alcalimetria y acimetria analisis quimico
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LABORATORIO 7 ALCALIMETRÍA Y
ACIDIMETRÍA
OBJETIVOS
El objetivo del presente laboratorio es Neutralizar una solución valorada de HCl
0.1N con bórax puro, neutralizar una solución valorada de HCl 0.1N con NaOH,
y determinar la normalidad, molaridad de un ácido comercial mediante un
densímetro
Determinar la concentración de una solución de una base así como de un acido
Así como también el uso correcto de los materiales de laboratorio, como la
elección apropiada de un indicador para llevar a cabo la experiencia.
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FUNDAMENTO TEÓRICO
ACIDIMETRIA Y ALCALIMETRIALa valoración acido-base tiene su fundamento en el cambio brusco de concentración de los iones hidronios H3O+, y por lo tanto del pH que se produce en el punto final de la reacción de neutralización. El punto final se reconoce por el cambio de color que experimenta el indicador añadido a la solución.
Reacción de un acido fuerte con base fuerte:
HCl + Ind + NaOH NaCl + H2O
Reacción de un acido débil con base fuerte:
CH3COOH + Ind. + NaOH NaCO3 + H2O
Reacción de un acido fuerte con base débil:
HCl + Ind + NH4OH NH4Cl + H2O
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CONCIDERACIONES GENERALES
Trata sobre la determinación de la concentración de soluciones ácidas y alcalinas partiendo de soluciones patrones ácidos y alcalinos.
El HCl es considerado como el ácido mas usado ya que se puede preparar soluciones d concentración exacta a partir del ácido de punto de ebullición constante, por dilución.
Las soluciones H2SO4, se usan ocasionalmente, las soluciones HNO3 y HClO4 muy raramente.
Las soluciones de HCl, se preparan de normalidad aproximada, valorándolas luego volumétrica mente, generalmente la concentración de HCl, varia entre los valores: 10.5 y 12 N. En cuanto a las soluciones alcalinas son muchas pero entre las más empleadas destacan: NaOH. Otras disoluciones como KOH, NH4OH, etc. Tienen ciertas desventajas por lo cual se usan poco.
INDICADORES
Pueden clasificarse en:
Neutros, sensibles a los ácidos y sensibles a las bases.
En agua pura los primeros dan su color de transición, los segundos su color ácido y los terceros su color alcalino.
Consideremos el caso de una valoración de ácido fuerte base fuerte donde puede emplearse cualquier indicador pero debe notarse que el color de transición no indicara el mismo pH. Ya que las concentraciones de iones H a que el indicador varía su color de ácido al básico es diferente. Es conveniente elegir un indicador con un terreno de cambio de color lo mas estrecho posible y valorar siempre hasta la misma transición de color.
VALORACION DE SOLUCIONES
El método para valorar soluciones debe elegirse teniendo en cuenta el fin a que se va destinar incluso el HCl, y el H2SO4, pueden valorarse gravimétricamente.
Las soluciones ácidas pueden valorarse por reacción con soluciones de productos químicos purificados en cantidades exactamente pesados, es el caso de bórax o carbonato de sodio o por valoración de soluciones alcalinas valoradas.
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PREPARACION DE SOLCIONES VALORADAS DE
HCl 0.1 N NaOH 0.1 N
PROCEDIMIENTO:
I.- Preparación de una solución de HCl = 0.1 N y se valora con una sustancia alcalina
patrón, como el bórax.
Determinar la densidad de HCl concentrado.
Calcular el porcentaje de HCl puro contenido en el HCl usado.
VALORACION DE HCl = 0.1 N
Se pesa 0.2 gramos de bórax puro (Na2B4O7.10H2O) se disuelve con 60 ml de H2O
destilada agregar hasta completar la solución (si fuese necesario calentar).
Añadir unas gotas de (2-3) de indicador anaranjado de metilo y titular con HCl = 0.1 N.
Anotar el gasto.
Color anaranjado
Titulando
HCl
Color cristalino
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OBSERVACIONES : Lo primero que hacemos es tener en un vaso de precipitado agua
destilada luego al echar el bórax tenemos que lograr que se disuelva por completo
agitando luego cuando agregamos el anaranjado de metilo logramos que este adquiera
una tonalidad amarillo pálido y luego cuando procedemos a titular lo hacemos con
cuidado gota a gota y podemos darnos cuenta que logramos un cambio de color en
nuestra muestra a naranja lo que nos indica que la titulación a terminado en ese
momento vemos la bureta y observamos que el gasto promedio es 7.7 ml de HCl.
Gasto del volumen HCL 0.1 N
7.7 ml
Masa de bórax 150.2 mg
anaranjado de metilo
5 gotas
Apoyados en que en la titulación el número de equivalentes son iguales concluimos
que:
La normalidad del HCl es 0.0496
Densidad de HCL 0.0496x(35.5+1)=1.812g/lt
Color anaranjadoColor anaranjado
pálido
13.4 ml de HCl
HCl
Color cristalino
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II.- Preparación de una solución valorada de un álcali.
Se emplea la solución de NaOH, base fuerte, soluble en agua.
Se pesa 4 gramos de NaOH. Se disuelve con agua destilada, hervida y se lleva a un
volumen final de 1 lt.
Esta es la solución de NaOH = 0.1 N
VALORACION DE NaOH = 0.1 N.
El HCl = 0.1 N valorado servirá para titular la solución de NaOH = 0.1 N.
Se toma 20 ml de la solución de NaOH = 0.1 N, y se diluye hasta 60 ml con agua
destilada. Luego añadir gotas (2-3) del indicador fenolftaneina y titular con solución de
HCl = 0.1 N valorado. Anotar gasto.
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OBSERVACIONES: La solución entregada NaOH es de color cristalino la diluimos y luego
al agregarle la fenolftaneina logramos que adquiera una coloración lila, y precedemos
a la titulación gota a gota hasta que en un momento dado logramos el cambio de color
de lila a cristalino lo que nos indica que la solución a sido titulada con existo, en ese
momento medimos en la bureta y vemos que el gasto promedio obtenido 17.8 ml de
HCl.
% peso = 36.59 cuando la densidad del Cl es 1.1808 % peso = 35.78 cuando la densidad del Cl = 1.1817
Color lila
Titulando
HCl
Color cristalino
Color cristalino
HCl
Color cristalino
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por interpolación logramos que el % peso de nuestra muestra es
36.185
CUADRO DE RESULTADOS
Valoración de HCl usando Bórax.
mBórax (Diluido en H2O) Indicador Gasto Volumen Normalidad150.2 mg Anaranjado de Metilo(5
gotas)7.7 ml de HCl 0.0496
Valoración de NaOH con HCl
Volumen de NaOH Indicador Gasto Volumen Normalidad20 ml Fenolftaleina(3gotas) 17.8 ml de HCl 0.0441
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CUESTIONARIO1. Indique con toda claridad
¿Cómo preparia 2.5 lts de las disoluciones de HCl (ac) y NaOH (ac)=0.1M a partir del HCl (ac) fumantes=12M y de las lentejuelas ó pellets de hidróxido de sodio solido?
+
DATOS:X: volumen de HCl 12MY: volumen de H2OZ: masa de NaOH X+Y =2.5 lt
HCl 12M H2O
X lt Y lt
X+Y lt
HCl 0.1M
NaOH
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De la relación NiVi=NfVf 12(X) = 0.1 (X+Y) X = 20.8 ml Y = 2.4792 lt Ahora para hallar la masa de NaOHDe la relación M = n/V
0.1 = m/MxV Z= 0.0832 g
2. Indique con toda claridad ¿Cómo se procede para determinar las concentraciones con 3 cifras decimales de las disoluciones anteriores?
Como ya conocemos la concentracionde de HCl solo nos queda determinar la concentración de NaOH
[HCl]= 0.1 M ɵ=1Por la relación #equivalente HCl= #equivalente NaOH NxV = NxV
0.1 x2.5 = Xx2.5X=0.100
3. A)calcule ambas concentracionesb) ¿Cuántos miliequivalentes de bórax recibió ,para hacer la titulación del HCl =0.1N Datos:
masa de bórax = 150.2mg masa molar de bórax= 381,4 g/mol ɵ= 2
1mEg = 190.7(mg/mol) #mEg = 150.2 / 190.7
#mEg= 0.7876
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c) indique los rangos de viraje de PH , para los indicadores acido-base fenolftaleína y anaranjado de metilo y los colores que presenta
Anaranjado de metilo Fenolftaleína Al aumentar el pH cambia de rojo
a naranja –amarillo Tiene un rango de 3.1-4.4 Se usa en una concentración de 1
gota al 0.1 % por cada 10 ml de disolución
Cambia de incoloro a rojo violáceo al aumentar su pH
Tiene un rango de 8.0 -9.6 Es uno de los indicadores
mayormente utilizados en titulaciones
4. con los valores medidos del soecific graviti o densidad relativa del HCl (ac) fumante comercial o del H2SO4 (ac) acido sulfúrico comercial , calcule la molalidad (m) la normalidad (N) y la fracción molar del soluto
Soecific Gravity % H2SO4 (masa)1.808 35.591.817 35.78
Calcule: su molalidad (m), normalidad(N) y la fracción molar del soluto (Xsoluto).Datos:
Soecific Gravity % H2SO4 (masa)1.808 91.611.812 x1.817 90.92
Podemos hallar el porcentaje en peso (% P / P)
1.817−1.80835.59−35.78
=1.817−1.81235.59−x
∴ x=¿35.695
Cálculos
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M=10∗ρ∗%masaM
M=10∗1.812∗35.69598
M=6.59molar
M (H 2SO 4 )=98g /mol
N = M x θ
N = 6.59*2 N = 13.19 normal
Si asumimos 100g a la solución entonces WH2SO4 = 35.65 g y WH2O = 63.35 g
Por lo tanto el número de moles del soluto y del solvente serán:
nsto = WH2SO4/peso molecular
nsto = 0.36 mol
nste = 3.5 mol
Si: m = nsoluto/ Kgsolvente
Entonces:
m = 5.68molal
Luego la fracción molar será:
X i=nsto
nsto+nste
X i=0.363.86
X i=0.093
5. se valoran 20 ml de HCl (ac) 0.2M con al discolucion NaOH (ac) hidróxido se sodio 0.2 N .calcule el PH de la solución en el matraz Erlenmeyer cuando se han añadido los siguientes volúmenes de álcali (a) 10 ml (b) 18ml (c) 20 ml
# moles de H+ = 0.2 x20x10-3= 4x10-3
Para 10ml de NaOH #moles de OH- = 0.2x 10x10-3=2x10-3
Quedaría 2x10-3 moles de H+ volumen total seria 30ml
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pH= -log[H+]=-log[2x10-3/30x10-3]
Ph = 1.17
Para 18ml de NaOH #moles de OH- = 0.2x 18x10-3=3.6x10-3
Quedaría 0.4x10-3 moles de H+ volumen total seria 38ml
pH= -log[H+]=-log[0.4x10-3/38x10-3]
Ph = 1.9
Para 20ml de NaOH #moles de OH- = 0.2x 20x10-3=4x10-3
La misma cantidad de moles H+ se esta neutralizando
pH =7
6. a) calcule la [H+] concentración de iones hidrogeno y el POH de la disolución de acido metanoico ,HCOOH 0.002 M
Suponiendo que se tiene el acido metanoico en una disolución de 1lt
la concentración [H+] = 0.002 pH = -log[H+]= 2.69
b) para determinar el titulo de una disolución de H2SO4 la muestra pesada de bórax (Q.P) DE 2.40 g se ha disuelto en una fiola o matraz aforado de 200ml para titular 20 ml de H2SO4 (ac) se han gastado 33.85ml de solución de bórax .calcule la normalidad y el titulo de H2SO4 (ac)
aplicaremos la relación de # Eg H2SO4= # Eg bórax
datos:bórax (Na2B4O7·10H2O) = 2.40 g
gasto del bórax = 33.85ml
volumen de H2SO4 (ac)= 20 ml
m/Eq-g bórax = NxV H2SO4
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2.40 X 2/ 381,37= Nx20x10-3
N (H2SO4 )= 0.629
N(Na2B4O7·10H2O) =0.350
T (H2SO4 )= M(H2SO4 )/V(H2SO4 )
T (H2SO4 )= (N/ɵ)/20ml
T (H2SO4 )= (0.629/2)/20ml
T (H2SO4 )= 0.015 g/ml
CONCLUSIONES
Una solución valorada es aquella cuya concentración se conoce con gran exactitud.
El cambio de color es un medio muy efectivo para poder titular La valoración de una solución de ácido se lleva a cabo experimentalmente,
determinando el volumen de ácido que equivale a un peso conocido de sustancia alcalina.Tipo primario (Bórax Na2B4O7 10H2O). De modo similar se contrasta una solución de alcali buscando su equivalencia con un peso o con un volumen de un ácido de riqueza conocida.
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RECOMENDACIONES
El uso de un buen indicador para las titulaciones nos dará una mejor idea de las
mismas.
Estar atento al cambio de color para poder tener un buen dato del gasto que se
llevo acabo
El indicador debe ser añadido en poca cantidad ya que este solo le avisara al
alumno cuando ya se encuentra titulado la base.
Utilizar la cantidad necesaria de reactivo de lo contrario la valoración saldrá
erróneo
Utilizar las medidas de seguridad respetivas
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BIBLIOGRAFIA
V. N. ALEXEIEV Semimicroanálisis Químico Cualitativo Editorial Mir URSS 1975.
F. BURRIEL Química Analítica Cualitativa.
F, LUCENA Editorial Paraninfo.
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