disoluciones de concentración conocida, preparación y valoración

DISOLUCIONES DE CONCENTRACIÓN CONOCIDA,
PREPARACIÓN Y VALORACIÓN VOLUMÉTRICA
INTRODUCCIÓN
La mayoría de las reacciones estudiadas en bioquímica se efectúan al mezclar
diferentes soluciones, por tal motivo, es importante saber cómo expresar y como
preparar estas soluciones con concentraciones especificas. Las formas más
comunes de expresar una concentración son: Molaridad (M), Normalidad (N),
porcentual (%) y Osmolar (osm) (González et al, 2009).
Por otro lado, tenemos que los ácidos y las bases son sustancias que podemos
encontrar en nuestra vida diaria. Algunos de los procesos más importantes de los
sistemas químicos y biológicos son reacciones ácido-base en disolución acuosa
(Chang, 2007).
La titulación ácido-base es un procedimiento que permite determinar la
concentración de una solución ácida (o básica) por la adición de una cantidad
medida y equivalente de una solución básica (o ácida), esto implica una reacción
de neutralización donde se produce sal y agua (Blanco, 2000):
𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑏𝑎𝑠𝑒 → 𝑠𝑎𝑙 + 𝑎𝑔𝑢𝑎
Para identificar la cantidad de acido que posee una disolución a partir de una
cantidad de base conocida, o viceversa, en la titulación por neutralización acidobase, se utiliza la siguiente relación (Gonzales et al, 2009):
𝑁1 𝑉1 = 𝑁2 𝑉2
N1, concentración de la solución valorada.
V1, volumen empleado en la disolución valorada.
N2, concentración de la solución problema.
V2, volumen empleado de la solución problema.
OBJETIVO GENERAL
-
Determinar la concentración de una solución problema, mediante el método
de titulación por neutralización ácido-base.
OBJETIVOS PARTICULARES
-
Preparar disoluciones de concentración conocida e identificar los factores
que afectan su preparación.
-
Determinar el punto de neutralización ácido-básica mediante el uso de
indicadores coloridos.
HIPÓTESIS
Si se utilizan soluciones de concentración conocida, preparadas correctamente, es
posible determinar la concentración de otras soluciones problema mediante el
método de titulación por neutralización ácido-base.
MATERIALES Y MÉTODOS
La parte experimental de esta práctica consistió básicamente en la preparación de
soluciones normales (primera etapa) y la valoración de las mismas por titulación
(segunda etapa), tal como se explica a continuación:
Primera etapa: Preparación de soluciones
A) Preparación de una solución de NaOH 0.3 N
Primero, se hicieron los cálculos necesarios para preparar 250 ml de una
solución de NaOH 0.3 N. A continuación, sobre un papel aluminio, se pesó
el NaOH en la balanza analítica, el cual se disolvió con un poco de agua en
un vaso de precipitados. Después, la solución se vertió en un matraz
aforado de 250 ml y se adicionó la cantidad de agua necesaria hasta llegar
al aforo.
B) Preparación de una solución de HCl 0.3 N
Primero, se hicieron los cálculos necesarios para preparar 250 ml de una
solución de HCl 0.3N tomando en cuenta su densidad (1.18g/ml) y pureza
(37.1%). A continuación, con una pipeta graduada se midió el volumen de
HCl concentrado requerido y se colocó suavemente en el fondo, dejándolo
resbalar por las paredes del matraz aforado de 250 ml que contenía un
poco de agua, posteriormente se adicionó la cantidad de agua necesaria
hasta llegar al aforo. Por último, se tapó el matraz, se invirtió varias veces y
se guardó la solución debidamente etiquetada para su posterior uso.
Segunda etapa: Valoración de disoluciones por titulación en presencia de
indicadores de pH
A) Valoración de la solución de HCl con Na2CO3 solido
Primero, se pesaron tres porciones de 0.3 g de Na2CO3 que se colocaron
cada una en diferentes matraces Erlenmeyer. A continuación, a cada
matraz se adicionaron 25 ml de agua destilada, previamente hervida, y se
disolvió el soluto. Posteriormente, se adicionó una gota de una solución de
anaranjado de metilo a cada uno de los matraces. Luego, se colocó uno de
los matraces sobre una base magnética y se agitó lentamente.
Por otro lado, se aforó una bureta con la solución de HCl antes preparada.
Después, se adicionaron pequeños volúmenes de 0.5 ml de la solución de
HCl contenida en la bureta al matraz que contenía la solución problema, sin
dejar de agitar para que se llevara a cabo la reacción. En el momento en
que hubo un cambio de color naranja a rosa que se mantuvo estable, se dio
por terminada la titulación. Se anotó el volumen de titulación empleado. Se
repitió dos veces más la valoración en los otros dos matraces.
B) Valoración de NaOH con HCl 0.3 N
Aquí, se valoró la solución de NaOH preparada en la primera etapa de la
sesión, para verificar su normalidad. Por lo que, primero, se colocaron 10 ml
de la solución de NaOH (solución problema) en un matraz Erlenmeyer y se
introdujo el agitador magnético. A continuación, se adicionó una gota de
fenolftaleína a la solución dándole una coloración violeta. Posteriormente,
se llevaron
a cabo todos los pasos necesarios para llevar a cabo la
titulación pero ahora con HCl 0.3 N, tal como se explica en el inciso
anterior. De la igual forma, la titulación se realizó por triplicado.
RESULTADOS
Primera etapa: Preparación de soluciones
A) Preparación de una solución de NaOH 0.3 N
Para preparar esta solución se pesaron 3 g de NaOH de acuerdo a los
cálculos siguientes:
𝑁 = 𝑧𝑀
Donde N es Normalidad; z, equivalentes químicos; y M, Molaridad.
Sabemos que la molaridad es igual a g/(V*PM), donde g, gramos; V,
volumen de solución (en litros); y PM, peso molecular. Por lo tanto la
ecuación nos queda:
𝑔
)
𝑉 ∙ 𝑃𝑀
𝑁 = 𝑧(
Despejando los gramos g tenemos:
𝑔=
𝑁 ∙ 𝑉 ∙ 𝑃𝑀
𝑧
Al sustituir, se obtuvieron 3 g de NaOH:
𝑔=
(0.3𝑁)(0.25𝐿)(40𝑔)
1
𝑔 = 3 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
B) Preparación de una solución de HCl 0.3 N
De igual manera, como en el caso anterior, se hicieron los cálculos de los
gramos de HCl a pesar, utilizando la fórmula tenemos:
𝑔=
(0.3𝑁)(0.25𝐿)(36.46𝑔)
= 2.73 𝑔 𝐻𝐶𝑙
1
Pero como el HCl se encuentra en estado liquido, con una densidad de 1.18
g HCl y una pureza del 37%, el volumen que contenía los 2.73 g de HCl se
obtuvo como sigue:
𝑉 = 2.73𝑔 𝐻𝐶𝑙 ×
1 𝑚𝑙 𝑠𝑜𝑙. 𝐻𝐶𝑙 100%
×
= 6.23 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙. 𝐻𝐶𝑙
1.18 𝑔 𝐻𝐶𝑙
37%
Segunda etapa: Valoración de disoluciones por titulación en presencia de
indicadores de pH
C) Valoración de la solución de HCl con Na2CO3 solido
Los volúmenes de HCl registrados en la valoración de los 25 ml de Na2CO3
en cada uno de los tres matraces fueron de 21.9 ml, 22 ml y 22 ml, dando
una media de 21.96 ml; por lo que concentración real de la solución de HCl
fue de 0.2577 N de acuerdo a la siguiente fórmula:
𝑁𝐻𝐶𝑙 =
𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
0.3 𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
=
= 0.2577 𝑁
𝑃. 𝑒𝑞
106.01 𝑔/𝑚𝑜𝑙
(𝑚𝑙 𝐻𝐶𝑙) (
)
1000
2
(21.96 𝑚𝑙 𝐻𝐶𝑙) (
)
1000
D) Valoración de NaOH con HCl 0.3 N
Con la normalidad de la solución de HCl corregida, de 0.2577 N, y el
volumen promedio de HCl (12.66 ml) ocupado en la titulación por triplicado
(13 ml, 12.5 ml y 12.5 ml) se obtuvo la concentración de la solución
problema de NaOH que fue de 0.326 N de acuerdo a la siguiente relación:
𝑁𝐻𝐶𝑙 𝑉𝐻𝐶𝑙 = 𝑁𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
∴ 𝑁𝑁𝑎𝑂𝐻 =
𝑁𝐻𝐶𝑙 𝑉𝐻𝐶𝑙 (0.2577𝑁)(12.66 𝑚𝑙)
=
= 0.326 𝑁
𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
10 𝑚𝑙
Por lo tanto la molaridad del NaOH es de 0.326 M.
DISCUSIÓN
Los resultados experimentales, obtenidos en la titulación del HCl con Na2CO3 y la
titulación de NaOH con HCl, son diferentes a los resultados teóricos esperados,
pues para ésta última titulación se esperaba que los volúmenes utilizados en la
neutralización fueran iguales, ya que un equivalente químico de HCl neutraliza
exactamente un equivalente químico de NaOH, o lo que es lo mismo, 10 ml de una
solución de HCl 0.3 N neutralizan 10 ml de una solución de NaOH 0.3 N (González
et al, 2009); esto sugiere que los errores pudieron deberse a la baja precisión en el
pesado de los reactivos (Na2CO3 y NaOH) y medición del volumen de HCl
requerido, el mal aforamiento de los matraces
y la alta subjetividad en la
detección del viraje de la coloración de las soluciones. Si bien las soluciones no
tenían las concentraciones correctas, estas eran muy semejantes a las obtenidas
teóricamente, pero cabe mencionar que estos valores de concentración reales no
son precisamente unos valores confiables para ser utilizados en la práctica, por lo
que se subraya la importancia de estas determinaciones para el uso experimental
de las soluciones, ya en una práctica de laboratorio de bioquímica, ya en una mera
investigación científica.
CONCLUSIÓN
En suma, podemos decir que si se alcanzaron los objetivos planteados. Utilizando
indicadores de pH en la titulación por neutralización acido-base pudimos
determinar la concentración de las soluciones problema, pero con ligeras
variantes, por lo que también se identificaron los posibles errores que pudieron
afectar la concentración en la preparación de las mismas.
BIBLIOGRAFÍA
Blanco,A. (2000). Química biológica. 7a ed. El ateneo, Argentina.
Chang, R. (2007) Química. 9ª ed. Mc Graw Hill, México.
González-Soto, E.; L. Bucio-Ortiz; P. Damián-Matzumura; F. Díaz de León-Sánchez; E. CortésBarberena; L.J. Pérez-Flores. (2009) Manual de bioquímica 1. 3ª ed. México.
ANEXO (CUESTIONARIO)
1. Cómo se puede expresar la concentración de una solución.
Porcentaje en masa (m/m): Cantidad de gramos de soluto disuelto en 100
gramos de solución.
Porcentaje en volumen (V/V): Volumen en mililitros de soluto disuelto en 100
mililitros de solución.
Porcentaje masa a volumen (m/V): Cantidad de gramos de soluto disuelto en
100 mililitros de solución.
Partes por millón (ppm): Cantidad de miligramos de soluto disuelto en 1 litro
(ó 1 Kg) de solución.
Formalidad (F): Cantidad de "moles fórmula" de soluto disuelto en 1 litro de
solución. Un mol fórmula toma en cuenta la molécula de soluto sin disociar.
Molaridad (M): Cantidad de moles de soluto disuelto en 1 litro de solución.
Este concepto de mol se aplica a la molécula de soluto disociada en iones.
Molalidad (m): Cantidad de moles de soluto disuelto en 1 Kg de solvente.
Normalidad (N): Cantidad de equivalentes-gramo de soluto disuelto en 1 litro
de solución. Equivalente-gramo es la cantidad de sustancia que reaccionaría
con 1,008 gramos de hidrógeno, es decir, con un átomo-gramo de este
elemento.
Fracción molar (X): Cantidad de moles de soluto o de solvente con respecto
al número total de moles de la solución.
2. ¿Qué clases de moléculas son los indicadores que se utilizan en la
titulación por neutralización y a que se debe su cambio de color?
Un acido o base orgánica débil con colores diferentes en sus formas
ionizadas y no ionizadas.
3. Elaborar una tabla de indicadores y los colores que dan con pH ácido
o básico.
INDICADORES ACIDO-BASE COMUNES
Color
Indicador
En acido
En base
Intervalo de pH
Azul de timol
Rojo
Amarillo
1.2-2.8
Azul de bromofenol
Amarillo Morado azuloso
3.0-4.6
Anaranjado de metilo Naranja
Amarillo
3.1-4.4
Rojo de metilo
Rojo
Amarillo
4.2-6.3
Azul de clorofenol
Amarillo Rojo
4.8-6.4
Azul de bromotimol
Amarillo Azul
6.0-7.6
Rojo de cresol
Amarillo Rojo
7.2-8.8
Fenolftaleína
Sin color Rosado rojizo`
8.3-10
4. ¿Cómo puede transformar la concentración, expresada en molaridad,
en términos de normalidad, osmolaridad y concentración porcentual?
𝑁 = 𝑧𝑀
𝑂𝑠𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 = 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 × 𝑀
% = 𝑀/100
5. Calcular la molaridad de cada una de las siguientes soluciones:
a) 2.5 g de NaOH en 400 ml de solución. R= 0.156 M
Molaridad (M) =
∴M=
g
moles de soluto (PM)
volumen de solucion (L)
g
2.5
→M=
= 0.156 M
g
PM ∙ V
(40
) (0.4 L)
mol
b) 35 ml de HCl concentrado en 250 ml (37.0% de pureza; densidad de
1.18g/ml). R=1.47 M
d=
masa (Kg, g)
volumen (L, ml)
∴ g = d ∗ ml → d = (1.18
g
) (35 ml) = 41.3 g
ml
41.3 g ×
M=
g
PM ∙ V
∴M=
37%
= 15.281 g
100%
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 =
15.281 g
= 1.47 M
g
(36.46
) (0.285 L)
mol
35 𝑚𝑙 + 250 𝑚𝑙
= 0.285 𝐿
𝑚𝑙
1000 𝐿
6. Calcular la normalidad de las soluciones de la pregunta anterior:
N = zM
Donde z = equivalentes químicos y M= Molaridad
a) N = (1)(0.156 M) = 0.156 N
b) N = (1)(1.47 M) = 1.47 N