Estandarización de una solución de NaOH y posterior valoración de una disolución de HCl

, por F_y_Q

|

Un disolución de NaOH se estandariza con hidrogenoftalato de potasio y se registran los siguientes datos: masa de ftalato: 0.8707 g, lectura inicial de la bureta: 0.23 mL, lectura final de la bureta: 38.78 mL.

Posteriormente se utiliza esta disolución para la valoración de una disolución de HCl en la que una muestra de 30,0 mL necesitó un volumen de 34.21 mL de la disolución estandarizada. ¿Cuál es la molaridad de la disolución de HCl?

Masas atómicas: K = 39, C = 12, O = 16, H = 1, Na = 23.

P.-S.

Vamos a calcular la masa molecular del hidrogenoftalato de potasio para poder calcular la molaridad de la disolución utilizada en la reacción:
KHC_8H_4O_4 + NaOH\ \to\ KNaC_8H_4O_4 + H_2O
0.8707\ \cancel{g}\ KHC_8H_4O_4\cdot \frac{1\ mol}{204\ \cancel{g}} = 4.27\cdot 10^{-3}\ mol\ KHC_8H_4O_4
La molaridad la obtenemos dividiendo estos moles por el volumen de disolución consumido en la bureta, expresado en litros:
M_{KHP} = \frac{4.17\cdot 10^{-3}\ mol}{(38.78 - 0.23)\cdot 10^{-3}\ L} = 0.1108\ M
Como la reacción entre el hidrogenoftalato de potasio y el NaOH sigue una estequiometría 1:1, la concentración de la disolución de NaOH es la misma.
La reacción de neutralización es:
HCl + NaOH\ \to\ NaCl + H_2O
También sigue una estequiometría 1:1 por lo que la concentración del ácido es:
M_{ac}\cdot V_{ac} = M_b\cdot V_b\ \to\ M_{ac} = \frac{M_b\cdot V_b}{V_{ac}}
Sustituimos y calculamos la concentración del ácido:

M_{ac} = \frac{0.1108\ M\cdot 34.21\ \cancel{mL}}{30\ \cancel{mL}} = \bf 0.1263\ M