LA CORRIENTE ELÉCTRICA COMO INDICADOR DE UNA NEUTRALIZACIÓN

UNIVERSIDAD DE SANTANDER PROGRAMA DE INGENIERIA AMBIENTAL UDES GUIA DE LABORATORIO 1 LA CORRIENTE ELÉCTRICA COMO INDICADOR DE UNA NEUTRALIZACIÓN NOMBRE: CÓDIGO: NOMBRE: CÓDIGO: Preguntas para Pre-Informe Investigue en la bibliografía correspondiente: El principio de equivalencia Técnicas para titulación de soluciones Titulación ácido-base Electrolito y no electrolito Principio de solubilidad Reacciones de metátesis Teoría de la ionización 1. Introducción* 1.1 Reacciones de neutralización Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, un ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del HCl con NaOH: HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H 2 O(liq) Las soluciones acuosas son buenas conductoras debido a la presencia de iones positivos y negativos a estos compuestos se les llama electrolitos. Los compuestos iónicos que se disocian completamente se conocen como electrolitos fuertes, un ejemplo de ellos es el NaCl. Las constantes de equilibrio para la disociación de electrolitos son llamadas constantes de disociación, un ejemplo de disociación es la del agua: 2H 2 O H 3 O + + OH Los subíndices se utilizan por comodidad, para las diferentes constantes: Ka = constante de disociación de ácido TERMODINAMICA- Msc. Oscar Guarín Página 1

Kb = constante de disociación de base Kw = constante de disociación del agua o de autoprotólisis = 1*10-14 o producto iónico del agua. Este producto indica que en agua pura o en cualquier solución acuosa deben estar presentes iones hidrógeno y oxhidrilo, el producto de sus concentraciones debe ser una constante igual a Kw = 1*10-14. H 2 O H+ + OH En el agua se ha establecido una escala de ph el cual esta definido como el log[h+] donde: Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2O genera iones H+. Los ácidos se clasifican en fuertes, fuerza media y débiles. Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se disuelven en agua. Ejemplos: H 2 SO 4, HCl, HNO3, HClO 4. Ka = ph = -log [H+]=-log[Ac. Fuerte] Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se disuelven en agua. Ejemplos: H2SO4, HCl, HNO3, HClO4. Ka = ph = -log [H+]=-log[Ac. Fuerte] Cuando un compuesto iónico se disocia enteramente, se le conoce como electrolito fuerte. Son electrolitos fuertes por ejemplo el NaCl, HCl, H2O (potable), etc, en cambio, un electrolito débil es aquel que se disocia muy poco, no produciendo la cantidad suficiente de concentración de iones, por lo que no puede ser conductor de la corriente eléctrica. Cuando tenemos una disolución con una cantidad de ácido desconocida, dicha cantidad se puede hallar añadiendo poco a poco una base, haciendo que se neutralice la disolución. Una vez que la disolución ya esté neutralizada, como conocemos la cantidad de base que hemos añadido, se hace fácil determinar la cantidad de ácido que había en la disolución. En todos los procesos de neutralización se cumple con la ley de equivalentes, donde el número de equivalentes del ácido debe ser igual al número de equivalentes de la base: Nº equivalentes Ácido = nº equivalentes Base Los equivalentes dependen de la Normalidad, que es la forma de medir las concentraciones de un soluto en un disolvente, así tenemos que: N= nº de equivalentes de soluto / litros de disolución TERMODINAMICA- Msc. Oscar Guarín Página 2

Deduciendo : nº equivalentes de soluto = V disolución. Normalidad Si denominamos NA, como la normalidad en la solución ácida y NB, la normalidad de la solución básica, así como VA y VB, como el volumen de las soluciones ácidas y básicas respectivamente: NA.VA= NB. VB Esta expresión se cumple en todas las reacciones de neutralización. Ésta reacción se usa para la determinar la normalidad de una de las disolución, la ácida o la básica, cuando conocemos la disolución con la que la neutralizamos, añadimos así, poco a poco un volumen sabido de la disolución conocida, sobre la solución a estudiar, conteniendo ésta un indicador para poder así observar los cambios de coloración cuando se produzca la neutralización. El valor del ph, definido como el log[h+], cuando los equivalentes del ácido y de la base son iguales, se le conoce como punto de equivalencia. El punto de equivalencia puede ser práctico, o teórico. En el ph, la escala del 0 al 7, es medio ácido, y del 7 al 14, medio básico, siendo el valor en torno al 7, un ph neutro. Si valoramos la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, el punto equivalente teórico estará en torno a 7, produciéndose una total neutralización de la disolución. En cambio, si se estudia un ácido débil con una base fuerte, la sal que se produce se hidrolizará, añadiendo a la disolución iones OH-, por lo tanto el punto de equivalencia será mayor que 7. Y si es el caso de un ácido fuerte con una base débil, la sal que se produce se hidroliza añadiendo los iones hidronios, siendo asñi el punto de equivalencia menos que 7. Cuanto más cerca se encuentren los valores de los puntos teóricos y prácticos, menor será el error cometido. Recordando conceptos: Los ácidos fuertes, son aquellas sustancias que se disocian totalmente, cuando se disuelven en agua. Son ácidos fuertes el H2SO4, HCl, HNO3, etc. ph= -log [H+] = -log[ Ac. Fuerte] Ácidos de fuerza media: son aquellos que se disocian parcialmente, sus constantes ácidas o de disociación son mayores de 1 x 10^-3 Ácidos débiles: Son aquellos que no se disocian completamente. Cuando más pequeña es la constante ácida, más débil es la acidez. Bases fuertes: se disocian totalmente, cediendo todos sus OH-. Bases fuertes son los metales alcalinos, y alcalinotérreos como pueden ser NaOH, KOH, Ba(OH)2, etc TERMODINAMICA- Msc. Oscar Guarín Página 3

ph= 14 + log [OH-] Bases débiles: Se trata de aquellas que no se disocian completamente. 2. Competencias 2.1 Competencia general Reconoce la segunda ley de la termodinámica en reacciones químicas usadas en procesos industriales. 2.2 Competencias específicas Determina el equivalente de neutralización y su uso en la termodinámica. Relaciona los diversas aplicaciones de la termodinámica. 3. Lista de Equipos Lámpara o bombilla 3.1. Lista de materiales y reactivos 3 Vasos de precipitados Soporte 3 Conexiones Nuez doble 2 Pinzas de cocodrilopinzas para bureta Papel adhesivo Bureta de 25 ml 1 Pipeta de 10 ml Agitador Electrodos Solución de ácido sulfúrico, H 2 SO 4, de concentración desconocida Solución de hidróxido de calcio, Ca(OH) 2 de concentración 0.05N Fenoftaleína Agua desionizada 4. Metodología 1. Deposite en un vaso de precipitados una muestra de 10 ml exactos de solución problema (H 2 SO 4 ) y agregue 3 gotas de fenoftaleína. 2. Llene la bureta hasta la marca de aforo con solución valorada, en éste caso es la solución de Ca(OH) 2 0.05N. Cuide que no haya fugas. 3. Coloque el matraz sobre un papel blanco. Antes de iniciar el goteo, verificar que los electrodos se encuentren sumergidos en la muestra problema y conectados a la fuente de energía (la bombilla en éste paso se encuentra encendida). 4. Abra la llave de la bureta y deje gotear la solución valorada de Ca(OH) 2 en el matraz TERMODINAMICA- Msc. Oscar Guarín Página 4

que contiene el problema, agitando en forma constante Cuando se presente un cambio de color en forma permanente, cese la adición de Ca(OH) 2. Este momento debe coincidir con que se apague la bombilla. 5. Anote el volumen que utilizó de la solución valorada. 6. Complete la reacción efectuada: H 2 SO 4 (ac) + Ca(OH) 2 6. Calcule la concentración de la solución problema 7. Cuál es la función de la fenoftaleína? 8. Escriba la reacción iónica completa. 9. Hubo reacción de metátesis? 10. Qué tipo de fuerza motriz influyó en la reacción? 11. Mencione el motivo por el cual la bombilla se apagó al coincidir en el momento de la neutralización. 12. Exponga las conclusiones de ésta experiencia, y realice dibujos que la ilustren. 5 Evaluación/Autoevaluación Examen escrito (en los primeros 10 min de la clase). Valor 10%. Pre Informe. Valor: 30%. El estudiante, deberá preparar adecuadamente la metodología experimental para desarrollar la práctica. Además, deberá ser capaz de escribir un informe que refleje, concretamente, el análisis de los resultados obtenidos durante la práctica. Valor: 60%. 6 Bibliografía AVERANGA, M. Física general.. Editoral Mc Graw Hill. 2001. BROCA L. Química en el Laboratorio. Editorial Prentice Hall. 2007. CAICEDO, Juan. Química Investiguemos. sexta edición. Editorial Voluntad. 1988. pp.192. DREW H. Wolfw. Química General, orgánica y biológica.. Editorial Mc Graw Hill. 2004. TEIJON, J. La química en problemas. Segunda edición. Editorial Teber Flores España. 2002. pp.470. TERMODINAMICA- Msc. Oscar Guarín Página 5