Supuesto 9

Una práctica de laboratorio clásica de química analítica: determinar la concentración desconocida de un ácido (el analito) haciéndolo reaccionar de forma controlada con una base de concentración conocida (el valorante). Su fundamento es la estequiometría de la reacción de neutralización, y su interés didáctico reside en distinguir el punto de equivalencia (magnitud estequiométrica) del punto final (lo que realmente observamos, el viraje de un indicador), así como en justificar la elección de ese indicador a partir de la curva de valoración.

Enunciado

Se dispone de una disolución problema de ácido acético (analito) cuya concentración se desea determinar. Como valorante se emplea una disolución de hidróxido de sodio previamente estandarizada frente a hidrogenoftalato de potasio, de concentración $c_b = 0{,}1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$, con una incertidumbre típica $u(c_b) = 0{,}0002\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$.

Objetivo. Montar la valoración, elegir el indicador adecuado, identificar el punto de equivalencia y calcular la concentración del ácido acético, expresando el resultado con su incertidumbre y el número correcto de cifras significativas.

Material e instrumentos: bureta de 50 mL clase A (tolerancia $\pm 0{,}05\ \mathrm{mL}$), pipeta aforada de 25 mL clase A (tolerancia $\pm 0{,}03\ \mathrm{mL}$), soporte con pinza y nuez, matraz Erlenmeyer de 250 mL, agitador magnético, frasco lavador con agua destilada, disolución de fenolftaleína como indicador y, opcionalmente, pH-metro para registrar la curva de valoración.

Desarrollo

Fundamento teórico

La reacción de neutralización entre el ácido acético y el hidróxido de sodio es de estequiometría 1:1:

El ácido acético es un ácido débil, cuya disociación en agua es un equilibrio:

En el punto de equivalencia los moles de base añadidos igualan a los de ácido presentes en la alícuota. Llamando $c_a$ y $V_a$ a la concentración y volumen del ácido, y $c_b$ y $V_b$ a los del valorante:

Como el producto de la reacción es acetato de sodio (base conjugada de un ácido débil), la disolución en la equivalencia no es neutra, sino básica. Su pH se estima por la hidrólisis del acetato, con $K_b = K_w/K_a = 5{,}6\times 10^{-10}$. Para una concentración de sal $c_s \approx 0{,}043\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ en la equivalencia:

Curva de valoración e indicador. Al representar el pH frente al volumen de NaOH añadido, la curva de un ácido débil frente a base fuerte muestra una zona tampón inicial (en el semipunto de equivalencia se cumple $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a = 4{,}74$), un salto brusco de pH alrededor de la equivalencia y un pH final básico. El salto es más corto que en una valoración fuerte-fuerte y está centrado en la zona básica. Por ello el indicador debe virar dentro de ese salto: la fenolftaleína (intervalo de viraje 8,2–10,0) es idónea, mientras que el naranja de metilo (3,1–4,4) viraría demasiado pronto y provocaría un error apreciable por defecto.

Montaje y procedimiento

1. Enjuagar la bureta con la disolución de NaOH, llenarla, eliminar la burbuja de la punta y enrasar; anotar el volumen inicial.
2. Pipetear con la pipeta aforada $25{,}00\ \mathrm{mL}$ de la disolución problema y transferirlos al Erlenmeyer.
3. Añadir 2–3 gotas de fenolftaleína y colocar el matraz sobre el agitador magnético, bajo la bureta.
4. Añadir el valorante agitando de forma continua; al aproximarse al viraje, dejar caer el NaOH gota a gota.
5. Detener la adición cuando aparezca un color rosa pálido persistente durante al menos 30 s: es el punto final. Anotar el volumen gastado.
6. Repetir la valoración por triplicado, descartando la primera de tanteo, y promediar los volúmenes concordantes.

Tratamiento de datos y errores

Con los tres volúmenes concordantes registrados ($18{,}72$; $18{,}68$; $18{,}70\ \mathrm{mL}$) el volumen medio de valorante es $V_b = 18{,}70\ \mathrm{mL}$. La concentración del analito resulta:

Propagación de incertidumbre. Al ser $c_a$ un producto y cociente de magnitudes, las incertidumbres relativas se combinan en cuadratura:

La dispersión de las tres lecturas es pequeña (desviación típica de la media $\approx 0{,}01\ \mathrm{mL}$), menor que la tolerancia de calibración de la bureta; por tanto domina la componente tipo B y tomamos $u(V_b) = 0{,}05\ \mathrm{mL}$ y $u(V_a) = 0{,}03\ \mathrm{mL}$. Sustituyendo:

El término dominante es el del volumen de la bureta, lo que subraya la importancia de enrasar y leer con cuidado. Redondeando la incertidumbre a una cifra significativa y ajustando el valor a la misma posición decimal, el resultado se expresa como:

lo que, multiplicando por la masa molar del ácido acético ($M = 60{,}05\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$), equivale a $\rho = 4{,}49\ \mathrm{g\,L^{-1}}$ de ácido acético en la disolución problema.

Comentario didáctico

Esta práctica encaja en el bloque de reacciones ácido-base del temario (Tema 55) y se aborda de forma completa en 2.º de Bachillerato, aunque una versión cualitativa cabe ya en 4.º de ESO. Trabaja competencias de indagación científica (competencia STEM): diseño experimental, medida con material volumétrico, tratamiento cuantitativo de datos y expresión rigurosa del resultado con su incertidumbre.

Conviene anticipar los errores y concepciones alternativas más frecuentes: (1) creer que el punto de equivalencia está siempre a pH 7, algo cierto solo en la valoración fuerte-fuerte, no aquí; (2) confundir el punto de equivalencia con el punto final del indicador, que introduce un pequeño error de valoración; (3) elegir mal el indicador; (4) sobrepasar el viraje por añadir el valorante demasiado deprisa, sobrestimando $V_b$; y (5) olvidar que el NaOH se carbonata con el $\mathrm{CO_2}$ atmosférico, razón por la que debe estandarizarse frente a un patrón primario. Como precauciones de laboratorio: eliminar la burbuja de la punta de la bureta, arrastrar con agua destilada las gotas adheridas a las paredes del Erlenmeyer y no dar por bueno un resultado sin repetir la valoración. Es honesto recordar al alumnado que el objetivo no es “acertar un número”, sino cuantificar cuánto podemos fiarnos de él.