QUÍMICA GENERAL

LABORATORIO 3

Integrantes:

ANDRES FELIPE MANOTAS COTES (S.V)COD: 1.065.617.259

DAYANA ZUÑIGA CEDEÑOCOD: 1.067.711.908

ALVARO RODRIGUEZ BELEÑO1.061.749.953

JEOVANNY GOMEZ ESPAÑACOD: 15172561

ALFONSO MARTINEZ OVIEDOCOD: 17.957.868

RICARDO MANUEL GUEVARA (S.V)COD: 1.065.515.825

MILEIDYS JUDITH TORRES PINEDACOD: 1.063.483.276

ARGEMIRO TINOCO RANGEL (S.P)COD: 1.065.598.243

CARMEN MAESTRE OROZCO (S.V)COD: 1.081.919.028

Tutora:CLARIVEL PARRA.

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA-UNAD

VALLEDUPAR

Noviembre - 2011

1

INTRODUCCIÓN

En la siguiente práctica revisamos los conceptos de la ultima parte del modulo

reconociendo las siguientes temáticas como lo son los ácidos y bases.

Un ácido es un compuesto que dona un catión hidrogeno (H+) a otro compuesto

denominado base.

Una base es, en primera aproximación, cualquier sustancia que en disolución acuosa

aporta iones OH− al medio.

Con este informe mostramos todos los procedimientos que realizamos para las mezclas

de soluciones y los resultados que obtuvimos los mostraremos acontinuacion.

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OBJETIVOS

Determinamos los grados de acidez y de basicidad de determinadas soluciones.

Obtener el pH de determina soluciones

Nos familiarizamos  con el uso y aplicación de los indicadores ácido-base

Conocimos  las características fundamentales de los ácidos y las bases.

Aprendimos a diferenciar  los diferentes conceptos de ácidos y bases.

Conocer el concepto de pH y pOH

PRACTICA 6: CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES.MEDICIONES DE pH

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La teoría de Brönsted-Lowry define los ácidos como las sustancias que donan iones hidronios, H30+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios. De esta manera, solo existe el ácido, si la base está presente y viceversa.La ecuación general se puede escribir así:

HA + H20 H30+ + ÁcidoI Base II Ácido II Base I

En esta ecuación A- es la base conjugada de HA. Por otro lado H30+ es el ácido conjugado de H20.

Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles. Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que se disocian (ionizan) totalmente. Para los ácidos fuertes, la concentración de iones hidronios es muy grande.Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se disocian (ionizan) parcialmente. Para los ácidos débiles la concentración de iones hidronios (H30+) es muy pequeña.Un ácido de Brönsted-Lowry donará iones hidronios (H30+) a cualquier base cuyo ácido conjugado sea más débil que el ácido donante.Se define el pH como el logaritmo decimal negativo de la concentración de los iones hidronios.

pH = - log [H30+]

Las soluciones acuosas de ácidos tienen un pH < 7 y las soluciones básicas un pH > 7 y las soluciones neutras pH = 7

Un indicador ácido-básico es un ácido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios. Por ejemplo, la fenolftaleína, que representaremos como HPhth, es un indicador que cambia de incolora (en medio ácido) a rosado intenso (en medio básico).Phth + 0H- Phth- + H20Incoloro Rosado

En una solución neutra las dos formas de la fenolftaleína (HPhth (incolora) y Phth- (rosada) se encuentran en equilibrio y predomina la incolora.El pH en el cual un indicador cambia de color depende de su fuerza ácida.En esta experiencia se pretende observar el comportamiento de los ácidos, bases, y productos caseros, utilizando una serie de indicadores. El cambio de color será la evidencia de la presencia de un medio ácido o básico.Para medir el valor exacto del pH de una solución o producto, se utiliza un pH-metro.

OBJETIVOS DE LA GUIA

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1. Caracterizar una solución como ácida o básica utilizando un indicador ácido-básico.2. Estimar el pH de una solución con base en la coloración del indicador.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

• 5 tubos de ensayos

• Agitador

• pH metro (opcional)

• Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M

• Ácido cítrico (CH3C00H) 0,1 M

• Amoniaco (NH3) 0.1 M

5

• Hidróxido de sodio (Na0H) 0.1 M

• Agua destilada

Indicadores

• Rojo de metilo• Verde de bromo timol• Fenolftaleína• Papel indicador universal

Materiales caseros

• Jugo de limón

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• Vinagre Leche Gaseosa jugo

PROCEDIMIENTO

1. En cinco tubos de ensayos limpios y marcados vierta por separado 1 – 2 ml de cada una de las siguientes soluciones: ácido clorhídrico 0.1 M; ácido acético 0.1 M; amoniaco 0.1 M, hidróxido de sodio 0,1; agua destilada.2. Agregue dos gotas de rojo de metilo a cada uno de los 5 tubos de ensayo. Agite. Registre el color final de la solución y estime el pH de la solución.3. Repite para nuevas muestras de solución los procedimientos anteriores para cada uno de los indicadores.4. Utilice cada uno de los indicadores para estimar el pH de cada una de las sustancias de uso domiciliario; para ello tenga en cuenta la Tabla N°4 en la que se da una lista de algunos indicadores ácidos básicos y el intervalo de pH en el cual cambia de color.5. Compruebe el pH de todas las soluciones utilizando el pH-metro.Tabla N° 4.

Valor de pH de cambio de color de algunos indicadores.

PASO A PASO EN EL LABORATORIO

1- Antes de empezar la práctica, la profesora nos hizo un recuento de la teoría.

2- Luego empezamos a realizar los procedimientos.

3- En un balón aforado de 50 ml agregamos 4ml de ácido clorhídrico con ayuda de

una pipeta y una pera de succión.

4- Esos 4ml los llevamos a 50ml con agua destilada.

5- Cada grupo hizo el mismo procedimiento con las diferentes soluciones que pide

la guía.

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6- Después de haber preparado las soluciones, en cinco tubos de ensayos limpios y

marcados, vertimos por separado 2ml de cada una de las soluciones.

7- Agregamos dos gotas de Fenolftaleína a cada uno de los 5 tubos de ensayo.

8- Observamos y tomamos apunte de los resultados.

9- Luego repetimos para nuevas muestras de solución los procedimientos

anteriores para cada uno de los indicadores. Estos cambiaban el color de la

solución dependiendo si eran ácidos era incoloro y básicos se tornaba fucsia la

solución.

10-Cada grupo llevó sustancias de uso domiciliario.

11-Nosotros utilizamos Limón, leche, coca cola, vinagre blanco, jugo de mora.

12-En 5 tubos de ensayo vertimos 2 ml de cada una de estas soluciones.

13-Con las tirillas indicadoras de color rojo estimamos el pH de las sustancias de

uso domiciliario que llevamos.

14-Estas cambiaban a color azul cuando la solución era muy ácida.

15-Comprobamos el pH de todas las soluciones utilizando el pH-metro.

16- Por último registramos los datos obtenidos en la tabla.

NOMBRE COLOR ACIDO O MENOS BÁSICO COLOR BÁSICO OMENOS ÁCIDOINTERVALO PH

Rojo de metiloFenolftaleínaVerde de Bromo timolPapel indicador universalpH metro

RESULTADOS

1. Complete las siguientes tablas:

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SOLUCIÓN

INDICADOR pHRojo de

metilo

Fenolftaleína

Verdede

Bromo timol

Papel indicador universal

Estimado pH metro(OPCIO

NAL)HCl

0.1 MFucsia Incoloro

AcidoAmarillo 1 0.41 0.84

Ácido acético0.1M

Rojo IncoloroAcido

Amarillo 3 0.28 3.36

Amoniaco 0.1M

Anaranjado

FucsiaBase

Azul 10 0.35 11.29

Hidróxido de sodio

0.1M

Anaranjado

FucsiaBase

Azul 14 0.29 12.83

Agua Anaranjado

IncoloroAcido

Verde cristalin

o

78,5

8.43

Tabla N°5.

Reacciones con soluciones estándaresPapel tornasolFenolftaleínaVerde de bromo timolPapel indicador universalpH metro

SOLUCIÓNCASERA

INDICADOR pHPAPEL

TORNASOL

ROSADO

FENOLFTALEÍNA

AZUL DE BROMO TIMOL

PAPEL INDICADOR UNIVERSAL

pH metro(OPCIONA

L)

Jugo de limón Acido IncoloroAcido

Amarillo 2 1.84

JugoDe mora

Acido IncoloroAcido

Rojo 3 2.23

Base Incoloro Incoloro 7 6.48

9

Leche Acido

VinagreAcido Incoloro

Acidoamarillo 3 1.46

1.- Compare el pH del ácido clorhídrico y el del ácido acético. Rta/el ácido clorhídrico tiene el pH mas alta que la del ácido acético.

2. Compare el pH del amoniaco con el del hidróxido de sodio.Rta/ el pH del amoniaco es mas alto que el hidróxido de sodio pero ambos son ácidos.

3. Compare el valor del pH de las diferentes soluciones caseras. Rta/ De las 4 soluciones caseras, la mas ácida es el jugo de limón

PREGUNTAS

1. Explique la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras.

Rta/El acido clorhídrico es un acido fuerte y posee un pH igual a 1

El acido acético es un acido débil y posee un pH moderadamente acido de 2,73 - 4,8

El amoniaco es una base débil y las bases tienen el pH por encima de 7. El amoniaco presenta pH de 10,5 - 11

El hidróxido de sodio es una base fuerte.

Las soluciones casera pueden tener gran variedad de compuestos disueltos por esta razón los pH en las soluciones caseras son muy variables

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2. a. Calcule el pH de la solución de HCl 0,1 M (ácido fuerte)Rta/

Usando la definición dada por la formula: pH = − log [ H + ]

[ H + ] = concentración de iones de hidrogeno, que en este uso es 0,1 M

pH = − log (o,1)pH = − (−1)pH = 1

b. Calcule el pH de la solución 0,1M de ácido acético (Ka = 1,8x10-5). Rta/

El Ka = 1,8 x 10−5. En equilibrio del acido acético estará ionizado según:

CH3 COOH + H2O ====== CH3 COO – C30 + 0,2 – X……X……

Ka = x>2 / (0,2) (1,8 x 10−5) = 0

X = 186,18 x 10−5 (H30 + )

pH = − log (186,18 x 10−5) = 2,73

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pH = 2,73

3. a. Calcule el pH de la solución de NaOH 0.1 M (base fuerte)Rta/

Usando la definición de pH: pOH = − log [ H ]

pOH = − log [ 0,1 ]pOH = 1pH + pOH = 14pH = 14 - pOHpH = 14 – 1pH = 13

b. Calcule el pH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka = 1,75x 10-5). Rta/

Ka = 1,75 x10-5

Kb = porque se trata de una base y a la vez es débil

Calculemos primero el [ OH-]

La ecuación de equilibrio es NH4OH NH4+ + OH-

Se disocian generando X mol/L 0,1 – X X X

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Kb = [NH4+ ] - [ OH - ] remplazando

[NH4OH]

1,75 x10-5 = [X] . [X] despejando tenemos que:

[0,1 – X]

1,75 x10-5 = [X] 2 despejando X2 tenemos:

0,1

X2 = 1,75 x10-5 x 0,1 = 1,75 x10-6

X = 1,75 x10-6

X = 1,32 x 10-3

Como X es igual a la concentración de iones OH- podemos calcular:

POH = - log 1,32 x 10-3 y luego pH

POH = - [log 1,32 + 10-3 10-3] = - 0,12 + 3 = 2,88

Luego ph + 2,88 = 14 de donde pH 11,12

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pH + POH

Ph = 14 - POH

pH = 14 - 2,88

pH = 11,12

CONCLUSIÓN

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Después de haber realizado este laboratorio podemos concluir que el trabajo practico de laboratorio nos permite entender más fácilmente los conceptos de ácidos y bases, ya que estas reacciones experimentales son más comunes de lo que pensamos por que ocurren habitualmente en la naturaleza, alrededor o dentro de nuestro organismo, puesto que muchas de las sustancias que consumimos a diario tienen un carácter ácido, básico o neutro.

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BIBLIOGRAFIA

Guías de laboratorio

Modulo de química

Información de internet y libros

BIBLIOGRAFIA

GUIA PRACTICA DE LABORATORIO QUIMICA GENERAL.

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