Practica 8 acidos y bases (escala p H) Laboratorio PDF

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práctica No 5 que te puede dar una gran ayuda por si tu maestro no te dio los datos suficientes para que puedas realizarla...

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA

LABORATORIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONES PRÁCTICA 8: “ÁCIDOS Y BASES (ESCALA DE pH)”

EQUIPO 1

ARENAS VILCHIS JESÚS ADRIÁN

1IM22

SECCIÓN I

ING. MA. DELFINA ÁNGELA MERCADO HERNÁNDEZ

OBJETIVO GENERAL: Clasificar diversas sustancias de uso cotidiano como ácidos y bases, mediante el uso de indicadores ácido-base.

OBJETIVOS PARTICULARES: 

 

Identificar la existencia de sustancias llamadas ácidos y bases, y el concepto de pH como una medida relativa del carácter ácido o básico de una disolución. Realizar los procedimientos de laboratorio en la secuencia adecuada para obtener resultados óptimos. Respetar las aportaciones de los hechos empíricos que dan fundamento al conocimiento científico.

ACTIVIDADES PREVIAS

 Características de los ácidos y bases.

Tipo de sustancias pH

Ácidos Sustancias agrias Menor a 7

Bases Sustancias jabonosas Mayor a 7

Sabor

Agrio

Amargo

Tinción

Tiñen de rojo el papel tornasol

Tiñen de azul el papel tornasol

Características

Contienen y liberan hidrógenos

Algunas presentan grupos OH

Corrosión

Son corrosivos

No son corrosivos

Ejemplos

Ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido clórico

Hidróxido de litio, amoniaco, hidróxido de sodio

 Conceptos de ácidos y bases según las teorías de Arrhenius, BronstedLowry y Lewis. Teoría Ácido-Base de Arrhenius: Clasifica una sustancia como un ácido si produce iones hidrógeno H + o iones hidronio H3O(+) en agua. Una sustancia se clasificará como una base si produce iones hidróxido OH- en agua.

Teoría Ácido-Base de Bronsted-Lowry: Clasifica una sustancia como ácido si actúa como donador de protones, y como una base si actúa como aceptor de protones.

Teoría Ácido-Base de Lewis: Clasifica una sustancia como ácido si actúa como un aceptor de par de electrones y como una base si actúa como un donador de par de electrones.

 ¿Qué es un ácido y una base conjugados? Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+). Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

Ejemplo de disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H 2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H + se transforma en Cl– (base conjugada).

Ejemplo de disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H + a la base NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado).

 ¿Qué es el pH? El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones. La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones. El terminó fue designado por el químico danés Sørense al definirlo como el opuesto del logaritmo en base 10 o el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidrógeno, cuya ecuación es pH= -log 10[aH+].

El pH se puede medir en una solución acuosa utilizando una escala de valor numérico que mide las soluciones ácidas (mayor concentración de iones de hidrógeno) y las alcalinas (base, de menor concentración) de las sustancias. La escala numérica que mide el pH de las sustancias comprende los números de 0 a 14. Las sustancias más ácidas se acercan al número 0, y las más alcalinas (o básicas) las que se aproximan al número 14. Sin embargo, existen sustancias neutras como el agua o la sangre, cuyo pH está entre de 7 y 7,3.

 Desarrolla las expresiones químicas y matemáticas que sustentan el cálculo del pH de una disolución acuosa a partir de la molaridad de H+ o de OH-. Hacer la conversión entre [H+] y pH mediante las siguientes ecuaciones:

+¿ H¿ pH=−log ¿ +¿¿ H ¿ ¿

Hacer la conversión entre [OH-] y pOH mediante las siguientes ecuaciones:

−¿¿ OH pOH =−log¿ −¿ ¿ OH ¿ ¿

Para cualquier solución acuosa a 25° C:

pH+ pOH =14

La concentración molar es igual a moles de soluto por litro de solución:

Concentración molar=

mol soluto L solución

Para cada aumento por un factor de 10 en la concentración de [H +], el pH disminuirá por 1 unidad y viceversa.

Tanto la fuerza del ácido como su concentración determinan [H +] y pH.

 Describe dos métodos experimentales para determinar el valor de pH. Ejemplo: Tenemos 100 ml de una solución de ácido nítrico con un pH de 4. Diluimos la solución agregando agua hasta obtener un volumen total de 1.01 ml.

Método 1. Usar las propiedades de la escala logarítmica La escala pH es una escala logarítmica negativa. Por lo tanto, si la concentración de H+ disminuye por un factor de 10, entonces el pH aumenta una unidad. pH = pH original +1 pH=4 +1 pH=5

Método 2. Usar el número de moles de H + para calcular el pH Paso 1: Calcular el número de moles de H +

+¿¿ H ¿ ¿ + ¿=¿ ¿ moles H +¿=10− pH M ∗volumen ¿ moles H +¿=10−4 M∗0.100 L ¿ moles H +¿ −5 ¿ +¿=1 x 10 mol H moles H ¿

Paso 2: Calcular la molaridad de H + después de la dilución +¿¿ H ¿ +¿ H mol L solución ¿ ¿ +¿¿ H ¿

+¿

H 1 x 10 mol 1L ¿ ¿ −5

+¿¿ H ¿ ¿ ¿ Paso 3: Calcular el pH a partir de [H +] +¿ ¿ H pH=−log ¿ 1 x 10 (¿¿−5) pH=−log ¿

pH=5

 ¿Qué son y cómo funcionan los indicadores ácido-base? Los indicadores ácido-base son compuestos orgánicos de fórmula compleja cuyo color cambia según el pH del medio en el que se encuentren. Son ácidos o bases débiles cuyas bases o ácidos conjugados poseen una estructura química diferente que hace que presenten un color diferente. Si consideramos un indicador genérico HIn de carácter ácido:

-

-

En las disoluciones ácidas la concentración de H3O+ es muy alta, por lo que el equilibrio del indicador se desplaza hacia la izquierda y aparece el color A. En las disoluciones básicas, el equilibrio está desplazado hacia la derecha para que aumente la concentración de H3O+ y se obtiene el color B.

Se considera que para que el ojo humano aprecie con claridad la diferencia entre los dos colores, la concentración de una forma debe ser entre 10 y 100 veces superior a la otra, por lo que el cambio de color se produce gradualmente en un intervalo de entre una y dos unidades de pH. El cambio de color de un indicador se denomina viraje y el intervalo de pH en el cual se produce es el intervalo de viraje, y es característico de cada indicador:

 ¿Qué es el rango de viraje? El intervalo de pH en el que se produce el cambio neto de color se denomina intervalo de viraje. Su intervalo de viraje debe contener el pH del punto de equivalencia de la valoración.

 ¿Por qué son tan importantes los indicadores ácido-base? Los indicadores de pH nos permiten determinar el punto final de una valoración. Para ello se debe hacer una correcta elección del indicador, de modo que: -

El punto de equivalencia debe encontrarse en el intervalo de viraje del indicador. Se deben utilizar cantidades muy pequeñas de indicador, para que no interfieran apreciablemente con los reactivos. El punto final se corresponde con el primer cambio neto de color detectable y persistente, durante al menos 20 o 30 segundos.

 Explicar la importancia del pH en la industria

Es tan importante vigilar los valores de pH en tantos procesos industriales, ya que una pequeña desviación puede afectar seriamente a la calidad del producto, la eficiencia de los procesos y la seguridad tanto de empleados como de clientes finales. Uno de los usos más comunes de la medición de pH se da en el tratamiento de agua potable y aguas residuales. El agua que se encuentra en la parte más baja de la escala de pH puede deteriorar tuberías y grifos, lo que permitiría la filtración de materiales tóxicos en el suministro de agua. Si el nivel de pH es demasiado alto, puede provocar un sabor desagradable. En el tratamiento de aguas residuales, es necesario controlar los niveles de pH a fin de garantizar unas condiciones óptimas para conseguir las reacciones químicas o microbianas oportunas y que el proceso funcione de manera eficiente.



Diagrama de bloques de la experimentación

Colocar en una placa de pozos sobre un papel blanco, a fin de poder observar con facilidad los colores que adquieren las sustancias.

Coloca 10 gotas de cada una de las soluciones preparadas con los valores de pH de 1 a 14.

En otra placa de pozos coloca Observar los resultados de los por separado 10 gotas de las otros equipos que utilizaron sustancias líquidas de uso Jamaica, betabel y reportar los cotidiano u otras proporcionadas Con los resultados del video llenar las rangos establecidos. hasta completar 10 pruebas. tablas 2 y 3, además, seleccionar tres sustancias y mostrar los decálculos Impregnar sustancia de los conforme a los ejemplos. Así como cuatro colores y comparar Estima el valorcon de elaborar conclusiones T bl 2 3

A cada uno de los pozos agregar sobre esas sustancias 3 gotas de uno de los indicadores.

Visualiza los cambios de coloración (del color original del indicador con respecto al de la solución con indicador). Cada equipo también realizará la medida de pH de dos de las muestras manejadas empleando e papel perhidrol y comparti C b



Diagrama de bloques con dibujos

Tabla 2 Sustancia Limpiador cañerías Jabón para manos Sangre Saliva Agua Leche Sopa de pollo Café

Escala logarítmica Vol = 500 mL pOH Mol H30+ Mol OHpH OHH30+ Conc. Conc. -13 13 1x10-1 1 5x10-14 5x10-2 de 1x10 1x10-10 4x10-8 4x10-8 1x10-7 3.2x10-7 1.6x10-6 1x10-5

10 7.4 7.4 7 6.5 5.8 5

1x10-4 2.5x10-7 2.5x10-7 1x10-7 3.2x10-8 6.3x10-9 1x10-9

4 6.6 6.6 7 7.5 8.2 9

5x10-11 2x10-8 2x10-8 5x10-8 1.6x10-7 7.9x10-7 5x10-6

5x10-5 1.3x10-7 1.3x10-7 5x10-8 3.2x10-8 3.2x10-9 5x10-10

3.2x10-4 3.2x10-3 1x10-2 1x10-1

Jugo de naranja Refresco Jugo gástrico Ácido de batería

3.5 2.5 2 1

3.2x10-11 3.2x10-12 1x10-12 1x10-13

Cálculos Formulas: pH=− log[ H 3 O ] pOH=−log [ OH ]



Limpiador de cañería

pH=−log (1 x 10−13)=13 −1

pOH=−log (1 x 10 )=1



Jabón para manos

pH=−log (1 x 10−10 )=10 pOH=−log (1 x 10−4 )=4



Sangre

pH=−log (4 x 10−8 )=7.4 −7

pOH=−log (2.5 x 10 )=6.6 

Saliva −8

pH=−log (4 x 10 )=7.4 pOH=−log (2.5 x 10−7)=6.6



Agua

pH=−log (1 x 10−7 )=7 pOH=−log (1 x 10−7 )=7

10.5 1.6x10-4 11.5 1.6x10-3 12 5x10-3 13 5x10-2

1.6x10-11 1.6x10-12 5x10-13 5x10-14



Leche −7

pH=−log (3.2 x 10 )=6.5 −8

pOH=−log (3.2 x 10 )=7.5 

Sopa de pollo

pH=−log (1.6 x 10−6 )=5.8 pOH=−log (6.3 x 10−9)=8.2

 Café −5 pH=−log (1 x 10 )=5 pOH=−log (1 x 10−9 )= 9



Jugo de naranja

pH=−log (3.2 x 10−4 )=3.5 pOH=−log (3.2 x 10−11)=10.5 

Refresco

pH=−log (3.2 x 10−4 )=3.5 pOH=−log (3.2 x 10−11)=10.5



Jugo gástrico

pH=−log (1 x 10−2)=2 −12

pOH=−log (1 x 10 

)=12

Ácido de batería

pH=−log (1 x 10−1)=1 pOH=−log (1 x 10−13 )=13

TABLA 3

Sustancias

Escala logarítmica H3O+ P OHPO Con H Conc H c. .

Limpiador de cañerías

2x10-

Jabón para manos Sangre

2x10-

Saliva Agua Leche Sopa de pollo Café Jugo de naranja Refresco

5.1x1 0-8 5.1x1 0-8 1x10-

1 2. 7 9. 7 7. 3 7. 3 7

2.5x1 0-7 1x10-

6. 6 6

13

10

7

6

6.3x1 0-6 2x104

2.1x1 0-3

Jugo 6.3x1 gástrico 0-3 Ácido de 6.3x1 batería 0-2 Cálculos Tabla 3:

5. 2 3. 7 2. 6 8 2. 2 1. 2

5x10-2

1.3

1.5x10-13

3.7x10-2

5.1x1 0-5 2x10-7

4.3

1.5x10-10

3.8x10-5

6.7

3.8x10-8

1.5x10-7

2x10-7

6.7

3.8x10-8

1.5x10-7

1x10-7

7

7.5x10-8

7.5x10-8

4x10-8

7.4

1.6x10-7

3.5x10-8

9.9x1 0-9 1.6x1 0-9 5x10-

8

7.5x10-7

7.4x10-9

8.8

4.6x10-6

1.2x10-9

1.5x10-4

3.7x10-11

4.8x1 0-12

10. 3 11. 32

1.6x10-3

3.6x10-12

1.6x1 0-12 1.6x1 0-13

11. 8 12. 8

5x10-3

1.1x10-12

4.7x10-2

1.2x10-13

11

LIMPIADOR DE CAÑERIAS: H3O+=10-pH H3O+=10-12.7=2x10-13

OH-1=10-14/H3O OH-1=10-14/2x10-13=5x10-2 pOH=-logOH

Vol=750ml Mol mol OHH3O+

pOH=-log (5x10-2) =1.3

JABON PARA MANOS: H3O+=10-pH H3O+=10-9.7=2x10-10 OH-1=10-14/H3O

OH-1=10-14/2x10-10 =5.1x10-5 pOH=-logOH pOH=-log (5.1x10-5) =4.3

SANGRE H3O+=10-pH H3O+=10-7.3=5.1x10-8 OH-1=10-14/H3O OH-1=10-14/5x10-8 =2x10-7 pOH=-logOH pOH=-log (2x10-7) =6.7

SALIVA: H3O+=10-pH H3O+=10-7.3=5.1x10-8 OH-1=10-14/H3O OH-1=10-14/5x10-8 =2x10-7

pOH=-logOH pOH=-log (2x10-7) =6.7

AGUA H3O+=10-pH H3O+=10-7=1x10-7 OH-1=10-14/H3O OH-1=10-14/1x10-7 =1x10-7 pOH=-logOH pOH=-log (1x10-7) =7

LECHE H3O+=10-pH H3O+=10-6.6=2.5x10-7 OH-1=10-14/H3O OH-1=10-14/2.5x10-7 =4x10-8 pOH=-logOH pOH=-log (4x10-8) =7.4

SOPA DE POLLO

H3O+=10-pH H3O+=10-6=1x10-6 OH-1=10-14/H3O OH-1=10-14/1x10-6 =9.9x10-9 pOH=-logOH pOH=-log (9.9x10-9) =8

CAFE H3O+=10-pH H3O+=10-5.2=6.3x10-6 OH-1=10-14/H3O OH-1=10-14/6.3x10-6 =1.6x10-9 pOH=-logOH pOH=-log (1.6x10-9) =8.8

JUGO DE NARANJA H3O+=10-pH H3O+=10-3.7=2x10-4 OH-1=10-14/H3O

OH-1=10-14/2x10-4 =5x10-11 pOH=-logOH pOH=-log (5x10-11) =10.3

REFRESCO H3O+=10-pH H3O+=10-2.68=2.1x10-3 OH-1=10-14/H3O OH-1=10-14/2.1x10-3 =4.8x10-12 pOH=-logOH pOH=-log (4.8x10-12) =11.32

JUGO GASTRICO H3O+=10-pH H3O+=10-2.2=6.3x10-3 OH-1=10-14/H3O

OH-1=10-14/6.3x10-3 =1.6x10-12 pOH=-logOH pOH=-log (1.6x10-12) =11.8

ACIDO DE BATERIA H3O+=10-pH

H3O+=10-1.2=6.3x10-2 OH-1=10-14/H3O

OH-1=10-14/6.3x10-2 =1.6x10-13 pOH=-logOH pOH=-log (1.6x10-13) =12.8

Observaciones: Al observar cómo es que los indicadores viraban a cierto color especifico como lo fue el extracto de col morada que es un indicador natural cambiaba de color con ciertas sustancias, además de que se puede utilizar una escala de pH de colores para comparar el pH que aproximadamente se puede obtener con este indicador, además de que el papel tornasol y otros indicadores de pH y pOH nos ayudan a determinar que tan acida o que tan básica es una sustancia.

Conclusiones: El pH y el pOH son de suma importancia dentro de la industria y de la vida cotidiana ya que si el pH o el pOH es muy alto puede provocar daños a la piel y a la salud de una persona, además de que nos ayuda a identificar que sustancia es más acidas o cual es más básica para desarrollar algún objeto de uso cotidiano como los jabones, aceites, productos de limpieza, etc. El pH es muy importante en la vida cotidiana ya que no podemos manipular una sustancia sin saber si es de carácter acido o carácter básico ya que podríamos sufrir daños, para esto se invento la escla de pH y pOH que clasifican a las sustancias por niveles de acides y basicidad que nos permitirán saber si la sustancia que se maneja se debe de hacer bajo condiciones especiales y con protección.

BIBLIOGRAFÍA

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