EQUILIBRIO ACIDO- BASE

Introducción

La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características

de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas

actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las

bases como aceptoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base

conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.

Tales procesos se denominan reacciones ácido-base.

Antes de que se conociera el comportamiento a nivel molecular de este tipo de

sustancias, se reconocían por sus propiedades características. Esta idea de definir el

concepto de ácido y de base indicando cómo ha de comportarse químicamente una

sustancia para que pueda considerarse como miembro de una u otra familia de

compuestos fue introducida por Boyle en 1663. Posteriormente un conocimiento más

preciso de las fórmulas químicas llevó a algunos investigadores, como Justus von Liebeg(1803-

1873), a definir los ácidos por su composición molecular; sin embargo, la

vieja idea de Boyle, aunque transformada con las sucesivas definiciones de ácidos y

bases, sigue aún en pie.

PROBLEMA 1: RANGO DE VIRE

Determinar experimentalmente el rango de vire de un indicador ácido - base

Definición de variables:

Variable independiente - concentración/ pH

Variable dependiente - rango de vire

Hipótesis:

El rango de vire del indicador podrá ser identificado según sea la concentración del ácido y de la

base.

Marco teórico:

Desde tiempos muy antiguos, se conocen distintas sustancias de origen orgánico que tienen la

propiedad de cambiar su color, dependiendo de las características ácidas o básicas de las

sustancias a las que son añadidas. En la actualidad, estas sustancias, y muchas otras, que se han

introducido en el uso habitual de los laboratorios químicos, se utilizan con la finalidad de

determinar el valor del pH de las disoluciones, así como también, el punto final de las

valoraciones ácido –base. Dichas sustancias reciben el nombre de indicadores ácido-base.

Así podemos definir a un indicador ácido-base como, una sustancia que puede ser de carácter

ácido o básico débil, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo

del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida.

En la siguiente figura se muestran las formas ácida y básica del indicador

fenolftaleína. El pKa de la fenolftaleína es 9.4. Cuando el pH es menor que 9.4 la forma

ácida predomina (observe que el pH no es necesariamente ácido) y la disolución es

incolora, mientras que, cuando el pH es mayor que 9.4, la base conjugada es la que

predomina, confiriendo a la disolución una coloración rosácea.

El cambio de coloración del indicador, viraje del indicador, se produce en un

intervalo de pH definido y relativamente estrecho. Como el ojo humano, por término

medio, no es capaz de distinguir nítidamente el predominio de un color sobre otro más

que cuando la concentración de una de las formas del indicador es unas diez veces

mayor que la otra.

color 1:

[HIn] 10[In-] B pH = pKIn + log (1/10) = pKIn –1

color 2:

[In-] 10 [HIn] B pH = pKIn + log10 = pKIn +1

Por consiguiente, para valores de pH comprendidos en el intervalo pH = pKIn 1, el

indicador presentará una coloración intermedia entre las formas disociada y sin disociar.

A esta zona de pH, que abarca un intervalo de aproximadamente dos unidades, en la que

el indicador cambia de coloración, se la conoce con el nombre de zona de viraje, y es

característica de cada indicador, ya que depende de su constante de disociación

correspondiente. Un buen indicador debe tener una zona de viraje muy estrecha y

presentar además unas diferencias de color muy acusadas.

Hay una gran gama de indicadores ácido-base que cambian de color entre pH 0 y

14. En la siguiente figura se presentan algunos de ellos con los intervalos de viraje y el

cambio de coloración. De especial interés resultan la fenolftaleína, el rojo de metilo y

naranja de metilo.

Es importante saber elegir el indicador adecuado para cada volumetría. Por

tanto, es conveniente construir una curva de valoración, sobre la base de la cual, se

elige como indicador más adecuado, él que proporcione un punto final de la valoración

lo más próximo al punto de equivalencia. En la siguiente valoración de ácido fuerte, al

ser muy brusco el salto de pH en las proximidades del punto de equivalencia, tanto el

rojo de metilo como la fenolftaleina pueden ser utilizados para poner de manifiesto el

punto final de la valoración. Sin embargo, en la valoración de ácido débil, el empleo de

rojo de metilo induciría a un gran error de valoración y se desaconseja su uso ya que el

viraje se produce a valores de pH lejos del punto de equivalencia.

La siguiente tabla muestra el intervalo de viraje en unidades de pH para

diferentes indicadores. Obsérvese que mientras al rojo de metilo posee un intervalo de

viraje de 2.1 unidades de pH (de 4.2 a 6.3), la timolftaleína muestra tan solo un

intervalo de viraje de 1.2 unidades de pH (de 9.3 a 10.5). Esto es debido a que el rojo de metilo

cambia del rojo al amarillo gradualmente mientras que la timolftaleína cambia del incoloro al

zul más acusadamente.

Desarrollo experimental

Material:

-Matraz aforado de 50 mL

-1 pipeta vol 1mL

-1 Piceta

-1 vaso de precipitados

-14 tubos de ensayo

-1 gradilla

-2 propipetas

-1 agitador

- 1 vidrio de reloj

- 1 espátula

-1 pipeta volumétrica 10 mL

Procedimiento:

1. Preparar las soluciones de NaOH y HCl a .1M

2.Tomar 10 mL de cada una de las soluciones preparadas estos serían el pH 1 y 14

3.En un tubo de ensayo colocar agua este tubo seria el pH 7

4. De cada una de las soluciones preparadas contenidas en los tubos tomar 1 mL y disolverlo en

9 mL de agua, y de esa solución volver a disolver así sucesivamente hasta tener 6 soluciones de

HCL y 6 NaOH , en total seria 13 tubos de ensayo teniendo así las diferentes concentraciones de

pH desde el 1 al 14( poner los tubos de ensayo en orden de concentración de pH incluyendo el

de agua).

5. agregar unas cuantas gotas del indicador desconocido a cada tubo de ensayo y observar

cuales cambian, asi obtendran el rango de vire (anote observaciones)

Análisis de resultados:

El indicador cambia de color de Rosa a amarillo entre pH de 5 a 6 por lo que por las tablas

podemos decir que el indicador era rojo de metilo.

Conclusión:

El cambio de color del indicador se denomina viraje, con la observación hecha en la

experimentación podemos decir que el intervalo de pH en el que se produce el cambio de color,

es lo que se denomina intervalo de viraje.

Con esto podemos llegar a la conclusión que para descubrir el rango de vire de un indicador

necesitamos saber con exactitud las concentraciones de las soluciones que serán usadas con en

el indicador, por consiguiente un indicador nos dice si la sustancia es acida o basica y tambien

nos puede decir el pH de dicha solución esto debido a estrecha relación que guardan la

concentración pH y el rango de vire de un indicador.

Bibliografía:

http://www.uclm.es/profesorado/pablofernandez/QG-05-

equilibrio%20acido%20base/equilibrio%20acido%20base.pdf

El equilibrio acido y base, CHRISTOPHER VASEY, MANUEL ALGORA, editorial ADAF, 2001

Problema 2.

Normalizar una solución de NaOH con Biftalato de potasio.

Hipótesis

Si tengo una cantidad exacta de biftalato de potasio podemos conocer la normalidad de

hidróxido de sodio.

Marco Teórico:

Normalidad

La concentración normal o normalidad (N), se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución:

Peso equivalente

El peso equivalente de un ácido se define como la masa en gramos que producirá 1 mol de

iones H+ en una reacción.

El peso equivalente de una base es la cantidad en gramos que proporcionará 1 mol de iones OH-.

Peso molecular

La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular. Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol.

Material:

Bureta 25 ml

Vidrio de reloj

Espátula

Matraz Erlenmeyer

Pizeta

Fenolftaleína

Etanol

Agitador de vidrio

PREPARACION DEL NaOH

1. Pesar 5g de NaOH en la balanza analítica

2. Se disuelve en 200-500ml de agua calentándolo

3. Se aparta y deja enfriar en un vaso de precipitados

4. Pesar de 2 a 3 g de BaCl

5. Disolver en 20 a 30 ml de agua caliente

6. Se juntan las dos mezclas en un vaso de precipitados

7. Cuando la mezcla de NaOH y BaCl se enfria se filtra en el matraz aforado

8. Se afora el matraz

9. Se guarda en una botella con su respectiva etiqueta

Procedimiento para normalización del NaOH

1. Pesar el biftalato de potasio en el vidrio de reloj y colocar en el matraz eylenmeyer.

2. Agregar 25 ml de agua y 3 gotas de fenolftaldeina después que se agregue el biftalato y

se disolvió.

3. Llevar la bureta con exactitud con NaOH

4. Comenzar a titular hasta el punto de equivalencia cuando la fonolftaldeina se forma

transparente y el volumen gasttaado.

5. Repetir el paso 2,3 y 4.

Análisis de resultados

Utilizamos 0.7 gr de 𝐶8𝐻5𝐾𝑂4 (biftalato de potasio) en 100 ml de agua y obtuvimos que el

equivalente el siguiente:

𝑒𝑞 = 𝑚𝑎𝑠𝑎

𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟=

0.7

204.23= 3.42𝑥10−3

1 mol → 1 eq

3.42𝑥10−3 mol → ? 3.42𝑥10−3

Tomando en cuenta las tres lecturas de volúmenes gastados obtuvimos los siguientes datos

VASO 1

N= 3.42𝑥10−3

1.17𝑋10−2= 0.2923

𝐕𝐀𝐒𝐎 𝟐

N= 3.42𝑥10−3

1𝑋10−2 = 0.342

VASO 3

N= 3.42𝑥10−3

9.5𝑋10−3 = 0.36

PROMEDIO = 0.3314

Conclusiones:

Al titular una base que en este caso fue el Hidróxido de Sodio (NaOH) pudimos obtener su

concentración normal de esta con un volumen gastado utilizando el biftalato de potasio

como acido apoyados con fenolftaleína y así obtener nuestros datos que buscábamos.

BIBLIOGRFIA

http://www.facebook.com/l.php?u=http%3A%2F%2Fwww.uclm.es%2Fprofesorado%2Fpabl

ofernandez%2FQG-05-

equilibrio%2520acido%2520base%2Fequilibrio%2520acido%2520base.pdf&h=eAQGnC53r

Vaso 1 Vaso 2 Vaso 3

11.7 ml 10 ml 9.5 ml

Problema 3

Determinar la concentración de un ácido fuerte y un ácido débil.

Hipótesis

Si titulamos el HCl y CH3COOH con una base (NaOH) de pH y concentración conocida entonces

podremos conocer sus concentraciones.

Definición de Variables

Dependiente. Concentración.

Independiente. pH de HCl y CH3COOG

Marco Teórico:

Normalidad

La concentración normal o normalidad (N), se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución:

Peso equivalente

El peso equivalente de un ácido se define como la masa en gramos que producirá 1 mol de

iones H+ en una reacción.

El peso equivalente de una base es la cantidad en gramos que proporcionará 1 mol de iones OH-.

Escala de pH

Los ácidos y las bases tienen una característica que permite medirlos: es la concentración de los iones de hidrógeno (H+). Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH, entonces, es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno.

Ácido fuerte

Es un ácido que se disocia casi por completo en solución acuosa para ganar electrones (donar protones), de acuerdo con la ecuación:

HA (aq) → H+ (aq) + A- (ac)

Ácido débil

Es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa.1 Aporta iones al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representáramos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar,

mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos y negativos , formando un equilibrio ácido-base en la siguiente forma:

Ácido débil y Base fuerte

Si tenemos un ácido débil, por ejemplo 0,1N de ácido acético, el pH inicial es 2,88 y al añadir una base fuerte (0,1N NaOH) el pH se va aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos, pero una vez neutralizado el ácido basta añadir unas gotas de sosa en exceso para obtener un incremento brusco en el pH como si sólo hubiera base libre. En este caso, en el punto de equivalencia (cuando se ha añadido el mismo número de equivalentes de base que de ácido) el pH > 7 En el punto en que se han neutralizado la mitad de los equivalentes de ácido, [AH]=[A-] y el pH = pKa.

Material

Bureta 25 ml

Matraz eylenmeyer

Pizeta

Fenoftaleina

1 soporte universal

Pinzas de nuez

Pipeta Volumétrica de 10 mL

Propipeta

Procedimiento

6. Colocar 10 mL de NaOH en los tres matraces Erlenmeyer y agregar tres gotas de

fenolftaleína.

7. En la bureta colocar el HCL y titular con la base, hasta el punto de equivalencia.

8. Repetir esta titulación con los otros dos matraces y anotar el volumen gastado.

9. Titular nuevamente pero ahora con CH3COOH repitiendo los pasos 2 y 3.

10. Anotar resultados.

Análisis de resultados

Volumen NaOH mL Volumen gastado HCL Volumen gastado CH3COOH

10 17.9 14

10 17.8 13.9

10 17.8 13.9

Volumen Promedio = 17.83 13.93

Con la Fórmula 𝑁1 𝑉1 = 𝑁2 𝑉2 se calcula la normalidad del HCL y CH3COOH

NaOH N1= 0.1

V1 = 10 mL

Calculando Normalidad HCl

𝑁2 = 𝑁1 𝑉1

𝑉2 𝑁2 =

( 0.1)(10 𝑚𝐿)

(17.83 𝑚𝐿)= 0.05 𝑁

Calculando Normalidad CH3COOH

𝑁2 = 𝑁1 𝑉1

𝑉2 𝑁2 =

( 0.1)(10 𝑚𝐿)

(13.93 𝑚𝐿)= 0.07 𝑁

Calculando pH’s

HCl

𝑝𝐻 = − log(𝑁) 𝑝𝐻 = − log (0.05) = 1.30

CH3COOH

𝑝𝐻 = − log(𝑁) 𝑝𝐻 = − log (0.07) = 1.15

Conclusiones:

Al titular los ácidos con una base de concentración conocida (NaOH) fuimos capaces de

conocer también la concentración a la que se encuentran estos ácidos, por lo tanto, siempre

que se tenga la concentración de un ácido o una base, se podrá encontrar la concentración

faltante.

BIBLIOGRFIA

http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/neutra.htm#n2

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_d%C3%A9bil

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_d%C3%A9bil

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/PH2.htm

William L. Jolly "Química Inorgánica Moderna" (McGraw-Hill, 1984).

INGENIERIA QUIMICA

Prof. Titular: Ana Miriam Rivas Salgado

Grupo: 2201 Sección: B Horario: 10:00 – 12:00

Proyecto No. 2

“Ácidos y Bases”

Equipo: 20

Integrantes.

Salazar Aguirre Johann Jovanni

Lovera Maturano Missael

Fernández Urbina Axel

Tipo de Investigación: Experimental

Lugar. Laboratorio Fecha. 14/Mayo/2013