Laboratorio de Química Analítica
PREPARACION DE UNA SOLUCION DE ACIDO FUERTE-BASE FUERTE Y ESTANDARIZACION DE HCl Y NaOH
Herrera-Moisés Elías, Herazo-Maria José, Jaramillo-Yessica Paola Grupo: 20L Licenciatura en Biología y Química – Facultad Facultad de ciencias de la Educación – Universidad del Atlántico Barranquilla-2017 RESUMEN Se considera un ácido fuerte a una sustancia, cuando está totalmente disociado, mientras que la base es fuerte cuando al disolverse se disocia totalmente. La experiencia se basó en la prepararon de disoluciones de ácido clorhídrico y base fuerte de hidróxido de sodio, donde también se llevó a cabo la concentración de dichas soluciones.
PALABRAS CLAVES: acido, base, normalidad, moralidad, estandarización, disociación, concentración INTRODUCCIÓN La química ha ido evolucionando a medida que pasa el tiempo, los ácidos y bases en su conceptos han ido mejorando en conocimiento del comportamiento de las especies quimias. Para el estudio de los equilibrios en disolución quizás la definición más adecuada es la de Bronsted - Lowry, según la cual los ácidos electrolitos fuertes se definen como especies capaces de ceder protones y las bases como especies capaces de aceptar protones. Todo acido tiene una base conjugada con la que está en equilibrio, y toda base tiene su acido conjugado. (F. Burriel, et al 2008). [1]
En la preparación de una disolución de ácido fuerte y una base fuerte se debe conocer las unidades de concentración tales como la molaridad y la normalidad. Los ácidos fuertes son los que reaccionan de modo completo con el disolvente dando el ácido conjugado de este. Por ejemplo Cuando el cloruro de hidrogeno gaseoso se disuelve en agua, tiene lugar de modo completo la reacción acido base. HCl + H2O -à H3O + CL
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acido1 base1 acido2 base1 Obteniéndose como producto de la misma H3O el ácido conjugado del disolvente agua (A. skoog 1986). [2]
reactivo estándar equivale exactamente a la de analito. Mientras que el punto final es el punto de una valoración en que se produce un cambio físico, asociado a la condición de equivalencia química. [6]
Las valoraciones constituyen un amplio y valioso conjunto de procedimientos cuantitativos que se usan mucho en química analítica. Los métodos volumétricos representan uno de los tres tipos de valoración, que están basados en la medida de la cantidad de reactivo, de concentración conocida, que consume el analito. [3]
Patrones primarios, un patrón primario o estándar primario es un compuesto de elevada pureza que sirve como material de referencia en todos los métodos volumétricos. La exactitud de estos métodos depende críticamente de las propiedades de este compuesto. [7]
Una disolución estándar de reactivo (o valorante estándar) es una disolución de reactivo de concentración conocida, que se usa para realizar un análisis volumétrico. Una valoración se hace. Añadiendo lentamente una disolución estándar de reactivo, desde una bureta u otro dispositivo volumétrico de medida, a una disolución de analito, hasta que la reacción entre los dos sea completa. El volumen gastado para llevar acabo la valoración se determina por diferencia entre las lecturas final e inicial de la bureta. [4]
Todos los métodos volumétricos están basados en un estándar primario cuya composición química y pureza se conocen exactamente. Teniendo en cuenta que la estandarización es un proceso por el que se determina la concentración de una disolución para valorar una cantidad conocida de otro reactivo. [8]
El punto de equivalencia de una valoración se alcanza cuando la cantidad de valorante añadido es químicamente equivalente a la cantidad de analito que hay en la muestra. A veces es necesario utilizar valoraciones por retroceso, con frecuencia, cuando la reacción del analito y reactivo es lenta o el reactivo no es estable. [5] El punto de equivalencia es el punto de una valoración en el que la cantidad añadida de
Requisitos para las reacciones empleadas en volumetría: 1) No deben existir reacciones colaterales. 2) La reacción debe terminar por completo en el punto de equivalencia, es decir, que sea estequiometricamente completa. Titulación de soluciones con estándares primarios, para determinar la normalidad de una solución sin un alto riesgo de error se usan estándares primarios. Estos estándares son polvos finos, con alto grado de pureza, de composición conocida, estables a
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temperaturas de 100 – 110ºC y pueden pesarse fácilmente.
1.1. Preparación de hidróxido de sodio, NaOH. 0,1 N (base fuerte)
La humedad es un agente que alteraría los resultados, por tal razón deben secarse antes de pesar, a una temperatura de 100 – 110ºC, por lo que deben ser estables a estas temperaturas.
Se pesó en una balanza analítica un vaso de precipitados de 50 ml.
Se pesó en el Becker 2.25 g de NaOH. Se disolvió cuidadosamente con agua destilada, hervida y fría.
Se dejó enfriar la disolución.
Se transfirió a un matraz aforado de 500 ml y se aforo con agua destilada.
Se guardaron las disoluciones preparadas, en frascos rotulados.
Indicador, generalmente son ácidos o bases débiles con una constante de ionización definida, íntimamente relacionada con el cambio de color del indicador a diferente pH. Su funcionamiento se puede aclarar mediante la ecuación de equilibrio: reacción reversible.
Hind + H2O H3O+ + IndKInd = [H3O+] [Ind-] / {HInd]
2. Estandarización de HCl 0.1 N= 0.1 M
se pesó 0.107g de carbonato de potasio( K2CO3) se repitió la pesada para la segunda prueba (se pesó rápido debido a que la sal se humedece inmediatamente)
la sal se colocó en un vaso de precipitados y se ajustó el volumen con agua a 100 mL aproximadamente
METODOLOGÍA 1. Preparación de ácido clorhídrico, HCl 0.1 N (ácido fuerte).
Se agregó aproximadamente 50 – 100 ml de agua a un matraz aforado de 500 ml.
Se añadió 3 gotas de anaranjado de metilo (0.1% en etanol)
En una pipeta de 10 ml se midió aproximadamente 4,15 ml de HCl, el cual se vació en el matraz aforado que contenía el agua.
Se introdujo en la solución un electrodo indicador de pH
Se aforo con agua destilada hasta la marca del matraz
Se colocó en la solución de HCl que se valoró en la bureta y se añadió de ml a ml
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a la solución de carbonato, anotando el pH después de cada adición
Se anotó el volumen del titulante gastado hasta el momento en que el color de la solución cambio de amarrillo a canela
Se disolvió en 100 ml de agua destilada aproximadamente
Se agregó fenolftaleína (3 gota) Se colocó la solución a valorar en la bureta
Se completó la titulación hasta los 50 mL.
Se repitió la titulación una vez más sin medir el pH y deteniendo al vire del color del indicador, anotando los mL de ácido clorhídrico gastados con exactitud.
2.1 Estandarización de NaOH 0.1 N = 0.1 M. Se pesó 0.408 g de biftalato de potasio por dos veces y se colocó respectivamente en los vasos de precipitado RESULTADOS Y DISCUCIONES
En un matraz de 500ml se agregó agua hasta la mitad, luego se adicionó 4,17ml de ácido clorhídrico y finalmente se aforó hasta la marca indicada en el matraz.
Se pesó en la balanza analítica 2,29g de NaOH, luego se agregó agua destilada, la cual provocó una reacción exotérmica (desprendimiento de hidrogeno) y finalmente se aforó hasta la marca indicada.
Cuando se preparan disoluciones de base y acido, es útil determinar la relación de
Se añadió la solución de mL en mL, midiendo el pH en cada mL agregado; esto sirvió para trazar la curva de titulación de pH en función de los mL agregados, hasta completar los 50 mL. Se anotó el volumen en el cambio de color del indicador. Se tituló hasta la aparición de un color rosa muy ligero
Se repitió la operación una vez más sin medir el pH, anotando el volumen gastado al momento del vire del indicador con exactitud. volúmenes en que reaccionan entre sí con objeto de poder utilizar las dos disoluciones para determinar con más exactitud el punto final de cualquiera de los métodos utilizados. Además, conociendo esta relación se puede calcular la concentración de una disolución conociendo la otra.
Resultados en concentración.
la
determinación
Ácido clorhídrico Volumen gastado (HCl) Prueba 1 26,1 ml Prueba 2 26 ml Promedio: 26
de
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Se convierte el promedio de los volúmenes de HCl de mililitros a litros
= 26 1/1000 = 0.26 Carbonato de PESADAS potasio (K 2 CO3 ) prueba 1 0.107g Prueba 2 0.106g PROMEDIO:0.106g pH= por debajo de 6
La concentración en convertimos en normalidad
molaridad
la
1 0.003 1 1 = 0.000009 0.003
La concentración normal promedio de HCl es de 0.000009 N
Hidróxido de sodio Volumen gastado (NAOH) prueba 1 17,4ml prueba 2 17,3ml PROMEDIO:17,35ml
Coloración: canela Se hallan las moles de carbonato de potasio (K 2 CO3)
= = 0.106 = 0.00077 138 ⁄ Se hallan la concentración de carbonato de potasio (K 2 CO3)
[ ] = () [] =
0.00077 = . 0.26
El promedio de los volúmenes de NaHO los convertimos de ml a L
1 = 17,35 = 0.017 1000 BIFALATO DE PESADAS POTASIO prueba 1 0.408 g Prueba 2 0.408 g PROMEDIO:0.408g pH= por encima de 6 Coloración: rosado pálido Se hallan las moles de biftalato de potasio (C8H5KO4).
= =
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0.408 204 ⁄ = 0.002
=
Se hallan la concentración de NaOH
[ ] = = () [ ] =
0.002 = 0.12 0.017
La concentración en convertimos en normalidad
0.12 0.014
−
molaridad . −
la
=
La concentración normal promedio de NaOH es de 0.014 N
CUESTIONARIO
¿Por qué es necesario agregar previamente agua al matraz donde se prepara la solución de HCl?
Se le agrega al matraz agua previamente ya que tiende a sobre calentarse con el ácido clorhídrico y puede salpicar ocurriendo un accidente, al agua se le agrega el ácido mas no el ácido se le agrega agua, ya que el ácido reacciona bruscamente.
¿Por qué es necesario hervir el agua para preparar la solución de NaOH?
Se hierve el agua para que ocurra un desprendimiento de CO2, ya que el NaOH reacciona con facilidad frente al dióxido de carbono formando el bicarbonato de sodio.
¿Por qué se pesa una pequeña cantidad extra de NaOH en la preparación de la solución de esta?
En La práctica se pesa una pequeña cantidad extra de NaOH Para evitar margen de error respecto a la balanza analítica donde se pesa la sustancia y adquirir la proporción necesaria para la preparación de la solución del NaOH. Haciendo que él % de error de la muestra sea mucho menor que si pesáramos masas más grandes, además se sabe que la balanza analítica tiene un porcentaje de error +-0.001, por lo que esto se refuerza. (Gary, 2009.)
¿Cuál es la manera correcta de pipetear un ácido?
No se debe pipetear directamente desde el frasco que contenga el líquido soluto con el que se quiera preparar una determinada disolución, se puede contaminar y alterar la composición del frasco con el soluto almacenado en el laboratorio. Por ello se vierte una cantidad aproximada del soluto líquido en un vaso o erlenmeyer y desde él se efectúa la operación de pipetear. Para usar adecuadamente la pipeta se utiliza un dispositivo auxiliar llamado succionador o acoplar a la pipeta una perilla. Nunca con la boca.
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La cantidad exacta de soluto pipeteada se vierte posteriormente en un matraz aforado que contenga disolvente, se agita y finalmente se añade más disolvente hasta enrasar el matraz. (D. cabrerizo, et al 2008)
¿qué es un estándar primario?
Un patrón o estándar primario es un compuesto de elevada pureza, que sirve como material de referencia en todos los métodos volumétricos. La exactitud de estos métodos depende críticamente de las propiedades de este compuesto. Los requisitos de un estándar primario son:
Elevada pureza. Estabilidad al aire Que no tengan moléculas de hidratación, de tal manera que su composición no varié con los cambios de humedad relativa. Que sea fácil de adquirid y a coste moderado. Que tenga una razonable solubilidad en el medio de la valoración. Que tenga un peso molecular razonablemente elevado, a fin de que sean mínimos los errores de pesada.
La fórmula molecular del ptalato acido de potasio es C8H5O4K y su constante de acidez es 5.4 pka
¿Por qué es necesario secar el CO3?
El carbonato se utiliza como un reactivo patrón y la humedad es un agente que altera los resultados, por tal razón deben secarse antes de pesar.
¿porque el biftalato se tiene que secar?
Porque el biftalato en presencia de agua se disocia completamente dando el catión potasio (K+) y el anión hidrógeno ftalato (HP-). Como ácido débil que es el HP-, reacciona reversiblemente con agua para dar el ion hidronio (H3O+) e iones ftalato (P2-). HP- + H2O
P2- + H3 O+
¿Por qué el volumen del agua se añade a la sal es aproximado?
No debe ser demasiado pequeño el volumen del agua usada para que no se vea afectado por errores de lectura o goteo.
busca las constantes de acidez del CO32-
La constante de acidez del ion carbonato es de Ka= 4,2x10-7
busca la fórmula del biftalato y su constante de acidez
¿Cómo funciona el anaranjado de metilo?
El indicador de PH naranja de metilo es un colorante con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. El nombre del compuesto químico del indicador es sal sódica de ácido.
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¿cuál es la fórmula del naranjado de metilo y la fenolftaleína?, en cada caso busca en que rango de pH cambia de color y cuáles son los colores de cada uno de ellos?
ANARANJADO DE METILO: FORMULA: C14H14N3O3Na
A través de este laboratorio logramos determinar la preparación de soluciones de ácido fuerte y bases fuertes, se puede determinar las soluciones estándar ya que son sumamente importantes en las valoraciones, porque es una disolución que contiene una concentración conocida de un elemento específico llamado patrón primario, que por su estabilidad se emplea para valorar las concentraciones de otras soluciones.
RANGO DE PH: 3,1 – 4,4 CABIO DE COLOR: de rojo a naranja
BIBLIOGRAFIA
FENOLFTALEÍNA:
FORMULA: C20H14O4 RANGO DE PH: tiene un viraje entre 8,2(incoloro) – 10,0 (rosado) CAMBIO DE COLOR: de incolora a rosado Sincronización de un Conjunto de funciones. Un ser capaz de autosostenerse
reportar tus resultados
La normalidad del ácido clorhídrico es:
La concentración normal promedio de HCl es de 0.000009N
Reportar los resultados de la normalidad del hidróxido de sodio La concentración normal promedio de NaOH es de 0.014 N
CONCLUSIÓN
F burriel martí, Lucena conde, Arribas Jimeno, Jesús Hernández, Química analítica cualitativa edición 18, Madrid España 2008, pág. 40, 41,42. [1] A.skoog, Douglas, M.west, Introducción a la química analítica, Barcelona 1986, pág. 265,266 [2] [3] [4] [5] [6] [7] Skood west Holler, Fundamentos de Química Analítica, Cuarta edición, Editorial Reverte. S.A. pp, 22, 23, 25. [8] D. A. SKOOG, D. M. WEST , Introducción a la Química Analítica, Octava edición, 19 de agosto, pp, 22 Dulce María Andrés Cabrerizo, Juan Luis Antón Bozal, Javier barrio, física y química, tercera edición, Madrid , 2008, pág. 65.
