En mi último laboratorio de química el objetivo era crear un estándar primario de $\ce{NaOH}$ y utilizarlo para determinar la concentración de ácido sulfúrico.
En primera parte del laboratorio era determinar la molaridad del $\ce{NaOH}$ mediante una serie de valoraciones.
-
Una muestra de KHP (forma abreviada de $\ce{KHC8H4O4}$ ) se introdujo en un matraz con aproximadamente $\pu{25 ml}$ de agua.
-
Se añadió fenolftaleína al matraz como indicador. $\ce{NaOH}$ en el matraz con una bureta. A partir de múltiples valoraciones de este tipo pude calcular la molaridad de $\ce{NaOH}$ .
A continuación he incluido parte de mi tabla y cálculos (Nota: $\pu{1 mol}$ de KHP es igual a $\pu{1 mol}$ de $\ce{NaOH}$ en este experimento. Si he cometido algún error, por favor, dímelo).
Ensayo 1:
Masa de KHP en el matraz $= \pu{0.5108 g}$
Volumen de $\ce{NaOH}$ añadido al matraz $ = \pu{21.73 ml}$
Cálculo de molaridad de $\ce{NaOH}$ para el ensayo 1:
Masa molar de KHP $ = \pu{204.23 g/mol}$
$\pu{0.5108 g}/\pu{204.23 g/mol} = \pu{0.002501 mol}$ de KHP, que es igual a $\pu{0.002501 mol}$ de $\ce{NaOH}$ .
Molaridad de $\ce{NaOH} = \pu{0.002501 mol}/\pu{0.02173 L} = \pu{0.1151 M}$
Hice otros 3 ensayos como éste (en total 4) y calculé la molaridad media de $\ce{NaOH}$ ser $\pu{0.1159 M}$ .
En segundo semestre del laboratorio es la parte con la que tuve problemas.
Nos dieron una muestra de $\ce{H2SO4}$ con una concentración desconocida. Tomé $\pu{10 ml}$ de este $\ce{H2SO4}$ y lo mezcló con $\pu{100 ml}$ de agua destilada. Esta nueva solución diluida de $\ce{H2SO4}$ (a partir de ahora me referiré a ella como solución 2) fue la solución utilizada en los ensayos para determinar la molaridad. Así que $\pu{25 ml}$ de solución 2 se añadió a un matraz con unas gotas de fenolftaleína. Se realizó una valoración con $\ce{NaOH}$ (el mismo $\ce{NaOH}$ tal como se utilizó en la sección anterior).
Mi tarea consiste ahora en averiguar la concentración del original $\ce{H2SO4}$ solución. He probado 2 métodos diferentes. El primer método que intenté parece tan defectuoso que no me molesté en ponerlo (ni siquiera tenía sentido para mí). Cada método parece incorrecto y han dado resultados drásticamente diferentes. A continuación he proporcionado una muestra de mi tabla y uno de mis intentos de resolver para la molaridad de $\ce{H2SO4}$ .
La ecuación iónica neta de este procedimiento es: $$\ce{H2SO4 +2NaOH <=> Na2SO4 + 2H2O}$$
Ensayo 1: Volumen de ácido diluido (solución 2) en el matraz: $\pu{25.00 ml}$
Volumen de $\ce{NaOH}$ añadido al matraz: $\pu{23.81 ml}$
Intento 1 al encontrar la molaridad:
Moles de $\ce{NaOH}$ añadido al matraz: $\pu{0.02381 L} \cdot \pu{0.1159 M} = \pu{0.0027596 mol}$ $\ce{NaOH}$
Importe de de $\ce{H2SO4}$ : $0.0027596/2 = \pu{0.0013798 mol}$ $\ce{H2SO4}$ (El 2 procede de la ecuación iónica neta anterior)
Molaridad del diluido $\ce{H2SO4}$ (solución 2): $\pu{0.0013798 mol}/ \pu{0.025 L}= \pu{0.054172 M}$
(Puede que me esté equivocando de volumen, ¿es posible que tenga que añadir el $\pu{25 ml}$ a la $\pu{23.81 ml}$ y dividir por $\pu{0.04881 L}$ ?)
\begin{align} C_1V_1 &= C_2V_2\\ C_1&=?\\ V_1&= \pu{0.01 L}\\ C_2&= \pu{0.054172 M}\\ V_2&=\pu{0.1 L}\\ \text{Therefore:}\\ C_1&=(\pu{0.054172 M})\cdot(\pu{0.1 L})/(\pu{0.01 L})\\ C_1&=\pu{0.54172 M}\\ \end{align} Molaridad del original/stock $\ce{H2SO4}$ .
0 votos
Debías medir 10 ml del ácido en un matraz aforado de 100 ml de capacidad y enrasar con agua destilada. Es decir, 10 ml de ácido con 90 ml de agua destilada. Esto te dará un factor de dilución de 10.