CÁLCULOS
1) Cálculo de la normalidad de la solución diluida de ácido acético utilizando la relación.
Va*Na= Vb *Nb
a) Normalidad de la prueba n° 1 (N1)
Na= ( Vb*Nb)/ Va = (25,6 ml* 0,1871N) / 25ml
Na = 0,1915 N
b) Normalidad de la prueba nº 2
Na N = ( 26,1ml*0,1871N) / 25mL
Na = 0,1953 N
Promedios de las normalidades(Pro.)
Pro = (N1+N2) / nº de pruebas = (0,1915 + 0,1953)N / 2
Pro = 0.1934 N
2) Cálculo de la normalidad de la solución concentrada de ácido acético (vinagre comercial) utilizando la relación: Vc*Nc = Vd*Nd
Nc = Vd Nd / Vc
Nc = (100ml *0,1934 N) / 25ml
Nc = 0,7736 N
3) Cálculo de la concentración en % m/v del ácido contenido en el vinagre comercial.
% m/v = (gr solt./ml de sol.) * 100
meq = masa / eq-gr => masa = meq * eq-gr
N = eq-gr/ V => eq-gr = N * V
Eq-gr = 0,7736 eq-gr/Lt * 0,025 Lt = 0,01934
meq = PM/nº H = 60/1 = 60
Masa = 60 * 0,01934 = 1,1604
% m/v = 1,1604gr/25ml * 100 = 4,64%
4) Cálculo del error relativo
E = 5 – 4,64 = 0,36
% Er = 0,36 / 5 * 100 = 7,2 %
TABLA # 1 RESULTADOS DEL EXPERIMENTO
N sol diluida CH3COOH | N sol concentrada CH3COOH | % m/v CH3COOH | % Error |
0,1934 | 0,7736 | 4,64 % | 7,2 % |
ANÁLISIS DE LOS RESULTADOS
Los resultados fueron buenos ya que en las tres pruebas se obtuvo un color rozado pálido lo que indicó que se llego al punto exacto de neutralización, es decir; donde el equivalente gramo del ácido era igual al de la base.
Esto fue posible a que se añadió con sumo cuidado el NaOH contenido en la bureta, a una buena apreciación de los volúmenes de la base y el ácido, y a un movimiento constante en circulo del matraz donde estaba contenido el ácido acético (CH3COOH) para saber cuan cerca de la neutralización se estaba; obteniendo para la prueba nº 1 un volumen de 25,6 ml de NaOH, para la nº 2 un volumen de 26,1 ml de NaOH.
Como podemos apreciar estos volúmenes estuvieron muy aproximados por lo que el resultado de las neutralizaciones fue bastante parecido.
CONCLUSIONES
La titulación por método volumétrico permite evaluar la concentración desconocida del ácido acético (CH3COOH) a través de la concentración ya conocida del hidróxido de sodio (NaOH), es decir, lado la cantidad de dicha base necesaria para reaccionar cuantitativamente con esa disolución ácida.
El punto final de la titulación es llamado es llamado punto de equilibrio que puede conocerse gracias a los indicadores, los cuales pueden variar sus concentraciones físicas dependiendo del tipo de solución presente.
Al tener conocimiento de la concentración desconocida, se determina el porcentaje masa / volumen.
El punto final la titilación se puede determinar cualitativamente uniendo las soluciones de ácido acético e hidróxido de sodio hasta producirse el color rozado pálido, en donde se encuentran cantidades iguales de equivalentes de ácido y base
RECOMENDACIONES
Es bueno elegir el indicador mas adecuado para cada experimento, de manera que haya la menor diferencia posible entre el punto de equivalencia y el punto final.
Medir con mucha exactitud las unidades volumétricas y prestar mucha atención en el momento de agregar la base al medio ácido para evitar que desvíen nuestra práctica de los resultados más óptimos.
Al momento de realizar la titilación abrir cuidadosamente la llave de la bureta para que la titilación se de correctamente.
BIBLIOGRAFÍA
Química general Brown – le May.
Raymond Chang, Química. Cuarta Edición.
Juan Carrillo Burgos
MATURÍN, JUNIO DEL 2006
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