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• Orlando David Medinueta De Avila

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Determinación de la alcalinidad de carbonatos y mezclas de carbonatos con DP de HCl

Experimento 6. Determinación de la composición cuantitativa de carbonatos y mezclas de carbonatos con disolución patrón de HCl. Ana J. Maury, Orlando D. Mendinueta, Ronald R. Orozco.

Resumen: en esta práctica se procedió a determinar la concentración de algunas sustancias básicas mediante el método volumétrico, y el método de Warder para mezclas de sustancias alcalinas. Las concentraciones de cada componente en cada mezcla se pudieron determinar aplicando los datos de volumen, obtenidos en cada valoración, en ecuaciones matemáticas. Se pudo inferir que es muy importante tener en cuenta la relación estequiométrica de las reacciones de neutralización para determinar las concentraciones de muestras a valorar. Palabras clave: Método de Warder, Valoraciones volumétricas, Punto final, Punto de equivalencia.

INTRODUCCIÓN Las valoraciones constituyen un amplio y valioso conjunto de procedimientos cuantitativos que se usan con mucha frecuencia en Química Analítica. Existen tres tipos de valoraciones cuantitativas, que se diferencian por la forma en que se determina la cantidad de analito, descritas a continuación: Las valoraciones volumétricas están basadas en la medida de la cantidad de reactivo que se consume el analito. Estas valoraciones son las más generalizadas, por mucho. En las valoraciones volumétricas se determina el volumen de una disolución de concentración conocida que se necesita para reaccionar, de forma

prácticamente completa, con el analito. Las valoraciones gravimétricas se basan en la conversión del analito en un producto al que se le pueda determinar la masa, ya sea un precipitado o volatilizado, haciendo uso de la balanza analítica. Por su parte, las valoraciones columbimétricas usan como «reactivo» una corriente eléctrica continua y constante, de magnitud conocida, que reacciona con el analito; en este caso se mide el tiempo necesario para completar la reacción electroquímica. [1] Las valoraciones de neutralización se usan para determinar innumerables especies inorgánicas, orgánicas y biológicas que tienen inherentes propiedades ácidas o básicas. Muchas otras aplicaciones de igual importancia 1

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implican la conversión del analito en un ácido o base mediante un tratamiento químico adecuado, seguido de una valoración con ácido o base fuerte estándar. En valoraciones de neutralización se utilizan mucho dos tipos importantes de punto final. El primero es el punto final visual, basado en sustancias que presentan colores que dependen del pH del medio en que están disueltos, llamadas indicadores. El segundo es el punto final potenciométrico, basado en las medidas de potencial de un electrodo de vidrio/calomelanos con un aparto para medir diferencias de potencial. El potencial medido es directamente proporcional al pH. [1] Para la valoración de bases se utiliza muy a menudo el ácido clorhídrico (HCl). Las disoluciones diluidas de este reactivo son estables indefinidamente, y no presentan problemas de reacciones de precipitación con la mayoría de los cationes. Aunque las disoluciones de ácido perclórico y ácido sulfúrico también son estables, resultan ser útiles en valoraciones donde el ion cloruro interfiere formando precipitados.[1] Las disoluciones estándar para valoraciones de neutralización se preparan siempre a partir de ácidos o bases fuertes, porque este tipo de reactivos dan puntos finales más acusados. Es decir, que reaccionan de manera más completa. Estandarizar una disolución ácida se puede hacer por diferentes métodos:

Aunque poco frecuente, se puede estandarizar determinando la composición del ácido concentrado por medida cuidadosa de su densidad, y diluyendo después a una cantidad pesada a volumen exacto.[1] Existen tablas que relacionan la densidad de los reactivos con la composición. Las podemos encontrar en muchos manuales de constantes de Química e Ingeniería química. Es más frecuente estandarizar valorando cantidades pesadas de carbonato de sodio, donde se observan dos puntos finales en su valoración. El primero, alrededor de pH 8,3, corresponde a la conversión del carbonato en bicarbonato; el segundo, alrededor de pH 3,8, corresponde a la formación del ácido carbónico. En la estandarización se utiliza siempre el segundo punto final, porque va asociado a una variación de pH mayor que el primer punto final.[1] La determinación cualitativa y cuantitativa de los constituyentes de una disolución que contiene carbonato de sodio, bicarbonato de sodio, e hidróxido de sodio, solos o mezclados, proporcionan ejemplos interesantes de cómo se pueden usar las valoraciones de neutralización para analizar mezclas. Sólo pueden coexistir en cantidad apreciable en una disolución dos de estos tres constituyentes, puesto que la reacción entre ellos elimina la posibilidad de un tercero.[1] Un método útil y fácil de aplicar es el Método Warder, que consiste en valorar una mezcla alcalina con una disolución estándar de HCl 0,1000 M. Dicha mezcla

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se valora inicialmente en presencia de fenolftaleína hasta viraje de solución de rojo-violeta a incoloro. Seguidamente, la misma solución se continúa valorando en presencia de anaranjado de metilo hasta viraje de la solución de amarillo a rojonaranja, con la finalidad de fijar los dos puntos de equivalencia.[2] En esta práctica se realizaran valoraciones volumétricas determinando los puntos finales con ayuda de indicadores (punto final visual) para determinar la concentración de varias muestras de composición cualitativa conocida. METODOLOGÍA Para empezar se procedió a preparar la solución del estándar primario. Se pesó en un pesasustancia limpio y seco entre 0,15 y 0,18 g del estándar primario carbonato de sodio (Na2CO3). Entonces se disolvió entre 50-100 mL de agua destilada y se transfirió cuantitativamente a un matraz Erlenmeyer de 250 mL. Se agregó entre 2-3 gotas del indicador anaranjado de metilo y se procedió a valorar con la disolución de HCl 0,1000 M hasta que el indicador viró de amarillo a un color canela. Luego de estandarizar la disolución patrón, se procedió a determinar la alcalinidad de muestras que contenían NaOH, Na2CO3 y NaHCO3, solos o en mezclas compatibles por el método Warder de la siguiente manera:

Se tomó 25 mL de una muestra que contenía NaOH, se le agregó un par de gotas del indicador fenolftaleína y se procedió a valorar con la disolución patrón de HCl estandarizada hasta que la solución pasó de rojo-violeta a incolora. De inmediato se le agregó unas gotas del indicador anaranjado de metilo para verificar la neutralización del NaOH. Terminada la valoración anterior, se tomó 25 mL de la muestra que contenía Na2CO3 y se le agregó un par de gotas del indicador fenolftaleína. Enseguida se procedió a valorar con la disolución del HCl estandarizado hasta que se produjo un viraje de rojo-violeta a incoloro. De inmediato se le agregó un par de gotas del indicador anaranjado de metilo, y se procedió a valorar nuevamente con la solución patrón de HCl hasta el viraje del indicador de amarillo a naranja-rojizo (canela). Luego de valorar la muestra de Na2CO3, se tomó 25 mL de la muestra de bicarbonato de sodio (NaHCO3) y se le agregó un par de gotas del indicador fenolftaleína y se observó su coloración. De inmediato se agregó otro par de gotas de indicador anaranjado de metilo y en ese momento se procedió a valorar la muestra con la disolución patrón del HCl estandarizado hasta viraje de color rojo-naranja (canela). Después de estos procedimientos, se procedió a preparar una mezcla de 50 mL en volúmenes iguales de NaOH y Na2CO3. De esta mezcla se tomó 25 mL en un matraz Erlenmeyer de 250 mL. Se le agregó un par de gotas del indicador fenolftaleína y se procedió a valorar con

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la disolución patrón de HCl estandarizada hasta viraje incoloro. De inmediato se le agregó un par de gotas del indicador anaranjado de metilo, y se procedió a valorar nuevamente con la disolución patrón de HCl hasta el viraje de color rajo-naranja (canela). De manera análoga al paso anterior se preparó una mezcla de Na2CO3.y NaHCO3, de la que se llevó un volumen de 25 mL a un matraz Erlenmeyer de 250 mL. Se le agregó un par de gotas del indicador fenolftaleína y se procedió a valorar con el HCl estandarizado hasta viraje incoloro. Enseguida se agregó un par de gotas del indicador anaranjado de metilo y se volvió a valorar con el HCl hasta viraje rojo-naranja (canela).

Tabla 2. Coloración de la muestra con el indicador fenolftaleína. Muestra

Color inicial

NaOH

Rojo-violeta

Na2CO3

Rojo-violeta Ligeramente rosa *

NaHCO3 NaOH + Na2CO3 Na2CO3 + NaHCO3

Viraje Incolor o incoloro Ϯ

Rojo-violeta

Incolor o

Rojo-violeta

incoloro

* Debería ser incolora, pero puede ser normal RESULTADOS

percibir esta coloración ligeramente rosa.

Ϯ No se hizo valoración sino que se adicionó otro indicador.

Tabla 1. Estandarización de HCl con Carbonato de sodio como estándar primario.

Tabla 2.1. Coloración de las muestras ya valoradas ante fenolftaleína después de agregar anaranjado de metilo.

Peso (g) estándar primario

Vol (mL) de HCl vertido

Concent. Estándar de HCl (M)

Muestra

0,17 ± 0,01 -

38,7 ± -

0,0829 ± 0,0934*

NaOH

Naranjarojizo

Na2CO3

Amarillo

NaHCO3

Amarillo

NaOH + Na2CO3

Amarillo

* Segunda disolución patrón, preparada y estandarizada por el personal de laboratorio.

Color inicial

Viraje

ϯ Naranjarojizo Naranjarojizo Rojonaranja

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Na2CO3 + NaHCO3

Rojonaranja

Amarillo

NaHCO3

Ϯ No se realizó valoración. Tabla 3. Volumen de HCl empleado para cada punto final. Muestra

Volumen primer p. final (mL).

Volumen segundo p. final (mL).

NaOH Na2CO3 NaHCO3* NaOH + Na2CO3* Na2CO3 + NaHCO3*

36,8 14,3 0,0

ϯ 14,6 27,0

20,8

6,4

6,1

18,3

Figura 1. Curva de valoración para NaoH 0,1220 M con HCl 0,0829 M.

DISCUSIÓN

* Estas muestras fueron valoradas con el HCl preparado y estandarizado por el personal de laboratorio.

Tabla 3.1. Concentración molar de cada muestra y de cada componente en cada mezcla.

0,1220 0,0474 0,1008

[ ] 1er Comp. Mezcl a -------

[ ] 2do Comp. Mezcl a -------

---

0,0777

0,0120

---

0,0228

0,0456

Muestra

[ ] de la muestra

NaOH Na2CO3 NaHCO3 NaOH + Na2CO3 Na2CO3 +

Como era de esperarse, al agregar las gotas del indicador fenolftaleína las muestras se tornaron de un color rojovioleta (tabla 2.), debido a que eran sustancias básicas y la fenolftaleína en pH básico, entre 8,3 y 10,0, toma esta coloración. Al agregar ácido va disminuyendo la basicidad, debido a que se va neutralizando la base. En consecuencia el color rojo-violeta de la solución se va aclarando hasta tornarse transparente, a razón de que la cantidad de base deja de ser suficiente para mantener el pH del medio en el rango en que vira el indicador, hasta el punto en que el ácido pasa a ser el que está en exceso.[1] Tanto en la estandarización como en las valoraciones de las muestras que 5

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contenían carbonato de sodio, se pudo ver que para ser una valoración mol a mol entre el valorante y el analito el volumen necesario para titular ha sido bastante grande a comparación del vertido en otras muestras. Se puede observar el volumen vertido en cada muestra en la tabla 3 y tabla 1 (estandarización). Esto se debe a que en realidad la valoración no es mol a mol, puesto que el carbonato va reaccionando con el ácido formándose el ion bicarbonato, que también es una base, aunque débil, y esta es la razón de la coloración ligeramente rosa que presenta ante la fenolftaleína. La reacción está representada en la Ec. 2. (ecuación iónica). Esta conversión de carbonato a bicarbonato se da en un pH de 8,3, aproximadamente. Por esto se mantiene el color rosado característico de la fenolftaleína en medio ligeramente básico, recordando que el viraje de este indicador se encuentra entre el rango de pH 8,3 y 10,0. [1]

−¿ → H 2 C O3 + ¿+ HC O3¿ Ec . 3. H ¿

Para luego transformarse en dióxido de carbono y agua (Ec. 4), debido a su gran inestabilidad. Ec . 4. H 2 C O3 →C O2 + H 2 O

Debido a estas transformaciones que sufre el carbonato, su concentración en la muestra está dada considerando sólo la mitad del volumen vertido (Ec. 4), puesto que la otra mitad se Fenolftaleí emplea en la formación na del carbonato ácido [1] (bicarbonato). V ácido x M ácido 2 Ec . 4. C N a C O = V Na CO 2

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2

−¿ 2−¿ → HC O¿3 +¿+CO ¿3 Ec . 2. H ¿ El bicarbonato formado sigue reaccionando con el protón del ácido formando como producto ácido carbónico, H2CO3 (Ec. 3.). Esta trasformación se da en un pH aproximado de 3,8, por esto el viraje del indicador naranja de metilo. Su intervalo de transición está entre pH de 3,1 y 4,4.[1]

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Lo dicho se hace más fácil de comprender con diagramas de intervalos de transición, por ejemplo, para el caso del carbonato es el siguiente:

Anaranjad o de Donde la zona violeta representa volumen vertido hasta viraje de la fenolftaleína y la zona amarilla el volumen vertido hasta viraje del indicador anaranjado de metilo.

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Fenolftaleí na Determinación de la alcalinidad de carbonatos y mezclas de carbonatos con DP de HCl

Esta consideración se hace evidente al mirar la tabla 3. La mezcla de carbonato de sodio con bicarbonato de sodio en proporciones iguales da como resultado que para neutralizar el bicarbonato se vertió tres veces el volumen que se necesitó para neutralizar el carbonato. Porque en la muestra donde estén estas sustancias no sólo se va a neutralizar el bicarbonato que había inicialmente, sino también el formado en la primera valoración. Se podría representar lo dicho con el siguiente diagrama:

Anaranjad o de

Para la valoración del hidróxido de sodio no se tuvo que hacer una segunda valoración en presencia del indicador naranja de metilo puesto que al neutralizar el hidróxido con el ácido fuerte el resultado es una sal neutra y agua, (Ec. 3.) lo que quiere decir que todo el NaOH fue neutralizado y por esto el color transparente; que al agregar las gotas del indicador naranja de metilo la solución se tornó color naranja-rojizo, ya que el exceso en la solución era ácido y este indicador se va tornando rojo a medida que aumenta la acidez. [1] Ec . 5. NaO H ( ac )+ HC l (ac ) → NaC l ( ac ) + H 2 O

Como se puede ver en la Ec. 5. la flecha va en un sólo sentido, lo que quiere decir

que la sal no es hidrolítica, por tanto en el punto de equivalencia el pH es neutro. Así como se ve en la figura 1, el volumen necesario para llegar al punto de equivalencia en esta neutralización (NaOH), fue un poco abrupto, teniendo en cuenta las concentraciones molares teóricas de cada uno (0,1000 M para HCl – 0,1043 M para NaOH). Esto se atribuye a que en realidad la concentración molar analítica de cada uno no era tan parecida, sino que diferían en aproximadamente 0,4 unidades (ver tabla 1 y tabla 3.1). Esta diferencia, en donde el titulante posee una concentración inferior a la del analito, requiere del vertimiento de un volumen de titulante por encima del volumen de la muestra; siempre y cuando la relación estequiométrica sea mol a mol, o que cada mol del analito consuma dos moles del valorante. En lo que corresponde a la inflexión de la figura 1 (línea casi vertical de la gráfica), se sabe que las valoraciones de un ácido fuerte con una base fuerte, o viceversa, dan inflexiones amplias.[1] CONCLUSIÓN El método de Warder es muy importante al momento de determinar los puntos de equivalencia de una muestra de una sola sustancia (o mezcla de sustancias) que hace (n) virar diferentes indicadores durante la valoración. Mediante análisis cuantitativo y cualitativo (volumen vertido en cada viraje) podría deducirse el o los componentes de una muestra de la que se presume su composición

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cualitativa, pero que en realidad se desconoce. Es importante tener en cuenta la estequiometría de la reacción en la valoración para así poder determinar la concentración de una sustancia en una muestra, debido a que el análisis se basa en los moles de valorante necesarios para reaccionar totalmente con el analito. Por el mismo motivo, se hace necesario conocer el producto de la reacción entre titulante y analito, puesto que en algunos casos el producto formado no marca un punto final evidente, y se hace necesario establecer un segundo punto final para un dato volumétrico más confiable. Un ejemplo de esto es la valoración del carbonato de sodio (Na2CO3), que origina como producto al reaccionar con un ácido, bicarbonato de sodio (NaHCO3), otra base, aunque débil. Que seguirá mostrando un ligero color rosado, como se vió en la práctica, a menos que haya un exceso de ácido. Lo que puede hacer al ejecutante suponer un punto final erróneo. Recordando que en la práctica la determinación de los puntos finales se basaron en el punto final visual. Por esto es preferible encontrar un segundo punto final, basándose en la naturaleza del producto de la valoración inicial. En un aspecto general, la valoración ácido/base es una herramienta confiable, económica y de fácil aplicación para determinar la composición cualitativa y cuantitativa de muestras que pueden ser conocidas o desconocidas cualitativamente.

PREGUNTAS ADICIONALES 

¿Por qué al agregar fenolftaleína a una solución de bicarbonato de sodio se ve de color ligeramente rosa?

Una explicación menos superficial a que el bicarbonato de sodio es una base de fuerza débil, es que el pH de una solución de bicarbonato de sodio 0,1000 M es 8,34, y el intervalo de transición de la fenolftaleína está entre pH 10 y 8,3.[3] Es por esto la ligera coloración rosa de la solución. 

Diagrama de flujo procedimiento general.

"DP" HCl estandarizada 0.1000M

del

Selección de 5 muestras de soluciones básicas • 5 alícuotas de 25mL cada una, de cada muestra.

Titular cada muestra con "DP" HCl

Agregar indicador: Fenolftaleína

Agregar indicador: Naranja de metilo

Titular cada muestra con "DP" HCl

Tabla de las concentraciones de cada sustancia expresadas en % p/v. Muestra

% p/v

% p/v

% p/v

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NaOH Na2CO3 NaHCO3 NaOH + Na2CO3 Na2CO3 + NaHCO3

0,49 0,50 0.84

1er Comp. Mezcl a -------

2do Comp. Mezcl a -------

---

0,31

0,12

---

0,24

0,38

BIBLIOGRAFÍA



[1]



[2]



[3]

Skoog Douglas, West Donald, Holler James. Fundamentos de Química Analítica. Cuarta edición. Editorial Reverté. Barcelona; 1997. Ojeda Hanael. Manual de Prácticas de Química Analítica. Barranquilla. 2015. Manahan S.E. Introducción a la Química Ambiental. Primera edición. Editorial Reverté. Barcelona; 2007.

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