trabajo prÁctico 3: estandarizaciÓn de soluciones

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TALLER ALIMENTOS 5 to Docentes: De Angelis Juanicó 1 TRABAJO PRÁCTICO 3: ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES FUNDAMENTO TEÓRICO La estandarización de soluciones es un proceso que permite la determinación exacta de la concentración de una solución. Las sustancias que usan con este fin reciben el nombre de patrones primarios. Una solución se estandariza usando el método de la valoración volumétrica (titulación), ya sea mediante técnicas clásicas o instrumentales (potenciometría, colorimetría, etc.). Para ello, la especie disuelta reacciona con un patrón primario pesado anticipadamente. Por lo tanto, es indispensable el uso de material volumétrico para este análisis cuantitativo. Por ejemplo, el carbonato de sodio es un patrón primario que se usa en la estandarización de los ácidos, entre ellos el ácido clorhídrico que se convierte en titulante, ya que puede ser utilizado en la titulación del hidróxido de sodio. La estandarización no es más que la obtención de un estándar secundario que servirá para determinaciones cuantitativas, dado que si se conoce su concentración, se puede saber cuál será la del analito una vez titulado. Cuando se requiere de una gran exactitud en la concentración de las soluciones, se estandariza tanto la solución titulante como la solución a la que ella va a titular. Las reacciones en la que se usa el método de la titulación incluyen: Reacciones ácido-base. Mediante el método de la volumetría se pueden determinar la concentración de muchos ácidos y bases.

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Page 1: TRABAJO PRÁCTICO 3: ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES

TALLER ALIMENTOS 5to Docentes: De Angelis – Juanicó

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TRABAJO PRÁCTICO 3: ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES

⮚ FUNDAMENTO TEÓRICO

La estandarización de soluciones es un proceso que permite la determinación exacta de

la concentración de una solución. Las sustancias que usan con este fin reciben el nombre

de patrones primarios.

Una solución se estandariza usando el método de la valoración volumétrica (titulación),

ya sea mediante técnicas clásicas o instrumentales (potenciometría, colorimetría, etc.).

Para ello, la especie disuelta reacciona con un patrón primario pesado anticipadamente.

Por lo tanto, es indispensable el uso de material volumétrico para este análisis

cuantitativo.

Por ejemplo, el carbonato de sodio es un patrón primario que se usa en la estandarización

de los ácidos, entre ellos el ácido clorhídrico que se convierte en titulante, ya que puede

ser utilizado en la titulación del hidróxido de sodio.

La estandarización no es más que la obtención de un estándar secundario que servirá para

determinaciones cuantitativas, dado que si se conoce su concentración, se puede saber

cuál será la del analito una vez titulado.

Cuando se requiere de una gran exactitud en la concentración de las soluciones, se

estandariza tanto la solución titulante como la solución a la que ella va a titular.

Las reacciones en la que se usa el método de la titulación incluyen:

● Reacciones ácido-base. Mediante el método de la volumetría se pueden

determinar la concentración de muchos ácidos y bases.

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● Reacciones redox. Las reacciones químicas que involucran la oxidación son muy

utilizadas en el análisis volumétrico; como por ejemplo, las determinaciones

yodimétricas.

● Reacciones de precipitación. El catión plata se precipita unido a un anión del

grupo de los halógenos, como el cloro, obteniéndose cloruro de plata, AgCl.

● Reacciones de formación de complejos. Por ejemplo la reacción de la plata con

el ion cianuro.

Características de los patrones primarios

Las sustancias utilizadas como patrones primarios deben de cumplir con una serie de

requisitos para cumplir con su función de estandarización:

1. Tener una composición conocida, ya que de lo contrario no se sabrá con exactitud

cuánto debe pesarse (y mucho menos calcular su concentración posterior).

2. Ser estables a temperatura ambiente y resistir las temperaturas necesarias para

su secado en la estufa, inclusive temperaturas iguales o superiores a la temperatura

de ebullición del agua.

3. Tener una gran pureza. En todo caso, las impurezas no deben exceder de un 0,01

a un 0,02%. Además las impurezas pueden determinarse cualitativamente, lo que

facilitaría la remoción de posibles interferentes en los análisis (volúmenes

erróneos utilizados de titulante, por ejemplo).

4. Ser fáciles de secar y no pueden ser tan higroscópicas, es decir, retener agua

durante el secado. Tampoco deben perder peso al exponerse en contacto con el

aire.

5. Ser solubles en el solvente de titulación.

6. No absorber gases que puedan producir interferencias, así como la degeneración

del patrón.

7. Reaccionar rápida y estequiométricamente con el reactivo titulante.

8. Tener una masa molar elevada que reduzca los errores que puedan cometerse

durante el pesaje de la sustancia.

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Ejemplos de patrones primarios

Ácidos / bases Redox Precipitación Complejometría

ÁCIDOS: Na2CO3, bórax (mezcla

de ácido bórico y borato de sodio),

trishidroximetil aminometano,

tri-hidroximetil-aminometano

BASES: Ácido sulfosalicílico,

ácido benzoico, biftalato de potasio,

ácido sulfanílico, ácido oxálico.

Na2C2O4, H2C2O4,

As2O3, Fe, K2Cr2O7, Cu,

KIO3

NaCl CaCl2

El procedimiento desarrollado es el mismo que para cualquier titulación, con la diferencia

de que al finalizar la estandarización se obtiene la concentración exacta de la solución.

Para calcular la masa de patrón necesaria, se debe tener en cuenta que el error de la técnica

se minimiza en gran medida si se consideran 4/5 del volumen total de la bureta.

Antes de almacenar la solución en un recipiente adecuado, se debe informar su factor (f),

el cual permite corregir la concentración calculada al prepararla para poder ajustarla al

valor real. El factor debe ser un número cercano a 1,000 dado que debe posibilitar la

corrección de los errores debidos a pérdidas (impurezas, manipulación, etc.). Una vez

estandarizada la solución, se debe utilizar su concentración real para cualquier

determinación. La misma se puede calcular utilizando la siguiente fórmula:

f = 𝐶 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝐶 𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑎

De esta forma, la etiqueta que debe colocarse en el recipiente queda conformada de la

siguiente manera:

Fórmula del soluto

Solvente (en caso de que no sea agua)

Fecha de preparación (MM/AA)

Factor (f)

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Indicadores ácido-base

● Son moléculas orgánicas que se comportan como ácidos o como bases muy

débiles.

● Su forma molecular y disociada presentan diferentes coloraciones.

● Tienen un intervalo de viraje teórico de 2 unidades de pH, pH= pKaind ± 1 (casi

coincidente con el real).

● Se eligen de manera que su rango de viraje se encuentre en las zonas de “gran

salto” de las curvas de titulación (donde una pequeña cantidad de reactivo titulante

agregado modifica en gran medida el valor de pH).

● Si el rango de viraje del indicador comprende al punto de equivalencia, el error de

titulación será mínimo.

Características de los indicadores de neutralización más usuales

Nombre comercial Nombre científico Solvente Color de la

forma ácida

Color de la

forma básica

Intervalo

de viraje

Azul de timol Timosulfonftaleína Agua (+NaOH) Rojo Amarillo 1,2 – 2,8

Amarillo de metilo Dimetilamino-azobenceno Alcohol 90 % Rojo Amarillo 2,9 – 4,0

Naranja de metilo

(Heliantina)

Dímetilamino-azobenceno

sulfonato de sodio Agua Rojo

Amarillo-

anaranjado 3,1 – 4,4

Verde de

bromocresol

Tetrabrorno m-cresol

sulfonftaleína Agua (+NaOH) Amarillo Azul

3,8 – 5,4

Rojo de metilo Dímetilamino-azobenceno

carbonato Agua (+NaOH) Rojo Amarillo

4,2 – 6,3

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Azul de bromotimol Dibromotimol

sulfonftaleína Agua (+NaOH) Amarillo Azul 6,0 – 7,6

Rojo fenol Fenolsulfonftaleína Agua (+NaOH) Amarillo Rojo 6,4 – 8,0

Azul de timol Timolsulfonftaleína Agua (+NaOH) Amarillo Azul 8,0 – 9,6

Fenolftaleína Fenolftaleína Alcohol 90 % Incoloro Rojo-

violáceo 8.0 – 9.8

Timolftaleína Timolftaleína Alcohol 90 % Incoloro Azul 9,3 – 10,5

Para poder elegir correctamente el indicador en una titulación y así poder desarrollar la

técnica de manera más precisa, se recurre a las curvas de titulación. Se construyen a

partir de datos obtenidos de una titulación potenciométrica: se mide la variación de pH

en función del volumen de titulante gastado y, según la forma de la curva, se estima el

rango de viraje que admite una técnica para cada tipo de indicador. Luego, se consulta en

tablas el indicador más adecuado y se realiza la selección. Hay que tener en cuenta que

para elegir un indicador que resulte útil para trabajar, no solamente se debe prestar

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atención al rango de viraje, sino también al cambio de color que produce al completarse

la reacción.

Curva de titulación de un ácido débil (HAc) con una base fuerte (NaOH)

Descripción de la técnica

Parte 1

1. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES VALORADAS DE ÁCIDOS

a. Consideraciones generales

Corrientemente se emplean soluciones valoradas de ácido clorhídrico y ácido sulfúrico.

El HCl concentrado es 10,5 - 12 M, y el H2SO4 concentrado es 18 M. Por dilución pueden

prepararse fácilmente soluciones de aproximadamente la concentración deseada. El HCl

se prefiere, porque la mayoría de los cloruros son solubles en agua. El H2SO4 forma sales

escasamente solubles con hidróxidos de calcio y de bario. Para la titulación de soluciones

calientes o en las determinaciones que requieren mantener la solución en ebullición,

durante cierto tiempo con exceso de ácido, se emplean soluciones valoradas de H2SO4.

Raramente se usa HNO3, porque contiene casi siempre un poco de ácido nitroso, que

afecta a numerosos indicadores.

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Hay dos métodos convenientes para la preparación de soluciones valoradas de HCl: por

pesada directa y por dilución y valoración.

El primer método se basa en que, al hervir soluciones acuosas de HCl, se alcanza una

concentración prácticamente constante (mezcla de punto de ebullición constante) que

depende de la presión, perdiendo mayor o menor cantidad de cloruro de hidrógeno, o de

agua, según sea la concentración inicial.

La solución de HCl de punto de ebullición constante no es higroscópica ni

apreciablemente volátil, y sus concentraciones permanecen invariables cuando se las

conserva en un recipiente bien tapado y al abrigo de la luz solar directa. Por pesada directa

de la misma, se preparan soluciones de HCl de concentración conocida.

En el segundo método, más habitual, se prepara una solución cuya concentración sea

aproximadamente la requerida, y se la valora empleando una sustancia alcalina patrón,

como bórax o carbonato de sodio anhidro.

Si se requiere una solución de concentración exacta, primero debe prepararse una solución

de concentración algo mayor que la que se desea y después de valorada se la diluye

convenientemente con agua.

b. Preparación de HCl 0,5 M por dilución

Se mide con una probeta graduada, o con una bureta, la cantidad de HCl concentrado p.a.

necesaria; se vierte el ácido en un matraz aforado o en una probeta de capacidad adecuada

que contenga una cantidad de agua destilada, esta cantidad debe ser la mitad o menos del

volumen total de solución a preparar. Se lleva a volumen final con agua destilada y se

homogeneiza.

Nota: Como la reacción de disolución de HCl en agua no es exotérmica no hay peligro al

prepararla directamente en el matraz.

c. Valoración con carbonato de sodio anhidro

En el comercio puede adquirirse carbonato de sodio p.a. de 99,9 % de pureza. Como

contiene un poco de humedad, debe ser deshidratado, para esto se calienta a 260 - 270 ºC

durante media hora y se deja enfriar en un desecador antes de su empleo.

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Se pesa, con exactitud de 0,1 mg, la cantidad de carbonato de sodio anhidro p.a.

(Na2CO3) necesaria, se pasa a un Erlenmeyer de 250 ml, se disuelve en 50 - 75 ml de

agua destilada (no es necesario medirlos con probeta, se puede estimar con la

graduación del erlenmeyer) y se le agregan 2 gotas de indicador heliantina.

Puede ser útil pesar las muestras de carbonato de sodio en pequeños recipientes de

plástico inerte que se arrojan dentro del Erlenmeyer con la muestra, evitando pérdidas de

sólido por trasvasamiento (por ejemplo, las tapitas de plástico internas de frascos de

reactivos).

Se lava tres veces la bureta con un poco de ácido a valorar; se carga la bureta hasta 2-3

ml por arriba de la marca cero y se abre el robinete para que el vástago quede totalmente

lleno. Se verifica si el vástago de la bureta contiene burbujas. Si las hubiera, deben

eliminarse ya que de lo contrario se generaría un error por exceso.

Si fuera necesario, se agrega más solución a la bureta, para llevar su nivel por arriba de

la marca del cero; entonces, lentamente, se deja escurrir la solución hasta que esté entre

las graduaciones 0,0 y 0,5 ml. De esta manera queda enrasada la bureta y lista para la

titulación.

Se coloca el Erlenmeyer, que contiene la solución de carbonato de sodio, sobre una hoja

de papel mate, debajo de la bureta y se deja escurrir en él, lentamente el ácido de la bureta.

Mientras se agrega la solución del ácido debe agitarse constantemente el Erlenmeyer con

una mano (la hábil) y, con la otra, se manipula el robinete. Se pueden lavar las paredes

del erlenmeyer, con chorro de agua destilada utilizando la piseta y se prosigue la

titulación, muy cuidadosamente, agregando el ácido gota a gota, hasta que el color de la

heliantina se torne anaranjado o débilmente rosado. Así se reconoce el punto final de la

titulación y entonces se efectúa la lectura de la bureta y se anota el volumen de ácido

consumido.

La titulación se repite con las otras dos muestras de carbonato de sodio.

La primera titulación dará el punto final con una aproximación de 0,2 ml. Con experiencia

y cuidado, las titulaciones ulteriores, pueden efectuarse muy exactamente, y obtenerse

resultados concordantes.

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Nota: Estas indicaciones son válidas para toda titulación que se realice. Es importante,

por lo tanto, recordar esta técnica.

Conocidos los pesos de carbonato de sodio y los volúmenes de HCl, puede calcularse la

concentración del ácido para cada titulación. Se toma el promedio aritmético, se calcula

el factor de la solución y se etiqueta.

d. Preparación de H2SO4 0,05 M por dilución

Se miden la cantidad de ácido sulfúrico p.a. necesario utilizando una probeta. En un baño

de hielo/agua se coloca un vaso de precipitados conteniendo agua destilada, esta cantidad

debe ser la mitad o menos del volumen total de solución a preparar. Despacio y con mucha

precaución, se vierte desde la probeta el ácido sulfúrico sobre el agua, con buena

agitación. Debido a que la reacción es exotérmica debés controlar que la temperatura no

se eleve demasiado.

Una vez homogeneizada la solución se trasvasa a un matraz aforado de capacidad

adecuada y se lleva a volumen con agua destilada. Recuerda: “al ácido no le gusta que

lo mojen”.

e. Valoración con carbonato de sodio anhidro

Se pesa, con exactitud de 0,1 mg, la cantidad de carbonato de sodio anhidro p.a. (Na2CO3)

necesaria, se pasa a un erlenmeyer de 250 ml, se disuelve en 50 - 75 ml de agua destilada

(no es necesario medirlos con probeta, se puede guiar con la graduación del erlenmeyer)

y se le agrega 2 gotas de indicador Heliantina. Se debe preparar el ensayo por triplicado.

La técnica a seguir es la misma que la detallada para el HCl.

f. Preparación del indicador: heliantina

Se la puede adquirir en el comercio como ácido libre o como sal de sodio.

● Ácido libre: Se disuelven 0,5 g del ácido libre en un litro de agua destilada y si

queda turbia se filtra la solución fría.

● Sal de sodio: Se disuelven 0,5 g de la sal de sodio en un litro de agua caliente y

se agrega 15,2 ml de HCl 0,1 M; se deja enfriar y se filtra si fuera necesario.

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2. PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN VALORADA DE UN ÁLCALI

a. Consideraciones generales

Se emplean generalmente, como soluciones valoradas de álcalis soluciones de hidróxido

de potasio, de sodio y bario. Son bases fuertes y fácilmente solubles en agua.

Las soluciones de amoníaco no son convenientes, porque pierden soluto en forma de gas,

especialmente si la concentración excede a 0,5 M; y, además, como es una base débil,

surgen dificultades en las titulaciones de ácidos débiles.

La solución de NaOH es la que se usa comúnmente.

Ninguno de los hidróxidos sólidos mencionados puede obtenerse puro, de modo que, una

solución valorada no se puede preparar directamente disolviendo un peso conocido en

agua y diluyendo a volumen definido.

Los hidróxidos de sodio y potasio son extremadamente higroscópicos, contienen siempre

una cierta cantidad de carbonato y agua. En presencia de carbonato y empleando ciertos

indicadores, no pueden obtenerse resultados exactos en las titulaciones por lo que es

necesario considerar los métodos para preparar soluciones de álcalis, libres de carbonato.

Para numerosos usos, puede emplearse el NaOH p.a., que contiene 1-2 % de carbonato

de sodio o bien el NaOH preparado a partir de sodio metálico que tiene menos del 1 % de

carbonato de sodio y que puede adquirirse en el comercio.

Debe tenerse presente que las soluciones alcalinas atacan al vidrio, particularmente si

están concentradas. Se las puede conservar en botellas parafinadas o de plástico.

Las soluciones concentradas de hidróxidos absorben CO2 del aire, y dejadas expuestas a

la atmósfera, durante un tiempo apreciable, se contaminan con carbonato. Sin embargo,

una exposición breve de una solución de hidróxido alcalino al aire no provoca una

contaminación significativa.

Si se pasan rápidamente estas soluciones a una bureta y ésta se tapa con un tubo de

absorción con cal sodada, el error que se comete, por contaminación con CO2, carece de

importancia.

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Las soluciones alcalinas que han de usarse en presencia de CO2 o con ácidos fuertes, se

valoran con soluciones de HCl, valorado con bórax o carbonato de sodio. La valoración

también puede efectuarse con ácidos orgánicos, por ejemplo, ácido benzoico, o sales

ácidas de ácidos dibásicos orgánicos, como el ftalato ácido de potasio (biftalato de

potasio).

El ácido benzoico p.a. y el ftalato ácido de potasio p.a. tienen una pureza mayor que el

99,9 %. Se prefiere el ftalato ácido de potasio, porque es más soluble en agua y tiene

mayor masa molar.

b. Preparación de NaOH 0,1 M libre de carbonatos

Se pesa rápidamente la cantidad de NaOH p.a. necesaria sobre un vidrio de reloj o en un

pequeño vaso de precipitados, se disuelve en agua, se pasa a un matraz aforado de

capacidad adecuada y se lleva a volumen final con agua destilada recientemente hervida

y fría. Se homogeneiza, se pasa la solución a una botella plástica y se tapa con tapón de

goma. Debido a que la reacción es exotérmica, puedes realizar la disolución colocando el

vaso en un baño de agua/hielo.

c. Valoración con biftalato de potasio (ftalato ácido de potasio, C8H5O4K)

El biftalato de potasio p.a., tiene una pureza no menor del 99,9 %. No es higroscópico,

pero conviene secarlo a 120 ºC durante dos horas, y dejarlo enfriar en un desecador. Se

pesan, con exactitud de 0,1 mg, la cantidad de la sal necesaria y se pasa cuantitativamente

a un erlenmeyer de 250 ml, se agrega 75 ml de agua destilada hervida y fría (no es

necesario medirlos con probeta, se puede guiar con la graduación del erlenmeyer), se tapa

y se sacude suavemente, hasta disolución del reactivo. Se titula con la solución de NaOH,

usando como indicador fenolftaleína. Se realiza la titulación por triplicado.

d. Preparación del indicador: fenolftaleína

Se disuelven 5 g en 500 ml de alcohol etílico y se agrega, con agitación continua, 500 ml

de agua. Se filtra si fuera necesario.

Parte 2

Análisis: Determinación de acidez en jugos de frutas

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Para determinar la acidez de un jugo se puede utilizar un

pHmetro. También se puede llevar a cabo una volumetría

ácido-base; los resultados que se obtienen corresponden a la

suma de los ácidos minerales y orgánicos presentes en el

producto, aunque de manera general en el caso de frutas y

hortalizas, se tratan de los ácidos cítrico, málico, oxálico y

tartárico. La acidez se valora con solución estandarizada de

NaOH y se expresa en gramos de ácido cítrico anhidro/100 ml de jugo.