Curvas de Neutralización Laboratorio de Química general PDF

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oINFORMECurvas de NeutralizaciónEstudiante: Román Cádiz Jorge NéstorSemestre: 1er semestreDocente: Ing. Marianela Flores CondoriMateria: Laboratorio de QuímicaLa Paz – Bolivia2021CIENCIAS BÁSICASESCUELA MILITAR DE INGENIERÍAMcal. Antonio José de Sucre BOLIVIALABORATORIO 10CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN1. ...

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o

CIENCIAS BÁSICAS

ESCUELA MILITAR DE INGENIERÍA Mcal. Antonio José de Sucre BOLIVIA

INFORME Curvas de Neutralización Estudiante:

Román Cádiz Jorge Néstor

Semestre:

1er semestre

Docente:

Ing. Marianela Flores Condori

Materia:

Laboratorio de Química

La Paz – Bolivia 2021

LABORATORIO 10 CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN 1. INTRODUCCIÓN Una actividad de importancia es el uso conveniente del método de titulación, el cual se aplica para diferentes propósitos, la mayoría de cuantificación. En la práctica de laboratorio denominado “Curvas de Neutralización”, se realizará el conteo de la concentración y el pH para poder obtener una curva característica de neutralización. 2. OBJETIVOS 2.1 General. 

Establecer la forma de la curva de titulación pH vs Volumen de titulante, al titular un ácido fuerte (Ácido Clorhídrico) con una base fuerte (Hidróxido de sodio).



Realizar la comparación de la forma de la curva obtenida a partir de cálculo teórico con la forma de la curva obtenida de forma experimental con la ayuda de la aplicación “ChemLab”.

2.2 Específicos 

Preparar soluciones acidas y básicas.



Elegir el indicar adecuado para la titulación.



Aplicar el método de volumetría para cuantificar concentraciones.



Determinar el pH en cada intervalo de neutralización.

 3. FUNDAMENTO TEORICO TEORIA DE LA NEUTRALIZACIÓN Nos permite conocer el grado de conversión de una reacción cerca al punto de equivalencia, así como el pH en el punto de equivalen, los ácidos y bases varían en su extensión de ionización con que un protón puede ser cedido por un ácido y aceptado por una base, lo que determina el pH en el punto de equivalencia. Las valoraciones ácido – base tienen como fundamento las reacciones que se conocen con el nombre de “neutralizaciones”, es necesario conocer los principios que rigen los equilibrios ácido base, con el objeto de comprender, sí las valoraciones son realizables y el porqué de la

variación del pH a lo largo de la valora ión. Es necesario tener un conocimiento claro del pH en el punto estequiométrico para elegir el indicador adecuado. Los indicadores ácidos – base: Son agentes colorantes orgánicos, ácidos débiles o bases débiles que presentan un cambio de color en el punto de equivalencia, deben presentar una solubilidad adecuada y buena estabilidad química. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN Una curva de titulación es una gráfica de pH contra cantidad de ácido o base añadida (por lo general en volumen). Indica de manera el cambio de pH al añadir ácido o base a la solución y muestra con claridad cómo cambia el pH cerca del punto de equivalencia. El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza. Este punto de equivalencia se determina mediante un indicador adecuado. Las reacciones de neutralización de un ácido fuerte y una base fuerte, tienen el punto de equivalencia de un pH = 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar agua. Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil, El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7 Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrolisis produciéndose iones hidróxido por lo que el pH es > 7 Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrolisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es > 7 si es más débil el ácido.

4. IMPLEMENTOS DE LABORATORIO 4.1 Materiales (Ver anexos) 

Pipeta graduada



Pro pipeta tipo pera



Vaso de precipitados



Espátula



Piseta



Bureta



Soporte universal



Pinza de sujeción



Matraz Erlenmeyer



Varilla



Matraz aforado



Pipeta volumétrica

4.2 Equipo (Ver anexos) 

Peachímetro



Balanza

4.3 Reactivos 

Ácido Clorhídrico



Hidróxido de sodio



Fenolftaleína

4.4 Equipo de seguridad personal 

Barbijo



Guantes de látex



Guardapolvo blanco



Zapatos planos de cuero

5. DATOS OBTENIDOS Bitácora de datos

CONCENTRACIÓN DE HCl:

0.2 M

CONCENTRACIÓN DE NaOH:

0.2 M DATOS EXPERIMENTALES V de NaOH 0 5 10 12.5 15 18 19.5 20 23 25

pH 0.7 1 1.2 1.3 1.5 1.9 2.5 7 12.1 12.3

6. CÁLCULOS Y RESULTADOS El estudiante debe determinar de forma teórica y experimental como varía el pH respecto al volumen de hidróxido de sodio adicionado. Debe comparar el pH en el punto equivalente de forma teórica y experimental. 6.1. Determinación de pH en forma teórica

LHCl∗0.8 molHCl ∗36 gHCl 1 LHCl ∗100 gHCL 1 molHCl ∗1 molHCl 37 gHCl 0.050 1.19 g VHCl=0.83 ml

LNaOH∗0.2 molNaOH ∗40 gNaOH 1 LNaOH ∗100 gNaOH 1 molNaOH 0.1 95 gNaOH mNaOH=0.842

V1 = 20 ml

V 1∗C 1=V 2∗C 2

C1 = 0.2 M

V 2=V g=

CR = 0.2 M

V 1∗C 1 20 ml∗0.2 M = CR 0.2 M

V g =20 ml

Vg = 20 ml

C H 3 COOH + H 2 O=C H 3 COO + H 2 O 0.1

x

X

x x2

0.01 – x

K a=

x x

x2 =1.8∗10−3 0.2− x

x=H 2 O= √ K a∗C a −3

x=1.3∗10

−3

pH=−log(1.32∗10 ) pH=2.87 Agregando Ión NaOH:

[ OH ] =0.05=

0.1 L =5∗10−4 molOH 1

[ C H 3 COOH ] =0.01 M =

0.025 L −3 =2.5∗10 molC H 3 COOH 1

−1

C H 3 COOH + H 2 O=C H 3 COO + H 2 O 2.5*10-3 2*10-3`

[ C H 3 COOH] =

−3

2∗10 =0.057 M 0.035 L

5*10-4 0

5*10-4

[ C H 3 COOH]

−1

pH = pKa +log

=

5∗10−4 =0.014 M 0.035 L

[ OH ] [ C H 3 COOH ]

pH=4.135 Agregando 20 ml de NaOH:

[ OH ] =0.05=

0.02 L =1∗10−3 molOH 1

[ C H 3 COOH] =0.01 M = [ C H 3 COOH] = [ C H 3 COOH]

−1

pH = pKa +log

0.025 L −3 =2.5∗10 molC H 3 COO H 1

1.5∗10−3 =0.033 M 0.045 L =

1∗10−3 =0.0222 M 0.043 L

[ OH ] [ C H 3 COOH ]

pH=4.4 Agregando 25 ml de NaOH:

[ OH ] =0.05= 0.025 L =1.25∗10−3 molOH 1

L =2.5∗10 [ C H 3 COOH] =0.01 M = 0.025 1

−3

[ C H 3 COOH] = [ C H 3 COOH]

−1

pH = pKa +log

1.25∗10−3 =0.025 M 0.050 L =

1.25∗10−3 =0.025 M 0.050 L

[ OH ] [ C H 3 COOH ]

molC H 3 COO H

pH=4.7 Agregando 35 ml de NaOH:

[ OH ] =0.05=

0.035 L =1.75∗10−3 molOH 1

L −3 =2.5∗10 molC H 3 COO H [ C H 3 COOH] =0.01 M = 0.025 1

[ C H 3 COOH] = [ C H 3 COOH]

−1

pH = pKa +log

1.75∗10−3 =0.0125 M 0.060 L =

1.75∗10−3 =0.0291 M 0.060 L

[ OH ] [ C H 3 COOH ]

pH=5.11 En la tabla siguiente se muestra los valores obtenidos teóricamente: V de NaOH 10 20 25 35

Graficando los resultaos de la tabla anterior:

pH 4.135 4.4 4.7 5.11

Se observa que a medida que se incrementa el volumen del hidróxido de sodio, el pH del ácido clorhídrico se incrementa igualmente. 6.2 Determinación de pH en forma experimental Empleando la aplicación ChemLab se obtuvieron los siguientes resultados experimentales: V de NaOH 0 5 10 12.5 15 18 19.5 20 23 25

pH 0.7 1 1.2 1.3 1.5 1.9 2.5 7 12.1 12.3

Empleando una hoja electrónica para realizar la gráfica, se obtuvo:

Se puede apreciar un incremento de el pH del ácido clorhídrico a medida que se incrementa el volumen del hidróxido de sodio. Además, se observa que, a partir del volumen de 20 ml de NaOH, se presenta un súbito incremento de pH del ácido clorhídrico.

7. CONCLUSIONES Una curva de neutralización es aquella en la que se representa el pH frente al volumen de reactivo (ácido o base), añadidos. En el laboratorio “Curvas de Neutralizacion”, se determinó que al titular un ácido fuerte (Ácido Clorhídrico) con una base fuerte (Hidróxido de sodio), la forma de la curva es una S. En la determinación teórica del pH se obtuvieron resultados que indican que a medida que se incrementa el volumen del hidróxido de sodio, el pH del ácido clorhídrico, también se incrementa. En la determinación experimental de pH se obtuvieron resultados que muestran a un incremento de el pH del ácido clorhídrico conforme se incrementa el volumen del hidróxido de sodio. Además, se observó que, a partir del volumen de 20 ml de NaOH, se presenta un súbito incremento de pH del ácido clorhídrico.

8. CUESTIONARIO 1. ¿Qué es una curva de titulación? Las curvas de titulación son las representaciones gráficas de la variación del pH durante el transcurso de la valoración 2. Que es un ácido débil y cite cinco ejemplos de ácidos débiles con el valor de la constante de equilibrio. Los ácidos débiles son ácidos que no se disocian completamente en solución. En otras palabras, un ácido débil es cualquier ácido que no es un ácido fuerte. La fuerza de un ácido débil depende de cuánto se disocia: cuanto más se disocia, más fuerte es el ácido. Por ejemplo: ácido acético, ácido cítrico, ácido bórico, ácido fosfórico y ácido carbónico 3. ¿Cuántas zonas tampón presenta una curva de titulación si se titula un ácido monopólico? Puede tener 2 zonas tampón 4. ¿Qué es el punto equivalente? Es el punto en que la cantidad de reactivo valorante añadido es exactamente la necesaria para que reaccione estequiométricamente con el analito. Resultado ideal o teórico.

5. ¿Cite 10 ejemplos de indicadores para reconocer la presencia de ácidos y bases mencionando su estructura, nombre, rango de pH y cambio de color? Indicador Azul de timol Azul de bromofenol Azul de bromotimol Azul de timol (2da etapa) Naranja de metilo Fenolftaleína Tornasol Rojo de metilo

Color Rojo - amarillo Amarillo - azul Amarillo – azul Amarillo – purpura Naranja – amarillo Transparente - fucsia Rojo – azul Rojo - amarillo

Intervalo de pH 1.2 – 2.8 3.0 – 4.6 6.0 – 7.6 8.0 - 9.6 3.1 – 4.4 8.3 – 10.0 6.1 – 7.2 4.2 – 6.3

6. Qué tipo de sal se forman cuando se combina; a) ácido débil + base fuerte, b) ácido fuerte + base débil, para cada reacción cite un ejemplo. a) Ejemplo de Ácido débil + base fuerte: Si tenemos un ácido débil, por ejemplo 0.1N de ácido acético, el pH inicial es 2088 y al añadir una base fuerte el pH se va aproximado 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 solo hubiera base libre. En el punto en que se han neutralizado la mitad de los equivalentes de ácido, [AH] = [A-] y en pH = pKa b) Ejemplo de ácido fuerte y base débil: Cuando un ácido fuerte como el HCl se neutraliza con una base débil (NH3), el pH se mantiene muy bajo mientras aún existe acido libre u después de alcanzar la neutralidad. El ligero exceso de NH3 eleva paulatinamente el pH, sin provocar cambios bruscos en este caso, en el punto de equivalencia (igual número de equivalentes de ácido y de base) el pH es menor a 7. 7. Hallar el pH de una solución 0,01 M de CH3COOH si su constante de equilibrio Ka = 2х10-5. −1

CH 3 COOH ↔ CH 3 CO O + H

−1

0.01M

+¿¿ H ¿ ¿ +¿¿ H ¿ ¿

x

x

pH =log(0.00045) pH=3.35 8. Una disolución de ácido acético tiene una concentración de 0,02 moles/litro y un pH de 3,23 ¿Cuál es la constante de ionización del ácido acético?

+¿ −1 ¿ CH 3 COOH ↔ CH 3 CO O + H +¿ ¿ H pH=−log ¿ +¿ ¿ H ¿ ¿ +¿ ¿ H ¿ ¿ 2

Ka=

x ( 0.02−x )

(5.89∗10−4 )2 Ka= ( 0.02 )−¿ (5.89∗10−4 ) −9

Ka=1.79∗10

9. BIBLIOGRAFÍA https://es.scribd.com/document/379874738/332349615-INDICADORES-DE-pH-y-CURVAS-DENEUTRALIZACION-doc https://unac.edu.pe/documentos/organizacion/vri/cdcitra/Informes_Finales_Investigacion/Julio_2 011/IF_BARRETO_PIO_FIARN/CAP.VII.PDF

10. ANEXOS -Materiales

-Tubo de ensayo

-Matraz aforado

-Vaso de precipitados

-Pipeta graduada

-Gradilla

-Varilla

-Propipeta tipo pera

-Piseta

-Equipos

-Balanza analítica

-pH-metro...