ACIDIMETRIA Y ALCALIMETRIA

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA - FIGMM

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA

LABORATORIO N°7

ACIDIMETRIA Y ALCALIMETRIA

CURSO : ANÁLISIS QUÍMICO

PROFESOR : ING. VIZARRETA ESCUDERO, TOMAS

ALUMNOS :

- BARRERA VERGARA, JORMAN IVÁN 20112612B

- SALDAÑA VELIZ, LUIS OSCAR 20111145A

SECCIÓN : “S1”

2013-II2013-II

OBJETIVOS:7° LABORATORIO – ANÁLISIS QUIMICOPágina 1


El objetivo del presente laboratorio es Neutralizar una solución valorada de HCl 0.1N con bórax puro, neutralizar una solución valorada de HCl 0.1N con NaOH, y determinar la normalidad, molaridad de un ácido comercial mediante un densímetro Determinar la concentración de una solución de una base. Determinar la concentración de una solución de un acido.

7° LABORATORIO – ANÁLISIS QUIMICOPágina 2


FUNDAMENTO TEÓRICO:VALORAR O TITULACIÓNSon los nombres que e dan al proceso de determinar del volumen necesario de la solución valorada para reaccionar con una cantidad determinada de la muestra a analizar. Por este motivo se dice que es un método de análisis volumétrico. Se lleva acabo agregando en forma controlada de la solución valorada a la solución problema, hasta que se juzga completa la reacción entre los dos (Con el cambio de color del indicador).

Significa determinar la cantidad de una sustancia desconocida disuelta, haciéndola pasar cuantitativamente de una forma inicial de combinación a otra forma final de combinación, ambas bien definidas químicamente.Para ello se añade una solución adecuada de un reactivo de concentración conocida y se mide exactamente el volumen que se añade de esta solución.

PREPARACION DE SOLUCIONES VALORADASSOLUCIONES VALORADAS

Al realizar un análisis volumétrico hay que conocer con toda exactitud la cantidad de sustancia reaccionante que está disuelta en un volumen determinado de líquido.Obtener soluciones valoradas exactas, de concentración perfectamente conocida, es el punto más importante del análisis volumétrico: son el patrón de medida de las soluciones problema, de concentración desconocida.

OBTENCION DE SOLUCIONES VALORADAS7° LABORATORIO – ANÁLISIS QUIMICOPágina 3


Pueden prepararse directa o indirectamente:a) Obtención directa.- Las soluciones valoradas se pueden obtener directamente por pesada de una cantidad de sustancia y disolución de la misma en un volumen determinado de agua.Las sustancias empleadas para la obtención directa, llamadas sustancias patrón o sustancias tipo primario, deben reunir las siguientes condiciones:b) Obtención indirecta.- Cuando no es posible la obtención directa, porque las sustancias no cumplen las condiciones del apartado anterior, se disuelve una cantidad de dichas sustancias próxima a la requerida y se valora indirectamente por medio de otra solución ya valorada o de un peso exacto de otra sustancia sólida, químicamente pura, que reaccione con aquéllas.Por ejemplo, no puede obtenerse una solución valorada exacta de ácido clorhídrico porque su concentración suele ser muy variable, ni tampoco de hidróxido sódico tan difícil de prevenir de una carbonatación. Sin embargo, si pueden tomarse como punto de partida al carbonato sódico puro, los que, previamente pesados, permiten valorar la solución de ácido clorhídrico y, más tarde, a partir de ésta, la de hidróxido sódico.

VALORACION DE SOLUCIONESEl método para valorar soluciones debe elegirse teniendo en cuenta el fin a que se va a destinar, incluso los HCl y H2SO4 pueden valorarse gravimétricamente.Las soluciones ácidas pueden valorarse por reacción con soluciones de productos químicos purificados en cantidades exactamente pesadas, es el caso del Borax o carbonato de sodio o por valoración de soluciones alcalinas valoradas.

POSIBILIDAD DE UNA VALORACIONSe dice que es posible una valoración, si el cambio de observado que indica el final, tiene lugar por adición de un volumen de reactivo valorante que pueda medirse con un error relativo al volumen total de reactivo utilizado admisible para el propósito que se persigue.7° LABORATORIO – ANÁLISIS QUIMICOPágina 4


Puesto que los indicadores presentan un cambio de color detectable al cambiar el pH de la disolución en 2 unidades de pH es posible la valoración si esta modificación de pH se consigue por adición de un incremento de volumen de reactivo valorante comprendido dentro del margen de error admisible que es solo una parte por mil.VALORACION DE UN ACIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTEEste tipo de neutralización se ilustra con la valoración del ácido clorhídrico con hidróxido sódico.H+ + OH- H2OA medida que la valoración progresa, va decreciendo la concentración de ión hidrógeno (aumento el pH) cerca del punto estequiométrico la variación sirve de base para la detección del punto final de valoración. VALORACION DE UNA BASE FUERTE CON UN ACIDO FUERTEEsta valoración es enteramente análoga a la de un ácido fuerte con una base fuerte, excepto en el sentido de la valoración. Al comienzo (disolución alcalina), la disolución tiene una elevada concentración de OH- y por lo tanto un pH alto. El pH decrece gradualmente al principio, después rápidamente en las proximidades del punto estequiométrico y de nuevo gradualmente después de dicho punto.

Soluciones Standard para análisis cuantitativo y cualitativoEn el análisis volumétrico la concentración del analito se determina midiendo su capacidad de reaccionar con el reactivo patrón.Este es una solución de concentración conocida capaz de reaccionar mas o menos completamente con la sustancia que se analiza. El volumen de la solución patrón requerido para completar la reacción con 7° LABORATORIO – ANÁLISIS QUIMICOPágina 5


el analito se considera como un parámetro analítico dentro del análisis volumétricoPuede ser necesario, ocasionalmente basar un análisis en una sustancia que no cumple Patrones primarios para ácidos:Carbonato de Sodio que es frecuentemente usado para soluciones ácidas de analitos, se puede obtener puro en el comercio o prepararlo a partir del carbonato hidrogeno C por una hora C y 300 de sodio puro calentado entre 270 2NaHCO3 Na(s) 2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g)Tris-(hidroximetil) amino metano (THAM o TRIS) (HOCH2)3CNH2se puede obtener comercialmente con pureza de patrón primario, su peso equivalente es mas elevado (121,14) que el carbonato de sodio (53,000)Otros patrones primarios ácidos como el tetraborato de sodio, oxido de mercurio (II), oxalato de calcio.Patrones primarios para bases:Los más comunes son ácidos orgánicos débiles Hidrogeno Ftalato de Potasio (KHC8H4O4) el cual posee muchas cualidades necearías para ser un patrón primario ideal. Es un sólido no higroscópico con un peso equivalente elevado. En la mayoría de los casos se puede usar el producto comercial sin necesidad de purificarlo pero para análisis con mayor exactitud este con certificado de pureza se puede obtener en el National Bureau of Standars.Acido Benzoico: se puede obtener con un elevado grado de pureza y se puede usar como patrón primario para bases el inconveniente es su limitada solubilidadHidrogeno Yodato de Potasio (KH(IO3)2) excelente patrón primario con peso equivalente elevado es un ácido fuerte que se puede valorar usando cualquier indicador con intervalos de transición de pH entre 4y10.



INDICADORES ACIDO-BASELas sustancias utilizadas como indicadores en las valoraciones de neutralización son ácidos o bases débiles, cuyos iones tienen un color diferente del de las formas sin disociar. Sus equilibrios en disolución pueden tratarse matemáticamente lo mismo que los de cualquier otro icógeno débil.Para un indicador ácido, representado para simplificar por Hin,

HIn H+ + In-Forma "ácida" Forma "alcalina"

Ka = [ H+ ] [ In− ][ HIn ] y [In− ]

[ HIn ] = K a

[ H+ ]

El color observado, es decir, la relación [ In− ]/[ HIn ] depende de [ H+ ] ; a elevada [ H+ ] , esta relación es pequeña y el indicador presenta su color ácido; a baja [ H+ ] , la relación es grande y el indicador manifiesta su color alcalino.Para un indicador ácido - base, representado por InOH,

InOH In+ + OH-Forma " alcalina " Forma " ácida alcalina"

Kb = [In+ ] [OH− ][ InOH ] y [ In+ ]

[ InOH ] = Kb

[OH− ]



Para valores bajos de [OH− ] , la relación [ In+ ] /[ InOH ] es grande y se aprecia el color ácido; para valores altos de [OH− ] , en que la relación anterior es pequeña, se aprecia el color alcalino.Experimentando con observadores de visión normal, se ha demostrado que en un sistema de dos colores, un color puede ser detectado en presencia del otro cuando la relación de la intensidad del primero a la del segundo es alrededor de 1/10. Así, al pasar de la forma ácida de un indicador o su forma alcalina puede apreciarse el caucho de color cuando [forma alcalina]/[forma ácida] es de 1/10; en dirección contraria se observa el primer cambio de color cuando la relación es de 10/1. Poniendo la ecuación en forma logarítmica, se tiene

pH = pKa + log([In-]/[HIn])El intervalo de viraje del color expresado en pH es, pues,

pH = pKa log(1/10) = pKa 1Experimentalmente, el intervalo de viraje de la mayor parte de los indicadores es aproximadamente de 1.6 unidades de pH. Cuando la mitad del indicador puesto está en cada una de sus formas [In-] = [HIn] y pH = pKa. Como los colores se basan en su percepción subjetiva por el observador y el ojo presenta distinta sensibilidad para los diferentes colores, los valores límite del intervalo de viraje son solo aproximados y pueden no ser simétricos respecto al valor de pKa del indicador.

SELECCIÓN DEL INDICADOR ADECUADOComo regla general se debe seleccionar el indicador que cambia de color en un pH aproximado al punto de equivalencia de la titulación preferiblemente que este por encima de éste.



MATERIALES: 1 Bureta 1 Vaso de precipitado 1 Probeta 1 Piseta 1 Matraz de Erlenmeyer Reactivos: Ácido Clorhídrico HCl.

Hidróxido de sodio NaOH.Bórax Na2B4O710H2O (187.9 mgr.)

IndicadoresAnaranjado de metilo7° LABORATORIO – ANÁLISIS QUIMICOPágina 9


Fenolftaleína



PROCEDIMIENTO:Procedimiento ilustrativo de los resultados y observaciones obtenidos durante el de sarrollo del laboratorio:1. Valoración de HCl 0.1NSe pesa 0.1896 gr. de bórax puro (Na2B4O710H2O), se disuelve con 50ml de H2O dest., agitar hasta completa disolución (si fuese necesario calentar).

Añadir unas 6 u 8 gotas de indicador anaranjado de metilo.



Titular con solución de HCl 0.1N valorado. Anotar el gasto: 8,7ml.



2. Valoración de NaOH 0.1NSe toma 15ml de la solución de NaOH 0.1N y se diluye hasta 35ml con H2O destilada.

Luego añadir unas 2 gotas de indicador fenolftaleína.



Titular con solución de HCl 0.1N valorado. Anotar el gasto: 13,6ml.

Resultados obtenidos en las dos primeras valoraciones.



3. Calculo de la concentración (N, M, m) de ácido comercial concentrado y medición de su densidad.Con ayuda de un densímetro medimos la densidad de la sustancia dada.En estas imágenes podemos apreciar como calcular el peso específico del NH3.





DATOS DEL LABORATORIOValoración de HCl usando Bórax.

mBórax (Diluido en H2O) Indicador utilizado Volumen utilizado Normalidad171.4 mg Anaranjado de Metilo (8 gotas) 7.9 ml de HCl 0.114

Valoración de NaOH con HCl

Volumen de NaOH Indicador utilizado Volumen utilizado Normalidad15 ml Fenolftaleina (2 gotas) 14.6 ml de HCl 0.120

De estos dos resultados podemos ver que las normalidades sobrepasan a lo ideal que es de 0.1N, esto se debe a que no usamos la cantidad correcta de titulante e indicador o quizá a un mal manejo de nuestro equipo.Datos obtenidos de HN O3:

Specific Gravity: ρrelativa=ρHNO3

60 °F

ρH 2O60 °F

1,4078−−−−−67,18



1,4112−−−−−−67,95

ρHNO321 °F =1,410 …(valor medio)

CUESTIONARIO: 1. Se dispone en el laboratorio, del HCl, ácido cloridrico 12M y del NaOH, hidróxido

de sodio, en forma de lentejuelas blancas o pellets.

a) Indique con los cálculos respectivos ¿Cómo prepararía 1.75 L de ambas

disoluciones 0.1M?

Para el HCl:

Su molaridad comercial es 12M, y un volumen V y con esto queremos preparar HCl

0.1M con un volumen de 1.75Lts. Agregamos agua destilada al HCl comercial hasta

lograr la concentración y el volumen requerido.

#Eq-g (HCl)1 = #Eq-g (HCl)2

N1.V1 = N2. V2

M1.θ. V1 = M2.θ. V2

(12M).V = (0.1). (1.75Lts)

V = 0.014583Lts.

V = 14.583ml

Con esto observamos que el volumen del Ácido comercial es de 14.583ml y la

cantidad de agua destilada que se necesita es de: 1750ml – 14.583ml = 1735.417ml

para obtener las condiciones requeridas.

Para el NaOH



Su molaridad comercial es 1M, y un volumen V y con esto queremos preparar

NaOH 0.1M con un volumen de 1.75Lts. Agregamos agua destilada al HCl

comercial hasta lograr la concentración y el volumen requerido.

#Eq-g (NaOH) 1 = #Eq-g (NaOH) 2

N1.V1 = N2. V2

M1.θ. V1 = M2.θ. V2

(1M).V = (0.1). (1.75Lts)

V = 0.175Lts.

V = 175ml

Con esto observamos que el volumen de NaOH comercial es de 175ml y la cantidad

de agua destilada que se necesita es de: 1750ml – 175ml = 1575ml para obtener las

condiciones requeridas.

b) ¿Cómo procedería para determinar sus concentraciones con tres cifras

decimales?

Para el HCl (ac)

Bórax: Na2B4O7. 10H2O

W bórax = 232.7 mg

M BORAX = 381.2 g/mol

Valencia del soluto: θ = 2

nbórax=WM

=0 .2327381. 2

=6 .1044 x10−4 mol

#eq-g (HCl) = # eq-g (solución de bórax)

NHCl VHCl = nbóráx x

NHCl (10.5 x 10- 3L) = 6.1044x10-4 (2)



NHCl = 0.1161N

Para el NaOH (ac)

Análogamente para el NaOH

#eq-g (NaOH) = # eq-g (HCl)

NNaOH x VNAOH = NHCL x VHCl

NNaOH x (20 x10-3L) = (0.1161N) x (16.8x10-3L)

NNaOH = 0.0975N

c) ¿Qué indicador se utilizó para cada caso? Y ¿Cómo se determinó el punto final

para cada caso?

El anaranjado de metilo:

Es un indicador básico plenamente anfótero, puesto que normalmente contiene SO3H

(ácido) y N (OH3) (básico) cuando se ionizan forman anfolitos (iones) portadores de

cargas positivas y negativas.

Estos iones tienen un tinte rosado cuando se acumulan en la acidificación. Si se alcaliniza la

solución, se produce una interacción entre iones anfóteros y OH- reestructurándose el

indicador, variando su color de rosado al amarillo.

Fenolftaleína:

El intervalo de viraje de este indicador está entre pH: 8,2 y 10 y se aplica en las variaciones

en que participa un ácido débil. La fenolftaleína se decolora fácilmente bajo la acción del

dióxido de carbono y por lo tanto no se emplea para las determinaciones en las cuales se

desprende CO2. Durante la estancia en reposo las disoluciones valoradas hasta un color



rosa de fenolftaleína vuelven a decolorarse. Esta debe tomarse en consideración cuando se

realiza una valoración.

La fenolftaleína se utiliza en forma de disolución alcohólica al 1 (1, 2,3,..., gotas por 25

ml de disolución que se valore)

INDICADOR COLOR ACIDO COLOR ALCALINO RANGOS DE pH

Fenolftaleina incoloro grosella 8.2 – 10

Anaranjado de

metiloRojo zanahoria amarillo 3.0 – 4.4

2.

a) Con sus valores experimentales, calcule las concentraciones de las disoluciones ya preparadas.



Para los datos obtenidos el proceso del cálculo para hallar la concentración de HCl con 3 cifras es el siguiente:

Bórax: Na2B4O7. 10H2OW bórax = 171.4 mg

M BORAX = 381.2 g/molValencia del soluto: θ = 2

nsoluto=WM

=0,1714381.2

=0.4 49 ×10−3 mol

#eq-g (HCl) = # eq-g (solución de bórax)

NHCl VHCl = nbóráx x NHCl (7,9 x 10- 3L) = 2 ×0.449 ×10−3

NHCl = 0.114 N

Del NaOH

#eq-g (NaOH) = #eq-g (HCl)NNaOH X VNaOH = NHCl x VHCl

NNaOH (15x10- 3L) = (0.114)(7,9 x 10- 3L)

NNaOH =0.0555N

b) ¿Cuánto milis equivalentes de bórax hidratado, recibió para la titulación respectiva?

Bórax: Na2 B4 O7 . 10 H2 O

Valencia del soluto: θ=2

HALLAMOS EL MILIEQUIVALENTEPeq/100 =0.0857mEq



3.

a) Con los densímetros, se midió las densidades , de los ácidos comerciales

(concentrados) , ácido nítrico y . De acuerdo al fabricante ¿qué

es lo que se midió?; con el valor (ver tabla-anotar autor), calcule las densidades, propias, de las sustancias anteriormente mencionadas.

PARA EL HNO3

ρ( gr /cm 3) % Peso1.4078 67 . 681. 410 x1. 412 68 . 73

1 .412−1 . 407868 . 73−67 .68

=1 . 410−1.4078x−67 .68

x=68 . 23 %

PARA EL HCl

ρ( gr /cm 3) % Peso1 .1789 361 .1840 x1 .1885 38

1 .1885−1. 178938−36

=1. 1840−1 . 1789x−36

x=37 . 0625 %



b) Con sus valores experimentales, para una sustancia o , calcule

su normalidad (N), molalidad (m) y fracción molar del soluto .

PARA HNO3

M=10∗ρ *% pesoM HNO 3

=

M HNO 3=15 .2705 gr /mol

N = M x θ

N = 15 .2705 x 1 N = 15 .2705 normal

m= nstoWste

= WstoWstex M

xWsolWsol

x100 %100 %

=%Wsto%Wstex M

=68 .2331 .77 x 63

=0.034

PARA HCl

M=10∗ρ *% pesoM HCl

=

M HNO 3=12. 022 gr /mol

N = M x θ

N = 12 .022 x 1 N = 12 .022 normal

m= nsto

Wste= Wsto

Wstex Mx

WsolWsol

x100 %100 %

=%Wsto%Wstex M

=37 . 062562 . 9375 x 36 .5

=0 . 0161

4. De una fiola o matraz aforado de 250 ml, con una disolución de N a2 B4 O7

0.052N, se toma 50 ml, a la disolución restante se le añade 2.2784 gr de Bórax

hidratado Na2 B4 O7 .10 H 2O y el volumen se enrasa de nuevo hasta el volumen

inicial con H20 destilada calcule la normalidad de la solución resultante.



Hallamos el número de moles de Na2 B4 O7 en 200 ml de la solución de concentración 0.052 N.

Se sabe: N=θM ; para Na2 B4 O7 θ=2

Remplazando.

M= Nθ

=0.0522

=0.026 mol /L

⇒0.026 mol / L=nNa2 B4 O 7

V sol

⇒nNa2 B4 O7=0.026 mol /L x0.2 L=5 . 2x 10−3 mol .

Hallamos el número de moles de Na2 B4 O7 en 2.2784 gr. de bórax hidratado (Na2 B4 O7 .10 H 2O ).

Por estequiometria:

nNa2 B 4 O7=

m(Na¿¿2B 4 O7 .10H 2 O)

M( Na¿¿ 2 B4 O7 .10 H 2O )=2.2784 gr

381.224 gr /mol¿¿

⇒nNa2 B4 O7=5 . 97 x 10−3 mol

Hallando la concentración después de añadir 2.2784 gr. de bórax hidratado en la solución de 200ml 0.052 N y completarla con agua destilada hasta los 250 ml.

El número total de moles seria:

ntotal=5.2 x 10−3 mol+5.97 x 10−3 mol=11 .17 x 10−3 mol

Entonces:

M=ntotal

V sol

=11 .17 x 10−3 mol0.25 L



M=0.04468 mol / L; N=θM dondeθ=2

N=0 .08936

5. Trazar la curva de titulación de 20ml de HCOOH(ac);ácido metanoico o

formico ;0.2N ,con la disolución de KOH(ac) hidróxido de potasio ,dela misma

concentración ;calculando los puntos de la misma que corresponde a la adición

de :2,6,10,18,19.8,20,20.02 ml de álcali.

Curva de valoración

Titulación de un ácido débil con una base fuerte.Al agregar álcali:

a) (2ml) HcooH +KoH=sal+H 2O

Inicio : 4 x10−3 4 x10−4−−¿ .Reacci :−4 x10−4−4 x10−4+4 x10−4 .Equil :3,6 x10−30 4 x10−4

Se forma una disolución búfer: ¿

.( H 3 O )=3,6 x10−3

4 x10−4 :1,77 x10−4=1,593 x 10−3


HcooH

m ( HcooH )=4 x 10−3 mol

m ( KOH )=4 x10−4 mol

20 ml

0,2 N

KoH

0,2 N


.PH=−log¿¿

b) (6ml ) m ( HcooH )=4 x10−3 mol

.m ( K oH )=1,2 x10−3mol

.¿

.¿

.PH=−log¿¿c) (10 ml )m ( HcooH )=4 x 10−3 mol

.m ( KoH )=2 x 10−3 mol

.¿

.¿

.PH=3,752

d) (18 ml )m ( HcooH )=4 x 10−3 mol

.m ( KoH )=3,6 x10−3 mol

.¿

.¿

.PH=4,706

e) (19,8 ml )m ( HcooH )=4 x 10−3 mol

.m ( KoH )=3,96 x10−3 mol

.¿

.¿

.PH=5,747

f) (19,98 ml )m ( HcooH )=4 x 10−3 mol

.m ( KoH )=3,996 x10−3 mol

.¿

.¿

.PH=6,751

g) (20 ml)m ( HcooH )=4 x 10−3 mol . m ( KOH )=4 x10−3mol

.HcooH +KoH=Sal+H 2 O

.Inicio : 4 x10−3 4 x10−4−¿

.Reacci :−4 x10−3−4 x10−3+4 x10−3 Equil :0 04 x 10−3


Puntode equivalencia


La sal se hidroliza, calculando su PH:

.HcooH +KoH=Hco oK+H 2O

.

.Hco o−¿K +¿ ¿¿

.( HcooH ) ( KooH ) No se hicroliza

.Se hidroliza

.Hco o−¿+H 2 O=HcooH+OH−¿ K

b= ( HcooH ) ¿¿¿ ¿

.Inicio : 4 x10−3−−5,6 x10−11= x2

4 .10−3−x.Reacc :−x+x+x x=¿.Equil :4 .10−3−x x x .P (OH )=6,324

.P ( H )=7,675

h) (20.02ml)m ( HcooH )=4 x 10−3 mol . m ( KOH )=4,004 x10−3mol

.HcooH +KoH=Sal+H 2 O

.Inicio : 4 x10−3 4,004 x10−4−¿

.Reacci :−4 x10−3−4 x10−3 4 x10−3

.Equil :0 4 x 10−6 4 x10−3

El KoH es responsable de convertir en básico la solución la sal proporciona muy pocos O H−¿¿ por lo que se desprecia.

.[ KoH ]= 4 x10−6

40,02 x 10−3 =9,995 x 10−5

.P (OH )=−log (9,995 x10−5 )=4

.P ( H )=9,999


1,77 x10−4

Ka . Kb=10−4


Al inicio de la titulación antes de agregar (KoH)

Volumen de 20 ml de HCOOH (ac) 0.2 N.

.HcooH +H 2O=Hcoo−¿+H3 O+¿¿ ¿

.Inicio :0,2−−¿

.Reacc :−x+x+x

.Equil :0,2−x x x

.Ka=( x ) ( x )

(0,2−x )=1,77 x 10−4→ x=¿

.PH=2,225

CURVA DE VALORACION DE UN ACIDO DEBIL CON UNA BASE FUERTE.




0 5 10 15 20 250

2

4

6

8

10

12

Series2

PH


APLICACIÓN A LA ESPECIALIDAD:Trata sobre la determinación de la concentración de soluciones ácidas y alcalinas partiendo de soluciones patrón ácido y alcalino.El HCl por ejemplo es considerado como el ácido más usado ya que pueden preparar soluciones de concentración exacta a partir del ácido de punto de ebullición constante, por dilución.El ácido clorhídrico (HCl), hidroclórico o también llamado ácido muriático tiene diferentes usos, en la metalurgia a veces se utiliza para disolver la capa de óxido que recubre un metal, previo a procesos como galvanizado, extrusión, u otras técnicas.En cuanto a las soluciones alcalinas son muchas pero entre las más empleadas destaca: NaOH.En nuestra carrera tiene un uso en el proceso y refinación de metales; también se usa en la refinación del petróleo para la extracción de compuestos sulfurosos; como un reactivo para flotación; como un modificador y precipitador de cal; además se utiliza en el control de pH.Son múltiples las aplicaciones que tenemos en la ingeniería, en especial en la ingeniería de minas con respecto al uso de ácidos y bases (alcalinos).


V (ml)


RECOMENDACIONES: La Fenolftaleína en medio básico, es de color grosella y luego se torna incolora en el punto de equivalencia del NaOH y HCl. El anaranjado de metilo en medio básico es de color mostaza y al variar de medio cambia a un anaranjado zanahoria. El cambio de color de la Fenolftaleína es demasiado brusco, mientras que el del anaranjado de metilo es más suave. La variación de color del metilo se muestra de manera gradual y lenta, por ello debemos titular consumo cuidado (agitando hasta que el color final sea naranja rojizo (medio ácido). La Fenolftaleína posee un cambio brusco de color, permitiendo la variación de color, tal vez con un ligero excedente. 7° LABORATORIO – ANÁLISIS QUIMICOPágina 32


CONCLUSIONES: Una solución valorada es aquella cuya concentración se conoce con gran exactitud. Los ácidos valorados que más se emplean son:El clorhídrico, el nítrico, el sulfúrico y, en ocasiones el oxálico. El ácido clorhídrico es bueno para determinaciones en frío o calor suave. El ácido oxálico tiene la ventaja de poderse preparar directamente con una pesada y servir de intermediario entre la acidimetría y la oxidimetría. La valoración de una solución de ácido se lleva a cabo experimentalmente, determinando el volumen de ácido que equivale a un peso conocido de sustancia alcalina. Tipo primario (Bórax Na2B4O7 10H2O ó Carbonato sódico anhidro (SOSA)). De modo similar se contrasta una solución de alcali buscando su equivalencia con un peso o con un volumen de un ácido de riqueza conocida.



Para preparar y valorar soluciones ácidas; se puede partir de soluciones concentradas puras midiendo su peso específico con un areómetro y tomando de una tabla el tanto por ciento en peso correspondiente a la densidad encontrada. Conociendo así los gramos de ácido por unidad de volumen en la solución concentrada, puede calcularse fácilmente el número de centímetros cúbicos de la misma que han de ponerse en un matraz aforado, para que después de enrasar, El cambio de color del indicador debe ser un proceso plenamente reversible.

BIBLIOGRAFÍA: ARTHUR I. VOGEL Química Analítica Cualitativa. Editorial Karpelusz Quinta Edición V. N. ALEXEIEV Análisis Cuantitativo Editorial Mir URSS 1978

Análisis químico cuantitativo- HAMILTON

Química analítica cualitativa, BURRIEL – LUCENA7° LABORATORIO – ANÁLISIS QUIMICOPágina 34



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