TITULACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN ACIDO-BASE

Sergio A. Mayorga Barragán (2150119); Paula Andrea Monsalve Agudelo (2150226)UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER

Microbiología y BioanálisisLaboratorio de Química I

RESUMEN

El método de titulación de neutralización es muy utilizado para hallar la concentración de una sustancia (ácido o base) en una muestra. Para obtener ensayos confiables y reproducibles, la solución utilizada para titular la muestras debe prepararse con mucha exactitud y se conoce como una solución patrón o estándar. Una solución patrón es aquella en la que la concentración del soluto se conoce con alta certeza y confiabilidad; en este laboratorio se hizo uso del biftalato de potasio y el carbonato de sodio ya que estos poseen un alto grado de pureza, haciendo así el primero de estos posible la estandarización de la solución de NaOH, la cual fue usada para la titulación de diferentes sustancias. En la experiencia realizada se optó por realizar la estandarización de ácido sulfúrico donde se utilizó el segundo patrón nombrado, para obtener mayor capacidad en la realización de este proceso; ya que la concentración hallada no se usó porque las concentraciones indeterminadas pertenecían a sustancias acidas; estas concentraciones fueron halladas con la solución de NaOH debidamente estandarizada. Igualmente se obtuvo un mayor grado de conocimiento gracias a la investigación bibliográfica en las reacciones de neutralización de un ácido-base.

INTRODUCCIÓN

Las valoraciones acido-base o de neutralización se utilizan ampliamente para determinación de cantidades de ácidos y bases. Además, pueden ser empleadas para monitorizar el avance de reacciones que producen o consumen iones hidrógeno.

Los equilibrios acido-base son omnipresentes tanto en química como en las ciencias en general. Las disoluciones patrón de ácidos y bases fuertes son ampliamente utilizadas para determinar analítos que son en sí mismos ácidos y bases1.

El físico-Químico Gilbert N. Lewis definió un ácido como una sustancia capaz de compartir, o aceptar un par de electrones; mientras

1 HOLLER, James F. CROUCH, Stanley R. Fundamentos de Química Analítica. Ed Thomson. 2008. p373

describió una base como aquella sustancia con capacidad para compartir o dar pares de electrones.

Según el Físico Svante A. Arrhenius, el cual planteo la teoría ácido-base de Arrhenius; en donde describió a un ácido como aquella sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno en medio acuoso; mientras definió a una base como una sustancia química capaz de dejar iones hidroxilos en disolución acuosa. Estas definiciones tenían ciertas limitantes; primero, solo es válida únicamente en medio acuoso, ya que en otro solvente no necesariamente ocurre tal cuál; segundo, no considero a los ácidos no-proticos, los cuales se ven incapaces de liberar iones hidrógenos, ni a las bases deshidroxiladas, incapaces de liberar iones hidroxilos.

1

Según lo realizado en el laboratorio podemos definir una titulación, como el método en que se determina la concentración de una sustancia conocida que generalmente es un ácido, usando una sustancia con concentración conocida que puede ser una base.

Las reacciones ácido-base se definen como aquellas, en las que un protón (ion hidrogeno H+) es transferido de una especie química a otra. La sustancia ácida (el donante de protones) se convierte así en su base conjugada, y la base (el aceptador de protones) se protona, para formar su acido conjugado2.

En una titulación acido-base se efectúa una reacción de neutralización en el cuándo un ácido reacciona con una cantidad equivalente de base3.

La meta practica de una titulación acido-base es simple: determinar el volumen preciso de una solución de una base (o de un ácido), necesario para reaccionar estequiométricamente con una muestra de un ácido (o de una base). Este volumen adecuado de titulante se denomina punto de equivalencia, mientras que nuestra estimación práctica de su valor se conoce como punto final.

Se define el punto de equivalencia como la cantidad exacta de base (o acido) requerida para reaccionar estequiométricamente con el ácido (o base)4, siendo así donde se mezclan igual número de equivalentes de ácido y base:

2 RAMETTE, Richard W. Equilibrio y Análisis Químico. Ed Fondo Educativo Interamericano S.A. 1983. p28.

3 GARY D. Christian. Química Analítica. Ed Limusa S.A. 1990 p.241

VaxCa=VbxCb, en donde V representa el volumen, C la concentración y los subíndices a y b se refieren al ácido y base respectivamente.

El uso de indicadores acido-base es conveniente, rápido y sencillo en las prácticas de laboratorio. A la solución original que se va a titular, se añaden unas pocas gotas de una solución diluida de un indicador, si la elección de este fue correcta, y si la titulación implica un cambio brusco del PH cerca del punto de equivalencia, el indicador sufrirá un viraje muy marcado de color en la vecindad inmediata de dicho punto; estos son algunos indicadores:

Nombre del indicador Color del ácido Color de la base

Rojo de o-cresol Rojo AmarilloVerde de

bromocresol Amarillo Azul

Azul de bromotimol Amarillo Azul

Fenolftaleína Incoloro RojoRojo de metilo Rojo Amarillo

Se puede describir como punto final aquel momento en el cual el indicador cambia de color, por lo general el punto final está ligeramente por encima del punto de equivalencia5.

PARTE EXPERIMENTAL

Procedimientos:

Estandarización de la base (NaOH)

Primero se pesó 0,215 g de Biftalato de Potasio en la balanza.

Se macero en un beaker, usando el agitador.

4 RAMETTE, Richard W. Equilibrio y Análisis Químico. Ed Fondo Educativo Interamericano S.A. 1983. p332-333-351.5 PULIDO Helena. ARDILA Gerardo. Manual De Laboratorio Química I y Química General. Universidad Industrial de Santander. 2012. p56.

2

Se transfirió a un erlenmeyer de 100 mL usando un frasco lavador con agua destilada.

Se aforo hasta los 50 mL. Se colocó una bureta de 25 mL en el

soporte universal, la cual contenía la base (NaOH) con la concentración desconocida.

Se agregaron 3 gotas de fenolftaleína a la solución contenida en el erlenmeyer.

Después se tituló la solución con la base hasta que el color rosa del indicador permaneció durante 30 segundos.

Seguidamente se realizaron los respectivos cálculos para determinar la concentración de la base la cual dio 0,1 N y se tomó como estándar para las respectivas titulaciones realizadas.

Estandarización de ácido sulfúrico

Se pesaron 0,219 g de Carbonato de sodio (Na2CO3).

Se transfirió a un vaso de precipitado usando una espátula

Con ayuda del frasco lavador el cual contenía agua destilada, se le transfirió al vaso de precipitado unos pocos mL para poder diluir el sólido, igualmente se usó el agitador para que el proceso fuera un poco más ágil.

Seguidamente se transfirió a un erlenmeyer de 100 mL aforándolo con agua destilada hasta los 50 mL.

Se agregaron 3 gotas de fenolftaleína, dando un color rosa fuerte.

Luego se procedió a titular la solución con el ácido hasta que su coloración fuera incolora y persistiera aproximadamente 30 segundos.

Inmediatamente se le agregaron 3 gotas de verde de bromocresol, se continuó con la titulación hasta que la solución pasara de un tono azul a verde y finalmente a amarillo.

Finalmente se tuvo en cuenta los valores de gasto del ácido en cuanto a los cambios de coloración.

Titulación del ácido acético (Vinagre)

Se llenó una bureta con 25 ml de NaOH (base).

Se colocó la bureta en el soporte universal. Se midió con una pipeta de 10 ml, un

volumen de 10 ml de vinagre. Se descargó en un balón aforado de 100

ml, se aforo con agua destilada, se tapó y se agito varias veces.

Seguidamente se tomaron 10 ml de la disolución, transfiriéndolo a un erlenmeyer de 100 ml, aforándolo con agua destilada hasta completar los 50 ml.

Se agregaron 3 gotas de fenolftaleína.

Después se tituló la solución con la base estandarizada hasta que el color rosa del indicador persistió aproximadamente 30 segundos (ver Figura No 1).

Para terminar se visualizó el gasto de NaOH en mL, y con esto se halló la concentración del ácido acético.

Titulación del ácido acetilsalicílico (Aspirina)

Se pesaron 0,140 gramos de aspirina. Mientras en una probeta se adicionaron

12,5 mL de agua y 12,5 mL de etanol. Se llenó una bureta con 25 mL de NaOH

(base). Se colocó la bureta en el soporte universal. Se tomó un beaker donde se macero el

sólido con la disolución de etanol. La solución anterior fue transferida a un

erlenmeyer de 100 ml, el cual se aforo hasta 50 mL.

3

Figura No 1

Se agregaron 3 gotas de fenolftaleína, y se continuó con la titulación usando la base, hasta que la solución se tornó rosa por aproximadamente 30 segundos.

Titulación ácido ascórbico (Vitamina C)

Se pesaron 0,293 gramos de la Vitamina C. Se llenó una bureta con 25 mL de NaOH

(base). Se colocó la bureta en el soporte universal. Se tomó un beaker donde se macero el

ácido con agua destilada. La solución anterior fue transferida a un

erlenmeyer de 100 ml, el cual se aforo hasta 50 mL.

Se agregaron 3 gotas de fenolftaleína, y se continuó con la titulación usando la base, hasta que la solución se tornó rosa por aproximadamente 30 segundos.

RESULTADOS Y DISCUSIONES

Estandarización NaOH

Masa Biftalato de Potasio: 0,215 g Masa molecular Biftalato de Potasio:

204,22 g Volumen de NaoH gastado: 8,8 mL ó

0,0088 L

V 1xC 1=V 2xC 2

C1=V 2 x ¿ Eq−Sto

V 2V 1

C1=¿ Eq−StoV 1 C1=

masa stomasa equiV 1

C1=0,215g

204,22 g/eq8,8 x10−3L

C1= 0,12 N

Estandarización del Ácido Sulfúrico

Masa Carbonato de Sodio: 0,219 g Masa molecular Carbonato de Sodio:

105,88 g Volumen de H2SO4 gastado: 8,3 mL o

0,0083 L

V1xC1=V2xC2

C1=V 2 x ¿ Eq−Sto

V 2V 1

C1=¿ Eq−StoV 1 C1=

masa stomasa equiV 1

C1=0,219g

105,988 g/eq8,3 x10−3L

C1= 0,25 N

Titulación del Ácido Acético (Vinagre)

Masa Molecular del Ácido Acético: 60,05 g Volumen de NaOH Gastado: 6,7 mL o

0.0067 L Concentración de la Base: 0,1 N

CH 3COOH +H 2O→CH 3COO−¿+H +¿¿¿

60,05 g1Eq

6,7mL x 0,1 Eq−NaOH1000mL

=¿Eq. NaOH

6,7 x10−4=¿ Eq. NaOH

¿ Eq .Base=¿Eq . Acido6,7 x10−4=6,7 x10−4

6,7 x10−4 Eq . Acido x 60,05 g1 Eq . Acido

=0,0402gAcido

4

0,0402 gAcido60,05 gAcido /Eq

0,05 l=N

0,0134=N

VaxCa=VbxCb Ca=VbxCbVa

Ca=6,7mLx 0,1N50mL Ca=0,0134 N

Titulación del Ácido acetilsalicílico (Aspirina)

Masa Molecular del Ácido: 180,157 g Masa del Trozo de Aspirina: 0,140 g Volumen de NaOH Gastado: 5 mL o 0.005 L Concentración de la Base: 0,1 N

5,0mL x 0,1Eq−NaOH1000mL

=¿Eq . NaOH

5,0 x10−4=¿ Eq . NaOH

¿ Eq .Base=¿ Eq . Acido5,0 x10−4=5,0 x10−4

5,0 x10−4 Eq. Acido x 180,16 g1Eq . Acido

=0,09008 gAcido

5,0x 10−4

0,025 l=N

0,02=N

VaxCa=VbxCb Ca=VbxCbVa

Ca=5,0mLx0,1N25mL Ca=0,02 N

Concentración %p/p

% pp=masaStomasaSln

x100

% pp=0,09008g Acido

0,140g Slnx100% p

p=64,34%

Concentración %p/v

% pv= masaStoVolumenSln

x100

% pv=0,09008g Acido

25mLx100% p

v=0,36%

Titulación ácido ascórbico (Vitamina C)

Masa Molecular del Ácido: 176,12 g Masa del Trozo de Vitamina C: 0,293 g Volumen de NaOH Gastado: 1,9 mL o

0.0019 L Concentración de la Base: 0,1 N

1,9mL x 0,1 Eq−NaOH1000mL

=¿Eq . NaOH

1,9 x10−4=¿ Eq . NaOH

¿ Eq .Base=¿Eq . Acido1,9 x10−4=1,9 x10−4

1,9 x10−4Eq . Acido x 176,12g1Eq . Acido

=0,0335 gAcido

1,9x 10−4

0,05 l=N

3,8 x10−3=N

VaxCa=VbxCb Ca=VbxCbVa

Ca=1,9mL x0,1N50mL Ca=3,8 x10−3N

Es claro resaltar que en las titulaciones y estandarizaciones hechas en la práctica de

5

laboratorio sucedía una neutralización tal como se describe a continuación:

Estandarización NaOHC8H 5KO4+NaOH→C 8H 4NaKO 4+H 20Estandarización Ácido SulfúricoNa2CO3+H 2S 04→Na 2SO 4+CO 2+H 20

Titulación Ácido Acético (Vinagre)CH 3COOH +NaOH→CH 3COONa+H 20

Titulación del Ácido acetilsalicílico (Aspirina)C 9H 8O 4+NaOH→Na(C9H 7O 4 )+H 20

Titulación ácido ascórbico (Vitamina C)C 6H 8O 6+NaOH→Na(C6H 7O6)+H 20

CONCLUSIONES

En la práctica de laboratorio se aplicaron conceptos tales como: neutralización, estandarización, titulación y punto de equivalencia.

Se practicaron procesos de estandarización y de titulación.

Durante la experiencia fue posible la determinación de concentraciones en sustancias de uso casero y usual, como lo fue el vinagre, la aspirina y la vitamina C.

Usando las técnicas adecuadas se adquirió mayor destreza en el uso de los elementos de contención de volúmenes y transferencia de estos.

Se retomaron conceptos y habilidades en la preparación de soluciones.

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