“Neutralización de ácido oxálico por hidróxido de sodio ”

[pic 1][pic 2]

Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Estudios Superiores

    “Zaragoza”

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA

“Neutralización de ácido oxálico por hidróxido de sodio ”

Grupo: 2355

Equipo: II

“EQUIPO CORRIDOS TUMBADOS”

Alumnos :

Cruz García Armando

Rosas García Anayetzy Melissa

Sánchez Villacorral Oscar Alberto

Profesor: Ildefonso Filemon Lozada Medina

 Fecha y lugar:  20 de septiembre de 2021

OBJETIVO GENERAL :

Realizar experimentalmente la neutralización de ácido oxálico, por hidróxido de sodio y comparar los resultados experimentales con los obtenidos en el estudio teórico de la neutralización.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS :

• Realizar la estandarización del hidróxido de sodio por medio de una titulación con biftalato de potasio para conocer la concentración exacta del NaOH
• Realizar una titulación potenciométrica ácido débil-base fuerte
• Realizar una curva de titulación potenciométrica para tener representado el comportamiento del pH y elegir un indicador adecuado.

HIPÓTESIS :

A través de una titulación potenciométrica, se va a realizar una reacción de neutralización, entre la disolución de un ácido fuerte (ácido oxálico) con una  de base fuerte (hidróxido de sodio), dando como producto una sal y agua; cuando esto ocurre, el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia, ya que el punto de la curva de titulación en que el número de equivalentes de base añadidos, iguala al número de equivalentes de ácido es el punto de equivalencia o punto de neutralización, y en este momento el pH=7.

MARCO TEÓRICO:  

En 1680 Robert Boyle notó que los ácidos cambiaban el color de los tintes naturales de algunas sustancias, y perdían sus propiedades características cuando se mezclaban con algunos alcalinos; apoyado en esto,  Gay-Lussac concluyó en 1814 que los ácidos neutralizaban a las bases y que los dos tipos de sustancias deberían definirse según sus reacciones, por lo que en 1884, Arrhenius presentó por primera vez su teoría de disociación electrolítica, y enunció la teoría de las reacciones ácido base, considerando ácido a las sustancias que contiene hidrógeno y en disolución acuosa producen iones H+ ; y base a las sustancias que contienen el grupo hidroxilo y producen iones OH- en disolución acuosa.(1)

 De lo anterior, aquellas especies que  en disolución acuosa conducían corriente eléctrica, y que se encontraban disueltas en agua se definieron como electrolitos, y estos, normalmente se disociaban en partículas cargadas (positivas y negativas) llamadas iones(3).

El agua fue catalogado luego como un electrolito extremadamente débil, aunque resultó ser un participante esencial en todos los equilibrios ácido-base;así pues, una disolución acuosa se denominó como  ácida cuando [H+]>[OH-], básica cuando [H+]<[OH-, y neutras cuando el agua pura o las disoluciones acuosas mantenían a [H+]=[OH-].(2)

Esto resultó satisfactorio durante  mucho tiempo para explicar  muchos de los hechos observados en los equilibrios ácido - base en disolución acuosa. Sin embargo, en disolución no acuosa, se observaron algunos fenómenos no explicados por la teoría de Arrhenius, por lo que un tratamiento correcto de los equilibrios ácido-base en solución acuosa y no acuosa fue dado por Brönsted e independientemente por Lowry en 1923.(4)

Para Bronsted-Lowry, un  ácido era una especie química que cedía un protón y generaba una base conjugada. y una base era aquella especie química que acepta un protón y generaba un ácido conjugado. Un par ácido base conjugado consistió entonces en dos especies relacionadas entre sí por la donación y aceptación de un simple ion hidrógeno: En consecuencia, un ácido podía ser un catión, una molécula o un anión, ocurriendo lo mismo para las bases. Actualmente, ambas teorías son la base de todas las reacciones químicas ácido-base,  también llamadas reacciones de neutralización.(5)

Las reacciones de neutralización son aquellas en las que intervienen un ácido y una base fuertes, o una base con un ácido débiles, dando lugar a la formación de una sal y agua: tanto el ácido como la base empleados son fuertes o débiles, por lo que la sal generada se considera que es completamente neutra. Sin embargo, cuando se reaccionan un ácido fuerte con una base débil o un ácido débil con una base fuerte, en la sal formada va a prevalecer el carácter químico de aquella especie más fuerte.(2)

Se le denomina ácido fuerte al  ácido que se disuelve en agua y se ioniza completamente , y ácido débil cuando un ácido se disuelve en agua y se ioniza parcialmente. ;cuando una base se disuelve en agua y se disocia completamente se la denomina base fuerte, mientras que si se ioniza parcialmente se la denomina base débil.(4)

El pH explica la concentración de iones [H+] en una reacción de neutralización y la fuerza de disociación de los anteriores, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución(); en una valoración, el pH dependerá de la concentración del ácido o base en exceso en el medio, y se verá determinado por la concentración de la sal formada cuando la cantidad de ácido sea igual que la de base, es decir, cuando alcance su punto de equivalencia. (2,3)

El pH será decetctado bajo el uso de indicadores ácido base que cambian de color cunado se produce un cambio en el pH inicial.(6)

 MÉTODO:

• Cálculos.

Cálculos para preparar 200 mL de hidróxido de sodio a una concentración 0.1 N.

Datos                                peso eq del NaOH=40 g/eq                m=MVPM

Co=0.1 N          V= 0.2L                  [pic 3]

Cálculos para preparar 200 mL de ácido oxálico a una concentración 0.1 N.

Datos                                peso eq del NaOH=90 g/eq                m=MVPM

...