Termodinámica Tema 1

UNIVERSIDAD DE SANTANDER
PROGRAMA DE INGENIERIA AMBIENTAL UDES
GUIA DE LABORATORIO 1
LA CORRIENTE ELÉCTRICA COMO INDICADOR DE UNA
NEUTRALIZACIÓN
NOMBRE:______________________________________________CÓDIGO:__________
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Preguntas para Pre-Informe
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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) + H2O(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:
2H2O
H3O+ + OH
Los subíndices se utilizan por comodidad, para las diferentes constantes:
Ka = constante de disociación de ácido
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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.
H2O
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: H2SO4, HCl, HNO3, HClO4. 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
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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
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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, H2SO4, 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 (H2SO4) 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
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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: __ H2SO4 (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.
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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%.
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Evaluación/Autoevaluación
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.
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