CAPITULO III VOLUMETRÍA DE NEUTRALIZACIÓN

CAPITULO III
VOLUMETRÍA DE
NEUTRALIZACIÓN:
INTRODUCCIÓN
FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS – U.N.C.
Cátedra de Química Analítica
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
ANÁLISIS VOLUMÉTRICO
INTRODUCCIÓN VOLUMETRÍA DE NEUTRALIZACIÓN
PRINCIPIOS DE LAS VOLUMETRÍAS
En el análisis volumétrico, la concentración del analito se determina midiendo su
capacidad de reacción con una solución patrón. El reactivo o solución patrón es una solución de
concentración conocida capaz de reaccionar, más o menos completamente con la sustancia que
se analiza.
La valoración o titulación implica conocer el volumen de la solución patrón requerido
para completar la reacción con el analito, contenido en un peso o volumen conocido de muestra.
Esto se consigue en el punto de equivalencia o punto estequiométrico (momento en una
titulación en el cual el número de equivalentes del titulante es igual al número de equivalentes
del analito), se trata de un punto teórico.
En la práctica se lo puede apreciar observando algún cambio físico asociado con esta
condición de equivalencia. Tales cambios ocurren en el punto final de la valoración. El método
habitual para detectarlo supone el uso de sustancias auxiliares denominadas indicadores.
Lo ideal es que el punto final y el punto de equivalencia coincidan, en caso contrario la
diferencia se llama error de titulación.
Para que una reacción química pueda emplearse en volumetría, debe reunir las siguientes
condiciones:
1. Debe ser una reacción simple, libre de reacciones secundarias, que se pueda representar
por una ecuación química; la sustancia que se determina debe reaccionar cuantitativamente
con el reactivo en relación estequiométrica o de equivalencia química.
2. La reacción debe ser prácticamente instantánea, es decir, de muy alta velocidad. La mayoría
de las reacciones interiónicas cumplen con esta condición. En algunos casos, mediante el
agregado de un catalizador se aumenta la velocidad de la reacción.
3. Debe poderse establecer el punto final de la titulación muy próximo al punto de equivalencia,
por algún cambio nítido de alguna propiedad física o química.
Los métodos volumétricos poseen, exactitud de la décima de mL y requieren materiales
sencillos, frecuentemente evitan separaciones y son rápidos. Para efectuar un análisis
volumétrico se requiere: recipientes calibrados (buretas, pipetas y matraces aforados); reactivos
de alta pureza, para la preparación de soluciones valoradas y un indicador u otro medio
apropiado para establecer el punto final de la titulación.
La clasificación de las reacciones utilizadas en volumetría según su relación fundamental es:
1.
2.
3.
Neutralización: a) acidimetría: es la determinación de ácido presente en una muestra o
mezcla. Esto se realiza generalmente tratando el ácido con una solución de álcali de
concentración conocida (solución estándar) y usando un indicador para determinar el punto
final.
b) alcalimetría: es la medida de la cantidad de base libre presente en una
solución, mediante la titulación con un ácido de concentración conocida.
Precipitación y de formación de complejos. Comprenden la combinación de iones, para
formar un precipitado, o bien, un ion complejo.
Oxido-reducción. En esta clase se agrupan todas aquellas reacciones que involucran un
cambio del número de oxidación o transferencia de electrones entre las sustancias
reaccionantes.
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Las diferencias entre ellas dependen de los distintos equilibrios, drogas, soluciones patrones e
indicadores que se utilizan.
Recordar:
La definición de peso equivalente o peso miliequivalente para una sustancia está
siempre basado en su comportamiento en una reacción química específica (o secuencia de
reacciones), sea neutralización, óxido-reducción, precipitación, o formación de complejos. La
concentración de una solución no puede ser expresada en términos de normalidad, sin este tipo
de información.
El peso o masa equivalente (m Eq.) de una sustancia que participa en una reacción de
neutralización es el peso en gramos de la sustancia que puede aportar o reaccionar con un peso
fórmula gramo de ión hidrógeno (H+) en una reacción determinada. El peso o masa miliequivalente
(m meq.) es igual al peso equivalente dividido por 1.000.
El peso equivalente y el peso fórmula gramo de los ácidos y las bases, en una reacción
determinada, presentan una relación directa con el contenido de iones hidrógeno u oxhidrilos
reactivos.
Debe puntualizarse que un compuesto puede a menudo participar en más de un tipo de
reacción y por lo tanto puede presentar distintos pesos equivalentes.
Ejemplo: los pesos equivalentes de los ácidos monopróticos como el clorhídrico, bromhídrico,
yodhídrico, nítrico, perclórico ó acético, coinciden con sus pesos fórmulas.
En el caso de soluciones acuosas de ácidos dipróticos como el sulfúrico, carbónico,
oxálico, sulfhídrico, el peso equivalente es la mitad de su peso fórmula gramo.
En el caso del ácido sulfúrico la disociación del segundo ión hidrógeno no es completa.
El ión sulfato ácido, sin embargo, es suficientemente ácido para poder considerar que ambos
hidrógenos participen en todas las reacciones de neutralización.
La situación llega a ser más compleja para ácidos que contienen más de dos iones
hidrógeno con diferentes grados de disociación. Por ejemplo, para el ácido fosfórico, ácido
débil que ioniza en etapas es posible escoger un indicador que experimente un cambio de color
cuando el primer protón del ácido fosfórico se haya neutralizado; esto es:
H3PO4 + OH-  H2PO4- + H2O
Otros indicadores presentan cambios de color después de haber reaccionado dos protones:
H3PO4 + 2 OH-  HPO42- + 2 H2O
El peso equivalente del ácido fosfórico será igual a su peso fórmula en la primera de
estas reacciones, e igual a la mitad de su peso fórmula en la segunda.
Aquí, la definición de peso equivalente requiere el conocimiento de cuál de estas dos
estequiometrías está involucrada (ya que no es posible prácticamente la valoración del tercer
protón del ácido fosfórico, y el peso equivalente representado por un tercio del peso fórmula
no es factible en el contexto de una valoración de neutralización).
En forma similar reaccionan las bases mono, bi ó tribásicas.
Cálculos - Relación fundamental entre las cantidades de las sustancias que
reaccionan
Como consecuencia de la definición de peso equivalente y miliequivalente, es posible
señalar que en una valoración, en el punto de equivalencia, el número de equivalentes del
titulante es exactamente el mismo que el número de equivalentes del analito.
Por ejemplo, un equivalente en una sustancia ácida proporciona un equivalente de protones a la
solución tanto si el ácido es H 2SO4 o HCl. De la misma manera, un equivalente de un agente
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oxidante reacciona exactamente con un equivalente del reductor, puesto que el peso equivalente
de cada uno está implicado directa o indirectamente en la transferencia de 1 mol de electrones.
La ventaja del sistema de equivalente gramo es que los cálculos, en volumetría, resultan
muy simples, pues en el punto de equivalencia, el número de equivalentes gramo de la sustancia
que se titula, es igual al número de equivalentes gramo de la solución valorada que se emplea.
número equivalente titulante
nº eq titulante
V (L) titulante . N x
1000 mL titulante . N x
=
nº eq
masa

V ( L) mEq.V ( L)
= número equivalente titulado
=
nº eq titulado
=
mEq . V(L) titulado .N x
N
masa equivalente . Vol titulado(L) . Nx
N = nº eq / Vol (L)
nºeq = Vol (L) . Nx
nºeq = 1000 mL . Nx
masa = m Eq . Vol(L) . Nx
Ejemplo:
1000 mL HCl 0,1 N
neutralizan
4 g/L NaOH 0,1 N
VOLUMETRÍAS DE NEUTRALIZACIÓN
Soluciones valoradas
Recordemos que se emplea el término concentración para designar la relación de la
cantidad de soluto disuelta en una cantidad dada de disolvente o solución. Esta relación puede
expresarse en distintas unidades físicas (g/L; mg/L; g%g; g%mL; ppm; etc…) o químicas (nº
moles/L; nº equiv/L; etc…), dando lugar a soluciones empíricas o valoradas respectivamente.
De soluciones valoradas las más utilizadas son: molares y normales.
Solución molar: es aquella que contiene una molécula gramo ó mol, del reactivo, por litro de
solución.
Solución normal: es aquella que contiene un equivalente gramo, del reactivo, por litro de
solución.
Las soluciones patrón primario se preparan a partir de drogas patrón.
Una droga patrón debe presentar los siguientes requisitos:
1. Elevada pureza; mayor al 99,9 %. Las impurezas no deben exceder de un 0,01 a 0,02
%
2. Debe ser estable durante largo tiempo ante los agentes atmosféricos: ausencia de
agua de hidratación, no debe oxidarse ni combinarse con el dióxido de carbono del
ambiente.
3. Fácil adquisición y costo razonable.
4. Poseer un peso equivalente gramo elevado para disminuir los errores asociados a la
pesada.
5. Fácil de disolver, en las condiciones en la que se la emplea.
En la práctica son pocas las sustancias que cumplen con todos los requisitos; algunas de
ellas las satisfacen sólo parcialmente.
Las sustancias patrón empleadas en forma sólida o en la preparación de soluciones
patrón primario en reacciones de neutralización (acidimetría y alcalimetría) son:

En acidimetría:
 Carbonato de sodio anhidro (Na2CO3 – mM:106)
 Bórax (Na2B4O7. 10 H2O – mM: 382). Se debe guardar en frascos bien cerrados, porque
sino puede perder agua y eflorescer hasta el pentahidrato. Ventaja: peso equivalente alto
(190,71). Valoraciones a temperatura ambiente con rojo de metilo como indicador. Su uso
es sumamente recomendado.
Na2B4O7 + 5 H2O = NaH2BO3 + 2 H3BO3
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
 Oxalato de sodio (Na2C2O4 – mM: 134). Se transforma por calentamiento a temperatura
adecuada en Na2CO3 en cuya forma se usa para valorar ácidos. También usado en
permanganimetría de potasio. Na2C2O4 = Na2CO3 + CO
 Bicarbonato de potasio (KHCO3 - mM: 100). Su peso equivalente es casi el doble del
peso del carbonato de sodio.
 Bitartrato de potasio (KHC4H4O6 – mM: 188). Por calcinación se transforma en K2CO3 que
se puede usar para valorar ácidos.
 Yodato de potasio (KIO3 – mM: 214). Se lo puede usar para titulaciones directas de ácido
haciendo uso de la siguiente reacción:
IO3- + 5 I- + 6 H+  3 I2 + 3 H2O
En alcalimetría:
 Ftalato ácido de potasio (KHC6H4C2O2 – mM. 204,22). Se obtiene con una pureza del
99,97%, es muy estable.
 Ácido oxálico dihidratado (H2C2O4 . 2 H2O – mM.126,0630). Puede usarse no sólo para
álcalis sino para normalizar disoluciones de KMnO4. El producto cristalizado se calienta
para eliminar el agua ocluída y el polvo resultante se expone a una atmósfera de 60 % de
humedad relativa (por ejemplo en un desecador, sobre disolución saturada de NaBr) para
que tome la composición del dihidrato. Se valora como ácido diprótico, en presencia de
fenolftaleína ó azul de timol.
 Ácido benzoico (C6H5COOH – mM. 122,12). La sustancia es muy voluminosa y contiene
agua higroscópica. Difícil de manipular en la pesada, por eso se funde por calentamiento
a una temperatura de 130 – 140º C y se vierte en una cápsula de platino. Después de
enfriar, el producto solidificado se pulveriza en un mortero de ágata. El ácido es
escasamente soluble en agua, pero muy soluble en alcohol. Se disuelven las porciones
pesadas de ácido en 20 mL de alcohol, se diluye y se neutraliza con álcali en presencia
de fenolftaleína. La solución sirve para valorar soluciones patrones usando el mismo
indicador.
 Biyodato de potasio o yodato ácido (KH(IO3)2 – mM: 389,91). Es estable, anhidro y no
higroscópico. Es un ácido fuerte, de peso equivalente alto. Permite usar indicadores entre
4 y 10 de pH. Su inconveniente es su costo elevado.
 Bitartrato de potasio (KHC4H4O6 – mM: 188,18). Es poco soluble en agua fría, pero muy
soluble a temperaturas altas. Se disuelve en agua templada. Se usa fenolftaleína como
indicador.
Es necesario, en muchas ocasiones, basar un análisis en una sustancia que no cumple todos los
requisitos de un patrón. La concentración aproximada de estas sustancias una vez preparadas
por el método indirecto, debe establecerse con exactitud por medio de la Normalización,
Estandarización o Ajuste por dilución y pasan a ser solución patrón secundario.
Corrientemente se emplean como soluciones valoradas de ÁCIDOS, soluciones de ácido
clorhídrico y sulfúrico. El ácido clorhídrico se prefiere porque la mayoría de los cloruros son
solubles en agua. El ácido sulfúrico con los hidróxidos de calcio y bario forma sales escasamente
solubles. Para la titulación de soluciones calientes se emplea solución valorada de ácido
sulfúrico. Raramente se usa ácido nítrico, porque contiene casi siempre un poco de ácido
nitroso, que afecta a numerosos indicadores.
Como soluciones valoradas de ÁLCALIS, se emplean soluciones de hidróxidos de sodio, potasio
y bario. Son bases fuertes y fácilmente solubles en agua. Las soluciones de hidróxido de amonio
no son convenientes, porque pierden amoníaco, especialmente si la concentración excede a 0,5
N; y además, como es una base débil, surgen dificultades en las titulaciones de ácidos débiles.
La solución de hidróxido de sodio es la que se usa comúnmente.
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
Preparación de Soluciones Valoradas
Hay que establecer exactamente la concentración de la solución patrón porque la exactitud del
análisis volumétrico está directamente relacionada con la calidad de dicho parámetro. La
preparación de la solución patrón puede establecerse de dos formas distintas:
1- Método directo: una cantidad exactamente pesada (en balanza analítica), de una
sustancia patrón, se pasa cuantitativamente a un matraz. Se disuelve en un pequeño volumen,
se enrasa y se homogeniza . Se rotula y se guarda para su uso. Es una solución patrón
primario.
2- Método indirecto: se pesa o se mide una sustancia no patrón, en exceso, respecto a la
cantidad calculada, en balanza granataria o con bureta, se pasa a matraz, se disuelve en un
pequeño volumen de agua destilada, se lleva a enrase y se homogeniza. Queda así preparada
una solución cuya concentración es aproximada. Por Normalización ó Estandarización se lo lleva
a concentración exacta y se transforma así en solución patrón secundario.

Estandarización, Normalización ó Ajuste por Dilución
La solución preparada aproximada por método indirecto se corrige a la concentración exacta por
dilución, a este procedimiento se lo llama Estandarización, Normalización o Ajuste por dilución.
Comprende varias etapas: primera titulación, cálculo del agua de dilución, corrección y
retitulación. Dicha solución valorada queda con concentración exacta y se llama solución
patrón secundario. Después de preparada se debe rotular y guardar para su utilización.
Se puede llevar a cabo con: a) Droga patrón sólida ó b) Solución patrón primario. El
procedimiento está explicado detalladamente en el Trabajo Práctico correspondiente.




Utilización: según la forma de operar las valoraciones se clasifican en:
Valoración directa: implica conocer el volumen de solución patrón necesario para llevar a
cabo la reacción completa con el analito, contenido en un peso o volumen conocido de
muestra. Ejemplo: valoración de la acidez del vinagre con solución patrón de hidróxido de
sodio, en presencia de fenolftaleína como indicador.
Valoración indirecta: no se valora directamente el analito con el titulante sino por carácter
transitivo o indirecto. Ejemplo: en la yodometría los oxidantes (como el Cl 2) se determinan
haciéndolos reaccionar con un exceso de yoduro, de tal forma que se libere yodo y este se
valora con tiosulfato de sodio. Como el yodo liberado guarda relación estequiométrica con el
Cl2 presente en la muestra, por carácter transitivo, el volumen de tiosulfato empleado para
valorar el yodo está relacionado con el oxidante.
Valoración indirecta por retorno: consiste en agregar al analito un volumen conocido en
exceso de solución valorada y luego titular el exceso con otro reactivo valorado. Por
diferencia entre los volúmenes se obtiene la cantidad que reaccionó con el analito. Ejemplo:
en el método de Volhard para cloruros, se agrega a la muestra un volumen conocido de
solución valorada de AgNO3, en exceso y se titula éste con solución valorada de KSCN,
usando férrico, como indicador, en medio de ácido nítrico (HNO 3). Por diferencia entre el
volumen de AgNO3 y de KSCN, se obtiene la cantidad de AgNO 3 que precipitó al analito (si
no son de la misma normalidad, hay que homologar).
Indicadores Ácido/Base
En toda valoración se desea saber el momento en que han reaccionado cantidades
estequiométricas de los reactivos.
La detección del punto final se basa en los cambios físicos observables que ocurren en la
solución en el transcurso de la valoración. Los dos métodos más utilizados, consisten en un
cambio de color debido al reactivo, a la sustancia que se analiza o al indicador, ó en un
cambio de potencial de un electrodo sensible a la concentración de la sustancia o del reactivo
(o quizás ambos).
Para las reacciones de neutralización, las sustancias indicadoras son generalmente
compuestos orgánicos que se comportan como ácidos o bases débiles, participando por lo tanto
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en reacciones de equilibrio en las que interviene el ión H +, presentando un color en la forma
disociada diferente al de la forma molecular. Las reacciones de disociación de estos
compuestos van acompañadas de reordenamientos estructurales internos que dan como
resultado modificaciones de color.
 Clasificación: estos indicadores se pueden agrupar por sus tipos estructurales en:
grupo de las ftaleínas; grupo de las sulfonftaleínas; grupo de los azoicos.
Grupo de las ftaleínas: La mayoría de los indicadores de este grupo son incoloros en soluciones
moderadamente ácidas y coloreados en medio alcalino.
En medio fuertemente alcalino estos colores tienden a desaparecer (desvanecerse lentamente,
lo cual a veces es un inconveniente). En general: son insolubles en medio acuoso, pero
bastantes solubles en alcohol, prefiriendo este disolvente para preparar estas soluciones. Las
soluciones madres contienen corrientemente 0,5 – 1 g de indicador por litro.
Ejemplo: fenolftaleína (zona de viraje pH 8,2 - 9,6). Este indicador es un ácido diprótico,
incoloro. Primero se disocia a una forma incolora y después, al perder el segundo hidrógeno, a
un ión con un sistema conjugado, con un color rojo violáceo.
Grupo de las sulfonftaleínas: muchos de estos indicadores presentan dos zonas de viraje (en
solución ácida y en medio neutro o moderadamente básico); en contraste con las ftaleínas el
color básico es bastante estable frente a álcalis fuertes. Se pueden preparar directamente en
alcohol al 20%.
No obstante estos reactivos son en general suficientemente ácidos para alterar el pH del medio
en el cual se introducen. Para evitar este problema se usa frecuentemente en su sal sódica, la
cual se prepara disolviendo una cantidad pesada del indicador sólido en un volumen adecuado
de solución acuosa diluida de NaOH.
Ejemplo: el indicador más sencillo de este grupo es la fenolsulfonftaleína o rojo de fenol
(amarillo 6,4), rojo (8,00).
Grupo de azoicos: muchos de estos azo-compuestos presentan al aumentar la basicidad un
viraje del rojo al amarillo.
Los compuestos más conocidos son el anaranjado de metilo
(heliantina) (3,8 - 4,4) y el rojo de metilo (4,2 – 6,3). Es semejante al anterior, pero el grupo
sulfito reemplazado por el grupo carboxilo. Variando los sustituyentes en el anillo o grupo amino
se obtiene una serie de indicadores con propiedades ligeramente diferentes.
Cuadro 1. Ejemplos de indicadores ácido/base
TIPOS QUÍMICOS
G. DE FTALEÍNAS
G. SULFOFTALEÍNAS
G. AZOICOS
NOMBRE
Fenolftaleína
Timolftaleína
Azul de timol
Verde de bromocresol
Rojo de clorofenol
Azul de bromo timol
Rojo de fenol
Púrpura de cresol
Amarillo de metilo
Heliantina
Rojo de metilo
Amarillo de Alizania
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INTER. DE VIRAJE pH
8,2 - 9,6
9,3 - 10,5
1,2 - 2,8
3,8 - 5,4
4,8 - 6,4
6,0 - 7,6
6,4 - 8,0
7,4 - 9,0
2,9 - 4,0
3,1 - 4,4
4,2 - 6,3
10,1 - 12
VIRAJE COLOR
ÁCIDO
BÁSICO
Incoloro - rojo -fucsia
Incoloro azul
Rojo
azul
Amarillo azul
Amarillo rojo
Amarillo azul
Amarillo rojo
Amarillo púrpura
Rojo
amarillo
Rojo
amarillo
Rojo
amarillo
Incoloro violeta
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
Mecanismo de acción: se puede representar los equilibrios entre las moléculas del
indicador y sus iones:
Indicador ácido
H Ind 
(color A)
H+ + Ind(color B)
Ind OH  OH- + Ind+
(color A)
(color B)
Indicador básico
Basándose la respuesta de un indicador en un equilibrio entre una molécula y sus iones,
podemos decir que un indicador ácido presentará el color A en disoluciones ácidas y el color B
en disolución básica. Para un indicador básico el color A predomina en medio básico y el color B
en medio ácido.
El indicador se agrega directamente a la sustancia a valorar y entra en competencia con ésta
para reaccionar con la sustancia valorante.
Como el indicador es un ácido ó base débil, no reacciona con el valorante hasta que el analito ha
sido consumido cuantitativamente. Entonces una gota o fracción de gota del valorante en exceso
sobre la cantidad necesaria para la neutralización da lugar a un cambio de color del indicador,
dando así la noticia del punto final, al pasar de forma molecular a disociada.
El cambio no es instantáneo, sino que la transformación del color, tiene lugar en una zona de 1 ó
2 unidades de pH.
Si aceptamos que el ojo humano tiene la capacidad de apreciar la presencia del color A del
indicador ácido débil cuando está presente en la proporción de 1 parte a 10 partes de color B y
viceversa.
Se puede decir que el intervalo de pH en el cual se produce el viraje del indicador es de  1
unidad de pH. Este intervalo resulta 1 unidad a cada lado del valor del pK Ind. Con razones
intermedias de las intensidades de color, tenemos colores intermedios y a menudo
indistinguibles.
En algunos indicadores puede ser menor el intervalo. La causa de ello, es que el ojo humano
responde más fácilmente a ciertos colores que a otros y también se debe al hecho de que
algunos indicadores son por naturaleza de color más intenso que otros, aún en idénticas
concentraciones.
La mayoría son bicolores porque sus formas ácidas y básicas son coloreadas. Pero el grupo de
las ftaleínas son de un solo color, porque tienen formas ácidas incoloras.
H Ind 
(color A)
H+ +
Ind(color B)
K HInd 
+
H . Ind 
HInd 



Despejando [H ] la ecuación anterior se convierte en:
[H+] = K HInd
HInd 
Ind 

= K HInd
colorA
colorB
Cuando
colorA 1
=
colorB 10
+
[H ] = K HInd 1 / 10 = K HInd . 0,1
Pasando a logartimo
- log [H+] = - log K H Ind - log 0,1
pH
= pK H Ind
+ 1
Si la razón de color A a color B es 10:1, entonces: K HInd
Pasando a logaritmo
HInd 
Ind 

= K HInd
colorA 10

colorB 1
[H+] = K HInd . 10/1 = 10 . K Hind
-log [H+] = - log K H Ind - log 10
pH
= pK H Ind
- 1
pH = pKInd  1
 Elección del indicador: para una valoración determinada viene regida por el pH de
la disolución en el punto de equilibrio. Para una titulación ácido base, se debe elegir
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el indicador de modo que el pH del punto de equivalencia se encuentre en el intervalo
del cambio de color.
Figura 1. Curvas de titulación ácido- base típicas: 50 mL de HCl 0,1M titulados con Na OH 0,1M. Los valores de pKa para cada
ácido se muestran en las curvas. (Tomado de “Química Analítica Cuantitativa”. Day, Underwood).
En la figura, las áreas sombreadas son los rangos de los indicadores anaranjado de metilo (3,1 a
4,4), azul de bromotimol (6,0 a 7,6) y fenolftaleína (8,0 a 9,6).
A continuación se dan las conclusiones para los distintos casos de neutralizaciones.
 Ácido fuerte y base fuerte. Para soluciones 0,1N o más concentradas, el cambio de
pH en el punto de equivalencia es muy amplio y abarca los rangos de los tres
indicadores. Por ello, cualquiera de estos tres indicadores cambiará de color con una
o dos gotas cerca del punto de equivalencia, como cambiaría de color cualquier otro
indicador entre valores de pH de 4,5 a 9,5. Para soluciones 0,01N el intervalo de pH
es algo menor (5,5 a 8,5).
 Ácido débil y base fuerte. El indicador a emplear, cuando Ka> 10-5 debe virar entre pH
7 y 10,5; para ácidos más débiles, por ejemplo cuando el K a> 10-6, el intervalo de pH
se reduce.
 Base débil y ácido fuerte. El indicador a emplear cuando Kb>10-5, debe virar entre pH
3 y 7; para bases más débiles, por ejemplo cuando Kb>10-6, entre 3 y 5.
 Ácido débil y base débil. En la curva de neutralización, en las proximidades del punto
de equivalencia, no se observa una variación apreciable de pH, por lo cual no se
puede emplear un indicador simple.
Errores debidos al indicador: Existen por lo menos dos fuentes de error al determinar el punto
final de una titulación utilizando indicadores visuales. Uno de ellos ocurre cuando el indicador
que se utiliza no cambia de color en el pH adecuado. Este es un error determinado que se puede
corregir por medio de la determinación del indicador en blanco. Esto último es sencillamente el
volumen de ácido o de base que se necesita para cambiar del pH del punto de equivalencia al
pH en el cual el indicador cambia de color. La determinación del indicador en blanco casi
siempre se hace en forma experimental.
En el caso de los ácidos débiles (o bases débiles) ocurre un segundo error; aquí la pendiente de
la curva de titulación no es grande y por lo tanto el cambio de color en el punto final no es agudo.
Aun cuando se utiliza el indicador adecuado, ocurre un error indeterminado que se refleja en la
falta de precisión para decidir exactamente cuándo sucede el cambio de color. La utilización de
un solvente no acuoso puede mejorar la agudeza del punto final en estos casos.
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Curvas de Titulación
La curva de valoración en una reacción ácido-base, consiste en una gráfica representando en
ordenadas las funciones p en lugar de las concentraciones (ej. pH) y en abcisas volumen de
valorante agregado. Esta curva se obtiene experimentalmente, determinando el pH
potenciométricamente ó bien calculando el pH en base de los equilibrios pertinentes, durante la
titulación. La zona del punto de equivalencia se caracteriza por un cambio brusco de los pvalores (el pH sufre una variación considerable). Estas curvas son importantes porque:
a) proporcionan información en cuanto a la factibilidad y posible exactitud de una valoración.
b) Son muy útiles para elegir el indicador de punto final a usarse.
Vamos a considerar las siguientes Curvas de valoración: ácido fuerte-base fuerte; ácido débilbase fuerte; base débil - ácido fuerte y ácido débil-base débil.
Para construirlas tenemos cuatro momentos a considerar: inicial, antes, en y después del punto
de equivalencia.
A) Valoración de un Ácido fuerte y Base fuerte: para calcular la variación de pH
durante la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, a temperatura ambiente se
admite que ambos se encuentran totalmente ionizados.
Ejemplo: Titulación de HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M como valorante.
1) Inicialmente, antes de agregar valorante, la solución sólo contiene ácido fuerte. Por lo tanto la
única fuente de iones H+, es el propio ácido. HCl 0,1M, su pH será 1.
2) Antes de llegar al punto de equivalencia: hay en principio dos fuentes de iones H+, la del propio
ácido y los provenientes de la ionización del agua.
Dada la contribución tan pequeña del ion [H+] = 1.10-13 proveniente del H2O frente al valor del
ácido fuerte, se desprecia, hasta llegar al punto de equivalencia.
En todo momento durante la valoración, antes de llegar al punto de equivalencia, la solución
contendrá ácido fuerte sin valorar más la sal formada.
3) En el punto de equivalencia: todo el ácido se ha valorado, la solución contiene solamente la sal
formada (NaCl). La [H+] es de 1,00 x 10-7 con el agua como única fuente de iones H+, por lo tanto
el pH = 7
4) Pasado el punto de equivalencia, añadimos simplemente NaOH en exceso a una solución de
NaCl. Las dos fuentes de iones OH- son: la solución de NaOH agregado y los provenientes de la
ionización del H2O. Esta última se desprecia frente al valor de la base fuerte.
Con los valores obtenidos en los distintos momentos se hace la gráfica.
Figura 2. Curva de titulación para un
ácido fuerte y una base fuerte: 50 mL
de HCl 0,1M titulados con Na OH
0,1M. (Tomado de “Química Analítica
Cuantitativa”. Day, Underwood).
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GUÍA TEÓRICA
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZACION: INTRODUCCION
1. Complete las definiciones de los siguientes términos:
 En el análisis volumétrico, la ………………………………………….se determina midiendo su
capacidad de reacción con ………………………………….. Esta solución, es de………………….………….
capaz de reaccionar, completamente con la sustancia que se analiza.
 La valoración o……………………. implica conocer el ….……………………………………………….
requerido para completar la reacción con el analito, contenido en un …..………………………………………
conocido de muestra. Esto se consigue en el ……………………………………………………………………….
 El punto de equivalencia o punto estequiométrico es ………………………………………………..
…………………………………………………………………………………………………………………………….
..……………………………………………………………………………… se trata de un punto teórico. En la
práctica se lo puede apreciar observando cambios físico que ocurren en el ……………………………………
de la valoración.
 Cuando el punto final y el de equivalencia no coinciden, la diferencia se llama ……………………….
2.
De las condiciones que debe cumplir una reacción química para ser usada en volumetría y el
material necesario para hacer un análisis volumétrico
Condiciones
de la
reacción
química
Material
necesario
para
análisis
volumétrico
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3.
Complete el siguiente cuadro
Clasificación de las reacciones usadas en volumetría
Acidimetría:
Neutralización
Alcalimetría:
Precipitación y de formación de
complejos
Óxido – reducción
4.
Diferencie los siguientes conceptos:

Solución empírica:

Solución valorada:
5.
De los requisitos que debe cumplir una droga patrón:
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6.
Complete el siguiente cuadro:
Droga Patrón
Nombre
Fórmula
Nombre
Fórmula
Ácidos (usadas en Alcalimetría)
Básicas (usadas en Acidimetría)
Droga NO Patrón
Ácidos
Álcalis
7.
Responder:

¿A qué sustancias
caracterizamos como indicadores
de neutralización?

Explique brevemente el
mecanismo de acción de los
indicadores.

De la clasificación de los
indicadores

¿Cómo elige un
indicador?

Tipos de Errores
producidos al elegir un indicador

¿Qué es una curva de
titulación? ¿Qué utilidad nos
proporciona?
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8.
Mediante el siguiente diagrama deje bien explicado y diferenciado los métodos de preparación de
soluciones
MÉTODOS DE PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
DIRECTO
ETAPAS
EXPLICACIÓN
INDIRECTO
ETAPAS
EXPLICACIÓN
SOLUCIÓN DE CONCENTRACIÓN APROXIMADA
Normalización o Estandarización
SOLUCIÓN ……………………………………………….
Corrección
SOLUCIÓN
…………………………………………………….
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9.
Complete el siguiente cuadro, según la forma de titular el analito:
Tipo de Valoración
Descripción
Ejemplo
Directa
Indirecta
Indirecta por retorno
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TRABAJO
PRÁCTICO Nº 3
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZACION: INTRODUCCION
CONSIDERACIONES GENERALES
La volumetría o análisis químico cuantitativo por medición de volúmenes, consiste
esencialmente en determinar el volumen de una solución valorada de concentración conocida
que se requiere para la reacción cuantitativa con un volumen dado de solución de la sustancia
en análisis (analito). Conocidos los volúmenes y aplicando las leyes de la equivalencia química,
se puede calcular fácilmente la concentración del analito.
La operación de agregar la solución valorada desde una bureta a un erlenmeyer en donde está
el analito, hasta punto final de la reacción, se denomina titulación.
El punto final de la titulación se reconoce visualmente, como regla general, por algún cambio
característico nítido (una modificación en el color ó la aparición de un enturbiamiento ó
precipitado), dado por la misma solución valorada ó más frecuentemente por un reactivo auxiliar,
denominado indicador.
En una titulación ideal el punto final coincide con el punto de equivalencia o punto
estequiométrico. Éste se define como el punto en que el número de equivalentes gramo de la
sustancia que se titula es igual al número de equivalentes gramo de la solución valorada que se
emplea. En la práctica hay una pequeña diferencia entre ambos, llamada error de titulación.
Siempre se elegirá el indicador y las condiciones experimentales, de modo que el error de
titulación sea lo más pequeño posible.
Para que una reacción química pueda emplearse en volumetría debe:

Ser simple, libre de reacciones secundarias, que se pueda representar por una ecuación
química, el analito debe reaccionar cuantitativamente con el reactivo en relación
estequiométrica.

Ser prácticamente instantánea, es decir de alta velocidad. La mayoría de las reacciones
interiónicas cumplen con esta condición.

Ser posible establecer el punto final, muy próximo al punto de equivalencia, de
preferencia con un indicador apropiado por un cambio visual perceptible (cambio de color ó
formación de un precipitado) ó a través de la titulación potenciométrica (variación del potencial
durante la titulación, de un electrodo indicador respecto de un electrodo de referencia) .
Los métodos volumétricos poseen algunas ventajas respecto a los métodos gravimétricos: 1)
requieren aparatos sencillos (recipientes calibrados como pipetas, buretas y matraces aforados)
y un indicador u otro medio apropiado para establecer el punto final de la titulación; 2) se
emplean reactivos de alta pureza; 3) frecuentemente evitan largas y difíciles separaciones y
además son generalmente rápidos.
Una de las desventajas que presentan es que en volumetría se mide hasta la décima de
mililitro y en gravimetría se puede pesar hasta la cuarta cifra decimal (décima de miligramo).
Clasificación de la valoraciones
Teniendo en cuenta la naturaleza de la reacción, el titulante empleado ó la forma de operar:
A) De acuerdo a la naturaleza de la reacción:
de neutralización - de precipitación - de formación de complejos - de óxido-reducción
B) En base al titulante empleado:
Permanganimetría – dicromatometría - argentimetría – yodimetría
C) Según la forma de operar:
directo, indirecto, indirecto por retorno, por desplazamiento
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INTRODUCCION A LAS VOLUMETRÍAS
En ciertas reacciones es más conveniente emplear reactivos en solución en lugar de
sólidos, líquidos o gases puros. Por tal razón se introduce el concepto de soluciones y su empleo
en las reacciones químicas. Una solución es una mezcla homogénea, a nivel molecular, de dos
o más sustancias: el soluto, disuelto en otra sustancia, el disolvente o solvente, siendo el más
empleado el agua.
La concentración de las soluciones es función de la cantidad de soluto en una masa
específica o volumen de solución, o la cantidad de soluto disuelto en una masa o volumen de
disolvente. Puede expresarse en unidades físicas ó químicas, dando lugar a soluciones
empíricas o valoradas respectivamente.
Soluciones empíricas: Estas soluciones se preparan midiendo el soluto en unidades físicas,
ejemplos: g/L; mg/L; mg/mL; ppm; g % g; mg % mg; g % mL; mg % mL; Cg; Cv.
Soluciones valoradas: Estas soluciones se preparan midiendo el soluto en unidades químicas
como número de moles o número de equivalentes. Ej: soluciones normales (N), molares (M),
molales (m) y formales (F).
SOLUCIONES VALORADAS
Las soluciones valoradas se pueden preparar por método directo o indirecto
convirtiéndose en soluciones patrón primario o secundario.
Los requisitos más importantes para una sustancia patrón son:
1)
2)
3)
4)
5)
Alto grado de pureza, mayor al 99,99% (no exceder en total de 0,01 – 0,02 % de impureza).
Estabilidad en función del tiempo (no deben hidratarse, carbonatarse, oxidarse).
Equivalente gramo elevado, de manera que los errores de pesada disminuyan.
Soluble en las condiciones en que se la emplea, preferentemente en agua.
Que sea de fácil adquisición y precio accesible.
Sustancias empleadas como patrones
 En alcalimetría: ftalato ácido de potasio ( KH.C8H4O4 - mM:204,22 ) ; ácido oxálico dihidrato
( H2C2O4. 2H2O - mM: 126,0630 ); ácido benzoico ( C 6H5COOH - mM: 122,12); yodato
ácido de potasio KH(IO3)2 - mM: 389,91 )
 En acidimetría: carbonato sodio anhidro (Na 2 CO3 - mM: 106); Bórax (Na2B4O7. 10H2O mM: 382); oxalato de sodio (Na2C2O4 - mM: 134); bicarbonato de potasio (KHCO3 - mM:100);
bitartrato de potasio (KHC4H4O6 - mM: 188); yodato de potasio (KIO3 - mM: 214)
 En argentimetría: cloruro de sodio (NaCl); bromuro de potasio ( KBr); nitrato de plata
(AgNO3).
 En oxidimetrías: ácido oxálico dihidrato (H2 C2 O4 2H2O); oxalato de sodio (Na2 C2 O4);
trióxido de arsénico (As2 O3); Fe electrolítico.
En la práctica son pocas las sustancias que cumplen con todas las exigencias, algunas de ellas
la satisfacen sólo parcialmente.
Las soluciones valoradas que se emplean como titulantes en las valoraciones de neutralización
son ácidos o bases fuertes ya que estas sustancias reaccionan más completamente con un
analito que las correspondientes especies débiles, obteniendo puntos finales más definidos. Se
preparan por método indirecto y después se estandarizan quedando así como soluciones patrón
secundarias.
Las soluciones patrón de ácidos se preparan a partir de solución comercial concentrada proanálisis. Las más utilizadas son de ácidos clorhídrico, perclórico o sulfúrico. El ácido nítrico rara
vez se emplea debido a que sus propiedades oxidantes facilitarían posibles reacciones laterales
indeseables. Cabe hacer notar que los ácidos perclórico y sulfúrico concentrados calientes son
potentes agentes oxidantes y, por lo tanto, peligrosos. Sin embargo, las soluciones diluidas frías
de estos reactivos son relativamente inocuas y se pueden emplear en el laboratorio analítico.
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Las soluciones de hidróxidos patrón se preparan a partir de droga sólida. Los más utilizados son
hidróxidos de sodio o potasio y ocasionalmente hidróxido de bario. Se preparan por método
indirecto y después se estandarizan, quedando así como soluciones patrón secundario.
PREPARACIÓN
A) Método directo
Para elegir este método es necesario que la sustancia que se pesa sea droga patrón. En el
método directo, pesar con exactitud de 0,1 mg una determinada cantidad de sustancia patrón
en balanza analítica, pasar cuantitativamente a un matraz con ayuda de embudo de pico corto y
piseta; disolver con una pequeña cantidad de agua destilada agitando por rotación. Llevar a
volumen. Enrasar. Tapar y homogeneizar dos ó tres veces. Colocar en frasco y rotular. Queda
con una concentración exacta y se llama solución patrón primario. Guardar para su posterior
utilización.
B) Método indirecto
Consiste en pesar o medir en exceso la cantidad calculada de sustancia (no patrón) para el
volumen y la concentración pedida, de tal forma que la solución quede un poco más concentrada
que la requerida. Si se parte de droga sólida, pesar en balanza granataria y si se parte de
solución concentrada, se mide con bureta; luego pasar a matraz, sin rigor analítico. Agregar una
pequeña cantidad de agua destilada, agitando por rotación, hasta disolución total. Llevar a
volumen, enrasar, tapar y homogeneizar dos o tres veces. La solución valorada queda de
concentración aproximada (más concentrada). Para llevarla a valor exacto se debe Estandarizar
o Normalizar o Ajustar por dilución. Recién entonces, la solución queda como solución patrón
secundario.
NORMALIZACIÓN O ESTANDARIZACIÓN O AJUSTE POR DILUCIÓN
La solución valorada de concentración aproximada preparada por método indirecto se corrige a
la concentración exacta por dilución. A este procedimiento se lo llama Estandarización,
Normalización o Ajuste por dilución. Comprende cuatro etapas: primera titulación, cálculo del
agua de dilución, corrección y retitulación. Dicha solución valorada queda con concentración
exacta y se llama solución patrón secundario.
La estandarización puede hacerse de dos maneras:
A) Contra solución patrón primario o secundario: medir exactamente con pipeta aforada un
volumen de dicha solución, descargar en erlenmeyer y efectuar los pasos de la normalización.
B) Contra droga patrón sólida: pesar ésta al 1/10 de miligramo en balanza analítica, pasar
cuantitativamente al erlenmeyer, disolver en poca agua y efectuar los pasos de la normalización.
(En la página 6 se encuentran ejemplos de ambos procedimientos).
UTILIZACIÓN
Las soluciones patrón primario o secundario se pueden utilizar como titulantes de analitos cuya
concentración se desea conocer o colocándolas en el erlenmeyer como medida de referencia
para normalizar soluciones preparadas por el método indirecto.
RECORDAR:
Solución patrón primaria: Es una solución valorada de concentración exacta, preparada por el
método directo, a partir de una sustancia activa (reactivo), de alto grado de pureza, llamada
sustancia patrón primaria.
Solución patrón secundaria: Es una solución valorada, de concentración exacta, preparada
por método indirecto (aproximada), cuya concentración exacta se obtiene por estandarización o
normalización o ajuste por dilución usando un patrón sólido o solución patrón primario ó
secundario.
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EJEMPLOS DE ESTANDARIZACIÓN:
A) Ajustar ó Normalizar ó Estandarizar contra solución patrón una solución de NaOH
0,1 N aproximado
 1º Titulación:
Medir con pipeta de doble aforo 10 mL de solución exacta de ftalato ácido de potasio. Colocar en un
erlenmeyer, agregar 100 mL de agua destilada y unas gotas de indicador apropiado y titular con NaOH
0,1N aproximado hasta viraje del indicador. Como la solución se preparó algo mas concentrada que 0,1N,
se va a gastar un volumen algo menor de 10 mL.
Supongamos que se gastaron 9,0 mL. En base a ese volumen, efectuar la corrección para 500 mL.
 Cálculo del agua de dilución:
A 9,0 mL de solución aproximada de NaOH, le tenemos que agregar 1 mL de agua destilada, para tener
10,0 mL de solución corregida.
Entonces:
10 mL de sol. de NaOH corregidos contienen . . . . . . 1,0 mL de H2O.
500 mL de “ “
“
“
“
...... x
x = 500 x 1/10 = 50 mL
 Corrección:
Colocar en el matraz aforado de 500 mL bien seco los 50 mL de agua destilada exactamente
medidos
con bureta, y completar a volumen con la solución aproximada de (NaOH 0,1N). Homogeneizar. La
nueva solución se denomina solución corregida.
 2º Titulación:
Retitular colocando en la bureta el NaOH corregido. Si se gastan exactamente 10 mL de NaOH para los
10 mL de la solución de ftalato ácido de potasio 0,1 N, tenemos una solución exacta 0,1 N de NaOH.
Caso contrario, se calcula el factor de corrección:
Volumen teórico
10
Factor de corrección = .------------------------ = ------- = 1,1111
Volumen gastado
9,9
Se llama factor de corrección volumétrico ó factor de corrección ó factor volumétrico: a la relación entre
los mL de la solución ajustada que se debieran gastar si ella fuera exacta (mL teóricos) y los mL
realmente gastados de dicha solución. Calcularlo hasta la 4º cifra decimal.
Finalmente, rotular consignando la concentración, el factor, droga contra la cual se ajustó y la fecha.
Guardar dejándola lista para su aplicación.
Nota: Cada vez que se utilice la solución de NaOH 0,1 N f c = 1,1111 como titulante; deberá
multiplicarse el gasto leído en el punto de equivalencia por dicho valor, para llevar a concentración exacta.
B)
Ajustar ó Normalizar ó Estandarizar contra droga patrón sólida:
Calcular la cantidad de droga sólida que se debe pesar para gastar un volumen tal que pueda utilizar la
bureta sin recargarla (ejemplo: 15 mL).
mM ftalato ácido de potasio: 204,22
1000 mL NaOH 0,1 neutralizan …..…..... 20,422 g ftalato ácido de potasio.
15 mL
NaOH 0,1 neutralizan ………… x = 0,3063 g.
Pesar 0,3063 g de droga en balanza analítica y pasar cuantitativamente a un erlenmeyer, disolver y
completar a 100 mL aproximadamente. Agregar el indicador y realizar los pasos de la normalización (1º
titulación, cálculo del agua de dilución, corrección y retitulación: ídem a lo anterior en A).
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EXPERIENCIAS A REALIZAR
OBJETIVOS:
 Preparación de soluciones valoradas por el método directo e indirecto.
 Estandarización de una solución valorada contra solución patrón.
 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES VALORADAS
I) METODO DIRECTO
Acido oxálico 0,1 N 500 mL
El ácido oxálico es una droga patrón, que se puede conseguir con una pureza del orden de
99,5 %. Por lo tanto se puede preparar con ella soluciones standard con suficiente aproximación
(para la gran mayoría de los trabajos de laboratorio), por pesada exacta y dilución, es decir por el
método directo.
Es un ácido que presenta dos hidrógenos ácidos, y dos moléculas de agua de cristalización.
Es necesario estabilizar lo más exactamente posible esas dos moléculas de agua, por lo que es
necesario conservar la droga en ambientes adecuados. (desecador unas dos horas antes de
usar)
Reactivos:
Ácido oxálico (C2O4H2.2H2O , PM: 126,0680) - Agua destilada
Materiales:
Matraz aforado de 500 mL - vidrio reloj - piseta - pipeta graduada - vaso de precipitación
Procedimiento:
- Calcular la cantidad de droga para el volumen y la normalidad requerida.
Cálculos:
-
Una vez efectuados los cálculos necesarios pesar en balanza analítica con una aproximación
de
0,1 mg, en un vidrio de reloj limpio y seco; luego volcar su contenido en un matraz
empleando embudo de vástago corto y piseta. Si queda material insoluble, se repite el
tratamiento hasta total disolución lavando finalmente vidrio reloj, embudo y cuello del matraz.
- Agregar un poco de agua destilada y agitar por rotación hasta disolución total.
- Agregar agua hasta casi el enrase y finalmente con una pipeta llevar a volumen. Tapar y
homogeneizar dos o tres veces.
- Colocar en frasco
- Rotular.
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II) METODO INDIRECTO
NaOH 0,1 N 500 mL
El NaOH no es droga patrón. Aunque comercialmente se venda con certificado de pureza, tiene
la propiedad de absorber humedad del ambiente y de reaccionar con el CO 2 del aire. Esta
situación hace que haya que controlar la concentración frecuentemente las soluciones.
Preparar por método indirecto una solución algo más concentrada que 0,1 N, y luego determinar
exactamente su concentración (Estandarizar, Normalizar ó Ajustar por dilución); contra solución
patrón ó droga patrón sólida.
Reactivos:
Hidróxido de sodio, droga sólida pa.(mM:40) - Agua destilada
Materiales:
Matraz aforado de 500mL - vidrio reloj - piseta - pipeta graduada - vaso de precipitación
Procedimiento:
- Calcular la cantidad de droga a pesar para el volumen y la normalidad requerida.
Cálculos:
- Pesar con la aproximación de la primera cifra decimal (en balanza granataria) un exceso de
NaOH.
- Introducir en matraz aforado de 500 mL, agregar un tanto de agua destilada y disolver
agitando por rotación.
- Llevar a volumen con agua destilada y decarbonada, enrasar con pipeta gota a gota.
- Tapar. Homogeneizar.
- Normalizar o estandarizar con droga o solución patrón.
- Guardar en frasco.
- Rotular.
HCl 0,1 N 250 mL
El ácido clorhídrico comercial es una solución acuosa saturada de cloruro de hidrógeno (gas) por
esta razón, no es droga patrón primario.
Para obtener soluciones valoradas, se debe partir de la solución concentrada de pureza
analítica, diluir convenientemente de acuerdo a su riqueza y preparar por el método indirecto. De
esta forma solo se tendrá una solución aproximadamente 0,1 N, que habrá que estandarizar o
normalizar.
Finalmente, sino queda exacta, determinar el factor de corrección (ídem a lo visto en
Preparación de solución standard de bases)
Capítulo III Volumetría de Neutralización: Introducción
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Reactivos:

Ácido clorhídrico concentrado pa. (mM: 36,5)
Densidad: ..
Cg %: ........

Agua destilada

azul de bromotimol o heliantina

Hidróxido de sodio 0,1 N
Materiales:
Matraz aforado de 250 ML- Vidrio de reloj- Piseta -Pipeta graduada-Vaso de precipitación
Procedimiento:
 Calcular el volumen de ácido necesario para preparar 250 mL de solución 0,1 N, con los
datos de Cg y densidad.
Cálculos:
 Medir en exceso los mL calculados de solución de HCl concentrado con una bureta y
descargarlos en un matraz de 250 mL y diluir con un poco de agua destilada, agitar y
completar hasta 2 cm por debajo del enrase, en este último tramo agregar gota a gota el
agua destilada hasta que el menisco quede tangente al enrase. Tapar.
 Homogeneizar. Queda la solución valorada preparada como 0,1 N aproximada.
 Normalizar o estandarizar, contra patrón o contra droga patrón sólida y si es necesario,
calcular el factor de corrección.
 Guardar en frasco.
 Rotular (dejar consignado en el informe el rótulo)
 NORMALIZAR, ESTANDARIZAR O AJUSTAR POR DILUCIÓN
Solución de NaOH 0,1 N aproximada con ácido oxálico 0,1 N
Reactivos:
-Ácido oxálico 0,1 N
-NaOH 0,1 N aproximado
Capítulo III Volumetría de Neutralización: Introducción
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-H2O destilada
-Fenolftaleína
Materiales
Erlenmeyer de 250 mL -Pipeta de doble aforo de 10 mL- Bureta de 25 mL -Vaso de
precipitación
-Embudo para bureta
Procedimiento (recordar el ejemplo visto en la página 6).
 1º titulación:
- Medir con pipeta de doble aforo 10 mL de ácido oxálico 0,1 N, descargar en un
erlenmeyer.
- Agregar agua hasta 100 mL aproximadamente y unas tres gotas de indicador fenoftaleína
(suave color rosado)
- Cargar la bureta con NaOH 0,1 N aproximado y titular hasta viraje del indicador.
- Leer y anotar el gasto.
...………. mL
 Cálculo del agua de dilución para corregir 100 mL
. . . mL de NaOH 0,1 N aproximado + . . . mL agua = 10 mL solución de NaOH 0,1 N
corregida
 Corrección:
En un matraz de 100 mL, agregar desde bureta el agua calculada, y llevar a volumen con
el NaOH 0,1 N aproximado. Tapar. Homogeneizar.
 2º titulación
- Dejar escurrir la bureta, y sin enjuagarla, cargarla con el NaOH 0,1 N corregido.
- Volver a preparar el sistema: 10 mL de patrón - indicador - agua destilada y titular hasta
viraje del indicador.
....…….... mL gastados
- Si no quedara exacta, sacar factor de corrección.
- Guardar en frasco
- Rotular (dejar consignado en el informe el rótulo).
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EJERCITACION
Para recordar
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZACION:
INTRODUCCION
Una disolución de dos componentes está formada por el soluto y el disolvente. La
relación numérica entre ambos se denomina CONCENTRACIÓN y puede expresarse
como:
Unidades físicas
Ej: g%g, ppm, g/l
Soluciones
empíricas
Gravimétricas
Unidades químicas
Ej: M, N
Soluciones
valoradas
Volumétricas
Ley de dilución:
- Método Directo
PREPARACION
Solución Patrón primario
- Método Indirecto
ESTANDARIZACIÓN
1.
1º titulación;
2.
Cálculo del H2O de dilución
3.
Corrección
4.
Retitulación
APLICACIÓN
-
Método Directo
-
Método Indirecto
-
Método Indirecto por Retorno
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Solución Patrón secundario
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VOLUMETRÍA DE NEUTRALIZACIÓN
EJERCICIOS A RESOLVER
1- Si tengo una solución concentrada pro-análisis de HN O3 (mM: 63,013) en cuyo rótulo se lee una
densidad 1,42 y concentración gravimétrica de 40 %. Hallar la concentración de la solución en:
a) g % mL
b) g/L
c) M
d) N
R= a) 56,8 g % mL b) 568 g/L c) 9,014 M d) 9,014 N
2- ¿Cuántos gramos de NaOH (mM: 40 ) se necesita para preparar 2 L de solución patrón 0,5 N
partiendo de droga sólida con un 75% de pureza. Indicar método, balanza a utilizar, cantidad
teórica y real.
R= 53,33 g (según cálculo teórico) R: 54 g (Práctico)
3- Con ácido oxálico dihidratado(H2C2O42H2O mM= 126,068) como patrón sólido, se quiere
estandardizar una solución de NaOH 0,8 N. ¿Cuántos gr se deberán pesar de dicho patrón para
realizar la normalización, si en la 1ra titulación quiero gastar 12 mL?
R= 0,6051 g
4- Se utilizaron 20 mL de ftalato ácido de potasio (KHC8H4O4) 0,02 N (mM: 204,22) como patrón
primario, gastándose 16, 8 mL de NaOH 0,02 N aproximado (mM: 40), frente a la fenolftaleína
como indicador.
a) Calcular la N exacta del NaOH;
b) El agua de dilución para corregir 250 mL de NaOH aproximado;
c) Suponiendo que en la retitulación de ese NaOH corregido se gastan 18,2 mL. Calcular el factor de
corrección.
R= a) 0,02380 N b)40 mL H2O c)1, 0989
5- Calcular cuántos mL debo medir para preparar 500 mL de H2SO4 0,3 N (mM: 98) a partir de:
a) Una solución concentrada pro-análisis que contiene 95% (p/p) y una densidad de 1,79 g/mL;
b) Una solución 0,5 N;
c) Una solución que contiene 8 g de H2SO4 puro en 250 mL de solución.
R= a) 4,5 mL b)300 mL c) 230 mL
6- Calcular los gramos que hay que pesar para preparar 250 mL de una solución de 50 ppm en Al
(mM=27), a partir de alumbre K2SO4Al2 (SO4) 3 . H2O (mM= 948,78)
R= 0,2196 g de Alumbre
7- ¿Qué cantidad de ftalato acido de potasio KHC8H4O4 (mM= 204, 22) se necesita para preparar
500 mL de una solución patrón 2 N a partir de droga sólida? Indicar método, balanza, y cantidad
teórica y real a pesar.
R= Cantidad Teórica= 204,22 g Cantidad Real= 204,22 g
8-
Calcular:
a) Cuántos mL teóricos y cuántos reales a su criterio deberá medir para preparar 1000 mL de
una
solución de H2SO4 de 0,1 N (mM= 98,07) a partir de una solución concentrada p.a.
de Cg = 96% y densidad 1,84 g/mL.
b) Estandarizar 200 mL de dicha preparación con 0,0795 g de Carbonato de sodio anhidro p.a.
como droga patrón sólida (mM: 106). Suponga que el gasto en la primera titulación fue de
Capítulo III Volumetría de Neutralización: Introducción
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FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS – U.N.C.
Cátedra de Química Analítica
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA
14,1 mL y en la segunda de 14,9 mL . Detalle cada una de las etapas y deje constancia de los
cálculos.
c) Rotular y guardar la solución para su posterior uso.
R = a) 2,77 mL Teóricos y 3 mL Reales b) 12mL H2O c) 1,0067
9- Calcule los gramos a pesar y los mL a medir para preparar 250 mL de ácido oxálico H 2C2O4 . 2 H2O
(mM= 126,068) 0,03 N a partir de droga sólida
R= 0,4727 g
Capítulo III Volumetría de Neutralización: Introducción
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