El laboratorio tiene como objetivos neutralizar una solución de HCl con bórax y NaOH para determinar su normalidad, y determinar la concentración de un ácido comercial usando un densímetro. Se preparan soluciones valoradas de HCl 0.1N y NaOH 0.1N mediante titulaciones con bórax y el HCl valorado respectivamente. Se explican conceptos como acidimetría, alcalimetría, indicadores y valoración de soluciones.

1. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
OBJETIVOS
 El objetivo del presente laboratorio es Neutralizar una solución valorada de HCl
0.1N con bórax puro, neutralizar una solución valorada de HCl 0.1N con NaOH, y
determinar la normalidad, molaridad de un ácido comercial mediante un
densímetro
 Determinar la concentración de una solución de una base así como de un acido
 Así como también el uso correcto de los materiales de laboratorio, como la
elección apropiada de un indicador para llevar a cabo la experiencia.

2. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
FUNDAMENTO TEÓRICO
ACIDIMETRIA Y ALCALIMETRIA
La valoración acido-base tiene su fundamento en el cambio brusco de concentración
de los iones hidronios H3O+, y por lo tanto del pH que se produce en el punto final de
la reacción de neutralización. El punto final se reconoce por el cambio de color que
experimenta el indicador añadido a la solución.
Reacción de un acido fuerte con base fuerte:
HCl + Ind + NaOH NaCl + H2O
Reacción de un acido débil con base fuerte:
CH3COOH + Ind. + NaOH NaCO3 + H2O
Reacción de un acido fuerte con base débil:
HCl + Ind + NH4OH NH4Cl + H2O

3. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
CONCIDERACIONES GENERALES
Trata sobre la determinación de la concentración de soluciones ácidas y alcalinas
partiendo de soluciones patrones ácidos y alcalinos.
El HCl es considerado como el ácido mas usado ya que se puede preparar soluciones d
concentración exacta a partir del ácido de punto de ebullición constante, por dilución.
Las soluciones H2SO4, se usan ocasionalmente, las soluciones HNO3 y HClO4 muy
raramente.
Las soluciones de HCl, se preparan de normalidad aproximada, valorándolas luego
volumétrica mente, generalmente la concentración de HCl, varia entre los valores: 10.5
y 12 N. En cuanto a las soluciones alcalinas son muchas pero entre las más empleadas
destacan: NaOH. Otras disoluciones como KOH, NH4OH, etc. Tienen ciertas desventajas
por lo cual se usan poco.
INDICADORES
Pueden clasificarse en:
Neutros, sensibles a los ácidos y sensibles a las bases.
En agua pura los primeros dan su color de transición, los segundos su color ácido y los
terceros su color alcalino.
Consideremos el caso de una valoración de ácido fuerte base fuerte donde puede
emplearse cualquier indicador pero debe notarse que el color de transición no indicara
el mismo pH. Ya que las concentraciones de iones H a que el indicador varía su color de
ácido al básico es diferente. Es conveniente elegir un indicador con un terreno de
cambio de color lo mas estrecho posible y valorar siempre hasta la misma transición de
color.
VALORACION DE SOLUCIONES
El método para valorar soluciones debe elegirse teniendo en cuenta el fin a que se va
destinar incluso el HCl, y el H2SO4, pueden valorarse gravimétricamente.
Las soluciones ácidas pueden valorarse por reacción con soluciones de productos
químicos purificados en cantidades exactamente pesados, es el caso de bórax o
carbonato de sodio o por valoración de soluciones alcalinas valoradas.

4. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
PREPARACION DE SOLCIONES VALORADAS DE
HCl 0.1 N NaOH 0.1 N
PROCEDIMIENTO:
I.- Preparación de una solución de HCl = 0.1 N y se valora con una sustancia alcalina
patrón, como el bórax.
Determinar la densidad de HCl concentrado.
Calcular el porcentaje de HCl puro contenido en el HCl usado.
VALORACION DE HCl = 0.1 N
Se pesa 0.2 gramos de bórax puro (Na2B4O7.10H2O) se disuelve con 60 ml de H2O
destilada agregar hasta completar la solución (si fuese necesario calentar).
Añadir unas gotas de (2-3) de indicador anaranjado de metilo y titular con HCl = 0.1 N.
Anotar el gasto.
Color
cristalino
HCl
Titulando
Color
anaranjado

5. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
OBSERVACIONES : Lo primero que hacemos es tener en un vaso de precipitado agua
destilada luego al echar el bórax tenemos que lograr que se disuelva por completo
agitando luego cuando agregamos el anaranjado de metilo logramos que este adquiera
una tonalidad amarillo pálido y luego cuando procedemos a titular lo hacemos con
cuidado gota a gota y podemos darnos cuenta que logramos un cambio de color en
nuestra muestra a naranja lo que nos indica que la titulación a terminado en ese
momento vemos la bureta y observamos que el gasto promedio es 7.7 ml de HCl.
Gasto del volumen
HCL 0.1 N
7.7 ml
Masa de bórax 150.2 mg
anaranjado de
metilo
5 gotas
Apoyados en que en latitulación elnúmero de equivalentes son iguales concluimos que:
La normalidad del HCl es 0.0496
Densidad de HCL 0.0496x(35.5+1)=1.812g/lt
Color
cristalino
HCl
13.4 ml de
Color anaranjado
pálido
Color anaranjado

6. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
II.- Preparación de una solución valorada de un álcali.
Se emplea la solución de NaOH, base fuerte, soluble en agua.
Se pesa 4 gramos de NaOH. Se disuelve con agua destilada, hervida y se lleva a un
volumen final de 1 lt.
Esta es la solución de NaOH = 0.1 N
VALORACION DE NaOH = 0.1 N.
El HCl = 0.1 N valorado servirá para titular la solución de NaOH = 0.1 N.
Se toma 20 ml de la solución de NaOH= 0.1 N, y sediluye hasta 60 ml con aguadestilada.
Luego añadir gotas (2-3) del indicador fenolftaneina y titular con solución de HCl = 0.1
N valorado. Anotar gasto.
Color cristalino
HCl
Titulando
Color lila

7. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
OBSERVACIONES: La solución entregada NaOH es de color cristalino la diluimos y luego
al agregarle la fenolftaneina logramos que adquiera una coloración lila, y precedemos a
la titulación gota a gota hasta que en un momento dado logramos el cambio de color de
lila a cristalino lo que nos indica que la solución a sido titulada con existo, en ese
momento medimos en la bureta y vemos que el gasto promedio obtenido 17.8 ml de
HCl.
 % peso = 36.59 cuando la densidad del Cl es 1.1808
 % peso = 35.78 cuando la densidad del Cl = 1.1817
 por interpolación logramos que el % peso de nuestra muestra es
36.185
Color cristalino
HCl
Color cristalino

8. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
CUADRO DE RESULTADOS
Valoraciónde HCl usandoBórax.
mBórax (DiluidoenH2O) Indicador Gasto Volumen Normalidad
150.2 mg Anaranjadode Metilo(5
gotas)
7.7 ml de HCl 0.0496
Valoraciónde NaOHcon HCl
Volumende NaOH Indicador Gasto Volumen Normalidad
20 ml Fenolftaleina(3gotas) 17.8 ml de HCl 0.0441

9. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
CUESTIONARIO
1. Indique con toda claridad
¿Cómo preparia 2.5 lts de las disoluciones de HCl (ac) y NaOH (ac)=0.1M a partir
del HCl (ac) fumantes=12M y de las lentejuelas ó pellets de hidróxido de sodio
solido?
+
DATOS:
X: volumen de HCl 12M
Y: volumen de H2O
Z: masa de NaOH
X+Y =2.5 lt
De la relación NiVi=NfVf
12(X) = 0.1 (X+Y)
X = 20.8 ml
Y = 2.4792 lt
Ahora para hallar la masa de NaOH
De la relación M = n/V
0.1 = m/M̅xV
Z= 0.0832 g
HCl 12M H2O
X lt Y lt
X+Y lt
HCl 0.1M
NaOH

10. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
2. Indique con toda claridad ¿Cómo se procede para determinar las
concentraciones con 3 cifras decimales de las disoluciones anteriores?
Comoya conocemoslaconcentracionde de HCl solonosquedadeterminarlaconcentraciónde
NaOH
[HCl]= 0.1 M  ɵ=1
Por la relación #equivalente HCl= #equivalente NaOH
NxV = NxV
0.1 x2.5 = Xx2.5
X=0.100
3. A)calcule ambas concentraciones
b) ¿Cuántos miliequivalentes de bórax recibió ,para hacer la titulación del HCl
=0.1N
Datos:
 masa de bórax = 150.2mg
 masa molar de bórax= 381,4 g/mol
 ɵ= 2
1mEg = 190.7(mg/mol)  #mEg = 150.2 / 190.7
#mEg= 0.7876
c) indique los rangos de viraje de PH , para los indicadores acido-base
fenolftaleína y anaranjado de metilo y los colores que presenta
Anaranjado de metilo Fenolftaleína
 Al aumentar el pH cambia de rojo
a naranja –amarillo
 Tiene un rango de 3.1-4.4
 Se usa en una concentración de 1
gota al 0.1 % por cada 10 ml de
disolución
 Cambia de incoloro a rojo violáceo
al aumentar su pH
 Tiene un rango de 8.0 -9.6
 Es uno de los indicadores
mayormente utilizados en
titulaciones

11. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
4. con losvaloresmedidosdel soecificgraviti odensidadrelativadel HCl (ac) fumante
comercial odel H2SO4 (ac) acidosulfúricocomercial ,calcule lamolalidad(m) la
normalidad(N) ylafracciónmolar del soluto
Soecific Gravity % H2SO4 (masa)
1.808 35.59
1.817 35.78
Calcule: su molalidad (m), normalidad(N) y la fracción molar del soluto (Xsoluto).Datos:
Soecific Gravity % H2SO4 (masa)
1.808 91.61
1.812 x
1.817 90.92
Podemos hallar el porcentaje en peso (% P / P)
1.817 − 1.808
35.59 − 35.78
=
1.817 − 1.812
35.59 − x
∴ x =35.695
Cálculos
M =
10 ∗ ρ ∗ %masa
M̅
M =
10 ∗ 1.812 ∗ 35.695
98
M = 6.59molar
M̅(H2SO4) = 98g/mol
N = M x θ
N = 6.59*2  N = 13.19 normal
Si asumimos 100g a la solución entonces WH2SO4 = 35.65 g y WH2O = 63.35 g
Por lo tanto el número de moles del soluto y del solvente serán:
nsto = WH2SO4/peso molecular
nsto = 0.36 mol
nste = 3.5 mol
Si: m = nsoluto/ Kgsolvente

12. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
Entonces:
m = 5.68molal
Luego la fracción molar será:
Xi =
nsto
nsto + nste
Xi =
0.36
3.86
Xi = 0.093
5. se valoran20 ml de HCl (ac) 0.2M con al discolucionNaOH(ac) hidróxidose sodio0.2N
.calcule el PHde lasoluciónenel matrazErlenmeyercuandose hanañadidolossiguientes
volúmenesde álcali (a) 10 ml (b) 18ml (c) 20 ml
# molesde H+
= 0.2 x20x10-3
= 4x10-3
Para 10ml de NaOH #molesde OH-
= 0.2x 10x10-3
=2x10-3
 Quedaría 2x10-3
molesde H+
volumentotal seria30ml
 pH= -log[H+
]=-log[2x10-3
/30x10-3
]
Ph= 1.17
Para 18ml de NaOH #molesde OH-
= 0.2x 18x10-3
=3.6x10-3
 Quedaría 0.4x10-3
molesde H+
volumentotal seria38ml
 pH= -log[H+
]=-log[0.4x10-3
/38x10-3
]
Ph= 1.9
Para 20ml de NaOH #molesde OH-
= 0.2x 20x10-3
=4x10-3
La mismacantidadde molesH+
 se esta neutralizando
pH =7

13. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
6. a) calcule la[H+
] concentraciónde ioneshidrogenoyel POHde la disoluciónde acido
metanoico,HCOOH0.002 M
Suponiendoque se tiene el acidometanoicoenunadisoluciónde 1lt
 la concentración[H+
] = 0.002 pH = -log[H+
]=2.69
b) para determinarel titulode unadisoluciónde H2SO4 lamuestrapesadade bórax
(Q.P) DE 2.40 g se ha disueltoenunafiolaomatrazaforado de 200ml para titular20 ml de
H2SO4 (ac) se han gastado33.85ml de soluciónde bórax .calcule lanormalidadyel titulo
de H2SO4 (ac)
aplicaremos la relación de # Eg H2SO4= # Eg bórax
datos:
bórax (Na2B4O7·10H2O) = 2.40 g
gasto del bórax = 33.85ml
volumen de H2SO4 (ac)= 20 ml
 m/Eq-g bórax = NxV H2SO4
2.40 X 2/ 381,37= Nx20x10-3
N (H2SO4 )= 0.629
N(Na2B4O7·10H2O) =0.350
 T (H2SO4 )= M(H2SO4 )/V(H2SO4 )
T (H2SO4 )= (N/ɵ)/20ml
T (H2SO4 )= (0.629/2)/20ml
T (H2SO4 )= 0.015 g/ml

14. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
CONCLUSIONES
 Una solución valorada es aquella cuya concentración se conoce con gran
exactitud.
 El cambio de color es un medio muy efectivo para poder titular
 La valoración de una solución de ácido se lleva a cabo experimentalmente,
determinando elvolumen de ácido que equivale aun peso conocido de sustancia
alcalina.Tipo primario (Bórax Na2B4O7 10H2O). De modo similar se contrasta una
solución de alcali buscando su equivalencia con un peso o con un volumen de un
ácido de riqueza conocida.

15. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
RECOMENDACIONES
 El uso de un buen indicador para las titulaciones nos dará una mejor idea de las
mismas.
 Estar atento al cambio de color para poder tener un buen dato del gasto que se llevo
acabo
 El indicador debe ser añadido en poca cantidad ya que este solo le avisara al alumno
cuando ya se encuentra titulado la base.
 Utilizar la cantidad necesaria de reactivo de lo contrario la valoración saldrá erróneo
 Utilizar las medidas de seguridad respetivas

16. LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y ACIDIMETRÍA
BIBLIOGRAFIA
 V. N. ALEXEIEV Semimicroanálisis Químico Cualitativo Editorial Mir URSS 1975.
 F. BURRIEL Química Analítica Cualitativa.
 F, LUCENA Editorial Paraninfo.