Informe De Titulación

Muchos ácidos y bases son importantes en numerosos procesos químicos que ocurren desde procesos industriales a biológicos y desde reacciones en el laboratorio a nuestro entorno. Ácidos y bases son compuestos químicos que presentan características opuestas, es decir, los ácidos suelen ser agrios por ejemplo el acido cítrico del jugo de limón y son conductores cuando están disueltos, mientras que las bases presentan apariencia jabonosa con sabor amargo, por ejemplo el jabón, además son conductoras de electricidad cuando están disueltas.

Ácidos: Los ácidos son sustancias que se ionizan en solución acuosa formando ion hidrógeno, H+, incrementando la concentración de este en el medio acuoso. Así, los ácidos son conocidos como donadores de protones al medio, ejemplo de estos son: HCl, HNO3 y C2H3O2H (Ácido Acético).

Bases: Las bases son sustancias que aceptan iones hidrógeno, H+, y producen iones hidróxidos, OH-, cuando ellos se disuelven en medio acuoso. Algunos ejemplos de bases comunes son NaOH, KOH y Ca(OH)2. Cabe señalar que compuestos que no contienen OH- como NH3 (amoniaco) son considerados una base, ya que en medio acuoso esta acepta un ion hidrogeno produciéndose un NH4+ (Ion amonio).

Cuando soluciones acuosas de un ácido y una base son mezcladas ocurre una reacción ácido-base o reacción de neutralización siendo esta una reacción química. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. En la reacción de neutralización se forma agua y sal, por ejemplo, cuando se mezclan soluciones acuosas (ac) de acido clorhídrico con hidróxido de sodio ocurre la siguiente reacción:

HCl(ac) + NaOH(ac) H2O(l) + NaCl(ac)

Ácido Base Agua Sal

Considerando que HCl, NaOH y NaCl son todos solubles y electrolitos fuertes la ecuación iónica completa asociada a la ecuación anterior es:

H+(ac) + Cl-(ac) + Na+(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac)

Y la ecuación iónica neta es:

H+(ac) + OH-(ac) H2O(l)

La concentración molar de H+(ac) en una solución acuosa es usualmente muy pequeña, por conveniencia se expresa en términos de pH, que es el logaritmo negativo de base 10 de la [H+]:

pH = -log[H+]

En la Tabla 1 se resume la relación entre [H+] [OH-] y pH.

Tabla 1: Relación entre [H+], [OH-] y pH a 25°C

Tipo de disolución [H+] (M) [OH-] (M) Valor de pH

Ácida > 1,0×10-7 < 1,0×10-7 < 7,00

Neutra = 1,0×10-7 = 1,0×10-7 = 7,00

Básica < 1,0×10-7 > 1,0×10-7 > 7,00

Se sabe que un cambio de [H+] por un factor de 10 origina un cambio de pH de 1. Así, por ejemplo, una disolución de pH 6 tiene una concentración de [H+] (ac) 10 veces mayor que una disolución de pH 7.

En la Figura 1 se muestran los valores de pH de algunas sustancias comunes a 25°C. El pH y el pOH se pueden estimar mediante las concentraciones de referencia de H+ y OH-.

Figura 1. Valores característicos de pH varias disoluciones conocidas.

La química de una disolución acuosa suele depender en grado crítico del pH de ésta. Por consiguiente, es importante considerar que existen ácidos y bases fuertes. Los ácidos y bases fuertes son electrólitos fuertes que existen en disolución acuosa exclusivamente como iones. Existen relativamente pocos ácidos y bases fuertes. La mayor parte de las sustancias ácidas son ácidos débiles y, por ende, se disocian parcialmente en disolución acuosa. Muchas sustancias se comportan como bases débiles en agua. Las bases débiles reaccionan con el agua extrayendo protones del H2O, con lo cual se forma el ácido conjugado de la base y iones OH-.

Por otro lado, reacciones ácido–base permiten determinar la concentración de un soluto en solución mediante una solución de concentración conocida, llamada solución valorada o estándar, este método es conocido como Titulación ácido-base. También, la titulación puede ser realizada mediante precipitación o reacciones de óxido reducción.

Este método de titulación acido base consiste en: si tenemos una solución de HCl de concentración desconocida y una solución de NaOH de concentración 0.1M (solución estándar). Se puede determinar la concentración de la solución de HCl tomando un volumen conocido de esta y se agrega lentamente la solución estándar de NaOH hasta que la reacción de neutralización se complete, punto el cual la cantidad de equivalentes se igualen estequiométricamente, este punto es conocido como punto de equivalencia de la titulación. Para determinar la concentración de un ácido o base desconocida se utiliza la siguiente ecuación:

Mácido x Vácido = Mbase x Vbase

Se debe tener en cuenta que cuando se titulan sustancias polipróticos se debe tener en cuenta el factor estequiométrico.

En las titulaciones ácido-base se utilizan colorantes conocidos como indicadores ácido-base, estos son compuestos orgánicos de estructura compleja que cambian de color en solución a medida que cambia el pH. En la Figura 1 se muestran algunos ejemplos.

Figura 2. Indicadores ácido-base.

En este práctico se realizara un titulación acido base donde se determinará la concentración a una solución de HCl con una solución de NaOH de concentración conocida, utilizándose como indicador fenolftaleína.

Objetivo.

- Determinar la concentración de una solución de acido clorhídrico mediante titulación ácido-base utilizando un indicador ácido base.

Parte experimental

Materiales:

- 1 Gotario

- 1 Bureta

- 1 Soporte Universal

- 1 Pinza

- 3 Matraces Erlenmeyer

- 1 Embudo

- 15 ml de HCl

- 20 ml de NaOH

-Fenolftaleína (C20H14O4)

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