Laboratorio de QMC – 101 “soluciones y curvas de titulación ”
INDICE PORTADA ...................................................................................... ................................ .......................................................................................... .................................... 1 INDICE ................................................. ....................................................................................................... ......................................................................... ................... 2 RESUMEN ................................................................................................................ .......................................................... ................................................................ ..........3 1. OBJETIVO GENERAL ................................................... ................................................................................................ ............................................. 4 2. OBJETIVOS ESPECIFICOS ESP ECIFICOS ........................................................................................ ................................................... ..................................... 4 3. FUNDAMENTO TEORICO ......................................................................................... ............................................................................... ..........4 3.1. DISOLUCION O SOLUCION S OLUCION .............................................................................. ....................... ....................................................... 4 4. PROCESO DE DISOLUCION ..................................................................................... .............................. ....................................................... 4 5. CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES S OLUCIONES ...................................................... ................................................................ ..........5 5.1. SOLUBILIDAD ........................................................................................... ..................................... ................................................................ ..........5 6. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACION ................................................. ............ ..................................... 5 6.1. MOLARIDAD................................................. ...................................................................................................... .........................................................6 6.2. NORMALIDAD 6.2. NORMALIDAD .............................................. ................................................................................................... .........................................................6 6.3. MOLALIDAD ........................................................................................................ ............................................................................ ............................ 6 6.4. FRACCION MOLAR ........................................................ ............................................................................................ .................................... 6 7. TITULACION ACIDO AC IDO - BASE ............................................... .................................................................................... ..................................... 6 8. INDICACDORES ACIDO - BASE .............................................................................. ....................... ....................................................... 7 9. VALORACIONN ACIDO FUERTE – BASE FUERTE .............................................. 7 10. MATERIALES Y REACTIVOS.............................................. ................................................................................... ..................................... 8 10.1.MATERIALES 10.1. MATERIALES ...................................................................................................... ................................................................................... ................... 8 10.2.REACTIVOS 10.2. REACTIVOS ............................................................................................... .......... 8 11. PROCEDIMIENTO................................................ ..................................................................................................... .........................................................8 11.1.PREPARACION 11.1. PREPARACION DE HCl HC l DE 0,1 M .................................................................... ....................... ............................................. 8 11.2.PREPÁRACION 11.2. PREPÁRACION DE NaOH DE 0,1 M.............................................. M................................................................. ................... 9 11.3.PREPARACION 11.3. PREPARACION DE CH3COOH DE 0,1 M ............................................... ......................................................... ..........9 11.4.ESTANDARIZACION 11.4. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION SO LUCION DE HCl DE 0,1 M ........................ 9 11.5.ESTANDARIZACION 11.5. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE NaOH DE 0,1 M ..................... 9 11.6.ESTANDARIZACION 11.6. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE CH3COOH DE 0,1 M ............. 9 11.7.CURVA 11.7. CURVA DE TITULACION DE NaOH CON HCl ............................................... 10 12. DATOS Y OBSERVACIONES ............................................... .................................................................................... ..................................... 11 13. CALCULOS Y GRAFICOS GRAFIC OS ......................................................................................... .................................. ....................................................... 11 14. CONCLUSIONES ......................................................................................................... ............................................................................. ............................ 14 15. BIBLIOGRAFIA ......................................................................................................... .................................................... .........................................................15
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RESUMEN
En la presente práctica se estudiaron las distintas formas de expresar la concentración de una sustancia, como ser: molaridad, normalidad, molalidad, fracción molar. También se estudio sobre como aumentar la concentración de acidez de una mezcla a través de la titulación acido – base base que hace que aumenta el pH de una disolución agregando gota a gota el titulante. Se pudo determinar los pH de manera experimental (a través de el papel tornasol y el pH metro) y también de forma forma teórica realizando los los debidos cálculos. cálculos.
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SOLUCIONES Y CURVAS DE TITULACION 1. OBJETIVO GENERAL Estandarizar soluciones ácido - base y determinar pHs de reacciones ácido - base. 2. OBJETIVOS ESPECIFICOS Preparar soluciones estándar de ácido y base. Determinar las concentraciones de las soluciones de ácido y base. Observar los cambios que ocurren con las sustancias y el indicador en el método denominado titulación. Determinar pHs de soluciones ácido - base. Utilizar Indicadores en solución que permitan observar los cambios que experimentan una solución, de carácter ácido a básico o viceversa. Construir curvas de titulación ácido - base, teórico y experimental. 3. FUNDAMENTO TEORICO 3.1. DISOLUCION O SOLUCION Las disoluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente ex clusivamente de la concentración. Su estudio resulta de Interés tanto para la física como para la química. Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras, en la cual, al componente en menor proporción se denomina soluto y al componente en mayor proporción disolvente o solvente. 4. PROCESO DE DISOLUCION El mecanismo del proceso de disolución puede llevarse a cabo con reacción química o sin reacción química. Ambos se tratan de una mezcla de soluto y disolvente. Un soluto puede disolverse con o sin reacción química en un disolvente (solvente). Ejemplo: ( ) ) ( ) ( ) )
Si la primera solución se evapora o seca, se obtiene NaOH e hidrógeno gaseoso. En cambio, la evaporación de la segunda solución permite tener NaCI original. La facilidad del proceso de disolución depende de dos factores:
1. El cambio de energía, puede ser de tipo exotérmico o endotérmico (calor de disolución) 2. el cambio en el desorden (entropía). El proceso de disolución desde el punto de vista molecular consta de tres etapas: 3
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Separación de moléculas del soluto Separación de moléculas del disolvente Mezcla de moléculas del soluto y el disolvente Y se debe fundamentalmente a dos factores: La tendencia a una energía mínima denominada entalpia de disolución y del desorden molecular llamada entropía, a mayor desorden mayor entropía. Se establece que la estabilidad depende de la energía mínima o la máxima entropía en un proceso de disolución. En el proceso de disolución, a nivel molecular debe existir afinidad entre moléculas de soluto y solvente. Para que se realice la disolución se considera una regla Importante: "LO SEMEJANTE DISUELVE A LO SEMEJANTE", O "SUSTANCIAS POLARES DISUELVEN SUSTANCIAS POLARES Y SUSTANCIA NO POLARES DISUELVEN SUSTANCIAS NO POLARES". El agua es una sustancia polar, entonces solo formara disolución con aquellas sustancias que son polares, como ser el cloruro de sodio, el etanol. El E l aceite es una sustancia no polar, formando disoluciones con sustancias no polares como ser: el cloroformo, benceno y otros, Entonces no habrá disolución si mezclamos una sustancio polar con una no polar, como ejemplo tenemos la mezcla de agua y aceite, donde se ven dos fases, la del agua y la del aceite (mezclo heterogénea). 5. CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES Las soluciones se pueden clasificar, atendiendo o 5 aspectos Importantes:
I. Según el número de componentes.- Soluciones binarias, soluciones ternarias y soluciones cuaternarias. II. Según la naturaleza del disolvente.- Soluciones acuosas y soluciones orgánicas III. Según la naturaleza del soluto.- Soluciones ácidas, soluciones básicas y soluciones neutras IV. Según la cantidad de sus componentes.- soluciones diluidas, soluciones concentradas, soluciones saturadas y soluciones sobre saturadas V. Según los estados de agregación.- Soluciones sólidas, liquidas y gaseosas. 5.1. SOLUBILIDAD La solubilidad se define como la cantidad de una sustancia que se disuelve en 100 gramos de agua a una temperatura dada; es la concentración máxima posible. Por ejemplo, La solubilidad de NaCI es:
Al añadir 40 gramos de NaCI, en 100g de agua quedaran 4g de sal sin disolverse. 6. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACION Existen diferentes formas de expresar la concentración de una disolución. Las que se emplean con mayor frecuencia suponen el comparar la cantidad de soluto con la cantidad total de disolución, ya sea 4
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en términos de masas, ya sea en términos de masa a volumen o Incluso de volumen a volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen las siguientes: 6.1. MOLARIDAD Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la letra M. Una disolución 1 M contendrá un mol de soluto por litro, una 0.5 M contendrá medio mol de soluto por litro, etc. El cálculo de la molaridad se efectúa determinando primero el número de moles y dividiendo por el volumen total en litros:
6.2. NORMALIDAD 6.2. NORMALIDAD Es otra de las unidades de concentración más usadas en química y se define de acuerdo a la siguiente expresión matemática:
6.3. MOLALIDAD También es una unidad de concentración c oncentración química química cuya simbología es "m" y se define:
La molalidad suele calcularse a partir de la concentración del soluto en % (p/p).
6.4. FRACCION MOLAR La fracción molar de un soluto (Xa ), se define como los moles de sustancia A divididos entre los moles totales de solución, esto es:
La fracción molar también se determina a partir de la concentración del soluto en % (p/p).
7. TITULACION ACIDO - BASE Las soluciones de concentración c oncentración exactamente conocida, se denominan soluciones estándar. Se pueden pu eden prepa preparar rar soluci solucion ones es estánd estándar ar de algun algunas as sustan sustancia ciass diso disolv lvien iendo do una una mue muestr stra a cuida cuidado dosam sament ente e pesada pesada de sólido sólido en sufici suficient ente e agua agua para para obt obtene enerr un un vol volume umen n con conoci ocido do de soluci solución ón.. Cuan Cuando do las sustancias no pueden pesarse con exactitud y convenientemente porque reaccionan con la atmósfera, se preparan soluciones de las mismas y se procede a determinar sus concentraciones concentraciones por titulación con una solución estándar. La titulación, es el proceso en el c cual ual un reactivo de la solución, el titulante, se añade cuidadosamente cuidadosamente a la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante necesario para que la reacción se complete.
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Valoración o estandarización, es el proceso por el cuál se determina la concentración de una solución midiendo midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfec perfectam tament ente e cono conocid cida a de de un un estánd estándar ar prima primario rio.. La La sol soluci ución ón estand estandari arizad zada a reci recibe be el nombr nombre e de de estándar secundario y se emplea para analizar problemas. Las propiedades de las soluciones estándar prima primarlo rloss son: son: No deben deben reaccio reacciona narr o absorb absorber er compo componen nentes tes de la atmósf atmósfera era,, como como vapor vapor de agua, agua, oxíg oxígeno eno o dióxido de carbono. Deben tener alto porcentaje de pureza. Deben tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar. Deben ser solubles en el disolvente disolvente de Interés. I nterés. No deben deben ser tóxico tóxicos. s. ¿Cómo se sabe cuándo c uándo detener la titulación? Para esto se agregan unas cuantas gotas de solución de indicador a la solución que se va a titular.
8. INDICADORES ACIDO - BASE Un Indicador es un Colorante Que se utiliza para distinguir entre laS soluciones acidas y básicas por medio del cambio de color que experimentan estas soluciones. Tales colorantes son comunes en materiales naturales. El color ámbar del té, por ejemplo, es aclarado por adición de jugo de limón (ácido cítrico); Un Indicador es una sustancio que adopta colores diferentes dependiendo de la concentración de H+ en la solución. Es preciso que por lo menos una de estas formas tenga color Intenso paro que puedan observarse cantidades muy pequeñas de la misma. Supóngase que se titula una solución acida de concentración desconocida añadiendo solución estandarizada de hidróxido de sodio gota a gota mediante una bureta. Las buretas comunes están graduadas a Intervalos de 1 mi de manera que permiten estimar el volumen de solución empleado. El analista debe elegir un indicador que cambie claramente el color en el punto en que reaccionan cantidades estequeométricamente estequeométricamente equivalentes de ácido y base es decir, el punto de equivalencia. El punto en el cuál el indicador cambia de color y se detiene la titulación se llama punto final. Lo ideal es que el punto final coincida con el punto de. Equivalencia. Equivalencia. La fenolftaleín fe nolftaleína a es Incolora en solución acida y color rojo - violáceo en solución básica básica.. SI SI en en la titul titulaci ación ón se añade añade una una base base a un un ácid ácido, o, suele suele emplea emplearse rse fenoft fenoftale alein ina a como como indicador. El punto final se observa cuando aparece una coloración rosa débil que persiste por lo menos 15 segundos al agitar la solución.
9. VALORACION ACIDO FUERTE – BASE BASE FUERTE Una curva de titulación es una gráfica de pH contra cantidad de ácido o base añadida (por lo general, en volumen). Indica de manera gráfica el cambio de pH al añadir ácido o base a la solución y muestra con claridad cómo cambia el pH cerca del punto de equivalencia. La solución que se prepara con el e l soluto patrón primarlo se denomina ESTÁNDAR PRIMARIO. La solución estandarizada con el patrón primarlo pasa a denominarse denominarse solución estándar o de concentración exactamente exactamente conocida, que podrá ser utilizada para estandarizar otra. Para estandarizar determinado volumen de una solución (X), se utiliza un volumen de la solución patrón con el cual llegamos al punto final de estandarización o punto de equivalencia, es decir cuando ambas soluciones han reaccionado completa y estequeométricamente de equivalente á equivalente.
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Este punto final se lo detecta, por el cambio de color c olor que experimenta el indicador del inicio y final del proceso.
10. MATERIALES Y REACTIVOS 10.1.MATERIALES 10.1. MATERIALES
ITEM ITE M 1 2
MATERIAL Matraz erlenmeyer Vaso precipitado Pipeta graduada Probeta graduada Matraz aforado Bureta Vidrio de reloj pH - metro Pipeta aforada Varilla de vidrio Balanza Soporte universal Pinza porta bureta Pizet Pizetaa Propipeta Cepillo Cepillo Espátula recta
3
4
5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
CARACTERÍSTICA 200 ml 250 ml 5 ml 10 ml 250 ml 50 ml D = 10 cm Electrónic Electrónicoo 25 ml 10 cm Eléctrica Metálic Metálicoo Metálico 500ml (plástica) (plástica ) Plástica Plástica P/Tubo P/Tub o Metálica
CANTIDAD 3 3 1 1 3 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1
10.2.REACTIVOS 10.2. REACTIVOS ITEM
REACTIVO
CARACTERÍSTICA CARACTERÍSTICA
CANTIDAD
1 2 3 4 5
Ácido Clorhídrico Ácido acético Fenolftaleína Hidróxido de sodio Carbonato de sodio
Concentrado Concentrado
2 ml 2 ml 2 cotas 1g 0.60 g
p.a. o q. p. p.a. o q. p.
11. PROCEDIMIENTO 11.1.PREPARACION 11.1. PREPARACION DE HCl DE 0,1 M Con los datos del frasco de HC! concentrado, calcular el volumen de éste ácido para preparar 250 ml de solución. Disolver en aproximadamente 100 ml de agua destilada en un vaso de Precipitado de 250 ml 7
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Verter esta solución en matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. Completar hasta el aforo con agua destilada. 11.2.PREPARACION 11.2. PREPARACION DE NaOH DE 0,1 M Con los datos del frasco de Na OH sólido, calcular la masa de Na OH necesarios para preparar 250 ml. de solución de Na OH. En un vidrio reloj, pesar esta cantidad, y disolver en agua destilada y esperar que enfríe la mezcla. Verter en Verter en un matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. Completar hasta el aforo con agua destilada. 11.3.PREPARCION 11.3. PREPARCION DE CH3COOH DE 0,1M Con los datos del frasco de CH1COOH concentrado, calcular el volumen de éste Acido para preparar preparar 250 250 ml. ml. de solució solución. n. Disolver en aproximadamente 100 ml. de agua destilada en un vaso de precipitado de 250 ml. Verter esta solución en matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. Completar hasta el aforo con agua destilada. 11.4.ESTANDARIZACION 11.4. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE HCl DE 0,1 M Pesar aproximadamente 3 muestras de 0.20 g de carbonato de sodio anhidro y colocar cada uno de ellos en matraces erlenmeyer de 250 ml. Disolver en 50 ml. de agua destilada. Añadir 7 a 3 flotar, de naranja de metilo a cada solución. Llenar la bureta bureta de 50 mi con la solución de HCI. Añadir cuidadosamente la solución de HCI de la bureta, bur eta, sobre la solución de carbonato de sodio contenido en el erlenmeyer agitando constantemente, hasta que el indicador vire a color rojo o rosa Registrar el volumen de la solución de HCI vertido. Determinarla concentración del HCI 11.5.ESTANDARIZACION 11.5. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE NaOH DE 0,1 M En tres matraces erlenmeyer de 250 mi, mediante una pipeta aforada de 25 mi verter exactamente 25 ml de solución de NaOH y dos gotas de fenolftaleína. Añadir cuidadosamente la solución de HCI estandarizado contenido en la bureta, hasta que el indicador vire de rosa a incoloro. Registrar el volumen do la solución de HCI vertido. Determinar la concentración del NaOH 11.6.ESTANDARIZACION 11.6. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION CH3COOH DE 0,1M En tres matraces erlenmeyer de 250 mi, mediante una pipeta aforada de 250 mi verter exactamente 8
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25 ml de solución de NaOH y dos gotas de fenolftaleína. Añadir cuidadosamente la solución de ácido acético contenido en la bureta, hasta que el indicador vire de rosa a incoloro. Registrar el volumen de la solución de CH3COOH vertido. Determinar la concentración del CH3COOH 11.7. CURVA DE TITULACION DE NaOH CON HCl Para la construcción de curvas de titulación, utilizaremos las soluciones estandarizadas de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio y como instrumento de medición un pH metro. Colocar en una bureta de 50 ml la solución estandarizada de HCl (0,2 N aproximadamente) y en un matraz erlenmeyer de n25 ml de solución solución valorada de NaOH (0,1 N aproximadamente) Determinar el pH inicial de la solución solución de NaOH y luego añadir una gota de fenolftaleína a esta solución (¿Qué coloración presenta?). es importante enjuagar el electrodo del pH metro con agua destilada en cada medición y secar con un papel absorbente. A partir de este momento ir agregando de la bureta la solución de HCl al matraz con NaOH, volúmenes seleccionados y determinar el pH de la mezcla. Añadir: 0.5, 8, 10, 12.3, 12.5, 12.7, 13, 15, 20, 25 ml de HCl Construir una tabla de ml agregados de HCl y pH experimentales obtenidos. Con los datos de la tabla anterior construir la curva de neutralización respectiva. En la misma grafica sobre poner la curva teórica, para esto calcular el pH teórico en cada punto.
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12. DATOS Y OBSERVACIONES V HCl
0
5
15
20
22
25
30
35
pH
13
12
11,75
11,59
11
9
5
1,51
papel
papel
papel
papel
tornasol
pH metro
papel
tornasol
pH metro
tornasol
tornasol
tornasol
pH metro
13. CALCULOS Y GRAFICOS
0
5
15
20
22
25
30
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pH
13
12
11,75
11,59
11
9
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1,51
14 12 10 8 6
pH
4 2 0 10
20 volumen HCl
10
() ()
V HCl
0
Grafica experimental:
H p
30
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Grafica teórica:
V HCl
0
5
15
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25
30
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pH
13
12,8
12,4
12
11,8
7
2
1,8
14 12 10 8 H p
6
pH
4 2 0 0
10
20 volumen HCl
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Grafica experimental Vs Grafica teórica: V HCl
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pH
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11,75
11,59
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V HCl
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20
22
25
30
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pH
13
12,8
12,4
12
11,8
7
2
1,8
14
12
10
8 H p
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0 0
5
10
15
20
25
30
35
40
volumen HCl
14. CONCLUSIONES o
o
Considero que la práctica fue muy interesante y que en ella aprendió la importancia de la medida del pH de distintas sustancias, así como distintos métodos para obtener este valor, desde conocer si una sustancia es ácida o básica hasta conocer con una mayor precisión el pH de una sustancia. En el desarrollo de la práctica se conoció el manejo y la importancia del uso del pH metro, un instrumento que nos ayuda a determinar el pH de una determinada sustancia con un alto nivel de confiabilidad, además que gracias a este instrumento podemos saber cuán ácida o 13
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básica es una sustancia su stancia o soluciones, el valor del pH de la misma con una exactitud ex actitud de dos decimales, y que, a diferencia de otro indicadores de pH, presenta el valor real del mismo. o
Otro aspecto que considero importante de mencionar es el del empleo de la bureta en el laboratorio, ya que este instrumento fue de vital importancia en este experimento, considero que las precauciones del trabajo con este instrumento deben ser enfatizadas para su empleo, para evitar que el instrumento se agripe o llegue a clisar.
15. BIBLIOGRAFIA
CORONEL, LEONARDO. Como resolver problemas de Química Preuniversitaria, 2010 MONTECINOS, EDGAR- MONTECINOS, JOSE. Química General. Prácticas de Laboratorio, 1989 BABOR JOSE - IBARZ, JOSE. Química General Moderna, (1997) ALVAREZ, ALFREDO – VALENZUELA, JULIO – YUJRA, FEDERICO. Practicas de Química General (1986) DOCENTES FACULTAD DE INGENIERIA. Química Curso Prefacultativo (2004). LONGO, FREDERICK. Química General. HARRIS, DANIEL. Análisis Químico Cuantitativo (1992).
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