Quimica Organica

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.

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