Quimica General Ii Practica 2

2. DETERMINACIÓN DE LAS CONCENTRACIONES Y LAS DIVERSAS MANERAS DE EXPRESARLA. PRIMERA PARTE: TRES ÁCIOS DISTINTOS.

REACTIVOS:
Solución de NaOH aprox. 0.1M (valorada en la práctica anterior)
50 mL de solución HCL 0.1M (preparada en la práctica anterior)
50 mL de solución de H2SO4 0.1M (preparada en la práctica anterior)
50 mL de solución de H3Cit 0.1M (preparada en la práctica anterior)Solución de Fenolftaleína (indicador)

PROCEDIMEINTO:

Se titularon tres alícuotas de 10 mL de HCl, H2SO4 y H3Cit O.1M , con el NaOH valorado en la práctica anterior, utilizando 2 gotas de fenolftaleína como indicador.
Repitiendo mismos pasos para el H2SO4 y H3Cit.

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Una vez tituladas las 9 alícuotas de los diferentes ácidos se obtienen los siguientesresultados:

Alícuota HCL Vol.Teórico NaOH
ml Vol.Exp. NaOH
ml Alícuota H2SO4 Vol.Teórico NaOH
ml Vol.Exp. NaOH
ml Alícuota H3Cit Vol.Teórico NaOH
ml Vol.Exp. NaOH
ml
1 13.8 1 15.4 1 27.8
2 10 14.1 2 20 15.4 2 30 27.5
3 13.9 3 15.3 3 28

Normalización HCL C. del NaOH (titulante): 0.101M
HClac + NaOHac NaCl + H₂O

# AlícuotaNaOH consumido
l Cantidad NaOH
mol Cantidad HCl
mol Molaridad HCl Normalidad HCl % m/v
HCl
1 .0138 1.39x10-3 1.39x10-3 0.139 0.139 0.506
2 .0141 1.42x10-3 1.42x10-3 0.14 0.14 0.517
3 .0139 1.4x10-3 1.4x10-3 0.14 0.14 0.510
PROMEDIO 0.139M 0.139N 0.511%

En la tabla anterior podemos notar que al momento de realizar la disolución de HCl, se cometió un error considerablemente grande;la concentración del ácido clorhídrico debía ser 0.1M, y resulto ser más concentrada de lo esperado.

Normalización H2SO4 C. del NaOH: 0.101M
H₂SO₄ac + 2NaOHac Na₂SO₄ + 2H₂O

# Alícuota NaOH consumido
l Cantidad NaOH
mol Cantidad H2SO4
mol Molaridad H2SO4 Normalidad H2SO4 % m/v
H2SO4
1 .0154 1.55x10-3 7.75x10-4 0.0775 0.155 0.759
2 .0154 1.55x10-3 7.75x10-4 0.07750.155 0.759
3 .0153 1.54x10-3 7.7x10-4 0.077 0.154 0.754
PROMEDIO 0.077M 0.155N 0.76%

El promedio de molaridad del ácido sulfúrico resulto ser 0.077, en vez de 0.1M por lo tanto resulto ser más diluida de lo esperado.

Normalización H3Cit C. del NaOH: 0.101M
H₃Citac + 3NaOHac Na₃Cit + 3H₂O

# Alícuota NaOH consumido
l Cantidad NaOH
mol Cantidad H3Cit
MolMolaridad H3Cit Normalidad H3Cit % m/v
H3Cit
1 .0278 2.8x10-3 9.33x10-4 0.093 0.279 1.79
2 .0275 2.78x10-3 9.26x10-4 0.0926 0.278 1.78
3 .028 2.82x10-3 9.4x10-4 0.094 0.282 1.8
PROMEDIO 0.093M 0.28N 1.79%

Los datos anteriores nos indican que el margen de error cometido para esta disolución de ácido cítrico es menos a las dos anteriores; aproximada a 0.1M.

Comparando el ácido sulfúrico0.1M con el ácido cítrico 0.1M, podemos decir que una solución 0.1M de H3Cit tiene mayor acidez total que una solución 0.1M de H2SO4.

Podemos comprobar esto mediante la siguiente fórmula que relaciona las concentraciones y volúmenes de ambos ácidos en neutralización (con NaOH)

(V.ácido ∙M.ácido)a=(V.base∙M.base)b

H3Cit
(10ml ∙0.1M)a=(30ml∙0.1M)1
a= 3 protones ácidos.

H2SO4
(10ml∙0.1M)a=(20ml∙0.1M)1
a= 2 protones ácidos.

∴el ácido cítrico tiene un protón ácido más que el ácido sulfúrico

Valor teórico Valor experimental % Error Xσ-1
HCl 0.1 0.139 -39 1x10-3
H2SO4 0.1 0.077 23 2.89x10-4
H3Cit 0.1 0.093 7 5.77x10-4

Analizando los datos de la tabla anterior observamos que al momento de preparar las disoluciones de los primeros dos ácidos (clorhídrico y sulfúrico)estuvieron muy mal elaboradas, se tiene un margen de error de -39 y 23 respectivamente, aunque el margen de error que se tiene en la última disolución tampoco es tan pequeña como para despreciarla.

Para disminuir el margen de error en una determinación lo recomendable es:
Llenar bien la bureta sin burbujas, para poder hacer una correcta lectura del volumen.
Medir correctamente el...