INFORME FISICOQUIMICA N° 2

AÑO DE LA DIVERSIFICACIÓN PRODUCTIVA Y DEL FORTALECIMIENTO DE LA EDUCACIÓN UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FISICOQUIMICA INFORME DE LABORATORIO N° 02

PROFESOR:

YUPANQUI PORRAS, BILMA.

FACULTAD:

INGENIERIA AMBIENTAL

INFORME DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA : “VALORACIONES ÁCIDO – BASE ”

CICLO ACADEMICO: 2015 -2

INFORME DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA VALORACIONES ÁCIDO – BASE BASE

El presente informe fue elaborado en conjunto por los alumnos

de

la

Facultad

de

Ingeniería

Ambiental,

especialidad: Ingeniería Sanitaria código 2014-II: - Alhuay Castro, Emmanuel. - García Velez De Villa, Josef Junot. - Mendez Salazar, Rony Simon. - Chilo Gallegos, Fray Elvis.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

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2.0


INTRODUCCIÓN

Curvas de valoración teóricas Las valoraciones ácido base pueden considerarse como mezclas de reacción donde el volumen de una de las disoluciones en la mezcla (y por lo tanto también el volumen total) va cambiando en el tiempo. Por lo tanto se pueden obtener curvas de valoración teóricas utilizando la aproximación de equilibrios representativos. La estrategia a seguir puede englobarse en tres grandes pasos:

1) Calcular las condiciones de equilibrio al inicio y en los puntos de equivalencia. 2)

Calcular la cuantitatividad de la reacción en los puntos de equivalencia.

3)

A partir de estos resultados definir el número de equilibrios que necesito en cada etapa de la valoración.

En el caso de un ácido monoprótico HA, solo existe un punto de equivalencia y por tanto las etapas de la valoración serán inicio (In), antes del punto de equivalencia (APE), punto de equivalencia (PE), y después del punto de equivalencia (DPE). Sin embargo para un ácido poliprótico HnA, las etapas de la valoración son: inicio (In), antes del primer punto de equivalencia (APE1), primer punto de equivalencia (PE1), antes del segundo punto de equivalencia (APE2), segundo punto de equivalencia (PE2) y así sucesivamente hasta antes del enésimo punto de equivalencia (APEn), enésimo punto de equivalencia (PEn), y después del enésimo punto de equivalencia (DPEn).


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3.0 RESUMEN

En el laboratorio con los materiales y reactivos necesarios procederemos a realizar los experimentos. Primero, valoramos un ácido fuerte con una base fuerte. En una bureta tendremos NaOH a 0.1M y en un erlenmeyer tendremos 25 ml HCl 0.1 M, al erlenmeyer iremos agregando ciertas cantidades de NaOH con la cual al final calculamos su pH de cada cantidad agregada con la solución de HCl. Segundo, valoramos un ácido débil con una base fuerte. En una bureta tendremos NaOH a 0.1M y en un erlenmeyer tendremos 25 ml CH3COOH 0.1M, al erlenmeyer iremos agregando ciertas cantidades de NaOH con la cual al final hallaremos su pH de cada cantidad agregada con la solución de CH3COOH. Finalmente, valoramos un ácido fuerte con una base débil. En una bureta tendremos HCl a 0.1M y en un erlenmeyer tendremos 25 ml NH3 0.1 M, al erlenmeyer iremos agregando ciertas cantidades de HCl con la cual al final hallamos su pH de cada cantidad agregada con la solución de NH3.


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4.0


OBJETIVOS

1. Recoger valores experimentales de pH frente a volumen de disolución valorante añadidos y utilizarlos para construir una curva de valoración ácido-base. 2. Determinar con la ayuda de una segunda gráfica el volumen de disolución valorante gastado hasta el punto final de valoración. 3. Determinar la concentración de la disolución problema.


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5.0


FUNDAMENTO TEÓRICO

ÁCIDOS Un ácido puede definirse como una sustancia que, en disoluciones acuosas, produce iones hidrogeno (H+). Los ácidos son sustancias que poseen un sabor agrio, que al ponerlos en contacto con algunos metales (como el hierro o el cinc) los corroen, desprendiéndose gas hidrógeno, y que al reaccionar con una base cualquiera originan una sustancia de naturaleza diferente a ambas, llamada sal. Los más importantes, desde el punto de vista químico, por la gran cantidad de compuestos en los que están presentes son: el ácido sulfúrico, el clorhídrico y el nítrico. Los tres son corrosivos e irritantes; son por tanto peligrosos, por lo que se deben manejar con las debidas precauciones.

ÁLCALI O BASES Es la sustancia que en soluciones acuosas produce iones hidróxido (OH-). El término procede del árabe al-qili, 'cenizas de la planta de almajo', que hacía referencia a los hidróxidos y carbonatos de potasio y sodio, lixiviados de las cenizas de aquella planta. En la actualidad, este término también se aplica a los hidróxidos de amonio (NH4+ ) y otros metales alcalinos, y a los hidróxidos de calcio, estroncio y bario. Los carbonatos y el hidróxido de amonio sólo proporcionan concentraciones moderadas de iones hidróxido y se llaman álcalis débiles. En cambio, los hidróxidos de sodio y potasio producen iones hidróxido en concentración suficientemente alta para destruir la carne; por esta razón se llaman álcalis cáusticos. Las disoluciones de álcalis colorean de azul el tornasol rojo, neutralizan los ácidos, tienen un tacto jabonoso y son conductores eléctricos. Por conveniencia clasificamos los ácidos y las bases en fuertes y débiles. Los ácidos fuertes en solución acuosa se ionizan (se separan en iones hidrogeno y aniones estables), los débiles se ionizan solo ligeramente. Las bases fuertes son solubles en agua y están completamente disociadas en solución acuosa. Las débiles son solubles en agua pero solo se ionizan ligeramente en solución (ver tabla).


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El final de la reacción suele determinarse a partir del cambio de color de un indicador, como papel de tornasol o una mezcla especial de indicadores denominada indicador universal. Para poder reconocer el punto de equivalencia de estas valoraciones, con frecuencia se utilizan pequeñas cantidades de sustancias llamadas indicadores. Estos por lo general son ácidos orgánicos o bases débiles que cambian de color al pasar de un medio acido a uno básico.5 Sin embargo no todos los indicadores cambian de color al mismo pH. La selección del indicador para una determinada titulación depende del pH en el que se presente el punto de equivalencia (ver tabla).


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VALORACIÓN ÁCIDO-BASE Las cantidades de reaccionantes y productos de una reacción, son investigados en los laboratorios gravimétricamente por pesadas y volumétricamente por titulación. La volumetría, también llamada valoración química, es un método químico para medir cuánta cantidad de una disolución se necesita para reaccionar exactamente con otra disolución de concentración y volumen conocidos. Para ello se va añadiendo gota a gota la disolución desconocida o ‘problema’ a la otra disolución (disolución valorada) desde un recipiente

cilíndrico denominado bureta, hasta que la reacción finaliza. Según el tipo de reacción que se produzca, la volumetría será, por ejemplo, volumetría ácido-base, de oxidaciónreducción o de precipitación. Se pueden presentar varios casos de valoración acido-base:

1. Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte: En el punto de equivalencia el pH es 7, se forma una sal que no sufre hidrólisis por lo que la solución es neutra, se puede utilizar cualquier indicador que vire en el intervalo 4-10: Fenolftaleína, tornasol, rojo de metilo. 2. Valoración de un ácido débil con una base fuerte: En el punto de equivalencia se forma una sal con lo que la hidrólisis es básica. Se deberá utilizar un indicador que vire en la zona básica de pH > 7. La fenolftaleína sería un indicador adecuado, pero no el anaranjado de metilo o el rojo de metilo. 3. Valoración de un ácido fuerte con una base débil: Opuesto al anterior, será necesario un indicador que vire en zona acida, se forma una sal donde la hidrólisis tiene carácter acido. El rojo de metilo o el anaranjado de metilo, serán indicadores adecuados, pero no la fenolftaleína). Si se prepara una cantidad de ácido o base con una concentración conocida, se puede medir cuánta cantidad de la otra disolución se necesita para completar la reacción de neutralización, y a partir de ello determinar la concentración de dicha disolución. Esta operación se reduce a averiguar qué cantidad de ácido de concentración conocida es UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

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necesario para neutralizar una cantidad fija de base de concentración desconocida. En este caso el proceso se llama alcalimetría. En el caso inverso, o sea, hallar la concentración del ácido, se denomina acidimetría.

6.0

DIAGRAMA DE FLUJO:

6.1.

Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte:

Se agrega NaOH 0.1 M desde una bureta a un matraz que contiene inicialmente 25ml de HCl 0.1 M

Luego de cada adición de NaOH 0.1 M medimos su pH.

VALORES OBTENIDOS CON EL AUMENTO DE NaOH 0.1 M SOBRE EL HCl 0.1 M. Vol. De NaOH agregado (ml)

0

5

10

15

20

22

24

25

pH

1

1.18

1.37

1.6

1.95

2.2

2.69

7

Vol. De NaOH agregado (ml)

26

28

30

35

40

45

50

pH

11.29

11.75

11.96

12.22

12.36

12.46

12.52


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6.2. Valoración de un ácido débil con una base fuerte:

Se agrega NaOH 0.1 M desde una bureta a un matraz que contiene inicialmente 25ml de ácido acético (CH3COOH) 0.1 M

Luego de cada adición de NaOH 0.1 M medimos su pH.

VALORES OBTENIDOS CON EL AUMENTO DE NaOH 0.1 M SOBRE EL ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH) 0.1 M Vol. De NaOH agregado (ml)

0

5

10

15

20

22

24

25

pH

2.87

4.14

4.57

4.92

5.35

5.61

6.12

8.72

Vol. De NaOH agregado (ml)

26

28

30

35

40

45

50

pH

10.29

11.75

11.96

12.22

12.36

12.46

12.52


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6.3 Valoración de un ácido fuerte con una base débil:

Se agrega HCl 0.1 M desde una bureta a un matraz que contiene inicialmente 25ml de NH3 0.1 M

Luego de cada adición de HCl 0.1 M medimos su pH.

VALORES OBTENIDOS CON EL AUMENTO DE NaOH 0.1 M SOBRE EL ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH) 0.1 M Vol. De HCl agregado (ml)

0

5

10

15

20

22

24

25

pH

11.13

9.86

9.44

9.08

8.66

8.39

7.88

5.28

Vol. De HCl agregado (ml)

26

28

30

35

40

45

50

pH

2.70

2.22

2

1.70

1.52

1.40

1.30


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7.0


REACTIVOS Y MATERIALES

SOPORTE UNIVERSAL: Instrumento de laboratorio de metal, que se usa como base soporte para el montaje de diversos aparatos, así por ejemplo, los que se usan en destilación, filtración, etc.

PINZAS: Las pinzas de laboratorio son un tipo de sujeción ajustable, generalmente de metal, que forma parte del equipamiento de laboratorio, mediante la cual se pueden sujetar diferentes objetos de vidrio (embudos de laboratorio, buretas, etc).

ERLENMEYER: El matraz Erlenmeyer es un recipiente de vidrio que se utiliza en los laboratorios, tiene forma de cono y tiene un cuello cilíndrico, es plano por la base. Se utiliza para calentar líquidos cuando hay peligro de pérdida por evaporación.

REACTIVOS: -

Solución de NaOH :

El hidróxido de sodio (NaOH) es un hidróxido cáustico usado en la industria en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes Además, se utiliza en la industria petrolera en la elaboración de lodos de perforación base agua. A nivel doméstico, son reconocidas sus utilidades para desbloquear tuberías de desagües de cocinas y baños, entre otros. -

Solución de HCl:

El ácido clorhídrico es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa, El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

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galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de productos. -

Indicadores:

Son colorantes cuyo color cambia según estén en contacto con un ácido o con una base. La variación de color se denomina viraje, para esto el indicador debe cambiar su estructura química ya sea al perder o aceptar un protón.

8.0

TABLA DE DATOS Y RESULTADOS

8.1.

VALORACIÓN ÁCIDO FUERTE – BASE FUERTE.

Suponga que se agrega una disolución de NaOH 0.1M desde una bureta a un matraz que contiene inicialmente 25 mL de HCl 0.1M luego de cada adición se mide el pH de la solución, obteniéndose los siguientes valores: Vol. De NaOH agregado (mL)

0.0

5.0

10.0

15.0

20.0

22.0

24.0

25.0

pH

1.00

1.18

1.37

1.60

1.95

2.20

2.69

7.00

Vol. De NaOH agregado (mL) pH

26.0

28.0

30.0

35.0

40.0

45.0

50.0

11.29 11.75 11.96 12.22 12.36 12.46 12.52

Curva de Valoración

14.00 12.00 10.00 8.00

Punto de Equivalencia

H p

6.00 4.00 2.00 0.00 0.0

10.0

20.0

30.0

40.0

50.0

60.0

Volumen de NaOH agregado (mL) UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

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La gráfica de la Figura es la curva que representa el avance de la valoración del ácido HCl 0.1M con la base NaOH 0.1M, se observa una pendiente máxima cuando el volumen de la base que neutralizará el ácido es 25 mL.

Cálculos: La reacción entre el HCl, un acido fuerte, y el NaOH, una base fuerte, se representa por: NaOH(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l ) o, en función de la ecuación iónica neta, H+(ac) + OH – (ac) → H2O(l ) Suponga que se agrega una disolución de NaOH 0.100 M (desde una bureta) a un matraz Erlenmeyer que contiene 25 mL de HCl 0.100 M . En la figura 1 se muestra el perfil del pH de la valoración (también conocido como curva de valoración o titulación). Antes de agregar NaOH, el pH de la disolución acida esta dado por – log (0.100), o 1.00. Cuando se agrega NaOH, al principio el pH aumenta muy lento. Sin embargo, cerca del punto de equivalencia, el pH comienza a aumentar mas rápido y en el punto de equivalencia (es decir, el punto en el cual han reaccionado cantidades equimolares del acido y de la base), la curva sube casi verticalmente. En una valoración entre un acido fuerte y una base fuerte, las concentraciones de los iones hidrogeno e hidroxilo son muy pequeñas en el punto de equivalencia (alrededor de 1 × 10 – 7 M ); por consiguiente, la adición de una sola gota de la base puede ocasionar un gran incremento de [OH – ] y del pH de la disolución. Más allá del punto de equivalencia, el pH vuelve a aumentar lentamente con la adición de NaOH. Es posible calcular el pH de la disolución en cada punto de la valoración. Aquí se muestran tres cálculos: 1. Después de la adición de 10.0 mL de NaOH 0.100 M a 25.0 mL de HCl 0.100 M . El volumen total de la disolución es de 35.0 mL. El numero de moles de NaOH en 10.0 mL es:

El numero de moles de HCl presentes inicialmente en 25.0 mL de disolución es


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Así, la cantidad de HCl restante después de la neutralización parcial es (2.50 × 10 – 3)-(1.00 × 10 – 3), o 1.50 × 10 – 3 moles. Después, la concentración de los iones H+ en 35.0mL de disolución se encuentra de la siguiente manera:

Por tanto, [H+] = 0.0429 M, y el pH de la disolución es

pH = – log 0.0429 = 1.368 2. Después de la adición de 25.0 mL de NaOH 0.100 M a 25.0 mL de HCl 0.100 M. Este es un cálculo simple porque implica una reacción de neutralización completa y la sal (NaCl) no experimenta hidrolisis. En el punto de equivalencia, [H+] = [OH – ] = 1.00 × 10 – 7 M y el pH de la disolución es de 7.00. 3. Después de la adición de 35.0 mL de NaOH 0.100 M a 25.0 mL de HCl 0.100 M. El volumen total de la disolución es ahora de 60.0 mL. El numero de moles de NaOH agregados es

El numero de moles de HCl en 25.0 mL de disolución es de 2.50 × 10 – 3 moles. Tras la neutralización completa de HCl, la cantidad remanente de NaOH es de (3.50 × 10 – 3) – (2.50 × 10 – 3), o 1.00 × 10 – 3 moles. La concentración de NaOH en 60.0 mL de disolución es

Así, [OH – ] = 0.0167 M y pOH = – log 0.0167 =1.777. De modo que el pH de la disolución es: pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 1.777 pH = 12.223 UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

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Tabla de datos experimentales Vol. De NaOH agregado (mL) 10 25 35

8.2.

pH 1.368 7.00 12.223

VALORACIÓN ACIDO ÁCIDO DÉBIL – BASE FUERTE.

Suponga que se agrega una disolución de NaOH 0.1M desde una bureta a un matraz que contiene inicialmente 25 mL de ácido acético (CH3COOH) 0.1M, luego de cada adición se mide el pH de la solución, obteniéndose los siguientes valores:

A D A A N N O O P Z M A T

mL de 0.100 M NaOH añadido 0 5 10 15 20 22 24

mmol de base añadidos

mmol exceso ácido o base

pH

0.00 0.50 1.00 1.50 2.00 2.20 2.40

2.50 2.00 1.50 1.00 0.50 0.30 0.10

2.87 4.14 4.57 4.92 5.35 5.61 6.13

PUNTO DE EQUIVALENCIA

25

2.50

0.00

8.72

A L I E E C D D N S E L É O A U T P N V S U I E P U D Q E

26 28 30 35 40 45 50

2.60 2.80 3.00 3.50 4.00 4.50 5.00

0.10 0.30 0.50 1.00 1.50 2.00 2.50

11.29 11.75 11.96 12.22 12.36 12.46 12.52


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INFORME DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA : “VALORACIONES ÁCIDO – BASE ” pH


CURVA DE VALORACIÓN: ACIDO DÉBIL - BASE FUERTE

14.00 13.00 12.00 11.00 10.00

Intervalo del inidcador

9.00 8.00

Punto de equivalencia

7.00 6.00 5.00 4.00 3.00 2.00

Disolución tamponada (CH3COOH/NaCH3COO)

1.00 0.00

0 2.5 5 7.5 10 12.5 15 17.5 20 22.5 25 27.5 30 32.5 35 37.5 40 42.5 45 47.5 50 mL de NaOH añadido

Cálculos. Antes del comienzo de la adición de NaOH (pH inicial). a) b) c) d)

Adición de 15.00 mL de NaOH 0.100M (antes del punto de equivalencia). Adición de 24.00 mL de NaOH 0.100M (en la mitad de la neutralización). Adición de 25.00 mL de NaOH 0.100M (punto de equivalencia). Adición de 26.00 mL de NaOH 0.100M (después del punto de equivalencia).

Planteamiento Las valoraciones entre ácidos débiles y bases fuertes o entre ácidos fuertes y bases débiles presentan cuatro regiones de interés. La primera es el pH inicial, que se calcula de la misma forma que debe calcularse el pH de una disolución de un ácido débil o base débil. La segunda es la región de la disolución reguladora; la tercera es la región de hidrólisis; y la cuarta está más allá del punto de equivalencia. Cálculos: a) pH = 2.87 sin adicionar NaOH La concentración inicial de [H3O+] = 10-(pH) = 10-2.87 = 1.35x10-3M UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

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 

    

Inicio: Rxn: Equilibrio:  

0.10000 M -0.00135 M 0.09865 M

-0.00135 M 0.00135M

         




 



-0.00135 M 0.00135 M

     

b) Calculando el pH después de añadir 15 mL de NaOH y calculando milimoles de ácido acético que deben neutralizarse es:                         

  

Inicio: 2.5 mmol Rxn: -1.5 mmol Equilibrio: 1.0 mmol

 

1.5 mmol -1.5 mmol 0

    

     



+1.5 mmol 1.5 mmol

             

 

     

                    

c) Calculando el pH después de añadir 24 mL de NaOH y calculando milimoles de ácido acético que deben neutralizarse es:                         


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  

Inicio: 2.5 mmol Rxn: -2.4 mmol Equilibrio: 0.1 mmol

  

 

  


    

 






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+2.4 mmol 2.4 mmol

  

        

  

                         

d) Calculando el pH después de añadir 25 mL de NaOH y calculando milimoles de ácido acético que deben neutralizarse es (Punto de equivalencia):                         

  

Inicio: 2.5 mmol Rxn: -2.5 mmol Equilibrio: 0



 


 

+2.5 mmol 2.5 mmol

              

Inicio: Rxn: Equilibrio:  

0.05 M -y M (0.05 – y) M       


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+y M yM 



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+y M yM

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           (Punto de equivalencia) e) Calculando el pH después de añadir 26 mL de NaOH y calculando milimoles de ácido acético que deben neutralizarse es:                         

  

Inicio: 2.5 mmol Rxn: -2.5 mmol Equilibrio: 0

 



 

2.6 mmol -2.5 mmol 0.1 mmol

 

+2.5 mmol 2.5 mmol

     

  

   



  

   ( Más ala del punto de equivalencia)

8.3.

VALORACIÓN ACIDO ÁCIDO FUERTE – BASE DÉBIL.

Suponga que se agrega una disolución de HCL 0.1M desde una bureta a un matraz que contiene inicialmente 25 mL de ácido acético (NH3) 0.1M, luego de cada adición se mide el pH de la solución, obteniéndose los siguientes valores: Vol de NaOH agregado(ml)

0

5

10

15

20

22

24

pH

11.13

9.86

9.44

9.08

8.66

8.39

7.88

Vol de NaOH agregado(ml)

24

25

26

28

30

35

40

45

50

pH

7.88

5.28

2.7

2.22

2

1.7

1.52

1.4

1.3


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Aquí tenemos una gráfica típica de pH VS el volumen (ml) de la solución valorante.   

Donde el punto 1 ocurre antes de añadir el ácido. El intervalo 2 muestra como varía el pH conforme se añade la solución ácida. Luego dentro del intervalo de viraje, que es aquella sección en el que pequeños volúmenes de la solución ácida genera importantes cambios en el pH de la solución resultante, se encuentra el punto de equivalencia.

Finalmente el intervalo 4 es aquel en el que existe un exceso de ácido titulante.

Cálculos Para nuestro caso la gráfica obtenida en función a los datos de la tabla de valoración ácido fuerte-base débil, es la siguiente:


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Perfil del pH 12

10

n ó i c u l

o s a l

8

6

e d H p

4

2

0 0

10

20

30

40

50

60

Volumen de HCl (ml)

Luego para determinar el punto de equivalencia, se puede hacer gráficamente mediante los siguientes pasos: a) Trazar dos rectas tangentes a las secciones de menor pendiente de la curva. Estas dos deben ser paralelas entre sí. b) Luego intersectar la línea de tendencia del intervalo de viraje, mediante otra recta perpendicular a las dos anteriores. Este último trazo debe cortar al intervalo de viraje, aproximadamente en su punto medio. Antes de ver la gráfica que obtenemos para nuestro caso, veamos cómo funciona y los datos que obtenemos de una curva de titulación. 


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Perfil del pH 12

10

n ó i c u l o s a l

8

6

e d H p

4

2

0 0

10

20

30

40

50

60

Volumen de HCl (ml)

A partir de esto se determina que en el punto de equivalencia, el cual está dentro del intervalo de viraje, el pH es aproximadamente 6 y el volumen de ácido titulante usado para nuestro caso resulta ser alrededor de 24.9 ml de HCl.

9.0

OBSERVACIONES

9.1.

OBSERVACIONES VALORACIÓN ÁCIDO FUERTE – BASE FUERTE.







Antes de cargar la bureta enjuáguela dos veces con porciones de unos 5 mL de la disolución que vaya a introducir en ella. Asegúrese de que ha llenado la bureta por encima comprobar que no hay ninguna burbuja de aire en la bureta pues provocan errores significativos en la valoración. Si las hay en la zona del menisco añada unas gotas de la disolución. Si hay burbujas en la parte inferior de la bureta abra la llave hasta que desaparezcan. Asegúrese de que la llave no pierde disolución. Limpie y seque con papel los laterales de la bureta incluyendo la parte por debajo de la llave. Cualquier resto de disolución que quede en la parte exterior de la bureta puede caer en el erlenmeyer durante la valoración provocando errores.


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INFORME DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA : “VALORACIONES ÁCIDO – BASE ” 



 


Abra la llave y deje gotear la bureta hasta que la zona convexa del menisco esté a 0,00 mL La bureta debe estar situada de forma que el menisco esté a la altura de los ojos. Coloque el erlenmeyer con la disolución debajo de la punta de la bureta. Antes de abrir la llave asegúrese de tener la punta de la bureta en el nivel correcto dentro del cuello del erlenmeyer. Debe poder mover el erlenmeyer rápidamente sin dar al extremo inferior de la bureta o la llave.

. Observaciones 









 

Antes de cargar la bureta enjuáguela dos veces con porciones de unos 5 mL de la disolución que vaya a introducir en ella. Asegúrese de que ha llenado la bureta por encima comprobar que no hay ninguna burbuja de aire en la bureta pues provocan errores significativos en la valoración. Si las hay en la zona del menisco añada unas gotas de la disolución. Si hay burbujas en la parte inferior de la bureta abra la llave hasta que desaparezcan. Asegúrese de que la llave no pierde disolución. Limpie y seque con papel los laterales de la bureta incluyendo la parte por debajo de la llave. Cualquier resto de disolución que quede en la parte exterior de la bureta puede caer en el erlenmeyer durante la valoración provocando errores. Abra la llave y deje gotear la bureta hasta que la zona convexa del menisco esté a 0,00 mL La bureta debe estar situada de forma que el menisco esté a la altura de los ojos. Coloque el erlenmeyer con la disolución debajo de la punta de la bureta. Antes de abrir la llave asegúrese de tener la punta de la bureta en el nivel correcto dentro del cuello del erlenmeyer. Debe poder mover el erlenmeyer rápidamente sin dar al extremo inferior de la bureta o la llave.


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10.0


DISCUCIÓN

10.1. DISCUSIÓN VALORACIÓN ÁCIDO FUERTE – BASE FUERTE. 

Si se hubiera utilizado como ácido al HNO3 0.1M en vez de HCl 0.1M el punto de equilibrio hubiera sido con la misma cantidad de volumen, la diferencia hubiera sido en el volumen que se necesitaría para neutralizar sería mucho menos.

10.2. DISCUSIÓN VALORACIÓN ÁCIDO FUERTE – BASE FUERTE.

• •

•

• •

•

•

•

Estas son las principales características de la curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte. El pH inicial es más alto (menos ácido) que en la valoración de un ácido fuerte. (El ácido débil solo está pardalmente ionizado.) Al comienzo de la valoración hay un aumento inicial brusco del pH. (El anión formado en la neutralización del ácido débil es un ion común que reduce la disociación del ácido.) En un amplio intervalo de la curva, antes del punto de equivalencia, el pH varía solo de forma leve. (Las disoluciones correspondientes a esta parte de la curva son disoluciones reguladoras.) En el punto medio de la neutralización, [HA] = [A- ], y por tanto pH = p Ka. En el punto de equivalencia el pH > 7. (La base conjugada de un ácido débil se hidroliza, produciéndose OH- .) Después del punto de equivalencia la curva de valoración es idéntica a la de un ácido fuerte con una base fuerte. (En esta parte de la valoración el pH viene determinado por completo por la concentración de OH- sin reaccionar.) La parte más pendiente de la curva de valoración cerca del punto de equivalencia corresponde a un intervalo de pH relativamente pequeño (desde aproximadamente pH 7 a pH 10). La selección de los indicadores adecuados para la valoración está más limitada que en una valoración ácido fuerte-base fuerte. (No se puede utilizar un indicador cuyo cambio de color se produzca por debajo de pH 7.)

Como se indica en el Ejemplo 17.8 y en la Figura 17.12, los cálculos necesarios para la curva de valoración de un ácido débil-base fuerte son de cuatro tipos diferentes, dependiendo de la parte de la curva de valoración que se describa. Un tipo de valoración que normalmente no puede realizarse de forma correcta es la de un ácido débil con una base débil (o viceversa). La variación del pH al añadir el agente valorante es demasiado pequeña para localizar el punto de equivalencia con un indicador ácido-base.


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9.3. DISCUSIÓN VALORACIÓN ACIDO ÁCIDO FUERTE – BASE DÉBIL. El intervalo de viraje es el tramo de la curva en el cual pequeñas adiciones del ácido titulante producen grandes variaciones del pH de la disolución y es la zona de máxima pendiente de la curva de titulación. Teniendo en cuenta que se emplea un ácido fuerte y una base débil en esta valoración, el punto de equivalencia (PE) se localiza a pH < 7, por lo que se habla de una HIDRÓLISIS ACIDA.

11.0

CONSLUSIONES

11.1. CONCLUSIÓN VALORACIÓN ÁCIDO FUERTE – BASE FUERTE. 













Concluimos que antes de elaborar una solución cualquiera que sea, es necesario conocer su adecuada preparación. Para volúmenes añadidos de disolución de NaOH comprendidos entre 0 y 25 mL, la concentración de protones disminuye como resultado de la reacción con la base y la dilución. Para volúmenes añadidos de disolución de NaOH superiores a 25 mL, el medio de valoración contiene un exceso de NaOH. La curva de una valoración de ácido fuerte con base fuerte presenta un salto de pH en las proximidades del punto de equivalencia. El punto de equivalencia es el punto de máxima pendiente y si se representa la segunda derivada de la curva de valoración, el punto de equivalencia corresponde al máximo. Determinamos la importancia que tiene conocer la concentración real del agente valorante, ya que es indispensable para posteriores análisis comunes en control de calidad, obteniendo así resultados confiables. Concluimos que antes de elaborar una solución Concluimos que tanto en análisis de control de calidad como en procedimientos donde el material volumétrico es una de las bases para su ejecución, es necesario su correcta calibración y posterior corrección, con el fin de obtener resultados acordes a nuestras necesidades.


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11.2. CONCLUSIÓN VALORACIÓN ÁCIDO FUERTE – BASE FUERTE. En este ejemplo el pH en el punto de equivalencia no es 7 como lo fue en el problema de acido fuerte-base fuerte. Podríamos haber predicho este resultado antes de realizar un cálculo sencillo. En el punto de equivalencia, la principal especie en disolución es el CH3COO-, la base conjugada de un acido débil (CH3COOH). Recordando que el conjugado del débil es débil, se llega a la conclusión de que el CH3COO- es una base débil y por tanto, el pH en el punto de equivalencia debe ser mayor que 7.

11.3. CONCLUSIÓN VALORACIÓN ÁCIDO FUERTE – BASE DÉBIL. 



Como acabamos de ver en el análisis de la curva de valoración ácido fuerte-base débil, el intervalo de viraje es el de mayor pendiente y donde el pH de la solución varía con mayor rapidez respecto a volúmenes añadidos. Por otro lado, podemos afirmar, que el pH en el punto de equivalencia no necesariamente es 7. Entonces se habla de una hidrólisis ácida.


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12.0


CUESTIONARIO

A.- INVESTIGAR SOBRE INDICADORES: Un indicador habitualmente, se utiliza como indicador de las sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la pérdida o ganancia de protones de una especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de una unidad arriba y otra abajo de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. B.- DIFERENCIA ENTRE PUNTO FINAL Y PUNTO DE EQUIVALENCIA: El punto de equivalencia de una titulación es un punto teórico que no se puede determinar experimentalmente. Lo que se puede hacer es un estimulativo de su valor, observando un cambio físico asociado a la condición de equivalencia. Al volumen del valorante asociado a este cambio se le conoce como punto final. Se debe tener mucho cuidado para asegurar que sea mínima la diferencia de masa o volumen entre el punto de equivalencia y el punto final. C.- INDIQUE LAS FASES DE UNA VALORACIÓN: Las fases de una curva de valoración:


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13.0


BIBLIOGRAFÍA



Margarita Canales, T. H. (s.f.). FISICO QUIMICA. MEXICO.



JARAMILLO, M. Metropolitano.



CABRERA, N. R. (2007). Fundamentos de Química Abalítica Básica. ManizalesColombia: Universidad de caldas.


P.

(2010).

QUÍMICA

BÁSICA. Instituto

Tecnológico

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INFORME FISICOQUIMICA N° 2

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