Acido base titrations

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Empleando un indicador adecuado para una

titulacion ácido-base – using an appropriate indicator for a

acid-base titrations

Diana Andrade-Ramírez1, Diana Leiva-Méndez1, Oscar Guevara Narváez1 & Carolyn Inagan-Guevara1

1Laboratorio de fundamentos de química II. Programa de Química. Facultad de Ciencias Básicas. Universidad de la Amazonia. Florencia (Caquetá) Colombia

24-02-2022

Resumen

la práctica tuvo como fin establecer el indicador acido-base apropiado para la valoración de una solución de bórax con ácido cítrico. Para lo anterior, se llevó a cabo la preparación de la solución de bórax (Na2B4O7. 10H2O) de 100 ml al 4% y la solución de ácido nítrico (C6H8O7) de 100 ml a 0,5 M. Seguido, se realizó el efecto de los indicadores en la solución, en el cual se tomó un Erlenmeyer de 100 mL, se agregó 10 mL de solución de bórax al 4% y 15 mL de agua destilada, además se adiciono dos gotas del indicador fenolftaleína. Luego, se midió su pH inicial el cual fue 9,9, después se adicionaron pequeños volúmenes de la solución de ácido cítrico que se encontraba en la bureta al Erlenmeyer, para cada adición se agito la solución y se medía su pH, donde su pH final fue 8,4, se repitió el procedimiento anterior con los indicadores de rojo neutro (pH inicial de 9,9 y pH final 5,9) y rojo de metilo (pH inicial de 9,8 y pH final 4,9). Posteriormente, para la valoración de la solución de bórax con un pH metro, se tomó un Erlenmeyer y se le agrego 20 mL de la solución de bórax, se midió su pH el cual fue 10, enseguida se llenó una bureta con ácido cítrico hasta que el menisco estuviera en la línea 0,00 y se les agrego alícuotas de 0,2 y 0,5 ml y se obtuvo un pH final de 5,4.

Palabras Claves: alícuotas, iniciador, acido, base.

Abstract

The practice aimed to establish the appropriate acid-base indicator for the titration of a borax solution with citric acid. For the above, the preparation of the borax solution (Na2B4O7. 10H2O) of 100 ml at 4% and the nitric acid solution (C6H8O7) of 100 ml at 0.5 M was carried out. of the indicators in the solution, in which a 100 mL Erlenmeyer flask was taken, 10 mL of 4% borax solution and 15 mL of distilled water were added, in addition two drops of the phenolphthalein indicator were added. Then, its initial pH was measured, which was 9.9, then small volumes of the citric acid solution found in the burette were added to the Erlenmeyer flask, for each increase the solution was stirred and its pH was measured, where its pH final was 8.4, the above procedure was repeated with the neutral red (initial pH 9.9 and final pH 5.9) and methyl red (initial pH 9.8 and final pH 4.9) indicators. Subsequently, for the assessment of the borax solution with a pH meter, an Erlenmeyer flask was taken and 20 mL of the borax solution was added, its pH was measured, which was 10, a burette was immediately filled with citric acid until the meniscus was at the 0.00 line and aliquots of 0.2 and 0.5 ml were added and a final pH of 5.4 was obtained.

Keywords: aliquots, initiator, acid, base.

Introducción

Los indicadores químicos son sustancias natural o sintética que se añaden a una reacción química y presenta un cambio de color, nos ayuda a identificar si las sustancias son básicas o acidas, es decir, si su pH es menor o mayor que siete. (Burton, 2007) La identificación se hace muy fácil ya que los indicadores presentan diferentes colores en medio ácido y básico, cuando pierden un H+ se forma una base conjugada. (Gorin, 2005)

Para (Cooper et al., 2016) la valoración ácido-base es un método de análisis que permite conocer la concentración desconocida en una disolución que pueda actuar como ácido; esta neutralizada por medio de una base de concentración conocida, o bien sea una concentración de base desconocida neutralizada por una solución de ácido conocido. (Waser, 2009)

Es favorable realizar una desviación estándar dado que es la medida para cuantificar el esparcimiento de datos numéricos. La dispersión más común, indica qué tan dispersos están los datos con respecto a la media. Mientras mayor sea la desviación estándar, mayor será la dispersión de los datos. (Huff & Carter, 2007)

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El objetivo del practico fue establecer un indicador ácido/base adecuado para la valoración de una solución de bórax con ácido cítrico, con ello medir en pH cuando la solución presentaba un cambio de color distinto. Se determinó el punto final de varios indicadores ácido/base, con esto ser graficados y conocer el significado de la desviación estándar en una valoración acido/base.

Materiales y métodos

Preparación soluciones (parte 1)

Se realizó la preparación dos soluciones (bórax (Na2B4O7) y ácido cítrico (C6H8O7)). Inicialmente se preparó 100 ml de la solución de bórax al 4% y luego se preparó 100 ml de ácido cítrico 0,5 M.

Efectos de los indicadores (parte 2)

Inicialmente en un Erlenmeyer se agregó 10 ml de la solución de bórax al 4% y 15 ml de agua destilada, luego se adicionó 3 gotas de fenolftaleína, seguido se llenó la bureta con ácido cítrico 0,50 M y se midió el pH de la solución de bórax y agua con el pH metro. Posteriormente se adicionó pequeños volúmenes de 0.2 ml de ácido clorhídrico al Erlenmeyer que contenía la solución de bórax y agua. En cada adicción de ácido se agitó la solución y se midió el pH. Este proceso se repitió para los indicadores de rojo neutro y rojo metilo.

Valoración de la solución de bórax con un pH metro (parte 3)

En un Erlenmeyer de 100 ml se agregó 20 ml de solución bórax al 4%, luego se llenó la bureta con ácido cítrico 0,50 M hasta que el menisco estaba en 0, luego se midió el pH de la solución bórax con el pH metro. Seguido se agregó alícuotas de 0,5 ml de ácido cítrico al Erlenmeyer, se agito la solución y se midió el pH, cuando el pH comenzó a bajar significativamente, se agregó alícuotas de aproximadamente 0,2 ml.

Valoración de la solución de bórax utilizando los indicadores adecuados (parte 4)

Se determinó el indicador sintético que mostro un cambio de color aproximado al mismo pH que el punto de equivalencia que se determinó en la Parte 3, posteriormente, en un Erlenmeyer se agregó 20 ml de solución de bórax al 4%, seguido se llenó la bureta con ácido cítrico 0,50M hasta que el menisco estaba en 0, luego se adiciono 3 gotas del indicador sintético que se determinó en la parte 2 al Erlenmeyer y se agregó alícuotas de 1 ml del ácido cítrico que se encontraba en la bureta y con los datos de la parte 3 se determinó la cantidad de ácido que se debía adicionar en esta, finalmente, después del cambio de color se agregó alícuotas pequeñas (gota a gota) del ácido y se agito la solución después de agregar cada gota.

Resultados

Las titulaciones acido base, permiten llegar a la neutralización de la reacción, ya que por medio de la adición de un indicador de pH que generalmente son ácidos débiles, provocan un cambio en la coloración, indicando que este es el punto final de la titulación a medida que el ácido pierde iones H+.

Por medio de tres indicadores de pH como la fenolftaleína, rojo neutro y rojo metilo, se logró determinar cuál era el mejor indicador para la neutralización acido-base del ácido cítrico y bórax, encontrando su punto de equivalencia tomado por medio del punto de referencia de la titulación realizada sin ningún indicador.

En la figura 1, se logra determinar que a medida que se incrementa la cantidad de ácido cítrico el pH del bórax disminuye, por ende, la reacción cada vez se vuelve más acida, dado el incremento del ácido, de esta manera al observar el comportamiento de pH y volumen utilizado de ácido, se evidencio que el punto de neutralización de la titulación se encontraba en un rango de 9,6 a 7,3, cerca al punto medio de pH que es 7,0 e indicando que este es el punto final de la titulación.

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Figura 1. pH vs mL de ácido cítrico.

Preparación de soluciones

Inicialmente se procedió a realizar las distintas soluciones de ácido cítrico y bórax al 4% que fueron elementos claves para dar continuidad a nuestro proceso.

Solución bórax (Na2B4O7. 10 H2O) 100 ml al 4%

Para la preparación de la solución bórax, se partió de la fórmula de masa volumen y se realizó un despeje de los gramos de soluto, esto teniendo en cuenta los datos brindados y que el 4% es 4 gramos en 100 ml.

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Solución ácido cítrico (C6H8O7)

Para realizar la solución de ácido cítrico se partió del volumen dado y se realizó una conversión de unidades usando la masa molar, para llevar este valor a gramos debido a que es un sólido.

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