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REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA MINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA EDUCACIÓN UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA DE LA FUERZA ARMADA NACIONAL BOLIVARIANA (UNEFA) INGENIERÍA EN TELECOMUNICACIONES 2do SEMESTRE D01 MATÉRIA: QUÍMICA GENERAL

PRACTICA Nº V (TITULO)

Profesor: Milton Salazar

Integrantes Cabriles Abrahán C.I.: 22.492.660 Camacho Juan C.I.: 21.102.486 Ríos Marlie C.I.: 22.545.464 Rojas Leydymar C.I.: 22.613.166

Caracas, Enero de 2013

Introducción A continuación hablaremos sobre los temas principales tratados en este trabajo ,ácidos y bases son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas, lo ácidos (colorean de rojo el papel tornasol) tienen sabor agrio y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrogeno, pueden neutralizar una base y algunos son corrosivos para la piel; las bases (colorean de azul el papel tornasol)tienen sabor amargo y tienen tacto jabonoso desprendiendo hidroxilos, disuelven grasas y pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. Los principales exponentes plantearon las ideas actuales sobre ácidos y bases, en 1800 Arrhenius planteo que un ácido en una sustancia acuosa disocia (separa) iones de hidrogeno, y que una base en un medio acuoso libera hidroxilos, más tarde Lowry y Bronsted al darse cuenta que habían sustancias que actuaban como bases y no contenían hidroxilos propuso que un ácido es aquella sustancia que en un medio aguado cede protones y una base es aquella que recibe los protones, finalmente en el año 1923 Lewis da a conocer su definición diciendo que un ácido es aquel que busca pares de electrones disponibles y una base aquella que ofrece pares de electrones disponibles. En la vida diaria los ácidos y bases son importantes porque participan en distintos procesos biológicos e industriales que suelen ser la materia prima de otras sustancias necesarias para el hombre. Por ejemplo el ácido carbónico es fundamental en mantener constante el pH de la sangre; el ácido láctico y el ácido butanoico (presentes en la leche y en la mantequilla) se forman por la acción bacteriana sobre los hidratos de carbono. También las bases se emplean como agentes de limpieza y algunos ácidos para la conservación de alimentos.

Objetivos General Proceder con la fenolftaleína como un indicador para poder señalar el objetivo final de la reacción en el proceso de la titulación ácido-base.

Específicos

Verificar qué en el pH se produzca la variación de color; de incoloro a rosa. Constatar que el incremento es más pronunciado cuando se alcanza el punto final de la titulación. Representar gráficamente el pH en función de la cantidad de base añadida.

Fundamentos teóricos. Reacción ácido-base Las reacciones ácido-base son reacciones de equilibrio homogéneo (neutralización) entre los iones, que se producen al estar en contacto un ácido con una base obteniéndose una sal más agua. Durante las operaciones rutinarias en el laboratorio así como en la de los análisis volumétricos son prácticamente mayores los problemas relacionados con la estequiometria, una de ellas es la normalidad que se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución. La normalidad es útil porque el equivalente se obtiene de manera que un equivalente de un agente oxidante reaccione con un equivalente de un agente reductor, un mol de electrones adquiridos y un mol de electrones perdidos. De manera semejante. Un equivalente de un ácido neutraliza completa y precisamente un equivalente de una base, puesto que un mol H+ reaccionará con un mol de OH-. Esto significa que al mezclar volúmenes iguales de soluciones que tienen la misma normalidad llevara a una reacción completa entre sus solutos, un litro de ácido 1N neutralizará completamente un litro de base 1N porque un equivalente de ácido reaccionara con un equivalente de base. Esta reacción se utiliza para averiguar la cantidad de ácido que posee una disolución a partir de una cantidad de base conocida, o viceversa. Dicha técnica recibe el nombre de titilación por método volumétrico, volumetría ácido-base o reacción de neutralización. Este método se realiza mediante una bureta que contiene una de las disoluciones y un matraz con la otra disolución, se vierte cuidadosamente el contenido el contenido de la bureta en el matraz hasta la neutralización de dicha solución.

El final de la titilación se nos advierte con un indicador suele cambiar de color, según exista un exceso de ácido o de base. Cabe resaltar que en esta práctica se utilizará fenolftaleína (C20H14O4) como indicador. PH El pH es un indicador del número de iones de hidrógeno (H+) en una sustancia o solución; dicho de otra manera, es un indicador de la acidez de una sustancia. El pH sirve como un indicador que compara algunos de los iones más solubles en agua. El pH no tiene unidades; se expresa simplemente por un número. El resultado de una medición de pH viene determinado por una consideración entre el número de protones (iones H+) y el número de iones hidroxilo (OH-). Cuanto más se aleje el pH por encima o por debajo de 7, más básica o ácida será la solución. Cuando una solución es neutra, el número de protones iguala al número de iones hidroxilo. Cuando el número de iones hidroxilo es mayor, la solución es básica. Cuando el número de protones es mayor, la solución es ácida. El pH es un factor logarítmico; cuando una solución se vuelve diez veces más ácida, el pH disminuirá en una unidad. Cuando una solución se vuelve cien veces más ácida, el pH disminuirá en dos unidades. El término común para referirse al pH es la alcalinidad.

Base conjugada Molécula que procede de un ácido por captación de un protón H+, y que puede actuar como base en el proceso inverso. Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa.

Ácido conjugado. Sustancia que resulta al añadir un protón (H3O+) a una base. El ion NH4+ es el ácido conjugado del NH3.

Titulación ácido-base Es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración. La titulación por método volumétrico permite evaluar la concentración desconocida del ácido acético (CH3COOH) a través de la concentración ya conocida del hidróxido de sodio (NaOH), es decir, lado la cantidad de dicha base necesaria para reaccionar cuantitativamente con esa disolución ácida. El punto final de la titulación es llamado es llamado punto de equilibrio que puede conocerse gracias a los indicadores, los cuales pueden variar sus concentraciones físicas dependiendo del tipo de solución presente. Al tener conocimiento de la concentración desconocida, se determina el porcentaje masa / volumen. El punto final la titilación se puede determinar cualitativamente uniendo las soluciones de ácido acético e hidróxido de sodio hasta producirse el color rosado pálido, en donde se encuentran cantidades iguales de equivalentes de ácido y base

Punto de equivalencia y punto final de una titulación acido base En una titulación, el punto de equivalencia es el punto al que se ha llegado cuando se ha agregado la cantidad exacta de titulante para que reaccione estequiometricamente

con todo el analito presente en la muestra que se titula. Este punto no es observable en las titulaciones que no son potenciometricas. El punto final, es el punto que está ligeramente después del punto de equivalencia, es observable mediante indicadores químicos, los cuales actúan cuando se ha adicionado un pequeño exceso de titulante. Por ejemplo, en titulación acido-base, la fenolftaleína se vuelve rosada cuando se le agrega aun media gota de base titulante a la solución que contiene el ácido a determinar, debido a que como el ácido ya fue neutralizado en su totalidad, esa media gota de base constituiría el exceso que vuelve básica la solución y que la fenolftaleína colorea de rosa. Un reactivo de concentración y volumen conocidos (una disolución estándar) o patrón se usa para reaccionar con la sustancia a analizar, cuya concentración no es conocida de antemano. Se usa una bureta calibrada para añadir la disolución titulante, siendo así posible determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se alcanza el PUNTO FINAL o punto de equivalencia. El punto final es el punto en el que la titulación o valoración está completa, y suele determinarse mediante un indicador .Este tiene idealmente el mismo volumen que el punto de equivalencia - el volumen de disolución estándar añadido para el cual el número de equivalentes de la sustancia tituladora es igual al número de equivalentes de la sustancia a analizar En una valoración ácido fuerte-base fuerte, el punto final de la titulación o valoración es el punto en el que el pH de la mezcla es justamente igual a 7, y a menudo coincide con un cambio de color de la disolución debido a un indicador de pH. Hay muchos tipos diferentes de titulaciones o valoraciones. Pueden usarse muchos métodos para indicar el PUNTO FINAL de una reacción: a menudo se usan indicadores visuales (cambian de color). En una titulación o valoración ácido-base simple, puede usarse un indicador de pH, como la fenolftaleína, que es normalmente incolora pero adquiere color rosa cuando el pH es igual o mayor que 8,2. Otro ejemplo es el naranja de metilo, de color rojo con los ácidos y amarillo en disoluciones básicas.

No todas las titulaciones requieren un indicador. En algunos casos, o bien los reactivos o los productos tienen colores fuertes y pueden servir como "indicador". Por ejemplo, una titulación o valoración redox que usa permanganato de potasio como disolución estándar (rosa/violeta) no requiere indicador porque sufre un cambio de color fácil de detectar pues queda incolora al reducirse. Después del PUNTO DE EQUIVALENCIA, hay exceso de la disolución titulante y persiste un color rosado débil que no pierde el color.

Indicadores Una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida. Los indicadores presentan un comportamiento muy sencillo de comprender. Para realizar los ejemplos, supongamos a un indicador que está constituido por un ácido débil monoprótico con formula general Hln, de este modo, en una disolución acuosa se ionizará débilmente produciendo la base conjugada correspondiente. Fórmula ácida Fórmula básica (Amarilla)

(Azul)

Una característica de los indicadores es que la forma ácida, y la forma básica ienen colores diferentes, por ejemplo, amarillo y azul, como en el caso de nuestro ejemplo. De las cantidades de una u otra forma que se encuentran presentes en la disolución, es de lo que depende el color de ésta. Si se le añade a una disolución ácida HA, una pequeña cantidad de la disolución indicadora, se producen al mismo tiempo dos procesos, el equilibrio de ionización del indicador, y también el del ácido.

Indicador11

Zona de viraje Color 1

Color 2

Azul de timol (1º)

1,2-2,8

Rojo

Amarillo

Rojo congo

3,0-5,2

Azul-violeta Rojo

Naranja de metilo

3,1-4,4

Rojo

Amarillo-anaranjado

Azul de bromocresol 3,8-5,4

Amarillo

Azul

Rojo de metilo

4,2-6,2

Rojo

Amarillo

Tornasol

5,0-8,0

Rojo

Azul

Azul de bromotimol

6,0-7,6

Amarillo

Azul

Rojo neutro

6,8-8,4

Rojo

Amarillo

Azul de timol (2º)

8,0-9,6

Amarillo

Azul

Fenolftaleína

8,2-10,0

Incoloro

Magenta

Carmín índigo

11,6-14,0

Azul

Amarillo

Zona de viraje= (pKa-1, pKa+1) Una clasificación de los indicadores los subdivide en:

Autos indicadores: La propia sustancia valorante o el analito actúan de indicador, pues cambian de color a lo largo de la reacción. Un ejemplo típico es el permanganato de potasio.

Indicadores coloreados: Son los más usados; suelen añadirse al sistema a valorar, introduciendo directamente unas gotas en la disolución del analito, pero otras veces se extraen pequeñas fracciones de ésta y se ensaya externamente con el indicador. Sus coloraciones deben ser intensas para percibir claramente el cambio de color.

Indicadores fluorescentes: Funcionan de modo parecido a los indicadores coloreados, aunque son menos numerosos. El final de la valoración se pone de manifiesto por la aparición, desaparición o cambio de la fluorescencia de la disolución problema sometido a la luz ultravioleta.

Indicadores de adsorción: Son sustancias que cambian de color al ser adsorbidas o desorbidas por los coloides que se forman en el seno de la disolución problema como resultado de la reacción entre el analito y la sustancia valorante. Frente a los indicadores fisicoquímicos, que registran cambios en algunas propiedades (pH...), los indicadores químicos son sustancias que exhiben estos cambios de color.

Elección del indicador El punto en el que el indicador cambia de color se llama punto final. Se debe elegir un indicador adecuado, preferiblemente uno que experimente un cambio de color (punto final) cerca del punto de equivalencia de la reacción.

En primer lugar, la bureta debe lavarse con la disolución estándar, la pipeta con la solución desconocida, y el erlenmeyer con agua destilada. En segundo lugar, un volumen conocido de la solución de concentración desconocida se debe tomar con la pipeta y se coloca en el matraz Erlenmeyer o en un vaso de precipitados, junto con unas gotas del indicador elegido (o el electrodo del pHmetro). La bureta debe llenarse siempre hasta la parte superior de su escala con la solución conocida, para facilitar la lectura. Se vierte sobre el matraz la disolución conocida, abriendo la llave de la bureta. En esta etapa queremos hacer una estimación aproximada de la cantidad de esta solución que necesitaremos para neutralizar la solución desconocida. Se debe dejar salir la disolución de la bureta hasta que el indicador cambia de color y, entonces, anotamos el valor que marca la bureta para saber el volumen gastado. Esta primera valoración es aproximada y debe ser desestimada para los cálculos.

Ácido

Base

Indicador

Fuerte

Fuerte

Azul de bromotimol

Fuerte

Débil

Naranja de metilo

Débil

Fuerte

Fenolftaleína

Débil

Débil

No se valora

Débil (pH> 5,5)

Muy Fuerte (pH> 13,5) Amarillo de alizarina

Zona de viraje

Muy fuerte (pH