Practica 6 quimica 1

Objetivo: Determinar la concentración de una soucion acuosa mediante el uso de otra solución de concentración conocida.

Marco teorico: Las reacciones de neutralización, son las reacciones entre un ácido y una base, con el fin de determinar la concentración de las distintas sustancias en la disolución. Tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciendo sal y agua. Sólo hay un único caso donde no se forma agua en la reacción, se trata de la combinación de óxido de un no metal, con un óxido de un metal.

Ácido + base → sal + agua Las soluciones acuosas son buenas conductoras de la energía eléctrica, debido a los electrolitos, que electrolitos, que son los iones positivos y negativos de d e los compuestos que se encuentran presentes en la la solución. Una buena manera de medir la conductancia es estudiar  estudiar el el movimiento de los iones en una solución. Cuando un compuesto iónico se disocia enteramente, se le conoce como electrolito fuerte. Son electrolitos fuertes por ejemplo el NaCl, HCl, H2O (potable), etc, en cambio, un electrolito débil es aquel que se disocia muy poco, no produciendo la cantidad suficiente de concentración de iones, por lo que no puede ser conductor de la corriente eléctrica. Cuando tenemos una disolución con una cantidad de ácido desconocida, dicha cantidad se puede hallar añadiendo poco a poco una base, haciendo que se neutralice la disolución. Una vez que la disolución ya esté neutralizada, como conocemos la cantidad de base que hemos añadido, se hace fácil determinar la cantidad de ácido que había en la disolución. En todos los procesos de neutralización se cumple con la “ley de equivalentes”, donde el número de equivalentes del ácido debe ser igual al número de equivalentes de la base:

Nº equivalentes Ácido = nº equivalentes Base Los equivalentes dependen de la Normalidad, que es la forma de medir las concentraciones de un soluto en un disolvente, así tenemos que: N= nº de equivalentes de soluto / litros de disolución Deduciendo : nº equivalentes de soluto = V disolución . Normalidad Si denominamos NA, como la normalidad en la solución ácida y NB, la normalidad de la solución básica, así como VA y VB, como el volumen de las soluciones ácidas y básicas respectivamente: NA.VA= NB. VB Esta expresión se cumple en todas las reacciones de neutralización. Ésta reacción se usa para la determinar la normalidad de una de las disolución, la ácida o la básica, cuando conocemos la disolución con la que la neutralizamos, añadimos así, poco a poco un volumen sabido de la disolución conocida, sobre la solución a estudiar, conteniendo ésta un indicador para poder así observar los cambios de coloración cuando se produzca la neutralización. El valor del pH, definido como el  – log[H+], cuando los equivalentes del ácido y de la base son iguales, se le conoce como punto de equivalencia. El punto de equivalencia puede ser práctico, o teórico. En el pH, la escala del 0 al 7, es medio ácido, y del 7 al 14, medio básico, siendo el valor en torno al 7, un pH neutro. Si valoramos la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, el punto equivalente teórico estará en torno a 7, produciéndose una total neutralización de la disolución. En cambio, si se estudia un ácido débil con una base fuerte, la sal que se produce se hidrolizará, añadiendo a la disolución iones OH-, por lo tanto el punto de equivalencia será mayor que 7. Y si es el caso de un ácido fuerte con una base débil, la sal que se produce se hidroliza añadiendo los iones hidronios, siendo asñi el punto de equivalencia menos que 7. Cuanto más cerca se encuentren los valores de los puntos teóricos y prácticos, menor será el error cometido.

Problema: Se encontró en el laboratorio un frasco de acito acético, cuya etiqueta que indicaba su concentración se había perdido; ¿Qué procedimiento sugiere realizar para conocer su concentración?

Procedimiento 

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

 

Verter 10 mL de acido de concentración desconocida en un vaso de precipitado de 250 mL. Medir el pH de la solución con la ayuda delpotenciometro. Agregar 2 gotas de indicador organico (fenolfatelina) y agitar (esta sustancia es incolora en solución acida y cambia a rosado cuando la solución se hace ligeramente básica o alcalina). Titular con NaOH 0.2 M esta solución, agitando constantemente, hasta notar el primer cambio en la coloración del acido (se pone de color rosado),a este punto se le conoce como neutralización. Anotar el volumen empleado de NaOH. Verter la solución anterior al vaso de precipitados de 250 mL limpio y seco, y medir su pH.

Graficos: En esta practica no es posible representar graficos ya que es una practica de análisis cualitativo.

Calculos y resultados. Acido: HCl + NaOH- NaCl + H2O pH 3.4 12mL n=.00028 mol M=?

M=n/L=0.00028 mol/0.012 L=0.023 mol/litro

Base: CH3COOH+ NaOH NaCH3COO +H2O pH 7.3 1.4mL M=0.2 n=?

n=ML=(0.2mol)(0.0014 litro)=0.00028 mol

Conclusiones De acuerdo a nuestra hipótesis planteada, pudimos neutralizar lasolucion y llegamos a la conclusión de que se necesitan 1.4ml de NaOH para poder neutralizar 12 ml de acido acético.

Bibliografia Sugeheidy Carranza y otros, Quimica General, CENGAGE Learning, Mexico 2010, pp 35-40