UNIVERSIDAD DE LA COSTA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS ÁREA DE LABORATORIO DE QUIMICA
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE Y ACIDO FUERTE CON UNA BASE DEBIL Indira Algarín Molina
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Yarlis Tilano Algarín
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Caroline Hernández Pineda
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Emily Franco Ríos
[email protected] Resumen: En el presente informe Utilizamos la titulación acido base para poder observar la conducta de una reacción de neutralización para así poder identificar el punto final de la titulación con la ayuda de los indicadores de pH. Atraves de el procedimiento en donde se realizo el montaje con la bureta que contenía la base (NaOH) y el erlenmeyer que contenía la solución del acido clorhídrico; se logro ver el cambio de pH a los 8 ml el cual fue de 9,53. Palabras claves: Acido, neutralización, pH, titulante.
analito,
base,
Abstract: This report used the acid base titration to observe the conduct of a neutralization reaction in order to identify the end point of the titration with the help of indicators of pH. through procedure where the burette assembly containing the base (NaOH) and the flask containing the solution of hydrochloric acid was performed ; will get to see the change of pH at 8 ml which was 9.53 . Keywords: Acid, analyte, base, neutralization, pH, titrant.
1. INTRODUCCIÓN En esta práctica de laboratorio que se dividió en dos experiencias; se conoció el proceso de neutralización de un acido fuerte y una base fuerte y un acido fuerte con una base débil, teniendo en cuenta la titulación o valoración de un procedimiento analítico por medio del cual se tiene un balance de la capacidad determinada de cada sustancia al mezclarse con un reactivo y produciendo una solución problema; Teniendo como objetivos la titulación acido base para observar el comportamiento de un acido fuerte frente a una base fuerte aprendiendo a identificar el punto final de la titulación utilizando indicadores para así construir la curva de titulación base fuerte acido fuerte. Teniendo en cuenta los objetivos de la segunda experiencia se utilizo la titulación acido-base para observar e comportamiento de un acido fuerte frente a una base débil y así construir la curva de titulación de acido fuerte-base débil
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES Según la teoría de Arrhenius el grado de disociación a, da idea la cantidad de moléculas que se encuentran disociadas y los ácidos y las bases pueden ser clasificados como fuertes o débiles, de acuerdo con este grado de disociación. Los ácidos y bases que son electrolitos fuertes, es decir, que están totalmente disociados en la disolución se consideran ácidos y bases fuertes.
UNIVERSIDAD DE LA COSTA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS ÁREA DE LABORATORIO DE QUIMICA En 1909, el químico danés Soren Peter Lauritz Sorensen propuso expresar la concentración de hidronio introduciendo el concepto de índice de hidrogeno o pH, que se define como el logaritmo del inverso de la concentración de hidronio que contiene un líquido. El pH es el algoritmo decimal de la concentración de iones H2O+ cambiando de signo. Cuanto mayor es el carácter acido de una sustancia, menor es su pH. Cuanto mayor es el carácter básico de una sustancia, mayor es su pH. [1]
La titulación o valoración de soluciones tiene como principal objetivo determinar la concentración de una solución ácida o básica desconocida denominada solución analizada. Esto se logra a través de la adición de pequeños volúmenes de una solución ácida o básica de concentración conocida la solución valorada a la solución analizada. El proceso se basa en la neutralización que se lleva a cabo entre las dos soluciones, ya que una es ácida y la otra es básica. [3]
ÁCIDOS
Es un grafico del pH frente al volumen del valorante; la mayoría de las curvas de valoración se construyen fácilmente midiendo el pH durante la valoración con un pH-metro y representándolo en un grafico. [4]
Los ácidos son sustancias que se ionizan en disoluciones acuosas para formar iones hidrogeno, por lo que incrementa la concentración de iones H+ (ac). Debido a que el átomo de hidrogeno consiste en un protón y un electrón, el H+ es simplemente un protón. Por lo tanto, los ácidos son conocidos frecuentemente como donadores de protones. Los modelos moleculares de tres ácidos comunes, HCI, HNO3 y CH3COOH, aparecen al margen. [1]
CURVA DE VALORACION DE pH.
BASES Las bases son sustancias que aceptan (reaccionan con) iones H+. Las bases producen iones hidróxido (OH-) cuando se disuelven en agua. Los compuestos de hidróxidos iónicos, como el NaOH, KOH y Ca (OH) 2, se encuentran entre las bases más comunes. Cuando se disuelven en agua, se disocian en sus iones componentes, e introducen iones OH- en la disolución. [1]
ÁCIDOS Y BASES FUERTES La química de una solución acuosa con frecuencia depende de manera crucial del pH de la disolución. Por lo tanto es importante analizar cómo se relaciona el pH de las disoluciones con las concentraciones de ácidos y bases. Los casos más sencillos son aquellos que involucran a ácidos y bases fuertes. Los ácidos y las bases fuertes son electrolitos fuertes que existen en disolución acuosa completamente como iones. Hay en realidad pocos ácidos y bases fuertes comunes. [2]
TITULACION ACIDO – BASE.
Figura 1: Curva de titulación de pH Fuente: http://quimipage.galeon.com/
BASES DEBILES Son electrolitos débiles que son aceptores pobres de protones formando pocos iones en la disolución. Una de estas bases es el amoniaco NH3 que se emplea como productos de limpieza. [5]
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3. DESARROLLO EXPERIMENTAL.
Figura 2: Cambio de color en la solución al agregar la base
MATERIALES Y REACTIVOS
Fuente: Propia
Soluciones de HCl, NaOH NH3 0,1M 2 Matraces de 200ml Pipetas Montaje para titulación (bureta, soporte, pinzas) Erlenmeyer Medidor de pH, Fenolftaleína, Beaker de 200ml Embudo de vidrio
PROCEDIMIENTO En la primera parte se tomo 30 ml de la solución de NaOH a 0.1M y se coloco en un Beacker, luego se tomo 10 ml de HCl y se embaso en el erlenmeyer, inmediatamente se paso la solución de NaOH para el montaje de la bureta, después en la solución de HCl se agregaron 2 gotas de fenolftaleína y se llevo a medir el pH inicial, posteriormente se empezó a agregar milímetro a milímetro la base (NaOH) en el erlenmeyer repitiendo así el proceso hasta que cambiara su pH y así tabular los datos obtenidos y registrar las observaciones.
En la segunda parte se utilizó 10 ml de amoniaco (NH3) a 0,1M y se colocó en un Erlenmeyer luego en un Becker se tomó 125 ml de la solución HCL y se pasó a la bureta, luego a la solución de NH 3se la agregaron 2 gotas de fenolftaleína y se llevó a tomarle el pH inicial, después se empezó a agregar 1ml hasta que la solución cambiara de color para así proceder a agregar de 2ml y medir el pH de la solución.
Figura 3: Medición del pH de la solución. Fuente: Propia
Figura 4: Medición del pH inicial de la solución de NH3 Con fenolftaleína y HCl.
Fuente: Propia
UNIVERSIDAD DE LA COSTA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS ÁREA DE LABORATORIO DE QUIMICA Figura 5: Agregación del HCl a la solución de NH3.
Grafica 1: pH Vs NaOH con los datos obtenidos en el laboratorio.
Fuente: Propia
4. CÁLCULO Y ANÁLISIS 1. Realice una tabla con los datos obtenidos de volumen y de pH. V (NaOH) 0 ml 2 ml 4 ml 6 ml 8 ml 10 ml 12 ml 14 ml
pH 1,08 1,21 1,38 1,58 9,53 11.54 11,75 11,92
Tabla 1: Datos obtenidos en el laboratorio.
V (NH3) 0ml 1ml 2ml 4ml 6ml 8ml 10ml 12ml 14ml 16ml
pH 9,37 3,36 1,77 1,56 1,45 1,36 1,31 1,29 1,25 1,22
Tabla 2: Datos obtenidos en el laboratorio. 2. Construya la mejor curva de titulación del pH vs NAOH, con los datos obtenidos, compárela con la que se encuentra en la literatura y mencione 2 características o aspectos resultantes de la comparación
Comparando las graficas se puede decir que es parecida, pero en su punto de equivalencia se mantiene más definido ya que el cambio de pH se dio a los 8 ml
3. Según la ecuación de neutralización VaCa=VbCb, ¿Qué cantidad de base debió consumirse teóricamente, durante la titulación experimental? y ¿Qué cantidad de acido debió consumirse teóricamente, durante la titulación experimental?
Para esta experiencia se tomaron los siguientes cálculos:
VaCa=VbCb
10 ml HCl ˣ 0,1 M =8 ml NaOH ˣ 0,1 m Vb=
10 ml HCl× 0,1 M =10 ml 0,1 M
Teóricamente se debió consumir 10 ml de base, pero como toda experiencia existen errores porcentuales. En este caso hubo un factor el cual altero la solución. Debido a esta anomalía el ph cambio a 8 ml de solución.
4. ¿Cuál es la importancia práctica de los procesos de titulación o neutralización? Explique claramente Se puede decir que la titulación es un de las técnicas para determinar la concentración de una solución mediante el uso de otra solución de concentración conocida y su neutralización es la reacción de una base con un acido formando sales.
5. ¿Por qué se agrega el acido a la base y no al revés? Sustente su respuesta.
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5. CONCLUSIÓN. Para terminar se puede decir que depende de la neutralización que presente el acido y la base fuerte que se titulo tomando como analito el acido y como titulante la base, se presento un cambio de pH a los 8 ml en comparación con lo que dijo la docente que podía cambiar; puesto que en la segunda experiencia donde se tomo como analito la base y como titulante el acido se logro ver un cambio al momento de agregar las gotas de fenolftaleína por tal razón se concluye que una de las formas de comprender una reacción de neutralización se da atraves de la curva de valoración de ph ya que en esta se ve las características de este tipos de reacciones; también se conoció en la primera practica que cuando cambio de color la solución, el pH-metro aumento la medida y se mantuvo vigente en la toma de las siguientes llegando a una medida de 11,92 con 14 ml del titulante en la solución; ya que en la segunda practica se vio el cambio de Ph al instante que se le agrego las gotas de fenolftaleína dando como Ph inicial 9,37
6. BIBLIOGRAFÍA. [1] A. Garritz, L. Gasque, A. Martínez, “Química Universitaria”, Editorial Pearson, Pag (572-575), México, 2005. [2] T. Brown, H. Lemay, B. Bursten, C. Murphy, “Química la ciencia central” Editorial Pearson, Decimo primera Edición, Pag (128-129,679), México, 2009. [3] R. Petrucci, F. Herring, J.Madura, L. Bissonette. “Química General”, Editorial Person, Decima Edición, Pag (762), Madrid, 2011. [4] R. Montalvo. “Titulación Acido-Base”, tomado 06 Marzo 2015, Disponible en: http://Hvmontalvo.galeon.com/enlaces203030/html [5] K. C. Timberlake. “Química una introducción a la química general orgánica y biológica” Editorial Pearson, Decima Edición, Pag (289), Madrid, 2011.
