UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA

QUÍMICA

QUÍMICA ANALÍTICA CUANTITATIVA – QU-341

PRACTICA N° 06
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZACIÓN DE
MEZCLAS

PROFESOR : Ing. ALCARRAZ ALFARO, Tarcila

ALUMNOS : QUISPE ORMEÑO, Héctor P.

QUISPE RONDINEL, Guido.
URBANO VEGA, Julio

GRUPO : N° 01
DIA : jueves 06-09am.

MESA : “03”

AYACUCHO – PERÚ
2009
 I. OBJETIVOS:

 Establecer precisiones volumétricas en los procedimientos de laboratorio y

luego en los cálculos pertinentes.
 Observar los cálculos y técnicas de preparación de soluciones valoradas ácidas
y básicas.
 Evaluar la pureza de una muestra de carbonato de sódico.
 Determinar los constituyentes y cantidad de los mismos en mezclas de álcalis
y fosfato.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO:

VOLUMETRÍA

1. Volumetría de Neutralización

Un patrón primario es un compuesto de pureza elevado que se utiliza como material

de referencia en los métodos volumétricos y gravimétricos. La exactitud del método
depende de las propiedades de este compuesto. Los requisitos más importantes para
un patrón primario son:

 Máxima pureza.
 Estabilidad atmosférica.
 Ausencia de agua de hidratación para evitar que cambie la composición del
sólido con las variaciones de la humedad relativa.
 Que sea de fácil adquisición y bajo precio.
 Solubilidad suficiente en el medio de titulación.
 Una masa molar razonablemente grande.
 Las soluciones patrón en los métodos de análisis por titulación ocupan un
lugar muy importante, debemos tener en cuenta las propiedades esperadas
 en estas soluciones: como son preparadas y cómo se expresan sus
concentraciones.

Propiedades en las soluciones patrón:

1. Sea suficientemente estable, de modo que sólo sea necesario determinar una
vez su concentración.
2. Reaccionar rápidamente con el analito, con el fin de reducir al mínimo el
tiempo requerido entre las adiciones de reactivo.
3. Reaccionar con el analito de manera completa para que se alcance
satisfactoriamente el punto final.
4. Reaccionar de manera selectiva con el analito, para que esta reacción pueda
describirse por una simple ecuación balanceada.

Soluciones Patrón:

Entrando en el tema de las soluciones acuosas, encontramos las soluciones de ácidos

y bases fuertes, hay varios tipos de soluciones patrón y de indicadores que se utilizan
en las titulaciones de neutralización. Las soluciones patrón que se emplean en las
titulaciones de neutralización son ácidos o bases fuertes ya que estas sustancias
reaccionan más completamente con un analito que las correspondientes especies
débiles, de manera que se obtienen puntos finales más definidos. Tales soluciones se
preparan por dilución de ácidos clorhídrico, perclórico o sulfúrico concentrados. Las
soluciones patrones alcalinos se preparan a partir de hidróxidos de sodio o potasio y
de bario.

Indicadores ácido/base:

Un indicador ácido/base es un ácido o una base orgánicos débiles cuya forma no

disociada tiene un color diferente al de su base o ácido conjugados.

El pH al cual cambia de color un indicador depende de la temperatura y fuerza iónica,

así como la presencia de disolventes orgánicos y de partículas coloidales. Algunos de
estos efectos, en particular los dos últimos, pueden ocasionar que el intervalo de
transición cambie por una o más unidades de pH.

Indicadores ácido/base más comunes:

NOMBRE COMÚN INTERVALO DE CAMBIO DE TIPO DE

pH COLOR INDICADOR

Azul de Timol 1.2 – 2.8 R – Am 1

8.0 – 9.6 Am – B

Amarillo de metilo 2.9 – 4.0 R – Am 2

Naranja de metilo 3.1 – 4.4 R–N 2

Verde de bromocresol 3.8 – 5.4 Am – B 1

Rojo de metilo 4.2 – 6.3 R – Am 2

Púrpura de bromocresol 5.2 – 6.8 Am – P 1

Azul de bromotimol 6.2 – 7.6 Am – A 1

Rojo fenol 6.8 – 8.4 Am – R 1

Púrpura de cresol 7.6 – 9.2 Am – P 1

Fenolftaleína 8.3 – 10.0 I–R 1

Timolftaleína 9.3 – 10.5 I–A 1

Amarillo de alizarina 10 – 12 I – Am 2

Métodos para establecer las concentraciones:

La exactitud de un método volumétrico no puede ser mayor que la exactitud de la
concentración de la solución empleada en la titulación. Para establecer la
concentración de estas soluciones se usan dos métodos. El primero método es el
método directo, en el cual una cantidad de patrón primario pesada, se disuelve en el
disolvente adecuado y se diluye a un volumen exactamente conocido en un matraz
volumétrico. El segundo es por estandarización, en el que el titulante que se
estandariza se usa para titular: un peso conocido de un patrón primario, un peso
conocido de un patrón secundario, un volumen conocido de otra solución patrón. Un
titulante estandarizado contra un patrón secundario o contra otra solución patrón,
se conoce como solución patrón secundario, y su concentración está sujeta a una
mayor incertidumbre que en el caso de una solución de un patrón primario.

Métodos para expresar las concentraciones de las soluciones patrón:

Estas concentraciones son expresadas en términos de molaridad o normalidad.

Como sabemos la molaridad expresa el número de moles del soluto contenidos en 1
L de solución; la normalidad expresa el número de equivalente de reactivo en el
mismo volumen.

Molaridad = moles de soluto.

Kilogramos de disolvente

Normalidad = equivalente de soluto

Litros de solución

La mayoría de los cálculos volumétricos se basan en dos pares de ecuaciones simples

derivadas de las definiciones de mili mol, mol y concentración molar. Para una
especie química X:

Cantidad de X (mmol) = masa de A (g).

Masa milimolar de A (g/mmol)

Cantidad de X (mol) = masa de A (g) .

Masa milimolar de A (g/mol)

También encontramos las ecuaciones derivadas de la definición de concentración

molar son:

Cantidad X (mmol) = V (mL) x CA (mmol X/mL)

Cantidad X (mol) = V (L) x CA (mol X/L)

Donde V es el volumen de la solución.

La determinación cualitativa y cuantitativa de los componentes de una solución que

tenga carbonato de sodio, carbonato ácido de sodio e hidróxido de sodio, solos o
combinados, constituyen ejemplos interesantes de la aplicación de las titulaciones
de neutralización en el análisis de mezclas. En una solución sólo pueden existir en
cantidades apreciables dos de tres componentes, ya que la reacción entre ellos
elimina el tercero. Así, al mezclar hidróxido de sodio con carbonato ácido de sodio
se forma carbonato de sodio hasta que uno u otro (o ambos) se agote. Si el hidróxido
de sodio se consume, la solución contendrá carbonato de sodio y carbonato ácido de
sodio. Si se gasta el carbonato ácido de sodio, permanecerán el carbonato de sodio y
el hidróxido de sodio. Si se mezclan cantidades equivalentes de los dos compuestos,
el soluto principal será el carbonato de sodio. 1

El análisis de estas mezclas requiere de dos titulaciones. Una con un indicador de

intervalo de viraje alcalino (fenolftaleína), y la otra con un indicador de viraje ácido
(verde de bromocresol). La composición de la solución se podrá obtener con los
volúmenes relativos de ácido requerido para titular volúmenes iguales de muestra.
Una vez establecida la composición de la solución, los datos de volúmenes se pueden
utilizar para determinar la concentración de cada componente en la muestra.

Los carbonatos reaccionan con los ácidos de la siguiente forma:

 Na2CO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2O + CO2

Los carbonatos pueden valorarse directamente con un ácido, al igual que los
hidróxidos, las determinaciones se llevan a cabo en frío y utilizando la naranja de
metilo como indicado, esto se realiza con soluciones ácidas diluidas, se realiza
añadiendo en frío el ácido a la solución de carbonato hasta el viraje del naranja de
metilo, hervir brevemente luego la solución para expulsar el ácido carbónico,
valorando hasta el final la solución enfriada de nuevo y agregar 2 gotas de naranja
de metilo . También, los carbonatos pueden valorarse a la temperatura de ebullición
utilizando como indicador, la fenolftaleína, se realiza el mismo procedimiento a usar
en la valoración de hidróxidos alcalinos. También pueden determinarse por
valoración directa o por diferencia, tal método se emplea siempre que se trata de la
determinación de carbonatos insolubles en agua.

III. MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales:
 Bureta de 50 ml
 Embudo
 Espátula
 Fiola de 250 ml
 Luna de reloj
 Matraz de erlenmeyer de 250 mL
 Pipeta de 10 ml
 Pipeta volumétrica de 10 ml
 Pipeta volumétrica de 100 ml
 Probeta de 100 ml
 Varilla de vidrio
 Vaso de precipitado de 250 mL
 Equipos:
 Balanza analítica
 Soporte universal
 Pinzas para bureta
 Fósforo
 Cocina eléctrica

Reactivos:
 Ácido clorhídrico HCl
 Hidróxido de sodio NaOH
 Carbonato de sodio Na2CO3
 Cloruro de bario BaCl2
 Agua H2O
 Indicador fenolftaleína
 Indicador anaranjado de metilo
 Indicador verde de bromocresol.

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

1. DETERMINACIÓN DE LA PUREZA DE UNA MUESTRA DE

CARBONATO DE SODIO Y VALORACIÓN DE HCl:

 Se peso 0.1511g de muestra, se colocó en un erlenmeyer, se disolvió con

50mL. De agua destilada además se agrego dos gotas de indicador
fenolftaleína.
 Se titulo con solución estándar de HCl 0,1 N hasta cambio de coloración, se
anoto el volumen gastado.
 Además se agrego dos gotas de anaranjado de metilo y se continuó titulando
con el mismo ácido hasta coloración rosada.
 Calcular la normalidad exacta del HCl.
 Determinar la pureza de Na2CO3, expresado en % (P) y la naturaleza de la
impureza y s porcentaje.

2. ANALISIS DE UNA MUESTRA DE CARBONATO Y

BIICARBONATOS:
 Las muestras sólidas deben almacenarse en desecadores, no se les debe
calentar para evitarla la conversión de bicarbonato a carbonato.
 Se pesó con 2.0g de muestra, se disolvió con agua destilada, además se enrazo
a una fiola de 250mL.
 Se midió con un pipeta volumétrica 25mL de solución problema a u
erlenmeyer, se agregó agua destilada a unos 50mL y dos gotas de indicador
de verde de bromocresol.
 Se titulo con HCl estándar 0,1N hasta aparición de color verde. Luego se hirvió
para poder eliminar el CO2, la solución nuevamente tomo la coloración azul.
 Además se agrego cuidadosamente HCl de la bureta hasta obtener
nuevamente el color verde.
 En una pipeta volumétrica se transfirió 25 mL de solución problema y 40 mL
de NaOH estándar 0,1N a un erlenmeyer, se agito se agrego 10 mL de solución
de BaCl2 al 10% (p), agitar para precipitar BaCO3.
 Se agrego dos gotas de indicador fenolftaleína se titulo inmediatamente con
HCl estándar 0.1N.
 Determinar la composición porcentual de la muestra problema.

3. ANLISIS DE UNA MEZCLA DE FOSFATOS:

 Se midió en una pipeta volumétrica 25mL de la solución problema aun
matraz erlenmeyer y se agrego dos gotas de anaranjado de metilo.
 Se titulo con solución estándar de NaOH 0.1N hasta el cambio decoloración,
se tomó nota del volumen gastado.
  Se midió otros 25mL se solución problema, se agrego dos gotas e fenolftaleína
y se titulo con la misma solución de NaOH, también hasta cambio de
coloración.
 De los volúmenes gastados deducir los constituyentes de las mezclas y sus
respectivas cantidades, expresado en molaridad y ppm.

V. DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES:

Preparación de reactivos (solución de concentración conocida)

 Se preparo 500ml de solución de NaOH 0.1N

mNaOH = N x PM x V
θ
mNaOH = 0.1 x 40g/mol x 0.5L
1
mNaOH = 2.0 g NaOH

 Se preparo 500mL de solución de HCl 0.1 N

VHCl© = Nd x PM x Vd
dc x %c x θ

VHCl© = 0.1eq/L x 36.5g/mol x 0.5L

1.19 x 0.37 x 1

VHCl© = 4.145mL HCl

 Se preparo 100mL de solución de BaCl2.

ENSAYO Nº 1:
Determinación de la pureza de una muestra de carbonato y
valoración de HCl:

 HALLANDO LA NORMALIDAD DE HCl:

Mesa 01:

MEZCLA DE Na2CO3 Y NaHCO3

Na2CO3, NaHCO3 + fenolftaleína

A = 16.8 mL

NaHCO3 , NaHCO3 cambia la fenolftaleína

+ anaranjado de metilo

B = 16.9 mL H2CO3 , NaHCO3

H2CO3 cambia el anaranjado de

Metilo

mmuestra = 0.1506g
V(HCl/fenol) = 16.8mL = A
V(anarmtlo) = 16.9mL = B
A<B
B = X+Y = 16.9mL
 A = X = 16.8mL X = 0.01680 L

Y= 0.1 = 0.0001

Calculo de la normalidad

NHCl = m.muestra x θ
(PM x V)Na2CO3 + (PM x V)NaHCO3

NHCl = 0.1506g x 1eq/mol

(106g/mol x 0.01680 L) + (84g/mol x 0.0001 L)

NHCl = 0.0842 eq/L

Mesa 02:

MEZCLA DE NaOH Y Na2CO3

Na2CO3, NaHCO3 + fenolftaleína

neutralizacion de NaOH
HCl

A = 17.4 mL NaCl , Na2CO3

HCl 1º Neutralizacion

NaCl , NaHCO3

HCl 2º Neutralizacion
B = 17.3 mL
CO2 , H2O

H2CO3 cambia el anaranjado

de metilo
 mmuestra = 0.1566g
V(HCl/fenol) = 17.40mL = A
V(anarmtlo) = 17.30mL = B
A>B
A = X+Y = 17.40mL
B = Y= 17.30mL Y = 0.01730 L
A-B = 0.1mL X = 0.0001 L

Calculo de la normalidad

NHCl = 0.1566g x 1eq/mol

(40g/mol x 0.0001L) + (106g/mol x 0.01730L)

NHCl = 0.0852eq/L

Mesa 03:

MEZCLA DE Na2CO3 Y NaHCO3

Na2CO3, NaHCO3 + fenolftaleína

A = 16.5 mL

NaHCO3 , NaHCO3 cambia la fenolftaleína

+ anaranjado de metilo

B = 16.8 mL H2CO3 , NaHCO3

 mmuestra = 0.1511g
V(HCl/fenol) = 16.5mL = A
V(anarmtlo) = 16.8mL = B
A<B
B = X+Y = 16.8mL
A = X = 16.5mL X = 0.01650L
X+Y = 16.8mL

A-B = 0.3mL X = 0.0003L

Calculo de la normalidad

NHCl = m.muestra x θ
(PM x V)Na2CO3 + (PM x V)NaHCO3

NHCl = 0.1511g x 1eq/mol

(106g/mol x 0.01650L) + (84g/mol x 0.0003L)

NHCl = 0.0852eq/L

Mesa 04:

mmuestra = 0.1511g
V(HCl/fenol) = 17mL = A
V(anarmtlo) = 17mL = B
A< B
 B = X+Y = 17mL
A = X = 17mL X = 0.01700L
A = B se sabe que la muestra es pura, solo contiene Na2CO3.
Calculando la normalidad de HCl

A-B = 0mL X = 0.000 L

Calculo de la normalidad

NHCl = 0.1511g x 1eq/mol

(106g/mol x 0.01700 L)
NHCl = 0.0839eq/L

LA NORMALIDAD PROMEDIO ES N = 0.0777

 HALLANDO EL % DE PUEREZA Na2CO3:

Mesa 01:

% Na2CO3 = 16.8 ml * 0.0839 N * 0.106 g/meq x 100

0.1501 g

% Na2CO3 = 99.53 %

Mesa 02:

% Na2CO3 = nºmeq HCl x p meqNa2CO3 x 100

 mi
106g/mol
% Na2CO3 = 17.30mL x 0.0852 N x 1000meq/mol x 100
0.1566
% Na2CO3 = 99.770%

Mesa 03:

% Na2CO3 = nºmeq HCl x p meqNa2CO3 x 100

mi
106g/mol
% Na2CO3 = 2 x 16.50mL x 0.0852 N x 2000meq/mol x 100
0.1511
% Na2CO3 = 98.620%

Mesa 04:

% Na2CO3 = nºmeq HCl x p meqNa2CO3 x 100

mi
106g/mol
% Na2CO3 = 2 x 17. 0mL x 0.0839 N x 2000meq/mol x 100
0.1511
% Na2CO3 = 100.0%

 HALLANDO EL % DE IMPUREZA.

MESA 01
%impureza = 100 - 99.564
%impureza = 0.436%
 MESA 02:
%impureza = 100 - 99.770
%impureza = 0.23%

MESA 03:
%impureza = 100 - 98.620
%impureza = 1.38%

MESA 04:
%impureza = 100 - 100
%impureza = 0 %

MESA mNa2CO3 VHCl/fenolf VHCl/anar.met.(mL) NHCl eq/L % Pureza %

(g) (mL) Impureza
1 0.1506 16.8 16.9 0.0842 99.53 0.436

2 0.1566 17.4 17.3 0.0852 99.77 0.23

3 0.1511 16.5 16.8 0.0852 98.62 1.38

4 0.1511 17.0 17.0 0.0839 100 0

PROMEDIO 0.0846

ENSAYO Nº 02:

Análisis de una mezcla de carbonato y bicarbonato:

MESA Nº01:

i. NHCl = mmuestra
 (V x 106)Na2CO3 + (v x 84) NaHCO3

NHCl = 2.00
(0.037 x 106)Na2CO3 + (0.002 x 84) NaHCO3

NHCl = 0.4890eq/L

ii. % Na2CO3 = nº meq HCl x pmeq Na2CO3 x 100

mi
106 g/mol
% Na2CO3 = 2 x 37.00mL x 0.4890N x 2000meq/mol x 100
2.00 g

% Na2CO3 = 95.893 %

MESA Nº02:

i. NHCl = mmuestra
(V x 106)Na2CO3 + (v x 84) NaHCO3

NHCl = 2.00
(0.0334 x 106)Na2CO3 + (0.0068 x 84) NaHCO3

NHCl = 0.4864eq/L

ii. % Na2CO3 = nº meq HCl x pmeq Na2CO3 x 100

mi
106 g/mol
% Na2CO3 = 2 x 33.40mL x 0.4864N x 2000meq/mol x 100
2.00 g
 % Na2CO3 = 86.1025 %

MESA Nº03:

i. NHCl = mmuestra
(V x 106)Na2CO3 + (v x 84) NaHCO3

NHCl = 2.00
(0.0376x 106)Na2CO3 + (0.002 x 84) NaHCO3

NHCl = 0.4815eq/L

ii. % Na2CO3 = nº meq HCl x pmeq Na2CO3 x 100

mi
106 g/mol
% Na2CO3 = 2 x 37.60mL x 0.4815N x 2000meq/mol x 100
2.00 g
Na2CO3 = 95.953 %
MESA Nº04:

i. NHCl = mmuestra
(V x 106)Na2CO3 + (v x 84) NaHCO3

NHCl = 2.00
(0.037x 106)Na2CO3 + (0.0029 x 84) NaHCO3

NHCl = 0.4801eq/L
ii. % Na2CO3 = nº meq HCl x pmeq Na2CO3 x 100
mi
106 g/mol
% Na2CO3 = 2 x 37.00mL x 0.4801N x 2000meq/mol x 100
2.00 g
Na2CO3 = 94.148 %
MESA Nº01:

% NaHCO3 = nº meq HCl x pmeq NaHCO3 x 100

mi

84 g/mol
% NaHCO3 = 2.00 mL x 0.4890N x 1000meq/mol x 100
2.00 g

NaHCO3 = 4.1076 %

MESA Nº02:

% NaHCO3 = nº meq HCl x pmeq NaHCO3 x 100

mi

84 g/mol
% NaHCO3 = 6.8mL x 0.4864N x 1000meq/mol x 100
2.00 g

NaHCO3 = 13.8916 %

MESA Nº03:

% NaHCO3 = nº meq HCl x pmeq NaHCO3 x 100

mi
 84 g/mol
% NaHCO3 = 2.00mL x 0.4815N x 1000meq/mol x 100
2.00 g

NaHCO3 = 4.0446 %

MESA Nº04:

% NaHCO3 = nº meq HCl x pmeq NaHCO3 x 100

mi

84 g/mol
% NaHCO3 = 2.9mL x 0.4801N 1000meq/mol x 100
2.00 g

NaHCO3 = 5.8476 %

ENSAYO Nº 03:

Análisis de una mezcla de fosfatos:

A:- HALLANDO LA MASA 1:

Mesa Nº 01:

mH3PO4 = (V x N) NaOH x P meqH3PO4

98g/mol
 mH3PO4 = 12.00mL x 0.1 N x 1000meq/mol

mH3PO4 = 0.1176 g

Mesa Nº 02:

mH3PO4 = (V x N) NaOH x P meqH3PO4

98g/mol
mH3PO4 = 12.00mL x 0.1 N x 1000meq/mol

mH3PO4 = 0.1176 g

Mesa Nº 03:

mH3PO4 = (V x N) NaOH x P meqH3PO4

98g/mol
mH3PO4 = 12.50mL x 0.1 N x 1000meq/mol

mH3PO4 = 0.1225 g

Mesa Nº 04:

mH3PO4 = (V x N) NaOH x P meqH3PO4

98g/mol
mH3PO4 = 12.70mL x 0.1 N x 1000meq/mol
 mH3PO4 = 0.1245 g

B:- HALLANDO LA MASA 2:

Mesa Nº 01:

mNaH2PO4 = (V x N) NaOH x P meqNaH2PO4

120g/mol
mNaH2PO4 = 17.80mL x 0.1 N x 1000meq/mol

mNaH2PO4 = 0.2136 g

Mesa Nº 02:

mNaH2PO4 = (V x N) NaOH x P meqNaH2PO4

120g/mol
mNaH2PO4 = 17.40mL x 0.1 N x 1000meq/mol

mNaH2PO4 = 0.2088 g

Mesa Nº 03:

mNaH2PO4 = (V x N) NaOH x P meqNaH2PO4

120g/mol
 mNaH2PO4 = 16.80mL x 0.1 N x 1000meq/mol

mNaH2PO4 = 0.2016 g

Mesa Nº 04:

mNaH2PO4 = (V x N) NaOH x P meqNaH2PO4

120g/mol
mNaH2PO4 = 16.50mL x 0.1 N x 1000meq/mol

mNaH2PO4 = 0.198 g

C.- HALLANDO LA MOLARIDAD 1:

Mesa 01:

MH3PO4 = mH3PO4
PMH3PO4 x V NaOH

MH3PO4 = 0.1176
98g/mol x 0.012L

MH3PO4 = 0.1 mol/L

Mesa 02:
MH3PO4 = mH3PO4
PMH3PO4 x V NaOH
 MH3PO4 = 0.1176
98g/mol x 0.012L

MH3PO4 = 0.1 mol/L

Mesa 03:

MH3PO4 = mH3PO4
PMH3PO4 x V NaOH

MH3PO4 = 0.1225
98g/mol x 0.0125L

MH3PO4 = 0.1 mol/L

Mesa 04:

MH3PO4 = mH3PO4
PMH3PO4 x V NaOH

MH3PO4 = 0.1245
98g/mol x 0.0127L

MH3PO4 = 0.1 mol/L

VI. CONCLUSIONES:
 - Se determinó la NHCl de 0.0852eq/L.
- Se determino un porcentaje de Na2CO3 de 98.620%.
- Se determino un porcentaje de NaHCO3 de 4.0446 %.
- Se determino una masa de H3PO4 de 0.1225 g.
- Se determino una masa de NaH2PO4 de 0.2016 g.
- La técnica de valoración aprendida en esta práctica nos enseñó a utilizar una
sustancia primaria patrón para determinar la concentración de una solución. En este
caso el hidróxido de sodio y el acido clorhídrico.

VII. CUESTIONARIO:

1. ¿Porqué afirma que la primera muestra es NaOH y Na2CO3?

Afirmamos porque el volumen de la primera titulación (indicador de fenolftaleina), es mayor

que el de la segunda titulación (indicador de anaranjado de metilo), lo cual se deduce que A
(1era titulación) > B (2da titulación), aunque de las cuatro mesas, solo una en practico
confirmaba aquella teoría.
A = X+Y
B=Y
Siendo X y Y los volúmenes gastados.

2. ¿Qué mezclas se puede encontrar a base de fosfatos?. Desígnelas.

Encontramos las siguientes mezclas:

 H3PO4 y NaH2PO4
 NaH2PO4 y Na2HPO4
 Na3PO4 y Na2HPO4
 H3PO4 + acido fuerte
 Na3PO4 + Base fuerte

3. ¿Qué otros indicadores se puede utilizar para titulaciones acido básicas? Indique
con sus rangos de pH y coloraciones.

Un indicador ácido/base es un ácido o una base orgánicos débiles cuya forma no disociada
tiene un color diferente al de su base o ácido conjugados.
 El pH al cual cambia de color un indicador depende de la temperatura y fuerza iónica, así
como la presencia de disolventes orgánicos y de partículas coloidales. Algunos de estos
efectos, en particular los dos últimos, pueden ocasionar que el intervalo de transición cambie
por una o más unidades de pH.

Color en Color en Intervalo de

Indicador
Medio Medio pH*
Ácido Básico
Violeta de Metilo Amarillo Azul Violeta 0,2 – 2
Azul de Timol Rojo Amarillo 1,2 - 2,8
Azul de
Amarillo Azul 3,0 - 4,6
Bromofenol
Anaranjado de
Anaranjado Amarillo 3,1 - 4,4
Metilo
Rojo Congo Azul Rojo 3,0 - 5,0
Rojo de Metilo Rojo Amarillo 4,2 - 6,3
Azul de Clorofenol Amarillo Rojo 4,8 - 6,4
Rojo de Clorofenol Amarillo Rojo 4,8 - 6,4
Azul de
Amarillo Azul 6,0 - 7,7
Bromotimol
Rojo de Cresol Amarillo Rojo 7,2 - 8,8
Fenolftaleína Incoloro Rojo 8,3 - 10,0
Alizarina Amarilla Amarillo Rojo 10,0 - 12,1

VIII. BIBLIOGRAFIA:

 ARTHUR I. VOGEL
“QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA”
EDITORIAL KAPELUSZ, ARGENTINA

 http://es.wikipedia.org/wiki/Volumetr%C3%ADa
 http://www.elergonomista.com/fitoterapia/alcaloidesvaloracionneutralizacion.ht
m