EXPERIMENTACION ACIDO BASE
Enviado por Sofia Zuñiga Godoy • 6 de Mayo de 2018 • Informes • 2.329 Palabras (10 Páginas) • 94 Visitas
[pic 1] [pic 2]
[pic 3][pic 4]
- RESUMEN. ABSTRACT.
[pic 5][pic 6]
- INTRODUCCIÓN.
“Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y biológicos son reacciones acido-base” (Chang, séptima edición / pág. 601) ¿a qué se refiere con esto? Se refiere en que podemos encontrar reacciones de acido-base tanto en laboratorios, como en un proceso biológico como mantener el equilibrio del pH en la sangre o controlar nuestros jugos gástricos con una pastilla para la acidez.
Estas reacciones o procesos químicos los podemos encontrar al cocinar o al limpiar una mancha x y en este laboratorio nosotros pudimos realizar reacciones acido-base de distintas formas, como medir el pH de distintas disoluciones mediante el papel pH que consiste en que al sumergir el papel en una sustancia x te va a dar un color y ahí en una tabla de indicadores acido-base podrás ver el pH aproximado.
También al determinar al grado de acidez de un vinagre al combinarla con agua destilada y combinarla con NaOH y fenolftaleína hasta conseguir el punto final de valoración que sería el punto donde ambas sustancias se neutraliza.
- MATERIALES Y PROCEDIMIENTO:
Los materiales y reactivos utilizados son:
-Bureta.
-Erlenmeyer.
-Papel pH.
-Pipeta.
-Tubos de ensayos.
-Varilla de agitación.
-Vaso de precipitado.
-Vidrio reloj.
-Agua destilada
-CH3COOH
-Fenolftaleína
-H2SO4
-HCl
-HNO3
-NaOH
-NH3
-Vinagre
-Vitamina C
PROCEDIMIENTOS:
Ensayo N°1: Medición del pH de distintas disoluciones.
- Tomar 1ml de cada disolución y vaciarla a un tubo de ensayo enumerado.
- Medir el pH de las disoluciones dadas con el papel pH.
- Anotar los valores determinados en una tabla.
- Calcular el pH experimental de cada disolución.
Ensayo N°2: Determinación del grado de acidez de un vinagre comercial.
- Llenar la bureta hasta el punto de enrase con la disolución de base (NaOH).
- Medir con la pipeta unos 5ml de vinagre a analizar y ponerlo en el Erlenmeyer.
- Añadir unos 50 ml de agua destilada para diluir la muestra y conseguir una disolución débilmente coloreada en la que pueda observarse con claridad el viraje del indicador.
- Añadir tres gotas de fenolftaleína.
- Añadir, gota a gota, la disolución de NaOH desde la bureta al Erlenmeyer, agitando continua y suavemente, hasta que se produzca el viraje del indicador. En ese instante se habrá alcanzado el punto final de la valoración. Leer y anotar el volumen de NaOH utilizado.
Ensayo N°3: Titulación de una pastilla de vitamina c.
- Pesar una tableta de vitamina C y anotarlo.
- Vaciarlo en un matraz Erlenmeyer y completa 25 ml de agua destilada.
- Adicionar 3 gotas de fenolftaleína.
- Llenar la bureta con una solución de NaOH 0,1 M y seguir el procedimiento anterior.
- Una vez alcanzado el punto final anotar el volumen gastado de NaOH.
- Completar la tabla con los datos obtenidos.
- RESULTADOS:
Ensayo N°1:
- Ácido clorhídrico (HCl)
Ácido fuerte.
0,1M
[H+]=0,1
pH= -log[H+]
pH=1
- Amoniaco (NH3)
Base débil.
0,1M
[H+]=√Co·Kb pH= -log[H+]
[H+]=√0,1·1,8×10-5 pH= -log [1,3416×10-3]
[H+]= 1,3416×10-3 pH= 2,87
- Ácido sulfúrico (H2SO4)
Ácido fuerte.
0,1M
[H+]= 0,1
pH= -log[H+]
pH= -log [0,1]
pH= 1
- Ácido acético (CH3COOH)
Ácido débil.
Kb= 1,75×10-5 Co=0,1 14= pH + POH
[OH-]= √Co·Kb POH= -log[OH-] 14 ˗ POH =pH
[OH-]=√0,1·1,75×10-5 POH= -log [1,32×10-3] 14 – 2,87 =pH
[OH-]= 1,32×10-3 M. POH= 2,87 11,3=pH
- Ácido nítrico (HNO3)
Ácido fuerte.
[H+]= 0,1
pH= -log[H+]
pH= -log[0,1]
pH= 1
- Hidróxido de sodio (NaOH)
Base fuerte
[OH-]= 0,1 14 =pH + POH
POH= -log[OH-] 14 – POH= pH
POH= -log[0,1] 14 -1 = pH
POH= 1 13 =pH
- Agua destilada
Kw= 1×10-14 pH= -log [H+]
Kw= [H+] · [OH-] pH= -log[1×10-7M]
...