INTRODUCCIÓN
La titulación es una de las técnicas más comunes en química para determinar la concentración de sustancias en solución, por lo tanto es esencial el conocimiento de esta técnica para este laboratorio. Este método se basa en la neutralización entre un ácido y una base, usando un indicador que nos señala el final de la reacción. Se determina la concentración del ácido o base midiendo el volumen de una solución patrón, es decir, una solución cuya concentración es conocida. Para reconocer el punto final se utilizan indicadores, el más utilizado y con el cual trabajaremos en este laboratorio es la fenolftaleína, la cual nos señalará mediante un cambio de color que ha ocurrido la neutralización. Durante este laboratorio desarrollaremos este método junto con la medición de pH de un ácido y una base, utilizando diferentes métodos. El objetico de este laboratorio es conocer y utilizar la técnica de valoración o titulación ácido-base y determinar el pH de algunas soluciones.
MATERIALES
-
Matraz Erlenmeyer Bureta Pro-pipeta Papel indicador de pH Electrodo Agua destilada
Sustancias: -
Ácido Clorhídrico (HCl) Hidróxido de Sodio (NaOH) Fenolftaleína
MÉTODOS
1.- DETERMINACIÓN DE LA NORMALIDAD DE UN ÁCIDO En esta actividad utilizamos la solución de HCl que preparamos en el último práctico, para determinar la concentración de ella utilizamos una solución ya estandarizada de NaOH. Primero dispusimos de una bureta, a la cual le agregamos NaOH 0,083N, aproximadamente 5 ml. y luego procedimos a cebarla, terminando este procedimiento eliminamos esta solución y llenamos la bureta enrase a cero con el titulante NaOH 0,083 N. Por otra parte en un matraz (125 ml) colocamos 10 ml de HCl, agregamos 3 gotas de fenolftaleína y agitamos para lograr que se mezclara completamente. Comenzamos a titular la muestra del ácido clorhídrico agregando la solución patrón, o sea, NaOH. La primera titulación se realizó principalmente para conocer el punto aproximado de neutralización. Con la mano izquierda controlábamos la salida de NaOH mediante la bureta y con la derecha agitamos la mezcla. Hasta que logramos visualizar un cambio de coloración que persistía, detuvimos el proceso y anotamos el volumen de base gastado. Para realizar la segunda titulación lavamos el matraz y procedimos a colocar la misma cantidad de ácido y fenolftaleína que la primera vez. Realizamos la titulación de la misma manera, sin embargo esta vez agregamos base rápidamente hasta 9/10 del volumen que gastamos en la primera titulación, y luego de esto comenzamos a incorporar gota a gota la base sin parar de agitar el matraz, hasta que obtuvimos el cambio de color. Finalmente repetimos por tercera vez la titulación realizando los mismos procesos anteriores y anotamos los resultados.
2.- MEDICIÓN DE PH
Esta actividad consistió en medir el pH de un ácido y una base utilizando dos métodos diferentes. Papel indicador y un pehachímetro: electrodo.
Para este experimento disponíamos de dos vasos de precipitados, uno contenía 20 ml de HCl 0,01 M y el otro con 20 ml de NaOH 0,01 M. Procedimos a medir su pH usando papel indicador. Este debía sumergirse completamente en la solución, luego sacarlo y observar a coloración obtenida con los colores de referencia de la escala de pH, comparar y ver la coincidencia de colores. Una vez obtenido los datos los registramos y procedimos a medir el pH con otro sistema, utilizando un electrodo de vidrio. Primero que todo enjuagamos con bastante agua el electrón que estaba en solución tapón, lo secamos bien con toalla higiénica y lo introducimos en nuestra solución (por una parte en el HCl y por otro el NaOH, cada integrante tenía en sus manos una solución). Esperamos que el indicador nos señalara que el pH estaba medido (con la aparición de la palabra “ready”), anotamos el resultado y retiramos el electrodo, repetimos el procedimiento de enjuagarlo con bastante agua y luego secarlo y dejarlo en la solución tapón.
DATOS EXPERIMENTALES
1.- DETERMINACIÓN DE LA NORMALIDAD DE UN ÁCIDO Volumen NaOH gastado
9,8 milímetros
Normalidad NaOH
0,083 N
Volumen HCl
10 ml
Normalidad HCl
0,08134 ml
Molaridad HCl
0,08134 ml
2.- MEDICIÓN DE PH
Sustancia
pH con Papel Indicador
pH con Electrodo
NaOH 0,01 M
10
10,41
HCl 0,01 M
3
2,41
RESULTADOS
1.- DETERMINACIÓN DE LA NORMALIDAD DE UN ÁCIDO
En nuestra primera titulación dejamos caer aproximadamente 10,1 ml. De NaOH, a ese volumen la solución experimentó un cambio de color, el cuál persistió, indicando que habíamos finalizado la titulación. En la segunda prueba, obtuvimos el cambio de color al incorporar 9,6 milímetros de NaOH. Finalmente en nuestra tercera y última titulación la solución cambió de color al agregar 9,7 milímetros de NaOH. De esos tres volúmenes (10,1 ml. 9,6 ml. 9,7 ml) sacamos un promedio para calcular el volumen de NaOH que lograba la neutralización. Finalmente el promedio del volumen de NaOH que lograba la neutralización fue 9,8 milímetros. Teniendo la información que nos faltaba (el volumen gastado de NaOH), determinamos la normalidad de esta concentración reemplazando los datos en la ecuación: Va x Na = Vb x Nb (10 ml x Na) = (9,8 ml x 0,083 N) Na= 0,8134 / 10 Na= 0,08144 N El resultado final nos señala que la normalidad del ácido es 0,08144N
2.- MEDICIÓN DE PH
El papel indicador nos señaló que la solución de HCl 0,01M. tenía pH: 3 mientras que el electrodo nos indicó que la misma solución contenía pH: 2,41. Para nuestra segunda solución de NaOH 0,01 M el papel indicador nos señala que su pH correspondía a 10, por otro lado el electrodo nos indica que su pH corresponde a 10,41.
Se observa una pequeña diferencia en los valores que nos otorga el papel indicador de pH y el pehachímetro, en este caso el electrodo.
DISCUSIÓN DE RESULTADOS 1.- DETERMINACIÓN DE LA NORMALIDAD DE UN ÁCIDO
El cambio de coloración a rosa pálido ocurrió porque usamos la fenolftaleína como indicador, la cual nos señala con este viraje de color que se ha logrado el punto exacto de neutralización, es decir donde el equivalente gramo del ácido era igual al de la base. Esto fue posible ya que se añadió con mucho cuidado el NaOH contenido en la bureta, a una buena apreciación de los volúmenes de la base y el ácido, y a una agitación constante del matraz donde estaba contenido el ácido clorhídrico para saber cuan cerca de la neutralización se estaba. Como podemos apreciar los diferentes volúmenes obtenidos de las tres titulaciones estuvieron muy aproximados por lo que el resultado de las neutralizaciones fue bastante parecido. La diferencia mayor fue en el volumen de la primera titulación debido a que no conocíamos los milímetros aproximados de base que debíamos agregar al HCl para lograr el punto final, por lo tanto era más probable que se incorporara más base de la que necesitábamos, simplemente por error de precisión o uso de la bureta, etc. Los otros valores obtenidos como se puede apreciar en el informe fueron muy similares y precisos, debido a que ya conocimos mediante la primera titulación la cantidad de volumen aproximada de base que neutralizaba al HCl, por lo tanto ya teníamos una señal para saber dónde comenzar a detener la incorporación de la base y de esa forma obtener los resultados más exactos.
2.- MEDICIÓN DE PH Esta diferencia de pH ocurre debido a que el pehachímetro utilizado, o sea el electrodo es un método muy exacto para medir pH, nos otorga directamente el grado de acidez de una solución, y el papel indicador, es un método válido al igual que el electrodo, sin embargo tiene menos exactitud ya que se obtiene un resultado aproximado a través de una escala de colores de referencia, aquí es
muy probable que nosotros mismos no seamos capaces de asimilar correctamente los colores de la escala de referencia con los colores que aparecen en el papel indicador, es decir que si ocurre alguna diferencia de medición puede ser por error humano, por esta razón que el electrodo es más exacto.
CONCLUSIÓN
En este laboratorio logramos obtener la concentración de una solución mediante la el método de titulación por método volumétrico, ya que habíamos estudiado esta técnica sólo en teoría, fue muy interesante llevarla a la práctica, aprendimos la importancia de elegir el indicador más adecuado para cada experimento, de manera que haya la menor diferencia posible entre el punto de equivalencia y el punto final, así como manejo de los instrumentos del laboratorio lo resulta de gran importancia para poder lograr los resultados esperados, por lo tanto para este práctico fue muy importante prestar mucha atención en el momento de agregar la base al medio ácido para evitar que desvíen nuestra práctica de los resultados más óptimos. Además aprendimos nuevas técnicas para medir el pH de una solución y conocimos las diferencias de precisión entre ellas. Como siempre pudimos comprobar que los métodos tecnológicos como el electrodo resultan mucho más precisos y exactos que los métodos manuales, realizados por nosotros mismos.
