Práctica 14. Volumetría de neutralización

Química 2º de Bachillerato
Práctica nº 14
VOLUMETRIAS DE NEUTRALIZACIÓN: ACIDIMETRIA
Objetivo:
Determinar la concentración de una solución de un ácido.
Fundamento teórico.
Para determinar la concentración de una solución desconocida se utiliza una segunda solución de
concentración conocida, que al mezclarse con la primera experimenta una reacción química
específica y de estequiometría también conocida.
Valoración o titulación son los nombres que se dan al proceso de determinación del volumen
necesario de la solución valorada para reaccionar con una cantidad determinada de la muestra a
analizar. Por este motivo se dice que es un método de análisis volumétrico. Se lleva a cabo
agregando en forma controlada la solución valorada a la solución problema, hasta que se juzga
completa la reacción entre las dos. En la determinación de la concentración desconocida de un
ácido se utiliza una base de concentración conocida. En la determinación de la concentración
desconocida de una base se utiliza un ácido de concentración conocida Se realizan una
acidimetría o una alcalimetría respectivamente.
En la reacción de neutralización, los iones hidrógeno provenientes del ácido y los iones
oxhidrilo de la base reaccionan formando agua.
HCl + NaOH = H2O + NaCl
H+ (ac) + Cl- (ac) + Na+(ac)+ OH-(ac) = H2O(l) + Na+(ac)+ Cl- (ac)
Los aniones del ácido y los cationes de la base son iones espectadores, la reacción que
verdaderamente tiene lugar es H+(ac) + OH-(ac) = H2O(l)
Cuando se han mezclado cantidades estequiometricamente equivalentes de ácido y de base se
dice que se llega al punto de equivalencia de la titulación. En el punto de equivalencia el nº de
H+ debe ser igual al nº de OH-.
Una de las formas de determinar cuándo se ha llegado al punto de equivalencia de una titulación
ácido-base es utilizando un reactivo indicador, que tiene distinto color en solución ácida o en
solución básica. El cambio de color indica que toda la solución problema se ha neutralizado y
marca el punto final de la valoración.
Aparatos y Material
-
pH-metro
1 vaso de precipitados de 100 ml
1 bureta de 50 ml
1 agitador magnético
1 pipeta aforada de 25 ml
Embudo pequeño
Reactivos y Disoluciones
-
Disolución de HCl
Disolución 0,1 M Na OH
Vinagre
Indicador fenolftaleína
Procedimientos
1º.- Valoración de un ácido fuerte
a) Parte experimental
En un vaso de precipitado de 100 ml se añaden 25,0 ml de una disolución acuosa de HCl,
el vaso se coloca sobre la placa agitadora y se introduce el electrodo del medidor de pH. Se
añaden unas gotas de disolución del indicador fenolftaleína y a continuación se añade gota a gota
desde una bureta una disolución de NaOH 0,1 M.
Anotar (deteniendo el goteo de la bureta) los valores que mide el pH-metro después de
añadir 0,5 ml de NaOH. Si se observa que el pH se modifica muy rápidamente, la adición de
NaOH se realizará más lentamente.
De manera simultánea, y al realizar la medida del pH se observará y anotará el color de la
disolución que se estudia.
Cuando se supere el pH de neutralidad la fenolftaleína, que hasta el momento permanece
incolora virará a rosa.
Continuar la adición de NaOH hasta que el pH adquiera valor 12, aproximadamente.
b) Cálculos e interpretación de los resultados
1. Calcula los gramos de NaOH que se necesitan para preparar 1l de disolución 0,1 N.
2. Completa la tabla:
Masa molecular del NaOH
Peso equivalente del NaOH
Masa molecular del ácido clorhídrico
Peso equivalente del ácido
clorhídrico
Volumen de don de NaOH gastado
ácido
3. Calcula el número de equivalentes de base (NaOH) gastados en la valoración.
4. Calcula los gramos de ácido neutralizados por el hidróxido sódico.
5.- Calcula la normalidad de la disolución de HCl. Datos: A(r) Na = 23,O = 16, H = 1 , Cl= 35,5
6.- Representar en papel milimetrado los valores de pH obtenidos para cada adición de NaOH.
2º.- Valoración de un ácido débil (cálculo del grado de acidez de u vinagre)
a) Parte experimental
1. Prepara 1 l de disolución 0,1 N de NaOH.
2. Mide con una pipeta 1 ml de vinagre e introdúcelos en el matraz erlenmeyer.
3. Diluye con agua hasta aproximadamente 50 ml para eliminar el color típico del vinagre, y
añade unas gotas de fenolftaleina.
4. Llena la bureta previamente lavada con la disolución de NaOH y enrásala a cero.
5.- Anotar (deteniendo el goteo de la bureta) los valores que mide el pH-metro después de añadir
0,5 ml de NaOH. Si se observa que el pH se modifica muy rápidamente, la adición de NaOH se
realizará más lentamente. De manera simultánea, y al realizar la medida del pH se observará y
anotará el color de la disolución que se estudia.Cuando se supere el pH de neutralidad la
fenolftaleína, que hasta el momento permanece incolora virará a rojizo.Continuar la adición de
NaOH hasta que el pH adquiera valor 12, aproximadamente.
6.- Representar en papel milimetrado los valores de pH obtenidos para cada adición de NaOH.
b) Cálculos e interpretación de los resultados
1.- Calcula los gramos de NaOH que se necesitan para preparar 1 ml de disolución 0,1 N.
2.- Completa la tabla:
masa molecular del NaOH
peso equivalente del NaOH
masa molecular del ácido acético ( CH3-COOH)
peso equivalente del ácido acético
volumen de vinagre
volumen de don de NaOH gastado
3.- Calcula el número de equivalentes de base (NaOH) gastados en la valoración.
4.- Calcula los equivalentes y los gramos de ácido acético que hay en la muestra de vinagre.
5.- Calcula el grado de acidez del vinagre, es decir, los gramos de ácido acético que hay por cada
100 mililitros de vinagre, y contrástalo con el que se indica en la etiqueta de la botella.
6.- Influirá la cantidad de agua con la que diluimos el vinagre en la cantidad de base consumida?.
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/Neutralizacion/neutralizacion.htm