mis tareas universitarias

6286515240escuela de ingenieria quimica
laboratorio de QUIMICA INORGANICA
practica °1:
Indicadores ácido - base
00escuela de ingenieria quimica
laboratorio de QUIMICA INORGANICA
practica °1:
Indicadores ácido - base

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Autor: Vanessa Jacqueline Rivas Celi
Ciclo: 2do ciclo

Fecha de elaboración: 20-05-2014Fecha de entrega: 27-05-2014
Tema: Indicadores ácido -base
Objetivos:
Obtener un óxido básico.
Determinar la concentración de disoluciones comerciales si son ácidos o bases.
Determinar los colores de los metales cuando son expuestos a la llama.
Resumen:
En esta práctica elaboramos tres procedimientos que nos permitieron determinar con los distintos indicadores si son ácidos o bases. En elprimer procedimiento utilizamos 6 disoluciones y aplicamos en dos tubos de ensayo dos indicadores.
En el segundo procedimiento obtuvimos un óxido básico lo colocamos a la combustión y después lo diluimos y aplicamos fenolftaleína y medimos su pH. Y como último procedimiento quemamos 3 compuestos por combustión para observar sus colores característicos a la llama.
Marco teórico:
Los ácidos ybases 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 1922 Brönsted- Lowry, propusieron una definición más amplia:
ÁCIDO: Toda sustancia capaz de ceder protones (H+).
BASE: Todasustancia capaz de aceptar protones (H+).
Considerando que el agua, H2O es el solvente por excelencia y puede actuar como aceptor o dador de H+. La reacción de auto ionización correspondiente es:
H2O+H2O⇔H3O+OH
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 enla 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+]
Se establece una escala de acidez o escala de pH, en base al producto iónico del H2O a 25°C, (K 1x 10-14), que varía en el intervalo 0y 14. Soluciones ácidas tienen más +, por ello pH< 7. Las soluciones básicas tienen más OH-, el pH >7 y en las soluciones neutras [H+] = [OH-]
MEDICIÓN DEL pH EN EL LABORATORIO.
1. 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 presentadiferente estructura electrónica dándole un color característico.
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 oviran. 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
2. pH- metro: aparato empleado para mediciones de pH más precisas. Consta dedos electrodos conectados a un voltímetro. Uno de los electrodos (de referencia) tiene un valor de potencia constante, mientras que en el otro el potencial varía en proporción directa a la [H3O+].
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...