"NEUTRALIZACIÓN DE ACIDOS Y BASES, TÉCNICA DE TITULACIÓN Y REACCIONES REDOX”

1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERIA AMBIENTAL
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA HIGIENE Y
SEGURIDAD INDUSTRIAL
LABORATORIO N° 5 DE QUÍMICA I
"NEUTRALIZACIÓN DE ACIDOS Y BASES, TÉCNICA DE
TITULACIÓN Y REACCIONES REDOX”
PROFESOR: MASGO SOTO, César Augusto
INTEGRANTES:
“Año del Buen Servicio al ciudadano”
2017

2. EXPERIMENTO N° 1: “Preparación de una solución
estándar de NaOH”
Diluirel stock
NaOH con el
agua hervida
fría.
Hervirel agua y
dejarenfriarapara
que el CO2 disuelto
se conviertaen
carbonatos
AGUA
STOCK
Extraer20
ml de HCl
(0.1 n) con
una bureta
Colocarla
soluciónde
NaOH enuna
botellade vidrio
recomendable
Extraerun
volumende la
solución
contenidaen
la botella Colocarlos20
ml de HCl en
el matraz de
Erlenmeyer
NaOH
0.5M
Colocarla
soluciónde
NaOH hasta
titularla.
NaOH (0.1 M)
APROXIMADAMENTE
Luegocolocar 3
gotas de
fenolftaleína.

3. EXPERIMENTO N°2: “Determinación de la normalidad de
una solución de ácido sulfúrico (H2SO4)”.
EXPERIMENTO N°3: “Oxido Reducción
Soluciónde H2SO4 de
concentración
desconocida
Se obtiene la
normalidadrepetir3
vecespara obtener3
valores.
Colocarcon una buretala
soluciónde NaOHestándar
enla soluciónde H2SO4 para
titularla
De 20 a 25 ml de
NaOH
Introducirde 3 a 5 minun clavode hierro
soluciónde cuso4 (0.5 n)
KI (0.5N) v volumenvariade 2
a 3 ml
AGUA
DE
CLORO
V=25 ml

4. Colocarun igual
de agua de cloro
al volumende KI.
SOLUCION DE MnCl2
(0.5N)
agua de
bromo
K2SO4 (0.5N)
V= 2 ml
Añadiragua de
bromoa lasolución
de MnCl2 (0.5N)
Añadiresta
soluciónala
solución
anterior
AgregarH2SO4
(0.5N)
KMgO4
H2SO4
(2N)

5. EXPERIMENTO N°1: “Preparación de una solución estándar de NaOH”
OBJETIVOS
 Conocer experimentalmente la neutralizacion acido-base
 Aprender la tecnica de titulacion de soluciones y compuestos en
medio acuoso
FUNDAMENTO TEORICO
 ÁCIDOS
Los ácidos son sustancias que se ionizan en disolución acuosa para formar iones
hidrógeno y así aumentar la concentración de iones H+ en estado acuoso. Dado
que un átomo de hidrógeno consiste en un protón y un electrón, H+ no es más
que un protón. Por ello, es común llamar a los ácidos donadores de protones. Al
margen se muestran modelos moleculares de tres ácidos comunes, HCl, HNO3
y HC2H3O2.
Las moléculas de diferentes ácidos pueden ionizarse para formar diferentes
números de iones H+. Tanto el HCl como el HNO3 son ácidos monopróticos, que
producen un H+ por molécula de ácido. El ácido sulfúrico, H2SO4, es un ejemplo
de ácido diprótico, que produce dos iones H+ por molécula de ácido.
 BASES
Las bases producen iones hidróxido (OH -) cuando se disuelven en agua. Los
hidróxidos iónicos como NaOH, KOH y Ca(OH)2 se cuentan entre las bases más
comunes. Cuando éstas se disuelven en agua, se disocian en sus iones
componentes, introduciendo iones OH- en la disolución.
También pueden ser bases los compuestos que no contienen iones OH-. El
amoniaco (NH3), por ejemplo, es una base común; cuando se agrega al agua,
acepta un ion H+ de la molécula de agua y así produce un ion OH.

6.  ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES
Los ácidos y bases que son electrólitos fuertes (que se ionizan totalmente en
disolución) se denominan ácidos fuertes y bases fuertes. Los que son electrólitos
débiles (parcialmente ionizados) se denominan ácidos débiles y bases débiles.
Los ácidos fuertes son más reactivos que los débiles cuando la reactividad
depende únicamente de la concentración de H+(ac). Sin embargo, la reactividad
de un ácido puede depender del anión, además de H+(ac). Por ejemplo, el ácido
fluorhídrico (HF) es un ácido débil (sólo está ionizado parcialmente en disolución
acuosa), pero es muy reactivo y ataca vigorosamente muchas sustancias,
incluido el vidrio. Esta reactividad se debe a la acción combinada de H+(ac) y F-
(ac).
DIAGRAMA DE FLUJO
Diluirel stock
NaOH con el
agua hervida
fría.
Hervirel agua y
dejarenfriarapara
que el CO2 disuelto
se conviertaen
carbonatos
AGUA
STOCK
Extraer20
ml de HCl
(0.1 n) con
una bureta
Colocarla
soluciónde
NaOH enuna
botellade vidrio
recomendable

7. CALCULO
Para hallar la normalidad de HCl, primero se obtiene experimentalmente el
volumen de NaCl que se gastó para la titulación, aplicando ley de número de
equivalentes se obtiene lo siguiente:
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂
𝑁( 𝐻𝐶𝑙) × 𝑉( 𝐻𝐶𝑙) = 𝑁( 𝑁𝑎𝑂𝐻) × 𝑉( 𝑁𝑎𝑂𝐻)
𝑁(𝐻𝐶𝑙) × 20𝑚𝑙 = 0,1𝑁 × 2,5𝑚𝑙
𝑅𝑒𝑠𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑎: 𝑁(𝐻𝐶𝑙) = 0,0125
∴ 𝑙𝑎 𝑛𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑒𝑠 0.0125𝑁.
PH de la
solución
Extraerun
volumende la
solución
contenidaen
la botella Colocarlos20
ml de HCl en
el matraz de
Erlenmeyer
NaOH
0.5M
Colocarla
soluciónde
NaOH hasta
titularla.
NaOH (0.1 M)
APROXIMADAMENTE
Luegocolocar 3
gotas de
fenolftaleína.

8. Experimento N°2: “Determinación de la normalidad de una solución de
acido sulfúrico”
OBJETIVOS:
 Aprender la preparación de la solución de normalidad conocida y la
estandarización de las mismas.
FUNDAMENTO TEORICO:
NORMALIDAD
Al igual que la molaridad, esta unidad de concentración se basa en el volumen
de solución. La normalidad se define como el número de equivalentes del soluto
por litro de solución:
En donde N es la normalidad, #eg es el número de equivalentes, y V es el
volumen de la solución expresado en litros. Esta definición puede ser extendida
cuando se emplea el concepto de mili equivalente gramo y el volumen se maneja
en mililitros ya que (usando el análisis dimensional):
Pues:

9. En donde g representa los gramos de soluto y ME la masa del equivalente, por
lo que
A continuación se define e ilustra la determinación de la masa del equivalente-
gramo en los diferentes tipos de reacciones. Esto se basa en que en las
reacciones químicas las sustancias reaccionan equivalente a equivalente. Este
es el fundamento de la volumetría, cuestión que veremos con más detalle en otra
sección.
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
La masa del equivalente-gramo de una sustancia en volumetrías de
neutralización es la masa de la sustancia que puede suministrar, reaccionar
con, o ser químicamente equivalente a un átomo gramo de protones (H+)
en la reacción que tiene lugar. Así, la masa del equivalente-gramo del HCl
coincide con su masa molecular; la masa del equivalente-gramo del H2S04 es la
mitad de la masa molecular. La masa del equivalente-gramo del ácido acético,
CH3COOH coincide con su masa molecular; el hecho de que el ácido acético
esté débilmente ionizado nada tiene que ver con la equivalencia, pues en su
reacción con una base el ácido acético aporta a la reacción todo su contenido en
protones. Las tres etapas de la ionización del ácido fosfórico, H3P04, condiciona
que puede proporcionar protones (o ser neutralizado) por etapas, en reacciones
independientes con puntos finales propios. Por consiguiente, el ácido fosfórico
tiene diferentes masas del equivalente-gramo, representados por H3P04/1,
H3P04/2 y H3P04/3, según se neutralicen 1, 2 o sus 3 protones. Es un principio
universal que la masa del equivalente-gramo está determinado por la reacción
que tenga lugar.
La masa del equivalente-gramo de una base es la masa de ella que reacciona
con o acepta un átomo gramo de protones. Así, la masa del equivalente-gramo
del hidróxido sódico es NaOH/1; el del hidróxido bárico, Ba(OH)2/2; el del
carbonato sódico, Na2CO3/1 cuando pasa a HCO3~, y Na2CO3/2 cuando pasa a
H2C03.
FORMACIÓN DE PRECIPITADOS, COMPLEJOS O ELECTROLITOS
DÉBILES.
En este tipo de volumetrías, la masa del equivalente-gramo de una sustancia es
la masa de la misma que proporciona, reacciona con, o es químicamente
equivalente a un átomo gramo de un catión monovalente en el precipitado,
complejo o electrolito formado. En la precipitación volumétrica del cloruro de
plata, un mol de AgNO3 contiene un equivalente, porque es la cantidad de dicha
sustancia que aporta un átomo gramo de Ag+, catión monovalente, en el
precipitado. En la misma reacción la masa del equivalente-gramo del KCl
coincide con su masa molecular, pues dicho compuesto aporta la cantidad de
ion cloruro que reacciona con un átomo gramo del catión monovalente Ag+. En
su precipitación en forma de AgCl, la masa del equivalente-gramo del cloruro de
bario es BaCl2/2. Si se precipita en forma de BaCrO4 la masa del equivalente-
gramo del K2CrO4 es K2CrO4/2, porque la mitad dla masa molecular aporta una
cantidad de ion cromato que reacciona con la mitad de un átomo gramo del
catión divalente Ba2+ para formar el precipitado de BaCrO4. La mitad del átomo
gramo de un catión divalente es equivalente a un átomo gramo de un catión
monovalente.
En la reacción

10. la masa del equivalente-gramo del cianuro potásico es 2KCN, pues se necesitan
2CN- para completar la reacción con un átomo gramo del catión monovalente
Ag+ en la formación del complejo. Obsérvese que la equivalencia del KCN se
funda en su reacción con Ag+, y no en el ion potasio del KCN; el K+ no juega
ningún papel en la reacción. La equivalencia fundada en la mono valencia del
potasio conduciría a una conclusión errónea. En la formación del electrolito débil
HgCl2, el equivalente del NaCl coincide con la masa molecular; pero en la
formación del complejo HgCl4-, el equivalente es 2NaCl. No puede darse un
énfasis mayor a la afirmación de que el equivalente se determina mediante la
reacción que tiene lugar.
MATERIALES:
 Vaso de 500ml
 2buretas
 1erlenmeyer
 10 tubos de prueba
Reactivos:
 Fenotaleina
 Solucion estándar de HCl
 𝐶𝑢𝑆𝑂40.5𝑁, 𝐾𝐼 0.5𝑁, 𝐻2 𝑆𝑂4 2𝑁, 𝑀𝑛𝐶𝑙2 0.5𝑁, 𝐾𝑀𝑛𝑂40.05𝑁, 𝐾2 𝑆𝑂30.5𝑁,
𝐴𝑔𝑢𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑙𝑜𝑟𝑜, 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑑𝑒 𝑏𝑟𝑜𝑚𝑜
DIAGRAMA DE FLUJO:
Soluciónde H2SO4 de
concentración
desconocida
Se obtiene la
normalidad repetir3
vecespara obtener3
valores.
Colocarcon una buretala
soluciónde NaOHestándar
enla soluciónde H2SO4 para
titularla
De 20 a 25 ml de
NaOH
V=25 ml

11. CÁLCULOS:
Para hallar la normalidad de H2SO4, primero se obtiene de forma experimental
el volumen de NaOH que se gastó para la titulación de la solución de H2SO4,
aplicando la ley de número de equivalente se obtiene lo siguiente:
NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H20
N(NaOH) × V(NaOH) = N(H2SO4) × V(H2SO4)
0,1N × 36,5ml = N(H2SO4) × 10ml
0,365N = N(H2SO4)
∴ La normalidad experimental de H2SO4 es 0.365N.
TERCER EXPERIMENTO
Al observar un clavo de hierro sumergido en una solución de sulfato cúprico
durante 45 minutos se evidencia el cambio de color, inicialmente tenía un color
plomo luego cambio a un color rojizo, esto se debe a la siguiente reacción:
𝐹𝑒(𝑠) + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐶𝑢(𝑠) + 𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
Se obtienen las semirreacciones de oxidación y reducción respectivamente:
𝐹𝑒 → 𝐹𝑒(2 +) + 2𝑒
𝐶𝑢(2 +) + 2𝑒 → 𝐶𝑢
∴ Se entiende que el hierro ha perdido electrones entonces este se ha oxidado,el cobre ganado
electrones,se evidencia en el color rojizo ya que el cobre se deposita .

12. CUARTO EXPERIMENTO
Colocar 2ml de Cl2(ac) en una solución de 2ml de KI se obtiene la siguiente
reacción
𝐶𝑙2( 𝑎𝑐)+ 2𝐾𝐼 → 2𝐾𝐶𝑙 + 𝐼2
Se obtienen las semi reacciones de reducción y oxidación respectivamente:
𝐶𝑙2( 𝑎𝑐)+ 2𝑒 → 2𝐶𝑙(−1)
2𝐼(−1) → 𝐼2 + 2𝑒
QUINTO EXPERIMENTO
En una probeta colocar 1ml de KMnO4 (0,5N), luego colocar 1ml de H2SO4 y
finalmente colocar 2ml de FeSO4 (0.5N), mediante la siguiente reacción
𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑆𝑂4 + 𝐾𝑀𝑛𝑂4 → 𝐹𝑒2( 𝑆𝑂4)+ 𝐾2𝑆𝑂4 + 𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂
Se obtienen las semirreacciones de oxidación y reducción respectivamente:
𝐹𝑒(2 +) + 𝑀𝑛𝑂4(−1) → 𝐹𝑒(3 +) + 𝑀𝑛(2+)
Las semirreacciones de oxidación y reducción son las siguientes
(𝐹𝑒(2 +) → 𝐹𝑒 + 𝑒) × 5
8𝐻(+) + 𝑀𝑛𝑜4(−1)+ 5𝑒 → 𝑀𝑛(2 +) + 4𝐻2𝑂
La ecuación en medio acido es la siguiente
5𝐹𝑒(2 +) + 8𝐻(+) + 𝑀𝑛𝑜4(−1) → 5𝐹𝑒(3 +) + 𝑀𝑛(2 +) + 4𝐻2𝑂

13. CUESTIONARIO
1. En la práctica han notado la titulación de ácido fuerte con una base fuerte,se
puedenusar indicadoresde coloresa PH 7-8-9.
Los indicadores permiten observar el estado de neutralización que ocurre
en un proceso de titulación ácido-base. Es importante el intervalo de viraje
del color este cercano al 7 debido a que este es el estado neutro.
En el caso del experimento de laboratorio, se usó la fenolftaleína el cual
cambia de incoloro a grosella en un intervalo de 8,2 a 10,0.
Por otra parte, también existen otros indicadores con intervalos cercanos
al de la fenolftaleína. Estos se muestran en la siguiente tabla:
2. CALCULAR EL VOLMENDE NAOH 0.1N QUE SE ADICIONA A 50ML DE HCL 0.1N PARA
OBTENER UNASOLUCIÓN FINALCUYO PH SEA 6, 7,8.
 PH=6 LA SOLUCION ES ACIDA
Sea X= volumen de NaOH y b = volumen de HCl
(0.1) (x) =0.1(b)
N(sto)/0.05-b=0.1
N(sto)/0.05+x =0.000001
0.1(0.05-x)/0.05+x = 0.000001
0.05-X = 0.00001 (0.05+x)
0.05-x=0.0000005+0.00001x
0.05-0.0000005=x(1+0.00001)
0.05(1-0.00001) =x(1+0.00001)
0.05(1-0.00001)/(1+0.00001)=x
0.049 ml=X
Se necita 0.049ml de NaOH
 PH=7 LA SOLUCION ES NEUTRA
Entonces se necesita la misma cantidad de HCl
Se necesita 50ml de NaOH
 PH=8 SOLUCION ACIDA
Sea X= volumen de NaOH y a = volumen de HCl

14. (0.1)(x)=(0.1)(0.05)
X=0.05
n/a-0.05=0.1
3. CALCULAR EL PORCENTAJE DE ERROR EN EL VOLUMEN DE NAOH ADICIONANDO
CUANDOLA TITULACIÓN TERMINA A PH=6 Y A PH=8. NOTAR QUE EN ESTAS
SOLUCIONESSE DEBEN CONSIDERAR DOS FUENTES DE IONES HIDRÓGENO E
HIDRÓXIDOS DEL EXCESO ACIDO BASE Y LA PRODUCIDA DE LA DISOCIACIÓN DEL
AGUA.
Para pH = 6
#Eq HCl = 5m eq #Eq NaOH = (0.1)V m eq
#Eq acido en EXCESO = 5meq - 0.1V meq
[HCl](1)(v+50)= 5-0.1V
[H+] (V + 50) = 5- 0.1V [H+] =
(5−0.1𝑉)
(V+50)
A esto se le añade la concentración producida por la disociación de agua-
H20 H+ + OH-
[H+]= 10-7
Por lo tanto se tiene lo siguiente:
[H+] = 10-7 +
(5−0.1𝑉 )
(V+50)
Como (pH = 6): [H+]= -log(6) = 10-6
Reemplazando tenemos:10-6 = 10-7 +
(5−0.1𝑉)
(V+50)
V = 49.9991 ml
De lo anterior, calculamos el error:
%error =
|49.999 – 49.9991 |∗ 100
49 .999
= 2,00 x 10−4
%
Para pH= 8
#Eq HCl = 5m eq y #Eq NaOH = (0.1)V m eq
#Eq base exceso = 0.1V- 5
0.1V- 5 = [NaOH] (V+ 50) y [OH-]=
(0.1𝑉−5)
(V+50 )
A esto se le añade la concentración producida por la disociación de
agua-
H20 H+ + OH-
[OH-] = 10-7
Por lo tanto se tiene lo siguiente:
[OH-] = 10-7 +
(0.1𝑉 −5)
(V+50)
Como pH = 8 pOH = 6 , [OH-]= -log(6) = 10-6 , [H+] = 10-8
Reemplazando tenemos:10-6 = 10-7 +
(0.1𝑉−5)
(V+50)
V = 50.0009 ml
%error =
|50.0009 – 50.001 |∗100
50.001
= 1.999 x 10−4
%