reactividad acido base

PRÁCTICAS DE ÁCIDOS Y BASES

QUÍMICA 1º BACHILLERATO

11 de enero de 2008

L A B O R A T O R I O D E Q U Í M I C A

DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA

PRÁCTICAS DE ÁCIDOS Y BASES 2

M A T E R I A L E S

PRODUCTOS QUÍMICOS

1. Ácido clorhídrico concentrado 2. Ácido clorhídrico 0,05 M 3. Carbonato de calcio 4. Clorato de potasio 5. Cloruro de amonio 6. Cloruro de sodio 7. Etanol 8. Fenolftaleina 9. Fluoruro de calcio

10. Hidróxido de calcio 11. Hidróxido de sodio 0,5 M 12. Hidróxido de sodio (lentejas) 13. Indicador universal 14. Isopropanol 15. Naranja de metilo 16. Nitrato de sodio 17. Oxido de calcio 18. Sulfuro de sodio

OTRAS SUSTANCIAS

- Aspirina - Bebida Sprite - Café - Cerveza - Coca-cola - Col lombarda

- Curry en polvo - Detergente - Jabón de tocador - Leche - Lejía - Nestea

- Pepsi-cola - Tónica - Vinagre - Zumo de limón

MATERIAL DEL LABORATORIO por puesto de alumno

- 5 vasos de plástico - Vaso de precipitados - Tubos de ensayo - Pipeta cuentagotas - 1 Paja de refresco - 1 varilla de vidrio - Matraz erlenmeyer - Indicador de fenolftaleina - Indicador de curcumina

- Indicador de cianina (lombarda) - Papel pH - Espátula Equipo por mesa: - Pie para bureta - Bureta - Matraz erlenmeyer - Frasco lavador

Fichas de seguridad en

http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/Introducci.htm


ÁCIDOS Y BASES • Hechos experimentales: acidez • Teorías ácido-base • Fortaleza de los ácidos • Hidrólisis • Neutralización y volumetría

1. ¿QUÉ SON ÁCIDOS Y BASES? Las especies que nos encontramos en la naturaleza pueden poseer, al enfrentarse al agua, carácter ácido, neutro o básico. Durante muchos años se han diferenciado unas de otras por las características que poseían, así:

Los ácidos…

• Tienen sabor agrio • Reaccionan con algunos metales (como

por ejemplo el Zn) desprendiendo hidrógeno.

• Colorean de rojo el papel tornasol. • Conducen la corriente eléctrica en

disolución (son electrolitos). • Generalmente son corrosivos. • Reaccionan con las bases produciendo

sales mediante el proceso conocido como neutralización.

Las bases…

• Tienen olor a lejía • Son resbaladizas al tacto • Colorean de azul el papel tornasol. • Conducen la corriente eléctrica

en disolución (son electrolitos). • Generalmente son corrosivos. • Reaccionan con los ácidos

produciendo sales mediante el proceso conocido como neutralización.

CONCEPTOS


Existen dos teorías que permiten explicar la naturaleza de los ácidos y las bases, son la teoría de Arrhenius y la de Brönsted-Lowry. Estas teorías se tratarán en 2º de bachillerato. Resumiéndolas mucho podremos decir que un ácido es toda aquella sustancia que en disolución (al interaccionar con el agua) desprende iones hidronio (H3O+), y una base la especie que se disocia dando iones hidróxido.

NaOH Na+ + OH-

HNO3 + H2O NO3- + H3O+

FORTALEZA: No todas las especies tienen la misma fortaleza como ácidos o como bases. Los ácidos o bases fuertes son especies que en contacto con el agua se disocian completamente, mientras que las especies débiles se disocian mediante equilibrios. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) es un ácido fuerte porque en disolución acuosa se disocia mediante la siguiente reacción:

HCl(l) + H2O Cl-(aq) + H3O+(aq)

Sin embargo el ácido acético (CH3COOH), que es el ácido que se encuentra en el vinagre, es un ácido débil porque se disocia mediante un equilibrio, con lo que a igualdad de concentración de ácido, el débil dará menor cantidad de iones hidronio. La fortaleza de un ácido depende de su naturaleza no de su concentración.

CH3COOH(l) + H2O CH3COO-(aq) + H3O+

(aq)

EJEMPLOS DE ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES

ESPECIES FUERTES ESPECIES DÉBILES

HCl HNO3 H2SO4 HClO4 NaOH KOH

CH3COOH

H3PO4 HF H2S NH3

Ca(OH)2 (ácidos orgánicos: cítrico,

tartárico, oxálico, fórmico…)


2. EL GRADO DE ACIDEZ: EL pH Para poder diferenciar el “grado” de acidez de las sustancias empleamos la escala de pH, escala numérica cuyos valores van de 0 al 14 y que nos permite diferenciar sustancias desde las más ácidas (pH<7), hasta las básicas (pH>7) pasando por aquellas que poseen pH neutro (pH=7). Esta escala nos indica realmente, en forma logarítmica, la concentración de iones hidronio que hay presentes en una disolución. Así su definición es:

+−= OHpH 3log

El concepto de pH fue introducido en la química por Soren Sörensen en 1909.

Las sustancias más ácidas son las que tienen el pH más bajo y las más básicas las que poseen pH altos. Se considera que el pH=7 es el pH neutro que corresponde al valor de acidez de una muestra de agua pura. El grado de acidez de una sustancia depende de su concentración. MEDIDA DEL pH: La medida del pH puede llevarse a cabo por tres vías distintas:

a) PH-METRO: Es un instrumento electrónico que permite la medida del pH de una disolución. El pH se mide a través de la conductividad eléctrica de la disolución. Estos aparatos deben ser calibrados antes de

ACIDO BÁSICO |H3O+| 10-1 10-7 10-14

NEUTRO

Leche (pH=6,4)

Cerveza (pH=4-4,5)

Sangre (pH=7,5)

Lejía (pH=12,5) HCl

(pH=1) 0,1 M

Zumo (pH=4,2)

Piel (pH=5,5)

Leche de magnesia

(pH=10,5) pH

pOH

1 172 3 4 5 6 8 9 10 11 12 14

14 1712 11 10 9 8 6 5 4 3 2 0

NaOH (pH=14)

0,1 M

Bebidas carbonatadas

(pH=3,9) Vinagre (pH=2,4-3,4)

Cafe (pH=5,5)

Agua de mar (pH=7-8,5)

Bicarbonato (pH=8,4)

0,1 M Jugos gástricos (pH=1-2)

Aspirina (pH=3,5) Jabón normal

(pH=10-11)


utilizarse mediante disoluciones de pH conocido (7, 4 y 10). Entre medida y medida debemos limpiar el pH-metro con agua destilada para evitar los restos de sustancias anteriores. Existen diferentes tipos de pH-metros más o menos sofisticados que permiten determinar la temperatura de la disolución, puesto que el pH de la disolución depende de la temperatura a la que se encuentre.

b) INDICADORES ÁCIDO-BASE: Estos indicadores son colorantes de naturaleza vegetal que en función del valor del pH del medio en el que se encuentran toman un color u otro. Al cambio del color del indicador se le denomina viraje.

INDICADOR ÁCIDO BÁSICO

NARANJA DE METILO

N N NCH3

CH3

SHOO

O H

N N NCH3

CH3

SOO

OH+

OH-

pH<3Forma roja

pH>4,4Forma amarilla

Rojo Naranja

FENOLFTALEÍNA

O

HO

O

OH

O

HO

O

OH

H+

OH-

pH<8Forma incolora

pH>9Forma rosa violáceo

Incoloro Rosa violáceo

INDICADOR UNIVERSAL es una mezcla de diversos indicadores

De Rojo a Azul Según el valor del

pH.

Tabla de colores del indicador universal. Para cada valor de pH muestra un color diferente. El indicador universal está compuesto de varios indicadores: Azul de timol, rojo de metilo, fenolftaleina, azul de bromotimol.


OBTENIENDO UN INDICADOR DE UN VEGETAL

Algunos vegetales como la fresa, cereza, ciruela, lombarda o las cebollas rojas entre otros, poseen una sustancia denominadas antocianinas que son muy sensibles a los valores del pH. La lombarda posee cianina que nos podrá servir como indicador. Para obtener la cianina:

1. Lavamos la lombarda. 2. Cortamos el vegetal en tiras 3. Lo hervimos durante unos minutos. 4. Filtramos el líquido obtenido y lo dejamos

reducir un rato. 5. Para estabilizarlo empleamos un 10% del

volumen de isopropanol que matará cualquier microorganismo.

pH 1-4Forma roja

oHO

Ogl

Ogl

OH

OH

H+

OH- oHO

Ogl

Ogl

OH

O

pH>7Forma azul

El indicador obtenido tomará colores diversos en función del pH del medio desde el rojo para los más ácidos hasta azul, verde y amarillo en medios muy básicos.

Otra sustancia que nos puede servir de indicador natural es la curcumina que se encuentra presente en el curry.

HO

OCH3

O O

H

OCH3

OH

Para obtener este indicador disolvemos una cucharadita de curry en 50 mL de etanol, agitamos vigorosamente y dejamos reposar un par de minutos. Repetimos la agitación y dejamos reposar de nuevo. Repetimos el proceso tres veces. Filtramos el líquido del resto de sólido.


Cada indicador posee un intervalo de pH entorno al cual cambia de color (vira). El pH de la muestra se obtiene de manera muy aproximada.

c) PAPEL pH: Este papel está impregnado de disolución indicadora universal y vira a cada valor entero de pH desde el 1 hasta el 14. Los valores obtenidos son más precisos y dan una idea bastante aproximada del valor real.

El papel pH se emplea en aquellas ocasiones en las que la cantidad de muestra que disponemos es mínima, el líquido es turbio o no queremos contaminarla con el indicador líquido. Por ello con la ayuda de una varilla extraemos una gota de muestra con la que mojamos el papel indicador. Una vez se ha producido el viraje comprobamos en la escala de colores el valor aproximado del pH.

VIRAJE DE ALGUNOS INDICADORES


ÓXIDOS ÁCIDOS Y BÁSICOS, PROPIEDADES DEL CO2

Los óxidos en general pueden clasificarse en óxidos ácidos cuando son óxidos no metálicos u óxidos básicos cuando son de metales. Esta clasificación parte de las propiedades que presentan al reaccionar con el agua. Una de las reacciones más conocidas es la del óxido de calcio (cal viva) con el agua, donde a parte de una gran cantidad de calor se forma también hidróxido de calcio (cal apagada) que hace virar la fenolftaleina a su forma básica (rosa violáceo). CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) + Q

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

La reacción ente el óxido y el agua debe hacerse con cuidado puesto que la gran cantidad de calor que desprende puede hacer que el agua pase rápidamente de estado líquido a gas arrastrando parte de la disolución con ella. Por otro lado, el CO2, posee justo la propiedad contraria al disolverse en el agua. Si a una disolución básica con indicador de fenolftaleina le hacemos pasar una corriente de gas CO2 al cabo de unos segundos ésta pierde la coloración por cambiar el pH de la misma. El CO2 al reaccionar con el agua ha formado ácido carbónico disminuyendo el pH.

CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)

H2CO3(aq) CO32- + H3O+

Además el dióxido de carbono reacciona con disoluciones de hidróxido de calcio formando carbonato de calcio que enturbia dicha disolución.

CO2(g) + Ca(OH)2(aq) CaCO3(aq) + H2O(l)

El CO2 está presente en las bebidas carbonatadas lo que hace que éstas tengan un pH ácido.


3. LA HIDRÓLISIS Las sustancias que en disolución acuosa desprenden protones (iones hidronio H3O+) son consideradas como ácidos, mientras que las que desprenden iones hidróxido (OH-) son básicas. En términos generales esta definición nos permite diferenciar los ácidos de las bases. Pero ¿qué ocurre si disolvemos una sal en agua?. Las sales están formadas por iones positivos (cationes) y negativos (aniones) unidos por fuerzas electrostáticas. La acción del agua sobre la sal produce su disolución

Los procesos de disolución de una sal soluble en agua no son procesos químicos sino físicos, la sal sigue conservando su naturaleza. Los iones de la sal se separan por acción del agua que los estabiliza en un proceso denominado solvatación.

Las moléculas de agua por su naturaleza actúan como un dipolo que estabilizan las cargas de signo contrario. Así si la sal que tratamos por ejemplo es el KNO3 los cationes serían K+ y los aniones NO3

- y se disociaría mediante el proceso,

KNO3(s)(H2O)

K+(aq) + NO3

-(aq)

En principio el pH de la disolución obtenida con la disociación de la sal será el del agua (pH=7) excepto en el caso de que los iones reaccionen químicamente con el agua. Al proceso de reacción de un ion de una sal con el agua se le denomina hidrólisis. En la reacción de estos iones se desprenden protones o iones hidróxido que modifican el pH inicial del agua.


¿CUÁNDO REACCIONAN LOS IONES CON EL AGUA? La hidrólisis de una sal se produce cuando alguno de los iones que forma la sal proviene de una especie débil. (Los cationes provienen de bases y los aniones de ácidos). EJEMPLO: Comprobemos la naturaleza ácida o básica de las sales: NaCl y Na2S. El NaCl es una sal que al disolverse en agua da:

NaCl(s)(H2O)

Na+(aq) + Cl-(aq)

El ion Na+ proviene de una base que es el NaOH, que al ser fuerte no hará que el ion sodio sufra hidrólisis. El Cl- proviene del ácido clorhídrico que también es un ácido fuerte, luego en consecuencia el cloruro de sodio no sufrirá hidrólisis y sus disoluciones acuosas tendrán pH neutro. Sin embargo, el sulfuro de sodio Na2S al disociarse,

Na2S(s)(H2O)

2Na+(aq) + S2-

(aq) El ion Na+ al igual que antes no sufre hidrólisis por provenir del hidróxido de sodio, pero el ion sulfuro proviene del ácido sulfhídrico, que es un ácido débil, con lo que este ion puede reaccionar con el agua dando:

S2-(aq) + H2O(l) H2S(aq) + OH-

(aq) Con lo que los iones OH- harán que el pH de esta disolución sea básico (pH>7).

DISOLUCIONES REGULADORAS

Existen unas disoluciones denominadas tampón o reguladoras que tienen la propiedad de mantener un pH casi constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de ácido o de base. Estas disoluciones tampón se preparan disolviendo un ácido débil y una sal del ácido (por ejemplo ácido acético y acetato de sodio), o bien disolviendo una base débil y la sal del ácido (por ejemplo amoniaco y cloruro de amonio).


4. NEUTRALIZACIÓN Se define como neutralización la reacción entre un ácido y una base donde las dos especies se encuentran en cantidades estequiométricas, esto es, al finalizar la reacción no sobra ningún reactivo. Existen distintos tipos de reacciones de neutralización:

a) Ácido + base para dar sal + agua:

H2SO4(l) + 2NaOH(aq) Na2SO4(aq) + H2O(l)

b) Ácido + carbonato para dar sal + dióxido de carbono y agua

2HCl(aq) + Na2CO3(s) 2NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l)

c) Ácido + sulfitos para dar sal + dióxido de azufre y agua

2HCl(aq) + Na2SO3(s) 2NaCl(aq) + SO2(g) + H2O(l) d) Ácido + amoníaco para dar sal de amonio

HCl(aq) + NH3(l) NH4Cl(aq)

CREANDO NIEBLA

El ácido clorhídrico y el amoniaco están en equilibrio cada uno de ellos con sus respectivas sustancias en fase gaseosa por lo que no es raro ver como emiten vapores al abrir las botellas.

HCl(g)(H2O) HCl(aq)

NH3(g) + H2O(l) NH4OH(l)

De hecho el amoniaco que vemos líquido en la botella no es más que una disolución del NH3 en agua que forma hidróxido de amonio, y el ácido clorhídrico es la disolución del gas cloruro de hidrógeno en agua. Si dichos vapores se ponen en contacto se formará cloruro de amonio que al ser una sustancia sólida formada por gases formará una niebla en el ambiente. Si se aproximan dos placas de Petri con ácido clorhídrico concentrado y amoniaco concentrado se podrá observar dicha niebla. Para favorecerla podemos tapar el espacio de reacción con un recipiente plástico que nos permita observar la experiencia.


5. VOLUMETRÍAS La volumetría es un procedimiento que permite la determinación de la concentración de una disolución de ácido o base haciéndola reaccionar con otra de base o ácido. Las volumetrías se basan en la reacción de neutralización entre los ácidos y las bases. Cuando un ácido neutraliza una base se alcanza el punto de equivalencia y el pH de la disolución final dependerá de la naturaleza de los mismos. Vamos a suponer el caso más simple, el de un ácido fuerte que se valora con una base fuerte.

LA BURETA

Es un cilindro de cristal vertical con graduación volumétrica en toda su longitud. Se emplea para proporcionar cantidades precisas de agentes reactivos en aquellos experimentos donde la precisión en necesaria como por ejemplo en las volumetrías. Las buretas son extremadamente precisas. Las buretas de clase A tienen un error de ± 0,05 mL. Al ser un instrumento de precisión la bureta debe emplearse en las condiciones para las que fue diseñada. El error de la bureta se suele grabar en el vidrio así como la temperatura a la que se garantiza la medida, ésta suele ser de 20ºC. En algunos modelos, para facilitar la lectura del volumen pinta una banda que se transforma en un punto por el efecto del menisco del líquido. La llave de la bureta puede ser de teflón o de vidrio, en este último caso hay que evitar que se quede pegada engrasándola de vez en cuando.

La velocidad de caída de la gota se controla con la llave. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Los materiales básicos para realizar una volumetría son: bureta, vaso de precipitados, matraz erlenmeyer, indicador ácido-base, los reactivos y una balanza.


EJEMPLO: Queremos valorar 150 mL de una disolución de ácido clorhídrico de concentración desconocida con una disolución de NaOH de concentración conocida, por ejemplo 0,5 M. La disolución de NaOH que vamos a emplear para valorar el ácido debe tener una concentración lo más exacta posible. Para ello seguiremos los siguientes pasos. Puesto que vamos a preparamos 250 mL de disolución de NaOH 0,5 M, los cálculos indican que necesitaremos 5 g de hidróxido de sodio. Pesamos con exactitud los 5,00 g y los añadimos a un vaso de precipitados con 100 mL de agua destilada. Agitamos suavemente hasta que se disuelva la mayoría del NaOH. Esperamos a que se enfríe la disolución.

Enjuagamos un matraz aforado de 250 mL con agua destilada, y lo llenamos con los 100mL de disolución. Lavamos repetidas veces el vaso de precipitados con pequeñas cantidades de agua para arrastrar los restos de NaOH, y añadimos el agua al matraz aforado. Enrasamos el matraz con agua destilada evitando pasarnos. Agitamos y destapamos dejando que repose.

En un matraz erlenmeyer colocaremos 150 mL de disolución de ácido de concentración desconocida, con un par de gotas de fenolftaleina. Bajo el matraz se dispone una hoja de papel blanco para apreciar mejor el viraje del indicador.

Tomamos unos mililitros de disolución de NaOH y enjuagamos la bureta con ellos. Seguidamente añadimos 50 mL de la disolución de NaOH con la ayuda de un embudo y


enrasamos la bureta con mucho cuidado. (TENED LA PRECAUCIÓN DE CERRAR LA LLAVE ANTES DE ENRASARLA).

Una vez montado el equipo, con la mano derecha tomaremos el matraz erlenmeyer y agitaremos suavemente mientras que con la mano izquierda abriremos la llave de la bureta dejando caer gota a gota la disolución de NaOH (como se muestra en la imagen). Al contactar la disolución de base con el indicador del ácido éste se pondrá momentáneamente de color rosa, el color desaparecerá al seguir agitando.

Cuando hayamos adicionado 10 mL, extremar las precauciones. Cuando al añadir una gota el color rosa no desaparezca habremos finalizado el proceso. Anotaremos la lectura de volumen que indique la bureta ( NaOHV ).

REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN: El cambio de color del indicador se ha producido porque ha desaparecido totalmente el ácido del matraz al darse la reacción:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ¿CÚÁL ES EL pH EN EL PUNTO FINAL?: En el punto final de la valoración, el pH final de la disolución será 7, puesto que la neutralización del ácido con la base hace que ninguno predomine y la sal que se ha formado (NaCl) no sufre hidrólisis. Si la sal sufriera hidrólisis el pH podría ser más o menos ácido de 7. ¿QUÉ INDICADOR EMPLEAR? Se debe emplear un indicador que vire en las proximidades del pH final de la neutralización. En este caso como el pH era 7 empleamos fenoftaleina que vira de incoloro (medio ácido) a rosa-violaceo (medio básico) a pH entre 8,2 y 9,8. Cuando se valora un ácido débil con una base fuerte o un ácido fuerte con una base débil el pH en el punto final no será 7 y deberemos plantearnos emplear otro indicador.


CÁLCULOS Para calcular la concentración de ácido que teníamos en el matraz erlenmeyer aplicaremos la siguiente expresión:

HCl

NaOHNaOHHCl V

VNN ·= [1]

Para nuestro ejemplo, tenemos de datos: MNNaOH 5,0= ; mLVHCl 150= ; el volumen de NaOH será el que nos indique la bureta cuando finalice el experimento, supongamos que hemos obtenido un volumen de 15 mL, luego: mLVNaOH 15= Aplicando la expresión [1], tenemos,

NmL

mLNNHCl 05,0150

15·5,0== [2]

Una concentración aproximada de ácido de 0,05N. Tengamos en cuenta que este procedimiento tiene la posibilidad de cometer muchos errores y no es del todo preciso pero nos da una idea bastante aproximada de la concentración de una disolución.


Á C I D O S Y B A S E S • El grado de acidez: pH • La hidrólisis • Volumetrías ácido-base

LA MAYORÍA DE LOS PRODUCTOS QUÍMICOS SON PELIGROSOS TANTO POR CONTACTO COMO POR INHALACIÓN. ANTES DE REALIZAR NINGUNA PRÁCTICA DEBES CONOCER LOS DATOS MÁS IMPORTANTES SOBRE LAS CARÁCTERISCAS DE DICHOS PRODUCTOS REVISANDO SUS FICHAS.

1. Vamos a clasificar diferentes sustancias de uso común como ácidas o básicas con la ayuda de cuatro indicadores: naranja de metilo, indicador de lombarda, indicador cúrmumina (curry) y el indicador universal. También emplearemos papel pH cuando sea necesario. Para ello se nos proporcionarán las siguientes disoluciones: Coca-Cola® , vinagre, zumo de limón, una lata de sprite, aspirina, Pepsi-Cola®, leche, lejía, detergente, jabón de tocador, tónica, cerveza, Nestea® , café, para los patrones: ácido clorhídrico concentrado, hidróxido de sodio y agua destilada. PROBANDO LOS INDICADORES En cuatro tubos de ensayo añadimos unas gotas de ácido clorhídrico concentrado y una gota de cada uno de los indicadores, en otros cuatro tubos adicionamos unas gotas de disolución concentrada de NaOH y una gota de cada uno de los indicadores. Repetimos el proceso con el agua destilada. Rellenamos la tabla:

TABLA I - INDICADORES CON LOS PATRONES

INDICADOR HCl Agua NaOH

NARANJA DE METILO

LOMBARDA

CURCUMINA INDICADOR UNIVERSAL

CALCULANDO pH Ahora determinaremos el pH de distintas sustancias con la ayuda de 2 de los indicadores anteriores, sabiendo el rango de pH y los colores que nos muestran.

PRÁCTICAS


Coloca una muestra de cada sustancia en un tubo de ensayo y añade una gota de indicador. Anota los resultados en la tabla II. Repite la prueba con el resto de sustancias.

2. En un matraz erlenmeyer de 250 mL añade unos 100 mL de agua, unas gotas de disolución de hidróxido de sodio 0,5M y una gota de fenolftaleina. Con ayuda de una pajita soplamos durante un minuto. ¿Qué es lo que pasa?, escribe la reacción que ha tenido lugar.

TABLA II - pH DE LAS MUESTRAS PROBLEMA

MUESTRA MUESTRA INDICADOR ELEGIDO

INDICADOR UNIVERSAL

A Zumo de limón

B Bebida Sprite®

C Tónica

D Leche

E Lejía

F Café

G Vinagre

H Detergente

I Aspirina

J Jabón de tocador

K Cerveza

L Pepsi-cola®

M Coca-Cola®

N Nestea®

Cuando el color de la muestra impida ver el pH del indicador podremos diluirla con agua destilada o emplear papel indicador de pH.

3. Comprueba el pH que presentan algunas sales. Así podremos determinar qué

sales sufren hidrólisis y cuáles no. Para este experimento emplearemos: Indicador universal y las sales: Na2S, CaCO3, KClO3, NaCl, NH4Cl, CaF2, NaNO3. Coloca una punta de espátula de cada una de estas sustancias en un tubo de ensayo, añade unos 3 mL de agua destilada y una gota de indicador. Anota los resultados e indica qué especies se hidrolizan rellenando la tabla III.


TABLA III – HIDRÓLISIS DE CIERTAS SALES

SALES HIDRÓLISIS ION pH

Na2S Sí S2- básico

CaCO3

KClO3

NaCl

NH4Cl

CaF2

NaNO3

4. Toma 5 vasos de plástico transparente. Llena el primer vaso con 2/3 partes de

agua del grifo. En el segundo añade 4 gotas de indicador universal, en el tercero un buen chorro de vinagre, en el cuarto deja que se disuelva 1 lenteja de NaOH y en el último añade 1mL de ácido clorhídrico concentrado. Vuelca el vaso 1 sobre el 2, este sobre el 3, y así sucesivamente. Observa lo que ocurre y toma nota en el cuaderno.

5. VOLUMETRÍA DE UNA MUESTRA DE HCl CON NaOH:

En esta práctica vamos a repetir la experiencia propuesta en la teoría de la valoración. Repasa la teoría antes de proseguir. Sobre una muestra de 150 mL de HCl de concentración desconocida vamos a realizar una valoración con NaOH 0,5 M para determinar su concentración. La práctica se realizará en grupos de 3 alumnos. Las disoluciones de NaOH (valorante) y de HCl (a valorar) serán proporcionadas por el profesor.

VNaOH (mL)

|HCl| (mol·L-1)


E X P E R I E N C I A S D E C Á T E D R A

1. PREPARACIÓN DE DISOLUCIÓN INDICADORA - Ponemos 1 L de agua a calentar mientras

troceamos una lombarda en pequeñas porciones. Se calienta la lombarda llevándola a ebullición, se filtra la disolución, se deja enfriar y se estabiliza con isopropanol.

- Preparamos una disolución indicadora a partir de

la curcumina contenida en el curry. Extraemos una pequeña cantidad con etanol. (Este indicador lo emplearemos en las prácticas).

2. MEDIDA DEL pH - En unos tubos de ensayo añadimos disoluciones de

acido clorhídrico dil, hidróxido de sodio dil y cloruro de sodio. Probamos sobre las disoluciones los indicadores: Fenolftaleina, Indicador de curcumina, indicador de lombarda, naranja de metilo, indicador universal.

- En unos vasos de precipitados de 50 mL preparamos

tres disoluciones: cloruro de amonio, cloruro de sodio, y otra de sulfuro de sodio y usamos otro vaso con agua desionizada que sirva de referencia. Con el pH-metro tomamos lecturas del pH. Justificamos la hidrólisis de las sales.

3. REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN - En dos placas de Petri añadimos ácido clorhídrico concentrado y amoniaco

concentrado, todo ello en vitrina. Posteriormente adicionamos una gota de indicador universal a cada placa. Aproximamos las placas y veremos como se forma el cloruro de amonio. Podemos cubrir las placas con una caja de plástico transparente ver mejor el experimento. Finalmente con una pipeta Pasteur adicionaremos pequeñas cantidades de amoniaco sobre el ácido.

HCl(g)(H2O) HCl(aq)

NH3(g) + H2O(l) NH4OH(l)

HCl(aq) + NH3(l) NH4Cl(aq)


4. pH DE DOS ÓXIDOS: CaO y CO2 - En un tubo de ensayo añadimos una pequeña cantidad de CaO y unos mililitros de

agua. Añadimos una gota de fenolftaleina. Justificamos el pH obtenido.

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) + Q

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

5. Reacción de neutralización: En un matraz kitasato añadimos unos 40 g de

carbonato de calcio. Cerramos el matraz y colocamos un embudo de adición en la parte superior con unos 100 mL de ácido clorhídrico concentrado. Al kitasato le acoplamos una goma de plástico en su salida lateral para poder recoger el gas producido. La reacción de neutralización entre el ácido clorhídrico y el carbonato de calcio dará dióxido de carbono como producto.

Para detectar el CO2 formado… A parte en un vaso de precipitados preparamos una disolución diluida de NaOH a la que adicionamos una gota de fenolftaleina y otra disolución de agua de cal Ca(OH)2, hacemos burbujear el CO2 en ambas disoluciones y observamos los resultados.

2HCl(aq) + Na2CO3(s) CO2(g) + H2O(l) + 2NaCl(aq)

CO2(g) + Ca(OH)2(aq) CaCO3(aq) + H2O(l)

Con la ayuda de un pH-metro digital medimos el pH de las disoluciones antes y después de pasar la corriente de CO2.

6. VOLUMETRÍA Disolución valorante: 50 mL de NaOH 0,5 M Disolución valorada: 150 mL de HCl 0,05 M Indicador: Fenolftaleina

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) DATOS DE LA VALORACIÓN: Base fuerte de concentración 0,5 mol/L. pH = 13,7 Valorado (erlenmeyer): 150 mL de ácido fuerte de concentración 0,05 M. pH = 1,3 Punto de equivalencia: Volumen añadido 15 mL, pH = 7 Indicador: fenolftaleína [adecuado] Viraje: incoloro (ácido) - violeta (básico) Zona de viraje (pH): entre 8,2 y 9,8


ANEXO – INDICADORES ÁCIDO-BASE

FENOLFTALEÍNA

NARANJA DE METILO

pH>4,4Forma amarilla

CIANINA

pH<3Forma roja

CURCUMINA

N N NCH3

CH3

SHOO

O H

N N NCH3

CH3

SOO

OH+

OH-

HO

OCH3

O O

H

OCH3

OH

O

HO

O

OH

O

HO

O

OH

H+

OH-

pH<8Forma incolora

pH>9Forma rosa violáceo

pH 1-4Forma roja

oHO

Ogl

Ogl

OH

OH

H+

OH- oHO

Ogl

Ogl

OH

O

pH>7Forma azul

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