Informe Quimica Practica 4

8/18/2019 Informe Quimica Practica 4

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1. - TÍTULO

2. – RESUMEN

3. – INTRODUCCIÓN O MARCO TEÓRICO

mezcla.

Se utiliza para separar un sólido de un líquido

en el cual no es soluble. Para ello, se hacepasar la mezcla por un material poroso, comopapel, telas, etc., que retiene las partículas dela mezcla cuyo tamaño sea mayor que eltamaño del poro. En el laboratorio se sueleemplear un papel de filtro colocado en unembudo.

DESTILACIÓNMétodo basado en la diferente densidad dedos líquidos que no forman una mezclahomogénea; es decir, de dos líquidos

inmiscibles.

Para separar ambos líquidos, los echamos enun embudo de decantación y lo dejamosreposar el tiempo suficiente para que el líquidomenos denso flote sobre la superficie del otrolíquido.

Cuando se han separado los dos líquidos,abrimos la llave del embudo y el líquido másdenso se recoge en un vaso de precipitados oen un matraz, como se muestra en la figura.

El líquido menos denso lo sacamos por laparte superior del embudo después de volvera cerrar el grifo.

SEPARACIÓN MAGNÉTICATécnica basada en las propiedadesmagnéticas de algunas sustancias.

Consiste en aplicar un campo magnético (un

imán) para extraer de la mezcla las sustanciasque son atraídas por él.

Se utiliza habitualmente este método deseparación en las plantas de tratamiento de

residuos para separar los metales de lasbasuras.

Fósforos

½ lb de harina

Un puñado de arroz crudo

1 pastilla de alcanfor

UNIVERSIDAD TÉCNICA PARTICULAR DELOJA

QUÍMICA GENERALPARALELO “A”

DOCENTE:

JOSÉ MIGUEL ANDRADE MOROCHO

INFORME PRÁCTICA DE LABORATORIO N°4

GRUPO 3INTEGRANTES:

JARA ORTIZ NIXON WLADIMIRJARAMILLO SOTO LAURA ELIZABETH

LOJÁN CÓRDOVA JULIA ISABEL


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INFORME PRÁCTICA DE LABORATORIO 4QUIMICA GENERAL-PARALELO “A” GRUPO 3

1. TITULO

2. RESUMEN

Para poder entender cuál es la relación entre ácidos, bases, sales e indicadores de ácido-base,realizamos una práctica el día viernes, 3 de julio de 2015 en el que la base principal fuecalcular la concentración real de uno de los reactivos conociendo la concentración de otro;además, con ayuda de los indicadores de ácido-base se pudo determinar el intervaloaproximado de pH en el que la solución del vaso de precipitación cambió de color al reaccionar

con la solución de la bureta. En el siguiente informe entramos en mayores detalles sobre losexperimentos realizados.

3. INTRODUCCIÓN O MARCO TEÓRICO

Para poder efectuar esta práctica, es necesario comprender los conceptos de ácido, sal y base.

DEFINICIONES CLAVE

Ácido.- compuesto o solución en donde la concentración de iones hidrógeno (H+) es mayorque la de iones hidróxido (OH–). Se caracterizan por su sabor agrio, decolorar la fenolftaleína

enrojecida por las bases, dar color rojo a ciertos colorantes vegetales o disolver sustancias. Undato importante es que pierden sus propiedades al reaccionar con bases. Los ácidos liberaniones de H+ en el agua.

Hay dos clases de ácidos:

Ácidos Fuertes: se ionizan totalmente en agua; en soluciones diluidas, donan su protóno protones ácidos al agua para formar iones hidronio.

Ácidos FuertesHCl (ácido clorhídrico) H2SO4 (ácido sulfúrico)HBr (ácido bromhídrico) HNO3 (ácido nítrico)HI (ácido yodhídrico) HClO4 (ácido perclórico)

Ácidos Débiles: se ionizan en pequeña proporción en solución diluida. (Burns, 2011)

Ácidos DébilesH3PO4 (ácido fosfórico) C3H5(COOH)3 (ácido cítrico)H2CO3 (ácido carbónico) CH3CHOHCOOH (ácido láctico)CH3COOH(ácido acético) H3BO3 (ácido bórico)

Base.- solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo. Secaracteriza por su sabor amargo, producir una sensación untuosa al tacto, dar color azul aciertos colorantes vegetales o disolver grasas. Además, pierden sus propiedades cuandoreaccionan con ácidos. Las bases liberan iones hidróxido en el agua. (Profesor en Línea, 2012)


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Las bases fuertes se diferencian de bases débiles porque pueden ionizarse totalmente en agua.

Bases FuertesNaOH (hidróxido de sodio)KOH (hidróxido de potasio)

Ca(OH)2 (hidróxido de calcio o cal)

Sal.- compuesto iónico que contiene cationes diferentes al del hidrógeno (H +) y anionesdiferentes al hidroxilo (OH-). Cuando se disuelve en agua se disocia en los iones componentes;por ejemplo si el sulfato de sodio (Na2SO4) se disocia, se obtienen: el ion SO42- y dos iones Na+.

Todas las sales disueltas en agua forman un electrolito (la solución conduce electricidad).

Cuando se sustituye todos los hidrógenos, (en compuestos como las sales ácidas), de losoxácidos por cationes metálicos como el Na+, o no metálicos como el NH4+ (amonio). Cuandose sustituyen todos los hidrógenos se forman las sales neutras y cuando sólo se sustituyealguno de los hidrógenos las sales ácidas. El Carbonato de Calcio es una sal oxisal queutilizaremos en el primer experimento. (Alonso Fórmula, 2011)

Reacciones de Neutralización o Reacciones Ácido-Base.- se basan en el producto iónicodel agua:

H2O = H+

+ OH-

Por ejemplo, en la reacción de neutralización más común entre un ácido fuerte y una basefuerte tenemos el ácido clorhídrico que cuando reacciona con hidróxido de sodio producecloruro de sodio y agua.

HCl + NaOH = NaCl + H2O

La reacción de neutralización produce una sal (NaCl) y agua, evidenciando el producto iónicodel agua en los reactivos usados.

Titulación Ácido-Base.- proceso en el que la solución estándar

se combina con una solución de concentración desconocidapara determinar dicha concentración. Para conocer laconcentración de un ácido, se mide cuidadosamente, con ayudade una bureta, un volumen específico de solución y se introduceen un matraz. Se agregan gotas de un indicador ácido-base. Acontinuación, se agrega, mediante otra bureta, una base deconcentración conocida (base estándar), hasta que cambia elcolor del colorante indicado (punto final de la titulación).Una vez concluida la titulación, la concentración desconocidade ácido se calcula según los volúmenes de ácido y de base quese necesitaron para la neutralización, junto con laconcentración conocida de la base estándar.

Para determinar la concentración de una solución básica, seinvierte el procedimiento. (Burns, 2011)

Bases DébilesMg(OH)2 (hidróxido de magnesio)

NH3 (ac) (amoniaco acuoso)Hidróxidos de metales de transición


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ESTANDARIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES

Valorar mediante estándares con concentración conocida la concentración de un patróndesconocido.

Sustancias patrones para estandarización de ácidos y bases

Patrón primario.- sustancia utilizada como referencia al momento de hacer una valoracióno estandarización. Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características:

1. Tienen composición conocida.2. Deben tener elevada pureza.3. Debe ser estable a temperatura ambiente.4. Debe ser posible su secado en estufa.5. No debe absorber gases.6. Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante.7. Debe tener un peso equivalente grande.

Ejemplo para estandarizar bases:

Ftalato ácido de potasio, KHC8H4O4 o KHP (MM=204.221g/mol). El producto comercial seseca primero a 105°C.

Ejemplo para estandarizar ácidos: Carbonato de Sodio

Patrón secundario.- titulante o valorante. Su nombre se debe a que en la mayoría de los casos senecesita del patrón primario para conocer su concentración exacta.

El patrón secundario debe poseer las siguientes características:

1. Debe ser estable mientras se efectúa el análisis2. Debe reaccionar rápidamente con el analito3. La reacción entre el valorante y el patrón primario debe ser completa o cuantitativa, y

así también debe ser la reacción entre el valorante y el analito.

4. La reacción con el analito debe ser selectiva o debe existir un método para eliminarotras sustancias de la muestra que también pudieran reaccionar con el valorante.5. Debe existir una ecuación balanceada que describa la reacción (Facultad de Ciencias-

UCV, 2010)


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CONCEPTOS IMPORTANTES PARA MEDIR CONCENTRACIÓN

EQUIVALENTE QUÍMICO.- número de iones univalentes (con valencia 1) necesarios parareaccionar con cada molécula de la sustancia. El ácido clorhídrico tiene equivalente 1 por moldebido a que 1 mol del ion univalente OH- reacciona exactamente con 1 mol de H+ del HCl paraformar agua, o un mol de Na+ reaccionaría con el Cl- del ácido clorhídrico para formar clorurode sodio. Por su parte el ácido sulfúrico (SO4H2) contiene 2 equivalentes por mol porque serequieren 2 moles de OH- para actuar sobre 1 mol de ácido sulfúrico o, de igual, forma senecesitan 2 moles de Na+ para reaccionar exactamente con el ion (SO4)+2. (Sabelotodo, 2006)

Ejercicio:

Calcule el equivalente químico del bromo en base a la siguiente reacción química (Pesoatómico: Br = 80, H = 1)

FÓRMULAS GENERALES

sal =

∗b donde a y b representan los subíndices

EQUIVALENTE EN GRAMOS:El peso equivalente o equivalente químico no tiene unidades, por ello es necesario atribuirleuna unidad: el gramo. Surge así el concepto de equivalente-gramo, por lo tanto:

1Eq-g = (PE) gEjemplo:Calcule la masa de 1 Eq-g de H2; 5 Eq-g de Ca y 0,8 Eq-g de NaOH.

Sabemos que:PE (H2) = 1PE (Ca) = 20

PE (NaOH) = 40

Entonces:1 Eq-g (H2) = 1 g5 Eq-g (Ca) = 5 x 20 = 100 g

0,8 (NaOH) = 0,8 x 40 =32 g


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NORMALIDAD.- número de equivalentes de soluto por litro de solución.

Ejemplo:Calcular la normalidad de una solución de H3PO4 que contiene 2.50 g de ácido en 135 mL desolución en reacciones que se remplazan los tres hidrógenos.

1 Tomado de: http://medicina.usac.edu.gt/quimica/soluciones/Normalidad.htm

NORMALIDAD REAL: V1*N1= V2*N2

PH.- negativo del logaritmo de la concentración de los iones hidrógeno, (H+).pH = −log(+)

Cuanto más bajo es el pH más ácida es la solución y cuanto más alto es el pH más alcalina es lasolución.

2 Tomado de: www.jardineriaon.com

INDICADORES DE ÁCIDO-BASE.- colorantes que cambian de color a valores de pHespecíficos. Los más utilizados son el: Violeta de metilo, Azul de timol, Naranja de Metilo, Rojode Metilo, Tornasol, Azul de Bromotimol, Azul de timol, Fenolftaleína y Amarillo de alizarinaR.TIPOS DE DISOLUCIONES SEGÚN SU PH: Disoluciones ácidas: tienen una [H+] mayor que la del agua pura (10-7 M) con lo que

su pH < 7 (pOH > 7). Disoluciones básicas: tienen una [H+] menor que la del agua pura (10-7 M) con lo que

su pH > 7 (pOH < 7)

Disoluciones neutras: pH = pOH = 7 (agua pura)


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4. MATERIALESPara el primer experimento:

Reactivos Ácido Clorhídrico (HCl) ÁCIDO Carbonato de Sodio (Na2CO3) SAL Naranja de Metilo (C14H14N3NaO3S) INDICADOR ÁCIDO-BASE Agua Destilada (H2O)

Instrumentos

1 Balón de Aforo de 250 mL 1 Varilla de Agitación 1 Pera 1 Pipeta Balanza

1 Bureta Pinza para Bureta Soporte Universal 1 Vaso de precipitación de 150 mL

Para el segundo experimento:

Reactivos Hidróxido de Sodio (NaOH) BASE Ftalato de Potasio (KHC8H4O4 o KHP) SAL Fenoftaleína (C20H14O4) INDICADOR ÁCIDO-BASE

Agua Destilada (H2O)Instrumentos

1 Balón de Aforo de 250 mL 1 Varilla de Agitación 1 Pera 1 Pipeta Balanza 1 Bureta Pinza para Bureta

Soporte Universal 2 Vasos de precipitación de 150 mL

5. METODOLOGÍA

Para realizar el Primer Experimento se debe seguir el proceso detallado a continuación:

1. Calcular el volumen de Ácido Clorhídrico para esta concentración.2. Agregar agua en el balón. (Ver Anexo 1)3. Añadir el volumen de HCl calculado.4. Completar el volumen requerido con agua destilada.

5. Agitar con la ayuda de la varilla de agitación para mezclar perfectamente.Para normalizar la reacción:

1. Pesar alrededor de 0,1 g de Na2CO3 en un vaso de 150 ml, anotando el peso exacto.


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2. Añadir 50 mL de agua destilada.3. Agitar con varilla para disolver completamente.4. Añadir 4 gotas de naranja de metilo.5. Colocar en la bureta la solución de ácido preparada. (Ver anexo 2 y 3)6. Titular la solución de carbonato con la solución ácida desde amarillo a rosado.7. Continuar la titulación hasta el punto final.8. Considerar el volumen total. (Ver anexo 4)9. Calcular la concentración real aplicando la fórmula respectiva:

Para realizar el Segundo Experimento se debe:

1. Calcular la cantidad de hidróxido de sodio del laboratorio para esta concentración.2. Pesar directamente en un vaso de 150 ml.3. Añadir un poco de agua para disolver. (Ver anexo 5)4. Pasar la solución al balón de aforo enjaguando el vaso.5. Completar el volumen requerido con agua destilada.6. Agitar para mezclar perfectamente.

Para valorarlo:

1. Pesar alrededor de 0,1 g de ftalato ácido de potasio en un vaso de 150 ml, anotando elpeso exacto.

2. Añadir 50 ml de agua destilada. (Ver Anexo 6)3. Agitar con varilla para disolver completamente.4. Añadir 4 gotas de fenolftaleína.5. Colocar en la bureta la solución de hidróxido preparada.6. Titular la solución de ftalato con la solución de hidróxido desde incoloro a rosado.7. Considerar el volumen gastado.8. Calcular la concentración real aplicando la fórmula respectiva. (Ver Anexo 7)

6. RESULTADOS Y DISCUSIÓN

Experimento 1:

Cálculo del volumen de HCl para la concentración 0,1 N 250 mLSI:36, 45 g = 1000mL= 1N d= m/VX=250 mL = 0,1N V=m/d V= 0, 91g/1,195 g/cm3

=36,45 ∗ 250 ∗ 0,1

1000 ∗ 1

X=0,91 g. V= 0,76 mLSi:

0,76 mL = 37%

X =100%X= 2 mL de HCl


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Titulación de la solución de carbonato con la solución ácida desde amarillo a rosado.En el soporte universal se tiene una bureta que contiene la solución de HCl, mientras quedebajo de ella hay un vaso de precipitación que contiene la solución del CaCO3 que además,contiene el indicador de ácido-base naranja de metilo.Se han gastado 30,2 mL de la solución de ácido clorhídrico de normalidad 0,1 N y se conoceque en el vaso de precipitación hay 53 mL de solución de Carbonato de Sodio. Podemossacar su Normalidad, por medio de la fórmula:

Va*Na=Vb*Nb0,1N*30,2mL = x *53 mL

X= 0,06 NPara calcular su Normalidad Real, se planteó la fórmula:

= ∗ 1000

∗ −

=105,988 ∗ 1000

30,2 ∗ 52,9944

=,

∗ NR=66,2252 Eq/mL

NR= 0,06623 N

Naranja de Metilo es un indicador de ácido-base que se ubica en un intervalo aproximado de

3,2 a 4,4 en la escala de pH que en su estado más ácido tiende a coloración rojo y en suestado más básico tiende a coloración amarilla. Por lo que podríamos decir que nuestrasolución resultante está dentro de este intervalo.

Experimento 2:Cálculo de la cantidad de NaOH para la concentración 0,1 N 250 mLSI:

40 g = 1000mL= 1NX=250 mL = 0,1N

=

40 ∗ 250 ∗ 0,1

1000 ∗ 1 X=1 g.

Titulación de la solución de ftalato con la solución de hidróxido desde incoloro arosado.En el soporte universal se tiene una bureta que contiene la solución de hidróxido de sodio,mientras que debajo de ella hay un vaso de precipitación que contiene la solución del ftalatoque además, contiene el indicador de ácido-base fenolftaleína.Se han gastado 23 mL de la solución de hidróxido de sodio de normalidad 0,1 N y se conoceque en el vaso de precipitación hay 52 mL de solución de ftalato ácido de potasio. Podemossacar su Normalidad, por medio de la fórmula:

Va*Na=Vb*Nb0,1N*23mL = x *52 mL

X= 0,044 NPara calcular su Normalidad Real, se planteó la fórmula:


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= ∗ 1000 ∗ −

=204,22 ∗ 1000

23 ∗ 204,22

=,

NR=43,478 Eq/mL

NR= 0,044 N

Fenolftaleína es un indicador de ácido-base que se ubica en un intervalo aproximado de 8,3 a10,0 en la escala de pH que en su estado más ácido tiende a coloración incoloro y en su estado

más básico tiende a coloración rojo. Por lo que podemos comprobar que nuestra soluciónresultante está dentro de este intervalo.

7. CONCLUSIONES Es posible identificar ácidos y bases por propiedades fácilmente notables como: el

color que le dan al tornasol o por su sabor. Titular ácidos y bases nos permitirá conocer/deducir la concentración en soluciones y

su nivel de pH.

8. RECOMENDACIONES

Usar siempre material de protección porque al manipular ácidos, se pueden ocasionaralgunos incidentes. Procurar ser precisos con las medidas, ya que el punto final de la titulación debe

procurar siempre acercarse al punto de equivalencia, pero si nos excedemos, laconcentración será diferente de la ideal.

Intentar utilizar la medida justa del indicador de ácido-base, ya que podría haberalteraciones.

9. BIBLIOGRAFÍA

Alonso Fórmula. (2011). Alonso Fórmula. Obtenido de

http://www.alonsoformula.com/inorganica/oxisales_neutras.htm

Burns, R. (2011). Fundamentos de Química. México: Pearson.

Facultad de Ciencias-UCV. (2010). Universidad Central de Venezuela. Obtenido dehttp://www.ciens.ucv.ve:8080/generador/sites/lfqf/archivos/estandarizacion.pdf

Profesor en Línea. (2012). Profesor en Línea. Obtenido dehttp://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Acido_base.htm

Sabelotodo. (2006). Sabelotodo.org. Obtenido dehttp://www.sabelotodo.org/quimica/equivalente.html


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10. ANEXOS

3 Anexo 1.- Añadir Agua Destilada a la solución.

4 Anexo 2: Preparación de los instrumentos para la titulación.


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5 Anexo 3: Preparación de los instrumentos para la titulación.


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6 Anexo 4: Resultado experimento 1.


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7 Anexo 5: Disolver Carbonato de Sodio en Agua.

8 Anexo 6: Solución en Matraz.


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9 Anexo 7: Resultado Experimento 2

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