En la mayoría de los procesos industriales es muy importante el control de los niveles de pH que presenten los productos que son elaborados o las soluciones que serán utilizadas para alguna parte del proceso.

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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES ZARAGOZA

Fisicoquímica interactiva: Aplicación del equilibrio

ácido-base
(curvas de titulación y solubilidad) para el desarrollo de un software educativo para la materia de
Química Analítica de 3er semestre en la carrera de Q.F.B

Unidad de Investigación Multidisciplinaria Zaragoza

Laboratorio 7 Planta Alta

Alumno: Jiménez  Martínez Williams de Jesús

Asesor: Dr. Juan Carlos Vázquez Lira

RESUMEN

INTRODUCCIÓN

En la mayoría de los procesos industriales es muy importante el control de los niveles de pH que presenten los productos que son elaborados o las soluciones que serán utilizadas para alguna parte del proceso.

Su medición se emplea normalmente como indicador de calidad, es por ello que su regulación es muy importante. Encontramos su uso frecuente en plantas que realizan tratamiento de aguas residuales (neutralización) antes de retirarla de la planta, en industrias alimentarias para las bebidas gaseosas, cervezas, yogurt, embutidos, alimentos, salsas, mermeladas, en la industria farmacéutica, para jarabes y medicamentos, en la industria cosmética, para controlar el nivel de pH de los productos que tendrán contacto con la piel, entre otros.

En la actualidad hay muchas industrias que realizan un control manual de pH, que resta eficiencia y productividad a la planta. Hay que tener en cuenta que un valor distinto de la consigna puede causar acidez de la solución o activación de bacterias (para el caso de la industria cervecera) y por ello es necesario que se trabaje con rechazo a disturbios, y así evitar variaciones en las consignas buscadas en el proceso.

MARCO TEÓRICO

¿Qué son los ácidos y las bases?

Para la química de las soluciones acuosas, un ácido se define de manera más conveniente como una sustancia que incrementa la concentración de H3O+ cuando se agrega al agua. Por el contrario, una base hace disminuir la concentración de H3O+ en solución acuosa. La fórmula H3O+, que representa al ion hidronio, describe con mayor exactitud a la especia que se ha designado por H+. El ion hidronio es una combinación de H+ (un protón; esto es, un átomo de hidrógeno que ha perdido un electrón) con  H2O.
Un descenso en la concentración de H3O+ implica necesariamente un incremento en la de OH- . Por tanto, una base es una sustancia que incrementa la concentración de OH- . Por tanto, una base es una sustancia que incrementa la concentración de OH- en solución acuosa. (Harris, Daniel C., “Análisis Químico Cuantitativo, 1ª Edición)

Dos clasificaciones del comportamiento de Ácido-Base

En 1923, Bronsted y Lowry clasificaron los ácidos como donadores de protones, y las bases como receptores de protones. Estas definiciones abarcan las que se enunciaron anteriormente. Por ejemplo, el HCl es un ácido (donador de protones) e incrementa la concentración de H3O+ en agua:

HCl + H2O          H3O+ + Cl-[pic 3][pic 4]

La definición de  Bronsted-Lowry no requiere que se forme H3O+. Por tanto, esta definición puede ampliarse a los solventes no acuosos y aun a la fase gaseosa:

HCl (g) + NH3 (g)              NH4+Cl- (s)[pic 5][pic 6]

Cualquier sólido iónico, como el cloruro de amonio, se considera una sal. En sentido formal, una sal puede considerarse el producto de una reacción ácido-base.
Cuando un ácido y una base reaccionan, se dice que se neutralizan mutuamente.
La mayoría de las sales son electrólitos fuertes. Esto significa que se disocian completamente en sus constituyentes iónicos cuando se disuelven en agua. Así, el cloruro de amonio se convierte en   NH4+ y Cl- en solución acuosa:

NH4+Cl- (s)               NH4+ (ac) + Cl- (ac)[pic 7]

Otra definición del comportamiento ácido-base es la propuesta por G. N. Lewis en la década de 1920. Él definió los ácidos como receptores de pares electrónicos, y las bases como donadores de dichos pares. Las definiciones de Lewis son más generales e incluyen a las anteriormente mencionadas, ya que amplían los conceptos de ácido y de base a especies que no necesariamente tienen H+ reactivos. Una de las aplicaciones más simples de esta clasificación es el caso de la reacción entre H3O+ y OH- en solución acuosa.

El par de electrones donado por el OH- es aceptado por el H+ (procedente de la disociación de H3O+), formando de este modo un enlace. (Harris, Daniel C., “Análisis Químico Cuantitativo, 1ª Edición)

Ácidos y Bases conjugados

Los productos de cualquier reacción entre un ácido y una base también pueden clasificarse como ácidos y bases:

El acetato es una base, puesto que puede aceptar un protón para formar ácido acético. El ion metilamonio es un ácido, en virtud de que puede ceder un protón y formar metilamina. Se dice que el ácido acético y el ion acetato constituyen un par conjugado ácido-base. De manera similar, la metilamina y el ion metilamonio son conjugados. Los ácidos y bases conjugados se relacionan entre sí por la ganancia o pérdida de un H+. (Harris, Daniel C., “Análisis Químico Cuantitativo, 1ª Edición)

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