INTRODUCCION La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas como los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptadoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también una base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido. Tales procesos se denominan reacciones de ácido base. La conductividad eléctrica depende de la concentración de los iones que se encuentran en la solución. A las sustancias que se disocia en agua produciendo una solución conductora de la electricidad se identificarán como electrolitos. Hay de dos tipos: fuertes y débiles. Los electrolitos fuertes son aquellos solutos que existen en disolución exclusivamente (o casi exclusivamente) como iones. Se puede predecir que los ácidos fuertes, bases fuertes y casi todas las sales solubles, son electrolitos fuertes. Los electrolitos débiles son aquellos solutos que existen en solución principalmente en forma de moléculas, aunque hay una pequeña fracción que está en forma de iones. Se puede predecir que los ácidos y bases débiles son electrolitos electrolit os débiles. Los no electrolitos son aquellos solutos que existen en disolución en forma de moléculas y no contiene iones. La medición del pH y los electrolitos son importantes en la salud humana. Algunos cationes biológicos importantes son Na +, K+, Ca²+ y Mg²+. Además el anión, Cl - y el anión poliatómico, ión bicarbonato (HCO 3-).
OBJETIVOS
Clasifica Clasific a una sustancia como electrolito fuerte, electrolito débil o no electrolito. Determina el valor de pH de diversas sustancias. Calcula la concentración de iones hidrógeno a partir de datos de pH de la sustancia. Clasifica Clasific a las sustancias usadas en la presente práctica práctica como ácidos o bases.
MATERIALES (REACTIVO Y EQUIPO):
3 potenciómetros Papel pH con su respectiva escala de colores Indicador Rojo neutro Frasco No. 1 Solución de NaCl al 1 % p/v Frasco No. 2 Solución de HCl al 1% p/v Frasco No. 3 Solución de CH 3COOH al 1% p/v Frasco No. 4 Solución de NH 4OH al 1% p/v Frasco No. 5 Solución de NaOH al 1% p/v Citrato de magnesia 2 cucharas de azúcar de mesa 1 frasco de alcohol etílico al 70% 1 botella de vinagre 1 sobre de glucosoral 1 bebida rehidratante 1 frasco de leche de magnesia Phillips 1 aparato para medir electricidad electrici dad 7 frascos de compota Removedor
PROCEDIMIENTO
A. SUSTANCIAS QUE NO SE DISOCIAN DISOCIAN Y QUE SE SE DISOCIAN. DISOCIAN. 1. Rotulamos el frasco de compota y colocamos el CITRATO DE MAGNESIA EN FORMA SOLIDA hasta menos de ¼ del frasco. Luego introducimos los electrodos dentro del sólido. 2. Repetimos el paso 1 con la SACAROSA. 3. Agregamos agua hasta la mitad del frasco de compota del CITRATO DE MAGNESIA y agitamos. 4. Repetimos el paso 3 con la SACAROSA.
1) Introduzca los electrodos del aparato de conductividad Sustancias
¿Conduce electricidad como SÓLIDO? SI / NO
Citrato de magnesia
No
Sacarosa
No
2) Agregue 150 ml de agua y disuélvalo. ¿Conduce electricidad como SOLUCIÓN? SI / DEBIL / NO FUERTE si
Fuerte no
Electrolitos que contiene (revise “ingredientes”)
Bicarbonato de sodio Sulfato de magnesio Ácido cítrico Fructosa y glucosa
1. ecuación de disociación del Sulfato de magnesio 2. ecuación de disociación del Bicarbonato de sodio análisis: análisis: Citrato de magnesio trabaja mediante la atracción de agua a través de los tejidos por un proceso conocido como ósmosis, por lo cual podemos afirmar que no conduce electricidad como solido pero si como solución y es fuerte y los electrolitos que contiene son bicarbonato de sodio, sulfato de magnesio y acido cítrico. Mientras que la sacarosa La sacarosa es fina, incolora, inodora y tiene un sabor dulce. La sacarosa da un impulso de energía rápida para el cuerpo. Es fermentable y absorbe humedad, locual se puede afirmar que no conduce electricidad como solido ni como solución y contiene electrolitos de fructosa y glucosa. B. DISOCIACIÓN DE COMPUESTOS COMPUESTOS COVALENTES COVALENTES 1. Rotulamos dos frascos de compota y colocamos dentro el volumen suficiente que cubriera los electrodos del aparato de conductividad eléctrica con: a) ALCOHOL ETÍLICO 70% v/v b) VINAGRE 2. Introducimos los electrodos dentro del frasco con ALCOHOL. 3. Repetimos el paso 2 con el VINAGRE.
Solución CH3CH2OH (Alcohol etílico) CH3COOH 5% (Vinagre)
¿Conduce electricidad? SI / DEBIL / NO FUERTE
Naturaleza de la sustancia. POLAR / APOLAR
¿Se disocia? SI / NO
No
Débil
Apolar
No
No
Débil
Polar
No
1. ecuación de disociación del Ácido acético Análisis: En ninguno de los casos que se presentan hay conducción de electricidad, solo las sustancias iónicas disueltas en agua (sea destilada o no) se convierten en electrolitos (es decir en sales conductoras de la electricidad). Ya que la ionización es el proceso mediantes los compuestos covalentes se disuelven par producir iones en soluciones acuosas, durante la ionización se rompe un enlace covalente y se genera un catión y un anión, después estos iones se hidratan con las moléculas de agua.
C. ELECTROLITOS EN BEBIDAS. 1. Rotulamos dos frascos de compota y colocamos dentro, el volumen suficiente que cubriera los electrodos del aparato de conductividad eléctrica con: a) SUERO ORAL b) BEBIDA REHIDRATANTE (Gatorade) (G atorade) 2. Introducimos los electrodos dentro del frasco con SUERO ORAL. 3. Repetimos el paso 2 con la BEBIDA REHIDRATANTE. Electrolitos que posee Solución
¿Conduce la electricidad? SI / NO
(REVISE “INGREDIENTES” Y
ESCRIBA LOS COMPUESTOS QUE SEAN ELECTROLITOS)
Suero Oral* Oral*
Si
Cloruro de sodio Cloruro de potasio Citrato trisodico Dextrosa anhidra
Bebida rehidratante* rehidratante *
no
Sodio potasio
1. ecuación de disociación del Cloruro de sodio 2. ecuación de disociación del Cloruro de potasio
Análisis: Análisis: Sudar comporta la pérdida de gran cantidad de agua y electrolitos o sales minerales disueltas en él, que son de vital importancia en la regulación de los procesos osmóticos del medio interno. Estos electrolitos son fundamentalmente: sodio, magnesio, potasio, cloro y zinc. Cuando se introdujeron los electrodos pudimos darnos cuenta que se condujo la electricidad, por la cantidad de sales disueltas, lo cual se observó que era fuerte, mientras que en la bebida rehidratante (gatorade) no conduce electricidad debido a sus componentes los cuales ala hora de disolverse no liberan iones . D. DETERMINACIÓN DE SUSTANCIAS SUSTANCIAS ÁCIDAS O BÁSICAS 1. Utilizamos los frascos utilizados en el PROCEDIMIENTO C: C: a) SUERO ORAL b) BEBIDA REHIDRATANTE (Gatorade) (G atorade) c) ANTIACIDO (leche de magnesia Phillips), lo prepáramos con 5ml de antiácido en 15 ml de agua y agitamos. 2. Medimos el pH con papel pH 3. Medimos el pH con indicador Rojo Neutro: Neutro: donde agregamos 3 gotas de indicador a cada frasco y agitamos PAPEL pH COLOR
INDICADOR ROJO NEUTRO
ÁCIDO / VALOR NEUTRO / BASICO 8 Básico
COLOR
ÁCIDO / BÁSICO
Verde
Básico
Suero Oral
Blanco
Bebida rehidratante
Amarillo
6.8
Neutro
Amarillo
Acido
blanco
14
Básico
azul
Acido
Antiácido
Análisis: La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.El número 7 corresponde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7. De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se alejan del 7. Por ejemplo, una base que tenga pH 14 es más fuerte que una que tenga pH 8, como en el suero que se observó incoloro con un pH de 8 por lo cual afirmamos que es una base y con indicador rojo se vuelve de color verde y sigue siendo base. La bebida rehidratante se observó de color amarrillo con una escala de 6.8 de pH entonces afirmamos que es neutro y con el indicador rojo neutro siguió siendo del mismo color solo que cambio a acido lo cual quiere decir que su escala de pH bajo. En el antiácido el cual se observó de color blanco con una escala de pH 14 lo cual se sabe que es una base y con el indicador rojo neutro cambio de color a azul y se formó un ácidos por lo cual su escala de pH bajo.
E. DETERMINACIÓN DE CONDUCTIVIDAD CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA Y pH 1. En el laboratorio laboratori o habían 6 frascos con las soluciones que aparecen en el cuadro siguiente donde nos asignaron el procedimiento 3. 2. Introducimos los electrodos dentro del frasco No. 3, CH3COOH. 3. Medimos el pH con potenciómetro
1
ELECTROLITO POTENCIÓM DÉBIL / ETRO ELECTROLITO SOLUCIÓ VALOR DE FUERTE / N pH NO ELECTROLITO NaCl Fuerte 8.2
6.30
Básico
2
HCl
3.36
10.64
Acido
3
CH3COOH Débil
3.5
10.5
Básico
4
NH4OH
Fuerte
12.17
1.83
Básico
5
KOH C6H12O6 (glucosa)
Fuerte
12.56
1.44
Básico
Débil
4.9 4 .9
9.1
Acido
FRA SCO No.
6
Fuerte
+
[H ]
ACIDO/ NEUTRO/ BASICO
CONCLUSIONES
Se conoció una nueva forma de expresar la constante de equilibrio la cual es la constante dehidrolización (Kh) la cual esta en función de la constante de producto iónico (Kw),constante (Kw) ,constante de acidez (Ka) o constante de basicidad bas icidad (Kb) que nos permite detectar en quegrado la solución final seria ácida o básica. Las reacciones de hidrólisis hidrólisi s generalmente son reacciones de protólisis (reacciones deBrønsted – Lowry). Conocimos o comprobamos con el experimento de efecto del ión común el principio de LeChatelier en función de la concentración.
BIBLIOGRAFÍA
CHANG, Raymond. Quimica general . Editorial Mc Graw Graw Hill. Novena edición.2007. BROWN-LEMAY. BROWN-LEMAY. Química “La ciencia central. Editorial Prentice Hall. Hall. Decimoprimera edición. 2009. García, Edda. Practica de laboratorio, Ácidos, Bases y Electrolitos. Unidad Didáctica de Química, Facultad de Ciencias Médicas, Universidad de San Carlos de Guatemala, 2013 Timberlake, Karen C. Química general, Orgánica y biológica. Estructuras de la vida. 4ta edición. Pearson Educación de México, S.A de C.V., México, 2013
MARCO TEORICO Ácidos y bases Ácidos y bases, dos tipos de compuestos compuestos químicos que presentan presentan características características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. jabonoso. Cuando se combina combina una disolución disolución acuosa acuosa de un ácido con otra de una una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio: H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO4 Primeras teorías Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería: H+ + OH-⇋H2O La teoría La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácidobase que tienen lugar en ausencia de agua. Teoria de Bronsted-Lowry Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida: NH3 + base⇋NH2- + base + H+ El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, ecuación química, la la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2) Ácido (1) + Base (2)⇋ Ácido (2) (2) + Base (1) (1) se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio: HCl + H2O⇋H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua: HF + H2O⇋H3O+ + FEste equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua: HCl + H2O⇋H3O+ + ClEl agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco): NH3 + H2O⇋NH4+ + OH11. Fuerza de los ácidos y de las bases La Fuerza La Fuerza de un ácidos (HA) es forma de indicar cuanto del total de sus moléculas s e disocia en el protón H+ y en el anión correspondiente cuando se disuelve en agua. Según la cantidad de iones que formen, los ácidos pueden clasificarse de la siguiente manera : Ácidos fuertes fuertes Los ácidos fuerte, llamados también electrolitos fuertes, son aquellos que en disolución acuosa se disocian por completo, y, por lo tanto, ceden a la solución una cantidad de iones de H+. Los ácidos fuertes son corrosivos, disuelven la mayoría de los metales y producen graves quemaduras en la piel Ácidos Fuertes Fuertes Fórmula A. perclórico HClO4 A. sulfúrico H2SO4 A. Yodhídrico Yodhídrico HI A. Bromhídrico Bromhídrico HBr A. Clorhídrico Clorhídrico HCl A. Nítrico HNO3 Ácidos débiles débiles Los ácidos débiles son ácidos que en la solución acuosa no disocian por completo, es decir, que liberan sólo por una parte muy pequeña de sus iones H+. Son ácidos débiles el ácido acético (Vinagre), el ácido fosfórico y todos los ácidos orgánicos El ácido acético es un buen ejemplo de ácido débil, porque en una disolución acuosa 1ama se ioniza menos de 0,5 % de las moléculas del ácido y 99,5% permanece como moléculas. Es importante destacar que la fuerza de un ácido no es lo mismo que su concentración. La concentración, es la cantidad de soluto disuelto en un volumen dado de la disolución; en cambio la fuerza es la disolución de sus moléculas en iones. Tanto la fuerza como la concentración de los ácidos son importantes para determinar el tipo d reacción que un ácido puede llevar a cabo, así como cuánto daño puede hacer a las células del organismo. Ejemplo:, los ácidos fuertes, como el clorhídrico y el sulfúrico, causan severos daños a la piel, ojos y muchas cosas, en aun bajas concentraciones. En cambio los ácidos débiles en
bajas concentraciones, como el vinagre , no suelen ser peligrosos pero podrían llegar a serlo : le mismo ácido acético concentrado causa quemaduras y provoca irritación en el tuvo respiratorio si se inhala sus vapores. Las bases también pueden clasificarse como débiles y fuertes, según la cantidad de iones que liberan en una solución Bases Fuertes Las bases fuerte, llamadas también electrolitos fuertes, son aquellas capaces de disociarse totalmente en iones de Hidróxido Por lo general, los óxidos e hidróxidos de los grupos alcalinos y alcalinotérreos forman bases fuerte. Las base fuerte, aún en bajas concentraciones resultan ser muy corrosivas y dañinas para los tejidos, los tejidos, animales animales y vegetales. Por ejemplo el NaOH o soda cáustica (producto que puede encontrase con frecuencia en los hogares) es ALTERNAMENTE REACTIVO, por lo que resulta muy útil para la limpieza de las tuberías atascadas por diversos residuos. Este producto debe manejarse con cuidad, porque puede producir quemaduras en la piel. Bases Fuertes Formulas Hidróxido de Litio LiOH Hidróxido de sodio NaOH Hidróxido de potasio KOH Hidróxido de calcio Ca (OH)2 Hidróxido de estroncio Sr(OH)2 Hidróxido de bario Ba (OH)2 Hidróxido de magnesio Mg (OH)2 Bases Débiles Base débiles son sustancias que en disolución acuosa no se disocian por ejemplo en sus iones. Por ejemplo, el amoniaco es una base débil, porque en una solución acuosa 1M solo 0,5 % de sus moléculas se disocian en iones de amonio y iones de OH Y cerca de 99,5% permanece intacto Otras bases son el hidróxido de aluminio y el hidróxido férrico La gran mayoría de ácidos y de bases se clasifican como débiles, pero por ese motivo no dejan de ser importantes. La mayor parte de las reacciones químicas en los seres vivos se producen se producen entre ácidos y bases débiles, de allí la gran importancia de su comportamiento. su comportamiento. Las bases débiles concentradas también deben manejarse con cuidado, pues resultan dañinas y hasta venenosas. Un ejemplo es el amoniaco, que en solución acuosa se conoce como hidróxido de amoniaco: en contacto con el aire libre libera gas amoniaco con gran rapidez. Este gas es muy tóxico si se inhala, e irrita ojos y mucosa.
Ácidos y bases corrientes corrientes NOMBRE
FÓRMULA PRESENTE EN
Ácidos Ácido acético acético Ácido acetilsalicílico acetilsalicílico Ácido ascórbico ascórbico Ácido cítrico cítrico Ácido clorhídrico clorhídrico Ácido sulfúrico sulfúrico
HC2H3O2 Vinagre HC9H7O4 Aspirina H2C6H6O6 Vitamina C H3C6H5O7 Jugo de limón y de de otros cítricos cítricos HCI Jugos gástricos gástricos (líquidos digestivos del estómago) H2SO4 Pilas
Bases Amoníaco Amoníaco
NH3
Hidróxido de calcio
Ca(OH)2
Hidróxido de magnesio
Mg(OH)2
Hidróxido de potasio (también llamado potasa cáustica) Hidróxido de sodio
KOH
Limpiadores Limpiadores domésticos domésticos (solución acuosa) Cal apagada (utilizada en construcción) en construcción) Lechada de magnesio (antiácido y laxante) Jabón suave
NaOH
Limpiadores de tuberías y hornos
electrolito es un término médico o científico para las sales, especialmente iones. El El electrolito término electrolito significa que este ión está eléctricamente cargado y se mueve ya sea a un electrodo negativo (cátodo) o positivo (ánodo):
Los iones que se mueven hacia el cátodo (cationes) están cargados positivamente. Los iones que se mueven hacia el ánodo (aniones) están cargados negativamente.
Por ejemplo, tus líquidos corporales – sangre, plasma, líquido intersticial (el fluido entre las células) – son como agua de mar y tienen una alta concentración de cloruro de sodio (sal de mesa, o NaCl). Los electrolitos en cloruro de sodio son: 1. Iones de sodio (Na +) – catión 2. Ion cloruro (Cl-) – anión En cuanto a tu cuerpo, los electrolitos principales son los siguientes:
Sodio (Na +) Potasio (K +)
Cloruro (Cl-) Calcio (Ca2 +) Magnesio (Mg 2 +) Bicarbonato Bicarbonato (HCO3-) Fosfato (PO42-) Sulfato (SO42-)
Los electrolitos son importantes importante s porque son lo que tus células (especialmente (especialment e del sistema nervioso, corazón y músculo) utilizan para mantener tensiones a través de sus membranas celulares y para llevar los impulsos eléctricos (impulsos nerviosos, contracciones musculares) a través de ellos mismos y a otras células. Tus riñones trabajan para mantener las concentraciones de electrolitos en la sangre constante a pesar de los cambios en tu cuerpo. Por ejemplo, cuando se hace demasiado ejercicio, se pierden electrolitos en el sudor, especialmente sodio y potasio. Estos electrolitos deben ser reemplazados para mantener las concentraciones de electrolitos de los fluidos de tu cuerpo constante. Por eso, muchas bebidas deportivas tienen cloruro de sodio o cloruro de potasio añadido. También tienen azúcar y saborizantes para proporcionar a tu cuerpo energía extra y para que la bebida sepa mejor.
electrolitos son importantes es cuando los bebés y Otro ejemplo donde las bebidas de electrolitos son niños tienen vómitos o diarrea crónica, quizás debido al virus de la gripe intestinal. Cuando los niños vomitan o tiene diarrea, pierden electrolitos. Una vez más, estos electrólitos y los fluidos deben ser reemplazados para prevenir la deshidratación y convulsiones. Por lo tanto, las bebidas como Pedialyte tienen sodio y potasio en ellos al igual que las bebidas deportivas. Sin embargo, los pediatras no recomiendan la administración de las bebidas deportivas con un niño enfermo! Las bebidas deportivas tienen mucho mayores concentraciones de azúcar que Pedialyte y el azúcar no es un tratamiento adecuado.
UNIVERSIDAD SAN CARLOS DE GUATEMALA CENTRO UNIVERSITARIO DEL NORTE CUNOR MEDICO Y CIRUJANO
INGA. DEBORA SUC
QUIMICA
INFORME DE ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS
GOMEZ HERRERA JUAN DANIEL
201445847
12 DE MAYO DEL 2014
