Titulación potenciométrica de ácido débil con base fuerte

PRÁCTICA # 10.

Titulación potenciométrica de  ácido débil con base fuerte.

•Competencias que adquiere el estudiante:

        Realiza curvas de titulación acido débil-base fuerte  y base débil-acido fuerte con el potenciómetro.

        Observa los cambios de pH mediante las valoraciones de los potenciales de electrodo.

        Determina la concentración del ácido débil y de la base débil.

•Fundamento

Para  obtener una curva de titulación para un ácido o base débil, se necesitan  cuatro tipos distintos de cálculos.

        1.-Al principio, la titulación solo contiene un ácido o una base débiles, y el pH se calcula a partir de la concentración del soluto y de su constante de ionización.

        2.-Despues de que se han agregado cantidades crecientes de titulante (pero que no son equivalentes), la solución consiste en una serie de amortiguadores. El pH de cada uno de ellos se puede calcular de las concentraciones analíticas  de la base o acido conjugado y de las concentraciones restantes del ácido o base débiles.

        3.-En el punto de equivalencia, la solución solo contiene la forma conjugada del ácido o de la base que se está titulando (es decir, una sal) y el pH se calcula con la concentración del producto.

        4.-Mas allá del punto de equivalencia, el exceso del titulante, ya sea de ácido o base fuerte, representa el carácter acido o básico del producto de reacción a tal extremo que el pH esta determinado en gran medida por la concentración del exceso de titulante.

•Reacciones Químicas:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

•Cuestionario

1.- ¿El pH en el punto estequiométrico de una titulación de un ácido débil con una base fuerte, será acido, alcalino o neutro?

        Alcalino

2.- ¿El pH en el punto estequiométrico de una titulación de una base débil con un ácido fuerte, será acido, alcalino o neutro?

        Ácido

3. Investigue la toxicidad de los compuestos empelados.

•Diagrama de bloques

[pic 1]

[pic 2]•Evidencia

•Observaciones

La práctica fue repetida en dos ocasiones debido a que en la primera vez no se cuidó la minuciosa adición de NaOH cerca del posible punto de equivalencia y no era posible detectar con facilidad  el pH estequiométrico en la gráfica realizada, por esa razón  se procedió a volver a comenzar el ensayo de nuevo, adicionando cerca del probable punto, continuamente 0.1 ml.

Finalmente con la ayuda de una gráfica pH vs ml NaOH añadido se pudieron conocer los ml de NaOH añadidos en el punto de equivalencia y obtener la normalidad del ácido acético.

•Datos        

•Cálculos

Cálculos N de CH3COOH

N1V1= N2V2

                                                      CH3COOH  NaOH

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