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fecha de publicación19.03.2017
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Trabajo Práctico n°4 Valoración ácido-base

Síntesis

En el presente Trabajo Práctico se propone valorar una solución de hidróxido de potasio o de sodio para luego titular una solución de ácido acético en vinagre o de ácido cítrico en jugo de limón. La concentración de hidróxido de potasio real es menor a la teórica por lo que se determina su concentración a partir de una valoración con biftalato de potasio, sustancia patrón de tipo primario. Luego, considerando el factor de corrección calculado, se titula hidróxido de potasio o sodio con una solución de ácido acético o de ácido cítrico y se calcula su concentración. Finalmente se analizan los diversos factores que podrían generar un resultado distinto al teórico.
Introducción
En el presente Trabajo Práctico se propone preparar una solución de hidróxido de potasio, valorarla para determinar su concentración real y luego hacerla reaccionar con ácido acético y así determinar su concentración mediante una titulación ácido-base.
La solución de hidróxido de potasio no puede prepararse con una concentración determinada de manera exacta y precisa debido a que es una sustancia higroscópica1 e inestable en solución ya que reacciona con el aire formando K2CO3. De esta manera, la masa de una determinada cantidad de hidróxido trae consigo cierta masa de agua y de carbonato de potasio. La concentración real de hidróxido de potasio será entonces menor a la teórica.
La solución de hidróxido de potasio se emplea como titulante de este Trabajo Práctico por lo que se requiere que su concentración sea determinada de manera precisa, es decir, se debe valorar. Para ello deben utilizarse sustancias patrón tipo primario, más específicamente biftalato de potasio (C8H5KO4) en este Trabajo Práctico. El biftalato de potasio cumple con los requisitos que debe cumplir una droga patrón: es estable por encima de 110° por lo que se puede secar en estufa, no es higroscópico, tiene una masa equivalente grande para cometer un menor error de pesada, es estable en solución y posee una elevada pureza, mayor del 99,9%. La reacción entre la solución de hidróxido de potasio y el biftalato de potasio se representa en la Ecuación Química I.
biftalato.jpg

Ecuación Química I
Para la titulación ácido-base se hace reaccionar una solución de hidróxido de potasio de concentración conocida con una de vinagre (ácido acético), cuya concentración se busca determinar. La reacción se representa en la Ecuación Química II.
CH3COOH (ac) + KOH (ac) eq.pngCH3COOK (ac) + H2O (l)

Ecuación Química II
La disolución salina formada de CH3COOK se disocia según la reacción representada en la Ecuación Química III.
CH3COOK (ac) -> CH3COO- (ac) + K+ (ac)

Ecuación Química III
Como catión de una base fuerte, el ión hidratado K+ tiene una tendencia despreciable a hacer que la disolución sea ácida por transferencia de un protón a la molécula de agua, que es el disolvente. Por otro lado, el ión hidratado CH3COO- es la base conjugada del ácido débil CH3COOH y tiene gran afinidad por los iones H+. Se representa la reacción de hidrólisis2 del ion CH3COO- en la Ecuación Química IV:
CH3COO-(ac) + H2O(l)eq.pngCH3COOH (ac) + OH-(ac)

Ecuación Química IV
En consiguiente, como la reacción produce iones OH- la disolución de acetato de potasio debe ser básica.
De manera más general, cuando un ácido débil reacciona con una base fuerte, la disolución salina producida es básica. Por lo tanto, en la reacción representada por la Ecuación Química III la disolución salina es básica ya que el biftalato de potasio es un ácido débil y el hidróxido de potasio una base fuerte.
En una valoración ácido-base el punto final de la reacción se determina cuando el operador percibe el cambio apreciable de pH que se produce en el punto de equivalencia3 mediante el empleo de un medio adecuado. Para ello, se utiliza en este Trabajo Práctico un indicador ácido-base. Para que una sustancia sea apropiada como indicador, debe ser soluble, debe mostrar un color de intensidad apreciable aun a bajas concentraciones, y debe cambiar de color al variar la concentración de un ácido o una base próximos al punto de equivalencia. El rango de viraje del indicador escogido debe contener el rango de pH del punto de equivalencia.

Antes del punto de equivalencia, el ácido acético no está disociado en su mayor parte y el KOH está totalmente disociado. Se representa la reacción de neutralización en la Ecuación Química V.

CH3COOH (ac) + KOH(ac)-> CH3COOK (ac) + H2O (l)

Ecuación Química V
A partir de la observación de la Ecuación Química V se ve que está presente en solución el ácido débil CH3COOH y su sal CH3COOK, por lo que con la neutralización se produce una disolución amortiguadora (buffer). Se puede realizar el mismo análisis para la neutralización de biftalato de potasio con hidróxido de potasio.
Si bien no se construirá una curva de titulación en el Trabajo Práctico, es de utilidad recurrir a ella para analizar la elección del indicador a utilizar. La elección del indicador para una valoración se basa en la posibilidad de que su intervalo de viraje se traslape con la porción de máxima pendiente de la curva de valoración. Entonces, en una curva de titulación ácido débil-base fuerte se observa que la pendiente de la curva en la región hacia el punto de equivalencia es relativamente horizontal debido a la producción de una disolución buffer y que la porción de máxima pendiente no es muy pronunciada. Por lo tanto, el rango del salto del pH que se produce en la titulación está acotado de tal forma que se reducen las opciones de elección del indicador adecuado.
En este Trabajo Práctico se utiliza fenolftaleína para ambas valoraciones. La fenolftaleína es incolora en disoluciones ácidas y neutras pero en disoluciones básicas es de color rosa rojizo ya que su intervalo de viraje, es decir, el intervalo de pH en el que se produce el cambio de color, es de 8,2-10.00. Por lo tanto, como ambas reacciones producen disoluciones básicas la fenolftaleína es un indicador adecuado para las titulaciones.
Una vez realizada la parte experimental, se debe calcular la molaridad de la solución de KOH, su factor de corrección, y la concentración del ácido acético.
Se calcula la normalidad de la solución de hidróxido de potasio de acuerdo a la siguiente fórmula:
Vbase x Nbase = Vácido x Nácido
Fórmula I
Esta relación se cumple en el punto de equivalencia donde el número de equivalentes de la base es igual al número de equivalentes del ácido.

Número de equivalentes de base= Vbase x Nbase

Número de equivalentes de ácido= Vácido x Nácido
En este Trabajo Práctico, el valor numérico de la normalidad coincide con el de la molaridad debido a que los compuestos de KOH, C8H5KO4 y CH3COOH liberan un ion de OH- o H+.
Finalmente, el factor de corrección para la molaridad obtenida de KOH se calcula de la siguiente forma:



Concentración teórica x factor = Concentración real
Fórmula II
Materiales
-Gotero

-Espátula

-Vaso de precipitados de 50 ml

-Embudo

-Matraces aforado de 100 ml ε=0,02 ml

-Matraces erlenmeyer de 50 ml

-Probetas graduadas de 50 ml

-Soporte universal

-Balanza analitica ε=0,0001 g

-Balanza granataria ε=0,1 g

-Perita de goma

-Agarradera

-Bureta de 25 ml graduada a la décima de mililitro (ε=0,1 ml)

-Piseta

-Pipeta aforada de 10 ml ε=0,02 ml

-Varilla de vidrio
Reactivos
-0,56 g KOH

-0,408 g C8H5KO4

-20 ml vinagre marca Menoyo (CH3COOH)

-Agua destilada

-Fenolftaleína
Procedimiento experimental
En primer lugar, se calcula la masa necesaria de KOH para preparar 100 ml de solución 0,1 M (ver Anexo). Se pesan aproximadamente 0,56 g de hidróxido de potasio en una balanza granataria y se registra su valor (0,54g). Se debe procurar no dejar destapado por mucho tiempo el frasco de KOH, ya que al ser higroscópico, puede absorber humedad del ambiente y provocar un factor de error adicional en la experiencia. Se vierte con el uso de una probeta graduada 50 ml de agua destilada a un vaso de precipitados y luego, con el uso de una espátula, se agrega el hidróxido de potasio pesado a la solución. Con una varilla de vidrio se disuelve el hidróxido de potasio y luego se trasvasa a un matraz aforado de 100 ml enjuagado con agua destilada y se lleva a volumen. Se procura que el menisco inferior quede a la altura del aforo del matraz. La marca del menisco debe quedar justo a la altura de los ojos ya que de otro modo se cometería un error de paralaje. Luego, se tapa el matraz y se invierte varias veces para homogeneizar la solución.
Posteriormente, se procede a valorar la solución de KOH. En primer lugar, se calcula la masa necesaria de biftalato de potasio para que reaccione con aproximadamente 10 ml de KOH 0,1M (Ver Anexo). Debido a que se debe tener suma precisión a la hora de pesar esta masa, ésto fue efectuado previamente por los ayudantes del laboratorio, quienes pesaron las masas de aproximadamente 0,204g en una balanza analítica y las dispusieron en sobres de papel. Entonces, se eligen dos sobres (ya que la experiencia se realiza por duplicado): un sobre de 0,1956 g y el otro de 0,1963 g. Se procede a registrar los valores. Luego, se colocan las masas de biftalato de potasio en dos Erlenmeyers, procurando no perder sólido. Se le agregan aproximadamente 20 ml de agua destilada medidos con probeta y se disuelve agitando. No es necesario que la cantidad de volumen de agua añadida sea exactamente 20 ml, ya que no afecta las relaciones estequiométricas a la hora de realizar los cálculos.
Luego, se carga una bureta de 50 ml con la solución de KOH a valorar. La bureta debe enjuagarse previamente para limpiarla ya que puede contener restos de experimentos anteriores, que afectarían el resultado. Asimismo, se debe enjuagar con un pequeño volumen de KOH, porque si fuese con agua y quedasen restos de la misma, diluirían la solución a titular. Luego, se enrasa la bureta, tomando las precauciones ya mencionadas con el menisco del líquido.
Posteriormente, se agregan 3 gotas de fenolftaleína a cada Erlenmeyer y se procede con la titulación de la solución de KOH. Se utiliza poca cantidad de fenolftaleína para no introducir errores por consumo de reactivos. Se procura abrir la bureta de manera gradual y agitar el matraz de forma continua. Cuando se está próximo al punto final, se debe agregar el titulante gota a gota para medir con la máxima precisión posible el volumen utilizado. Se observa que el color que el indicador le proporciona a la solución en el punto final es un rosa tenue, mientras que un color rosado intenso indicaría un exceso de volumen de KOH. El color rosado debe persistir durante varios segundos para que se pueda considerar el volumen titulado como volumen final. Se registra el volumen de KOH consumido y se calcula la molaridad de la solución de KOH, así como el factor de corrección que se utilizará para calcular la concentración de ácido acético (Ver Resultados y análisis). Se repite la operación para el segundo Erlenmeyer.
En siguiente lugar, se procede a determinar la concentración de un vinagre marca Menoyo.
Se miden 10 ml de vinagre con pipeta aforada y se transfiere a un matraz aforado de 100ml, para luego llevarlo a volumen con agua destilada. Se toman las precauciones pertinentes al menisco del líquido. Luego se pipetean 10 ml de esta solución diluida con pipeta aforada y se transfiere la solución a un Erlenmeyer de 125 ml. Se recuerda que la pipeta utilizada es de doble aforo por lo que se toman las precauciones pertinentes. No se puede pipetear directamente del matraz ya que si este contiene restos de experimentos previos, la solución se contaminaría. Se le agregan 20 ml de agua destilada medidos con probeta graduada, nuevamente no es necesario procurar que sea exacto ya que, la cantidad de agua añadida no modifica el número de moles de ácido en solución. Se le agregan 3 gotas de fenolftaleína al Erlenmeyer.
Se procede a titular el vinagre con la solución de KOH. Se enrasa la bureta y se procede con la titulación, tomando las mismas precauciones que con la titulación de biftalato de potasio. Luego de que la solución haya tomado una leve tonalidad rosada, se registra el volumen utilizado de KOH (Ver Resultados y análisis) y se realiza el procedimiento por duplicado para determinar la concentración de ácido acético con una mayor precisión.
Resultados y análisis
A partir de la titulación de las dos soluciones de biftalato de potasio, se obtuvieron los siguientes volúmenes de KOH utilizados.





Masa de biftalato de potasio (en g)

Volumen de KOH utilizado (en ml)

Experiencia 1

0,1963


11,9 ml

Experiencia 2

0,1956

12,5 ml

Tabla I: Volumen de KOH utilizado según cada masa de biftalato de potasio

A partir de estos datos, se puede calcular la concentración real de la solución de KOH aplicando la Fórmula I. Los cálculos pertinentes se detallan en el Anexo.
Obtenemos, entonces, la molaridad correspondiente a cada una de las experiencias realizadas


[KOH]=0,081 M

Molaridad de la solución de KOH correspondiente a la Experiencia 1


[KOH]=0,077M

Molaridad de la solución de KOH correspondiente a la Experiencia 2
Se calcula el factor de corrección de la molaridad a partir de la Fórmula II, tomando un valor promedio entre las molaridades calculadas.


[KOH]=0,079M

Molaridad promedio de la solución de KOH


Factor de corrección= 0,79


Luego, se procede a determinar la concentración de ácido acético en el vinagre. A partir de la titulación del mismo, se registran dos volúmenes de KOH utilizado.


Volumen de KOH obtenido a partir de la experiencia 1 (en ml)

Volumen de KOH obtenido a partir de la experiencia 2 (en ml)

12,1

11,9

Tabla III: Volúmenes de KOH correspondientes a las experiencias
Se calcula finalmente la concentración de ácido acético en vinagre a partir de la Fórmula I presentada en la Introducción, teniendo en cuenta que la alícuota tomada de vinagre proviene de una solución diluida. Se obtienen los siguientes resultados:


[CH3COOH]=0,956 M

Molaridad de la solución de CH3COOH correspondiente a la Experiencia 1


[CH3COOH]=0,940 M

Molaridad de la solución de CH3COOH correspondiente a la Experiencia 2


[CH3COOH]=0,948 M= 5,69% m/v

Molaridad promedio de la solución de CH3COOH
A partir de los valores obtenidos podemos comparar la concentración teórica del vinagre marca Menoyo con la concentración obtenida experimentalmente. Se observa que la concentración teórica del vinagre es de mínimo 5% mientras que la obtenida experimentalmente es de 5,69%. Atribuimos esta diferencia a errores cometidos durante la titulación (utilizar un mayor volumen al necesario) y cualquier tipo de manipulación de instrumentos, así como a errores propios de la técnica. Si bien se trata de elegir el indicador adecuado a cada titulación, el punto final de la reacción no es exactamente igual al punto de equivalencia. Por lo tanto, esta diferencia genera un error en los resultados obtenidos. Para determinar si la concentración obtenida se equivale con la real habría que realizar una propagación de incertezas que excede al objetivo de este Trabajo Práctico.
Conclusiones
A modo de conclusión, la concentración obtenida de KOH es efectivamente menor (0,079 M) a la calculada teóricamente, (0,1 M) debido a que es un sólido higroscópico e inestable en solución ya que reacciona con el aire formando carbonato de potasio.
Por otro lado, hemos podido determinar la concentración de ácido acético en vinagre a partir de su titulación con la solución de hidróxido de potasio 0,1 M con el factor de corrección calculado. La concentración obtenida fue mayor a la real debido a incertezas de los instrumentos y errores realizados en la experiencia.


Anexo
Masa necesaria de KOH para preparar solución 0,1 M de KOH

1 mol KOH - 56 g KOH

0,1 mol KOH - x=5,6 g KOH
1000 ml sc - 5,6g KOH

100 ml sc - x= 0,56 g KOH
Masa necesaria de biftalato de potasio para reaccionar con 10 ml KOH

1 ml KOH - 0,1 mmol KOH

10 ml KOH - x= 1 mmol KOH 1 mmol KOH -> 1 mmol C8H5O4K= 204 mg
Concentración real de KOH Vbiftalato*Nbiftalato=VKOH*NKOH


Experiencia 1:

m C8H5KO4 = 196,3 mg

Mmolar C8H5KO4 = 204 mg

V C8H5KO4 = 20 ml

N C8H5KO4 = (196,3 mg / 204 mg) / (20 ml) = 0,048 N
V KOH= 11,9 ml

N KOH = 20 ml * 0,048N / 11,9 ml = 0,0810 N

N=M porque KOH base monoprótica

M KOH = 0,0810 M Experiencia 2:

Experiencia 2:

m C8H5KO4 = 195,6 mg

Mmolar C8H5KO4 = 204 mg

V C8H5KO4 = 20 ml

N C8H5KO4 = (195,6 mg / 204 mg) / (20 ml) = 0,04794 N
V KOH= 11,9 ml

N KOH = 20 ml*0,04794N / 12,5 ml = 0,0767 N

N=M porque KOH base monoprótica

M KOH = 0,0767 M (base monoprótica, N=M)

M KOH promedio = (0,0810 M + 0,0767 M) / 2

M KOH promedio = 0,079 M
Factor de corrección= 0,079M/0,1M

Factor de corrección= 0,79
Concentración de CH3COOH VCH3COOH*NCH3COOH=VKOH*NKOH


Experiencia 1:

N KOH = 0,1N.0,079= 0,079N

V KOH= 12,1 ml

V CH3COOH = 10 ml

N CH3COOH = (12,1 ml * 0,079 N) / 10 ml = 0,0956 N

N=M porque ácido acético es ácido monoprótico

M CH3COOH = 0,0956 M

1 ml sc - 0,0956 mmol CH3COOH

10 ml sc - x= 0,956 mmol CH3COOH

Pero esos 10 ml están diluidos en 100 ml

10 ml sc - 0,956 mmol CH3COOH

100 ml sc - x= 9,56 mmol CH3COOH

De esos 100 ml 10 ml son CH3COOH

10 ml iniciales sc - 9,56 mmol CH3COOH

1 ml - x= 0,956 M

M CH3COOH = 0,956 M

Experiencia 2:

N KOH = 0,1N.0,079= 0,079N

V KOH= 11,9 ml

V CH3COOH = 10 ml

N CH3COOH = (11,9 ml * 0,079 N) / 10 ml = 0,0940 N

N=M porque ácido acético es ácido monoprótico

M CH3COOH = 0,0940 M

1 ml sc - 0,0940 mmol CH3COOH

10 ml sc - x= 0,940 mmol CH3COOH

Pero esos 10 ml están diluidos en 100 ml

10 ml sc - 0,940 mmol CH3COOH

100 ml sc - x= 9,40 mmol CH3COOH

De esos 100 ml 10 ml son CH3COOH

10 ml iniciales sc - 9,40 mmol CH3COOH

1 ml - x= 0,940 M

M CH3COOH = 0,940 M



M CH3COOH promedio = (0,956 M + 0,940 M) / 2

M CH3COOH promedio = 0,948 M
M CH3COOH * Mmolar M CH3COOH = g M CH3COOH

0,948 M * 60 g = 56,88 g/l CH3COOH

1000 ml sc - 56,88 g M CH3COOH

100 ml sc - x= 5,69 g CH3COOH

% m/v CH3COOH = 5,69%





Diagrama de Flujo



preparacion solucion naoh.jpg

valoración solucion naoh.jpg

determinación concentracion ch3cooh.jpg

determinacion de acidez total en jugo de limon.jpg




1 Sustancia higroscópica: tipo de sustancia que atrae agua en forma de vapor o líquido de su ambiente

2 El término hidrólisis de una sal describe la reacción de un catión o un anión de una sal con el agua. Por lo general, afecta el pH de una disolución. (R. Chang, “Química”, edición 10, Interamericana, México, 2010, pp 689).


3 Se llama punto de equivalencia al punto en el cual la cantidad de titulante agregado es estequiométricamente equivalente a la sustancia objeto del analito.

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