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TITULACIÓN ÁCIDO -
BASE
INTRODUCCIÓN
La naturaleza de
las sustancias es una de los temas más estudiados por la química, ya que de
acuerdo a ésta,
están determinados los tipos de reacciones que
se presentan de acuerdo a los
reactivos en un proceso.
La
titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia
presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada
solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En
el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de
reactivo determinada
en función de un cambio de
coloración en el caso de utilizar un indicador interno,
y especificada
por la
siguiente
ecuación de la
titulación.
NA
VA = NB VB
A este punto se le
llama punto de equivalencia (Umland, 2000, p.139).
En términos generales la
reacción entre cantidades equivalentes de ácidos y bases se llama
neutralización o reacción de neutralización, la característica de una
reacción de neutralización es siempre la combinación de hidrogeniones que
proceden del ácido, con
hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin
disociar, con liberación de energía calorífica como calor de neutralización
y formación de una sal.
En
una expresión como la
siguiente expresión:
Ácido
+ Base →
Sal + Agua
Un caso particular
sería la reacción entre
un ácido fuerte (HNO3)
y una base débil
(Na2CO3).
2HNO3
+ Na2CO3 → 2
NaNO3 + CO2↑
+ H2O
Así pues, la titulación es un proceso
en el cual la solución estándar (del
patrón primario) se combina con
una solución de concentración desconocida para determinar dicha
concentración, la curva de titulación es la gráfica que indica como el pH de
la solución cambia durante el transcurso de la misma (el pH se gráfica contra el volumen de base o
ácido agregado).
Entonces
podría entenderse como final de la titulación al momento en que el pH
llegase a 7, sin embargo, esto está en función de la
“fuerza” del
ácido
o
la
base que se están
titulando.
Así
cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base fuerte.
El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones han sido
neutralizados.
Por otra
parte, cuando la reacción ocurre entre una base fuerte y un ácido
débil,
el
anión del ácido
sufre una hidrólisis,
por lo que el pH
al que ocurre la neutralización
es
mayor que 7. Y en
la situación contraria, entre ácido fuerte y una base débil,
el catión de la
base
sufre una hidrólisis produciéndose iones hidrónio, por lo que
el pH es
menor que 7.
Para
determinar éste punto
(de equivalencia),
podemos
utilizar
la curva de titulación
potenciométrica de la
reacción ácido-básica cuya
gráfica
resulta del pH del sistema
contra volumen de ácido o de base agregados en la titulación (Umland,
2000, p.602).
En las titulaciones se pueden utilizar indicadores internos. Los indicadores
son compuestos orgánicos de estructura compleja que cambian de color en
solución a medida que cambia el pH. A
continuación se describen algunos de ellos.
|
INDICADOR |
COLOR ÁCIDO |
RANGO DE
pH
DEL CAMBIO DE COLOR |
COLOR ALCALINO |
|
Azul de
timol |
Rojo |
1.2 – 2.8 |
Amarillo
|
|
Anaranjado de metilo |
Rojo |
3.1 – 4.5 |
Amarillo
|
|
Verde de
bromocresol |
Amarillo |
3.8 – 5.5 |
Azul |
|
Rojo de
metilo |
Rojo |
4.2 – 6.3 |
Amarillo
|
|
Papel de
tornasol |
Rojo |
5.0 – 8.0 |
Azul |
|
Azul de
bromotimol |
Amarillo |
6.0 – 7.6 |
Azul |
|
Azul de
timol |
Amarillo |
8.0 – 9.6 |
Azul |
|
Fenolftaleína |
Incoloro |
8.3 – 10.0 |
Rojo |
|
Amarillo
de alizarina |
Amarillo |
10.0 – 12.1 |
Alhucema |
En este tipo de
titulaciones (con indicador interno) no se requiere de ningún gráfico para
determinar el punto de equivalencia, solo se requiere observar el cambio de
coloración de la solución para concluir el final de la reacción y hacer las
mediciones correspondientes.
Las titulaciones
potenciométricas al igual que en el caso anterior, son un proceso
en el cual la solución estándar (del
patrón primario) se combina con
una solución de concentración desconocida para determinar dicha
concentración, la curva de titulación es la gráfica que indica como el pH de
la solución cambia durante el transcurso de la misma (
[*] el pH se gráfica contra el volumen de base o
ácido agregado).
 Para
determinar
el punto
de equivalencia,
podemos
utilizar
la curva de titulación
potenciométrica de la
reacción ácido-básica (Umland,
2000, p.602).
Como se
observa, la concentración de los iones hidrónio, antes de agregar el ácido y
comenzar la titulación corresponde a la concentración de iones hidrónio de
la solución de la base débil. A medida que se agrega el ácido, la base débil
se transforma en su sal, la solución contiene la base débil y la sal del
ácido fuerte, y por consiguiente está amortiguada.
El
primer punto de equivalencia corresponde a un volumen
agregado
de ácido, el cual ha
neutralizado únicamente una carga del carbonato, y es hasta el segundo
punto, donde el carbonato de sodio
pierde sus propiedades. Está neutralizado. La valoración del carbonato
sódico no puede realizarse con la exactitud que exige una normalización; por
ello se valora siempre el segundo equivalente de hidrógeno (Ayres, 1970, p
334)
De acuerdo con la
reacción anterior.
Y en función de la ecuación
siguiente:
NA
VA = NB VB
si en
éste proyecto experimental, se utilizara una base 0.1N,
en un volumen de 50 mL,
ésta será neutralizada con 25.0
mL de ácido. Desde el
punto de vista experimental la problemática se reduce a la determinación del
volumen del reactivo titulante, es obvio que éste es el correspondiente a
las condicionnes del sistema, estamos hablando de la pureza del reactivo a
titular. Por lo tanto, a manera de
hipótesis, se establece que la normalidad del ácido
es
0.2
N al reaccionar en éste sistema.
Simulador
de una titulación potenciométrica. ¡¡¡Con toda confianza!!!, lo
puedes descargar o ejecutar:
Download
or
Start
1. Una vez descargado o ejecutado, da clic al dibujo del magneto.
2. Da clic repetidas veces a la válvula de la bureta.
3. Observa la gráfica de la titulación.
Na2CO3 se comportará como patrón primario. Por lo cual cumple con lo siguiente:
1. Elevada pureza.
2. Estabilidad frente a los agentes atmosféricos.
3. Ausencia de agua de hidratación.
4. Fácil adquisición y precio módico.
5. Un peso equivalente elevado, para disminuir los errores asociados a la pesada.
OBJETIVO
El objetivo principal que se pretende lograr en éste experimento
es que el alumno determine
la
concentración de una sustancia
mediante un proceso químico
(valoración de un ácido fuerte con un patrón
primario)
por ejemplo:
HCl
(ac) +
Na2CO3(ac) →
NaCl
(ac)
+
CO2(g)
+
H2O(l)
aplicando la técnica
de titulación así como determinar la exactitud y precisión de la titulación.
Para ello se introducirá al alumno en el manejo de los conceptos
de ácidos y bases, concentración, peso equivalente, titulación potenciométrica,
determinación del punto de equivalencia por el método de la primera y segunda
derivada, etc., determinando para ello los valores del pH vs. volumen de
reactivo utilizado, y posteriormente graficándolos para posteriormente
determinar el punto de equivalencia y por ende la concentración de la sustancia.
JUSTIFICACIÓN
Este proyecto experimental tiene como finalidad que el alumno aplique los
conocimientos adquiridos en Química, en lo referente a los conceptos de ácidos y
bases, concentración, peso equivalente y titulación potenciométrica. De la
asignatura de Matemáticas en lo referente a la determinación del punto de
equivalencia por el método de la primera y segunda derivada, etc. Así mismo de
la aplicación del paquete Excel de Microsoft a una serie de valores reales
obtenidos experimentalmente por ellos mismos, programando y aplicándoles
el concepto de primera y segunda derivadas para determinar el punto de
equivalencia de la reacción Ácido - Base y que constituye el sistema real empleado para tal fin.
PROYECTO EXPERIMENTAL
Determinación
de la
concentración
de una sustancia
mediante un proceso químico
HCl
(ac) +
Na2CO3(ac) →
NaCl
(ac)
+
CO2(g)
+
H2O(l)
valoración de un ácido fuerte con un patrón
primario
DISEÑO EXPERIMENTAL
MATERIALES REACTIVOS
|
Desecador |
Ácido Clorhídrico (HCl
(ac)) |
|
Cápsula de porcelana |
Carbonato de sodio (Na2CO3(ac)) |
|
Pinzas para crisol |
Agua destilada |
|
Pesa filtros |
Soluciones Buffer |
|
Balanza |
|
|
Mufla |
|
|
Pipeta |
|
|
Matraces |
|
|
Soporte universal |
|
|
Pinzas dobles |
|
|
Bureta |
|
|
Potenciómetro |
|
|
Vasos de precipitados |
|
METODOLOGÍA: Para
la
del Na2CO3.
Pesar 3g de carbonato de sodio,
colocarlos en el crisol dentro de la mufla durante 1 hora, controlando la
temperatura sin que rebase los 250 °C, y finalmente guardar el
carbonato deshidratado dentro
del pesa filtros, y éste en un desecador.
METODOLOGÍA: Para
la elaboración de las
. Aforar a 500mL 4mL de ácido clorhídrico, y guardar éste ácido en un recipiente de
plástico. Posteriormente aforar a 50mL
aproximadamente 0.03g de carbonato sódico.
METODOLOGÍA: Para
la determinación de la
.
Montar el dispositivo, colocar en la bureta el ácido clorhídrico
HCl
(ac) (40mL),
en el vaso de precipitados él Na2CO3(ac)
(50mL). Disponer el electrodo del
potenciómetro
(previamente
calibrado) dentro de la solución básica, agregar
lentamente el ácido clorhídrico, y registrar los cambios de pH y volumen (mínimo
50 datos). Repetir el procedimiento anterior por cinco veces, variando las
cantidades de carbonato dentro del rango de la primera pesada.
El
potenciómetro
es un aparato para medir voltaje que está diseñado para utilizar celdas
de resistencia elevada. Los instrumentos de lectura directa son
voltímetros electrónicos con una resistencia de entrada elevada; el
circuito está diseñado para dar una lectura proporcional al pH. (...)
con un error de 0.5% a 1.000 V.
Varios son los factores que debemos observar en las soluciones de
ácido, entre las más importantes se encuentran
las siguientes:
1.- La pureza del ácido, la
cual una vez conocida, nos permite preparar las soluciones en una concentración
conocida.
2.-
Al momento
de preparar
la solución (HCl
(ac)),
tener la precaución de
verter
el
ácido sobre
el agua.
El experimento requiere que al utilizar el potenciómetro, la medición
de los volúmenes de reacción sean pequeños de tal manera que nos permitan
registrar variaciones de pH también pequeños, para así poder determinar un
gráfico "continuo" del sistema reaccionante y calcular el punto de equivalencia
de acuerdo al concepto implícito de diferencial de la primera derivada, lo que dará
lugar a errores pequeños en la determinación del mismo, y por lo tanto de la
concentración de nuestra solución problema con una buena aproximación.
REFERENCIAS
 "Referencias
el contenido de esta sección está sujeto a cambios"
 |
“Por las ventajas de la reacción llevada a cabo entre
el ácido clorhídrico y el carbonato de sodio y que ha sido estudiada desde hace ya
varios años, encontrando referencias específicas que datan desde 1968 (Química
Moderna, P.R. Frey, 1968), y otras más recientes que se refieren a la misma
reacción (The word of chemirtry. Jones, Johnston, Netterville, 1990) es útil para ilustrar de manera
simple, los conceptos antes mencionados en nuestra justificación, pero más que
todo para integrar tales conceptos".
 Bibliografía
básica:
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1. P.
W. Atkins. Química, moléculas, materia, cambio, Edit. Omega. Barcelona,
1998, pp. 910
2. R.
Chang, Química, McGraw-Hill. 4ª Edición. México, 1992, pp. 1052.
3. T.L.
Brown, H.E. Le Way y B.E. Bursten. Química La ciencia central, 5ª.
Edición, Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A., México, 1992,
pp. 1159.
4. Arcega
Solsona, F., “Unidades de medida”, Prensas Universitarias de Zaragoza,
México, Pág. 57-59, 71-72., 1995
5. Paul Ander y Anthony J. Sonnessa,
Principios de Química, Ed. Limusa, México, 1980.
6.
Ayres G. H.,
“Análisis químico cuantitativo”, 2° ed., Ed. Del Castillo, México, 1970, Pág.,
303, 310, 310
7.
Stewart J. “Calculo
diferencial e integral” Ed. Pearson Educación, México, 1999., Pág.,151.
8.
Umland J. B. y
Bellama J. M., “Química general”, 3°ed., International Thomson, México, 2000,
Pág.. 574, 578, 579, 605
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 Bibliografía
:
| |
|
-
Fogler, H. S., Elements of Chemical Reaction
Engineering , Prentice-Hall International Editions, 1992.
|
 Web Bibliografía
básica:
| |
-
La
Seguridad en los Laboratorios de Prácticas, Universidad de Alcalá, 1995, Comisión de Seguridad y Salud Laboral
http://www2.uah.es/edejesus/seguridad.htm
-
C.
Palacios, 2000-2001 “Reacciones ácido-base”, rescatado del Web el 26
de septiembre de 2005.
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