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CÁTEDRA: QUÍMICA GUÍA DE LABORATORIO Nº 6
PARTE A: pH y VALORACIÓN ÁCIDO BASE (NEUTRALIZACIÓN)
PARTE B: ANÁLISIS FISICOQUÍMICO DE AGUAS
OBJETIVOS
- Observar y clasificar sustancias de uso cotidiano como ácidos y bases.
- Comprender la distribución universal e importancia de ácidos y bases.
- Valorar el contenido de ácido acético en el vinagre.
PRERREQUISITOS:
1.Conocer los conceptos básicos de ácidos y bases débiles y fuertes.
- Manejo de la escala de pH
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Los ácidos y bases son los dos tipos de sustancias más comunes en el laboratorio y en el mundo cotidiano. A finales del siglo XIX, Arrhenius formuló la primera definición:
ÁCIDO: Toda sustancia capaz de ceder protones (H+). BASE : Toda sustancia capaz de ceder oxhidrilos (OH-).
En 1923 Brönsted-Lowry, propusieron una definición más amplia:
ÁCIDO : Toda sustancia capaz de ceder protones (H+). BASE : Toda sustancia capaz de aceptar protones (H+).
Considerando que el agua, H 2 O es el solvente por excelencia y puede actuar como aceptor o dador de H+. La reacción de autoionización correspondiente es:
H O + H O ⇔ H O +^ + OH^ − 2 2 3 Una manera de evaluar la acidez de una sustancia es por el conocimiento de la [H+], pero suelen ser cantidades muy pequeñas y poco cómodas de manejar, una medida más práctica, es la basada en la definición de pH del químico Danés Soren Sorensen en 1909, cuando realizaba un trabajo para el control de calidad de la elaboración de la cerveza y es usada actualmente en todos los ámbitos de la ciencia, medicina e ingeniería.
pH= −log [H +]
PARTE A : pH y VALORACIÓN ÁCIDO BASE (NEUTRALIZACIÓN)
CONCURRIR AL LABORATORIO CON VINAGRE BLANCO (DE ALCOHOL),
AGUA DE MAR, ETIQUETAS O MARCADOR PARA VIDRIO, TRAPO,
DETERGENTE, PROPIPETA
Se establece una escala de acidez o escala de pH, en base al producto iónico del H 2 O a 25 °C, (Kw= 1x 10-14^ ), que varía en el intervalo 0 y 14. Soluciones ácidas tienen más H+, por ello pH< 7. Las soluciones básicas tienen más OH-, el pH >7 y en las soluciones neutras [H+] = [OH-], pH = 7
MEDICIÓN DEL pH EN EL LABORATORIO.
- La forma más rápida, económica y sencilla es utilizar un indicador ácido- base : sustancia colorida que en un valor de pH determinado cambia súbitamente de color. Es una sustancia ácida o básica, que presenta diferente estructura electrónica dándole un color característico. Por ejemplo:
In(color )
OH^ -
H
HIn (color 1 ) -^ 2
Existen muchas sustancias que pueden ser usadas como indicadores ácido- base y todas tienen un valor particular de pH en el que cambian de color o viran.
El indicador universal, es una mezcla de sustancias colorantes que viran de color en diferentes valores de pH y es el mismo en el que están impregnadas las tiras de papel de pH. Cambia de color con acidez creciente desde el violeta, pasando por el verde (Neutra), el amarillo hasta el rojo. Las mediciones son sencillas y rápidas, pero con baja precisión, normalmente ± 1 y cambia de color según la siguiente escala:
pH < 4 5 6 7 8 9 > 10 Color Rojo naranja amarillo verde azul índigo violeta
- pH- metro : aparato empleado para mediciones de pH más precisas. Consta de dos electrodos conectados a un voltímetro. Uno de los electrodos (de referencia) tiene un valor de potencial constante, mientras que en el otro el potencial varía en proporción directa a la [H 3 O+].
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN La reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de neutralización porque en ella se neutralizan propiedades características del ácido y de la base y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo: ácido + base → sal + agua. Si el ácido y la base considerados son fuertes, en disolución acuosa están completamente ionizados, la ecuación iónica de esta reacción es: H+^ + OH-^ → H 2 O. Por lo tanto, el cambio químico que se produce en una reacción de este tipo es la formación de agua a expensas de los iones H+^ y OH-.
VALORACIÓN O TITULACIÓN. El procedimiento experimental para determinar la concentración de una solución cuando un volumen conocido de ésta, reacciona con un volumen de otro reactivo de concentración conocida se denomina valoración. El NaOH es una sustancia que prácticamente es imposible de obtener en estado puro. Si al utilizarla como reactivo en el laboratorio se necesita conocer con exactitud su concentración, es necesario valorar dicha solución, es decir, determinar la cantidad de moles de soluto que hay en un volumen determinado: su molaridad. La solución de NaOH se conoce como analito o muestra de concentración desconocida. Para ello se coloca en un recipiente adecuado un volumen exactamente conocido Vb, de la solución cuyo Mb se quiere determinar y se le añade con precauciún una solución de ácido de concentración conocida (titulante o valorante) , Ma, mediante una bureta que nos permite conocer exactamente el volumen de ácido, Va gastado para neutralizar la base.
REACTIVOS
NaOH 0,1 M (valorada) Vinagre blanco Solución alcohólica de fenolftaleína al 1 % (Indicador).
Sustancias de prueba: Detergente, jugo de limón lavandina vinagre, shampoo, sal de mesa (NaCl) gaseosa de lima-limón
PROCEDIMIENTO
A. CLASIFICACIÓN DE PRODUCTOS CASEROS COMO ÁCIDOS Y BASES
- Colocar en tubos de ensayo 10 mL de las soluciones de sustancias de prueba, identificarlos
- Medir el pH con el indicador universal y con pH- metro
- Completar el cuadro del informe clasificándolas como ácidos o bases.
B. VALORACIÓN DEL CONTENIDO DE ÁCIDO ACÉTICO (CH 3 COOH) EN VINAGRE
- Enjuagar la bureta con agua destilada, probar que no tenga pérdidas por el robinete o llave
- Enjuagar con unos mL de la solución de NaOH (Titulante)
- Llenar la bureta con la solución. Para eliminar las burbujas en la punta de la bureta dejar correr la solución hasta la desaparición de las burbujas
- Completar con solución titulante por encima del cero y luego enrasar teniendo en cuenta hacerlo con la graduación a la altura de los ojos y que el menisco quede justo sobre la marca del cero.
- Colocar en un pie universal el doble soporte Fisher y fijar la bureta a él.
- Medir con pipeta 2 mL de vinagre y colocarlos en un erlenmeyer de 250 mL
- Agregar 50 mL de agua destilada (es para aumentar el volumen de líquido y percibir así mejor el cambio de color) y 2 ó 3 gotas de fenolftaleína.
- Colocar un papel blanco debajo del erlenmeyer para poder observar el cambio de color del indicador con más nitidez.
- Comenzar a agregar gota a gota la solución de NaOH, manipulando con la mano izquierda el robinete o llave de la bureta, y con la mano derecha sostener el cuello del erlenmeyer agitando continuamente
- Cuando la solución tome color rosado persistente por 30 segundos, detener el goteo, cerrando la llave del robinete de la bureta.
- Leer el volumen de solución de NaOH gastado, en la escala de la bureta. Repetir la operación hasta que los volúmenes gastados en dos experiencias difieran como máximo en 0,5 mL.
- Completar el informe.
PARTE B : ANÁLISIS FISICOQUÍMICO DE AGUAS
OBJETIVOS
- Determinar cloruros por el método de Mohr, en muestras de agua de la canilla y agua de mar.
- Interpretar los resultados obtenidos.
PRERREQUISITOS
- Conocimiento del concepto de Kps y precipitación fraccionada
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Precipitación Fraccionada: Cuando en una solución se encuentran presentes dos o más iones capaces de precipitar con un mismo reactivo, es posible separarlos aprovechando las solubilidades diferentes de los mismos. La adición controlada y progresiva de reactivo precipitante permite la separación en forma de sólido del compuesto menos soluble, es decir precipitará primero la sal que satisfaga primero el valor de su Kps. La condición fundamental para la pecipitación fraccionada es que exista una diferencia significativa entre los Kps de las sustancias que se quiere separar.
Un ejemplo de gran importancia lo constituye el Método de Mohr para la determinación de Cloruros. En este método, la solución de cloruros provenientes del agua se titula con una solución de AgNO 3 y se agrega una pequeña cantidad de K 2 CrO 4 como indicador. Se pueden formar dos sales AgCl (Kps=2,8.10-10) y Ag 2 CrO 4 (Kps = 1,9.10-12).
Para que precipite AgCl se necesita [ ]
[ −]
Cl
Kps Ag , mientras que para que precipite el Ag 2 CrO 4 se
necesita: [ ]
[ ]
2 4
2 −
CrO
Kps Ag , por lo cual resulta evidente que la precipitación de AgCl (blanco) es
casi total antes de que se produzca la reacción entre el exceso de Ag+^ y el CrO 4 =^ para dar Ag 2 CrO 4 de color rojo ladrillo. De este modo, la aparición de este color indica el punto final de la titulación de precipitación del ión cloruro.
El agua debe tener un pH comprendido entre 6 y 9 para aplicar el método de Mohr
0g2 ^ + Cl5 ^ → AgCl ↓ (precipitado blanco)
2 Ag2 ^ + CrO#5!^ → Ag!CrO# ↓↓ (precipitado rojo ladrillo)
MATERIALES NECESARIOS
Probeta de 100 mL buretas de 25 ml Erlenmeyers de 250 ml pipetas de 5 ml Piseta propipeta Doble soporte Fisher pie universal Embudo vaso de precipitado de 100 mL
CÁTEDRA: QUÍMICA INFORME DE LABORATORIO Nº 6
TEMA : PARTE A: pH y VALORACIÓN ÁCIDO BASE (NEUTRALIZACIÓN)
APELLIDO Y NOMBRE : .......................................................... COMISIÓN: .......................
FECHA ....../....../..... RESULTADO:....................
- Completar el cuadro clasificando las sustancias del punto A como ácidos o bases. Ordenarlas desde la más ácida a la más básica.
Sustancia de prueba Color pH Clasificación
Detergente Lavandina Sal de mesa Jugo de limón Vinagre
Shampoo Gaseosa de lima-limón
- Completar la tabla siguiente con los resultados obtenidos del punto B a. Experiencia 1 Experiencia 2
[NaOH] M
Volumen de vinagre (mL)
Volumen NaOH gastado (mL)
b. Realizar el esquema del equipo empleado. Nombrando todos los materiales y las soluciones colocadas en la bureta y en el erlenmeyer.
c. Calcular la M y % m/V de la solución de ácido acético (CH 3 COOH)
CÁTEDRA: QUÍMICA INFORME DE^ LABORATORIO^ Nº 6
TEMA: PARTE B: ANÁLISIS FISICOQUÍMICO DE AGUAS
APELLIDO Y NOMBRE : .......................................................... COMISIÓN: .......................
FECHA ....../....../..... RESULTADO:....................
DETERMINACIÓN DE CLORUROS
CON AGUA POTABLE CON AGUA DE MAR
Exp 1 Exp 2 Exp 1 Exp 2 Vol Agua potable (mL) Vol Agua de mar (mL) [AgNO 3 ] M [AgNO 3 ] M Indicador Indicador Vol. AgNO 3 gastado (mL)
Vol. AgNO 3 gastado (mL) [NaCl] M [NaCl] M Conc Cl-^ como NaCl en ppm (mg/L).
Conc Cl-^ como NaCl en ppm (mg/L).
2.- Reacciones químicas: ......................................................................................................................................................... .................................................................................................................................................
3.- Observaciones realizadas durante el ensayo: .......................................................................................................................................................
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- Cálculos realizados para determinar [NaCl] y ppm (mg/L) de NaCl en agua potable y en agua de mar.
- Conclusiones : ................................................................................................................................................................
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