Laboratorio química inorgánica

Laboratorio química inorgánica 

Laura Karina Castañeda Vanegas 

10-01 

Química 

Profesora: Diana Jaramillo 

Institución Educativa Exalumnas de la Presentación 

2018 

INTRODUCCIÓN:

En este trabajo hablaremos sobre temas relacionados con la química inorgánica, como la neutralización, el ph y la circulación. Habrán unos pasos que explicarán como realizar un laboratorio desde Yenka, interfiriendo con los ácidos, las bases y las sales. 

OBJETIVOS:

Explicar mediante el laboratorio los temas de la química inorgánica

Entender cada unos de los temas para ponerlos en práctica

Comprender los indicadores del PH 

Saber utilizar las diferentes escalas 

MARCO TEÓRICO: 

En la química inorgánica se ve reflejado el estudio integrado de la formación, la composición, estructura y reacciones químicas de los compuestos y elementos inorgánicos; es decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno, porque estos pertenecen al campo de la química inorgánica. La clasificación de los compuestos inorgánicos se divide en compuestos binarios y ternarios. El laboratorio realizado a continuación presenta una breve explicación sobre la neutralización, el PH, las escalas de este y la titulación. 

La neutralización es la reacción de ácido-base produciendo sal y agua. La sal es un compuesto iónico que forma cristales, como el agua. El PH es un coeficiente que indica el grado de acidez o basicidad de una solución acuosa, indica la cantidad de iones existentes en una solución; La fenolftaleína es un indicador que en disoluciones ácidas permanece incoloro,pero que en disoluciones básicas toma un color rosado, con un punto de viraje entre PH= 8,2 incoloro y PH= 10 rosado. El papel tornasol también es utilizado para medir el PH, el color del papel cambia dependiendo de si a sustancia es ácida o básica. Y la titulación es un análisis que se utiliza para medir o determinar la concentración reactiva. 

Todos estos temas son utilizados para explicar una gran parte de la química inorgánica y a composición de esta. 

PROCEDIMIENTO-PANTALLAZOS: 

1. Después de entrar a Yenka, ingresamos a química inorgánica

2. Elegimos ácidos, bases y sales

3. Desprendemos los temas que se encuentran allí 

4. Entramos a neutralización y realizamos los siguientes pasos 

5. Aquí se mezcla el ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio y produce agua con cloruro de sodio

6. Aquí se mezcla el ácido nítrico con el hidróxido de sodio y produce agua con nitrato de sodio

7. El ión sulfato ácido, mas el ión sulfato, mas el hidrógeno, mas el ácido sulfúrico, mas el hidróxido de potasio, produce agua, mas sulfato de potasio

8. Esta es la escala del indicador de PH de fenolftaleína

9. Esta es la escala del indicador de PH universal

10. Esta es la escala del indicador de PH del tornasol

11. El siguiente tema es titulación 

NEUTRALIZACIÓN:

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:

ácido fuerte + base fuerte

ácido débil + base fuerte

ácido fuerte + base débil

ácido débil + base débil

En el momento de la neutralización se cumple que el número de equivalentes de ácido que han reaccionado (N • V) es igual al número de equivalentes de la base (N' • V'):


N • V = N' • V'

REACCIÓN BASE FUERTE + ÁCIDO FUERTE:

Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia.


Tomemos por ejemplo una disolución 0,1N de HCl. La [H+] es 10-1 M, y el pH=1. Si se añade 0,1N NaOH, los OH- consumen los H+ para originar agua. Cuando se han neutralizado 9/10 partes del ácido, [H+]=10-2 M y pH=2. Si se han neutralizado 999/1000 partes del ácido, [H+]=10-4 M y el pH=4. Basta entonces añadir 2/1000 partes de NaOH para neutralizar todo el ácido y originar un exceso de iones OH-, que estarán a una concentración 10-4 M, y un pH=10 

Los ácidos polipróticos presentan tantos puntos de equivalencia como protones capaces de disociarse. En el caso del ácido fosfórico, que es triprótico, la valoración completa precisa la adición de 3 equivalentes OH- por cada mol de ácido. Hay tres equilibrios de disociación, cada uno con su pKa característico (Ver figuras inferiores).

REACCIÓN ÁCIDO FUERTE + BASE DÉBIL 

Cuando un ácido fuerte como el HCl se neutraliza con una base débil (NH3), el pH se mantiene muy bajo mientras mientras aún existe ácido libre y después de alcanzar la neutralidad, el ligero exceso de NH3 eleva paulatinamente el pH, sin provocar cambios bruscos (Figura de la derecha). En este caso, en el punto de equivalencia (igual número de equivalentes de ácido y de base) el pH < 7.

REACCIÓN ÁCIDO DÉBIL + BASE FUERTE

Si tenemos un ácido débil, por ejemplo 0,1N de ácido acético, el pH inicial es 2,88 y al añadir una base fuerte (0,1N NaOH) el pH se va aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos, pero una vez neutralizado el ácido basta añadir unas gotas de sosa en exceso para obtener un incremento brusco en el pH como si sólo hubiera base libre (Figura de la derecha). En este caso, en el punto de equivalencia (cuando se ha añadido el mismo número de equivalentes de base que de ácido) el pH > 7 (Figura izquierda de la tabla inferior). En el punto en que se han neutralizado la mitad de los equivalentes de ácido, [AH]=[A-] y el pH = pKa (Figura derecha de la tabla inferior).

REACCIÓN ÁCIDO DÉBIL + BASE DÉBIL 

Al valorar un ácido débil (acético) con una base débil (NH3), no se producen variaciones bruscas en el pH. Habrá dos regiones con capacidad amortiguadora definidas por los pK del ácido débil y de la base débil, respectivamente (Figura de la derecha).

PH:

Es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones.La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones. El significado exacto de la p en «pH» no está claro, pero, de acuerdo con la Fundación Carlsberg, significa «poder de hidrógeno». Otra explicación es que la p representa los términos latinos pondus hydrogenii («cantidad de hidrógeno») o potentia hydrogenii («capacidad de hidrógeno»). También se sugiere que Sørensen usó las letras p y q (letras comúnmente emparejadas en matemáticas) simplemente para etiquetar la solución de prueba (p) y la solución de referencia (q).​ Actualmente en química, la p significa logaritmo decimal de» y también se usa en el término pKa, que se usa para las constantes de disociación ácida.

Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo de base 10 o el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno.

es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones.2​ La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones. El significado exacto de la p en «pH» no está claro, pero, de acuerdo con la Fundación Carlsberg, significa «poder de hidrógeno».3​ Otra explicación es que la p representa los términos latinos pondus hydrogenii («cantidad de hidrógeno») o potentia hydrogenii («capacidad de hidrógeno»). También se sugiere que Sørensen usó las letras p y q (letras comúnmente emparejadas en matemáticas) simplemente para etiquetar la solución de prueba (p) y la solución de referencia (q).4​ Actualmente en química, la p significa logaritmo decimal de» y también se usa en el término pKa, que se usa para las constantes de disociación ácida.5​

Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo de base 10 o el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno es:

${\$displaystyle {\mbox{pH}}=-\log _{10}{a}_{\rm {H^{+}}}}

El término pH se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

TITULACIÓN:

La valoración o titulación es un método de análisis químico cuantitativo en el laboratorio que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo a partir de un reactivo con concentración conocida. Debido a que las medidas de volumen desempeñan un papel fundamental en las titulaciones, se le conoce también como análisis volumétrico.

Un reactivo llamado “valorante” o “titulador”,1​ de volumen y concentración conocida (una solución estándar o solución patrón) se utiliza para que reaccione con una solución del analito,2​ de concentración desconocida. Utilizando una bureta calibrada para añadir el valorante es posible determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se alcanza el punto final. El punto final es el punto en el que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un indicador. Idealmente es el mismo volumen que en el punto de equivalencia—el número de moles de valorante añadido es igual al número de moles de analito, algún múltiplo del mismo (como en los ácidos polipróticos). En la valoración clásica ácido fuerte-base fuerte, el punto final de la valoración es el punto en el que el pH del reactante es exactamente 7, y a menudo la solución cambia en este momento de color de forma permanente debido a un indicador. Sin embargo, existen muchos tipos diferentes de valoraciones (ver más adelante). Pueden usarse muchos métodos para indicar el punto final de una reacción: a menudo se usan indicadores visuales (cambian de color). En una titulación o valoración ácido-base simple, puede usarse un indicador de pH, como la fenolftaleína, que es normalmente incolora pero adquiere color rosa cuando el pH es igual o mayor que 8,2. Otro ejemplo es el naranja de metilo, de color rojo en medio ácido y amarillo en disoluciones básicas. No todas las titulaciones requieren un indicador. En algunos casos, o bien los reactivos o los productos son fuertemente coloreados y pueden servir como "indicador". Por ejemplo, una titulación o valoración redox que utiliza permanganato de potasio como disolución estándar (rosa/violeta) no requiere indicador porque sufre un cambio de color fácil de detectar pues queda incolora al reducirse el permanganato. Después del punto de equivalencia, hay un exceso de la disolución titulante (permanganato) y persiste un color rosado débil que no desaparece.


Bureta de Mohr:


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.

MUCHAS GRACIAS POR SU ATENCIÓN