Soluciones Y Curvas De Titulacion 2i6g1y
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Laboratorio de QMC – 101 “soluciones y curvas de titulación”
INDICE PORTADA ..........................................................................................................................1 INDICE ..........................................................................................................................2 RESUMEN ..........................................................................................................................3 1. OBJETIVO GENERAL ................................................................................................4 2. OBJETIVOS ESPECIFICOS ........................................................................................4 3. FUNDAMENTO TEORICO .........................................................................................4 3.1. DISOLUCION O SOLUCION ..............................................................................4 4. PROCESO DE DISOLUCION .....................................................................................4 5. CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES ................................................................5 5.1. SOLUBILIDAD .....................................................................................................5 6. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACION .................................................5 6.1. MOLARIDAD........................................................................................................6 6.2. NORMALIDAD .....................................................................................................6 6.3. MOLALIDAD ........................................................................................................6 6.4. FRACCION MOLAR ............................................................................................6 7. TITULACION ACIDO - BASE ....................................................................................6 8. INDICACDORES ACIDO - BASE ..............................................................................7 9. VALORACIONN ACIDO FUERTE – BASE FUERTE ..............................................7 10. MATERIALES Y REACTIVOS ...................................................................................8 10.1. MATERIALES ......................................................................................................8 10.2. REACTIVOS.........................................................................................................8 11. PROCEDIMIENTO.......................................................................................................8 11.1. PREPARACION DE HCl DE 0,1 M ....................................................................8 11.2. PREPÁRACION DE NaOH DE 0,1 M.................................................................9 11.3. PREPARACION DE CH3COOH DE 0,1 M .........................................................9 11.4. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE HCl DE 0,1 M ........................9 11.5. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE NaOH DE 0,1 M .....................9 11.6. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE CH3COOH DE 0,1 M .............9 11.7. CURVA DE TITULACION DE NaOH CON HCl ...............................................10 12. DATOS Y OBSERVACIONES ....................................................................................11 13. CALCULOS Y GRAFICOS .........................................................................................11 14. CONCLUSIONES .........................................................................................................14 15. BIBLIOGRAFIA ...........................................................................................................15
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Laboratorio de QMC – 101 “soluciones y curvas de titulación”
RESUMEN
En la presente práctica se estudiaron las distintas formas de expresar la concentración de una sustancia, como ser: molaridad, normalidad, molalidad, fracción molar. También se estudio sobre como aumentar la concentración de acidez de una mezcla a través de la titulación acido – base que hace que aumenta el pH de una disolución agregando gota a gota el titulante. Se pudo determinar los pH de manera experimental (a través de el papel tornasol y el pH metro) y también de forma teórica realizando los debidos cálculos.
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Laboratorio de QMC – 101 “soluciones y curvas de titulación”
SOLUCIONES Y CURVAS DE TITULACION 1. OBJETIVO GENERAL Estandarizar soluciones ácido - base y determinar pHs de reacciones ácido - base. 2. OBJETIVOS ESPECIFICOS Preparar soluciones estándar de ácido y base. Determinar las concentraciones de las soluciones de ácido y base. Observar los cambios que ocurren con las sustancias y el indicador en el método denominado titulación. Determinar pHs de soluciones ácido - base. Utilizar Indicadores en solución que permitan observar los cambios que experimentan una solución, de carácter ácido a básico o viceversa. Construir curvas de titulación ácido - base, teórico y experimental. 3. FUNDAMENTO TEORICO 3.1. DISOLUCION O SOLUCION Las disoluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de Interés tanto para la física como para la química. Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras, en la cual, al componente en menor proporción se denomina soluto y al componente en mayor proporción disolvente o solvente. 4. PROCESO DE DISOLUCION El mecanismo del proceso de disolución puede llevarse a cabo con reacción química o sin reacción química. Ambos se tratan de una mezcla de soluto y disolvente. Un soluto puede disolverse con o sin reacción química en un disolvente (solvente). Ejemplo: ( (
)
(
) )
Si la primera solución se evapora o seca, se obtiene NaOH e hidrógeno gaseoso. En cambio, la evaporación de la segunda solución permite tener NaCI original. La facilidad del proceso de disolución depende de dos factores: 1. El cambio de energía, puede ser de tipo exotérmico o endotérmico (calor de disolución) 2. el cambio en el desorden (entropía). El proceso de disolución desde el punto de vista molecular consta de tres etapas: 3
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Separación de moléculas del soluto Separación de moléculas del disolvente Mezcla de moléculas del soluto y el disolvente Y se debe fundamentalmente a dos factores: La tendencia a una energía mínima denominada entalpia de disolución y del desorden molecular llamada entropía, a mayor desorden mayor entropía. Se establece que la estabilidad depende de la energía mínima o la máxima entropía en un proceso de disolución. En el proceso de disolución, a nivel molecular debe existir afinidad entre moléculas de soluto y solvente. Para que se realice la disolución se considera una regla Importante: "LO SEMEJANTE DISUELVE A LO SEMEJANTE", O "SUSTANCIAS POLARES DISUELVEN SUSTANCIAS POLARES Y SUSTANCIA NO POLARES DISUELVEN SUSTANCIAS NO POLARES". El agua es una sustancia polar, entonces solo formara disolución con aquellas sustancias que son polares, como ser el cloruro de sodio, el etanol. El aceite es una sustancia no polar, formando disoluciones con sustancias no polares como ser: el cloroformo, benceno y otros, Entonces no habrá disolución si mezclamos una sustancio polar con una no polar, como ejemplo tenemos la mezcla de agua y aceite, donde se ven dos fases, la del agua y la del aceite (mezclo heterogénea). 5. CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES Las soluciones se pueden clasificar, atendiendo o 5 aspectos Importantes: I. Según el número de componentes.- Soluciones binarias, soluciones ternarias y soluciones cuaternarias. II. Según la naturaleza del disolvente.- Soluciones acuosas y soluciones orgánicas III. Según la naturaleza del soluto.- Soluciones ácidas, soluciones básicas y soluciones neutras IV. Según la cantidad de sus componentes.- soluciones diluidas, soluciones concentradas, soluciones saturadas y soluciones sobre saturadas V. Según los estados de agregación.- Soluciones sólidas, liquidas y gaseosas. 5.1. SOLUBILIDAD La solubilidad se define como la cantidad de una sustancia que se disuelve en 100 gramos de agua a una temperatura dada; es la concentración máxima posible. Por ejemplo, La solubilidad de NaCI es:
Al añadir 40 gramos de NaCI, en 100g de agua quedaran 4g de sal sin disolverse. 6. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACION Existen diferentes formas de expresar la concentración de una disolución. Las que se emplean con mayor frecuencia suponen el comparar la cantidad de soluto con la cantidad total de disolución, ya sea 4
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en términos de masas, ya sea en términos de masa a volumen o Incluso de volumen a volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen las siguientes: 6.1. MOLARIDAD Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la letra M. Una disolución 1 M contendrá un mol de soluto por litro, una 0.5 M contendrá medio mol de soluto por litro, etc. El cálculo de la molaridad se efectúa determinando primero el número de moles y dividiendo por el volumen total en litros:
6.2. NORMALIDAD Es otra de las unidades de concentración más usadas en química y se define de acuerdo a la siguiente expresión matemática:
6.3. MOLALIDAD También es una unidad de concentración química cuya simbología es "m" y se define:
La molalidad suele calcularse a partir de la concentración del soluto en % (p/p). 6.4. FRACCION MOLAR La fracción molar de un soluto (Xa ), se define como los moles de sustancia A divididos entre los moles totales de solución, esto es:
La fracción molar también se determina a partir de la concentración del soluto en % (p/p). 7. TITULACION ACIDO - BASE Las soluciones de concentración exactamente conocida, se denominan soluciones estándar. Se pueden preparar soluciones estándar de algunas sustancias disolviendo una muestra cuidadosamente pesada de sólido en suficiente agua para obtener un volumen conocido de solución. Cuando las sustancias no pueden pesarse con exactitud y convenientemente porque reaccionan con la atmósfera, se preparan soluciones de las mismas y se procede a determinar sus concentraciones por titulación con una solución estándar. La titulación, es el proceso en el cual un reactivo de la solución, el titulante, se añade cuidadosamente a la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante necesario para que la reacción se complete. 5
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Valoración o estandarización, es el proceso por el cuál se determina la concentración de una solución midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. La solución estandarizada recibe el nombre de estándar secundario y se emplea para analizar problemas. Las propiedades de las soluciones estándar primarlos son: No deben reaccionar o absorber componentes de la atmósfera, como vapor de agua, oxígeno o dióxido de carbono. Deben tener alto porcentaje de pureza. Deben tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar. Deben ser solubles en el disolvente de Interés. No deben ser tóxicos. ¿Cómo se sabe cuándo detener la titulación? Para esto se agregan unas cuantas gotas de solución de indicador a la solución que se va a titular. 8. INDICADORES ACIDO - BASE Un Indicador es un Colorante Que se utiliza para distinguir entre laS soluciones acidas y básicas por medio del cambio de color que experimentan estas soluciones. Tales colorantes son comunes en materiales naturales. El color ámbar del té, por ejemplo, es aclarado por adición de jugo de limón (ácido cítrico); Un Indicador es una sustancio que adopta colores diferentes dependiendo de la concentración de H+ en la solución. Es preciso que por lo menos una de estas formas tenga color Intenso paro que puedan observarse cantidades muy pequeñas de la misma. Supóngase que se titula una solución acida de concentración desconocida añadiendo solución estandarizada de hidróxido de sodio gota a gota mediante una bureta. Las buretas comunes están graduadas a Intervalos de 1 mi de manera que permiten estimar el volumen de solución empleado. El analista debe elegir un indicador que cambie claramente el color en el punto en que reaccionan cantidades estequeométricamente equivalentes de ácido y base es decir, el punto de equivalencia. El punto en el cuál el indicador cambia de color y se detiene la titulación se llama punto final. Lo ideal es que el punto final coincida con el punto de. Equivalencia. La fenolftaleína es Incolora en solución acida y color rojo - violáceo en solución básica. SI en la titulación se añade una base a un ácido, suele emplearse fenoftaleina como indicador. El punto final se observa cuando aparece una coloración rosa débil que persiste por lo menos 15 segundos al agitar la solución. 9. VALORACION ACIDO FUERTE – BASE FUERTE Una curva de titulación es una gráfica de pH contra cantidad de ácido o base añadida (por lo general, en volumen). Indica de manera gráfica el cambio de pH al añadir ácido o base a la solución y muestra con claridad cómo cambia el pH cerca del punto de equivalencia. La solución que se prepara con el soluto patrón primarlo se denomina ESTÁNDAR PRIMARIO. La solución estandarizada con el patrón primarlo pasa a denominarse solución estándar o de concentración exactamente conocida, que podrá ser utilizada para estandarizar otra. Para estandarizar determinado volumen de una solución (X), se utiliza un volumen de la solución patrón con el cual llegamos al punto final de estandarización o punto de equivalencia, es decir cuando ambas soluciones han reaccionado completa y estequeométricamente de equivalente á equivalente.
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Este punto final se lo detecta, por el cambio de color que experimenta el indicador del inicio y final del proceso.
10. MATERIALES Y REACTIVOS 10.1. MATERIALES ITEM 1 2 3
MATERIAL Matraz erlenmeyer Vaso precipitado Pipeta graduada Probeta graduada Matraz aforado Bureta Vidrio de reloj pH - metro Pipeta aforada Varilla de vidrio Balanza Soporte universal Pinza porta bureta Pizeta Propipeta Cepillo Espátula recta
4
5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
CARACTERÍSTICA 200 ml 250 ml 5 ml 10 ml 250 ml 50 ml D = 10 cm Electrónico 25 ml 10 cm Eléctrica Metálico Metálico 500ml (plástica) Plástica P/Tubo Metálica
CANTIDAD 3 3 1 1 3 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1
10.2. REACTIVOS ITEM
REACTIVO
CARACTERÍSTICA
CANTIDAD
1 2 3 4 5
Ácido Clorhídrico Ácido acético Fenolftaleína Hidróxido de sodio Carbonato de sodio
Concentrado Concentrado
2 ml 2 ml 2 cotas 1g 0.60 g
p.a. o q. p. p.a. o q. p.
11. PROCEDIMIENTO 11.1. PREPARACION DE HCl DE 0,1 M Con los datos del frasco de HC! concentrado, calcular el volumen de éste ácido para preparar 250 ml de solución. Disolver en aproximadamente 100 ml de agua destilada en un vaso de Precipitado de 250 ml 7
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Verter esta solución en matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. Completar hasta el aforo con agua destilada. 11.2. PREPARACION DE NaOH DE 0,1 M Con los datos del frasco de Na OH sólido, calcular la masa de Na OH necesarios para preparar 250 ml. de solución de Na OH. En un vidrio reloj, pesar esta cantidad, y disolver en agua destilada y esperar que enfríe la mezcla. Verter en un matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. Completar hasta el aforo con agua destilada. 11.3. PREPARCION DE CH3COOH DE 0,1M Con los datos del frasco de CH1COOH concentrado, calcular el volumen de éste Acido para preparar 250 ml. de solución. Disolver en aproximadamente 100 ml. de agua destilada en un vaso de precipitado de 250 ml. Verter esta solución en matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. Completar hasta el aforo con agua destilada. 11.4. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE HCl DE 0,1 M Pesar aproximadamente 3 muestras de 0.20 g de carbonato de sodio anhidro y colocar cada uno de ellos en matraces erlenmeyer de 250 ml. Disolver en 50 ml. de agua destilada. Añadir 7 a 3 flotar, de naranja de metilo a cada solución. Llenar la bureta de 50 mi con la solución de HCI. Añadir cuidadosamente la solución de HCI de la bureta, sobre la solución de carbonato de sodio contenido en el erlenmeyer agitando constantemente, hasta que el indicador vire a color rojo o rosa Registrar el volumen de la solución de HCI vertido. Determinarla concentración del HCI 11.5. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE NaOH DE 0,1 M En tres matraces erlenmeyer de 250 mi, mediante una pipeta aforada de 25 mi verter exactamente 25 ml de solución de NaOH y dos gotas de fenolftaleína. Añadir cuidadosamente la solución de HCI estandarizado contenido en la bureta, hasta que el indicador vire de rosa a incoloro. Registrar el volumen do la solución de HCI vertido. Determinar la concentración del NaOH 11.6. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION CH3COOH DE 0,1M En tres matraces erlenmeyer de 250 mi, mediante una pipeta aforada de 250 mi verter exactamente 8
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25 ml de solución de NaOH y dos gotas de fenolftaleína. Añadir cuidadosamente la solución de ácido acético contenido en la bureta, hasta que el indicador vire de rosa a incoloro. Registrar el volumen de la solución de CH3COOH vertido. Determinar la concentración del CH3COOH 11.7. CURVA DE TITULACION DE NaOH CON HCl Para la construcción de curvas de titulación, utilizaremos las soluciones estandarizadas de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio y como instrumento de medición un pH metro. Colocar en una bureta de 50 ml la solución estandarizada de HCl (0,2 N aproximadamente) y en un matraz erlenmeyer de n25 ml de solución valorada de NaOH (0,1 N aproximadamente) Determinar el pH inicial de la solución de NaOH y luego añadir una gota de fenolftaleína a esta solución (¿Qué coloración presenta?). es importante enjuagar el electrodo del pH metro con agua destilada en cada medición y secar con un papel absorbente. A partir de este momento ir agregando de la bureta la solución de HCl al matraz con NaOH, volúmenes seleccionados y determinar el pH de la mezcla. Añadir: 0.5, 8, 10, 12.3, 12.5, 12.7, 13, 15, 20, 25 ml de HCl Construir una tabla de ml agregados de HCl y pH experimentales obtenidos. Con los datos de la tabla anterior construir la curva de neutralización respectiva. En la misma grafica sobre poner la curva teórica, para esto calcular el pH teórico en cada punto.
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12. DATOS Y OBSERVACIONES V HCl pH
0 13 papel tornasol
5 12 papel tornasol
15 11,75
20 11,59
pH metro
pH metro
22 11 papel tornasol
25 9 papel tornasol
13. CALCULOS Y GRAFICOS
(
)
(
)
Grafica experimental: V HCl pH
0 13
5 12
15 11,75
20 11,59
22 11
25 9
30 5
35 1,51
14 12 10 pH
8 6
pH
4 2 0 0
10
20 volumen HCl
10
30
40
30 5 papel tornasol
35 1,51 pH metro
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(
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(
)
(
)
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(
)
(
)
Grafica teórica:
V HCl pH
0 13
5 12,8
15 12,4
20 12
22 11,8
25 7
30 2
35 1,8
14 12 10 pH
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pH
4 2 0 0
10
20 volumen HCl
12
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Grafica experimental Vs Grafica teórica: V HCl pH
0 13
5 12
15 11,75
20 11,59
22 11
25 9
30 5
35 1,51
V HCl pH
0 13
5 12,8
15 12,4
20 12
22 11,8
25 7
30 2
35 1,8
14
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pH
8
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0 0
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25
30
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volumen HCl
14. CONCLUSIONES o Considero que la práctica fue muy interesante y que en ella aprendió la importancia de la medida del pH de distintas sustancias, así como distintos métodos para obtener este valor, desde conocer si una sustancia es ácida o básica hasta conocer con una mayor precisión el pH de una sustancia. o En el desarrollo de la práctica se conoció el manejo y la importancia del uso del pH metro, un instrumento que nos ayuda a determinar el pH de una determinada sustancia con un alto nivel de confiabilidad, además que gracias a este instrumento podemos saber cuán ácida o
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básica es una sustancia o soluciones, el valor del pH de la misma con una exactitud de dos decimales, y que, a diferencia de otro indicadores de pH, presenta el valor real del mismo. o Otro aspecto que considero importante de mencionar es el del empleo de la bureta en el laboratorio, ya que este instrumento fue de vital importancia en este experimento, considero que las precauciones del trabajo con este instrumento deben ser enfatizadas para su empleo, para evitar que el instrumento se agripe o llegue a clisar. 15. BIBLIOGRAFIA
CORONEL, LEONARDO. Como resolver problemas de Química Preuniversitaria, 2010 MONTECINOS, EDGAR- MONTECINOS, JOSE. Química General. Prácticas de Laboratorio, 1989 BABOR JOSE - IBARZ, JOSE. Química General Moderna, (1997) ALVAREZ, ALFREDO – VALENZUELA, JULIO – YUJRA, FEDERICO. Practicas de Química General (1986) DOCENTES FACULTAD DE INGENIERIA. Química Curso Prefacultativo (2004). LONGO, FREDERICK. Química General. HARRIS, DANIEL. Análisis Químico Cuantitativo (1992).
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INDICE PORTADA ..........................................................................................................................1 INDICE ..........................................................................................................................2 RESUMEN ..........................................................................................................................3 1. OBJETIVO GENERAL ................................................................................................4 2. OBJETIVOS ESPECIFICOS ........................................................................................4 3. FUNDAMENTO TEORICO .........................................................................................4 3.1. DISOLUCION O SOLUCION ..............................................................................4 4. PROCESO DE DISOLUCION .....................................................................................4 5. CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES ................................................................5 5.1. SOLUBILIDAD .....................................................................................................5 6. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACION .................................................5 6.1. MOLARIDAD........................................................................................................6 6.2. NORMALIDAD .....................................................................................................6 6.3. MOLALIDAD ........................................................................................................6 6.4. FRACCION MOLAR ............................................................................................6 7. TITULACION ACIDO - BASE ....................................................................................6 8. INDICACDORES ACIDO - BASE ..............................................................................7 9. VALORACIONN ACIDO FUERTE – BASE FUERTE ..............................................7 10. MATERIALES Y REACTIVOS ...................................................................................8 10.1. MATERIALES ......................................................................................................8 10.2. REACTIVOS.........................................................................................................8 11. PROCEDIMIENTO.......................................................................................................8 11.1. PREPARACION DE HCl DE 0,1 M ....................................................................8 11.2. PREPÁRACION DE NaOH DE 0,1 M.................................................................9 11.3. PREPARACION DE CH3COOH DE 0,1 M .........................................................9 11.4. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE HCl DE 0,1 M ........................9 11.5. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE NaOH DE 0,1 M .....................9 11.6. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE CH3COOH DE 0,1 M .............9 11.7. CURVA DE TITULACION DE NaOH CON HCl ...............................................10 12. DATOS Y OBSERVACIONES ....................................................................................11 13. CALCULOS Y GRAFICOS .........................................................................................11 14. CONCLUSIONES .........................................................................................................14 15. BIBLIOGRAFIA ...........................................................................................................15
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RESUMEN
En la presente práctica se estudiaron las distintas formas de expresar la concentración de una sustancia, como ser: molaridad, normalidad, molalidad, fracción molar. También se estudio sobre como aumentar la concentración de acidez de una mezcla a través de la titulación acido – base que hace que aumenta el pH de una disolución agregando gota a gota el titulante. Se pudo determinar los pH de manera experimental (a través de el papel tornasol y el pH metro) y también de forma teórica realizando los debidos cálculos.
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SOLUCIONES Y CURVAS DE TITULACION 1. OBJETIVO GENERAL Estandarizar soluciones ácido - base y determinar pHs de reacciones ácido - base. 2. OBJETIVOS ESPECIFICOS Preparar soluciones estándar de ácido y base. Determinar las concentraciones de las soluciones de ácido y base. Observar los cambios que ocurren con las sustancias y el indicador en el método denominado titulación. Determinar pHs de soluciones ácido - base. Utilizar Indicadores en solución que permitan observar los cambios que experimentan una solución, de carácter ácido a básico o viceversa. Construir curvas de titulación ácido - base, teórico y experimental. 3. FUNDAMENTO TEORICO 3.1. DISOLUCION O SOLUCION Las disoluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de Interés tanto para la física como para la química. Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras, en la cual, al componente en menor proporción se denomina soluto y al componente en mayor proporción disolvente o solvente. 4. PROCESO DE DISOLUCION El mecanismo del proceso de disolución puede llevarse a cabo con reacción química o sin reacción química. Ambos se tratan de una mezcla de soluto y disolvente. Un soluto puede disolverse con o sin reacción química en un disolvente (solvente). Ejemplo: ( (
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(
) )
Si la primera solución se evapora o seca, se obtiene NaOH e hidrógeno gaseoso. En cambio, la evaporación de la segunda solución permite tener NaCI original. La facilidad del proceso de disolución depende de dos factores: 1. El cambio de energía, puede ser de tipo exotérmico o endotérmico (calor de disolución) 2. el cambio en el desorden (entropía). El proceso de disolución desde el punto de vista molecular consta de tres etapas: 3
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Separación de moléculas del soluto Separación de moléculas del disolvente Mezcla de moléculas del soluto y el disolvente Y se debe fundamentalmente a dos factores: La tendencia a una energía mínima denominada entalpia de disolución y del desorden molecular llamada entropía, a mayor desorden mayor entropía. Se establece que la estabilidad depende de la energía mínima o la máxima entropía en un proceso de disolución. En el proceso de disolución, a nivel molecular debe existir afinidad entre moléculas de soluto y solvente. Para que se realice la disolución se considera una regla Importante: "LO SEMEJANTE DISUELVE A LO SEMEJANTE", O "SUSTANCIAS POLARES DISUELVEN SUSTANCIAS POLARES Y SUSTANCIA NO POLARES DISUELVEN SUSTANCIAS NO POLARES". El agua es una sustancia polar, entonces solo formara disolución con aquellas sustancias que son polares, como ser el cloruro de sodio, el etanol. El aceite es una sustancia no polar, formando disoluciones con sustancias no polares como ser: el cloroformo, benceno y otros, Entonces no habrá disolución si mezclamos una sustancio polar con una no polar, como ejemplo tenemos la mezcla de agua y aceite, donde se ven dos fases, la del agua y la del aceite (mezclo heterogénea). 5. CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES Las soluciones se pueden clasificar, atendiendo o 5 aspectos Importantes: I. Según el número de componentes.- Soluciones binarias, soluciones ternarias y soluciones cuaternarias. II. Según la naturaleza del disolvente.- Soluciones acuosas y soluciones orgánicas III. Según la naturaleza del soluto.- Soluciones ácidas, soluciones básicas y soluciones neutras IV. Según la cantidad de sus componentes.- soluciones diluidas, soluciones concentradas, soluciones saturadas y soluciones sobre saturadas V. Según los estados de agregación.- Soluciones sólidas, liquidas y gaseosas. 5.1. SOLUBILIDAD La solubilidad se define como la cantidad de una sustancia que se disuelve en 100 gramos de agua a una temperatura dada; es la concentración máxima posible. Por ejemplo, La solubilidad de NaCI es:
Al añadir 40 gramos de NaCI, en 100g de agua quedaran 4g de sal sin disolverse. 6. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACION Existen diferentes formas de expresar la concentración de una disolución. Las que se emplean con mayor frecuencia suponen el comparar la cantidad de soluto con la cantidad total de disolución, ya sea 4
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en términos de masas, ya sea en términos de masa a volumen o Incluso de volumen a volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen las siguientes: 6.1. MOLARIDAD Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la letra M. Una disolución 1 M contendrá un mol de soluto por litro, una 0.5 M contendrá medio mol de soluto por litro, etc. El cálculo de la molaridad se efectúa determinando primero el número de moles y dividiendo por el volumen total en litros:
6.2. NORMALIDAD Es otra de las unidades de concentración más usadas en química y se define de acuerdo a la siguiente expresión matemática:
6.3. MOLALIDAD También es una unidad de concentración química cuya simbología es "m" y se define:
La molalidad suele calcularse a partir de la concentración del soluto en % (p/p). 6.4. FRACCION MOLAR La fracción molar de un soluto (Xa ), se define como los moles de sustancia A divididos entre los moles totales de solución, esto es:
La fracción molar también se determina a partir de la concentración del soluto en % (p/p). 7. TITULACION ACIDO - BASE Las soluciones de concentración exactamente conocida, se denominan soluciones estándar. Se pueden preparar soluciones estándar de algunas sustancias disolviendo una muestra cuidadosamente pesada de sólido en suficiente agua para obtener un volumen conocido de solución. Cuando las sustancias no pueden pesarse con exactitud y convenientemente porque reaccionan con la atmósfera, se preparan soluciones de las mismas y se procede a determinar sus concentraciones por titulación con una solución estándar. La titulación, es el proceso en el cual un reactivo de la solución, el titulante, se añade cuidadosamente a la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante necesario para que la reacción se complete. 5
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Valoración o estandarización, es el proceso por el cuál se determina la concentración de una solución midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. La solución estandarizada recibe el nombre de estándar secundario y se emplea para analizar problemas. Las propiedades de las soluciones estándar primarlos son: No deben reaccionar o absorber componentes de la atmósfera, como vapor de agua, oxígeno o dióxido de carbono. Deben tener alto porcentaje de pureza. Deben tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar. Deben ser solubles en el disolvente de Interés. No deben ser tóxicos. ¿Cómo se sabe cuándo detener la titulación? Para esto se agregan unas cuantas gotas de solución de indicador a la solución que se va a titular. 8. INDICADORES ACIDO - BASE Un Indicador es un Colorante Que se utiliza para distinguir entre laS soluciones acidas y básicas por medio del cambio de color que experimentan estas soluciones. Tales colorantes son comunes en materiales naturales. El color ámbar del té, por ejemplo, es aclarado por adición de jugo de limón (ácido cítrico); Un Indicador es una sustancio que adopta colores diferentes dependiendo de la concentración de H+ en la solución. Es preciso que por lo menos una de estas formas tenga color Intenso paro que puedan observarse cantidades muy pequeñas de la misma. Supóngase que se titula una solución acida de concentración desconocida añadiendo solución estandarizada de hidróxido de sodio gota a gota mediante una bureta. Las buretas comunes están graduadas a Intervalos de 1 mi de manera que permiten estimar el volumen de solución empleado. El analista debe elegir un indicador que cambie claramente el color en el punto en que reaccionan cantidades estequeométricamente equivalentes de ácido y base es decir, el punto de equivalencia. El punto en el cuál el indicador cambia de color y se detiene la titulación se llama punto final. Lo ideal es que el punto final coincida con el punto de. Equivalencia. La fenolftaleína es Incolora en solución acida y color rojo - violáceo en solución básica. SI en la titulación se añade una base a un ácido, suele emplearse fenoftaleina como indicador. El punto final se observa cuando aparece una coloración rosa débil que persiste por lo menos 15 segundos al agitar la solución. 9. VALORACION ACIDO FUERTE – BASE FUERTE Una curva de titulación es una gráfica de pH contra cantidad de ácido o base añadida (por lo general, en volumen). Indica de manera gráfica el cambio de pH al añadir ácido o base a la solución y muestra con claridad cómo cambia el pH cerca del punto de equivalencia. La solución que se prepara con el soluto patrón primarlo se denomina ESTÁNDAR PRIMARIO. La solución estandarizada con el patrón primarlo pasa a denominarse solución estándar o de concentración exactamente conocida, que podrá ser utilizada para estandarizar otra. Para estandarizar determinado volumen de una solución (X), se utiliza un volumen de la solución patrón con el cual llegamos al punto final de estandarización o punto de equivalencia, es decir cuando ambas soluciones han reaccionado completa y estequeométricamente de equivalente á equivalente.
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Este punto final se lo detecta, por el cambio de color que experimenta el indicador del inicio y final del proceso.
10. MATERIALES Y REACTIVOS 10.1. MATERIALES ITEM 1 2 3
MATERIAL Matraz erlenmeyer Vaso precipitado Pipeta graduada Probeta graduada Matraz aforado Bureta Vidrio de reloj pH - metro Pipeta aforada Varilla de vidrio Balanza Soporte universal Pinza porta bureta Pizeta Propipeta Cepillo Espátula recta
4
5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
CARACTERÍSTICA 200 ml 250 ml 5 ml 10 ml 250 ml 50 ml D = 10 cm Electrónico 25 ml 10 cm Eléctrica Metálico Metálico 500ml (plástica) Plástica P/Tubo Metálica
CANTIDAD 3 3 1 1 3 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1
10.2. REACTIVOS ITEM
REACTIVO
CARACTERÍSTICA
CANTIDAD
1 2 3 4 5
Ácido Clorhídrico Ácido acético Fenolftaleína Hidróxido de sodio Carbonato de sodio
Concentrado Concentrado
2 ml 2 ml 2 cotas 1g 0.60 g
p.a. o q. p. p.a. o q. p.
11. PROCEDIMIENTO 11.1. PREPARACION DE HCl DE 0,1 M Con los datos del frasco de HC! concentrado, calcular el volumen de éste ácido para preparar 250 ml de solución. Disolver en aproximadamente 100 ml de agua destilada en un vaso de Precipitado de 250 ml 7
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Verter esta solución en matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. Completar hasta el aforo con agua destilada. 11.2. PREPARACION DE NaOH DE 0,1 M Con los datos del frasco de Na OH sólido, calcular la masa de Na OH necesarios para preparar 250 ml. de solución de Na OH. En un vidrio reloj, pesar esta cantidad, y disolver en agua destilada y esperar que enfríe la mezcla. Verter en un matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. Completar hasta el aforo con agua destilada. 11.3. PREPARCION DE CH3COOH DE 0,1M Con los datos del frasco de CH1COOH concentrado, calcular el volumen de éste Acido para preparar 250 ml. de solución. Disolver en aproximadamente 100 ml. de agua destilada en un vaso de precipitado de 250 ml. Verter esta solución en matraz aforado de 250 ml. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. Completar hasta el aforo con agua destilada. 11.4. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE HCl DE 0,1 M Pesar aproximadamente 3 muestras de 0.20 g de carbonato de sodio anhidro y colocar cada uno de ellos en matraces erlenmeyer de 250 ml. Disolver en 50 ml. de agua destilada. Añadir 7 a 3 flotar, de naranja de metilo a cada solución. Llenar la bureta de 50 mi con la solución de HCI. Añadir cuidadosamente la solución de HCI de la bureta, sobre la solución de carbonato de sodio contenido en el erlenmeyer agitando constantemente, hasta que el indicador vire a color rojo o rosa Registrar el volumen de la solución de HCI vertido. Determinarla concentración del HCI 11.5. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION DE NaOH DE 0,1 M En tres matraces erlenmeyer de 250 mi, mediante una pipeta aforada de 25 mi verter exactamente 25 ml de solución de NaOH y dos gotas de fenolftaleína. Añadir cuidadosamente la solución de HCI estandarizado contenido en la bureta, hasta que el indicador vire de rosa a incoloro. Registrar el volumen do la solución de HCI vertido. Determinar la concentración del NaOH 11.6. ESTANDARIZACION DE LA SOLUCION CH3COOH DE 0,1M En tres matraces erlenmeyer de 250 mi, mediante una pipeta aforada de 250 mi verter exactamente 8
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25 ml de solución de NaOH y dos gotas de fenolftaleína. Añadir cuidadosamente la solución de ácido acético contenido en la bureta, hasta que el indicador vire de rosa a incoloro. Registrar el volumen de la solución de CH3COOH vertido. Determinar la concentración del CH3COOH 11.7. CURVA DE TITULACION DE NaOH CON HCl Para la construcción de curvas de titulación, utilizaremos las soluciones estandarizadas de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio y como instrumento de medición un pH metro. Colocar en una bureta de 50 ml la solución estandarizada de HCl (0,2 N aproximadamente) y en un matraz erlenmeyer de n25 ml de solución valorada de NaOH (0,1 N aproximadamente) Determinar el pH inicial de la solución de NaOH y luego añadir una gota de fenolftaleína a esta solución (¿Qué coloración presenta?). es importante enjuagar el electrodo del pH metro con agua destilada en cada medición y secar con un papel absorbente. A partir de este momento ir agregando de la bureta la solución de HCl al matraz con NaOH, volúmenes seleccionados y determinar el pH de la mezcla. Añadir: 0.5, 8, 10, 12.3, 12.5, 12.7, 13, 15, 20, 25 ml de HCl Construir una tabla de ml agregados de HCl y pH experimentales obtenidos. Con los datos de la tabla anterior construir la curva de neutralización respectiva. En la misma grafica sobre poner la curva teórica, para esto calcular el pH teórico en cada punto.
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12. DATOS Y OBSERVACIONES V HCl pH
0 13 papel tornasol
5 12 papel tornasol
15 11,75
20 11,59
pH metro
pH metro
22 11 papel tornasol
25 9 papel tornasol
13. CALCULOS Y GRAFICOS
(
)
(
)
Grafica experimental: V HCl pH
0 13
5 12
15 11,75
20 11,59
22 11
25 9
30 5
35 1,51
14 12 10 pH
8 6
pH
4 2 0 0
10
20 volumen HCl
10
30
40
30 5 papel tornasol
35 1,51 pH metro
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(
(
)
)
(
)
(
)
(
)
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(
)
(
)
Grafica teórica:
V HCl pH
0 13
5 12,8
15 12,4
20 12
22 11,8
25 7
30 2
35 1,8
14 12 10 pH
8 6
pH
4 2 0 0
10
20 volumen HCl
12
30
40
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Grafica experimental Vs Grafica teórica: V HCl pH
0 13
5 12
15 11,75
20 11,59
22 11
25 9
30 5
35 1,51
V HCl pH
0 13
5 12,8
15 12,4
20 12
22 11,8
25 7
30 2
35 1,8
14
12
10
pH
8
6
4
2
0 0
5
10
15
20
25
30
35
40
volumen HCl
14. CONCLUSIONES o Considero que la práctica fue muy interesante y que en ella aprendió la importancia de la medida del pH de distintas sustancias, así como distintos métodos para obtener este valor, desde conocer si una sustancia es ácida o básica hasta conocer con una mayor precisión el pH de una sustancia. o En el desarrollo de la práctica se conoció el manejo y la importancia del uso del pH metro, un instrumento que nos ayuda a determinar el pH de una determinada sustancia con un alto nivel de confiabilidad, además que gracias a este instrumento podemos saber cuán ácida o
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básica es una sustancia o soluciones, el valor del pH de la misma con una exactitud de dos decimales, y que, a diferencia de otro indicadores de pH, presenta el valor real del mismo. o Otro aspecto que considero importante de mencionar es el del empleo de la bureta en el laboratorio, ya que este instrumento fue de vital importancia en este experimento, considero que las precauciones del trabajo con este instrumento deben ser enfatizadas para su empleo, para evitar que el instrumento se agripe o llegue a clisar. 15. BIBLIOGRAFIA
CORONEL, LEONARDO. Como resolver problemas de Química Preuniversitaria, 2010 MONTECINOS, EDGAR- MONTECINOS, JOSE. Química General. Prácticas de Laboratorio, 1989 BABOR JOSE - IBARZ, JOSE. Química General Moderna, (1997) ALVAREZ, ALFREDO – VALENZUELA, JULIO – YUJRA, FEDERICO. Practicas de Química General (1986) DOCENTES FACULTAD DE INGENIERIA. Química Curso Prefacultativo (2004). LONGO, FREDERICK. Química General. HARRIS, DANIEL. Análisis Químico Cuantitativo (1992).
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