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UNIVERSIDAD NACIONAL JORGE BASADRE GROHMANN FACULTAD DE INGENIERÍA ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

PRACTICA DE LABORATORIO NO 4

Equilibrio Iónico de Ácidos y Bases

Nombre: Leonardo Aquino chagua Código: 2012-36025 Fecha: lunes 30 /09/2013 Profesor: Ing. Vicente Málaga Apaza Curso: Química general 2

Tacna-Perú 2013

EQUILIBRIO IÓNICO DE ÁCIDOS Y BASES 1. Objetivos: -

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Estudiar el comportamiento de ácidos o básicos de una sustancia en solución acuosa, a través de sus propiedades características. Utilizar las sustancias acidas y básicas concentradas en solución acuosa, así como reconocer sus propiedades físicas (color, fase, densidad, pureza, peso molecular, etc.) Determinar cualitativamente la fuerza de ácidos y bases en solución acuosa y explicar la neutralización acido – bases de los mismos.

2. Fundamento teórico: Son reacciones en las que los reactivos son un ácido y una base. El resultado, si la reacción es estequiométrica, es una disolución neutra en principio. Reaccionan los iones H+ con los iones OH- para dar agua. Cuando a un ácido le echamos una base llegará un momento en que se neutralice, lo podemos ver por el cambio de color de un indicador. Si volvemos a echar ácido, volverá a tomar el color original, la disolución volverá a ser ácida. Si partimos de una disolución básica ocurrirá lo contrario. Llegará un momento que si echamos ácido se neutralice (el color de la disolución con indicador cambia). Si volvemos a echar la base volverá a adquirir el color original, volverá a ser básica. Para practicar neutralizaciones te recomendamos practiques con la actividad denominada 'neutralización ácido-base'. Por lo general se cumple la siguiente reacción en las neutralizaciones: ácido + hidróxido (base) → sal + agua (H2O) Observaciones: Según el tipo de ácido y de base que reaccionen, la sal podría no ser tan neutra como se ha indicado, podría tener comportamiento ligeramente ácido o ligeramente básico. Electrolitos son las sustancias que originan iones libres al disolverse en agua. La mayor parte de los compuestos iónicos (que tienen como enlace principal un enlace iónico) se disuelven en sustancias polares como el agua. Este proceso de disolución conlleva que las moléculas de agua se interponen entre los iones que forman el compuesto, separando los cationes (iones positivos) de los aniones

(iones negativos). Por tanto, las disoluciones de este tipo de sustancias, electrolitos, conducen la corriente eléctrica: los aniones se desplazan al polo positivo del generador (pila por ejemplo) y los cationes al polo negativo. Propiedades de los ácidos:  Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.  Algunos metales (Zn, Mg,...) reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno (H2).  Presentan sabor agrio, el denominado sabor ácido.  Reaccionan con el mármol, desprendiendo CO2.  Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores. Propiedades de las bases:  Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.  Tienen sabor amargo y son untuosas al tacto.  Reaccionan con los ácidos produciendo sustancias totalmente diferentes (bases).  Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores. Heliantina (naranja de metilo) es un colorante azoderivado. En la actualidad se registran muchas aplicaciones desde preparaciones farmacéuticas, colorante de teñido al 5%. Con pH (3.1 (rojo), 4.4 (naranja amarillo)) llamada sal sódica de acido sulfónico de 4-dimetilaminoazobenceno, su fórmula molecular es C14H14N3NaO3S y su masa molecular es 327.34g/mol determina la alcalinidad.

3. Materiales y reactivos: 3.1 Materiales: - Pipeta con émbolo - Espátula - Vaso precipitado 250ml - Matraz aforado de 100ml - Luna de reloj - Tubos de ensayo - Equipo eléctrico - Bureta - Matraz erlenmeyer - Pipeta graduada - Soporte universal - peseta 3.2 Reactivos: - Acido nítrico (HNO3) - Acido sulfúrico (H2SO4 )

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Acido acético (CH3COOH) Hidróxido de amonio (NH4OH) Cloruro de hidrogeno (HCl a 0.1M) Hidróxido de sodio (NaOH) Agua (H2O) Papel indicador (tornasol) Heliantina (C14H14N3NaO3S)

4.

Procedimiento:

4.1 experimento Nº1: Manejo de ácidos y bases concentrados en una solución acuosa. Inspeccione los frascos donde se encuentra almacenados las sustancias en la prueba, tomando nota nombre, masa molar, pureza, color; de la respectiva etiqueta de los frascos y recipientes, realice los respectivos cálculos de molaridad y normalidad en cada una de las muestras. Medir 0.8ml de HCl y colocar sobre 30ml de agua destilada contenida en vaso precipitado de 200ml. La solución obtenida trasvasar a una fiola de 100ml, lavando 3 veces aproximadamente con pequeñas porciones de agua destilada y agrega cada vez al frasco, luego aforar hasta la marca. Calcule su concentración molar y normal. Repetir los pasos 2 y 3 para lo cual tómese por separado 0.30ml de H2SO4, 0.60ml HNO3, 0.60ml de acido acético, 0.70ml de NH4OH y obtenga la solución. Pesar 0.4g de NaOH, luego disuelva en una porción de agua destilada contenida en un vaso precipitado, luego trasvasar a una fiola de 100ml limpio y seco, lavando 3 veces aproximadamente, agregue cada vez a la fiola y luego aforar con agua destilada hasta la marca. Realizar los cálculos determinando molares y normales. Terminada las operaciones, guardar la solución en el mismo vaso, rotule parta su posterior uso. 4.2 Experimento Nº2: Reconocimiento de las propiedades de un acido y base en solución acuosa. Instalar el equipo de acuerdo a las instrucciones del docente. Colocar en un tubo de ensayo, 2ml de solución de HCl preparada en el experimento Nº1. Luego introducir el papel indicador universal al tubo de ensayo. Observar la coloración y anotar en el cuadro de reportes, en seguida deseche la solución del tubo de ensayo y para anotar el color hacer uso de:

PH color

4 Rojo

5 Rojo naranja do

6 amaril lo

7 Verde amaril lo

8 verd e

9 Azul verdo so

10 Azul violet a

11 Rojo violet a

Introducir en la solución contenida en el vaso precipitado los electrodos del equipo eléctrico y observar la intensidad de la luz producida en la bombilla del foco. Anotar haciendo uso de los términos (fuerte, débil o nulo). Luego lavar los electrodos para cada solución. Tomar la siguiente muestra y repetir todos los pasos anteriores hasta culminar con las otras ecuaciones. Guardar o desechar las soluciones utilizadas en frascos limpios destinadas para este fin, a excepción de las soluciones de NaOH o NH4OH que se será utilizada en el experimento Nº3. 4.3 Experimento Nº3: Neutralización de ácidos-bases en solución acuosa. Limpie la bureta y lave, con 10ml de HCl 1,0M, llenar la solución en la bureta hasta la marca. Evita la presencia de burbujas de aire en el interior de la bureta. Medir 20ml de la solución NaOH o NH4OH, luego colocar en un matraz erlenmeyer (limpio y seco). Añadir 3 gotas de heliantina. Déjese caer lentamente el acido. Sujetando el cuello del erlenmeyer con la mano y maneje la llave de la bureta con la otra mano. Agitar suavemente el erlenmeyer de forma que se mezclen las disoluciones hasta cambiar la coloración estable rosa débil, donde indica el punto final de la titulación. Repita la titulación con otro volumen de solución NaOH o NH4OH de tal manera que los resultados por duplicado concuerden en 0.05ml.

5. Calculo, Resultados y Discusión de Resultados: 5.1 Resultados: Manejo de ácidos y bases concentrados en una solución acuosa. reactivo NaOH carboncito

masa 0.4118 0.5003

pH teórico 14 10

pH papel 12.03 13.68

5.2 Resultados: Reconocimiento de las propiedades de un acido y base en solución acuosa. Resultados de la toma de pH con tornasol y medidor de pH digital. reactivo H2SO4 HNO3 CH3COOH HCl

pH con papel tornasol 3 3 6 3

pH medidor digital 2.86 2.70 3.90 2.72

Los resultados de someter las soluciones a la corriente eléctrica. reactivo H2O H2SO4 HNO3 CH3COOH4 HCl NaOH carbonato

conductividad Débil fuerte Fuerte Débil Fuerte Fuerte débil

escala 3 10 9 2 6 7 5

5.3 Resultados: Neutralización de ácidos-bases en solución acuosa. Aplicando el anaranjado de metilo en la titulación de HCl de 20ml neutralizando. El color resultante es rosa pálido.

6. Conclusiones: - Concluimos que hay un punto en que un acido se neutraliza con -

una base. Se reconoció sus propiedades físicas de las sustancias acidas y básicas. Y que en la neutralización no se da si la proporción de masas es menor o mayor de ese punto de neutralización entre los reactivos. La verificación se ve en el cambio de color que se adquirió por el indicador de bases o ácidos.

7. Bibliografía: http://es.wikipedia.org/wiki/Naranja_de_metilo http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/b_v/concept os/conceptos_bloque_5_5.htm