Laboratorio

Segundo Pre informe laboratorios química general

PRACTICA No. 6 CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH

OBJETIVO GENERAL Caracterizar soluciones como ácidas o básicas utilizando un indicador ácido-básico, estimando su pH.

METAS Que los estudiantes comprendan la diferencia entre soluciones ácidas y básicas y asociarlas con los electrolitos fuertes y débiles.

COMPETENCIAS Adquirir habilidad de análisis e interpretación de diferentes tipos de ácidos y bases.

Fundamentación Teórica

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

MARCO REFERENCIAL

Según la teoría de Brönsted - Lowry la ecuación general para una reacción ácido – base, se puede escribir así:

HA + H2O H3O+ + A-

Ácido I Base II Ácido II Base I

En esta ecuación A- es la base conjugada de HA. Por otro lado H30+ 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 los ácidos fuertes, la concentración de iones hidronios es muy grande.

Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se disocian (ionizan) parcialmente. Para los ácidos débiles la concentración de iones hidronios (H3O+) es muy pequeña. Un ácido de Brönsted-Lowry donará iones hidronios (H3O+) a cualquier base cuyo ácido conjugado sea más débil que el ácido donante.

Se define 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 7 y las soluciones básicas un pH 7 y las soluciones neutras pH = 7

Un indicador ácido-básico es un ácido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios. Por ejemplo, la fenolftaleína, que representaremos como HPhth, es un

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indicador que cambia de incolora (en medio ácido) a rosado intenso (en medio básico).

HPhth + OH- Phth- + H2O

Incoloro Rosado

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

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

El cambio de color será la evidencia de la presencia de un medio ácido o básico. Para medir el valor exacto del pH de una solución o producto, se utiliza un pH-metro.

Descripción de la practica

Determinar pH a diferentes soluciones, algunos reactivos ácidos y bases y otras soluciones caseras. Recursos a utilizar en la práctica (Equipos / instrumentos)

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS 20 tubos de ensayos Gradilla Frasco lavador pH metro (opcional) Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M Ácido acético (CH3C00H) 0,1 M Amoniaco (NH3) 0.1 M Hidróxido de sodio (Na0H) 0.1 M Agua destilada

INDICADORES Rojo de metilo Azul de bromotimol

Fenolftaleína Azul de timol Papel indicador universal

Materiales caseros (Uno por cada grupo) Jugo de limón Vinagre Café Leche Aspirina o alka-seltzer Antiácido (leche de Magnésia) Gaseosa Blanqueador Otros

Software a utilizar en la práctica u otro tipo de requerimiento para el desarrollo de la práctica

No se emplea

Seguridad Industrial

PRECAUCIONES Cumpla las normas de seguridad cuando trabaje con ácidos y bases. No inhale el amoniaco.

Utilizar los implementos de seguridad y leer en carta de seguridad los riesgos y seguridad de los reactivos utilizados en el laboratorio.

Metodología

CONOCIMIENTOS PREVIOS PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA.

Teoría sobre ácidos, bases, qué es pH, cómo se calcula. Diferenciar electrolitos fuertes y electrolitos débiles. Diferenciar ácidos fuertes y ácidos débiles

FORMA DE TRABAJO.

En grupos colaborativos de máximo tres estudiantes.

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UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD

ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA

GUIA COMPONENTE PRÁCTICO DEL CURSO: 201102 – QUIMICA GENERAL

PROCEDIMIENTO.

1. En cinco tubos de ensayos limpios y marcados vierta por separado 2mL de cada una de las siguientes soluciones: ácido clorhídrico 0.1 M; ácido acético 0.1 M; amoniaco 0.1 M, hidróxido de sodio 0,1; agua destilada.

2. Agregue una gota de rojo de metilo a cada uno de los 5 tubos de ensayo. Agite. Registre el color final de la solución y estime el pH de la solución.

3. Repite para nuevas muestras de solución los procedimientos anteriores para cada uno de los indicadores.

4. Utilice cada uno de los indicadores para estimar el pH de cada una de las sustancias de uso domiciliario; para ello tenga en cuenta la siguiente tabla en la que se da una lista de algunos indicadores ácidos básicos y el intervalo de pH en el cual cambia de color.

Tabla 6. Valor de pH de cambio de color de algunos indicadores.

Indicador

Color 1

Color 2

5. Compruebe el pH de todas las soluciones utilizando el pH-metro (OPCIONAL)

RESULTADOS

1. Registre sus datos en tablas similares a las números 7 y 8.

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2. Compare el pH del ácido clorhídrico y el del ácido acético y compare el pH del amoniaco con el del hidróxido de sodio

3. Compare el valor del pH de las diferentes soluciones caseras

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.

Indicador

Color 1 Color 2 Intervalo de cambio de color

(pH)

Rojo

(Primer cambio)

Azul de timol

Amarillo

1,2 - 2,8

Azul de timol

(Segundo cambio)

Amarillo

Azul

8,0 - 9,6

Azul de bromofenol

Amarillo

Azul

3,1 - 4,4

Rojo de clorofenol

Amarillo

Rojo

4,8 - 6,4

Rojo de cresol

Amarillo

Rojo

7,2 - 3,8

Fenolftaleína Incoloro Rojo 8,3-10

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