Práctica de Laboratorio: Determinación de la acidez de un ácido monoprótico en solución acuosa

 Determinación de la acidez de un ácido monoprótico en solución acuosa

 

Objetivo general

Determinar la concentración molar de un ácido monoprótico desconocido en solución acuosa mediante titulación ácido-base con una base de concentración conocida.

 

Objetivos específicos

• Aplicar el método de titulación ácido-base para determinar la concentración de un ácido monoprótico.
• Interpretar los resultados obtenidos con base en los principios estequiométricos de reacciones ácido-base.
• Utilizar indicadores adecuados para identificar el punto final de la titulación.
• Analizar el error experimental asociado al procedimiento de titulación.

 

Introducción

La titulación ácido-base es un procedimiento volumétrico utilizado para determinar la concentración de una sustancia ácida o básica en solución. Consiste en agregar lentamente una disolución de concentración conocida (titulante) a otra de concentración desconocida (analito), hasta alcanzar el punto de equivalencia. En este punto, el número de moles del ácido es igual al número de moles de la base, según la proporción molar establecida por la ecuación química balanceada.

En esta práctica se determinará la concentración de una solución de ácido monoprótico desconocido (por ejemplo, ácido acético o ácido clorhídrico diluido) mediante la titulación con una solución de NaOH estandarizada, utilizando fenolftaleína como indicador. La elección de un ácido monoprótico asegura que la relación molar ácido/base sea 1:1, lo que simplifica el tratamiento matemático de los datos.

La detección del punto final se realiza mediante el cambio de color del indicador ácido-base, que se selecciona de acuerdo con el intervalo de pH del salto en el punto de equivalencia. La fenolftaleína es uno de los indicadores más comunes en este tipo de titulaciones, ya que cambia de incoloro a rosado en un intervalo de pH de 8.2 a 10.

Figura 1.- Estructura química de la fenolftaleína.

Fundamentos teóricos

La reacción general entre un ácido monoprótico y una base fuerte como el NaOH puede expresarse como:

Donde:

• HA: representa el ácido monoprótico.
• OH⁻: proviene de la base fuerte (NaOH).
• A⁻: es la base conjugada del ácido.

En el punto de equivalencia, se cumple la igualdad estequiométrica:

De donde se puede despejar la concentración molar del ácido desconocido:

La precisión del procedimiento depende de una correcta valoración, la lectura exacta de volúmenes, y la identificación visual clara del punto final mediante el indicador seleccionado.

 

Parte experimental

Materiales y reactivos

Materiales:

• Bureta (25 mL)
• Soporte universal con pinza
• Pipeta volumétrica (25 mL)
• Erlenmeyer (125 mL)
• Vaso de precipitado (100 mL)
• Frasco lavador
• Matraz aforado (100 mL)
• Embudo
• Pera de succión

Reactivos:

• Solución de ácido monoprótico desconocido (por ejemplo, HCl diluido)
• Solución de NaOH estandarizada (≈ 0.1 M)
• Indicador fenolftaleína
• Agua destilada

Procedimiento

1. Enjuagar la bureta con la solución de NaOH estandarizada y llenarla completamente. Registrar el volumen inicial.
2. Tomar 25 mL de la solución de ácido monoprótico con una pipeta y transferir a un erlenmeyer.
3. Añadir aproximadamente 25 mL de agua destilada al erlenmeyer.
4. Agregar 2-3 gotas de fenolftaleína.
5. Titular cuidadosamente con la solución de NaOH hasta que el color pase de incoloro a un rosado muy tenue persistente.
6. Registrar el volumen final de la bureta.
7. Repetir la titulación hasta obtener al menos tres lecturas concordantes.
8. Calcular la concentración del ácido utilizando los datos experimentales.

 

Cuestionario

1. ¿Qué características debe tener un indicador ácido-base para ser adecuado en una titulación?
2. ¿Por qué es importante que el ácido utilizado sea monoprótico?
3. ¿Qué diferencia existe entre el punto de equivalencia y el punto final de una titulación?
4. ¿Cómo afectaría un exceso de indicador a los resultados de la titulación?
5. Si el volumen de NaOH requerido para neutralizar el ácido fue mayor que el esperado, ¿qué posibles errores pudieron haber ocurrido?

 

Referencias bibliográficas

Skoog, D. A., West, D. M., Holler, F. J., & Crouch, S. R. (2014). Fundamentos de Química Analítica (9.ª ed.). Cengage Learning.

Harris, D. C. (2016). Análisis Químico Cuantitativo (9.ª ed.). McGraw-Hill Education.

Doménech, J. (2011). Prácticas de laboratorio de química analítica (2.ª ed.). Universidad de Valencia.

 

Molalidad

 

Molalidad

1.- Objetivos

1. Definir y comprender el concepto de molalidad y diferenciarlo de otras medidas de concentración.
2. Explorar en profundidad las razones y ventajas de usar la molalidad en ciertos contextos químicos.
3. Aplicar la fórmula de la molalidad en ejercicios de cálculo detallados para una comprensión práctica.
4. Investigar aplicaciones prácticas de la molalidad en diversos campos, incluyendo la industria y la investigación científica.
5. Proveer una base teórica sólida sobre propiedades coligativas y cómo se relacionan directamente con la molalidad.

2.- Introducción

La molalidad es una unidad de concentración esencial para el estudio de las soluciones en química cuando se estudian propiedades que dependen de la cantidad de partículas en solución y no de su naturaleza o del volumen de esta. La molalidad mide la cantidad de moles de soluto en relación con la masa del solvente (expresada en kilogramos), lo que la hace ideal para análisis que involucran cambios de temperatura o presión. A diferencia de la molaridad, que varía con el volumen de la solución y se ve afectada por cambios en la temperatura, la molalidad se mantiene constante bajo estas condiciones porque depende de la masa del solvente, que no cambia con la temperatura. Este carácter estable permite que la molalidad se use en cálculos termodinámicos, reacciones bioquímicas y estudios de propiedades coligativas, como el punto de ebullición y la presión osmótica.

3.- Fundamentos Teóricos

3.1.- Definición y Expresión de la Molalidad

La molalidad (m) se define como:

donde:

• Los moles de soluto representan la cantidad de partículas disueltas en la solución.
• Los kilogramos de solvente corresponden exclusivamente a la masa del solvente y no de la solución completa.

Esta relación se expresa en mol/kg y se usa en situaciones donde la concentración de soluto se necesita en términos que no varíen con los cambios en volumen debidos a temperatura o presión.

3.2.- Comparación entre Molalidad y Molaridad

Aunque la molalidad y la molaridad pueden parecer similares, existen diferencias clave que determinan cuándo tienen que utilizarse cada una:

1. Molalidad (m): Se basa en la masa del solvente y es independiente de cambios de volumen, haciendo que sea particularmente útil en experimentos a altas o bajas temperaturas.
2. Molaridad (M): Expresa la cantidad de moles de soluto por litro de solución y, a diferencia de la molalidad, depende del volumen total de la solución, que puede variar con cambios de temperatura.

Esta diferencia es esencial en química, ya que la molalidad se mantiene constante incluso con variaciones térmicas, mientras que la molaridad cambia, haciendo que la primera sea especialmente adecuada para cálculos relacionados con propiedades coligativas.

3.3.- Propiedades Coligativas y su Relación con la Molalidad

Las propiedades coligativas son aquellas propiedades de las soluciones que dependen únicamente del número de partículas de soluto presentes en una cantidad determinada de solvente, sin importar su naturaleza química. Las propiedades coligativas incluyen:

1. Elevación del punto de ebullición: Cuando se añade un soluto no volátil a un solvente, el punto de ebullición de la solución aumenta. Este cambio es directamente proporcional a la molalidad del soluto.

donde ΔT_e es el incremento en el punto de ebullición, K_e​ es la constante ebulloscópica del solvente y m es la molalidad de la solución.

2. Descenso del punto de congelación: Al añadir un soluto no volátil, el punto de congelación del solvente disminuye. Al igual que la elevación del punto de ebullición, este descenso es proporcional a la molalidad.

donde ΔT_c es el descenso del punto de congelación, K_c​ es la constante crioscópica del solvente y m es la molalidad de la solución.

3. Presión osmótica y presión de vapor: Aunque menos utilizada en cálculos de presión osmótica, la molalidad ayuda a estudiar cómo las soluciones se comportan en términos de presión cuando se añade un soluto. La reducción de la presión de vapor de un solvente debido a un soluto no volátil se expresa comúnmente en función de la molalidad en soluciones diluidas.

3.4.- Ventajas y Limitaciones de la Molalidad

3.4.1.- Ventajas:

• Independencia de la temperatura: Al depender de la masa y no del volumen, la molalidad es constante bajo diferentes temperaturas, lo que la hace ideal para estudios termodinámicos.
• Aplicabilidad en propiedades coligativas: La molalidad es preferida en cálculos de propiedades coligativas como el punto de congelación y el punto de ebullición.

4.3.2.- Limitaciones:

• Uso restringido a soluciones donde la masa del solvente es fácil de medir: En ciertas soluciones complejas, determinar la masa exacta del solvente puede ser complicado.
• No se utiliza en estudios volumétricos: Para cálculos donde el volumen es importante, como en titulación, la molalidad es menos práctica que la molaridad.

5.- Ejercicios Resueltos

Ejercicio 1

Calcular la molalidad de una solución que contiene 35 gramos de cloruro de sodio (NaCl) disueltos en 250 gramos de agua.

Solución:

Respuesta: La molalidad de la solución es aproximadamente 2.392 moles/Kg.

 

Ejercicio 2

Una solución se prepara disolviendo 85 gramos de glucosa (C₆H₁₂O₆) en 600 gramos de agua. Calcula la molalidad.

Solución:

Respuesta: La molalidad de la solución es aproximadamente 0.787 moles/kg.

Ejercicio 3

Ejercicio 3 de Molalidad

6.- Aplicaciones Prácticas de la Molalidad

1. Anticongelantes en motores: Los anticongelantes, comúnmente son a base de glicol o etilenglicol, se utilizan en soluciones de alta molalidad para reducir el punto de congelación del agua en los motores y evitar daños en el sistema.
2. Soluciones médicas y biológicas: La molalidad es útil en la preparación de soluciones intravenosas y de análisis biológico donde se requiere precisión en la concentración de sustancias y donde los efectos térmicos podrían afectar el volumen de la solución.
3. Industria farmacéutica: Las formulaciones de medicamentos que requieren estabilidad a diferentes temperaturas y presión, como soluciones de infusión, se preparan usando molalidad para asegurar que la concentración de soluto se mantenga constante.

7.- Referencias Bibliográficas

1. Chang, R. (2005). Química. México: McGraw-Hill.
2. Petrucci, R. H., Harwood, W. S., & Herring, F. G. (2002). Química General: Principios y Aplicaciones Modernas. Prentice Hall.
3. Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2007). Chemistry. Boston: Houghton Mifflin.
4. Atkins, P., & de Paula, J. (2006). Fisicoquímica. Oxford: Oxford University Press.
5. Levine, I. N. (2009). Física y Química. México: McGraw-Hill.

Molaridad

     

                                                               

                                                                           Molaridad

Objetivos

1. Definir el concepto de molaridad y comprender su importancia en la química y en la preparación de soluciones.
2. Explicar la relación entre cantidad de soluto, volumen de solución y concentración molar.
3. Calcular la molaridad en diversos contextos experimentales y prácticos, incluyendo la preparación y dilución de soluciones.
4. Resolver problemas relacionados con molaridad en contextos de reacciones químicas y aplicaciones analíticas.

 Introducción

La molaridad es uno de los modos de expresar la concentración de una solución y es fundamental en química analítica, bioquímica y otros campos experimentales. La molaridad, representada con el símbolo M, indica el número de moles de soluto que se encuentran en un litro de solución, permitiendo calcular con precisión la cantidad de reactivos necesarios en reacciones químicas y preparaciones de laboratorio. Este concepto facilita la cuantificación de los reactivos y productos en soluciones, siendo esencial en estudios de cinética, equilibrio y estequiometría.

Fundamentos Teóricos

1. Definición de Molaridad: La molaridad (M) es una medida de concentración que se define como la cantidad de moles de soluto presente en un litro de solución. Esta se expresa matemáticamente como:

2. Componentes de la Molaridad:
• Soluto: Sustancia que se disuelve en la solución. Por ejemplo, en una solución de cloruro de potasio (KCl), el KCl es el soluto.
• Solvente: Sustancia en la que se disuelve el soluto. Generalmente es agua.
• Solución: Mezcla homogénea de soluto y solvente.
3. Cálculo de Moles de Soluto: Para calcular los moles de soluto, se utiliza la masa en gramos y su masa molecular. A esta última también se le denomina masa molar:

4. Importancia de la Molaridad: La molaridad permite:
• Preparar soluciones con concentraciones precisas, fundamentales para estudios de reacciones y aplicaciones en análisis cuantitativo.
• Calcular cantidades exactas de reactivos en reacciones químicas.
• Realizar diluciones y preparar soluciones madre (soluciones altamente concentradas) y soluciones de trabajo (diluciones a concentraciones específicas).
• Facilitar cálculos en reacciones químicas al relacionar el volumen de la solución con la cantidad de sustancia presente en ella.
5. Dilución de Soluciones: Cuando se diluye una solución, el número de moles de soluto permanece constante, pero el volumen de la solución cambia (aumenta). La relación entre la concentración inicial y el volumen final se expresa mediante la fórmula:

Donde:

• M₁ y V₁: Son la Molaridad y volumen de la solución inicial respectivamente.
• M₂ y V₂: Son la Molaridad y volumen de la solución diluida respectivamente.

Ejercicios Resueltos

Cálculo básico de molaridad:

Ejercicio 1: Calcule la molaridad de una solución que contiene 23 g de NaCl disueltos en 0.75 litros de solución.

• Solución:

Preparación de una solución

Ejercicio 2: ¿Cuántos gramos de KNO₃ se necesitan para preparar 1 litro de una solución de 0.15 M?

• Solución:
1. Los moles de KNO₃ se obtienen al despejar moles de soluto de la ecuación de molaridad:

Al sustituir los valores nos queda que:

2. Masa molar del KNO₃ = 101.1 g/mol.
3. Para determinar la masa que se necesita de KNO₃, se despeja el término de masa de la ecuación de masa molar (MM) que es igual a:

Entonces:

Al sustiruir los valores respectivos nos queda que:

Dilución de una solución

Ejercicio 3: Se tienen 500 mL de una solución de HCl de 3 M, y se quiere diluir a una concentración de 2 M. ¿Qué volumen final debe alcanzar la solución diluida?

• Solución: Utilizares la ecuación de dilución:

1. Datos:

M₁ = 3 M

V₁ = 0.5 L

M₂ = 2 M

V₂ = ¿?

2. Debemos despejar el término V₂ de la ecuación de dilución, y nos queda que:

Al sustituir los valores tenemos que:

En resumen, el volumen final de la solución debe ser 0.75 L.

Relación entre masa y molaridad en disoluciones acuosas

Ejercicio 4: Si se disuelven 4 gramos de ácido acético (CH₃COOH) en suficiente agua hasta obtener 250 mL de solución, ¿cuál será la molaridad de la solución?

• Solución:
1. Masa molar de CH₃COOH = 60.05 g/mol.
2. Empleando la ecuación de la masa molar obtendremos los moles de CH₃COOH:

3. Luego utilizando la ecuación de Molaridad, tenemos que:

Aplicaciones Prácticas de la Molaridad

1. Reacciones en disolución: La molaridad permite medir la cantidad exacta de reactivos en disolución, esencial para calcular el rendimiento en reacciones.
2. Análisis de concentraciones en química analítica: Ayuda a determinar concentraciones de sustancias en muestras ambientales, clínicas y farmacológicas.
3. Preparación de reactivos: En el laboratorio, conocer la molaridad facilita la preparación de soluciones con concentraciones específicas para procedimientos experimentales.

 

Referencias Bibliográficas

• Chang, R., & Goldsby, K. (2014). Química. McGraw-Hill.
• Petrucci, R. H., Harwood, W. S., Herring, F. G., & Madura, J. D. (2017). Química General: Principios y aplicaciones modernas. Pearson.
• Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C., & Woodward, P. (2018). Química, la ciencia central. Pearson.
• Atkins, P., & Jones, L. (2010). Principios de Química. Reverté.
• Zumdahl, S., & Zumdahl, S. (2014). Química. Cengage Learning.