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UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO FACULTAD DE INGENIERIA DE MINAS GEOLOGIA Y METALURGIA

Universidad Nacional “Santiago Antúnez de Mayolo” FACULTAD DE INGENIERÍA DE MINAS, GEOLOGÍA Y METALURGIA ESCUELA:

INGENIERÍA DE MINAS

CURSO:

QUIMICA GENERAL II

TRABAJO:

INFORME DE LABORATORIO N° 02

“DETERMINACION CALORIMETRICA DEL PH” DOCENTE:

VICUÑA PÉREZ Flormila

INTEGRANTES:  DIAZ LUNA-VICTORIA Armando  VERDE CAYETANO Jean  ARQUINIGO PANTOJA Simeon

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DETERMINACION CALORIMETRICA DEL PH

I. OBJETIVO  Preparar los patrones coloreados de diferentes pH.  Determinar el pH aproximado de las soluciones por comparación calorimétrica.

II. FUNDAMENTO TEORICO

Cuando se trata con pequeñas concentraciones de ion hidronio es conveniente expresarlas en término de pH, el cual es define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio H3O+. pH = -log[H3O+] en este experimento se prepararán varias soluciones de pH conocido y se hallaran las coloraciones que son características de algunos indicadores en soluciones de diferente pH. Esta información será utilizada con los siguientes propósitos:

a) Determinación de la concentración de iones hidronio e iones oxhidrilo en una muestra conocida. b) Determinación de las constantes de disociación del amoniaco y del ácido acético 0,05M. c) Determinación del pH de soluciones 0.05M de acetato de sodio cloruro de amoniaco. d) Compara el comportamiento de soluciones amortiguadoras con el de soluciones que no lo son.

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III. MATERIALES Y REACTIVOS  Tubos de ensayo  Gradilla para tubos de ensayo  Pipeta y gotero  Soluciones de pH=2, pH=3, …, pH=11  Indicador anaranjado de metilo  Indicador rojo de metilo  Indicador azul de bromo timol  Indicador de fenolftaleína  Indicador amarillo de alizaina GG

 Solución de ácido acético 0.05M  Muestra desconocida  Solución de amoniaco 0.05M  Solución de acetato de sodio 0.05M  Solución de cloruro de amonio 0.05M  Solución buffer de pH 6  Solución de hidróxido de sodio 0.01M  Solución de ácido clorhídrico 0.05M

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento N° 1

1. Se tiene solución de pH conocido desde pH = 2 hasta pH = 11. Colocar 3,0 mL de estas soluciones en 10 tubos de ensayo bien limpio y secos. Agregar no más de dos gotas de indicador anaranjado de metilo en cada tubo de ensayo. Agitar y observar el color producido en cada caso. Anote los resultados en el formato de la Tabla 1. De manera similar ensayar muestras nuevas con cada uno de los siguientes indicadores (no usar más de dos gotas) rojo de metilo, azul de bromotimol, fenolftaleína y amarillo de alizarina GG.

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a) Anaranjado de metilo de pH2 hasta pH11

b) Rojo de metilo de pH2 hasta pH11

c) Azul de bromotimol de pH2 hasta pH11

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d) Fenolftaleína de pH2 hasta pH11

e) Amarillo de alizarina de pH2 hasta pH11

f) Indicador de maíz morado de pH2 hasta pH11

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2. Colocar 3,0 mL de solución de ácido acético 0.05M en cada uno de los 5 tubos de ensayo limpios y secos. Agregar dos gotas de un indicador diferente a cada tubo y anotar los colores obtenidos. ¿Cuál es el pH de la solución? (anotar los datos en las Tablas 2 y 3). - ÁCIDO ACETICO CH3COOH

3. Repetir el paso (2) utilizando las siguientes sustancias:  Muestra desconocida  Solución de amoniaco 0.05M  Solución de acetato de sodio 0.05M  Solución de cloruro de amonio 0.05M Anotar los datos en las tablas 2 y 3.

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Nota: si tuviera dudas respecto al pH obtenido en algún indicador, repetir una parte del paso (1) para el indicador en cuestión, utilizar dos tubos con la solución de pH conocido que sirvan para despejar la duda al comparar los colores obtenidos con el de la muestra en estudio. - BOTELLA AZUL SOLUCION ACETATO DE SODIO CH3COONa - BOTELLA MORADA CLORURO DE AMONIO NH4Cl

Experimento N° 2

1. Colocar 3,0 mL de solución de buffer de pH 6,0 en cada uno de los 5 tubos de ensayo y agregar dos gotas de indicador diferente en cada tubo. Verificar que el pH del buffer sea 6,0, anotar los colores en la tabla 4. 2. Agregar a cada tubo del paso 1 dos gotas de la solución 0,01M de NaOH. Anotar los colores en la tabla 4 y el nuevo pH en la tabla 6.

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3. Repetir los pasos (1) y (2) utilizando agua del caño en lugar de solución buffer. ¿Cuál es el pH del agua de caño antes y después de agregar la base? Anotar los datos en las tablas 4, 5 y 6. 4. Repetir los pasos (1), (2) y (3) pero utilizando la solución 0,05 de HCl en lugar de NaOH, anotar los colores y el pH en las tablas 4, 5 y 6. -PH 6 Y AGUA DE CAÑO CON LO 5 TIPOS DE INDICADORES

- PH 6 Y AGUA DE CAÑO CON LO 5 TIPOS DE INDICADORES, AGREGANDO HIDROXIDO DE SODIO

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- PH 6 Y AGUA DE CAÑO CON LO 5 TIPOS DE INDICADORES, AGREGANDO ÁCIDO CLORHIDRICO

V.

CALCULOS Y RESULTADOS TABLA N° 01: soluciones de pH conocido y colores que toman los indicadores. pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

Anaranjado de metilo Rojo Rojo anaranjado anaranjado anaranjado anaranjado anaranjado anaranjado anaranjado anaranjado anaranjado

rojo de metilo rojo rojo rojo rojo amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo

Azul de bromotimol amarillo amarillo amarillo azul azul azul azul azul azul azul azul

Fenolftaleína incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro morado morado morado

Amarillo de alizarina GG amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo amarillo anaranjado

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TABLA N° 02: soluciones investigadas y colores obtenidos con cada indicador. INDICADOR CH3COOH 0,05 M Anaranjado de metilo Rojo de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína Amarillo de alizarina GG

Rojo

COLORES OBTENIDOS NH3(aq) 0,05 CH3COONa NH4Cl 0,05 M 0,05 M M

Muestra problema

Anaranjado Anaranjado Anaranjado Anaranjado

Morado Amarillo

Amarillo Azul

Incoloro Amarillo

Incoloro amarillo

Anaranjado Anaranjado Anaranjado Azul Azul Azul Incoloro amarillo

Incoloro amarillo

Incoloro amarillo

TABLA N° 03: pH de las soluciones investigadas (en base a la tabla N° 1) Solución

CH3COOH

NH3(aq)

CH3COONa

NH4Cl

pH

2.5

8.0

8.0

6.5

Muestra problema 5.0

TABLA N° 04: solución buffer y colores obtenidos con cada indicador. Indicador

Color inicial del sistema

Anaranjado de metilo Rojo de metilo Azul bromotimol Fenolftaleína Amarillo de alizarina GG

Anaranjado Anaranjado Azul Incoloro amarillo

Color después de agregar NaOH 0,01 M Anaranjado Anaranjado Azul Incoloro amarillo

Color después de agregar HCl 0,05 M Anaranjado Anaranjado Azul Incoloro amarillo

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TABLA N° 05: agua del caño y colores obtenidos con cada indicador

Indicador

Color inicial del sistema

Anaranjado de metilo Rojo de metilo Azul bromotimol Fenolftaleína Amarillo de alizarina GG

Anaranjado Anaranjado claro Azul Incoloro amarillo

Color después de agregar NaOH 0,01 M Anaranjado oscuro Amarillo Azul Morado Amarillo claro

Color después de agregar HCl 0,05 M Anaranjado Morado Amarillo Incoloro amarillo

TABLA N° 06: valores de pH en los sistemas investigados. Sistema Solución buffer Solución buffer + base Solución buffer + acido Agua destilada Agua destilada + base Agua destilada + acido

pH 6.0 6.0 6.0 7.0 10.0 3.0

CUESTIONARIO 1. Según sus datos experimentales. ¿Cuál es el grado de disociación del acido acético?, determine su ki. Datos

CH 3COOH   0, 05M pH  2,5 %  ? Ka  ?

Solución

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  H 3O   CH 3COO  CH 3COOH  H 2O    H 3O   CH 3COO   Ka  CH 3COOH 

Cálculo de las concentraciones en equilibrio

CH 3COOH   0, 05  x  H 3O    x CH 3COO    x

pH   log  H 3O   2,5  log  H 3O    H 3O    102,5  3,16 x103  H 3O    CH 3COO    3,16 x103

Por lo tanto

CH 3COOH   0, 05  x  0, 05  3,16 x103  0, 047  H 3O    x  3,16 x103 CH 3COO    x  3,16 x103

 H 3O   CH 3COO   Ka   CH 3COOH  2

3,16 x103  Ka   2,12 x103 0, 047 Ka  2,12 x103

Hallamos el grado de ionización

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 H 3O   %  CH 3COOH  3,16 x103 0, 047 %  0, 067

% 

2. Defina a. pH Coeficiente que indica el grado de acidez o basicidad de una solución acuosa. b. Solución buffer Las soluciones tampón, denominadas también soluciones buffer, son aquéllas que ante la adición de un ácido o base son capaces de reaccionar oponiendo la parte de componente básica o ácida para mantener fijo el pH. c. Indicadores de neutralización Un indicador ácido-base es, en general, un ácido débil o una base débil que presenta colores diferentes en su forma disociada y sin disociar. Este cambio de color va asociado a un cambio de estructura. El indicador nos muestra cuando la reacción se ha neutralizado mediante el “viraje” que es el cambio de color.

VI.

CONCLUSIONES  El uso de los indicadores para identificar el ph de la solución no es exacta, al analizar los colores se podrá identificar un aproximado de lo que sería el pH.  Al agregarle soluciones básicas y ácidos a la solución buffer no altera en nada el color, dada a que la solución buffer se opone a la reacción que pueda suceder.

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VII.

RECOMENDACIONES  Es recomendable medir el pH con el pachímetro para tener un resultado exacto del pH de la solución, dado que al comparar utilizando los indicadores son aproximados con un margen de error grande.  Al realizar los experimentos es importante tener todo limpio ya que al utilizar los tubos de ensayo o goteros sucios con otros reactivos pueden alterar el resultado.  Echar gota a gota los indicadores ya que el exceso de indicador hará que el color sea más fuerte, confundiendo al comparar los tubos para halle el pH.  Mantener los tubos ordenados según su pH e indicador dado a que podría llegar a alterar y confundir los resultados a la hora de comparar.

VIII.

REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS  Manual de laboratorio “Química General” – UNASAM sexta edición.  Química – Chang R.