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Análisis Químico ME-212S FIGGM

LAB. 07 – ACIDIMETRÍA Y ALCALIMETRÍA

OBJETIVO

El objetivo de este laboratorio es calcular experimentalmente, mediante la

titulación, las concentraciones de HCl y NaOH.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Acidimetría:

Comprende todas las volumetrías de neutralización en que se determina la cantidad de

base de una muestra por valoración con un ácido patrón.

Alcalimetría

Es la medida de la cantidad de ácido de una muestra por valoración con álcali patrón.

La determinación cuantitativa en el laboratorio de las reacciones de neutralización

ácido-base se realiza por un método volumétrico. Una solución estándar o normal que es

una solución cuya concentración se conoce con exactitud y que sirve como solución de

referencia, segrega gradualmente a una porción fija de otra solución cuya concentración

nos es desconocida, hasta que se complete la reacción química de neutralización que se

ha ido produciendo entre las dos soluciones. Si se conoce el volumen colocado de la

solución desconocida y el volumen gastado de la solución estándar y, además la

concentración de la solución estándar, resulta muy fácil poder calcular la concentración

de la solución desconocida.

Consideraciones generales

El HCl es considerado como el ácido mas usado ya que se puede preparar soluciones de

concentración exacta a partir del ácido de punto de ebullición constante, por disolución.

Las soluciones de H2SO4 se usan ocasionalmente, las soluciones de HNO3 y HClO4 muy

raramente.

Las soluciones de HCl se preparan de normalidad aproximada, valorándolas luego

volumétricamente, generalmente la concentración de HCl varia entre los valores: 10,5 -

12 N.

- 1 -


En cuanto a las soluciones alcalinas son muchas pero entre las más empleadas destacan

NaOH. Otras disoluciones como KOH, NH4OH, etc, tienen ciertas desventajas por lo

que se usan poco.

Indicadores

Pueden clasificarse en:

Neutros, sensibles a los ácidos y sensible a las bases. En agua pura los primeros dan su

color de transición, los segundos su color ácido y los terceros su color alcalino.

Consideremos el caso de una valoración de ácido fuerte con base fuerte donde puede

emplearse cualquier indicador pero debe notarse que el color de transición no indicara el

mismo pH, ya que la concentración de iones H hace que el indicador varíe de color

ácido al básico es diferente. Es conveniente elegir un indicador con un terreno de

cambio de color lo mas estrecho posible y valorar siempre hasta la misma transición de

color.

Valoración de soluciones

El método para valorar soluciones debe elegirse teniendo en cuenta el fin a que se van

destinar, incluso los HCl y H2SO4 pueden valorarse gravimétricamente.

Las soluciones ácidas pueden valorarse por reacción con soluciones de productos

químicos purificados en cantidades exactamente pesado, es el caso de bórax a carbonato

de sodio o por valoración de soluciones alcalinas valoradas.

EQUIPO Y MATERIALES

1 Bureta

2 Vasos de vidrio

1 Matraz de Erlenmeyer

Reactivos:

Acido Clorhídrico HCl

Hidróxido de sodio NaOH

Bórax Na2B4O710H2O)

Indicadores

Anaranjado de metilo

Fenoltaleina

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

- 2 -


1. Valoración de HCl 0.1N

Se pesa 0.2327g de bórax puro (Na2B4O710H2O), se disuelve con 60ml de H2O

dest., agitar hasta completa disolución (si fuese necesario calentar).

Añadir unas gotas de indicador anaranjado de metilo

Titular con HCl 0.1N. Anotar el gasto

2. Valoración de NaOH 0.1N

- 3 -

Indicador anaranjado de

metilo

Solución de Bórax

10.5mlBureta con

HCl

Gasto de HCl


Se toma 20ml de la solución de NaOH 0.1N y se diluye hasta 60ml con H2O dest.

Luego añadir gotas de indicador fenoltaleina.

Titular con solución de HCl 0.1N valorado. Anotar el gasto

3.

- 4 -

Indicador fenoltaleina

Solución de NaOH

16.8mlBureta con

HCl

Gasto de HCl


Calculo de la concentración (N, M, m) de acido comercial concentrado y medición

de su densidad

Con ayuda de un densímetro medimos la densidad de la sustancia dada.

CUESTIONARIO

1.- Se desea preparar 2.5Lts de HCl(ac) 0.1M y de NaOH 0.1M, a partir del

HCl(ac) comercial y del NaOH(s) . ¿Cómo procedería?

Para el HCl:

Su molaridad comercial es 12M, y un volumen V y con esto queremos preparar HCl

0.1M con un volumen de 2.5Lts. agregamos agua destilada al HCl comercial hasta

lograr la concentración y el volumen requerido.

#Eq-g (HCl)1 = #Eq-g (HCl)2

N1.V1 = N2. V2

M1.θ. V1 = M2.θ. V2

(12M).V = (0.1).(2.5Lts)

V = 0.020833Lts.

V = 20.833ml

Con esto observamos que el volumen del Acido comercial es de 20.833ml y la cantidad

de agua destilada que se necesita es de: 2500ml – 20.833ml = 2479.167ml para obtener

las condiciones requeridas.

- 5 -

densimetro


Para el NaOH:

Su molaridad comercial es 1M, y un volumen V y con esto queremos preparar NaOH

0.1M con un volumen de 2.5Lts. agregamos agua destilada al HCl comercial hasta

lograr la concentración y el volumen requerido.

#Eq-g (NaOH)1 = #Eq-g (NaOH)2

N1.V1 = N2. V2

M1.θ. V1 = M2.θ. V2

(1M).V = (0.1).(2.5Lts)

V = 0.25Lts.

V = 250ml

Con esto observamos que el volumen de NaOH comercial es de 250ml y la cantidad de

agua destilada que se necesita es de: 2500ml – 250ml = 2250ml para obtener las

condiciones requeridas.

2.- Con los valores experimentales, calcule las concentraciones de los HCl(ac) 0.1M

y de NaOH 0.1M con 3 cifras decimales.

- 6 -


Para el HCl(ac)

Bórax: Na2B4O7. 10H2O

W bórax = 232.7 mg

M BORAX = 381.2 g/mol

Valencia del soluto: θ = 2

#eq-g (HCl) = # eq-g (solución de bórax)

NHCl VHCl = nbóráx x

NHCl (10.5 x 10- 3L) = 6.1044x10-4 (2)

NHCl = 0.1161N

Para el NaOH(ac)

Análogamente para el NaOH

#eq-g (NaOH) = # eq-g (HCl)

NNaOH x VNAOH = NHCL x VHCl

NNaOH x (20 x10-3L) = (0.1161N) x (16.8x10-3L)

NNaOH = 0.0975N

3.-

A).- Con sus valores experimentales, calcule la normalidad y molaridad del acido

comercial, cuya densidad relativa se midió.

: 1,830 gr/ml valor medido

H2SO4

1,8297 91,80

1,8354 93,19

Interpolamos:

%P = 92,39

Para un volumen = 1000 ml Wsolución = 1830g

%P = 92.39% Wsoluto = 1690.737g

- 7 -


Como =98 n = 17.25

Como V = 1L

M = 17.25 Molar como θ=2

N = 34.5 Normal

B).- ¿Que valor tiene? (ver libros), densidad 60 F H2O

4.- En la práctica se han utilizado 2 indicadores acido-base la fenolftaleina y el

anaranjado de metilo.

a).- Escriba las variaciones de sus formulas desarrolladas, al variar el Ph de la

solución.

b).- Indique los rangos de Ph, de viraje para cada indicador, indicando los colores

que se obtienen.

Indicador DisolventeConcentración

%Tipos de

Indicador

ColorZona de

Viraje(pH)Forma

ácida

Forma

alcalina

Amarillo de alizarina Agua 0.1 Ácido Amarillo Violeta 10.1 – 12.1

Timolftaleina Alcohol al 90% 0.1 Ácido Incoloro Azul 9.4 – 10.6

Púrpura de cresol Alcohol al 20% 0.05 Ácido Amarillo Purpúreo 7.4 – 9.0

Rojo neutro* Alcohol al 60% 0.1 Base Rojo Amarillo-castaño 6.8 – 8.0

Rojo de fenol** Alcohol al 20% 0.1 Ácido Amarillo Rojo 6.8 – 8.0

Azul de brotimol Alcohol al 20% 0.05 Ácido Amarillo Azul 6.0 – 7.6

Tornasol(azolitmina) Agua 1.0 Ácido Rojo Azul 5.0 – 8.0

Rojo de metilo Alcohol al 60% 0.1 y 0.2 Base Rojo Amarillo 4.4 – 6.2

Azul de brotofenol Agua 0.1 Ácido Amarillo Azul 3.0 – 4.6

Tropeolina 00 Agua 0.01, 0.1 y 1.0 Base Rojo Amarillo 1.4 – 3.2

Violeta cristalino Agua Verde Violeta 0.0 – 2.0

5.-

- 8 -


a).- En la reacion de neutralización de un acido fuerte, con una base débil, o al

revés (libro-autor), anotar los valores en una tabla y dibujar el gráfico

correspondiente.

b).- Calcule 3 puntos de la curva de neutralización.

Alexeiev, análisis cuantitativo, Pág. 278, tabla 16

HCL agregado pH

exceso en mlNH4OH HCl

0 11,2 100 65 8,97 35 90 8,29 10 99 7,24 1

99,9 6,24 0,1 100 5,11 0,1

100,1 4 1101 3 10110 2 100200 1

El punto final de la titulación es el punto (1,200) pH=1 Vol = 200mlde HCl.

Curva de titulacion NH4OH 0,1N con HCl 0,1N

0

2

4

6

8

10

12

0 50 100 150 200 250

Volumen HCl (ml)

pH Curva de titulacion NH4OH 0,1N

con HCl 0,1N

La ecuación será: pH =1/2*pKH2O –1/2 pKbase –1/2 pKs

CONCLUSIONES

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Se pudo calcular la concentración de HCl mediante titulación, para luego

valorar otras soluciones con este acido.

La titulación no es el único método para hallar la concentración de

sustancias, también se puede hallar midiendo la densidad de este con un

densímetro.

La elección de un indicador apropiado depende del viraje de este, con el

rango de pH se puede saber que colores resultaran durante la titulación.

El cambio del color del indicador debe ser un proceso reversible.

RECOMENDACIONES

Tener cuidado con la manipulación de los reactivos ya que algunos de

estos pueden ser muy concentrados y causar lesiones (quemaduras por parte de

ácidos muy concentrados)

Durante la titilación, se debe tener mucho cuidado con el gasto de

volumen de HCl, ya que el más pequeño exceso de este puede ocasionar un

cambio brusco en el color.

La correcta elección del indicador nos da una mejor comprensión de los

cambios que suceden.

- 10 -


BIBLIOGRAFÍA

Semimicroanálisis Químico Cualitativo. V. N. Alexeiev. Editorial Mir. URSS

1975.

Química Analítica Cualitativa. Arthur I. Vogel. Editorial Karpelusz. Quinta

Edición. Buenos Aires 1974.

Pág. Web: http://html.rincondelvago.com/alcalimetria-y-acidimetria.html.

Fecha de ingreso 10/06/07.

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