INFORME
PRACTICA No. 6 CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH
INTEGRANTES
CODIGO
Lizeth Viviana Urrea Fonseca Liliana Prada Alexander Combita Sandoval Deivy Faviany Vanegas Vásquez
1033705779 1015427893 80219357 80829122
TUTOR A QUIEN SE REPORTA LA NOTA ST/CV Francisco Giraldo Jenny Paola Ortega Golda Meyer Torres Vargas Alba Janneth Pinzón Rosas
GRUPO NO 3 LABORATORIO QUÍMICA. PRESENTADO A: Dolffi Rodríguez (Tutora de Laboratorio)
LABORATORIO DE QUÍMICA UNAD CEDE JOSÉ ACEVEDO Y GÓMEZ. CEAD JOSE ACEVEDO Y GOMEZ. UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA PROGRAMA DE INGENIERÍA DE ALIMENTOS BOGOTÁ 20 DE ABRIL 2014. 1
1. OBJETIVOS
Caracterizar soluciones como ácidas o básicas básicas utilizando utilizando un indicador ácido-básico, ácido-básico, estimando estimando su pH.
2. INTRODUCCION. El presente informe tiene como fin profundizar en los temas de la segunda unidad del módulo de química general en lo referente a la medición de ácidos, bases y medición de PH mediante el método experimental. La característica principal del informe nos quiere evidenciar cual es la cantidad de PH que posee una solución casera y una solución estándar mediante la utilización del equipo de medición de PH y el papel tornasol. 3. MARCO TEORICO. Son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Su existencia se conoce desde antiguo, cuando su diferenciación se efectuaba por el nada recomendable procedimiento de comprobar su sabor: los ácidos suelen ser agrios mientras mientr as que las bases presentan apariencia jabonosa. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases álcalis) de acuerdo a las siguientes características: Los ácidos y bases se estudian de acuerdo a los enlaces (iónico o cvalente) que presentan en solución acuosa. Los Ácidos: Sus disoluciones acuosas tienen sabor ácido y son conductoras. Corroen el metal desprendiendo H2 y enrojecen el Tornasol azul; decoloran la Fenolftaleína, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases. Se neutralizan con las bases dando lugar a sales. Las Bases: Sus disoluciones acuosas tienen sabor cáustico y tacto jabonoso, además de ser conductoras y resbaladizas. El tornasol vira al azul y enrojecen la Fenolftaleína Se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos neutralizándose y dando lugar a la fo rmación de sales. Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después. Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. PH: La palabra pH es la abreviatura de “pondus Hydrogenium”. Esto significa literalmente el peso del hidrógeno. El pH es
un indicador del número de iones de hidrógeno (H+) en una sustancia o solución; dicho de otra manera, es un indicador de la acidez de una sustancia. El pH sirve como un u n indicador que compara algunos de los iones más solubles en agua. El pH no tiene unidades; se expresa simplemente por un número. El resultado de una medición de pH viene determinado por una consideración entre el número de protones (iones H+) y el número de iones hidroxilo (OH-). Cuanto más se aleje el pH por encima o por debajo de 7, solución es ácida. El pH es un factor logarítmico; cuando una solución se vuelve diez veces más ácida, el pH disminuirá en una unidad. Cuando una solución se vuelve cien veces más ácida, el pH disminuirá en dos unidades. El término común para referirse al pH es la alcalinidad.
pH = -log [H+] Nota: la concentración concentración es comúnmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución.
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4. METODOLOGIA
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6. RESULTADOS Y ANÁLISIS: MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS: 20 tubos de ensayos Gradilla Frasco lavador pH metro (opcional) Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M Ácido acético (CH3C00H) 0,1 M Amoniaco (NH3) 0.1 M Hidróxido de sodio (Na0H) 0.1 M Agua destilada
INDICADORES Rojo de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína Azul de timol Papel indicador universal Materiales caseros (Uno por cada grupo) Jugo de limón Vinagre Café Leche Aspirina o alka-seltzer Antiácido (leche de Magnésia) Gaseosa Blanqueador
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Tabla 1.Reacciones con soluciones estándar.
Solución
Rojo de
Fenolfta Leína
metilo
Azul de
Azul de
Bromoti
timol
mol
Papel
Estimado
pHmetr
indicador
o
universal
(OPCI ONAL)
HCl
Rojo
Incoloro
Amarillo
Rojo
5
1
1.38
Rojo
Incoloro
Amarillo
Amarillo
5
6
2.92
Rojo
Azul
Azul
9
12
9.65
Rojo
Azul
Azul
9
12
9.32
Incoloro
Amarillo
Amarillo
7
7
7.03
0.1 M
Ácido Acético 0.1M
Amoniaco Amarillo 0.1M
Hidróxido Amarillo de sodio 0.1M
Agua
Amarillo
7
8
9
10
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Tabla 2.Reacciones con soluciones caseras
Solución
Rojo
Fenolfta
Azul de
Azul de
Papel
de
Leína
Bromoti
timol
indicador
o
universal
(OPCI
metilo
mol
Estimado
pHmetr
ONAL) CLOROX
AMARILLO
ROJO
AZUL
Verde
7
12
10.99
SAL DE Rojo FRUTAS
INCOLORA Amarillo
AMARILLO
8
7
7.04
LECHE DE Amarillo MAGNESI A
Rojo
Azul
Verde
10
12
9.80
LECHE
Rojo
Incolora
Amarillo
Amarillo
7
2
6.50
VINAGRE
Rojo
Amarillo
Amarillo
Amarillo
3
3
2.63
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2. Compare el pH del ácido clorhídrico y el del ácido acético y compare el pH del amoniaco con el del hidróxido de sodio. pH: Acido Clorhídrico = 11, Acido Acético = 1 El pH del Ácido clorhídrico es 10 veces mayor al del ácido acético. 3. Comparar el pH del amoníaco con el hidróxido de sodio. pH: Amoniaco = 3, Hidróxido de sodio = 4 El pH del amoniaco es un poco menor del hidróxido de sodio.
PREGUNTAS 1. Explique la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras. ¿Qué puede concluir? Las constantes ácidas (Ka) son diferentes. Y esto es en este caso básicamente porque el ácido clorhídrico es un ácido fuerte que se disocia completamente (lo que equivale a decir que la constante ácida es infinito), mientras que el ácido acético es un ácido débil y tiene una constante ácida de valor finito (no se disocia completamente, si no que existe un equilibrio entre el ácido no disociado y sus productos de disociación). Así, el pH de una solución de ácido clorhídrico será menor (o sea, será más ácida), siempre que las soluciones tengan la misma concentración. En el caso del amoníaco y el hidróxido de sodio ocurre lo mismo, solo que en este caso, ambas sustancias son bases. El hidróxido de sodio es una base fuerte que se disocia completamente, mientras que el amoníaco es una base débil. Así, una solución de hidróxido de sodio tendrá un pH mayor (solución más básica) que una de amoníaco --> siempre que las soluciones tengan la misma concentración. 2. De los reactivos registrados en la tabla 7 identifique los ácidos y bases fuertes, por qué reciben ese nombre? Las bases y los ácidos fuertes se disocian completamente, y su pH será mayor que el de la base y ácidos débiles. Y entre menor sea el pH mas acida será la solución. 3. Clasifique las soluciones de los en ácidos o bases fuertes débiles o neutras HCL (acido clorhídrico): acido fuerte. NaOH (Hidróxido de sodio: Base fuerte. Se denominan así aquellos, para los que en concentraciones ordinarias prácticamente todas sus moléculas están disociadas.
2. Compare el PH del ácido clorhídrico y el ácido acético
Podemos decir que son ácidos muy parecidos en cuanto su acides y en cuanto
a sus reacciones
Compare el PH del amoniaco con el del hidróxido de sodio. Al comparar estas dos soluciones encontramos que son muy similares en cuanto a sus reacciones y que además su PH no baria mucho el uno con el otro
3-Compare el valor del PH de las diferentes sustancias caseras
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Al comparar las diferentes soluciones encontramos que al igual que las otras comparaciones no hay mucha variabilidad entre ellas si bien hay variaciones no son muy representativas, ya que los valores en PH y reacciones son muy parecidas las unas con las otras
Podemos concluir que al hacer estas comparaciones y al enfrentar los PH indicados con anterioridad no se encuentran diferencias significativas la una con la otra que si bien en general los datos de la tabla muestran que hay soluciones bastante acidas en general son muy similares en su gran mayoría,
PREGUNTAS
1-Explique la diferencia del valor del PH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras ¿Qué puede concluir?
La diferencia entre estos el ácido clorhídrico y el ácido acético no se encuetra ninguna ya que los dos pertenecen a las sustancias con PH Acido Amoniaco y hidróxido de sodio estos pertenecen a las sustancias con PH básico En las soluciones caseras encontramos las 3 clases de PH acido, neutro y básico de esto podemos concluir que depende de la acides o concentración de iones se clasifican
2-De los reactivos registrados en la tabla 7 identifique los ácidos y bases fuertes por que reciben ese nombre?
HCl
acido fuerte
Acido acético
acido fuerte
Amoniaco
Base Fuerte
Hidróxido de sodio
Base Fuerte
Agua destilada
Neutra
3-Clasifique las soluciones de la tabla 8 en ácidos o bases fuertes débiles o neutras
Clorox
Base fuerte
Sal de frutas
Base fuerte 15
Leche de magnesia Base fuerte Leche
Base Fuerte
Vinagre
Acido Fuerte
4-Calcule el PH de la solución HCl 0.1 (ácido fuerte) El PH de la solución HCl 0.1 es PH H+ + Cl-
HCl PH = -log H+
PH= -log
0.1M
PH= 1
5-Calcule el PH de la solución 0.1M de ácido acético (Ka=1.8x10 -5) Ka=1,8x10 -5
CH3COOH 0,1M Ka =
[CH3COO- ] .[H3O+] [ CH3 COOH]
CH3CO H+H2O → CH3COO- + H3O+ Inicial Reacción Equilibrio
0.1M -X 0.1M-X
O +X O+X
O +X O+X
X= [CH3COO] X= [H3O+]
Ka =[x][x] [o.1M]
= X2 =Ka x 0.1 M X2 = 1.8 X 10 -5 X 0.1M X2 = 1.8X 10-6 16
X= 1.3X 10 -3 PH =-log [H3 O+]
PH=-log 1.3x10 -3 = 2.9
6-Calcule el PH de la solución de NH4OH 0.1M (Base fuerte) ka =1.75x 10 -5
Naoh
→
Na
0.1M
+
+
0.1M
OH0.1M
POH- log [OH -] POH= 1 PH+POH = 14 PH 14 –POH PH 14-1 PH= 13 7-Calcule el PH de la solucion NH 4OH 0.1M (Ka=1.75x10 -5)
NH4OH +H2O Ka =
→
-
NH4O
+ H3O+
[NH4O- ] .[H3O] [NH4OH] NH4OH +H2O → NH4O- + H3O+
Inicial Reacción Equilibrio
0.1M -X 0.1M-X
O +X O+X
O +X O+X
X= [NH4O] 17
X= [H3O]
Ka =[x][x] [o.1M]
= X2 =Ka x 0.1 M X2 = 1.75 X 10 -5 X 0.1M X2 = 1. 75X 10 -6 X= [H3O]
PH =-log [H3 O+] PH=-log 1.3x10 -3 = 2.9 PH= 2,9
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ANALISIS Y CONCLUSIONES. Se concluye que al disolver algunas sales en agua reaccionan los iones de la sal e iones del agua originando un ácido débil ó una base débil, por lo tanto se produce una solución que puede ser ácida o básica. Se observa que la solución Buffer puede mantener el mismo pH o al menos no varía en gran cantidad si le adicionamos ácidos o bases; el ácido Acético, es regulado por una sal del ácido(Acetato de Sodio), que es el que mantiene el pH de la solución.
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CONCLUSIONES Se concluye que al disolver algunas sales en agua reaccionan los iones de la sal e iones del agua originando un ácido débil ó una base débil, por lo tanto se produce una solución que puede ser ácida o básica. Se observa que la solución Buffer puede mantener el mismo pH o al menos no varía en gran cantidad si le adicionamos ácidos o bases; el ácido Acético, es regulado por una sal del ácido(Acetato de Sodio), que es el que mantiene el pH de la solución. Las constantes ácidas (Ka) son diferentes. Y esto es en este caso básicamente porque el ácido clorhídrico es un ácido fuerte que se disocia completamente (lo que equivale a decir que la constante ácida es infinito), mientras que el ácido acético es un ácido débil y tiene una constante ácida de valor finito (no se disocia completamente, si no que existe un equilibrio entre el ácido no disociado y sus productos de disociación). Así, el pH de una solución de ácido clorhídrico será menor (o sea, será más ácida), siempre que las soluciones tengan la misma concentración. En el caso del amoníaco y el hidróxido de sodio ocurre lo mismo, solo que en este caso, ambas sustancias son bases. El hidróxido de sodio es una base fuerte que se disocia completamente, mientras que el amoníaco es una base débil. Así, una solución de hidróxido de sodio tendrá un pH mayor (solución más básica) que una de amoníaco --> siempre que las soluciones tengan la misma concentración. Las bases y los ácidos fuertes se disocian completamente, y su pH será mayor que el de la base y ácidos débiles. Y entre menor sea el pH mas acida será la solución. Podemos decir que son ácidos muy parecidos en cuanto su acides y en cuanto
a sus reacciones
Al comparar estas dos soluciones encontramos que son muy similares en cuanto a sus reacciones y que además su PH no baria mucho el uno con el otro. Al comparar las diferentes soluciones encontramos que al igual que las otras comparaciones no hay mucha variabilidad entre ellas si bien hay variaciones no son muy representativas, ya que los valores en PH y reacciones son muy parecidas las unas con las otras Podemos concluir que al hacer estas comparaciones y al enfrentar los PH indicados con anterioridad no se encuentran diferencias significativas la una con la otra que si bien en general los datos de la tabla muestran que hay soluciones bastante acidas en general son muy similares en su gran mayor Entre el ácido clorhídrico y el ácido acético entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras ¿Qué puede concluir? La diferencia entre estos el ácido clorhídrico y el ácido acético no se encuetra ninguna ya que los dos pertenecen a las sustancias con PH Acido Amoniaco y hidróxido de sodio estos pertenecen a las sustancias con PH básico En las soluciones caseras encontramos las 3 clases de PH acido, neutro y básico de esto podemos concluir que depende de la acides o concentración de iones se clasifican. El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH -metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un e lectrodo de vidrio
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BIBLIOGRAFÍA MUÑOZ C., José y MALDONADO S., Luis A. Módulo de Química General. UNAD, Bogotá. 2001. WHITTEN, Kenneth. Química Inorgánica. México: Mc Graw -Hill, 1998. SAWYER, Clair. Química para Ingeniería Ambiental México: Editorial Mc Graw -Hill. HEIN, Morris y ARENA, Susan. F fundamentos de química. México: Editorial Thomson, 2003 PARAMAR J, FERNANDEZ C, PIÑERO M, ALCALDE M. Problemas resueltos de química para ingeniería. Ed. Parainfo, España, 2004. CAAMAÑO A. Física y química, investigación, innovación y buenas prácticas. Ed. Grao. Ministerio de Educación. Barcelona, 2011. CHANG, R. Química General. México: Editorial Mc Graw -Hill. 1995. VALENZUELA, Calahorro, Cristóbal. Introducción a la química Inorgánica. Mc Graw- Hill, 2003. HILL, John y KOLB, Doris. Química para el Nuevo Milenio. 8ª Ed. México: Prentice Hall, 1999. WHITTEN, Kenneth. Química Inorgánica. México: Mc Graw -Hill, 1998. SAWYER, Clair. Química para Ingeniería Ambiental México: Editorial Mc Graw -Hill. HEIN, Morris y ARENA, Susan. F undamentos de química. México: Editorial Thomson, 2003.
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