Quimica Organica, reacciones químicas
Enviado por lulzlalzlel • 11 de Agosto de 2019 • Informes • 4.275 Palabras (18 Páginas) • 156 Visitas
Contenido
1. Introducción 2
2. Objetivos Generales 7
3. Metodología experimental 7
3.1. Sujeto de estudio 7
3.2. Material, equipo y reactivos 7
3.3. Procedimiento Experimental 8
3.3.1. Preparación de disoluciones 8
3.3.2. Uso de la bureta 8
3.3.3. Valoración 8
3.3.4. Estandarización de una disolución de HCl aproximadamente 0.1M 9
3.3.5. Estandarización de una disolución de NaOH aproximadamente 0.1M 9
4. Resultados 11
5. Análisis de resultados. 14
6. Conclusión 17
7. Cálculos 17
Introducción
Numerosas reacciones químicas tienen lugar en solución. Piénsese sólo en las reacciones que tienen lugar en los suelos agrícolas y en el medio interno de los seres vivos. Otras reacciones podrían realizarse directamente entre substancias químicas puras, se realizan frecuentemente entre dichas sustancias disueltas, dada la mayor facilidad de la reacción.
La solución se define como el conjunto formado por una o varias especies o sustancias químicas que se encuentran mezcladas de forma homogénea con otra especie o sustancia química. Donde encontramos un soluto y un solvente.[1]
Dentro de esta gran gama de compuestos químicos y soluciones hallamos a los ácidos y bases; estos desempeñan un papel central en la química, ya que, con excepción de las reacciones redox, cada reacción química puede ser clasificada como una reacción ácido-base.
Nuestra comprensión de las reacciones químicas como interacciones ácido-base proviene de una amplia aceptación de la definición de Lewis acerca de los ácidos y bases la cual reemplazo al anterior concepto de Bronsted-Lowry y a la primera definición dada por el modelo de Arrhenius.
Arrhenius definió como ácidos a los productores de protones (H+) en solución acuosa y las bases como productores de hidróxido (OH-). Aunque este modelo es intuitivamente correcto, se limita a sustancias que incluyen protones y grupos hidróxido.Brönsted y Lowry proponen definiciones más generales de ácidos y bases como donantes y aceptadores de protones, respectivamente.
Finalmente, Lewis nos dio la definición más general de ácidos y bases que utilizamos hoy en día. Según Lewis, ácidos son aceptores de pares de electrones y las bases son donantes de pares de electrones. Por lo tanto, cualquier reacción química que se puede representar como un simple intercambio de pares de electrones de valencia para romper y formar enlaces es una reacción ácido- base.
Dentro del ambiente de los químicos es común utilizar las denominaciones ácido fuerte, base fuerte, ácido débil y base débil. Estos términos se acoplan de mejor manera a la definición de Bronsted-Lowry, si el ácido se ioniza por completo o se disocia por completo, estaremos frente a un ácido fuerte y en analogía lo mismo sucede en las bases fuertes. Por la contraria, cuando un ácido se ioniza de manera leve o casi nula, se habla de un ácido debil y en analogía lo mismo pasa con laas bases débiles.[pic 1]
Tabla 1. Ejemplos de ácidos y bases[2] | |||
Ácidos | Bases | ||
Fuertes | Débiles | Fuertes | Débiles |
HCl H2SO4 HClO4 HBr HI HNO3 | CH3COOH H2CO3 C3H6O3 | NaOH KOH LiOH Ca(OH)2 Ba(OH)2 Sr(OH)2 | NH4OH NH3 Mg(OH)2 |
Se dice que el agua es una sustancia anfótera ya que se puede comportar como ácido y base, se puede apreciar este fenómeno de manera clara en la autoionización del agua, la cual involucra la trasferencia de un protón de una molécula de agua a otra.
La reacción directa para este proceso no ocurre a una extensión muy grande, en el agua pura a 25 °C las concentraciones reales son: [H+]=[OH-]=1.0x10-7M. Son iguales deido a la estequimetría de la reacción. En cualquier disolución acuosa a 25 °C, sin importar lo que contenga, el producto de [H+][OH-]siempre debe ser igual a 1.0x10-14M.[3]
Cuando al agua se le añade un ácido, la concentración de iones H3O+ se incrementa, a la vez que la concentración de los iones OH- disminuye, de manera que el producto [H3O+] [OH-] se mantenga constante. Esto provoca que dominen las propiedades ácidas, o sea que la concentración de H3O+ sea mayor que la de los iones OH–.
Por el contrario, si se añade una base al agua, es la concentración de iones OH– la que aumenta, mientras que la de los iones H3O+ disminuye, tornándose la solución en básica.
Un aspecto muy interesante al hablar de estas sustancias es el pH que no es más que el coeficiente que indica el grado de acidez o basicidad de una solución acuosa. Su escala va de 0 a 14, donde, si seguimos la perspectiva que nos brinda la autoionización del agua, entendemos que el pH=0 es el más ácido y el pH=14 el más básico.
Para poder estudiar los equilibrios de ácido con bases el pH es fundamental, pero, ¿cómo identificarlo?. Un indicador ácido- base se usa para indicación visual del pH de una solución. Se encuentra presente en la solución en concentraciones tan bajas que no afectan el pH de la misma.
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