ACIDOS Y BASES, VALORACION DE ACIDO CLORHIDRICO Y DE HI DROXIDO DE SODIO POR TITULACION 

1. RESUMEN En la primera parte de este laboratorio se buscaba conseguir la neutralización de una solución de 0.2g de carbonato diluidos en 10ml de agua agregándole HCl gota a gota, y saber cuánto de esta ultima sustancia se gastaba en el procedimiento y después de someter esta solución al calor, esperar que no cambiara de color y así darnos cuenta que estaba bien neutralizada. En la segunda parte, se buscó deducir la concentración de 10ml de una solución problema, NaOH, mezclado con 2 gotas de fenolftaleína después de también, haber neutralizado esta solución con HCl 

2. INTRODUCCION En numerosos análisis químicos es necesaria la utilización de soluciones ácidos y bases fuertes de concentraciones conocidas. La concentración de dichas soluciones puede determinarse por medio de titulaciones o valoraciones de neutralización. La titulación o valoración es la operación básica de la volumetría, mediante la cual se agrega solución patrón o un peso exacto de reactivo puro disuelto a la muestra que se analiza, hasta que se completa la reacción. Se considera que una titulación de neutralización o valoración ácido - base termina cuando el número de equivalentes del ácido es igual al número de equivalentes de la base, momento en el cual se alcanza el punto de equivalencia de la reacción. El punto de equivalencia de la titulación es un concepto teórico; la estimación práctica de su valor se conoce como punto final. Para las titulaciones ácido - base, los dos métodos más comunes para la determinación de los puntos finales son el empleo de indicadores coloreados o el uso de un peachímetro para controlar el pH de la solución en función del volumen del titulante agregado. 

3. METODOLOGIA En un pesa sales se pesaron 0.2g de carbonato de sodio y se vació en un erlenmeyer que contenía 10ml de agua, a esta solución se le agregaron 2 gotas de indicador mixto (la solución adquiere un color verde claro). Se llena una bureta con 25ml de HCl 0.2M, para con esto realizar la titulación en la solución ya preparada dejando caer gota a gota HCl, y agitando constantemente hasta obtener la neutralización, en nuestro caso se gastaron 15.9ml de HCl 0.2M y se torno de color rosado. En seguida se sometió a calor la solución con la intensión de eliminar el [pic] y de que no cambiara el color lo que nos indica que la solución esta bien neutralizada, en cambio, si la solución hubiera tomado el color verde de nuevo, se debía agregar mas HCl hasta que neutralizara. En el segundo procedimiento agregamos 10ml de solución de NaOH de concentración desconocida en un erlenmeyer, a este se le agregaron 2 gotas de fenoftaleina y adquirió un color rosado; se llenó nuevamente la bureta de 25ml con HCl dejando caer gota a gota a la solución de NaOH; al haber agregado 11.3ml de HCl la solución se tornó incolora. 

4. CALCULOS Y RESULTADOS: 1. DATOS. |tabla# 1. volumen de HCl utilizado en las estandarizaciones | |Reacción utilizada |indicador de PH (2 |volumen de HCl para | | |gotas ) |estandarización (mL) | |Na2CO3 + 2HCl --> 2NaCl + H2O + CO2 |indicador mixto(mezcla de rojo|15.4 | 

| |metilo y verde bromocresol) | | |NaOH + HCl → NaCl + H2O |Fenoftaleina |11.4 | | | | | 

2. Ml de HCl concentrados requeridos para preparar 100 ml de solución 0.2 M de HCl. HCl concentrado=37% Densidad=1,18 g/ml. [pic]= 11.97 [pic] Volumen de HCl por hallar: M1 x V1 = M2 x V2 → M1 =[pic] = 1.67 ml 3. Molaridad de la solución de HCl: Reacción utilizada: Na2CO3 + 2HCl --> 2NaCl + H2O + CO2 Peso molecular Na2CO3 = 106 g/mol Moles de Na2CO3 en la muestra =[pic] Razón estequiometria= 1 mol Na2CO3 / 2 mol HCl Moles de HCl equivalentes= [pic]= [pic] Concentración de HCl=[pic]= 0.245 M 4. Molaridad de la solución problema (NaOH) Reacción utilizada: NaOH + HCl → NaCl + H2O Razón estequiometria= 1 mol NaOH / 1 mol HCl Moles de HCl (0.245M) en la neutralización = 0.0114 L HCl x [pic]=[pic] Moles de NaOH equivalentes= = [pic]= [pic] Concentración del NaOH= [pic]= 0.28 M 

5. ANALISIS DE RESULTADOS Durante la práctica realizamos dos estandarizaciones obteniendo: Para la neutralización de 0.2 g.Na2CO3 en solución fueron necesarios 15.4 mL de solución de HCl, esto nos indica que las moles necesarias de HCl para el equilibrio en la neutralización están contenidas en este volumen, así hemos analizado la ecuación de la reacción para determinar estequeometricamente la relación de equivalencia que hay entre el Na2CO3 y el HCl en la neutralización, obteniendo que por cada mol de Na2CO3 reaccionan 2 moles de HCl, a partir de esto hemos hallado las moles presentes en la solución de Na2CO3 (0.2g) conociendo el peso molecular de esta sustancia, posteriormente sabiendo que necesitamos el doble de este valor en moles de HCl para que la reacción este en equilibrio, obtuvimos las moles de HCl, por ultimo para calcular la concentración de molar del HCl dividimos las moles en equivalencia sobre el volumen en el que están contenidas, el cual experimentalmente usamos para estandarizar la reacción, así obtuvimos que la molaridad de la solución de HCl fue 2.45 M; Este proceso por tanto nos sirve para determinar concentraciones de sustancias acidas o básicas a partir de sustancias peso molecular conocidos, realizando neutralizaciones entre la sustancia de concentración desconocida y la sustancia conocida de la cual debemos conocer la masa utilizada en la reacción y el sistema de ecuación para dicha reacción. Después de determinar la concentración del HCl, procedimos a realizar la estandarización de 10 mL de NaOH, en este procedimiento lo que hemos hecho es una titulación, agregando a los 10 mL de NaOH el volumen de la solución de HCl necesarios para que se produzca la neutralización, para así obtener la equivalencia estequiometria en moles, con el uso de la ecuación de la reacción; experimentalmente obtuvimos que fueron necesarios 11.4 mL de la solución de HCl para llevar a cabo la neutralización de los 10 mL de NaOH, teniendo en cuenta que la solución de HCl es la solución valorada puesto que conocemos su concetracion, partimos de este para determinar las moles de NaOH presentes en la reacción, sabemos que la equivalencia estequiometrica para esta

reacción muestra realacion de 1 a 1 para el HCl y el NaOH, por tanto calculamos las moles de HCl que hay en el volumen utilizado en la estandarización utilizando su concentración molar, posteriormente conociendo el volumen de solución NaOH y su relación de equivalencia con el HCl en la reacción, obtuvimos que en 10 mL de solución de NaOH hay 0.0028 mol de NaOH y así finalmente calculamos su concentración evaluándola en el volumen de esta; notamos durante este procedimiento que las moles equivalentes en la reacción son iguales, por tanto las concentraciones de ambas sustancias deberían ser las mismas, esto no sucede experimentalmente debido a que la estandarización se realiza buscando la mayor aproximación al punto de equivalencia en equilibrio, pero no es posible calcularlo exactamente debido a que los indicadores funcionan cuando el sistema presenta estado básico o acido según corresponda, asi es de pensar que el volumen de la solución de HCl utilizado arrojo un exceso de este, por tanto la concentración de NaOH calculada da un poco mayor; en conclusión si conocemos la concentración de una sustancia podremos calcular la concentración de una sustancia desconocida teniendo como datos iníciales, el volumen de la sustancia desconocida y el volumen de la sustancia valorada necesario para neutralizarla. 

6. PREGUNTAS 1. Explique el concepto de patrón primario. Un patrón primario es una sustancia utilizada en química como referencia al momento de hacer una valoración o estandarización. Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características: a. Tienen composición conocida: es decir, se ha de conocer la estructura y elementos que lo componen, lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos. b. Deben tener elevada pureza: para una correcta estandarización se debe utilizar un patrón que tenga la mínima cantidad de impurezas que puedan interferir con la titulación. En cualquier caso, más del 98,5% de pureza, preferiblemente un 99,9%. c. Debe ser estable a temperatura ambiente: no se pueden utilizar sustancias que cambien su composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran ligeramente con la temperatura ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las mediciones. d. Debe ser posible su secado en estufa: además de los cambios a temperatura ambiente, también debe soportar temperaturas mayores para que sea posible su secado. Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que la del punto de ebullición del agua. e. No debe absorber gases. No debe reaccionar con los componentes del aire: ya que este hecho generaría posibles errores por interferencias, así como también degeneración del patrón. f. Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante: de esta manera se puede visualizar con mayor exactitud el punto final de las titulaciones por volumetría y además se pueden realizar los cálculos respectivos también de manera más exacta. g. Debe tener un peso equivalente grande: ya que este hecho reduce considerablemente el error de la pesada del patrón. 

Ejemplos de Patrones primarios: 

• Para estandarizar bases: Ftalato ácido de potasio, KHC8H4O4 o KHP (MM=204.221g/mol) El producto comercial se seca primero a 105oC. Ecuación estequiométrica: 

[pic][pic] 

Otros patrones para estandarizar bases son: o Sal doble de ácido sulfosalicílico, KHC7H4SO6⋅K2C7H4SO6 (MM=550.64g/mol) o Ácido benzoico, C6H5COOH (MM=122.12g/mol) o Ácido sulfanílico, NH2C6H5SO3H (MM=173.19g/mol) o Ácido sulfámico, NH2SO3H (MM=173.19g/mol) o Ácido oxálico, C2O4H2 (MM=90.03g/mol) 

• Para estandarizar ácidos: Tris(hidroximetil)aminometano o TRIS (MM=121.135g/mol) Ecuación estequiométrica: 

[pic] 

[pic] 

ó también, omitiendo la escritura del ion cloruro, se describe mejor el proceso real desde el punto de vista termodinámico. 

Otros patrones para estandarizar ácidos son: o Carbonato de sodio, Na2CO3 (MM=105.99g/mol) o Bórax, Na2B4O7⋅10H2O (MM=381.37g/mol) 

2. Establecer el concepto de acido-base de Lewis. Lewis desarrolló en 1938 su teoría más general de ácidos y bases, de la siguiente manera: Las sustancias que pueden ceder pares de electrones son bases de Lewis y las que pueden aceptar pares de electrones son ácidos de Lewis. El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. El amoniaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánico, el cloruro de zinc y el cloruro férrico son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas. De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis. • Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3. Se puede tener una idea de la fuerza de una sustancia como ácido o base de Lewis utilizando la constante de disociación de su aducto con una base o ácido de Lewis tomado como referencia. Por ejemplo, para comparar la basicidad del amoníaco, metilamina, dimetilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se puede utilizar el trimetilborano. 

3. Comparación entre un acido-base de Bronsted-Lowry y Lewis. Para Lewis un ácido es una sustancia que acepta un par de electrones (electrófilo), y una base es una sustancia que cede un par de electrones (nucleófilo). Bronsted se basa en los protones diciendo que un ácido es un ion que cede protones, y una base es un ion que acepta protones. Por lo tanto se puede decir que las reacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de

Lewis son transferencias de pares de electrones. El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones, según Bronsted. Todos los acidos y bases de Bronsted son acidos y bases de Lewis. Cuando Bronsted define una base como aceptora de [pic] esta definiendo un caso particular de base de Lewis, donde [pic] es el ácido de Lewis. Sin embargo muchos ácidos de Lewis no son ácidos de Bronsted. Las sustancias que pueden actuar al mismo tiempo como acidos y bases de Lewis, son llamadas anfóteras. Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero la definicion de Bronsted - Lowry es por lo general adecuada para explicar las reacciones en solución acuosa. Las siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química ácido-base. [pic] En la primera reacción, un anión fluoruro, F-, cede un par electrónico al trifluoruro de boro para formar el producto tetrafluoroborato. El fluoruro "pierde" un par de electrones de valencia debido a que los electrones compartidos en el enlace B-F están ubicados en la región de espacio entre los dos núcleos atómicos y, en consecuencia, están más distantes del núcleo del fluoruro que en el anión fluoruro solitario. BF3 es un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta reacción no puede ser descrita en términos de la teoría de Brønsted, debido a que no hay transferencia de protones. La segunda reacción puede ser descrita por cualquiera de las dos últimas teorías. Un protón es transferido desde un ácido de Brønsted no especificado hacia el amoníaco, una base de Brønsted; alternativamente, el amoníaco actúa como una base de Lewis y transfiere un par libre de electrones para formar un enlace con un ion hidrógeno. La especie que gana el par de electrones es el ácido de Lewis; por ejemplo, el átomo de oxígeno en H3O+ gana un par de electrones cuando uno de los enlaces H-O se rompe, y los electrones compartidos en el enlace se localizan en el oxígeno. 

4. Titulación y sustancias que intervienen en este proceso Las titulaciones o valoraciones acido-base son empleadas para determinar concentraciones de sustancias químicas con precisión y exactitud, en otros casos para conocer el volumen requerido de una solución, de cierta normalidad, para neutralizar exactamente el soluto de otra solución. Estas titulaciones se llevan a cabo gracias a la reacción que ocurre entre ácidos y bases, formando sales y agua: [pic] El procedimiento de las titulaciones consiste en: colocar una de las sustancias en una bureta, y la otra en un matraz aforado o no, dependiendo de las circunstancias. A la sustancia colocada en el matraz se le añade un reactivo indicador, como por ejemplo: Fenolftaleína. 

En las titulaciones es importante agitar constantemente el matraz, y verter gota a gota la otra solución para que la reacción se lleve de forma constante y homogénea. La misma culmina con el viraje de color del reactivo indicador. Para este procedimiento son utilizados los Indicadores químicos, que son sustancias que cambian de color en respuesta a un cambio químico. Un indicador ácido-base o indicador de pH (por ejemplo, fenolftaleína) cambia de color dependiendo del pH del medio, y así señalan el punto final o punto de equivalencia de una volumetría ácido-base. Los indicadores redox también son utilizados con frecuencia para detectar el final de una valoración redox. Al principio, se añaden unas gotas de disolución del indicador a la sustancia a valorar. Cuando se produce el cambio de color, se ha llegado al punto final,

una buena aproximación del punto de equivalencia.[ 

5. Cómo se espera que sea el pH de la solución en el punto de equivalencia? Por qué? En el punto de equivalencia se espera que el ph sea neutro, su valor es 7, esto sucede porque en este punto la concentración de H+ es igual a la concentración de OH-. 

7. BIBLIOGRAFIA • CRISTIAN, G. Química Analítica. 3 Ed. Limusa. México. 1981 pág. 156-257.• KLTHOFF, I. M. Y otros. Análisis Químico Cuantitativo. 6 Ed. Editorial Nigar, S. R. L. Buenos Aires, 1985. Pág 805-811. • RAMETTE, R. Equilibrio y Análisis Químico,. Fondo Educativo Interamericano. México. 1983. Pág 356-365. • SKOOG, D y WEST, D, HOLLER F. Química Analítica. 4 Ed. Mc Graw-Hill. México. 1990 Págs. 225-230. • Guía de laboratorio de química II. Universidad del valle. Departamento de química.2007. Págs25-29. • Pretucci,Ralph, harwood,willian.quimica general.8 edicion. Prentice hall. Madrid. 2003. • QUÍMICA, Raymond Chang, McGraw - Hill, Inc. México (1994).[pic]

DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS Tabla #1 Datos experimentales No. | Dato | Resultado | 1 | Peso de Na2CO3 (g) | 0.20 | 2 | Volumen total Sln HCl requerido para neutralizar el Na2CO3 (mL) | 15.3 | 3 | Volumen de Sln HCl requerido para neutralizar la solución problema NaOH (mL) | 10.1 | 

1. Para hallar los mL HCl a partir de 0.2M para preparar 100 mL de solución, se toma la concentración al 37% por ser un porcentaje pequeño y su densidad d=1.19 g/mL. 100mL HCl×0.2mol HCl1000mL sln HCl×36.46g HCl1 mol HCl×1mL HCl1.19g HCl=0.163mL HCl Se calcula luego al 100% 0.613mL HCl×10037=1.66mL HCl 

2. Teniendo en cuenta la reacción 2HCl+Na2CO3 2NaCl+H2O+CO2 Y sabiendo que la molaridad esta definida por M(n soluto/L solución), se halla n moles a partir de la cantidad de Na2CO3. Entonces 

M=0.2g Na2Co3×1mol Na2Co3105.96g Na2Co3×2mol HCl1mol Na2Co315.3 mL HCl×1L HCl1000mL HCl=0.247 M 

3. Teniendo en cuenta la reacción que se lleva a cabo HCl+NaOH →NaCl+ H2O Conociendo las cantidades en mL de cada reactivo propuesta y hallada experimentalmente de estos, y solo una concentración en este caso del HCl, se tiene NaOH=10 mL HCl=10.1 mL= 0.2M MNaOHVNaOH=MHClVHCl(Ec.1) 

Despejando lo que se pide hallar y remplazando se obtiene MNaOH=0.2M10.1mL10mL=0.202M