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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONALEscuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas (ESIQIE)INGENIERÍA QUÍMICA INDUSTRIALDepartamento de Formación Básica####### ALUMNO:####### SEMESTRE: 2021 - 2 GRUPO: 1 IM####### SECCIÓN: A####### FECHA DE ENTREGA: 2 1 / 03 /2 021####### PROFESOR: ORTIZ G...

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas (ESIQIE) INGENIERÍA QUÍMICA INDUSTRIAL Departamento de Formación Básica

“Laboratori “Laboratorio o De Química De Soluciones’’ Sesión No. 9 “Ácidos Y Base Basess Fuertes Y Débiles” AL ALUMNO: UMNO: 1.

SEM SEMESTRE: ESTRE: 202 20211-2

GRUPO: 1 IM8

SECCIÓN SECCIÓN:: A FEC FECHA HA DE ENTREG ENTREGA: A: 21/03/2 21/03/2021 021 PROFESOR: ORTIZ GUSTAVO

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles”

OBJETIVO GENERAL ❖ Identificar las diferencias entre soluciones acuosas de ácidos y bases catalogados como fuertes o débiles.

OBJETIVOS PARTICULARES ❖ Identificar la fuerza de una solución con carácter ácido o básico a partir de resultados experimentales. ❖ Realizar los procedimientos de laboratorio en la secuencia presentada para obtener resultados óptimos. ❖ Respetar los valores obtenidos como datos experimentales para la validación de una teoría propuesta.

INTRODUCCIÓN Los ácidos y las bases son sustancias utilizadas desde la antigüedad. Se han encontrado papiros de la cultura helenística donde se describe la utilización de vinagres y zumos de frutas como disolventes de ciertos metales; los egipcios usaban sales, como el carbonato sódico conocido como natrón, para desecar los cuerpos en la momificación. Siglos más tarde, con el descubrimiento de la técnica de destilación, se obtuvieron ácidos minerales lo que permitió disolver un mayor número de sustancias; sin embargo, ninguno de estos ejemplos sirvió para explicar lo que era un ácido y una base. En el siglo XVII, Boyle, basándose en observaciones y trabajos experimentales, concluyó que existe un grupo de sustancias que poseen propiedades semejantes, a las que llamó ácidos, y otras con propiedades diferentes a estas, a las que llamó bases. Luego de este planteamiento, y en un intento por explicar las propiedades observadas para las sustancias acidas y básicas y poder entender su comportamiento, científicos como Arrhenius, Brönsted, Lowry y Lewis formularon diversas teorías. Todo este conocimiento ha permitido hoy en día una aplicación adecuada de estas sustancias. Por ejemplo, se puede explicar por qué los jabones resecan la piel, cómo se debe controlar la acidez en un acuario, cómo debe ser la acidez o basicidad del suelo para los cultivos o los daños causados por la lluvia ácida. Ácidos y Bases Las soluciones acuosas de los ácidos se caracterizan por: ❖ Tener sabor agrio. ❖ Conducir la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos. ❖ Enrojecer determinados pigmentos vegetales, como la tintura del tornasol o decoloran el repollo morado. ❖ Reaccionar con algunos metales como el magnesio y el zinc liberando hidrógeno gaseoso (H2). ❖ Al reaccionar con bases forman sustancias de propiedades diferentes, las bases.

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles” Las soluciones acuosas de las bases, en cambio: ❖ ❖ ❖ ❖

Tienen sabor amargo y son jabonosas al tacto. Conducen la comente eléctrica, es decir, son electrolitos. Al entrar en contacto con el papel tornasol se torna azul. Al reaccionar con ácidos forman sustancias de propiedades diferentes, las sales.

TEORÍAS ÁCIDO-BASE Teoría de Arrhenius En 1887, Svante Arrhenius (1859-1927) postuló su teoría de la disociación electrolítica, la cual planteaba que existen sustancias que manifiestan sus propiedades químicas y su conductividad eléctrica en disoluciones acuosas. Por ejemplo: las sales, al disolverse en agua pueden descomponerse en sus iones, lo que les permite ser conductores eléctricos. A estas sustancias se les llama electrolitos.

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles” TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY La teoría de Arrhenius presenta algunas complicaciones, entre ellas: No poder explicar el comportamiento de algunas bases, como el amoníaco, ni de ciertos iones como el ion bicarbonato. Limitaba las reacciones ácido-base a disoluciones acuosas y omite las reacciones que se producen en fase gaseosa. Esta razón llevó a Johannes Brönsted (1879-1947) y Thomas Lowry (1874-1936) a postular una teoría más general, la cual podía ser aplicada a todos los ácidos y bases, llamada teoría protónica. Esta postula que un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones y una base es una sustancia capaz de captarlos. Por lo que las reacciones entre ácidos y bases se pueden considerar como reacciones de transferencia de protones. La teoría de Brönsted y Lowry establece que los ácidos ceden protones y las bases captan protones. De acuerdo con esto: Los ácidos, al ceder el protón, originan una base conjugada, es decir, una especie capaz de aceptar el protón y volver a generar el ácido inicial. Las bases, al aceptar un protón, forman un ácido conjugado, el cual puede donar el protón, volviendo a originar la base inicial. Así, la ecuación general para el par conjugado ácido-base será:

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles” TEORÍA DE LEWIS Al no cumplirse la teoría de Bronsted-Lowry para todos los compuestos, Gilbert Lewis (1875-1946) propuso una nueva teoría basada en la estructura electrónica. Esta teoría plantea que: Un ácido es todo átomo, molécula o ion capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión covalente. Una base es todo átomo, molécula o ion capaz de ceder un par de electrones para formar una unión covalente. De este modo, un H+ será un ácido de Lewis, ya que su estructura permite aceptar un par de electrones, mientras que el amoníaco será una base de Lewis, pues en la capa de valencia del nitrógeno existe un par de electrones sin compartir. EQUILIBRIOS DE DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES Los procesos ácido-base son reversibles. Así, cuando una sustancia HA se comporta como un ácido y cede un protón, el ión formado A- puede aceptar un protón, actuando como una base, que se llama base conjugada del ácido. Análogamente, cuando una base (B) acepta un protón, se convierte en un ácido (BH+), puesto que puede volver a ceder el protón, y que se llama ácido conjugado de la base. Por tanto, una reacción ácido-base se puede escribir en la forma general que ves en la imagen. Las especies de cada pareja, HA/A- y BH+/B, que toman parte en toda reacción ácido-base, reciben el nombre de pares ácido-base conjugados. Carácter relativo del concepto de ácido y de base. Sustancias anfóteras Conviene tener en cuenta que la reacción reversible anterior estará más o menos desplazada en uno u otro sentido según los pares ácido-base

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles” que se enfrenten. Es decir, que el concepto de ácido o de base es relativo. El agua frente al HCl se comporta como base y frente al NH3 se comporta como ácido, como puedes ver en la imagen. Carácter relativo del concepto de ácido y de base. Sustancias anfóteras Conviene tener en cuenta que la reacción reversible anterior estará más o menos desplazada en uno u otro sentido según los pares ácido-base que se enfrenten. Es decir, que el concepto de ácido o de base es relativo. El agua frente al HCl se comporta como base y frente al NH3 se comporta como ácido, como puedes ver en la imagen.

Las sustancias que pueden comportarse como ácido o como base se llaman anfóteras.

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles” La Constante de Acidez: La constante de disociación ácida, Ka, (o constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida de la fuerza de un ácido débil (que no se disocia completamente):

HA es un ácido genérico que se disocia en A- (la base conjugada del ácido), y el ion hidrógeno o protón, H+. La constante de disociación Ka se escribe como el cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L):

Por ejemplo, para el caso del ácido acético (CH3COOH ↔ CH3COO- + H+):

La constante de acidez Ka se suele expresar mediante una medida logarítmica denominada pKa:

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Diagrama de bloques

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Diagramas ecológicos

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Hojas de seguridad

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Actividades Previas ❖ Escribe tres diferencias entre los ácidos fuertes y débiles, en función de su estructura molecular y enlaces. Una clasificación de los ácidos y bases en química depende de la fuerza de ionización de estas sustancias en medio acuoso. Así: ▪

▪

Un ácido y una base son fuertes cuando se ionizan completamente, es decir, en el proceso de ionización se transforman completamente en cationes o iones positivos y en aniones o iones negativos. Por otro lado, un ácido y una base son débiles cuando en el agua se ionizan parcialmente, esto es, en solución habrá una proporción de cationes, otra proporción de aniones y otra de moléculas no disociadas.

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles” ❖ Elabora una tabla de pares conjugados o par ácido-base de las sustancias que se van a utilizar en las actividades de laboratorio, así como el valor de su correspondiente constante de disociación. Sustancia

Acido conjugado

Base conjugada

Constante de disociación

Acido nítrico

H+

NO3-

28

Acido clorhídrico

H+

Cl-

1*106

Ácido acético

H3O+

CH3COO-

1.8*10-5

Hidróxido de amonio

NH4+

OH-

1.78*10-4

Hidróxido de sodio

Na+

OH-

Muy alto

Hidróxido de potasio

K+

OH-

Muy alto

❖ Realiza una comparación en dos calculadoras de diferente marca acerca del procedimiento de introducción de los datos para obtener logaritmos y antilogaritmos.

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Actividades de Laboratorio

DIAGRAMA DE FLUJO QUE MUESTRA LO REALIZADO.

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles” Tablas con datos de cálculos para determinar las concentraciones de las soluciones resultantes, así como el valor de pH experimental y teórico de soluciones concentradas y diluidas. DATOS RECOPILADOS: MEDICIONES DE PH DE SOLUCIONES ACTIVIDAD 1 Soluciones acidas ❖ Ácido acético: pH=2.874 ❖ Ácido nítrico: pH=1.452 ❖ Ácido clorhídrico: pH=1.362 Soluciones básicas: ❖ Hidróxido de amonio: pH=11.303 ❖ Hidróxido de sodio: pH=13.014 ❖ Hidróxido de potasio: pH=13.063 ACTIVIDAD 2 Tamaño de las muestras de soluciones acidas 5 ml ❖ Ácido clorhídrico: 5 ml Requirió: 5.3 ml de hidróxido de sodio 0.1 N ❖ Ácido nítrico: 5 ml Requirió: 4.2 ml de hidróxido de sodio 0.1 N ❖ Ácido acético: 5 ml Requirió: 3.8 ml de hidróxido de sodio 0.1 N Tamaño de las muestras de soluciones básica 5 ml ❖ Hidróxido de potasio: 5 ml Requirió: 4.7 ml de ácido clorhídrico 0.1 N ❖ Hidróxido de amonio: 5 ml Requirió: 8.3 ml de ácido clorhídrico 0.1 N ❖ Hidróxido de sodio: 5 ml Requirió: 5.2 ml de ácido clorhídrico 0.1 NACTIVIDAD 3 Soluciones acidas ❖ Solución diluida 1:2 de HCL: pH inicial =1.785 Requirió: 5.2 ml de hidróxido de sodio 0.1 N pH final=11.33 ❖ Solución diluida 1:2 de HNO3: pH=1.846 Requirió: 4.5 ml de hidróxido de sodio 0.1 N pH final=11.442 ❖ Solución diluida 1:2 de ácido acético: pH inicial =3.25 Requirió: 3.8 ml de hidróxido de sodio 0.1 N pH final=12.29

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles” Soluciones básicas ❖ Solución diluida 1:2 de NH4OH: pH inicial =11.157 Requirió: 7.8 ml de ácido clorhídrico 0.1 N pH final=8.254 ❖ Solución diluida 1:2 de KOH: pH inicial =12.57 Requirió: 4.8 ml de ácido clorhídrico 0.1 N pH final=2.752 ❖ Solución diluida 1:2 de NaOH: pH inicial =12.6 Requirió: 5.1 ml de ácido clorhídrico 0.1 N pH final=2.97 ACTIVIDAD 4 a) b) c) d) e)

pH resultante de la mezcla=3.482 pH resultante de la mezcla=9.42 pH resultante de la mezcla=10.47 pH resultante de la mezcla= 9.38 pH resultante de la mezcla= 9.26

Sesión No. 9 “Ácidos Y Bases Fuertes Y Débiles” TABLA DE DATOS DE PH Actividad 1 y 2 Sustancias Concentración pH pH (M) experimental teórico Ácido 0.076 2.87 1.12 acético Ácido 0.084 1.45 1.076 nítrico Ácido 0.106 1.36 0.9747 clorhídrico Hidróxido 0.166 11.30 13.22 de amonio Hidróxido 0.094 13.01 12.97 de potasio Hidróxido 0.104 13.06 13.02 de sodio

Actividad 3

Actividad 4

pH inicial 1.785

pH final 12.29

pH experimental Solución a) = 3.48

1.846

11.44

Solución b) = 9.42

1.785

11.33

Solución c) = 10.47

11.157

8.254

Solución d) = 9.38

12.57

2.752

Solución e) = 9.26

12.6

2.97

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Observaciones ❖ Se identificaron los ácidos y las bases conjugadas de cada sustancia con la que se trabajó durante la sesión de laboratorio. ❖ El potenciómetro se utilizo para medir el valor de pH para cada solución inicial. Para ello se tiene que calibrar antes el potenciómetro utilizando soluciones con pH ya conocido. ❖ Al mezclar dos sustancias diferentes, estás reaccionan creando productos que van a determinar el nuevo pH de la solución. ❖ Identificamos para cada experimento a la sustancia que se comportaría como acido y donar su protón para formar los iones correspondientes. ❖ La constante de equilibrio Kb se denomina constante de ionización de la base o constante de basicidad y la correspondiente constante de equilibrio Ka para los ácidos, se denomina constante de ionización del ácido o constante de acidez. El valor de la constante de acidez o basicidad es directamente proporcional a la fuerza del ácido o base correspondiente; así, las especies fuertes se disocian completamente y su constante es infinita, por lo cual su valor no aparece tabulado en libros y manuales.

Conclusiones Al realizar la practica número 9 de identificación de ácido fuertes y débiles he llegado a las siguientes conclusiones: ❖ La constante de acidez de los ácidos fuertes es demasiada alta (casi infinita) debido a que se disocian completamente, asimismo las bases fuertes comparten la misma característica. ❖ Algunas sustancias tienen su para conjugado de ácido y base débil, por ejemplo, el par conjugado NH3/NH4+. ❖ Algunas sustancias se pueden comportar como ácidos o bases según la sustancia con la que se mezclen, a este tipo de sustancias se les conoce como anfóteros. Un ejemplo de ello es el agua, que puede comportarse como un ácido o una base.

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Referencias ❖ Teorías Ácido-Base» TP - Laboratorio Químico. (2015, September 20). TP Laboratorio Químico. https://www.tplaboratorioquimico.com/quimicageneral/acidos-y-bases/teorias-acido-base.html ❖ La Constante de Acidez Ka. (2015). Quimicas.net. https://www.quimicas.net/2015/05/la-constante-de-acidez.html ❖ Diferenciador. (2020, February 11). Diferencia entre ácidos y bases fuertes y débiles (con ejemplos). Diferenciador; Diferenciador. https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/...