¨ACIDOS Y BASES.VALORACION DE ACIDO CLORHIDRICO Y DE HIDROXIDO DE SODIO POR TITULACION ¨. Jhonatan Sanchez 1056283 , Andres Pelaez 1056284, John Jairo Espinosa 1054267 UNIVERSIDAD DEL VALLE, FACULTAD DE CIENCIAS, TECNOLOGIA QUÍMICA, LABORATORIO DE QUÍMICA II. 1. PARTE EXPERIMENTAL. A. Procedimiento. Este laboratorio tuvo como fin determinar volu volumé métr tric icam amen ente te la conc concen entr trac ació iónn desconocida de una solución acuosa de base. Para ello se utilizó aproximadamente una cantidad de 10mL de HCl, los cuales fueron mezclados con agua agua dest destil ilad adaa en un mat matraz. raz. Est Esta solución solución fue puesta puesta en una una bureta, bureta, de la cual cual se deja dejaba bann caer caer gota gotass sobr sobree una una solu soluci ción ón de Na2CO3 con agua con un indicador mixto, el cual cambia cuando se realiza la neutralización, y se tomaron los datos de volumen utilizados para ello. Como segundo paso se adicionó HCl de la bureta, a una solución de NaOH de concentración desconocida, mezclada con feno fenolf lfta tale leín ínaa como como indi indica cado dor, r, hast hastaa cambio de color y se tomaron los datos de volumen.
B. Recomendaciones de seguridad •
• •
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En todo momento nto utilice bata ata de laboratorio completamente abotonada. Mantenga puesta las gafas de seguridad. Evit vitar el contacto con la pie piel de reactivos químicos. Recuerde Recuerde que se trabaja con reactivos y estos merecen un trato especial.
2. RESULTADOS Y CÁLCULOS - Reacción química:
2HCl (l) + Na2CO3 (ac) 2NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g) - Peso de Na2CO3 = 0.2 g
- Se necesitaron 2.7 mL de ácido para cambiar el color del Na 2CO3; Al calentar vo volv lvió ió a camb cambia iarr el colo color, r, se nece necesi sito to 1mL extra para retornar el color. - Volumen de la solución de HCl reque requeri rido do para para neu neutr tral aliz izar ar la solu soluci ción ón problema de NaOH: 2.4 mL. - Color del Na2CO3 dilu diluiido con con el indicador mixto: VERDE. - Color del NaOH con la fenolftaleína: FUCSIA.
- % (V/V) del HCl = 37.3 % 1. Determinación de la cantidad de mL de HCl concentrado que se requieren para preparar 50.0mL de una solución aproximadamente 0.2M de HCl Sln: solución Densidad del HCl: 1.19g/mL Peso molecular HCl: 36.45g/mol. Concentración del HCl 37 mL HCl HCl x 1.19 g HCl HCl x 1 mol HCl 100 mL sln 1 mL HCl 36.45 g HCl x 1000 mL sln = 12.08 mol/litro mol/litro de sln 1 L sln
Volumen requerido para preparar 50mL de solución 0.2M de HCl
HCl (l) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O(l) - Hallamos las moles de HCl con la concentración molar que hallamos anteriormente y el volumen total de solución de HCl necesarios para neutralizar la solución problema de NaOH.
-3
0.2 moles HCl x (50x10 L sln) x 1 L sln 1000 mL sln = 0.83 mL de sln de HCl. 12 moles HCl
M
3. Calcular la molaridad de la solución de HCl
MolesSolut o =
LSolucion
Moles
- Hallamos las moles de Na2CO3 con la cantidad que tenemos y el peso molecular
=M ×LSolucion −3
MolesHCl
= 2.4 ×10
MolesHCl
= 3.36 ×10
LSLn ×1.4 MolesHCL
−3
Moles
- Hallamos las moles de NaOH con la relación estequiométrica entre el Acido Clorhídrico y el Hidróxido de sodio.
2HCl (l) + Na2CO3 (ac) 2NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)
MolesNaOH
MolesNa 2CO 3
gNa 2CO 3
= 0.2
MolesNa 2CO 3
= 1. 9 ×10
−3
×
1molNa 2 105.5gNa 2
Moles
- Hallamos las moles de HCl con la relación estequiométrica entre el Acido Clorhídrico y el carbonato de sodio. MolesHCl = 1.9 ×10
−3
MolesHCl = 3.8 ×10
Hallamos la Clorhídrico. M
M M
MolesNa2CO3
3.36 ×10
=
3.36 ×10
−3
MolesHCl ×
1 MolNaOH 1 MolHCl
−3
Moles
- Molaridad de la solución problema de NaOH. M
M 2
×
MolesNaOH
=
M
MolesdeNaO H =
=
LitroSLn 3.36 ×10
−3
MolesNaOH
2.4 ×10
−3
LSLn
=
= 1.4 M
1 M
−3
Moles
molaridad
del
Acido
MolesdeHCl =
=
LitroSLn 3.8 ×10
−3
MolesHCl
2.7 ×10
−3
LSLn
=
= 1.4 M
4. Calcular la molaridad de la solución de NaOH. Reacción química:
3. ANALISIS DE RESULTADOS En el laboratorio se observaron varias reacciones de neutralización con un ácido fuerte, en este caso ácido clorhídrico cuya formula es HCl, este es considerado un electrolito fuerte ya que
=
se ioniza completamente en el agua. También se utilizó una base fuerte llamada hidróxido de sodio (NaOH), la cual tiene la misma capacidad de ionizarse completamente en el agua. La diferencia de estas sustancia AcidoBase, es que la base no es aplicada al concepto Bronsted, ya que no puede aceptar un protón, aunque el ión OH- que se disocia, si es capaz de aceptar un protón, así se observa que se forma agua (H2O) durante la reacción de la base con el ácido; como éste si se considera un ácido Bronsted (capaz de donar un protón), el ión OH- acepta al ión H+ del ácido y se forma el agua, lo cual demuestra que cuando se neutraliza un acido con una base, su producto es agua y una sal. Por otro lado la sal utilizada en la práctica (carbonato de sodio), al disolverla en agua produce una disolución básica; lo que indica una de las razones para fundamentar lo anteriormente dicho, esto debido a que al agregar el indicador mixto a la disolución, ésta tomó una coloración verdosa, lo que indica que se encuentra en un medio básico. Otro motivo por lo que esto sucede, es el hecho de que al disolver la sal en estado sólido, en agua, esto produjo una reacción entre el carbonato de sodio y el agua, para producir iones Na+ y (CO3)-2, donde el ión Na+ hidratado no tiene propiedades básicas ni ácidas, pero el ión (CO3)-2 es la base conjugada de un ácido débil, el cual es el ácido carbónico-H2CO3, lo cual indica que tiene afinidad a los iones H+. Por lo tanto debido a que se produjo iones OH-, la disolución de carbonato de sodio debe ser básica, como respectivamente sucede. Ambas soluciones son de carácter básico, lo que indica que se llevaron a cabo
reacciones de neutralización por medio de una valoración ácido-base, a partir de la cual puede hallarse la concentración de una disolución desconocida, si se conoce el volumen de la disolución de concentración conocida y de la solución desconocida. Al agregar el HCl a la solución de Na2CO3, el ácido reacciona completamente a la base y esto se conoce como punto de equivalencia, lo que muestra que se llevo a cabo una neutralización. Con los datos de volumen obtenidos durante este proceso, se pudo calcular la concentración de HCl, cuyo resultado fue de 1.4 M. El valor que se esperaba obtener era de 2 M, este valor no es exacto debido a un error instrumental y personal debido que cuando se intento pesar los 0.2g de carbonato de sodio no dio el peso exacto por lo tanto en el erlemenyer había una cantidad menor que la que se tenia que medir. También la concentración que se tenia de HCL no era totalmente exacta ya que para poder tener esa exactitud había que extraer 0.83333 lo cual no es posible en ese momento. En el segundo procedimiento se realizó una valoración ácido-base similar al primero, con la diferencia que en este caso el ácido y la base que intervinieron, eran fuertes. A partir de esta reacción de HCl y NaOH, se necesitaba encontrar la concentración de la base (NaOH). La fenolftaleína que se adicionó al NaOH como indicador, se tornó incolora, ya que se encontraba en un medio básico (pH>7). Cuando se le empieza a agregar acido el pH empieza a cambiar y el punto de equivalencia se empieza a afectar rápidamente. En el punto de equivalencia, el ácido ha neutralizado a la base con una cantidad de volumen definido, donde el pH del producto formado es de 7 (neutro). Durante la práctica, se observo como la solución toma un color fucsia, lo cual
muestra que el indicador se encontraba en un medio ácido, y por lo tanto la solución resultante debería ser neutra. La concentración de NaOH puede verse afectada por la cantidad de mL de HCl que se agregaron, ya que si se adiciona una gota de más del ácido durante el proceso, este se pasaría del volumen necesario que se necesita para neutralizar la base, por lo tanto se cree que durante la realización de los cálculos podría afectarse el valor del resultado de la concentración.
Indicador.
PREGUNTAS Y RESPUESTAS 1. Explique el concepto de patrón primario. De 3 ejemplos. Patrón primario es la sustancia utilizada en química como referencia al momento de hacer una valoración o estandarización. Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características: -Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y elementos que lo componen, lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos. -Deben tener elevada pureza. Para una correcta estandarización se debe utilizar un patrón que tenga la mínima cantidad
de impurezas que puedan interferir con la titulación. -Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que cambien su composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran ligeramente con la temperatura ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las mediciones. -Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura ambiente, también debe soportar temperaturas mayores para que sea posible su secado. Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que la del punto de ebullición del agua. -No debe absorber gases. Ya que este hecho generaría posibles errores por interferentes así como también degeneración del patrón. -Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante. De esta manera se puede visualizar con mayor exactitud el punto final de las titulaciones por volumetría y además se puede realizar los cálculos respectivos también de manera más exacta. -Debe tener un peso equivalente grande. Ya que este hecho reduce considerablemente el error de la pesada del patrón. -Para cada tipo de determinación volumétrica se necesita disponer de algunos Patrones primarios. Ejemplos: Tabla # 1 Ejemplos de patrones primarios.
Tipo de reacción
Patrón primario
Ácidos
Patrón secundario HCl
KHP (KHC8H4O4) Neutralización KH (IO3)2 Bases Na2CO3 KH (IO3)2 Oxalato de cálcio OxidoReductores Oxalato de sodio Na2S2O3 Reducción Hierro (electrolítico) Fe(II) KI Oxidantes K2 Cr 2O7 KMnO4 Ce(NO3)4.2NH4 NO3 Precipitación para NaCl AgNO3 para AgNO3 cloruros
2. Establezca el concepto de acido- base de Lewis y de ejemplos de este tipo de sustancias. Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
Ejemplos: Tabla #2 Ejemplos ácido-base de Lewis
H3 NBF3 HCO3 Fe(CN)63-
Acido de Lewis BF3 (Amoniaco) CO2 (Dióxido De Carbono) Fe3+ (Catión de Hierro)
Base De Lewis NH3 (Amoniaco) H2O (Agua) (CN)6 (Cianuro)
3. Haga una comparación entre un acido–base de BrØnsted-Lowry y Lewis. ACIDO – BASE
BRONSTEDLOWRY
Concepto De Ácidos y Bases
Énfasis en la Énfasis en el transferencia par de de un protón electrones + (H ) de un compartidos. acido a una base. Es una Es un sustancia que receptor de Dona un pares de protón a otra electrones. sustancia. Es una Es un sustancia que donador de acepta un pares de protón de otra electrones. sustancia
Acido
Base
LEWIS
Tabla #3 Comparación de ácido-base de BrØnsted y Lewis.
El concepto de Lewis es de carácter mas general que el concepto de BronstedLowry porque es aplicable a casos en los que el acido es una sustancia distinta del H+. El concepto de Lewis ayuda a explicar por qué muchos cationes metálicos hidratados forman disoluciones acidas.
4. Que es una titulación y que sustancias intervienen en este proceso.
Titulación es combinar una muestra de la disolución con una disolución de reactivo de concentración conocida, llamada disolución estándar. Esto se efectúa cuando se quiere conocer la concentración de un soluto dado en una disolución. Las titulaciones pueden efectuarse utilizando reacciones acido base, de precipitación o de oxidaciónreducción. Para poder titular una disolución desconocida con una estándar, debe haber alguna forma de determinar cuando se ha llegado al punto de equivalencia de la titulación. En las titulaciones acido-base se emplean colorantes llamados indicadores acido base para este propósito.
ya que se puede ocasionar que la solución se encuentre en un medio ácido. Gráfica #1 Procedimiento de titulación.
5. ¿Como se espera que sea el pH de esta solución en el punto de equivalencia? ¿Por qué? El pH en el punto de equivalencia de esta reacción de neutralización entre el ácido fuerte Ácido Clorhídrico (HCl) y la base fuerte hidróxido de sodio Na (OH) se esperaría que fuera 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar agua (H2O). El resto de los iones no reaccionan con el agua ya que: - El Cl- procede de un ácido fuerte (es una base débil frente al agua): no se hidroliza. - El Na+ procede de una base fuerte (es un ácido muy débil frente al agua): no se hidroliza. COCLUSIONES Cuando se efectúa el calculo del proceso hay que tener muy en cuenta los errores que se pudieron ocasionar cuando se elaboro la practica. - Cuando se va a obtener el HCL al 0.2M hay que tener en cuenta que este tenga la cantidad apropiada de moles extraídas del acido puro dado que si no se toman, puede afectar todo el proceso durante el laboratorio. - A partir de los reactivos para formar una sal, puede demostrarse si su disolución será básica o ácida. - Al momento de agregar el ácido para neutralizar la base, se debe ser exactos,
- este procedimiento es muy útil para saber las concentraciones de alguna sustancia desconocida siempre y cuando se utilicen instrumentos de laboratorio bastante precisos y con mayor precisión. BIBLIOGRAFIA
1. CHANG. Química Sexta Edición. Editorial McGraw-Hill. 2002. Páginas: 607, 608, 113, 135, 603. 2. AYRES, Gilbert; Análisis Químico Cuantitativo. Segunda Edición.1987. Paginas: 280,281. 3. BROWN, Theodore L.; LeMay, Eugene Jr; Bursten, Bruce E., Química: La ciencia Central. Novena Edición. Prentice Hall, 2004. Paginas: 140, 614, 648,652, 653. 4. Universitaria. Química. Editorial Pearson Educación 2005. Pag:572-573. 5. Ácidos y bases." Microsoft® Student 2007 [DVD]. Microsoft Corporation, 2006. Reservados todos los derechos.
