Acidos Y Bases

OBJETIVOS

1. Observar y clasificar sustancias de uso cotidiano como ácidos y bases.

2. Comprender la distribución universal e importancia de ácidos y bases.

3. Valorar el contenido de ácido acético en el vinagre.

PRERREQUISITOS:

1.Conocer los conceptos básicos de ácidos y bases débiles y fuertes.

2. Manejo de la escala de pH

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Los ácidos y bases son los dos tipos de sustancias más comunes en el laboratorio y en el mundo

cotidiano. A finales del siglo XIX, Arrhenius formuló la primera definición:

ÁCIDO: Toda sustancia capaz de ceder protones (H+).

BASE: Toda sustancia capaz de ceder oxhidrilos (OH-).

En 1923 Brönsted-Lowry, propusieron una definición más amplia:

ÁCIDO: Toda sustancia capaz de ceder protones (H+).

BASE: Toda sustancia capaz de aceptar protones (H+).

Considerando que el agua, H2O es el solvente por excelencia y puede actuar como aceptor o dador

de H+. La reacción de autoionización correspondiente es:

H O + H O Û H O+ + OH - 2 2 3

Una manera de evaluar la acidez de una sustancia es por el conocimiento de la [H+], pero suelen ser

cantidades muy pequeñas y poco cómodas de manejar, una medida más práctica, es la basada en la

definición de pH del químico Danés Soren Sorensen en 1909, cuando realizaba un trabajo para el

control de calidad de la elaboración de la cerveza y es usada actualmente en todos los ámbitos de la

ciencia, medicina e ingeniería. pH = -log[H + ]

Se establece una escala de acidez o escala de pH, en base al producto iónico del H2O a 25 °C, (Kw=

1x 10-14 ), que varía en el intervalo 0 y 14. Soluciones ácidas tienen más H+, por ello pH< 7. Las

soluciones básicas tienen más OH-, el pH >7 y en las soluciones neutras [H+] = [OH-]

PARTE A: pH y VALORACIÓN ÁCIDO BASE (NEUTRALIZACIÓN)

CONCURRIR AL LABORATORIO CON VINAGRE BLANCO (DE ALCOHOL),

AGUA DE MAR, ETIQUETAS O MARCADOR PARA VIDRIO, TRAPO,

DETERGENTE

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MEDICIÓN DEL pH EN EL LABORATORIO.

1. La forma más rápida, económica y sencilla es utilizar un indicador ácido- base: sustancia

colorida que en un valor de pH determinado cambia súbitamente de color. Es una sustancia ácida o

básica, que presenta diferente estructura electrónica dándole un color característico. Por ejemplo:

In (color )

OHH

HIn (color 1) - 2 + Û

Existen muchas sustancias que pueden ser usadas como indicadores ácido- base y todas tienen un

valor particular de pH en el que cambian de color o viran. El indicador universal, es una mezcla de

sustancias colorantes que viran de color en diferentes valores de pH y es el mismo en el que están

impregnadas las tiras de papel de pH. Cambia de color con acidez creciente desde el violeta,

pasando por el verde (Neutra), el amarillo hasta el rojo.

Las mediciones son sencillas y rápidas, pero con baja precisión, normalmente ± 1 y cambia de color

según la siguiente escala:

pH < 4 5 6 7 8 9 > 10

Color Rojo naranja amarillo verde azul índigo violeta

2. pH- metro: aparato empleado para mediciones de pH más precisas. Consta de dos electrodos

conectados a un voltímetro. Uno de los electrodos (de referencia) tiene un valor de potencial

constante, mientras que en el otro el potencial varía en proporción directa a la [H3O+].

REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

La reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de

neutralización porque en ella se neutralizan propiedades características del ácido y de la base y se

ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo: ácido + base ® sal + agua. Si el

ácido y la base considerados son fuertes, en disolución acuosa están completamente ionizados, la

ecuación iónica de esta reacción es: H+ + OH- ® H2O. Por lo tanto, el cambio químico que se

produce en una reacción de este tipo es la formación de agua a expensas de los iones H+ y OH-.

VALORACIÓN O TITULACIÓN.

El procedimiento experimental para determinar la concentración de una disolución cuando un

volumen conocido de ésta, reacciona con un volumen de otro reactivo de concentración conocida se

denomina valoración. El NaOH es una sustancia que prácticamente es imposible de obtener en

estado puro. Si al utilizarla como reactivo en el laboratorio se necesita conocer con exactitud su

concentración, es necesario valorar dicha solución, es decir, determinar la cantidad de moles de

soluto que hay en un volumen determinado: su molaridad. La solución de NaOH se conoce como

analito o muestra de concentración desconocida. Para ello se coloca en un recipiente adecuado un

volumen

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