Ésta práctica tiene como objetivo identificar los ácidos y bases fuertes, y los ácidos y bases débile

Introducción

Ésta práctica tiene como objetivo identificar los ácidos y bases fuertes, y los ácidos y bases débiles.

“Un ácido de Bronsted se define como una sustancia capaz de donar un protón y una base de Bronsted como una sustancia capaz de aceptar un protón”1

Para esta práctica se emplearon dos ácidos y dos bases con diferente fuerza;

“Los ácidos fuertes son electrolitos1 fuertes que se supone se ionizan completamente en el agua, mientras que los ácidos débiles --que son la mayoría de los ácidos--, se ionizan de forma limitada en el agua. Igual que los ácidos fuertes, las bases débiles son electrolitos fuertes que se disocian completamente en agua y las bases débiles se disocian parcialmente”2

En este caso utilizamos como ácido fuerte HCl, del cual se hicieron 3 diluciones diferentes (0.1M, 0.01M, 0.001M), esto con el objetivo de comparar el color con la disolución de ácido acético (ácido débil) y observar cuál de las 3 disoluciones de HCl presentaba un pH similar al del ácido acético, basándose en la tabla de pH y en los valores que se observan mediante el pHmetro. Se realizó el mismo procedimiento experimental con las bases (NaOH; base fuerte, NaAc; base débil) y de igual manera se comparó el pH de las disoluciones y se hizo una comparación de las tres preparadas a partir de NaOH (0.1M, 0.01M, 0.001M). Además de medir la conductividad eléctrica de todas las disoluciones preparadas en este experimento para después hacer la comparación correspondiente.

Hipótesis

• Si observamos el color de las disoluciones después de haberles añadido indicador universal, entonces podremos aproximar un valor del pH de la disolución.
• Si el pH depende de la concentración de protones H+ entonces entre menor sea la concentración de protones de la disolución será menor el pH.
• Si los ácidos y bases fuertes se disocian completamente y los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente, entonces los ácidos y bases fuertes tendrán mayor conductividad que los débiles.

Objetivos

• Observar la diferencia entre ácidos y bases fuertes y débiles, mediante las características que presentan.
• Analizar cómo cambia el pH de las disoluciones en función de su concentración.
• Buscar una relación entre la conductividad de las disoluciones y la disociación de los ácidos y bases en agua.

Resultados

Tabla 1. Propiedades de las disoluciones ácidas a distintas concentraciones

Tabla 2. Volumen de NaOH 0.1M empleado para neutralizar los ácidos

Tabla 3. Propiedades de las disoluciones básicas a distintas concentraciones

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