Report e Labor to Rio
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EQUILIBRIO ACIDO- BASE
Introducción
La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características
de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas
actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las
bases como aceptoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base
conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.
Tales procesos se denominan reacciones ácido-base.
Antes de que se conociera el comportamiento a nivel molecular de este tipo de
sustancias, se reconocían por sus propiedades características. Esta idea de definir el
concepto de ácido y de base indicando cómo ha de comportarse químicamente una
sustancia para que pueda considerarse como miembro de una u otra familia de
compuestos fue introducida por Boyle en 1663. Posteriormente un conocimiento más
preciso de las fórmulas químicas llevó a algunos investigadores, como Justus von Liebeg(1803-
1873), a definir los ácidos por su composición molecular; sin embargo, la
vieja idea de Boyle, aunque transformada con las sucesivas definiciones de ácidos y
bases, sigue aún en pie.
PROBLEMA 1: RANGO DE VIRE
Determinar experimentalmente el rango de vire de un indicador ácido - base
Definición de variables:
Variable independiente - concentración/ pH
Variable dependiente - rango de vire
Hipótesis:
El rango de vire del indicador podrá ser identificado según sea la concentración del ácido y de la
base.
Marco teórico:
Desde tiempos muy antiguos, se conocen distintas sustancias de origen orgánico que tienen la
propiedad de cambiar su color, dependiendo de las características ácidas o básicas de las
sustancias a las que son añadidas. En la actualidad, estas sustancias, y muchas otras, que se han
introducido en el uso habitual de los laboratorios químicos, se utilizan con la finalidad de
determinar el valor del pH de las disoluciones, así como también, el punto final de las
valoraciones ácido –base. Dichas sustancias reciben el nombre de indicadores ácido-base.
Así podemos definir a un indicador ácido-base como, una sustancia que puede ser de carácter
ácido o básico débil, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo
del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida.
En la siguiente figura se muestran las formas ácida y básica del indicador
fenolftaleína. El pKa de la fenolftaleína es 9.4. Cuando el pH es menor que 9.4 la forma
ácida predomina (observe que el pH no es necesariamente ácido) y la disolución es
incolora, mientras que, cuando el pH es mayor que 9.4, la base conjugada es la que
predomina, confiriendo a la disolución una coloración rosácea.
El cambio de coloración del indicador, viraje del indicador, se produce en un
intervalo de pH definido y relativamente estrecho. Como el ojo humano, por término
medio, no es capaz de distinguir nítidamente el predominio de un color sobre otro más
que cuando la concentración de una de las formas del indicador es unas diez veces
mayor que la otra.
color 1:
[HIn] 10[In-] B pH = pKIn + log (1/10) = pKIn –1
color 2:
[In-] 10 [HIn] B pH = pKIn + log10 = pKIn +1
Por consiguiente, para valores de pH comprendidos en el intervalo pH = pKIn 1, el
indicador presentará una coloración intermedia entre las formas disociada y sin disociar.
A esta zona de pH, que abarca un intervalo de aproximadamente dos unidades, en la que
el indicador cambia de coloración, se la conoce con el nombre de zona de viraje, y es
característica de cada indicador, ya que depende de su constante de disociación
correspondiente. Un buen indicador debe tener una zona de viraje muy estrecha y
presentar además unas diferencias de color muy acusadas.
Hay una gran gama de indicadores ácido-base que cambian de color entre pH 0 y
14. En la siguiente figura se presentan algunos de ellos con los intervalos de viraje y el
cambio de coloración. De especial interés resultan la fenolftaleína, el rojo de metilo y
naranja de metilo.
Es importante saber elegir el indicador adecuado para cada volumetría. Por
tanto, es conveniente construir una curva de valoración, sobre la base de la cual, se
elige como indicador más adecuado, él que proporcione un punto final de la valoración
lo más próximo al punto de equivalencia. En la siguiente valoración de ácido fuerte, al
ser muy brusco el salto de pH en las proximidades del punto de equivalencia, tanto el
rojo de metilo como la fenolftaleina pueden ser utilizados para poner de manifiesto el
punto final de la valoración. Sin embargo, en la valoración de ácido débil, el empleo de
rojo de metilo induciría a un gran error de valoración y se desaconseja su uso ya que el
viraje se produce a valores de pH lejos del punto de equivalencia.
La siguiente tabla muestra el intervalo de viraje en unidades de pH para
diferentes indicadores. Obsérvese que mientras al rojo de metilo posee un intervalo de
viraje de 2.1 unidades de pH (de 4.2 a 6.3), la timolftaleína muestra tan solo un
intervalo de viraje de 1.2 unidades de pH (de 9.3 a 10.5). Esto es debido a que el rojo de metilo
cambia del rojo al amarillo gradualmente mientras que la timolftaleína cambia del incoloro al
zul más acusadamente.
Desarrollo experimental
Material:
-Matraz aforado de 50 mL
-1 pipeta vol 1mL
-1 Piceta
-1 vaso de precipitados
-14 tubos de ensayo
-1 gradilla
-2 propipetas
-1 agitador
- 1 vidrio de reloj
- 1 espátula
-1 pipeta volumétrica 10 mL
Procedimiento:
1. Preparar las soluciones de NaOH y HCl a .1M
2.Tomar 10 mL de cada una de las soluciones preparadas estos serían el pH 1 y 14
3.En un tubo de ensayo colocar agua este tubo seria el pH 7
4. De cada una de las soluciones preparadas contenidas en los tubos tomar 1 mL y disolverlo en
9 mL de agua, y de esa solución volver a disolver así sucesivamente hasta tener 6 soluciones de
HCL y 6 NaOH , en total seria 13 tubos de ensayo teniendo así las diferentes concentraciones de
pH desde el 1 al 14( poner los tubos de ensayo en orden de concentración de pH incluyendo el
de agua).
5. agregar unas cuantas gotas del indicador desconocido a cada tubo de ensayo y observar
cuales cambian, asi obtendran el rango de vire (anote observaciones)
Análisis de resultados:
El indicador cambia de color de Rosa a amarillo entre pH de 5 a 6 por lo que por las tablas
podemos decir que el indicador era rojo de metilo.
Conclusión:
El cambio de color del indicador se denomina viraje, con la observación hecha en la
experimentación podemos decir que el intervalo de pH en el que se produce el cambio de color,
es lo que se denomina intervalo de viraje.
Con esto podemos llegar a la conclusión que para descubrir el rango de vire de un indicador
necesitamos saber con exactitud las concentraciones de las soluciones que serán usadas con en
el indicador, por consiguiente un indicador nos dice si la sustancia es acida o basica y tambien
nos puede decir el pH de dicha solución esto debido a estrecha relación que guardan la
concentración pH y el rango de vire de un indicador.
Bibliografía:
http://www.uclm.es/profesorado/pablofernandez/QG-05-
equilibrio%20acido%20base/equilibrio%20acido%20base.pdf
El equilibrio acido y base, CHRISTOPHER VASEY, MANUEL ALGORA, editorial ADAF, 2001
Problema 2.
Normalizar una solución de NaOH con Biftalato de potasio.
Hipótesis
Si tengo una cantidad exacta de biftalato de potasio podemos conocer la normalidad de
hidróxido de sodio.
Marco Teórico:
Normalidad
La concentración normal o normalidad (N), se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución:
Peso equivalente
El peso equivalente de un ácido se define como la masa en gramos que producirá 1 mol de
iones H+ en una reacción.
El peso equivalente de una base es la cantidad en gramos que proporcionará 1 mol de iones OH-.
Peso molecular
La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular. Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol.
Material:
Bureta 25 ml
Vidrio de reloj
Espátula
Matraz Erlenmeyer
Pizeta
Fenolftaleína
Etanol
Agitador de vidrio
PREPARACION DEL NaOH
1. Pesar 5g de NaOH en la balanza analítica
2. Se disuelve en 200-500ml de agua calentándolo
3. Se aparta y deja enfriar en un vaso de precipitados
4. Pesar de 2 a 3 g de BaCl
5. Disolver en 20 a 30 ml de agua caliente
6. Se juntan las dos mezclas en un vaso de precipitados
7. Cuando la mezcla de NaOH y BaCl se enfria se filtra en el matraz aforado
8. Se afora el matraz
9. Se guarda en una botella con su respectiva etiqueta
Procedimiento para normalización del NaOH
1. Pesar el biftalato de potasio en el vidrio de reloj y colocar en el matraz eylenmeyer.
2. Agregar 25 ml de agua y 3 gotas de fenolftaldeina después que se agregue el biftalato y
se disolvió.
3. Llevar la bureta con exactitud con NaOH
4. Comenzar a titular hasta el punto de equivalencia cuando la fonolftaldeina se forma
transparente y el volumen gasttaado.
5. Repetir el paso 2,3 y 4.
Análisis de resultados
Utilizamos 0.7 gr de 𝐶8𝐻5𝐾𝑂4 (biftalato de potasio) en 100 ml de agua y obtuvimos que el
equivalente el siguiente:
𝑒𝑞 = 𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟=
0.7
204.23= 3.42𝑥10−3
1 mol → 1 eq
3.42𝑥10−3 mol → ? 3.42𝑥10−3
Tomando en cuenta las tres lecturas de volúmenes gastados obtuvimos los siguientes datos
VASO 1
N= 3.42𝑥10−3
1.17𝑋10−2= 0.2923
𝐕𝐀𝐒𝐎 𝟐
N= 3.42𝑥10−3
1𝑋10−2 = 0.342
VASO 3
N= 3.42𝑥10−3
9.5𝑋10−3 = 0.36
PROMEDIO = 0.3314
Conclusiones:
Al titular una base que en este caso fue el Hidróxido de Sodio (NaOH) pudimos obtener su
concentración normal de esta con un volumen gastado utilizando el biftalato de potasio
como acido apoyados con fenolftaleína y así obtener nuestros datos que buscábamos.
BIBLIOGRFIA
http://www.facebook.com/l.php?u=http%3A%2F%2Fwww.uclm.es%2Fprofesorado%2Fpabl
ofernandez%2FQG-05-
equilibrio%2520acido%2520base%2Fequilibrio%2520acido%2520base.pdf&h=eAQGnC53r
Vaso 1 Vaso 2 Vaso 3
11.7 ml 10 ml 9.5 ml
Problema 3
Determinar la concentración de un ácido fuerte y un ácido débil.
Hipótesis
Si titulamos el HCl y CH3COOH con una base (NaOH) de pH y concentración conocida entonces
podremos conocer sus concentraciones.
Definición de Variables
Dependiente. Concentración.
Independiente. pH de HCl y CH3COOG
Marco Teórico:
Normalidad
La concentración normal o normalidad (N), se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución:
Peso equivalente
El peso equivalente de un ácido se define como la masa en gramos que producirá 1 mol de
iones H+ en una reacción.
El peso equivalente de una base es la cantidad en gramos que proporcionará 1 mol de iones OH-.
Escala de pH
Los ácidos y las bases tienen una característica que permite medirlos: es la concentración de los iones de hidrógeno (H+). Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH, entonces, es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno.
Ácido fuerte
Es un ácido que se disocia casi por completo en solución acuosa para ganar electrones (donar protones), de acuerdo con la ecuación:
HA (aq) → H+ (aq) + A- (ac)
Ácido débil
Es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa.1 Aporta iones al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representáramos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar,
mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos y negativos , formando un equilibrio ácido-base en la siguiente forma:
Ácido débil y Base fuerte
Si tenemos un ácido débil, por ejemplo 0,1N de ácido acético, el pH inicial es 2,88 y al añadir una base fuerte (0,1N NaOH) el pH se va aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos, pero una vez neutralizado el ácido basta añadir unas gotas de sosa en exceso para obtener un incremento brusco en el pH como si sólo hubiera base libre. En este caso, en el punto de equivalencia (cuando se ha añadido el mismo número de equivalentes de base que de ácido) el pH > 7 En el punto en que se han neutralizado la mitad de los equivalentes de ácido, [AH]=[A-] y el pH = pKa.
Material
Bureta 25 ml
Matraz eylenmeyer
Pizeta
Fenoftaleina
1 soporte universal
Pinzas de nuez
Pipeta Volumétrica de 10 mL
Propipeta
Procedimiento
6. Colocar 10 mL de NaOH en los tres matraces Erlenmeyer y agregar tres gotas de
fenolftaleína.
7. En la bureta colocar el HCL y titular con la base, hasta el punto de equivalencia.
8. Repetir esta titulación con los otros dos matraces y anotar el volumen gastado.
9. Titular nuevamente pero ahora con CH3COOH repitiendo los pasos 2 y 3.
10. Anotar resultados.
Análisis de resultados
Volumen NaOH mL Volumen gastado HCL Volumen gastado CH3COOH
10 17.9 14
10 17.8 13.9
10 17.8 13.9
Volumen Promedio = 17.83 13.93
Con la Fórmula 𝑁1 𝑉1 = 𝑁2 𝑉2 se calcula la normalidad del HCL y CH3COOH
NaOH N1= 0.1
V1 = 10 mL
Calculando Normalidad HCl
𝑁2 = 𝑁1 𝑉1
𝑉2 𝑁2 =
( 0.1)(10 𝑚𝐿)
(17.83 𝑚𝐿)= 0.05 𝑁
Calculando Normalidad CH3COOH
𝑁2 = 𝑁1 𝑉1
𝑉2 𝑁2 =
( 0.1)(10 𝑚𝐿)
(13.93 𝑚𝐿)= 0.07 𝑁
Calculando pH’s
HCl
𝑝𝐻 = − log(𝑁) 𝑝𝐻 = − log (0.05) = 1.30
CH3COOH
𝑝𝐻 = − log(𝑁) 𝑝𝐻 = − log (0.07) = 1.15
Conclusiones:
Al titular los ácidos con una base de concentración conocida (NaOH) fuimos capaces de
conocer también la concentración a la que se encuentran estos ácidos, por lo tanto, siempre
que se tenga la concentración de un ácido o una base, se podrá encontrar la concentración
faltante.
BIBLIOGRFIA
http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/neutra.htm#n2
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_d%C3%A9bil
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_d%C3%A9bil
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/PH2.htm
William L. Jolly "Química Inorgánica Moderna" (McGraw-Hill, 1984).
INGENIERIA QUIMICA
Prof. Titular: Ana Miriam Rivas Salgado
Grupo: 2201 Sección: B Horario: 10:00 – 12:00
Proyecto No. 2
“Ácidos y Bases”
Equipo: 20
Integrantes.
Salazar Aguirre Johann Jovanni
Lovera Maturano Missael
Fernández Urbina Axel
Tipo de Investigación: Experimental
Lugar. Laboratorio Fecha. 14/Mayo/2013