Análisis Volumétrico Ácido-Base.
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UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN Enrique Guzmán y Valle Alma Máter del Magisterio Nacional FACULTAD DE CIENCIAS Escuela Profesional de Ciencias Naturales MONOGRAFÍA Análisis Volumétrico Ácido-Base. Examen de Suficiencia Profesional Res. N° 1150-2018-D-FAC Presentada por: Casqui Ccollana, César Para optar al Título Profesional de Licenciado en Educación Especialidad: Química, Física y Biología Lima, Perú 2018
Transcript of Análisis Volumétrico Ácido-Base.
UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN
Enrique Guzmán y Valle
Alma Máter del Magisterio Nacional
FACULTAD DE CIENCIAS
Escuela Profesional de Ciencias Naturales
MONOGRAFÍA
Análisis Volumétrico Ácido-Base.
Examen de Suficiencia Profesional Res. N° 1150-2018-D-FAC
Presentada por:
Casqui Ccollana, César
Para optar al Título Profesional de Licenciado en Educación
Especialidad: Química, Física y Biología
Lima, Perú
2018
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MONOGRAFÍA
Análisis Volumétrico Ácido-Base.
Designación de Jurado Resolución N° 1150-2018-D-FAC
Mg. Mayorga La Torre, Carmen Isabel
Presidente
Dra. Sumarriva Bustinza, Liliana Asunción
Secretario
Mg. Hinojo Jacinto, Guillermina Norberta
Vocal
Línea de investigación: Educación experimental en sistemas bióticos y abióticos
iii
Dedicatoria
Dedicado a mi familia por la confianza y el
apoyo incondicional, capaz de darme el valor
para enfrentar todo momento adverso y salir
adelante.
iv
Índice de contenidos
Portada……………………………………………………………………………………....i
Hoja de firmas del jurado……………………………………………………………..……ii
Dedicatoria…………………………………………………………………………..…….iii
Índice de contenidos…………………………………………………………………….....iv
Lista de tablas……………………………………………………………………………..vii
Lista de figuras…………………………………………………………………...……....viii
Introducción………………………………………………………………………………..ix
Capítulo I. Generalidades sobre la volumetría ………………………………………..…..11
1.1 Volumetría ……………………………………..………………………………….11
1.2 Unidades en volumetría ……………………………………………………….…..12
1.2.1 Peso equivalente……………………………………………………..…….12
1.2.2 Normalidad………………………………………………………...…........12
1.3 Materiales volumétricos…………………………………...………………………12
1.3.1 Matraces aforados …..……………………………………………………..12
1.3.2 Buretas ………………………………………………….………………....13
1.3.3 Pipetas…………………………..………………………………………....14
1.3.4 Probetas graduadas………………………………………………………...15
1.4 Términos básicos ……………………………………………………………….....15
1.5 Métodos para análisis volumétrico……………………………………….……….18
1.5.1 Método de análisis volumétrico ácido-base…………………………….....19
v
1.5.2 Método de precipitación ……………………………………………..........19
1.5.3 Método de formación de complejos……………………………………….20
1.5.4 Método óxido reducción ……………………………………………..........20
Capítulo II. Análisis de volumetría por neutralización…………………………………....22
2.1 Análisis volumétrico ácido-base (neutralización) ……..……………………..........22
2.1.1 Indicadores en el análisis volumétrico ácido-base………………………...23
2.1.1.1 Teoría de los indicadores………………………………………………...24
2.1.1.2 Tipos de indicadores……………………………………………………..25
2.1.1.3 Error del indicador en el análisis volumétrico…………………...............27
2.1.2 Curvas de titulación ………………………………………………….........27
Capítulo III. Soluciones patrón……………………………………………………….…...29
3.1 Soluciones valoradas ácidas………………………………………………….……..29
3.1.1 Preparación de una solución de ácido clorhídrico 0.1 N por dilución…….29
3.2 Soluciones valoradas básicas………………………………………………….........30
3.2.1 Preparación de una solución de NaOH libre de carbonato ………………..30
3.2.1.1 Preparación de una solución de NaOH 0.1 N aprox…………..…………31
3.3 Valoración de ácidos y bases fuertes ……………………………………………….32
3.3.1 Aplicación de la valoración ácidos y bases fuertes………………………..32
3.4 Valoración de ácidos y bases débiles……………………………………………….34
3.4.1 Aplicación de la valoración ácidos y bases débiles ……………………….34
3.5 Valoración de los ácidos polipróticos………………………………………………35
vi
3.6 Cálculos de la normalidad ………………………………………………………......37
Aplicación didáctica …………………………………………………………....................38
Síntesis………………………………………………………………………………...…..50
Apreciación crítica y sugerencias………………………………………………………....51
Referencias…………………………………………………………………………..……52
vii
Lista de tablas
Tabla 1. Zona de viraje de algunos indicadores…………………………………………..18
Tabla 2. Influencia de la temperatura sobre la zona de viraje de los indicadores………...27
viii
Lista de figuras
Figura 1. Matraces aforados………………………………………………………………13
Figura 2. Bureta…………………………………………………………………………...14
Figura 3. Pipetas…………………………………………………………………………..14
Figura 4. Probetas graduadas……………………………………………………………...15
Figura 5. Reacción de la fenolftaleína…………………………………………………….25
Figura 6. Amarillo de metilo ……………………………………………………………...26
Figura 7. Reacción del amarillo de metilo ....……………………………………………..26
Figura 8. Reacción del rojo de metilo …………………………………………………….26
Figura 9. Curva de titulación……………………………………………………………...28
Figura 10. Curva de titulación de un solución de HCl 0.1 N con NaOH 0.1N (o
viceversa)……………………………………………………………………………...…..34
Figura 11. Curva de titulación de un solución de CH3COOH 0.1 N con NH4OH 0.1N (o
viceversa)……………………………………………………………………………..…...35
Figura 12. Curva de titulación con ácidos polipróticos…………………………………...36
ix
Introducción
En el presente trabajo el análisis cuantitativo y, de un modo particular el análisis
volumétrico posee una enorme importancia para la ciencia y las industrias. Se considera un
importantísimo método de investigación que se aplica ampliamente en la mineralogía,
ciencias médicas, agronómicas y técnicas.
De esta forma nos enfocaremos en el estudio de la volumetría, técnica basada en el
estudio de volúmenes para determinar las concentraciones de un compuesto en una
solución problema.
El primer capítulo presenta de forma general algunos conceptos, definiciones que
se utilizan en volumetría así como de algunas unidades empleadas y ciertos métodos
propios del análisis volumétrico: Análisis volumétrico ácido-base (neutralización o método
de titulación ácido-base), Método de precipitación, Formación de complejos y Método
Redox.
En el segundo capítulo se busca detallar en qué consiste el Análisis volumétrico
ácido—base, los requerimientos que se deben tener en cuenta, los indicadores adecuados
para la titulación con las soluciones apropiadas. El conocimiento de los virajes propios de
cada indicador nos mostraría la curva de titulación que se forma y las diferencias que
existen en titulaciones entre ácidos—bases fuertes y ácidos—bases débiles.
Durante el tercer capítulo el trabajo consiste en cómo valorar soluciones problema,
así como preparación de soluciones con concentraciones normales y de pureza apropiada
para una investigación más detallada. Valoraciones de ácidos fuertes, débiles y ácidos
polipróticos.
Por último en el capítulo cuatro se desarrolla una sesión demostrativa de cómo
x
podemos aplicar el tema de análisis volumétrico ácido base con estudiantes de secundaria.
El desarrollo de esta sesión es a través de una guía de laboratorio, trabajos en grupo para
indagar y resolver un problema planteado.
La labor del docente es orientar el pensamiento crítico del estudiante, llevar los
conocimientos que adquiere a un plano que le permita emplearlos y no solo como teoría
sino de forma que las aplique en un contexto real.
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Capítulo I
Generalidades sobre la volumetría
1.1 Volumetría
La volumetría, o análisis químico cuantitativo, se define como un método que nos permite
reconocer esencialmente el volumen de una solución con concentración conocida
(solución valorada), requerida en la reacción cuantitativa, con otro volumen dado de una
solución con concentración desconocida, solución en análisis (Vogel, 1960). Dicho de otro
modo, la concentración desconocida de una sustancia en una solución puede ser calculada
conociendo el volumen y concentración de una solución primaria empleada con la
aplicación de las leyes de la equivalencia química.
Esta solución valorada se agrega corrientemente, mediante un instrumento que
puede ser la bureta. La operación consiste en ir agregando la solución valorada hasta la
reacción final que se reconoce a través de ciertos cambios visibles que no dejan dudas de
que la reacción llegó hasta el punto final.
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1.2 Unidades en volumetría
1.2.1 Peso equivalente.
Es llamado también equivalente gramo (equiv-g) de una sustancia, siendo la
cantidad de gramos químicamente equivalente a un átomo-gramo de hidrógeno en una
reacción dada.
Para poder hallar el equivalente gramo es necesario recurrir a la ecuación de
reacción para poder determinar cuántos gramos de sustancia son correspondientes en una
ecuación a 1 átomo-gramo de hidrógeno.
1.2.2 Normalidad.
La normalidad es el número que indica cuantos equivalentes gramos de sustancia
disuelta contiene 1 litro de solución.
Es así como podemos observar que el concepto de normalidad de la solución está
estrechamente unido al concepto de equivalente-gramo, uno de los más importantes en el
análisis volumétrico.
Equivalentes de soluto
N =
Litros de solución
1.3 Materiales volumétricos
Se les llama así a aquellos instrumentos empleados en el laboratorio para la medición de
volúmenes.
1.3.1 Matraces aforados.
Son llamados así, aquellos recipientes que poseen un fondo plano, cuello largo y
delgado, alrededor del cual está trazada una marca anular.
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Estos recipientes se usan para diluir la solución estudiada a un volumen definido y
preparar soluciones valoradas. De esta manera, a diferencia de las buretas y de las pipetas,
los matraces aforados no se destinan, generalmente para emitir un volumen determinado
de líquido, sino más bien para poder contenerlo.
Figura 1. Matraces aforados. Fuente: Recuperado de https://dequimica.com/teoria/matraz-aforado
1.3.2 Buretas.
Las buretas se usan para la titulación, estos son como unos tubos bastante largos de
forma cilíndrica y uniforme en la región que se halla graduada, en el lado del extremo
inferior posee una llave de vidrio o de goma, esta permite el paso de una sustancia a
distintas cantidades, facilitando el mejor control sobre la cantidad de soluciones empleadas
para titular.
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Figura 2. Bureta. Fuente: Recuperado de
https://grupodidacta.com/product/bureta-transparente-50-ml
1.3.3 Pipetas.
Son tubos estrechos y largos que pueden ensancharse en el centro o no, muestran
una marca (aforo) en la parte superior que indica su capacidad.
Estos son destinados para la medición precisa de volúmenes definidos de la
solución o reactivo estudiado.
Figura 3. Pipetas. Fuente: Recuperado de
https://www.labcomercial.com
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1.3.4 Probetas graduadas.
Estos son instrumentos cilíndricos graduados, compuestos de vidrio grueso. La
superficie del extremo superior de este instrumento es mayor que la de los matraces
aforados con el mismo volumen, pese a ello la exactitud es mucho menor; por eso las
probetas graduadas, no deben emplearse para trabajos de relativa exactitud. Solo son útiles
para medidas aproximadas.
Figura 4. Probetas graduadas. Fuente: Recuperado de
https://articulo.mercadolibre.com.ec/
1.4 Términos básicos
Solución. Podemos definirla como una mezcla de dos o más componentes, perfectamente
homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de tal modo que
pierden sus características individuales. Lo que hace que los constituyentes sean
indistinguibles y la interacción de estas se presenten en una sola fase que puede ser sólida,
líquida o gaseosa.
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Valoración. Método denominado también como titulación o neutralización, es un
método que se desarrolla en el laboratorio y se utiliza para determinar y conocer la
concentración de una sustancia a partir de un reactivo con valores conocidos. Gracias a que
las medidas de volumen se encargan de desempeñar un papel imprescindible en las
titulaciones en relación a los eq- gr que presenta una sustancia.
Ácidos. Son compuestos que al disolverse en agua, se disocian, emitiendo iones
hidrógeno H+ o hidrogeniones estos entran rápidamente en reacción con el agua,
originando iones hidronio (iones de hidrógeno hidratado):
H+ + H2O = H3O+
Son gracias a estos iones a los que los ácidos deben sus propiedades como tales:
enrojecen el papel tornasol, decoloran las disoluciones rojas de fenolftaleína; colorean de
rojo al anaranjado de metilo, desprenden hidrogeno cuando actúan sobre la mayoría de los
metales, se unen a las bases para formar sales y catalizan numerosas reacciones.
Otra definición que puede ayudarnos a entender lo que son los ácidos sería que, son
sustancias capaces de ceder protones (átomo de hidrógeno que perdió su solitario electrón),
para convertirse en un ion hidrógeno, H+, ya sea en una solución acuosa o no.
Para Bröwnsted, un ácido es cualquier sustancia susceptible de ceder protones a
otra sustancia capaz de aceptarlos, que se denomina base.
Ácidos fuertes. Son ácidos que tienen la capacidad de disociarse completamente en
iones de hidrogeno y aniones en solución. Son considerados también como electrolitos
fuertes. Los ácidos fuertes llegan a disociarse completamente al entrar en contacto con
agua y disolverse, es así como ceden a la solución una cantidad de iones H+.
Ácidos débiles. Son los ácidos que se disocian parcialmente en el agua. La mayoría
de los ácidos son débiles, y se caracterizan por liberar solo algunos átomos de hidrógeno a
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la solución donde se encuentran. Un ácido es considerado débil independientemente de su
capacidad de su capacidad de disociación.
Ácidos polipróticos. Son aquellos ácidos que en una solución acuosa puede llegar a
donar 3 o más protones (H+) por cada molécula. Estos ácidos pueden ser tanto orgánicos
cómo ácidos inorgánicos. Un ejemplo de ácido poliprótico: El ácido fosfórico (H3PO4).
Bases. Llamados también hidróxidos o álcalis (sabor amargo) son compuestos que,
al disolverse en el agua, se disocian en el anión OH- o hidroxilo, común a todos ellos, y en
el catión, que es un metal o radical electropositivo (Rovira 1986). A la presencia del anión
OH- deben los hidróxidos o bases sus propiedades generales: tiñen de azul el papel
tornasol enrojecido por los ácidos, colorean de rojo la fenolftaleína, de amarillo el
anaranjado de metilo, se unen a los ácidos para formar sales y aceleran catalíticamente
numerosas reacciones.
Según Lewis, las bases son sustancias susceptibles de compartir un par electrónico
con otra sustancia, aceptadora de dicho par, que se llama ácido.
Indicador. Es considerada como aquella sustancia que a pesar de ser ácida o básica
al ser añadida a una muestra en la cual se desea realizar el análisis, se llega a generar un
cambio químico y físico que nos permite apreciarlo, generalmente, podemos identificar un
cambio en el color, esto ocurre porque ciertas sustancias sin ionizar tienen un color distinto
que al ionizarse.
Los indicadores actúan como colorantes cuyo color empieza a variar según estén en
contacto con una sustancia ácida o básica, este cambio de coloración es denominado,
viraje.
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Tabla 1
Zona de viraje de algunos indicadores Indicador Color ácido pH viraje Color básico
Amarillo de alizarina Amarilo claro 10.0 – 12.1 Rojo castaño
Azul de bromofenol Amarillo 3.0 – 4.6 Violeta
Azul de bromitol Amarillo 6.0 – 7.6 Azul
Fenolftaleína Incoloro 8.2 – 9.8 Violeta/Rosa
m-cresolpúrpura Amarillo 7.4 – 9.0 Púrpura
Naranja de metilo Rojo 3.1 – 4.4 Amarillo naranja Púrpura de bromocresol Amarillo 5.2 – 6.8 Púrpura
Rojo congo Azul violeta 3.0 – 5.2 Rojo naranja
Rojo de bromofenol Naranja amarillo 5.2 – 6.8 Púrpura
Rojo de cresol Amarillo 7.0 – 8.8 Púrpura
Rojo de fenol Amarillo 6.4 – 8.2 Rojo
Rojo de metilo Rojo 4.4 – 6.2 Amarillo naranja
Rojo neutro Azul rojizo 6.4 – 8.0 Naranja amarillo
Timolftaleina Incoloro 8.6 – 10.0 Azul
Tornasol Rojo 5.0 – 8.0 Azul
Violeta de metilo Amarillo 0.1 – 1.6 Azul/violeta
4-dimetilaminobenzol Rojo 2.9 – 4.0 Amarillo naranja (F) Esculina Índigo débil 1.0 – 1.5 Azul intenso
(F) beta-naftilamina Incoloro 2.8 – 4.4 Violeta
(F) alfa-naftilamina Incoloro 3.4 – 4.8 Azul
(F) fluorescina Azulado 3.8 – 4.3 Azul intenso
(F) eosina Incoloro 3.9 – 4.5 Amarillo naranja
(F) eritrosina Incoloro 3.7 – 4.6 Amarillo verdoso
(F) acridina Verde 5.3 – 6.4 Violeta
(F) umbeliferona Incoloro 6.2 – 8.3 Azul intenso
(F) cumarina Incoloro 9.2 – 10.5 Verde amarillo
(F) beta-metil umbeliferona Índigo débil 6.9 – 7.1 Azul intenso
Nota: Se presenta información de la zona de viraje de algunos indicadores en función al pH de una
solución. Fuente: Recuperado de http://quimicaunion.blogspot.com/2010/09/indicadores-acido-base.html
Ionización. Es aquel procedimiento mediante el cual se producen iones (átomos o
moléculas que poseen cargas gracias a la ganancia o pérdida de electrones que se ubican
en sus niveles de energía).
Iones. Son aquellos átomos dotados de carga eléctrica, debido a que han ganado o
perdido uno o más electrones.
1.5 Métodos para análisis volumétrico
Los métodos de análisis volumétrico pueden clasificarse según el carácter de la
reacción química en la que se basa la determinación de las sustancias por el
método de titulación.
19
Por su carácter, se puede señalar que las reacciones que se emplean en el análisis
volumétrico pertenecen a diferentes tipos: las reacciones de combinaciones interiónicas y
las de oxidación-reducción (Alexéiev, 1978). De acuerdo con ello, las determinaciones
volumétricas se pueden dividir en los métodos fundamentales siguientes: de
neutralización (ácido-base), de precipitación, de formación de complejos y de oxidación
reducción.
1.5.1 Método de análisis volumétrico ácido-base.
Alexéiev y otros autores concuerdan en que este método comprende las
valoraciones basadas en la interacción de ácidos y bases, es decir, sobre las reacciones de
neutralización:
H++OH↔ H2O
Por este método podemos determinar las cantidades de ácido (alcalimetría) o de
bases (acidimetría) en la solución dada, la cantidad de sales ácidos y bases débiles, así
como de sustancias que reaccionan con estas sales. Por otro lado el empleo de disolventes
no acuosos (alcoholes, acetona, etc.) ha permitido ampliar la esfera de sustancias que se
pueden determinar este método.
1.5.2 Método de precipitación.
También conocido como método de saturación, este determina una sustancia con
una solución valorada de un agente precipitante. De modo que cuando la precipitación es
completa, el agente precipitante reacciona con un indicador y se produce un cambio de
color. Un ejemplo claro, es el Método de Volhard para la plata, donde los iones de plata se
valoran con una solución patrón de tiocianato potásico:
Ag+ + CNS-→ AgCNS
20
Donde el punto final se determina por la formación de color rojo cuando se agrega
una gota adicional de tiocianato, que reacciona con alumbre férrico, que se emplea como
indicador, formándose una serie de complejos férricos de tiocianato.
Análogamente se pueden valorar los iones plata con NaCl o AgNO3 de normalidad
conocida, en solución neutra, empleando ciertos indicadores de absorción
(diclorofluoresceína), que forman compuestos coloreados en la superficie de las partículas
del precipitado, originando una variación de color en el punto de equivalencia.
1.5.3 Método de formación de complejos.
En volumetría, junto con las reacciones de formación de compuestos difícilmente
solubles, empleamos además las reacciones que permiten la formación de compuestos
complejos. Esta reacción de formación de complejos debe ser rápida, estequiométrica y
cuantitativa para que pueda ser utilizada en la volumetría. Hasta los últimos tiempos el
método de formación de complejos tenía una aplicación limitada; donde como iones
complejantes se usaban CN-, F-.
Al momento en el que aparece la turbiedad se considera como el punto final de la
titulación.
1.5.4 Método óxido reducción.
En este método se emplean las reacciones de oxidación- reducción relacionadas
con el paso de electrones de un ion (molécula) a otro. La sustancia que pierde electrones
en estas reacciones es el reductor y la que gana, oxidante; la primera sustancia se oxida, la
segunda, se reduce. La consecuencia de tal redistribución de electrones es la modificación
del grado de oxidación de los átomos, moléculas o iones correspondientes, con la
21
particularidad de que el grado de oxidación de las sustancias que se reducen disminuye, y
de las que se oxidan aumenta (Fritz, 1979).
En los conceptos modernos acerca de las propiedades y la conducta de los
oxidantes y reductores es fácil de hallar rasgos comunes con los conceptos modernos sobre
las propiedades y la conducta de los ácidos y bases. Así, cuanto más fuerte la base, tanto
mayor es su afinidad con el protón, como resultado de lo cual forma un ácido débil. Del
mismo modo un oxidante fuerte posee una gran afinidad con el electrón, la adición del
cual conduce a la formación de un reductor débil.
22
Capítulo II
Análisis de volumetría por neutralización
2.1 Análisis volumétrico ácido-base (neutralización)
Este comprende las valoraciones basadas en la interacción de ácidos y bases, es decir,
sobre las reacciones de neutralización:
H++OH↔ H2O
Con este método, empleando una solución estándar de un ácido, podemos
determinar el nivel cuantitativo de álcalis (acidimetría) o, utilizando una solución estándar
de un álcali, podemos determinar de forma cuantitativa los ácidos, alcalimetría.
Mediante este método se realiza una serie de otras determinaciones, por ejemplo de
ciertas sales como Na2CO3 y Na2B4O7, cuya reacción es fuertemente alcalina debido a la
hidrolisis y que por eso se titulan con ácidos; la determinación de la dureza del agua, de
sales de antimonio, de nitrógeno en los compuestos orgánicos, etc. Las soluciones patrón
en este método son las soluciones de ácidas (generalmente HCl o H2SO4) o de álcali
comúnmente NaOH o KOH (Vogel, 1960).
Para poder valorar ácidos es requerido un titulante básico fuerte, como puede ser el
NaOH; por el contrario para las bases se usan titulantes fuertemente ácidos, como puede
ser el HCl. Procedimiento que inicia con una estandarización de las sustancias titulantes.
23
Cabe decir que estas sustancias carecen de las condiciones necesarias para
convertirse en sustancias patrón y por eso no se pueden preparar sus soluciones valoradas
a partir de una cantidad pesada, solución que es diluida en un volumen definido; la
concentración de estas soluciones deben ser determinadas por titulación.
Como sustancias patrones para determinar los títulos de ácidos se utilizan más
frecuentemente el tetraborato sódico (bórax) Na2B4O7 × 10 H2O o carbonato de sódico
anhídrido (sosa). Estas sustancias se pueden obtener prácticamente libres de impurezas y
rigurosamente correspondientes a sus fórmulas. Sus soluciones, como se ha indicado ya
son fuertemente alcalinas y pueden ser tituladas con ácidos.
Para determinar el título de los álcalis se utilizan más frecuentemente el ácido
oxálico H2C2O4. 2H2O o el ácido succínico H2C4O4: sustancias cristalinas sólidas. Después
de la recristalización se puede obtenerlas en estado suficientemente puro, correspondientes
rigurosamente a sus fórmulas. El ácido succínico, como sustancia patrón, es preferible al
ácido oxálico, puesto que aquel no contiene agua de cristalización y no hay peligro de que
florezca durante la conservación.
2.1.1 Indicadores en el análisis volumétrico ácido-base.
Los indicadores son simplemente ácidos o bases débiles que tienen colores fuertes.
En gran parte los indicadores pueden ser de dos colores, dónde las formas ácidas y básicas
poseen colores que se contrastan entre sí. Podemos hallar indicadores de una sola
coloración, como lo es la fenolftaleína, donde su forma ácida carece de color y en bases es
magenta.
Al trabajar en un ácido o una sola base, el indicador termina actuando como una
segunda base o ácido. Por lo que el indicador debe ser usado en pequeñas concentraciones
24
para evitar alterar las curvas de titulación.
En el método de análisis volumétrico ácido-base, como indicadores se emplean
sustancias que varían de color en función de la magnitud de pH de la sustancia.
2.1.1.1 Teoría de los indicadores.
Tiempo atrás los químicos identificaron la relevancia que poseían los indicadores
en la volumetría. Pero por largo tiempo los estudios realizados en el círculo de los
indicadores presentaban un carácter empírico en su totalidad, sin explicar la presencia de
los fenómenos físicos y químicos manifestados durante la variación de los colores en los
indicadores. Todo esto resultaba de la falta de presencia de una doctrina en la química
general que se emplease como sustento en el diseño de una teoría de los indicadores que
facilitase interpretar toda la información experimental.
La Teoría de la disociación electrolítica que es enunciada por S. Arrhenius en el
año 1887 llega a cumplir con este cometido y siete años más tarde (1894) Oswalt diseña la
llamada Teoría iónica de los indicadores.
De acuerdo con esta teoría, los indicadores resultan ser bases o ácidos débiles
orgánicos, con moléculas e iones no ionizados que presentan colores según la solución en
la cual entren en contacto.
En esta teoría el tornasol posee una sustancia denominada azolitmina, ácido donde
sus moléculas que no ionizadas llegan a ser un tono rojizo y sus aniones, azules. Es
conveniente designar un esquema en donde a todo ácido indicador con HInd, y sus
aniones, con Ind-. Podemos entonces representar la ionización del tornasol de esta manera:
(rojos) HInd↔ H+ + Ind- (azules)
Ambos tipos de tornasol (nos referimos, moléculas HInd e iones Ind- son
25
coloreadas (Alexéiev, 1978). Estos son denominados indicadores de dos colores o
bicolores. También están los indicadores monocolores, donde una sola de las dos formas
es coloreada y la otra no presenta color alguno. Algunas de ellas son la fenolftaleína,
incolora en soluciones ácidas, fucsia en bases.
2.1.1.2 Tipos de indicadores.
Fenolftaleína. Esta sustancia se encuentra clasificada dentro del grupo de los
indicadores ácidos. Es así que uno de los tres núcleos bencénicos que forman parte de la
molécula de fenolftaleína experimenta una reagrupación quinónica y en la solución se
establece el equilibrio.
Figura 5. Reacción de la fenolftaleína. Fuente: Alexéiev, 1978.
Al introducir los iones OH- en la solución, el equilibrio se desplaza hacia la
derecha, debido a lo cual aparece el color del indicador. No olvidemos que fenolftaleína se
utiliza como soluciones al 0.1% y al 1% en alcohol al 50%.
Anaranjado de metilo. Este es uno de los indicadores básicos, más exactamente es
anfótero, puesto que sus moléculas contienen simultáneamente los grupos ácido SO3H y
básicos N (CH3)2. En el curso de la ionización, las moléculas del anaranjado de metilo
forman iones anfóteros (anfolitos) que al mismo tiempo son portadores de cargas positivas
26
y negativas.
Figura 6. Amarillo de metilo. Fuente: Alexéiev, 1978.
Estos iones se acumulan durante la acidificación de la solución, dándole un tinte
rosado. En el caso de alcalinizar la solución se produce una interacción entre los iones
anfóteros mencionados y los iones OH- que se acompaña de una modificación de la
estructura del indicador, virando su color de rosa al amarillo. El anaranjado de metilo se
utiliza como una solución acuosa al 0.1%.
Figura 7. Reacción del amarillo de metilo. Fuente: Alexéiev, 1978.
Rojo de metilo. Pertenece también a los a los indicadores básicos. El mecanismo
de cambio de su color es el mismo que en el caso del anaranjado de metilo. Se utiliza
generalmente una solución del indicador al 0.2% en alcohol al 60%.
Figura 8. Reacción del rojo de metilo. Fuente: Alexéiev, 1978.
27
2.1.1.3 Error del indicador en el análisis volumétrico.
Es de sumo cuidado recordar que existen ciertos factores que influyen en las
indicaciones de los indicadores. Como se sabe, con la elevación de la temperatura, las
magnitudes de las constantes de ionización de los electrolitos pueden cambiar.
Tabla 2
Influencia de la temperatura sobre la zona de viraje de los indicadores
Indicador
Zona de viraje
(unidades en pH) Indicador
Zona de viraje
(unidades en pH)
A 18 °C A 100°C A 18 °C A 100°C
Anaranjado
de metilo 3.1—4.4 2.5—3.7 Fenolftaleina 8—10 8.1—9.0
Rojo de
metilo 4.2—6.3 4.0—6.0 Timolftaleina 9.3—10.5 8.7—9.5
Rojo de
fenol 6.8—8.4 7.3—8.3 Nitramina 11.0—12.5 9.0—10.5
Nota: Se presenta información de la influencia de la temperatura sobre la zona de viraje en
algunos indicadores. Fuente: Alexéiev, 1978.
2.1.2 Curvas de titulación.
Para la selección correcta de un indicador en una valoración se debe tener en cuenta
cómo cambia el pH en el transcurso de la titulación próximo al punto de equivalencia y
cuál es el valor de pH que posee la solución en ese instante. Para ello se necesita del
cálculo y trazado de curvas de titulación. Es en el método de titulación ácido-base, que se
representan gráficamente el cambio de pH de la solución, al agregar paulatinamente la
solución patrón a una cantidad definida de solución estudiada.
De esta forma la mejor manera de estudiar una titulación ácido-base en cada
proceso es tomando medida del pH en el transcurso de la valoración, diseñando una curva
de pH en función de los ml usados de titulante (osea pH con el porcentaje de
neutralización). Gran parte de esta titulación ácido-base, hace que el pH varia de forma
gradual en cuanto se agrega el titulante. Tan pronto se acerque al punto de equivalencia, se
genera una elevación brusca del pH. Es así que la variación de ∆pH por ∆ ml de titulante
es mayor en el punto de equivalencia.
28
Figura 9. Curva de titulación. Fuente: Recuperado de
https://dequimica.com/web/punto-de-equivalencia
29
Capítulo III
Soluciones patrón
3.1 Soluciones valoradas ácidas
Muy a menudo se emplean soluciones valoradas de ácido clorhídrico y de ácido sulfúrico.
El ácido clorhídrico concentrado es 10.5 – 12 N y el ácido sulfúrico concentrado es ca. 36
N. por dilución, pueden prepararse fácilmente las soluciones de aproximadamente la
concentración deseada. El ácido clorhídrico es preferido por que casi todos sus cloruros
llegan a ser solubles en agua.
3.1.1 Preparación de una solución de ácido clorhídrico 0.1 N por dilución.
Una de las preparaciones más comunes para obtener soluciones de HCl de 0.1 N es
del siguiente modo: se mide con una probeta graduada o bureta, 9 ml de ácido clorhídrico
concentrado, dicho ácido se vierte en un matraz aforado o en una probeta de un litro que
posea 500 ml de agua destilada. Una vez en el matraz, se lleva a un litro con agua destilada
y se homogeniza. Así se obtiene una solución de aproximadamente 0.1 N (Vogel, 1960).
Hecho esto, la concentración de la solución de HCl a 0.1N es inexacta, por lo que
antes de ser utilizada debe ser valorada previamente con otra solución denominada
solución patrón de bórax (solución básica).
30
La finalidad de esta valoración es determinar con mayor exactitud la concentración
del HCl debido a que en la preparación por dilución el HCl no es una sustancia pura lo que
hace que pueda ser inexacta el valor de la concentración de HCl y por consiguiente las
valoraciones que se hagan con ella.
3.2 Soluciones valoradas básicas
Se emplean, generalmente, como soluciones valoradas de álcalis soluciones de NaOH,
potasio y bario. Son bases fuertes y fácilmente solubles en agua.
Por otro lado es importante recordar que las soluciones preparadas con bases
débiles no son recomendadas debido a que pierden su concentración inicial si se
almacenan por bastante tiempo además de las dificultades que presentan al momento de la
titulación con ácidos débiles.
Finalmente, los hidróxidos ya mencionados anteriormente no pueden hallarse puros
de modo que, la solución patrón no puede obtenerse directamente disolviendo, una
cantidad conocida de sustancia y luego ser diluida en agua con un volumen específico.
Esto es debido a que los hidróxidos de sodio y de potasio son extremadamente
higroscópicos, contienen siempre una cierta cantidad de carbonato y agua. Es por ello que
no se pueden obtener resultados en las titulaciones, en presencia de carbonato, empleando
ciertos indicadores, es necesario que consideremos los métodos para preparar soluciones
básicas sin la presencia de carbonato.
3.2.1 Preparación de una solución de NaOH libre de carbonato.
Método 1. Debemos lavar rápidamente las barritas de hidróxido de sodio con agua
o las prepararlas a partir de sodio metálico, esta operación nos permitiría eliminar el
31
exceso de carbonato en la superficie de las barritas, y la solución obtenida con esas
barritas lavadas sería satisfactoria para diversos usos.
Método 2. Se puede preparar una solución concentrada de hidróxido de sodio
(pesos iguales de hidróxido y agua), se cubre y se la deja estar durante un periodo; el
carbonato de sodio sedimenta, límpido puede separarse vertiéndolo o sifonándolo, y luego
diluirlo convenientemente.
3.2.1.1 Preparación de una solución de NaOH 0.1 N aprox.
Hidróxido de sodio libre de carbonato 1. Se disuelven 50 g de hidróxido de sodio
en 50 ml de agua destilada en un frasco pirex, se pasa la solución a un tubo de ensayo de
75 ml pirex y se tapa bien con un tapón recubierto con una hoja de estaño. Se deja estar en
posición vertical, hasta que el líquido sobrenadante sea límpido (Vogel, 1960). Para una
disolución de hidróxido de sodio a 0.1 N se toma, cuidadosamente, con una pipeta
graduada, 6.5 ml de la solución concentrada, límpida, se vierte en un frasco, se diluye
rápidamente con un litro de agua recién hervida y se homogeniza.
Hidróxido de sodio libre de carbonato 2. Se pesa rápidamente unos 4.2 g de
hidróxido de sodio sobre un vidrio de reloj o en un pequeño pesa filtro, luego esta se
disuelve en agua, posteriormente se la lleva a un litro con agua destilada hervida, se
homogenizan, se pasa la solución a una probeta y se tapa con un tapón de goma.
Continuamos agregando entre 5 a 10ml de Ba2Cl para generar la precipitación de los iones
carbonato y estos queden atrapados en el filtrado que realizaremos de nuestra solución.
Cabe resaltar que en ambos casos la concentración de los hidróxidos es de un
aproximado de 0.1 N y decimos aproximado por que la sustancia que empleamos para la
preparación no es pura en su totalidad.
32
Es así que la única forma para poder determinar la concentración con mayor
exactitud es valorando esta preparación con otra sustancia patrón (en este caso una
solución de ácido oxálico) debido a que la preparación de dicho ácido se realiza de forma
directa gracias a que la sustancia que se usa para su elaboración es pura.
3.3 Valoración de ácidos y bases fuertes
Cuando titulamos un ácido fuerte con una base del mismo tipo o viceversa, el pH empieza
a variar de manera repentina durante el punto de equivalencia. Es aquí donde, un pequeño
incremento de titulante da como resultado una variación significativa del pH. De allí es
que si un indicador posee un intervalo de transición de color bastante próximo a la zona
vertical de la curva de titulación puede ser apropiada para este procedimiento.
Por otro lado siempre es recomendable evitar titular con soluciones muy diluidas.
3.3.1 Aplicación de la valoración ácidos y bases fuertes.
Examinemos el método para obtener las curvas de titulación. Supongamos, por
ejemplo, que 100 ml de solución de HCl 0.1N se titulan con una solución de NaOH 0.1 N.
calculemos las magnitudes de pH de la solución de diferentes momentos de titulación. Al
calcular el pH de la solución de los ácidos o de las bases fuertes (puesto que ellos,
conforme a los conceptos modernos, están ionizados prácticamente por completo en las
soluciones) podemos interpretar que la cantidad de iones H+ (u OH-) es igual a la cantidad
total del ácido (o base). Para simplificar los cálculos, el volumen total de la solución no
cambia durante la titulación. En realidad este volumen se duplica (Vogel, 1960).
Antes de iniciar con la titulación se dispone de una solución de HCl 0.1 N cuyo pH
es igual a 1. Supongamos ahora que a 100 ml de solución de HCl 0.1 N se ha agregado 90
ml de solución de NaOH 0.1 N. En este caso 0.9 (es decir el 90%) de la cantidad total de
33
ácido serán neutralizadas. Quedará 10 veces menos de ácido libre que antes de empezar la
titulación. Se puede admitir que la concentración de ácido libre (Cácido) será 10 veces
menor que al principio, es decir, será igual a 0.01 mol/l. por consiguiente, el pH de la
solución será en ese momento aproximadamente igual a 2.
Al agregar a la solución que se titula, 99 ml de NaOH, la concentración de HCl
libre se reducirá 10 veces más, es decir, a 0.001 mol/l y el pH de la solución aumentará
aproximadamente hasta 3. De la misma manera hallamos que, al agregar 99 ml de NaOH,
la concentración de ácido se reducirá a 0.0001 mol/l y el pH aumentará hasta 4.
Al agregar a 100 ml de HCl, tomado para la titulación, exactamente 100 ml de
solución de NaOH de la misma normalidad, en la solución se introduce una cantidad de
álcali equivalente al ácido, es decir, se llega al punto de equivalencia. En este momento la
solución contendrá únicamente la NaCl que se forma durante la reacción. Puesto que esta
última no se hidroliza, el pH de la solución será igual a 7. Es en este momento donde se
debe terminar la titulación. Por otra parte, para obtener una idea de las variaciones de pH
en los casos de titulación de un álcali con un ácido, continuemos el cálculo incluso hasta
un exceso de NaOH igual al 100%. Supongamos que se ha agregado 0.1 ml de álcali más
de lo necesario, es decir, 100.1 ml. Puesto que la concentración de NaOH es la misma que
la de HCl, este exceso (0.1 ml) de álcali debe crear una concentración de iones OH- en l
solución igual a la concentración de iones H+ creada por el exceso de HCl, igual a 0.1 ml.
Por consiguiente, [OH-] en este momento será aproximadamente a 10-4, [H+]=10-10 y
pH≈10.
Del mismo modo encontramos que al utilizar un exceso de 1ml de álcali: [OH-]=10-
3, [H+]=10-11 y pH≈11, etc.
34
Figura 10. Curva de titulación de una solución de HCl
0.1 N con NaOH 0.1N (o viceversa). Fuente:
Alexéiev, 1978.
3.4 Valoración de ácidos y bases débiles
El cálculo de la curva de neutralización es complicada. La principal característica de la
curva que genera es que las variaciones de pH son poco pronunciadas, incluso cerca del
punto de equivalencia, lo que hace que en el resto de la curva se dé el mismo caso. No
existen cambios bruscos de pH, haciendo que un indicador simple no obtenga un punto
final nítido. Es por ello que a veces se dispone de un indicador mezcla, que genera un
cambio de color nítido en un intervalo muy estrecho de pH.
A todo esto, es preferible evitar las titulaciones en que el ácido y las bases sean
débiles.
3.4.1 Aplicación de la valoración ácidos y bases débiles.
Como ejemplo podemos emplear la titulación de 100 ml de ácido acético 0,1 N con
hidróxido de amonio 0.1 N.
Siendo independiente de la concentración de la sal, el pH de la solución en el punto
35
de equivalencia es igual a 7, es decir coincide con el punto de neutralización. Sin embargo,
este hecho tiene un lugar solo a condición de que pKácido = pKbase, es decir, si el ácido y la
base que reaccionan, son de fuerza igual. Si el ácido es más fuerte (es decir, si pKácido <
pKbase) entonces el pH de la solución de sal es inferior a 7, dicho de otra forma, la solución
es ácida. Si en el caso se da el pH > 7 la solución de sal será alcalina (Fritz, 1979).
Es en este tipo de titulación que no se aprecian saltos de pH. Esto quiere decir que
es imposible realizar tal titulación con precisión, por cuanto el color no cambiará
bruscamente, sino poco a poco.
De esto se deduce que en la titulación por el método de neutralización (ácido-base)
al menos una de las soluciones que se emplean para la reacción, necesita ser un electrolito
fuerte. Por eso, independientemente de lo que se vaya a titular, es necesario utilizar
soluciones patrón a las soluciones de bases o ácidos fuertes.
Figura 11. Curva de titulación de una solución de
CH3COOH 0.1 N con NH4OH 0.1N (o viceversa).
Fuente: Alexéiev, 1978.
3.5 Valoración de los ácidos polipróticos
Conforme a la ionización de los ácidos polipróticos, su neutralización también se efectúa
36
en etapas. Por ejemplo, en el caso de la titulación de una solución de ácido ortofosfórico
con el hidrato sódico tienen lugar las reacciones:
H3PO4 + OH- ↔ H2PO-4 +H2O
H2PO-4 + OH- ↔ HPO2-
4 +H2O
HPO2-
4+OH- ↔ PO3-4+H2O
De acuerdo con estas reacciones, las curvas de titulación de H3PO4, en lugar de
tener un solo punto de equivalencia tienen tres (Hamilton, 1988).
Figura 12. Curva de titulación con ácidos polipróticos. Fuente: Alexéiev,
1978.
El primero de estos corresponde a la formación de una sal ácida primaria
NaH2PO4, el segundo, de una sal disustituida NA2HPO4 y el tercero, de una sal neutra
Na3PO4. El primer punto de equivalencia se obtiene al gastar 1 mol; el segundo, 2 moles; y
el tercero, 3 moles de NaOH por un mol de H3PO4. Por ejemplo si se titulan 30 ml de
solución de H3PO4 0.1 M, el primer punto de equivalencia se obtendrá al agregar 10 ml; el
segundo, 20 ml; y el tercero, 30 ml de solución de NaOH 0.1 N (Alexéiev, 1978).
37
Al calcular la concentración de iones hidrogeno en la solución de un ácido
poliprótico, este se considera como monoácido, puesto que las ionizaciones en la segunda
etapa y en las etapas ulteriores son pequeñas en comparación con la ionización de la
primera etapa y se puede despreciarlas.
3.6 Cálculos de la normalidad
Podemos calcular la normalidad de una solución problema mediante la fórmula:
VA + nA = VB + nB
Donde la VA es el volumen del ácido requerido para la neutralización; nA su
normalidad conocida; VB es el volumen de la solución alcalina, y nB, normalidad a
determinar. Esta fórmula nos ayuda también en la determinación de una normalidad ácida
(Gutierrez, 1982).
38
Aplicación didáctica
Sesión de aprendizaje
• Título: Análisis volumétrico ácido-base.
• Propósito del aprendizaje
COMPETENCIAS CAPACIDADES INDICADORES CAMPO
TEMÁTICO
Indaga mediante
métodos científicos,
situaciones que
pueden ser
investigadas por la
ciencia.
Problematiza
situaciones.
- Formulan preguntas
Volumetría
Diseña estrategias para
hacer indagación.
- Descubren y prueban
experimentalmente sus
hipótesis
Genera y registra
datos e información.
- Realizan
experimentos para
comprobar o refutar
hipótesis
Analiza datos o
información.
- Analizan los datos
conseguidos en la
experimentación para ser
contrastada por la hipótesis de
más fuentes confiables con el
fin de diseñar conclusiones.
Evalúa y comunica.
Da a conocer sus resultados
frente a sus compañeros
Docente: César Casqui
Ccollana
Área CTA
Grado 3° “--”
Unidad --
Sesión --
Duración 135 min<> 𝟑 𝐡𝐨𝐫𝐚𝐬
39
• Secuencia didáctica
MOMENTOS PROCESOS ACTIVIDADES/ESTRATEGIAS DURACIÓN
INICIO
MOTIVACIÓN
- El docente saluda a sus estudiantes y se les recuerda los
acuerdos de aula para el desarrollo de la sesión.
- Se presentan 2 sustancias en vasos de precipitado (uno
ácido y otro básico), además de un medidor de pH.
20 min
SABERES
PREVIOS
¿Cómo podemos descubrir si son sustancias básicas o
ácidas?
¿Cuál es la finalidad del medidor de pH?
¿Podemos saber cuál es la concentración de ácido o base
en cada una de las soluciones? ¿Cómo?
PROBLEMATIZ
ACIÓN
El docente presenta las definiciones básicas en volumetría
con información preparada con anterioridad y explica
cómo es que podemos hallar las concentraciones a través
de fórmulas y la aplicación correspondiente de forma
experimental para su verificación. A partir de ello el
docente plantea la siguiente pregunta: ¿Qué es la lluvia
ácida?
PROPÓSITO Y ORGANIZACIÓN
Los estudiantes forman grupos con el fin de poder trabajar
en el laboratorio para determinar la concentración de una
base. Propósito: Determinar la concentración de álcalis de
una solución problema.
DESARROLLO
GESTIÓN Y
ACOMPAÑA
MIENTO
Planteamiento del problema
Los alumnos se integran en equipos de trabajo de 4
participantes y plantean otras interrogantes, con la ayuda
de la situación problemática.
¿Qué es la volumetría?
¿Con qué otro nombre se conoce a este término?
¿Qué necesitamos para emplear este método?
¿Qué aplicaciones tiene este estudio?
100 minutos
Planteamiento de hipótesis
Luego formulan posibles respuestas o hipótesis a las
preguntas planteadas o seleccionadas por el equipo de
trabajo.
Elaboración del plan de acción
Con la ayuda del docente los estudiantes empiezan a
analizar la guía de laboratorio.
Se va verificando los materiales necesarios para el
desarrollo
Propuesta la actividad, los estudiantes buscarán desarrollar
satisfactoriamente la guía y concretar el propósito de la
sesión.
40
El docente debe orientar constantemente con preguntas y
asesorar a los estudiantes para el manejo correcto de
los materiales.
Recojo de datos y análisis de resultados (fuente
primaria).
- Se hace entrega de los materiales necesarios a los
estudiantes y las pautas básicas para su uso
adecuado.
- Prestan atención al docente para iniciar con la
titulación.
- Utilizan la guía y siguen los pasos adecuados para
poder lograr una titulación apropiada. Y así
analizar los resultados obtenidos.
Estructura del saber construido como respuesta al
problema
El docente pide que indaguen el tema en su material de
apoyo y los textos apropiados. Que contrasten su hipótesis
con los resultados de su indagación y la información leída.
Por ultimo cada equipo elabora un organizador con los
procedimientos y los resultados obtenidos.
Evaluación y comunicación
Los integrantes de cada equipo de trabajo explican el
tema, donde evidencian el uso de los conocimientos
científicos y el proceso de indagación empleado en la
clase.
El docente refuerza, retroalimenta y sistematiza la
información y los resultados conseguidos por los
estudiantes.
CIERRE
EVALUACIÓN
Y
METACOGNIC
IÓN
Se evaluará a los estudiantes teniendo en cuenta una lista de
cotejo.
Se fomenta la reflexión de lo aprendido:
¿Qué aprendí hoy?
¿Qué dificultades he tenido mientras realizaba las
actividades de aprendizaje? ¿Cómo lo supere? 15 minutos
APLICACIÓN
Y/O
TRANSFEREN
CIA
Tarea domiciliaria
1. Desarrolla el siguiente ejercicio:
Al titular una sustancia una disolución ácida, de la que se
han pipeteado 8ml, se han consumido 20 ml de
hidróxido de sodio 0.15 N. ¿Cuál es la normalidad
de la disolución problema?
41
• MATERIALES Y RECURSOS
MATERIALES Y RECURSOS A UTILIZAR
Cuadernos
Guía de
práctica
Matraz
aforado
Bureta
Soporte
Erlenmeyer
Soluciones (NaOH y HCl)
Indicadores (fenolftaleína)
Para el docente:
Arthur, V. (1960). Química Analítica cuantitativa. Argentina, Buenos Aires: Editorial
Kapelusz S.A.
Gutierrez, J. (1982). Química superior. España, Barcelona: Editorial Cultural S.A.
Rovira, J. (1986). El mundo de la química. , Argentina, Buenos Aires: Editorial Clasa S.A.
Para el estudiante:
Guía de laboratorio
Separatas sobre volumetría
Ficha de metacognición
42
UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN
ENRIQUE GUZMÁN Y VALLE
“Alma Máter del Magisterio Nacional”
Guía de práctica
PRÁCTICA N°1 VOLUMETRÍA ÁCIDO - BASE
• Objetivo
-Hallar la concentración de una solución problema empleando el volumen de una solución
estándar (valorada).
• Principios teóricos volumetría
La volumetría consta de un serie de estrategias de análisis cuantitativo estas se basan en la
medicion de los volúmenes de una disolución con concentración definida y conocida. Es
sencilla de emplear, además de brindar resultados de gran exactitud. La técnica para este
estudio es la titulación o valoración, la cual se realiza cuantificando con rigurosidad el
volumen empleado del reactivo titulante, para lo cual se usa una bureta, instrumento
necesario para reaccionar cierta una cantidad no conocida de otro reactivo al cual se le
conoce como analito o muestra problema. La titulación puede ser llamada también con el
nombre de normalización o valoración volumétrica. De forma general, los siguientes
puntos son indispensables para una titulación apropiada:
a. La reacción que existe entre el analito y el titulante debe resultar estequiométrica, dicho
de otro modo, debe ser bien definida y conocida. Un ejemplo de ello es la reacción
generada en la titulación del carbonato de sodio con ácido sulfúrico:
Na2CO3+ H2SO4→Na2SO4+ CO2+ H2O
43
b. Necesita ser una reacción rápida.
c. No deben haber reacciones secundarias ni interferencias.
d. El final de la titulación debe ser marcado por una variación nítida de alguna
característica visible física o eléctrica de la solución, ejemplo: la variación de pH.
e. El uso de un indicador apropiado para cada titulación, este debe ser determinado por
su zona viraje. Recordemos que el indicador es una sustancia que tienden a presentar
colores en presencia de sustancias ácidas y básicas.
f. El punto en el cual la concentración de compuesto que se haya contenido en un
volumen fijo de Solución Estándar es equivalente a la concentración de compuesto
que se contiene en un volumen fijo de analito o Muestra Problema, a esto llamamos
Punto de Equivalencia. Siendo un punto considerado en teoría, debido a que en la
experimentación no puede ser observado.
g. El Punto Final por otro lado, es el instante en que observamos de manera
experimental la neutralización. Este punto está caracterizado por el fin de la reacción
resultado de la participación de un reactivo indispensable denominado indicador,
generándose una variación notoria particularmente de coloración o formación de
partículas precipitantes. El Punto final es el instante en que la gota excedente de
titulante hace virar el color del indicador empleado.
h. La reacción necesita ser cuantitativa. Para ello se requiere que el equilibrio de la
reacción se halle desplazado a la derecha, y que el cambio resulte notable en el punto
final y de paso a conseguir la exactitud necesaria.
SOLUCIONES ESTÁNDAR
Estas son sustancias que actúan como referencia para poder hallar la concentración que es
desconocida en una muestra que se desea investigar.
44
Se logra al disolver una cantidad conocida con precisión de alguna sustancia química de
pureza muy alta al que se le llama estándar o patrón primario y se diluye en un volumen
que se conoce con gran exactitud en una fiola. El Patrón Primario por su estabilidad frente
a factores ambientales como humedad, luz, calor es usado de forma directa.
Una opción alterna es emplear una sustancia química adecuada para realizar la titulación,
pero que debido a carecer de la apropiada pureza para emplearlo de manera directa, puede
pasar por un proceso de estandarización empleando un patrón primario. Ejemplo de ello, el
hidróxido de sodio es un patrón secundario, todo debido a no poseer la pureza requerida
para lograr de forma directa una solución estándar del mismo, para valorarlo se requiere de
un ácido estándar primario, como el ftalato ácido de potasio (FAP). El FAP es una
sustancia sólida que es posible medirse su masa con gran precisión.
La solución estándar o patrón primario requiere de las siguientes condiciones:
• Tiene que ser de pureza elevada (100%)
• A temperatura ambiente la solución debe ser estable.
• Debe poseer un alto peso molecular.
• Los costos para la preparación deben ser mínimos y de fácil adquisición.
Para realizar los cálculos del análisis volumétrico la medida del analito debe ser igual a la
medida de la solución titulante o también es posible que, las concentraciones de los
compuestos que reaccionan entre sí deben ser equivalentes. Por esto:
45
VSOLUCIÓN PATRON x CSOLUCIÓN PATRÓN= VSOLUCIÓN PROBLEMA x CSOLUCIÓN PROBLEMA
Esto es resumido en la siguiente ecuación,
V1 x C1= V2x C2.
Por lo tanto, ya que la concentración puede expresarse en términos de molaridad o
normalidad, entonces obtenemos lo siguiente:
V1x M1= V2x M2 ó V1xN1= V2x N2
Y si se emplea el peso como uno de los datos en alguno de los reactivos se trabaja
utilizando la siguiente ecuación:
𝑤1
= V2xN2 𝑃𝑒𝑞1
Donde:
W1= Masa de la sustancia en gramos.
Peq1= Peso equivalente de la sustancia en g/eq-g. V = Volumen de la sustancia en litros.
N= Normalidad de la solución eq-g/L.
VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE
Fundamentalmente la volumetría ácido-base es el resultado de la neutralización de una
sustancia ácida con una alcalina o viceversa, formándose una sal en medio acuoso, esta se
basa en las pautas generales de volumetría.
Las reacciones químicas experimentales que están implicadas en este procedimiento son:
Procedimiento:
HCl(ac) + NaOH → NaCl + H2O
Ácido Clorhídrico Hidróxido de Sodio ….. Cloruro de Sodio Agua
La aplicación de las distintas técnicas volumétricas consiste primordialmente en la
cuantificación de diversos componentes en productos que empleamos con regularidad, esto
46
continuamente para el control de calidad en empresas que elaboran estos productos.
• PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
a) Materiales y equipos:
• -Vaso de precipitado, matraz Erlenmeyer, bureta, pipeta, probeta, fiola, bagueta,
piceta, soporte universal, balanza.
b) Reactivos:
• -Solución estándar de ácido clorhídrico, HCl 0,1 N
• -Solución problema de hidróxido de sodio, NaOH
• -Indicador fenolftaleína en frasco gotero
• -Agua destilada
c) Procedimiento
Titulación de una solución de hidróxido de sodio con una solución estándar de HCl:
1. Una vez la bureta limpia enjuagamos el interior con un poco de la solución patrón de
ácido clorhídrico 0.1 N, haciendo que el exceso vaya a un vaso precipitado para
desecharlo.
2. Aseguramos que la bureta este cerrada y pasamos a llenarla con ácido hasta el
volumen de su capacidad teniendo cuidado de no dejar burbujas en su interior.
3. Trasvasamos con la pipeta 10 ml de solución problema de NaOH aun matraz de 250
ml y agregamos 50 ml de agua destilada. Así como dos gotas de indicador
(fenolftaleína).
4. Con precaución se añadirá la solución de la bureta en al matraz, la mano izquierda se
encarga de abrir la llave mientras con la derecha se ira agitando el matraz con ambas
soluciones hasta que la solución se vuelva incolora.
Anotaremos la cantidad del volumen gastado en la bureta y realizaremos los cálculos.
47
Datos:
VSOLUCIÓN PATRON (V1) =
CSOLUCIÓN PATRÓN (C1) =
VSOLUCIÓN PROBLEMA (V2) =
CSOLUCIÓN PROBLEMA (C2) =
Cálculo para hallar la concentración de la solución
problema:
V1 x C1= V2x C2.
48
UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN
ENRIQUE GUZMÁN Y VALLE
Alma Máter del Magisterio Nacional
FICHA DE HETEROEVALUACIÓN DE TRABAJO EN LABOTARORIO
Tema:………………………………………………………………………………
Inte
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C
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los
mate
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Con
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uye
a l
as
con
clu
sion
es
soli
cita
das
Nota
20% (4 p) 20% (4 p) 20% (4 p) 20% (4 p) 20% (4 p)
GRUPO 1
1
2
3
4
GRUPO 2 1
2
3
4
49
UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN ENRIQUE GUZMÁN Y VALLE
Alma Máter del Magisterio Nacional
FICHA DE METACOGNICIÓN
Nombres y apellidos: ……………………………………………………………………..
RESPONDE BREVEMENTE:
a. ¿Cómo te sentiste durante el desarrollo del tema?
……………………………………………………………………………………………….
.
b. ¿Qué aprendí?
……………………………………………………………………………………………….
c. ¿Cómo aprendí?
……………………………………………………………………………………………….
d. ¿Qué uso le daría a mi vida cotidiana lo que aprendí?
……………………………………………………………………………………………….
e. ¿Qué parte del desarrollo del tema te pareció más complicado?
……………………………………………………………………………………………….
f. Marca con una X
Marca con una x donde
creas conveniente. ☺
Participé activamente en el
trabajo experimental.
Demostré interés por seguir
aprendiendo
Respeté la participación de
mis compañeros.
50
Síntesis
Una de las características típicas de los ácidos y las bases es la de reaccionar entre sí
alterando totalmente sus propiedades características, es decir, originando una reacción de
neutralización.
La operación de valoración o volumetría es la acción por la cual se determina la
concentración de una disolución desconocida por medio de la neutralización con otra
concentración ya conocida. Cuando la valoración se trata de una disolución ácida que se
neutraliza con una base se denomina acidimetría. Si es una base que se neutraliza con un
ácido recibe el nombre de alcalimetría.
La concentración de un ácido y de una base se mide en normalidades, ya que el
número de equivalente del ácido o de la base gastado en la neutralización es igual al
número de equivalentes de la base o ácido que los neutraliza respectivamente:
Equivalentes de ácido= Equivalentes de base
Aplicando la fórmula de normalidad:
Número de equivalentes
N =
Volumen en litros
Se obtiene el número de equivalentes:
Número de equivalentes= N.V.
Puesto que el número de equivalentes es el mismo, tanto para un ácido como para una
base tendremos: N.V= N’.V’ (siendo N la normalidad del ácido; V volumen del ácido; N’,
normalidad de la base; y V’ volumen de la base).
Es decir, se llama volumetría al procedimiento por la cual determinamos la
concentración de un ácido (o una base) desconocida, midiendo el volumen de una
disolución de concentración conocida de una base (o ácido) necesaria para la
neutralización.
51
Apreciación crítica y sugerencias
La volumetría es un tema que hoy en día no está presente en el currículo educativo de
forma imprescindible siendo lo más cercano, los estudios de ácidos y bases que se
imparten en los centros educativos.
Ahora conocemos la importancia sobre este tema que no solo es teórico sino que su
práctica es aplicable en contextos más reales en muchas ramas de la ciencia, permitiendo
cultivar la semilla de la curiosidad en cada estudiante a través de casos cotidianos.
Sin embargo la realidad en calidad educativa es preocupante debido a que al docente
se le pide o mejor dicho se le exige calidad de enseñanza pero se le limita con materiales
de laboratorio (estos se encuentran en pésimas condiciones o simplemente el laboratorio
carece de ellas). De la misma forma ocurre con el tema de reactivos necesarios para dichas
operaciones, entonces como impartir temas más complejos si las entidades encargadas no
facilitan los medios necesarios para la misma.
Existen temas más complejos que requieren actividades con material de laboratorio
adecuado que no solo sirvan de adorno en una institución pero del mismo modo docentes
preparados y capacitados constantemente para dirigir dichos laboratorios.
52
Referencias
Alexéiev, N.V. (1978). Análisis cuantitativo (2 ed.). URSS, Moscú.: Editorial Mir.
Arthur, V. (1960). Química Analítica cuantitativa. Argentina, Buenos Aires. Editorial
Kapelusz S.A.
Asociación Fondo de Investigadores y Editores (2012). Compendio académico de
química. Perú, Lima: Editorial Lumbreras.
Chang, R. (2007). Química (10 ed.). Perú, Lima: Editorial Mc Graw Hill.
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