Informe de la práctica número cinco de QUÍMICA PDF

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FACULTAD DE CIENCIASMÉDICAS ESCUELAPROFESIONAL DE MEDICINAPRÁCTICA N° 05“INFORME ACADÉMICO: DETERMINACIÓN DE LAACIDEZ, BASICIDAD Y NEUTRALIDAD DE LASSOLUCIONES”ASIGNATURA:“QUÍMICA”INTEGRANTES:Benites Otiniano, AlbertoCastillo Salvatierra, AlembertCabrera Pinedo, PamelaDOCENTE:“Moreno Eustaquio, Walt...

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FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS ESCUELA PROFESIONAL DE MEDICINA PRÁCTICA N° 05

“INFORME ACADÉMICO: DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ, BASICIDAD Y NEUTRALIDAD DE LAS SOLUCIONES” ASIGNATURA: “QUÍMICA”

INTEGRANTES: Benites Otiniano, Alberto Castillo Salvatierra, Alembert Cabrera Pinedo, Pamela DOCENTE: “Moreno Eustaquio, Walter”

Trujillo - Perú 2021

I. OBJETIVOS: 1. Que el alumno pueda reconocer experimentalmente cuando una solución química es ácida, básica o neutra. 2. Que el alumno aprenda a utilizar el Papel de tornasol y el Papel Universal de pH. 3. Adquirir la habilidad en el manejo de la tabla de pH y su aplicación en el laboratorio de química. II. MARCO TEÓRICO: 1. Ácidos y bases de Brønsted: Un ácido de Brønsted como una sustancia capaz de donar un protón, y una base de Brønsted como una sustancia que puede aceptar un protón. En general, estas definiciones son adecuadas para analizar las propiedades y las reacciones de los ácidos y las bases. Todo ácido de Brønsted tiene una base conjugada y toda base de Brønsted tiene un ácido conjugado. Por ejemplo, el ion cloruro (Cl2) es la base conjugada que se forma a partir del ácido HCl, y H2O es la base conjugada a partir del ácido 𝐻3𝑂 + (ion hidronio). La definición de Brønsted también permite clasificar el amoniaco como una base, debido a su capacidad para aceptar un protón:

2. Propiedades ácido-base del agua: Como se sabe, el agua un disolvente único. Una de sus propiedades especiales es su capacidad para actuar como ácido o base. El agua se comporta como una base en reacciones como HCl y CH3COOH y funciona como un ácido frente a bases como el NH3. Este es un electrólito muy débil y por lo tanto, un mal conductor de la electricidad, pero experimento una ligera ionización. H2O(l) = H+ (ac) + OH(ac) En algunas ocasiones a esta reacción se lo conoce como autoionización del agua. Para describir las propiedades ácido-base del agua. Según el esquema de BR∅NSTED, esta autoionización se expresa como:

(15.1)

Los pares conjugados ácido-base son: 1. H2O (ácido) y OH- (base) 2. H3O+ (ácido) y H2O (base)

3. Producto iónico del agua:

En el estudio de las reacciones ácido-base, la concentración del ion hidrógeno es muy importante, ya que indica la acidez o basicidad de una disolución. Ya que sólo una fracción muy pequeña de moléculas del agua se ioniza, la concentración del agua [H2O], permanece virtualmente sin cambios. Por consiguiente, la constante de equilibrio para la autoionización del agua, de acuerdo con la ecuación (15.1), es: Kc = [H3O+] [OH-] Como se utiliza H+ (ac) y H3O+ (ac) de manera indistinta para representar al protón hidratado, la constante de equilibrio también se puede expresar como: Kc = [H+] [OH-] Para indicar que la constante de equilibrio se refiere a la autoionizacón del agua, se reemplaza Kc con Kw. 25 °C donde Kw se denomina constante del producto iónico, que es el producto de las

concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular.

En el agua a 25 °C las concentraciones de los iones H+ y OH- son iguales y se encuentra que [H+] = 1.0 x 10-7 M y [OH-] = 1.0 x 10-7 M. Entonces, a partir de la educación (15.2), a 25 °C

Kw = (1.0 x 10-7) (1.0 x 10-7) = 1.0 X 10-14

Independientemente de que se trate de agua pura o de una disolución acuosa de especies disueltas, la siguiente relación siempre se cumple a 25 °C

Siempre que [H+] = [OH-] se dice que la disolución es neutra. En una disolución ácida hay un exceso de iones H+, de modo que [H+] > [OH-]. En una disolución básica hay un exceso de iones hidroxilo, por lo que [H+] < [OH-]. En la práctica podemos cambiar tanto la concentración de los iones H+ como la de los iones H- en disolución, pero no podemos variar ambas de manera independiente. Si ajustamos una disolución de manera que [H+] = 1.0 x 10-6 M, la concentración de OH- debe cambiar a:

4. El pH: una medida de la acidez Puesto que las concentraciones de los iones H+ y OH- en disoluciones con frecuencia son números muy pequeños y, por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren Sorensen propuso, en 1990, una medida más práctica denominada pH. El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L):

Hay que recordar que la ecuación (15.4) es sólo una definición establecida para tener números convenientes con los cuales trabajar. El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, el cual, de otra manera, sería negativo debido al pequeño valor de [H+]. Así, el término [H+] en la ecuación (15.4) sólo corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ion hidrógeno, ya que no se puede tomar el logaritmo de las unidades. Entonces, al igual que la constante de equilibrio, el pH de una disolución es una cantidad dimensional. Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas a 25 °C se identifican por sus valores del pH, como sigue:

Observe que el pH aumenta a medida que [H+]disminuye. Es probable que algunas veces se nos proporcione el valor pH de una disolución y se nos pida calcular la concentración del ion H+. En ese caso, necesitamos obtener el antilogaritmo de la ecuación (15.4) como sigue:

Debe recordarse que la definición que se acaba de mostrar del pH, así como todos los cálculos que incluyen concentraciones de disoluciones (expresadas como molaridad o modalidad) que estudiamos en los capítulos anteriores, están sujetos a cierto error, porque en ellos se supone, de manera implícita, el comportamiento ideal. En realidad, tanto la formación de pares iónicos como diversos tipos de interacciones moleculares, pueden afectar la concentración real de las especies en disolución y, por lo tanto, también los valores de la constante de equilibrio, Esta situación es análoga a la relación que existe entre el comportamiento de los gases ideales y el de los gases l di

III. MATERIALES Y REACTIVOS: 3.1 MATERIALES:  Una luna de reloj 

Bagueta



Equipo de titulación



Una gradilla de madera



Tubos de ensayo



Frasco lavador



Una bureta de 50 ml



Matraz de 250 ml

3.2 REACTIVOS: 

Agua destilada



Soluciones de ácidos



Soluciones de bases



Papel de tornasol azul y rojo, y ph



Indicadores

IV. PROCEDIMIENTOS EXPERIMENTALES: 4.1 EXPERIMENTO N°1:

1. Se colocan 14 recipientes de vidrio limpios y secos, los identifíquelos como tubos 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9,10, 11, 12, 13, 14, en orden de izquierda a derecha. 2. Se elabora el indicador de origen natural a base de la flor de Jamaica, depositando la flor y el alcohol en un recipiente, y se disuelven, posteriormente se deja reposar mínimo de 1 a 2 horas, en caso de no tener alcohol con agua caliente es suficiente. 3. A las sustancias en estado sólido de los diferentes recipientes (14) les agregamos agua y disolvemos evitando generar burbujas. 4. Una vez listas las sustancias, agregamos el indicador (agua de Jamaica 8 gotas) con ayuda de un gotero, perilla o cuchara a cada una de las sustancias y disolvemos para que el indicador identifique a toda la sustancia. 5. Una vez que hayamos agregado el indicador de origen natural a cada una de las sustancias, según las coloraciones determinaremos la escala de pH y por ende el tipo de solución indicando si es ácida, básica o neutra. 6. En caso de que se cuente con un indicador químico como el papel tornasol, se puede usar este también para determinar el tipo de solución.

PAPEL DE SOLUCIONES

PAPEL DE

AGUA DE

pH

TORNASOL TORNASOL JAMAICA ROJO

TIPO DE SOLUCION

AZUL

Tubo 1 (Cloro) Tubo 2 (jugo de limón) Tubo 3 (Leche de magnesio) Tubo 4 (Vinagre) Tubo 5 (Shampoo) Tubo 6 (Leche) Tubo 7 (Agua oxigenada) Tubo 8 (Pasta dental) Tubo 9 (Bicarbonato de Sodio) Tubo 10 (Crema Corporal) Tubo 11 (Ralladura de Jabón) Tubo 12 (Sal de mesa NaCl)

X X X X X X X X X

X X X X X X X X X

7,2 – 7,8 2

X X X

X X X

Tubo 13 (Jabón en polvo)

X

X

Tubo 14 (Pastilla Paracetamol)

X

X

10 2

Débilmente alcalina Muy ácida Ligeramente alcalina Muy ácida

3-5

Moderada ligeramente ácida

6.6 – 6.8 6.5 – 7.2 7.2 – 8.2 9

Débilmente ácida Débilmente ácida Débilmente alcalina Ligeramente alcalina

4.5 – 5.5 5.7 – 6.7 7 – 8.3

Ligeramente ácida Ligeramente ácida

Débil – ligeramente alcalina 7-9 Débil – ligeramente alcalina 1.3 - 3 Muy Ácida Moderadamente ácida

4.2 EXPERIMENTO N° 02: 1. Preparamos el indicador de origen natural (agua de Jamaica).

2. Separamos y ubicamos las distintas sustancias:

Depósito 1

:

Hipoclorito de sodio.

Depósito 2

:

Agua de garrafón.

Depósito 3

:

Ácido clorhídrico HCl.

Depósito 4

:

Glicerina.

Depósito 5

:

Desengrasante.

Depósito 6

:

Vinagre.

Depósito 7

:

H2O mineral.

Depósito 8

:

Jugo de limón.

Depósito 9

:

Detergente líquido.

3. Sometemos dicho indicador natural (Agua de Jamaica) con las sustancias básicas, ácidas y neutras. 4. Utilizamos el papel indicador universal, sumergiéndolo en las sustancias para posteriormente determinar su nivel de pH y el tipo de solución que es.

TABLA 2 ESCALAS DE pH: Rango de pH

TIPO DE SOLUCIÓN

0–2

Muy ácida

2–4

Moderadamente ácida

4–6

Ligeramente ácida

6 – 6,8

Débilmente ácida

7

NEUTRO

7,1 – 8,0

Débilmente alcalina

8,0 – 10,0

Ligeramente alcalina

10,0 – 12,0

Moderadamente básica

12,0 – 14,0

Fuertemente alcalina

TABLA 3

PAPEL SOLUCIONES Depósito 1 (Hipoclorito de sodio) Depósito 2 (Agua de garrafón) Depósito 3 (Ácido clorhídrico HCl) Depósito 4 (Glicerina ) Depósito 5 (Desengrasante) Depósito 6 (Vinagre) Depósito 7 (H2O mineral) Depósito 8 (Jugo de limón) Depósito 9 (Detergente líquido)

INDICADOR UNIVERSAL

AGUA DE JAMAICA

TIPO DE pH

SOLUCION

X

12.2

Fuertemente alcalina

X

6.9

NEUTRO

0.2 - 1

Muy ácida

6.5

Débilmente ácida

13.5

Fuertemente alcalina

X

3.5

Moderadamente ácida

X

6.8

Débilmente ácida

X

4

Moderadamente ácida

6.7

Débilmente ácida

X

X

X X

X

X

X

EXPERIMENTO Nº 03: 1. En un matraz de 250 ml coloque aproximadamente 1 ml de ácido clorhídrico diluido y agregue 50 ml de agua destilada. 2. Agregue de 4 a 6 gotas del indicador respectivo, agite la solución. 3. Llene una bureta con una solución de NaOH 0,4 N hasta la línea de enrase. 4. Abrir la llave de la bureta y deje caer gota a gota la solución de NaOH 0,4 N sobre el matraz, conforme va cayendo el líquido dentro del matraz, agite vigorosamente en forma constante dicho matraz. 5. Cierre la llave de la bureta, cuando note un cambio de color en la solución contenida en el matraz. 6. Repita el experimento anterior para los otros indicadores. 7. Llene con sus resultados la tabla.

TABLA Nº 4 INDICADOR ACIDO – BASE

COLOR DEL INDICADOR EN MEDIO ACIDO

COLOR DEL INDICADOR EN MEDIO BASICO

NaOH 0,4N GASTADO (ml)

1 2

Fenolftaleína Anaranjado de metilo

Transparente

Morado

8.3 - 10.0

Rojo

Naranja-Amarillo

3,1 - 4,4

3

Azul de bromo timol

Amarillo

Azul

6.6 - 7.6

4

Rojo congo

Azul

Rojo

3.0 - 5.2

5 6

Rojo neutro Rojo de fenol

Rojo

Amarillo

Amarillo

ROJO

6.8 - 8 6.8 - 8.2

MUESTRAS

V. RESULTADOS:

Muestra

1

2

3

Sustancia

Tubo 1 (Cloro)

Depósito 3 (Ácido clorhídrico HCl) Anaranjado de metilo

Indicador 1

PAPEL DE TORNASOL ROJO – AGUA DE JAMAICA PAPEL INDICADOR UNIVERSAL – AGUS DE JAMAICA EN MEDIO ACIDO: Rojo EN MEDIO BASICO: NaranjaAmarillo

Color

Tipo De Solución

Débilmente alcalina Verde

Rojo

Amarillo verde

Muy ácida

Moderadamente ácida

EJERCICIOS:

VI. CONCLUSIONES DE LA PRÁCTICA: 1. Se logró reconocer experimentalmente cuando una solución química es ácida, básica o neutra en cada tipo de casos. 2. Se aprendió a usar el papel de tornasol y el papel universal de pH. en que situaciones utilizar. 3. Adquirir la habilidad en el manejo de la tabla de pH y su aplicación en el laboratorio de química. Así como también se determinó los resultados, color, etc…de cada experimento.

VII. BIBLIOGRAFÍAS:

Código de

TEXTO

biblioteca 1 EXPERIMENTO



2 EXPERIMENTO



EXPERIMENTO 3



Iturbide JB. Práctica de ácidos y bases [Internet]. Mexico: Jesús Balbuena Iturbide; 05/ 06/ 2020. Disponible en: https://www.youtube.com/watch?v=0X-OJuz_llI Sandy A. PH de algunas sustancias [Internet]. Mexico: Ara Sandy; 22 / 04 /2020. Disponible en: https://www.youtube.com/watch?v=DfUot7AYqnM Base ácida de valoración o titulación. (2018, 25 de junio). Consultado el 21 de mayo de 2021 en https://www.youtube.com/watch?v=VM6BbYFfU0A



Cienciabit: Ciencia y Tecnología. COO2 y azul de bromotimol. experimento. Detección de co2. (2014, julio 27). Recuperado el 21 de mayo de 2021 de https://www.youtube.com/watch?v=1fC_ru3Mo88

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Cienciabit: Ciencia y Tecnología. Naranja de metilo. Indicador de PH. (2017, 8 de octubre). Consultado el 21 de mayo de 2021 en https://www.youtube.com/watch?v=cK_E3EHofsU



Cienciabit: Ciencia y Tecnología. Rojo congo. Indicador de PH. (2018, 12 de junio). Obtenido el 21 de mayo de 2021 de https://www.youtube.com/watch?v=slZNa031waM

Código de biblioteca

TEXTO Armas C. Técnicas experimentales. Ed. La Libertad EIRL Trujillo-Perú Hurtado M. Manual de Laboratorio de Química general. Trujillo-Perú Cabeza J. Manual de laboratorio de Química Inorgánica y orgánica. UCV TrujilloPerú...