P2 Estandarización de soluciones y dilución - Kevin Valencia (1)

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ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
FACULTAD DE INGENIERÍA CIVIL Y AMBIENTAL
CARRERA EN INGENIERÍA AMBIENTAL
 
 
 
LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA
 
PRACTICA Nº 2
 
TEMA: ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES Y DILUCIÓN
 
Realizado por:
 
Kevin Valencia
Steven Ontuña
Viviana Alvarado
 
 
Fecha de realización: 2017-11-06
Fecha de entrega: 2017-11-13
 
 
 
1. Tema: Estandarización de soluciones y dilución
 2. Objetivo:
Determinar la concentración verdadera de dos soluciones empleando patrones primarios. 
3. Teoría:
La estandarización es el proceso mediante el cual se determina con exactitud la concentración de una solución. Algunas veces se puede preparar una solución estándar disolviendo una muestra pesada con exactitud en un volumen de solvente medido con exactitud. Por lo general este método no se utiliza, ya que pocos reactivos químicos se pueden obtener en una forma lo suficientemente pura como para satisfacer la exactitud requerida por el análisis. Las pocas sustancias que son adecuadas a este respecto son conocidas como estándares primarios. Una solución se estandariza en forma común mediante una titulación o valoración en la cual ésta reacciona con un estándar primario previamente pesado.
La reacción que ocurre entre el titulante y la sustancia seleccionada como estándar primario debe reunir todos los requisitos del análisis volumétrico. Además de esto, el estándar primario debe tener las siguientes características:
1. Debe encontrarse disponible en una forma pura o de pureza conocida a un costo razonable. En general la cantidad total de impurezas no debe exceder de un 0.01 a un 0.02 % y debe ser posible determinar las impurezas mediante ensayos cualitativos de sensibilidad conocida.
2. La sustancia debe ser estable. Debe ser fácil de secar y no debe ser tan higroscópica como para retener agua mientras se pesa. No debe perder peso al contacto con el aire. Las sales hidratadas por lo general no se emplean como estándares primarios.
3. Es conveniente que el estándar primario tenga un peso equivalente razonablemente elevado para minimizar los errores al pesarlo.
En las titulaciones o valoraciones ácido – base es común preparar las soluciones del ácido y de la base a una concentración aproximada a la que se desea tener, y después estandarizar una de las soluciones con un estándar primario. La solución así estandarizada se puede usar como estándar secundario para obtener la normalidad de otra solución. En trabajos que son de exactitud elevada es preferible estandarizar ambas soluciones con su respectivo estándar primario. El ftalato ácido de potasio, KHC8H4O4, abreviado como KHP, es un estándar primario muy utilizado para soluciones básicas.
Para calcular el factor de la base titulada con KHP, puede usarse la siguiente expresión:
 (1)
a = g pesados de ftalato ácido de potasio.
Eq = peso equivalente de ftalato ácido de potasio = 204.22 g/eq-q
V = volumen (ml) de NaOH 0.1 N gastados en la titulación
 
MATERIALES Y EQUIPO.
	MATERIALES
	REACTIVOS
	EQUIPOS
	Espátulas
	Agua destilada
	Balanza analítica
	Piseta
	Solución Ácido clorhídrico
	
	Vidrio reloj
	Solución Hidróxido de sodio
	
	Pipetas volumétricas 10 ml
	Fenolftaleína 0.1 %
	
	Propipeta
	Ftalato ácido de potasio alta pureza
	
	Bureta 50 ml
	
	
	Soporte universal
	
	
	Pinza para buretas
	
	
	Erlenmeyer 250 ml
	
	
	Gotero
	
	
	Balón aforado 100 ml
	
	
4. Procedimiento:
Preparación de Patrones Primarios
Patrón primario de ftalato ácido de potasio (KHC8H4O4)
1) Pesar con precisión 0,4 g del reactivo (secado previamente en estufa durante 30 minutos a 125°C) y registrar el peso alcanzado con 4 cifras significativas.
2) Colocar en un matraz erlenmeyer de 100 ml, añadir unos 30 ml de agua, disolver el reactivo.
Valoración de Disoluciones
Valoración de la disolución de hidróxido de sodio
1) Colocar en el matraz erlenmeyer que contiene el patrón primario de ftalato ácido de potasio 2 gotas de solución de fenolftaleína.
2) Titular con la solución de NaOH preparada la anterior práctica, que se desea valorar, hasta que aparezca en la solución un color rosa persistente.
3) Repetir por duplicado.
4) Registrar el volumen de solución de NaOH gastado.
Valoración de la disolución de ácido clorhídrico
1) Colocar en un matraz erlenmeyer una alícuota de 10 ml de la solución de HCl preparada la práctica anterior, 30 ml de agua destilada y 2 gotas de solución de fenolftaleína.
2) Titular con la disolución de NaOH, hasta observar que la solución vira a rosa persistente.
3) Repetir por duplicado esta titulación.
4) Registrar el volumen de NaOH gastado. 
Dilución
1) A partir de la solución preparada de HCl, prepare 100 ml de una solución 0,01 N. Titule con el procedimiento anterior, por duplicado y registre los valores de NaOH gastados.
5. Datos y presentación de resultados
Volumen tomado;NaOH
	NaOH
	NaOH(Duplicado)
	22,8ml
	21,3 ml
Volumen tomado;HCl
	HCl
	HCl(Duplicado)
	9,4ml
	8,5 ml
6. Análisis de Resultados:
Valoración de la disolución de ácido clorhídrico 
1. Volumen de alícuota de HCl tomada es de: 10ml
2. Consumo de solución de NaOH en ml es en promedio de: 8.95ml
Con base en esta información calcular:
1. El factor del ácido.
2. La normalidad verdadera de la solución de HCl.
0.261N*2.23 = 0.582N
Valoración de la disolución de hidróxido de sodio
1. Consumo de solución de NaOH en ml es en promedio de: 22.05ml
Con base en esta información calcular:
1. El factor del ácido.
2. La normalidad verdadera de la solución de HCl.
0.1N*0.906 = 0.0906N
Dilución
7. Conclusiones:
· Para prácticas y reacciones en las que se requiera conocer una concentración más exacta de cierta solución ácida o básica, la titulación ofrece un método muy usado para determinar dicha concentración. En ingeniería ambiental el método sirve para calcular concentración de contaminantes en ppm, ppb, etc.
· Para conocer el momento exacto en el que se tiene la muestra titulada se debe agregar un indicador que muestre el punto final de la titulación mediante un cambio de colores, el indicador usado fue la fenolftaleína.
· Aunque se considera al HCl como un ácido fuerte y al NaOH como una base fuerte, no son considerados patrones primarios debido a la impureza con la que se encuentra su producto comercial, por ello es necesario usar otros patrones, el usado en la práctica fue el ftalato ácido de potasio.
· La titulación es un método que nos permite determinar la concentración de una sustancia desconocida, haciendo reaccionar con otra concentración conocida,esta segunda solución recibe el nombre de solución estándar. 
· Para realizar la titulación de un ácido fuerte mediante una base fuerte, lo primordial es llevar a cabo su estandarización o usar un patrón primario, ya que debe ser una sustancia higroscópica y su concentración puede variar.
8. Recomendaciones:
· Teniendo en cuenta que la solución de ftalato ácido de potasio debe ser un patrón primario debe tomarse una medida muy exacta al pesarla.
· Ser cuidadoso al realizar la titulación, procurando que el NaOH no caiga demasiado, es recomendable hacerlo gota a gota para determinar el cambio de color con exactitud. 
· Al usar fenolftaleína fijarse correctamente que el cambio debe ser de incolora a rosa claro no tan fuerte, de ser el rosa muy fuerte la titulación no fue elaborada correctamente.
9. Bibliografía:
Doria, M. (2009). Experimentos de química en microescala para nivel medio superior. 1era edición. México: Universidad Iberoamericana publicaciones.
Burriel, F. (2008). Química analítica cualitativa. Octava edición. Madrid: Paraninfo Editorial. 
10. Anexos
1. CUESTIONARIO
1. ¿Por qué debe tomarse el punto final de la titulación cuando aparece un color rosa pálido del indicador?
Se debe tomar el punto final de la titulación, ya que en ese momento es el punto exacto donde ocurre la neutralización. Una reacción termina cuando ocurre una completa neutralización, y esto quiere decir cuando el número de equivalentes del titulante ha neutralizado equivalentes de la solución a valorar. En este punto llamadoPunto de Equivalencia, los moles de la base reaccionan completamente con los moles del ácido. 
2. Escriba las reacciones y los productos finales que se obtuvieron cuando se valoraron las disoluciones de fenolftaleína y ácido clorhídrico con la disolución de hidróxido de sodio respectivamente.
fenolftaleína + hidróxido de sodio
En esta reacción se está alterando el equilibrio químico ya existente, al reaccionar la fenolftaleína (C20H14O4) con hidróxido de sodio se produce una reacción característica de las sustancias básicas produciendo un cambio de color a violeta.
ácido clorhídrico + hidróxido de sodio
En esta reacción se obtiene agua y sal, siguiendo la reacción:
HCl + NaOH = H2O + NaCl
3. ¿Por qué es mejor titular el HCl y la fenolftaleína con NaOH respectivamente que hacer las titulaciones inversas correspondientes?
Es más fácil titular con estos reactivos ya que existe una diferencia entre ellos que nos ayuda a comprender el tema.
Al agregar la fenolftaleína al hidróxido de sodio (NaOH), se observa que toma un color violeta, lo que es característico su color en medio básico es rojo-violeta.
Al agregar la fenolftaleína al ácido clorhídrico observamos que no hubo ningún cambio en el sistema, lo que es característico ya que la fenolftaleína en medio ácido es incolora.
Al mezclar el ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio distinguimos una reacción endotérmica ya que no hubo calentamiento en el sistema lo que indica que hubo absorción de energía.
4. Mencione los principales estándares primarios usados en las valoraciones ácido-base.
El patrón primario usado en la práctica fue el ftalato ácido de potasio (KHC8H4O4) que además es uno de los estándares más utilizados. Se puede encontrar otros como el carbonato de sodio, Na2CO3, el ácido oxálico, H2C2O4, el tetraborato de sodio, Na2B4O7, y el óxido de mercurio (II), HgO.
5. ¿Qué es un indicador? ¿Qué es el rango de viraje de un indicador?
Un indicador es un ácido o una base que tiene la propiedad de cambiar su color dependiendo del medio del ph donde se encuentre, se utilizan para caracterizar ácidos y base. Y esta propiedad se debe gracias a que a que sus distintas formas ya sean en ácidos o base se presentan de una coloración diferente.
Este cambio de color que sufre el indicador se denomina viraje, pero el intervalo de ph en el que se produce el cambio de color es denominado intervalo de viraje. Por ejemplo el indicador que usamos:
Fenolftaleína es incoloro que al momento de utilizarlo cambia a un color rojizo que sería el viraje, mientra que el intervalo de viraje se encuentra entre 8´3 - 10´0.
Figura1. Materiales usados en la práctica
 
 
 Figura 2. Solución de NaOH después de la titulación.