UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRÉS FACULTAD DE INGENIERÍA
LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL INDICADORES DE pH y CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN
DECENTE:
Ing. Gabriel Mejia
ESTUDIANTE:
Bryan Jhoasim Alvarado Iriondo
CARRERA:
Metalurgia y Materiales
GRUPO: FECHA
“L”
07 de noviembre de 2018
La Paz - Bolivia
INDICADORES DE pH y CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN 1 OBJETIVOS Aprender a utilizar los equipos indicadores con que cuenta el laboratorio, para determinar el pH de una solución (pH metro, papel tornasol, papel indicador universal, indicadores orgánicos: naranja de metilo, fenolftaleína) ya sea en medio acido o básico y como aplicación a esto determinar el pH en puntos específicos para dibujar una curva de neutralización para la reacción de ácido fuerte HCl con la base fuerte NaOH.
2 Marco teórico 2.1 Ácidos y bases Los ácidos y bases son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida.
TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY 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 amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H 3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H 3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH - en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log [H 3O+] pOH = -log [OH -] El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.
2.2 pH El pH es un término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El término ('poder del hidrógeno') se define como el logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, H+, cambiado de signo: pH = -log [H +] Donde [H+] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. Debido a que los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, H3O+, el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio. En agua pura a 25 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones H 3O+ y de iones hidróxido (OH-); la concentración de cada uno es 10 -7 moles/litro. Por lo tanto, el pH del agua pura es -log (10 -7), que equivale a 7. Sin embargo, al añadirle un ácido al agua, se forma un exceso de iones H 3O+; en consecuencia, su concentración puede variar entre 10 -6 y 10-1 moles/litro, dependiendo de la fuerza y de la cantidad de ácido. Así, las disoluciones ácidas tienen un pH que varía desde 6 (ácido débil) hasta 1 (ácido fuerte). En cambio, una disolución básica tiene una concentración baja de iones H3O+ y un exceso de iones OH -, y el pH varía desde 8 (base débil) hasta 14 (base fuerte). El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto cuyo color varía con el pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución
PHmetro El pHmetro es un instrumento empleado para medir el pH de una disolución. Aunque el e l diseño y la sensibilidad de los pHmetros es variable, sus componentes compone ntes esenciales son un electrodo de vidrio, un electrodo de referencia y un voltímetro calibrado para poder leer directamente en unidades de pH. El electrodo de vidrio se basa en una propiedad singular de una fina membrana de un vidrio especial, que hace que se establezca un potencial a través de la membrana cuando ambos lados de la misma se hallan en contacto con disoluciones en las que las concentraciones de iones hidrógeno son diferentes.
Durante su utilización, todo el electrodo se sumerge en la disolución de pH desconocido y así la membrana se halla en contacto con dos disoluciones, una de pH conocido y otra desconocido.
2.3 Indicadores de pH
Nombre
Intérvalo de pH
Color Ácido
Color Básico
Fenolftaleína C20H14O4
8.0 9.8 –
Incoloro
Magenta
Azul de bromofenol C19H10Br 4O5S
3.0 4.6
Amarillo
Púrpura
Naranja de metilo
3.1 4.4 –
Rojo
Amarillo
Rojo de metilo
4.2 6.2
Rojo
Amarillo
Azul de bromotimol
6.0 7.6
Amarillo
Azul
Tornasol
5.8 8.0
Rojo
Azul
Amarillo de alizarina
10.1 12.0
Amarillo
Violeta
Amarillo de metilo C14H15N3
2.9 4.0
Rojo
Amarillo
Azul de timol C27H30O5S
8.0
9.2
Amarillo
Azul
Azul de bromofenol sódico C19H9Br 4O5SNa
3.0 4.6
Amarillo
Azul
Azul de hidroxinaftol C20H14N2O11S3
12 13
Rosado
Azul profundo
Azul de oracet B C20H14N2O2
Soluciones en medio no acuosas
Rosado
Azul
Azul de timol
1.2 2.8
Rojo
Amarillo
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
C27H30O5S Azul nilo clorhidrato C20H20ClN3O
9.0 13.0
Azul
Rosado
p- Naftolbenceína
8.8 10.0
Naranja
Verde
–
–
2.4 Indicador universal El indicador universal es una mezcla de indicadores que permite determinar el pH de una disolución. En la imagen se muestra la escala de color para este indicador, con el pH correspondiente.
Indicador Indicador, en química, sustancia natural o sintética que cambia de color en respuesta a la naturaleza de su medio químico. Los indicadores se utilizan para obtener información sobre el grado de acidez o pH de una sustancia, o sobre el estado de una reacción química en una disolución que se está valorando o analizando. Uno de los indicadores más antiguos es el tornasol, un tinte vegetal que adquiere color rojo en las disoluciones ácidas y azul en las básicas. Otros indicadores son la alizarina, el rojo de metilo y la fenolftaleína; cada uno de ellos es útil en un intervalo particular de acidez o para un cierto tipo de reacción química.
2.5
Curva de neutralización
Son aquellas en las que se representa el pH frente a los volúmenes de reactivo (ácido o base), añadidos. Tienen forma de S. Una curva donde se grafica una variable observable (color, V, etc.) versus el volumen de titilante agregado. Según que proceso se esté queriendo ver (ionización de H, precipitación, etc.) las curvas van a tener distintas formas, generalmente sigmoideas. Sirven para determinar pKa; pKb, constantes de velocidad, constantes de disociación, etc. También sirve para determinar concentración, sabiendo la concentración exacta de titilante y el volumen gastado hasta el punto de equivalencia y la estequiometria de la reacción se puede calcular la concentración de la solución titulada. La más conocida o utilizada es la titulación de una base por un ácido (titulante) o viceversa.
3 Materiales y reactivos utilizados ITEM
MATERIAL MATERIAL
CARACTER CARACTER STICAS STICAS
CANTIDAD CANTIDAD
1
Bureta
50 ml
1
2
Matraz erlenmeyer
100 ml
1
3
Soporte universal con Metálico pinza
1
4
Gradilla
1
5
Tubo de ensayo
10 ml
10
6
Vaso de precipitado
100 ml
1
7
Vaso de precipitado
250 ml
1
8
Phmetro
Electrónico
1
9
Cepillo
1
10
Pizeta
1
ITEM
REACTIVO
CARACTERISTICA
CANTIDAD CANTIDAD
1
Sol. Estándar HCl
0.1 N
100 m
2
Sol. Valorada Na OH
0.1 N
100 ml
3
Sol. Diluida NH3
4
Solución CH3COOH
5
Fenolftaleína
1 gota
6
Naranja de metilo
1 gota
7
Rojo de metilo
1 gota
8
Papel pH universal
9
Agua destilada
5 ml diluida
5 ml
4 Procedimiento y tratamiento de datos 4.1 Determinación del pH en soluciones con indicadores orgánicos y papel indicador
4.1.1 Tabla de reacciones
Sustancia
tornasol
Rojo de metilo
fenolftaleína pHmetro
Azul Azul
Papel Naranja universal de metilo 6 Naranja 7 Naranja
Agua Agua destilada NaOH NH4OH CH3COOH HCl
Amarillo Rojo
Incoloro Incoloro
6.0 8.4
Azul Azul Rojo Rojo
13 11 3 1
Amarillo Amarillo Rojo Rojo
Fuxia Fuxia Incoloro Incoloro
12.7 11.13 2.3 0.9
Naranja Naranja Rojo Rojo
a) El papel tornasol se sumerge en soluciones y luego se retira para su comparación con la escala de pH.
b) Observando el cambio de color del papel tornasol, podemos ver que en general el color coincide con el pH de cada solución
c) El papel indicador es más útil ya que que con este, se puede determinar con más exactitud el pH de una solución, comparando el color al que se torna la cinta cuando entra en contacto con la solución con la tabla mostrada
d) Con el naranja de metilo podemos ver la siguiente comparación, que corresponde correctamente a los datos encontrados.
nferior a pH 3,1
Rojo
Sobre pH 4,4
↔
Naranjaamarillo
entre pH pH 4,2 y 6,3 variando desde e) El rojo de metilo es un indicador de pH Actúa entre rojo (pH 4,2) a amarillo (pH 6,3). En general no hay fallas, solo con el agua destilada, por la pureza del indicador y el agua.
f) La fenolftaleína es un indicador de pH que en disoluciones ácidas permanece incoloro, pero en disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de viraje entre pH=8,2 (incoloro) y pH=10 (magenta o rosado), y efectivamente el comportamiento es como se esperaba. g) Con el pHmetro la obtención del dato del pH es más precisa, y es un dato confiable, siempre y cuando el bulbo no este contaminado
4.2 Curvas de Neutralización
V HCl pH exp pH teórico 0
11.38
11.39
5
11.28
11.30
10
11.15
11.17
15
10.96
11.00
20
10.62
10.70
24
9.40
10.00
25
4.12
7
30
3.24
3.30
40
2.80
2.82
50
2.58
2.60
12 10 8 6 4 2 0 0
10
20
30
40
50
60
El grafico muestra que las concentraciones se acercaban bastante a las teóricas, ya que vemos un comportamiento muy parecido entre la curva practica (azul) y la curva teórica (rojo) La curva de titulación indica que la concentración de base en la solución, atreves de una representación podemos determinar que es próxima a 0.1 [N]
5 Cuestionario 1.
Definir los siguientes conceptos acido, base, pH, pOH, solución amortiguadora, efecto ion común, hidrolisis, producto de solubilidad, numero de equivalente gramo, peso equivalente gramo.
Acido.Un ácido es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7 Base.Una base, en química, es un ión o una molécula capaz de proporcionar electrones o captar protones. Por ejemplo , HO - , que designa al ion hidróxido , es e s una base. Cuando se neutraliza con un ácido Solución amortiguadora.es una mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido y su base su base conjugada, es conjugada, es decir, sales decir, sales hidrolíticamente hidrolíticamente activas. Efecto ion común.El efecto del ion común se basa en el producto de solubilidad (K sol) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. ... Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante. Hidrolisis.es una reacción química entre una molécula de agua y otra molécula, en la cual la molécula de agua se divide y sus átomos pasan a formar unión de otra especie química. Producto de solubilidad.El producto de solubilidad (Kps) de un compuesto iónico es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométricos en la ecuación de equilibrio. Numero de equivalente gramo.Un equivalente químico es un mol de la función química con que actúa una sustancia. Así, en los ácidos y bases Brönted-Lowry, un equivalente ácido/base será un mol de protones e iones hidroxilo respectivamente.
Peso equivalente gramo.Peso equivalente, también conocido como equivalente gramo, es un término que se ha utilizado en varios contextos en química. En la mayor parte de los usos, es la masa de un equivalente, que es la masa de una sustancia dada que: Se deposita o se libera cuando circula 1 mol de electrones. 2.
Que representa una curva de neutralización. Cuál es la importancia de una curva de titulación de una curva de titulación acido base. Indicar por lómenos 5 indicadores orgánicos con c on sus respectivos intervalos de pH y sus características.
La zona tampón es el tramo de la curva de titulación en el que se producen mínimas variaciones de pH al añadir equivalentes H3O+/OH- ; se localiza en el intervalo de pH = pKa ± 1 unidad de pH. En esta región, el ácido y su base conjugada se presentan en concentraciones similares Punto de equivalencia. Es el pH al cual se cumple cumple que eq acido = eq base se localiza en el punto medio del intervalo de viraje. En el punto de equivalencia toda la base se ha transformado en su forma ácida conjugada El intervalo de viraje es el tramo de la curva en el cual pequeñas adiciones del ácido titulante producen grandes variaciones del pH de la disolución y es la zona de máxima pendiente de la curva de titulación. Una valoración ácido-base es una técnica o método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida en una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido, neutralizada por medio de una base de concentración conocida, o bien sea una concentración de base desconocida neutralizada por una solución de ácido conocido .
Indicador
Color a pH bajo alto
Violeta de Genciana (Metil violeta) Verde de Leuco malaquita (Primera transición)
Amarillo
Intervalo de transición de pH
0.0 2.0 –
Color a pH
Azul violeta
0.0 2.0 –
Amarillo
Verde
11.6 14
Incoloro
1.2 2.8 –
Amarillo
8.0 9.6
Azul
–
Verde de Leuco malaquita (Segunda transición)
Verde
Azul de Timol (Primera transición)
Rojo
Azul de Timol (Segunda transición)
3.
–
Amarillo
se dispone en el laboratorio de una solución estandarizada de acido clorhídrico 0.0987 N y de una solución valorada valorada de NaOH A 0.1536 N se coloca en una bureta de HCl y en un matraz Erlenmeyer 20 ml de solución Na, calcular el Ph con 0 ml ml de HCl, 5, 7.5, 12, 16.5, 20, 20.5, 21, 22, 25, 30, 50, determinar el punto de equivalencia, dibujar la curva de neutralización.
HCl 0.0987 [] → 0.09 0.0987 87 [] 0.1536 36 [] [] NaOH 0.1536 [] → 0.15
HCl
→
0
NaOH 0
→
H+ 0.0987
Na 0.1536
+ Cl0.0987
+
OH 0.1536
a) Cuando se le agrega 0 ml de HCl pH =14 + log ([OH-]) pH = 13.19
b) 5 ml de HCl H + OH 0.005*0.0987 0.02*0.1536 -0.005*0.0987 -0.005*0.0987 0 2.5785*10-3
→
H 2O 0 +0.005*0.0987 0.005*0.987
pH =14 + log ([2.5785*10-3]) Ph = 11.41 c) 7.5 ml de HCl HCl pH = 11.36 con la siguiente formula pH =14 + log ([0.02*0.1536 – V*0.0987 ]) d) e) f) g) h) i) j) k) l)
4.
12 ml de HCl: 16.5 ml de HCl: 20 ml de HCl: 20.5 ml de HCl: 21 ml de HCl: 22 ml de HCl: 25 ml de HCl: 30 ml de HCl: 50 ml de HCl:
pH = 11.27 pH = 11.16 pH = 11.04 pH = 11.02 pH = 11.00 pH = 10.95 pH = 10.78 pH = 10.04 pH = 2.73
Que volumen de una disolución 0.03618 [M] en HCl se requiere para neutraliza 5 ml de NaOH 0.0103 [M], Ca(OH)2 Ca(OH)2 0.01 [M] , Ba(OH)2 0.062 [M] H + V*0.03618
→ OH H 2O 0.005*0.0103 0.005*0.0103 → V*0.03618 = 0.005*0.0103 Como las siguientes soluciones son di básicas, se multiplica por 2 a la concentración de oxidrilos V = 0.0014 [L] V= 0.0027 [L] V = 0.0171 [L]
6 Bibliografía Chang Raymond, QUIMICA Facultad de ingeniería (U.M.S.A.), Guía de laboratorio QMC 100 LONGO, FREDERICK.
Química General
