Este documento describe el procedimiento para estandarizar soluciones ácido-base mediante titulación. Se realizan dos titulaciones, una para estandarizar un ácido fuerte usando una base débil como patrón y otra para estandarizar una base fuerte usando el ácido estandarizado anteriormente. El objetivo es determinar las concentraciones reales de las soluciones mediante cálculos que involucran las reacciones químicas, los volúmenes consumidos y los equivalentes.

1. Elaborado por: Franchesca Barzola Pesantes
ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
Facultad de Ciencias Naturales y Matemáticas
ESTANDARIZACIÓN ÁCIDO-BASE
1. OBJETIVO GENERAL
 Emplear el método analítico de estandarización para determinar la concentración real de
un ácido y una base a partir de una solución patrón.
2. OBJETIVOS ESPECIFICOS
 Realizar los cálculos necesarios para encontrar las cantidades de equivalentes químicos
necesarios para la titulación.
 Reconocer los tipos de indicadores adecuados para la solución a valorar, verificando su
pH.
 Aprender y aplicar los distintos métodos de estandarización de soluciones reconociendo
los patrones primarios y su correcto uso.
3. MARCO TEÓRICO
La estandarización de una solución es un proceso mediante el cual se determina la
concentración real de la misma para poder ser utilizada como solución valorante, es decir su
concentración debe ser medida experimentalmente frente a un patrón primario, y no
solamente a partir de cálculos estequiométricos. En este caso el reactivo patrón se utiliza
para valorar una concentración conocida de analito y así establecer de manera precisa su
concentración. (Gisbert 2004).
Patrón primario
Un patrón primario también llamado estándar primario es una sustancia utilizada en química
como referencia al momento de hacer una valoración o estandarización.
Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características:
1. Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y elementos
que lo componen, lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos.
2. Deben tener elevada pureza. Para una correcta estandarización se debe utilizar un
patrón que tenga la mínima cantidad de impurezas que puedan interferir con la
titulación.
3. Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que
cambien su composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran
ligeramente con la temperatura ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las
mediciones.

2. Elaborado por: Franchesca Barzola Pesantes
4. Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura
ambiente, también debe soportar temperaturas mayores para que sea posible su
secado. Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que la del punto de
ebullición del agua.
5. No debe absorber gases. Ya que este hecho generaría posibles errores por
interferentes así como también degeneración del patrón.
6. Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante. De esta manera se
puede visualizar con mayor exactitud el punto final de las titulaciones por volumetría y
entonces se puede realizar los cálculos respectivos también de manera más exacta y con
menor incertidumbre.
7. Debe tener un peso equivalente grande. Ya que este hecho reduce considerablemente
el error de la pesada del patrón
Son muy pocos los compuestos que cumplen con estos requisitos, por lo que se dispone de
limitados patrones primarios. Entre ellos tenemos:
- Para estandarizar disoluciones ácidas: carbonato de sodio.
- Para estandarizar disoluciones básicas: ftalato de potasio, en la práctica no se utilizó
este compuesto, si no la disolución ya estandarizada, el ácido clorhídrico.
Con los patrones primarios se pueden preparar soluciones patrón, que es una solución de
concentración exactamente conocida. La solución patrón ideal debería ser estable, de modo
que solo sea necesario establecer la concentración una sola vez. (Jiménez 2000).
Existen algunas formas de obtener la solución patrón, la utilizada en la práctica es mediante
la estandarización.
Curvas de valoración
Si representamos el pH medido por un electrodo en función del volumen añadido de
sustancia valorante se obtienen curvas de valoración o curvas de titulación, similares a la de
la figura. Se observa el rápido cambio del pH para un volumen determinado. El punto de
inflexión de esta curva se llama punto de equivalencia y su volumen nos indica el volumen
de sustancia valorante consumido para reaccionar completamente con el analito.3
En ausencia de sistema medidor del pH, se pueden usar indicadores ácido-base, sustancias
que mediante un cambio de color nos indican que se ha llegado al punto final de la
titulación, el cual debe ser lo más cercano posible al punto de equivalencia. La elección
adecuada del indicador visual nos asegura que así sea.
Ilustración 1 Curva de valoración ácido- base

3. Elaborado por: Franchesca Barzola Pesantes
En la práctica realizada en el laboratorio se realizan dos tipos de titulaciones, ácido fuerte –
base fuerte (HCl – NaOH), para la estandarización de la base y ácido fuerte – base débil
(HCl - Na2CO3), para la estandarización del ácido.
Para la neutralización ácido fuerte – base fuerte, el punto de equivalencia de la titulación
corresponde a la adición de una cantidad de base equivalente a la cantidad de ácido
originalmente presente. En condiciones ideales el punto de equivalencia tiene un pH de 7.
Con soluciones 0.1 N es necesario utilizar indicadores cuya zona de viraje esté entre 4.5 y
9.5, como heliantina y fenolftaleína, que se presenta incoloro en medio ácido, cambiando a
rosa en medio básico. (S. 2005).
En cambio para la neutralización ácido fuerte – base débil, el resultado será una sal
ligeramente ácida, es decir con un pH por debajo de 7, siendo necesario utilizar un indicador
ligeramente ácido por el intervalo de pH de 3-6,5, por lo cual no se puede utilizar
fenolftaleína porque su viraje es básico, se utilizó naranja de metilo que cambia de color
alrededor de 3,1 de pH. Primero se presenta amarillo en medio básico y luego cambia a
ligeramente rojo en medio ácido.
4. EQUIPOS, MATERIALES Y REACTIVOS
EQUIPO MATERIALES REACTIVOS
Balanza. 2 Vasos de precipitación Ácido Clorhídrico, HCl, [0,1M]
2 Buretas Carbonato de
sodio, Na2CO3,[0,1M]
Espátula. Hidróxido de
sodio, NaOH [0.1M]
2 Matraces Erlenmeyer Fenolftaleína
2 Pipetas Anaranjado de metilo.
5. PROCEDIMIENTO
 Estandarización de un ácido utilizando ácido fuerte - base débil
a) Calcular la cantidad en gramos del patrón primario Na2CO3 que sea químicamente
equivalente con 25mL de HCl [0,1M], previo a su estandarización
b) Pesar la cantidad calculada de Na2CO3, con la balanza analítica y registre su masa en la
tabla de datos.
c) Disolver el Na2CO3 en aproximadamente 100 mL de agua destilada.

4. Elaborado por: Franchesca Barzola Pesantes
d) Añadir unas dos o tres gotas del indicador naranja de metilo.
e) Titular la solución y registrar el volumen consumido de ácido.
f) Realizar los cálculos pertinentes para determinar la concentración real normal de HCl
estandarizado.
g) Luego de determinar la concentración real, calculando su factor ácido
 Estandarización de una base: Acido fuerte - Base fuerte
Se va a realizar la estandarización a 25 ml de NaOH preparado en el laboratorio con
concentración [0.1N] utilizando el HCl estandarizado en la parte anterior de la práctica, de
acuerdo al siguiente procedimiento:
a) Colocar la solución de NaOH “0.1 N” en la bureta.
b) Se coloca 25 ml HCl ya estandarizado en un matraz Erlenmeyer.
c) Completar el volumen de disolución con agua destilada hasta 100 mL.
d) Añadir dos o tres gotas del indicador de fenolftaleína.
e) Anotar el volumen de Hidróxido de Sodio consumido en la tabla de datos.
6. REACCIONES INVOLUCRADAS
Á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝐵𝑎𝑠𝑒 → 𝑆𝑎𝑙 + 𝐻2 𝑂
𝑎) Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝐹𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒 − 𝐵𝑎𝑠𝑒 𝐹𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑙)
𝑏) Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝐹𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒 − 𝐵𝑎𝑠𝑒 𝐷é𝑏𝑖𝑙
2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3(𝑎𝑐)
→ 2 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐶𝑂2(𝑔)
+ 𝐻2 𝑂(𝑙)
7. RESULTADOS
DATOS
Ácido Clorhídrico HCl(c)
Concentración 36,5 p/p
Densidad 1,187 g/ml

5. Elaborado por: Franchesca Barzola Pesantes
CÁLCULOS
 Estandarización del ácido
I. Masa del patrón primario
𝑉𝐻𝐶𝑙 = 25 𝑚𝑙
𝐶 𝐻𝐶𝑙 = 0,1 𝑁
𝑁 𝐻𝐶𝑙 =
#𝑒𝑞 − 𝑞
𝑙 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
#𝑒𝑞 − 𝑞 𝐻𝐶𝑙 = 𝑁 × 𝑙 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
#𝑒𝑞 − 𝑞 𝐻𝐶𝑙 = 0,1𝑁 × 0,025𝐿 = 2,5𝑥10−3
𝑒𝑞𝑞
#𝑒𝑞 − 𝑞 𝐻𝐶𝑙 = #𝑒𝑞 − 𝑞 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
2,5𝑥10−3
𝑒𝑞 − 𝑞 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
𝑥
106
2
𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑒𝑞 − 𝑞 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
= 0,1325 𝑔𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
II. Concentración real del ácido
𝑉𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 × 𝐶𝑟𝑒𝑎𝑙 𝐻𝐶𝑙 = #𝑒𝑞 − 𝑞 𝐻𝐶𝑙
𝐶𝑟𝑒𝑎𝑙 𝐻𝐶𝑙 =
# 𝑒𝑞 − 𝑞 𝐻𝐶𝑙
𝑉𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙
DATOS PARA LA VALORACIÓN DEL ÁCIDO
Cantidad de Carbonato de sodio pesada 0.1325g
HCl consumido en la titulación 25,6 mL
Normalidad Teórica 0,100 N
Normalidad Experimental 0,0976
Factor Ácido 0,0976
DATOS PARA LA VALORACIÓN DE LA BASE
HCl consumido en la titulación
Normalidad Teórica 0,100 N
Normalidad Experimental

6. Elaborado por: Franchesca Barzola Pesantes
𝐶𝑟𝑒𝑎𝑙 𝐻𝐶𝑙 =
2,5𝑥10−3
𝑒𝑞 − 𝑞 𝐻𝐶𝑙
25,6𝑥10−3 𝐿
𝐶𝑟𝑒𝑎𝑙 𝐻𝐶𝑙 = 0,0976 𝑁
III. Factor Ácido
𝐹. 𝑎 =
𝑁 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑁 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎
=
#𝑒𝑞 − 𝑞 𝑝𝑎𝑡𝑟ó𝑛
#𝑒𝑞 − 𝑞 á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝐹. 𝑎 =
0,0976 𝑁
0,1 𝑁
𝐹. 𝑎 = 0,976
IV. Porcentaje de error
% 𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 =
| 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙|
𝑉 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑥100
% 𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 =
|0,1 − 0,0976|
0,1
𝑥100 = 2,4 %
 Estandarización de la base
I. Concentración real de la base
𝑉𝐴 × 𝐶 𝑅𝐸𝐴𝐿 = 𝑉𝐵 × 𝐶 𝐵
𝐶 𝐵 =
𝑉𝐴 × 𝐶 𝑅𝐸𝐴𝐿
𝑉𝐵
𝐶 𝐵 =
25𝑚𝐿 𝑥 0,0976𝑁
14,1𝑚𝐿
𝐶 𝐵 = 0,173𝑁
II. Porcentaje de error
% 𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 =
| 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙|
𝑉 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
% 𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 =
|0,1 − 0,173|
0,1
𝑥100 = 17,3 %

7. Elaborado por: Franchesca Barzola Pesantes
8. ANÁLISIS DE RESULTADOS
Con respecto a la estandarización del ácido, se obtuvo un porcentaje de error mínimo
correspondiente al 2,4%, el mismo que puede deberse tanto a una pequeña variación de
volumen consumido del ácido clorhídrico en la bureta, lo cual fue visualizado por nuestro
grupo de trabajo, como también a la preparación de la disolución del patrón primario, en
este caso 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3, tanto en el instante de pesar la muestra o en errores de medición de
volumen final. También es importante señalar que el viraje del naranja de metilo se produjo
cuando el CO3
2-
se transformó en HCO3
-
pudiendo así observar un cambio de color.
En la estandarización de la base se trabajó con la solución ya preparada de HCl, la misma
que fue utilizada en la prueba anterior, y que ahora sirvió como muestra patrón para
determinar la concentración de la base fuerte de hidróxido de sodio, en donde se obtuvo un
porcentaje de error considerable de 17,3% y esto debido a la difícil habilidad para observar
el cambio de color en la solución patrón, ya que en la misma se debía apreciar una
coloración rosa pálido, propia del indicador de fenolftaleína en una solución de pH neutro.
Sin embargo el volumen consumido en esta estandarización fue menor con respecto al del
ácido, y esto debido a que el ácido y la base eran fuertes, y se disociaban con mayor
facilidad, sin dejar iones hidrógeno u oxidrilos en la solución final.
9. OBSERVACIONES
La identificación del punto de equivalencia en la estandarización del ácido se tornó un poco
compleja ya que se llevó mucho tiempo llegar a la coloración deseada, consumiendo una
gran cantidad de volumen del ácido.
El ácido clorhídrico comercial como tal no es un patrón primario y por tanto hubo que
diluirlo, hasta una concentración de 0.1N, sin embargo no se necesitó preparar las
soluciones diluidas, ya que éstas fueron preparadas en la práctica pasada.
10. RECOMENDACIONES
Identificar las soluciones que van servir como patrón primario y las que se van a
estandarizar.
Realizar en orden la estandarización tal como se indica en el procedimiento, mas no como
se crea conveniente.
Anotar el volumen inicial y final de la solución contenida en la bureta, y luego reste ambos
datos para obtener el volumen consumido que desea.

8. Elaborado por: Franchesca Barzola Pesantes
11. CONCLUSIONES
La estandarización como método analítico cuantitativo nos permitió determinar
concentraciones de soluciones ácidas y básicas, a través de una solución patrón cuya
concentración ya se conocía, este método es muy práctico a nivel de laboratorio dando un
énfasis a la medida del volumen de las disoluciones empleadas y a la cantidades de iones
hidrogenoides y oxidrilos que intervienen en la disociación.
Las disoluciones de las sustancias valorantes deben ser estandarizadas antes de su empleo
como sustancias valorantes, es decir, su concentración debe ser medida experimentalmente
frente a una sustancia que actúa como patrón primario, y no sólo calculada a partir de la
masa empleada para la disolución.
Finalmente, esto es necesario porque dichas sustancias no son completamente puras,
pudiendo sufrir alteraciones en el proceso de disolución, o posteriormente durante un
tiempo transcurrido.
12.BIBLIOGRAFIA
Gisbert, Vilanova. «Técnicas analíticas de contaminantes químicos:.» 47-48. Díaz de Santos, 2004.
Jiménez, Annia Galano. «Sustancias patrones para estandarización de ácidos y bases.» Madrid, 2000.
S., Pedro J. Rodríguez. «Práctica 5 - Valoración ácido - base.» Caracas, 2005.