Practica Laboratorio

PRACTICA N°6

OBJETIVO GENERAL

Caracterizar soluciones como acidas o básicas utilizando un indicador básico –acido, estimando su pH

METAS

Comprender la diferencia entre soluciones acidas y básicas y asociarlas con los electrolitos fuertes y débiles

Competencias

Adquirir habilidad de análisis e interpretación de diferentes tipos y bases

FUNDAMENTACIÓN TEORICA

La teoría de Bronsted- lowry define los ácidos como los sustancias que donan iones hidronios,H30+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios .de esta manera de esta manera, solo existe el ácido, si la base está presente y viceversa.

MARCO REFERECIAL

Según la teoría de Bronsted –lowry la ecuación general para una reacción acido –base se puede escribir asi :

HA + H2O H3O+ + A-

Acido1 base ll acido ll base l

En esta ecuación A- es la base conjugada de HA. Por otro lado H3O+ es el ácido conjugado de H2O.

Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles .los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que se disocian (ionizan) totalmente. Para ácidos fuertes la concentración de iones hidriones es muy grande.

Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se asocian (ionizan) parcialmente. Para los acidos débiles la concentración de iones hidronios ( H3O+) es muy pequeña. Un acido de Bronsted-lowry donara iones (H3O+) a cualquier base cuyo acido conjugado sea mas débil que acido donante.

Se define el ph como el pH como el logaritmo decimal negativo de la concentración de los iones hidronios.

pH= -log (H3O+)

las soluciones acuosas de ácidos tienen un pH mayores 7 y las soluciones básicas y las soluciones neutras pH= 7

un indicador es una acido básico es un acido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios. por ejemplo, la fenolftaleína ,que representaremos como HPhth, es un indicador de incolora (en medio acido)a rosado intenso (medio basico)

HPhth + OH-Phth- +H2O

Incoloro rosado

En una solución neutra las dos formas de la fenolftaleína HPhth (incolora) y HPhth- (rosada) se encuentran en equilibrio y predomina la incolora. El pHen el cual un indicador cambia depende de su fuerza acida

En esta experiencia se pretende observar el comportamiento de los ácidosobservar el comportamiento de os acido,bases,y productos caseros ,utilizando una serie de indicadores .

El cambio de color será la evidencia de la presencia de un medio acido o basico .para medir el valor exacto del ph de una solución o producto ,se utiliza un ph metro

Investigar sobre

Que es pH:

pH Potencial de hidrógeno.

En el agua las concentraciones [H+] y [OH-] son muy pequeñas, inclusive en las

soluciones ácidas ó básicas muy diluidas. Por esta razón se introdujo el concepto

de pH para expresar en números mayores dichas concentraciones.

El potencial de hidrógeno, o pH, de define como:

pH= -log [H+] o también pH = log [H + ]

1

[H+] = 1 / 10 pH

pOH También se define el potencial de iones hidroxilos como pOH:

pOH= - log [OH-]

Entre el pH y el pOH existe la relación:

pH + pOH = 14

elctrolitros :

FUERTES:Si la disociación ocurre en todas, o en casi todas las

Moléculas, la sustancia se denomina electrolito fuerte.Son ejemplos de electrólitos fuertes: los ácidos sulfúrico, nítrico, clorhídrico y

otros; todas las sales, excepto el cloruro mercurioso; todas las bases inorgánicas,

excepto el hidróxido de amonio (NH4OH).

Débiles:

Si solo un pequeño número de las moléculas se disocian en iones, generalmente menos del 1%, la sustancia es un electrolito débiles.

Entre los electrólitos débiles se encuentran todos los ácidos orgánicos, cuyo ejemplo

típico es el ácido acético, ácidos como el fluorhídrico, carbónico y el fosfórico y

bases como el NH4OH.

Cálculos de pH

Para los ácidos fuertes el pH se calcula de la siguiente manera:

Ejemplo 2.23

¿Cuál es el pH de una solución de ácido clorhídrico HCl 0,02M?

Solución

El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, por lo tanto se encuentra totalmente

disociado, como se aprecia en la siguiente ecuación de ionización del ácido:

HCl ---------H+ + Cl-

En el inicio se tiene

[HCl] = 0.02 moles/L

[H+] = 0 moles/L

[Cl-] = 0 moles /L

Al final de la reacción de ionización, se tiene:

[HCl] = 0 moles/L

[H+] = 0, 02 moles/L

[Cl-] = 0,02 moles /L

Como se conoce la concentración de iones H+, podemos calcular el pH

pH = -log [H+] = -log [0,02] = 1,69

Ejemplo 2.24

¿Cuál es el pH de una solución de ácido sulfúrico H2SO4 0,015M?

Solución

El ácido sulfúrico es un ácido fuerte, por lo tanto se encuentra totalmente

disociado. Pero a diferencia del ácido clorhídrico [H+] = (2 x 0,015), porque en su

disociación se forman 2 H+

H2SO4 ------------ 2H+ + SO4

2-

pH = -log [H+] = -log [2 x 0,015] = 1,52

Para las bases fuertes el pH se calcula de la siguiente manera:

Ejemplo 2.25

¿Cuál es el pH de una solución de hidróxido de sodio NaOH 0,035M?

Solución

El hidróxido de sodio es una base fuerte, por lo tanto se encuentra totalmente

disociado y [OH-] = 0,035

pOH = -log [OH-] = -log [0,035] = 1,46

pH= 14- pOH= 14- 1,46 = 12,54

Para el cálculo del pH de los ácidos y bases débiles se tiene en cuenta los

procedimientos vistos anteriormente para el equilibrio de los ácidos y bases

débiles.

Ejemplo 2.26

¿Cuál es el pH de una solución 0.2 M de HCN, si su constante de disociación es 4

x 10-10

Solución:

HCN H+ + CNCo

0,2 0 0

_C X +X +X

[C]0,2-X +X +X

Despreciando la X en el denominador y resolviendo la ecuación:

...