8. TABLA DE DATO Y RESULTADOS

VALORACIÓN ACIDO FUERTE-BASE FUERTE

Suponga que se agrega 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 agregado (ml)

0 5.0 10.0 15.0 20.0 22.0 24.0 25.0 26.0 28.0 30.0 35.0 40.0 45.0 50.0

pH 1 1.18 1.37 1.60 1.95 2.20 2.69 7.00 11.29 11.75 11.96 12.2 12.36 12.46 12.52

1. Antes de agregar NaOH. Como el HCL es un ácido fuerte, la concentración inicial de H3O+ es 0.100M y el pH es 1.00

2. Antes del punto de equivalencia. Calcularemos el pH después de agregar 5.0ml de NaOH 0.100M. los iones OH- agregados harán disminuir la concentración de H3O+ por la reacción de neutralización.

H3O+ (ac) + OH-(ac) -------2H2O(l) (100%)

Los milimoles de H3O+ presentes al principio son iguales al producto del volumen inicial de HCl y su molaridad:

mmol H3O+ inicial = (25.0 mL)(0.100 mmol/mL) = 2.5 mmol

En forma similar, los milimoles de OH_ añadidos son el producto del volumen de NaOH agregados y su molaridad:

mmol OH- inicial = (5.0 mL)(0.100 mmol/mL) = 0.5 mmol

Por cada mmol de OH- agregado desaparecerá una cantidad igual de H3O+, debido a la reacción de neutralización. Los milimoles de H3O+ que quedan después de la neutralización son

mmol H3O+ después de la neutralización = mmol H3O+ inicial - mmol OH- agregado

= 2.5 mmol – 0.5 mmol = 2.00 mmol

Este cálculo se hizo usando cantidades de ácido y base (mmol) en vez de concentraciones (molaridad), porque el volumen cambia a medida que avanza la titulación. Si se dividen los milimoles de H3O+ después de la neutralización entre el volumen total (ahora 25.0 +5.0=30.0 mL), la [H3O+] que se obtiene después de la neutralización es:

[H3O+] después de la neutralización = 2.00mmol/30.0ml =6.67*10-2M

pH =-log(6.67*10-2)=1.18

Con este mismo procedimiento es posible calcular el pH en otros puntos anteriores al punto de equivalencia; los resultados obtenidos se resumen en la parte superior de la tabla.

3. En el punto de equivalencia. Después de agregar 25.0ml de NaOH 0.100m, se añadieron (25.0 mL)(0.100 mmol/mL) = 2.5 mmol de NaOH, con el OH- justo para neutralizar los 2.5mmol de HCl que había al principio. Este es el punto de equivalencia de la titulación, y el pH es 7.00 porque la disolución solo contiene agua y NaCl que es una sal producida de una base fuerte y una acido fuerte.

4. Después del punto de equivalencia. Después de agregar 26ml de NaOH 0.100M, se añadieron (26.0ml)(0.100mmol/ml)=2.6mmol de NaOH, mas que suficiente para neutralizar los 2.5mmol de HCl presentes al principio. En consecuencia, esta presente un exceso de OH- (2.6-2.5=0.1mmol) .como el volumen total es ahora (51ml), la concentración de OH- es:

[OH-] después de la neutralización = 0.100mmol/51.0ml = 1.961*10-3M La concentración de H3O+ y el pH son:

[H3O+]= Kw/[OH-] = 1.0*10-14/= 1.961*10-3 = 0.51*10-11

pH =-log(0.51*10-11 )=11.29

En la parte superior de la tabla, se muestran también algunos resultados de cálculos de pH en otros lugares después del punto de equivalencia.

VALORACIÓN ACIDO DEBIL-BASE FUERTE

Suponga que se agrega 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 agregado (ml)

0 5.0 10.0 15.0 20.0 22.0 24.0 25.0 26.0 28.0 30.0 35.0 40.0 45.0 50.0

pH 2.87 4.14 4.57 4.92 5.35 5.61 6.12 8.72 10.29 11.75 11.96 12.2 12.4 12.5 12.5

1. Antes de agregar NaOH. El problema de equilibrio en este punto es ya conocido calcular el pH de una disolución de un ácido débil (CH3COOH). el pH calculado es de 2.87 sabiendo que Ka(CH3COOH) es de 1.8*10-5.

2. Antes del punto de equivalencia. como el ácido acético no está disociado en su mayor parte, y el NaOH está totalmente disociado. La reacción de neutralización es:

CH3COOH (ac) + OH-(ac) -------CH3COO-(ac) + 2H2O(l) (100%)

Al agregar 5.0ml de NaOH 0.100M, se añadieron (5.0 mL)(0.100 mmol/mL) = 0.5 mmol de NaOH, suficiente OH- para neutralizar exactamente 0.5mmol de 2.5mmol CH3COOH que había al principio. Con la neutralización se produce una disolución amortiguada que contiene 2.00mmol de CH3COOH. En consecuencia, la relación [base]/[ácido]=0.5/2.00. sabiendo que el Ka(CH3COOH) es de 1.8*10-5.

pH= pKa +log( [base]/[ácido]) = 4.14

3. En el punto de equivalencia. Se llega al punto de equivalencia cuando se agregan 25ml de NaOH 0.100M (2.5mmol), justo el OH- para neutralizar los 2.5mmol de CH3COOH presentes la principio. Después de la neutralización, la contiene CH3COO- 0.0500M.

[Na+]= [CH3COO- ] = 2.5mmol/(25ml+25ml) = 0.0500M

En vista de que Na+ no es acido ni base, y CH3COO- es una base débil, se forma una disolución básica, cuyo pH resulta 8.72. Para una titulación de ácido monopólico débil-base fuerte, el pH del punto de equivalencia siempre es mayor que 7, porque el anión del ácido débil es una base.

4. Después del punto de equivalencia. Cuando se agregan 28.0ml de NaOH, se habrán añadido (28.0 mL)(0.100 mmol/mL) = 2.8 mmol de NaOH,el OH- es más suficiente para neutralizar los 2.5mmol de CH3COOH presentes al inicio. El volumen total(53ml), por lo que las concentraciones después de la neutralización son:

[CH3COO-]= 25.mmol/53ml=0.472mol/l

[OH-]= (2.8mmol-2.5mmol)/53ml=5.66*10-3M

La reaccion principal es la misma que la del punto de equivalencia:CH3COO- (ac) +H2O(l) -------CH3COOH(ac) + OH- (ac)

[H3O+]= Kw/[OH-] = 1.0*10-14/= 5.66*10-3 = 0.1767*10-11

pH =-log(0.1767*10-11 )=11..75

En la parte superior de la tabla, se muestran también algunos resultados de cálculos de pH en otros lugares después del punto de equivalencia.

VALORACIÓN ACIDO FUERTE-BASE DEBIL

Suponga que se agrega 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 HCl agregado (ml)

0 5.0 10.0 15.0 20.0 22.0 24.0 25.0 26.0 28.0 30.0 35.0 40.0 45.0 50.0

pH 11.1 9.86 9.44 9.08 8.66 8.39 7.88 5.28 2.70 2.22 2.00 1.70 1.52 1.40 1.30

1. Antes de agregar HCl. El problema de equilibrio al inicio de la titulación es ya conocido: calcular el pH de una disolución de una base débil. La reacción principal en este punto es la del amoniaco con agua:

NH3 (ac) + H3O+(ac) -------NH4

+(ac) + H2O(l) (100%)Kb=1.8*10-5 entonces el pH es igual a 11.13

2. Antes del punto de equivalencia. La reacción de neutralización avanza hasta su terminación, pero la cantidad de H3O+ agregada antes del punto de equivalencia no es suficiente para convertir todo el NH3 en NH4

+. A causa de ello, lo que se tiene es una disolución amortiguada NH4

+- NH3, lo cual explica la nivelación de la curva de titulación en la región regulada entre el inicio de la titulación y el punto de equivalencia. El pH en cualquier punto específico se puede calcular con la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Después de agregar 5.0ml de HCl(con camino al punto de equivalencia),en tanto el pH es de 9.86

3. En el punto de equivalencia. Se alcanza al agregar 25.0ml de HCl 0.0100M (2.5mmol). en este punto, los 2.5mmol de NH3 presentes al principio se convierte en 2.5mmol de NH4

+, [NH4

+]= (2.5mmol)/(50ml)=0.0500M. como el NH4+ es un ácido débil y el Cl- no es acido ni

base, la dislucion es acida. La reacción principal es:

NH4+(ac) +H2O(l) ------- NH3

(ac) + H3O+(ac) Ka=Kw/Kb=5.6*10-10

El pH en el punto de equivalencia es 5.28.

4. Después del punto de equivalencia. En esta región, todo el NH3 se ha convertido en NH4+ y

esta presente un exceso de H3O+ debido al exceso de HCl como disociación acida de NH4+

produce una concentración de H3O+ despreciable, en comparación con la concentración de H3O+ del exceso de HCl, el pH se puede calcular en forma directa apartir de la concentración del exceso de HCl. por ejemplo al agregar 28.0ml de HCl 0.100M

[OH-]= (2.8mmol-2.5mmol)/53ml=5.66*10-3M entonces el pH es igual a 2.22.

En la parte superior de la tabla, se muestran también algunos resultados de cálculos de pH en otros lugares después del punto de equivalencia.