1. RESUMEN

En la práctica No. 5, se determinó la concentración del hidróxido de sodio

(NaOH) a partir de la titulación ácido clorhídrico (HCl).

Se preparó una solución de hidróxido de sodio (NaOH) y ácido clorhídrico (HCl)

a 0.5M en 100mL de agua destilada, luego se tomó el (HCl) como titulante y el

analito (NaOH) cuya concentración se deseaba determinar. Como indicador se

usó la fenolftaleína la cual permitió visualizar la reacción completa.

Las concentraciones del ácido clorhídrico (HCl) fueron de: HCl 0.5M, HCl 0.5N,

HCl 5,012m, % en volumen de HCl fue 49.9% y las concentraciones de

hidróxido de sodio (NaOH) fueron NaOH 0,499M, NaOH 0.499N, NaOH

4,209m, % en peso de NaOH fue 14.4%.

Las condiciones de trabajo en el laboratorio fueron de 0.84 atm y una

temperatura de 25°C.

2. OBJETIVOS

General

1. Determinar la concentración de NaOH y HCl a partir de la titulación.

Específicos

1. Hacer cálculos cuantitativos de unidades físicas de concentración % en

peso de NaOH y % en volumen de HCl.

2. Aplicar cálculos cuantitativos de unidades químicas de concentración

tales como: molalidad, normalidad y molaridad para determinar la

concentración de NaOH y HCl.

3. Determinar la densidad de reacción neutralizada.

3. MARCO TEÓRICO

3.1.Soluciones

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes,

perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente

con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último

significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en

una sola fase (solida, liquida o gas) bien definida.

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

3.2. Características de las soluciones (o disoluciones):

1. Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples

como decantación, filtración, centrifugación, etc.

2. Sus componentes sólo pueden separarse por destilación, cristalización,

cromatografía.

3. Los componentes de una solución son soluto y solvente.

Soluto es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el que se

disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas. El azúcar se puede utilizar

como un soluto disuelto en líquido (agua).

Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el

medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la

solución. Aunque un solvente pude ser un gas, líquido o sólido, el solvente más

común es el agua.

3.3. Mayor o menor concertación

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo:

una solución 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.

Ejemplo, una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Saturada: se dice que una disolución está saturada a una determinada

temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo, 36

gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20°C. Si intentamos disolver

38 de gramos de sal en 100 gramos de agua, solo se disolverá 36 gramos y los

2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

Sobresaturada: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la

permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por

enfriamientos rápidos o por descomposiciones bruscas. Ejemplo: al sacar el

corcho a una botella de refresco gaseoso.

3.4. Unidades físicas de concertación

a) Porcentaje masa en masa (%m/m): Indica el peso de soluto por cada

100 unidades de peso de la solución.

%PP

= pesodel solutopeso de la soución

∗100

b) Porcentaje volumen a volumen (%V/V): Se refiere al volumen de soluto

por cada 100 unidades de volumen de la solución.

%VV

= Volumendel solutoVolumende la solución

∗100

c) Porcentaje peso a volumen (%P/V): Indica el número de gramos de

soluto que hay en cada 100mL de solución.

%PV

= gramosdel solutoVolumende la solución

∗100

d) Molaridad (M): Se define como el número de moles de soluto disuelto en

un litro de solución.

M= moles de solutolitrosde disolución

Se dice que una disolución es 3M (3 molar) cuando contiene 3 moles de soluto

por cada litro de disolución.

e) Molalidad (m): De una disolución se define como el número de moles de

soluto presentes por cada Kg de disolvente

m= molesde solutoKgdedisolución

Por lo tanto, se dice que una disolución es 2.4m (2.4 molar) cuando contiene

2.4 moles de soluto por cada Kg de disolvente.

f) Normalidad (N): La molaridad se usa extensamente en química, pero

algunos químicos usan una unidad de concentración en análisis

cuantitativo que se llama normalidad (N). Una solución uno-normal

contiene un equivalente por litro. Un equivalente representa la masa de

material que da un número de Avogadro de unidad reaccionantes. Una

unidad de reaccionantes es un protón o un electrón. Para los ácidos y las

bases, el número de unidades reaccionantes se basa en el número de

protones (es decir, iones de hidrógeno) que un ácido aporta o con el que

una base reacciona; para las reacciones de oxidorredución, éste se basa

en el número de electrones que un agente oxidante o reductor toma o

aporta. Así, por ejemplo, el ácido sulfúrico, H2SO4, tiene dos unidades

reaccionantes o protones; es decir hay dos equivalentes de protones en

cada mol.

Númerode equivalentes (eq )= Peso (g )

peso eq .( geq )=normalidad( eqL ) x volumen(L)

g) Formalidad: Los químicos algunas veces el termino de formalidad para

soluciones de sales iónicas que no existen como moléculas en estado

sólido ni en solución. La concentración se da como formal (F). De

manera operativa, la formalidad es idéntica a la molaridad: la primera se

reserva algunas veces para describir las concentraciones de

composición de las soluciones (es decir, la concentración analítica total),

y la segunda para concentración de equilibrio.

h) Fracción molar (Xi): Se define como la relación entre los moles de un

componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales

presentes en la solución.

X solvente=molesde solvente

molesde soluto+molesde solvente

X soluto=moles de soluto

molesde soluto+moles de solvente

X soluto+X solvente=1

3.5. Ácidos y bases

Los ácidos y las bases son electrolitos importantes. Los ácidos son donadores

de protones; incrementan la concentración de H+(ac) de las disoluciones

acuosas a las que son agregados. Las bases son aceptores de protones;

incrementan la concentración de OH-(ac) de las disoluciones acuosas. Aquellos

ácidos y bases que son electrolitos fuertes se conocen como ácidos fuertes y

bases fuertes, respectivamente.

Cuando se mezclan disoluciones de ácidos y bases, ocurre una reacción de

neutralización. La reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido

metálico produce agua y una sal. Si en la reacción de neutralización se inicia

con iguales cantidades molares del ácido y de la base, al final de la reacción

únicamente se tendría una sal y no habría ácido o base remanentes. Ésta es

una característica de las reacciones de neutralización ácido-base.

3.6. Titulación

Es una técnica utilizada para determinar la concentración de un soluto dado en

una disolución. Una titulación involucra la combinación de una muestra de la

disolución con concentración desconocida con una disolución reactiva de

concentración conocida, llamada disolución estándar. El punto en que

reaccionan cantidades estequiométricamente equivalentes, se conoce como

punto de equivalencia de la titulación.

Se puede utilizar un indicador para mostrar el punto final de la titulación, el que

está muy cercano al punto de equivalencia.

Figura 1. Como se debe prepara una titulación

3.7. Solución patrón o estándar

En química analítica un estándar es una preparación que contiene una

concentración conocida de un elemento o sustancia específica.

3.8. Patrón primario

Un patrón primario también llamado estándar primario es una sustancia

utilizada en el proceso de titulación como analito. Usualmente son sólidos que

cumplen con las siguientes características:

Tienen composición conocida.

Deben tener un porcentaje elevado de pureza.

Debe ser estable a temperatura ambiente.

No debe absorber gases.

Debe reaccionar rápida y estequiometricamente con el titulante.

Debe tener un peso equivalentemente grande.

3.9. Patrón secundario

El patrón secundario también es llamado estándar secundario y en el caso de

una titulación suele ser titulante. Su nombre se debe a que en la mayoría de los

casos se necesita del patrón primario para conocer su concentración exacta.

4. MARCO METODOLÓGICO

4.1. Cristalería y equipo

2 balones de 100mL

1 probeta

1 bureta

1 pipeta de 10mL

1 soporte universal

2 beacker de 100mL

4.2. Reactivos

2g NaOH

4mL HCl

2 gotas de fenolftaína

4.3. Procedimiento

1. Se preparó una solución 0.5M de HCl, luego de determinar los mililitros,

se transfirió al balón para continuar la dilución.

2. Se preparó una solución 0.5 M de hidróxido de sodio en un volumen total

de 100 mL, se hizo la disolución de las lentejuelas del hidróxido de sodio

en un Beacker, en una cantidad no mayor de 20 mL de agua y luego se

transfirió al balón para continuar la dilución.

3. Se tomó 10 mL de solución de hidróxido de sodio y se descargó en un

earlenmeyer.

4. Se llenó la bureta con la solución patrón de ácido clorhídrico que el

instructor proporcionó.

5. Se colocó dos gotas de fenolftaleína a la solución de hidróxido de sodio

contenida en el earlenmeyer y se procedió a la estandarización, haciendo

uso de la solución patrón y agregando la fenolftaleína gota a gota, hasta

observar un cambio en la coloración del indicador.

6. Se determinó la densidad de las soluciones de hidróxido de sodio y ácido

clorhídrico preparadas.

4.4. Diagrama de flujo

Fuente: elaboración propia

5. RESULTADOS

Tabla 1. Concentraciones

Unidad de concentración Hidróxido de

sodio (NaOH)

Ácido clorhídrico

(HCl)

Molaridad (M) 0,499 0.5

Molalidad (m) 4,209 5,012

Normalidad (N) 0,499 0.5

Porcentaje de masa (%m/m) 14.4 No aplica

Porcentaje de volumen (%V/V) No aplica 49.9

Densidad de reacción neutralizada 1.003 g/mL

Fuente: Datos calculados

6. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

La titulación fue un método que permitió determinar la concentración de NaOH

desconocida, haciéndola reaccionar con otra concentración conocida HCl la

solución estándar. La titulación ácido-base se realizó mediante un proceso

denominado neutralización, ya que fue el momento, en que la cantidad de ácido

y base reaccionaron, por lo tanto las concentraciones se igualaron, cabe

mencionar que el número de moles de ambas soluciones fue igual por lo que se

pasó a calcular la concentración molar existente de la solución NaOH.

La concentración de HCl y NaOH puede visualizarse en la tabla 1, como se

puede observar la molaridad y normalidad del NaOH calculada por medio de la

titulación fue semejante a la molaridad y normalidad del HCl, como se mencionó

anteriormente la cantidad de ácido y base que reaccionaron fueron semejantes.

La molalidad muestra igualdad entre ambos reactivos, esto demuestra que la

disolución logro neutralizarse.

Por tanto, se llegó a concluir que, para poder realizar la titulación acido-base la

reacción Valorante+Analito→ productodereacción debe estar en constante

equilibrio, cabe destacar la importancia del indicador acido-base (fenolftaleína),

porque este indicador permitió determinar la neutralización por medio del

cambio del color (de rosa a incolora).

7. CONCLUSIONES

1. La concentraciones físicas de % en peso de NaOH fue 14.4% y % en

volumen de HCl fue 49.9%.

2. Las concentraciones químicas del HCl fueron las siguientes: HCl 0.5M, HCl

0.5N, HCl 5,012m y para el NaOH las siguientes: NaOH 0,499M, NaOH

0.499N, NaOH 4,209m.

3. La densidad de la reacción neutralizada fue 1.003 g/mL.

8. Bibliografía

1. Kotz, John. Química y Reactividad Química. Universidad Estatal de

Nueva York, Oneonta. Quím. Aguilar Ortega, Ma. Teresa, Traducido del

Inglés. 5ª edición. Editorial Thomson; México, 2003. 181 – 183 y 559 –

562 págs.

2. Chang, Raymond. “Química”. College Willians. Traducido del Inglés. 10ª

edición. Editorial Mc Graw-Hill; Colombia, 2010. 513 - 521 págs.

9. APÉNDICE

9.1. Datos originales

9.2. Muestra de cálculo

Densidad

Para calcular la densidad de la sustancia, se pesó la masa y volumen a

diferentes corridas.

ρ=mv

[Ecuación 1]

Donde:

ρ = densidad (g/mL)

m = masa (g)

V = volumen (mL)

Para el NaOH la densidad se calculó a una temperatura de 25°C, la

masa fue 18.8 g y el volumen de 19 mL, entonces:

ρ=18.8 g19mL

=0.97 g /mL

De la misma manera se calculó la densidad para cada corrida.

Fórmula de la Rx, neutralización

HCl+NaOH→NaCl+H 2O [Ecuación2]

Normalidad a partir de la titulación

Para calcular la normalidad del ácido clorhídrico, se midió el volumen

gastado a diferentes corridas con la siguiente ecuación:

N1V 1=N2V 2[Ecucaión3 ]

Donde:

N1 = Normalidad disolución original [N]

V 1 = volumen de disolución original [mL]

N2 = Normalidad de disolución a preparar [N]

V 2 = volumen de disolución a preparar [mL]

Para de determinar los moles de concentración del NaOH se realizó a

partir de la titulación:

N1∗10mL=0.5N∗9.98mL

N1=0.5N∗9.98mL

10ml=0.499N≠0.499M

Conociendo los valores mencionados, la concentración del analito es

factible encontrarla utilizando la ecuación 3, es importante tener en cuenta que

Titulación: HCl [0.5M] <> 0.5N

Vol. gast. = 9.98 mL

Analito NaOH

Vol = 10mL

N = x

no es posible utilizarla para todas las reacciones de titulación ya que solo es

válida para aquellas reacciones que respondan a una estequiometria 1:1, es

decir que reaccionen con los mismos moles de analito que de valorante, para

alcanzar el punto equivalente.

Molaridad

Para determinar la Molaridad se usó la siguiente ecuación:

M=CantidadmolVol solución

[Ecuación 4]

Donde:

M = concentración molar del soluto [M]

Cantidad mol = cantidad de mol del soluto [mol]

Vol solución = volumen de la solución [L]

Para el HCl, a partir de su densidad y volumen gastado se halló su masa.

m=ρ∗v

m=1.19 gmL

∗9.98mL=11.8762g

Se determinó sus moles a partir de los gramos hallados anteriormente.

11.8762gHCl∗1molHCl

36 gHCl=0.3299molHCl

Se hizo la conversión de los mililitros de NaOH a litros.

10mL∗1 L1000mL

=0.01 L

Con la ecuación 4 se determinó la Molaridad

M=0.3299mol0.01 L

=32.99M

Molalidad

Para determinar la molalidad del NaOH se utilizó la fórmula:

m= molkg disol

[Ecuación 5]

Donde:

m = Molalidad de soluto [m]

mol = cantidad de soluto [mol]

kg = kilogramo de sidolvente [kg]

Se usaron 2 g de NaOH en 9.98 mL de HCl (densidad del HCl,

1.19g/mL).

2gNaOH∗1molNaOH

40 gNaOH=0.05molNaOH

Usando la ecuación 1, de despejo para hallar la masa del HCl.

m=ρ∗v

m=1.19 gmL

∗9.98mL=11.8762 g∗1kg1000 g

=0.0119 kg

Se sustituyó los datos en la ecuación 5 para encontrar la Molalidad del

NaOH.

m= 0.05mol0.0119 kg

=4.2017m

Para hallar la molalidad del HCl se usó la misma ecuación.

Normalidad con gramos equivalentes

Para el cálculo se usó la siguiente ecuación:

N=¿eq−gLsln

[Ecuación6]

Donde:

N = cantidad de concentración del soluto [N]

#eq-g = número de equivalentes gramos

L sln = litros de solución [L]

Para el HCl se hizo el siguiente cálculo con la siguiente indicación:

Ácido→¿H+¿en1mol ¿

Base→¿¿

(HCl )1molHCl→1equivalente−gramo

A partir de los gramos se encontró el eq-g

11.8762

gHCl∗1molHCl36 gHCl

∗1eq−g

1molHCl=0.3299eq−g

Con la ecuación 6 se determinó la normalidad del HCl con 0.01L de

NaOH.

N=0.3299eq−g0.01L

=32.99N

% volumen

Para el cálculo se usó la siguiente ecuación:

%VV

= mL solutomL soluto+mLdisolvente

∗100% [Ecuación7]

Donde:

%V/V = porcentaje de volumen

mL soluto = gramos del soluto [mL]

mL disolvente = gramos del disolvente [mL]

100% = constante

El porcentaje de volumen del HCl en la solución contiene, 9.98 mL de

HCl en 10 mL de NaOH, el dato fue:

%VV

= 9.98mL9.98mL+10mL

∗100%=49.9%

% peso

Para el cálculo de % en peso se utilizó la fórmula:

%mm

= g solutog soluto+gdisolvente

∗100% [Ecuación8 ]

Donde:

%m/m = porcentaje de masa

g soluto = gramos del soluto [g]

g disolvente = gramos del disolvente [g]

100% = constante

El porcentaje en masa de NaOH en la solución contiene, 2 g de NaOH en

11.8762 g de HCl, el dato fue:

%mm

= 2 g2g+11.8762 g

∗100%=14.4%

9.3. Datos calculados

Tabla 2. Titulación HCl [0.5M]

Corrida Volumen gastado

HCl [mL]

Volumen NaOH

[mL]

1 9.5 10

2 9.5 10

3 10.3 10

4 9.3 10

5 9.4 10

6 10.5 10

7 12.5 10

8 12.5 10

9 10 10

10 9.5 10

11 9.5 10

12 10.4 10

13 10.7 10

14 9.7 10

15 10 10

16 9.4 10

17 10 10

18 8.5 10

19 8.8 10

20 9.6 10

Promedio 9.98 10

Desviació

n

1.016 0.01

Fuente: Datos tomados del laboratorio

Tabla 3. Resultados de la densidad de reacción neutralizada

Corridas Masa [g] Volumen [mL] Densidad [g/mL]

1 18.8 19 0.97

2 20.31 19.5 1.04

3 19.43 19.2 1.012

4 19.66 19.4 1.013

5 19.3 19.63 0.98

Promedio 1.003

Fuente: Datos tomados del laboratorio

9.4. Análisis de error

Tabla 4. Incerteza cristalería

Cristalería Incerteza

Balón de 100 mL ± 0.5 mL

Probeta 100 mL ± 0.5 mL

Bureta 25 mL ± 0.125 mL

Pipeta 10 mL ± 0.005 mL

Beacker 100 mL ± 0.5 mL

Fuente: Datos tomados del laboratorio