Practica 3: Experiencia cualitativa de ácido-base sobre fuerza y acidez.

Practica 3: Experiencia cualitativa de ácido-base sobre fuerza y acidez.

Introducción

Ácidos y bases

Un ácido se definir como una sustancia que incrementa la concentración de H3O+ cuando se agrega al agua. Contrariamente, una base hace disminuir la concentración de H3O+ en solución acuosa. La fórmula H3O+ representa al ion hidronio, que es una combinación de H+ (un protón, o sea, un átomo de hidrogeno que ha perdido un e-) con H2O. Un descenso de la concentración de H3O+ necesariamente implica un incremento en la de OH-. Por ello, una base es una sustancia que incrementa la concentración de OH- en solución acuosa.

Comportamiento Ácido-Base

En 1923, Brønsted y Lowry clasificaron los ácidos como donadores de H+, y las bases como receptores de H+. Por ejemplo, el HCl es un ácido (donador de H+) lo que lo hace incrementar la concentración de H3O+ en agua:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

La definición de Brønsted-Lowry no requiere que se forme H3O+. Por tanto, la definición puede ampliarse a los solventes no acuosos y aun a la fase gaseosa:

HCl + NH3 NH4+Cl-

El producto, cloruro de amonio, se considera una sal por ser un sólido iónico. Por consiguiente una sal se puede considerar el producto de una reacción ácido-base. Cuando un ácido y una base reaccionan se dice que se neutralizan. La mayoría de las sales con electrólitos fuertes, lo que significa que al disolverse en agua se disocian completamente en sus constituyentes iónicos.

Reacciones Ácido-Base

En estas reacciones siempre hay un proceso donde se ceden y se aceptan protones y según la concentración y naturaleza de los ácidos y las bases varía su acidez y fuerza. La acidez, es una propiedad que consiste en disociar iones hidrógeno en solución acuosa. La fuerza de un ácido puede definirse como la tendencia a aceptar o ceder protones y siempre dependerá de la especie con la que se combine. Está ligada a la formación de un anión que sea capaz de soportar la carga negativa que queda cuando se ha disociado el ion hidrógeno (en el caso de las sustancias ácidas). De aquí surge una clasificación de especies fuertes y especies débiles.

Disolución de un ácido monoprótico

Es aquel ácido que solo cede un protón. Para tal, tenemos que:

HA H+ + A-

En donde:

HA = donador A- = receptor

H+ = partícula, donde se involucra Ka.

La constante de disociación ácida, Ka, para el ácido HA:

K_a = ([H^+ ] [A^- ])/[HA]

Fracción Disociada

La fracción disociada, α, en este caso, define como la fracción de la sustancia que se halla en la forma A-. Su expresión es:

∝ = [A^- ]/([A^- ]+[HA] )

F = Concentración formal.

Para poder calcularla se deben establecer las condiciones iniciales (C0) y la relación entre la concentración el equilibrio y la concentración final.

HA H+ + A-

Estado Inicio: C0 0 0

de multiplica por uno

equilibrio Equilibrio: (C_0 – x) (C_0/C_0 ) x (C_0/C_0 ) x (C_0/C_0 )

Entonces: Equilibrio: C_0 (1-x) ∝C_0 ∝C_0

x = concentración. x/Co = α (grado de disociación) Toma valores 0 – 1.

K_a = ([H^+ ] [A^- ])/[HA] = ((∝C_0 )(∝C_0))/(C_0 (1- ∝))

Nota: el término pKa se refiere al logaritmo negativo de Ka.

Al igualar a cero nuestra ecuación tenemos que:

∝^2+ K_a/C_0 ∝ -K_a/C_o =0

Sí α ≤ 0.03 = Ácido débil o estable.

Sí α ≥ 0.97 = Ácido fuerte o inestable.

Sí α se encuentra entre 0.03 - 0.97 = Ácido de fuerza media o semiestable.

pH

Un problema típico que involucra la disolución de un ácido monoprótico es hallar el pH dados la concentración formal de HA y el valor de Ka. Para ello, reconocemos que:

pH=pKa+log⁡〖[A^- ]/[HA] 〗

Objetivos particulares

Mediante los resultados obtenidos, comprender cuales son las diferencias entre las soluciones acidas a una misma concentración.

Adquirir el conocimiento para establecer los grados de disociación de cada solución.

Poder analizar qué solución se disocia menos a partir de ciertos parámetros.

Comprender qué relación tiene el cambio de color del indicador de pH en la disolución del ácido acético.

Entender si tendrá la misma fuerza el ácido acético en sus 3 tres diferentes concentraciones.

Metodología

MATERIALES

Equipo

1 Potenciómetro (pH-metro)

Material

Cantidad Material Especificación

4 Copas tequileras

3 Tubos de ensaye

1 Vaso de precipitado 25 mL.

1 Piseta con agua destilada

2 Barras magnéticas

1 Electrodo combinado de pH

1 Agitador magnético

1 Espátula

4 Matraces volumétricos 25 mL.

Procedimiento Experimental.

Calibración del potenciómetro

Se conectó a la corriente eléctrica el potenciómetro, posteriormente se giró la perilla a modo “stand”, se enjuago el electrodo de vidrio con agua destilada y posteriormente se secó con una serví-toalla.

Se colocó el agitador magnético debajo del electrodo, junto con la disolución de pH de referencia (pH 4) con las barras magnéticas dentro de la sustancia en la parte superior del agitador magnético (ya conectado a la corriente eléctrica). Así mismo el electrodo se sumergió en la solución. Girando la perilla a la opción pH, obtuvimos como resultado un pH de 4. Logrando la calibración del potenciómetro de manera exitosa.

Uso de la balanza

Se inició con la certeza de que la balanza estuviera nivelada, se conectó a la corriente eléctrica, y nos aseguramos que la proyección de medidas marcara 0 gr. Así mismo se movieron las perillas a 3 decenas y 0 unidades esperando que esta medida fuera la masa del vaso de precipitado, posteriormente se introdujo el vaso a la balanza ajustando a su peso (28.0550), así mismo se pesó la cantidad necesarias de reactivos.

Preparación de disoluciones.

Cloruro de Amonio (ClNH4)

Se pesó en balanza analítica la cantidad de 0.132 gr. Realizando los cálculos molares se obtuvo como resultado 0.1343 gr. para una disolución de 25 mL. Obteniendo una diferencia de 2.3x10-3gr. Agregamos agua destilada al vaso de precipitado que contenía los gramos ya antes pesados de ClNH4, vertimos la disolución a un matraz volumétrico realizando el aforo de la disolución con agua destilada a 25 mL.

Esta disolución fue dividida en dos en copas tequileras, para que cada equipo tuviera un sistema para la medición de pH.

Ácido monocloroacético (ClCH2COOH)

Se pesó en balanza analítica la cantidad que se obtuvo en los cálculos molares 0.2362 gr. para una disolución de 25 mL. Agregamos agua destilada al vaso de precipitado que contenía los gramos ya antes pesados de ClCH2COOH, vertimos la disolución a un matraz volumétrico realizando el aforo de la disolución con agua destilada a 25 mL.

Esta disolución fue dividida en dos en copas tequileras, para que cada equipo tuviera un sistema para la medición de pH.

Ácido fórmico (HCOOH)

En un vaso de precipitado se vertió una cantidad considerable de ClCH2COOH que estaba contenida en el frasco del reactivo para realizar la experimentación. De esta alícuota se tomaron 0.11 mL. Con una pipeta volumétrica graduada con la capacidad de 0.5mL, pero al comparar con los resultados primeramente calculados se obtuvo una diferencia de 2.9x10-3 mL. Ya que el volumen calculado era de .1071 mL. Al tomar esta muestra del ácido con la pipeta se vertió en un vaso de precipitado con una cama de agua destilada ya antes colocada. Siguiendo con la preparación de esta disolución, aforamos a un volumen de 25 mL. Utilizando un matraz volumétrico.

Esta disolución fue dividida en dos en copas tequileras, para que cada equipo tuviera un sistema para la medición de pH.

Ácido acético (CH3COOH)

En un vaso de precipitado se vertió una cantidad considerable de CH3COOH que estaba contenida en el frasco del reactivo para realizar la experimentación. De esta alícuota se tomaron 0.13 mL. con una pipeta volumétrica graduada con la capacidad de 0.5mL, pero al comparar con los resultados primeramente calculados se obtuvo una diferencia de 2.6x10-3 mL. Ya que el volumen calculado era de .1274 mL. Al tomar esta muestra del ácido con la pipeta se vertió en un vaso de precipitado con una cama de agua destilada ya antes colocada. Siguiendo con la preparación de esta disolución, aforamos a un volumen de 25 mL. Utilizando un matraz volumétrico.

Esta disolución se preparó a tres concentraciones diferentes (10-1, 10-3 y 10-5), tomando 5mL (con la pipeta volumétrica) de la primera disolución agregándolo a un vaso de precipitado, posteriormente aforando a 25 mL. Obteniendo así una disolución de 10-2. De esta nueva disolución se tomaron 5mL. Agregándolos a un vaso de precipitado y de nuevo aforamos a 25 mL. Como resultado obtuvimos la disolución con la concentración necesaria para la realización del experimento (10-3). De esta disolución se vuelen a tomar 5 mL aforando a 25 mL en el matraz volumétrico, como resultado tenemos una disolución de (10-4) y por último para la preparación de la disolución que necesitamos (10-5) volvemos a realizar el procedimiento antes mencionado.

Estas disoluciones fueron divididas en copas tequileras, para que cada equipo tuviera un sistema para la medición de pH.

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