TALLER ALIMENTOS 5to
Docentes: De Angelis – Juanicó
TRABAJO PRÁCTICO 3: ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES
⮚ FUNDAMENTO TEÓRICO
La estandarización de soluciones es un proceso que permite la determinación exacta de
la concentración de una solución. Las sustancias que usan con este fin reciben el nombre
de patrones primarios.
Una solución se estandariza usando el método de la valoración volumétrica (titulación),
ya sea mediante técnicas clásicas o instrumentales (potenciometría, colorimetría, etc.).
Para ello, la especie disuelta reacciona con un patrón primario pesado anticipadamente.
Por lo tanto, es indispensable el uso de material volumétrico para este análisis
cuantitativo.
Por ejemplo, el carbonato de sodio es un patrón primario que se usa en la estandarización
de los ácidos, entre ellos el ácido clorhídrico que se convierte en titulante, ya que puede
ser utilizado en la titulación del hidróxido de sodio.
La estandarización no es más que la obtención de un estándar secundario que servirá para
determinaciones cuantitativas, dado que si se conoce su concentración, se puede saber
cuál será la del analito una vez titulado.
Cuando se requiere de una gran exactitud en la concentración de las soluciones, se
estandariza tanto la solución titulante como la solución a la que ella va a titular.
Las reacciones en la que se usa el método de la titulación incluyen:
● Reacciones ácido-base. Mediante el método de la volumetría se pueden
determinar la concentración de muchos ácidos y bases.
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● Reacciones redox. Las reacciones químicas que involucran la oxidación son muy
utilizadas en el análisis volumétrico; como por ejemplo, las determinaciones
yodimétricas.
● Reacciones de precipitación. El catión plata se precipita unido a un anión del
grupo de los halógenos, como el cloro, obteniéndose cloruro de plata, AgCl.
● Reacciones de formación de complejos. Por ejemplo la reacción de la plata con
el ion cianuro.
Características de los patrones primarios
Las sustancias utilizadas como patrones primarios deben de cumplir con una serie de
requisitos para cumplir con su función de estandarización:
1. Tener una composición conocida, ya que de lo contrario no se sabrá con exactitud
cuánto debe pesarse (y mucho menos calcular su concentración posterior).
2. Ser estables a temperatura ambiente y resistir las temperaturas necesarias para
su secado en la estufa, inclusive temperaturas iguales o superiores a la temperatura
de ebullición del agua.
3. Tener una gran pureza. En todo caso, las impurezas no deben exceder de un 0,01
a un 0,02%. Además las impurezas pueden determinarse cualitativamente, lo que
facilitaría la remoción de posibles interferentes en los análisis (volúmenes
erróneos utilizados de titulante, por ejemplo).
4. Ser fáciles de secar y no pueden ser tan higroscópicas, es decir, retener agua
durante el secado. Tampoco deben perder peso al exponerse en contacto con el
aire.
5. Ser solubles en el solvente de titulación.
6. No absorber gases que puedan producir interferencias, así como la degeneración
del patrón.
7. Reaccionar rápida y estequiométricamente con el reactivo titulante.
8. Tener una masa molar elevada que reduzca los errores que puedan cometerse
durante el pesaje de la sustancia.
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Ejemplos de patrones primarios
Ácidos / bases
Redox
ÁCIDOS: Na2CO3, bórax (mezcla
de ácido bórico y borato de sodio),
trishidroximetil aminometano,
tri-hidroximetil-aminometano
Na2C2O4, H2C2O4,
As2O3, Fe, K2Cr2O7, Cu,
BASES: Ácido sulfosalicílico,
KIO3
Precipitación
Complejometría
NaCl
CaCl2
ácido benzoico, biftalato de potasio,
ácido sulfanílico, ácido oxálico.
El procedimiento desarrollado es el mismo que para cualquier titulación, con la diferencia
de que al finalizar la estandarización se obtiene la concentración exacta de la solución.
Para calcular la masa de patrón necesaria, se debe tener en cuenta que el error de la técnica
se minimiza en gran medida si se consideran 4/5 del volumen total de la bureta.
Antes de almacenar la solución en un recipiente adecuado, se debe informar su factor (f),
el cual permite corregir la concentración calculada al prepararla para poder ajustarla al
valor real. El factor debe ser un número cercano a 1,000 dado que debe posibilitar la
corrección de los errores debidos a pérdidas (impurezas, manipulación, etc.). Una vez
estandarizada la solución, se debe utilizar su concentración real para cualquier
determinación. La misma se puede calcular utilizando la siguiente fórmula:
f=
𝐶 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝐶 𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑎
De esta forma, la etiqueta que debe colocarse en el recipiente queda conformada de la
siguiente manera:
Fórmula del soluto
Solvente (en caso de que no sea agua)
Fecha de preparación (MM/AA)
Factor (f)
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Indicadores ácido-base
● Son moléculas orgánicas que se comportan como ácidos o como bases muy
débiles.
● Su forma molecular y disociada presentan diferentes coloraciones.
● Tienen un intervalo de viraje teórico de 2 unidades de pH, pH= pKa ind ± 1 (casi
coincidente con el real).
● Se eligen de manera que su rango de viraje se encuentre en las zonas de “gran
salto” de las curvas de titulación (donde una pequeña cantidad de reactivo titulante
agregado modifica en gran medida el valor de pH).
● Si el rango de viraje del indicador comprende al punto de equivalencia, el error de
titulación será mínimo.
Características de los indicadores de neutralización más usuales
Nombre comercial
Nombre científico
Solvente
Color de la
forma ácida
Color de la
forma básica
Intervalo
de viraje
Azul de timol
Timosulfonftaleína
Agua (+NaOH)
Rojo
Amarillo
1,2 – 2,8
Amarillo de metilo
Dimetilamino-azobenceno
Alcohol 90 %
Rojo
Amarillo
Naranja de metilo
(Heliantina)
Dímetilamino-azobenceno
sulfonato de sodio
Agua
Rojo
Amarilloanaranjado
Verde de
bromocresol
Tetrabrorno m-cresol
sulfonftaleína
Agua (+NaOH)
Amarillo
Azul
Rojo de metilo
Dímetilamino-azobenceno
carbonato
Agua (+NaOH)
Rojo
Amarillo
2,9 – 4,0
3,1 – 4,4
3,8 – 5,4
4,2 – 6,3
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Azul de bromotimol
Dibromotimol
sulfonftaleína
Agua (+NaOH)
Amarillo
Azul
6,0 – 7,6
Rojo fenol
Fenolsulfonftaleína
Agua (+NaOH)
Amarillo
Rojo
6,4 – 8,0
Azul de timol
Timolsulfonftaleína
Agua (+NaOH)
Amarillo
Azul
8,0 – 9,6
Fenolftaleína
Fenolftaleína
Alcohol 90 %
Incoloro
Rojovioláceo
8.0 – 9.8
Timolftaleína
Timolftaleína
Alcohol 90 %
Incoloro
Azul
9,3 – 10,5
Para poder elegir correctamente el indicador en una titulación y así poder desarrollar la
técnica de manera más precisa, se recurre a las curvas de titulación. Se construyen a
partir de datos obtenidos de una titulación potenciométrica: se mide la variación de pH
en función del volumen de titulante gastado y, según la forma de la curva, se estima el
rango de viraje que admite una técnica para cada tipo de indicador. Luego, se consulta en
tablas el indicador más adecuado y se realiza la selección. Hay que tener en cuenta que
para elegir un indicador que resulte útil para trabajar, no solamente se debe prestar
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atención al rango de viraje, sino también al cambio de color que produce al completarse
la reacción.
Curva de titulación de un ácido débil (HAc) con una base fuerte (NaOH)
Descripción de la técnica
Parte 1
1. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES VALORADAS DE ÁCIDOS
a. Consideraciones generales
Corrientemente se emplean soluciones valoradas de ácido clorhídrico y ácido sulfúrico.
El HCl concentrado es 10,5 - 12 M, y el H2SO4 concentrado es 18 M. Por dilución pueden
prepararse fácilmente soluciones de aproximadamente la concentración deseada. El HCl
se prefiere, porque la mayoría de los cloruros son solubles en agua. El H 2SO4 forma sales
escasamente solubles con hidróxidos de calcio y de bario. Para la titulación de soluciones
calientes o en las determinaciones que requieren mantener la solución en ebullición,
durante cierto tiempo con exceso de ácido, se emplean soluciones valoradas de H 2SO4.
Raramente se usa HNO3, porque contiene casi siempre un poco de ácido nitroso, que
afecta a numerosos indicadores.
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Hay dos métodos convenientes para la preparación de soluciones valoradas de HCl: por
pesada directa y por dilución y valoración.
El primer método se basa en que, al hervir soluciones acuosas de HCl, se alcanza una
concentración prácticamente constante (mezcla de punto de ebullición constante) que
depende de la presión, perdiendo mayor o menor cantidad de cloruro de hidrógeno, o de
agua, según sea la concentración inicial.
La solución de HCl de punto de ebullición constante no es higroscópica ni
apreciablemente volátil, y sus concentraciones permanecen invariables cuando se las
conserva en un recipiente bien tapado y al abrigo de la luz solar directa. Por pesada directa
de la misma, se preparan soluciones de HCl de concentración conocida.
En el segundo método, más habitual, se prepara una solución cuya concentración sea
aproximadamente la requerida, y se la valora empleando una sustancia alcalina patrón,
como bórax o carbonato de sodio anhidro.
Si se requiere una solución de concentración exacta, primero debe prepararse una solución
de concentración algo mayor que la que se desea y después de valorada se la diluye
convenientemente con agua.
b. Preparación de HCl 0,5 M por dilución
Se mide con una probeta graduada, o con una bureta, la cantidad de HCl concentrado p.a.
necesaria; se vierte el ácido en un matraz aforado o en una probeta de capacidad adecuada
que contenga una cantidad de agua destilada, esta cantidad debe ser la mitad o menos del
volumen total de solución a preparar. Se lleva a volumen final con agua destilada y se
homogeneiza.
Nota: Como la reacción de disolución de HCl en agua no es exotérmica no hay peligro al
prepararla directamente en el matraz.
c. Valoración con carbonato de sodio anhidro
En el comercio puede adquirirse carbonato de sodio p.a. de 99,9 % de pureza. Como
contiene un poco de humedad, debe ser deshidratado, para esto se calienta a 260 - 270 ºC
durante media hora y se deja enfriar en un desecador antes de su empleo.
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Se pesa, con exactitud de 0,1 mg, la cantidad de carbonato de sodio anhidro p.a.
(Na2CO3) necesaria, se pasa a un Erlenmeyer de 250 ml, se disuelve en 50 - 75 ml de
agua destilada (no es necesario medirlos con probeta, se puede estimar con la
graduación del erlenmeyer) y se le agregan 2 gotas de indicador heliantina.
Puede ser útil pesar las muestras de carbonato de sodio en pequeños recipientes de
plástico inerte que se arrojan dentro del Erlenmeyer con la muestra, evitando pérdidas de
sólido por trasvasamiento (por ejemplo, las tapitas de plástico internas de frascos de
reactivos).
Se lava tres veces la bureta con un poco de ácido a valorar; se carga la bureta hasta 2-3
ml por arriba de la marca cero y se abre el robinete para que el vástago quede totalmente
lleno. Se verifica si el vástago de la bureta contiene burbujas. Si las hubiera, deben
eliminarse ya que de lo contrario se generaría un error por exceso.
Si fuera necesario, se agrega más solución a la bureta, para llevar su nivel por arriba de
la marca del cero; entonces, lentamente, se deja escurrir la solución hasta que esté entre
las graduaciones 0,0 y 0,5 ml. De esta manera queda enrasada la bureta y lista para la
titulación.
Se coloca el Erlenmeyer, que contiene la solución de carbonato de sodio, sobre una hoja
de papel mate, debajo de la bureta y se deja escurrir en él, lentamente el ácido de la bureta.
Mientras se agrega la solución del ácido debe agitarse constantemente el Erlenmeyer con
una mano (la hábil) y, con la otra, se manipula el robinete. Se pueden lavar las paredes
del erlenmeyer, con chorro de agua destilada utilizando la piseta y se prosigue la
titulación, muy cuidadosamente, agregando el ácido gota a gota, hasta que el color de la
heliantina se torne anaranjado o débilmente rosado. Así se reconoce el punto final de la
titulación y entonces se efectúa la lectura de la bureta y se anota el volumen de ácido
consumido.
La titulación se repite con las otras dos muestras de carbonato de sodio.
La primera titulación dará el punto final con una aproximación de 0,2 ml. Con experiencia
y cuidado, las titulaciones ulteriores, pueden efectuarse muy exactamente, y obtenerse
resultados concordantes.
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Nota: Estas indicaciones son válidas para toda titulación que se realice. Es importante,
por lo tanto, recordar esta técnica.
Conocidos los pesos de carbonato de sodio y los volúmenes de HCl, puede calcularse la
concentración del ácido para cada titulación. Se toma el promedio aritmético, se calcula
el factor de la solución y se etiqueta.
d. Preparación de H2SO4 0,05 M por dilución
Se miden la cantidad de ácido sulfúrico p.a. necesario utilizando una probeta. En un baño
de hielo/agua se coloca un vaso de precipitados conteniendo agua destilada, esta cantidad
debe ser la mitad o menos del volumen total de solución a preparar. Despacio y con mucha
precaución, se vierte desde la probeta el ácido sulfúrico sobre el agua, con buena
agitación. Debido a que la reacción es exotérmica debés controlar que la temperatura no
se eleve demasiado.
Una vez homogeneizada la solución se trasvasa a un matraz aforado de capacidad
adecuada y se lleva a volumen con agua destilada. Recuerda: “al ácido no le gusta que
lo mojen”.
e. Valoración con carbonato de sodio anhidro
Se pesa, con exactitud de 0,1 mg, la cantidad de carbonato de sodio anhidro p.a. (Na2CO3)
necesaria, se pasa a un erlenmeyer de 250 ml, se disuelve en 50 - 75 ml de agua destilada
(no es necesario medirlos con probeta, se puede guiar con la graduación del erlenmeyer)
y se le agrega 2 gotas de indicador Heliantina. Se debe preparar el ensayo por triplicado.
La técnica a seguir es la misma que la detallada para el HCl.
f. Preparación del indicador: heliantina
Se la puede adquirir en el comercio como ácido libre o como sal de sodio.
● Ácido libre: Se disuelven 0,5 g del ácido libre en un litro de agua destilada y si
queda turbia se filtra la solución fría.
● Sal de sodio: Se disuelven 0,5 g de la sal de sodio en un litro de agua caliente y
se agrega 15,2 ml de HCl 0,1 M; se deja enfriar y se filtra si fuera necesario.
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2. PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN VALORADA DE UN ÁLCALI
a. Consideraciones generales
Se emplean generalmente, como soluciones valoradas de álcalis soluciones de hidróxido
de potasio, de sodio y bario. Son bases fuertes y fácilmente solubles en agua.
Las soluciones de amoníaco no son convenientes, porque pierden soluto en forma de gas,
especialmente si la concentración excede a 0,5 M; y, además, como es una base débil,
surgen dificultades en las titulaciones de ácidos débiles.
La solución de NaOH es la que se usa comúnmente.
Ninguno de los hidróxidos sólidos mencionados puede obtenerse puro, de modo que, una
solución valorada no se puede preparar directamente disolviendo un peso conocido en
agua y diluyendo a volumen definido.
Los hidróxidos de sodio y potasio son extremadamente higroscópicos, contienen siempre
una cierta cantidad de carbonato y agua. En presencia de carbonato y empleando ciertos
indicadores, no pueden obtenerse resultados exactos en las titulaciones por lo que es
necesario considerar los métodos para preparar soluciones de álcalis, libres de carbonato.
Para numerosos usos, puede emplearse el NaOH p.a., que contiene 1-2 % de carbonato
de sodio o bien el NaOH preparado a partir de sodio metálico que tiene menos del 1 % de
carbonato de sodio y que puede adquirirse en el comercio.
Debe tenerse presente que las soluciones alcalinas atacan al vidrio, particularmente si
están concentradas. Se las puede conservar en botellas parafinadas o de plástico.
Las soluciones concentradas de hidróxidos absorben CO2 del aire, y dejadas expuestas a
la atmósfera, durante un tiempo apreciable, se contaminan con carbonato. Sin embargo,
una exposición breve de una solución de hidróxido alcalino al aire no provoca una
contaminación significativa.
Si se pasan rápidamente estas soluciones a una bureta y ésta se tapa con un tubo de
absorción con cal sodada, el error que se comete, por contaminación con CO 2, carece de
importancia.
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Las soluciones alcalinas que han de usarse en presencia de CO2 o con ácidos fuertes, se
valoran con soluciones de HCl, valorado con bórax o carbonato de sodio. La valoración
también puede efectuarse con ácidos orgánicos, por ejemplo, ácido benzoico, o sales
ácidas de ácidos dibásicos orgánicos, como el ftalato ácido de potasio (biftalato de
potasio).
El ácido benzoico p.a. y el ftalato ácido de potasio p.a. tienen una pureza mayor que el
99,9 %. Se prefiere el ftalato ácido de potasio, porque es más soluble en agua y tiene
mayor masa molar.
b. Preparación de NaOH 0,1 M libre de carbonatos
Se pesa rápidamente la cantidad de NaOH p.a. necesaria sobre un vidrio de reloj o en un
pequeño vaso de precipitados, se disuelve en agua, se pasa a un matraz aforado de
capacidad adecuada y se lleva a volumen final con agua destilada recientemente hervida
y fría. Se homogeneiza, se pasa la solución a una botella plástica y se tapa con tapón de
goma. Debido a que la reacción es exotérmica, puedes realizar la disolución colocando el
vaso en un baño de agua/hielo.
c. Valoración con biftalato de potasio (ftalato ácido de potasio, C8H5O4K)
El biftalato de potasio p.a., tiene una pureza no menor del 99,9 %. No es higroscópico,
pero conviene secarlo a 120 ºC durante dos horas, y dejarlo enfriar en un desecador. Se
pesan, con exactitud de 0,1 mg, la cantidad de la sal necesaria y se pasa cuantitativamente
a un erlenmeyer de 250 ml, se agrega 75 ml de agua destilada hervida y fría (no es
necesario medirlos con probeta, se puede guiar con la graduación del erlenmeyer), se tapa
y se sacude suavemente, hasta disolución del reactivo. Se titula con la solución de NaOH,
usando como indicador fenolftaleína. Se realiza la titulación por triplicado.
d. Preparación del indicador: fenolftaleína
Se disuelven 5 g en 500 ml de alcohol etílico y se agrega, con agitación continua, 500 ml
de agua. Se filtra si fuera necesario.
Parte 2
Análisis: Determinación de acidez en jugos de frutas
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Para determinar la acidez de un jugo se puede utilizar un
pHmetro. También se puede llevar a cabo una volumetría
ácido-base; los resultados que se obtienen corresponden a la
suma de los ácidos minerales y orgánicos presentes en el
producto, aunque de manera general en el caso de frutas y
hortalizas, se tratan de los ácidos cítrico, málico, oxálico y
tartárico. La acidez se valora con solución estandarizada de
NaOH y se expresa en gramos de ácido cítrico anhidro/100 ml de jugo.
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