INFORME GENERAL LABORATORIOS DE QUIMICA

PRE INFORME

PRÁCTICA DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL NO. 1

RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO Y NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO.

NOMBRE, ALFONSO QUINCHANEGUA QUINCHANEGUA

CODIGO 7180206

GRUPO: OC24

Cead donde se inscribió: José Acevedo Y Gómez

Cead donde realizó la práctica. José Acevedo Y Gómez

Tutor de laboratorio:

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA

CIUDAD, DE OCTUBRE DE 2013

PRACTICA No 1

RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO Y NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO DE LABORATORIO

OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Objetivo general

1. Relacionar al estudiante con el material de uso común en el laboratorio simultáneo a las normas y reglas necesarias a precisar en las prácticas allí desarrolladas.

Objetivos específicos

1. Identificar el manejo, uso y cuidado del material de laboratorio para emplearlos de forma eficiente, adecuada y segura.

2. Desarrollar la capacidad de clasificar el material como de medición, de calefacción, de soporte y otros con usos específicos.

3. Reconocer la normativa interna que rige la estadía y forma de trabajo dentro del laboratorio.

MARCO TEORICO

PARTE 1

Es indispensable conocer en el laboratorio cada uno de los elementos y equipos que nos sirvan para desarrollar las prácticas planificadas, clasificarlos según su uso en: elementos de medición, elementos de calefacción, elementos de soporte y elementos varios y caracterizarlos a la hora de su manejo con la función específica que cumple cada uno.

PARTE 2

En las prácticas de laboratorio, se hace necesario identificar cada una de las normas de seguridad internas de la planta física, las indicaciones preventivas en caso de emergencias y el procedimiento correcto a prestar para situaciones de primeros auxilios, a su vez, la distinción de las normas R y S hacen parte del sistema completo de riesgo y seguridad que se debe tener en cuenta en el uso de reactivos o productos químicos en el laboratorio.

APLICACIONES DE LA PRÁCTICA No 1 A LA INGENIERIA AMBIENTAL

Es necesario dentro del proceso de aprendizaje de la ingeniería ambiental conocer a cabal cada uno de los instrumentos y equipos de laboratorio necesarios para las prácticas que impliquen regulación de procesos industriales en actividad a procesos naturales y la verificación de un cumplimiento de normas estándar para un desarrollo simultáneo.

METODOLOGIA

M. volumétrico M. de calefacción M. de soporte M. de usos varios

REFERENCIAS

• Blogdequimica.blogspot.com/2011/03/frases-r-y-s.html

• http://www.quimicaweb.net/ciencia/paginas/laboratorio/material.html

PRE INFORME

PRÁCTICA DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL NO. 2

RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO Y NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO.

NOMBRE, ALFONSO QUINCHANEGUA QUINCHANEGUA

CODIGO 7180206

GRUPO: OC24

Cead donde se inscribió: José Acevedo y Gómez

Cead donde realizó la práctica: José Acevedo y Gómez

Tutor de laboratorio:

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA

CIUDAD, DE OCTUBRE DE 2013

PRACTICA No 2

MEDICION DE PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ESTADOS: SÓLIDO Y LíQUIDO.

OBJETIVOS

Objetivo general

1. Distinguir las propiedades físicas generales y específicas de la materia (masa, volumen y densidad).

Objetivos específicos

1. Reconocer la masa el volumen y la densidad de líquidos con instrumentos determinados para tales mediciones.

2. Medir el volumen de solidos irregulares por el sistema de desplazamiento de agua.

3. Determinar la densidad de tales solidos

MARCO TEORICO

Cada sustancia tiene un conjunto único de propiedades que la caracterizan de las demás, algunas que no cambian su identidad y composición como son las propiedades físicas y otras que, describen la forma en que esa sustancia puede cambiar o reaccionar para convertirse en otra como son las propiedades químicas.

Las propiedades físicas se clasifican en: propiedades generales, cuando un mismo valor puede ser aplicado a diversas sustancias (Ejemplo: masa, volumen, color) y propiedades específicas, cuando son correspondientes a una y solo una sustancia diferenciándola de las demás (densidad, punto de ebullición, punto de fusión).

Para el desarrollo de esta práctica se determinaran los volúmenes, las masas y las densidades de líquidos y sólidos irregulares.

Para la medición de volúmenes de líquidos, se usa dependiendo de la exactitud de la medida, algún instrumento volumétrico como son: pipetas, matraces aforados, probetas graduadas o buretas.

En cuanto a su masa se puede obtener por la diferencia del material lleno del líquido menos el material vacío, esto contando previamente con el uso de instrumentos limpios y secos (uso de balanza analítica o granatoria).

Para la determinación de volúmenes de solidos irregulares se tiene en cuenta el principio de Arquímedes que dice: “cualquier cuerpo sumergido completa o parcialmente en un fluido es empujado hacia arriba por una fuerza igual al fluido desplazado por el cuerpo”. En efecto, al hacer esta afirmación junto con otras observaciones , se llegó a la conclusión que si se introduce un sólido no impermeable a un recipiente con un volumen de líquido conocido , al sumergirse totalmente , el volumen desplazado será el volumen del solido ya que será el espacio que este ocupa (volumen por definición).

APLICACIONES DE LA PRÁCTICA No 2 A LA INGENIERIA AMBIENTAL

El conocimiento de las propiedades físicas generales y específicas de una sustancia es necesario dentro de la metodología de la ingeniería ambiental ya que suministra bases para estudios profundos en la caracterización de sustancias benéficas o perjudiciales en la tipología ambiental.

METODOLOGIA

REFERENCIAS.

• Brown, Theodore. Química: La ciencia central. Pearson Educación. 1998. Página 11.

• http://www.educando.edu.do/articulos/estudiante/la-materia-y-sus-propiedades/

• Serway, Raymond. Física. McGraw-Hill. 1997. Página 427.

PRE INFORME

PRÁCTICA DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL NO. 3

LEY DE CHARLES.

NOMBRE: ALFONSO QUINCHANEGUA QUINCHANEGUA

CODIGO: 7180206

GRUPO: OC 24

Cead donde se inscribió: José Acevedo y Gómez

Cead donde realizó la práctica. José Acevedo y Gómez

Tutor de laboratorio:

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA

CIUDAD, 17 DE OCTUBRE DE 2013

PRACTICA No 3

LEY DE CHARLES.

OBJETIVOS

Objetivo general

1. Identificar el principio de Charles como fundamento de la teoría de los gases.

Objetivos específicos

2. Comprobar la relación de proporcionalidad entre la temperatura y el volumen para gases a presión constante.

3. Relacionar el principio de Charles con la ecuación de estado de los gases ideales.

MARCO TEORICO.

En el estudio de los gases se ha encontrado una relación de proporcionalidad entre el volumen de un gas y la temperatura del mismo. Tal relación fue descubierta en 1787 por el científico francés Jacques Charles (1746 – 1823). Charles observó que el volumen de una cantidad fija de gas a presión constante aumenta de forma lineal con la temperatura.

Gracias a dicha relación, se pudo predecir que el gas tendrá un volumen de cero a una temperatura a -273.15 °C.

En 1848, William Thomson, un físico británico, cuyo título era Lord Kelvin, propuso una escala de temperatura absoluta conocida actualmente como la escala Kelvin.

APLICACIONES DE LA PRÁCTICA No. 3 A LA INGENIERÍA AMBIENTAL.

El conocimiento de la Ley de Charles es un principio importante dentro del área de estudio de los gases ideales y reales, como parte de un sistema integral de estudios de ingeniería ambiental.

METODOLOGÍA.

REFERENCIAS.

• Brown, Theodore. Química: La ciencia central. Pearson Educación. 1998. Página 350-351.

• http://www.educaplus.org/gases/ley_charles.html

PRE INFORME

PRÁCTICA DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL NO. 4

SOLUCIONES

NOMBRE, ALFONSO QUINCHANEGUA

CODIGO: 7180206

Grupo CV: OC24

CEAD DONDE SE INSCRIBIO: JOSE ACEVEDO Y GOMEZ

CEAD DONDE REALIZO LA PRÁCTICA: JOSE ACEVEDO Y GOMEZ

Universidad Nacional Abierta y a Distancia

Bogotá D.C., Noviembre 2013

1. Objetivos de la practica

General

Comprender las expresiones de concentraciones y su desarrollo experimental

Específicos

Afianzar conocimiento en el laboratorio con el uso de reactivos

Afianzar conocimientos en el cálculo y preparación de soluciones

2. Marco teórico.

Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias. El soluto es el componente que se encuentra en distinto estado físico que la disolución; y el disolvente es la sustancia que está en igual estado físico que la disolución. Cuando hay una ruptura de enlaces hay una reacción química y un cambio energético.

Frecuentemente, uno de los componentes es denominado solvente, disolvente, dispersante o medio de dispersión y los demás solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.

Se suele llamar solvente al componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción de masa, aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal (por ejemplo, una disolución conteniendo 50% de etanol y 50% de agua, es denominada solución acuosa de etanol). En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura (ej.: aleación aleaciones paladio-plata), se considera disolvente al metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina.

Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución:

Dispersiones, suspensiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm

Dispersoides, coloides o disoluciones coloidales: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm

Dispérsidos o disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm

Estas últimas se clasifican en:

Disoluciones con condensación molecular: la partícula dispersa está formada por una condensación de moléculas.

Disoluciones moleculares: cada partícula es una molécula.

Disoluciones iónicas: la partícula dispersa es un ion (fracción de molécula con carga eléctrica).

Disoluciones atómicas: cada partícula dispersa es un átomo.

El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el disolvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, como ocurre en la atmósfera, son disoluciones.

Las disoluciones verdaderas se diferencian de las disoluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del disolvente. Observadas a través del microscopio, las disoluciones aparecen homogéneas y el soluto no puede separarse por filtración. Las sales, ácidos y bases se ionizan al disolverse en agua. Algunos metales son solubles en otros en estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en dicha mezcla los dos metales pueden solidificar en cualquier proporción, se trata de una disolución sólida llamada aleación.

Las disoluciones se caracterizan por tener una fase homogénea, es decir, tiene las mismas características en todos sus puntos, o lo que es lo mismo: el aspecto, sabor, color, etc. son siempre los mismos. Si una disolución está turbia ya no es una disolución; y existen disoluciones de todos los estados físicos en todos los estados físicos en todos los estados físicos.

Las disoluciones se pueden clasificar según su concentración en:

Diluidas: En estas, hay muy poca cantidad de soluto, el disolvente puede seguir admitiendo más soluto.

Concentradas: En ellas hay bastantante cantidad de soluto disuelto, pero el disolvente todavía puede seguir admitiendo más soluto.

Saturadas: Son aquellas que a una temperatura determinada no pueden seguir admitiendo más soluto. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta.

Sobresaturadas: Son aquellas que estando saturadas a una temperatura determinada, se aumenta esta para poder echar más soluto, y se vuelve a bajar con cuidado para que no precipite. Si se les añade más soluto o se mueve bruscamente, precipita.

Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M).

Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de disolución.

La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir: M = n/V. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto. Por ejemplo, para conocer la molaridad de una disolución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de disolución, hay que calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 g/mol, el número de moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6 molar)

3. Relación de la practica con la carrera

Nos permite contribuir a la solución de problemas de las diferentes empresas en lo tecnológico, económico y social mediante el diseño, mejoramiento de sistemas integrales que conlleven al incremento de la calidad y productividad con enfoque de respeto al individuo y al medio ambiente.

4. Metodología

Preparación de una solución de NaCl en %p/p (peso/peso)

Preparación de una solución de NaCl en %p/v (peso-volumen)

Preparación de una solución Molar de NaCl

Diluciones.

Determinar concentración de una solución salina

5. Referencias

http://quimica-explicada.blogspot.com/2010/08/las-disoluciones-quimicas.html

Rúa Danilo. Guía componente práctico. Universidad nacional abierta y a distancia. 2012

PRE INFORME

PRÁCTICA DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL NO. 5

Propiedades coligativas de las soluciones.

NOMBRE: ALFONSO QUINCHANEGUA

CODIGO: 7180206

Grupo CV: Grupo CV: OC24

CEAD donde se inscribió: JOSE ACEVEDO Y GOMEZ

CEAD donde realizó la práctica: JOSÉ ACEVEDO Y GOMEZ

Tutor de laboratorio:

Universidad Nacional Abierta y a Distancia

Bogotá D.C., Noviembre 2013

1. Objetivos de la practica

General

Entender la dinámica de las propiedades coligaivas de las diferentes sustancias

Específicos

Comprender como cambia alguna propiedad a partir de su concentración y sustancias presentes

Afianzar conocimientos de medición en el laboratorio como es el punto de ebullición

2. Marco teórico.

Los líquidos tienen propiedades físicas características como: densidad, ebullición, congelación y evaporación, viscosidad, capacidad de conducir corriente, etc. Para estas propiedades cada líquido presenta valores característicos constantes. Cuando un soluto y un disolvente dan origen a una disolución, la presencia del soluto determina la modificación de estas propiedades con relación a las propiedades del solvente puro.

Propiedades de las disoluciones:

1. propiedades constitutivas: aquellas que dependan de la naturaleza de las partículas disueltas. Ej. Viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc.

2. Propiedades coligativas: dependen del número de partículas disueltas en una cantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas partículas. Ej. Descenso de la presión de vapor, aumento del punto de ebullición, disminución del punto de congelación, presión osmótica.

Utilidades de las propiedades coligativas:

a. separar los componentes de una solución por destilación fraccionada

b. formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes

c. determinar masas molares de solutos desconocidos

d. formular sueros fisiológicos para animales

e. formular caldos de cultivos para microorganismos

f. formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales

Las disoluciones deben ser relativamente diluidas (menores a 0,2 M), en donde las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.

Presión de Vapor

Evaporación es la tendencia de las partículas de la superficie del líquido, a salir de la fase liquida en forma de vapor. Es importante saber que no todas las partículas de líquido tienen la misma energía cinética (no todas se mueven a la misma velocidad). Las partículas con mayor energía en la superficie pueden escaparse a la fase gaseosa. Las moléculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase liquida ejercen una fuerza contra la superficie del líquido, a la que se le denomina presión de vapor, cuando ambas fases están en equilibrio dinámico. Esta presión de vapor depende de la temperatura y de la naturaleza del líquido.

Conclusiones:

1. Para un mismo líquido, la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura

2. Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor diferentes.

Propiedad Coligativa 1: Descenso de la presión de vapor

Los líquidos no volátiles presentan una gran interacción entre soluto y solvente, por lo tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los líquidos volátiles tienen interacciones moleculares más débiles, lo que aumenta la presión de vapor. Si el soluto que se agrega es no volátil, se producirá un descenso de la presión de vapor, ya que este reduce la capacidad del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor. El grado en que un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a su concentración.

Ley de Raoult = "A una temperatura constante, el descenso de la presión de vapor es proporcional a la concentración de soluto presente en la disolución"

Pv = Po X

La Presión de vapor es proporcional a la Presión de vapor en estado puro y su fracción molar (X)

Las diferencias entre las presiones de vapor se cuantifican según las siguientes relaciones:

Pv = PoA - PB

PV= P0A XB

P0A- PA = P0A XB

también se debe considerar una solución formada por dos componentes A y B:

PA = XA P0A y PB = XB P0B

La presión total Pt es: PT = XA P0A + XB P0B

Ej. Consideremos una disolución formada por 1 mol de benceno y 2 moles de tolueno. El benceno presenta una presión de vapor P0 de 75 mmmHg y el Tolueno de 22mmHg a 20°C. ¿Cuál es la Presión total?

Respuesta: La fracción molar de benceno y Tolueno serán:

Xbenceno = 1 / 1+2 = 0,33 X Tolueno = 2 /1+2 = 0,67

Las presiones parciales serán:

Pbenceno = 0,33 x 75mmHg = 25 mmHg ; P Tolueno = 0,67 x 22 mmHg = 15 mmHg

y la PT será: PT = 25 mmHg + 15 mmHg = 40 mmHg.

Propiedad Coligativa 2: Aumento punto de Ebullición

Un disolvente tiene menor número de partículas que se convierten en gas por la acción de las moléculas del soluto en la superficie. Esto provoca el descenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor se igualará a la presión atmosférica a mayor temperatura.

Así dTe = PeAB - P0B

El descenso del punto de ebullición dTe se obtiene por la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución (PeAB) y el punto de ebullición del disolvente puro (PoB).

Además se sabe también que dTe = Ke m

Donde Ke es la constante ebulloscopica que establece el descenso del punto de ebullición de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y está tabulada. Para el caso del agua es 0,52°C/m. m es la molalidad.

Ej. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 100g de anticongelante etilenglicol C2H6O2 en 900 g de agua (Ke= 0,52°C/m). (Datos: masa soluto 100g; peso molecular etilenglicol 62 g/mol; masa solvente agua 900g; peso molecular agua 18 g/mol; Ke = 0,52°C/m; T°e= 100°C)

Respuesta: Si dTe= Te - T°e (1) y dTe = Ke m (2), para obtener Te necesitamos dTe (ascenso de temperatura de ebullición), lo obtenemos de ecuación (2).

62g ----- 1 mol

100g ----X moles; X = 1,613 moles de soluto

Molalidad = 1,613 moles/ 0,9 Kg solvente = 1,792 molal

Luego dTe = 0,52°C/m x 1,792 molal = 0,9319°C

Asi en la ecuación (1), dTe = 0,9319 = Te - T°e

0,9319 + 100 = Te

Te = 100,9319°C

Propiedad Coligativa 3: Descenso punto de congelación

En una solución, la solidificación del solvente se producirá cuando éste rompa sus interacciones con el soluto y se enlace nuevamente como si estuviera puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en el cual el disolvente se congelaría puro, por lo tanto, el punto de congelación es siempre más bajo que el disolvente puro y directamente proporcional a la concentración del soluto.

El descenso del punto de congelación dTc = T°cB - TAB

Siendo T°cB el punto de congelación del solvente puro y TAB el punto de congelación de la disolución.

Experimentalmente, también se observa que dTc = Kc m

donde Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de congelación de una solución 1 molal y es propia de cada disolvente y esta tabulada. Para el agua es 1,86°C/m; m es la molalidad.

El punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido son iguales, provocando que el líquido se convierta en sólido.

Ej. Para el etilenglicol se debe calcular el punto de congelación de una solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que Kc= 1,86°C/molal

Respuesta: Determinemos la molalidad de la disolución:

62g ------ 1mol

100g -----X; X = 1,61 moles de soluto; molalidad = 1,61 moles/0,9 Kg solvente = 1,79 molal

Así dTc = 1,86°C/m x 1,79 molal = 3,33°C

despejando se obtendrá: 3,33°C = dTc = T°c - Tc ; si T°C = O°C, entonces: Tc = -3,33°C

Propiedad Coligativa 4: Presión osmótica

Al poner en contacto dos disoluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable se producirá el paso del disolvente desde la disolución más diluida hacia la más concentrada, fenómeno conocido como osmosis.

La Presión osmótica es aquella que establece un equilibrio dinámico entre el paso del disolvente desde la disolución diluida hacia la más concentrada y viceversa.

Ecuación de Van Hoff: pi = nRT/V; donde pi es la presión osmótica; R = 0,082 Latm/K mol; T la temperatura en °K; V el volumen en L.

Si el volumen de la solución fuera 1L entonces n/V = Molaridad y la ecuación quedaría como:

pi = MRT

Ej. La presión osmótica promedio de la sangre es 7,7 atm a 25°C. ¿Qué concentración de glucosa será isotónica con la sangre?

Respuesta: M = pi/RT, reemplazando, M=7,7 atm /0,082L atm/°Kmol x 298°K

M = 0,31 M o 5,3%

3. Metodología

4. Referencias

Rúa Danilo. Guía componente práctico. Universidad nacional abierta y a distancia. 2012

http://quimica2medio.blogspot.com/p/propiedades-coligativas.html

PRE INFORME

PRÁCTICA DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL NO. 6

CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH

NOMBRE: ALFONSO QUINCHANEGUA

CODIGO: 7180206

Grupo CV: OC24

CEAD donde se inscribió: JOSE ACEVEDO Y GOMEZ

CEAD donde realizó la práctica: JOSE ACEVEDO Y GOMEZ

Tutor de laboratorio:

Universidad Nacional Abierta y a Distancia

Bogotá D.C., Noviembre 2013

1. Objetivos de la practica

General

Comprender la dinámica general de ácidos y bases y su medición

Específicos

Comprender los conceptos fundamentales de ácidos y bases y sus diferencias

Afianzar el desarrollo experimental en la determinación de ácidos y bases

2. Marco teórico.

Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.

Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver: Ionización del agua)

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.

En química, concretamente en el estudio de la química ácido-base, se define el pOH como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los aniones hidróxilo , o también en términos de concentración de éstos

El pH mide las concentraciones de los iones hidronio, mientras que el pOH mide las concentraciones de los aniones hidroxilo o iones hidróxido.

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias.

Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.

Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted

Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder protones (H+) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.

Cuando una molécula o anión puede tomar un H+ (base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido conjugado"

Base Protón que gana Ácido conjugado

OH- H+ H2O

NH3 H+ NH4+

CO3-2 H+ CO3H-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".

Ácido Protón que pierde Base conjugada

ClH H+ Cl-

SO4H2 H+ SO4H-

NO3H H+ NO3-

Fuerza de los ácidos y las bases

La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO4H2, NO3H, etc.) y débiles (PO4H2–, CH3COOH, CO3H2, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.

Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)2, etc.) y débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles (KB) reflejan el grado de ionización.

Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

3. Metodología

4. Referencias

Rúa Danilo. Guía componente práctico. Universidad nacional abierta y a distancia. 2012

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

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