Práctica 9

Universidad Iberoamericana
Ingeniería Qu ímica
Laboratorio de Química Gen eral
Grupo R
Equipo 1
Práctica 9:
Ácid os, Bases, pH e Indicadores Naturales
por Francisco José Guerra Millán
Prof. Celia Margarita del Valle Méndez
22 de octubre de 2004.
Francisco José Guerra Millán
Práctica 9
22 de octubre de 2004.
Resumen
I Ácido s y B as e s
Los ácidos y bases son sustancias de uso común en la vida diaria. Los podemos encontrar en
muchos productos medicinales y caseros, pero además, la química ácido.base es esencial en la
industria y para el mantenimiento de sistemas biológicos.
El químico sueco Svante Arrchenius fue el primero en definir estas sustancias en el siglo
XIX. Un ácido es una sustancia que al ionizarse en agua produce H+ y una base, aquella que produce
iones OH-.
La fuerza de un ácido es proporcional a su capacidad de ionizarse. En la fuerza de un ácido
también influyen factores como las propiedades del solvente, la temperatura y su estructura
molecular. En la ionización influyen dos factores; la fuerza de los enlaces y la polaridad de la
ligadura. A mayor diferencia de electronegatividades resulta una ligadura más polar, que se separa
con mayor facilidad, caracterizando a un ácido fuerte.
El HCl, HNO3 y el H2SO4 son ácidos fuertes, mientras que el CH3COOH y el H3PO4 son
ácidos más débiles, pues su ionización no es completa.
El NaOH y el Ba(OH)2 son bases fuertes, pues se disocian por completo. La base débil más
comúnmente usada es la solución acuosa de amoniaco.
Definiciones más amplias sobre estas sustancias fueron propuestas por el danés Johannes
Brönsted y el inglés Thomas M. Lowry. Para ellos, el comportamiento ácido –base se puede
describir en función a la capacidad de la sustancia para transferir protones. Los ácidos son
sustancias capaces de donar un protón y las bases son capaces de aceptar un protón.
El HCl es un ácido de Brönsted-Lowry, pues dona un protón al agua. El ión H+, que perdió
un electrón es extremadamente pequeña y no puede existir sola debido a la fuerte atracción que
tiene hacia el átomo O del H2O. Por esto, la ionización de HCl se escribe como:
HCl(ac)+H2O(l)→H3O+(ac)+Cl-(ac)
De manera similar, la disolución acuosa de amoniaco es básica, ya que el NH3 reacciona con
el agua para formar NH4+ y OH-. En esta reacción el agua (ácido) cede un protón al amoniaco
(base). En la reacción inversa, el NH4+ actúa como el donador y el OH- como el receptor, por lo que
los papeles se invierten.
H2O(l)+NH3 (ac)↔ NH4+(ac)+OH-(ac)
Un ácido y una base que difieren sólo por la presencia o ausencia de un protón se conocen
como un par ácido-base conjugado. Mientras más fácilmente una sustancia cede un protón, más
difícil será que su base conjugada acepte un protón. Es decir, mientras más fuerte sea un ácido, más
débil será su base conjugada.
Lewis por su parte realizó una definición más general, sin embargo, se limita a sustancias
que pueden aceptar un par de electrones pero que no contienen átomos de hidrógeno ionizables.
II N eu tr aliz ac ió n Ác id o-B ase
Una reacción entre un ácido y una base se conoce como reacción de neutralización.
Generalmente se produce H2O y una sal compuesta por un catión diferente a H+ y un anión
diferente a OH- o O2-. Si la reacción se realiza en proporciones estequiométricamente correctas. Al
final sólo habrá una solución acuosa de la sal sin residuos d ela base o el ácido.
III Con s tan te d e l Pro du c to Ió ni co del Ag u a (K w)
La clave en el estudio de ácidos y bases es la concentración de H+. La constante de
equilibrio para el agua se escribe como:
[H ][OH ]
K=
+
[ H 2O]
!
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Ya que sólo una parte del agua se ioniza, la concentración del agua es casi constante. De
aquí se deriva la Kw. Esta constante de equilibrio es también llamada constante del producto iónico
y está dada a una temperatura específica. En el agua a 25oC las concentraciones de H+ y OH- son
iguales (1*10-7) por lo tanto, Kw es 1*10-14.en una solución ácida la concentración de H+ es mayor a la
de OH- y viceversa. Si se modifica una de las concentraciones, como la constante debe ser la misma,
automáticamente se modifica la otra concentración ya que son independientes.
IV p H un a M ed id a de la Ac id ez
Ya que las concentraciones de iones son por lo general muy pequeñas, Soren Sorensen
propuso una medida más práctica, el pH.
pH = !log[ H + ] =
1
[H + ]
El pH es una cantidad adimensional. Con esta fórmula se obtiene un número positivo no
exponencial que indica el valor de pH. Un cambio en la concentración de H+ de un factor de 10,
resulta en un cambio de factor 1 en el pH. El pH de una solución neutra es de 7. Las soluciones
ácidas tienen un valor de pH menor a 7 y las básicas mayor a 7 y menor o igual a 14.
Una escala análoga a la de pH es la de pOH y se mide de la siguiente manera:
pOH = !log[OH ! ]
De las definiciones de pH y pOH obtenemos que:
pH + pOH = 14
V p H e I n di c ado r es N atur ales
Un indicador es una sustancia coloreada, por lo general derivada de una planta que puede
existir en forma ácida o básica y tiene diferentes colores en cada una de las formas. Los indicadores
ácido-base funcionan, pues las moléculas del colorante cambian su color de acuerdo a la
concentración de H+.
En base a esto podemos determinar, agregando una pequeña cantidad, si nuestra solución
es ácida o básica. Al conocer el pH al cual cambia el color del indicador se puede saber si la
disolución tiene un pH más alto o más bajo a este valor en base a la observación del color.
El papel tornasol cambia de color en un valor cercano a pH=7. El cambio a rojo indica un
pH de aproximadamente 5 o menor y el color azul indica un pH de 8.2 o mayor.otros indicadores
cambian su color a diferentes valores de pH entre 1 y 14. El naranja de metilo cambia de color entre
los valores de 2.9 y 4. Con un valor pH=4 su conversión se completa y el color se vuelve amarillo.
Para determinar el valor aproximado de pH se utiliza el papel pH que es una tira de papel
impregnada con diferentes indicadores. Estos se comparan con una escala de muestra. Existen
también indicadores vegetales como los jugos de betabel, la cereza, uva, y diferentes extractos de
cáscaras y pétalos de flores.
El indicador universal es una mezcla de sustancias que muestra un cambio gradual de color
en un intervalo amplio de pH. Contiene típicamente anaranjado y rojo de metilo, azul de
bromtimol y fenolftaleína.
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Diagrama d e Procedimientos
Parte A) Preparación de la disolución de HCl
Medir exactamente 1mL de disolución HCl 0.1M, colocarlo
en un matraz aforado de 10mL y aforar con H2O destilada.
Realizar el mismo procedimiento, ahora con un matraz
aforado de 100mL. Tapar matraces y agitar.
Parte B) Preparación de disoluciones de NaOH
Medir 1mL de de solución NaOH o.1M, colocarlo en un
matraz aforado de 10mL y aforar con H2O destilada
utilizando una piseta. Tapar y agitar.
Realizar el mismo procedimiento en un matraz volumétrico
de 100 mL . Tapar y agitar.
Parte C) Medición del pH de las soluciones y disoluciones de
HCl y NaOH con papel pH y potenciómetro
Colocar una gota de HCl 0.1M con un agitador de vidrio
sobre una pieza de papel pH. Comparar con la tabla de
referencia y anotar el valor.
Medir el pH con un potenciómetro y enjuagar el electrodo
con H2O destilada. Anotar el valor.
Repetir las mediciones tanto con el papel, como con el
potenciómetro para las demás disoluciones. Anotar valores.
Parte D) Observación del pH ácido o básico de las disoluciones de HCl
y NaOH revisando una escala preparada con soluciones buffer e indicadores
En la fila A de la placa de pozos, colocar 2 gotas de
indicador universal en 3 pozos numerados.
Añadir 5 gotas de solución buffer de pH 4, 7 y 10 a los
pozos 1, 2 y 3 respectivamente. Anotar color en la tabla.
Repetir los dos pasos anteriores en la fila B, pero ahora
colocando 2 gotas de indicador natural. Registrar el color
para cada pH en la tabla correspondiente.
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Colocar dos gotas de indicador universal en los pozos 1-6 de
la fila C.
Agregar 2 gotas de cada una de las disoluciones de HCl
(o.1M, disolución 1 y 2)en los pozos 1, 2 y 3.
Agregar 2 gotas de cada una de las disoluciones de NaOH
(o.1M, disolución 1 y 2)en los pozos 4, 5 y 6.
Registrar el color de cada muestra e indicar si se trata de
una solución ácida o básica.
En la fila D, colocar 2 gotas de indicador natural en los
pozos 1-6.
Agregar 2 gotas de cada una de las disoluciones de HCl
(o.1M, disolución 1 y 2)en los pozos 1, 2 y 3.
Agregar 2 gotas de cada una de las disoluciones de NaOH
(o.1M, disolución 1 y 2)en los pozos 4, 5 y 6.
Registrar el color de cada muestra e indicar si se trata de
una solución ácida o base.
Parte E) Medición del pH de las mezclas de las disoluciones de
HCl y NaOH con papel pH y potenciómetro
En un matraz Erlenmeyer de 25mL mezclar todo el
volumen de la disolución 1 de HCl con todo el volumen
de la disolución 1 de NaOH. Agitar.
Colocar una gota de la mezcla sobre una pieza de papel pH.
Observar el color y revisar la tabla de referencia. Anotar el
valor y posteriormente medir el pH con el potenciómetro.
Repetir los dos pasos anteriores para las disoluciones 2
de HCl y NaOH en un matraz Erlenmeyer de 250mL.
Desechar las soluciones por el drenaje y lavar el material.