PH, Soluciones Y Valoraciones

Melissa de la Pava Rodríguez

Laura Andrea Villada Atehortua

Informe practica N°10: pH, soluciones, valoraciones.

Ingeniería química

Margarita Díaz Ramos

22 de Mayo de 2013

Introducción:

En reacciones de laboratorio, en procesos industriales y en el cuerpo de plantas y animales suele ser necesario mantener un pH casi constante a pesar de la variación de ácidos o bases, esto se logra utilizando una combinación de compuestos que recibe el nombre de sistema amortiguador.

Las escalas de pH y pOH permiten expresar de manera conveniente la acidez y la basicidad de las disoluciones acuosas. Así el pH= -log[H_3 O^+ ] y pOH= -log[OH^- ].

Una solución amortiguadora se compone de un par conjugado acido-base que contiene tanto el ácido como la base en una concentración razonable y resiste cambios de pH. El componente acido reacciona cuando se agregan bases fuertes, o por el contrario, el componente básico reacciona cuando se adicionan ácidos fuertes. El funcionamiento de una solución amortiguadora depende del efecto del ion común, que se da cuando una solución de un electrolito débil se altera por adición de uno de sus iones provenientes de otra fuente y en consecuencia se inhibe la ionización de este.

Las soluciones que contienen un ácido débil y una sal débil siempre son menos acidas que las soluciones que solo contienen la misma concentración del ácido débil, esto ocurre también con las soluciones que contiene una base débil y una sal débil.

Las soluciones amortiguadoras pueden prepararse mezclando otras soluciones. Cuando las soluciones se mezclan, el volumen en que se encuentra cada soluto aumenta de modo que las concentraciones de las sustancias cambian y deben ser consideradas. Si se requiere una solución de un pH dado una manera de preparar esta solución es agregar una sal de una base débil (o ácido débil) a una solución de la base débil (o del ácido débil).

Para calcular el pH de soluciones amortiguadoras se han utilizado expresiones de Ka (constante de acidez) o Kb (constante de basicidad) que indican que la reacción se da de manera reversible.

Una titulación es un procedimiento en el cual una solución se añade a otra hasta que la reacción química entre los dos solutos es completa, y es utilizada para determinar la concentración de una de las sustancias que participan en la titulación, conociendo de antemano la concentración de la otra. El punto en que ya reaccionaron cantidades de reactivos químicamente equivalentes se denomina punto de equivalencia mientras que el punto final es cuando el indicador cambia de color y es cuando se debe detener la titulación.

Para llevar a cabo la titulación de una sustancia se requiere de un indicador, que es un colorante orgánico, su color depende de la concentración de iones [H_3 O^+ ] o el pH de la solución. Por medio de esta característica física el indicador muestra la acidez o basicidad de la solución en el intervalo de pH de 3 a11.

Los primeros indicadores que se utilizaron fueron colorantes vegetales, pero actualmente la mayoría de los indicadores que se emplean en los laboratorios son compuestos sintéticos. La fenolftaleína es el indicador acido-base más común; es incolora en soluciones cuyo pH es menor a 8 y cambia a un rosado brillante cuando el pH se acerca a 10.

En el laboratorio se llevaron a cabo titulaciones utilizando fenolftaleína, se preparó una solución amortiguadora, y soluciones de concentraciones específicas empleando instrumentos de medición de volumen y un peachimetro. También se utilizaron conceptos de porcentaje peso a peso y densidad para calcular la cantidad necesaria de los reactivos.

OBJETIVOS:

Preparar soluciones de una concentración específica a partir de soluciones con concentraciones ya conocidas y medir su pH, haciendo un uso adecuado de los instrumentos de medida, como la pipeta volumétrica, la balanza y el peachimetro.

Determinar el pH de bebidas comunes para analizar las consecuencias que tiene la ingesta de estas a nivel gástrico.

Medir el pH de algunas soluciones para determinar la constante de acidez calculando la concentración de iones hidronio con el pH obtenido.

Observar los cambios de pH en una solución amortiguadora compuesta de ácido acético CH3COOH y acetato sódico NaCH3COO al agregar pequeñas cantidades de HCl, un ácido fuerte.

Realizar titulaciones con el fin de determinar las concentraciones reales de las soluciones utilizadas, manejando de manera adecuada la bureta en la que se encuentra el reactivo valorante o la especia a titular en esta práctica.

PREPARACION DE SOLUCIONES

Solución de ácido acético.

Solución de NaHCO3.

Solución de NaOH.

4. Solución buffer de ácido acético y acetato de sodio.

MEDIDAS DE pH

TITULACIÓN ACIDO BASE

Determinación de la concentración del NaOH preparado

Determinación %P/V del ácido acético.

TABLAS DE DATOS

Tabla 1: Datos para la preparación de una solución de 50ml 0.1 M de ácido acético.

Sustancia

%Pureza

Densidad(g/ml) Peso Molecular(g) Volumen necesario (ml)

CH3COOH

99.8%p/p

1.05

60.052

2.86

Sustancia

%Pureza

Densidad(g/ml) Peso Molecular(g) Volumen necesario (ml) Volumen usado en la práctica(ml

CH3COOH

99.8%p/p

1.05

60.052

2.86

0.29

Tabla 2: Datos para la preparación de diferentes soluciones 0.1 M.

Sustancia

%Pureza Peso Molecular (g) Masa necesaria(g) Volumen de la solución a preparar(ml)

NaHCO3 99.3% 84 0.213 25

CH3COONa 99.3% 82.03 0.21 50

NaOH 99.9% 39.997 0.2 50

Tabla 3: Constantes de acidez teórica de las soluciones de CH3COOH y el NaHCO3.

Acido Constante de acidez

CH3COOH 1,8*10-5

H2CO3 4,42 *10-7

CALCULOS Y RESULTADOS

PREPARACION DE SOLUCIONES

El volumen necesario de ácido acético para preparar 50ml 0.1M, es 2.86 ml.

La concentración que obtuvimos al preparar la solución con 0.29 ml fue de 0.1M

Ejemplo ilustrativo de las operaciones llevadas a cabo para obtener este valor, los datos utilizados fueron obtenidos a partir de la Tabla 1.

-Cálculo de la cantidad de moles presentes en 50ml de solución 0.1M.

1 L → 1.073 mol CH3COOH

0.05L →x mol CH3COOH

x≈0.05 mol CH3COOH

-Conversión de moles a gramos

(0.05 mol )/(1 mol)*60.052g=3.003g

-Cálculo de la cantidad de gramos reales necesaria para tener 3.003g de CH3COOH a partir de la pureza.

100g muestra → 99.8g CH3COOH

Xg →3.003g CH3COOH

x≈3g Muestra

-Conversión de gramos a mililitros.

1.05g→ 1ml

3g muestra →Xml

x≈2.86ml de muestra

Tabla A: Cantidad de CH3COOH y NaCH3COO necesarios para preparar 50ml de una solución buffer 01.M.

Compuesto Cantidad necesaria Cantidad usada en la practica

CH3COOH 2.86ml 0.29ml

NaCH3COO 0.214g 0.214g

-Cálculo de la molaridad del CH3COOH. Concentración inicial del CH3COOH 1.073M

M1*V1= M2*V2

M1=1.073M

V1=0.29ml

V2=50ml

M_2=(M_1 V_1)/V_2

M_2=5.9*10-3M

Tabla 4: Masa necesaria para preparar diferente soluciones 0.1M.

Sustancia Masa necesaria

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