PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIÓN DE HCl=0,1000 M

PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIÓN DE HCl=0,1000 M

Joshua Martinez y Dylan Vanegas.
jmartinezn@mail.uniatlantico.edu.co
Palabras clave: Estandarización, Disolución, Viraje.

El ácido clorhídrico (HCI) es un compuesto inorgánico que se forma por la disolución en el agua de cloruro de hidrógeno, originando el ion hidronio (H30+) y el ion cloruro (CI-).

Esta práctica tuvo el fin de estandarizar el ácido clorhídrico a partir del carbonato de sodio, que es el patrón primario, debido a su composición conocida y molaridad definida es utilizado como referencia para poder realizar dicha estandarización. Además de utilizar el indicador naranja de metilo el cual vira en el intervalo de 3.1 a 4.4, donde el punto final de la titulación se alcanza una vez el analito cambia de amarillo a rojo anaranjado.

Introducción. Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias, en las cuales según su concentración podemos encontrar diluidas (poca cantidad de soluto en el disolvente, con capacidad de añadir más soluto); concentradas (tienen buena cantidad de soluto disuelta en el disolvente); saturadas (a ciertas temperaturas no admiten más soluto, pero al aumentarla, el disolvente es capaz de diluir más) y sobresaturadas (el disolvente excedió su máximo de disolución y podría estar precipitada).
Una Disolución Estándar es aquella que contiene una concentración conocida de un elemento a la que llamamos Patrón Primario que debido a su estabilidad se utiliza para valorar concentraciones de otras disoluciones. (Quimicas.net,2015) [1].
La titulación es un método de análisis químico que permite determinar la concentración de una disolución ácida o básica que no es conocida en la práctica, mediante una neutralización la cual es controlada para llegar al resultado deseado.
Para realizar el procedimiento experimental, se debe colocar en un Erlenmeyer un volumen determinado de la disolución desconocida. Desde una bureta se deja caer gota a gota la disolución patrón (la disolución de concentración conocida), hasta llegar al punto de equivalencia, este punto es donde no queda acido ni base libre en la muestra titulada. Para una fácil determinación de este punto se deben añadir 3 o 4 gotas de Fenolftaleína o también 3 gotas de naranja de metilo (como fue en el caso de la práctica), y es muy fácil denotarlo al momento de la equivalencia ya que el tono tendrá un cambio de color drástico al color presentado inicialmente.
Debemos tener en cuenta que el HCl es un ácido fuerte que se ioniza completamente en el agua y dichos productos de la ionización son estables.
Objetivos.
- Estandarizar la solución de HCl 0,1000 M con Na2CO3 estándar primario.

-  Aplicar la estadística a los datos obtenidos y determinar su confiabilidad.

Metodología. Primero se colocó una Bureta limpia en el soporte universal, la cual se llenó hasta el tope con HCl para después dejarla drenar y así no contenga aire dentro que pueda dificultar la medición del HCl gastado; luego se prosiguió a pesar aproximadamente 0,1000 g de Na2CO3 en un Beaker para después disolverlo en 100 mL de agua destilada medidos anteriormente en una Probeta, luego este contenido fue pasado a un Erlenmeyer en donde se prosiguió con la agitación para que así se encuentre bien diluido el soluto; luego de tener este montaje ya hecho, se le añadió a la disolución de carbonado de sodio y agua, 3 gotas de naranja de metilo, con el fin de facilitar la determinación de la equivalencia; por último, se tituló esta disolución con el HCl hasta el viraje del indicador.

Resultados y discusión. Para preparar la solución HCl 0,1M se hizo de la siguiente manera:

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Se calculó la cantidad de Na2CO3 necesario de la siguiente manera:

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Como se podrá ver en la siguiente tabla, los grupos de trabajo siempre trataron de tener las medidas ideales de Na2CO3 que era aproximadamente 0,1 g de este, a pesar de ser una tarea un poco tediosa, se tomaron valores que estuvieran cerca por muy poco a este valor, aunque siempre hay casos en los cuales se adicionaron más o menos de este.

Se pudo ver, además, en el volumen gastado de HCl, que entre más te pasabas de Na2CO3 más ácido se gastaba; y también de lo contrario, se puede observar que se utilizó menos HCl cuando se tomó menos Na2CO3.

A continuación, se van a mostrar los resultados experimentales tomados por 6 grupos de trabajo, cada grupo hizo la experiencia 2 veces.

Tabla 1. Resultados experimentales en el laboratorio

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