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Preparacion de soluciones estandar.

Enviado por   •  18 de Febrero de 2018  •  2.196 Palabras (9 Páginas)  •  309 Visitas

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...

En este caso, la titulación se da entre un ácido fuerte y una base débil.

Se usa el patrón primario Carbonato de sodio el cual es titulado con la solución preparada de HCl, usando como indicador anaranjado de metilo. Este indicador permite reconocer el punto final cuando se da un viraje de una coloración de amarillo a naranja. Dándose la siguiente reacción:

NaCO3+HCl→NaCl+CO2+H2O

Teniendo en cuenta esta reacción, se realizó los cálculos estequiométricos correspondiente para determinar la concentración del HCl preparado. Es importante analíticamente, asociar la incertidumbre del valor obtenido y sus posibles causas para determinar el error que puede presentar el método. En este caso, las principales fuentes de error son:

- Masa del carbonato de sodio. Se puede tener en cuenta aquí, la incertidumbre de la balanza usada y el incorrecto secado del reactivo.

- Pureza del carbonato de sodio.

- Peso molecular del carbonato de sodio. Se tiene en cuenta las incertidumbres asociadas a cada uno de los pesos de los elementos que conforman el compuesto.

Preparación de una solucion de NaOH al 0,1N.

Se toma un Erlenmeyer con una cantidad conocida de agua descarbonatada esto para que el NaOH no reaccione con el CO2; siguiente a esto se adiciona una muestra de NaOH en lentejas previamente pesada y se agrega en el Erlenmeyer diluir, y completar con la cantidad indicada de aguadescarbonatada .

[pic 14]

Se toma una alicuola(10 ml)la solución preparada y esta se titula con el HCl previamente preparado;usando como indicador fenoltaleina la cual dara un viraje de coloración rosado o fucsia a incoloro. Aquí se da la titulación entre un acido y una base fuertes dando asi sal y agua a continuación la reacción de doble sustitución:

NaOH + HClNa Cl + H2O[pic 15]

Teniendo en cuenta esta reacción se realizaron los cálculos correspondientes para así determinar la concentración exacta del NaOH.

Grado de Acidez del vinagre.

Al tomar una muestra (alícuota) de vinagre comercial 10mL se colocó en un balón volumétrico de 100mL y se diluyo con agua descarbonatada hasta su aforo, se homogeneizo y se dejó reposar. A continuación se extrajeron 30 mL de la solucion diluida de vinagre repartidos de a 10 para tres erlenmeyer de 250mL agregando a cada uno una gota de fenolftaleína la cual como indicador. El indicador que usaremos en el experimento se llama fenolftaleína. Esta sustancia es incolora en medio ácido y rosada en medio alcalina ósea es incolora por debajo de pH 8,2, virando a un color violeta intenso por encima de pH 10,0.(3)

[pic 16]

Incoloro Rosado

Una vez listo el montaje comenzamos a titular dejando caer lentamente la disolución de NaOH sobre el vinagre, al tiempo que se agita el matraz. Se continúa vertiendo hasta que el indicador vire al color violeta. Se cierra entonces la bureta y medimos el volumen de disolución vertida. El punto de equivalencia de una valoración es aquel en el cual los reactivos valorando y valorante han reaccionado completamente y con arreglo a la estequiometria de la reacción que ocurre en la valoración. El punto final de una valoración es aquél en el que

Se produce el cambio de alguna propiedad en el medio que indica que ha alcanzado el punto de equivalencia.

En el momento en que toda la especie titulada se consume, la solución cambia permanentemente de color (por lo menos durante 30 segundos) y a partir de este momento no se añade más titulante. El volumen de titulante necesario para que ocurra el cambio permanente en color se conoce como el punto final de la titulación. Dicho volumen se utiliza para determinar la cantidad de especie titulada.

En este tipo de valoraciones, se puede apreciarse la evolución del pH de una disolución de ácido acético 0,1 M con NaOH 0,1 N (4)

CH3COOH + NaOH→ CH3COONa+ + H2O

Puesto que la reacción se produce mol a mol, en el punto de equivalencia se cumplirá que: nº de moles de ácido = nº de moles de base

MácidoVácido = MbaseVbase

Curva de valoración del CH3COOH con NaOH

[pic 17]

El punto de equivalencia para el CH3COOH es, de 8,7 ya que la sal formada (CH3COONa+) es una sal procedente de un ácido débil y experimenta una hidrólisis básica

[pic 18]

Comparación y/o relación entre las curvas de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, el pH en el punto de equivalencia siempre es a igual a siete, y este valor para una reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte es mayor a siete, ya que dependerá del valor del pKa del ácido; se observa así que el pH en el punto de equivalencia para el CH3COOH es mayor que en el HCl (pH = 7) (5).

Conclusiones

- Se concluye que La titulación por método volumétrico permite analizar y evaluar la concentración desconocida del ácido acético (CH3COOH) a través de la concentración ya conocida del hidróxido de sodio (NaOH), es decir, cantidad exacta de base (NaOH) necesaria para reaccionar cuantitativamente con esa disolución ácida.

- Se puede deducir que dependiendo al rango de pKa que presente el ácido débil o la base débil que se vaya titular este presentara un valor de pH diferente, y el punto de equivalencia variara en comparación a un ácido o base fuerte. Por otro lado se pudo observar el volumen en el cual el número de moles de H3O+ era igual al número de moles de OH-

- Es fundamental la constante agitación durante la valoración para así favorecer la exactitud en el gasto de volumen del agente valorante, es decir para no pasarse del punto de equilibrio de la solución patrón.

Aplicaciones

1.

resultados

valor

unidad

Gramos puros estándar primario

0.118

...

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