Informe 10 QCA2 LAB. Neutralizacion DE UN Acido Fuerte Y UN Acido Debil CON UNA BASE Fuerte PDF

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INFORME DE LABORATORIO NEUTRALIZACION DE UN ACIDO FUERTE Y UN ACIDO DEBIL CON UNA BASE FUERTE

ELABORADO POR: JHONATHAN VILLOTA MARIA VANESSA DOMINGUEZ ACEVEDO QUIMICA II VLADIMIR ARIAS RAMIREZ

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DE PEREIRA FACULTAD DE TECNOLOGÍAS ESCUELA DE QUÍMICA SEGUNDO SEMESTRE – 2016

LABORATORIO N° 10 Y 11 NEUTRALIZACION DE UN ACIDO FUERTE Y UN ACIDO DEBIL CON UNA BASE FUERTE

OBJETIVOS  Verificar experimentalmente la disociación de un ácido fuerte y un ácido débil con una base fuerte. 

Comparar los pH teóricos calculados con los resultados experimentales.



Comparar la curva de titulación de los pH teóricos con la de los pH experimentales.



Hallar el punto de equivalencia.

MARCO TEORICO Titulación de ácido débil con base fuerte En este caso el punto de equivalencia se encuentra en pH básico, por lo cual será necesario emplear un indicador que vire en un intervalo básico apropiado como la fenolftaleína. La solución es básica en el punto de equivalencia porque el producto de neutralización es una base débil. Indicadores ácidos – bases El punto final de una titulación ácido-base se detecta generalmente por medio de un indicador son ácidos o bases orgánicos débiles cuya disociación reversible tiene la característica especial de que el color de la solución de la formas disociada es diferente al de la forma sin disociar. Este cambio o vire de color se observa visualmente en un intervalo definido de pH llamado intervalo de transición del indicador. Para localizar exactamente el punto de equivalencia sería necesario emplear un indicador apropiado y titular a un tono de color perfectamente definido que correspondiera al pH del punto de equivalencia. Esta situación ideal se logra muy pocas veces por lo que es interesante investigar la influencia de la diferencia de estos dos puntos sobre el resultado de la titulación. Los intervalos de transición de la fenolftaleína es de 8 a 10 respectivamente. Al observar la curva de titulación de un ácido fuerte se ve que solamente se requiere una cantidad minúscula de base para cambiar el pH. En los ácidos y bases débiles no se puede suponer una disociación completa, como ocurre en las mezclas de ácido fuerte-base fuerte. La titulación empieza a un pH superior que la titulación del HCl, debido a que el ácido acético es un ácido débil. Como antes, el pH cambia con lentitud al principio, y después rápidamente cerca del punto de equivalencia. El intervalo de pH en el cual el cambio es rápido se ve que ocurre alrededor del pH 7 a pH 11. Note que el intervalo de pH es más corto que para la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte. Esto significa que la elección del indicador es más crítica. La fenolftaleína puede funcionar; cambia de color en el intervalo de 8.2 a 10.0. el verde de bromocresol puede no funcionar porque cambia de color en el intervalo 3.8 a 5.4, el cual ocurre antes de que la curva de titulación se eleve bruscamente. También el punto de equivalencia para la curva de titulación del ácido acético ocurre en el lado básico. Esto sucede debido a que el punto de equivalencia de la solución es el de la sal, el acetato

de sodio, el cual es básico debido a la hidrólisis del ión acetato. La selección óptima del indicador determina que sea uno que cambie de color en un intervalo que incluya el pH del punto de equivalencia. CALCULOS Y RESULTADOS 

Se realizó los cálculos teóricos de pH de la solución a medida que se adiciona porciones de 2ml de NaOH 0,1N a la solución 0,1N de ácido clorhídrico. Observar la tabla 1

1. 2 ml de adición de NaOH a 20 ml de HCl nHCl:

18 ×10

−4

HCL=

18 ×10−4 =0.09 20 ×10−3

pH=−log 0.09=1.04 Hacemos los mismos cálculos para hallar el pH titulando de a 2ml de NaOH hasta completar 20 ml de NaOH.

2. 20 ml de adición de NaOH a 20 ml de HCl nHCl: 0

pH=7

3. 21 ml de adición de NaOH a 20 ml de HCl. Al tener mayor concentración de NaOH, tenemos que hallar la concentración de OH- para hallar su pHO y como sabemos la suma entre pH y pOH debe ser 14, por la resta de 14-pOH calculamos el pH de la solución.

−4

nNaOH: 1× 10−4

NaOH =

1 ×10 =0.005 −3 20 × 10

pOH= −log 0.005=2.3

14 – 2.3 =11.7

pH=



Se realizó los cálculos teóricos de pH de la solución a medida que se adiciona porciones de 2ml de NaOH 0,1N a la solución 0,1N de ácido acético. Los siguientes cálculos son de:

1. pH del ácido acético inicial pKa = -Log 1,8X 10−5 = 4,745

−¿ +¿ C H 3 COOH ↔ ¿ CH 3 COO 0 + H ¿ 0 0.1 X X −X X X 0.1−X +¿ ¿ H = ¿ X∗X −5 ∴ 0,1−X ≅ 0,1 1,8X 10 = 0,1−X −5 2 → X= 1,342X 10−3 X =¿ 1,8X 10 ( 0,1) pH= 2,872 2. pH del ácido acético con 2ml de base fuete −4

NaOH +¿2 X 10 −4 −2 X 10 0

C H 3 COOH ↔C H 3 COONa+ H 2 O 20 X 10−4 0 −4 −4 2 X 10 −20 X 10 −4 2 X 10− 4 18 X 10

18 X 10−4 C H 3 COOH = =0.0818M 22 X 10− 4 3 9,09 x 10 M pH= p K a +log

3.

3 ( sal ) 9,09 x 10 M =3,791 =4.745+log (acido ) 0,0818 M

pH del ácido acético con 20ml de base fuerte

C H 3 COOH ↔ C H 3 COONa + H 2 O −4 −4 NaOH + ¿20 X 10 20 X 10 0 −4 −4 −4 −20 X 10 −20 X 10 20 X 10 −4 0 0 20 X 10 −4 20 X 10 3 C H 3 COONa= → 0,05 M −4 = 9,09 x 10 M 40 X 10

C H 3 COOH ↔ 0,05

0,05

+¿ −¿+ Na¿ CH 3 COO ¿

C H 3 COONa=

2 X 10−4 = 22 X 10−4

−¿+¿ 0,05 +¿ H 2 O ↔CH 3 COOH ¿ + Na 0 0 ¿ CH 3 COO − X X X X X 0,05− X

K b=5,6 x10 X∗X = 0,05−X −¿ OH ¿

−10

−10 2 X =¿ 5,6X 10 ( 0,05)

pOH = -log 5.292X 10−6 pH =14-5,276

X= 5,292X 10−6 =

pOH =5,276 pH = 8,724

4. pH de la solución con 21ml de la base fuerte.

C H 3 COOH ↔C H 3 COONa + H 2 O NaOH +¿21 X 10−4 20 X 10−4 0 −20 X 10−4 −20 X 10−4 20 X 10−4 −4 −4 0 1 X 10 20 X 10 −4

1 X 10 20 X 10−4 C H 3 COOH = C H 3 COONa= −4 41 X 10 41 X 10−4 −¿+ ¿ 0,0488 −¿ H 2 O ↔CH 3 COOH ¿ −3 + HO 2,439 X 10 0 ¿ CH 3 COO − X X X −3 X 0,0488− X 2,439 X 10 + X K b=5,6 x10

−10

=

( 2,439 X 10−4 +X ) X 2,439 X 10−4 X =

0,0488−X 5,6 x 10−10 ( 0,0488) =1,120510−7 X= −4 2,439 x 10 −¿ ¿ HO ¿ ¿ pOH= -log 2,439 x 10−3 = 2,613

0,0488

pH= 14-2,613=11,387

En la siguiente tabla se muestra completamente los resultados de los cálculos, tanto para un ácido fuerte y un ácido débil en presencia de una base fuerte.

na

Vb

M teórico

pH Teórico pH pH pH Teórico ( C H 3 COOH + Experimental Experimental (HCl + NaOH) (HCl+NaOH) C H 3 COOH + inicial 0 0,09 1 1,04 2,87 3,13 18x10E-4 2 0,08 1,04 1,35 3,79 3,94 16x10E-4 4 0,07 1,09 1,38 4,14 4,28 14x10E-4 6 0,06 1,15 1,52 4,37 4,58 12x10-4 8 0,06 1,22 1,62 4,56 4,88 10x10E-4 10 0,05 1,3 1,73 4,74 5,23 8x10E-4 12 0,04 1,39 1,98 4,92 6,04 6x10E-4 14 0,03 1,52 1,99 5,11 11,27 4x10E-4 16 0,02 1,69 2,23 5,34 11,71 2x10E-4 18 0,01 2,00 3,02 5,71 11,84 1X10E-4 19 0,005 2,3 10,04 6,02 11,92 0X10E-4 20 0 7,00 10,92 8,72 11,98 1X10E-4 21 0,005 11,7 11,23 11,38 12,01 2X10E-4 22 0,01 12,00 11,37 11,68 12,06 4X10E-4 24 0,02 12,31 12,31 11,96 12,13 Tabla 1 (pH teóricos y experimentales de un ácido fuerte (HCl) y un ácido débil (ácido acético) en presencia de una base) (HCl + NaOH)

A continuación se muestra las gráficas de los pH tanto teóricos como experimentales. Con la gráfica 1 se pudo observar que el pH teórico de un ácido fuerte con una base fuerte se obtuvo un punto de equilibrio de 7, mientras que en la gráfica 2, se pudo observar que el pH teórico de un ácido débil con una base fuerte se obtuvo un punto de equilibrio, aproximadamente de 9. Observar las siguientes gráficas.

pH Teorico (HCl + NaOH)

pH Experimental (HCl + NaOH)

14

14

12

12

10

10 8

pH

pH

8 6

6

4 4 2 2

0 0

5

10

15

20

25

30

0

ml que se adicionan de NaOH

0

5

10

15

20

25

30

ml que se adicionan de NaOH

Grafica 1. (pH Teórico de un ácido fuerte con una base fuerte).

Grafica 2. (pH experimental de un ácido fuerte con una base fuerte)

pH Experimental (��_ ����+���� � � � � + � � � �_� )

14

14

12

12

10

10

8

8

pH

pH

pH Teorico (��_ ����+���� � � � � + � � � �_� )

6

6

4

4

2

2

0 0

0 5

10

15

20

ml que se adicionan de NaOH Grafica 3. (pH Teórico de un ácido débil con una base fuerte)

25

30

0

5

10

15

20

25

ml que se adicionan de NaOH Grafica 4. (pH experimental de un ácido débil con una base fuerte) .

30

ANALISIS DE RESULTADOS En la titulación, el objetivo era la valoración de una reacción entre un ácido fuerte-base fuerte y el punto de equivalencia. La base al ser fuerte no tiende a recapturar un ion de H + y el ácido fuerte tiende a donar fácilmente un ion H+, por consiguiente no habrá un equilibrio químico. En una titulación ácido débil-base fuerte produciendo una sal y agua. El C H 3 COOH empieza siendo un acido fuerte, pero a medida que va donando un ion H + se vuelve un acido débil, haciendo mas difícil que entregue un iones H+. Al momento de realizar la titulación los resultados fueron buenos, en el caso de ácido fuerte base fuerte al comparar el pH teórico con el pH experimental, se obtuvo en las primeras nueve titulación en la parte experimental, un valor muy cercano al teórico, ya en las siguientes titulación se pudo notar que vario un poco. En donde el punto de equivalencia del teórico fue pH=7 y en el experimental en el cual se usó fenolftaleína como indicado, el cual en medio acido es incoloro pero a pasar a medio básico su color se torna violeta, el punto de equivalencia se encontró en pH=10,92. En la titulación acido débil-base fuerte mediamos el pH cada que se titulaba 2 ml NaOH, se observa que el pH cambia gradualmente en el curso de la titulación; cerca del punto de equivalencia se produjo un cambio brusco del pH como se puede observar en la tabla dos ya después de haber titulado 14 ml de NaOH, su pH paso de 6,04 a 11,27. Considerando que para estar en el punto de equivalencia tanto el ácido como la base debían estar a igual concentración y su pH=7. CONCLUSIONES 

A medida que se agrega el hidróxido de sodio el pH aumenta lentamente al principio y luego con rapidez en los alrededores del punto de equivalencia. El pH de la disolución antes del punto de equivalencia está determinado por la concentración del ácido que aún no ha sido neutralizado mientras que el pH de la disolución después del punto de equivalencia está determinado por la concentración de hidróxido de sodio en exceso.



El pH cambia con gran rapidez cerca del punto de equivalencia y en esta región una simple gota de titulante puede hacer que el pH cambie en varias unidades. Por esto es necesario un indicador que inicie su cambio de color en cualquier punto de esta parte ascendente de la curva de titulación, este dará una medida muy exacta del volumen de titulante necesario para alcanzar el punto de equivalencia.



La curva de titulación siempre tendrá la misma forma si se trata de una titulación de ácido fuerte con una base fuerte a pesar de la variación de sus concentraciones, pero lo que si cambia son los valores de su pH



Las reacciones acuosas acido-base forman una sal y agua, por lo tanto la neutralización es la disociación de iones H+ e iones OH- para formar moléculas de agua.



Las sales que proceden de bases fuertes y ácidos fuertes, no provocan reacción de hidrólisis, por lo que no modifican en absoluto el pH del agua (pH=7), dando como resultado una disolución de tipo neutra siempre.



Una reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte es mayor que siete, ya que dependerá del valor de pKa del ácido. En la gráfica se puede observar que el pH en el punto de equivalencia para el CH3COOH es mayor que en el HCl (pH=7).

PREGUNTAS ¿Qué es un punto de equivalencia? Se produce durante una valoración química, cuando la cantidad de sustancia valorante agregada es estequiometricamente equivalente a la cantidad presente de la sustancia a analizar en la muestra, es decir reacciona exactamente con ella. ¿Por qué en el punto de equivalencia los pH son distintos en la neutralización de una acido débil y un ácido fuerte con una base fuerte?

Se pudo observar que dependiendo al rango de pKa que contenga o presente el ácido débil o fuerte que se vaya titular este presentara un valor de pH diferente, y el punto de equivalencia variara en comparación a las diferentes soluciones trabajadas. ¿Qué otros indicadores podrían utilizarse en remplazo de la fenolftaleína en la titulación de un ácido fuerte y un ácido débil con una base fuertes? Para la titulación de un ácido fuerte y una base fuerte, se puede utilizar de indicadores el azul de bromotimol y el rojo de cresol, puestos que sus rangos de pH son de [6.0-7.6] y [7.2-8.8]. Luego para la titulación de un ácido débil y una base fuerte, se puede utilizar de indicadores el rojo de cresol puesto que tiene un rango de [7.2-8.8].

BIBLIOGRAFÍA Brown Lemay Bursten, Química la ciencia central, pag; 632-634, novena edición, 2004. EBBING , Darrel. Química General. 1996. Editorial Mc Graw Hil. México. Págs. 697, 698. Silberberg, Química la naturaleza molecular del cambio y la metería pag; 787-802, segunda edición; 2002....