Trabajo Practico 6 - Curva De Valoracion.docx

UNIVERSIDAD DEL VALLE LABORATORIO DE QUIMICA II PRACTICA # 6 CURVA DE VALORACION DE UN ACIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE

1.- OBJETIVOS  Evaluar las variaciones de pH, pesando las enormes diferencias que puede haber entre ellas al añadir la misma cantidad de acido o de base.

2.- FUNDAMENTO TEORICO En una valoración acido-base se puede representar la curva de valoración, mediante una grafica que ponga de manifiesto la variación que experimenta el pH de la disolución al ir añadiendo uno de los reactivos en volúmenes conocidos. Se realiza la valoración de HCl aproximadamente 0.1 N con NaOH de normalidad exactamente conocida (~0.1).

3.- MATERIALES: - Vasos de precipitados de 50 ml.

- Varilla de vidrio

- Erlenmeyer de 250 ml

- Bureta de 25 ml

- Embudo

- Rollo de papel universal pH 1-14 – metro pH Tester

4.-REACTIVOS - Acido clorhídrico 0.1 mol/L (0.1N)

- Sodio Hidróxido 0.1 mol/L (0.1N)

- Fenoftaleina solucion 1%

5.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL  Se toman 20 ml de HCl en un Erlenmeyer, se añaden dos gotas de fenolftaleína.  Se monta la bureta en el dispositivo de pH metro o en un soporte, se enjuaga y se enrasa a cero con la base (hidróxido de sodio).  Se mide el pH de la disolución que se encuentra en el Erlenmeyer, con el instrumento que se disponga, y se anotan los resultados, después de haber añadido los siguientes volúmenes de base y agitado: 0; 5; 10; 15; 18; 19; 19.3; 19.6; 19.9; 20.2; 20.5; 21; 22 y 25 ml  Los números son orientativos, si por ejemplo vemos que el indicador va a virar cuando hemos añadido 16 ml, las aproximaciones decimales las deberemos hacer en torno a los 16 ml, no a los 20 ml como en el ejemplo numérico.

6.- RESULTADOS SOLUCION A: 0.1 M (0.1 N) NaOH a 250ml sol.

250ml sol. x

𝟏 𝑳 𝒔𝒐𝒍 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒎𝒍 𝒔𝒐𝒍

x

𝟎.𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝟏𝑳

x

𝟒𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑶𝑯

=

m = 1 g NaOH SOLUCION B: 0.1 M (0.1N) HCl a 250 ml sol.

250ml sol. x V =2.02 cm3 HCl

𝟏 𝑳 𝒔𝒐𝒍 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒎𝒍 𝒔𝒐𝒍

x

𝟎.𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍 𝟏𝑳

x

𝟑𝟔.𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍

x

𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒔𝒐𝒍 𝟑𝟖 𝒈 𝒔𝒐𝒍

x

𝟏 𝒄𝒎³ 𝒔𝒐𝒍 𝟒.𝟏𝟗 𝒈 𝒔𝒐𝒍

=

Elaborar una tabla en que se relacionen el volumen de base añadido y el pH medido.

HCL + NaOH → NaCl + H₂O V=0

pH = 1.12

V = 19.6

pH = 6

V=5

pH = 1.35

V = 19.9

pH = 6.2

V = 10

pH = 2.20

V = 20.2

pH = 6.5

V = 15

pH = 3.8

V = 20.5

pH = 6.8

V = 18

pH = 4

V = 21

pH = 7

V = 19

pH = 5

V = 22

pH = 7.5

V = 19.3

pH =5.5

V = 25

pH = 9

Con los datos de la tabla obtenida, representa gráficamente, en papel milimetrado, el pH frente a ml de NaOH añadidos y se traza la curva de valoración. Se comentan los resultados.

7.- CUESTIONARIO 7.1 Calculo de los puntos de una curva de valoración de un acido fuerte con una base fuerte. ¿Cuál es el pH de cada uno de los siguientes puntos de valorización de 25 ml de HCl 0.100 M con NaOH 0.100 M? a) Antes de la adicción de 25 ml de NaOH 0.100 M (en el punto de equivalencia) b) Después de la adicción de 24 ml de NaOH 0.100 M (antes del punto de equivalencia) c) Después de la adicción de 25 ml de NaOH 0.100 M (en el punto de equivalencia) d) Después de la adicción de 26 ml de NaOH 0.100 M (después del punto de equivalencia) HCl 0.100 25.00 mL 25.00 mL 25.00 mL 25.00 mL

NaOH 0.100 0 24.00 mL 25.00 mL 26.00 mL

pH 2.4 2.69 7 11.29

7.2 Calculo de los puntos de una curva de valorización: de un acido débil con una base fuerte. ¿Cuál es el pH en cada una de los siguientes puntos de valorización de 25 ml de HC2H3O2 0.100 M con NaOH 0.100 M? HC2H3C2 0.100 25.00 25.00 25.00 25.00

NaOH 0.100 0 24.00 25.00 26.00

pH 2.87 6.12 8.72 11.29

8. - CONCLUSIONES Las diluciones de las sales normales pueden ser no solo neutras sino acidas o básicas Algunas sales en disolución acuosa tienen un comportamiento ácido o básico según Brönsted – Lowry, ya que los iones producidos en la disociación son capaces de transferir iones H^+ al agua, o también recibirlos de ella. En consecuencia, se puede producir un exceso de iones H3O^+, o también de iones OH^-, con los que se podrá formar una disolución ácida o básica respectivamente.

9.- RECOMENDACIONES  Se debe utilizar la cantidad exacta de indicador, ya que unas gotas de más afectará el color y se podría interpretar mal el pH en el patrón de colores.  Tomarse el tiempo suficiente para apreciar la coloración (el rango de pH).

10.- BIBLIOGRAFÍA    

QUÍMICA BÁSICA, James E. Brady, Editorial Limusa, México (1988). QUÍMICA GENERAL MODERNA, Babor - Ibarz, Editorial Marín S.A., España (1979). QUÍMICA, Raymond Chang, McGraw - Hill, Inc. México (1994). ATLAS DE QUÍMICA, M.A. Febrer Canals, Ediciones Jover, S.A. - Barcelona, 1988.