Analítica 1

Universidad Nacional Autónoma de México[pic 1]

Facultad de Química

Química Analítica I

Grupo 57

Práctica 3: “Estudio de equilibrios ácido-base”.

Cuautle Quia Jocelyn

Ibarra Martínez Nancy

Ortiz Frayre Andrea

OBJETIVO.

Estudiar el comportamiento de los indicadores ácido-base, la naturaleza química de las disoluciones buffer, aprender a usar  pHmetro, e inducir al estudiante en las reacciones de neutralización.

INTRUDUCCIÓN.

Ácidos y bases.

La teoría del comportamiento ácido- base de las sustancia en la que nos basaremos es la teoría de Bronsted y Lowdry, en la cual se define al ácido como una especie donadora de protones y a una base como una especie aceptora de protones, en donde el ácido solo donará protones si existe una base aceptora; los productos formados cuando un ácido dona protones, es el aceptor de protones denominada base conjugada, igualmente cada base produce un ácido conjugado al aceptar los protones del ácido.[pic 2][pic 3][pic 4]

HX (ac) + H2O (l)                         H3O+ (ac)  + X- (ac)[pic 5][pic 6]

Ácido      Base                     Ácido conjugado      Base conjugada[pic 7][pic 8]

[pic 9]

El pH mide la presencia de iones  en las soluciones. El químico Sorenwsen propuso una escala logarítmica para medir el pH y se define como:[pic 10]

pH= -log[pic 11]

Y combinando esta ecuación con cualquier equilibrio ácido base:

Ka=  / [pic 12][pic 13][pic 14]

pH= pKa + log  / [pic 15][pic 16]

y así obtenemos la ecuación de Hendersson-Haselbach en donde pKa es la constante de disociación que se emplea como medida de la fuerza de un ácido o una base, si:

Ka> 1 las especies están totalmente o casi ionizadas. (ácido o base fuerte)

Ka< 1 las especies están poco ionizadas. (ácido o base débil).

Indicadores.

Un indicador ácido- base es un ácido o una base débil cuya forma no disociada tiene un color diferente a su forma conjugada, el color que presente será resultado de la formación de en laces sencillos y dobles con la correspondiente deslocalización de electrones.

El intervalo de vire de cada indicador dependerá de la temperatura y la fuerza ionica del medio.

RESUMEN.

En el problema 1 relacionamos los valores de pKa y el vire de cada indicador, nos basamos en los valores de pH que nos indico el pHmetro y los colores indicados en cada disolución.

En el problema 2 midiendo los valores de los pares ácido-base con ayuda del pHmetro determinamos la escala de pH para predecir reacciones ácido-base.

En el problema 3 determinamos que sucede cuando se diluye una disolución de ácido fuerte, de una base fuerte, de un ácido débil, de una base débil y de un anfolito.

PROCEDIMIENTO

PROBLEMA 1. COMPORTAMIENTO DE LOS INDICADORES (ESCALA pH)

1. Calibrar el phmetro. Colocar 10 ml de las disoluciones: HCl, tartrato acido de potasio, biftalato, acetatos, urotropina, fosfatos, NaHCO3, tetraborato de sodio, NaOH; medir pH
2. Colocar en tubos de ensayo 5 ml de las soluciones anteriores por triplicado  y añadir una gota de indicador universal, fenolftaleína, y naranja de metil . Realizar observaciones y anotar.

MATERIAL Y REACTIVOS

PROBLEMA 2.  ACCIÓN BUFFER

1. Colocar en vasos de precipitados 10 ml en par las siguientes disoluciones: HCl 1 M y NaOH 1 M, CH3COOH 0.1 M y NaCOOH 0.1 M, H3PO4 0.1 M y NaH2PO4 0.1 M, Na2CO3 0.1 M y Na2HCO3 0.1 M
2. Medir el pH de cada disolución y después la combinación de los dos. Anotar observaciones.

MATERIAL Y REACTIVOS.

PROBLEMA 3. EFECTO DE LA DILUCIÓN

1. Medir el Ph de las siguientes soluciones : CH3COOH 1 M, HCl 1 M, NaH2PO4 1 M, NaOH 1 M, CH3COONa 1 M
2. Diluir las soluciones a 1:10, 000, determinar pH

   RESULTADOS.

Problema 1.

Tabla 1. Relación del valor de pH medido con el color de cada uno de los indicadores.

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