UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO FACULTAD DE QUÍMICA LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II
PRACTICA #9 ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES-
Problemas
Estimar comparativamente la acidez libre en la disolución de un ácido fuerte con la la acidez libre en una disolución de un ácido débil, ambas a la misma concentración. Medir el pH de ambas disoluciones con indicador universal y con pHmetro Determinar acidez total de cada una de estas disoluciones midiendo la cantidad de base fuerte requerida para neutralizarlas
Estimar comparativamente la basicidad libre en una disolución de una base fuerte con la basicidad libre en una disolución de una base débil, ambas a la misma concentración. Medir el pH de ambas disoluciones con indicador universal y con pHmetro. Determinar la basicidad total de cada una de estas disoluciones midiendo la cantidad de ácido fuerte requerido para neutralizarlas.
Definiciones: 1. Llamaremos acidez libre a la concentración de H + que se encuentran disociados en una disolución de cualquier ácido HX sea éste fuerte o débil, y acidez total a la concentración molar de ese ácido HX en la disolución. 2. Llamaremos basicidad libre a la concentración de OH – que se encuentran disociados en una disolución de cualquier base sea ésta fuerte o débil, y basicidad total a la concentración molar de esa base en la disolución.
Objetivos: Estimar comparativamente la acidez libre en una solución de un ácido fuerte con la acidez libre en una disolución de un ácido débil, ambas a la misma concentración. Medir el pH de ambas disoluciones con papel tornasol, indicador universal y con pHmetro. Determinar acidez total de cada una de estas disoluciones midiendo la cantidad de base fuerte requerida para neutralizarlas. Estimar comparativamente la basicidad libre en una solución de una base fuerte con la basicidad libre en una disolución de una base débil, ambas a la misma concentración. Medir el pH de ambas disoluciones con papel tornasol, indicador universal y con pHmetro.
PROCEDIMIENTO: MATERIAL (POR EQUIPO)
2 matraces aforados de 50 mL. Pipetas graduadas de 1, 5 y 10 mL. Vasos de precipitados de 50 ó 100 mL.
Dispositivo con foco para detectar conductividad. pHmetro calibrado “Medir pH – recomendaciones” y “ pHmetro – calibración” en la página de AMyD de Química General II. http://amyd.quimica.unam.mx/ Departamento de Química Inorgánica y Nuclear >> Programa Oficial de Prácticas de Química General II (1211 - Todos los grupos) >> Documentos para laboratorio.
REACTIVOS PRIMERA PARTE
HCl concentrado. Ácido acético glacial. Indicador universal.
SEGUNDA PARTE
NaOH. Acetato de sodio trihidratado. Indicador universal.
DESARROLLO EXPERIMENTAL (PRIMERA PARTE). Se agregaron 3mL de la solución de HCl 0.1M en un tubo de ensayo y otros 3mL de HAc 0.1M en otro tubo de ensayo, con la ayuda de la pipeta volumétrica. Se adicionaron a cada tubo tres gotas de indicador universal y con ayuda de la escala de pH se realizaron comparaciones para determinar cualitativamente el pH obtenido en la solución. Realizar el registro de los resultados obtenidos en la tabla 1 del protocolo experimental. Posteriormente con el dispositivo con foco se midió la intensidad de la luz que la solución producía. Anotando en la tabla 1 la intensidad que estas producían; realizando comparaciones para saber cuál es de fuerte y de débil intensidad. Para la tercer prueba, con ayuda de pequeños vasos de plástico, se trasvasó la solución y con el pHmetro se midió el pH de la solución de HCl 0.1M, después se enjuagó el electrodo con agua destilada y se realizó la misma operación. Registrando los resultados obtenido en la tabla 1. Diluir la solución de HCl 0.1M, en un vaso de precipitados, agregando 30mL de agua, llegando a la concentración de 0.01M. Realizar las mismas pruebas que para la concentración original. Por ultimo realizar otra dilución de está misma, ahora agregando 330mL de agua para obtener una concentración de 0.001M y realizar las mismas pruebas de pH que se realizaron anteriormente. Para el procedimiento del registro de la tabla 2. Se necesita montar el equipo de titulación. Agregar 30mL de NaOH a la bureta. Realizar alícuotas de 10mL de HCl 0.1M y de HAc 0.1M. Trabajar con el indicador universal. Registrar volumen de titulante utilizado en la tabla 2. La solución final se deposita en un vaso de precipitado, la cual se va a neutralizar con NaOH, agregando gradualmente poco volumen de la base, hasta que refleje un color de pH neutro.
Repetir el procedimiento con el ácido acético 0.1M, neutralizando de la misma manera.
Resultados pH estimado con indicador Conductividad pH medido con el pHmetro
HCl 0.1M
HAc 0.1M
HCl 0.01M
HCl 0.001M
1
3
2
4
+++
+
++
+
1.8
2.65
1.97
3.49
Tabla 2. Volumen de NaOH 0.1 M empleado para neutralizar los ácidos.
Ácido (10 mL)
mL de NaOH 0.1 M necesarios para neutralizar 10
HCl 0.1 M 10
HAc 0.1 M
Cuestionario (Primera parte) 1. Escribir la reacción entre el ácido acético y el agua, con estructuras de Lewis. CH3COOH + H2O
CH3COO- + H3O+
2. ¿Cómo puede explicarse la diferencia del pH observado entre la disolución de HCl 0.1M y la de HAc 0.1M?´ Porque aunque los dos ácidos tengan la misma concentración, los dos tienen un pH diferente, porque el HCl es un ácido fuerte, esto quiere decir que logra disociarse completamente, mientras que el HAc es un ácido débil, lo que nos indica que no se disocia completamente y hay un equilibrio entre el ácido no disociado y los productos en los que se disocia, por lo tanto el HCl tendrá un pH mucho menor, con lo que podemos concluir que es más ácido. 3. ¿Cómo puede explicarse la diferencia en la intensidad de la luz observada en el dispositivo con foco al colocar las terminales en la disolución de HCl 0.1M y en la de HAc 0.1M? Porque como ya se había mencionado antes mientras más se disocie un electrolito (sustancias que en solución acuosa se disocian en un catión y en un anión) tendrá la capacidad de conducir mayormente la electricidad debido a que poseen cargas contrarias, el HAc, no es un ácido fuerte
por lo que no es un electrolito y su conductividad es muy baja. 4. Describir como se llevó a cabo la preparación de la disolución de HCl 0.01M Por medio de la fórmula de concentración y volumen: = =
(0.01)(50 ) 0.1
= 5
Se tomó una alícuota de 5 mL de la solución inicial (HCl 0.1M) con una pipeta volumétrica de 5mL, posteriormente, en un matraz aforado, se colocó un volumen mínimo de agua destilada, para después verter los 5 mL de la alícuota tomada y llenar el matraz aforado hasta la marca del matraz con agua destilada, y con mucha precaución, para que el agua no se saliera del matraz, agitamos el matraz que contenía la disolución. 5. Describir como se llevó a cabo la preparación de la disolución de HCl 0.001M Por medio de la fórmula de concentración y volumen: = =
(0.001)(50 ) 0.01
= 5
Se tomó una alícuota de 0.5 mL de la solución inicial (HCl 0.M) con una pipeta graduada de 1 mL, mientras tanto en un matraz aforado de 50 mL se colocó un poco de agua destilada, y posteriormente colocamos el volumen tomado de la alícuota en el matraz, para terminar llenando el matraz aforado con agua destilada hasta la marca que nos indica el matraz. Agitamos con mucho cuidado el matraz para evitar que se derramara la nueva solución. 6. ¿Cuál de las disoluciones de HCl mostró propiedades más parecidas a las de HAc 0.1M? La disolución de HCl 0.001M. CONCLUSION 1 ¿Qué puede concluirse acerca de la concentración molar de cada uno de estos ácidos en relación con la concentración de iones H+ en sus respectivas soluciones? En los ácidos fuertes, la concentración de los iones H + es igual a la concentración de la solución ya que los ácidos fuertes logran disociarse completamente, en el caso de los ácidos débiles, la concentración de los iones H+ es mucho menor, ya que los ácidos débiles logran disociarse parcialmente.
CONCLUSION 2 ¿Para qué tipo de ácidos estas dos cantidades son iguales y para qué tipo de ácidos estas dos cantidades son distintas? Para los ácidos fuertes, la acidez total es igual a la acidez libre. (Acidez total es la cantidad de protones que se valoran hasta llegar al pH neutro [7]. Mientras que la acidez libre es la cantidad de protones libres que se tienen en un momento en el medio en que se encuentren) Para los ácidos débiles, la acidez total es diferente de la acidez libre, porque los protones presentes pueden no “liberarse”.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL (SEGUNDA PARTE).
En esta segunda parte el trabajo es exactamente igual a la primera parte, a diferencia que se ahora se va a trabajar con bases en vez de con ácidos. Ahora se va a trabajar con NaOH 0.1M y con NaAc 0.1M. Realizando las pruebas de pH con la escala de colores, con el dispositivo con foco y con el pHmetro. Se registrarán los resultados en la tabla 3. Posteriormente se preparará una solución de NaOH 0.01M y otra de 0.001M, de igual manera que como se realizó en la parte de los ácidos. Se registraran los resultados en la tabla 3. La parte de la titulación es la misma, pero ahora se va a titular con HCl 0.1M, el NaOH y el NaAc. Los resultados se registraran en la tabla 4. En la parte del tratamiento de residuos, se van a neutralizar en un vaso de precipitados, con la ayuda de HCl 0.1M, adiconandolo de manera gradual hasta obtener una solución de pH neutra.
Resultados pH estimado con indicador Conductividad pH medido con pHmetro
NaOH 0.1M
NaAc 0.1M
NaOH 0.01M
NaOH 0.001M
11
8
12
9
+++
+
++
+
11.8
7.56
11.5
10.9
Tabla 4 Volumen de ácido 0.1 M empleado para neutralizar las bases.
Base (10 mL)
mL de HCl 0.1 M necesarios para neutralizar 10
NaOH 0.1 M 10
NaAc 0.1 M
Cuestionario (segunda parte) 1.- Escribir dos reacciones: primero, la reacción de disolución del acetato de sodio sólido en agua, y después, la reacción entre el ión acetato y el agua, ambas utilizando estructuras de Lewis. CH3COONa + H2O NaOH + CH3COOH CH3COO + H2O OH- + CH3COOH 2.- ¿Hubo cambios significativos en la conductividad de las disoluciones de NaOH y de NaAc? Explica tus observaciones. En las primeras dos disoluciones de NaOH no hubo muchos cambios, ya que el pH que estimamos con el indicador universal, nos indicó que el pH era el mismo (12), pero en la
disolución de NaAc la conductividad no fue muy buena como en las dos primeras disoluciones y el pH fue de 8, mientras que en la última disolución de NaOH la conductividad que registramos fue muy baja y el pH que estimamos fue de 9. 3.- Describir como se llevó a cabo la preparación de la disolución de NaOH 0.01M Tomamos una alícuota de 5 mL de la disolución inicial de NaOH (0.1M) con una pipeta volumétrica de 5 mL, y le vertimos en un matraz aforado, en el cual habíamos colocado antes una cantidad de agua destilada, después llenamos el matraz aforado con agua destilada hasta el volumen indicado por el matraz. 4.- Describir como se llevó a cabo la preparación de la disolución de NAOH 0.001M Como en el procedimiento anterior, tomamos una alícuota de 0.5 mL con una pipeta volumétrica de 1 mL a partir de la disolución inicial de NaOH (0.1M) y en un matraz aforado de 50 mL colocamos agua destilada, para después verter el contenido tomado de la alícuota. Posteriormente llenamos el matraz aforado con agua destilada hasta la marca que nos indica el matraz. 5.- ¿Cuál de las disoluciones de NaOH mostró una acidez libre más parecida a la del NaAc 0.1M? La última disolución de NaOH (NaOH 0.001M)
CONCLUSION ¿Qué puede concluirse acerca de la concentración molar de cada una de estas bases en relación con la concentración de iones OH- en sus respectivas disoluciones? Para las bases fuertes la concentración de los iones OH - es igual a la concentración de la solución, porque esta base se disocia completamente, mientras que en las bases débiles, la concentración de los iones OH - es mucho menor, ya que las bases débiles solamente logran disociarse parcialmente.
Análisis de resultados:
El HCl es un ácido fuerte, ya que se disocia completamente y conduce muy bien la electricidad, tiene un pH de 1 para todas las determinaciones en el experimento. El NaOH es una base fuerte, ya que se disocia completamente y es un muy buen conductor de la electricidad, se determinó su pH y fue un promedio de 11. El ácido acético es un ácido débil, se disocia parcialmente y conduce la electricidad muy poco, su pH fue aproximadamente de 3 lo cual significa que no es un ácido fuerte. El amoniaco es una base débil, se disocia parcialmente y conduce muy poco la electricidad, tiene un pH de aproximadamente de 10, lo cual hace que sea una base débil. Cuando neutralizamos el HCl con una base débil el pH se mantiene muy bajo, al alcanzar la neutralización un ligero exceso de NH 3 eleva el pH. Si tenemos ácido acético y al añadir NaOH el pH se va aproximando a la neutralización, pero una vez neutralizado el ácido basta añadir unas gotas de sosa en exceso para obtener un incremento brusco en el pH. En la primera y segunda parte de la neutralización teóricamente se debían de haber gastado 10 mL para todas las disoluciones, ya que las concentraciones son las mismas, sin embargo depende de que tan bien se prepararan estas.
Conclusiones:
Un ácido fuerte es aquella sustancia que está totalmente disociada en una disolución acuosa, tienen muy buena conductividad eléctrica y tienen un pH muy bajo. Una base fuerte es aquella sustancia que está totalmente disociada en una disolución acuosa, tiene muy buena conductividad eléctrica y un pH muy alto. Un ácido débil es una sustancia que no está totalmente disociada en una disolución acuosa y por lo tanto es un electrolito débil que no tiene muy buena conductividad eléctrica y su pH es ligeramente ácido. Una base débil es una sustancia que no está totalmente disociada en una disolución acuosa y por lo tanto es un electrolito débil que no tiene muy buena conductividad eléctrica y su pH es ligeramente básico. La reacción entre un ácido y una base se denomina neutralización. Según el carácter del ácido y 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, en algunos casos, se cumple que el número de moles de ácido que han reaccionado es igual al número de moles de la base que reaccionaron.
Bibliografía:
Spencer, Bodner, Richard, Química estructura y dinámica, Ed. Patria, 3ª ed., México 2008. Raymond Chang. (2002) Química Editorial Mc Graw Hill Séptima Edición. Brown. Química, la ciencia central. Novena Edición. Editorial Pearson PrenticeHall
