizo. Para esto se emplearon 10 ml de HCl.
II.
Preparación y valoración de NaOH (0.1 N)
Tomamos 20 ml de NaOH y la diluimos con 40ml de agua destilada.
A esta solución diluida de NaOH le agregamos 3 gotas de fenolftaleína y observamos un notorio cambio de color de cristalino a fucsia.
Luego titulamos a esta solución con el HCl 0 .1N hasta observar la desaparición fucsia de la solución, es decir, hasta que nuevamente se vuelva t ransparente. Para esto se utilizaron 17.5 ml de HCl 0.1N.
OBSERVACONES Y RECOMENDACIONES
Durante la titulación de debe determinar con una precisión suficiente el momento en que se observa la equivalencia o, como se suele decir, establecer el punto de equivalencia. En algunos casos esto resulta posible gracias a que e l reactivo coloreado, en el curo de la reacción, cambia su color.
A veces la concentración de la solución a valorar, se determina recurriendo al análisis gravimétrico de la solución. Por ejemplo, la concentración de la solución de HCl se puede determinar por la masa del precipitado AgCl o btenido por la acción de la solución de
sobre un volumen definido de HCl.
Está claro que el método descrito de preparación de soluciones valoradas no se puede utilizar siempre, ni mucho menos. No se debe emplear para preparar soluciones valoradas de tales sustancias como HCl, NaOH, etc. En efecto, la concentración exacta de soluciones acuosas de HCl siempre se desconoce. Por consiguiente, incluso, si se pesa exactamente una porción de esta solución, no se puede calcular cuantos gramos de cloruro de hidrógeno contiene. Lo mismo concierne a NaOH que absorbe intensamente y el vapor de agua del aire, con la particularidad de que su masa cambia, por eso la c antidad de NaOH en la porción pesada tampoco será conocida exactamente.
CONCLUSIONES Na2B4O7·10H2O + 2HCl → 2NaCl + 4 + 5 La solución bórax reacciona con el HCl(ac), forma una sal + agua y un ácido muy débil el cual es común de una neutralización ácido más base, que forma sal más agua. En este caso con ligera acidez. Pero predomina la solución básica por lo t anto es solución básica alcalina. Ni que decir de la reacción e ntre el HCl y NaOH; de acuerdo co n ello, la determinación volumétrica utilizada fue la del método de neutr alización. De la práctica comprendimos que los patrones primarios como el bórax se ajustan a ciertas condiciones y nos son útiles para determinar las concentraciones de las soluciones patrones, como el HCl y el NaOH. Cuanto mejor satisfagan los patrones primarios dichas condiciones, tanto menor será el error en la determinación de las concentraciones de las soluciones patrones.
CUESTIONARIO
1. Se dispone en el laboratorio de HCl comercial 12N y de NaOH en forma de lentejuelas. Se desea preparar 3L de sus disoluciones 0.1 N ¿Cómo procedería?
Para el HCl Tenemos una solución muy concentrada de HCl (12 M) por lo que tenemos que tomar un volumen determinado de la solución y diluirlo con agua.
Al diluir esta solución, no cambiara el número de mo les.
( ) Para esta preparación tomamos 25 mL de HCl y diluimos con 2.975 L de agua .
Para el NaOH Tenemos NaOH sólido y deseamos preparar una solución de 0.1 M en 3 litros.
Para preparar esta solución tomamos 7.5 mg de NaOH sólido y diluimos con 3 L de agua.
2. Responder a) Para la elaboración del HCl 0.1N se uso el bórax. La reacción es de neutralización. ¿Cómo explica eso?
b) El P.E. del bórax es igual a PM/2 ¿Por qué se divide entre 2 esta fórmula? Explique esto brevemente, usando las ecuaciones químicas respectivas. El bórax es un producto que se hidrata con gran facilidad originándose normalmente el decahidrato. Cuando una molécula de bórax se disuelve en agua, se hidroliza según la reacción: Na2B4O7·10H2O
+
2 H3BO3 + 2 H2BO3 + 2 Na
Originando dos moléculas de ácido bórico y dos moléculas de di hidrógeno borato sódico por cada molécula de bórax, de modo que el peso equivalente del bórax será la mitad de su peso molecular.
3. Con sus valores experimentales, calcule las concentraciones de HCl y NaOH 0 .1M con 3 cifras decimales.
Para la valoración de HCl con bórax: Masa del bórax = 194.8 mg
Volumen de HCl = 10 mL #Eq-g(ácido) = #Eq-g(bórax)
̅
(es la concentración del HCl)
Para la valoración de NaOH con HCl (0.102N) Volumen de NaOH diluido = 20ml de NaOH + 40ml de
= 60ml
Volumen gastado de HCl = 17.5 ml #Eq-g(ácido) = #Eq-g(base)
(es la concentración del NaOH diluido) En el proceso de dilución: Solución (1) + agua = solución(2) XN
0N
0.02975 N
20ml
40ml
60ml
El número de moles del soluto permanece constante: (20 x X) + (0 x 40) = (0.02975 x 60)
(es la concentración del NaOH) 4. Con el valor medido de la densidad del H 2SO4 comercial, calcule la normalidad, molaridad y fracción molar del acido.
̅ = 98g/mol
ρ = 1.834g/ml
M = 18mol/L
̅
̅
En 100 g de hay 96.18g de anhidro. o
N=MxѲ
;
Ѳ = 2 para el
N = 18 x 2 N = 36 eq/L
̅ ̅ ̅ ̅
5. Responder a) Con los valores indicados en una tabla correspondientes a una titulación de un á cido débil con una base fuerte o al revés (libro-indicar autor) dibuje la curva de neutralización en un papel milimetrado. Consideramos la reacción de neutralización entre el acido ac ético (un ácido débil) y el hidróxido de sodio (una base fuerte).
Esta ecuación se reduce a:
El ion acetato se hidroliza de la siguiente forma:
Por lo tanto, en el punto de equivalencia, cuando solol hay acetato de sodio, el pH será mayor que 7 debido al exceso de iones formados.
Perfil del pH de una valoración ácido débil – base fuerte. Una disolución de 25 mL de CH3COOH 0.100 M y una disolución de NaOH 0.100 M.
* Extraído del libro QUIMICA 9° Edición (Raymond Chang)
b) Indique los cálculos respectivos para 3 puntos de el la. Considerando la valoración anterior haremos los cálculos para volúmenes de 10 ml, 2 5 ml y 35 ml de NaOH.
Para 10 ml de NaOH Número de moles de CH3COOH antes de agregar NaOH
Número de moles de NaOH en el volumen agregado
Por tanto, la cantidad de CH3COOH que queda después de que toda la base añadida ha sido neutralizada, es: Se presenta un sistema amortiguador, en un volumen total de 35 ml.
INICIO (mol)
-3
1.0 x 10
-3
0
2.5 x 10
FINAL (mol)
1.5 x 10
-3
0 -3
1.0 x 10
[ ][ ] [] [ ]
Para 25 ml de NaOH Número de moles de NaOH en el volumen agr egado
Cambio en el número de moles, e n un volumen total de 50 ml.
-3
INICIO (mol)
2.5 x 10
2.5 x 10
FINAL (mol)
0
0
-3
0 -3
2.5 x 10
Estas cantidades corresponden al punto de equivalencia. De esto obtenemos la concentración de CH3COONa.
[] -
El ion acetato CH3COO de esta sustancia reacciona con el agua dando lugar a la generación de iones OH
-
[][] [ ] [ ]
Para 35 ml de NaOH Número de moles de NaOH en el volumen agr egado
Cambio en el número de moles, e n un volumen total de 60 ml.
INICIO (mol) FINAL (mol)
-3
2.5 x 10 0
-3
3.5 x 10
-3
1.00 x 10
0 -3
2.5 x 10
Tenemos dos sustancias que pueden hacer variar el pH de la disolución, pero como el NaOH es un electrolito mucho más fuerte que el CH3COONa, podemos despreciar la -
ionización de este último. Solo calcularemos la concentración de los iones OH a partir del NaOH diluido en 60 ml.
[ ] 6. La fenolftaleína y el anaranjado de metilo son dos indicadores ácido-base. Indique sus rangos de pH, de viraje de color y que colores presentan.
Para la fenolftaleína la zona de viraje debe hallarse entre pH 8.3 y pH 10, cuando el indicador se encuentra en forma ácida es incoloro, cuando el intervalo es pH 8.3 a pH 10; conforme va cambiando el pH paulatinamente va cambiando el color a un rojo vivo, que es justamente el color característico de la forma alcalina de este indicador.
Para el anaranjado de metilo el rango de viraje se halla entre los límites de pH 3.0 a pH 4.4. Para pH 3.0 o menor, la vista perciba el color de la forma ácida, es decir, rosa. Y a pH 4.4 o mayor, se presenta el color amarillo que es el de la forma alcalina.
COLOR
pH de cambio
INDICADOR
de color En ácido
En base ácido - básico
Anaranjado de metilo
Anaranjado
Amarillo
3.1 - 4.4
Fenolftaleína
Incoloro
rojo grosella
8.3 - 10.0
