Para entregar en el informe

1. Realice los cálculos necesarios para determinar la concentración de la solución de HCl y del CH3COOH en el vinagre a partir del volumen gastado en cada titulación volumétrica.

2. Realice la gráficas de titulación pH vs. mL de base adicionado para cada una de las titulaciones potenciométricas llevadas a cabo.

3. A partir de las gráficas de titulación determinar la concentración de la solución de HCl y del CH3COOH en el vinagre.

4. Escribe y balancea las siguientes reacciones:

a) Neutralización del ácido clorhídrico con hidróxido de potasio.

HCl+KOH KCL+H2O

b) Neutralización del ácido clorhídrico con hidróxido de calcio.

HCl+NaOH NaCl+ H2O

c) Neutralización del ácido nítrico con hidróxido de plata.

HNO3+AgOH AgNO3+H2O

d) Neutralización del ácido sulfúrico con hidróxido de calcio.

NaOH+H2SO4 Na2SO4+H2O

5. Usando el procedimiento visto, cómo podría calcular la concentración de ácido cítrico de la naranja o del limón.

Se debe hacer una titulación. Se extrae el zumo de limón o naranja (liquido solamente); después tomar un volumen conocido, por ejemplo 20mL con la pipeta y vertir en un matraz erlenmeyer.

También, se debe preparar una disolución, de una base, por ejemplo NaOH de una concentración determinada, baja a ser posible, por ejemplo 0,02 molar. Vertir un volumen determinado, (es importante saber que volumen se ha vertido), por ejemplo 40 mililitros de esa disolución en una bureta.

Al zumo, se le debe adicionar un indicador, por ejemplo fenolftaleína; posteriormente se realiza el montaje de la bureta con el soporte universal ubicando el zumo debajo de la misma, para empezar a realizar la titulación. Se debe abrir suavemente la llave de la bureta, hasta observar un cambio de color en el zumo (rosa-rojizo) al observar esto, se cierra la llave de la bureta, y se toma la medida del volumen de NaOH gastado; con el volumen inicial y el final, calcular volumen gastado.

Una vez obtenido el volumen, conociendo la molaridad (concentración), calcular los moles de NaOH consumidos y a través de la estequiometría de la reacción (la relación de moles de ácido y NaOH que reaccionan), es posible determinar los moles de ácido que hay en los 20mL de zumo.

6. Demuestre los cálculos estequiométricos necesarios

C6H8O7 (ácido cítrico)

C6H8O7+NaOH C6H8O7+Na+H2O

Datos.

Volumen que se gastó= 0.032 L (V2) Concentración NaOH= 0,02M (C2) Volumen muestra= 0.02L(V1) Concentración ácido cítrico= “X” C1

Concentración C6H8O7= “X”.

C1∗V 1=C2∗V 2

X∗0.02 L=0.02M∗0.032 L

X=0.02M∗0.032L0.02L

X=0.032M

Molaridad=Moles del solutoLdedisolución

0.02M=Molesdel soluto0.02L

(0.02M )∗(0.02 L )=Molesdel Soluto

(0.02M )∗(0.02 L )=Molesdel Soluto

0.0004=Molesdel Soluto (NaOH )

0.0004 (Mol NaOH )(1MolC6H 8O71MolNaO H )=0.0004 MolC 6H 8O 7

Molaridad=Moles del solutoLdedisolución

Molaridad=0.0004 MolC 6H 8O 70.02L

Molaridad=0.0004 MolC 6H 8O 70.02L

Molaridad=0.02M C6H 8O7

7. ¿Qué es una solución estándar? ¿Para qué se usa?

La solución estándar, es una solución cuya concentración es conocida, y por tanto sus propiedades, como el pH también se conocen.

Se usan como punto de comparación, o referencia cuando se va a hacer una estandarización o valoración de alguna otra sustancia.

Las propiedades deseables en una solución patrón son las siguientes:

1. Suficientemente estable en el tiempo para determinar su concentración una vez (no se necesita determinar nuevamente su concentración cada vez que se utilice)

2. Reacción rápida con el analito

3. Reacción más o menos completa para alcanzar el punto final

4. Reacción con el analito por medio de una reacción selectiva que pueda ser descrita por una ecuación química balanceada

8. ¿Cómo cambiarían las gráficas de titulación ácido-base para el caso en que se titulara H2SO4 con NaOH? Explique el porqué de las diferencias. Consulte la gráfica del proceso.

Imagen Extraída de: http://teleformacion.edu.aytolacoruna.es/ELVINAF2B8fb2/document/examenes/

quim2b_0802_equilacidobase.pdf

La gráfica no se ve alterada de manera muy significativa, ya que el H2SO4, es un ácido fuerte (pH ácido), al que se le está adicionando NaOH, siendo este último una base fuerte (pH alcalino), por lo que se está produciendo una reacción de neutralización, en la cual se está volviendo más básico al H2SO4, al adicionarle los OH+ del NaOH; que es lo mismo que sucedió en la práctica realizada, pues el HCL y el ácido acético, también son ácidos fuertes.

Bibliografia:

Fundamentos de química analítica. Equilibrio iónico y análisis químico. Alfonso Clavijo Diaz. 2002. Disponible en: https://books.google.com.co/books?id=E680F3D40nsC&pg=PA569&lpg=PA569&dq=curva+valoracion+h2so4+con+naoh&source=bl&ots=W4Fsd52u_n&sig=MsxoWrcQ2ikYgJ2riDx_5uIeyXE&hl=es&sa=X&ei=M8oMVbjXNIndsATnnYDgDg&ved=0CC4Q6AEwAw#v=onepage&q=curva%20valoracion%20h2so4%20con%20naoh&f=false

https://prezi.com/l0kjju7pofza/determinacion-de-la-acidez-en-frutas-citricas-por- medio-de-titulacion/

Hipertexto Santillana química 11. Disponible en: http://darisfuentes.wikispaces.com/file/view/LIBRO+HIPERTEXTO+QUIMICA+2.pdf