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