PRÁCTICA

PRÁCTICA 1.

Experiencias basadas en el equilibrio ácido-base (I): Escala de pH. Ácidos fuertes y débiles

1. Fundamento

Las reacciones ácido-base tienen una gran importancia en Química Analítica. Según Brönsted un ácido es la sustancia capaz de ceder uno o más protones, mientras que una base es la sustancia capaz de aceptarlo. Debiendo considerarse cualquier reacción ácido-base el equilibrio entre el ácido y la base conjugada de un determinado par ácido-base. Los ejemplos son muy numerosos y pueden citarse sustancias ácido o base muy conocidos como el HCl, el HNO3, el NH3 o la NaOH.

El equilibrio entre un ácido y su base conjugada puede esquematizarse mediante la reacción:

AH = A- + H+ [1]

ácido base

conjugada

Una cuestión muy importante en cualquier equilibrio ácido-base es el disolvente en el que se produce la reacción. El disolvente característico en el 95 % de las reacciones de interés analítico se desarrollan en agua, y por tanto, será el que consideremos en todos nuestros equilibrios.

El agua en si mismo es una sustancia que posee propiedades ácido-base en virtud del siguiente equilibrio, denominado reacción de autoprotólisis:

H2O + H2O = H3O+ + OH- [2]

Cuya constante es el producto iónico de agua: Kw = [H3O+] [OH-]

Asimismo puede deducirse que en cualquier sistema ácido-base conjugado Ka Kb = Kw

Debido a su carácter ácido-base es conveniente disponer de una magnitud que nos mida la proporción relativa de iones [H+] y [OH-] en el agua, ese parámetro es el pH, que se define como el logaritmo cambiado de signo de la concentración molar de iones hidrógeno en el agua:

pH = -log [H+] [3]

Para concentraciones elevadas de [H+] el pH adquiere un valor pequeño, y se dice que la disolución es ácida (pH comprendido entre 0 y 6, aproximadamente). Para concentraciones reducidas de [H+], el pH adquiere valores elevados y se dice que la disolución es básica o alcalina (pH comprendido entre 8 y 14, aproximadamente). Para valores intermedios de [H+], se dice que la disolución es neutra (pH comprendido entre 6 y 8), en rigor una disolución es completamente neutra para pH= 7.

Esta relación de los valores de pH con la acidez relativa de las disoluciones configura la escala de pH, cuyos límites están determinados por el producto iónico del agua.

La fuerza de los ácidos y bases se mide mediante su correspondiente constante de protólisis:

HCl H+ + Cl- (ácido clorhídrico)

HAc = H+ + Ac- (ácido acético)

Ka

NaOH Na+ + OH- (hidróxido sódico)

NH3 +H2O = NH4+ + OH- (hidróxido amónico)

Kb

En las que Ka y Kb, representan las constantes de ácidez o basícidad de las reacciones consideradas. En el caso de ácido o base fuerte, como el HCl o NaOH, los valores de Ka y Kb adquieren valores muy elevados, indicando que el equilibrio está completamente desplazado hacia la derecha. Sin embargo, cuando se trata de ácidos y bases débiles, como el acético o el amoniaco, sus correspondientes constantes poseen valores reducidos y el equilibrio está poco desplazado hacia la derecha.

Al añadir una base sobre un ácido, o viceversa, se van consumiendo los protones presentes en la disolución acuosa hasta la neutralización de dicho ácido.

2. Objetivo

En la presente práctica se pretende seguir el curso de diversas reacciones ácido-base, haciendo uso de dos sistemas indicadores de la concentración de [H+], uno físico-químico de carácter instrumental, y otro basado en una reacción coloreada. Los valores experimentales de [H+] que proporcionan los sistemas indicadores antes mencionados, se relacionarán con los valores teóricos que se obtengan mediante cálculo numérico.

3. Aparatos y Material

- pH-metro

- 1 vaso de precipitado de 100 ml

- 1

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