Preparación y valoración de soluciones de ácido fuerte y de base fuerte

Ácido. Base. Análisis. Reacción. Rangos De Viraje. Conclusiones

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Preparación y valoración de soluciones de ácido fuerte y de base fuerte

Facultad de Ciencias Agropecuarias, programa de Ingeniería Ambiental III semestre, Universidad de Cundinamarca (UDEC) seccional Girardot, Girardot -Colombia.

(Realizado el 7 y 8 de octubre 2010; Entrega final 15 de octubre 2010)

1. Introducción

Se conoce con el nombre de valoración ácido-base al conjunto de operaciones que, realizadas en el laboratorio, tiene como finalidad el conocimiento de la concentración de una disolución de un ácido o una base (de concentración desconocida) con la ayuda de una disolución de una base o un ácido (de concentración conocida) o de una substancia patrón primario, todo ello con la colaboración de un indicador ácido-base. El material básico a utilizar será: matraz erlemmeyer, bureta, pipeta, disolución problema, disolución patrón (o patrón primario) e indicador.

Una titulación o valoración es un procedimiento analítico, en el cual se mide cuantitativamente la capacidad de una determinada sustancia de combinarse con un reactivo. Normalmente, este procedimiento se lleva a cabo mediante la adición controlada del reactivo de concentración conocida a la solución problema, hasta que por algún medio se juzga que la reacción es completa. Al reactivo de concentración conocida usado en la titulación, se le conoce como solución patrón.

El objetivo final de cualquier valoración es la adición del reactivo patrón en una cantidad tal que sea químicamente equivalente a la sustancia problema con la cual reacciona es decir, añadir un número de equivalentes de reactivo patrón igual al número de equivalentes de la sustancia problema.

Esta situación se alcanza en lo que se conoce como el punto de equivalencia. El punto de equivalencia en una titulación es un concepto teórico, en la práctica solo puede ser estimado mediante la observación de algún cambio físico que esté asociado a él. El punto en el cual este cambio es observado se conoce como punto final.

La sustancia que hace observable este cambio físico se conoce como indicador y en su escogencia se mantiene el criterio tal que la diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia sea mínima, a esta diferencia se le conoce como error de titulación.

Existe una amplia variedad de sustancias cuyo color en la solución depende del pH del medio. Estos compuestos se llaman indicadores ácido-base y son empleados para determinar o señalar el punto final en la titulación ácido-base. Los indicadores ácido-base son generalmente compuestos orgánicos de naturaleza compleja que en agua u otro solvente se comportan como ácidos o bases débiles. Dependiendo del pH del medio, el equilibrio:

se encontrará desplazado hacia la formación no disociada (Hin) o hacia la formación de la forma disociada (In-)

Normalmente la forma disociada y la no disociada presentan coloraciones distintas y el predominio de una de ellas va a depender de la concentración de iones hidrógeno presentes en la solución.

2. Experimental

2.1 Materiales y Reactivos

2.1.1. Técnica I: Preparación

  • Preparación del Ácido Clorhídrico HCl [0,1]

Materiales

Reactivos

1 vaso de precipitados de 50 mL

HCl concentrado

1 pipeta de 10 mL

1 matraz aforado 500 mL

  • Preparación de Hidróxido de Sodio NaOH [0.1 M]

Materiales

Reactivos

1 vaso de precipitados de 250 mL

NaOH (lentejas)

1 Matraz aforado de 500 Ml

Agua hervida y fría

1 balanza analítica

2.1.2 Técnica II: Titulación de HCl y NaOH

Materiales

Reactivos

1 vidrio de reloj

Soluciones de HCl y NaOH

1 espátula

Carbonato de potasio

3 vasos de precipitados de 250 mL

Biftalato de potasio

1 probeta 50 mL

Fenolftaleína

1 bureta de 50 mL

Anaranjado de Metilo

1 electrodo indicador de pH

Soluciones buffer para calibrar el pH- metro de pH 4, 7 y 10

1 pinzas para bureta

1 papel milimétrico

Pipeta

2.2 Análisis químico

Técnica I: Preparación

  • Preparación del Ácido Clorhídrico HCl [0,1]

ACIDO FUERTE

Agrega 50 mL - 100 mL de H2O

A un matraz aforado 500 mL

Medir con una pipeta de 10 mL

4,15 mL de HCl

Vaciarlo en el matraz aforado

Llenarlo con agua destilada

Hasta el afore

  • Preparación de Hidróxido de Sodio (NaOH 0,1 M)

BASE FUERTE

Pesar balanza un vaso

Precipitado 500 mL

Pesar 2.25 g NaOH

Disolver con agua destilada

Hervir 10 Minutos

Enfriar

Transferir a un matraz

De 500 mL

Llenar hasta el afore

Con agua destilada

Técnica II: Titulación de HCl y NaOH

Titulación de HCl 0.1 N = 0.1 M

HCl [0,1]

Se coloca a secar K2CO3 por

1 hora 120 ªC

Por triplicado pesar

0.106 K2CO3

Colocarla sal en un vaso y verter

H2O aprox. 100 mL

2-3 gotas naranja de metileno

Medir el indicador pH

mL a mL la S/N de HCl a la S/N carbonato.

Medir el pH en cada adición

Escribir el volumen del titular hasta

Que la solución cambie de color

Amarillo a canela.

Completar la titulación

Hasta los 50 mL

Repetir la titulación 2

Veces

Anotar mL gastados

  • Titulación de NaOH 0.1 N = 0.1 M

NaOH [0,1]

Pesar por triplicado 0,408 g

De biftalato de potasio

Colocarlo en un vaso de precipitado

Disolverlo en 100 mL de H2O Destilada

1-2 Gotas Fenolftaleína

Valorar en la bureta

Anotar el volumen y cambio de color

Titulación hasta aparición de color ligero

Repetir 2 veces sin medir el pH

2.3 Ácidos y Bases Fuertes

 La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptadoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido. Tales procesos se denominan reacciones ácido-base.

El concepto de Bronsted-Lowry define un ácido como una sustancia que puede dar o donar un ión de hidrógeno o protón a otra sustancia, y una base como cualquier sustancia que es capaz de recibir o de aceptar un ion hidrógeno o protón de otra sustancia. En términos sencillos, un ácido es un donador de protones y una base es un receptor de protones. Cualquier sustancia que es un ácido o base de Arrhenius también es un ácido o base de Bronsted-Lowry. Sin embargo, las definiciones de Bronsted - Lowry son válidas sin importar el disolvente que se utilice para preparar la solución de un ácido o una base. De acuerdo con el concepto Bronsted - Lowry, tanto los iones como las moléculas sin carga pueden ser ácidos o bases.

En las siguientes ecuaciones, las moléculas de HCL y HNO3, se comportan como ácidos de Bronsted-Lowry donando los protones a una molécula de agua, que actúa como una base cuando acepta un protón.

HCL ( g ) + H2O ( l ) ----------> H3O (ac) + Cl - (ac)

HNO3 ( l ) + H2O ( l ) ----------> H3O + (ac) + NO3 - (ac)

El agua no siempre actúa como una base:

NH3 ( g ) + H2O ( l ) <======> NH4+ (ac) + OH - (ac)

En este caso el agua se está comportando como un ácido de Bronsted-Lowry puesto que dona un protón a una molécula de amoniaco ( NH3 ) en una reaccción que se desplaza de izquierda a derecha. Si consideramos la reacción inversa ( una reacción que se desplaza de derecha a izquierda ) entonces el ion amonio actúa como un ácido y el ión hidróxido como una base.

Algunas sustancias, por ejemplo el agua, son capaces de comportarse como un ácido o una base de Brosted-Lowry. Estas sustancias se llaman sustancias anfotéricas (amphi que significa de "ambos tipos"). Una sustancia anfotérica es una sustancia que puede actuar como ácido o como una base, según sea la naturaleza de la solución. El agua se comporta como una base ( receptor de protones) con el cloruro de hidrógeno y como un ácido con el amoniaco. Ciertos iones como el sulfato de azufre ( HSO4 - ) y el car-bonato ácido ( HCO3 - ), son sustancias anfotéricas puesto que pueden donar y aceptar un protón. En cualquier reacción ácido-base o de transferencia de protones, tanto el ácido como la base se encuentran en el lado de los reactivos y de los productos en la ecuación. por ejemplo:

HC2H3O2 (ac) + H2O ( l ) ----------> H3O + (ac) + C2H3O2 - (ac)

2.4 Rango De Viraje De La Fenolftaleína.

La fenolftaleína es un indicador de pH muy conocido que se utiliza sobre todo para valoraciones acido - base, Fenolftaleína, de fórmula C20H14O4, es un compuesto químico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico.

Cuando se utiliza como indicador para la determinación cualitativa y cuantitativa del pH en las volumetrías de neutralización se prepara disuelta en alcohol al 70%. El intervalo de viraje de la fenolftaleína, es decir, el intervalo de pH dentro del cual tiene lugar el cambio de color del indicador, no sufre variaciones entre 0 y 100 ºC y está comprendido entre 8,0 y 9,8. El cambio de color de este indicador está acompañado de un cambio de su estructura; su color en medio básico es rojo-violeta y en medio ácido es incoloro.

  • De medio neutro a medio básico:
    H2Fenolftaleína + 2 OH- ↔ Fenolftaleína2- + 2 H2O
    Incoloro → Rosa.

  • De medio básico a medio muy básico:
    Fenolftaleína2- + OH- ↔ Fenolftaleína (OH)3-
    Rosa → Incoloro

  • De medio básico a medio neutro o ácido:
    Fenolftaleína2- + 2 H+ ↔ H2Fenolftaleína
    Rosa → Incoloro

  • De medio neutro o ácido a medio muy ácido:
    H2Fenolftaleína + H+ ↔ H3Fenolftaleína+
    Incoloro → Naranja

2.5 Rango De Viraje Del Naranja De Metilo.

Es un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador de sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada

La fórmula molecular de esta sal sódica es C14H14N3NaO3S y su peso molecular es de 327,34 g/mol

Es un colorante azoderivado, con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. El nombre del compuesto químico del indicador es sal sódica de ácido sulfónico de 4-Dimetilaminoazobenceno. Se empezó a usar como indicador químico en 1878.

2.6 Algunos Indicadores Utilizados En Titulaciones Ácido-Base

Indicador

Color en medio ácido

Rango de cambio de color

Color en medio básico

Violeta de metilo

Amarillo

0.0 - 1.6

Violeta

Azul de bromofenol

Amarillo

3.0 - 4.6

Azul

Naranja de metilo

Rojo

3.1 - 4.4

Amarillo

Rojo de metilo

Rojo

4.4 - 6.2

Amarillo

Tornasol

Rojo

5.0 - 8.0

Azul

Azul de bromotimol

Amarillo

6.0 - 7.6

Azul

Fenolftaleína

Incolora

8.3 - 10.0

Rosa

Amarillo de alizarina

Amarillo

10.1 - 12.0

Rojo

2.7 Patrón Primario.

Un patrón primario también llamado estándar primario es una sustancia utilizada en química como referencia al momento de hacer una valoración o estandarización. Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características:

  • Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y elementos que lo componen, lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos.

  • Deben tener elevada pureza Para una correcta estandarización se debe utilizar un patrón que tenga la mínima cantidad de impurezas que puedan interferir con la titulación. En cualquier caso, más del 98,5% de pureza, preferiblemente un 99,9%.[

  • Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que cambien su composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran ligeramente con la temperatura ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las mediciones.

  • Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura ambiente, también debe soportar temperaturas mayores para que sea posible su secado. Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que la del punto de ebullición del agua.

  • No debe absorber gases. No debe reaccionar con los componentes del aire. Ya que este hecho generaría posibles errores por interferencias, así como también degeneración del patrón.

  • Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante. De esta manera se puede visualizar con mayor exactitud el punto final de las titulaciones por volumetría y además se pueden realizar los cálculos respectivos también de manera más exacta.

  • Debe tener un peso equivalente grande. Ya que este hecho reduce considerablemente el error de la pesada del patrón

  • 2.9 Estandarización de HCl.

    Patrones primarios alcalinos

    * 4-amino purina (tiene el inconveniente de su bajo P.M.)

    * Na2CO3 Sustancia pura que una vez desecada es el patrón de uso más frecuente en la estandarización de ácidos. El desprendimiento de CO2 puede provocar dificultades en la percepción del P.F. La estandarización con NaOH (patrón secundario) induce a la acumulación de errores.

    Patrones o estándares

    El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario

    Patrones alcalinos

    El valorante más frecuente es el NaOH que se prepara por disolución del

    Sólido que es muy higroscópico y se carbonata con facilidad.

    Se necesita descarbonatar decantando disoluciones muy concentradas o precipitando el carbonato con Ba2+ que introduce más impurezas. No es patrón primario y necesita estandarización.

    2.10 Estandarización de NaOH

    Patrones primarios ácidos

    Biftalato ácido de potasio:

    P.M. = 204.2 (grande), pKa = 5.4

    Elevada pureza

    Cinética rápida

    Estable térmicamente

    Estandarización de NaOH

    Patrones primarios ácidos

    Ácido 2- furónico:

    pKa = 3.06 (más fuerte)

    Mejores saltos de pH

    3. Resultados y discusión

    1 Post-laboratorio

  • ¿Por qué es necesario agregar previamente agua al matraz donde se prepara la solución de HCl?

  • Se le agrega al matraz agua previamente ya que tiende a sobre calentarse con el acido clorhídrico y puede salpicar ocurriendo un accidente, al agua se le agrega el acido mas no el acido se le agrega agua, ya que el acido reacciona bruscamente.

  • ¿Por qué es necesario hervir el agua para preparar la solución de NaOH?

  • Se hierve el agua para que ocurra un desprendimiento de , ya que el NaOH reacciona con facilidad frente al dióxido de carbono formando el bicarbonato de sodio.

    CO2 + NaOH 'Preparacin y valoracin de soluciones de cido fuerte y de base fuerte'
    NaHCO3

    2 NaHCO3 (s) + (calor) 'Preparacin y valoracin de soluciones de cido fuerte y de base fuerte'
    NaCO3(s) + CO2 (g) + H2O (g)

    http://www.textoscientificos.com/quimica/carbono

  • ¿Por qué se pesa una pequeña cantidad extra de NaOH en la preparación de la solución de NaOH?

  • Para evitar margen de error respecto a la balanza y adquirir la proporción necesaria para la preparación de la solución del NaOH.

  • ¿Cuál es la manera de pipetear un ácido?

  • Como regla general no se debe PIPETEAR nunca con la boca. Los volúmenes de ácidos, bases concentradas y disolventes orgánicos se medirán con probetas, en el caso de que se deban medir los volúmenes exactos, se succionarán empleando pipetas.

    'Preparacin y valoracin de soluciones de cido fuerte y de base fuerte'
    'Preparacin y valoracin de soluciones de cido fuerte y de base fuerte'

  • ¿Qué precauciones debes tener al manejar el ácido y la sosa?

  • Existe varias medidas a tener en cuenta y depende que tipo de ácidos manejes también y si es que estaban fríos o calientes.

    • tener el típico cuidado cuando mezclas ácido con agua de NO AGREGAR AGUA AL ACIDO. Es el acido que hay que agregar al agua.

    • Usar guantes y se debe usar pinzas si es que el acido esta caliente. Si algo de ácido te cae en una mano tienes que ir inmediatamente a lavarlo con agua fría durante un tiempo prolongado más de dos minutos,. Si.

    • Siempre lleva guardapolvo y pantalones largos y nada de chancletas o calzados que dejen los pies desprotegidos.

    • Lo más peligroso de todo es la mezcla sulfonítrica = ácido sulfúrico + nítrico. Ahí te recomiendo la máxima protección: guantes anteojos, todo porque no hay nada que te pueda salvar de una quemadura grave si toma contacto con la piel.
      Bueno, acá un amigo que también trabaja en un laboratorio me dice que hay que usar guantes.

    • Es importante mantener una ventilación adecuada en todos los lugares en donde se maneja el ácido sulfúrico, ya que los vapores son extremadamente irritantes de la parte superior de las vías respiratorias.

    2. Post-Laboratorio

  • Busca las constantes de acidez de

  • Kb(HCO3-) = 2,38 x 10^-8

    HCO3- es la base conjugada del ácido carbónico: H2CO3 cuya constante de acidez es:
    Ka = 4.2x10^-7
    Entonces se cumple:
    Kw = Ka*Kb
    Kb = Kw / Ka
    Kb = 1x10^-14 / 4.2x10^-7
    Kb = 2,38x10^-8

  • ¿Cómo funciona el naranja de metilo?

  • Naranja de metilo es un colorante azoderivado, con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. El nombre del compuesto químico del indicador es sal sódica de ácido sulfónico de 4-Dimetilaminoazobenceno. Se empezó a usar como indicador químico en 1878.

    La fórmula molecular de esta sal sódica es C14H14N3NaO3S y su peso molecular es de 327,34 g/mol.

    Naranja de metilo, (Heliantina o tropeolina D) C14H14N3NaO3S - (PM: 327,3) - Sal sódica del ácido dimetilaminoazobenceno sulfónico o dimetilaminoazobenceno sulfonato sódico. Polvo o escamas cristalinas de color amarillo anaranjado. Poco soluble en agua fría; fácilmente soluble en agua caliente; insoluble en alcohol. Intervalo de transición: de pH 3,2 a 4,4. Cambio de color: de rosado a amarillo

  • Reporta los resultados

  • La M de HCl promedio

  • % de error

  • Cant. De veces

    Valor medio en la bureta

    1

    0, 82

    2

    0, 86

    3

    0, 85

    X = 0, 84

    2HCl + K2CO3 2KCl + H2CO3

    ? Mol HCl = 0, 106 g 1mol K2CO3 2 mol HCl ___1_____

    Ls/n 138, 18 g K2CO3 1 mol K2CO3

    3 Post-laboratorio

  • Buscar la fórmula del biftalato de potasio y sus constantes de acidez

  • C8H5KO4

    Valor de pH: (50 g/l H2O, 20 ºC) ~ 4,0

  • ¿Por qué se usa la fenolftaleína como indicador?

  • La fenolftaleína es un indicador de pH que en soluciones alcalinas permanece incoloro, pero en presencia de ácidos se torna rosa o violeta.

    Se forma principalmente por reacción del fenol, anhídrido ftálmico y ácido sulfúrico (H2SO4) sus cristales son incoloros. Tiene un punto de fusión de 254°C. Su fórmula es C20H14O4.

    Se utiliza porque estamos trabajando una base y el viraje de esta es a partir de pH:8

  • Porque el volumen en 100 mL aproximadamente

  • El volumen de la solución estándar usada en la titulación no debe ser demasiado pequeño para que el resultado no se vea afectado por errores de lectura o goteo, a mayor volumen mayor claridad en los resultados, pues se identifica en menor tiempo y con más exactitud el viraje de la solución.

  • Porque el biftalato de potasio se tiene que secar

  • El biftalato de potasio debe ser secado pues se hidrata fácilmente, y de acerlo aumenta el margen de error.

  • Reporta los resultados

  • La M deNaOH promedio

  • % de error

  • Cant. De veces

    Valor medio en la bureta

    1

    0, 75

    2

    0, 84

    3

    0, 88

    X = 0, 82

    Es necesario hacer “Prueba Q”, pues además de que los datos están muy disperso , hay uno (0, 75) el cual es aun mas sospechoso.

    Prueba Q = (dato sospechoso - dato mas cercano)

    Rango

    Prueba Q= (0, 75 - 0, 84) = - 0, 6

    0, 13

    El dato no se rechaza, pues está dentro de los parámetros aceptados, para ser rechazada tiene que existir una diferencia de 0, 9.

    CO2 + H2O Na2CO3 + H2O

    ? Mol NaOH = 0, 408 g BFK 1mol BFK 2 mol NaOH ___1_____

    Ls/n 20, 413 G BFK 1 mol BFK

    4 Conclusiones

    • A través de este laboratorio logramos determinar que una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base.

    • Las reacciones acuosas ácido-base forman agua mas una sal, por lo tanto la neutralización es la composición de iones hidrógeno E iones hidróxido para formar moléculas de agua.

    • Durante la reacción de NAOH, se forma una sal.

    • Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que producen calor.

    • En esta reacción de neutralización se puede usar una solución indicadora tal como la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de Sodio), pero también se puede usar otras soluciones indicadoras.

    5 Bibliografía

  • Ácidos y bases fuertes. Disponible en : http://olydan.iespana.es/quimacidobase.htm. Consultado el 13 de Octubre de 2010.

  • Valoración o titulación. Disponible en: http://es.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lisis_volum%C3%A9trico. Consultado el 13 de octubre de 2010

  • Escala de pH. Disponible en: http://www.monografias.com/trabajos14/escalaph/escalaph.shtml. Consultado el 13 de octubre de 2010.

  • Indicadores de pH. Disponible en: http://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pH. Consultado el 14 de octubre de 2010.

  • Patrón primario. Disponible en: http://es.wikipedia.org/wiki/Soluci%C3%B3n_Est%C3%A1ndar. Consultado el 14 de octubre de 2010.

  • Este informe de laboratorio se realiza con el fin de poner en práctica los conocimientos adquiridos en el proceso de aprendizaje acerca de la preparación y valoración de soluciones de acido fuerte y base fuerte.

    El método volumétrico también conocido como la técnica de valoración o titulación, en este caso titulación acido-base, consiste en emplear un ácido de concentración conocida para valorar una base de concentración desconocida o viceversa. Para determinar el punto final (o de equivalencia) de la reacción se pueden utilizar indicadores colorimétricos o potenciómetros. En esta práctica se utilizan los primeros, específicamente el anaranjado de metilo y la fenolftaleína, junto a cada una de la soluciones preparadas de acido clorhídrico (HCl) e hidróxido de sodio (NaOH) se le agrega el indicador respectivamente observando así el cambio de color al llegar a la neutralización. Cabe decir que no todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de pH, por lo que la elección de un indicador para una titulación en particular depende de la naturaleza del ácido y de la base utilizados, la selección del indicador depende de la fuerza del ácido y de la base en una titulación particular.

    HCl: Concentración 36.5 - 37.5

    S/N 12 M

    Reacción exotérmica libera CO2