ACIDIMETRIA Y ALCALIMETRIA

I. OBJETIVOS:

- Recordar los principios que rigen los equilibrios ácido-base con objeto de

comprender que valoraciones ácido-base son realizables y de entender el

porque de las modificaciones del pH a lo largo de la valoración.

- Conocer el pH en el punto estequiométrico, para elegir el indicador adecuado.

- Conocer los métodos para valorar y preparar soluciones.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

El HCl es considerado como el ácido mas usado ya que se pueden preparar

soluciones de concentración exacta de punto de ebullición constante, por

dilución.

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 volumétrica mente, generalmente la concentración de HCl varía entre los

valores: 10,5-12N

En cuanto a las soluciones alcalinas son muchas pero entre los más empleados

destaca NaOH. Otras disoluciones como KOH, NH4OH, etc. tienen ciertas

desventajas por la cual se usan poco.

INDICADORES:

Pueden clasificarse en: Neutros sensibles a los ácidos y sensibles a los vasos. En

agua pura los primeros dan su calor de transición, los segundos son calor ácidos

y los terceros su calor alcalino.

Consideremos el caso de una valorización de ácido fuerte con base fuerte

donde puede emplearse cualquier indicados pero debe notarse que el calor de

transición no indicara el mismo pH, ya que la concentración de iones H+ a que

los indicado varia de calor “ácido” o “básico” es diferente. Es conveniente

elegir un indicador con un terreno de cambio de calor lo mas estrecho posible y

valorar siempre hasta la misma transición de calor.

III. MATERIALES

- 1 Bureta

- 1 matras

- 1 probeta

- 1 vaso de precipitado de 100 ml

- Bagueta

- Densímetro

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Preparación de soluciones 0.1 N de HCl(ac) y de NaOH(ac)

Preparar el HCl(ac) significa disolver cierta cantidad de HCl(g) en agua liquida,

la cual será:

HCl(g) + H2O(l) HCl(ac)

Cosa que no se realiza en el laboratorio ya que el HCl diluido se prepara a

partir del HCl comercial, cuya concentración varía entre < 10 M – 12 M >

para la cual se utiliza la igualdad del número de equivalentes gramos:

# Eq-g (1) = # Eq-g (2), obteniéndose de esta manera las soluciones

aproximadas de las sales mencionadas. El proceso se realiza en dos etapas y

siempre añadiendo el ácido al agua, pues sino ocurriría una explosión ya que

el ácido se encuentra altamente concentrado.

Primera etapa

Segunda etapa

Valoración del HCl(ac) 0.1 N (determinación de su concentración con 3

cifras decimales) con bórax ( Na2B4O7.10 H2O)

Se recibió 201.45 mg de Bórax el cual diluimos con 65 ml de H 2O

destilada, procedimos a agitar y calentar por unos segundos para conseguir

la completa disolución de la sal.

Añadimos a la solución unas gotas (3) de anaranjado de metilo y

empezamos a titular con HCl 0.1 N, de la cual se consumió 11.7 ml

(gasto), siendo el procedimiento:

Agregamos el ácido a “9V” volumen de agua liquida (diluir)

Volumen “V” de HCl 10 M (comercial)

Volumen “10V” de HCl 1 M (acuoso)

Agregamos el ácido a “9V” volumen de agua liquida (diluir)

Volumen “V” de HCl 1M (acuoso)

Volumen “10V” de HCl 0.1 M (diluido)

W borax = 201.45 mg

Color inicial: Amarillo (medio básico)

Color final: zanahoria (punto de neutralización)

Vo = 34 ml

Vf = 45.7 ml

Gasto HCl = Vf - Vo = 11.7 ml

Valoración del NaOH (ac) 0.1 N (determinación de su concentración con 3

cifras decimales)

Se recibió 25 ml de la solución de NaOH (ac) 0.1 N el cual se empezó a titular

con HCl (ac) 0.1 N usando como indicador a la fenoftaleína (transparente)

procediéndose hasta que la solución inicial (grosella) adopte un color muy tenue

de violeta (despintado)

Bórax disuelto en 65 ml de agua con 3 gotas de anaranjado de metilo

Solución titulada con HCl 0.1 N

0

50 ml

0

50 ml

Solución de NaOH con gotas de fenoftaleina

Solución de NaOH valorada con solución de HCl

Solución de NaOH: 25 ml

Color inicial grosella, vino tinto

Color final: violeta muy tenue (despintado)

Vo = 23 ml

Vf = 43.2 ml

Gasto NaOH = Vf - Vo = 20.2 ml

Determinación de la densidad de del ácido nítrico concentrado y la utilización de

los densímetros del laboratorio.

Primero vertemos en una probeta alrededor de 50 ml de acido sulfurico, teniendo

cuidado, debido que el ácido presenta una alta concentración.

Luego introducimos el densímetro que nos indicaría el rango en que se encuentra

la densidad y la temperatura, la temperatura es 18.5ºC.

Luego introducimos un densímetro que contiene el rango establecido

anteriormente y establecimos que la densidad del ácido sulfurico 1.2565 gr/ml.

V. CONCLUSIONES

a. El presente laboratorio nos permite determinar la concentración del HCl

usando una solución patrón (titulante) para luego emplearlo en las

demás titulaciones que se realizaran con este

Probeta con el densímetro colocado

b. Podemos realizar diferentes titulaciones, solo tendríamos que saber la

cantidad que se está utilizando y conocer el rango de viraje de los

diferentes indicadores y su comportamiento dentro de este (color que

adopta)

c. También se puede determinar la concentración de soluciones altamente

concentradas utilizando en este caso el densímetro, el cual determina la

densidad de este y con ello mediante tablas determinar su porcentaje de

pureza, luego usando la relación que involucra al porcentaje en peso, la

densidad y el peso molecular determinar la concentración respectiva.

d. La valoración de una solución ácida se lleva a cabo experimentalmente,

determinando el volumen de ácido que equivale a un peso conocido de

sustancia alcalina.

VI. CUESTIONARIO

1. En la valoración del ,la disolución del bórax en el , no

fue completa, y se titulo de esa manera.¿Afecta eso en el calculo de la ,

concentración del acido clorhídrico ?¿Cómo?

Si afecta, ya que la parte no diluida la estamos considerando en la titulación del

bórax con el HCl, entonces al hacer los cálculos nos arrojaría resultados erróneos

por que estaríamos trabajando con una solución con datos desconocidos y no

tomados entonces los resultados serian nefastos.

2. Con sus valores calcule con 3 cifras decimales , , de las soluciones

contenidas en las dos damajuanas.

Del HCl:

Tenemos que el bórax:

Valencia del soluto:

0.0896M

Del NaOH:

3. En la medición de la densidad del diluido:

a. ¿Qué es lo que se debería corregir?

b. En la tabla (libro), figura: SPECIFIC GRAVITY ¿Qué significa eso?

c. Con el valor medido, calcule la molaridad, la normalidad, la molalidad y la

fracción molar del

Para hallar lo que nos piden interpolaremos los datos para hallar el porcentaje de

ácido fosfórico.

DENSIDAD % H2SO4 (ac)

1.766 90.23

1.758 89.54

1.720 x

Luego operando tenemos que X = 86.18 %

Calculando lo que nos piden:

4. Hemos trabajado con 2 indicadores acido-base (anaranjado de metilo y

fenolftaleina), nombre 3 indicadores más, señalando los rangos de viraje (PH), y

los colores respectivos para cada indicador.

INDICADOR INTERVALO DE PH ACIDO BASE

Violeta de Metilo 0.5 - 1.5 amarill

o

azul

Azul de Bromofenol 3.0 - 4.6 amarill

o

azul

Verde de Bromocresol 3.8 - 5.4 amarillo

azul

5. Con los datos del libro (indicar autor), para una titulación acido débil con base

fuerte, o al revés, haga una tabla y grafique en papel milimetrado los datos

consignados.

Titulaciones ácido débil-base fuerte

Considere la reacción de neutralización entre el ácido acético (un ácido débil) y

el hidróxido de sodio (una base fuerte).

Esta ecuación se puede simplificar a:

El Ion acetato se hidroliza en la siguiente forma:

Por lo tanto, en el punto de equivalencia, cuando solo hay iones acetato, el pH

será mayor a 7 debido al exceso de iones OH- formados, esta situación es

parecida a la hidrólisis del acetato de sodio, CH3COONa.

El siguiente ejemplo corresponde a la titilación de un ácido débil y una base

fuerte.

Perfil del pH titilación de un ácido débil y una base fuerte una disolución de

NaOH(ac) 0.01M se añade, por medio de una bureta a 25ml de una solución de

CH3COOH 0.01M contenidos en un matraz erlenmeyer, debido a la hidrólisis de

la sal formada, el pH de la sal formada en el punto de equivalencia es mayor que

7.

CURVA DE NEUTRALIZACION DE UN ACIDO DEBIL (ACIDO

ACETICO)

CON UNA BASE FUERTE (HIDROXIDO DE SODIO

6. a. ¿Cómo se calcula el peso equivalente del bórax?

Bórax:

Valencia del soluto:

b. Fundamente su respuesta con la respectiva ecuación química

Entonces EL Na+ proviene del NaOH, el cual es una base fuerte, por lo cual

resulta su conjugado débil, entonces el B4O7 2- proviene del H3BO3 (ácido

bórico) el cual es un ácido débil, siendo este conjugado fuerte, entonces este se

hidrolizará, de la cual se tendrá:

1 B4O7 2- + 3H2O 2BO2

- + 2H3BO3

El equivalente gramo del bórax será su peso molecular dividido entre una

variable , el cual en este caso será la cantidad de metales que pose, siendo este

2 de Na +, entonces se tiene:

Equivalente gramo del bórax =

VI BIBLIOGRAFIA.:

SEMIMICROANALISIS ALEXEIEU V. N.

Químico Cuantitativa Ed. MIR – MOSCU

QUÍMICA ANALÍTICA VOGEL ARTHUR

Cuantitativa Edit. KAPELUZ

Ácido bórico