PRACTICA 4: CURVAS DE TITULACIO
QUIMICA ANALITICA 1
PROFESORA: NORMA EDITH LOPEZ DIAZ
ALUMNO: JONATHANBARRETO URRUTIA
INTRODUCCION
Las titulaciones en donde se emplean ácidos y bases son muy utilizadas para
el control analítico de muchos productos comerciales y la disociación de ácidos
y bases ejerce una influencia importante en los procesos metabólicos de la
célula viva.
Al examinar una reacción para determinar si se puede utilizar para una
titulación, es instructivo construir una curva de titulación. Para las
titulaciones ácido-base una curva de titulación consiste en graficar el pH (o
pOH) contra los mL de titulante. Estas curvas son muy útiles para juzgar la
factibilidad de una titulación para seleccionar el indicador adecuado.
Titulación ácido-base fuerte
En solución acuosa, los ácidos y las bases fuertes se encuentran totalmente
disociados. Por lo tanto, el pH a lo largo de la titulación se puede calcular
directamente de las cantidades estequimétricas de ácido y base que van
reaccionando. En el punto de equivalencia el pH está determinado por el grado
de disociación del agua; a 25ºC el pH del agua pura es de 7.00.
Gráfica 1.
En la tabla 1 se presentan los valores de pH a lo largo de la titulación y
en la figura 1 se muestra la curva de titulación. Al principio el pH se eleva
de forma gradual conforme se adiciona el titulante, se eleva con mayor rapidez
cuando se aproxima al punto de equivalencia y luego se incrementa alrededor de
5.4 unidades con la adición de solo 0.10mL de base en el punto de equivalencia.
Después del punto de equivalencia, el pH se eleva de nuevo en forma gradual.
Titulacion acido debil - base fuerte
En la figura 2 se incluye la curva de titulación de un ácido débil con una
base fuerte para hacer una comparación. La curva de un ácido débil comienza a
elevarse rápidamente conforme se adicionan los primeros mL de base y que la
proporción en la que se incrementa disminuye a
medida que aumenta la
concentración de B-. Se dice que la solución es amortiguadora en
esta región ya que la velocidad a la que se incrementa el pH es baja.
En la figura 2 se incluyen las curvas para los ácidos débiles de valores de
pKa de 3.00, 7.00 y 9.00. El valor de la K de la reacción ocurre durante la
titulación:
Es Ka/Kw o 1011, 109, 107 y 105
respectivamente, para los ácidos con los valores anteriores de pKa. Mientras
más débil sea el ácido el valor de K será menor y el cambio de pH en el punto
de equivalencia será más pequeño.
figura 2
Objetivos:
1. Observar las diferencias en la curva de titulación potenciométrica
de un acido fuerte vs base fuerte
2. Observar las diferencias de la curva de titulación potenciométrica
de un acido débil vs base fuerte
3. Deducir el valor de pKa utilizando la curva de titulación
de un acido monoprótico débil, vs base fuerte.
Material
1 Potenciómetro con electrodo de vidrio para pH
1 Parrilla con agitación magnética
1 barra magnética
3 vasos de precipitado de 250 ml
2 vasos de precipitado de 50 ml
1 soporte universal
1 pinzas para bureta
1 bureta de 50 ml
1 propipeta
2 pipetas volumétricas de 10 ml
1 piseta con agua destilada
Papel absorbente
3 matraces volumétricos de 100 ml
1 balanza analítica
Reactivos y disoluciones
Disoluciones de NaOH 0.10M
Disolución de HCl 0.10M
Disolución de CH3COOH 0.10M
Disoluciones buffer para calibrar el potenciómetro con pH de 4.00, 7.00 y
10.00
REACTIVOS
Y DISOLUCIONES
Disolución de NaOH 0.10 M
Disolución de HCL 0ñ1 M
Disolución de CH3COOH 0.10 M
Disoluciones buffer para calibrar el
potenciómetro con pH de 4.00, 7.00 y 10.00
METODOLOGÍA
Curvas
de titulación de un acido fuerte con una base
Fuerte
(HCl vs. NaOH)
1) Calibremos el
potenciómetro con la disoluciones amortiguadoras de pH 4.0, pH 7.0 y pH10.0. En
juagamos el electrodo combinado de vidrio destilada y posterior mente lo
secamos con papel absorbente antes de sumergirlo en la disolución problema.
2) En un vaso de precipitado se 100ml
colocamos una barra magnética, 30.0ml de la disolución de HCl. Colocamos este
vaso en la parrilla con agitación e introducimos suavemente el electrodo,
evitando que la barra magnética golpeara al electrodo, así como este no
estuviera en contacto con las paredes del vaso. Dejamos que el electrodo se
equilibrara durante un minuto.
3) Llenamos la bureta
con la disolución estandarizada de NaOH y colocamos sobre el vaso de
precipitado detal forma que permitiera la libertad de movimiento a la llave de
la misma para que no se derramara fuera del vaso de precipitado.
4) Se determino el valor
del pH después de cada adición de la disolución de NaOH.
Curvas de titulación de CH3COOH con NaOH
Repetimos lo mismo para ácido acético pero en
lugar de HCl colocamos 30ml de ácido acético previamente estandarizado.
RESULTADOS
Preparación de
soluciones:
Ácido acético glácil:
Pereza: 100 %
PM=60g/mol
0.10 M en 100ml
0.1L x (0.1M/L) x
(60g/mol) x (1ml/1.05g)= 0.57ml
Acido clorhídrico:
Pureza= 37%
PM=36g/mol
0.1M en 100 ml
0.1 x (0.1 mol/ L) x (36g/mol HCl) x (1ml/1.19g)= 0.30ml
0.30ml x
100 %/ 37% = 0.81ml HCl
Hidróxido
de sodio
PM= 40
g/mol
0.10 M en
100ml
0.1L x (0.1
mol/1L) x( 40g/mol) =0.4g en 100 ml
Se
calculo cuantos ml de NaOH necesita
adicionar a 30ml de HCl para que la neutralización se lleve acabo en:
a)
50 %
b)
100%
100ml a
0.10M de HCl
O0.1L x
(0.1 mol/ L) x (36g/mol)= 0.36g x (1ml
/1.19g)= 0.302ml HCl
30ml de
0.10 M
0.03L x
(0.1 mol/ 1L) x (36g/mol) x (1ml/1.19g) = 0.090ml este es el 100%
50% x
(0.090ml)/ 100% = 0.045 ml
¿Calcular
los milimoles de HCl que hay en 30ml de la disolución?
mmol de
HCl en 30ml
0.03 L x
(0.1mol/L) x (1000mmol/mol)= 3 mmol en 30 mlde una disolución 0.1 M
Encuentre
los ml de NaOH que necesita para que la neutralización de 50% y 100%.
ml de NaOH
= 3mmol HCl x (1mmol NaOH/1mmol HCl) x (50%/100%) x (1ml/0.1mmol NaOH) = 15 ml
NaOH en 50%
ml de NaOH
= 3mmol HCl x (1mmol NaOH/1mmol HCl) x (100%/100%) x (1ml/0.1mmol NaOH)= 30ml
de NaOH en 100%
PH inicial HCl: al principio el pH del HCl era de o.23
despues de un minuto tenia un pH de 0.1.
30ml HCl + fenolftaleína ------------- Incoloro a color Rosa
Curva de titulación del acido clorhídrico con fenoltaleina al 1 %
(2gotas) donde tiene que pasar de incoloro a rosa.
Grafica 1. Curva de titulación del HCl con NaOH.
Se muestra en esta grafica la curva
de titulación de ácido clorhídrico contra hidróxido de sodio
Se produce cloruro de sodio (Sal común) y Agua. Todas las reacciones de
neutralización se dan a partir de la combinación de un acido y un hidróxido, y
siempre se van a obtener como productos una sal y agua. Como se muestra en la
reacción.
HCl + Na(OH) -------------> NaCl + H2O
(Acido) + (Hidróxido) ------------> (Sal) + (Agua)
HCl + Na(OH) -------------> NaCl + H2O
(Acido) + (Hidróxido) ------------> (Sal) + (Agua)
En esta parte de la practica el ácido clorhídrico es un acido fuerte que
alcanza su neutralización a los 32ml de NaOH donde el indicador la
(fenolftaleína) cambia a color rosa cuando alcanza este volumen.
Comparándolo con lo calculado debió de haber cambiado a un volumen de
30ml lo cual no fue mucho la diferencia de volúmenes. Se vuelve básico a un
volumen de 47ml que se ocupo de hidróxido de sodio para obtener su sal.
Curva de titulación de CH3COOH
con NaOH
CH3COOH con 2 gotas de
fenolftaleína----------------- color rosa
Grafica 2. Se muestra la curva de titulación de CH3COOH
con NaOH
Donde se puede ver el punto de equilibrio o neutralización
cuando alcanza un PH=7.
La titulación del Ácido Acético
con Hidróxido de Sodio en presencia de fenolftaleína. La fenolftaleína es un
indicador de rango de pH, que sirve para indicar el punto final de una
titulación. En soluciones ácidas (en el ácido), permanece incoloro. A medida
que va agregando NaOH desde la bureta al erlenmayer con ácido, se neutraliza a
este, a partir de esta ecuación:
HAc + NaOH -----¬ NaAc + H2O (reacción de neutralización)
Esto es una titulación de ácido base, donde neutralizas un ácido débil con una base fuerte. La fenolftaleina es incolora en medio ácido, pero tomo color rosa purpura en medio básico. Cuando neutralizaste todo el ácido, el primer exceso de base hace que este indicador varíe de color, ya que el medio que predomina es el básico
HAc + NaOH -----¬ NaAc + H2O (reacción de neutralización)
Esto es una titulación de ácido base, donde neutralizas un ácido débil con una base fuerte. La fenolftaleina es incolora en medio ácido, pero tomo color rosa purpura en medio básico. Cuando neutralizaste todo el ácido, el primer exceso de base hace que este indicador varíe de color, ya que el medio que predomina es el básico
En esta parte de la practica el ácido acético es un ácido débil por lo
cual debió de a verse utilizado un volumen mucho menor pero debido a que empezó con un pH de 2.26 podría ser que
afecto el volumen que se utilizo de hidróxido de sodio. El volumen donde el pH
fue neutro es de 27.5 ml mas una gota que fue cuando el indicador cambio de
color rosa.
Diferencias de curvas de titulación
La diferencia entre las curvas de titulación de un acido fuerte el
clorhídrico con un ácido débil el acético y base fuerte el hidróxido de sodio
se observa que para alcanzar el pH neutro en el acido clorhídrico tuvo un
volumen de 32ml y ácido acético fue de 27.5 ml como se ve en la grafica la
diferencia de volúmenes ya que como el ácido acético es débil utilizo un
volumen menor (diferencia de Ac acético vs. Hidróxido de sodio es de 4.5ml).
Las dos curvas de titulación llegaron casi al mismo volumen utilizado de
hidroxido de sodio un promedio de 48ml para alcanzar pH de la base.
Imagen 1 Se muestra la colocación del
potenciómetro y la bureta para la neutralización del acido.
CONCLUSION
En la titulación de un ácido débil el
pH en el punto de equivalencia debe ser igual o muy próximo al pKa por que
tanto la concentración de acido como de base se igual. Y en la titulación ácido
fuerte el pH dependerá de la concentración de protones del agua, la disociación
del agua produce en equilibrio la misma cantidad de protones que de iones
hidróxido, así que el el ph se aproxima al punto de neutralización hasta llegar
a pH=7. El valor de pH del punto de
equilibrio de HCl es 7; mientras que el de CH3COOH es próximo a 8; se encuentran
dentro del ph teórico.
Bibliografía:
Day, R.A y Underwood, A. L., 1989, Química Analítica Cuantitativa. Cap. 6,
Prentice-Hall Hispanoamericana, S.A., 5ta edición.
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