Determinación de pH de mezclas de ácidos, bases y sales

Práctica 3.

“Determinación de pH de mezclas de ácidos, bases y sales."

Objetivo:

Determinar el pH de soluciones de mezclas de ácido fuerte-base débil, ácido débil-base fuerte, ácido débil-base débil para observar la influencia de la fuerza ácida y básica.

Abstract:

En el reporte presente, se analizó el comportamiento de las mezclas de ácido fuerte-base débil, ácido débil-base fuerte, ácido débil-base débil a través de sus concentraciones y propiedades, de manera que se identificó el pH, la tendencia de los complejos al reaccionar y la particular preferencia a formar enlaces. Se realizó el proceso con 5 diferentes mezclas de disoluciones, y a través de la medición de su pH en tiras y con pH-metro se obtuvo un valor experimental del pH para cada caso. De tal manera que, se recurrió a calcular teóricamente el pH y así se logró hacer una comparación acerca de los resultados obtenidos con los teóricos.

Introducción:

En la vida cotidiana nos encontramos con sustancias (ácidas o básicas) que presentan propiedades muy diversas. Por ejemplo, el ácido clorhídrico es altamente corrosivo mientras que el vinagre (ácido acético) no lo es. El zumo de limón (ácido cítrico) presenta un sabor más ácido que una tableta de aspirina disuelta (ácido acetilsalicílico). Ciertas bases, o incluso sales, contrarrestan la acidez del estómago más efectivamente que otras. La mayoría de las disoluciones acuosas son ácidas o básicas. El agua es un importante disolvente que se disocia, en una pequeña extensión en iones H+ y OH-, una propiedad que es importante en reacciones ácido-base.

Cuando se desea determinar la concentración de un ácido o una base en una disolución, éstos se hacen reaccionar con una base o un ácido patrón, respectivamente, cuya concentración es conocida con precisión (es decir, con una incertidumbre menor al error asociado al método de valoración). En el punto de equivalencia se produce un cambio brusco del pH, que se puede determinar empleando un indicador, o bien un pH-metro.

Una de las propiedades más importantes de una disolución acuosa es su concentración en ion hidrógeno (H+ o H3O+), que en general se expresa en términos del pH = −log[H+] (no debemos olvidar que una definición rigurosa del pH debe hacerse en términos de actividades en lugar de concentraciones). El ion H+ ejerce un gran efecto sobre la solubilidad de muchas especies inorgánicas y orgánicas, sobre la naturaleza de especies y complejos iónicos presentes en una disolución, y sobre la velocidad de muchas reacciones químicas llevadas a cabo en este medio. En general, la alteración artificial del pH de cualquier ecosistema (por lluvia ácida, o vertido de contaminantes, por ejemplo) es altamente perjudicial para los seres vivos que lo habitan. De hecho, la gran mayoría de los medios biológicos contienen reguladores de pH (tampones) en su composición. [1]

Fundamento:

El pH de una solución que contiene un ácido puede determinarse utilizando su constante de disociación ácida y su concentración inicial. Si una solución contiene dos ácidos diferentes, entonces su pH puede determinarse usando uno de varios métodos dependiendo de la fuerza relativa de los ácidos y sus constantes de disociación.

Los ácidos y bases se denominan comúnmente fuertes o débiles, dependiendo de si reaccionan casi «por completo» o sólo «parcialmente» para producir H+ u OH-. Dado que hay una serie continua de posibilidades de una reacción parcial, no hay una distinción clara entre débiles y fuertes. Sin embargo, algunos compuestos reaccionan tan completamente que bien se pueden llamar ácidos o bases fuertes, y por convención, todo lo demás se le llama débil.

A) Ácidos y bases débiles

Por definición, un ácido o base fuerte está completamente disociado en disolución acuosa. Es decir, las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones son grandes

HCl (aq) ↔ H+ + Cl-

KOH (aq) ↔ K+ + OH-

En disolución acuosa no existe prácticamente HCl o KOH sin disociar. A diferencia de los haluros de hidrógeno HCl, HBr y HI que son ácidos fuertes; el HF no es un ácido fuerte. Para la mayoría de los fines, los hidróxidos de los metales alcalinotérreos (Mg2+, Ca2+, Sr2+, y Ba2+) pueden ser considerados bases fuertes, aunque son mucho menos solubles que los hidróxidos de los metales alcalinos y tienen alguna tendencia a formar complejos MOH+.

B) Ácidos y bases débiles

Todos los ácidos débiles designados HA, reaccionan con agua dando un protón al H2O:

Disociación de un ácido débil: HA + H2O ↔ H3O+

Que significa exactamente los mismo que:

Disociación de un ácido débil: HA ↔ H+ + A-    Ka = [pic 1]

La constante de equilibrio Ka, se llama constante de disociación ácida. Por definición, un ácido débil es uno que se disocia sólo parcialmente en agua. Esta definición significa que Ka de un ácido débil es «pequeña».

Las bases débiles, B, reaccionan con el agua quitando un protón al H2O

Hidrólisis de una base: B+ + H2O ↔ BH+ + OH-   Kb = [pic 2]

La constante de equilibrio, Kb, se llama contante de hidrólisis básica. Por definición una base débil es una que tiene una Kb «pequeña».

En una mezcla de un ácido fuerte y un ácido débil, el ácido fuerte se disocia completamente y se convierte en la fuente de casi todos los iones hidronio presentes en la solución. En contraste, el ácido débil muestra disociación parcial y produce una concentración insignificante de iones hidronio. La alta concentración de iones hidronio producida por el ácido fuerte reduce aún más la disociación del ácido débil. Esto sucede porque, según el principio de Le Chatelier, “cuando se altera un sistema químico en equilibrio, el sistema cambia en una dirección que minimiza la perturbación”, dado que Q > K, la reacción debe ir hacia la izquierda para disminuir el numerador y aumentar el denominador hasta que Q = K. Si la reacción está en equilibrio y se añaden productos (o se quitan reactivos), la reacción se desplaza hacia la izquierda. Si la reacción está en equilibrio y se añaden reactivos (o se quitan productos), la reacción se desplaza a la derecha.

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