GUÍA DE LABORATORIO DE QUÍMICA

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE OCCIDENTE

FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS AMBIENTALES

ASIGNATURA DE QUÍMICA

[pic 1]

GUÍA DE LABORATORIO

Práctica No 3

Mayo de 2014

Santiago de Cali

FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS AMBIENTALES[pic 2]

ASIGNATURA DE QUÍMICA

Práctica de Laboratorio No 3

Medida del pH de Disoluciones Acuosas

Titulación de una Disolución Ácida o Básica

1. OBJETIVOS

1.1 Diferenciar disoluciones ácidas, básicas y neutras, determinando su pH.

1.2 Utilizar disoluciones indicadoras comunes y papel tornasol para determinar el rango de pH más preciso de diferentes disoluciones, y el pH exacto utilizando el pH-meter.

1.3 Explicar el principio general de una titulación ácido-base.

1.4 Calcular el pH, la concentración de los iones H+ y OH− en una disolución ácida o básica.

2. FASE TEÓRICA

2.1. LA DISOCIACIÓN DEL AGUA

El agua pura muestra una definida, aunque baja, conductividad eléctrica, una consecuencia de la habilidad para sufrir una disociación por sí misma, una autodisociación.

2.1.1 Producto Iónico del Agua

La disociación del agua puede escribirse como:

H2O  ⇔  H+ + OH−

o también:

2 H2O  ⇔  H3O+ + OH−

Para esta disociación la condición de equilibrio puede escribirse como:

[pic 3]

En cualquier caso, sin embargo, la concentración de las moléculas de H2O es esencialmente constante y entonces dicha constante puede expresarse así:

[H+] [OH−] = K'[H2O] = Kw

[H3O+] [OH−] = K"[H2O]2 = Kw

La constante Kw, constante de disociación del agua, tiene el valor de 1,0×10−14 a 25 °C (Kw se llama también producto iónico del agua). Entonces en el agua, aunque sea la más pura, el producto de las concentraciones del ion hidrógeno, H+, por el ion  hidroxilo, OH−, es una constante que expresaremos como:

KW: [H+] [OH−] = [H3O+] [OH−]

Kw = 1,0×10−14, a 25 °C.

2.2. DISOLUCIONES ÁCIDAS, BÁSICAS Y NEUTRAS

Se define una disolución ácida como aquella en la cual la concentración del ion hidrógeno, H+ es mayor que la del ion hidroxilo, OH− y una disolución básica es aquella en la cual la concentración de iones hidroxilo excede a la de iones hidrógeno. Finalmente, una disolución neutra es aquella en la cual estas dos concentraciones son iguales.

[   ] = Concentración molar = M = moles/litro de disolución

Puesto que el producto [H+] [OH−] es constante, estas dos concentraciones pueden considerarse "balanceadas" una con otra: cuando una aumenta, la otra debe disminuir. No son independientes, están unidas por la relación [H+] [OH−] = Kw, que nos permite calcular una a partir de la otra así:

1,0×10−14  =  [H+] [OH−]

1,0×10−14  =  x2

x = (1,0×10−14)½

x = 1,0×10−7

Para una disolución neutra

[H+] = [OH−] = 1,0×10−7.

2.3 CÁLCULO DEL pH Y DEL pOH

La concentración del ion hidrógeno en una disolución puede variar desde más de 10 M hasta menos de 1,0×10−15 M. La escala de pH fue ideada para expresar la amplia variación de acidez de una manera más conveniente.

El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.

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Ejemplo 2.1

¿Cuál es el pH de una disolución de HCl de concentración 4,6×10−3 M?

Solución.

Como el HCl es un ácido fuerte y la contribución de H+ por parte del H2O es muy pequeña, podemos expresar lo siguiente:

HCl  ⇔  H+ + Cl−

4,6×10−3    4,6×10−3   4,6×10−3

Es decir que la concentración molar de iones hidrógeno [H+] es 4,6×10−3, por tal razón,

pH = − log (4,6×10−3) = − (− 2,34) = 2,34

El símbolo p se ha extendido para cubrir otras cantidades. Por ejemplo,

pOH = − log [OH −]

El pOH es útil debido a la siguiente relación:

Kw = [H+] [OH−]

Tomando logaritmo en ambos lados tenemos:

log [H+] + log [OH−] = log Kw

...