reporte 12

Práctica #7 ITESM, Campus Qro.

Química Experimental

María de la Paz Fraile Reyes A00889361 Luis Enrique Betancourt Aguilar A01204027

Alejandro Saravia Sauleda A01201957 Practica #12. Titulación Ácido-Base.

16 de Abril del 2012 Química Experimental Grupo #3

Prof. Alfonso Pérez Gallardo 1.- Objetivos

• Aplicar los conceptos de concentración en la preparación de soluciones para efectuar la

valoración de soluciones mediante la titulación.

• Conocer algunos indicadores y su aplicación.

• Valorar soluciones utilizando un patrón primario.

• Determinar el punto de equivalencia en una titulación.

• Calcular la concentración normal y molar de dos soluciones.

2.- Introducción

Las soluciones o disoluciones se definen como mezclas de tipo homogéneo que están constituidas

por dos o más substancias; sus componentes principales son el soluto y el solvente, el soluto es la

sustancia presente en menor cantidad y el solvente o disolvente es la sustancia que está en mayor

cantidad.

Con frecuencia, es muy importante saber con precisión la cantidad de soluto presente en cierta

cantidad de disolvente o solución a una determinada temperatura. Las soluciones técnicas o

valoradas se clasifican en:

• Molares.

Es el número de moles de soluto en 1 litro de solución.

( )

• Formales.

Es el número de peso-fórmula-gramo por litro de disolución.

( )

El número de peso-fórmula-gramo tiene unidad de g / PFG.



• Normales.

La normalidad (N) se define como el número de equivalentes-gramo de soluto por litro de

solución. Esto es:

Donde:

N = normalidad.

m = masa del soluto

V= volumen de la solución.

Peq = Peso equivalente gramo del soluto.

• Molales.

Se define como el número de moles de soluto disueltos en 1 Kg de solvente.

En una valoración o titulación, una disolución de concentración exactamente conocida,

denominada solución estándar, se agrega en forma paulatina a otra disolución de concentración

desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete. Si se conoce el

volumen y concentración de la solución estándar y el volumen de la disolución desconocida que se

utilizó en la valoración, se puede calcular la concentración de la disolución desconocida.

Para esta práctica se utilizarán tres métodos de valoración:

-Método de Neutralización.

Consiste en reaccionar un ácido y una base. Al ponerse en contacto ácidos y bases en disolución

acuosa, los iones hidronio del ácido y los iones oxhidrilo de la base, se combinan para formar

agua. La ecuación es la siguiente

H3O+ + OH

- 2 H2O

Las propiedades características de los ácidos y de las bases desaparecen, al reaccionar los iones

responsables de estas propiedades para dar agua.

El punto en el que el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente a la base se le conoce

como punto de equivalencia. Este punto se duele identificar por el marcado cambio de color de un

indicador que se ha agregado previamente a la solución del ácido.



Los indicadores acido-base son en general sustancias que tienen colores muy diferentes en

medios ácidos y básicos. Por lo general son ácidos orgánicos o bases orgánicas débiles que tienen

virajes de color claramente diferentes en sus formas no ionizada e ionizada.

HIn(ac) ↔ H+

(ac) + In- (ac)

Estas dos formas están relacionadas con el pH de la disolución en el que el indicador se

encuentra disuelto.

No todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de pH, así que la elección de un

indicador para una titulación en particular depende de la naturaleza del ácido y de la base utilizada

(estos es, si son fuertes o débiles).

-Método del patrón primario, utilizando una solución tipo.

En este método se utiliza una solución estándar cuya concentración del reactivo de composición es

exactamente conocida. Ésta se emplea para valorar la concentración de otras sustancias que

serán analizadas en el laboratorio.

Las sustancias que sirven como tipos primarios tienen que poseer necesariamente ciertas

propiedades:

• Deben ser de la máxima pureza.

• Una sustancia tipo primario debe ser estable.

• El compuesto tiene que ser no higroscópico, ni eflorescente.

• Todo patrón primario se tiene que poder obtener fácilmente, y no debe ser demasiado

caro.

• Finalmente tiene que poseer un peso equivalente razonablemente alto.

• Que tenga una razonable solubilidad en el medio de la valoración.

-Titulación potenciométrica

La titulación potenciométrica es un método de análisis químico el cual es fundamental para

determinar la concentración de diferentes sustancias. Este proceso mayormente es utilizado para,

a partir de estándares de concentraciones conocidas, encontrar nuestros valores de concentración.

Los principios del equilibrio ácido-base son esenciales.

Se le denomina equilibrio ácido-base cuando se mantiene un nivel normal de la concentración de

los iones hidrogeno (H+) en distintos compuestos o en los propios fluidos de un organismo.

Una sustancia neutra es aquella que tiene la misma cantidad de iones hidrogeno (ácido) y alcalinas

(bases). Existe una ecuación que cuenta con suma importancia. La ecuación de Nernst expresa la



relación cuantitativa entre el potencia redox de una par determinado, su potencial observado y la

proporción de concentraciones entre el donador de electrones y el aceptor.

Ecuación:

RT [aceptor]

Eh = E° + --- ln --------- (1)

nF [donador]

E° = potencial redox estándar a pH = 7.0.

T = 298 °K y todas las concentraciones se

encuentran a 1.0 M.

Eh = potencial de electrodo observado.

R = constante de los gases, 8.31 J/°mol.

T = temperatura absoluta en °K.

n = número de e- transferidos.

F = constante de Faraday, 23,062 cal/V ó

96,406 J/V.

3.- Materiales

Materiales Cantidad Reactivos Cantidad

Parrilla con agitación 1 HCl concentrado 10 ml

Agitador magnético 3 NaOH 5 g

Pizeta 1 Biftalato de potasio 1 g

Vidrio de reloj 1 Solución de fenolftaleína

Probeta de 10 ml 1 Agua destilada

Pipeta de 10 ml volumétrica 2 Ácido fosfórico 20 ml

Probeta de 100 ml 1 Solución de rojo de metilo

Pipeta de 5 ml graduada 1 Soluciones amortiguadoras pH 4,7 y 10*

Propipeta 2

Vaso de precipitados de 100 ml 1



Soporte universal 1

Pinzas para bureta 1

Varilla de vidrio 1

Charolas para pesar 1

Pinzas para crisol 1

Matraz EM de 250 ml 3

Desecador con tapa* 1

Pontenciometro 1

Calibrador 1



4.- Procedimiento, resultados y discusión

Una vez preparadas las soluciones de Naoh0.3 N y HCl O.3 N se procedió a preparar una solución

patrón primario. Para ello se agregó en 3 matraces Erlenmeyer 200 mg de biftalato de potasio a

cada uno, luego se les agrego 80 mL de agua más tres gotas de indicador de fenolftaleína. Cada

matraz tenía las siguientes cantidades de biftalato de potasio disuelto:

Matraz mg de biftalato de potasio

1 200.1 mg

2 200.2 mg

3 200.4 mg

Posteriormente se procedió a titular con NaOH 0.3 N el biftalato de potasio hasta obtener una

solución rosada por más de 15 segundos. Los volúmenes de NaOH gastados en cada solución

fueron los siguientes:

Matraz Volumen NaOH gastado

1 3.5 mL

2 3.4 mL

3 3.4 mL

Con el uso de la formula

se calculó la normalidad de

la solución de NaOH; para cada matraz se obtuvieron los siguientes resultados:

Matraz Normalidad de NaOH calculada

1 0.279 N

2 0.288 N

3 0.288 N

Promedio 0.285 N

De acuerdo con la práctica la normalidad de la solución de NaOH preparada era de 0.3 N, pero el

resultado de la titulación de la solución tipo patrón primario mostró una normalidad del 0.285 N. Lo

que sucede es que al momento de pesar el NaOH este absorbía humedad, ya que es un

compuesto higroscópico, por lo tanto los 3 g de NaOH pesados no eran en verdad 3 g de hidróxido

Tabla 1

Tabla 2

Tabla 3



de sodio sino 3 g de hidróxido de sodio con humedad. Lo que a consecuencia origina que la

normalidad de la solución sea menor.

Una vez conocida correcta normalidad de la solución de hidróxido de sodio se procedió a valorar la

solución de HCl 0.3 N. Para ello se tomaron 3 matraces Erlenmeyer y a cada uno se le adicionó 10

mL de la solución de HCl más 25 mL de agua, así mismo se agregaron 3 gotas de indicador de

fenolftaleína.

Se agregaron incrementos de 0.5 mL de NaOH por medio de la bureta a los matraces, al mismo

tiempo, con el uso del potenciómetro, se midió el pH. La siguiente tabla muestra las mediciones:

Matraz 1 Matraz 2 Matraz 3

Volumen NaOH agregado

pH Volumen NaOH agregado

pH Volumen NaOH agregado

pH

0 1.52 0 1.35 0 1.38

0.2 1.44 0.5 1.33 0.5 1.36

0.4 1.42 1 1.33 1 1.34

0.6 1.38 1.5 1.33 1.5 1.34

0.8 1.38 2 1.33 2 1.34

1 1.38 2.5 1.33 2.5 1.34

1.2 1.36 3 1.33 3 1.36

1.4 1.34 3.5 1.34 3.5 1.36

1.6 1.32 4 1.34 4 1.36

1.8 1.32 4.5 1.36 4.5 1.38

2 1.3 5 1.36 5 1.39

2.2 1.3 5.5 1.39 5.5 1.39

2.4 1.3 6 1.41 6 1.42

2.6 1.3 6.5 1.43 6.5 1.45

2.8 1.3 7 1.45 7 1.47

3 1.3 7.5 1.48 7.5 1.49

3.2 1.3 8 1.52 8 1.52

3.4 1.3 8.5 1.55 8.5 1.56

3.6 1.3 9 1.59 9 1.6

3.8 1.31 9.5 1.64 9.5 1.64

4 1.31 10 1.7 10 1.7

4.2 1.31 10.5 1.76 10.5 1.78

4.4 1.34 11 1.88 11 1.89

4.6 1.34 11.5 2 11.5 2.06

4.8 1.34 12 2.25 12 2.33

5 1.36 12.2 2.4 12.2 2.51

5.2 1.36 12.4 2.65 12.4 2.83



5.4 1.38 12.6 3.18 12.6 5.47

5.6 1.38 12.8 6.23 12.8 7

5.8 1.38 13 9.36 13 9.81

6 1.4 13.5 10.99

13.5 10.96

6.5 1.42 14 11.46

14 11.43

7 1.45

7.5 1.48

8 1.51

8.5 1.55

9 1.6

9.5 1.64

10 1.72

10.5 1.78

11 1.89

11.5 2.01

12 2.2

12.5 2.62

13 10.18

Para cada matraz se procedió a calcular ∆pH, ∆Volumen, ∆pH/∆Volumen y ∆2pH/ ∆Volumen

2 para

posteriormente obtener las curvas de titulación.

Para efectos de presentación solo se escogió aquella que corresponde al matraz 2.

Matraz B titulación de HCl 0.3 N con NaOH

Volumen NaOH pH ∆ pH ∆ Volumen ∆ pH/∆ Volumen ∆2 pH/∆ Volumen

2

0 1.35 -0.02 0.50 -0.04 0.04

0.5 1.33 0.00 0.50 0 0

1 1.33 0.00 0.50 0 0

1.5 1.33 0.00 0.50 0 0

2 1.33 0.00 0.50 0 0

2.5 1.33 0.00 0.50 0 0.02

3 1.33 0.01 0.50 0.02 -0.02

3.5 1.34 0.00 0.50 0 0.04

4 1.34 0.02 0.50 0.04 -0.04

4.5 1.36 0.00 0.50 0 0.06

5 1.36 0.03 0.50 0.06 -0.02

5.5 1.39 0.02 0.50 0.04 0

6 1.41 0.02 0.50 0.04 0

6.5 1.43 0.02 0.50 0.04 0.02

Tabla 4



7 1.45 0.03 0.50 0.06 0.02

7.5 1.48 0.04 0.50 0.08 -0.02

8 1.52 0.03 0.50 0.06 0.02

8.5 1.55 0.04 0.50 0.08 0.02

9 1.59 0.05 0.50 0.1 0.02

9.5 1.64 0.06 0.50 0.12 0

10 1.7 0.06 0.50 0.12 0.12

10.5 1.76 0.12 0.50 0.24 4.44089E-16

11 1.88 0.12 0.50 0.24 0.26

11.5 2 0.25 0.50 0.5 0.25

12 2.25 0.15 0.20 0.75 0.5

12.2 2.4 0.25 0.20 1.25 1.4

12.4 2.65 0.53 0.20 2.65 12.6

12.6 3.18 3.05 0.20 15.25 0.4

12.8 6.23 3.13 0.20 15.65 -12.39

13 9.36 1.63 0.50 3.26 -2.32

13.5 10.99 0.47 0.50 0.94 -0.121428571

14 11.46 -11.46 -14.00 0.818571429 -0.818571429

Curva de titulación del HCl

0

2

4

6

8

10

12

14

0 2 4 6 8 10 12 14 16

pH

Volumen de NaOH (mL)

pH vs V

Tabla 5

Gráfica 1



Al graficar los datos de pH en función del volumen de NaOH agregado (grafica 1) es posible

observar el punto de equivalencia. Este punto corresponde a la inflexión en la parte ascendente de

la curva y se estima visualmente.

La grafica de la primera derivada (grafica 2) es una curva con un máximo que corresponde al punto

de inflexión nuevamente, en esta grafica es mejor observable el punto de equivalencia que en la

gráfica de pH en función del volumen de titulante.

-2

0

2

4

6

8

10

12

14

16

18

0 2 4 6 8 10 12 14 16

∆ p

h /

∆ V

olu

me

n

Volumen de NaOh (mL)

∆ ph /∆ Volumen vs V

-15

-10

-5

0

5

10

15

0 2 4 6 8 10 12 14 16

∆2

ph

/∆

Vo

lum

en2


∆2 ph /∆ Volumen2 vs V

Gráfica 2

Gráfica 3



La grafica 3 corresponde a la gráfica de la segunda derivada, en esta grafica puede observarse el

punto de equivalencia. El punto de equivalencia se toma en el punto de intersección de la segunda

derivada con cero. En esta grafica en especial, el punto de equivalencia puede ser ubicado con

mayor precisión que con las anteriores.

El punto de equivalencia es el punto en el que se han combinado cantidades

estequiométricamente equivalentes de ácido y base, es decir que la neutralización se ha

completado al 100%. Este obtenido de las anteriores graficas nos muestra el volumen exacto de

titulante usado para completar la neutralización, este valor puede ser utilizado para calcular la

normalidad de la solución titulada tal y como se muestra a continuación:

( )( )

Titulación potenciométrica del ácido fosfórico.

En esta parte de la práctica se procedió a medir 10 mL de la solución de H3PO4 0.2 M para ser

depositado en un matraz EM; posteriormente se añadió 50 mL de agua y tres gotas de indicadores

de fenolftaleína y rojo de metilo. Se finaliza con la titulación del ácido obteniéndose los siguientes

valores

Titulación potenciométrica del H3PO4 con NaOH

Volumen NaOH

pH ∆ pH ∆ Volumen ∆ pH/∆ Volumen ∆2 pH/∆ Volumen

2

0 2.08 0.00 0.20 0.00 0.00

0.2 2.08 0.00 0.20 0.00 0.00

0.4 2.08 0.00 0.20 0.00 0.00

0.6 2.08 0.00 0.20 0.00 0.00

0.8 2.08 0.00 0.20 0.00 0.10

1 2.08 0.02 0.20 0.10 -0.10

1.2 2.1 0.00 0.20 0.00 0.15

1.4 2.1 0.03 0.20 0.15 -0.10

1.6 2.13 0.01 0.20 0.05 0.05

1.8 2.14 0.02 0.20 0.10 -0.10

2 2.16 0.00 0.20 0.00 0.10

2.2 2.16 0.02 0.20 0.10 0.00

2.4 2.18 0.02 0.20 0.10 0.10

2.6 2.2 0.04 0.20 0.20 -0.05

2.8 2.24 0.03 0.20 0.15 -0.05

3 2.27 0.02 0.20 0.10 0.05

3.2 2.29 0.03 0.20 0.15 0.00

3.4 2.32 0.03 0.20 0.15 0.05



3.6 2.35 0.04 0.20 0.20 0.05

3.8 2.39 0.05 0.20 0.25 -0.05

4 2.44 0.04 0.20 0.20 0.00

4.2 2.48 0.04 0.20 0.20 0.05

4.4 2.52 0.05 0.20 0.25 0.00

4.6 2.57 0.05 0.20 0.25 0.15

4.8 2.62 0.08 0.20 0.40 0.00

5 2.7 0.08 0.20 0.40 -0.05

5.2 2.78 0.07 0.20 0.35 0.20

5.4 2.85 0.11 0.20 0.55 0.70

5.6 2.96 0.25 0.20 1.25 -0.65

5.8 3.21 0.12 0.20 0.60 1.20

6 3.33 0.36 0.20 1.80 2.85

6.2 3.69 0.93 0.20 4.65 -1.15

6.4 4.62 0.70 0.20 3.50 -1.75

6.6 5.32 0.35 0.20 1.75 -0.80

6.8 5.67 0.19 0.20 0.95 -0.15

7 5.86 0.16 0.20 0.80 -0.20

7.2 6.02 0.12 0.20 0.60 -0.35

7.4 6.14 0.05 0.20 0.25 0.30

7.6 6.19 0.11 0.20 0.55 -0.15

7.8 6.3 0.08 0.20 0.40 -0.15

8 6.38 0.05 0.20 0.25 0.10

8.2 6.43 0.07 0.20 0.35 -0.05

8.4 6.5 0.06 0.20 0.30 -0.05

8.6 6.56 0.05 0.20 0.25 0.00

8.8 6.61 0.05 0.20 0.25 0.05

9 6.66 0.06 0.20 0.30 0.00

9.2 6.72 0.06 0.20 0.30 -0.15

9.4 6.78 0.03 0.20 0.15 0.15

9.6 6.81 0.06 0.20 0.30 0.05

9.8 6.87 0.07 0.20 0.35 -0.15

10 6.94 0.04 0.20 0.20 0.05

10.2 6.98 0.05 0.20 0.25 0.15

10.4 7.03 0.08 0.20 0.40 -0.10

10.6 7.11 0.06 0.20 0.30 -0.05

10.8 7.17 0.05 0.20 0.25 0.05

11 7.22 0.06 0.20 0.30 0.15

11.2 7.28 0.09 0.20 0.45 -0.25

11.4 7.37 0.04 0.20 0.20 0.30

11.6 7.41 0.10 0.20 0.50 -0.15



11.8 7.51 0.07 0.20 0.35 0.20

12 7.58 0.11 0.20 0.55 0.15

12.2 7.69 0.14 0.20 0.70 0.30

12.4 7.83 0.20 0.20 1.00 -0.15

12.6 8.03 0.17 0.20 0.85 -0.05

12.8 8.2 0.16 0.20 0.80 3.95

13 8.36 0.95 0.20 4.75 -1.00

13.2 9.31 0.75 0.20 3.75 -2.90

13.4 10.06 0.17 0.20 0.85 0.35

13.6 10.23 0.24 0.20 1.20 0.20

13.8 10.47 0.28 0.20 1.40 -0.50

14 10.75 0.18 0.20 0.90 -0.50

14.2 10.93 0.08 0.20 0.40 0.10

14.4 11.01 0.10 0.20 0.50 0.05

14.6 11.11 0.11 0.20 0.55 -0.40

14.8 11.22 0.03 0.20 0.15 0.60

15 11.25 -11.25 -15.00 0.75 -0.75

Curvas de titulación.

0

2

4

6

8

10

12

0 2 4 6 8 10 12 14 16

pH

Volumen de NaOh (mL)

pH vs V

Tabla 6

Gráfica 4



Como puede observarse las gráficas de la titulación potenciométrica del ácido fosfórico difiere de la

titulación del ácido clorhídrico. En la gráfica 4 pueden observarse dos puntos de inflexión pero,

¿Por qué se observan estos puntos? Lo que sucede es que el ácido fosfórico es un ácido débil

que contiene más de un átomo de H disociable lo que conlleva a que la neutralización de este con

una base se lleve a cabo en una serie de etapas tal y como se muestra a continuación:

H3PO4(ac) + OH-(ac) H2PO3

-(ac) + H2O(l)

-1.00

0.00

1.00

2.00

3.00

4.00

5.00

6.00

0 2 4 6 8 10 12 14 16

∆ p

h /

∆ V

olu

me

n


∆ ph /∆ Volumen vs V

-4.00

-3.00

-2.00

-1.00

0.00

1.00

2.00

3.00

4.00

5.00

0 2 4 6 8 10 12 14 16

∆2

ph

/∆

Vo

lum

en2


∆2 ph /∆ Volumen2 vs V

Gráfica 5

Gráfica 6



H2PO3

-(ac) + OH

-(ac) HPO3

2-(ac) + H2O(l)

HPO32-

(ac) + OH-(ac) PO4

2-(ac) + H2O(l)

En la gráfica 4 como se había dicho anteriormente solamente se pueden observar dos puntos de

inflexión, estos puntos corresponden solamente a la neutralización de los dos primeros hidrógenos

del ácido fosfórico.

A través de la literatura se obtuvieron las siguientes ecuaciones del equilibrio iónico del ácido

fosfórico así como los valores de sus constantes de ionización:

K1 = 7.5 x 10-3

K2 = 6.2 x 10-8

K3 = 4.7 x 10-13

pK1 = 2.12

pK2 = 7.21

pK3 = 12.33

Debido a que la constante de ionización del tercer hidrogeno es muy pequeña, no es posible

observar en la gráfica el tercer punto de inflexión.

Tal y como se hizo con el HCl es posible calcular la normalidad del H3PO4 obteniendo el volumen

de NaOH utilizado en cada punto de equivalencia:

-Suponiendo que solo se neutraliza un protón H3PO4 H2PO4-

+ H+

( )( )

-Suponiendo que se neutralizan dos protones. H3PO4 HPO4-2

+ 2 H+

( )( )

Imagen 1



Puesto que no se observó el tercer punto de inflexión, el cual corresponde a la neutralización total de los tres hidrógenos del ácido fosfórico, no es posible obtener el volumen exacto de NaOH, pero este puede ser calculado.

Se sabía que la solución de H3PO4 era 0.2 M, pero como se tomaron 10 mL de esta

solución y se añadieron 50 mL de agua destilada la concentración de la disolución cambio:

( )( )

Puesto que el ácido fosfórico posee tres hidrógenos sustituibles entonces una solución

cuya concentración sea 1 M tendrá una concentración 3 N, dado lo anterior:

|

|

Puesto que se conoce la normalidad de la base utilizada y se sabe el volumen y

concentración del ácido a neutralizar es posible calcular el volumen de base necesaria:

( )( )

Como puede observarse se necesitarían 20.833 mL de NaOH 0.288 N para neutralizar

completamente 60 mL de ácido fosfórico 0.2 M, si se pudiera observar la curva de inflexión del

tercer hidrogeno seria en este punto donde se localizaría.

5.- Conclusión

Podemos concluir que se cumplieron satisfactoriamente los objetivos de la práctica, puesto que

ahora comprendemos que una solución estándar es aquella de la cual sabemos exactamente su

concentración, ya sea molar, normal o molal. También aprendimos que algunos reactivos se ven

influenciados por factores ambientales, tal es el caso del NaOH, es cual absorbe humedad del

medio rápidamente pues se considera un reactivo higroscópico.

Por otra aprendimos que la valoración potenciométrica es más exacta ya que esta nos marca el

punto de equivalencia exacto, en comparación con el obtenido por una valoración con indicadores

pues estos funcionan a un rango de pH específico por lo que la determinación del punto de

equivalencia es muy variante.



Se logró comprender como es que funciona un potenciómetro, como se calibra y además como se

utiliza.

Comprendimos que las valoraciones nos permiten determinar la concentración de una solución

desconocida utilizando una solución cuya concentración es exactamente conocida. Este tipo de

valoraciones es de gran utilidad pues nos permitiría conocer por ejemplo, la concentración de

contaminantes en los cuerpos de agua, que posteriormente, y gracias a los diferentes cálculos

efectuados con las variadas fórmulas estequiométricas nos permitiría saber el pH de las aguas y

determinar su impacto ecológico entre otras cosas.

Por último reconocimos la utilidad de los indicadores en las valoraciones y que hay un rango de pH

específico para cada uno de los diferentes indicadores. Y que también difieren en los colores que

presentan tanto en soluciones básicas como ácidas.

6.- Cuestionario

1. Describa en qué consiste la técnica de titulación.

Es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en una solución, haciendo

reaccionar un ácido y una base para formar agua y sal. Una solución de concentración conocida se

agrega con ayuda de una bureta a una solución a valorar con un indicador. El proceso consiste en

hacer reaccionar los equivalentes de base reaccionando con los del ácido conforme se agregan.

Cuando los equivalentes de la solución valorada han reaccionado, se produce el punto final o viraje

de indicador. Se llama punto de equivalencia a la adición de solución valorada a la solución a

valorar hasta que alcanza la cantidad de reactivo determinada por la ecuación de la reacción. El

punto final es el punto en el que sucede un cambio de coloración en la sustancia indicador.

2. ¿Por qué no se produce la curva de inflexión de la valoración del tercer H+ del H3PO4?

Porque la constante de ionización es muy pequeña.

3. ¿Cuál es la diferencia entre el punto de equivalencia de la valoración potenciométrica y

el punto final de la valoración con indicadores?

El punto de equivalencia es el más exacto, pues mediante este se puede conocer cuál fue el

volumen del titulante utilizado para completar la neutralización. En cambio el punto final de un

indicador es un tanto inexacto pues el cerca del punto de equivalencia el pH cambia con gran



rapidez y en cualquier parte de esta región el indicador cambiará de color, es decir, el cambio de

color puede ocurrir en ese rango aunque la neutralización haya sido completa o no.

4. Definir los conceptos de punto de equivalencia, punto final de una titulación y solución

amortiguadora (también llamadas buffer o tampón)

Punto de equivalencia: es el punto en el que se han combinado cantidades estequiométricamente

equivalentes de ácido y base.

Punto final de una titulación: Es el punto en el cual un indicador cambia de color.

Solución Buffer: Es una solución que se opone a grandes cambios de pH cuando se le adicionan

iones hidrogeno o hidróxido o cuando se diluye. Las soluciones buffer están formados por mezclas

binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido pero con base fuerte o una débil y la sal de la

base con ácido fuerte.

5. ¿Qué son los indicadores y por qué los indicadores no siempre pueden ser aplicados en

las titulaciones?

Son sustancias de origen orgánico que tienen la propiedad de dar un color determinado cuando varía la concentración de iones hidronio.

La mayoría de los indicadores funcionan en un rango de pH específico, razón por la cual no

pueden ser aplicados en cualquier titulación, es decir, el indicador a utilizar depende de donde se

encuentre el punto de equivalencia.

Indicador Color Intervalo de

pH En ácido En base

Fenolftaleína Incoloro Rosado rojizo 8.3 – 10.0

Anaranjado de metilo Naranja Amarillo 3.1 – 4.4

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4.2 – 6.3

Timolftaleina Incoloro Azul 9.3 -10.5

Verde de bromocresol Amarillo Azul 3.8 – 5.4

FENOLFTALEINA

EN UN ÁCIDO EN UNA BASE

Tabla 7



Por ejemplo no podríamos utilizar cono indicador el anaranjado de metilo en la titulación del NaOH

y HCl puesto que el punto de equivalencia se observa en un pH =7, valor que queda fuera del

rango de acción del indicador.

Referencias:

Brown, Theodore. (2009). Química la ciencia central. México D.F., México: PEARSON

EDUCATION.

Chang, Raymond. (2007). Química (Novena edición). China: Mc Graw Hill

H. Ayres, Gilbert. (1970). Análisis químico cuantitativo. México D.F., México: HARLA

J. T. (2008). General, Organic and Biochemestry . New York: McGraw-Hill Higher Education.

Moreno, I. M. (2012, Abril 20). Basic Science applied to Chemical Engineering. Retrieved Abril 22,

2012, from Titulación Acido- Base: http://ciencia-basica-experimental.net/titulacion.htm

Villas, U. C. (2010, Enero). Retrieved Abril 22, 2012, from Titulación:

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