Curvas de Valoración Ácido-Base
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INDICE
I. INTRODUCCIÓN ................................................................................................... 2
A. OBJETIVOS GENERALES.................................................................................... 3
X. CUESTIONARIO ...................................................................................................16
I. INTRODUCCIÓN
Los Ácidos y bases son dos tipos de compuestos químicos que presentan características
opuestas, los ácidos tienen un sabor agrio, las bases tienen sabor amargo. Cuando se
combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar a una
reacción de neutralización esta reacción generalmente-te es muy rápida y en ella se forman
agua y sal. La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para
la determinación de la concentración de sustancias en solución. El conocimiento de esta
técnica es esencial en el laboratorio químico. Dada una solución ácida puede determinarse
su con contracción conociendo el volumen requerido para neutralizarla con una solución
básica de concentración conocida (titulación ácido−base).
Para reconocer el punto final de la titulación se puede utilizar un indicador que cambie de
color al pasar de una solución básica a una ácida o a la inversa, Un ejemplo de indicador
es la fenolftaleína, que pasa de color rosa en medio básico a incolora en medio ácido, el
punto de viraje llamado "punto final", se considera que el número de moles de ácido
monoprótico y de base monohidroxílica que han reaccionado es el mismo. Midiéndolos
volúmenes de ambas y conociendo la concentración de una de ellas, se puede conocer la
concentración de la otra. En la práctica realizada se aprendió a estandarizar una solución
ácido-base, entendiendo y aplicando los conceptos de neutralización, titulación y punto de
equivalencia. Por otro lado, se determinó el contenido de ácidos en sustancias comestibles.
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II. RESUMEN
Primero, valoramos un ácido fuerte con una base fuerte. En una bureta tendremos
NaOH a 0.1M y en un Erlenmeyer tendremos 25 ml HCl 0.1 M, al Erlenmeyer iremos
agregando ciertas cantidades de NaOH con la cual al final calculamos su pH de cada
cantidad agregada con la solución de HCl.
Segundo, valoramos un ácido débil con una base fuerte. En una bureta tendremos
NaOH a 0.1M y en un Erlenmeyer tendremos 25 ml CHCOOH 0.1M, al Erlenmeyer iremos
agregando ciertas cantidades de NaOH con la cual al final halláremos su pH de cada
cantidad agregada con la solución de CHCOOH.
Finalmente, valoramos un ácido fuerte con una base débil. En una bureta
tendremos HCl a 0.1M y en un Erlenmeyer tendremos 25 ml NH3 0.1 M, al Erlenmeyer
iremos agregando ciertas cantidades de HCl con la cual al final hallamos su pH de cada
cantidad agregada con la solución de NH3
III. OBJETIVOS
A. OBJETIVOS GENERALES
Determinar el punto de equivalencia en forma experimental en reacciones de
neutralizaciones.
B. OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Comparar el valor experimental con el teórico y calcular el error relativo en la
determinación.
Determinar el punto final de la reacción de neutralización.
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ÁCIDOS Y BASES
Las soluciones se clasifican como ácidas o básicas de acuerdo con su concentración de
iones hidrógeno relativa al agua pura. Las soluciones ácidas tienen una concentración de
H+, mayor que el agua (mayor a 1 × 10-7 M), mientras que las soluciones básicas (alcalinas)
tienen una concentración de H+ (menor a 1 × 10-7 M). Normalmente, la concentración de
iones hidrógeno de una solución se expresa en términos de pH. El pH se calcula como el
logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno en una solución:
PH =−log10 [H]
Los corchetes que encierran al H+ solo significan que nos referimos a su concentración. Si
introducimos la concentración de iones hidrógeno del agua (1 × 10-7 M) en esta ecuación,
obtendremos un valor de 7.0, también conocido como pH neutro. En el cuerpo humano,
tanto la sangre como el líquido intracelular tienen valores de pH cercanos al neutro.
La concentración de H^++start superscript, plus, end superscript deja de ser neutra cuando
se añade un ácido o una base a una solución acuosa (basada en agua). Para nuestros
propósitos, un ácido es una sustancia que aumenta la concentración de iones hidrógeno
(H+) en una solución, usualmente al donar uno de sus átomos de hidrógeno por disociación.
Una base, en cambio, aumenta el pH al aportar iones hidroxilo (OH-) o algún otro ion o
molécula que recoja los iones hidrógeno y los elimine de la solución. Esta es una definición
sencilla de ácidos y bases que funciona bien para los sistemas biológicos. Si quieres
aprender más acerca de las definiciones de ácidos y bases, visita la sección de química.
Cuanto más fuerte es el ácido, más rápido se disocia para generar H+. Por ejemplo, el ácido
clorhídrico (HCl) se disocia completamente en iones hidrógeno y cloruro cuando se mezcla
con agua, por lo que se considera un ácido fuerte. Por otro lado, los ácidos en el jugo de
jitomate o el vinagre no se disocian por completo en el agua y se consideran ácidos débiles.
De manera similar, las bases fuertes como el hidróxido de sodio (NaOH) se disocian
completamente en el agua, liberando iones hidroxilo (u otros tipos de iones alcalinos) que
puedan absorber H^++start superscript, plus, end superscript.
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LA ESCALA DE PH
El pH dentro de las células humanas (6.8) y el de la sangre (7.4) son muy cercanos al
neutro. Los valores de pH extremos, por arriba o por debajo de 7.0, generalmente se
consideran desfavorables para la vida. Sin embargo, el ambiente dentro de tu estómago
es muy ácido, con un pH de entre 1 y 2. ¿Cómo resuelve este problema el estómago? La
respuesta: ¡células desechables! Las células estomacales, especialmente aquellas que
entran en contacto directo con el ácido estomacal y el alimento, mueren y son
constantemente reemplazadas por nuevas. De hecho, el recubrimiento del estómago
humano es sustituido por completo cada siete a diez días.
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
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V. REACTIVOS Y MATERIALES
MATERIALES:
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REACTIVOS:
Al agregar una disolución de NaOH 0.1M desde una bureta a un matraz que contiene
inicialmente 25ml de HCl 0.1M, luego de cada adición se mide el pH de la solución,
obteniéndose los siguientes valores:
Vol. De NaOH 0.0 5.0 10.0 15.0 20.0 22.0 24.0 25.0 26.0
agregado(mL)
pH 1.0 1.18 1.37 1.60 1.95 2.20 2.69 7.00 11.29
Gráfica de perfil de pH
12
10
8
pH
0 Punto de
0 10 20 30 Equivalencia
40 50 60
Volumen(mL) de NaOH
7
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NaOH
Volumen: 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
Concentración: 0.1M
HCl
Volumen: 25mL
Concentración: 0.1M
0.1∗25∗10−3
𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 = = 25 ∗ 10−3 𝐿
0.1
Teórico: pH=7
Al reaccionar el ácido fuerte con la base fuerte la sal formada será neutra y por
consiguiente el pH de la solución salina es 7.
En la gráfica experimental el pH a 25 ml de NaOH (Punto de Equivalencia) agregado
es 7.
|(𝟕−𝟕)|
% ERROR = 𝟕
∗ 𝟏𝟎𝟎% = 𝟎%
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Las sales que se dan entre una base fuerte y acido fuerte, no provocan reacción de
hidrolisis, por el cual no se modifica en absoluto el pH del agua (pH=7), obteniéndose
una disolución tipo neutra.
Al agregar una disolución de NaOH 0.1M desde una bureta a un matraz que contiene
inicialmente 25ml de ácido acético (CH3COOOH)0.1M, luego de cada adición se mide el
pH de la solución, obteniéndose los siguientes valores:
Vol. De NaOH 0.0 5.0 10.0 15.0 20.0 22.0 24.0 25.0 26.0
agregado(mL)
pH 2.87 4.14 4.57 4.92 5.35 5.61 6.12 8.72 10.29
Gráfica de perfil de pH
12
10
pH
4
Punto de
2 Equivalencia
0
0 10 20 30 40 50 60
Volumen de NaOH
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DATOS:
Reacción:
En la neutralización se cumple:
#Eq-gACIDO = #Eq-gBASE
M1*θ1*V1 = M2*θ2*V2
V2 = 25 mL
Al reaccionar el ácido débil con la base fuerte se llevara a cabo una hidrolisis. La sal
formada predecimos que debe ser básica (pH >7).Procederemos a ver la hidrolisis.
Kw
Kh = Ka
, además considerando que la reacción se lleva a 25°C el Ka de Ácido Acético
es 1.8*10-5.
10−14
Kh =
1.8 ∗ 10−5
Kh = 5.56 ∗ 10−10
La concentración de CH3COO-seria:
2.5 mmol
[CH3COO-] = 50mL
= 0.05
10
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0.05
-X X X
0.05 – X X X
x∗x
Kh = = 5.56 ∗ 10−10
0.05 − x
x = 5.2726 ∗ 10−6
es 8.72.
Teórico: pH=8.722
|(𝟖.𝟕𝟐𝟐−𝟖.𝟕𝟐)|
% ERROR = 𝟖.𝟕𝟐
∗ 𝟏𝟎𝟎% = 𝟎. 𝟎𝟐𝟑%
Comentario de la gráfica:
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Al agregar una disolución de HCl 0.1M desde una bureta a un matraz que contiene
inicialmente 25ml de 𝑁𝐻3 0.1M, luego de cada adición se mide el pH de la solución,
obteniéndose los siguientes valores:
Vol. De NaOH 0.0 5.0 10.0 15.0 20.0 22.0 24.0 25.0 26.0
agregado(mL)
pH 11.13 9.86 9.44 9.08 8.66 8.39 7.88 5.28 2.70
Gráfica de perfil de pH
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CURVA DE VALORACION ACIDO FUERTE-BASE DEBIL
10
Punto de
Equivalencia
5
0
0 10 20 30 40 50 60
DATOS:
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En la neutralización se cumple:
#Eq-gACIDO = #Eq-gBASE
M1*θ1*V1 = M2*θ2*V2
V2 = 25 mL
Al reaccionar el ácido fuerte con la base débil se llevará a cabo un hidrólisis. La sal formada
predecimos que debe ser ácida (pH < 7).Procederemos a ver la hidrólisis.
NH4Cl →NH4++ Cl -
Kw
Kh = Kb
, además considerando que la reacción se lleva a 25°C el Kb de NH3es 1.8*10-5.
10−14
Kh =
1.8 ∗ 10−5
Kh = 5.56 ∗ 10−10
La concentración de NH4+sería:
2.5 mmol
[NH4+] = = 0.05
50mL
0.05
-X X X
0.05– X X X
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x∗x
Kh = = 5.56 ∗ 10−10
0.05 − x
x = 7.456 ∗ 10−6
Teórico: pH=5.13
|(𝟓.𝟏𝟑−𝟓.𝟐𝟖)|
% ERROR = ∗ 𝟏𝟎𝟎% = 𝟐. 𝟗𝟐𝟒%
𝟓.𝟏𝟑
Comentario de la gráfica:
Teniendo en cuenta que se emplea un ácido fuerte y una base débil en esta valoración,
el punto de equivalencia (PE) se localiza a pH < 7, por lo que se habla de una
HIDRÓLISIS ACIDA.
El punto de equivalencia se obtiene cuando el pH es igual al valor, 5.28.
Vemos que el pH de la solución va disminuyendo progresivamente debido a que
inicialmente teníamos un base débil (NH3) y le estamos agregando una ácido (HCl) al
igual que el caso anterior , y debido a eso el pH de la solución primero tiende a llegar a
7 (neutralización se da el equilibrio de iones H+ con OH-) y luego la [OH-]<[H+] por
ende se empieza a hacer más ácida la solución y el pH cada vez es menor, diferente
al caso ya observado en la primera valoración y segunda valoración.
Estamos valorando una base entonces se llamará Alcalimetría.
Tabla de resultados
VALORACIÓN Punto de Equivalencia Porcentaje de error
experimental teórico
Ácido fuerte - base fuerte 7 7 0%
Ácido débil - base fuerte 8.72 8.722 0.023%
Ácido fuerte - base débil 5.28 5.13 2.924%
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VII. OBSERVACIONES
Con los datos brindados se han podido realizar los cálculos sin ningún problema,
los errores han sido mínimos por lo que se presume que fueron obtenidos de buena
fuente.
La grafica del perfil del PH nos muestra de manera más sencilla como está variando
el PH en cada caso según las variables presentadas.
Se observa que la valoración es muy importante para determinar el tipo de
sustancia con la q se está trabajando y los resultados nos brindan información para
posteriores trabajos.
VIII. DISCUCIÓN
Los porcentajes de errores obtenidos en los resultados de los cálculos son muy
pequeños ellos nos lleva a pensar que la obtención de esos datos fue de manera
acertada en el laboratorio.
Para la valoración de un ácido fuerte y una base fuerte el PH obtenido es 7 ello nos
indicaría una neutralización en la escala del PH, sin embargo no se puede decir que
siempre será neutra es decir se tendrían que realizar más valoraciones con otros
ácidos y bases fuertes para decir con certeza que siempre resultada con una PH
igual a 7.
Si el ácido es débil y la base es fuerte el resultado tiende a ser una base según la
escala de PH esto debido a la presencia de una base fuerte se presume.
Si el ácido es fuerte y la base es débil los resultados apuntan a que la sustancia
resultaría ser acido ello considerando que el ácido está en mayor presencia por ser
fuerte.
IX. CONCLUSIONES
Se llegó a obtener el punto de equivalencia con los datos brindados y con un margen
de error muy corto, concluyendo que los datos obtenidos fueron fiables a un buen
laboratorio.
El error obtenido es mínimo sin embargo creemos que se pueden obtener
resultados más próximos la teórico, teniendo en cuenta pero que en la realidad hay
agentes externos que dificultan obtener datos más precisos.
Finalmente concluimos que es de vital importancia saber realizar cálculos para la
obtención de datos en una valoración, ello en una proyección a nuestros trabajos
futuros.
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X. CUESTIONARIO
Cuestionario:
1. Defina e indique el uso de indicadores
Son aquellas sustancias que al ser añadidas en un fluido, cambiarán el color de este,
dependiendo de su Ph.
2. Tipos de indicadores
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El punto final es el punto en que se detiene la valoración, por ejemplo, tras el viraje de color
del indicador. Este cambio producido en la disolución permite establecer
experimentalmente el punto final de la valoración.4
El punto final debe coincidir lo más exactamente posible con el punto de equivalencia. La
diferencia entre ambos puntos constituye el error de valoración, que es propio del método
(indicador empleado, uso de reactivos impuros, etc), y no debemos confundirlo con los
errores accidentales debidos a manipulaciones o medidas de volumen defectuosas.
estudiar los diferentes casos de valoración (ácido fuerte vs. base fuerte; base
fuerte vs. ácido fuerte; ácido débil vs. base fuerte; base débil vs. ácido fuerte).
determinar las zonas tamponantes y el pKa.
determinar el intervalo de viraje y el punto de equivalencia.
seleccionar el indicador ácido-base más adecuado.
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similares (factor de 10; es decir cuando pH- pKa = 1, el ácido se encuentra desprotonado
en un 90%).
3. PE = Punto de equivalencia. Es el pH al cual se cumple que N.meq.acido = N.meq.base
y se localiza en el punto medio del intervalo de viraje.
En el punto de equivalencia toda la base se ha transformado en su forma ácida conjugada,
y se cumple que B→BH+ ; en nuestro caso, B = Tris, por lo que Tris→TrisH+ . El intervalo
de viraje es el tramo de la curva en el cual pequeñas adiciones del ácido titulante producen
grandes variaciones del pH de la disolución y es la zona de máxima pendiente de la curva
de titulación.Teniendo en cuenta que se emplea un ácido fuerte y una base débil en esta
valoración, el punto de equivalencia (PE) se localiza a pH < 7, por lo que se habla de una
HIDRÓLISIS ACIDA.
4. En este tramo de la curva existe un exceso de H3O+ provenientes de la hidrólisis del
ácido fuerte, y por lo tanto, el pH de la disolución viene definido por el exceso del ácido
titulante.
XI. BIBLIOGRAFÍA
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XII. ANEXOS
MATERIALES:
REACTIVOS:
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