Química Analitica

Práctica 6. Determinación de carbonatos y bicarbonatos

Plan de trabajo

Profesora: Q. María de los Dolores Arce Granados

Químico Grupo 31

Periodo 2013B

Objetivo: determinar la presencia de carbonatos y bicarbonatos así como hidróxidos en una disolución problema mediante valoraciones ácido-base.

Estudio teórico

La alcalinidad del agua tanto natural como tratada comúnmente es causada por la presencia de iones carbonatos, bicarbonatos e hidróxidos asociados con cationes como el ion sodio, potasio, calcio y magnesio; su determinación es útil para la fijación de parámetros para el tratamiento químico del agua, así como para controlar el deterioro en sistemas que usan agua como materia prima.

La alcalinidad se determina mediante una valoración de la muestra problema con una disolución valorada de un ácido fuerte como el HCl, mediante dos puntos sucesivos de equivalencia, indicados ya sea por medio de un potenciómetro o por medio indicadores ácido-base y sus cambios de color.

Las disoluciones acuosas de carbonatos sódicos presentan carácter básico debido al ion carbonato, éste es incoloro y no presenta propiedades redox ; es un anión que únicamente predomina a pH mayor a 10.3 ya que a valores más bajos se protona formando HCO3- y H2CO3, este acido es muy débil y que se descompone en CO2 y agua .Una consecuencia analítica de su comportamiento es la facilidad con que los carbonatos se descomponen por ácidos incluso débiles desprendiendo CO2.

Cuando hay una reacción conjunta deCO3-2 y OH- , algunos cationes presentan afinidad semejantes por ambos iones, originando carbonatos básicos, generalmente de composición mal conocida o variable.

Estandarización del ácido clorhídrico.

La disolución de ácido clorhídrico es un patrón secundario que necesita ser estandarizada antes de utilizarlo como agente titulante en una valoración ácido-base.

El carbonato de sodio anhidro (Na2CO3) se emplea comúnmente para estandarizar soluciones de ácido clorhídrico puesto que cumple con las condiciones de patrón primario.

Indicadores

Los indicadores ácido-base son especies débiles que presentan coloración cuando el medio en el que se encuentra pasa de un pH determinado a otro, esto debido a la modificación en la estructura de este.

En algunos casos el cambio de color de la titulación se hace más pronunciado cuando la titulación se efectúa hasta el punto final cuyo color no corresponde exactamente al color del punto de equivalencia. En este caso el punto de equivalencia y el punto final serán ligeramente distintos, el error resultante puede evitarse con lo siguiente:

1. Determinar la diferencia de mililitros entre el punto final verdadero y el observado, para aplicar esta corrección a las titulaciones subsiguientes.

2. Estandarizar el titulante con una cantidad conocida de la sustancia que se va a titular. Si esta titulación de estandarización se lleva a cabo hasta alcanzar el mismo color del indicador que en titulaciones posteriores, el error será mínimo, siempre que el volumen del titulante sea aproximadamente constante en todas las titulaciones.

El cambio de color de la mayor parte de los indicadores bicolores corresponde a un cambio de pH de 2 unidades, es decir, cuando un indicador cuya coloración comience a cambiar a un pH determinado, el final del cambio de coloración perceptible estará aproximadamente a un pH 2 unidades más alto o más bajo que el pH original.

En las titulaciones de ácidos débiles como bases fuertes, los indicadores empleados deben tener una zona de viraje comprendida entre pH 8.5 y 10.5, estas condiciones las reúne la fenolftaleína.

1. Fenolftaleína:Esta substancia orgánica tiene carácter de acido muy débil, el estado no disociado es incoloro, cuando sobre la solución de este compuesto se hace actuar un hidróxido alcalino se forma una sal constituida por un ácido débil (fenolftaleína) y una base fuerte (hidróxido alcalino); esa sal se ioniza fuertemente, encontrándose en la solución suficiente concentración de los iones coloridos, para que pueda ser percibida la coloración rosa. Este compuesto es un indicador propio para la titulación de ácidos orgánicos e inorgánicos, así como de bases fuertes pero no de bases débiles;su zona de viraje esta entre pH 8.3 y 10

2.Naranja de metilo:En soluciones diluidas o en presencia de iones OH- este compuesto tiene color amarillo, si por la adición de un ácido se aumenta la concentración de iones la molécula restringe su ionización y adquiere el color rojo.En la zona de viraje del color amarillo (solución alcalina) al color rojo (solución acida)se obtiene un tinte intermedio de tono canela; esta zona queda comprendida entre pH 3.1 y 4.4.

Existen más sustancias que pueden trabajar como indicadores, a continuación se muestra una tabla con algunas de ellas:

Referencias:

• Burriel, F. (2008). Química Analítica Cualitativa, decimoctava edición. Editorial Thomson, España; págs. 844-846.

• Orozco, F. (1987). Análisis Químico Cuantitativo, decimoséptima edición. Editorial Porrúa,México, pág. 188.

• Fritz, James. (1979). Química Analítica Cuantitativa, tercera edición.Editorial Limusa, México, págs. 220-221-222-223.

• Cheistian, G. (1990). Química analítica, 2°edición.Editorial Limusa, México D.F. págs.83,200.

Lista de materiales y equipo

Bureta de 50mL

Pinzas para bureta

3 matraces Erlenmeyer de 250mL

Pipeta volumétrica de 10mL

4 vasos de precipitado de 250mL

Etiquetas

Perilla

Vidrio de reloj

Espátula

Barra de agitación

Frasco contenedor de residuos

Soporte universal

Parrilla de agitación

Balanza analítica

Reactivos y disoluciones

Carbonato de sodio seco

Disolución 0.05M de HCl

Disolución 0.05M de NaOH

Disolución 0.05M de NaHCO3

Disolución 0.05M

...