PRÁCTICA No. 2. ÁCIDO – BASE.
INTRODUCCIÓN:
La acidez o basicidad de una solución a menudo es un factor importante en las reacciones químicas. Es de gran importancia el uso de amortiguadores de un pH dado para mantener el pH de la solución en un nivel deseado. Además, los equilibrios ácido-base son importantes para entender las titulaciones ácido-base y los efectos de los ácidos en las especies y en las reacciones, por ejemplo, los efectos de completamiento o precipitación.
En foro describieron los conceptos fundamentales de las constantes de equilibrio. En esta práctica se describirán con mayor detalle diversos cálculos de equilibrio ácido-base, incluyendo ácidos y bases débiles, hidrólisis de sales de ácidos y bases débiles, amortiguadores, ácidos polipróticos y sus sales, y amortiguadores fisiológicos. Se repasarán primero las teorías ácido-base y el concepto básico de pH.
TAREAS POR CUBRIR
· Estudiar el comportamiento de los indicadores ácido-base.
· Estudiar la naturaleza química de las disoluciones buffer.
· Observar el desplazamiento del equilibrio ácido-base por efecto de la dilución (Ley de Ostwald).
· Construir escalas de pH y predecir reacciones.
REFLEXIONES INICIALES:
Contesta las siguientes cuestiones o selecciona la respuesta correcta:
1. ¿Por qué el ion OH- es la base más fuerte que existe en disolución acuosa?
| 1. Porque el OH- es la base conjugada del H3O+. |
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| 3. Porque el ion OH- se encuentra siempre en disolución acuosa. |
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| 4. Porque otras bases más fuertes reaccionan cuantitativamente con el agua formando el ácido débil correspondiente y liberando iones OH-. | x |
2. Explique el fundamento y la utilidad de las disoluciones reguladoras.
Las disoluciones reguladoras también se les conoce como amortiguadoras, tapón o “buffer”, está es una disolución la cual es capaz de mantener el pH de una manera casi constante cuando se le añaden cantidades moderadas de un ácido o de una base.
Está debe de contener una concentración de ácido que sea suficiente para genera una reacción con la base (OH-) que se añada y una concentración de base apropiada para reaccionar con el ácido (H3O+) añadido.
Por ello tenemos una disolución reguladora se puede preparar de dos maneras: un ácido débil (HA) y su base conjugada (A-), o en caso contrario, una base débil (B) y su ácido conjugado (HB+)
3. Dados los siguientes pares:
· Ácido clorhídrico-cloruro sódico;
· Ácido cianhídrico-cianuro potásico;
· Ácido nítrico-nitrato amónico;
· Hidróxido amónico-cloruro amónico.
1. Defina el concepto "disolución reguladora".
La disolución reguladora es una disolución que está formada por un ácido débil y una sal que sea derivada de él, o también en otras ocasiones puede hacerse por una base débil y una sal derivada de ella, pero en está no van a intervenir ni ácidos o bases fuertes, también tiene la propiedad de modificar muy poco su pH aun cuando se le añaden cantidades mínimas de ácido o de base.
2. Indique qué pares formarán una disolución reguladora.
· Ácido clorhídrico-cloruro sódico;
Está no puede ser una disolución reguladora porque tenemos un ácido fuerte y una sal.
· Ácido cianhídrico-cianuro potásico;
Está si es una disolución reguladora, dado que tiene una sal y un ácido débil.
· Ácido nítrico-nitrato amónico;
Este par tampoco es una disolución reguladora porque tiene una sal y un ácido fuerte.
· Hidróxido amónico-cloruro amónico.
Este par si es una disolución reguladora porque tiene una sal y una base débil.
4. Se preparan tres disoluciones acuosas de tres sales diferentes:
· Fluoruro sódico.
· Cloruro sódico.
· Cloruro amónico.
Justifique cómo será el pH de las disoluciones anteriores
| Fluoruro sódico | Al prepararse la disolución con está sal se obtiene un pH básico, este el Na procede de una base fuerte y el F procede de un ácido débil. |
| Cloruro sódico | Al prepararse la disolución con está sal se obtiene un pH neutro, dado que tiene una base fuerte y un ácido fuerte. |
| Cloruro de amónico | Al prepararse la disolución con está sal se obtiene un pH ácido. Dado que tiene una base débil en NH4 y el Cl procede de un ácido fuerte |
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL:
TITULO DE LA PRÁCTICA: Titulación ácido – base.
MARCO TEÓRICO:
Este procedimiento consiste en añadir poco a poco una disolución de concentración conocida a otra de concentración desconocida, hasta que la reacción entre los solutos sea completa y mediante algunos cálculos se pueda determinar la concentración de la disolución con concentración desconocida.
Esto se ve con un indicador acido básico común es la fenolftaleína, este indicador es de color transparente cuando las disoluciones tienen una pH menor de 8 y se vuelve roja cuando el pH se aproxima a 10
OBJETIVO:
Los objetivos al realizar esta practicas son los siguientes:
· Identificar las curvas de valoración de los ácidos y bases fuertes
· Identificar la concentración de la disolución desconocida
MATERIALES Y REACTIVOS.
Realiza una tabla con tu material de laboratorio virtual a utilizar y los reactivos.
| Materiales | Reactivos |
| 3 Matraces de Erlenmeyer de 250ml | 6 gotas de Fenolftaleína |
| 1 Vaso de precipitado de 250ml | 100ml de solución 0.1 molar de Hidróxido de Sodio |
| 1 Bureta de 50ml | 100ml de la solución problema 1 |
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| 100ml de la solución problema 2 |
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| 100ml de la solución problema 3 |
ANEXO DE HOJA DE DATOS DE SEGURIDAD DE ÁCIDOS, BASES FUERTES Y SUSTANCIAS TÓXICAS.
Dado que la manipulación de productos químicos conlleva siempre un riesgo. Por tanto es indispensable estar informado la de forma adecuada de manipulación de ellos, con el fin de evitar riesgos innecesarios.
Las sustancias peligrosas son todas las que pueden producir un daño en la salud de las personas o también al medio ambiente. Por ello se debe de tener en cuenta las siguientes precauciones, en cada práctica a realizar:
· Ante de manipular cualquier producto se debe de leer su ficha de datos de seguridad (FDS) y actuar según las indicaciones.
· Utilizar las campanas de seguridad química siempre que lo indique la ficha de datos de seguridad del producto que se manipule.
· Es necesario mantener los recipientes que contienen sustancias químicas cerradas en caso de que no se trabaje con ellos, esto evitará emanaciones de vapores.
· En caso de estar embarazada o en periodo de lactancia se debe dar en conocimiento al director del centro o a la sección de salud laboral.
· No se debe comer, fumar, beber, aplicar cosméticos, manipular lentes de contacto ya sea en la zona de trabajo o donde se almacenen los agentes químicos.
· No calentar alimentos o bebidas en Hornos o microondas que sean usados para el trabajo con agentes químicos, tampoco almacenar alimentos o bebidas para consumo humano en cajones, armarios o refrigeradores donde haya agentes químicos, tampoco en la zona de trabajo o cámara frigorífica.
· Siempre se deben de lavar las manos antes de abandonar la zona de trabajo del laboratorio.
· Mantener la ropa de trabajo limpia y sin manchas de productos químicos.
· No usar la bata fuera de la zona de trabajo.
· Guardar la bata usada durante su trabajo en taquillas o percheros distintos a los que se guarda la ropa de calle, además se debe seguir el protocolo establecido para el lavado de esta. No se debe llevar a la casa.
· En caso de rotura de guante, cambiarlo de inmediato, lavar y secarse las manos y ponerse uno nuevo.
· En caso de accidente seguir las indicaciones de la ficha de seguridad.
· Mantener el puesto de trabajo limpio y ordenado.
· Cuando termine el producto químico de un envase, se debe de dejar en el lugar habitual para que sea recogido y gestionado.
· No usar envases vacíos contaminados con agentes químicos.
· Realizar el trasvase de un recipiente a otro usar un embudo o elementos dosificadores y mantener a corta distancia los recipientes con el fin de evitar derrames o salpicaduras.
· Pipetee las soluciones que contengan agentes químicos con dispositivos de pipeteo, nunca con la boca.
· En caso de derrames, accidentes y exposiciones reales o potenciales comunicárselo al responsable de laboratorio.
· Limpiar la zona de trabajo en caso de derrame y al final de la jornada de trabajo.
· Evitar trabajar solo en el laboratorio.
DESARROLLO:
Para el desarrollo de esta práctica se deben de realiza los siguientes pasos:
1. Obtenga un matraz Erlenmeyer de 250 ml del menú de Equipo.
2. Agregue al matraz 100 ml de la solución problema 1 mediante el menú Reactivos.
3. Agregue al matraz 2 gotas de fenolftaleína.
4. En un vaso de precipitados agregue 100 ml de la solución 0.1 molar de hidróxido de sodio.
5. Obtenga una bureta de 50 ml.
6. Transfiera del vaso de precipitados 50 ml de la solución de hidróxido de sodio a la bureta, para esto seleccione el vaso y del menú Procesos seleccione la opción
7. Decantar, o seleccione directamente Decantar desde la barra de herramientas. El cursor muestra la forma de un vaso inclinado, dé un clic sobre la bureta para completar la operación. Debe de hacerlo en dos pasos pues no es recomendable vaciar directamente el reactivo de su envase a la bureta.
8. Coloque la bureta encima del matraz, de tal manera que la punta de la bureta se encuentre apenas arriba de la boca del matraz.
9. Dé un clic con el botón derecho del ratón sobre la bureta para llamar al menú contextual y de éste seleccione la opción Titular, se le presentará la ventana de titulación.
10. En la ventana de titulación presione el botón Ver Gráfica y mueva la ventana de Gráfica de Titulación que aparece hacia la derecha, de tal manera que tenga visibles la ventana de titulación, la gráfica y el matraz.
11. Ajuste la escala del eje X de la gráfica, de tal manera que el volumen máximo que muestre el eje X sea de 20 ml. Para hacer esto, arrastre con el ratón la ceja del control marcado como Escala eje X hacia la izquierda hasta que logra los 20 ml.
12. Comience a agregar el hidróxido al matraz abriendo la llave de la bureta. Coloque el cursor del ratón sobre el punto negro del lado de derecho y arrástrelo hacia arriba para abrir y hacia abajo para cerrar.
13. Observe en la gráfica como varia el pH al ir agregando el hidróxido, continúe agregando hasta que la disolución del matraz muestre un color púrpura, es este momento cierre la llave de la bureta y tome la lectura del volumen de hidróxido ocupado para llegar a la neutralidad (punto de equilibrio).
14. Repita los mismos pasos con las soluciones problema 2 y 3.
Problema 2.
Problema 3.
RESULTADOS:
Cuando se realizó el problema 1 la sustancia era de color blanca y al agregarle las dos gotas del reactivo de fenolftaleína no hubo ningún cambio en el color y el pH que tenía en esos momentos se presenta en la gráfica con alrededor de los 1.5, sin embargo al agregar el goteo de la solución 0.1 mola de hidróxido de sodio, el pH se fue elevando y alrededor de los 16.65ml el color cambio a un tono violeta, para ese momento el pH estaba en 7.
En el problema 2, el pH se encontraba al inicio en 11.5 al ser agregada la solución 0.1 molar de hidróxido de sodio, la solución no cambio en ningún momento de color, incluso esperando a que llegar a los 20ml el goteo el pH solo tuvo un ligero incremento hasta 12.21
En problema 3, antes de agregar el reactivo fenolftaleína era de color blanco, pero al agregarse el reactivo se volvió inmediatamente de color violeta, en ese momento su pH era de 12 al recibir 20ml de solución de solución de 0.1 molar de hidróxido de sodio, este continuo con el mismo color y su pH tuvo un incremento muy reducido llegando a los 12.64.
PROBLEMA
Contesta las siguientes preguntas justificando tus respuestas.
Antes de dar inicio al experimento realiza las siguientes actividades:
1. Plantea un diagrama secuencial de bloques con los pasos a seguir en forma condensada, con objeto de tener una guía del trabajo experimental.
¿Por qué el indicador universal toma diferentes coloraciones cuando cambia el pH?
El indicador de pH o potencial de hidrógeno determina el grado de acidez o alcalinidad de una disolución, el poder medir el pH en las industrias del rango alimentario y el farmacéutico es un paso imprescindible en los procesos de fabricación.
El cambio de color en si se debe a que al aumentar o disminuir la acidez o la alcalinidad de la disolución en esta se genera un cambio estructural que hace que el número de protones del elemento lleguen a aumentar o disminuir por ejemplo la fenolftaleína adquiere una tonalidad entre rosados y violetas cuando el pH se eleva desde un 8 hasta un pH 10.
Existe un indicador universal que nos da el pH de acuerdo con una escala de colores. El color rosa corresponde al ácido más fuerte con un pH de cero a uno y el color azul a una base muy fuerte con valores de pH entre 13 y 14. Los otros colores muestran el cambio de coloración del papel indicador cuando las sustancias tienen valores de pH de entre 2 y 13. Usando este papel indicador cualquier individuo puede identificar el pH de los alimentos y clasificarlos en ácidos, básicos y neutros dependiendo de la coloración. Si el color está entre el rosa y el amarillo, es decir, con un valor mayor a cero y menor a 7, los alimentos serán ácidos, pero si el papel indicador nos da una coloración entre verde amarillento y azul, los alimentos tendrán características de bases. (Equipo de Marketing, 2018)
¿Cuál es el pH de cambio de color de la fenolftaleína y cuál el del anaranjado de metilo?
La Fenolftaleína el cual es un compuesto inorgánico incoloro cambia a color rosado o violeta cuando el pH es mayor a 7.
El anaranjado de metilo también es conocido como heliantina, el nombre del compuesto químico del indicador es la sal sódica del ácido sulfónico de 4-Dimetilaminoazobenceno, está cambia de color rojo a naranja-amarillo entre los pH 3.1 y 4.4. Aunque en esta práctica no se usó el anaranjado de metilo.
| 0 | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 |
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| Acidez | Neutral | Alcalino | ||||||||||||
¿Qué efecto tiene la dilución sobre la disociación de una especie ácido-base?
Los sólidos iónicos (sales) se disocian completamente (si no se especifica Kps) en agua y tenemos tantos aniones y cationes en disolución acuosa como los que forman la sal. Los ácidos o bases fuertes también se disocian completamente en agua. (Tema 8. Equilibrio ácido-base)
En otras palabras podemos decir que una disolución reguladora o amortiguadora del pH es una disociación que mantiene un pH constante a pesar de la adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases.
¿Qué sucede con el valor de pH de una disolución cuando se diluye?
Al diluir una disolución el pH cambia pero su efecto es mucho menor, al aumentar el volumen 10 veces, la concentración se reduce a una décima parte, pero el pH disminuye solamente una unidad.
Al realizar este trabajo aprendí a identificar la alcalinidad y la acidez de una disolución.
El realizar está práctica implico muchos retos. Verdaderamente no estoy al 100% conforme de como realice este trabajo, aunque este me permitió poder investigar más a fondo sobre la acidez y alcalinidad del pH en una disolución, también me permitió adquirir conocimientos sobre la seguridad que se debe tener siempre al realizar algún trabajo en un laboratorio de química y las precauciones que se deben de tener al estar en el mismo.
Me ayudó mucho para poder entender más el manejo del laboratorio virtual, y aprender a seguir los procedimientos paso por paso, para llegar a un buen resultado.
Cano, A. y. (s.f.). Junta de Andalucía. Recuperado el 3 de octubre de 2019, de http://www.juntadeandalucia.es/averroes/centros-tic/41008970/helvia/sitio/upload/acidosybases.pdf
Equipo de Marketing. (5 de febrero de 2018). Farbe. Recuperado el 3 de octubre de 2019, de https://www.farbe.com.mx/como-funcionan-los-indicadores-de-ph/
Khan Academy. (s.f.). Recuperado el 3 de octubre de 2019, de https://es.khanacademy.org/science/biology/water-acids-and-bases/acids-bases-and-ph/a/acids-bases-ph-and-bufffers
Morais Ezquerro, S. B., Noguera Murray, P., Tortajada Genaro, L. A., Atiernta Borenat, J., & Herrero Villén, M. A. (s.f.). Universidad Politécnica de Valencia. Recuperado el 3 de octubre de 2019, de Departamento de Química: https://riunet.upv.es/bitstream/handle/10251/51371/FINAL%20articulo%20docente%203%20Propiedades%20%C3%A1cido-base%20de%20las%20sales.pdf;sequence=3
Pontificia Universidad Católica del Perú. (2011). Recuperado el 3 de octubre de 2019, de Química General: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/368-soluciones-buffer-o-amortiguadoras.html
Universidad Autónoma de Madrid. (s.f.). Recuperado el 3 de octubre de 2019, de Página de docencia en química, física teórica: http://www.qfa.uam.es/labqui/presentaciones/Tema8.pdf
Universidad Pública de Navarra. (s.f.). Recuperado el 3 de octubre de 2019, de http://www.unavarra.es/digitalAssets/146/146686_100000Manual-de-uso-de-productos-quimicos.pdf
