PROCEDIMIENTO EXPERIMENTALSe preparó una solución diluida de vinagre de la forma siguiente:Se tomo 25 ml de vinagre comercial, medido con una pipeta y se vertió en un matraz aforado de 100 ml. Se enrasó con agua destilada hasta la línea de aforo y se agitó.

Posteriormente se determino de la concentración de Ácido Acético en el vinagre comercial de la siguiente manera:a) Se tomó una bureta de 50 ml de capacidad, se lavó. Se Curo con una pequeña cantidad de NaOH. Se Boto el liquido y luego, con la ayuda de un vaso de precipitado pequeño, se enrasó a cero con la solución de NaOH de concentración conocida (0.1794 N), teniendo cuidado de que no queden burbujas en la parte inferior de la bureta.

b) Se tomó un matraz Erlenmeyer de 100 ml de capacidad se curó y se agregó con una pipeta, 25 ml de la solución de vinagre preparada se le añadió 2 gotas de fenolftaleina.

c) Se comenzó la titilación, añadiendo gota a gota la solución básica de la bureta.

d) Se agitó continuamente la solución contenida en el matraz hasta la aparición de un color Rosado pálido.

e) Se repitió los pasos a y b dos veces.

ANÁLISIS DE LOS RESULTADOSLos resultados fueron buenos ya que en las tres pruebas se obtuvo un color rozado pálido lo que indicó que se llego al punto exacto de neutralización, es decir; donde el equivalente gramo del ácido era igual al de la base.

Esto fue posible a que se añadió con sumo cuidado el NaOH contenido en la bureta, a una buena apreciación de los volúmenes de la base y el ácido, y a un movimiento constante en circulo del matraz donde estaba contenido el ácido acético (CH3COOH) para saber cuan cerca de la neutralización se estaba; obteniendo para la prueba nº 1 un volumen de 25,6 ml de NaOH, para la nº 2 un volumen de 26,1 ml de NaOH.

Como podemos apreciar estos volúmenes estuvieron muy aproximados por lo que el resultado de las neutralizaciones fue bastante parecido.

CONCLUSIONESLa titulación por método volumétrico permite evaluar la concentración desconocida del ácido acético (CH3COOH) a través de la concentración ya conocida del hidróxido de sodio (NaOH), es decir, lado la cantidad de dicha base necesaria para reaccionar cuantitativamente con esa disolución ácida.

El punto final de la titulación es llamado es llamado punto de equilibrio que puede conocerse gracias a los indicadores, los cuales pueden variar sus concentraciones físicas dependiendo del tipo de solución presente.

Al tener conocimiento de la concentración desconocida, se determina el porcentaje masa / volumen.

El punto final la titilación se puede determinar cualitativamente uniendo las soluciones de ácido acético e hidróxido de sodio hasta producirse el color rozado pálido, en donde se encuentran cantidades iguales de equivalentes de ácido y base

RECOMENDACIONESEs bueno elegir el indicador mas adecuado para cada experimento, de manera que haya la menor diferencia posible entre el punto de equivalencia y el punto final.

Medir con mucha exactitud las unidades volumétricas y prestar mucha atención en el momento de agregar la base al medio ácido para evitar que desvíen nuestra práctica de los resultados más óptimos.

Al momento de realizar la titilación abrir cuidadosamente la llave de la bureta para que la titilación se de correctamente.

Wikipedia – Análisis Volumétrico

Utilizando una bureta calibrada para añadir el valorante es posible determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se alcanza el punto final. El punto final es el punto en el que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un indicador (ver más adelante). Idealmente es el mismo volumen que en el punto de equivalencia—el número de moles de valorante añadido es igual al número de moles de analito, algún múltiplo del mismo (como en los ácidos polipróticos. En la valoración clásica ácido fuerte-base fuerte, el punto final de la valoración es el punto en el que el pH del reactante es exactamente 7, y a menudo la solución cambia en este momento de color de forma permanente debido a un indicador. Sin embargo, existen muchos tipos diferentes de valoraciones (ver más adelante). Pueden usarse muchos métodos para indicar el punto final de una reacción: a menudo se usan indicadores visuales (cambian de color). En una titulación o valoración ácido-base simple, puede usarse un indicador de pH, como la fenolftaleína, que es normalmente incolora pero adquiere color rosa cuando el pH es igual o mayor que 8,2. Otro ejemplo es el naranja de metilo, de color rojo en medio ácido y amarillo en disoluciones básicas. No todas las titulaciones requieren un indicador. En algunos casos, o bien los reactivos o los productos son fuertemente coloreados y pueden servir como "indicador". Por ejemplo, una titulación o valoración redox que utiliza permanganato de potasio como disolución estándar (rosa/violeta) no requiere indicador porque sufre un cambio de color fácil de detectar pues queda incolora al reducirse el permanganato. Después del punto de equivalencia, hay un exceso de la disolución titulante (permanganato) y persiste un color rosado débil que no desaparece.

Debido a la naturaleza logarítmica de la curva de pH, las transiciones en el punto final son muy rápidas; y entonces, una simple gota puede cambiar el pH de modo muy significativo y provocar un cambio de color en el indicador. Hay una ligera diferencia entre el cambio de color del indicador y el punto de equivalencia de la titulación o valoración. Este error se denomina error del indicador. Por este motivo es aconsejable efectuar determinaciones en blanco con el indicador y restarle el resultado al volumen gastado en la valoración.

Preparación de una muestra para titulación o valoración

En un titulación o valoración, tanto la sustancia patrón como el analito deben estar en fase líquida (o en disolución). Si la muestra no es un líquido o una disolución, debe ser disuelta. Si el analito está muy concentrado en la muestra a analizar, suele diluirse. Aunque la amplia mayoría de las titulaciones se llevan a cabo en disolución acuosa, pueden usarse otros disolventes como ácido acético o etanol con igual finalidad, para determinados análisis. Una cantidad medida de muestra se coloca en un frasco donde se disuelve y se diluye si es necesario. El resultado matemático de la valoración puede calcularse directamente mediante la cantidad de valorante medida. Cuando la muestra ha sido disuelta o diluida previamente a la valoración, la cantidad de disolvente utilizado para disolver o diluir debe ser bien conocida (generalmente es un coeficiente entero) para poder considerarlo en el resultado matemático de la valoración de la muestra original. Muchas valoraciones requieren un cierto control del pH de la reacción. Para ello, se usan disoluciones amortiguadoras añadidas en el frasco de la disolución a analizar para mantener el pH de la solución. En otros casos se debe enmascarar un cierto ion: esto es necesario cuando hay dos reactivos en la muestra que pueden reaccionar con la sustancia patrón y solo queremos valorar uno de ellos, o bien cuando la reacción puede ser inhibida o alterada por la presencia de ese ion. Se procede añadiendo otra disolución a la muestra para enmascarar o secuestrar el ion no deseado, mediante la formación de un enlace débil con él o incluso formando una sustancia insoluble. Algunas reacciones redox pueden requerir calentar la disolución con la muestra y valorar mientras está todavía caliente (para incrementar la velocidad de reacción). Por ejemplo, la oxidación de ciertas soluciones de oxalato requiere calentar la solución hasta unos 60 grados centígrados para mantener una adecuada velocidad de reacción.

Procedimiento

Una titulación o valoración comienza con un vaso de precipitados o matraz Erlenmeyer conteniendo un volumen preciso del reactivo a analizar y una pequeña cantidad de indicador, colocado debajo de una bureta que contiene la disolución estándar. Controlando cuidadosamente la cantidad añadida, es posible detectar el punto en el que el indicador cambia de color. Si el indicador ha sido elegido correctamente, este debería ser también el punto de neutralización de los dos reactivos. Leyendo en la escala de la bureta sabremos con precisión el volumen de disolución añadida. Como la concentración de la disolución estándar y el volumen añadido

son conocidos, podemos calcular el número de moles de esa sustancia (ya que ). Luego, a partir de la ecuación química que representa el proceso que tiene lugar, podremos calcular el número de moles de la sustancia a analizar presentes en la muestra. Finalmente, dividiendo el número de moles de reactivo por su volumen, conoceremos la concentración buscada.

Curvas de valoración

Una curva típica de valoración de un ácido diprótico, ácido oxálico, titulado con una base fuerte, hidróxido de sodio. Son visibles los dos puntos de equivalencia, a 15 y 30 mL

Las valoraciones se representan mediante curvas de valoración, en las que suele representarse como variable independiente el volumen añadido de disolución estándar, titulante o patrón, mientras la variable dependiente es la concentración del analito en la etapa correspondiente de valoración (en una valoración ácido-base es generalmente el pH de la disolución, que cambia según la composición de las dos disoluciones). En el caso de las valoraciones ácido-base, las curvas de valoración reflejan la fuerza del ácido y de la base correspondientes. Por ejemplo, en una valoración de ácido fuerte con una base débil, la curva de valoración será relativamente lisa, aunque muy escarpado para puntos cerca el punto de equivalencia de la valoración. En este caso, pequeños cambios en el volumen del valorante producen cambios grandes del pH cerca del punto de equivalencia. En este caso, una amplia gama de indicadores sería apropiada (por ejemplo el tornasol, la fenolftaleína o el azul de bromotimol). Por otro lado, si uno de los componentes de una valoración ácido-base es un ácido débil o una base débil, y el otro es un ácido fuerte o una base fuerte, la curva de valoración es claramente irregular cerca del punto de equivalencia (y el pH no cambia "tanto" con la adición de pequeños volúmenes de valorante). Como ejemplo, la curva de valoración del ácido oxálico (un ácido débil) con hidróxido de sodio (una base fuerte) se ha representado en la imagen anterior. Aquí, el punto de equivalencia ocurre a un pH entre 8 y 10, y así el analito es básico en el punto de equivalencia (con más precisión, el ion hidróxido experimenta una reacción de hidrólisis en el agua produciendo iones hidróxido). Un indicador como la fenolftaleína sería apropiado para esta valoración en particular. La curva de valoración correspondiente a una valoración de una base débil con un ácido fuerte se comporta de modo análogo, obteniéndose una disolución ácida en el punto de equivalencia. En este caso, indicadores como el naranja de metilo o el azul de bromotimol se utilizan habitualmente. Por otro lado, las valoraciones ácido-base en las que los componentes son una base y un ácido débil, son de naturaleza bastante irregular. Debido a la naturaleza de tales valoraciones, no hay ningún indicador químico apropiado, y por ello a menudo se utiliza el pHmetro.

Tipos de valoraciones

Las valoraciones se clasifican por el tipo de objeto a analizar:

Valoraciones ácido-base: basadas en la reacción de neutralización entre el analito y una disolución de ácido o base que sirve de referencia. Para determinar el punto final, usan un indicador de pH, un pH-metro, o un medidor de conductancia.

Valoraciones redox: basadas en la reacción de oxidación-reducción o reacción redox entre el analito y una disolución de oxidante o reductor que sirve de referencia. Para determinar el punto final, usan un potenciómetro o un indicador redox aunque a veces o bien la sustancia a analizar o la disolución estándar de referencia tienen un color suficientemente intenso para que no sea necesario un indicador adicional.

Valoraciones de formación de complejos o complexometrías: basadas en la reacción de formación de un complejo entre el analito y la sustancia valorante. El agente quelante EDTA es muy usado para titular iones metálicos en disolución. Estas valoraciones generalmente requieren indicadores especializados que forman complejos más débiles con el analito. Un ejemplo es Negro de Eriocromo T para valoración de iones calcio, magnesio o cobre (II).

Valoraciones de precipitación: Son aquellas basadas en las reacciones de precipitación.Uno de los tipos más habituales son las Argentometrías: precipitación de aniones como los halógenos ( F-, Cl-, Br-, I-) y el tiocianato (SCN-) con el ion plata. Ag+. Esta titulación está limitada por la falta de indicadores apropiados.

Valoración Ácido-Base:

Una valoración ácido-base (también llamada volumetría ácido-base, titulación ácido-base o valoración de neutralización) es una técnica o método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido o base, neutralizándolo con una base o ácido de concentración conocida.1 Es un tipo de valoración basada en una reacción ácido-base o reacción de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante. El nombre volumetría hace referencia a la medida del volumen de las disoluciones empleadas, que nos permite calcular la concentración buscada.

Aparte del cálculo de concentraciones, una valoración ácido-base permite conocer el grado de pureza de ciertas sustancias.

Método y material empleado

El material básico empleado para una valoración ácido-base es:

Bureta Mesa o soporte de fondo blanco - se emplea para apreciar el cambio de color de la disolución.

Pipeta Indicador de pH o Indicador ácido-base (se emplean muchos diferentes, según la reacción)) Matraz Erlenmeyer (matraz cónico) Disolución estándar (una disolución de concentración conocida, como la de Na2CO3 en agua) Disolución o muestra cuya concentración queremos conocer..

En una valoración ácido-base a veces es necesario el uso de un indicador ácido-base que sufra un cambio de color y/o de un pH-metro para conocer el punto final. En otros casos las propias sustancias que intervienen experimentan un cambio de color que permite saber cuando se ha alcanzado ese punto de equivalencia entre el número de equivalentes de ácido y de base.

En otras valoraciones o volumetrías, (redox, complexometría, de precipitación) se registra la concentración de una sustancia en función del volumen de sustancia valorante añadida, para determinar el punto final.

En una valoración ácido-base se prefiere medir el pH como una medida de cómo transcurre la transferencia de hidrones, H+, entre el ácido y la base. Para ello se emplean electrodos específicos conectados a un potenciómetro. Cerca del punto de equivalencia o punto final de la valoración se observa un cambio muy brusco de dicho potencial.

Clases de valoración ácido-base

Se pueden clasificar en dos grandes grupos:

Alcalimetrías: Determinación de la concentración de una base empleando un ácido fuerte de concentración conocida como sustancia valorante. Se emplea casi siempre ácido clorhídrico, HCl; a veces ácido sulfúrico, H2SO4; y casi nunca los ácidos nítrico (HNO3) y perclórico, (HClO4).

Acidimetrías. Determinación de la concentración de un ácido empleando una base fuerte de concentración conocida como sustancia valorante, como el NaOH.

Curvas de valoración

Si representamos el pH medido por un electrodo en función del volumen añadido de sustancia valorante se obtienen curvas de valoración o curvas de titulación, similares a la de la figura. Se observa el rápido cambio del pH para un volumen determinado. El punto de inflexión de esta curva se llama punto de equivalencia y su volumen nos indica el volumen de sustancia valorante consumido para reaccionar con el analito.

En ausencia de sistema medidor del pH, se pueden usar indicadores ácido-base, sustancias que mediante un cambio de color nos indican que se ha llegado al punto de equivalencia.

Punto de equivalencia: valor del pH

Antes de iniciar la valoración se debe elegir un indicador de pH adecuado según el punto de equivalencia previsto de la reacción. El punto de equivalencia se corresponde con el valor teórico de la valoración, pero en la práctica no es posible saberlo con exactitud. En dicho punto habrán reaccionado cantidades estequiométricas de ambos reactivos, y el pH de dicho punto depende de la fuerza relativa del ácido y la base empleados. Para conocer dicho valor se pueden emplear las siguientes reglas:

Un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una disolución neutra (pH = 7). Un ácido fuerte reacciona con una base débil para formar una disolución ácida (pH <7). Un ácido débil reacciona con una base fuerte para formar una disolución básica (pH> 7).

Acidimetría obteniendo añadiendo una disolución valorante de NaOH desde una bureta.

Cuando un ácido débil reacciona con una base débil, la disolución en el punto de equivalencia será básica, si la base es más fuerte que el ácido, y será ácida, si el ácido es más fuerte que la base. Si ambos son de igual fuerza, entonces el pH de equivalencia será neutro. Sin embargo, los ácidos débiles no se valoran normalmente frente a bases débiles, porque el cambio de color mostrado por el indicador suele ser rápido, y por lo tanto muy difícil de ver con claridad por el observador.

El punto final es el punto en que se detiene la valoración, por ejemplo, tras el viraje de color del indicador. Este cambio producido en la disolución permite establecer experimentalmente el punto final de la valoración.

El punto final debe coincidir lo más exactamente posible con el punto de equivalencia. La diferencia entre ambos puntos constituye el error de valoración, que es propio del método (indicador empleado, uso de reactivos impuros, etc), y no debemos confundirlo con los errores accidentales debidos a manipulaciones o medidas de volumen defectuosas.

Determinación del punto de equivalencia

Son muy numerosos los métodos para detectar el punto de equivalencia. Aparte de los métodos más frecuentes (uso de indicadores y medida directa del pH con potenciómetro) se pueden usar otros métodos:

0- Representación del potencial del electrodo medidor de pH, frente a un electrodo de referencia, en función del volumen de ácido añadido. 1- Primera derivada. 2-Segunda derivada.

Valoración potenciométrica: Es una medida basada en la diferencia de potencial entre un electrodo adecuado frente a un electrodo de referencia (electrodo de calomelanos de potencial fijo) en función del volumen de sustancia valorante. No confundir con la medida directa de potencial que efectúa el pH-metro. Proporcionan resultados más fiables que las valoraciones con indicadores químicos o ácido-base. Se emplean dos electrodos, en lugar de uno sólo. En el punto final hay una rápida modificación del potencial. Representando la derivada en función del volumen, se observa un pico que corresponde al punto final. También se observa en la segunda derivada. Estas medidas de potencial también permiten calcular la constante de disociación del ácido o la base que se está valorando.

Valoración fotométrica. Se emplean espectrómetros o fotómetros de filtro. Se trata de comprobar cómo varía la absorbancia de la muestra en función del volumen de disolución valorante añadido. Aunque los ácidos y bases noabsorben, basta añadir un indicador ácido-base para controlar el avance de la neutralización.

Valoración conductimétrica. Se mide la conductividad de la disolución en función del volumen añadido. Sirve para valorar ácidos o bases muy débiles, o disoluciones muy diluidas. No puede aplicarse a muchos procesos.

Valoración amperométrica. Se aplican más a valoraciones redox que a valoraciones ácido-base. Valoración termométrica o calorimetría. Se trata de detectar los aumentos de temperatura durante la valoración. Valoración culombimétrica: Consta de un electrodo donde se obtiene un reactivo y otro contraelectrodo con la muestra. Se

le hace pasar una corriente constante (amperioestato) durante un tiempo. Dicha corriente, por ejemplo, libera una cantidad de iones OH- (en un electrodo de Hg) proporcional a la carga que lo atraviesa. Según las leyes de Faraday, conociendo la intensidad de corriente que circula por la célula y el tiempo, se puede calcular los moles de OH- formados y, a partir de ahí, los moles de ácido en la muestra. Este método no presenta las interferencias del ion carbonato en la valoración de ácidos y no requiere preparar o estandarizar disoluciones

Medida del punto de equivalencia con el pH-metro

Un pH-metro es un instrumento que mide el pH de una disolución, y sirve para detectar el punto final de una valoración ácido-base. Consta de un electrodo de plata-cloruro de plata, de potencial constante, en una disolución 0,1 M de HCl dentro de una membrana de vidrio que mide la actividad de los iones H+ capaces de atravesarla, y de una unidad lectora que hace una medida directa del potencial eléctrico del electrodo y señala en una pantalla el valor del pH.

Ecuación de Henderson-Hasselbach que indica el pH en función de las concentraciones de las formas ácida (HA) y básica (A-) de una sustancia.

Valoración de ácidos débiles

Cuando se titula o valora un ácido débil con una base fuerte, el pH antes del punto de equivalencia se puede calcular mediante la siguiente fórmula, llamada Ecuación de Henderson-Hasselbach:

donde:

pKa es la constante de acidez del ácido débil. [OH-]añadido es la concentración de base fuerte añadida a la disolución final (no a la disolución estándar original) [HA]total es la suma de las concentraciones de ácido, HA, y de su base conjugada, A-, en la disolución final.

Así, si añadimos una base fuerte de forma que su concentración sea la mitad de la cantidad de ácido débil presente en la solución, es decir ([OH-]añadido = 0,5 · [HA]total, el pH es igual al pKa.

La fórmula más general que describe la valoración de un ácido débil con una base fuerte es la siguiente

= fracción de la finalización de la valoración (φ <1 es antes del punto de equivalencia, φ = 1 en el punto de equivalencia, y φ> 1 después del punto de equivalencia)

= las concentraciones del ácido y la base, respectivamente, = los volúmenes del ácido y la base, respectivamente, = La fracción del ácido débil que se ioniza (grado de disociación)

Cálculos

Se debe cumplir en cualquier valoración ácido-base la siguiente expresión:

o bien

Esto se puede escribir también como:

donde:

Ejemplo: Queremos valorar 25 ml de disolución de NaOH (concentración desconocida), empleando disolución de H2SO4 0,35 mol/L, según la ecuación:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O

El volumen de esta última disolución en el punto de equivalencia (ver gráfico) ha sido de 20 mL. Luego:

Vaci · Maci · nº H+ cedidos = Vbas · Mbas · nº H+ ganados ( o de OH- cedidos)

20 mL · 0,35 mol/L · 2 = 25 mL · Mred · 1  ;        Mred=0,56 mol/L

Indicadores ácido-base

Indicador Zona de viraje Color 1 Color 2Azul de timol (1º) 1,2-2,8 Rojo AmarilloRojo congo 3,0-5,2 Azul-violeta RojoNaranja de metilo 3,1-4,4 Rojo Amarillo-anaranjadoAzul de bromocresol 3,8-5,4 Amarillo AzulRojo de metilo 4,2-6,2 Rojo AmarilloTornasol 5,0-8,0 Rojo AzulAzul de bromotimol 6,0-7,6 Amarillo AzulRojo neutro 6,8-8,4 Rojo AmarilloAzul de timol (2º) 8,0-9,6 Amarillo AzulFenolftaleína 8,2-10,0 Incoloro MagentaCarmín índigo 11,6-14,0 Azul Amarillo

Un indicador es un pigmento que sufre un cambio de color cuando se modifica el pH. Se deben elegir de modo que coincida dicho cambio o viraje al mismo tiempo que se llega al punto de equivalencia de la valoración ácido-base por lo que sirven para indicar dicho punto. Suelen ser ácidos o bases orgánicos débiles y la zona de viraje de cada indicador se sitúa aproximadamente entre una unidad de pH por debajo y una unidad por encima del valor de su pKa.

Zona de viraje= (pKa-1, pKa+1)

Una clasificación de los indicadores los subdivide en:

Autoindicadores. La propia sustancia valorante o el analito actúan de indicador, pues cambian de color a lo largo de la reacción. Un ejemplo típico es el permanganato de potasio.

Indicadores coloreados. Son los más usados; suelen añadirse al sistema a valorar, introduciendo directamente unas gotas en la disolución del analito, pero otras veces se extraen pequeñas fracciones de ésta y se ensaya externamente con el indicador. Sus coloraciones deben ser intensas para percibir claramente el cambio de color.

Indicadores fluorescentes. Funcionan de modo parecido a los indicadores coloreados, aunque son menos numerosos. El final de la valoración se pone de manifiesto por la aparición, desaparición o cambio de la fluorescencia de la disolución problema sometido a la luz ultravioleta.

Indicadores de adsorción. Son sustancias que cambian de color al ser adsorbidas o desorbidas por los coloides que se forman en el seno de la disolución problema como resultado de la reacción entre el analito y la sustancia valorante.

Frente a los indicadores fisicoquímicos, que registran cambios en algunas propiedades (pH...), los indicadores químicos son sustancias que exhiben estos cambios de color.

Los indicadores ácidos presentan equilibrios del tipo:12

Al grupo de los indicadores ácidos pertenecen el azul de timol (sufre un primer viraje a un pH aproximado de 2, y un segundo cambio, próximo a 9), verde de bromocresol, púrpura de bromocresol, azul de bromotimol, rojo de fenol, púrpura de cresol, fenolftaleína y timolftaleína.

Los indicadores básicos presentan equilibrios del tipo:

Al grupo de los indicadores básicos pertenecen el amarillo de metilo, naranja de metilo, rojo de metilo y amarillo de alizarina GG.

Uno de los indicadores más empleados es el papel indicador, un papel absorbente impregnado en una mezcla de indicadores y que muestra un color diferente para cada unidad de pH.

Elección del indicador

El punto en el que el indicador cambia de color se llama punto final. Se debe elegir un indicador adecuado, preferiblemente uno que experimente un cambio de color (punto final) cerca del punto de equivalencia de la reacción.

En primer lugar, la bureta debe lavarse con la disolución estándar, la pipeta con la solución desconocida, y el erlenmeyer con agua destilada.

En segundo lugar, un volumen conocido de la solución de concentración desconocida se debe tomar con la pipeta y se coloca en el matraz Erlenmeyer o en un vaso de precipitados, junto con unas gotas del indicador elegido (o el electrodo del pH-metro). La bureta debe llenarse siempre hasta la parte superior de su escala con la solución conocida, para facilitar la lectura.

Se vierte sobre el matraz la disolución conocida, abriendo la llave de la bureta. En esta etapa queremos hacer una estimación aproximada de la cantidad de esta solución que necesitaremos para neutralizar la solución desconocida. Se debe dejar salir la disolución de la bureta hasta que el indicador cambia de color y, entonces, anotamos el valor que marca la bureta para saber el volumen gastado. Esta primera valoración es aproximada y debe ser desestimada para los cálculos.

Ácido Base Indicador Zona de virajeFuerte Fuerte Azul de bromotimolFuerte Débil Naranja de metiloDébil Fuerte FenolftaleínaDébil Débil No se valoraDébil (pH> 5,5) Muy Fuerte (pH> 13,5) Amarillo de alizarinaMuy fuerte (pH <0,5) Débil (pH <8,5) Azul de timol

Se deben realizar tres valoraciones más, ahora más lentamente y con mayor precisión, sobre todo cuando se esté cerca del punto final previsto. Las tres lecturas de la bureta en el punto final deben ser registradas, y se promedian para dar el resultado final. El punto final se alcanza justo cuando el indicador cambia de color de forma permanente.

Obsérvese en la tabla de la derecha el indicador que podemos elegir en función de la fuerza relativa del ácido y la base. Por ejemplo, para valorar ácido acético (un ácido débil) con hidróxido de sodio (una base fuerte), debemos usar fenolftaleína como indicador o introducir un electrodo conectado a un pH-metro, que registre un cambio brusco del pH, que indica el punto final.

Estandarización de disoluciones para valoración

Las disoluciones de las sustancias valorantes deben ser estandarizadas antes de su empleo como sustancias valorantes, es decir, su concentración debe ser medida experimentalmente frente a una sustancia que actúa como patrón primario, y no sólo calculada a partir de la masa empleada para la disolución.14

Bureta para añadir la disolución valorante, gota a gota.

Esto es necesario porque dichas sustancias no son completamente puras, pueden sufrir alteraciones en el proceso de disolución, o posteriormente durante con el tiempo transcurrido.

En las valoraciones ácido-base se emplean ácidos fuertes (como HCl) y bases fuertes (como NaOH) como sustancias valorantes, pero no son patrones primarios y sus disoluciones deben ser estandarizadas.

Estandarización de una disolución de NaOH.

El hidróxido sódico sólido comercial no es de gran pureza y puede tener restos de carbonato de sodio. Se disuelve un peso conocido en agua destilada y se le añade agua hasta alcanzar un volumen conocido en un matraz aforado. Por ejemplo, una masa de 4 gramos de NaOH disueltos en agua hasta un volumen total de 1 litro, forman una disolución de concentración aproximada 0,1 M (molar). Al no ser un patrón primario, es necesario estandarizarla para conocer exactamente su concentración. Puede realizarse valorándola con ftalato ácido de potasio, que sí es un patrón primario, usando fenolftaleína como indicador.

Estandarización de una disolución de HCl.

El ácido clorhídrico comercial no es patrón primario. Una disolución preparada mezclando 8,3 mL de HCL comercial (37% de pureza y densidad 1,18 g/mL), con suficiente cantidad de agua hasta completar un matraz aforado con un volumen total de 1 litro, tendrá una concentración aproximada de 0,1 M (molar). Al no ser un patrón primario, esta disolución se debe estandarizar. Para ello, se valora con carbonato de sodio, Na2CO3, que sí es un patrón primario, empleando fenolftaleína y anaranjado de metilo como indicadores. El viraje de la fenolftaleína se produce cuando el CO3

2- se ha transformado en HCO3-.

Otros patrones primarios son ácido oxálico, H2C2O4, tetraborato de sodio, Na2B4O7, y óxido de mercurio (II), HgO.

Na2CO3 + HCl → NaCO3H + NaCl

En ese momento se añaden unas gotas de anaranjado de metilo, que vira cuando todo el HCO3- se convierte en H2CO3, que se

descompone en CO2 y H2O.

NaCO3H + HCl → H2CO3 + NaCl → H2O + CO2

Ejemplo de acidimetría: Determinación de la acidez de un aceite de oliva.

1.- Preparación y estandarización de la disolución valorante:

Se prepara una disolución de NaOH de concentración aproximada 0,5 M. Se echa en una bureta para ser estandarizada. Se pesa una masa de 0,5000 g de hidrógenoftalato de potasio en una balanza de precisión. Se coloca en un vaso con agitador magnético y se le añade agua destilada hasta un volumen aproximado de 50 mL. Se añaden dos gotas de fenolftaleina. Se añade el hidróxido de sodio a la disolución del ácido, hasta que el indicador pase de incoloro (en medio ácido) a rosa (en

medio básico).

Hacer los cálculos para ver la concentración real de NaOH.

2.- Se valora con ella el aceite de oliva.15

Se pesa en un matraz Erlenmeyer 30 g del aceite de oliva cuya acidez queremos conocer. Disolverlo en 100 mL de una mezcla alcohol etílico-éter etílico 1:1. Se añaden dos gotas de fenolftaleina y se coloca en el agitador magnético. Con ayuda de la bureta se vierte gota a gota el hidróxido de sodio a la disolución del aceite hasta que el indicador pase de

incoloro (en medio ácido) a rosa (en medio básico). La disolución se verá naranja debido al color amarillo del aceite. Hacer los cálculos para ver la concentración de ácido oleico, los moles totales, la masa y el porcentaje de acidez,

habitualmente entre 0,4 y 2%.

Aplicaciones de las valoraciones ácido-base

Son muchas las aplicaciones de estas valoraciones:5

Determinación de ácidos: Determinación de mezclas de bicarbonatos y carbonatos: Para la determinación de bicarbonatos o la alcalinidad total) ha de

usarse un indicador como la mezcla de azul de timol y rojo de cresol (también conocido como método de Magni). Determinación de hidróxidos con o sin presencia de carbonatos. Detrminación de nitrógeno en compuestos orgánicos (método de Kjeldhal)

Práctica Nº 3Titulación Ácido- Base

Experimento Nº 1Titulación ácido- base

Materiales:

o Bureta.

o Soporte Universal.

o Matraz Aforado de 250ml (4).

o Vaso de precipitado.

o Solución problema (H2SO4 1N).

o Solución Titulación NaOH 1N.

o Cilindro graduado de 25ml.

o Indicador mixto e indicador de fenolftalina.

Procedimiento:

o Se procedió a curar el cilindro graduado con la solución anteriormente preparada. Se midió 25ml de H2SO4 0,1N en el cilindro graduado y luego se trasvaso al matraz aforado, este procedimiento se repitió tres veces más, para tener así cuatro enveses con la solución problema y hacer los respectivos análisis y evitar un cierto grado de error.

o Posteriormente se le añadió a dos (2) matraces 3 gotas de indicador mixto. La solución tomó una coloración rojiza o rosada. Y a los otros dos (2) se le añadió el indicador de fenolftalina, en este caso la solución no cambió de color.

o Se curó la bureta con 10ml de solución valorante (NaOH, 1N), luego se procedió a curarla para sacarle el aire contenido en la válvula de la bureta, colocando un vaso de precipitado para recibir el Ano que sale, por ultimo se le añadió 25ml de solución titulante para realizar las respectivas titulaciones.

o Se procedió a realizar la titulación en el primer matraz que contenía la solución problema con un indicador mixto. Se dejo caer gota a gota la solución titulante de Ano en el interior del matraz, se sostuvo con la mano derecha el matraz el cual se agitaba constantemente y con la mano izquierda se manipulaba la llave de la bureta, este procesó se realizó hasta que la solución tuvo un cambio de color el cual paso de rosado a un morado claro o violeta, este proceso consumió 2,5ml de la solución titulante.

o El proceso anterior se repitió en el segundo matraz que contenía el mismo indicador, esta titulación consumió 2,5ml de la solución valorada.

o Luego se tomó el tercer matraz que contenía la solución problema y el indicador de fenolftalina, y se empezó a realizar la titulación, como en los anteriores casos, dejando caer gota a gota la solución valorada en el matraz el cual se agitaba ligeramente, se realizó este proceso hasta que la solución problema presentó el cambio de color, el cual paso de cristalino o transparente a verde claro, esta titulación consumió 2,5ml de Ano.

o Con el cuarto matraz se realizó el mismo procedimiento que en los anteriores, tuvo un cambio de color de transparente a verde y consumió 2,5ml de la solución valorada.

o Por ultimo se realizaron los cálculos para determinar la concentración de la solución problema.

Práctica Nº 3Experimento Nº 1

Titulación ácido- base

Matraz Indicador Color Inicial Color Final Ml de consumo

Nº 1 Mixto Rosado claro Morado claro 2,5ml

Nº 2 Mixto Rosado claro Morado claro 2,5ml

Nº 3 Fenolftalina Transparente Verde claro 2,5ml

Nº 4 Fenolftalina Transparente Verde claro 2,5ml

El análisis para determinar la concentración de la solución problema se hace sumando los ml de consumo de la solución patrón, 2,5ml + 2,5ml + 2,5ml +2,5ml = 10ml consumidos de la solución valorada, se hizo un promedio de los resultados y se estableció que se consumió 2,5ml de la solución Luego de la ecuación,

C1 x V1 = C2 x V2, se despeja la C2, y nos queda:

C2 = C1 x V1, entonces: C2 = 1N x 2,5ml = 0,1N

V2 25ml