Caractrización de ácidos y bases. Мedición de pH

PRÁCTICA 6. CARACTRIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIÓN DE pH

OBJETIVOS

Caracterizar una solución como ácida o básica utilizando un indicador ácido – básico.

Estimar el pH de una solución con base en la coloración del indicador.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS:

Tubos de ensayo, Gradilla, Agitador, Frasco lavador

Ácido Clorhídrico (HCl) 0.1M

Ácido cítrico 0.1M

Amoníaco NH3 OH

Hidróxido de sodio (NaOH) 0.1M

Ácido acético CH3 COOH 10%

Agua,

Detergente

Extracto de repollo morado elaborado en el laboratorio con alcohol etílico.

TABLA DE DATOS Y RESULTADOS:

Solución Rojo de metilo Fenolftaleína Azul de bromo timol Azul de timol Naranja de metilo Estimado Papel indicador universal

HCL 0,1M Rosado intenso transparente Amarillo Rosado claro Rosado 1 1

Acido Aceitico

0,1M Rosado intenso Blanco Amarillo Amarillo claro Rosado 2,87 4

Amoniaco 0,1M Amarillo intenso Rosado intenso Azul claro Azul claro Amarillo claro 11,13 11

Hidróxido de sodio 0,1M Amarillo Rosado intenso Azul intenso azul claro Amarillo claro 13 13

Agua destilada Amarillo intenso Transparente Azul cielo Amarillo Amarillo 7 7

Agua de canilla Amarillo intenso transparente azul Amarillo claro amarillo 7 7

ANALISIS DE LA TABLA

Con ácido como HCL, CH3COOH da un color rosado, con bases como hidróxido sodio y hidróxido de magnesio da una tonalidad de verde característica. Las otras tonalidades de las demás sustancias se dan por ser con carácter acido de mayor pH (como el etanol) o con carácter básico con mayor pH que el neutro.

DESARROLLO PREGUNTAS

Explicar las diferencias del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético; entre el amoníaco y el hidróxido de calcio y entre las soluciones caseras.

Ácido clorhídrico y el ácido acético la diferencia es que ácido clorhídrico es un poco más de carácter ácido que el ácido acético.

Amoníaco y el hidróxido de sodio la diferencia es que el hidróxido de calcio es más de carácter básico que el amoníaco.

Soluciones caseras se puede ver que la mayoría son de carácter acido, las únicas que son de carácter básico son: la sal de frutas, el detergente y el agua.

. De los reactivos registrados en la tabla 7, identifique los ácidos y bases fuertes, por qué reciben ese nombre?

Solo es el HCL: acido fuerte

El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, ya que se disocia completamente en agua.

Los reactivos ácidos son: el amoníaco y el ácido acético.

Las reactivas bases son: el hidróxido de sodio.

Reciben ese nombre porque:

Los ácidos son sustancias que:

-Colorean de forma característica a ciertas sustancias llamadas "indicadores".

-En disolución diluida tienen sabor picante característico, pero si están concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos.

Las bases

-En disolución, presentan sabor amargo (a lejía); también destruyen los tejidos vivos y conducen la corriente eléctrica.

-Anulan ("neutralizan") el efecto de los ácidos.

Calcule el pH de la solución de HCI 0,1 M (ácido fuerte).

Solución 0.1M de HCI pH?

HCI: Ácido fuerte → [H+] = 0.1 = 10-1

pH = -log [H+] = -log (10-1) = -1 (-1)

pH = 1

Calcule el pH de la solución 0.1M de ácido acético (Ka = 1.8x10-5)

Ácido acético 0.1M Ka=1.8x10-5

CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

Inicial 0.1 0 0

Reacciòn –x +x +x

Equilibrio0.1-x x x

Ka = [CH3COO-] [H+]

[CH3COOH]

Ka = x . x = x2 = 1.8*10-5 = x2

0.1-x 0.1-x 0.1

1.8 x 10-5 x 10-1 = x2

1.8 x 10-6 = x2

X = √1.8x10-6 X = 1.34x 10-3 = [H+]

pH = - log[H+] = - log(1.34x10-3) = 2.87 pH = 2.87

Calcule el pH de la solución de NaOH 0.1 M (base fuerte)

pH=? NaOH → 0.1M

NaOH → Base fuerte → [OH-] = 0.1

pOH = -log [OH-] = - log (10-1)

pOH = 1 pH + pOH = 14 → pH = 14 – pOH pH = 14 -1 → pH = 13

Calcule el pH de la solución de NH4OH 0.1M (Ka = 1,75x 10-5).

NH4OH → 0.1M pH =?

Ka = 1.75 x 10-5

NH4OH Base dèbil

NH4OH ↔ NH4+ + OH

Inicio 0.1 0 0

Reacciones –x +x +x

Equilibrio 0.1-x x x

Ka = [NH4+] [OH-] = x . x = 1.75 * 10-5

[NH4OH] 0.1-x

X2 = 1.75 * 10-5 * 0.1

X2 = 1.75 * 10-5 * 10-1 = 1.75 *10-6

X = √1.75 * 10-6 = 1.32 * 10-3

[OH-] = 1.32 * 10-3

pOH = -log(1.32 * 10-3)

pOH = +2.879 pH = 14 - pOH

pH = 14 – 2.879 pH = 11.12

POSIBLES FUENTES DE ERROR:

La capacidad de percepción de aspectos cualitativos de las muestras que se midieron, puede ser diferentes para cada observador.

Contaminación de sustancias por analizar con otras extrañas a ellas; a acusa de elementos como la pipeta o el agitador de vidrio.

Reactivos pasados o vencidos.

CONCLUSIONES

Los indicadores cualitativos, aquellos que se refieren a cualidades. Se trata de aspectos que no son cuantificados directamente (percepciones o juicio).

Los indicadores permiten medir cambios en la condición de basicidad y acidez.

Para el NaOH y el Mg (OH)2 como base que son, se dan tonalidades de azul o verde, poseen un pH mayor que el neutro (7).

El NH3 es una base débil, tiene un pH alto, el agua es la base más débil, lo mismo que es un acido demasiado débil y su pH =poH e igual al neutro.

REFERENCIAS

es.wikipedia.org/wiki/Fenolftaleína

es.wikipedia.org/wiki/IMVIC

es.wikipedia.org/wiki/Naranja_de_metilo

es.wikipedia.org/wiki/Clorhídrico

PRACTICA 7. REACIONES QUIMICAS

OBJETIVO

Identificar y diferenciar diferentes tipos de reacciones químicas.

Observar los diferentes tipos de reacciones químicas

Resolver problemas de estequiometria.

Verificar experimentalmente la formación de diferentes productos.

Reacción 1

1. Anote la temperatura ambiental

2. Coloque en un tubo de ensayo oxido de calcio (aproximadamente 1,0g)

3. Añada un 1mL de agua y tome la temperatura

4. Agite con cuidado (evite romper el termómetro)

5. Observe y registre sus observaciones

CaO + H2O ------- Ca ( OH )_2 frrio calor, clasificación : precipitado

CaO + 1 mil H2O

Reacción 2

1. Coloque en un beaker de 100 ml 1,0g de Hidróxido de Bario agregue 5mL de H2O, agite con una varilla para disolver el hidróxido.

2. Tome la temperatura ambiental y la de la solución.

3. Agregue 1,0g Nitrato de Amonio agite.

4. Tome de nuevo la temperatura.

5. Observe y registre sus observaciones

Ba(OH)2 + NH4NO3 --------- Ba (NO_3) 2+2N_4OH

Reacción 3

1. En un tubo de ensayo tomar 2mL de agua, luego agregue 0.5g de acetato de plomo, agite. Observe el color de la solución.

2. En otro tubo de ensayo prepare, siguiendo la misma técnica, una solución de yoduro de potasio. Tome 2mL de agua, luego agregue 0.5 de yoduro de potasio. Observe el color de la solución.

3. Vierta el contenido de ambos tubos en un vaso de precipitados de 50mL

4. Observe y registre sus observaciones

(CH3COO)2Pb + KI -------------- PbI2 + 2H3COOK color y tempertura

Reacción 4

1. En un vaso de precipitados de 100 mLcolocar de 5mL de una solución de sulfato de cobre

2. Acidular la solución con 6 gotas de ácido sulfúrico concentrado

3. Adicionar al vaso una granalla o una lámina de zinc

4. Deje reposar

5. Observe y registre sus observaciones

CuSO4 + Zn + H2SO4 ------------- ZNSO4 +CU +H2 en gr

Análisis de las reacciones

Reaccion1 = 0,5535g

Acetato de plomo

Color= transparente

Reacción 2 = 0,5180

Color= transparente

Reacción 3

Color = amarillo intenso

Se formo un precipitado de yoduro de plomo

Temperatura= 26°c

Temperatura de precipitado = 24°c

Reacción endotérmica

Reacción 4

Sulfato de cobre con zinc

Color

...