Normalización de las disoluciones de HCl y NaOH 0.1 F

Objetivos

• Normalizar soluciones de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio 0.1F.

• Realizar titulaciones potenciométricas ácido – base.

• Comparar la cuantitatividad de las curvas de titulación de un ácido fuerte y un ácido de fuerza media.

• Comparar las curvas de titulación teóricas con curvas experimentales.

• Determinar experimentalmente el valor de pKa de un sistema ácido–base.

• Identificar un compuesto con propiedades ácido–base vía titulaciones potenciométricas

Resultados y discusión de resultados

Experimento 1. Normalización de las disoluciones de HCl y NaOH 0.1 F

Para HCl: Experimentalmente, se pesaron cerca de 0.0662g de Na2CO3 se disolvieron con agua destilada (aprox. 50 mL), se adicionó indicador (anaranjado de metilo con verde de bromocresol). Se llenó la bureta con la disolución a normalizar, en este caso HCl, y se titulo hasta observar el cambio de color del indicador (verde a amarillo). Se prefirió la mezcla del indicador para poder observar un cambio de coloración más evidente, ya que se disminuye la

ventana de vire.

Ambas gráficas tienen forma sigmoidea, que el pH inicial sea más bajo indica que el ácido es más fuerte, por lo que se consideró que el ácido más fuerte es el HCl comparado con el CH3COOH; que el volumen del punto final sea mayor muestra que se necesita agregar un volumen mayor del titulante, esto porque se encuentra más concentrado, se observa en la gráfica que el CH3COOH es el más concentrado. Que la ultima meseta de la gráfica de ambas valoraciones estén una sobre la otra, demuestra que el exceso del titulante (NaOH 0.1F) es el que asigna el valor de pH. Se puede determinar que muestra es más cuantitativa respecto a su pKa, en este caso mientras el pKa aumente, será menos cuantitativa; pKaCH3COOH= 4.75, pKaHCl=6.

Gráfica 2. Primera derivada de la valoración de HCl con NaOH

Gráfica 3. Primera derivada de la valoración de CH3COOH con NaOH

Experimento 3. Valoración de la muestra problema.

Experimentalmente, se pesó 0.2195g de la muestra problema (B-141) y se disolvió con agua hasta cubrir el electrodo, se midió el pH inicial (10.7) para poder determinar con que titulante se valoraría la muestra, la titulación se realizó adicionando 0.5mL de HCl hasta un exceso. Se usó como indicador azul de timol.

Gráfica 4. Valoración potenciométrica de una muestra problema con titulante HCl

Gráfica 5. Primera derivada de la valoración de la muestra con HCl

Gráfica 6. Segunda derivada de la valoración de la muestra con HCl

Se dieron a conocer las sustancias que podrían ser las muestras problemas (TRIS, trietanolamina, NaH2PO4, bitartrato de potasio, Na2CO3, NaHCO3, ácido oxálico, Na2HPO4, K2HPO4, tartato de sodio, Na2C2O4), y tomando en cuenta que la muestra debía ser un anfolito o una base debido a que se valoro con un ácido, se fue descartando a las sustancias que son ácidas (tartrato de sodio, ácido oxálico y oxalato de sodio).

Revisando la gráfica de la valoración potenciométrica se nota que es una base que se protonó dos veces, indicando que es una muestra diprótica y por consiguiente se buscó que muestras se disocian más de 1 vez (Na2HPO4 y Na2CO3). Después se hizo la primera y la segunda derivada de la valoración potenciométrica. Con la primera derivada se prosiguió a obtener los valores de pKa experimentales (9.6 y 7.4) y los valores de pKa se acercan más a los pKa teóricos del Na2CO3 (3.8, 10.3), el valor del pH inicial es 10.7.

Y para terminar de descartar entre las dos muestras posibles se calculo el peso molecular con los datos de la masa utilizada de la muestra (0.2195 g), la concentración real del HCl (0.1164 M), el volumen del titulante (32.5 mL) y con la estequiometria dando como resultado un peso de 116.04 g/mol por lo que se concluye que la muestra es efectivamente el Na2CO3 que tiene una masa molecular de 106 g/mol.

La razón por la cual no se obtuvo un peso más cercano al teórico puede deberse a errores en la concentración real del HCl porque se midió el volumen del HCl con una pipeta graduada y no con una volumétrica. También puede deberse a la calibración del pH-metro o a las condiciones en las que se realizó el experimento.

Conclusiones

Una normalización se realiza para conocer la concentración real de un titulante, ya que no se puede confiar en que esté preparada a una concentración indicada. El uso de patrones primarios para estas normalizaciones deben tener características específicas respecto a la sustancias a estandarizar.

Las

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