CURVAS DE TITULACION INFORME N°6

Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
PRACTICA DE LABORATORIO
SOLUCIONES Y CURVAS DE TITULACION
1. OBJETIVO GENERAL
o
Estandarizar soluciones acido – base y posteriormente con estas soluciones en
otro laboratorio determinar el pH de reacciones acido - base.
2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS
o
o
o
o
o
Preparar soluciones estándar de acido y base.
Determinar las concentraciones de las soluciones de acido y base.
Observar los cambios que ocurren con las sustancias y el indicador en el método
denominado titulación.
Utilizar indicadores en soluciones que permitan observar los cambios que
experimentan una solución, de carácter acido a básico o viceversa.
Construir curvas de titulación acido – base, teórico y experimental
2. FUNDAMENTO TEORICO.
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un
protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base
vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una
escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones
acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el
primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es
igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la
concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa:
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
Donde [H3O+] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. Debido a que
los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, H3O+, el
pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.
Además sabemos que la suma de ambos, pH y pOH debe darnos 14.
El agua pura a 25 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones H3O+ y de
iones hidróxido (OH-); la concentración de cada uno es 10-7 moles/litro. Por lo tanto, el pH
del agua pura es -log (10-7), que equivale a 7. Sin embargo, al añadirle un ácido al agua,
se forma un exceso de iones H3O+; en consecuencia, su concentración puede variar
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
1
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
entre 10-6 y 10-1 moles/litro, dependiendo de la fuerza y de la cantidad de ácido. Así, las
disoluciones ácidas tienen un pH que varía desde 6 (ácido débil) hasta 1 (ácido fuerte). En
cambio, una disolución básica tiene una concentración baja de iones H3O+ y un exceso
de iones OH-, y el pH varía desde 8 (base débil) hasta 14 (base fuerte).
El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la
neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de
concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto cuyo color varía con
el pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que se origina en
ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución.
A continuación tenemos una tabla de algunas sustancias y su pH correspondiente;
cuando varía de 0 a 7 es una sustancia ácida y de 7 a 14 es una sustancia básica, si está
justo en 7 es una sustancia neutra.
Sustancia
Ácido clorhídrico
Jugo de limón
Vino
Café
Agua de lluvia
Leche
Agua destilada
Sangre
Leche de magnesia
Amoníaco
Hidróxido de sodio
pH
0.0
2.3
3.5
5.0
6.5
6.6
7.0
7.4
10.5
11.9
14.0
Para poder medir el pH de una solución hay distintas manera, usando por ejemplo un
pHmetro que es un instrumento cuyo diseño y sensibilidad varía según el pHmetro, sus
componentes esenciales son un electrodo de vidrio, un electrodo de referencia y un
voltímetro calibrado para poder leer directamente en unidades de pH.
El electrodo de vidrio se basa en una propiedad singular de una fina membrana de un
vidrio especial, que hace que se establezca un potencial a través de la membrana cuando
ambos lados de la misma se hallan en contacto con disoluciones en las que las
concentraciones de iones hidrógeno son diferentes. Durante su utilización, todo el
electrodo se sumerge en la disolución de pH desconocido y así la membrana se halla en
contacto con dos disoluciones, una de pH conocido y otro desconocido.
2
Como electrodo de referencia se emplea, generalmente, un electrodo de calomelanos
que, junto con el electrodo de vidrio, constituye una célula electroquímica representada
por:
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
Ag | AgCl,HCl (0,1 M) | membrana de vidrio | | Hg2Cl2,KCl | Hg
Disolución de pH desconocido
La disposición es tal que la diferencia de potencial medida por el voltímetro se debe
solamente a la diferencia de las concentraciones de ion hidrógeno en las dos
disoluciones.
También usamos los indicadores, que son sustancias naturales o sintéticas que
cambian de color en respuesta a la naturaleza de su medio químico. Los indicadores se
utilizan para obtener información sobre el grado de acidez o pH de una sustancia, o sobre
el estado de una reacción química en una disolución que se está valorando o analizando.
Uno de los indicadores más antiguos es el tornasol, un tinte vegetal que adquiere color
rojo en las disoluciones ácidas y azul en las básicas. Otros indicadores son la alizarina, el
rojo de metilo y la fenolftaleína; cada uno de ellos es útil en un intervalo particular de
acidez o para un cierto tipo de reacción química.
En la tabla se muestran algunos indicadores ácido-base, o de pH, con sus intervalos
de viraje (intervalos de pH en los que cambian de color) y sus distintos colores según se
encuentren en medio ácido o básico.
NOMBRE
Azul de bromofenol
Anaranjado de metilo
Rojo de metilo
Azul de bromotimol
Tornasol
Fenolftaleína
Amarillo de alizarina
Azul de timol
Verde de bromocresol
Violeta de metilo
Púrpura de bromocresol
Rojo fenol
Rojo de cresol
Azul de timol
Carmín de índigo
INTERVALO DE pH
3,0 – 4,6
3,1 – 4,4
4,2 – 6,2
6,0 – 7,6
5,8 – 8,0
8,0 – 9,8
10,1 – 12,0
1,2 – 2,8
3,8 -5,4
1,5 – 3,2
5,2 – 6,8
6,8 – 8,4
7,2 – 8,8
8,0 – 9,6
11,6 – 14
COLOR ÁCIDO
Amarillo
Rojo
Rojo
Amarillo
Rojo
Incoloro
Amarillo
Rojo
Amarillo
Azul
Amarillo
Amarillo
Amarillo
Amarillo
Azul
COLOR BÁSICO
Púrpura
Amarillo
Amarillo
Azul
Azul
Rojo- violeta
Violeta
Amarillo
Azul
Violeta
Púrpura
Rojo
Rojo
Azul
Amarillo
Tenemos también el indicador universal, que es una mezcla de indicadores que
permite determinar el pH de una disolución. En la imagen se muestra la escala de color
para este indicador, con el pH correspondiente.
3
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
Por eso en toda solución en agua posee un pH propio. Con frecuencia es
necesario medir el pH en la escala de 0 a 14 para establecer el grado de acidez o
basicidad de una solución. Este pH se puede medir de tres formas:
* Con el papel Universal que contiene una mezcla de indicadores.
* Con soluciones de indicadores.
* Con un potenciómetro (pHmetro).
Por lo tanto las mediciones de pH sirven para:
* Determinar el punto final de reacciones ácido-base empleando una solución de
un indicador adecuado cuyo color cambia al completarse la reacción.
* Seguir el curso de una reacción ácido-base y elaborar curvas de pH contra
volumen del valorante.
* Preparar soluciones amortiguadoras de pH definido.
FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN.Existen diferentes formas de expresar la concentración de una disolución. Las que
emplean con mayor frecuencia suponen el comparar la cantidad de soluto con la cantidad
total de la disolución, ya sea en términos de masas a volumen o incluso de volumen a
volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen las siguientes:
i. MOLARIDAD.Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las
disoluciones en química. Indica el numero de moles del soluto disueltos por cada litro
de disolución; se representa por la letra M. Una disolución 1 M contendrá un mol de
soluto por litro, una 0.5 M contendrá medio mol de soluto por litro, etc. El cálculo de
la molaridad se efectúa determinando primero el numero de moles y dividiendo por el
número total de litros:
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 =
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
1 𝐿𝑡 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
4
ii.
NORMALIDAD.- Es otra de las unidades de concentración más usadas en química y
se define de acuerdo a la siguiente ecuación:
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
𝑁𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 =
iii.
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 − 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
1 𝐿𝑡 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
También es una de las unidades de concentración química cuya
simbología es “m” y se define:
MOLALIDAD.-
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 =
iv.
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
1 𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝐷𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
FRACCIÓN MOLAR.- La Fracción Molar de un soluto (XA), se define como los moles
de sustancia A disueltos entre los moles totales de solución, esto es:
𝑋𝐴 =
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝐴
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠
La fracción molar también se determina a partir de la concentración del soluto en %
(p/p)
TITULACIÓN ACIDO- BASE.Las soluciones de concentración exactamente conocida, se denominan soluciones
estándar. Se puede preparar soluciones estándar de algunas sustancias disolviendo una
muestra cuidadosamente pesada de sólidos en suficiente agua para obtener un volumen
conocido de solución. Cuando las sustancias no pueden pesarse con exactitud y
convenientemente porque reaccionan con la atmosfera, se preparan soluciones de las
mismas y se procede a determinar sus concentraciones por titulación con una solución
estándar.
La titulación, es el proceso en el cual un reactivo de la solución, el titulante, se añade
cuidadosamente a la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante
necesaria para que la reacción se complete.
Valorización o estandarización, es el proceso por el cual se determina la concentración
de una solución midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar
con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. La solución
estandarizada recibe el nombre de estándar secundario y se emplea para analizar
problemas. Las propiedades de las soluciones estándar son:
No deber reaccionar ni absorber componentes de la atmósfera, como vapor de agua,
oxigeno o dióxido de carbono.
Deben tener alto porcentaje de pureza.
Debe de tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar.
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
5
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
Deben ser solubles en el disolvente de interés.
No deben ser toxicas.
4. MATERIALES Y REACTIVOS
MATERIALES
ITE
MATERIAL
CARAC
CANTI
ITE
MATERIAL
CARACT
CANTI
1
200 ml
3
10
Varilla de vidrio
10 cm
1
2
3
4
5
6
7
Matraz
erlenmeyer
Vaso precipitado
Pipeta graduada
Probeta graduada
Matraz aforada
Bureta
Vidrio de reloj
3
1
1
2
1
1
11
12
13
14
15
16
Balanza
Soporte universal
Pinza porta bureta
Matraz aforado
Pizeta
Pro pipeta
Eléctrica
Metálico
Metálico
250 ml
500 ml
Plástica
1
1
1
1
1
1
8
pH-metro
1
17
Espátula recta
Metálica
1
9
Pipeta aforada
250 ml
5 ml
10 ml
250 ml
50 ml
D=10c
m
Electró
nico
25 ml
1
18
Matraz aforada
100 ml
1
CARACT
CANT
REACTIVOS
ITE
REACTIVO
CARACT
CANT
ITE
REACTIVO
1
Concentra
d
Concentra
d
2
4
2
Acido
Clorhídrico
Acido Acético
2
5
Hidróxido
sodio
Carbonato
sodio
3
Fenolftaleína
de p.a.
q.p.
de p.a.
q.p.
o 1g
o 0.60 g
2gota
s
5. PROCEDIMIENTO
Preparación de HCl de 0.1 N.* Con los datos del frasco de HCl concentrado, calcular el volumen de este acido
para prepara 500 ml de solución.
* Disolver en aproximadamente 100 ml de agua destilada en un vaso precipitado
de 250ml.
* Verter esta solución en matraz aforado de 500 ml.
* Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en matraz aforado.
* Completar hasta el aforo con agua destilada.
Preparación de NaOH de 0.1 M.* Con los datos del frasco de NaOH solido, calcular la masa de Na OH
necesarios para prepara 500 ml de solución de NaOH.
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
6
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
* En un vidrio reloj, pesar esta cantidad y disolver en agua destilada y esperar
que enfrié la mezcla.
* Verter en una matraz aforada de 500 ml.
Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en matraz aforado.
* Completar hasta el aforo con agua destilada.
Estandarización de la solución de HCl de 0.1 N.* Pesar aproximadamente 3 muestras de 0.20 g de carbonato de sodio anhidro y
colocar cada uno de ellos en matraces erlenmeyer de 250 ml.
* Disolver en 50 ml de agua destilada.
* Añadir de 2 a 3 gotas de naranjo de metilo a cada solución.
* Llenar la bureta de 50 ml con la solución de HCl.
* Añadir cuidadosamente la solución de HCl de la bureta. Sobre las solución del
carbonato de sodio contenido en el erlenmeyer agitando constantemente,
hasta que el indicador vire a color rojo o rosa.
* Registrar el volumen de la solución de HCl vertido.
* Determinar la concentración del HCl.
Estandarización de la solución de NaOH de 0.1 N.* En tres matraces erlenmeyer de 250 ml, mediante una pipeta aforada a 25 ml
verter exactamente 25 ml de solución de NaOH y dos gotas de fenolftaleína.
* Añadir cuidadosamente la solución de HCl estandarizado contenido en la
bureta, hasta que el indicador vire de rosa a incoloro.
* Registrar el volumen de la solución de HCl vertido.
* Determinar la concentración del NaOH.
Curva de titulación de NaOH con HCl.* Para la construcción de curvas de titulación, utilizaremos las soluciones
estandarizadas de acido clorhídrico e hidróxido de sodio y como instrumento de
medición un pH metro.
* Colocar en una bureta de 50 ml la solución estandarizada de HCl (0.2N) y en
una matraz erlenmeyer 25 ml de solución valorada de NaOH (0.1N).
* Determinar el pH inicial de la solución NaOH y luego añadir de fenolftaleína a
esta solución. Es importante enjuagar el electrodo del pH metro con agua
destilada en cada medición y secar con un papel absorbente.
* A partir de este momento ir agregando de la bureta la solución de HCl al matraz
con NaOH, volúmenes seleccionados y determinados el pH de la mezcla.
* Añadir: 0; 5; 10; 15; 18; 20; 21; 25; 30; 35 ml de HCl.
* Construir una tabla de ml de agregados de HCl y pH experimentales obtenidos.
* Con los datos de la tabla anterior construir la curva de neutralización respectiva.
* En la misma grafica sobreponer la curva teórica, para esto calcular el pH teórico
en cada punto
6. CALCULOS
PREPARACION DE HCL DE 0.2M
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
7
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
Haciendo cálculos obtenemos las concentraciones de las tres soluciones de Na2CO3
Y calculando la masa equivalente de las tres soluciones una vez puestas en el matras
Erlenmeyer con los volúmenes de 0.025,0.0243 y 0.025 L respectivamente
1molNa2CO3 2eq  gNa2CO3 4.954*103 eq  g
0.218 gNa2CO3 *
*

 0.198 N
98mlNa2CO3 1molNa2CO3
0.025l
1molNa2CO3 2eq  gNa2CO3 4.568*103 eq  g
0.201gNa2CO3 *
*

 0.188 N
88mlHCl
1molNa2CO3
0.0243l
1molNa2CO3 2eq  gHCl 4.659*103 eq  g
0.218 gNa2CO3 *
*

 0.186 N
88 gNa2CO3 1molNa2CO3
0.025l
calculando la concentracion promedio:
 Na2CO3  
0.198  0.188  0.186
 0.191N
3
Añadimos una gota de naranja de metilo a las tres soluciones titulamos y los nuevos
volúmenes son : 23.5,23,23.5 ml respectivamente.
Entonces las nuevas concentraciones son:
N1 *V1  N 2 *V2
N2 
N1 *V1
V2
0.191* 23.5
 0.224 N
20
N *V
N3  1 1
V3
N2 
0.191* 23
 0.220 N
20
N *V
N4  1 1
V4
N3 
N4 
0.191* 23.5
 0.224 N
20
Calculando la N:
N prom 
0.224  0.220  0.224
 0.223N
3
Y con el datoS original de:
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
8
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
[HCl] = 0.223 N
VNaOH = 25 ml
ahora si podemos calcular el ph para cierto volumen de HCL añadido
Para 0 ml añadidos tenemos:
pOH = -log 0.1
pOH = 1
pH = 13
Para 5 ml añadidos tenemos:
#moles NaOH = 2.5*10-3moles NaOH
5mlHCl *
1lHCl
0.223eq  gHCl 1molHCl
*
*
 5*104 molHCl
1000mlHCl
1lHCl
1eq  gHCl
HCl
5*10-4
-5*10-4
0
+
OH  
NaOH
2.5*10-3
-5*10-4
2*10-3
NaCl
+
H2O
2*103 mol
 0, 067 M
 25  5 *103 l
pOH   log OH 
pOH   log 0, 067
pOH  1,174
pH  14  pOH
pH  14  1,174
pH  12,826
Para10mlañadidos tenemos:
#moles NaOH = 2.5*10-3moles NaOH
10mlHCl *
1lHCl
0.223eq  gHCl 1molHCl
*
*
 1*103 molHCl
1000mlHCl
1lHCl
1eq  gHCl
HCl
1*10-3
+
NaOH
2.5*10-3
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
NaCl
+
9
H2O
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
-1*10-3
0
-1*10-3
1,5*10-3
OH  
1.5*103 mol
 0, 05M
 25  10  *103 l
pOH   log OH 
pOH   log 0, 05
pOH  1,1301
pH  14  pOH
pH  14  1,1301
pH  12, 70
Para 15 ml añadidos tenemos:
#moles NaOH = 2.5*10-3moles NaOH
15mlHCl *
1lHCl
0.223eq  gHCl 1molHCl
*
*
 1.5*103 molHCl
1000mlHCl
1lHCl
1eq  gHCl
HCl
+
NaOH
3
2.5*10
1,5*10
- 1.5*10 3
0
NaCl
+
H2O
-3
- 1.5*10 3
1*10-3
OH  
1*103 mol
 0, 025M
 25  15 *103 l
pOH   log OH 
pOH   log 0, 025
pOH  1, 602
pH  14  pOH
pH  14  1, 602
pH  12,398
Para 18 ml añadidos tenemos:
#moles NaOH = 2.5*10-3moles NaOH
1lHCl
0.223eq  gHCl 1molHCl
18mlHCl *
*
*
 1.8*103 molHCl
1000mlHCl
1lHCl
1eq  gHCl
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
10
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
HCl
1.8*10-3
-1.8*10-3
0
+
OH  
NaOH
2.5*10-3
-1.8*10-3
7*10-4
NaCl
+
H2O
7 *104 mol
 0, 0603M
 25  18  *103 l
pOH   log OH 
pOH   log 0, 0603
pOH  1, 219
pH  14  pOH
pH  14  1, 24
pH  12, 780
Para 19 ml añadidos tenemos:
#moles NaOH = 2.5*10-3moles NaOH
19mlHCl *
1lHCl
0.223eq  gHCl 1molHCl
*
*
 1.9*103 molHCl
1000mlHCl
1lHCl
1eq  gHCl
HCl
1.9*10 3
- 1.9*10 3
0
+
NaOH
NaCl
+
H2O
2.5*10-3
- 1.9*10 3
2.5*10-3
2.5*103 mol
 0, 0568M
OH  
 25  19  *103 l
pOH   log OH 
pOH   log 0, 0568
pOH  1, 246
pH  14  pOH
pH  14  1, 246
pH  12, 754
Para 20 ml añadidos tenemos:
#moles NaOH = 2.5*10-3moles NaOH
20mlHCl *
1lHCl
0.223eq  gHCl 1molHCl
*
*
 2*103 molHCl
1000mlHCl
1
lHCl
1
eq

gHCl
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
11
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
HCl
2*103
- 2*10 3
0
+
NaOH
NaCl
+
H2O
-3
2.5*10
- 2*10 3
5*10-4
OH  
5*104 mol
 0, 011M
 25  20  *103 l
pOH   log OH 
pOH   log 0, 011
pOH  1,958
pH  14  pOH
pH  14  1,38
pH  12, 041
Para 21 ml añadidos tenemos:
#moles NaOH = 2.5*10-3moles NaOH
21mlHCl *
1lHCl
0.223eq  gHCl 1molHCl
*
*
 2.1*103 molHCl
1000mlHCl
1lHCl
1eq  gHCl
HCl
2.1*10 3
- 2.1*10 3
0
+
NaOH
NaCl
+
H2O
-3
2.5*10
- 2.1*10 3
1,19*10-3
OH  
1,19*103 mol
 0, 026 M
 25  21 *103 l
pOH   log OH 
pOH   log 0, 026
pOH  1,59
pH  14  pOH
pH  14  1,59
pH  12, 41
Para 22 ml añadidos tenemos:
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
12
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
#moles NaOH = 2.5*10-3moles NaOH
22mlHCl *
1lHCl
0.223eq  gHCl 1molHCl
*
*
 2.2*103 molHCl
1000mlHCl
1lHCl
1eq  gHCl
HCl
2.2*103
- 2.2*103
0
+
NaOH
NaCl
+
H2O
-3
2.5*10
- 2.2*103
1,14*10-3
OH  
1,14*103 mol
 0, 024 M
 25  22  *103 l
pOH   log OH 
pOH   log 0, 024
pOH  1, 20
pH  14  pOH
pH  14  1, 20
pH  12,8
Para 25ml añadidos tenemos:
#moles NaOH = 2.5*10-3moles NaOH
25mlHCl *
1lHCl
0.223eq  gHCl 1molHCl
*
*
 2.5*104 molHCl
1000mlHCl
1lHCl
1eq  gHCl
HCl
2.5*104
- 2.5*104
0
+
NaOH
NaCl
+
H2O
-3
2.5*10
- 2.5*104
2.25*103
OH  
2.25*103 mol
 0, 045M
 25  25 *103 l
pOH   log OH 
pOH   log 0, 045
pOH  1, 62
pH  14  pOH
pH  14  1,35
pH  12, 65
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
13
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
Curva de titulación pH vs volumen
PH experimental
0,0000
5,0000
10,0000
15,0000
18,0000
19,0000
20,00
21,0000
22,0000
25,0000
PH teorico
13,0000
12,0000
12,7000
12,4000
12,7800
12,7500
12,040
12,4100
12,8000
12,6500
ml
14,0000
13,0000
13,0000
12,0000
12,0000
11,0000
6,000
3,0000
2,0000
2,0000
ml
14,0000
13,0000
13,0000
12,0000
12,0000
11,0000
6,000
3,0000
2,0000
2,0000
14
12
10
pH
8
6
4
2
0
0
5
10
15
20
25
30
35
40
MIIILITROS DE NAOH
14
| Yanarico Quispe Cinthia Luz
Practica N° 6
Soluciones y Curvas De Titulación
7. CONCLUCIONES
se lograron cumplir con nuestros objetivos como pudimos ver
preparamos soluciones acido base y viceversa obtuvimos el ph de
estas soluciones luego de hacer la correspondiente titulación
observamos los cambios que se produjeron como por ejemplo sucedió
al añadir fenolftaleína (una gota) a la solución de na oh , atambien
realizamos los cálculos para luego obtener el ph teorico y asi graficar
las curvas detitulacion tanto teorica coo experimental ,cabe recalcar
que pudieron haberse sucitado errores aleatorios al medir el volumen
pero esto es de muy poca importancia ya que fueron en los decimales.
8. ANEXOS:
15
| Yanarico Quispe Cinthia Luz