Neutralización, pH e indicadores y Titulación
INTRODUCCIÓN
El siguiente informe tratará sobre los tres temas indicados en el titulo (neutralización, pH e indicadores y titulación), profundizaremos en cada uno tanto en teoría como en practica con ayuda de la plataforma educativa Yenka, la cual utilizamos en las horas de clase tomando capturas como evidencias.
OBJETIVOS
- Conocer la teoría básica de cada uno de los temas.
- Entender la importancia de los indicadores del pH.
- Identificar las reacciones ácido - base.
- Hacer uso correcto de la plataforma Yenka.
- Realizar de forma correcta cada uno de los ejercicios que me brinda la plataforma.
MARCO TEÓRICO
TEMA 1: NEUTRALIZACIÓN
Se llama neutralización a la reacción que se produce entre disoluciones ácidas y básicas. Todas estas reacciones dan como producto una sal y agua.
La ecuación general que representa este tipo de reacción es:
Ácido + Base → Sal + Agua
Por ejemplo los anti-ácidos contrarrestan la acidez estomacal, a través de una reacción de neutralización.
Conceptos necesarios:
1. Ácido:
Existe una gran cantidad de ácidos. El ácido acético, por ejemplo, es un líquido incoloro y de olor picante, que se produce a través de la oxidación del alcohol etílico y se utiliza en la síntesis de productos químicos. Tampoco podemos obviar la existencia del ácido sulfúrico que es aquel que se obtiene a partir de dióxido de azufre.
2. Base:
Una base, en química , es un ión o una molécula capaz de proporcionar electrones o captar protones. Por ejemplo , HO - , que designa al ion hidróxido , es una base. Cuando se neutraliza con un ácido , una base puede dar sales. Entre las bases más conocidas encontramos el hidróxido de sodio ( sosa cáustica ) , el hidróxido de potasio ( potasa ) y el amoníaco. Un potencial hidrógeno (pH) superior a 7 indica que estamos en un medio básico , con baja concentración de iones oxonium. Hablamos, entonces, de basicidad. Un producto básico es corrosivo igual que un producto de ácido.
La reacción entre un ácido y una base se denomina neutralización. Según el carácter del ácido y de la base reaccionante se distinguen cuatro casos:
- NEUTRALIZACIÓN: ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE: el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia.
- NEUTRALIZACIÓN: ÁCIDO FUERTE + BASE DÉBIL: Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base débil.
- NEUTRALIZACIÓN: ÁCIDO DÉBIL + BASE FUERTE: el pH se va aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos.
- NEUTRALIZACIÓN: ÁCIDO DÉBIL + BASE DÉBIL: no se producen variaciones bruscas en el pH.
TEMA 2: PH E INDICADORES
¿QUÉ ES EL PH?
Se trata de una unidad de medida de alcalinidad o acidez de una solución, más específicamente el pH mide la cantidad de iones de hidrógeno que contiene una solución determinada, el significado de sus sigla son, potencial de hidrogeniones, el pH se ha convertido en una forma práctica de de manejar cifras de alcalinidad, en lugar de otros métodos un poca más complicados.
Los ácidos y bases tienen distintas concentraciones de iones de hidrógeno, siendo los más fuertes, aquellos que contengan mayor cantidad de iones y los débiles lo que no posean tanta concentración, siendo el pH el encargado de expresar el valor numérico de las concentraciones de iones de hidrógeno.
¿CÓMO SE MIDE EL PH?
Una de las maneras más sencillas para determinarlo consiste en utilizar sustancias indicadoras que cambian de color (viran) en un intervalo estrecho de valores del pH.
Encontramos varios indicadores como:
1. La fenolftaleína
De fórmula C20H14O4, es un indicador de pH que en disoluciones ácidas permanece incoloro, pero en disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de viraje entre pH=8,2 (incoloro) y pH=10 (magenta o rosado). Sin embargo, en pH extremos (muy ácidos o básicos) presenta otros virajes de coloración: la fenolftaleína en disoluciones fuertemente básicas se torna incolora, mientras que en disoluciones fuertemente ácidas se torna naranja.
Es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3) en presencia de ácido sulfúrico.
Se presenta normalmente como un polvo blanco que funde a 260 ºC. Se utiliza frecuentemente como indicador de pH no extremos, ya que en disoluciones ácidas (no extremadamente muy ácidas) permanece incoloro, pero en presencia de disoluciones básicas (no extremadamente muy básicas) se torna color rosa. En química se utiliza en análisis de laboratorio, investigación y química fina. En análisis químico se usa como indicador de valoraciones ácido-base, siendo su punto de viraje alrededor del valor de pH 9, realizando la transición cromática de incoloro a rosado. El reactivo se prepara al 1 % p/v en alcohol de 90° y tiene duración indefinida.
Cambios de color:
- De medio neutro a medio básico: Incoloro → Rosa
- De medio básico a medio muy básico: Rosa → Incoloro
- De medio básico a medio neutro o ácido: Rosa → Incoloro
- De medio neutro o ácido a medio muy ácido: Incoloro → Naranja
2. Tornasol:
El Papel tornasol o Papel pH es utilizado para medir la concentración de Iones Hidrogenos contenido en una sustancia o disolución. Mediante la escala de pH, la cual es clasificada en distintos colores y tipos. El uso principal de litmus es probar si una solución es ácida o básica . El papel de tornasol mojado también se puede usar para detectar gases solubles en agua que afectan la acidez o alcalinidad ; el gas se disuelve en el agua y la solución resultante colorea el papel de tornasol. Por ejemplo, el gas amoniaco , que es alcalino, vuelve el papel de tornasol rojo
El papel tornasol se sumerge en soluciones y luego se retira para su comparación con la escala de pH.
Escala de pH:
- 1 al 6 : Ácido
- 7 : Neutro
- 8 al 14 : Base o Alcalino
El papel de tornasol puede presentarse en tres colores diferentes: rojo, azul o neutro. El tornasol rojo se utiliza para probar las bases; el tornasol azul para probar ácidos y el tornasol neutro para probar ambos.
El papel de tornasol cambia de color al ponerse en contacto con una solución particular. Ejemplo: el papel de tornasol azul, en presencia de una solución ácida, cambia el color de azul a rojo. Esto es porque los iones reaccionan cambiando la disposición de los átomos presentes en el indicador.
Las reacciones químicas que no sean ácido-base también pueden causar un cambio de color al papel de tornasol. Por ejemplo, el gas de cloro se vuelve blanco como el papel de tornasol azul: el tinte se torna blanqueado , debido a la presencia de iones de hipoclorito . Esta reacción es irreversible, por lo que el tornasol no actúa como un indicador en esta situación.
3. Universal
Un indicador universal es un indicador de pH hecho de una solución de varios compuestos que exhibe varios cambios de color suaves en un amplio rango de valores de pH para indicar la acidez o alcalinidad de las soluciones.
Aunque hay varios indicadores universales de pH disponibles en el mercado, la mayoría son una variación de una fórmula patentada por Yamada en 1933. Los detalles de esta patente se pueden encontrar en Chemical Abstracts .
Los experimentos con el indicador universal de Yamada también se describen en el Journal of Chemical Education .
Un indicador universal está compuesto típicamente de agua, fenolftaleína sódica sal, hidróxido de sodio, rojo de metilo , bromotimol azul sal monosódica y timol azul sal monosódica. Los colores que indican el pH de una solución, después de agregar un indicador universal, son:
Los colores de amarillo a rojo indican una solución ácida, los colores de azul a violeta indican las bases y el color verde indica que una solución es neutra.
TEMA 3: TITULACIÓN
La titulación es el procedimiento utilizado para determinar el volumen de una solución que es necesario para reaccionar con una cierta cantidad de otra sustancia.
La adición de un reactivo estándar (un reactivo de concentración conocida y frecuentemente denominado como reactivo titulado) se regula y se mide de alguna forma, requiriéndose un método de indicación para saber cuando la cantidad de reactivo normal juntado y precisamente la suficiente para reaccionar cuantitativamente con la sustancia que se determina.
Debido a la naturaleza logarítmica de la curva de pH, las transiciones en el punto final son muy rápidas; y entonces, una simple gota puede cambiar el pH de modo muy significativo y provocar un cambio de color en el indicador. Hay una ligera diferencia entre el cambio de color del indicador y el punto de equivalencia de la titulación o valoración. Este error se denomina error del indicador. Por este motivo es aconsejable efectuar determinaciones en blanco con el indicador y restarle el resultado al volumen gastado en la valoración.
PROCEDIMIENTO
Una titulación o valoración comienza con un vaso de precipitados o matraz Erlenmeyer conteniendo un volumen preciso del reactivo a analizar y una pequeña cantidad de indicador, colocado debajo de una bureta que contiene la disolución estándar.
Controlando cuidadosamente la cantidad añadida, es posible detectar el punto en el que el indicador cambia de color. Si el indicador ha sido elegido correctamente, este debería ser también el punto de neutralización de los dos reactivos.
Leyendo en la escala de la bureta sabremos con precisión el volumen de disolución añadida. Como la concentración de la disolución estándar y el volumen añadido son conocidos, podemos calcular el número de moles de esa sustancia (ya que {\displaystyle Molaridad=moles/volumen} Molaridad=moles/volumen).
Luego, a partir de la ecuación química que representa el proceso que tiene lugar, podremos calcular el número de moles de la sustancia a analizar presentes en la muestra. Finalmente, dividiendo el número de moles de reactivo por su volumen, conoceremos la concentración buscada.
En una titulación, el punto en que la cantidad de reactivo titulado adicionado es exactamente suficiente para que se combine en una proporción estequiométrica, o empíricamente reproducible con la sustancia que se determina, se llama punto de equivalencia.
El punto final de una titulación debe coincidir con el punto de equivalencia o estar muy próximo de él. La diferencia entre los puntos de equivalencia y final se llama intervalo del indicador.
PROCEDIMIENTO
TEMA 1: NEUTRALIZACIÓN
1.
REACCIÓN: HNO3 + KOH → H2O + KNO3
2.
REACCIÓN: HCl+ KOH → H2O + KCl
3.
REACCIÓN: HNO3 + NaOH → H2O + NaNO3
4.
REACCIÓN: HCl + NaOH → H2O + NaCl
TEMA 2: PH E INDICADORES
Numero 1
Numero 2
Numero 3
TEMA 3: TITULACIÓN
CONCLUSIONES
- Hemos puesto en practica todo lo aprendido en la teoría sobre los tres temas propuestos (neutralización, pH e indicadores y titulación).
- Reconozco los diferentes tipos de indicadores del pH.
- Se cumplieron los objetivos propuestos.
- Realizar ejercicios por medio de la plataforma Yenka es de gran ayuda, debido a que nos explican todo paso a paso, permitiendo así un mejor aprendizaje.
- Se generó un aprendizaje significativo.
WEBGRAFIA
https://www.idrc.ca/aquatox/aquagifs/pHsp-99.jpg
https://es.wikipedia.org/wiki/Fenolftale%C3%ADna
https://en.wikipedia.org/wiki/Universal_indicator
https://en.wikipedia.org/wiki/Litmus
https://es.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lisis_volum%C3%A9trico#Procedimiento
http://www.ehu.eus/biomoleculas/ph/neutra.htm#n4
https://acidos.info/
https://conceptodefinicion.de/ph/
https://clickmica.fundaciondescubre.es/conoce/100-preguntas-100-respuestas/se-mide-ph/
https://www.tplaboratorioquimico.com/laboratorio-quimico/materiales-e-instrumentos-de-un-laboratorio-quimico/papel-tornasol-o-papel-ph.html
NO SIGUIO EL DERROTERO ACORDADO Y LE FALTO MARCO TEORICO 3,3
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