UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA “AÑO DEL BUEN SERVICIO AL CIUDADANO”
Especialidad:
Higiene y Seguridad Industrial Profesor: César Masgo Soto Curso: Química I Integrantes:
- Arenas Vargas Cindy del Pilar - Atalaya Cabanillas Carlos Iván - Bartra Vásquez Manuel - Marlon Zambrano Julio Javier
2017
Experimento 1: indicadores de PH 1. Preparar 10 soluciones de HCL Y NaOH: 10 -2, 10-3, 10-4, 10-5, 10-6, 10-7, 10-8, 10-9 M
(10-n M) (10ml) = (10-(n+1) M) (V
solución cuya molaridad se conoce);
2≤n≤9 y n ε N
Para todos los valores de n el volumen de agua destilada será 9 ml
1 ml de solución 10-(n-1) M
9 ml de agua destilada
10ml de solución 10 -n M
Obtenemos lo siguiente:
Muestras de HCL a diferentes concentraciones
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
Muestras de NaOH a diferentes concentraciones
Agregar dos gotas de indicador a cada tubo de prueba y observar la variación de color tanto en el acido como en la base.
Experimento 2: determinación del PH.
Pesar 0.5 gr de las siguientes sustancias: CH3COONa, NaHCO3, NaCO3, NH4Cl.
Disolvemos 5 ml de
las sustancias
agua destilada
pesadas en el agua
en cada
destilada
tubo. Observar con la ayuda del papel tornasol, que PH tiene aproximadamente tiene cada una de las soluciones.
Experimento 3: determinación del PH de una muestra desconocida
10 ml de l muestra desconocida
Agregamos un indicador y observamos el color que toma
Repetir el procedimiento con los demás indicadores y anotar el color observado.
Objetivos generales
Preparar soluciones soluciones diluidas diluidas de menor concentración concentración a partir de de soluciones concentradas. Conocer la disociación disociación tanto de los ácidos y bases fuertes como de de los débiles. Estudiar algunas propiedades generales generales de los líquidos y las soluciones soluciones acuosas binarias. Conocer los indicadores de pH y de que manera manera se usan. usan. Poder determinar el pH de una solución conocida mediante mediante la coloración coloración que toma esta, después de haberle añadido un indicador. Poder determinar el pH de una solución de una muestra desconocida desconocida con la ayuda de un indicador y con la variación de color.
Fundamento teórico Solución química Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Estas sustancias pueden ser sólidas, líquidas y gaseosas. Las soluciones, también llamadas disoluciones, son uniones físicas entre dos o más sustancias que originan una mezcla de tipo homogénea, la que presenta uniformidad en todas sus partes.
Partes de una solución (componentes) (componentes) Hay dos aspectos importantes en el tema de las soluciones: el de las partes o sustancias que las forman y el de la cantidad de cada una de estas partes, par tes, principalmente el soluto. Veremos el primer aspecto. Toda solución está formada por dos partes: el soluto y el solvente. El soluto es la sustancia que se disuelve y que está en menor cantidad en una solución; el solvente es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad y es la que disuelve al soluto. La solución resulta de mezclar el soluto con el solvente, y estas sustancias mezcladas tan solo experimentan un cambio físico, específica -mente el solvente (aspecto, puntos de fusión, ebullición y congelación, etc.). En ocasiones, existe un solvente y varios solutos, y a veces varios solventes y solutos; las partículas del soluto son moléculas o iones y se encuentran dispersas y atrapadas por las moléculas del solvente, que son más abundantes y de mayor tamaño molecular. Con respecto al solvente, se reconoce al agua como el solvente universal o más popular; cuando el agua actúa como solvente en las soluciones, entonces estas se denominan "soluciones acuosas”. Sin embargo, no todas las
sustancias se disuelven en el agua, sino que lo hacen en otros tipos de solventes (alcohol, etc.), por lo que las soluciones pueden ser acuosas (cuando el agua es el solvente) y no-acuosas (cuando el solvente es otra sustancia).
Estados de las soluciones Se sabe que toda la materia del mundo se presenta fundamentalmente en 3 estados físicos o de agregación, y en igual modo se presentan las soluciones en la naturaleza, así:
a. S oluciones oluciones s ólida ólidass . Todas las aleaciones, como el latón (cobre con zinc), bronce (cobre con estaño), acero (carbono con hierro), etc.
b. Sol S oluciones uciones líquida líquidass . Como: - Sólido en líquido: sal disuelta en agua; azúcar disuelta en agua, etc. - Líquido en líquido: alcohol disuelto en agua, etc. - Gas en líquido: oxígeno en agua, el gas carbónico en los refrescos, etc.
c. S olucione olucioness g as eos eos as . Como el aire, que es una solución formada por varios gases (solutos), tales como el dióxido de carbono, oxígeno y argón, los cuales están disueltos en otro gas llamado nitrógeno (solvente). Otros ejemplos son la niebla y el humo. Así, las soluciones pueden pueden ser sólidas, liquidas y gaseosas, y estar formadas por gases (soluto) en gases (solvente), gases en líquidos, sólidos en líquidos, líquidos en líquidos y sólidos en sólidos. Esto es que, el soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, e igual el solvente.
Soluciones acuosas Se habla de una disolución acuosa siempre que el disolvente (o el disolvente mayoritario, en el caso de una mezcla de disolventes) es agua. El agua como disolvente es muy polar y forma puentes de hidrógeno muy fuertes. Las disoluciones acuosas tienen una gran importancia en la biología, desde los laboratorios de ciencia básica hasta la química de la vida, pasando por la química industrial. Por la vasta cantidad y variedad de sustancias que son solubles en agua, esta se denomina a veces disolvente universal. Los compuestos iónicos (como el cloruro de sodio) son los más solubles en agua, mientras que los compuestos covalentes suelen ser tan poco solubles como los metales insolubles.
Ácidos y bases Á ci dos fuertes fuer tes:: Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H+. Ácido
Fórmula
perclórico
HClO4
Sulfúrico
H2SO4
Yodhídrico
HI
Bromhídrico
HBr
Clorhídrico
HCl
Nítrico
HNO3
B as es fuerte fuertess : se disocia completamente, da todos sus iones OH¯. Son las bases de los metales alcalinos y los alcalinotérreos. Ejemplos hidróxido de sodio, de potasio. Pueden llegar a ser muy corrosivas en bajas concentraciones. Bases Fuertes
Formulas
Hidróxido de Litio
LiOH
Hidróxido de sodio
NaOH
Hidróxido de potasio
KOH
Hidróxido de calcio
Ca (OH)2
Hidróxido de estroncio
Sr(OH)2
Hidróxido de bario
Ba (OH)2
Á ci dos débiles débi les:: no se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras. Ejemplo el ácido fosfórico, ácido sulfhídrico.
B as es débil débiles: es: no se disocian completamente con el agua. Ejemplos hidróxido de amonio, el amoníaco. Precisamente el amoníaco es una base débil porque al disolverse en agua da iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua.
A ci do: sustancia donadora de protones HCl
+
Acido 1
H2O
=
Base 1
H3O-
+
Acido 2
ClBase 2
Base: Receptora de protones: NH3 Base1
+
H2O Acido 1
=
OHBase 2
+
NH4+ Acido 2
Como podemos observar el agua es anfótera, se comporta como un acido o como una base
A utoioniz utoion izaci ación ón del agua: ag ua: El agua se ioniza ligeramente en la proporción de 10-7 moles / Lt (a 25C) H2O
+
H2O
=
H3O+
+
OH –
El producto de la concentración molar: KW = (H+) (OH-) = 10-14 Es una constante denominada producto iónico del agua. Cuando se disuelve un acido en agua, aporta protones H+, aumentando la concentración de iones hidronio, H3O+, como consecuencia, deberá disminuir la concentración de los iones oxidrilo OH- para mantener Kw invariable. La forma de expresar la concentración de H30+ en solución, es mediante el pH: pH = –log (H3O+) En general:
-log (H3O+) (OH-) = - log Kw pH + pOH = pKw= 14 (H3O+) = 10-pH y (OH) = 10- POH
INDICADORES El pH de una solución se determina mediante un indicador acido-base (en solución), un papel PH o un potenciómetro. Las 2 primeras se basan en el cambio de color debido al PH. Un indicador acido –base consiste en un par acido base débil en la cual el acido (Hlnd) Y su base conjugada (Ind) tiene diferente color, la concentración de ambas formas están relacionadas mediante la constante de disolución del acido. Hlnd Color 1
+
H2O
= H3O+
+ IndColor 2
Kw= (H30+) (Ind-)/ (Hlnd) debido a que (Ind-) / (Hlnd)= Ka/H3O+ La mayoría de los indicadores, i ndicadores, a concentraciones altas de (H3O+) están bajo la forma acida, mientras que a bajas concentraciones de (H3O+) están su forma básica. Cuando Ka = (H3O+) las concentraciones de las formas acida y básica son iguales.
A lg unos i ndic ndi c adores NOMBRE COMUN
INTERVALO DE PH
Azul de metilo (acido) 1.2 -2.8 3.0 -4.6 Azul de bromofenol Anaranjado de metilo 3.1 – 4.5 Verde de bromocresol Rojo de metilo Purpura de bromocresol Azul de brotinol Rojo de fenol Rojo de gresol Azul de timol (básico) Fenolftaleína Amarillo de alizarina Carmín Índigo
3.8 _5.4 4.4-6.3 5.2-6.8 6.0-7.6 6.8-8.4 7.2-8.8 8.0 -9.0 8.0-9.8 10.1-12.0 11.4-13.0
CAMBIO DE COLOR ACIDO BASE Amarillo
Violeta
Rojo Grosella Amarillo
Amarillo
Rojo
Amarillo
Amarillo
Rojo
Amarillo Incoloro
Azul Rojo Tenue Lila
Amarillo
Azul
Diagrama de flujo de la primera experiencia: indicadores de color como una función de pH 1. Preparar 10 soluciones de HCL Y NaOH: 10 -2, 10-3, 10-4, 10-5, 10-6, 10-7, 10-8, 10-9 M
(10-n M) (10ml) = (10-(n+1) M) (V
solución cuya molaridad se conoce);
2≤n≤9 y n ε N
Para todos los valores de n el volumen de agua destilada será 9 ml
1 ml de solución 10-(n-1) M
9 ml de agua destilada
10ml de solución 10 -n M
Obtenemos lo siguiente:
Muestras de HCL a diferentes concentraciones
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
Muestras de NaOH a diferentes concentraciones
Agregar dos gotas de indicador a cada tubo de prueba y observar la variación de color tanto en el acido como en la base.
Diagrama de flujo 2: determinación del Ph
Pesar 0.5 gr de las siguientes sustancias: CH3COONa, NaHCO3, NaCO3, NH4Cl.
5 ml de
Disolvemos las sustancias
agua
pesadas en el
destilada
agua
en cada tubo.
destilada
Observar con la ayuda del papel tornasol, que PH tiene aproximadamente tiene cada una de las soluciones.
Cálculos
Diagrama de flujo 3: determinación del pH de una muestra desconocida
10 ml de l muestra desconocida
Agregamos un indicador y observamos el color que toma
Repetir el procedimiento con los demás indicadores y anotar el color observado.
Cálculos
CONCLUSIONES
A medida que se aumenta agua agua se disminuye disminuye la concentración concentración de una solución.
La cantidad de equivalentes se mantiene mantiene en una operación de disolución.
Con esto queda queda claro que que la manera de de determinar eficazmente eficazmente si una solución es acido o base es con indicadores que darán una muestra real de la sustancia analizada.
RECOMENDACIONES A partir de la experiencia desarrollada desarrollada en el laboratorio se recomienda: 1. Tener los tubos de ensayo limpios, esto involucra cepillar con detergente y posteriormente enjuagar con agua destilada, de modo que ningún contaminante reaccione con el indicador, acido o base. 2. Calibrar bien la balanza y tratar que el error cometido cometido en el proceso de disolución no sea muy alto, debido a que esto afectaría el viraje de color del indicador utilizado en el reconocimiento de la naturaleza acida o básica de la sustancia. 3. Agregar la cantidad necesaria de indicador indicador y que sea a todos todos los tubos la misma cantidad. 4. Utilizar mascarilla y guantes, guantes, ya que se trabaja trabaja con ácidos fuertes los cuales son muy peligrosos para la salud de las personas.
CUESTIONARIO 1. De ejemplos de soluciones líquidas no acuosas Algunas soluciones líquidas líquidas no acuosas pueden pueden ser: Acero
Aire
Amalgamas
Peltre
Elíxires
Pinturas
Colodiones
Inhalaciones
Pulverizaciones
2. ¿Qué son ácidos y bases débiles? Ácidos débiles: no se disocian completamente con el agua, agua, es decir, liberan liberan una parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras. Ejemplo el ácido fosfórico, ácido sulfhídrico. Bases débiles: no se disocian completamente con el agua. Ejemplos hidróxido de amonio, el amoníaco. Precisamente el amoníaco es una base débil porque al disolverse en agua da iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua.
3. ¿Cuál es la diferencia entre una solución ácida, básica, y neutra? Cuando la concentración de protones y de oxhidrilos es la misma, la solución es neutra. Cuando se añade un ácido al agua pura (neutra) aumenta la concentración de protones y ello da lugar a soluciones ácidas. Cuando se añade una base al agua pura (neutra) a umenta la concentración de oxhidrilos y ello da origen a soluciones básicas. Por tanto, una solución neutra tiene una concentración de iones hidrógeno (protones) igual a 10 -7 (10 elevado a la -7 = 0,0000001) moles/litro, una solución ácida tiene una concentración de protones mayor que 10 -7 y una solución básica tiene una concentración de protones menor que 10 -7. Si relacionamos lo antes expuesto con estas nuevas escalas, será neutra una solución de pH = 7 (pOH = 7), será ácida la de pH menor de 7 (pOH mayor a 7), y básica la de pH mayor a 7(pOH menor que 7). Por ejemplo, el jugo gástrico tiene un pH aproximadamente igual a 2; el vino común y el jugo de naranjas, 3,5; la orina humana, 6; la sangre, 7,4 y el agua de mar, 8. Por lo tanto; mayor el número, menor la acidez.
4. ¿cuáles son los pH de una solución 0.02N de HCl y una solución de KOH 0.02 N? Para la solución de HCl: 0.02N de HCl = 0.02M de HCl pH=-log(HCl) = -log (0.02) pH=1.69 para la solución de KOH: 0.02N de KOH = 0.02M de KOH pOH= -log(KOH) pOH= -log (0.02) pOH = 1.69 pOH + pH= 14 pH= 12.31
