---Semana n°7--- ---Sección
2---Grupo 1---
Asignatura: Química general
Profesores: José Ávila, Antonio Moscoso y Gustavo Ruiz
Tema: Equilibrio ácido – base
Integrantes
-Rodrigo Ian Cotos Barranzuela -Dave Hinostroza Marallana
-Sergio Jesús Colca Zuta -María Elita Vega Dávila
-Glery Anai Domínguez Cruz -Diego David Casani de la Cruz
Objetivos de la sesión
- Explicar las bases planteadas con respecto al equilibrio ácido – base
- Entender los procedimientos y resultados de los experimentos de equilibrio ácido – base
- Asimilar los conocimientos impartidos en la clase y llegar a un consenso integro.
MARCO T EORICO
Los ácidos y las bases constituyen una clase de
compuestos químicos de gran interés. El concepto de ácido y base ha evolucionado a lo largo del desarrollo de la
química. La primera definición de estos compuestos fue dada por Arrhenius:
Ácido: Toda sustancia que al disolverse en agua cede iones H
+Base: Toda sustancia que al disolverse en agua cede iones OH
-El criterio limitaba las reacciones ácido-base a sistemas en los que el agua fuese el disolvente; además no explicaba el carácter ácido o básico de muchas sustancias que no son compuestos hidrogenados o hidroxilados. Una nueva
definición de estos términos, más general y que permitía establecer una comparación entre las fuerzas de los
mismos fue dada por Brönsted y Lowry independientemente en 1923.
Ácido: Sustancia capaz de ceder protones
Base: Sustancia capaz de aceptar protones
Esto se representa por la siguiente ecuación:
Ácido 1 → Base 1 + H
+Los protones no pueden existir libres en disolución. La reacción sólo tiene lugar si hay otra sustancia capaz de aceptarlos:
Base 2 + H
+→ Ácido 2
La ecuación estequiométrica del proceso ácido-base real se obtiene combinando las dos ecuaciones anteriores.
Ácido 1 + Base 2 → Base 1 + Ácido 2
A los sistemas Ácido1/Base1 y Ácido2/Base2 se les denomina pares ácido-base conjugados. Una reacción ácido-base es un proceso de transferencia de protones
entre dos pares conjugados. Según el sistema de Brönsted- Lowry, la fortaleza de un ácido se mide por sus tendencias a donar un protón, mientras que la de una base se mide por su tendencia a aceptar un protón.
Una definición más amplia fue dada por Lewis, también en 1923. Según este científico, ácido es una especie con un orbital vacante, capaz de aceptar un par de electrones, y base es una especie que puede donar un par electrónico para formar un enlace covalente coordinado. Esta
definición permite clasificar como ácidos o bases muchas
sustancias que no quedan incluidas en las anteriores definiciones. No obstante, para sistemas acuosos se emplea normalmente la definición de Brönsted-Lowry y ésta es la que se considerará en este trabajo práctico.
Concepto de pH
Una de las propiedades más importantes de una disolución acuosa es su concentración en ion hidrógeno, que se
representa por H
+o H3O
+Este ion ejerce un gran efecto sobre la solubilidad de muchas especies inorgánicas y orgánicas, sobre la
naturaleza de especies y complejos catiónicos presentes en una disolución, y sobre la velocidad de muchas
reacciones químicas llevadas a cabo en este medio.
La concentración de ion H
+se expresa mediante el pH de la disolución, que se define por la siguiente expresión
aproximada:
pH = -log [H
+] donde: [H
+] es la concentración del ion
En disoluciones acuosas se cumple siempre la siguiente relación para el producto iónico del agua K
W:
[H
+][OH
-] = K
W= 1 x 10
-14a 25
oC
En disoluciones neutras [H
+] = [OH
-] y, por tanto, según la ecuación anterior, su pH será igual a 7. Las disoluciones en las que [H
+] > [OH
-] se llaman disoluciones ácidas y
tendrán pH < 7; aquellas en las que [H+] < [OH-] se llaman disoluciones básicas y tendrán un pH > 7.
Valoración ácido-base
Si se desea determinar la concentración de un ácido o una base en disolución se le hace reaccionar con una base o ácido (disolución valorante) cuya concentración sea
perfectamente conocida. A este proceso se le llama
valoración. El punto de equivalencia de una valoración se define teóricamente como el punto en el cual la cantidad de valorante agregado es estequiométricamente
equivalente a la sustancia objeto de la determinación. En este punto el número de equivalentes de la sustancia a valorar será igual al número de equivalentes1 de sustancia valorante
V
base× N
base= Número de equivalentes de base V
ácido× N
ácido= Número de equivalentes de ácido En el punto de equivalencia
Vbase × Nbase = Vácido × Nácido
Cuando la reacción se produce entre un ácido fuerte y una
base fuerte, el pH correspondiente a la neutralización
completa es 7. Si un ácido débil se valora con una base fuerte, el pH del punto de equivalencia es mayor que 7 y cuando es una base débil la que se valora el pH es menor que 7 En todo caso, en el punto de equivalencia se produce un cambio brusco del pH. Por ello, este punto puede
detectarse utilizando un pH-metro o mediante el empleo del indicador adecuado.
Parte experimental o procedimental
EXPERIMENTO N°1: ESTANDARIZACIÓN DE NaOH 0,1 N
1. MATERIALES Y REACTIVOS:
Pinza de Laboratorio Soporte
universal Matraz
Erlenmeyer Bureta
Embudo Biftalato de Fenolftaleina NaOH
Potasio Agua
destilada
Se desea saber si el NaOH preparado tiene la concentración que deseamos:
2. PROCEDIMIENTO:
A) Hallar la cantidad de biftalato de potasio Según formula
#eq-g Bif K = #eq-g NaOH
Si deseamos estandarizar NaOH 0,1 N g Bif K/Peq Bif K = NNaOH x VNaOH
Consideramos condiciones ideales N= 0,1
V= 10mL (suposición)
Peq Bif K= 204,22 ya que solo tiene un Hidrogeno Acido θ =1
Reemplazando
g Bif K/ 204,22 = 0,1x 0,01 Estructura Lewis del biftalato de Potasio al tener un H , θ =1 Cantidad de biftalato de potasio
g = 0,20422g = 0,204 g
B) Cargar la bureta
Ponemos un embudo y echamos en la bureta el contenido de NaOH ~0,1 N Verificar el punto donde vaya a
caer el registro de la bureta.
Tenemos que ver donde estamos iniciando porque una vez que se lleve a cabo la reacción va a bajar el volumen.
Y para saber cuál es su gasto tenemos que medir el punto inicial y el punto final y hacer la diferencia.
¿Qué cuidados debemos tener?
Verificar menisco en la bureta al verter la solución Llave cerrada (horizontal) Limpieza de la bureta(Si no se
limpia bien la bureta puede disminuir la concentración).
C) Calcular el gasto teórico Según formula
#eq-g Bif K = #eq-g NaOH
Si deseamos estandarizar NaOH 0,1 N g Bif K/Peq Bif K = NNaOH x VNaOH
Supongamos g Bif K = 0,210 Reemplazamos
0,210/ 204,22 = 0,1 x VNaOH
Volumen de NaOH (Gasto teórico) VNaOH = 10,2830 mL
D) Titulación
¿Por qué es importante calcular el volumen teórico de NaOH?
Este volumen teórico les va a dar la idea de cuánto van a gastar.
Volumen que se gastaría si y solo si la solución preparada corresponde a la concentración deseada.
Sugerencia llegar hasta 8ml y lo demás (2ml) gota a gota ya que ustedes no saben si está bien concentrada o diluida la solución
ya depende (6/4 – 7/3).
Se empieza abrir la llave de la bureta y notaras que cambia de color la solución, pero rápido se desvanece.
Cuando se pone de rojo color intenso, se han pasado añadiendo
más gotas del indicador Se han pasado de volumen y el
cálculo va ser erróneo
Suponiendo que el volumen gastado ha sido 9,8ml a nivel experimental, abriendo la bureta y agitando la solución se produce a calcular la moralidad verdadera.
Cuando el cambio de color es constante a un color rojo grosella tenue por más de 30 segundos, se considera como el
PUNTO FINAL DE LA REACCION 1 GOTA DE EXCESO
C) Calcular la moralidad verdadera Según formula
#eq-g Bif K = #eq-g NaOH g Bif K/Peq Bif K = NNaOH x VNaOH
Reemplazando
0,21/204,22 = NNaOHx 9,8 NNaOH = 0,1049 N
Otro método: ‘’Factor de Corrección’’
Fc= Gteorico/Gpractico =10,2830/9,8 = 1,0492 Nreal =0,1 x f Nreal = 0,1x 1,0492
Nreal = 0,1049 N
3. CONCLUSIONES:
-Lo hallado en el experimento tiene similitud con lo teórico 0,1049 N ~0,1 N.
- Cuando hacemos los cálculos debemos considerar el factor de corrección de la concentración o la normalidad que se esté empleando.
-En este experimento hemos visto como estandarizar el hidróxido de sodio. El NaOH lo hemos estandarizado con un patrón primario que era el biftalato de potasio.
- Ahora como ya sabemos la concentración del hidróxido de sodio se convierte en patrón secundario.
- Con este patrón secundario se puede hacer las respectivas determinaciones para otras sustancias.
EXPERIMENTO 2: ESTANDARIZACIÓN DE HCl 0,1 N
1. MATERIALES Y REACTIVOS:
2. PROCEDIMIENTO:
Pinza de Laboratorio Soporte
universal Matraz
Erlenmeyer Bureta
NaOH Fenolftaleina
Agua destilada Embudo
A) Colocar en un matraz 10 mL de HCl 0,1 N, agua destilada y fenolftaleína (tener en cuenta el orden secuencial y el metodo que vamos a utilizar para comenzar con el proceso, ademas señalar que la fenolftaleína es un indicador de pH que en disoluciones acidas permanece incoloro y en
disoluciones basicas toma un color rosado).
B) Colocar solución de NaOH 0,1 N (fc = 1,0492) en una bureta (tenemos que tener en cuenta las posibles tecnicas de goteo con las que vamos a trabajar durante el proceso de estandarizacion ya que para verter el NaOH en la disolucion de HCl hay que tener precision con respecto a las medidas que se usaran, y asi de este modo no desperdiciar material).
C) Calcular Gasto Teórico (para realizar este proceso necesitas tener datos previos o conocerlos deduciendo algunos puntos de lo que se tiene a la mano, lo primero para poder hallar el gasto teorico es el peso del reactivo parton, lo segundo es el equivalente gramo de la vase con la que se este trabajando y lo tercero que se necesita es la normalidad).
D) Dejar caer solución básica hasta viraje rojo grosella (recordar que solamente se necesita una gota de exceso de la solucion basica, esa gota de exceso sirve para que el cambio de color sea
ligeramente notorio y de esta manera nosotros identifiquemos el cambio de pH en la muestra, para esto tambien tenemos que tener en cuenta lo que signifiva cada cambio de color ya que con esto podria medirse si el pH aumento o disminuyo).
E) Calcular normalidad verdadera (despues de haber logrado con éxito los pasos anteriores solamente quedaria realizar la parte de reconocimiento en la cual nosotros hallaremos la normalidad
verdadera que esta presente en nuestra solucion, esto se realizara con los datos obtenidos en los pasos previos y algunos se sabran ya sea por datos del caso o por la generalidad de los mismos).
PASO 1
- Según la fórmula: DATOS:
# eq-g NaOH = # eq-g HCl NNaOH = 1 N Fc NaOH = 1,049 - Si deseo estandarizar HCl 0,1 N NHCl = 0,1 N VHCl = 10 mL NNaOH x VNaOH = NHCl x VHCl
- Reemplazando
1,049 x VNaOH = 0,1 x 0,01
VNaOH = 9,5328 mL (Gasto Teórico)
PASO 2
- Colocar solución de NaOH 0,1 N en una bureta
¿Qué cuidados debemos tener?
- Verificar menisco en la bureta al verter la solución (esto se debe revisar ya que según la solución con la que trabajemos habrá variaciones con respecto a los meniscos y para cada menisco se tienen consideraciones distintas tanto como para su medición como para su forma).
- Llave cerrada (antes de verter nuestra muestra en la bureta tenemos que asegurarnos que está cerrada para así no tener fugas durante el experimento y tampoco desperdiciar material).
- Limpieza de la bureta (tener limpia la bureta evita que nuestra muestra se contamine con restos de anteriores experimentos y así evitar contratiempos en el experimento).
PASO 3
- Dejar caer solución básica hasta viraje rojo grosella
¿Qué cuidados se debe tener?
- Verificar el color rojo grosella
¿Qué tiempo debe permanecer la coloración?
- Más de 30 segundos (si permanece el color durante es te tiempo o más puede considerarse que el experimento fue exitoso).
¿Qué errores pueden ocurrir?
- No añadir el indicador - Coloración rosa intenso PASO 4
- Suponiendo un volumen gastado de:
9,6 mL
- Según la fórmula:
# eq-g NaOH = # eq-g HCl - Reemplazando:
NNaOH x VNaOH = NHCl x VHCl
0,1049 x 9,6 = NHCl x 10 - Operando:
NHCl = 0,1007 N
3. CONCLUSION:
- En el experimento se realiza la acción de estandarización lo cual es importante porque nos sirve para poder conocer la concentración de una solución.
- Este tipo de procedimientos son muy útiles cuando necesitamos conocer la concentración de cierta sustancia, pero o bien no está detallada en la etiqueta o simplemente no se sabe, entonces para este tipo de circunstancias se tiene este tipo de procesos los cuales te permiten hallar la concentración de manera simple y eficaz.
- También es bueno tener en cuenta los posibles errores que se pueden cometer al momento de realizar el experimento, ya que esto sucede por no conocer bien las consideraciones que se tiene que tomar en cuenta para que todo salga correctamente.
- Se tiene que tener en cuenta que para medir el pH es muy importante notar los cambios de colores en las sustancias ya que estos nos dicen si la sustancia se vuelve más acida o más básica (tomar en
consideración que para que exista un cambio de color solo debe haber una gota de exceso y debe durar de 30 segundos a mas con esta coloración).
EXPERIMENTO N°3: DETERMINACION DEL ÁCIDO ACÉTICO EN VINAGRE
1. MATERIALES Y REACTIVOS:
2. CONTEXTO DEL EXPERIMENTO:
En esta clase desarrollamos la titulación, un procedimiento la cual una disolución de concentración
exactamente conocida (DISOLUCIÓN PATRÓN), se agrega en forma gradual a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete; conociendo los volúmenes utilizados en la valoración, se logrará calcular la concentración desconocida.
En base a ello, se ejecutará el siguiente experimento.
3. PROCEDIMIENTO:
Matraz Erlenmeyer
Soporte universal
Pinza de Laboratorio Bureta
Embudo Agua
destilada Fenolftaleína Vinagre Na(OH)
a) Colocamos en un matraz 1mL de vinagre, agua destilada y fenolftaleína.
b) Colamos solución de NaOH 0,1 N (Fc = 1,0492) en una bureta.
c) Dejamos caer la solución básica hasta el viraje rojo grosella (Volumen gastado).
d) Determinar porcentaje de ácido acético en vinagre.
Datos Experimentales:
_ NaOH = 0,1 N _ Fc = 1,0492
_ V (CH3COOH) = 1mL _ Agua destilada = 0-25 mL _ Fenolftaleína = 2-3 gotas
_ PM (CH3COOH) = 60,05 g/mol
Valoración:
_ Vgastado (NaOH) = 7,4 mL
4. APLICANDO FORMULA:
% = gasto x N x Pmeq x 100 / C.M.P
_ N (real) = N(teórico) x Fc
_ N(real) = 0,1 x 1,0492 --- N(real) = 0,1049 N _ Pmeq = Pequivalente x 10-3
_ Peq-g = PM / Θ
_ Pmeq = 60,05/1 x 10-3 _ Pmeq = 0,0060
_ C.M.P = Cantidad de la muestra problema
_ C.M.P = V (CH3COOH)
_ C.M.P = 1mL de Vinagre
Resolviendo:
% = (gasto x N x Pmeq x 100) / C.M.P
% = (7,4 x 0,1049 x 0,060 x 100) / 1
% CH3COOH = 4,6757 %
5. CONCLUSIONES:
En el experimento realizamos la titulación en fin de hallar el porcentaje de Ácido acético en el vinagre.
Con la valoración hallamos el volumen gastado de la base y logramos determinar que el porcentaje de ácido acético era menor del 5%.
En otras palabras, la concentración del ácido acético está bajo las reglas de regulación.
En este caso de titulación, podemos observar que el patrón primario se usa en la bureta y el patrón secundario en el matraz Erlenmeyer a diferencia de experimentos anteriores, además usamos un factor de corrección para determinar con más exactitud la normalidad del NaOH.
EXPERIMENTO 4: DETERMINACIÓN DE CARBONATO DE SODIO EN LA SAL DE SODA
1. MATERIALES Y REACTIVOS:
2. PROCEDIMIENTO:
Matraz
Bureta Soporte Universal Embudo
Agua destilada Pinza
Sal de Soda HCl
Anaranjado de metilo
a) Colocar en un matraz 1 g de sal de soda, agua destilada y anaranjado de metilo (al colocar estos materiales tenemos q tener en consideración que el peso de la sal de soda debe ser lo más precisa posible, señalar también que el anaranjado de metilo es un colorante azoderivado y a la vez un indicador de pH que varía entre los colores rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4)
b) Colocar solución de NaOH 1 N (Fc = 1,0247) en una bureta (para realizar este proceso debe tenerse en cuenta las posibles técnicas de goteo que se ejecutaran para así poder realizar esta acción con una buena precisión y eficacia. Además de saber utilizar la bureta, también debemos tener en cuenta el menisco de la sustancia y la reacción que esta producirá en nuestra muestra.)
c) Dejar caer solución básica hasta viraje rojo - rojo (debido al anaranjado de metilo la solución puede cambiar de color, en este caso paso debido al incremento de solución básica lo cual consigue que la solución empiece a tornarse de color rojo, recordemos que solamente debe haber una gota de exceso en la solución para poder notar el cambio de color no se debe aumentar más de esa gota ya que se desperdiciaría la solución utilizada y el experimento saldría mal).
d) Determinar porcentaje de carbonato de sodio en sal de soda (en este paso se debe realizar los cálculos necesarios para precisar el porcentaje de lo deseado, se debe tomar en cuenta los datos reales, teóricos y los resultantes para así poder decidir con cual nos quedamos, además esta decisión tiene que ser fundamentada con una razón válida).
ILUSTRACION PRACTICA CALCULOS
Empleamos la fórmula:
% = V (mL) x N x Pmeq x 100 / C. M. P.
C.M.P = Concentración Máxima Permisible
Haremos uso de esta fórmula por los datos presentes en este caso.
Datos:
-PMNa2CO3 = 106 g/mol -NHCl = 1,0247 N
-C.M.P. = 1,2 g -Vgastado = 7,4 mL
Reemplazando:
% = 11,9 x 1,0247 x 0,053 x 100 / 1,2
% Na2CO3 = 53,85%
3. CONCLUSIONES:
Hay casos en los cuales podemos encontrarnos con soluciones en las cuales no se mencionan algunos datos de esta como por ejemplo su molaridad, contenido o como en este caso el porcentaje de cierta mezcla en la solución para estos casos existen diversas técnicas, una de ellas es la que ya se ha presentado, pero para cada caso siempre debe existir el pensamiento de nunca desperdiciar ningún material de laboratorio ya que a pesar de tener estos a la mano su obtención es una tarea bastante ardua ya sea por las precauciones con las cuales la venden o la dificultad de escases existente del material, así que siempre tener en cuenta estos puntos al momento de ejecutar un experimento y siempre realizarlo con la seriedad del caso.
METODO POR EL CUAL AL CARBONATO DE SODIO SE LE PUEDE QUITAR EL AGUA DE LA HUMEDAD
AMBIENTAL
Resultados y Discusión
Muchos de nuestros conocimientos previos sobre los ácidos y bases se limitaban al pH, pOH y su relación con la corrosión, pero gracias a la clase en la cual expandimos nuestros conocimientos sobre ácidos y bases descubrimos su importancia con la formación de compuestos y la regulación del cuerpo, por ejemplo, en el pH urinario y el sanguíneo, debido a los sistemas amortiguadores o buffers.
También aprendimos acerca de la titulación, el cual es un método sencillo para encontrar la concentración de una disolución desconocida a través de los moles necesarios para una neutralización, la cual nos otorga la
capacidad de calcular la concentración de cualquier disolución, la
información proporcionada en clase es algo que sin duda nos servirá en los próximos años de nuestra preparación universitaria.
Agregar también que debido a la expansión de esta investigación hemos podido sacar diversas ideas nuevas de las cuales podemos deducir que los ácidos y las bases, tienen sus orígenes tras largos procesos de
experimentación, en donde no solo existió solo una teoría, sino que tres, cada una de ella con igual importancia. Los ácidos y las bases poseen características que los hacen esenciales como ya hemos visto en
explicaciones anteriores, y son de importancia fundamental ya que se encuentran insertos en nuestra vida cotidiana. Además, concluimos que la relación que posee el pH y el papel tornasol dentro de los ácidos y bases
Asimismo, vimos lo que significaba hacer una valoración ácido-base, la cual es una técnica que nos permite conocer la concentración de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido neutralizada por medio de una base de concentración conocida, o viceversa. Se basa en una reacción de neutralización.
Gracias a la neutralización de NaOH y HCl conseguimos calcular el pH de la disolución de NaOH.
Cuestionario
1. Actividad en casa
Realizará la preparación de extracto acuoso de maíz morado (como habitualmente lo realizan para una bebida en casa), una vez frío proceder de la siguiente manera:
Vaso 1: Añadir aprox 20 – 50 mL de solución y dejarlo como control
Vaso 2: Añadir aprox 20 – 50 mL de solución e incorporar 1 cucharadita de vinagre Vaso 3: Añadir aprox 20 – 50 mL de solución e incorporar 1 cucharadita de lejía Compare los resultados y fundamente la razón del viraje de color en cada medio
Observación: Descarte las soluciones de trabajo luego del registro de la experimentación y así evitar cualquier accidente o intoxicación
2. Indique los cambios estructurales producidos en el anaranjado de metilo cuando se está en medio ácido y básico, relaciónelo con los colores respectivos
Fórmula desarrollada del anaranjado de metilo.
En zona básica, neutra y ácida débil (pH 4.4 - 14) mantiene un color amarillo-naranja.
En zona ácida (pH 3.1 - 4.4) se observa el proceso de cambio de coloración.
En zona ácida (pH 0 - 3.1) presenta una coloración roja.
Estructura de naranja de metilo en medio básico.
Estructura de naranja de metilo en medio ácido: El doble enlace cambia a enlace simple al disminuir el pH del medio.
3. El hidróxido de sodio es una de las bases más empleada en procedimientos analíticos. Para preparar soluciones valoradas de este reactivo libre de carbonatos para su posterior estandarización se emplean los siguientes métodos (sirva explicar cada uno ellos):
a. Método de lavado de pastillas
Aunque la única especie que pueda reaccionar con el reactivo precipitante sea el analito, durante la precipitación todos los precipitados arrastran algunos compuestos solubles presentes en la disolución, este fenómeno se le llama coprecipitación. Las impurezas pueden quedar retenidas sobre la superficie del precipitado o dentro de las partículas. El lavado es necesario, ya que siempre queda una capa de líquido adherido al precipitado, que implica otras especies químicas. Algunos precipitados se lavan con agua pura, pero es conveniente que en el agua de lavado haya siempre un electrolito para que el precipitado no peptice, es decir, produzca partículas de tamaño que pueda atravesar los filtros. Al añadir el electrolito, se estrecha la capa difusa que rodea al precipitado, y se da opor tunidad a las partículas del precipitado a que se acerquen y unan, creciendo de este modo. El electrolito utilizado en el lavado debe ser volátil para que pueda ser eliminado durante el secado o calcinación.
b. Método de precipitación
En este método la sustancia a determinar se precipita de la solución en forma de un compuesto poco soluble, el método más común de lograrlo es hacer que la sustancia estable precipite de una
solución, dejando tras ella los materiales que podrían contaminar y alterar la composición de la sustancia, luego se separa de los demás constituyentes de la muestra por filtración, lavado y secado al final el análisis se completa determinando el peso de este precipitado, o el de alguna sustancia formada a partir de él, por un tratamiento adecuado del compuesto desecado.
c. Método de sobresaturación
La sobresaturación se alcanza de diferentes formas, por concentración, por enfriamiento y por desplazamiento del equilibrio. Es un estado transitorio porque el sistema se desplaza, formando nuevamente la disolución saturada y como consecuencia se forman núcleos cristalinos, proceso que se llama nucleación. Así que la sobresaturación es la primera etapa de la precipitación. Dependiendo de las condiciones, el precipitado final consiste en cristales burdos, finos o coloidales.
4. Indique la factibilidad de analizar el contenido de ácido o base en productos comerciales como leche descompuesta, vinagre bully, sal de soda o inyectables de NaHCO3 mediante el método de neutralización.
Para la leche descompuesta y vinagre bully que tienen pH ácido es factible conocer el contenido de ácido. Para determinar el contenido de ácido láctico y ácido acético respectivamente usaremos una reacción de neutralización con ayuda de una solución de NaOH de concentración conocida, para ello tomamos una pequeña muestra de cantidad conocida de leche descompuesta o vinagre bully, le añadimos fenolftaleína y agregamos gotas de NaOH hasta que el indicador cambie de color. De esta manera podemos calcular el porcentaje de ácido con los valores conocidos.
Para la sal de soda e inyectable de NaHCO3 que tienen pH básico es factible conocer el contenido de base. Para determinar el contenido de carbonato de sodio y NaHCO3 respectivamente usaremos una reacción de neutralización con ayuda de una solución de HCl de concentración conocida, para ello tomamos una pequeña muestra de cantidad conocida de sal de soda o inyectable de NaHCO3, le añadimos anaranjado de metilo y agregamos gotas de HCl hasta que el indicador cambie de color.
De esta manera podemos calcular el porcentaje de base con los valores conocidos.
5. Resuelva los siguientes ejercicios propuestos
a. Si se mezclan 250 mL de NaOH de concentración 0.04 M con 150 mL de HCl de concentración 0.05 M, señale lo siguiente
- Si la neutralización fue completa o incompleta Datos:
[NaOH] = 0,04 M ; V(NaOH) = 250mL [HCl] = 0,05 M ; V(HCl) = 150mL Formula:
N1. V1 = N2. V2 ; N = M. θ ; # moles = M x V
N: normalidad θ = # de iones # = número V: volumen
_Si la neutralización es completa los datos deben ir acorde a la formula.
Resolución:
N(NaOH) x V(NaOH) = N(HCl) x V(HCl)
M(NaOH) x θ x V(NaOH) = M(HCl) x θ x V(HCl)
0,04 M x 1x 250mL = 0,05 x 1 x 150mL 10 mol (NaOH0) ≠ 7,5 mol (HCl)
Rpt: La neutralización es incompleta.
- Cuántos moles de reactivo excedente quedarían sin reaccionar
_ Los moles excedentes son los que no reaccionan para formar una sal.
Resolución:
# moles = M(NaOH) x V(NaOH) , # moles = M(HCl) x V(HCl)
# moles = 10 mol (NaOH) , # moles = 7,5 mol (HCl)
Rpt: # moles excedentes = 10 mol- 7,5 mol = 2,5 mol
- Cuántos moles de sal se forman
_ Los moles de sal de acuerdo a su ecuación iónica NaCl --- Na- + Cl+
1mol---1mol ---1mol X ---7,5 mol---7,5 mol
X = 7,5 mol x 1mol / 1 mol Rpt: X = 7,5 mol de NaCl
- Cuál sería la concentración de sal formada _ La concentración de una sal
# moles = M x V M = # moles / V total ; V total = V1 +V2
M (NaCl) = # moles (NaCl) / V total ; V total = 250 + 150 = 400 mL
M (NaCl) = 7,5 mol / 400 ml Rpt: [NaCl] = 18,75 M
b. ¿Qué volumen de NaOH se requieren para neutralizar 10 mL de HCl 8,5% P/V?
#eq-g (NaOH) = #eq-g (HCL) Asumiendo que se usa 0,1N (0,1) x V = 0,85 / 36,5
V = 232,8ml de NaOH V = 0,1N
c. Pesamos 118 mg de Na2CO3 y valoramos con HCl gastando 24.6 mL ¿Cuál es la normalidad de la solución de HCl?
N=#eq-g/V Peq=M/ θ
#eq-g (Na2CO3) = #eq-g (HCl) Peso/Peq = N.V
1,18 / 116/2 = N. (24.6) 2,36 / 24,6 x 116 = N N = 0,09
d. Se desea preparar una solución de NaOH 0.5 N. Para estandarizarlo se usa biftalato de potasio como patrón primario. ¿Qué peso de patrón primario se debe utilizar para que el gasto esté entre 20 y 25 mL de solución de NaOH?
Datos:
[NaOH] = 0,5 M, Biftalato de potasio = C8H5KO4
PF (biftalato de potasio) = 204,22 g/mol
Formulas:
N1. V1 = N2. V2 # mEq1 = # mEq2 ; # mEq= θ x G / PF
N: normalidad # mEq1 = Equivalente gramo PF = Peso fórmula
V: volumen θ = # de iones G = gramos
_Peso de Patrón primario entre 20 mL y 25 mL N1. V1 = N2. V2 # mEq1 = N2. V2
a) V = 20mL
# mEq (biftalato de potasio) = N (NaOH) x V(NaOH)
θ x G / PF (biftalato de potasio) = 0,5 M x 20mL (1 x G) / 204,22 = 0,5 M x 20mL
G = 0,5 M x 20mL x 204,22 g/mol G = 2,0422 g
b) V = 15mL
# mEq (biftalato de potasio) = N (NaOH) x V(NaOH)
θ x G / PF (biftalato de potasio) = 0,5 M x 15mL (1 x G) / 204,22 = 0,5 M x 25mL
G = 0,5 M x 25mL x 204,22 g/mol G = 2,55275 g
Peso promedio = (2,0422 + 2,55275) /2 = 2,297475 g
Rpt: El peso del patrón primario debe ser 2,297475 g para que oscila entre 20 a 25mL
e. ¿Cuál es la verdadera normalidad de la solución de NaOH 0,1 N si para su estandarización se usó 0,25 g de biftalato de potasio y se gastó 11 mL de soda?
#eq-g (NaOH) = #eq-g biftalato de potasio
Na (0,01) = 0,25/204,22
N (NaOH) = 0,111 N
