Titulación conductimétrica (acido – base) (página 2)

Una vez determinado el valor de esta constante, los datos de conductancia L obtenidos con la celda se pueden convertir fácilmente en términos de conductancia específica k usando la

Ecuación (3). De modo que:

K = KS(L/LS) (14)

Control de Temperatura

Las conductividades iónicas equivalentes aumentan marcadamente con el aumento de la temperatura. Para iones diferentes de H+ y OH-, este aumento se debe principalmente a la disminución de la viscosidad del medio. En soluciones acuosas en el intervalo de 0 a 100°C, los cambios en las conductividades de iones diferentes de H+ y OH- tienen un promedio aproximado del 2% por grado. Las conductividades de H+ y OH- tienen coeficientes de temperatura más grandes (alrededor del 14% y 16%, respectivamente). Por lo tanto, se requiere algún control de temperatura durante una titulación conductimétrica. Frecuentemente, es suficiente con sumergir la celda en un baño razonablemente grande de agua o de aceite mantenido a temperatura ambiente. Claramente, aunque es necesaria una temperatura constante, no es importante controlarla en un valor específico para la titulación.

Cambios de Volumen

Durante una titulación el volumen de la solución crece constantemente; a menos que se corrija la conductancia por este efecto, resultan curvas de titulación no lineales. La corrección puede efectuarse multiplicando la conductancia observada por el factor (V0+V)/V0, donde V0 es el volumen inicial de la solución y V es el volumen total del reactivo titulante agregado. La corrección presupone que la conductividad es una función lineal de la dilución; esto es cierto sólo en una primera aproximación. Con el objeto de mantener V pequeño, el reactivo para una titulación conductimétrica es varias veces más concentrado que la solución que se titula. Puede usarse entonces una micro-bureta para agregar el titulante.

Curvas de Titulación

Las mediciones conductimétricas ofrecen un medio adecuado para la determinación de puntos finales en titulaciones. Para establecer un punto final conductimétrico, se necesitan suficientes mediciones experimentales para definir la curva de titulación. Luego de corregir el cambio de volumen, se grafican los datos de conductancia en función del volumen de reactivo titulante.

Posteriormente se extrapolan las dos porciones lineales y se obtiene el punto de equivalencia en la intersección de ambas. Debido a que las reacciones no son absolutamente completas, las curvas de titulación conductimétrica muestran invariablemente desviaciones con relación a la linealidad rigurosa en la región del punto de equivalencia. Las regiones curvas se vuelven más pronunciadas cuando la reacción en cuestión se hace menos favorable y cuando la solución resulta más diluida. Las porciones lineales de la curva se definen mejor a través de mediciones suficientemente alejadas del punto de equivalencia para que el efecto de los iones comunes impulse la reacción más cerca de completarse; las mediciones en la proximidad del punto de equivalencia, a diferencia de los métodos potenciométricos, no tienen ningún significado.

Ciertamente, debido a la hidrólisis, disociación, o solubilidad del producto de reacción, los Valores de la conductividad medida en las cercanías del punto de equivalencia no tienen sentido en la construcción del gráfico, dado que la curva será redondeada en una o ambas ramas. En contraste con los métodos potenciométricos o con indicador, que dependen de observaciones en condiciones en las que la reacción es menos completa, el análisis conductimétrico puede emplearse con éxito para titulaciones basadas en equilibrios relativamente desfavorables. En estos casos, la técnica conductimétrica es la más ventajosa.

El punto final conductimétrico es completamente inespecífico. Aunque el método es potencialmente adaptable a todos los tipos de reacciones volumétricas, el número de aplicaciones útiles a sistemas de oxidación-reducción es limitado; el exceso sustancial de ion hidronio típicamente necesario para tales reacciones tiende a enmascarar los cambios de conductividad asociados con la reacción volumétrica.

Titulaciones Ácido-Base

Las titulaciones de neutralización se adaptan particularmente bien al punto final conductimétrico, debido a la conductancia muy alta de los iones H3O+ y OH- comparada con la conductancia de los productos de reacción.

Titulación de Acido Fuerte con Base Fuerte y con Base Débil

La Figura 3 muestra la curva de titulación conductimétrica de una solución 10-3 M de ácido

clorhídrico con hidróxido de sodio. La curva, en la que se representa k⋅106 en ordenadas y

f=V/Veq en abscisas, fue construida empleando la ecuación (13)

2. OBJETIVOS:

• Determinación de la concentración para el HCl y H2SO4, a partir de concentraciones conocidas.
• Determinar el volumen del punto de equivalencia para la mezcla de acido y base mediante método de conductancia.
• Utilizar conceptos de constante de celda, conductancia específica y conductancia equivalente.
• Reconocer la importancia de los métodos de las medidas de conductividad para el análisis instrumental.

3. DETERMINACION EXPERIMENTAL

3.1. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1.1. Materiales

• Bureta.
• Soporte universal.
• Fiola aforada de 500ml.
• Matraces de Erlenmeyer.
• Balanza Analitica.
• Fiola de 250ml.
• Conductimetro.
• Vaso de precipitados.
• Agitador magnetico.
• Probeta.

3.1.2. Reactivos

• Hidróxido de sodio (NaOH 0.125 N)
• Acido Acetico (CH3COOH)
• Acido clorhídrico (HCl)
• Fenolftaleína (indicador de referencia)
• Heliantina (indicador de referencia)
• Agua bidestilada (Q.P)

3.2. CALCULOS:

GRUPO 1

3.2.1. Determinación de la concentración de HCl

• Tenemos acido clorhídrico a una concentración de 0.0931 N (HCl 0.0931 N)
• Se desea preparar una solución de HCl a 0.01 N a partir de la concentración inicial de 500 ml.
• Para obtener la concentración deseada de HCl a 0.01N tenemos que añadir un volumen para lo cual utilizaremos la siguiente relación:

V1 * (0.0931N) = (500ml) * (0.01N)

V1 = (500ml) * (0.01N)

(0.0931N)

V1 = 53.70 ml

(105.99/2) g Na2CO3 ________ 1000 ml_______ 1N

X ________ 10ml _______ 0.01 N

Pesar 0.0053 g de Na2CO3 luego aforamos con agua 25ml luego agregar 3 gotas de heliantina.

Vgasto1 = 20.07 ml

Vgasto2 = 19.00 ml

Vgasto3 = 24.00 ml

Vpromedio = 21.02 ml

(105.99/2) g Na2CO3 ________ 1000 ml_______ 1N

0.01 ________ 21.02ml _______ x

X = 0.0089 N Esta es la concentración determinada por volumetría

• Ahora pasamos al método de conductimetria teniendo en cuenta que el volumen hallado (53.7 ml).
• Nos indica que para una concentración aproximada de HCl 0.01 N tenemos que tomar 53.70ml de HCl en una fiola y diluirlo hasta llegar a 250 ml.
• Agregamos unas gotas de indicador (Fenolftaleína).
• Introducimos el electrodo para la medición correspondiente.
• Como titulante tenemos a NaOH a 0.125 N y el titulado HCl.

DATOS:

Cálculos:

Por el método de regresión lineal se obtiene las dos ecuaciones para hallar el volumen del punto de equivalencia, como son:

y = -3.5451x + 101.83

y = 1.9083x – 20.967

Resolviendo las ecuaciones se obtiene:

X = 22,51 ml

Donde 22.51 ml es el volumen del punto de equilibrio.

Calculando la concentración del acido clorhídrico:

250 ml * CHCl = 22.51 ml * 0.125

CHCl = (0.125 N) (22.51ml) (500 ml)

CHCl = 0.0112 N

Grafico:

El grafico siguiente muestra el volumen del hidróxido de sodio.

GRUPO 2

3.2.2. Determinar la Concentración del Acido Acético, HCL y determinar el porcentaje de HCl y acido acético

• Preparamos solución de Acido Acético con una concentración de 0.01 N.
• Preparamos la siguiente mezcla de acido débil con acido fuerte:

(40 ml) Acido Acético [0.01 N] + (10 ml) Acido Clorhídrico [0.0089 N]

• Titulamos en nuestro laboratorio.

(60.5) g CH3-COOH ________ 1000 ml_______ 1N

X ________ 250ml _______ 0.1 N

V1 * (0.1N) = (250ml) * (0.01N)

V1 = (250ml) * (0.01N)

(0.1N)

V1 = 25 ml

• Colocamos 1.5 ml de acido acético y aforamos con agua hasta 250 ml.
• Luego tomamos 25ml de esta solución y colocamos en otra fiola para aforar con agua hasta 250 ml de esta manera obtenemos CH3-COOH a [0.01 N].

CALCULANDO CONCENTRACION PARA ACIDO MINERAL HCL:

• Para lo cual desarrollamos la intersección de las dos primeras rectas dadas por las siguientes ecuaciones.

y = -20.444x + 32.368

y = 7.2626x + 10.34

X = 0.79 ml Este resultado nos indica el Veq de nuestro HCl.

Veq = 0.79

250ml * CHCl = 0.79ml * 0.125 N

CHCl = 0.79ml * 0.125 N

250ml

CHCl = 0.000395 N

CALCULANDO CONCENTRACION PARA ACIDO DEBIL (ACIDO ACETICO):

• Para lo cual desarrollamos la intersección de las siguientes rectas dadas por las siguientes ecuaciones.

y = -86.896x + 483.75

y = 1.9378x – 4.7436

X = 5.49 ml Este resultado nos indica el Veq de el acido acético.

Veq = 5.49 ml

250ml * CCH3-COOH = 5.49ml * 0.125 N

3.3. CONCLUSIONES

• Se obtuvo acido clorhídrico a una concentración de 0.0112 N a partir de una concentración de 0.0931 N.
• Se determino el volumen del punto de equivalencia para el acido clorhídrico con su respectiva grafica.
• Se determino la concentración de HCl, acido acético y su respectivo porcentaje con su respectiva grafica.
• Se hizo uso de los conceptos y formulas ya conocidas.

3.4. SUGERENCIAS

• Se recomienda tener los conceptos y formulas respectivas a la mano para poder realizar este laboratorio con total confianza.
• Uso adecuado de los materiales de laboratorio.
• Tener sumo cuidado con nuestro alrededor.

3.5. BIBLIOGRAFIA

• http://www.fi.uba.ar/materias/6305/download/Titulaciones%20Conductimetricas.pdf
• Hobart H. Willard, Lynne L. Merrit, JR, Jhon A. Dean METODOS INSTRUMENTALES DE ANALISIS.

Autor:

Almeida Robles Christian Alessandro

Universidad Nacional del Altiplano

Facultad de Ingeniería Química

Puno, 10 de Marzo del 2008