By TRABAJO PRACTICO N018 TITULACION. FECHA DE REALIZACION: 03/11/2015 DOCENTE: Mantinian, Viviana. OBJETIVOS: 3 Preparación de soluci es Determinar el PH de Determinar la conce concentracion conocida. INFORME DEL TRABAJO DE LABORATORIO gy carolineg706 RHaapR II, 20 IE | 13 pages INFORME DEL TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO NSTITUCION: U. N. A. F- Facultad de Humanidades. Carrera: Profesorado en Fisica. CATEDRA: Fundamento de Química. DATOS DEL ALUMNO: Rolon Sofía Natalia.
Swip next pase g TITULO: PH – de PH. o colorimétrico. un acido de Observar e interpretar el comportamiento de los indicadores. MATERIALES Y REACTIVOS: 2 matraces erlenmeyer de 250ml. Pipeta de 10ml graduada al decimo. Pipeta de lml. 10 tubos de ensayo. Gradilla. Trípode de hierro. Mechero. Tela de amianto. Varilla de vid io. Vidrio reloj. HCI 0. 1 N utilizar un indicador interno, y especificada por la siguiente ecuación de la titulación. A este punto se le llama punto de equivalencia.
En términos generales la reacción entre cantidades equivalentes de ácidos y bases se llama neutralización o reacción de neutralización, la característica de una reacción de neutralización es siempre la combinación de hidrogeniones que proceden el ácido, con hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con liberación de energía calorflca como calor de neutralización y formación de una sal. En una expresión como la siguiente expresión: Ácido + Base Sal + Agua un caso particular sería la reacción entre un ácido fuerte (HN03) y una base débil (Na2C03). HN03 Na2C03 2 NaN03 C02+ H20 Asi pues, la titulación es un proceso en el cual la solución estándar (del patrón primario) se combina con una solución de concentración desconocida para determinar dicha concentración, a curva de titulación es la gráfica que indica como el pH de la solución cambia durante el transcurso de la misma (el pH se gráfica contra el volumen de base o ácido agregado). Entonces podría entenderse como final de la titulación al momento en que el pH llegase a 7, sin embargo, esto está en función de la «fuerza» del ácido o la base que se están titulando.
Así cuando la neutralizacion se produce entre un ácido fuerte y una base fuerte. El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones han sido neutralizados. Por otra parte, cuando la reacción ocurre entre 2 3 s 7 ya que todos los iones han sido neutralizados. por otra parte, cuando la reacción ocurre entre una base fuerte y un ácido débil, el anión del ácido sufre una hidrólisis, por lo que el pH al que ocurre la neutralización es mayor que 7.
Y en la situación contraria, entre ácido fuerte y una base débil, el catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es menor que 7. Para determinar éste punto (de equivalencia), podemos utilizar la cuma de titulación potencio métrica de la reacción ácido- básica cuya gráfica resulta del pH del sistema contra volumen de ?cido o de base agregados en la titulación. En las titulaciones se pueden utilizar indicadores internos.
Los indicadores son compuestos orgánicos de estructura compleja que cambian de color en solución a medida que cambia el pH. A continuación se describen algunos de ellos. INDICADOR COLOR ACIDO RANGO DE pH DEL CAMBIO DE COLOR COLOR ALCALINO Azul de timol Rojo 1. 2 -2. 8 Amarillo Anaranjado de metilo 3. 1 —4. 5 Verde de bromocresol 3. 8 – 5. 5 Azul Rojo de metilo 4. 2 – 6. 3 Papel de tornasol 3 3 equivalencia, solo se requiere observar el cambio de coloración de la solución para concluir el final de la reacción y hacer las ediciones correspondientes.
Las titulaciones potenciométricas al igual que en el caso anterior, son un proceso en el cual la solución estándar (del patrón primario) se combina con una solución de concentración desconocida para determinar dicha concentración, la curva de titulación es la gráfica que indica como el pH de la solución cambia durante el transcurso de la misma (el pH se gráfica contra el volumen de base o ácido agregado). Para determinar el punto de equivalencia, podemos utilizar la cuwa de titulación potenciométricas de la reacción ácido-básica.
Como se observa, la concentración de los iones hidronio, antes de agregar el ácido y comenzar la titulación corresponde a la concentración de iones hidronio de la solución de la base débil. A medida que se agrega el ácido, la base débil se transforma en su sal, la solución contiene la base débil y la sal del ácido fuerte, y por consiguiente está amortiguada. El primer punto de equivalencia corresponde a un volumen agregado de ácido, el cual ha neutralizado únicamente una carga del carbonato, y es hasta el segundo punto, donde el carbonato de sodio pierde sus propiedades. Está neutralizado.
La valoración del carbonato sódico no puede realizarse con la exactitud que exige una normalización; por ello se valora siempre el segundo equivalente de hidrógeno. De acuerdo con la reacción anterior. Y en función de la ecuación siguiente: Si 4 3 Si en éste proyecto experimental, se utilizara una base 0. 1 N, en un volumen de 50 mL, ésta será neutralizada con 25. 0 mL de ácido. Desde el punto de vista experimental la problemática se reduce a la determinación del volumen del reactivo titulante, es obvio que éste es el correspondiente a las condiciones del istema, estamos hablando de la pureza del reactivo a titular.
Por lo tanto, a manera de hipótesis, se establece que la normalidad del ácido es 0. 2 N al reaccionar en éste sistema. ¿Qué es un acido? Es toda sustancia que se ioniza en agua y es capaz de ceder protones o iones hidrógenos. ¿Qué es una base? Es toda sustancia que en solución acuosa es capaz de ceder oxidrilos o iones de oxidrilo- Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados.
Nació cerca de Uppsala, studió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura.
Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua produc(a un exceso de iones hidroxilo, definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería: La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo.
La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma eneral como sustancias que, en solución acuosa. Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar. Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo. Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición. La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad p 6 3 neutraliza una base. ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas. Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales ue las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa, Tienen un sabor amargo. Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto. Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul. Reaccionan con los ácidos formando agua y sales.
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas. Ácidos y bases de Arrhenius: Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua. Las bases liberan iones hidróxido en agua. Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente.
Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química. La histori 7 3 California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón – punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido – base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son: Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoria de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden l modelo ácido – base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted – Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa. Escala de pH La acidez o alcalinidad de una sustancia se encuentra en fun 8 3 solución acuosa. La acidez o alcalinidad de una sustancia se encuentra en función de la concentración de los iones hidronio [H30+] que se encuentran al diluir una sustancia en agua.
Debido a que los valores de [H+] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños y difíciles de comparar, en 1 g09 el químico danés Sbren Sõrensen propuso una alternativa para expresar la concentración de los iones hidronio [H30+] sugiriendo que en lugar de utilizar números decimales o exponenciales se utilizara una transformación logarítmica de la concentración molar que llamó pH y lo definió como el logaritmo negativo de la concentración molar (mas exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.
Ahora bien, por analogía el POH se describe como el logaritmo egativo de la concentración de iones oxhidrilo (o hidroxhilo). uno junto al acido clorhídrico y se mezclo con cuidado. 6) Se midió con una pipeta Inll de la solución del tubo uno y se la colocó en el tubo dos, luego se procedió a agregar 9ml de agua destilada. ) Se procedió a repetir el procedimiento anterior hasta el tubo 5. 8) Se introdujo en cada tubo un trocito de papel tornasol. Se observo el color y se calculó el PH. 9) Los datos y observaciones se registraron en la siguiente tablal . TABLAI . SOLUCIONES DE HCI tubos 2 3 4 5 Disolución 0,01 0,001 0,0001 0,00001 0,000001 6 Color ruo naranja 0 DF 13
