Ácidos y Bases: Estudio del pH de diferentes sustancias a distintas concentraciones, Guías, Proyectos, Investigaciones de Química

¡Descarga Ácidos y Bases: Estudio del pH de diferentes sustancias a distintas concentraciones y más Guías, Proyectos, Investigaciones en PDF de Química solo en Docsity! FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL INFORME: TÍTULO DE LA PRÁCTICA: “ÁCIDOS Y BASES” INTEGRANTE: CARLA MICHELLE MERCHAN MONCAYO PARALELO: 129 PROFESOR: Adriana De Los Angeles Alvarado Ramirez FECHA DE PRESENTACIÓN: 27/08/2018 GUAYAQUIL - ECUADOR 1 1. Título del Informe Escriba el título completo del informe “Estudio del pH de diferentes sustancias a distintas concentraciones” 2. Objetivos: 2.1 Objetivo General: Determinar el pH de diferentes sustancias mediante el uso de indicadores para la determinación de concentraciones de disoluciones ácidas y básicas 2.2 Objetivos Específicos: • Obtener el pH de un ácido y una base fuerte a diferentes concentraciones mediante el uso de indicadores. • Determinar las concentraciones de una solución a partir de una sustancia conocida. • Comparar el pH obtenido experimentalmente por observación con el pH teórico para obtener el porcentaje de error en la práctica 3. Marco teórico: Teoría de Arrhenius (restringido a soluciones acuosas) Arrhenius propuso que un electrolito fuerte en una disolución acuosa existe solo en forma iónica, mientras que un electrolito débil existe parcialmente como iones y como moléculas. Definió los ácidos como sustancias que producen iones H+ en agua, y las bases como sustancias que producen iones OH- en agua (Petrucci, Herring, Madura, & Bissonnette, 2011). Arrhenius terminó expresándose como sigue: los ácidos son sustancias que, al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones H+. Análogamente, las bases son sustancias que, al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones OH-. (Brown L., LeMay, Bursten , & Burdge , 2004) Una reacción de neutralización consiste en la combinación de iones hidrógeno e iones hidróxido para formar agua. Teoría de ácidos y bases de Bronsted-Lowry Un ácido es un dador de protones y una base es un aceptor de protones. La teoría de Bronsted-Lowry no está restringida a la disociación de ácidos y bases en agua, sino que es válida para cualquier disolvente. (Petrucci, Herring, Madura, & Bissonnette, 2011) Cualquier especie que sea un ácido según la teoría de Arrhenius continúa siendo un ácido en la teoría de Bronsted-Lowry; lo mismo se cumple para las bases. Algunas especies, aunque no lleven grupos OH, producen iones OH- en disolución acuosa. La teoría de Bronsted-Lowry justifica el comportamiento de las sustancias que pueden actuar como ácidos y como bases; se dice que dichas sustancias son anfipróticas. (Petrucci, Herring, Madura, & Bissonnette, 2011) Fuerza relativa de ácidos y bases 4 • 1 embudo • Calentador-agitador magnético Equipos: • Gafas • Guantes de Nitrilo Reactivos: • Anaranjado de metilo al 0.10% • Fenolftaleína al 0.10% • HCl • NaOH 5. Procedimiento: 5.1. Medición del ph con indicadores 1. En una gradilla colocar 8 tubos de ensayo y rotular 4 para las soluciones de HCl (reactivo #1) con la identificación ta1, ta2, ta3, ta4 y 4 para las de NaOH (reactivo #2), como tb1, tb2, tb3, tb4. 2. Tomar 10 mL de muestra original de cada reactivo y colocar en el primer tubo de ensayo respectivo. 3. A continuación, prepare diluciones de menor concentración de cada reactivo, de manera que en cada tubo se disminuya la concentración al 10% del anterior. 4. Agregar 3 gotas del indicador adecuado a cada tubo. 5. Compare la decoloración en la escala de pH proporcionada para medir este parámetro y anote sus observaciones en las tablas #1 y #2. 6. Calcule el potencial de hidrógeno teórico y determine el error porcentual de la comparación con el experimental, acto seguido completar las tablas #1 y #2. 5.1. Ensayo de neutralización: Titulación ácido - base 1. Tomar la bureta de 50 mL y llenarla por completo con NaOH, con la ayuda de un embudo. 2. Colocar 10 mL de solución de HCl en un matraz Erlenmeyer de 250 mL y agregar agua destilada hasta completar 50 mL. 3. Agregar 3 gotas de fenolftaleína y agitar el matraz hasta homogenizar la mezcla. 4. Inmediatamente proceda a titular la disolución (figura #1), abriendo la llave de la bureta poco a poco de tal manera que se añada la solución básica, gota a gota, mientras se agita con la otra mano el matraz erlenmeyer, hasta que se aprecie el cambio de color. Anotar el consumo de la base. 5. Realizar el mismo procedimiento para titular ahora la base, empleando el indicador adecuado para su viraje. 6. Determinar la concentración real del ácido y la base en cada caso, repetir la titulación si es necesario para comprobar el rango de viraje, seguidamente completar la tabla #3. 6. Reacciones involucradas: • Reacción ácido fuerte – base fuerte: 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙) 5 7. Resultados: 7.1 Datos iniciales Tabla n.-1. Datos iniciales cualitativos y cuantitativos del proyecto NaOH HCl Concentraciones de solución Madre de NaOH y HCl 0.1 M 0.1 M pH inicial de cada una 1 13 Volumen de solución concentrada para primera disolución (mL) 10 mL Ecuación para calcular concentración de disoluciones 𝐶1𝑉1 = 𝐶2𝑉2 7.2 Cálculos (Prácticas cuantitativas y cualitativas) Ensayo 1.- • Cálculo de la concentración para las soluciones ta = HCL; tb = NaOH Volumen inicial(V1) = 1mL Volumen final (V2) = 10mL Concentración inicial (ta, tb) = 0.1M 𝑛1 = 𝑛2 𝐶1 × 𝑉1 = 𝐶2 × 𝑉2 𝑪𝟐 = 𝑪𝟏 × 𝑽𝟏 𝑽𝟐 𝑡𝑎2 𝑦 𝑡𝑏2: 𝐶2 = 0.1𝑀×1𝑚𝐿 10𝑚𝐿 = 0.01M NaOH y HCl 𝑡𝑎3 𝑦 𝑡𝑏3: 𝐶2 = 0.01𝑀×1𝑚𝐿 10𝑀 = 0.001M NaOH y HCl 𝑡𝑎4 𝑦 𝑡𝑏4: 𝐶2 = 0.001𝑀×1𝑚𝐿 10𝑀 = 0.0001M NaOH y HCL • Cálculo del potencial de hidrógeno (pH): 𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠[𝑯+] = − 𝐥𝐨𝐠[𝑯𝑪𝒍] 𝑡𝑎1: 𝑝𝐻 = − log[0.1] = 1 𝑡𝑎2: 𝑝𝐻 = − log[0.01] = 2 𝑡𝑎3: 𝑝𝐻 = − log[0.001] = 3 𝑡𝑎4: 𝑝𝐻 = − log[0.0001] = 4 𝒑𝑶𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠[𝑶𝑯−] = − 𝐥𝐨𝐠[𝑵𝒂𝑶𝑯] 𝒑𝑯 + 𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟒 𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝒑𝑶𝑯 𝑡𝑏1: 𝑝𝑂𝐻 = − log[0.1] = 1 𝑡𝑏1: 𝑝𝐻 = 14 − 1 = 13 6 𝑡𝑏2: 𝑝𝑂𝐻 = − log[0.01] = 2 𝑡𝑏2: 𝑝𝐻 = 14 − 2 = 12 𝑡𝑏3: 𝑝𝑂𝐻 = − log[0.001] = 3 𝑡𝑏1: 𝑝𝐻 = 14 − 3 = 11 𝑡𝑏4: 𝑝𝑂𝐻 = − log[0.0001] = 4 𝑡𝑏1: 𝑝𝐻 = 14 − 4 = 10 • Porcentaje de error del pH: %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = | 𝑉𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑉𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 𝑉𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 | 𝑥100 HCl 𝑡𝑎1: | 1−1 1 | 𝑥 100 = 0% 𝑡𝑎2: | 2−2 2 | 𝑥 100 = 0% 𝑡𝑎3: | 3−3 3 | 𝑥 100 = 0% 𝑡𝑎4: | 4−5 4 | 𝑥 100 = 25% NaOH 𝑡𝑏1: | 13−13 13 | 𝑥 100 = 0 % 𝑡𝑏2: | 12−11 12 | 𝑥 100 = 0.083 % 𝑡𝑏3: | 11−10 11 | 𝑥 100 = 9.09% 𝑡𝑏4: | 10−9 10 | 𝑥 100 = 10 % Ensayo 2.- • Cálculo de concentración de las soluciones diluidas: Neutralización del HCl Volumen del ácido (𝑉𝐴) = 10 mL Volumen de la base (𝑉𝐵) = 1.2 mL Concentración de la base (𝐶𝐵) = 0.1 M 𝑛1 = 𝑛2 𝐶𝐴 × 𝑉𝐴 = 𝐶𝐵 × 𝑉𝐵 𝐶𝐴 = 𝐶𝐵 × 𝑉𝐵 𝑉𝐴 𝐶𝐴 = 0.1 × 1.2 10 = 0.012 𝑀 Neutralización del NaOH Volumen de la base (𝑉𝐵) = 10 mL Volumen del ácido (𝑉𝐴) = 0.2 mL