Determinación de Porciento de Carbonato en una Muestra Impura

Determinación de Porciento de Carbonato en una Muestra Impura

I. Objetivos

1. Familiarizar al estudiante con los cómputos necesarios para preparar soluciones.

2. Resolver problemas que incluyan la estequiometría de una reacción.

3. Describir el procedimiento para preparar y valorar soluciones.

4. Practicar la técnica de titulación.

5. Valorar soluciones.

II. Introducción

Un método utilizado para determinar carbonato de sodio en una muestra es por análisis volumétrico. En la titulación por neutralización, el ión de carbonato en la muestra se titula con una solución patrón de HCl. El ión de carbonato es una base débil que puede aceptar un protón para formar el ión de bicarbonato. (Escriba la ecuación correspondiente a la reacción entre el ión de carbonato y el ácido para formar el ión de bicarbonato). Este proceso corresponde al primer punto de equivalencia de la titulación. Es posible determinar este punto final utilizando fenolftaleina como indicador, pero el cambio no es lo suficientemente intenso, aumentando asi el margen de error.

El ión de bicarbonato es una base más débil que el ión de carbonato, y se puede combinar con otro protón para formar el ácido carbónico. (Escriba la ecuación correspondiente a la reacción entre el ión de bicarbonato y el ácido para formar el ácido carbónico). Esta reacción nos lleva al segundo punto de equivalencia de este sistema. Es posible determinar este punto final utilizando como indicador verde de bromocresol, o con anaranjado de metilo mezclado con un tinte.

Uno de los problemas que se encuentran al llevar a cabo este análisis es que el ácido carbónico entra en equilibrio con CO2(g). La presencia del bioxido de carbono disminuye el cambio en pH en el segundo punto de equivalencia. Para detectar este punto final con mayor exactitud es necesario hervir la solución para eliminar el CO2(g) que se encuentra presente.(Escriba la ecuación correspondiente al equilibrio entre el ácido carbónico y el bioxido de carbono).

En el experimento de hoy, el carbonato en la muestra impura se titulará con HCl hasta llevarlo a formar ácido carbónico. El indicador a usarse para este proceso es el verde de bromocresol, el cual es azul a pH > 5.5; es amarillo a pH < 4.0 y es verde en la región de pH = 4.8. (Escriba la ecuacción correspondiente a la reacción entre el carbonato de sodio y el HCl hasta alcanzar el punto final con verde de bromocresol)

La solución de HCl necesita ser valorada antes de emplearse en el análisis de carbonato. Para este propósito se utilizará una solución de NaOH estandarizada con hidrógeno ftalato de potasio.

Este experimento constará de tres partes:

a) Determinar la molaridad de una solución de NaOH titulando con hidrógeno ftalato de potasio.(Escriba al ecuación correspondiente a esta reacción).

b) Dterminar la molaridad de una solución de HCl titulando con una solución estandarizada de NaOH. (Escriba la ecuación correpsondiente a esta reacción)

c) Determinar el % por masa de carbonato de sodio en una muestra impura titulando con una solución valorada de HCl.

Los ácidos o bases fuertes son utilizados para las valoraciones de neutralización. Los más usados son: . Los ácidos o bases débiles no se utilizan pues no reaccionan completamente.

En este experimento se determinará la cantidad de ftalato ácido de potasio, KHC8H4O4 (KHP) (204.14 g/mol), que existe en una muestra. Para poder determinar la concentración de un ácido se requiere una solución estándar de una base. Una base que se usa comúnmente es el hidróxido de sodio (NaOH), pero como no es estándar primario la solución de ésta, se tiene que estandarizar volumétricamente utilizando un estándar primario adecuado. El KHP se consigue como estándar primario y es adecuado para nuestra estandarización. Podemos considerar nuestro experimento en dos partes; la estandarización de KHP en una muestra de concentración desconocida. Ambas partes están basadas en la misma reacción:

HC8H4O4- + OH- → C8H4O42- + H2O

III. Procedimiento

Parte I: Preparación de Soluciones

Calcular los gramos necesarios para preparar 500mL de solución de NaOH 0.1M. Pesar el NaOH y colocarlo en un beaker pequeño. Disolverlo en la menor cantidad de agua destilada posible que ha sido previamente hervida por 5 minutos y enfriada. Pasar cuantitativamente la solución al matraz volumétrico. Llenar con agua destilada hasta la línea de aforo. Guardar esta solución en un frasco que ha sido previamente lavado, secado y rotulado.

Cada grupo, utilizando la información en las etiquetas de las botellas, calculará en la libreta de laboratorio el volumen y la masa requerida

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