Informe de quimica

EQUILIBRIO QUÍMICO: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Cynthia Fernandez - cyntuche@hotmail.com

Algunos indicadores entre los cuales se encuentran la fenolftaleína y el azul de bromotimol (fucsia y azul respectivamente). Objetivos: • • • Estudiar el equilibrio ácido-base Familiarizarse con el procedimiento de titulación, con instrumentos como el pH-metro y con conceptos clave del tema como hidrólisis,curvas de titulación, punto final, acidez y basicidad de sustancias. Estudiar el comportamiento de soluciones reguladoras y ácidos polipróticos.

A. Medida del pH y Titulaciones A.1. Medición del pH de soluciones mediante el empleo de una escala de referencia. Solución ensayada Agua Aspirina Jugo multifruta Detergente Leche chocolatada Seven - Up Café Caramelo ácido Alcohol Jugo de limón DentífricoColor indicador universal Verde-turquesa Rojo Rojo claro Verde amarillento Verde amarillento Rojo Amarillo anaranjado Rojo Amarillo Rojo Azul pH estimado 7,75 4,5 5 6,5 6,5 4,5 5,5 4,5 6 4,5 9,5

Fundamento del uso de indicadores: Los indicadores ácido-base son soluciones de ácidos débiles que tienen cierto color cuando están en mayor proporción en su forma ácida, y otro muy diferente cuando sepresenta

en mayor cantidad su base conjugada. Los indicadores más utilizados varían mucho de su color ácido a su color básico, para que a simple vista, pueda identificarse la variación del pH para el valor al que regula el indicador. Cada indicador vira a cierto valor de pH. Mezclando varios indicadores, todos de valores de pH más o menos sucesivos, se obtiene lo que se denomina un indicadoruniversal. El fundamento del uso de este indicador es similar al de los indicadores normales, pero se utiliza para cualquier valor de pH. Para calcular el pH de algunas soluciones, utilizamos el indicador universal y la escala de pH brindada por el laboratorio. En la segunda parte del trabajo (titulación con NaOH) trabajamos con fenolftaleína, un indicador que cambia su color (de transparente arosa) en un determinado pH y no en un rango. Titulación: determinación del % p/v de ácido acético en vinagre 1ra determinación 2,00 ± 0,01 0,1 1.053 Fenolftaleína 16,9 5,34 ± 0,06 2da determinación 2,00 ± 0,01 0,1 1.053 Fenolftaleína 17,1 5,40 ± 0,06

Volumen de muestra / ml Concentración de la solución valorada NaOH /M Factor volumétrico NaOH Indicador empleado Volumen NaOH / ml % p/v ácidoacético en vinagre

A.2. Curva de titulación potenciométrica de ácido acético con hidróxido de sodio Fundamento del uso de pH-metro: El pH-metro es un dispositivo que mide el potencial de una solución. Este potencial depende de la actividad de los protones, por lo cual, conociendo el potencial, es posible conocer el pH de la solución a medir. A.3.1 Soluciones empleadas: Concentración de solución deác. Acético / M Volumen de muestra / ml Concentración de solución a titular / M Concentración NaOH (titulante) / M Factor NaOH Indicador empleado 0,5 10 0,1 0,5 1,016 Fenolftaleína

A.3.2 Calcular el pH para los puntos indicados y completar la siguiente tabla: Condición Vol. NaOH agregado / ml Antes de agregar 0 titulante Volumen = Veq/2 5,08 Vpf = Veq 10,16 V >> Veq ( V = 2 Veq * El pH no fuemedido a este volumen agregado A.3 Conclusiones: Mediante las experiencias realizadas hemos verificado el método de titulación de un ácido débil con una base fuerte. Cuando la concentración del ácido débil es mucho mayor que la concentración de la base, el pH es ácido. Sin embargo, cuando las concentraciones de ambas especies son iguales, el pH de la solución es básico. Esto se debe a que como la basees fuerte, ésta se disocia completamente, mientras que el ácido, al ser débil, no se disocia completamente, lo que resulta en una mayor concentración de oxidrilos que de protones, y por Color sc. pH medido transparente 3,11 transparente 4,82 rosa pálido 11,30 Rosa fuerte * PH calculado 2,87 5.74 8,83 12,86

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lo tanto, un pH básico. Este método es útil para determinar la masa o...