Estandarización de Soluciones Por: Juan David Gomez Penagos 1526704 Juan David Jojoa Ortiz 1522061 Ana maría Villa Osorio 1229767 Universidad del valle Facultad de ingeniería Ingeniería Sanitaria y Ambiental RESUMEN La práctica tiene como objetivo comprender la técnica de estandarización. Las cantidades de Na2CO3 y KHP utilizadas fueron 0.0217 g y 0.207 g respectivamente, en los dos primeros procedimientos se agregaron 15 ml de agua destilada. Mientras que para el caso 1 fueron adicionadas 3 gotas de indicador mixto y para el caso 2, fueron agregadas 3 gotas de fenolftaleína. Los titulantes usados para lograr el viraje de las soluciones fueron H2SO4 para el primer caso y NaOH para el segundo. Los volúmenes obtenidos fueron: 19.2 ml de H2SO4 (caso 1), 11.1 ml de NaOH (caso 2), 3.5 ml NaOH (caso 3); por medio de los cálculos se concluye que la estandarización funciona de manera adecuada, ya que se obtuvieron datos experimentales de 0.0213 N de H2SO4, 0.101N de NaOH y 0.06091N de NaOH considerablemente cercanos al teórico de 0.1N. INTRODUCCION Los procedimientos experimentales se ven afectados por la imprecisión sistemática del proceso de medida, de ahí nace la importancia de la estandarización, ya que esa es una herramienta la cual sirve para contrastar el resultado esperado de cierta concentración en la solución, con la que realmente se tiene en el laboratorio. Es importante en nuestro proceso de formación el manejo de este tipo de procedimientos, la idea general de la práctica es realizar tres estandarizaciones, con los objetivos de aprender a titular y recordar el manejo de las diferentes fórmulas de concentración. Para comenzar la estandarización se debe pesar en una balanza analítica una cantidad determinada de patrón primario a la que se le añade agua destilada y unas gotas de un indicador que permite determinar cuando la reacción se ha completado al provocar un cambio de color. Luego en un Erlenmeyer con la solución estándar preparada anteriormente debajo de una bureta que también debe tener una solución que puede ser ácida o básica, después de revisar que los equipos estén bien ubicados se procede a abrir la llave y para comenzar el viraje en el Erlenmeyer, cuando la solución estándar cambie totalmente de color se cierra el paso y se toma el volumen total que se usó; con el dato del volumen obtenido experimentalmente y Estandarización de Soluciones por medio de la estequiometria de la reacción se calcula la normalidad, obteniendo así la concentración real del ácido o base usados, pero ese no es todo el alcance de la estandarización, pues también permite determinar la acidez y alcalinidad de las soluciones. OBJETIVOS OBJETIVO GENERAL Aprender correctamente cómo funciona la técnica de estandarización de soluciones, mediante la titulación con Hidróxido de Sodio y Ácido Sulfúrico. OBJETIVOS ESPECIFICOS Aplicar los conceptos vistos en el salón de clases sobre la neutralización de una solución estándar con un titulante. Analizar los errores que se generan entre el valor real y el valor teórico. Adquirir conocimientos basados en los ensayos y posibles errores presentados durante la practica. MARCO TEORICO SOLUCIONES: Si se pone una sustancia (cualquiera que sea su grado de agregación) en contacto con un líquido y sus moléculas pasan a formar con las moléculas de este, una mezcla perfectamente homogénea, se obtiene entonces una solución o disolución. (Angiolani, 1960). CONCENTRACION: Es la medida de cantidad de soluto en una cantidad dada de solvente o dilución. (Riaño, 2007). Los métodos cuantitativos más comunes para expresar la concentración de las disoluciones son: MOLARIDAD: Número de moles de una sustancia por litro de disolución. (Harris, 2007). NORMALIDAD: Cantidad de equivalentes de soluto por litro disolución. ( Cardenas, 2005). PARTES POR MILLON: Gramos de sustancia por un millón de gramos de disolución. (Harris, 2007). PORCENTAJE P/P : Porcentaje de un soluto en mezcla o disolución. (Harris 2007) PORCENTAJE P/V : Cantidad de unidades en peso de un soluto por cada 100 unidades de volumen de una disolución. (Riaño, 2007). ESTANDARIZACION: Se le denomina estandarización al proceso por el cual se verifica la concentración de la solución contra una sustancia o concentración estándar. Estandarización de Soluciones Se fundamenta en encontrar el punto de equivalencia o de neutralización, el cual consiste en hallar el punto donde los equivalentes del titulante son iguales a los del analito. MATERIALES Y REACTIVOS Carbonato de Sodio anhídrido (previamente secado a 150̊ C) Ácido sulfhídrico 0.02N Agua destilada Indicador mixto Hidróxido de sodio 0.02N Ftalato acido de potasio (previamente secado a 150̊ C) Fenolftaleína Matraz Erlenmeyer (2) Balanza analítica Probeta de 50 ml Bureta de 25 0 50 ml Pinza para bureta Espátula Pipeta volumétrica DESCRIPCION DEL METODO La práctica de laboratorio se llevó a cabo siguiendo el orden presentado en la guía, en primera instancia se nos fue explicado el correcto uso de los instrumentos y se procedió a revisar el estado de los mismos, luego se procedió a pesar con la balanza analítica 0.02 g de Carbonato de Sodio (Na2CO3), para ello se comenzó por tarar la balanza analítica con el Erlenmeyer previamente dispuesto encima de esta y luego se hizo uso de la espátula con la cual se sacaron pequeñas cantidades del reactivo depositándolo en el Erlenmeyer, una vez obtenido un peso aproximado de 0.0217g se procedió a añadir 15ml de agua destilada en el Erlenmeyer, estos fueron medidos con una probeta graduada, luego se añadieron 3 gotas del indicador mixto, y se procedió a mezclar suavemente, obteniéndose una solución de color verde, como se aprecia en la Figura 1. Estandarización de Soluciones Figura 1. Lo siguiente fue disponer de la solución ya preparada en la parte inferior de la bureta ubicada en el soporte. Después se adiciono una cantidad de 37.5ml de una solución de Ácido Sulfúrico (H2SO4), revisando previamente que no quedara ninguna burbuja de aire que afecta los cálculos, se procedió entonces a abrir la llave de la bureta y se dejó gotear el H2SO4 dentro del Erlenmeyer al tiempo que se revolvía lentamente. Una vez utilizado 19.2 ml del Ácido se observó el viraje del indicador de verde a violeta como se aprecia en la Figura 2, para finalizar se anotaron los volúmenes usados y se procedió a verter los residuos en el frasco dispuesto para ello. Figura 2. Para la segunda parte de la práctica se trabajó con Hidróxido de Sodio (NaOH), así que para evitar cualquier clase de alteración en las medidas se lavó la bureta con agua destilada y luego se purgó con una pequeña cantidad de NaOH. A Estandarización de Soluciones continuación se procedió a calcular la cantidad de Ftalato de potasio para un volumen de 10 ml de NaOH y suponiendo una concentración de 0.02N, haciendo uso de la fórmula dada por la profesora el valor hallado fue de 0.2042 g ,se intentó pesar en la balanza analítica este valor del reactivo Ftalato ácido de Potasio, obteniendo un peso lo suficientemente cercano al deseado de 0.2070 g, después mediante la probeta graduada se añadieron 15 ml de agua destilada junto con tres gotas de fenolftaleína, obteniéndose una solución incolora, como se ve en la Figura 3. Figura 3. Luego se ubicaron los instrumentos de la misma forma que en la primera estandarización y se adicionaron 39.9 ml de una solución de NaOH en la bureta para dar paso al goteo mientras se agitaba el matraz. Cuando la solución pasó de estar incolora a tomar un tono rosado como el de la Figura 4 se habían consumido 11.1 ml de NaOH. Estandarización de Soluciones Figura 4. En la última prueba, a partir de una solución de H2SO4 se estandarizó una solución de NaOH, para ello se empleó una probeta graduada que permitió obtener una medición de 10 ml de H2SO4 con una concentración 0,02N que posteriormente fueron depositados en un Erlenmeyer junto con tres gotas de fenolftaleína formando así una solución que carecía de coloración (similar a la figura 3). A continuación se ubicó la bureta en su soporte para añadir la solución de NaOH y empezar a gotear lentamente mientras se agitaba el Erlenmeyer hasta obtener un cambio de coloración a rosado (similar a la figura 4). RESULTADOS Y ANALISIS DE RESULTADOS A continuación se reportan los datos obtenidos en la práctica y los cálculos realizados a partir de los mismos en las tres estandarizaciones: 1. Estandarización Ácido Sulfúrico Fórmula aplicada N= A B x 53 x 1000 Donde: A= Gramos de carbonato de sodio = 0.0217g B= Mililitros de ácido sulfúrico = 19.2 ml N= Concentración de ácido sulfúrico 2 N= 19.2 x 53 x 1000 = 0.0213 eq/l de H2SO4 2. Estandarización Hidróxido de sodio Fórmula aplicada: A= NxBx204.2 1000 Donde: A= Gramos de Ftalato ácido de potasio B= Mililitros de Hidróxido de sodio = 10ml Estandarización de Soluciones N= Concentración de Hidróxido de sodio = 0.02 N A= 0.02x10x204.2 1000 = 0.2042g 3. Estandarización de Ácido Sulfúrico con Hidróxido de Sodio Fórmula Aplicada: N= V1 x C1 V2 Donde: V1= Volumen de ácido sulfúrico= 10ml C1= Concentración de ácido sulfúrico= 0.0213N V2= Volumen de hidróxido de sodio= 3.5 ml N= Concentración de hidróxido de sodio N= 10ml x 2x 10−2 N 11ml = 1,8 x 10-2 eq/l de NaOH Las soluciones deben ser preparadas de tal forma que su concentración pueda expresarse en términos de normalidad, molaridad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, partes por millón, etc. En este caso se buscó preparar una solución de Ácido Sulfúrico y otra de Hidróxido de Sodio, ambas con una concentración de 0.02 N, sin embargo al momento de la preparación o mediciones es común que se presenten errores debido al estado de los instrumentos, la calidad del reactivo o el uso inadecuado de los instrumentos por parte del grupo de trabajo, es por lo anterior que al finalizar la preparación de cada una de las soluciones se hace una estandarización con el fin de encontrar la concentración realmente obtenida, esta como es de suponer suele presentar pequeñas variaciones con el valor esperado o teórico, esto se puede ver representado en los porcentajes de error calculados. vale la pena resaltar que en las dos primeras estandarizaciones no fue muy alto ( 4% y 11% ), respectivamente, hay que tener en cuenta que las mediciones realizadas en la balanza analítica no fueron del todo exactas, para la tercera estandarización se obtuvo un alto porcentaje de error (64%), esto puede ser porque al momento de la realización de la práctica se presentaron problemas con la bureta debido a la presencia de una burbuja en su interior la cual impidió calcular de manera exacta la cantidad de NaOH utilizada para lograr el viraje de la solución. Por último también se debe tener en cuenta como posible factor de error la mala percepción del cambio de color en la solución por parte del grupo de trabajo. Estandarización de Soluciones CONCLUSIONES A pesar de los problemas presentados en el laboratorio debido a los instrumentos usados se concluye que los resultados obtenidos son favorables pues no se alejan de manera considerable del valor deseado exceptuando la tercera estandarización. La estandarización como método de contraste entre valores deseados y reales funciona de manera óptima, pues es posible afirmar en un rango de error bajo la concentración de una sustancia desconocida, revelando diferencias con los valores teóricos que son coherentes con los posibles errores de medición presentados en el laboratorio. Es importante tener en cuenta el buen manejo de los instrumentos de trabajo ya que podemos ver que un pequeño error en el uso de estos, puede representar un gran error en los resultados obtenidos. PREGUNTAS Y RESPUESTAS 1. ¿Cómo actúa un indicador ácido base? Podemos definir a un indicador ácido-base, como una sustancia de carácter ácido o débil, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentra diluida. Los indicadores ácido-base cambian de color al reaccionar con ácidos y bases dependiendo del nivel de acidez de la solución. 2. ¿Explique en su ensayo qué fuentes de error genera la diferencia entre el valor real y el valor teórico? Los errores cometidos pueden clasificarse según se produzcan por la forma en la que se realiza la medida en: Primero se puede presentar un error accidental que son aquellos que se producen debido a un error por causas cualesquiera y que no tienen por qué repetirse. Error sistemático el cual se debe a una mala realización de las medidas que se repite siempre. 3. ¿A qué se deben las diferencias de los resultados en las estandarizaciones? En todos los procesos experimentales es muy frecuente encontrar diferencias entre los valores teóricos esperados y los obtenidos realmente en el laboratorio, y la preparación de soluciones no es una excepción, esto se Estandarización de Soluciones debe a un error inherente a los procedimientos prácticos, que puede ser sistemático (ya sea instrumental, personal y/o del método de medida) o accidental. Dicho esto es posible que a la hora de realizar una estandarización no se use el titulante adecuado para la solución a estandarizar, por lo tanto no veremos ningún cambio y no podremos concluir nada a partir de ese titulante, por otra parte también puede verse diferencias de los resultados en las estandarizaciones debido al punto de viraje del titulante ya que un error muy frecuente es aplicar titulante mucho más del necesario ya que muchas veces se sigue aplicando pasándose por alto el punto de viraje. BIBLIOGRAFIA Riaño, N.(2007). Fundamentos de Química Analítica Básica, Segunda edición, Manizales, Universidad de Caldas Harris, D (2007). Análisis Químico Cuantitativo, Tercera edición, España, Editorial Reverté S.A Cárdenas, P. (2005). Química 2, Primera edición, México, Umbral Editorial S.A Quimica.laguia2000.com. (2017). Indicadores ácido –base | La Guía de Química. [online] disponible en: http://quimica.laguia2000.com/general/indicadores-acido-base [Tomado el 26 Feb. 2017]. Grupo Heurema. (2005), “INDICADORES QUÍMICOS ÁCIDO-BASE I”, disponible en http://www.heurema.com/QG7.htm Medida y error. [online] Fisicayquimicaenflash.es. disponible en: http://fisicayquimicaenflash.es/eso/3eso/conceptos/errores.html [tomado el 26 Feb. 2017].
