UNIVERSIDAD NACIONAL INTERCULTURAL DE LA

AMAZONIA

CARRERA PROFESIONAL DE INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL

QUIMICA ANALÌTICA

INFORME.

“CURVAS DE TITULACIÓN DE ÁCIDO-BASE FUERTES”

DOCENTE: NERY FRANCISCO GRIMALDO CORDOVA

ESTUDIANTE: YAGKUAG RONALD WAJAJAY TEETS

CICLO: III

PUCALLPA – PERÚ

2014

I.-TÍTULO: Curvas de titulación de ácido-base fuertes.

II.-OBJETIVOS.GENERAL:

Realizar curvas de titulación de nuestras soluciones dadas, en este caso una solución de ácido clorhídrico 0.050 M con una solución acuosa de hidróxido de sodio 0.100 M.

ESPECÍFICOS:

Se pretende lograr en esta práctica, que el alumno determine la concentración de una sustancia mediante un proceso químico.

Valoración de un acido fuerte con un patrón primario. Determinar el punto de equivalencia y por ende la concentración de la

sustancia.

III.-MARCO TEÓRICO

3.1.- LA TITULACION:

Es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en una solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que analiza en el caso ideal, la acción se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración en el caso de utilizar un indicador interno, y especificada por la siguiente ecuación de la titulación.

3.2.- ÁCIDOS:

Son sustancias que se olmizan en disolución acuosa para formar iones de hidrogeno y así aumentar la concentración de iones H + (ac). Las moléculas de diferentes ácidos pueden ionizarse para formar diferentes números de iones H+. Tanto el Hcl como el HNO3, son ácidos monopólicos, que producen un H+ por molécula de ácido. El ácido sulfúrico, es un ejemplo de ácido diprotico, que produce 2 iones H+ por moléculas de ácido.

3.3.- BASE:

Son sustancias que aceptan (reaccionan con) ion H+. Las bases producen iones hidroxilo (OH-) cuando se disuelve en agua. Los hidróxidos iónicos como el NaOH y KOH se encuentran entre las bases más comunes, que cuando se disuelven en agua, disocian en sus iones, componentes, liberando iones OH- en la disolución.

En términos generales la reacción entre cantidades equivalentes entre ácidos y bases se llaman neutralización o reacción de neutralización, la característica

de una reacción de neutralización es siempre la combinación de hidrogeniones que procede del ácido, con hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con liberación de energía calorífica como calor de neutralización y formación de una sal.

En la siguiente expresión.

Acido + base sal + agua

Un caso particular seria la relación entre un ácido fuerte (HNO3) y una base débil (Na2CO3)

2HNO3 + Na2 2Na + CO2 + H2O

Así pues la titulación es un proceso en la cual la solución estándar (del patrón primario) se combina con una solución de concentración, desconocida para determinar dicha concentración, la curva de titulación es la gráfica que indica como el PH de la solución cambia durante el transcurso de la misma.Así cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base fuerte, el PH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones han sido neutralizados.

Curvas de titulación

Son las representaciones graficas de la variación del pH durante el transcurso de la valoración, dichas curvas nos permiten. Estudiar los diferentes casos de titulación entre ácidos y bases fuertes o débiles, determinar las zonas tamponantes y el pKa, determinar el intervalo de viraje y el punto de equivalencia, seleccionar el indicador acido base más adecuado, los casos más frecuentes en química analítica son las valoraciones de ácidos y bases fuertes y débiles ya que muchos metabolitos presentan un carácter acido o básico. A modo de ejemplo se representa la curva de titulación de Tris, una base débil que se ha de titular con un ácido fuerte. Ejm:

Acido fuerte = Acido titulante (HCL) vs. Base débil = Analito (Tris)

IV.-MARCO EXPERIMENTAL

4.1. EQUIPO, MATERIALES Y REACTIVOS4.1.1.- Equipo-Balanza analítica

4.1.2.- Materiales-Vaso precipitado-Espátula-Piceta-Pipeta graduada-Soporte universal-Lunas de reloj-Embudo-Fiola

4.1.3.- Reactivos-HCL-NaOH-Fenolftaleína

4.2. PROCEDIMIENTO

A.- Preparación de 100 ml de HCl 0.050M a partir de HCl comercial (28% en peso y ρ = 1.14g/ml)

1.14g ----------> 1ml X -----------> 1000ml PMHCl = 36.5g/mol

X = 1.14g x 1000ml = 1140g 1ml

1140g -----------> 100%X --------------> 28%

X = 1140g x 28% = 319.2g100%

n = _319.2g__ = 8.7452 moles 36.5g/mol

M = 8.7452 moles 8.7452 moles/lt 1 Lt

V1 x C1 = V2 x C2V1 x 8.74 M = 100ml x 0.05MV1 =_5_ = 0.57 ml

8.74Tomamos la solución comercial (HCl) de 0.57ml a una fiola luego también agregamos agua destilada hasta enrazar la fiola. Después de haber

homogenizado los reactivos en la fiola, sacamos 10ml de la muestra en un vaso precipitado y le agregamos 3 gotas de fenolftaleína.

B.- Preparación de 250ml de NaOH 0.10M:

Wsto= 0.1Mx 40g/mol x 0,25Lt PMNaOH = 40 g/mol Wsto = 1g

Tomamos una muestra de 1 gramo de hidróxido de sodio (NaOH) en una luna de reloj, luego con el agua destilada lo mezclamos para así obtener nuestro reactivo. Una vez hecho todos los reactivos pusimos en los materiales quedando así:

Solución de NaOH 0.1 M

Volumen fijo 20ml HCl 0.05M Sol. Patrón

Resultados

1) En el punto inicial

[H+] = 5x10-2

pH = -log5x10-2 = 1.30

2) En los siguientes agregados de 2.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 2.0 x 0.1 = 0.036 = 36x10-3

12

pH = -log36x10-3 = 1.44

3) Para el agregado de 4.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 4.0 x 0.1 = 25x10-3

24

PH = -log25x10-3 = 1.60

4) Para el agregado de 6.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 6.0 x 0.1= 15.3x10-3

26

pH = -log15.3x10-3 = 1.82

5) Para el agregado de 8.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 8.0 x 0.1 = 7.14x10-3

28

pH = -log7.14x10-3 = 2.14

6) Para el agregado de 9.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 9.0 x 0.1 = 3.45x10-3

29

pH = -log3.45x10-3 = 2.46

7) Para el agregado de 9.5 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 9.5 x 0.1 = 1.69x10-3

29.5pH = -log1.69x10-3 = 2.77

8) Punto de equivalencia 10.0 ml

[H+] = [OH-] = 10-7

pH = -log10-7 = 7

9) Después del punto de equivalencia para 10.5 ml

[OH-] = 10.5 x 0.1 –20 x 0.05 = 1.64x10-3

30.5

pOH = -log1.64x10-3 = 2.79

pH = 14 – 2.79 = 11.21

10) Para el agregado de 11.0 ml

[OH-] = 11.0 x 0.1 – 20 x 0.05 = 3.23x10-3

31

pOH = -log3.23x10-3 = 2.49

pH = 14 – 2.49 = 11.51

11) Para el agregado de 11.5 ml

[OH-] = 11.5 x 0.1 – 20 x 0.05 = 4.76x10-3

31.5

pOH = -log4.76x10-3 = 2.32

pH = 14 – 2.32 = 11.68

12) Para el agregado de 12.0 ml

[OH-] = 12 x 0.1 – 20 x 0.05 = 6.25x10-3

32pOH = -log6.25x10-3 = 2.20

pH = 14 – 2.20 = 11.80

13) Para el agregado de 13.0 ml

[OH-] = 13 x 0.1 – 20 x 0.05 = 9.09x10-3

33

pOH = -log9.09x10-3 = 2.04

pH = 14 – 2.04 = 11.96

C.-Técnica de Titulación

Titulación de 10.0ml de HCl (ac) 5x10-2 M con NaOH (ac) 1x10-1 M.

Utilizamos el embudo para poder verter el NaOH en la bureta, luego colocamos en un vaso precipitado la solución de HCl, tomando con la pipeta, luego dejamos caer gota por gota para observar el cambio físico del titulante.

a) Cuadro de datos

V(cm3) de NaOH 0.1M añadidos

pH teórico

0 1.302.0 1.444.0 1.606.0 1.828.0 2.149.0 2.469.5 2.7710.0 7.0010.5 11.2111.0 11.5111.5 11.6812.0 11.8013.0 11.96

b) curva de valoración

V.- DISCUCIONES

Según la bibliografía consultada de la página:

http://www.ciens.ucv.ve:8080/generador/sites/martinezma/archivos/Acido_Base.pdf los resultados que se dieron en la práctica del laboratorio de Química Analítica con las curvas de titulación ácido – base fuertes, que en este caso es nuestro patrón fue el acido Clorhídrico (HCl) se aproximan a las curvas de titulaciones que nos da en esta página. Aunque al principio los cálculos hechos en el laboratorio no eran muy precisos ya sea porque los pH iban disminuyendo, asimismo se trato de acomodar para dar mejores resultados casi precisos en este informe.

VI.- CONCLUSIONES

En conclusión podemos darnos cuenta en la práctica realizada, que ya podemos determinar las concentraciones de una sustancia mediante un proceso químico, a la vez podemos valorar de un ácido fuerte con un patrón primario, asimismo, determinar el punto de equivalencia y por consiguiente la concentración de la sustancia, y por último se realizó la curva de titulación de una sustancia acuosa de ácido clorhídrico 0.050M con una solución acuosa de hidróxido de sodio 0.100 M. Es decir en resumen nos permitió preparar las soluciones en una concentración conocida.

Finalmente se concluye tener presente el conocimiento de las expresiones que nos ayudan a conocer algunas de las características importantes de soluciones ácido-base, con las cuales se puede calcular el PH.

Además las soluciones ácido-base posee una gran importancia, ya que se puede decir que es la base de la industria química, porque diversos procesos y productos dependen de la cantidad de PH y otras propiedades químicas.

VII.- RECOMENDACIONES

-Se recomienda a los alumnos para una próxima clase, prestar más atención e interés al momento de realizar las prácticas en el laboratorio para no tener error como lo tuvimos en la práctica hecha en el laboratorio.

-Para todo proceso experimental de debe tener en cuenta la limpieza, darle un buen uso adecuado a los materiales.Seguir cuidadosamente los procesos en una práctica del laboratorio.

VIII.- BIBLIOGRAFÍA

1.- MC MURRY, R. "Química Analítica"Grupo Editorial Ibero América D.F. México

2.-MORRISON & BOYD. "Química Analítica"Edit. Fondo Educativo interamericano S.A

3.-ALCIRA I. CORDOVA MIRANDA "Análisis Químico"Edit. Inversiones FARMAGEL E.I.R.L Ayacucho-Perú 2002

WWW.MONOGRAFIAS.COM

http://www.slideshare.net/madridmgd/mtodos-volumetricos-de-anlisis

http://www.ciens.ucv.ve:8080/generador/sites/martinezma/archivos/Acido_Base.pdf

http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/qa/Quimica%20Analitica%20-%20Capitulo%204%20-%20Tecnicas%20Volumetricas.pdf

IX.-ANEXOS

CUESTIONARIO

1.-Indicar, conceptos básicos de ácido y base.

Así pues, la titulación es un proceso en el cual la solución estándar (del patrón primario) se combina con una solución de concentración desconocida para determinar dicha concentración, la curva de titulación es la gráfica que indica como el pH de la solución cambia durante el transcurso de la misma (el pH se gráfica contra el volumen de base o ácido agregado).

Entonces podría entenderse como final de la titulación al momento en que el pH llegase a 7, sin embargo, esto está en función de la “fuerza” del ácido o la base que se están titulando.

Las reacciones ácido-base son reacciones de neutralización entre los iones, que se producen al estar en contacto un ácido con una base obteniéndose una sal más agua.

Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.

Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas.

A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto en los diferentes métodos de análisis, cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.

2.-Tratar sobre soluciones buffers o amortiguadores.

El pH de los medios biológicos es una constante fundamental para el mantenimiento de los procesos vitales. La acción enzimática y las transformaciones químicas de las células se realizan dentro de unos estrictos márgenes de pH. En humanos los valores extremos compatibles con la vida y con el mantenimiento de funciones vitales oscilan entre 6,8 y 7,8; siendo el estrecho margen de 7,35 a 7,45 el de normalidad. También en el trabajo de laboratorio, es imprescindible el mantenimiento de un pH para la realización de muchas reacciones químico-biológicas. Los sistemas encargados de evitar grandes variaciones del valor de pH son los denominados “amortiguadores, buffer, o tampones”. Son por lo general soluciones de ácidos débiles y de sus bases conjugadas o de bases débiles y sus ácidos conjugados. Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases.

3.- ¿Cuál es el comportamiento de un indicador en titulaciones de neutralización?

un indicador es una sustancia que siendo ácidos o bases débiles al añadirse a una muestra sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio químico que es apreciable, generalmente, un cambio de color; esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse.

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 al perder o aceptar un protón.

Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varían mucho según el tipo de valoración y el indicador. El indicador más usado es el Indicador de pH que detecta el cambio del pH. Por ejemplo, la fenolftaleína y el azul de metileno

4.-Mencionar cálculos efectuados en su trabajo práctico y el gráfico según datos obtenidos.

A.- Preparación de 100 ml de HCl 0.050M a partir de HCl comercial (28% en peso y ρ = 1.14g/ml)

1.14g ----------> 1ml X -----------> 1000ml PMHCl = 36.5g/mol

X = 1.14g x 1000ml = 1140g 1ml

1140g -----------> 100%X --------------> 28%

X = 1140g x 28% = 319.2g 100%

n = _319.2g__ = 8.7452 moles 36.5g/mol

M = 8.7452 moles 8.7452 moles/lt 1 Lt

V1 x C1 = V2 x C2V1 x 8.74 M = 100ml x 0.05MV1 =_5_ = 0.57 ml

8.74

Tomamos la solución comercial (HCl) de 0.57ml a una fiola luego también agregamos agua destilada hasta enrazar la fiola. Después de haber homogenizado los reactivos en la fiola, sacamos 10ml de la muestra en un vaso precipitado y le agregamos 3 gotas de fenolftaleína.

B.- Preparación de 250ml de NaOH 0.10M:

Wsto= 0.1Mx 40g/mol x 0,25Lt PM NaOH = 40 g/mol Wsto = 1g

Tomamos una muestra de 1 gramo de hidróxido de sodio (NaOH) en una luna de reloj, luego con el agua destilada lo mezclamos para así obtener nuestro reactivo. Una vez hecho todos los reactivos pusimos en los materiales quedando así:

Solución de NaOH 0.1 M

Volumen fijo 20ml HCl 0.05M Sol. Patrón

Resultados

1.- En el punto inicial

[H+] = 5x10-2

pH = -log5x10-2 = 1.30

14) En los siguientes agregados de 2.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 2.0 x 0.1 = 0.036 = 36x10-3

12

pH = -log36x10-3 = 1.44

2.- Para el agregado de 4.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 4.0 x 0.1 = 25x10-3

24

PH = -log25x10-3 = 1.60

3.- Para el agregado de 6.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 6.0 x 0.1= 15.3x10-3

26

pH = -log15.3x10-3 = 1.82

4.- Para el agregado de 8.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 8.0 x 0.1 = 7.14x10-3

28

pH = -log7.14x10-3 = 2.14

5.- Para el agregado de 9.0 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 9.0 x 0.1 = 3.45x10-3

29

pH = -log3.45x10-3 = 2.46

6.- Para el agregado de 9.5 ml

[H+] = 20 x 0.05 – 9.5 x 0.1 = 1.69x10-3

29.5pH = -log1.69x10-3 = 2.77

7.- Punto de equivalencia 10.0 ml

[H+] = [OH-] = 10-7

pH = -log10-7 = 7

8.- Después del punto de equivalencia para 10.5 ml

[OH-] = 10.5 x 0.1 –20 x 0.05 = 1.64x10-3

30.5

pOH = -log1.64x10-3 = 2.79

pH = 14 – 2.79 = 11.21

9.- Para el agregado de 11.0 ml

[OH-] = 11.0 x 0.1 – 20 x 0.05 = 3.23x10-3

31

pOH = -log3.23x10-3 = 2.49

pH = 14 – 2.49 = 11.51

15) Para el agregado de 11.5 ml

[OH-] = 11.5 x 0.1 – 20 x 0.05 = 4.76x10-3

31.5

pOH = -log4.76x10-3 = 2.32

pH = 14 – 2.32 = 11.68

10.- Para el agregado de 12.0 ml

[OH-] = 12 x 0.1 – 20 x 0.05 = 6.25x10-3

32pOH = -log6.25x10-3 = 2.20

pH = 14 – 2.20 = 11.80

11.- Para el agregado de 13.0 ml

[OH-] = 13 x 0.1 – 20 x 0.05 = 9.09x10-3

33

pOH = -log9.09x10-3 = 2.04

pH = 14 – 2.04 = 11.96

C.-Técnica de Titulación

Titulación de 10.0ml de HCl (ac) 5x10-2 M con NaOH (ac) 1x10-1 M.

Utilizamos el embudo para poder verter el NaOH en la bureta, luego colocamos en un vaso precipitado la solución de HCl, tomando con la pipeta, luego dejamos caer gota por gota para observar el cambio físico del titulante.

a) Cuadro de datos

V(cm3) de NaOH 0.1M añadidos

pH teórico

0 1.302.0 1.444.0 1.606.0 1.828.0 2.149.0 2.469.5 2.7710.0 7.0010.5 11.2111.0 11.5111.5 11.6812.0 11.8013.0 11.96

b) curva de valoración

5.-Se disuelven 2.3grs de ácido nítrico en agua suficiente para obtener 150ml de disolución. Calcular el pH, si se supone la disociación completa.

6.-Calcular de un modo razonado:a) ¿Cuál es el pH de 100ml de agua destilada?b) ¿Cuál será el pH después de añadirle 0.05ml de acido clorhídrico 10M?

Resolución

A) La disociación del agua es: H 2 O <===> H+ + OH- donde vemos que se forma la misma cantidad de iones H+ que de iones OH- , por lo que la concentración de ambos en el equilibrio es la misma, es decir, que en la disociación del agua destilada de cumple que: [H+] = [OH-] y dado que la expresión del producto ionico del agua es: [H+]. [OH-] = 10 - 14, resultará que:

[H+] [H+] = 10- 14 =====> [H +]2 = 10- 14; [H +] = 10- 7 pH = - lg [H +] = - lg 10- 7

PH = 7

B) Al añadirle 0,05 mL de H Cl 10 M, el número de moles de ácido que le añadimos, obtenido a partir de la expresión de la

Molaridad, es: M =nº moles; 10=n° moles; nº moles de H Cl = 5.10- 4

L 0.00005

Y estas moles estarán disueltas en un volumen que es la suma del volumen del agua destilada (100mL) más el volumen de esta disolución que le hemos añadido (0,05 mL), que hacen un total de 100,05mL. Así, la concentración en H Cl de la disolución obtenida es:

M= 5.10 - 4 =5.10- 3 Molar 0. 10005 Dado que el H Cl es un ácido fuerte, estará completamente disociado: pH= -lg [H+]= -lg5.10-3

pH= 2.30

7.-Calcular el pH de una disolución 0.04 M de ácido acético y su grado de disociación Ka=1.8 x 10-5

8.-El pH de 1 litro de Hidróxido sódico es 12a) Calcular los gramos de álcali que se utiliza en la preparación de esta disolución.b) ¿Qué volumen de agua hay que añadir a la disolución anterior para que el pH sea 11?

Resolución pH = 12 ===> pOH = 14-pH = 14 - 12 = 2[OH-] = 10 - 2 = 0,01 M

Teniendo en cuenta que el hidróxido de sodio es un electrolito fuerte y está completamente disociado, la estequiometría de su disociación es (Suponemos una concentración inicial “c”)

NaOH <===> Na + + OH -

Inicial c ---- ----

En equilibrio ---- c c

Y dado que [OH -] = 0,01 = c, la concentración inicial del NaOH es: [NaOH] = 0,01 Molar

La cantidad del mismo que se necesita para preparar esta disolución se obtiene partiendo de la expresión que nos da la Molaridad de una disolución:

M = g ; 0.01= g : g = 0,4 g de NaOH se necesitarán Pm. L 40.1

B) Si ahora le añadimos agua hasta que el pH sea 11, repetiremos los cálculos anteriores para determinar la concentración de la disolución de NaOH:

Si ahora el pH = 11 ==> pOH = 14 - pH = 14 - 11 = 3 [OH -]= 10- 3 = 0,001 M

NaOH <===> Na + + OH -

Inicial c ---- ----

En equilibrio ---- c c

Y dado que [OH -] = 0,001 = c, la concentración inicial del NaOH es: [NaOH] = 0,001 Molar

0,4 gramos, por lo que con este dato y con la concentración de esta última disolución, vamos a calcular el volumen de la misma: 0.001= 0.4 donde obtenemos que; 40. V V= 0. 4 V= 10 L 40 x 001le hemos tenido que añadir la diferencia: V agua añadido = 10 - 1 = 9 litros de agua

9.-Calcular el valor de pH de 50.0ml de una disolución de cianuro de sodio 0.100M. Ka=4.0 x10-10

10.- Calcular el valor de pH de 50.0ml de una disolución de acido nitroso 0.100M, después de agregar 0.00, 25.00, 50.00ml de hidróxido de sodio 0.100M. ¿Por qué en este caso el valor de pH de la disolución en el punto equivalente no es neutro? Ka=4.0x10-10 para el ácido nitroso. a=7.1x10-4

para el ión nitroso.