ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL Departamento de Ciencias Químicas y Ambientales Laboratorio de Química General 1 Informe de Laboratorio Nº 7
NOMBRE: Josselin Oreana Almeida Cedeño TEMA: NEUTRALIZACIÓN ACIDO- BASE Y SUS INDICADORES
Marco Teórico La reacción ácido-base o también denominada reacción de neutralización es una reacción química entre un ácido y una base para obtener en el producto un compuesto iónico cuyo catión viene de una base y su anión de un ácido. Cuando esta reacción ocurre, el ácido y la base neutralizan sus propiedades mutuamente. El agua se ioniza en presencia de una base y un ácido, formando así iones de
hidrógeno (H +) e iones de oxidrilo ( OH -). Para determinar la acidez o alcalinidad de una solución lo que se hace es medir la cantidad de iones de hidrógeno de esta, mientras los iones oxidrilos proceden de la perdida de un ión de hidrógeno de agua. (Martinez, 2007) Como mencionábamos anteriormente, para determinar la acidez o alcalinidad de una solución se ha de medir la cantidad de iones de hidrógeno, lo que obtendremos en este proceso es el potencial hidrógeno ( pH pH ). Para medir el pH de forma precisa se utiliza una escala de colores que se ven representados en unos indicadores con una coloración distinta dependiendo del pH. Este efecto depende del punto de viraje (variación de color), los ácido-base tienen un rango de viraje de una unidad por arriba y una unidad por debajo de pH provocando así una coloración en el momento de que el pH varia. (Martinez, 2007). Hay varios tipos de indicadores:
El Amarillo de Alizarina cambia a amarillo si el pH de la solución es menor a 10.1 y a rojo si el pH es mayor a 12.4.
El anaranjado de metilo cambia de color rojo a naranja entre pH de 3.1 y 4.4. Es un colorante azoderivado.
La fenolftaleína es un ácido débil que en soluciones ácidas permanece incoloro pero en soliciones bases este cambia a color rosado.
Al usar estos indicadores se hará a través de una titulación, este es un método con el fin de determinar la molaridad de un ácido o base. Este proceso se trata de usar una solución con un volumen y concentración conocida para determinar la la concentración de otra sustancia de volumen conocido. Sabiendo que un equivalente ácido es igual a un mol H + y que un equivalente base es igual a un mol de OH -, cuando el equivalente ácido y el equivalente base son iguales se dice que se ha alcanzado el punto de equivalencia. (Martinez, 2007)
Objetivo general Determinar el pH experimental de las soluciones ácidas y básicas de diferentes concentraciones, de acuerdo a la coloración que presenten mediante el uso de indicadores.
Objetivo especifico
Comprender el buen manejo de los indicadores.
Observar lo que sucede en el cambio de las reacciones.
Reconocer si es un ácido o una base
Materiales descripción 01 02 03 04
Tubo de Ensayo Muestra de HCl Muestra de Na(OH) Muestra de ácido sulfúrico H2SO4
cantidad 10 1 1 1
05 06 07 08 09 10 11 12
Muestra de ácido acético HCH3COO Agua destilada Indicador, anaranjado de metilo Indicador, amarillo de alizarina Pipeta y pera Vaso de precipitados Gradilla porta tubos Tabla de escala de pH para indicadores para ácidos y bases
1 1 1 1 3 pipet/4per 1 1 1
Iimagen1: instrumentos a utilizar en la practica
Procedimiento Medición de pH con indicadores.
En una gradilla colocar 8 tubos de ensayo y rotular 4 para las soluciones de HCl con la identificación TA1, TA2, TA3, TA4 y 4 para las de NaOH, como TB1, TB2, TB3, TB4. Tomar 10 ml de HCl y de NaOH en el primer tubo de cada sustancia. A continuación, prepare diluciones de menor concentración de cada sustancia tomando 1 ml de muestra original y 9 ml de agua para el tubo 2 y así sucesivamente con el tubo anterior hasta llegar al 4to.
Agregar 3 gotas de naranja de metilo a las soluciones acidas y fenolftaleína a las básicas y compare cada color con la escala de pH proporcionada y anote sus observaciones. Calcule el potencial hidrogeno teórico y verifique las escalas de color señaladas.
Ensayos de neutralización y sus aplicaciones. PARTE A: Titulación acido-base
Tomar una bureta de 50 ml y llenarla por completo con NaOH 0.1 M, con la ayuda de un embudo. Colocar 10 ml de solución de HCl en un Erlenmeyer de 250 ml y agregar agua destilada hasta completar 100 ml. Agregue 3 gotas de fenolftaleína y agite el Erlenmeyer hasta homogenizar la mezcla. Inmediatamente proceda a titular la disolución, abriendo la llave de la bureta poco a poco de tal manera que se agregue la base gota a gota, mientras se agita con la otra mano, hasta el cambio de color. Anote el consumo de la base. Realice el mismo procedimiento con 10 ml de CH3COOH, empleando fenolftaleína como indicador. Determine la concentración real de los ácidos en cada caso y el pH con la ayuda de un papel indicador.
PARTE B: Determinación de acidez o basicidad en productos comerciales. Tomar 10 ml de muestra comercial y verificar el pH inicial de cada muestra con papel indicador. Colocar 50 ml de NaOH 0.1 M y HCl 0.1 M en dos buretas diferentes. Las soluciones acidas, deben titularse con NaOH, agregando 3 gotas de fenolftaleína, tal y como se procedió en la parte A. Las soluciones básicas, deben titularse con HCl, agregando 3 gotas de indicador naranja de metilo, tal y como se procedió en la parte A. Determine la concentración en % m/v de ácido o base al final de la titulación; en función de la masa de ácido o base en la neutralización y el volumen total de muestra empleado.
Calculos
= − [+] [−] = 110 − 7
[+][−] =
[ +] = 110 − 7 [110 − 7][ 110 − 7] = 110 − 14 [+] + [−] = −14
−[+] − [−] = 14 + = 14
M2 11 = 22 1 = 0.1 (0.1)(1) = 2(10) 2 = 0.01
M3 22 = 33 2 = 0.01 (0.01)(1) = 3(10) 3 = 0.001
M4 33 = 44 3 = 0.001 (0.001)(1) = 4(10) 4 = 0.0001
pH teórico del HCl (ácido fuerte) → pH= - log[H+]
•
T1: → M1= 0.1M → [HCl ]=0.1
pH= - log[0.1] pH=1
T2: → M2= 0.01M → [HCl]=0.01 pH= - log[0.01] pH= 2
T4: → M4= 0.0001M → [HCl]=0.0001
pH= - log[0.0001] pH=4
T3: → M3= 0.001M → [HCl]=0.001
pH= - log[0.001] pH=3
pH teórico del NaOH (base fuerte) → pH = 14 - pOH
T5: → M1= 0.1M → [NaOH]=0.1
T6: → M2= 0. 1M → [NaOH]=0.01
pOH= - log[0.1]
pOH= - log[0.01]
pOH=1 →
pOH=2 →
pH = 14 – 1
pH = 14 – 2
pH = 12
pH = 13
T7: → M3= 0.001M → [NaOH]=0.001
T8 → M4= 0.001M → [NaOH]=0.0001
pOH= - log[0.001]
pOH= - log[0.0001]
pOH=3 →
pOH=4 →
pH = 14 – 3
pH = 11
pH = 10
pH teórico del H2SO4 → 2H + S
T9: → M= 0.1 → [H2SO4]=0.2 pH= - log[0.2] pH= 0.7
pH = 14 – 4
Tabla de resultados: Solución de HCl → Solución indicadora: Anaranjado de metileno
Tubo Concentración #
1 2 3 4
0.1 M 0.01 M 0.001 M 0.0001 M
Color observado
pH experimental
pH teórico
1 1.8 2.8 4.3
1 2 3 4
Rojo Rojo anaranjado Anaranjado Amarillo
Solución de NaOH → Solución indicadora: Amarillo de Alizarina
Tubo Concentración #
1 2 3 4 Tubo #
1
0.1 M 0.01 M 0.001 M 0.0001 M
Soluciones
H2SO4
Color observado
HCH3COO
pH teórico
13 11.8 10.9 89.8
13 12 11 10
Rojo ciruela Anaranjado Amarillo rojizo amarillo
Concentración
Solución indicadora o
0.1 M d
o ja n
2
pH experimental
0.1 M
n lei e
ar A
n
a
t d m
e
Color observado
pH experimental
pH teórico
Rojo
1
0.7
Rojo anaranjado
3
2.87
Recomendaciones
Entender lo que se va a realizar en la práctica.
Tener paciencia mientras se realiza la titulación.
Tener mucho cuidado con el uso de la soluciones.
Evitar el contacto de la piel con una de las sustancias.
Conclusiones
Obtenemos las diferentes manifestaciones del pH en las sustancia acidas o básicas y mediante los resultados obtenidos en la práctica.
Comprobar que la mezcla de un ácido y una base origina una reacción de neutralización.
Determinar que los indicadores pueden fijar diferentes tipos de pH que hay en una disolución.
Bibliografía Fernandez. (6 de 2 de 2014). Sanitex. Obtenido de https://sanitex.wikispaces.com/Indicadores+de+pH Martinez. (19 de 9 de 2007). Slideshare. Obtenido de https://es.slideshare.net/mensajerodelcielo/soluciones-buffer S, Y. (9 de 7 de 2015). Slideshare. Obtenido de https://es.slideshare.net/yomismtz/indicadores-del-p-h Vargas, L. (22 de 10 de 2013). Prezi. Obtenido de https://prezi.com/zhvgkt3lc2ov/equilibrio-quimico-y-principio-de-le-chatelier/
