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UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II Docente: José Humberto Soriano Francia Tema: CALORIMETRIA Integrantes:     

Amao Asencios, Jackeline Nicoll Huamani Luna, Geraldine Avila Herencia , Fiorella Silupú Aponte, Nayeli Visitación Torres, Miriam Ines

BELLAVISTA, 11 DE MAYO DEL 2018

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INDICE: I.

Introducción

II.

Objetivos 2.1. Objetivos Generales 2.2. Objetivos Especificos

III.

Fundamento Teórico 3.1.- Características de ácidos y bases 3.2.- Teoría de Arrhenius 3.3.- Teoría de Bronsted Lowry 3.4.- Teoría de Lewis 3.5.- Producto iónico del agua 3.6.- Ácidos fuertes y débiles 3.7.- Bases fuertes y débiles 3.8.- Hidrolisis 3.9.- Relación entre acidos – bases (Titulación) 3.10.- Valoración de acidos – bases 3.11.- Intervención de la fenolftaleína

IV.

Parte Experimental

V.

Conclusiones

VI.

Recomendaciones

VII.

Bibliografía

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I.

INTRODUCCIÓN

Las sustancias químicas que describimos como ácidos y bases están distribuidas en la naturaleza. Se encuentran en los alimentos que ingerimos, en las medicinas que utilizamos, en los limpiadores domésticos, etc., por ello son muy importantes en la vida diaria, en el laboratorio y a nivel industrial. Algunos ácidos son muy conocidos, tal es el caso del ácido acético que está presente en el vinagre el ácido cítrico de las frutas como la manzana, limón, mandarina, naranja, etc.; el ácido sulfúrico (el ácido de mayor consumo a nivel industrial) que está contenido en la batería de los automóviles, el ácido ascórbico o vitamina C, el ácido clorhídrico que forma parte del jugo gástrico el cual permite degradar proteínas y cumple función germicida (mata microbios). Las bases también son muy comunes, tal es el caso del hidróxido de sodio (es la base más importante) que está presente en la soda cáustica, empleadas como agentes de limpieza y como materia prima para elaborar los jabones respectivamente; el hidróxido de aluminio y el hidróxido de magnesio forman parte de la mylanta y leche de magnesia, que se emplean para contrarrestar la acidez estomacal y por ello cotidianamente se les conoce como antiácidos. Las bases orgánicas son consumidas diariamente, entre ellas encontramos a la cafeína, que está presente en las hojas del té y en los granos del café; la cocaína presente en el mate de coca, la nicotina que está presente en el tabaco. Estas también son conocidas como alcaloides y tienen la propiedad de ser estimulantes del sistema nervioso por lo que su consumo constante puede producir adicción. El carbonato de sodio, 𝑁𝑎2𝐶𝑂3, y bicarbonato de sodio, 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3, son sustancias básicas muy importantes a escala industrial.

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II.

2.1.

OBJETIVOS

Objetivos generales El objetivo de este laboratorio es relacionar alguna los conceptos y técnicas aprendidos en clase sobre la unidad de reacciones químicas en soluciones acuosas, aplicando técnicas de medición de pH e identificación de ácidos y bases.

2.2. Objetivos Específicos:  Aprender experimentalmente como determinar el PH de una solución o compuesto.  Comprender y aplicar las leyes de los ácidos y bases.

 Aprender experimentalmente el uso de indicadores.

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III.

3.1.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Características de ácidos y bases

Ácidos

 Tienen sabor agrio.  Son corrosivos para la piel.  Enrojecen ciertos colorantes vegetales (como el tornasol azul, colorante obtenido de algunas especies de líquenes).  Disuelven sustancias como los carbonatos o algunos metales.  Cuando disuelven los metales desprenden hidrógeno.  Pierden sus propiedades ácidas al reaccionar con las bases.

Bases (o álcalis):

 Tienen sabor amargo.  Son suaves al tacto, pero corrosivos con la piel.  Dan color azul a ciertos colorantes vegetales (como el tornasol azul).  Precipitan sustancias disueltas por ácidos.  Disuelven grasas.  Pierden sus propiedades al reaccionar con los ácidos.

3.2. Teoría de Arrhenius En 1887 Svante August Arrhenius (1859-1927) publica su teoría de la “disociación iónica” en la que afirma que hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones.

Propone entonces: •

Ácido: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia dando lugar a iones H+ (iones hidrógeno).

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•

Base: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia dando lugar a iones OH- (iones hidroxilo).

Limitaciones de la teoría de Arrhenius •

La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas.

•

La primera es que el concepto de ácido se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidróxido.

•

La segunda crítica es que la teoría solo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

3.3.

Teoría de Brønsted-Lowry

Una teoría más satisfactoria que la de Arrhenius es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso. El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (lo mismo ocurre entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones

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3.4. Teoría de Lewis

El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de los ácidos y de las bases. Según esta, una base sería una especie que puede donar un par de electrones, y un ácido la que los puede aceptar. El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitario. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el tricloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de cinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas. De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde "alojar" el par de electrones), todos los ácidos de Bronsted-Lowry son también ácidos de Lewis:

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3.5. El producto iónico del agua Medidas muy precisas de conductividad en agua destilada muestran que tiene cierta conductividad, lo que indica la presencia de iones en la misma. La ionización del agua se puede representar mediante la ecuación: Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante puede incluirse en la constante de equilibrio, que se expresa entonces del siguiente modo.

3.6.

Ácidos fuertes y débiles

La distinción entre ácidos fuertes y débiles depende tanto del disolvente como de las propiedades de los propios ácidos. Un ácido cederá fácilmente protones en un disolvente que tenga fuerte tendencia a captarlos, comportándose como ácido fuerte en este caso. Si el disolvente tiene poca tendencia a captarlos, este ácido actuará como débil frente a este disolvente. Se puede hacer el mismo razonamiento con las bases 3.7.

Bases fuertes y débiles

La distinción entre bases fuertes y débiles depende tanto del disolvente como de las propiedades de las propias bases. Una base captará fácilmente protones en un disolvente que tenga fuerte tendencia a cederlos, comportándose como una base fuerte en este caso. Si el disolvente tiene poca tendencia a cederlos, esta base actuará como débil frente a este disolvente. 3.8.

Hidrólisis Las disoluciones de algunas sales llamadas neutras (que no contienen H ni OH) en su composición, contrariamente a lo que se podría suponer a primera vista, presentan carácter ácido o básico. Por ejemplo, cuando se disuelve carbonato sódico o acetato sódico puede comprobarse que la disolución resultante no es neutra sino básica. 8

Este comportamiento ácido o básico de las disoluciones de algunas sales se debe a que, al menos, uno de los iones de la sal reacciona con el agua rompiéndola en un proceso denominado hidrólisis. Sal de ácido fuerte y base fuerte.

3.9. Reacciones entre ácidos y bases (la neutralización). La reacción entre un ácido y una base se llama neutralización. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Si una de las especies es de naturaleza débil y la neutralización se produce en disolución acuosa también se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidronio y de aniones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.

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3.10. Las

Valoraciones ácido-base valoraciones

o

volumetrías

ácido-base

permiten

conocer

la

concentración de un ácido o de una base presente en una disolución. En estas valoraciones se mide el volumen de ácido (o de base) de una concentración

conocida

necesaria

para

neutralizar

un

volumen

determinado de base (o de ácido) de concentración desconocida. Cuando se valoran ácidos se llaman acidimetrías y cuando se valoran bases, alcalimetrías. Se llama punto de equivalencia al momento en que son iguales los equivalentes de la sustancia valorada y los de la sustancia valorante. Este punto de equivalencia se detecta muy fácilmente ya que se observa en sus inmediaciones un brusco salto de pH que se puede detectar en un pHmetro o con un indicador. Como consecuencia de la estequiometria de la reacción ácido-base podemos llegar a una sencilla ecuación que nos permite conocer rápidamente la concentración desconocida.

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3.11. Neutralización Ácido-base: Es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, la cual es un compuesto iónico formado por un catión distinto del H+ y un anión distinto de OH- . Entonces:

acido + base

Ej: HCl + NaOH

sal + agua NaCl + H2O

Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis

cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Fenolftaleína: La fenolftaleína es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3), en presencia de ácido sulfúrico. Es un líquido blanco o incoloro; sus cristales son incoloros y es insoluble en hexano sólido. Tiene un punto de fusión de 4° C. Se utiliza como indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna color rosa. El cambio de color está dado por las siguientes ecuaciones químicas:

De medio neutro a medio básico: H2Fenolftaleína + 2 OH- ↔ Fenolftaleína2- + 2 H2O Incoloro → Rosa

De medio básico a medio muy básico: Fenolftaleína2- + OH- ↔ Fenolftaleína(OH)3- Rosa → Incoloro De medio básico a medio neutro o ácido: Fenolftaleína2- + 2 H+ ↔ H2Fenolftaleína Rosa → Incoloro De medio neutro o ácido a medio muy ácido: H2Fenolftaleína + H+ ↔ H3Fenolftaleína+ Incoloro → Naranja

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IV.

PARTE EXPERIMENTAL

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V.

CONCLUSIONES

Al analizar los resultados obtenidos, una vez realizado la parte experimentales, concordamos en que los datos obtenidos se encontraban en concordancia con la teoría, confirmándonos el buen desempeño del laboratorio. Esto se logró realizando un trabajo en forma metódica, no dejando espacio para dudas, corroborando estos resultados con la base teórica y apuntes de cátedra. Los errores de resultado con pequeñas diferencias de color para las reacciones de para las reacciones de ácido-base con el indicador fenolftaleína están aceptados por ser una experiencia cualitativa y no cuantitativa. Los posibles errores de diferencia de colores, que fueron mínimos, en relación al resto de los otros experimentos, se pudo deber a la contaminación de instrumentos de trabajo, que se utilizaban entre todos los demás grupos de trabajo de laboratorio, las cuales llegan a un pleno consenso de que las respuestas entregadas son las indicadas. Podemos concluir que la experiencia realizada fue plenamente satisfactoria, ya que se cumplieron todos los objetivos.

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VI.

RECOMENDACIONES

 Identifique los materiales y reactivos con los que va a trabajar.  Use las cantidades exactas de los reactivos o en su defecto obtendrá resultados indeseables.  Por seguridad en sus experimentos primero añadir el agua luego los ácidos o álcalis.  Los desechos sólidos se irán al tacho, los líquidos al lavadero (seguido de una dilución con agua de caño para evitar corrosiones).  Siempre los materiales con los que va a trabajar deben estar limpios y enjuagados con agua destilada.

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VII. BIBLIOGRAFIA

o

http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_químico

o

http://www.monografias.com/trabajos15/equilibrio-quimico/equilibrioquimico.shtml

o

http://www.uv.es/~baeza/cqtema3.html

o

Química General7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc GrawHill Interamericana Páginas 563 — 564

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