CURVA DE VALORACION ACIDO-BASE

CURVA DE VALORACION ACIDO-BASE

UNIVERSIDAD DE NARIÑO

FACULTAD DE INGENIERIA AGROINDUSTRIAL

PROGRAMA DE INGENIERIA AGROINDUSTRIAL

RESUMEN

INTRODUCCIÓN

La reacción entre un ácido y una base, también llamada de neutralización, posee un evidente interés analítico. Esto quiere decir que podemos utilizar esta reacción, prácticamente completa en todos los casos, para determinar la concentración de una sustancia ácida o básica desconocida partiendo de su opuesta de concentración perfectamente conocida (llamada genéricamente con el nombre de sustancia valorante). Para ello será necesario disponer de un medio que nos permita conocer el punto final de la reacción.

Este punto final se caracteriza porque se produce un salto importante en el valor del pH de la disolución a valorar, lo cual es aprovechado por determinadas sustancias de carácter orgánico llamadas indicadoras, que ante ese salto reaccionan modificando su estructura y con ello su color. Por tanto, conviene conocer bien todo el proceso de neutralización, desde la adición de la primera gota de sustancia valorante hasta un poco más allá del punto final de reacción.

La representación gráfica de este proceso, en el cual se observa cómo evoluciona el valor del pH frente al volumen de sustancia valorante añadida, recibe el nombre de curva de valoración. Dicha curva se construye con el fin de mejorar la detección del punto de equivalencia e indagar las posibles fuentes de error en la titulación.

Las curvas de titulación son una representación del pH frente a la cantidad (normalmente de volumen) de un ácido o de una base adicionada.

La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución.

Las titulaciones donde las soluciones son un ácido y una base se denominan de neutralización.

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 estequiometrias 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.

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.

Titulaciónácido débil - base fuerte

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.

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.

MATERIALES Y METODOS

3 balones aforados de 50 ml

Pipetas volumétricas de 5 y 10 ml

Frasco lavador

pH metro Erlenmeyer de 100 ml

Bureta de 25 ml

2 Beakers de 100 ml

2 Beaker de 50 ml

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 el pOH) contra los mililitros de titulante. Estas curvas son muy útiles para juzgar la factibilidad de una titulación y para seleccionar el indicador adecuado. Examinaremos dos casos: la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte y la titulación de un ácido débil con una base fuerte.

Disolución de NaOH 0.10 M

Disolución de HCL 0ñ1 M

Disolución de CH3COOH 0.10 M

RESULTADOS Y DISCUSIONES

a. Construcción de una curva de valoración:

Realización de los cálculos para preparar las soluciones para la titulación.

Preparación de 50 ml de NaOH 0,1 M a partir de NaOH 0,5 M

C1*V1=C2*V2

0,5 M * V1 = 0,1 M * 50 ml

V1=(0,1 M*50 ml)/(0,5 M)

V1=10 ml de NaOH

Se necesitan 10 ml de NaOH 0,5 M para preparar 50 ml de NaOH 0,1 M

Preparación de 50 ml de Ácido Clorhídrico 0,1 M a partir de Ácido Clorhídrico 0,5 M

C1*V1=C2*V2

0,5 M * V1 = 0,1 M * 50 ml

V1=(0,1 M*50 ml)/(0,5 M)

V1=10 ml de Ácido Clorhídrico

Se necesitan 10 ml de Ácido Clorhídrico 0,5 M para preparar 50 ml de Ácido Clorhídrico 0,1 M

Al realizar la adición consecutiva de NaOH 0,1 M hasta completar 35 ml de esta solución a 25 ml de Ácido Clorhídrico 0,1 M se obtuvo los siguientes resultados:

ADICIÓN DE NaOH 0,1 M (ml) pH DEL ÁCIDO CLORHÍDRICO 0,1 M (experimental) PH DEL ÁCIDO CLORHÍDRICO 0,1 M (teórico)

0 1,00 1

5 1,15 1,15

10 1,35 1,39

15 1,60 1,60

20 2,03 2,00

25 11,26 7

30 11,95 11,95

35 12,12 12,22

pH teóricos de 25 ml de ácido clorhídrico 0,1 M al agregarle cantidades de NaOH 0,1 M.

Ph de 25 ml de ácido clorhídrico 0,1 M

El HCl se disocia totalmente

HCl ====== H+ + Cl-

0,1 M ====0,1 M 0,1M

al disociarse completamente ambas iones quedan con la misma concentración

luego solo reemplazas en la formula, que dice

pH= -log (H+)

pH= -log (0,1 M)

pH= 1

Ph de 25 ml de ácido clorhídrico 0,1 M + 5 ml de NaOH 0,1 M

Se titula 25 ml de HCl 0, 1 M

Con 5ml de NaOH 0, 1 M

[H] + [OH] ↔ H2O el numero de H para la reacción

[H] = volumen L * molaridad

HCl = 0.025 L * 0, I M = 0,0025 moles

[OH] = volumen L * M

0,005 L * I M = 0,1 ( moles)/L

[H] - [OH]

0,0025 - 0,0005 = 0,002 moles de [H]

25 ml + 5 ml = 30ml 0,030 L de solución

pH=(N de moles sin⁡reaccionar)/(N de L de solucion) = (0,002 moles)/0,030L = 0,07( moles)/L

pH=log1/0,07 = 1,15

pH=1,15

Ph de 25 ml de ácido clorhídrico 0,1 M + 10 ml de NaOH 0,1 M

Se titula 25 ml de HCl 0, 1 M

Con 10ml de NaOH 0, 1 M

[H] + [OH] ↔ H2O

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