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Valoración Ácido - Base, Monografías, Ensayos de Química Analítica

Universidad Norbert Wiener Química Analítica

En este presente informe se revisará la valoración entre ácidos y bases mediante neutralización, se tiene como principal objetivo observar la capacidad, la velocidad de esta reacción mediante una escala de valoración y recopilado de datos de aumento del pH.

Tipo: Monografías, Ensayos

2020/2021

A la venta desde 10/09/2021

andreavasch 🇵🇪

4.9

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FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUÍMICA

Química Analítica e Instrumental

Práctica N°01

VALORACIÓN ÁCIDO - BASE

Alumno (a): Vásquez Chacón Andrea Antonela

Ciclo: 2021-II

Sección: FB5M5

Docente: Mg. Adela Collantes Llacza

Fecha de entrega: 29/08/2021

2021 – II

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FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUÍMICA

Química Analítica e Instrumental Práctica N° 01 VALORACIÓN ÁCIDO - BASE Alumno (a): Vásquez Chacón Andrea Antonela Ciclo: 2021 - II Sección: FB 5 M Docente: Mg. Adela Collantes Llacza Fecha de entrega: 29/08/ 2021 – II

ÍNDICE

1. INTRODUCCIÓN

En este presente informe se revisará la valoración entre ácidos y bases mediante neutralización, se tiene como principal objetivo observar la capacidad, la velocidad de esta reacción mediante una escala de valoración y recopilado de datos de aumento del pH. Es importante resaltar que la neutralización es una reacción que se presenta entre un ácido fuerte y base fuerte, los cuales dan como resultado que el ácido aporte iones hidrógenos y la base iones hidróxido, en pocas palabras, sal y agua. HCl + NaOH = NaCl + H 2 O Ácido + Base = Sal + Agua Para este caso se emplea hidróxido de sodio (base fuerte), ácido clorhídrico (ácido fuerte), fenolftaleína y agua, se emplea el agua debido a que tanto la base fuerte como el ácido fuerte cuentan con una capacidad de disociarse en agua completamente, la base fuerte al disolverse en el agua consigue disociarse en el anión OH- (hidroxilo) y también en el catión; en la situación del ácido fuerte, este tiene la capacidad de disociarse en iones de hidrogeno y aniones, cuando está con agua este cede iones H+ (hidrogenión) y se disocia completamente. Se complementa con fenolftaleína para reconocer el nivel de pH debido a que cuenta con dos estados, uno rosa (medio básico) y otro incoloro (medio ácido), en este caso se espera que la solución cambie de color (incoloro a rosa) y esto significa que el pH tuvo una variación de 8 a 10 la cual observaremos en nuestro gráfico de valoración. Se realizará un análisis cuantitativo con método volumétrico con el cual se desarrolla con el gráfico de valoración y las cifras obtenidas.

2. OBSERVACIONES EXPERIMENTALES

Materiales

Bureta 50mL La bureta se empleará para distribuir las sustancias químicas de manera que se puede controlar debido a que se puede cerrar el tubo de salida de esta, en este experimento aquí se colocará la base fuerte.
Matraz Erlenmeyer 100 mL El Matraz Erlenmeyer se usará principalmente para colocar el agua y el ácido fuerte y después agregar de manera progresiva la base fuerte para obtener los resultados en la escala de valoración.
pHmetro Se empleará este pHmetro para determinar el nivel de pH que contiene la mezcla en el experimento.

Ácido clorhídrico Se utilizará el ácido clorhídrico como ácido fuerte que al principio de diluirá con agua.

Procedimiento

a. Primero se agrega 35 mL de disolución de ácido clorhídrico con agua en el matraz indicado que es de 100 mL Para este paso se observa que es una solución homogénea y se tiene en cuenta que el ácido clorhídrico demuestra su capacidad de disociarse completamente con el agua. b. Después a este matraz se le agrega 2 gotas de fenolftaleína. Se observa que, al agregar fenolftaleína a la solución de agua con ácido clorhídrico, se muestra de manera incolora debido a que este cuenta con un alto grado de acidez. c. En la bureta de 50mL se agrega hidróxido de sodio Esta bureta se colocará encima del matraz que tiene la solución de agua con ácido clorhídrico y después esta agregará su contenido gradualmente al matraz. d. Comenzar la valoración de ácido clorhídrico hasta su punto de equivalencia. Se anota el volumen inicial de la bureta con NaOH hasta que la solución tenga el cambio de color esperado, finalmente anotará el volumen de NaOH en la bureta. Repetir los pasos anteriores y en esta ocasión empleando pHmetro. e. Los pasos anteriores se repiten agregando un pHmetro a este procedimiento. Se apunta los valores de pH y el volumen de NaOH agregado progresivamente para obtener la escala de valoración.

3. RESULTADOS EXPERIMENTALES

La escala o curva de valoración esta representada en este gráfico donde se puede presenciar el pH según los mL de la solución que hubo en el matraz. Figura 1. Curva de valoración Al comienzo se puede presenciar un ligero aumento, sin embargo, en la zona intermedia del pH se puede observar un cambio brusco, el punto de desviación de esta zona intermedia esta en concordancia con el momento en el que el ácido clorhídrico (HCl) consiguió estar estequiométricamente neutralizado por el hidróxido de sodio (NaOH). Cuando se agregó progresivamente el hidróxido de sodio (NaOH) al ácido clorhídrico (HCl) se produjo una sal que no se puede hidrolizar, además de que disminuye la cantidad de ácido que se puede valorar, debido a esto, es que en el gráfico se puede ver que el pH permaneció con nivel bajo en el gráfico presentado. HCl + NaOH = NaCl + H 2 O Para el cambio de coloración del indicador de pH tomo 2:59 minutos y con un volumen de 35.1ml, este cambio abrupto se produjo cerca a la zona intermedia indicada previamente. 0 2 4 6 8 10 12 0.1 1.2 2.3 3.4 4.5 5.6 6.7 7.8 8.9^10 11.1 12.2 13.3 14.4 15.5 16.6 17.7 18.8 19.9^21 22.1 23.2 24.3 25.4 26.5 27.6 28.7 29.8 30.9^32 33.1 34.2 35. pH mL

Curva de valoración

Zona intermedia

1. INTRODUCCIÓN
1. OBSERVACIONES EXPERIMENTALES
1. RESULTADOS EXPERIMENTALES
1. DISCUSIÓN DE LAS OBSERVACIONES Y RESULTADOS
1. CONCLUSIONES
1. BIBLIOGRAFÍA
Figura 1 ………………………………………………………………………… Lista de Figuras
Figura 2. …………………………………………………………………………
Figura 2. …………………………………………………………………………
Figura 2. …………………………………………………………………………
Figura 3. ………………………………………………………………………....
0.1 0. mL pH
0.2 0.
0.3 0.
0.4 0.
0.5 0.
0.6 0.
0.7 0.
0.8 0.
0.9 0.
1 0.
1.1 0.
1.2 0.
1.3 0.
1.4 0.
1.5 0.
1.6 0.
1.7 0.
1.8 0.
1.9 0.
2 0.
2.1 0.
2.2 0.
2.3 0.
2.4 0.
2.5 0.
2.6 0.
2.7 0.
2.8 0.
2.9 0.
3 0.
3.1 0.
3.2 0.
3.3 0.
3.4 0.
3.5 0.
3.6 0.
3.7 0.
3.8 0.
3.9 0.
4 0.
4.1 0.
4.2 0.
4.3 0.
4.4 0.
4.5 0.
4.6 0.
4.7 0.
4.8 0.
4.9 0.
5 0.
5.1 0.
5.2 0.
5.3 0.
5.4 0.
5.5 0.
5.6 0.
5.7 0.
5.8 0.
5.9 0.
6 0.
6.1 0.
6.2 0.
6.3 0.
6.4 0.
6.5 0.
6.6 0.
6.7 0.
6.8 0.
6.9 0.
7 0.
7.1 0.
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7.3 0.
7.4 0.
7.5 0.
7.6 0.
7.7 0.
7.8 0.
7.9 0.
8 0.
8.1 0.
8.2 0.
8.3 0.
8.4 0.
8.5 0.
8.6 0.
8.7 0.
8.8 0.
8.9 0.
9 0.
9.1 0.
9.2 0.
9.3 0.
9.4 0.
9.5 0.
9.6 0.
9.7 0.
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9.9 0.
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11.1 0.
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11.3 0.
11.4 0.
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11.8 1.
11.9 1.
12 1.
12.1 1.
12.2 1.
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12.5 1.
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12.7 1.
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13 1.
13.1 1.
13.2 1.
13.3 1.
13.4 1.
13.5 1.
13.6 1.
13.7 1.
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14.1 1.
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15 1.
15.1 1.
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16.1 1.
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16.6 1.
16.7 1.
16.8 1.
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17.1 1.
17.2 1.
17.3 1.
17.4 1.
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20.9 1.
21 1.
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24.5 1.
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27 1.
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29.9 1.
30 1.
30.1 1.
30.2 1.
30.3 1.
30.4 1.
30.5 1.
30.6 1.
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31 1.
31.1 1.
31.2 1.
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31.5 1.
31.6 1.
31.7 2.
31.8 2.
31.9 2.
32 2.
32.1 2.
32.2 2.
32.3 2.
32.4 2.
32.5 2.
32.6 2.
32.7 2.
32.8 2.
32.9 2.
33 2.
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33.2 2.
33.3 2.
33.4 2.
33.5 2.
33.6 2.
33.7 2.
33.8 2.
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34 2.
34.1 2.
34.2 2.
34.3 2.
34.4 2.
34.5 2.
34.6 2.
34.7 3.
34.8 3.
34.9 3.
35.1 10.
35.2 10.
35.3 10.
35.4 11.
35.5 11.
35.6 11.
35.7 11.
35.8 11.
35.9 11.

Finalmente, con el aumento de pH y la fenolftaleína ya habida en la solución, se demostró el cambio de coloración en la reacción debido a este aumento y el cambio de dirección de la molécula como indicador. También se usó un pH con el cual se determinó con mayor precisión la escala de valoración (Figura 1.) y el tiempo del cambio abrupto de pH (Figura 2.) Este procedimiento se realizó en el programa Chemlab, con el cual se tuvo ciertas limitaciones, sin embargo, se consiguió resultados con el cual se pudo comprender los mecanismos de reacción y los cambios obtenidos, los cuales se correlacionan con teorías propuestas anteriormente como, por ejemplo, la Teoría de Brönsted y Lowry o la Teoría de Arrhenius. Según Casqui Ccollana^1 , ‘’En el momento de titular un ácido fuerte con una base del mismo tipo o viceversa, el pH empieza a variar de manera repentina durante el punto de equivalencia’’ Finalmente para este caso se comprobó que cumple con lo mencionado ya que pudimos registrar este cambio repentino de pH, con el uso del pHmetro y la fenolftaleína.

5. CONCLUSIONES

En conclusión, con este procedimiento experimental se consigue evidenciar como se ejecuta la reacción de neutralización donde se dio uso a dos reactantes, un ácido fuerte que fue el ácido clorhídrico (HCl) y una base fuerte que fue el hidróxido de sodio (NaOH) con los que se utilizó para concretar la reacción de neutralización, el ácido clorhídrico (HCl) liberó un protón que fue atrapado por el grupo hidroxilo para finalmente generar agua y de manera simultánea el cloro y sodio fueron liberados dando como resultado cloruro de sodio (NaCl). Adicional a ello se cumplió con el objetivo de analizar de manera cuantitativa a través de la escala de valoración en el cual se pudo observar el cambio brusco de pH y con el indicador de pH que fue en este caso la fenolftaleína se pudo presenciar esto visualmente.

7. BIBLIOGRAFÍA

Casqui Cocllana C. Análisis Volumétrico Ácido-Base [Internet]. 2018 [citado el 29 de agosto de 2021]. Disponible en: https://repositorio.une.edu.pe/bitstream/handle/UNE/4580/An%c3%a1lisis%20Volum %c3%a9trico%20%c3%81cido-Base.pdf 2 . Chiliquinga CJ. Volumetría I: Neutralización acido - base [Internet]. 2017 [citado el 29 de agosto de 2021]. Disponible en: https://d1wqtxts1xzle7.cloudfront.net/53515502/1-with-cover-page-v2.pdf 3 . De Jesús E. Equilibrio Ácido - Base. En: Química General [Internet]. 1993. p. 10. Disponible en: http://www3.uah.es/edejesus/resumenes/QG/Tema_13.pdf 4 . Anónimo. Indicadores Valoraciones Ácido - Base [Internet]. Liceoagb.es. 2004 [citado el 30 de agosto de 2021]. Disponible en: https://www.liceoagb.es/quimigen/acibas11.html 5 . Anónimo. Neutralización de Ácidos y Bases [Internet]. Ehu.eus. 2009 [citado el 30 de agosto de 2021]. Disponible en: http://www.ehu.eus/biomoleculas/ph/neutra.htm