LABORATORIO YENKA

INSTITUCIÓN EDUCATIVA EX-ALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN

PRACTICA N°5


TRABAJO DE QUÍMICA:


INFORME SOBRE LABORATORIO YENKA


DOCENTE: DIANA FERNANDA JARAMILLO


ALUMNA: SARA ALEJANDRA VELASCO ROCHA


GRADO:10-2


FECHA: 07 de novimebre del 2018


IBAGUE/TOLIMA

NEUTRALIZACION

INTRODUCCIÓN

Una neutralizacion ácido-base es el conjunto de operaciones que se realizan en el laboratorio y tiene como finalidad conocer de la concentración de una disolución de un ácido o una base con la ayuda de una disolución de una base o un ácido del que conocemos su concentración, todo ello con la ayuda de un indicador ácido-base. En este caso vamos a utilizar unas gotas de fenolftaleina como indicador de pH y nuestra base problema será el hidróxido de sodio.

OBJETIVO ESPECIFICO

Brindar y enseñar  la neutralizacion mostrando ejemplos y procedimientos por medio del laboratorio yenka 

OBJETIVO GENERAL

Esta secuencia didáctica tiene como objetivo que los estudiantes comprendan conceptos básicos de las reacciones de neutralización ácido-base a nivel molecular y los relacionen con experiencias de la vida cotidiana.

MARCO TEÓRICO

Cuando reacciona un ácido con una base se produce una sal y agua. Esta reacción se denomina neutralización porque el ácido y la base dejan de serlo cuando reaccionan entre sí, pero no significa, necesariamente, que el pH de la disolución resultante sea neutro.

Ácido + Base   ð Sal + Agua

En una volumetría se miden volúmenes haciendo uso de material muy simple: bureta y pipeta. Al ser esta volumetría de neutralización o ácido-base lo que se hace es provocar una reacción ácido-base debiendo determinar el punto de equivalencia, es decir: en que momento el número de equivalentes de ácido añadidos coinciden con el número de equivalentes de base. La determinación de este punto de equivalencia se realiza con un indicador ácido-base apropiado. El indicador elegido debe virar en un intervalo de pH en el que quede incluido el pH de la disolución obtenida cuando se alcanza el punto de equivalencia. El alumno puede calcular, de forma aproximada, el pH de la disolución de acetato de sodio obtenida y decidir qué indicador entre los disponibles en el laboratorio es el adecuado para tal determinación.

La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido. Tales procesos se denominan reacciones ácido-base.

La acidez y la basicidad son dos formas contrapuestas de comportamiento de las sustancias químicas cuyo estudio atrajo siempre la atención de los químicos. En los albores mismos de la ciencia química, Boyle y Lavoisier estudiaron sistemáticamente el comportamiento de las sustancias agrupadas bajo los términos de ácido y álcali (base).

Pero junto con los estudios descriptivos de sus propiedades, el avance de los conocimientos sobre la estructura del átomo y sobre la naturaleza íntima de los procesos químicos aportó nuevas ideas sobre los conceptos de ácido y de base.

En la actualidad, el resultado final de la evolución de esos dos conceptos científicos constituye un importante capítulo de la química general que resulta imprescindible para entender la multitud de procesos químicos que, ya sea en la materia viva, ya sea en la materia inerte, se engloban bajo el nombre de reacciones ácido-base

Por medio de las volumetrías de neutralización determinamos concentraciones de ácidos o de bases midiendo volúmenes equivalentes de bases o de ácidos de concentración conocida.

· Según las cantidades de sustancia (número de moles) relativas de estas sustancias y la estequiometría de la reacción se pueden dar tres situaciones:

a) exceso de ácido: reacciona toda la base con parte del ácido presente y queda un exceso de ácido sin reaccionar: la disolución final será ácida (pH < 7)

b) exceso de base: reacciona todo el ácido con parte de la base presente y queda un exceso de base sin reaccionar: la disolución final será básica (pH > 7)

c) proporción estequiométrica de ácido y base: todo el ácido y toda la base presente reaccionan entre sí, no queda exceso de ninguno de ellos. La neutralización es completa. Se ha alcanzado el punto de equivalencia. El pH de la disolución final dependerá de la sal que se forme, ya que ésta podrá sufrir hidrólisis y por ello el pH en el punto de equivalencia puede ser distinto de siete. Será siete (neutra) si la  sal  formada proviene de ácido fuerte-base fuerte, como el NaCl.

Tengamos en cuenta que:

pH= - log [H+]  ð [H+] = 10-pH ;   [H+] · [OH-]=10-14

Valoraciones ácido - base

· Por medio de una valoración ácido-base se determina la concentración de un ácido en disolución a partir de la concentración conocida de una base, o viceversa, basándose en la reacción de neutralización.

· La valoración se realiza mezclando paulatinamente hasta que se alcanza el punto de equivalencia, momento en el que la reacción de neutralización ha sido completa. En ese momento el número de iones hidronio procedentes del ácido es igual al número de iones hidroxilo procedentes de la base.

· El punto final de la valoración se alcanza cuando se produce el cambio de color del indicador, es decir, cuando el operador que realiza la valoración detecta ese cambio de color

· El indicador adecuado para una determinada volumetría debe elegirse de manera que el punto final esté muy próximo al punto de equivalencia (menor error posible cometido en la valoración); o dicho de otra manera, que el valor del pKin esté muy próximo al valor del pH en el punto de equivalencia.

· Si el nº de moles de ácido = x· nº moles de base 

(V·M)ácido = x · (V·M)base

dónde x viene determinada por la estequiometría de la reacción (x=1, 2, 3,  ½ , ….)

Curva de valoración de AF-BF Curva de valoración de BF-AF Curva de valoración de AD-BF

   

El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza.

Los indicadores que indican el punto de equivalencia no son igual de útiles para todas las reacciones.

- Reacciones de neutralización entre ácido fuerte (HCl) y base fuerte Na(OH). El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar H2O

El resto de los iones no reaccionan con el agua ya que:

el Cl- procede de un ácido fuerte (es una base débil frente al agua): no se hidroliza.

el Na+ procede de una base fuerte (es un ácido muy débil frente al agua): no se hidroliza.

- Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7.

- Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.

- Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color.

Indicadores ácido-base.

· Los indicadores ácido-base son sustancias (vegetales o sintéticas) que cambian de color en función del pH.

· Los indicadores están formados por moléculas complejas que representamos por la fórmula general HIn.

· Cuando se disuelven unas gotas de indicador en agua se establece el siguiente equilibrio:

HIn +  H2O  D  In- + H3O+

la forma ácida (forma molecular = HIn) tiene un color (A) y la forma básica (forma iónica = In-) tiene otro color (B)

· El intervalo de viraje o rango del pH en que se produce el cambio de color entre las formas ácida y básica, depende de cada indicador y es aproximadamente de dos unidades de pH, como máximo (en función de la diferencia visual entre los colores A y B), centrado alrededor de su  pKa ð pH = pKa ± 1

· Un indicador es tanto más útil cuanto menor es su intervalo de viraje y más claro se vea el cambio de color.

· Los indicadores se utilizan en el laboratorio para determinar el pH de las disoluciones y el punto final de las valoraciones ácido-base.

Veamos el intervalo de viraje de varios indicadores

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ÁCIDO CLORHÍDRICO +HIDRÓXIDO DE POTASIO →AGUA+CLORURO DE POTASIO HCl+KOH→H2O+KCl

ÁCIDO NITRITO+HIDROXIDO DE POTASIO →AGUA+NITRATO DE POTASIO

HNO2+KOH→H2O+KNO3

ACIDO SULFURICO+HIDROXIDO DE SODIO-----ADUA+SULFATO DE SODIO

H₂SO₄₊NaOH----H2O+Na₂SO₄

ION SULFATO ACIDO---ION SULFATO+ION HIDROGENO
SO_4-2+H+

ACIDO CLORHIDRICO+HIDROXIDO DE SODIO →AGUA+CLORURO DE SODIO

HCl+NaOH → H2O+NaCl

CONCLUSIÓN

Para concluir Cuando añadimos el indicador a nuestra base se pone de color fucsia porque es una base fuerte pero en el momento que añadamos Hcl cuando lleguemos al punto de neutralización se volverá la disolución otra vez incolora debido a que se formara NaCl y H20 teniendo así un pH neutro. Esta práctica nos ha servido para experimentar una neutralización entre dos compuestos fuertes y a la vez realizar una valoración teniendo que calcular a partir de una disolución que conocemos, datos de una disolución problema.

INDICADORES DE pH

INTRODUCCIÓN

Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan como indicador a sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución.​El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie.

OBJETIVO ESPECIFICO Brindar y enseñar la neutralizacion mostrando ejemplos y procedimientos por medio del laboratorio yenka OBJETIVO GENERAL Esta secuencia didáctica tiene como objetivo que los estudiantes comprendan los diferentes tipos de indicadores de pH

MARCO TEÓRICO

Fenolftaleina

La fenolftaleína se usa, principalmente, como indicador ácido-base para determinar el punto de equivalencia en una valoración. Si en el punto final de la valoración se ha añadido base en exceso, se observa que el color rosa de la fenolftaleína desaparece al transcurrir cierto tiempo.

Esta lenta decoloración de la fenolftaleína no es debida a la valoración, y la disolución se desecha sin pensar el motivo.

No obstante, esta decoloración de la fenolftaleína en un medio básico es interesante y puede servir como base para una experiencia demostrativa de una cinética de pseudoprimer orden.

La fenolftaleína no es un indicador ácido-base simple con un par ácido-base conjugado, HIn-In.

La fenolftaleína es incolora para pHs inferiores a 8. Esta forma incolora tiene la estructura 1 (H2P). Cuando el pH aumenta de 8 a 10, los protones fenólicos se eliminan y se abre el anillo de lactona, dando lugar a la familiar forma rosa-roja con la estructura 2 (P2-). A pHs más altos el color rosa se decolora lentamente produciendo la estructura 3 (POH3-). Todos los cambios de color son reversibles y mientras la conversión de H2P a P2- es muy rápida y completa, siempre que el pH sea superior a 11, la conversión de P2- a POH3- a pH superior es suficientemente lenta de modo que su velocidad puede medirse fácilmente. Puesto que P2- tiene un color intenso, la conversión de P2- a POH3- puede seguirse midiendo los cambios en la absorbancia de una disolución básica de fenolftaleína.

La decoloración de la fenolftaleína en una disolución básica puede representarse por la reacción:

P2- + OH-   POH3-  (1)

y la ley de velocidad puede expresarse como:

v = k [OH-]m [P2]n  (2)

La mezcla de reacción es una disolución fuertemente básica que contiene trazas de fenolftaleína, de modo que la concentración de OH- excede a la de fenolftaleína por un factor de al menos 104 en cualquier mezcla. Por lo tanto, durante cada serie la concentración de OH- permanece constante y la ley de velocidad se puede expresar:

v = k1[P2-]n (3)

donde k1 = k [OH-]m es la constante aparente de velocidad. La reacción se dice que es de pseudoorden n respecto a la fenolftaleína.

Si la reacción es de pseudoprimer orden, una representación de ln[P2-] frente al tiempo da una línea recta con una pendiente -k1, lo que nos permite determinar la constante aparente de velocidad. Conociendo el valor de la constante aparente para diferentes concentraciones de OH-, podemos determinar el orden respecto a los OH- y la constante absoluta de velocidad.

Tomando logaritmos en la expresión de la constante aparente de velocidad obtenemos la ecuación de una recta. Ln k1 =  Ln k + m ln [OH-], cuya pendiente, m, nos permite determinar el orden de reacción respecto al grupo hidroxilo.

Conociendo el orden de reacción respecto al grupo hidroxilo podemos determinar la constante absoluta de velocidad para cada una de las experiencias.

El método empleado para seguir la cinética de la reacción consiste en el registro de la absorbancia de la fenolftaleína, en disoluciones fuertemente básicas, en función del tiempo. La absorbancia se registra a 550 nm. 

Disoluciones de NaOH, en el rango de concentraciones 0.05-0.30 M, dan velocidades adecuadas de decoloración de la fenolftaleína. Para una concentración determinada de NaOH, la velocidad de decoloración aumenta a medida que lo hace la fuerza iónica. Con objeto de mantener la fuerza iónica constante se preparan disoluciones de NaOH y de NaCl de la misma concentración, 0.30 M. Para preparar disoluciones de sosa más diluidas se diluye la disolución 0.30 M con la disolución de NaCl.

UNIVERSAL

Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de una unidad arriba y otra abajo de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Un indicador universal es colectivamente una mezcla de indicadores que muestran un cambio de color en una solución, que interpreta qué tan ácida o básica es una solución. Un indicador universal puede estar en forma de papel o presente en forma de solución.

Forma del papel: es una tira de papel de color que cambia de color a rojo si la solución es ácida y a azul si la solución es básica. La tira se puede colocar directamente sobre la superficie de una sustancia húmeda o se pueden dejar caer algunas gotas de la solución sobre el indicador universal utilizando equipo para dejar caer. Si la solución de prueba es de un color oscuro, es preferible utilizar un indicador universal de papel.

Solución: Los componentes principales de un indicador universal, en forma de solución, son azul de timol , rojo de metilo , azul de bromotimol y fenolftaleína . Esta mezcla es importante porque cada componente pierde o gana protones dependiendo de la acidez o basicidad de la solución que se está probando. Es beneficioso utilizar este tipo de indicador universal en una solución incolora. Esto aumentará la precisión de la indicación.

TORNASOL

El Papel tornasol o Papel pH es utilizado para medir la concentración de Iones Hidrogenos contenido en una sustancia o disolución. Mediante la escala de pH, la cual es clasificada en distintos colores y tipos. 

Escala de pH
1 al 6 : Ácido
7 : Neutro
8 al 14 : Base o Alcalino

Función del papel pH
La tira de papel indicadora se sumerge en alguna disolución química para su examinación

Al paso de 10 o 15 segundos se podrá comparar el color que obtuvo con la de la escala de colores que mide el pH, y asi se determina si es una solucion acida o alcalina

¿Cuál es el uso del papel tornasol?
Generalmente las tiras de papel indicadoras de pH son utilizadas en los siguientes sectores:

Laboratorios
Escuelas

 Acuarios

CONCLUSIÓN

– Para conocer el pH de una solución se utiliza un indicador ácido-base

– Un indicador de pH es una sustancia colorida que cambia de color según su forma ácida o básica

– Al colocar papel absorbente en una solución indicadora de pH se obtiene el papel tornasol

– Algunos indicadores de pH son de origen natural

– Los vegetales producen pigmentos que pueden ser indicadores de pH

– La col morada contiene un pigmento muy fácil de extraer y utilizar como indicador de pH

– Los colores producidos por el indicador de la col en presencia de ácidos o de bases son bastante llamativos y exactos para indicar pH

EL pH es una medida que se usa para indicar la acidez o alcalinidad de una sustancia. Oscila entre los valores de 0 (mas acido) y 14 (mas basico), 7 es Neutro.

Es por tal que en el caso del café su pH es basico por tal que su constitución es dirigida mayor parte a la concentración de iones OH- (hidroxido), de igual manera el agua estancada junto con el desinfectante y el alka seltzer (como su función lo determina siendo la de un antiácido estomacal)

TITULACION

INTRODUCCIÓN

La titulación consiste en medir el volumen de una solución de concentración exactamente conocida (solución estándar) que reacciona cuantitativa-mente con un volumen determinado de la solución de concentración desconocida a la cual se le desea determinar la concentración exacta. Una reacción ácido-base termina cuando ocurre una completa neutralización. se considera que una titulación de neutralizacion ácido-base termina cuando el numero de equivalentes del titulante ha neutralizado equivalentes de la solucion a valorar, En este punto llamado Punto de Equivalencia los moles de la base reaccionan completamente con los moles del ácido. 

OBJETIVO ESPECIFICO

Brindar y enseñar  la neutralizacion mostrando ejemplos y procedimientos por medio del laboratorio yenka 

OBJETIVO GENERAL

El siguiente informe es el producto de la practica de laboratorio acerca de la preparación de soluciones y titulación ácido-base por el método de análisis volumétrico.

MARCO TEÓRICO

se considera que una titulación de neutralizacion ácido-base termina cuando el numero de equivalentes del titulante ha neutralizado equivalentes de la solucion a valorar, En este punto llamado Punto de Equivalencia los moles de la base reaccionan completamente con los moles del ácido. 

Un método para visualizar el término de la reacción es mediante el uso de indicadores ácido- base que son sustancias que presentan color diferente en medios ácido y básico. 

Por ello se puede observar el desarrollo de una titulación a través del cambio de color de un indicador. Ejemplos de indicadores son: Fenolftaleína, Azul de timol, Rojo de metilo. 

Para realizar una titulación se debe conocer exactamente la concentración utilizada del agente titulante y para esto se hace una estandarización del titulante ya sea ácido o base. Esto se realiza en un proceso de valoración donde la cantidad de una sustancia en disolución se determina a partir de la cantidad consumida de un reactivo patrón. Las condiciones mínimas de este patrón es que este sea un compuesto de alta pureza ya que este se toma como referencia.

METODOLOGÍA

ÁCIDO: es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7.

BASE: es cualquier sustancia que presente propiedades alcalinas. En primera aproximación (según Arrhenius) es cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al medio.

PH: El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O]+presentes en determinadas disoluciones.

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 del ácido, con hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con liberación de energía calorífica como calor de neutralización y formación de una sal.

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CONCLUSIÓN

La titulación por método volumétrico permite evaluar la concentración desconocida del ácido acético (CH3COOH) a través de la concentración ya conocida del hidróxido de sodio (NaOH), es decir, lado la cantidad de dicha base necesaria para reaccionar cuantitativamente con esa disolución ácida.

El punto final de la titulación es llamado es llamado punto de equilibrio que puede conocerse gracias a los indicadores, los cuales pueden variar sus concentraciones físicas dependiendo del tipo de solución presente.

WEBGRAFIA

http://ciencia-basica-experimental.net/titulacion.htm

http://www3.gobiernodecanarias.org/medusa/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/Acido-Base/Volumetrianeutralizacion/teoriaVolumetriasacidobase.htm

https://www.educ.ar/recursos/15047/neutralizacion-acido-base

https://www.monografias.com/trabajos37/acido-base/acido-base2.shtml