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Práctica #7 ITESM, Campus Qro.
Química Experimental
María de la Paz Fraile Reyes A00889361 Luis Enrique Betancourt Aguilar A01204027
Alejandro Saravia Sauleda A01201957 Practica #12. Titulación Ácido-Base.
16 de Abril del 2012 Química Experimental Grupo #3
Prof. Alfonso Pérez Gallardo 1.- Objetivos
• Aplicar los conceptos de concentración en la preparación de soluciones para efectuar la
valoración de soluciones mediante la titulación.
• Conocer algunos indicadores y su aplicación.
• Valorar soluciones utilizando un patrón primario.
• Determinar el punto de equivalencia en una titulación.
• Calcular la concentración normal y molar de dos soluciones.
2.- Introducción
Las soluciones o disoluciones se definen como mezclas de tipo homogéneo que están constituidas
por dos o más substancias; sus componentes principales son el soluto y el solvente, el soluto es la
sustancia presente en menor cantidad y el solvente o disolvente es la sustancia que está en mayor
cantidad.
Con frecuencia, es muy importante saber con precisión la cantidad de soluto presente en cierta
cantidad de disolvente o solución a una determinada temperatura. Las soluciones técnicas o
valoradas se clasifican en:
• Molares.
Es el número de moles de soluto en 1 litro de solución.
( )
• Formales.
Es el número de peso-fórmula-gramo por litro de disolución.
( )
El número de peso-fórmula-gramo tiene unidad de g / PFG.
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Química Experimental
• Normales.
La normalidad (N) se define como el número de equivalentes-gramo de soluto por litro de
solución. Esto es:
Donde:
N = normalidad.
m = masa del soluto
V= volumen de la solución.
Peq = Peso equivalente gramo del soluto.
• Molales.
Se define como el número de moles de soluto disueltos en 1 Kg de solvente.
En una valoración o titulación, una disolución de concentración exactamente conocida,
denominada solución estándar, se agrega en forma paulatina a otra disolución de concentración
desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete. Si se conoce el
volumen y concentración de la solución estándar y el volumen de la disolución desconocida que se
utilizó en la valoración, se puede calcular la concentración de la disolución desconocida.
Para esta práctica se utilizarán tres métodos de valoración:
-Método de Neutralización.
Consiste en reaccionar un ácido y una base. Al ponerse en contacto ácidos y bases en disolución
acuosa, los iones hidronio del ácido y los iones oxhidrilo de la base, se combinan para formar
agua. La ecuación es la siguiente
H3O+ + OH
- 2 H2O
Las propiedades características de los ácidos y de las bases desaparecen, al reaccionar los iones
responsables de estas propiedades para dar agua.
El punto en el que el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente a la base se le conoce
como punto de equivalencia. Este punto se duele identificar por el marcado cambio de color de un
indicador que se ha agregado previamente a la solución del ácido.
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Química Experimental
Los indicadores acido-base son en general sustancias que tienen colores muy diferentes en
medios ácidos y básicos. Por lo general son ácidos orgánicos o bases orgánicas débiles que tienen
virajes de color claramente diferentes en sus formas no ionizada e ionizada.
HIn(ac) ↔ H+
(ac) + In- (ac)
Estas dos formas están relacionadas con el pH de la disolución en el que el indicador se
encuentra disuelto.
No todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de pH, así que la elección de un
indicador para una titulación en particular depende de la naturaleza del ácido y de la base utilizada
(estos es, si son fuertes o débiles).
-Método del patrón primario, utilizando una solución tipo.
En este método se utiliza una solución estándar cuya concentración del reactivo de composición es
exactamente conocida. Ésta se emplea para valorar la concentración de otras sustancias que
serán analizadas en el laboratorio.
Las sustancias que sirven como tipos primarios tienen que poseer necesariamente ciertas
propiedades:
• Deben ser de la máxima pureza.
• Una sustancia tipo primario debe ser estable.
• El compuesto tiene que ser no higroscópico, ni eflorescente.
• Todo patrón primario se tiene que poder obtener fácilmente, y no debe ser demasiado
caro.
• Finalmente tiene que poseer un peso equivalente razonablemente alto.
• Que tenga una razonable solubilidad en el medio de la valoración.
-Titulación potenciométrica
La titulación potenciométrica es un método de análisis químico el cual es fundamental para
determinar la concentración de diferentes sustancias. Este proceso mayormente es utilizado para,
a partir de estándares de concentraciones conocidas, encontrar nuestros valores de concentración.
Los principios del equilibrio ácido-base son esenciales.
Se le denomina equilibrio ácido-base cuando se mantiene un nivel normal de la concentración de
los iones hidrogeno (H+) en distintos compuestos o en los propios fluidos de un organismo.
Una sustancia neutra es aquella que tiene la misma cantidad de iones hidrogeno (ácido) y alcalinas
(bases). Existe una ecuación que cuenta con suma importancia. La ecuación de Nernst expresa la
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Química Experimental
relación cuantitativa entre el potencia redox de una par determinado, su potencial observado y la
proporción de concentraciones entre el donador de electrones y el aceptor.
Ecuación:
RT [aceptor]
Eh = E° + --- ln --------- (1)
nF [donador]
E° = potencial redox estándar a pH = 7.0.
T = 298 °K y todas las concentraciones se
encuentran a 1.0 M.
Eh = potencial de electrodo observado.
R = constante de los gases, 8.31 J/°mol.
T = temperatura absoluta en °K.
n = número de e- transferidos.
F = constante de Faraday, 23,062 cal/V ó
96,406 J/V.
3.- Materiales
Materiales Cantidad Reactivos Cantidad
Parrilla con agitación 1 HCl concentrado 10 ml
Agitador magnético 3 NaOH 5 g
Pizeta 1 Biftalato de potasio 1 g
Vidrio de reloj 1 Solución de fenolftaleína
Probeta de 10 ml 1 Agua destilada
Pipeta de 10 ml volumétrica 2 Ácido fosfórico 20 ml
Probeta de 100 ml 1 Solución de rojo de metilo
Pipeta de 5 ml graduada 1 Soluciones amortiguadoras pH 4,7 y 10*
Propipeta 2
Vaso de precipitados de 100 ml 1
Vaso de precipitados de 125 ml 3
Vaso de precipitados de 50 ml 3
Soporte universal 1
Pinzas para bureta 1
Varilla de vidrio 1
Charolas para pesar 1
Pinzas para crisol 1
Matraz EM de 250 ml 3
Desecador con tapa* 1
Pontenciometro 1
Calibrador 1
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Química Experimental
4.- Procedimiento, resultados y discusión
Una vez preparadas las soluciones de Naoh0.3 N y HCl O.3 N se procedió a preparar una solución
patrón primario. Para ello se agregó en 3 matraces Erlenmeyer 200 mg de biftalato de potasio a
cada uno, luego se les agrego 80 mL de agua más tres gotas de indicador de fenolftaleína. Cada
matraz tenía las siguientes cantidades de biftalato de potasio disuelto:
Matraz mg de biftalato de potasio
1 200.1 mg
2 200.2 mg
3 200.4 mg
Posteriormente se procedió a titular con NaOH 0.3 N el biftalato de potasio hasta obtener una
solución rosada por más de 15 segundos. Los volúmenes de NaOH gastados en cada solución
fueron los siguientes:
Matraz Volumen NaOH gastado
1 3.5 mL
2 3.4 mL
3 3.4 mL
Con el uso de la formula
se calculó la normalidad de
la solución de NaOH; para cada matraz se obtuvieron los siguientes resultados:
Matraz Normalidad de NaOH calculada
1 0.279 N
2 0.288 N
3 0.288 N
Promedio 0.285 N
De acuerdo con la práctica la normalidad de la solución de NaOH preparada era de 0.3 N, pero el
resultado de la titulación de la solución tipo patrón primario mostró una normalidad del 0.285 N. Lo
que sucede es que al momento de pesar el NaOH este absorbía humedad, ya que es un
compuesto higroscópico, por lo tanto los 3 g de NaOH pesados no eran en verdad 3 g de hidróxido
Tabla 1
Tabla 2
Tabla 3
Práctica #7 ITESM, Campus Qro.
Química Experimental
de sodio sino 3 g de hidróxido de sodio con humedad. Lo que a consecuencia origina que la
normalidad de la solución sea menor.
Una vez conocida correcta normalidad de la solución de hidróxido de sodio se procedió a valorar la
solución de HCl 0.3 N. Para ello se tomaron 3 matraces Erlenmeyer y a cada uno se le adicionó 10
mL de la solución de HCl más 25 mL de agua, así mismo se agregaron 3 gotas de indicador de
fenolftaleína.
Se agregaron incrementos de 0.5 mL de NaOH por medio de la bureta a los matraces, al mismo
tiempo, con el uso del potenciómetro, se midió el pH. La siguiente tabla muestra las mediciones:
Matraz 1 Matraz 2 Matraz 3
Volumen NaOH agregado
pH Volumen NaOH agregado
pH Volumen NaOH agregado
pH
0 1.52 0 1.35 0 1.38
0.2 1.44 0.5 1.33 0.5 1.36
0.4 1.42 1 1.33 1 1.34
0.6 1.38 1.5 1.33 1.5 1.34
0.8 1.38 2 1.33 2 1.34
1 1.38 2.5 1.33 2.5 1.34
1.2 1.36 3 1.33 3 1.36
1.4 1.34 3.5 1.34 3.5 1.36
1.6 1.32 4 1.34 4 1.36
1.8 1.32 4.5 1.36 4.5 1.38
2 1.3 5 1.36 5 1.39
2.2 1.3 5.5 1.39 5.5 1.39
2.4 1.3 6 1.41 6 1.42
2.6 1.3 6.5 1.43 6.5 1.45
2.8 1.3 7 1.45 7 1.47
3 1.3 7.5 1.48 7.5 1.49
3.2 1.3 8 1.52 8 1.52
3.4 1.3 8.5 1.55 8.5 1.56
3.6 1.3 9 1.59 9 1.6
3.8 1.31 9.5 1.64 9.5 1.64
4 1.31 10 1.7 10 1.7
4.2 1.31 10.5 1.76 10.5 1.78
4.4 1.34 11 1.88 11 1.89
4.6 1.34 11.5 2 11.5 2.06
4.8 1.34 12 2.25 12 2.33
5 1.36 12.2 2.4 12.2 2.51
5.2 1.36 12.4 2.65 12.4 2.83
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5.4 1.38 12.6 3.18 12.6 5.47
5.6 1.38 12.8 6.23 12.8 7
5.8 1.38 13 9.36 13 9.81
6 1.4 13.5 10.99
13.5 10.96
6.5 1.42 14 11.46
14 11.43
7 1.45
7.5 1.48
8 1.51
8.5 1.55
9 1.6
9.5 1.64
10 1.72
10.5 1.78
11 1.89
11.5 2.01
12 2.2
12.5 2.62
13 10.18
Para cada matraz se procedió a calcular ∆pH, ∆Volumen, ∆pH/∆Volumen y ∆2pH/ ∆Volumen
2 para
posteriormente obtener las curvas de titulación.
Para efectos de presentación solo se escogió aquella que corresponde al matraz 2.
Matraz B titulación de HCl 0.3 N con NaOH
Volumen NaOH pH ∆ pH ∆ Volumen ∆ pH/∆ Volumen ∆2 pH/∆ Volumen
2
0 1.35 -0.02 0.50 -0.04 0.04
0.5 1.33 0.00 0.50 0 0
1 1.33 0.00 0.50 0 0
1.5 1.33 0.00 0.50 0 0
2 1.33 0.00 0.50 0 0
2.5 1.33 0.00 0.50 0 0.02
3 1.33 0.01 0.50 0.02 -0.02
3.5 1.34 0.00 0.50 0 0.04
4 1.34 0.02 0.50 0.04 -0.04
4.5 1.36 0.00 0.50 0 0.06
5 1.36 0.03 0.50 0.06 -0.02
5.5 1.39 0.02 0.50 0.04 0
6 1.41 0.02 0.50 0.04 0
6.5 1.43 0.02 0.50 0.04 0.02
Tabla 4
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Química Experimental
7 1.45 0.03 0.50 0.06 0.02
7.5 1.48 0.04 0.50 0.08 -0.02
8 1.52 0.03 0.50 0.06 0.02
8.5 1.55 0.04 0.50 0.08 0.02
9 1.59 0.05 0.50 0.1 0.02
9.5 1.64 0.06 0.50 0.12 0
10 1.7 0.06 0.50 0.12 0.12
10.5 1.76 0.12 0.50 0.24 4.44089E-16
11 1.88 0.12 0.50 0.24 0.26
11.5 2 0.25 0.50 0.5 0.25
12 2.25 0.15 0.20 0.75 0.5
12.2 2.4 0.25 0.20 1.25 1.4
12.4 2.65 0.53 0.20 2.65 12.6
12.6 3.18 3.05 0.20 15.25 0.4
12.8 6.23 3.13 0.20 15.65 -12.39
13 9.36 1.63 0.50 3.26 -2.32
13.5 10.99 0.47 0.50 0.94 -0.121428571
14 11.46 -11.46 -14.00 0.818571429 -0.818571429
Curva de titulación del HCl
0
2
4
6
8
10
12
14
0 2 4 6 8 10 12 14 16
pH
Volumen de NaOH (mL)
pH vs V
Tabla 5
Gráfica 1
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Química Experimental
Al graficar los datos de pH en función del volumen de NaOH agregado (grafica 1) es posible
observar el punto de equivalencia. Este punto corresponde a la inflexión en la parte ascendente de
la curva y se estima visualmente.
La grafica de la primera derivada (grafica 2) es una curva con un máximo que corresponde al punto
de inflexión nuevamente, en esta grafica es mejor observable el punto de equivalencia que en la
gráfica de pH en función del volumen de titulante.
-2
0
2
4
6
8
10
12
14
16
18
0 2 4 6 8 10 12 14 16
∆ p
h /
∆ V
olu
me
n
Volumen de NaOh (mL)
∆ ph /∆ Volumen vs V
-15
-10
-5
0
5
10
15
0 2 4 6 8 10 12 14 16
∆2
ph
/∆
Vo
lum
en2
Volumen de NaOH (mL)
∆2 ph /∆ Volumen2 vs V
Gráfica 2
Gráfica 3
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Química Experimental
La grafica 3 corresponde a la gráfica de la segunda derivada, en esta grafica puede observarse el
punto de equivalencia. El punto de equivalencia se toma en el punto de intersección de la segunda
derivada con cero. En esta grafica en especial, el punto de equivalencia puede ser ubicado con
mayor precisión que con las anteriores.
El punto de equivalencia es el punto en el que se han combinado cantidades
estequiométricamente equivalentes de ácido y base, es decir que la neutralización se ha
completado al 100%. Este obtenido de las anteriores graficas nos muestra el volumen exacto de
titulante usado para completar la neutralización, este valor puede ser utilizado para calcular la
normalidad de la solución titulada tal y como se muestra a continuación:
( )( )
Titulación potenciométrica del ácido fosfórico.
En esta parte de la práctica se procedió a medir 10 mL de la solución de H3PO4 0.2 M para ser
depositado en un matraz EM; posteriormente se añadió 50 mL de agua y tres gotas de indicadores
de fenolftaleína y rojo de metilo. Se finaliza con la titulación del ácido obteniéndose los siguientes
valores
Titulación potenciométrica del H3PO4 con NaOH
Volumen NaOH
pH ∆ pH ∆ Volumen ∆ pH/∆ Volumen ∆2 pH/∆ Volumen
2
0 2.08 0.00 0.20 0.00 0.00
0.2 2.08 0.00 0.20 0.00 0.00
0.4 2.08 0.00 0.20 0.00 0.00
0.6 2.08 0.00 0.20 0.00 0.00
0.8 2.08 0.00 0.20 0.00 0.10
1 2.08 0.02 0.20 0.10 -0.10
1.2 2.1 0.00 0.20 0.00 0.15
1.4 2.1 0.03 0.20 0.15 -0.10
1.6 2.13 0.01 0.20 0.05 0.05
1.8 2.14 0.02 0.20 0.10 -0.10
2 2.16 0.00 0.20 0.00 0.10
2.2 2.16 0.02 0.20 0.10 0.00
2.4 2.18 0.02 0.20 0.10 0.10
2.6 2.2 0.04 0.20 0.20 -0.05
2.8 2.24 0.03 0.20 0.15 -0.05
3 2.27 0.02 0.20 0.10 0.05
3.2 2.29 0.03 0.20 0.15 0.00
3.4 2.32 0.03 0.20 0.15 0.05
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Química Experimental
3.6 2.35 0.04 0.20 0.20 0.05
3.8 2.39 0.05 0.20 0.25 -0.05
4 2.44 0.04 0.20 0.20 0.00
4.2 2.48 0.04 0.20 0.20 0.05
4.4 2.52 0.05 0.20 0.25 0.00
4.6 2.57 0.05 0.20 0.25 0.15
4.8 2.62 0.08 0.20 0.40 0.00
5 2.7 0.08 0.20 0.40 -0.05
5.2 2.78 0.07 0.20 0.35 0.20
5.4 2.85 0.11 0.20 0.55 0.70
5.6 2.96 0.25 0.20 1.25 -0.65
5.8 3.21 0.12 0.20 0.60 1.20
6 3.33 0.36 0.20 1.80 2.85
6.2 3.69 0.93 0.20 4.65 -1.15
6.4 4.62 0.70 0.20 3.50 -1.75
6.6 5.32 0.35 0.20 1.75 -0.80
6.8 5.67 0.19 0.20 0.95 -0.15
7 5.86 0.16 0.20 0.80 -0.20
7.2 6.02 0.12 0.20 0.60 -0.35
7.4 6.14 0.05 0.20 0.25 0.30
7.6 6.19 0.11 0.20 0.55 -0.15
7.8 6.3 0.08 0.20 0.40 -0.15
8 6.38 0.05 0.20 0.25 0.10
8.2 6.43 0.07 0.20 0.35 -0.05
8.4 6.5 0.06 0.20 0.30 -0.05
8.6 6.56 0.05 0.20 0.25 0.00
8.8 6.61 0.05 0.20 0.25 0.05
9 6.66 0.06 0.20 0.30 0.00
9.2 6.72 0.06 0.20 0.30 -0.15
9.4 6.78 0.03 0.20 0.15 0.15
9.6 6.81 0.06 0.20 0.30 0.05
9.8 6.87 0.07 0.20 0.35 -0.15
10 6.94 0.04 0.20 0.20 0.05
10.2 6.98 0.05 0.20 0.25 0.15
10.4 7.03 0.08 0.20 0.40 -0.10
10.6 7.11 0.06 0.20 0.30 -0.05
10.8 7.17 0.05 0.20 0.25 0.05
11 7.22 0.06 0.20 0.30 0.15
11.2 7.28 0.09 0.20 0.45 -0.25
11.4 7.37 0.04 0.20 0.20 0.30
11.6 7.41 0.10 0.20 0.50 -0.15
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Química Experimental
11.8 7.51 0.07 0.20 0.35 0.20
12 7.58 0.11 0.20 0.55 0.15
12.2 7.69 0.14 0.20 0.70 0.30
12.4 7.83 0.20 0.20 1.00 -0.15
12.6 8.03 0.17 0.20 0.85 -0.05
12.8 8.2 0.16 0.20 0.80 3.95
13 8.36 0.95 0.20 4.75 -1.00
13.2 9.31 0.75 0.20 3.75 -2.90
13.4 10.06 0.17 0.20 0.85 0.35
13.6 10.23 0.24 0.20 1.20 0.20
13.8 10.47 0.28 0.20 1.40 -0.50
14 10.75 0.18 0.20 0.90 -0.50
14.2 10.93 0.08 0.20 0.40 0.10
14.4 11.01 0.10 0.20 0.50 0.05
14.6 11.11 0.11 0.20 0.55 -0.40
14.8 11.22 0.03 0.20 0.15 0.60
15 11.25 -11.25 -15.00 0.75 -0.75
Curvas de titulación.
0
2
4
6
8
10
12
0 2 4 6 8 10 12 14 16
pH
Volumen de NaOh (mL)
pH vs V
Tabla 6
Gráfica 4
Práctica #7 ITESM, Campus Qro.
Química Experimental
Como puede observarse las gráficas de la titulación potenciométrica del ácido fosfórico difiere de la
titulación del ácido clorhídrico. En la gráfica 4 pueden observarse dos puntos de inflexión pero,
¿Por qué se observan estos puntos? Lo que sucede es que el ácido fosfórico es un ácido débil
que contiene más de un átomo de H disociable lo que conlleva a que la neutralización de este con
una base se lleve a cabo en una serie de etapas tal y como se muestra a continuación:
H3PO4(ac) + OH-(ac) H2PO3
-(ac) + H2O(l)
-1.00
0.00
1.00
2.00
3.00
4.00
5.00
6.00
0 2 4 6 8 10 12 14 16
∆ p
h /
∆ V
olu
me
n
Volumen de NaOH (mL)
∆ ph /∆ Volumen vs V
-4.00
-3.00
-2.00
-1.00
0.00
1.00
2.00
3.00
4.00
5.00
0 2 4 6 8 10 12 14 16
∆2
ph
/∆
Vo
lum
en2
Volumen de NaOH (mL)
∆2 ph /∆ Volumen2 vs V
Gráfica 5
Gráfica 6
Práctica #7 ITESM, Campus Qro.
Química Experimental
H2PO3
-(ac) + OH
-(ac) HPO3
2-(ac) + H2O(l)
HPO32-
(ac) + OH-(ac) PO4
2-(ac) + H2O(l)
En la gráfica 4 como se había dicho anteriormente solamente se pueden observar dos puntos de
inflexión, estos puntos corresponden solamente a la neutralización de los dos primeros hidrógenos
del ácido fosfórico.
A través de la literatura se obtuvieron las siguientes ecuaciones del equilibrio iónico del ácido
fosfórico así como los valores de sus constantes de ionización:
K1 = 7.5 x 10-3
K2 = 6.2 x 10-8
K3 = 4.7 x 10-13
pK1 = 2.12
pK2 = 7.21
pK3 = 12.33
Debido a que la constante de ionización del tercer hidrogeno es muy pequeña, no es posible
observar en la gráfica el tercer punto de inflexión.
Tal y como se hizo con el HCl es posible calcular la normalidad del H3PO4 obteniendo el volumen
de NaOH utilizado en cada punto de equivalencia:
-Suponiendo que solo se neutraliza un protón H3PO4 H2PO4-
+ H+
( )( )
-Suponiendo que se neutralizan dos protones. H3PO4 HPO4-2
+ 2 H+
( )( )
Imagen 1
Práctica #7 ITESM, Campus Qro.
Química Experimental
Puesto que no se observó el tercer punto de inflexión, el cual corresponde a la neutralización total de los tres hidrógenos del ácido fosfórico, no es posible obtener el volumen exacto de NaOH, pero este puede ser calculado.
Se sabía que la solución de H3PO4 era 0.2 M, pero como se tomaron 10 mL de esta
solución y se añadieron 50 mL de agua destilada la concentración de la disolución cambio:
( )( )
Puesto que el ácido fosfórico posee tres hidrógenos sustituibles entonces una solución
cuya concentración sea 1 M tendrá una concentración 3 N, dado lo anterior:
|
|
Puesto que se conoce la normalidad de la base utilizada y se sabe el volumen y
concentración del ácido a neutralizar es posible calcular el volumen de base necesaria:
( )( )
Como puede observarse se necesitarían 20.833 mL de NaOH 0.288 N para neutralizar
completamente 60 mL de ácido fosfórico 0.2 M, si se pudiera observar la curva de inflexión del
tercer hidrogeno seria en este punto donde se localizaría.
5.- Conclusión
Podemos concluir que se cumplieron satisfactoriamente los objetivos de la práctica, puesto que
ahora comprendemos que una solución estándar es aquella de la cual sabemos exactamente su
concentración, ya sea molar, normal o molal. También aprendimos que algunos reactivos se ven
influenciados por factores ambientales, tal es el caso del NaOH, es cual absorbe humedad del
medio rápidamente pues se considera un reactivo higroscópico.
Por otra aprendimos que la valoración potenciométrica es más exacta ya que esta nos marca el
punto de equivalencia exacto, en comparación con el obtenido por una valoración con indicadores
pues estos funcionan a un rango de pH específico por lo que la determinación del punto de
equivalencia es muy variante.
Práctica #7 ITESM, Campus Qro.
Química Experimental
Se logró comprender como es que funciona un potenciómetro, como se calibra y además como se
utiliza.
Comprendimos que las valoraciones nos permiten determinar la concentración de una solución
desconocida utilizando una solución cuya concentración es exactamente conocida. Este tipo de
valoraciones es de gran utilidad pues nos permitiría conocer por ejemplo, la concentración de
contaminantes en los cuerpos de agua, que posteriormente, y gracias a los diferentes cálculos
efectuados con las variadas fórmulas estequiométricas nos permitiría saber el pH de las aguas y
determinar su impacto ecológico entre otras cosas.
Por último reconocimos la utilidad de los indicadores en las valoraciones y que hay un rango de pH
específico para cada uno de los diferentes indicadores. Y que también difieren en los colores que
presentan tanto en soluciones básicas como ácidas.
6.- Cuestionario
1. Describa en qué consiste la técnica de titulación.
Es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en una solución, haciendo
reaccionar un ácido y una base para formar agua y sal. Una solución de concentración conocida se
agrega con ayuda de una bureta a una solución a valorar con un indicador. El proceso consiste en
hacer reaccionar los equivalentes de base reaccionando con los del ácido conforme se agregan.
Cuando los equivalentes de la solución valorada han reaccionado, se produce el punto final o viraje
de indicador. Se llama punto de equivalencia a la adición de solución valorada a la solución a
valorar hasta que alcanza la cantidad de reactivo determinada por la ecuación de la reacción. El
punto final es el punto en el que sucede un cambio de coloración en la sustancia indicador.
2. ¿Por qué no se produce la curva de inflexión de la valoración del tercer H+ del H3PO4?
Porque la constante de ionización es muy pequeña.
3. ¿Cuál es la diferencia entre el punto de equivalencia de la valoración potenciométrica y
el punto final de la valoración con indicadores?
El punto de equivalencia es el más exacto, pues mediante este se puede conocer cuál fue el
volumen del titulante utilizado para completar la neutralización. En cambio el punto final de un
indicador es un tanto inexacto pues el cerca del punto de equivalencia el pH cambia con gran
Práctica #7 ITESM, Campus Qro.
Química Experimental
rapidez y en cualquier parte de esta región el indicador cambiará de color, es decir, el cambio de
color puede ocurrir en ese rango aunque la neutralización haya sido completa o no.
4. Definir los conceptos de punto de equivalencia, punto final de una titulación y solución
amortiguadora (también llamadas buffer o tampón)
Punto de equivalencia: es el punto en el que se han combinado cantidades estequiométricamente
equivalentes de ácido y base.
Punto final de una titulación: Es el punto en el cual un indicador cambia de color.
Solución Buffer: Es una solución que se opone a grandes cambios de pH cuando se le adicionan
iones hidrogeno o hidróxido o cuando se diluye. Las soluciones buffer están formados por mezclas
binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido pero con base fuerte o una débil y la sal de la
base con ácido fuerte.
5. ¿Qué son los indicadores y por qué los indicadores no siempre pueden ser aplicados en
las titulaciones?
Son sustancias de origen orgánico que tienen la propiedad de dar un color determinado cuando varía la concentración de iones hidronio.
La mayoría de los indicadores funcionan en un rango de pH específico, razón por la cual no
pueden ser aplicados en cualquier titulación, es decir, el indicador a utilizar depende de donde se
encuentre el punto de equivalencia.
Indicador Color Intervalo de
pH En ácido En base
Fenolftaleína Incoloro Rosado rojizo 8.3 – 10.0
Anaranjado de metilo Naranja Amarillo 3.1 – 4.4
Rojo de metilo Rojo Amarillo 4.2 – 6.3
Timolftaleina Incoloro Azul 9.3 -10.5
Verde de bromocresol Amarillo Azul 3.8 – 5.4
FENOLFTALEINA
EN UN ÁCIDO EN UNA BASE
Tabla 7
Práctica #7 ITESM, Campus Qro.
Química Experimental
Por ejemplo no podríamos utilizar cono indicador el anaranjado de metilo en la titulación del NaOH
y HCl puesto que el punto de equivalencia se observa en un pH =7, valor que queda fuera del
rango de acción del indicador.
Referencias:
Brown, Theodore. (2009). Química la ciencia central. México D.F., México: PEARSON
EDUCATION.
Chang, Raymond. (2007). Química (Novena edición). China: Mc Graw Hill
H. Ayres, Gilbert. (1970). Análisis químico cuantitativo. México D.F., México: HARLA
J. T. (2008). General, Organic and Biochemestry . New York: McGraw-Hill Higher Education.
Moreno, I. M. (2012, Abril 20). Basic Science applied to Chemical Engineering. Retrieved Abril 22,
2012, from Titulación Acido- Base: http://ciencia-basica-experimental.net/titulacion.htm
Villas, U. C. (2010, Enero). Retrieved Abril 22, 2012, from Titulación:
http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/techniques/titration.html
Wade, L. G. (2011). Química Orgánica (Séptima ed.). México DF: Pearson Education.
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