Practica 6 Ácidos y Bases, Monografías, Ensayos de Química

¡Descarga Practica 6 Ácidos y Bases y más Monografías, Ensayos en PDF de Química solo en Docsity! LABORATORÍO DE QUÍMICA GENERAL INFORME: TÍTULO DE LA PRÁCTICA: “ÁCIDOS Y BASES” INTEGRANTES: IVANA NICOLE SALAZAR PRIETO MARÍA ANDREA SUÁREZ MONCADA PARALELO: 403 PROFESOR: ADRIANA DE LOS ANGELES ALVARADO RAMÍREZ FECHA DE PRESENTACIÓN: 10/01/2019 GUAYAQUIL - ECUADOR 1 1. Título del Informe “Ácidos y Bases.” 2. Objetivos: 2.1 Objetivo General: Determinar el pH de diferentes sustancias mediante el uso de indicadores para la determinación de concentración de disoluciones ácidas y básicas. 2.2 Objetivos Específicos:  Determinar el pH de disoluciones acidas y básicas para la comprensión de la relación que existe entre el pH, la acidez y la basicidad.  Comparar los valores de pH teóricos con aquellos obtenidos mediante la escala de pH del indicador correspondiente para la determinación del error porcentual.  Desarrollar satisfactoriamente el procedimiento de titulación para la comprensión de la neutralización de un ácido. 3. Marco teórico: Definición de ácido y base según Arrhenius: las reacciones ácido-base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en disolución acuosa formando cationes hidrógeno (H+), reconocidos posteriormente como ion hidronio (H3O+), y las bases de Arrhenius, que forman aniones hidroxilo (OH−). (Miessler, L. M., Tar, D. A., 1991) Definición de ácido y base según Bronsted-Lowry. Se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" cationes hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan". (Clayden, J., Warren, S., et al. 2000) Definición de ácido y base según Lewis. En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define una base (llamada base de Lewis) como un compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.( Meyers, R. 2003) Ilustración 1 Comparativas de diferentes teorías de ácidos y bases 4  Colocar 10 mL de solución de HCl en un matraz Erlenmeyer de 250 mL y agregar agua destilada hasta completar 50 mL.  Agregar 3 gotas de fenolftaleína y agitar el matraz hasta homogenizar la mezcla.  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.  Realizar el mismo procedimiento para titular ahora la base, empleando el indicador adecuado para su viraje.  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. Cálculos: 6.1 Datos iniciales Reacción involucrada. NaOH→ Na+ + OH- HCl→ H+ + Cl- NaOH (ac)+HCl (ac) → NaCl(ac) + H2O(l) Tabla 1: Datos Iniciales. Tabla #1. Datos iniciales en la verificación de pH. Concentraciones de solución Madre de NaOH y HCl 0.1M 0.1M pH inicial de cada una 1 13 Volumen de solución concentrada para primera disolución (mL) 10mL Ecuación para calcular concentración de disoluciones C1V1=C2V2 Tabla 1. Muestra los datos iniciales del experimento Tabla # 2. Datos iniciales en los ensayos de neutralización. Muestra pH inicial pHfinal Volumen de muestra(mL) Volumen consumido en titulación (mL) Indicador empleado NaOH 13 7 10mL 13mL Fenolftaleina HCl 1 8 10mL 7.7mL Fenolftaleina Tabla 2. Muestra los datos iniciales para el ensayo de neutralización. 5 6.2 Cálculos (Prácticas cuantitativas y cualitativas)  Cálculo de pH teórico para el ensayo 1: Medición de pH con indicadores  pH del HCl Tubo de ensayo 1 Concentración: 0.1M 𝑝𝐻 = −log⁡(𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛⁡𝐻+) 𝑝𝐻 = −log⁡(0.1) 𝑝𝐻 = 1 Tubo de ensayo 2 Concentración: 0.01M 𝑝𝐻 = −log⁡(𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛⁡𝐻+) 𝑝𝐻 = −log⁡(0.01) 𝑝𝐻 = 2 Tubo de ensayo 3 Concentración: 0.001M 𝑝𝐻 = −log⁡(𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛⁡𝐻+) 𝑝𝐻 = −log⁡(0.001) 𝑝𝐻 = 3 Tubo de ensayo 4 Concentración: 0.1M 𝑝𝐻 = −log⁡(𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛⁡𝐻+) 𝑝𝐻 = −log⁡(0.0001) 𝑝𝐻 = 4  pH del NaOH  Tomando en cuenta que: pOH+pH=14 Tubo de ensayo 1 Concentración: 0.1M 𝑝𝑂𝐻 = −log⁡(𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛⁡𝑂𝐻−) 𝑝𝑂𝐻 = −log⁡(0.1) 𝑝𝑂𝐻 = 1 𝑝𝑂𝐻 = 13 Tubo de ensayo 2 Concentración: 0.01M 𝑝𝑂𝐻 = −log⁡(𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛⁡𝑂𝐻−) 𝑝𝑂𝐻 = −log⁡(0.01) 6 𝑝𝑂𝐻 = 2 𝑝𝑂𝐻 = 12 Tubo de ensayo 3 Concentración: 0.001M 𝑝𝑂𝐻 = −log⁡(𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛⁡𝑂𝐻−) 𝑝𝑂𝐻 = −log⁡(0.001) 𝑝𝑂𝐻 = 3 𝑝𝑂𝐻 = 11 Tubo de ensayo 4 Concentración: 0.0001M 𝑝𝑂𝐻 = −log⁡(𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛⁡𝑂𝐻−) 𝑝𝑂𝐻 = −log⁡(0.0001) 𝑝𝑂𝐻 = 4 𝑝𝑂𝐻 = 10  Cálculo de error experimental %𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = | 𝒑𝑯𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍 − 𝒑𝑯⁡𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐 𝒑𝑯𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐 | ∗ 𝟏𝟎𝟎 HCL Tubo de ensayo 1: %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = | 1 − 1 1 | = 0 Tubo de ensayo 2: %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = | 2 − 2 2 | = 0 Tubo de ensayo 3: %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = | 3 − 3 3 | = 0 Tubo de ensayo 4: %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = | 4 − 4 4 | = 0 NaOH Tubo de ensayo 1: %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = | 12 − 13 13 | ∗ 100 = 7.69% 9 Tabla#4. Resultados del ensayo de neutralización Muestra Concentración teórica(M) Concentración Experimental(M) pHteórico pH experimental %error pH HCl 0,1 0,077 1 1.11 11% NaOH 0,1 0,13 13 13,13 1% Tabla 4. Muestra la concentración y el pH obtenidos experimentalmente comparado a los datos teóricos. 8. Análisis de Resultados Para el primer ensayo se midió el pH usando indicadores. Un indicador ácido-base, como ya se mencionó dentro del marco teórico, es una sustancia colorida que por sí misma puede estar en forma de ácido o de base, es decir cambia de color dependiendo de qué tan alto o bajo sea el pH de la sustancia. (Brown, Lemay Jr., Bursten, Murphy, & Woodward, 2014). Para los tubos de ensayo que contenían el ácido clorhídrico (HCl) se utilizó el indicador “anaranjado de metilo”. El anaranjado de metilo tiene un rango de color de rojo a amarillo, se muestra rojo para pH bajos, y cambia desde naranja hasta amarillo conforme se aumenta el pH. Este indicador es usualmente utilizado en el intervalo de pH de 3 a 5 (Brown, Lemay Jr., Bursten, Murphy, & Woodward, 2014), y por eso, su uso en los tubos de ensayo que contenían el ácido. La relación entre pH, acidez y basicidad es tal que un pH bajo usualmente de 1 a 6 representa una sustancia ácida, un valor de pH 7 representa una sustancia neutra, y un pH de 8 a 14, representa una sustancia básica. Es decir, un pH muy bajo es sinónimo de una sustancia altamente acídica y un pH muy alto es sinónimo de una sustancia muy básica. Se puede observar que en la primera parte de la Tabla#3, que corresponde a los datos para el HCL, la coloración presentada por los tubos de ensayo 1,2,3 y 4, evidencia la teoría descrita en el párrafo anterior. El tubo de ensayo 1, que tuvo un pH de 1, y por ende, fue el más ácido, mostró un color rojo intenso, los tubos 2 y 3, en cambio mostraron una coloración más cercana al naranja, y finalmente, el último tubo de ensayo, que tenía un pH de 4 (menos ácido) tuvo una coloración amarilla. Para esta parte de la prueba se obtuvo en un porcentaje de error de 0% en todos los tubos de ensayo. Esto demuestra que el procedimiento fue realizado de manera correcta, y que a pesar de que observar el valor de pH dentro de la escala del anaranjado de metilo es bastante subjetivo, (ya que depende de la elección de color que haga el observador), los colores obtenidos fueron lo suficientemente claros como para poder determinar de manera precisa los valores del pH. Para este mismo ensayo (medición de pH con indicadores) se utilizó el “amarillo de alzarina” para los tubos de ensayos que contenían hidróxido de sodio (NaOH). El rango de 10 color del amarillo de alzarina, que es usualmente utilizado en intervalos de pH de 10 a 12 ( (Brown, Lemay Jr., Bursten, Murphy, & Woodward, 2014) va de amarillo a rojo conforme se aumenta el pH. Como se puede observar en la segunda parte de la Tabla#3, el tubo de ensayo 1, que fue el más básico, con un pH de 13, presentó una tonalidad rojo intenso; los tubos 2 y 3, en cambio mostraron tonalidades naranja; y finalmente, el tubo de ensayo 4, que fue el menos básico, con un pH de 10, tuvo un color amarillo muy tenue. A diferencia de la primera parte de este ensayo, este segmento si presento errores. Para el tubo de ensayo 1, se obtuvo un error de 7,69%; para el tubo de ensayo 2, se obtuvo un error del 8,33%; para el tubo de ensayo 3, un error del 9,09%, y para el último tubo de ensayo, se obtuvo un error del 10%. Dado que estos porcentajes de error no superan el 10%, esto refleja que ningún valor experimental estuvo drásticamente alejado de su correspondiente valor teórico. Sin embargo, la presencia de estos errores, se deben a la subjetividad sujeta a la determinación del pH dentro de la escala del indicador , pues para el tubo de ensayo 4, que fue el que presento el mayor error, los colores amarillos eran sumamente similares para los valores de pH del 8 al 10 en la escala del indicador, y por ende, era complicado saber que pH era el que el color dentro del tubo de ensayo reflejaba. Así mismo con los demás tubos, los colores eran muy similares, y por esta razón, existió una falta de precisión al escoger el pH de cada concentración de NaOH. Con respecto al segundo ensayo, que fue la neutralización: titulación ácido-base, primero se realizó la neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio. Durante esta parte del ensayo, se agregó tres gotas de fenolftaleína a los 10Ml de HCl que se encontraban dentro del matraz de Erlenmeyer. El uso de la fenolftaleína se debe a que, para soluciones con un Ph menor a 8(aproximadamente) está no indica ningún color, es decir la solución se muestra incolora. Al neutralizar el ácido clorhídrico con el NaOH, que es una base, el HCl comienza a “perder acidez” y por ende su pH incrementa; cuando se llega al punto de equivalencia, se produce un cambio de color: la fenolftaleína ahora indica un lila claro. Esto se evidenció en el momento en que se consumió 7.7mL de NaOH y se produjo el viraje (cambio de color) e inmediatamente se detuvo la titulación. Como se puede observar en la Tabla#2, se anotó un pH final de 8 para el HCl, pues para la fenolftaleína, en este valor se da el cambio color. Para la otra titulación, se tituló el NaOH usando HCL dentro de la bureta, el proceso fue el mismo, pero el uso de la fenolftaleína fue un poco diferente. La fenolftaleína presenta una coloración violeta intensa para valores de pH mayores a 9, y por ende al agregarla a la solución de NaOH, estaba tomaba ese color. Al titularlo con HCl, se sabía que se había llegado al punto de equivalencia, cuando el NaOH, había aumentado su acidez, y por ende la fenolftaleína indico un cambio de color de violeta a incoloro. En este momento se detuvo 11 la titulación. Como se puede observar en la Tabla#2, se anotó un pH final de 7 para el NaOH pues, el viraje de violeta a incoloro se da cuando el pH baja hasta 7. La finalidad de la titulación, tomando en cuenta que se conoce la concentración y volumen de la sustancia que usa para titular, se pueda determinar la concentración de aquella sustancia que está siendo titulada. Con respecto a esto, y como se muestra en la Tabla#4, se obtuvo una concentración de 0,077M para el HCl,, que no está alejada de la concentración real que era de 0,1M. El pH experimental para el HCl fue de 1,11 y el teórico fue de 1. Estos datos resultaron en un porcentaje de error del 11%, el cual no es alto, y refleja que no existieron mayores problemas al realizar la titulación. Sin embargo este porcentaje se puede acreditar al momento en que se llega al viraje, pues en el experimento se llegó a una tonalidad lila y en ese momento se detuvo la titulación; en realidad, la solución de HCl debería de ser de un lila casi incoloro, el cual es complicado de alcanzar, puesto que incluso una gota más del NaOH, puede hacer que el viraje cambié drásticamente a un violeta intenso. Con respecto al NaOH (ver Tabla#4) se obtuvo una concentración de 0,13, que fue muy cercana a la concentración real que era de 0.1M. El valor de pH experimental fue de 13,13 y el real fue de 13. Estos datos resultaron en un porcentaje de error mínimo de 1%, que refleja que no existieron mayores complicaciones al momento de realizar el procedimiento, y que se alcanzó el punto de equivalencia de una manera altamente precisa. 9. Conclusiones En conclusión, se pudo determinar efectivamente el pH de diferentes concentraciones de ácido clorhídrico y de hidróxido de sodio, además se logró comprender la relación entre pH, acidez, y basicidad. Un pH bajo usualmente de 1 a 6 representa una sustancia ácida, un valor de pH 7 representa una sustancia neutra, y un pH de 8 a 14, representa una sustancia básica. Es decir, un pH muy bajo corresponde a una sustancia ácida y un pH muy alto corresponde a una sustancia muy básica. Durante la primera parte de la práctica, se pudo observar que los indicadores actúan conforme a su rango de pH. Para los tubos de ensayo que contenían el HCl, se utilizó el indicador “anaranjado de metilo” el cual es usado más comúnmente en intervalos de valores de Ph de 3 a 6 (por eso se lo uso para el ácido) (Brown, Lemay Jr., Bursten, Murphy, & Woodward, 2014), y muestra un rango de color de rojo a amarillo. Efectivamente, el tubo de ensayo 1 que era el más ácido, con un pH de 1 mostró la coloración roja, los tubos de ensayo 2 y 3, con valores de pH de 2 y 3, mostraron tonalidades naranjas y el último tubo de ensayo, que fue el menos ácido, presento la coloración amarilla. Para los tubos de ensayo que contenían el NaOH, se utilizó el indicador “amarillo de alizarina”, cuyo intervalos de valores de pH esta entre 10 y 13 (Brown, Lemay Jr., Bursten, Murphy, & Woodward, 2014), y por ende es efectivo en soluciones básicas. Este indicador