UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLAN INFORME EXPERIMENTAL “ESTUDIO EXPERIMENTAL DEL INTERVALO DE VIRE DE INDICADORES
ACIDO-BASE ACIDO-BASE EN LA ESCALA ESCALA DE PH, PH, DETERMINACI DETERMINACION ON DE LA LA CONCENTRACION DE DISOLUCIONES ACIDAS O BASICAS A PARTIR DE REACTIVOS REACTIVOS VALORANTES VALORANTES ESTANDA ESTANDARIZADO RIZADOS, S, ”.
Laboratorio de Ciencia Básica II- Grupo 2201 Ingeniería Química Profra. Myriam Rivas 22 de Mayo del 2017 Por:
Razo García Carlos Esteban Mezo Ataxca Willi Eugenio Avila Erick Ricardo
INTRODUCCIÓN En el mundo de la química existen diversos tipos de sustancias entre las cuales las más importantes son los ácidos y las bases, hay un sinfín de libros que los describen de diferentes formas y su importancia. Están implicados en cantidades enormes de reacciones, en procedimientos sintéticos y analíticos de laboratorio, en la industria y en los organismos vivos. Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y biológicos son reacciones acido-base en disolución acuosa. En el transcurso de esta práctica veremos lo que son los ácidos y bases, su importancia en nuestra vida diaria y más importante, cómo es que reaccionan, su uso, su funcionamiento. Para poder entender el comportamiento de los ácidos y las bases en el laboratorio, debemos comprender lo que es un ácido y una base, así como las características de cada uno. Así mismo, se deberán tener conocimientos previos de las distintas teorías de ácidos y bases más aceptadas en el mundo de la ciencia tales como lo son: la teoría de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis, principalmente. Debemos conocer que en el mundo que nos rodea que existen tanto lo que son los ácidos fuertes, tanto como los débiles, y que se han descubierto diferentes formas de como determinar la acidez o basicidad de una sustancia a base de experimentaciones, uno de estos métodos es una valoración (también llamada titulación); para entender mejor el concepto de valoración se debe tener un conocimiento previo de lo que son los indicadores, debido a que estos son una parte fundamental de la valoración. En el presente experimento emplearemos todos estos conocimientos para realizar disoluciones acidas y básicas en medio acuoso, llevaremos a cabo el proceso de neutralización con ayuda de un indicador, el cual es también muy importante conocer y nos será una herramienta muy útil en nuestro futuro en la industria, y por ultimo realizaremos las debidas titulaciones de cada uno de nuestros acido o base con un patrón primario específico para cada uno.
PLANTEMIENTO DEL PROBLEMA Problema 4: Determinar experimentalmente el intervalo de vire de indicadores ácido-base en la escala de pH. Problema 5: Determinar experimentalmente la concentración de disoluciones de reactivos analíticos (fuertes y débiles) a partir de una disolución valorante estandarizada. Problema 6: Determinar experimentalmente la acidez o basicidad de un producto comercial o natural, volumétricamente.
OBJETIVOS A) GENERAL Problema 4: Establecer experimentalmente la escala de pH con disoluciones de naturaleza ácido-base fuerte y determinar el intervalo de vire de algunos indicadores ácido-base Problema 5: Valorar disoluciones de reactivos analíticos ácidos o básicos de concentración desconocida (fuertes y débiles) para establecer su comportamiento experimental. Problema 6: Aplicar una técnica analítica volumétrica para determinar el componente mayoritario ácido o base de un producto comercial.
B) PARTICULAR Problema 4:
I.
Conocer las diferentes teorías ácido/base, y sus características generales.
II.
Establecer el comportamiento de las sustancias de naturaleza ácido/base a partir de la teoría electrolítica de Arrhenius.
III.
Establecer la clasificación de comportamiento ácido/base de los electrolitos en función de su ionización y los factores que lo caracterizan.
IV.
Establecer teóricamente la escala de pH, sus zonas de predominio y las ecuaciones químicas que caracterizan cada zona tomando en cuenta el equilibrio de ionización del agua.
V.
Preparar disoluciones concentradas (stock) de ácidos y bases fuertes a partir de reactivos analíticos tomando en cuenta las propiedades características de éstos.
VI.
Preparar disoluciones de ácidos y bases fuertes de menor concentración a partir de disoluciones concentradas (stock) por el método de diluciones sucesivas para establecer la escala de pH.
VII.
Preparar disoluciones de indicadores ácido / base de naturaleza ácida.
VIII.
Determinar experimentalmente el intervalo de vire de algunos indicadores ácido / base de naturaleza ácida en la escala de pH.
IX.
Establecer teóricamente el intervalo de vire de los indicadores ácido/base de naturaleza ácida con base en la teoría general de indicadores.
X.
Discutir la diferencia de los valores teóricos y experimentales del intervalo de vire de los indicadores estudiados.
XI.
Explicar la importancia del estudio del equilibrio de los indicadores ácido / base.
Problema 5: I.
Llevar a peso constante un pesafiltros.
II.
Llevar a peso constante un reactivo patrón primario.
III.
Preparar una disolución patrón primario ácido base.
IV.
Estandarizar una disolución reactivo valorante con la disolución patrón primario.
V.
Valorar la disolución ácida o básica de concentración desconocida con la disolución valorante estandarizada.
VI.
Reportar los resultados con base en los análisis gravimétricos y estequiométricos correspondientes.
Problema 6: I.
Preparar la muestra del producto comercial dependiendo de sus características.
II.
Realizar la valoración correspondiente, empleando el reactivo valorante estandarizado.
III.
Realizar los cálculos estequiométricos correspondientes y expresar el resultado en las unidades pertinentes.
PLANTEAMIENTO DEL PROBLEMA Problema 4
Determinar experimentalmente el intervalo de vire de indicadores ácido-base en la escala de pH. Problema 5 Determinar experimentalmente la concentración de disoluciones de reactivos analíticos (fuertes y débiles) a partir de una disolución valorante estandarizada. OBJETO DE ESTUDIO Problema 4 Problema 5 Patrón primario: Na 2CO3 y KC8H5O4 a una concentración 1 N. Patrón secundario: HCl y NaOH a una concentración 0.1 N.
MARCO TEÓRICO. Características de ácidos y bases Los Ácidos se caracterizan de la siguiente manera: Son compuestos que tienen un sabor agrio típico, llamado sabor ácido. Producen una sensación punzante en contacto con la piel. Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, producen un color rojo con el tornasol (azul). Contiene hidrógeno que puede liberarse, en forma gaseosa, cuando a sus disoluciones acuosas se añade un metal activo, como, por ejemplo, zinc. Disuelven muchas sustancias. Cuando reaccionan con hidróxidos metálicos, pierden todas sus propiedades características. Las Bases se caracterizan: Tienen sabor amargo característico. Sus disoluciones acuosas producen una sensación suave (jabonosa) al tacto. Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, devuelven el color azul al tornasol enrojecido por los ácidos. Precipitan muchas sustancias, que son solubles en los ácidos. Pierden todas sus propiedades características cuando reaccionan con un ácido. La teoría de Arrhenius:
Ácido según Arrhenius es toda sustancia que, en solución acuosa, es capaz de liberar iones H+. Por ejemplo, el ácido clorhídrico, HCl, o el ácido nítrico, HNO 3. Base según Arrhenius es toda sustancia que, en solución acuosa, es capaz de liberar iones OH –. Por ejemplo, el hidróxido sódico, NaOH, o el hidróxido potásico, KOH. La teoría de Brönsted-Lowry: Según Brönsted-Lowry: Ácido: es toda especie química (molécula o ión) que es capaz de ceder protones a otra especie química. Base: es toda especie química (molécula o ión) que es capaz de captar protones. La teoría de Lewis: Ácido: un ácido de Lewis, se define como una sustancia capaz de compartir, o aceptar un par de electrones. Base: una base de Lewis, es una sustancia con capacidad para compartir o dar pares de electrones. ¿Qué significado tienen las palabras fuerte y débil referidas a un ácido o a una base? ¿Cómo se puede medir la fuerza de un ácido o una base? De forma cualitativa y según la teoría de Arrhenius, un ácido o una base es fuerte cuando en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado, mientras que es débil si el grado de disociación es pequeño. De manera análoga, en la teoría de Brönsted-Lowry un ácido será fuerte cuando muestre una gran tendencia a ceder un protón, mientras que una base fuerte presentará una gran tendencia a aceptar un protón. Si consideras un par ácido-base cualquiera ácido ↔ base + protón (HA ↔ A- + H+) y el ácido es un ácido fuerte al tener mucha tendencia a ceder un protón, necesariamente su base conjugada deberá tener poca tendencia a captar protones, por lo que será una base débil. Recíprocamente, si el ácido se comporta como un ácido débil, su base conjugada deberá tener mucha tendencia a captar protones, por lo que será una base fuerte. En realidad, cuando un ácido cede protones lo hace a una base (distinta de la propia conjugada), y la tendencia del ácido a ceder protones depende de la naturaleza de esta base. Por esta razón el ácido acético es un ácido débil frente al agua y un ácido fuerte frente al OH-.
Comparación de Teorías.
Definición de PH y cómo se mide. El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. Se expresa como el logaritmo negativo de base de 10 en la actividad de iones de hidrógeno. Su fórmula se escribe de la siguiente manera:
Para medir el pH de una disolución podemos emplear dos métodos, en función de la precisión con que queramos hacer la medida: Para realizar medidas del pH que no necesiten ser muy precisas se utilizan unas sustancias llamadas indicadores, que varían reversiblemente de color en función del pH del medio en que están disueltas. Se pueden añadir directamente a la disolución o utilizarlas en forma de tiras de papel indicador. Para realizar medidas exactas se utiliza un pH-metro, que mide el pH, por un método potenciométrico.
Indicador. Desde un punto de vista químico, un indicador es un ácido o base débil. Si un indicador se añade a una muestra, generalmente una disolución, sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio químico en el que es apreciable, generalmente, un cambio de color en el indicador. Este cambio ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto al que tienen cuando están ionizadas. Desde un punto de vista molecular los indicadores son colorantes con una estructura relativamente compleja cuyo color cambia según estén en presencia de un medio ácido o un medio básico. La variación de color se denomina viraje. El indicador puede alterar su estructura debido a cambios en el pH. Por ejemplo, si el medio es lo suficientemente básico podría perder un protón y por tanto al modificarse su estructura química cambiaría su color. Los indicadores se suelen usar en química analítica para llevar a cabo valoraciones ácidobase. Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varían mucho según el tipo de valoración y el indicador. El indicador más usado es el Indicador de pH que detecta el cambio del pH. Por ejemplo, la fenolftaleína y el azul de metileno.
¿Qué es dilución? Dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada, y consiste simplemente en añadir más solvente ¿Qué hay que tener en cuenta en una dilución? -
En una dilución la cantidad de soluto no varía. Lo que varía en una dilución es el volumen del solvente: al añadirse más solvente, la concentración del soluto disminuye, pues el volumen (y el peso) de la solución aumenta.
Definición de Molaridad: La Molaridad (M) o Concentración Molar es el número de moles de soluto que están disueltos en un determinado volumen. La Molaridad de una disolución viene determinada por la siguiente fórmula: Molaridad (M) = n (nº de moles de soluto) · Volumen de disolución Escala de disoluciones.
OBJETIVOS Problema 4 Objetivos generales: Establecer experimentalmente la escala de pH con disoluciones de naturaleza ácido-base fuerte y determinar el intervalo de vire de algunos indicadores ácido-base. A) Conocer las diferentes teorías ácido-base, y sus características generales. B) Establecer el comportamiento de las sustancias naturales ácido-base a partir de la teoría electrolítica de Arrhenius. C) Establecer la clasificación de comportamiento ácido-base de los electrolitos en función de su ionización y los factores que lo caracterizan. D) Establecer el concepto de pH. E) Establecer teóricamente la escala de pH, sus zonas de predominio y las ecuaciones químicas que caracterizan cada zona tomando en cuenta el equilibrio de ionización del agua. F) Prepara disoluciones concentradas (stock) de ácidos y bases fuertes a partir de reactivos analíticos tomando en cuenta las propiedades características de estos. G) Preparar disoluciones de ácidos y bases fuertes de menor concentración a partir de disoluciones concentradas (stock) por el método de diluciones sucesivas para establecer la escala de pH. H) Preparar disoluciones de indicadores ácido-base de naturaleza ácida. I) Determinar experimentalmente el intervalo de vire de algunos indicadores ácidobase de naturaleza ácida en la escala de pH. J) Establecer teóricamente el intervalo de vire de los indicadores ácido-base de naturaleza ácida con base en la teoría general de indicadores. K) Discutir la diferencia de los valores teóricos y experimentales del intervalo de vire de los indicadores estudiados. L) Explicar la importancia de estudio del equilibrio de los indicadores ácido-base.
Problema 5 Objetivos generales: Valorar disoluciones de reactivos analíticos ácidos o básicos de concentración desconocida (fuertes y débiles) para establecer su comportamiento experimental. Objetivos particulares: A) Llevar a peso constante un pesafiltros.
B) C) D) E)
Llevar a peso constante un reactivo patrón primario. Preparara una disolución patrón primario ácido base. Estandarizar una disolución reactivo valorante con la disolución patrón primario. Valorar la disolución ácida o básica de concentración desconocida con la disolución valorante estandarizada. F) Reportar los resultados con base en los análisis gravimétricos y estequiométricos correspondientes. VARIABLES Problema 4
Problema 5 Variable independiente: Concentración del patrón primario Na 2CO3 y KC8H5O4 Variable dependiente: Acidez de la muestra. HIPÒTESIS Problema 4 Problema 5 Cuando se valora un patrón primario con una solución estandarizada (o patrón secundario) hasta llegar al punto de equilibrio ácido-base (o neutralización) se conocerá la concentración por el cambio de coloración del indicador. MODELO MATEMÁTICO Problema 4 y 5. El pH o poder de hidrógeno se define como:
= log(1+) = log[+] El pOH o potencial oxidrilo se define como:
= (1 −) = log− Una solución es ácida cuando es [H+] > [OH-] Una solución es neutra cuando es [H+] = [OH-] Una solución es básica cuando es [H+] < [OH-] MÈTODO A) Materiales, aparatos de medición y sustancias.
Material
Equipo
Sustancia
Agitador de vidrio
Balanza Analitica
25mL NaOH 0.1 N
Vaso de precipitado de 50 mL
Termómetro
25 mL HCl 0.1 N
Piseta
Estufa
25 mL Na 2CO3 0.1 N
Propipeta de 3 vias
Pipeta volumétrica de 5 mL
25 mL Biftalato de Potasio 0.1 N
Espatula
Agua destilada
Soporte universal
3 gotas de Azul de timol
3 Matraz ErlenMeyer de 25 mL
3 gotas de Naranja de metilo
Pinzas dobles para bureta Vidrio de reloj Matraz aforado 25 mL Mechero bunsen Rejilla de asbesto
B) Procedimiento experimental.
Preparación de
1.- En un vaso de precipitados de 50 ml hervir agua destilada. Una vez que hierva, tapar el agua con un vidrio de reloj.
2.- Pesar en la balanza granataria [¿?] gramos de con ayuda de un vidrio de reloj. No se debe pesar en la balanza analítica, pues sabemos que puede formar carbonatos, estos pueden dañar la balanza analítica si se encuentran en contacto. 3.- Diluir con el agua destilada previamente hervida sin rebasar los 10 ml. *(Esto con el propósito de evitar la formación de carbonatos)* 4.- Con ayuda de un matraz aforado de 25 ml, verter la solución y aforar con el agua destilada previamente hervida hasta la marca de aforo señalada en el matraz. 5.- Vaciar la solución en un frasco color ámbar y etiquetarlo con las características correspondientes. (Nombre del reactivo, fórmula, concentración, volumen, fecha y equipo).
1.- Medir [¿?] ml de con ayuda de una pipeta volumétrica de [¿?] y ponerlo en un vaso
Preparación de
de precipitados de [¿?] con agua destilada. Antes de colocar el ácido, se deberá poner una cama de agua en el vaso de precipitados, esto con el fin de evitar...
2.- Con ayuda de un segundo matraz aforado de 25 ml, verter la solución y aforar con agua destilada hasta la marca de aforo señalada en el matraz. 3.- Vaciar la solución en un frasco color ámbar y etiquetarlo con las características correspondientes. (Nombre del reactivo, fórmula, concentración, volumen, fecha y equipo.)
Procedimiento para establecer el intervalo de viraje de pH del
y del
1. Colocar 14 tubos de ensayo en una gradilla metálica y enumerarlos. 2. Agregar al primer tubo 1 ml de HCL 1.0 M y al tubo número 14 1 ml de NaOH 1.0 M 3. Para el segundo tubo se diluirá 1 ml de HCl con 10 ml de agua destilada con ayuda de un matraz aforado 4. Realizar el mismo procedimiento de dilución del tubo 2 al tubo 3, del tubo 3 al tubo 4 y del tubo 5 al tubo 6. Por ultimo hacer lo mismo del tubo 6 al tubo 7. Agregar 2 gotas de indic ador universal hasta notar un cambio de coloración que va de rojo pasando por el anaranjado hasta llegar al amarillo (neutro) 5. Hacer el mismo procedimiento con NaOH y la diferencia es que el pH va a cambiar y la coloración va del color azul, pasando por el verde hasta llegar al amarillo. 6. Finalmente neutralizar los reactivos de ácidos y bases para el tratamiento y disposición de residuos. NOTA: no verter los ácidos o las bases en la tarja, pues son extremadamente corrosivos aun diluidos y pueden dañar las tuberías. Problema 5
Procedimiento para la preparación de
1.- Medir 5 ml de
y a 0.1 N
a 0.1 N con ayuda de una pipeta graduada.
2.- Con ayuda de un matraz aforado de 25 ml, aforar hasta la marca señalada en el matraz. Utilizar agua destilada previamente hervida para el . Colocar la solución de en una bureta y la solución de en otra bureta.
3.- Colocar las buretas en el soporte universal con ayuda de las pinzas.
Procedimiento para la preparación de los indicadores primarios
1.- Poner a hervir agua destilada en un vaso de precipitado de 100ml. Con ayuda de un vidrio de reloj, tapar el agua destilada una vez que hierva. 2.- Pesar en un vaso de precipitado de 50ml, aproximadamente 0.5105g de Biftalato de potasio ( 8 5 4 ). El producto se seca previamente a 125°C dentro de un pesafiltros.
3.- Pesar en un vaso de precipitado de 50ml aproximadamente 0.1317g de carbonato de sodio ( 2 3). Tener precaución de secar el producto previamente entre 240-250°C
durante media hora, así secado, se pone en un pesafiltros dentro del secador hasta que adquiera la temperatura del salón de balanzas. 4.- Diluir el biftalato de potasio ( destilada previamente hervida.
854 ) en el vaso de precipitados, utilizando el agua
5.- Diluir el carbonato de sodio ( destilada previamente hervida.
23) en el vaso de precipitado, utilizando el
agua
6.- Con ayuda de un matraz aforado de 25 ml, aforar cada una de las sustancias hasta la marca de aforo del matraz. 7.- Colocar cada sustancia en un frasco color ámbar y etiquetar los frascos con las características correspondientes.
Procedimiento para realizar la titulación.
1.- Colocar 5ml de Biftalato de potasio ( 8 5 4 ) con ayuda de la pipeta volumétrica de 5ml, en un Matraz Erlenmeyer. Poner dos gotas de indicador azul de timol.
2.- Colocar 5 ml de Carbonato de sodio ( 2 3) con ayuda de la pipeta volumétrica de 5ml, en una Matraz Erlenmeyer. Poner dos gotas de indicador naranja de metilo.
3.- Poner el matraz Erlenmeyer de Biftalato de potasio ( 8 5 4 ) debajo de la bureta de NaOH, la cual debe ir previamente colocada en el soporte universal.
4.- Poner el matraz Erlenmeyer que contiene carbonato de sodio ( 2 3) debajo de la bureta de HCl, la cual debe ir previamente colocada en el soporte universal.
,
5.- Para la titulación del con el 2 3 lentamente abrir la válvula de la bureta, hasta que el patrón primario presente una ligera coloración. Asegúrese de controlar el movimiento de la mano para que el proceso de titulación sea gota por gota. (Antes de comenzar a titular, elimine el aire que se encuentre en la punta de las buretas abriendo rápidamente) 6.- Repetir el mismo procedimiento con el
con 854
7.- Realizar el mismo procedimiento 3 veces para cada sustancia ( observaciones.
RESULTADOS
y ) y anotar
