Soluciones Equilibrio Acido-BASE E Indicadores PDF

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Universidad Nacional deIngenieríaFacultad de Ingeniería AmbientalLABORATORIÖSOLUCIONES EQUILIBRIO ÁCIDOS-BASES EINDICADORES ̈CURSO: QUIMICAPROFESOR: MASGO SOTO CESARALUMNO: CUYA SALVATIERRA BRIANa) Objetivos: Estudiar algunas propiedades generales de los líquidos y las soluciones acuosas binarias. ...

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Universidad Nacional de Ingeniería Facultad de Ingeniería Ambiental

LABORATORIO

¨SOLUCIONES EQUILIBRIO ÁCIDOS-BASES E INDICADORES¨ CURSO: QUIMICA

PROFESOR: MASGO SOTO CESAR

ALUMNO:

CUYA SALVATIERRA BRIAN

a) Objetivos: -

Estudiar algunas propiedades generales de los líquidos y las soluciones acuosas binarias. Preparar soluciones diversas con menor concentración que las iniciales. Conocer los indicadores de PH y su forma de uso. Determinar mediante el color del indicador la concentración de la solución.

b) Fundamento Teórico: Se denomina solución a un sistema homogéneo compuesto por la mezcla de dos o más sustancias denominadas soluto (el que se disuelve) y solvente (medio de disolución) Como la mezcla puede efectuarse en diferentes fases, podemos encontrar: a. Soluciones liquidas ( mezcla de 2 líquidos ,sólidos en líquido , gas en liquido ) b. Soluciones gaseosas (mezcla de dos gases) c. Soluciones solidas ( mezcla de 2 sólidos ) Soluciones acuosas: Debido a su alta polaridad, el agua es capaz de disolver con facilidad a las especies iónicas o de considerable porcentaje iónico disociándolas en aniones (parte negativa) y cationes (parte positiva) ejemplo disuelve con facilidad a los ácidos y bases fuertes (aun de enlaces covalentes) y las sales provenientes de ambas: HCl, NaOH, KOH, NaCL, H2SO4, Na2SO4. Las sustancias covalentes polares, con radicales H+, y OH- en sus estructuras, se ionizan parcialmente .Ejemplo:CH3COOH, HCOOH, NH4OH .Otras permanecen sin disociarse manteniéndose como molécula .Ejemplo: sacarosa (C6H12O6)2 Principales formas de expresar la concentración de una solución: a. % en un peso (%p/p)gr. Soluto /100 gr solución b. % vol. (%v/v): ml soluto / 100ml solución c. Peso en volumen (%p/v) gr soluto /100 ml solución d. Molaridad (M) : moles soluto / volumen de solución e. Normalidad (N) peso equivalente / litro de solución f. Molalidad (m) moles soluto / kg solvente Bases en solución: Acido: sustancias donadora de protones HCl + H2O = H3O+ ClAcido 1 Base 1 Acido 2 Base 2 Base: Receptora de protones: NH3 + H2O = OH+ NH4+ Base1 Acido 1 Base 2 Acido 2 Como podemos observar el agua es anfótera, se comporta como un ácido o como una base Autoionizacion del agua: El agua se ioniza ligeramente en la proporción de 10-7 moles / Lt (a 25C) H2O + H2O = H3O+ + OH – El producto de la concentración molar:

Kw = (H+) (OH-) = 10-14 es una constante denominada producto iónico del agua .Cuando se disuelve un acido en agua, aporta protones H+, aumentando la concentración de iones hidronio , H3O+, como consecuencia , deberá disminuir la concentración de ,los iones oxidrilo OH- para mantener Kw invariable .La forma de expresar la concentración de H30+ en solución , es mediante el pH: PH = –log (H3O+) En general -log (H3O+) (OH-) = - log Kw PH + POH = Kw= 14 (H3O+) = 10-ph y (OH) = 10- POH En soluciones diluidas de acido o base fuerte, se considera que la disociación ha sido completa Ejemplo: una solución de KOH 0,1 M contiene: (OH-) 0.1 POH = -log 0.1 = 1 PH + POH = 14 PH = 13 Un acido o base débil se disocia parcialmente .Ejemplo: una solución de acido fórmico 0.1 M; HCOOH + H2O = H3O+ - HCOO0.1 –X X X (X) = disociación parcial del ácido (H3O+) (HCOO-) = Sistema que en el equilibrio Se considera que en el equilibrio: (H3O+)(HCOO)/ HCOOH = Ka = 1.8 *10-4 (x)(x) / 0.1 –x = 1.8*10-4 Para hacer el cálculo de x, se considera que este valor frente a 0.1, es muy pequeño, por lo tanto, no se toma en cuenta (en el denominador) una vez determinado x se podrá calcular el Ph de la solución: Las sales provenientes de un ácido (anión) débil y base (catión) fuerte presentan reacción ligeramente básica debido a un proceso de hidrólisis: NaCOOH + H+ - OH -/H2O = Na +OH- + HCOOH En este caso el NaOH es un electrolito fuerte, por lo tanto la solución presentara un pH ligeramente alto. Por la misma razón, las sales formadas por un catión débil y un anión fuerte en solución presenta un pH ligeramente acido: NH4Cl + H+ - OH/H2O = NH4OH + ( H+ + Cl –)

El pH

de una solución se determina mediante un indicador acido-base (en solución), un papel Ph o un potenciómetro. Las 2 primeras se basan en el cambio de color debido al Ph .Un indicador acido –base consiste en un par acido base débil en la cual el ácido (Hlnd) Y su base conjugada (Ind) tiene diferente color, la concentración de ambas formas están relacionadas mediante la constante de disolución del acido. Hlnd + H2O = H3O+ + IndColor 1 Color 2

Kw= (H30+) (Ind-)/ (Hlnd) debido a que (Ind-) / (Hlnd)= Ka/H3O+ La mayoría de los indicadores, a concentraciones altas de (H3O+) están bajo la forma acida, mientras que a bajas concentraciones de (H3O+) están su forma básica. Cuando Ka = (H3O+) las concentraciones de las formas acida y básica son iguales.

Experimento n°1 Fiola vacía M1=77,95g

1

2 (NaCl XmL

7,5%)

(NaCl 100mL

(NaCl 22,5%) (100-X)mL

9,4%) Fiola llena M2=174,74g

Densidad (experimental) =

Pero según la tabla N°1 densidad

%peso

1,041

6

1.049

7

1.056

8

1.063

9

1.071

10

1.148

20

Debería de ser:

%error=

Conclusiones: -Al mezclar una cantidad menor de NaCl al 22.5% con respecto a la de 7.5% se pudo obtener una concentración intermedia entre las dos que fue de 9.4% -Se puede notar que al inicio el color de la solución más concentrada era un poco más intenso que el de la solución menos concentrada, pero al mezclarlos se obtuvo un color intermedio. Se puede notar que las propiedades organolépticas han cambiado en algo.

Recomendaciones: -Medir con mayor precisión las soluciones para reducir en alguna medida el margen de error. -Unos cálculos más precisos pudo reducir el error, ya que se usaron los volúmenes hallados por medio del cálculo.

Experimento n°2

2

1

2

1mL NaOH 1M

1

9mL agua

1 1

10mL de -1 NaOH 10 M 3

5mL de NaOH 10-1M 1

5mL de NaOH 10-1M 3

Quedan 4mL de NaOH 10-1M

Sacar 1mL de NaOH 10-1M

3

4

1mL de NaOH 10-1M

9mL de agua 10mL

de -2

NaOH 10 M 4

Luego volver a separar en porciones de 5mL de esta última y repetir el proceso para finalmente obtener.

1

2

5mL de NaOH 10-1M

3

5mL de NaOH 10-2M

5mL de NaOH 10-4M

4

5mL de NaOH 10-6M

5

6

7

8

5mL de NaOH 10-8M

5mL de NaOH 10-10M

5mL de NaOH 10-12M

5mL de NaOH 10-14M

10-8M

5 N 10-10M

Fenolftaleína (2 gotas)

10-1M

10-2M

10-4M

1

2

3

5 N 10 M

4

5

6

e 10-14M

10-12M

7

8

Cálculos: Al inicio se tomó 1mL de NaOH

(ac)

ya que se tenía una solución de 1M; pero se

-1

necesitaba 10mL a 10 M:

Lo

demás

se

completó

con

agua

(9mL).

Para los demás se usó el mismo método:

Para el HCl:

5mL de HCl 10-10M

5mL de HCl 10-1M

5mL de HCl 10-2M

5mL de HCl 10-4M

5mL de HCl 10-6M

5mL de HCl 10-8M

5mL de HCl 10-10M

5mL de HCl 10-12M

5mL de HCl 10-14M

Se le añadió:

5mL de HCl 10-12M

Fenolftaleína

5mL de HCl 10-12M

5mL de HCl 10-12M

5mL de HCl 10-12M

5mL de HCl 10-12M

5mL de HCl 10-12M

5mL de HCl 10-12M

5mL de HCl 10-14M

Conclusiones: 5mL de HCl 10-10M

-Se puede notar que los indicadores usados muestran las diferentes concentraciones que hay en cada tubo. -También se observó una marcada diferencia entre el resultado final del primer tubo y el ultimo sea para el acido y para la base.

Recomendaciones: -Medir con mucho cuidado las muestras a usar ya que son muy pequeñas y el mas mínimo error podría causar una diferencia entre lo teórico con lo obtenido experimentalmente en el laboratorio. -Usar guantes de seguridad al momento de usar el ácido, a pesar de que se está usando una concentración pequeña, es preferible prevenir.

Determinación de pH

5ml de solución de CH3COONa

0.5g de CH3COONa

0.5g de NaHCO3

0.5g de Na2CO3

pH=7,8

pH=9,7

1

2

5ml de solución de Na2CO3

3

pH=6,3

pH=11.6

2

5ml de solución de NaHCO3

5ml de solución de NH4Cl

0.5g de NH4Cl

3

1

4

4

Conclusiones: -Los resultados obtenidos experimentalmente son aproximados; ya que la gama de colores no es muy variada y no se puede diferenciar pHs que tienen casi el mismo valor. -Las sustancias son muy parecidas a simple vista, pero al momento de hacer la prueba nosotros podemos diferenciar cada una de esas ya se comportan de manera distinta en solución acuosa.

Recomendaciones: -Utilizar además de un papel pH universal, otro método para calcular de manera más eficiente el pH para disminuir el error. -Medir de manera cuidadosa las cantidades a utilizar ya que el papel universal no es tan exacto en su medición.

Determinación de pH de una muestra desconocida.

Azul de b

otimol Purp

1

2

Rojo de

3

bromocresol

o

Verde de bromocresol

4

Anaranjado de metilo Azul de timol

5 6

Al final se obtiene:

1 2 3 En 1 se obtuvo un pH(aprox.) = menor a 6 En 2 se obtuvo un pH(aprox.) = menor a 5,2 En 3 se obtuvo un pH(aprox.) = menor a 4,8 En 4 se obtuvo un pH(aprox.) = menor a 3,8

4

5

6

En 5 se obtuvo un pH(aprox.) = un poco mayor 3,1 En 6 se obtuvo un pH(aprox.) = mayor a 2,8

De lo que se concluyó experimentalmente que el pH de la solución desconocida era de aproximadamente 3,15 Pero con el potenciómetro se calculó un pH de 2,9

Cálculos:

Por tanto se obtuvo un exceso de 8,62%

Conclusiones: -Los indicadores son de gran ayuda para darnos un alcance acerca de pH de la sustancia -El resultado obtenido de forma experimental muestra un pequeño margen de error dándonos a conocer que los resultados obtenidos experimentalmente no están muy distantes de lo teorico.

Recomendaciones: -Tratar de no contaminar los recipientes a utilizar, ya que ello podría alterar los resultados del experimento.

PREPARARCION Volumen

Volumen

Densidad

Densidad

DE SOLUCION NaCl 7,5%

NaCl

experimental

teórica NaCl

DE NaCl 9,4%

22,5%

NaCl 9,4%

9,4%

87,3ml

%error

12,7ml

9,83%

Tabla de datos y resultados: Tabla N°1: preparación de solución de NaCl al 9,4%

Tabla N°2: Adición de un indicador a soluciones de HCl

Muestra

1

2

3

4

5

6

7

8

indicador color

Tabla N°3: Adición de un indicador a soluciones de NaOH Mues

1

2

3

4

5

6

7

8

fenolft

fenolft

fenolft

fenolft

fenolft

fenolft

fenolfta

aleína

aleína

aleína

aleína

aleína

aleína

leína

tra indica fenolft dor

aleína

color

Grosella Grosella

Grosella

Grosella

Grosella Grosella

Grosella Casi

intenso

suave

suave

tenue

muy

transpa

tenue

rente

tenue

Nota: cabe señalar que la muestra 1 presenta una coloración más intensa, que luego va

disminuyendo hasta que en la muestra 8 presenta una tonalidad casi imperceptible. Tabla N°4: Adición de un indicador a soluciones de NaOH

Muestra

tubo

indicador

color

pH muestra

de pH (pHmetro)

A

1

Azul bromotimol

de

amarillo

2

Purpura de bromocresol

amarillo

3

Rojo de metilo

rojo

4

Verde de bromocresol

amarillo

5

Anaranjado metilo

rojo

6

Azul de timol

de

amarillo

3,15

2,9...