Adulteracion del vinagre

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I. OBJETIVOS

Observar la naturaleza de una curva de titulación potenciométrica de un ácido débil con una base fuerte.
Determinar la constante de ionización del ácido acético a condiciones de laboratorio.

II. INFORMACIÓN BIBLOGRÁFICA

❑ Principio:
La constante de disociación de ácidos y bases débiles puede ser determinada en base de sus curvas de titulaciónpotenciométricas. El equilibrio de la disociación de un ácido débil monobásico puede ser expresado por la siguiente ecuación:
HA H+ + A - ; cuyo constante de disociación es:
[pic]
Por lo tanto: [pic]
[pic]
Por consiguiente, si la porción de la curva de titulación sobre el punto de equivalencia es transformado en [pic] contra el pH se obtieneuna línea recta con pendiente +1, cuya intersección con la abcisa da [pic].
Introduciendo el grado de titulación como:
[pic]
En donde:
V= Volumen de la solución tituladora añadido a la solución.
Ve = Volumen de la solución tituladora hasta el punto de equivalencia.
Al principio de la titulación: V= 0, entonces x= 0; en el punto de equivalencia V = Ve y x = 1. Aplicando el gradode titulación (x) y al concentración inicial del ácido (Ca), se puede transformar el lado izquierdo de la ecuación (1) en:
[pic]
[H+] y [OH-] pueden ser calculadas del valor del pH pertenecientes al punto de titulación en el grado de titulación (x).
La ecuación (2) se puede simplificar si Ca [pic], puesto que en el intervalo de pH de 4 a 10 la [H+] y [OH-] se puededespreciar, entonces:
[pic]
Comprando las ecuaciones (1) y (3) se obtiene:
[pic]
En la solución semititulada x =0.5, reemplazando en (4):
[pic]
[pic]
Así el valor del pH en la solución semititulada es igual al pKd del ácido débil.

III. MATERIALES Y REACTIVOS UTILIZADOS:

❑ Equipos y Materiales:

➢ Electrodocombinado de vidrio
➢ Agitador magnético
➢ Bureta
➢ Pipeta volumétrica de 10mL
➢ Vasos precipitados de 250 mL.
➢ Fiolas de 100 mL
➢ Luna de reloj
➢ pHmetro

❑ Reactivos:

➢ Ácido acético 0.1M.(CH3COOH) 100mL
➢Solución estándar de NaOH 0.1M, libre de carbonatos.(250mL)
➢ Solución buffer de pH 4 y 6.

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Preparación de soluciones amortiguadoras
➢ Se calibró el pH-metro con ayuda de soluciones buffer de pH conocido y se obtuvo una curva de titulación de una precisión adecuada para el electrodo dado.
➢ Se transfirió 10mL de la solución de ácidoacético 0.1M a un vaso precipitado de 250mL con la ayuda de una pipeta volumétrica, se diluyó hasta cerca de 100mL con agua destilada.
➢ Se introdujo el electrodo combinado de vidrio y se puso el magneto dentro de la solución. Se dio paso a la lectura del pH de esta solución.
➢ Se tituló con la solución estándar de NaOH 0.1M agregándose en proporciones de 0.5mL y al cabo de cada adiciónleer el pH. Reducir las porciones a 01-02mL cerca del punto final de la titulación.
. [pic]
V. DATOS Y RESULTADOS
1. Valoración del NaOH 0.1 N
Se pesó una masa determinada de ftalato de potasio, se diluyo en un fiola y luego se añadió gotas de fenoftaleína, la cual se tituló con hidróxido de sodio desde una bureta. Se registro el volumen de NaOH añadido.
|Mesa nº |Masa FT(g)|V (NaOH) mL |N(NaOH) Eq-L |
|1 |0.2122 |10.2 |0.1019 |
|2 |0.2003 |9.7 |0.1011 |
|0.1015 |

Donde los cálculos para la determinación de la concentración del NaOH, es determinada por la siguiente relación
Se sabe que: nº meq (ácido) = nº meq (base)...
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