Titulación De Una ácido Fuerte Con Una Base Fuerte

Facultad de Ciencias Exactas

Departamento de Ciencias Químicas

Sede de Concepción

“TITULACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON una base fuerte”

LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL, QUI 002, SECCION 700

RESUMEN

El objetivo principal de este laboratorio es que a través de un proceso de titulación, el cual consiste en utilizar una solución desconocida con una solución estándar, lo que implica que haya una forma de determinar cuándo se ha llegado al punto de equivalencia de la titulación, para ello se hace uso de un indicador ácido-base.

Por ejemplo, la fenolftaleina, es incolora en una solución ácida pero rosada en una solución básica. Si agregamos fenolftaleina a una solución ácida de concentración desconocida, la solución será incolora. Luego podemos agregar desde una bureta, una solución básica, previamente estandarizada, hasta que la solución apenas pase de incolora a rosada. Este cambio de color indica que el ácido se ha neutralizado y que la gota de base que hizo que la solución adquiera el color levemente rosado, no encontró ácido con el cual reaccionar. Por tanto, la solución se vuelve básica y el indicador vira de incoloro a rosado. El cambio de color marca el punto final.

Experimento N°1

En esta primera etapa se prepararon 250 mL de solución de NaOH, aproximadamente 0,1 M, por lo que se debió transformar los 250 mL en Litros, quedando asi 0,25 litros. Luego se utilizo la formula que se muestra a continuación, reemplazando los 0,1 M y los 0,25 L, obteniendo lo siguiente:

M=n/L⇒0,1=x/0,25L=0,025 M

Posteriormente se procedió a calcular los gramos de soluto (NaOH) que se debían pesar, a partir de los moles obtenidos anteriormente y la masa molar de NaOH la cual es 40 g/mol, utilizando la siguiente formula :

n=g/MM

De esta fórmula se despejo g quedando :

g=n x MM⇒0,025 x 40=1g

Finalmente se disolvió en un vaso precipitado el NaOH sólido con un poco de agua destilada, se agito durante unos minutos, una vez disuelto totalmente se transfirió a un matraz de aforo, el cual se aforó con agua destilada, se tapó y se agitó fuertemente etiquetando éste como parte final.

Experimento N°2

En este experimento se procedió a la estandarización de la solución de NaOH utilizando un patrón primario de nombre hidrógenoftalato de potasio (KHP) KC8H5O4., el procedimiento para esto consistió en lo siguiente:

Primero se debía pesar aproximadamente 0,3063 g de KC8H5O4 en la balanza analítica para luego depositar sal en un matraz de Erlenmeyer y disolver ésta en agua destilada. Una vez disuelta la sal se procede a agregar 1 o dos gotas de fenolftaleína (indicador acido – base ). Luego se llena la bureta (previamente ambientada) con el NaOH.

Posteriormente para lograr la estandarización se fue depositando lentamente la solución de NaOH, agitando a la vez el matraz, hasta lograr un color rosado bien pálido y que estuviera permanente. Se debía tener sumo cuidado de no agregar más base de la correspondiente para no cometer un error experimental .

Finalmente se registró la lectura final de la bureta con NaOH durante las tres veces que se realizó esta etapa.

A continuación se registran los datos obtenidos durante las tres veces que se realizó este procedimiento:

Masa de KC8H5O4 Volumen de NaOH Gotas de Fenolftaleína

1° Matraz 0,3696 g 18,2 ml 2

2° Matraz 0,3085 g 16,8 ml 2

3° Matraz 0,2924 g 15,3 ml 2

Se descartó el primer matraz ya que solo era para tener una idea del volumen que debíamos ocupar para poder llegar al tono correspondiente por lo que la estandarización no fue la correcta debido a que el color alcanzado fue un rosado muy fuerte , y la estandarización a obtener era un rosado bastante pálido . La estandarización promedio de NaOH fue de 16,05 mL y de KHP fue de 0,30045 g.

Para finalizar se procedió a calcular la concentración molar real de la solución de NaOH, utilizando en una primera parte la siguiente formula:

moles KHP (g/MM)=mol NaOH (V+C)

Quedando de la siguiente forma:

0,30045g/(152g/mol)=0,01605 L+C

Se transformó los 16,05 mL en Litros ya que así lo exije la formula.

Ahora se debió despejar C (concentración molar que necesitamos encontrar), quedando la siguiente formula:

C=mol/V(L)

Los moles de KHP nos dio como resultado 0,0019766 n, entonces reemplazamos los litros que obtuvimos anteriormente quedando la fórmula de la siguiente manera:

C=(0,0019766 n)/(0,01605 L)=0,123 n/L

Por lo tanto la concentración real de la solución de NaOH es 0,123 n/L.

Experimento N°3

En el experimento tres se pretende obtener la curva de titulación para el HCl a partir de la estandarización ya obtenida de NaOH, con un medidor de pH. Este experimento se realizó en conjunto con los docentes el cual consistió en: Con un pipeta de 20,0 mL se tomó una alícuota de solución de HCl de concentración desconocida, la cual se puso en un matraz Erlenmeyer, luego se procedió a la titulación agregando pequeños volúmenes de gotas de NaOH, para ser exactos 0,5 mL. Los obtenidos y los volúmenes de base agregada se podrán observar en la siguiente tabla:

VOLUMEN

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