Estudio De Equilibrios Acido-base

Objetivos

-Estudiar el comportamiento de indicadores ácido – base.

-Estudiar la naturaleza química de las disoluciones buffer.

-Observar el desplazamiento del equilibrio ácido-base por efecto de la disolución (ley de Oswald).

-Construir escalas PH y predecir las reacciones.

-Introducir al estudiante en las reacciones de neutralización.

-Calcular constantes de equilibrio de diferentes reaccione ácido-base.

-Aprender a utilizar el PHmetro.

-Formular hipótesis para cada planteamiento del problema.

Introducción

La mayoría de las técnicas analíticas requieren de un estado de equilibrio químico. En el equilibrio químico, la velocidad a la que transcurre una reacción en un sentido es igual a la velocidad que transcurre en sentido contrario o inverso. El disolvente que se utiliza con mucha frecuencia como medio para efectuar análisis químicos en lo equilibrios, es el agua, ya que se purifica con facilidad y no es una sustancia toxica. Para el año de 1923, dos químicos J. N. Bronsted y J. M. Lowdry, propusieron independientemente una teoría del comportamiento ácido-base de las sustancias. De acuerdo con esta teoría, un ácido es una sustancia que dona protones, una base es aquella que dona protones. Un ácido solo dona protones en presencia de un aceptor de protones, es decir, una base. El producto formado cuando un ácido cede un protón, es un aceptor potencial de protones denominado base conjugada. De la misma forma cada base produce un ácido conjugado como resultado de aceptar un protón.

Ácido1↔base1+ protón

Base2+ protón↔ácido2

Cuando se combinan estos 2 procesos, el resultado es una reacción de neutralización:

Ácido1+ base2↔base1+ ácido2

De acuerdo con la teoría de Bronsted / Lowdry, siempre se tendrán pares conjugados ácido / base. Con lo mencionado anteriormente y sabiendo que el agua puede rolar un papel como acido o como base, se dice que el agua se auto disocia.

2H2O↔H3O+ + OH -

KW= [H3O+] [OH -] = 10-14

KW= Ka Kb

De esta disociación podemos obtener un valor de pH, entendiéndose como pH , una medida de la presencia de iones [H3O+] en las soluciones. El químico noruego Sorenwsen, propuso una escala logarítmica para la medición del pH para una solución en agua; llego a definir el pH por medio del logaritmo:

pH= - log [H3O+]

Recordando que en cualquier equilibrio acido base se implica la

Transferencia de protones:

HA(ac)+ H2O(l)↔A-(ac) + H3O+ (ac)

Ka= [H3O+] [A-] / [HA]

pH= pKa+ log [A-] / [HA]

La constante de ionización de un ácido ó una base se emplea como una medida cuantitativa de la fuerza del ácido ó la base en la solución acuosa. Si la constante de equilibrio es mayor a 1000, el equilibrio está muy desplazado hacia los productos y por lo tanto puede considerarse que las especies están casi o totalmente ionizadas. En este caso se denomina ácido ó base fuerte. Por otro lado, si la constante de equilibrio es menor que 1, el equilibrio está poco desplazado hacia los productos y por lo tanto puede considerarse que las especies están poco ionizadas, por lo cual se denomina ácido o base débil.

Resultados

Parte 1. Comportamiento de los indicadores (escala PH)

Hipótesis: El indicador universal puede tomar diferentes coloraciones ya que este es una mezcla especial de varios indicadores los cuales toman una coloración o pueden virar de color a diferentes valores de pH. La fenolftaleína es un indicador para medios básicos cambia de color en un pH arriba de 7, su coloración es de rosa claro hasta fiusha.

El anaranjado de metilo va desde una coloración roja hasta amarilla, es rojo debajo de un pH de 4, anaranjado en un pH de 4 a 7 y por arriba de estos valores amarillo. Sea cual sea el indicador utilizado se cree que la compuesto que presente el pH más ácido será el HCL 0.1M y el compuesto cuyo pH sea más básico será el NaOH 0.1M.

Tabla1

Disolución de: ph Universal Felolftaleína Anaranjado de metilo extracto de col morada

HCl 0.1M 0.8 Rojo-rosa incoloro Amarillo Rosa fuerte

Tartrato ácido sat. 2.6 Rojo-naranja Incoloro Amarillo Rosa claro

Biftalato 0.05M 3.6 Rojo-naranja Incoloro Amarillo Rosa medio

Acetatos 0.1M 6.1 Azul Incoloro Amarillo más claro Lila alto

Urotropina 0.1M 5.3 Amarillo Incoloro Amarillo Lila bajo

Fosfatos 0.1M 4.2 Naranja incoloro Amarillo Lila medio

Bicarbonato 0.1M 10.3 Azul fuerte Rosa intenso Amarillo Verde

Tetraborato 0.05M 9.5 Verde azul Rosa intenso Amarillo Café

NaOH 0.1M 12.5 Azul claro Rosa intenso Amarillo más claro Amarillo-café

Disolución de: pHmetro Universal Felolftaleína Anaranjado de metilo extracto de col morada

HCl 0.1M 0.8 1.5 Ácido 3

Tartrato ácido sat. 2.6 4 Ácido 3

Biftalato 0.05M 3.6 4 Ácido 3

Acetatos 0.1M 6.1 10 Ácido 7

Urotropina 0.1M 5.3 6 Ácido 6

Fosfatos 0.1M 4.2 5 ácido 5

Bicarbonato 0.1M 10.3 10 Alcalino 12

Tetraborato 0.05M 9.5 9 Alcalino 13

NaOH 0.1M 12.5 10 Alcalino 13

Tabla 2. registro de intervalos de vire y pKa´s.

Indicador Intervalo(s) de vire experimental Valores indicados en la literatura

pKa Intervalo de vire

Indicador universal 1.5 - 10 5 1-10

Anaranjado de metilo - 3.1 – 4.4

Natural (col morada) 3-13 - 1-14

fenolftaleína Acido-alcalino 3.5 8.1 - 10

Cuestionario 1

1.- ¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones en las distintas disoluciones amortiguadoras?

Debido a que el indicador universal contiene diferentes tipos de indicadores, los cuales tienen un pH característico al cual viran o cambian de color (como rojo de metilo, azul de bromotimol, azul de timol, además contiene propanol, NaCl, NaOH y agua).

2.- analiza los resultados de la tabla 2 y relaciona el vire de color con el pKa, para explicar con tus propias palabras cómo actúa un

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