NEUTRALIZACI N DE UN CIDO D BIL CON UN BASE FUERTE
Páginas: 6 (1413 palabras)
Publicado: 6 de abril de 2015
NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UN BASE FUERTE
JULIANA BENAVIDES TUCANES
1085937599
DANIELA XIMENA BURBANO
1088329498
OBJETIVOS
Verificar experimentalmente la disociación de un ácido fuerte con una
base fuerte Comparar los pH teóricos calculados con los resultados
experimentales Comparar la curva de titulación de los pH teóricos con la
de los pH experimentales
Hallar el punto deequivalencia.
MATERIALES Y REACTIVOS
1 soporte universal
1 pH-metro
1 beaker de 50 ml
Hidróxido de sodio 0,1 N
1 bureta de 25 ml
Ácido clorhídrico 0,1 N
1 Erlenmeyer de 250 ml
Indicador fenolftaleína
1 pinza para bureta
Soluciones amortiguadoras de pH
4, 7 y 10.
TABLA DE RESULTADOS
Concentraciones 0.1 M
mL NaOH
pH experimental
pH teórico
0
1.45
1
3
1.54
1.13
6
1.67
1.27
9
1.841.42
12
1.94
1.60
15
2.11
1.84
18
2.58
2.29
21
11.14
11.38
3 ( exceso)
11.52
11.96
6 (exceso)
11.68
12.17
9 (exceso)
11.78
12.30
mL NaOH
pH experimental
pH teórico
0
2.27
2
3
2.35
2.13
6
2.46
2.27
9
2.56
2.42
12
2.70
2.60
15
2.91
2.84
18
3.25
3.26
21
5.65
10.35
24
9.50
10.37
3 ( exceso)
10.02
10.94
6 (exceso)
10.44
11.16
9 (exceso)
10.6411.3
Concentraciones 0.01
ANÁLISIS DE RESULTADOS
Observamos que a efectuar la titulación del HCl con el NaOH, es de
gran importancia tener en cuenta los cambio de concentración de
H+ cerca del punto de viraje, para así elegir el indicador más
apropiado de acuerdo con los valores de pH entre los que tenga
lugar su cambio de coloración.
En la gráfica obtenida, observamos que el pH enfunción de la
cantidad de base añadida presenta una subida brusca al llegar al
punto de equivalencia, esta región de subida brusca se conoce
como punto final y puede reconocerse cuando el reactivo indicador
(fenolftaleína) cambia de color. El pH de la solución antes del punto
de equivalencia se determina por la concentración del ácido que
aún no ha sido neutralizado por la base.
Obtuvimos unadiferencia en cuanto a los resultados teóricos,
respecto a los experimentales, ya que la neutralización
experimentalmente de HCl y NaOH a 0.01 M, se dio después de
adicionar 24 ml de la base, lo que para el caso teórico debe ocurrir
a los 21 mL. Esto pudo deberse a que durante el procedimiento la
base o el ácido estaban contaminados, o la velocidad de adición
fue demasiado rápida o la concentración deNaOH fue diferente a
la de HCl.
En las tablas de resultados, logramos ver la diferencia entre los datos
experimentales y teóricos, esto pudo ocasionarse a la mala
calibración de los pH metros, ya que a la hora de esta, los buffers
podrían estar contaminados, de igual forma cuando se realizaron las
mediciones de pH, el electrodo pudo presentar impurezas al no ser
bien manipulado.
PREGUNTAS YRESPUESTAS
1. Realice los cálculos teóricos de pH de la solución a medida que
adiciona porciones de 3 ml de NaOH 0,1 N a la solución 0,1 N de HCl.
Construya una tabla donde incluya el pH y la [H+].
Cálculos antes del cambio de color
0.020 L HCl x 0,1 mol HCl = 2 x 10-3 H+
1 L HCl
3 mL NaOH x 0.1mol NaOH= 3x10-4 OH1000 mL
Moles de exceso= 2 x 10-3 H+- 3x10-4 OH-= 1.7x10-3 mol H+
1.7x10-3 molH+= 0.074 M
0.023 L
pH= -log[H+]
pH= -log 0.074= 1.13
Cuando cambia de color
21 mL OH-x 0.1 mol OH- = 2.1x10-3 OH1000 mL OHMoles de OH en exceso= 2.1x10-3 OH-—2.0x10-4 mol H+= 10x14-4 mol
OH10x14-4 mol= 2.44x10-3 OH0.041 L
pOH= -log[OH-]
pOH= -log 2.44x10-3 = 2.6
pH= 14- pOH
pH= 11.4
mL NaOH
pH teórico
[H+]
0
1
0.1
3
1.13
0.074
6
1.27
0.054
9
1.42
0.038
12
1.60
0.025
15
1.840.014
18
2.29
5.26x10-3
21
11.38
4.17x10-12
3 ( exceso)
11.96
1.09x10-12
6 (exceso)
12.17
6.76x10-13
9 (exceso)
12.30
5.01x10-13
2. Represente gráficamente la variación del pH en función del volumen de
NaOH 0,1 N adicionado; tanto para los cálculos teóricos, como para los
resultados experimentales. Compare las dos curvas obtenidas y dé
conclusiones respecto a los resultados.
pH...
JULIANA BENAVIDES TUCANES
1085937599
DANIELA XIMENA BURBANO
1088329498
OBJETIVOS
Verificar experimentalmente la disociación de un ácido fuerte con una
base fuerte Comparar los pH teóricos calculados con los resultados
experimentales Comparar la curva de titulación de los pH teóricos con la
de los pH experimentales
Hallar el punto deequivalencia.
MATERIALES Y REACTIVOS
1 soporte universal
1 pH-metro
1 beaker de 50 ml
Hidróxido de sodio 0,1 N
1 bureta de 25 ml
Ácido clorhídrico 0,1 N
1 Erlenmeyer de 250 ml
Indicador fenolftaleína
1 pinza para bureta
Soluciones amortiguadoras de pH
4, 7 y 10.
TABLA DE RESULTADOS
Concentraciones 0.1 M
mL NaOH
pH experimental
pH teórico
0
1.45
1
3
1.54
1.13
6
1.67
1.27
9
1.841.42
12
1.94
1.60
15
2.11
1.84
18
2.58
2.29
21
11.14
11.38
3 ( exceso)
11.52
11.96
6 (exceso)
11.68
12.17
9 (exceso)
11.78
12.30
mL NaOH
pH experimental
pH teórico
0
2.27
2
3
2.35
2.13
6
2.46
2.27
9
2.56
2.42
12
2.70
2.60
15
2.91
2.84
18
3.25
3.26
21
5.65
10.35
24
9.50
10.37
3 ( exceso)
10.02
10.94
6 (exceso)
10.44
11.16
9 (exceso)
10.6411.3
Concentraciones 0.01
ANÁLISIS DE RESULTADOS
Observamos que a efectuar la titulación del HCl con el NaOH, es de
gran importancia tener en cuenta los cambio de concentración de
H+ cerca del punto de viraje, para así elegir el indicador más
apropiado de acuerdo con los valores de pH entre los que tenga
lugar su cambio de coloración.
En la gráfica obtenida, observamos que el pH enfunción de la
cantidad de base añadida presenta una subida brusca al llegar al
punto de equivalencia, esta región de subida brusca se conoce
como punto final y puede reconocerse cuando el reactivo indicador
(fenolftaleína) cambia de color. El pH de la solución antes del punto
de equivalencia se determina por la concentración del ácido que
aún no ha sido neutralizado por la base.
Obtuvimos unadiferencia en cuanto a los resultados teóricos,
respecto a los experimentales, ya que la neutralización
experimentalmente de HCl y NaOH a 0.01 M, se dio después de
adicionar 24 ml de la base, lo que para el caso teórico debe ocurrir
a los 21 mL. Esto pudo deberse a que durante el procedimiento la
base o el ácido estaban contaminados, o la velocidad de adición
fue demasiado rápida o la concentración deNaOH fue diferente a
la de HCl.
En las tablas de resultados, logramos ver la diferencia entre los datos
experimentales y teóricos, esto pudo ocasionarse a la mala
calibración de los pH metros, ya que a la hora de esta, los buffers
podrían estar contaminados, de igual forma cuando se realizaron las
mediciones de pH, el electrodo pudo presentar impurezas al no ser
bien manipulado.
PREGUNTAS YRESPUESTAS
1. Realice los cálculos teóricos de pH de la solución a medida que
adiciona porciones de 3 ml de NaOH 0,1 N a la solución 0,1 N de HCl.
Construya una tabla donde incluya el pH y la [H+].
Cálculos antes del cambio de color
0.020 L HCl x 0,1 mol HCl = 2 x 10-3 H+
1 L HCl
3 mL NaOH x 0.1mol NaOH= 3x10-4 OH1000 mL
Moles de exceso= 2 x 10-3 H+- 3x10-4 OH-= 1.7x10-3 mol H+
1.7x10-3 molH+= 0.074 M
0.023 L
pH= -log[H+]
pH= -log 0.074= 1.13
Cuando cambia de color
21 mL OH-x 0.1 mol OH- = 2.1x10-3 OH1000 mL OHMoles de OH en exceso= 2.1x10-3 OH-—2.0x10-4 mol H+= 10x14-4 mol
OH10x14-4 mol= 2.44x10-3 OH0.041 L
pOH= -log[OH-]
pOH= -log 2.44x10-3 = 2.6
pH= 14- pOH
pH= 11.4
mL NaOH
pH teórico
[H+]
0
1
0.1
3
1.13
0.074
6
1.27
0.054
9
1.42
0.038
12
1.60
0.025
15
1.840.014
18
2.29
5.26x10-3
21
11.38
4.17x10-12
3 ( exceso)
11.96
1.09x10-12
6 (exceso)
12.17
6.76x10-13
9 (exceso)
12.30
5.01x10-13
2. Represente gráficamente la variación del pH en función del volumen de
NaOH 0,1 N adicionado; tanto para los cálculos teóricos, como para los
resultados experimentales. Compare las dos curvas obtenidas y dé
conclusiones respecto a los resultados.
pH...
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