Neutralización y titulaciones
En el laboratorio de control de calidad de una empresa de alimentos de Cali necesitan saber cuánto ácido acético tiene un vinagre. No pueden "ver" las moléculas, pero sí hacerlas reaccionar con una solución de concentración exactamente conocida y medir cuánta hace falta. Esa técnica se llama titulación (o volumetría) ácido-base.
Qué es una titulación
Un pH-metro en jugo de limón marca pH 2,4, pero esa cifra solo mide los protones que ya están libres. No dice cuántos gramos de ácido cítrico hay en total. ¿Cómo hacemos reaccionar todas las moléculas ácidas para poder contarlas?
La idea es la misma que en una receta: si la ecuación dice que 1 mol de ácido reacciona con 2 mol de base, en la equivalencia siempre habrá el doble de moles de base que de ácido. Por eso no alcanza con recordar $c_a \cdot V_a = c_b \cdot V_b$: hay que mirar la ecuación balanceada.
En el laboratorio se lleva a cabo la neutralización de $40{,}0\,\text{mL}$ de una solución acuosa de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)2}$, de concentración…
En el laboratorio se lleva a cabo la neutralización de $40{,}0\,\text{mL}$ de una solución acuosa de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)_2}$, de concentración $0{,}050\,\text{M}$, empleando como reactivo valorante una solución acuosa de ácido clorhídrico, $\mathrm{HCl}$, de concentración $0{,}125\,\text{M}$ a la temperatura de $25\,^\circ\text{C}$.
- a) Escribe la ecuación química balanceada correspondiente a la reacción de neutralización que tiene lugar.
- b) Calcula el volumen de solución de $\mathrm{HCl}$, expresado en mililitros, que se requiere añadir para alcanzar exactamente el punto de equivalencia estequiométrico.
Punto de equivalencia e indicadores
No vemos los moles en el matraz, así que usamos un indicador: una sustancia que cambia de color según el pH. El punto final es el instante en que vemos el cambio de color. Lo ideal es que coincida con el punto de equivalencia, y para eso el intervalo de viraje del indicador tiene que estar cerca del pH de equivalencia.
Aplicaciones: pureza, incertidumbre y titulación por retroceso
Una vez que sabes cuántos moles de analito hay, puedes calcular la concentración, la masa o la pureza (%) del producto original: el porcentaje en masa de la sustancia buscada.
Titulación por retroceso
A veces la reacción directa es lenta o el analito no se disuelve (como el $\ce{CaCO3}$ de un antiácido). Entonces se agrega un exceso medido de reactivo, se deja reaccionar y el sobrante se titula con otra solución patrón.
Incertidumbre de la bureta
El volumen gastado es una diferencia entre la lectura final y la inicial. Cada lectura tiene su incertidumbre (por ejemplo $\pm 0{,}05\ \text{mL}$), y las dos se suman: para una estimación prudente, la incertidumbre del volumen gastado es $\pm 0{,}10\ \text{mL}$, no $\pm 0{,}05\ \text{mL}$.
Para determinar la concentración desconocida de una disolución acuosa de ácido clorhídrico, $\mathrm{HCl}$, se toma una alícuota de $25{,}0\,\text{mL}$ con una pipeta…
Para determinar la concentración desconocida de una disolución acuosa de ácido clorhídrico, $\mathrm{HCl}$, se toma una alícuota de $25{,}0\,\text{mL}$ con una pipeta aforada y se transfiere a un matraz erlenmeyer, añadiendo dos gotas de fenolftaleína. Se llena una bureta graduada de $50{,}0\,\text{mL}$ (incertidumbre de lectura de $\pm 0{,}05\,\text{mL}$ por enrase) con una disolución patrón de hidróxido de sodio, $\mathrm{NaOH}$, $0{,}100\,\text{M}$. En la figura se detalla el montaje experimental junto a la lectura inicial de la bureta y la lectura final en el instante de viraje.
La lectura inicial del menisco es de $1{,}20\,\text{mL}$ y la lectura final en el punto de viraje persistente es de $24{,}60\,\text{mL}$.
- a) Determina el volumen neto de disolución de $\mathrm{NaOH}$ consumido en la valoración y calcula la incertidumbre absoluta asociada a dicha medida volumétrica.
- b) Calcula la concentración molar de la disolución de $\mathrm{HCl}$ analizada, expresando el resultado con las cifras significativas adecuadas. Estima conservadoramente la incertidumbre del volumen consumido sumando las dos incertidumbres máximas de lectura.
Se analiza la riqueza en ácido acético, $\mathrm{CH_3COOH}$, de un vinagre comercial de densidad $1{,}01\,\text{g/mL}$. Para ello, se toman $10{,}0\,\text{mL}$ del…
Se analiza la riqueza en ácido acético, $\mathrm{CH_3COOH}$, de un vinagre comercial de densidad $1{,}01\,\text{g/mL}$. Para ello, se toman $10{,}0\,\text{mL}$ del vinagre con pipeta aforada, se introducen en un balón aforado de $100{,}0\,\text{mL}$, se enrasa con agua desionizada y se homogeneiza. A continuación, se extrae una alícuota de $20{,}0\,\text{mL}$ de la disolución diluida y se valora con una disolución acuosa de $\mathrm{NaOH}$ de concentración $0{,}120\,\text{M}$ en presencia de fenolftaleína. Para alcanzar el punto final se consumen exactamente $16{,}5\,\text{mL}$ de valorante.
Datos: Masas atómicas relativas: $\mathrm{C}=12{,}0$; $\mathrm{H}=1{,}0$; $\mathrm{O}=16{,}0$.
- a) Escribe la ecuación ajustada de la reacción de neutralización.
- b) Calcula la concentración molar del ácido acético en el vinagre original y determina su porcentaje en masa ($\%\,\text{m/m}$).
Se desea cuantificar el contenido en carbonato de calcio, $\mathrm{CaCO_3}$, de una tableta antiácida comercial de masa total $1{,}20\,\text{g}$. La muestra pulverizada…
Se desea cuantificar el contenido en carbonato de calcio, $\mathrm{CaCO_3}$, de una tableta antiácida comercial de masa total $1{,}20\,\text{g}$. La muestra pulverizada se hace reaccionar con $50{,}0\,\text{mL}$ de disolución acuosa de $\mathrm{HCl}$ $0{,}600\,\text{M}$, generándose dióxido de carbono según el proceso:
$\mathrm{CaCO_3\,(s) + 2\,HCl\,(aq) \rightarrow CaCl_2\,(aq) + CO_2\,(g) + H_2O\,(l)}$.
Una vez expulsado todo el gas formado, el exceso de ácido clorhídrico remanente se valora por retroceso con una disolución de $\mathrm{NaOH}$ $0{,}250\,\text{M}$, requiriéndose un volumen de $44{,}0\,\text{mL}$ de la base para alcanzar el viraje.
Datos: Masas atómicas: $\mathrm{Ca}=40{,}1$; $\mathrm{C}=12{,}0$; $\mathrm{O}=16{,}0$.
- a) Calcula la cantidad de sustancia de $\mathrm{HCl}$, en moles, que reaccionó con el $\mathrm{CaCO_3}$.
- b) Determina la masa de $\mathrm{CaCO_3}$ presente en la tableta y su porcentaje en masa en el medicamento. Supón que los demás componentes de la tableta no reaccionan con el ácido y que no se pierde HCl durante la expulsión del gas.
En Colombia es frecuente analizar así productos cotidianos, como el vinagre de cocina o las tabletas antiácidas que se venden en la droguería.
Seguridad en el laboratorio
En un laboratorio docente quedan restos de ácido sulfúrico concentrado, $\mathrm{H_2SO_4}$, y de disolución concentrada de hidróxido de sodio, $\mathrm{NaOH}$, ambos…
En un laboratorio docente quedan restos de ácido sulfúrico concentrado, $\mathrm{H_2SO_4}$, y de disolución concentrada de hidróxido de sodio, $\mathrm{NaOH}$, ambos etiquetados como corrosivos. Un estudiante propone mezclarlos directamente en un vaso y verter el resultado por el desagüe. a) Identifica dos riesgos de esa propuesta y explica qué protección de ojos, piel y ropa requiere el trabajo supervisado con reactivos corrosivos. b) Propón cómo identificar, separar y comunicar estos residuos al responsable del laboratorio para su gestión conforme al procedimiento del colegio. Justifica por qué la posible neutralización debe ser una operación controlada y no una mezcla improvisada de concentrados.
Vuelta al principio: con una titulación, el laboratorio de la empresa mide moles de titulante, los pasa a moles de ácido acético con la ecuación balanceada y obtiene la pureza del vinagre en % m/m, sin tener que "ver" ninguna molécula.