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Instituto PolitécnicoNacionalEscuela Superior de IngenieríaQuímica e Industrias ExtractivasDepartamento de formaciónbásicaLaboratorio de Química deSolucionesPérez Nieto Juan OswaldoPractica no. 9: “Ácidos y Bases.Fuertes y Debiles”Profe. Ing. Ortiz Rosas GustavoPeriodo 2021/1 (Septiembre-Febrero)Ses...

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Instituto Politécnico Nacional Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas Departamento de formación básica Laboratorio de Química de Soluciones

Pérez Nieto Juan Oswaldo Practica no. 9: “Ácidos y Bases. Fuertes y Debiles”

Profe. Ing. Ortiz Rosas Gustavo Periodo 2021/1 (Septiembre-Febrero)

Sesión 9 Química de Soluciones “Ácidos y Bases fuertes y debiles”

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 En 1923, J. N. Bronsted y T. M. Lowry propusieron de forma independiente una nueva teoría ácido-base. En esta teoría, un ácido es un donador de protones y una base es un aceptador de protones. Para describir el comportamiento del amoníaco como base, que es difícil mediante la teoría de Arrhenius, se puede escribir NH3 + H20 base

NH4+ + OH-

à

(1)

ácido

En la reacción (1) el H2O actúa como un ácido, la cual cede un protón H+ que es ganado por el NH3 (base). Como resultado de esta transferencia se forman los iones NH4+ y OH-, los mismos que se producen en la ionización del hipotético NH4OH de la teoría de Arrhenius. Como el NH4OH(aq) es un electrolito débil, se debe considerar también la reacción inversa de la (1), en la cual el NH4+ es un ácido y el OH- una base. NH4+ + OHácido

à

NH3 + H2O

(2)

base

La forma convencional de representar una reacción reversible es mediante la notación de la doble flecha. También se suele poner los nombres “ácido” y “base” debajo de las cuatro especies químicas de la reacción. NH3

+

base(1)

H2 0

D

ácido(2)

NH4+

+

OH-

ácido(1)

(3) base(2)

Nombramos a la pareja NH4+/NH3 con “1” y a la pareja H2O/OH- con “2”. Cada combinación se denomina par conjugadoácido/base Una molécula de NH3 actúa como base aceptando un protón y un ión NH4+ es el ácido conjugado del NH3. De forma semejante, en la reacción (3) el H2O es un ácido y el ión OH- es su base conjugada. De acuerdo a la reacción (3), se puede escribir la expresión de la constante de equilibrio.

En una disolución acuosa ideal de amoniaco, las moléculas de H2O son tan superiores en número a las moléculas de NH3 y a los iones NH4+ y OH- que el agua, es decir, el disolvente, es prácticamente un líquido puro con una actividad constante e igual a la unidad. Por esta razón, en la expresión de la constante de equilibrio no se encuentra el término [H2O].

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. Al hacer uso de la teoría de Bronsted-Lowry se observan las siguientes características: 1) Cualquier especie que sea un ácido según la teoría de Arrhenius continúa siendo un ácido en la teoría de Bronsted-Lowry; lo mismo se cumple para las bases. 2) Algunas especies, aunque no llevan grupos OH, producen iones OH- en disolución acuosa, por ejemplo OCl-, y por tanto son bases de Bronsted-Lowry. 3) La teoría de Bronsted-Lowry justifica el comportamiento de las sustancias que pueden actuar como ácidos y como bases, las cuales denominan anfipróticas.

Actividades previas Ácidos fuertes: Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, cedena la solución una cantidad de iones a la solución una cantidad de iones H+.H+. Bases fuertes: se disocia completamente, da todos sus iones OH ". Son Bases fuertes: se disocia completamente, da todos sus iones OH ". Son las bases de loslas bases de losmetales alcalinos y los alcalinotérreos. Ejemplos hidróxido de metales alcalinos y los alcalinotérreos. Ejemplos hidróxido de sodio, de potasio. Puedenllegar a ser muy corrosivas en bajas concentraciones. Ácidos débiles: no se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas, concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras. Ejemplo el ácido fosfórico, ácido sulfhídrico. Bases débiles: no se disocian completamente con el agua. Ejemplos hidróxido de amonio,el amoníaco. Precisamente el amoníaco es una base débil porque al disolverse en agua da iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua.

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.

Realiza una comparación en dos calculadoras de diferente marca acerca del procedimiento de introducción de los datos para obtener logaritmos y antilogaritmos En las funciones exponenciales y logarítmicas, cualquier número puede ser la base. Sin embargo, hay dos bases que se usan tan frecuentemente en las matemáticas que tienen nombres especiales para sus logaritmos, ¡y las calculadoras científicas tienen teclas especiales para ellos! Estos son los logaritmos comunes y los logaritmos naturales. Un logaritmo común es cualquier logaritmo con base 10. Recuerda que nuestro sistema numérico es base 10; hay diez dígitos del 0-9 y el valor de posición se determina en grupos de diez. Puedes recordar un “logaritmo común,” entonces, como un logaritmo cuya base es nuestra base “común”, 10. Los logaritmos naturales son distintos a los algoritmos comunes. Mientras que la base de los logaritmos comunes es 10, la base de un logaritmo natural es el número especial e. Si bien esto parece una variable, representa un número irracional aproximadamente igual a 2.718281828459. (Como pi, continúa sin un patrón repetido en sus dígitos.) e también se llama número de Euler o constante de Napier y se escogió la letra e en honor del matemático Leonhard Euler (pronunciado oiler). “e" es un número complicado pero interesante. Veámoslos más de cerca a través del lente de una fórmula que ya has visto antes: interés compuesto.

La fórmula del interés compuesto es , donde A es la cantidad de dinero después de t años, P es el principal o inversión inicial, r es la tasa de interés anual (expresada como decimal, no como porcentaje), m es el número de periodos compuestos en un año y t es el número de años. Imagina qué pasa cuando el compuesto sucede frecuentemente. Si el interés es compuesto anualmente, entonces m = 1. Si el compuesto es mensual, entonces m = 12. El compuesto diario se representaría por m = 365; por cada hora sería m = 8,760. Puedes ver que al aumentar la frecuencia de los periodos compuestos, el valor de m aumenta rápidamente. ¡Imagina el valor de m si el interés fuera compuesto cada minuto o cada segundo! Incluso puedes ir más allá de un segundo y eventualmente obtener un compuesto continuamente. Observa los valores en esta tabla, que se

parece mucho a la expresión multiplicada por P en la fórmula anterior. Conforme x aumenta, la expresión se parece cada vez más a un compuesto continuo.

Actividades de laboratorio

𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯 𝑯𝑵𝑶𝟑 𝑯𝑪𝒍 𝑵𝑯𝟒 𝑶𝑯 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑲𝑶𝑯

pH Experimental Soluciones Acidas 2.874 1.452 1.362 Soluciones Básicas 11.303 13.014 13.063

Titulación de las soluciones Titulando Titulador Volumen o la sol. o la inicial problema estándar (mL) (0.1N) 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯 15 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑯𝑵𝑶𝟑 𝑯𝑪𝒍 𝑵𝑯𝟒 𝑶𝑯 𝐻𝐶𝑙 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑲𝑶𝑯

Gasto del Titulador (mL) 3.8 4.2 5.3 8.8 5.2 4.7

Tipo de indicador

Anaranjado de metilo

Vire

Naranja pálido Amarillo Fenolftaleína Incoloro

Titulación de las soluciones Sol. Sol. Titulador pH pH Diluida Valorada Diluido Valorado 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯 𝐶𝐻" 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑁𝑎𝑂𝐻 3.255 12.294 𝑯𝑵𝑶𝟑 𝐻𝑁𝑂" 1.846 11.442 𝑯𝑪𝒍 𝐻𝐶𝑙 1.785 11.333 𝑵𝑯𝟒 𝑶𝑯 𝑁𝐻$ 𝑂𝐻 𝐻𝐶𝑙 11.157 8.254 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑁𝑎𝑂𝐻 12.609 2.977 𝑲𝑶𝑯 𝐾𝑂𝐻 12.431 2.752

Gasto (mL) 3.8 4.5 5.2 7.8 5.1 4.8

Indicador Anaranjado de metilo

Naranja pálido Amarillo fenolftaleína Incoloro

Combinación de soluciones

𝑯𝑪𝒍 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯 + 𝑵𝑯𝟒 𝑶𝑯 𝑯𝑵𝑶𝟑 + 𝑲𝑶𝑯 𝑯𝑪𝒍 + 𝑵𝑯𝟒 𝑶𝑯 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯 + 𝑵𝒂𝑶𝑯

pH 3.482 9.426 10.474 9.386 9.261

Cálculos de concentraciones (𝑉& ∙ 𝑁& ) 𝑉& 𝑝𝐻 = − log(𝐻 ' ): 𝑁% =

𝐻𝑁𝑂# 𝑉$%&'( = 4.2𝑚𝐿5𝑑𝑒5𝑁𝑎𝑂𝐻5𝑎50.1𝑁 𝑉)(*+,-(.*/0% = 5𝑚𝐿5𝑑𝑒𝐻𝑁𝑂# 5 (4.2𝑚𝐿 ∙ 0.1𝑁) = 0.084𝑁 5 5𝑚𝐿 𝑝𝐻 = − log(0.084) = 1.075 5

𝑁1 =

5 𝐻𝐶𝑙5 𝑉$%&'( = 5.3𝑚𝐿5𝑑𝑒5𝑁𝑎𝑂𝐻5𝑎50.1𝑁 𝑉)(*+,-(.*/0% = 5𝑚𝐿5𝑑𝑒𝐻𝐶𝑙 5

Vire

5 (5.3𝑚𝐿 ∙ 0.1𝑁 ) = 0.106𝑁 5 5𝑚𝐿 𝑝𝐻 = − log(0.106) = 0.974 5

𝑁1 =

5 5 𝐶𝐻# 𝐶𝑂𝑂𝐻5 𝑉$%&'( = 3.8𝑚𝐿5𝑑𝑒5𝑁𝑎𝑂𝐻5𝑎50.1𝑁 𝑉)(*+,-(.*/0% = 5𝑚𝐿5𝑑𝑒5𝐶𝐻# 𝐶𝑂𝑂𝐻 5

5 (3.8𝑚𝐿 ∙ 0.1𝑁) = 0.076𝑁 5 5𝑚𝐿 𝑝𝐻 = − log(0.076) = 1.119 5

𝑁1 =

5 𝑁𝐻2 𝑂𝐻5 𝑉$%&'( = 8.8𝑚𝐿5𝑑𝑒5𝐻𝐶𝑙5𝑎50.1𝑁 𝑉)(*+,-(.*/0% = 5𝑚𝐿5𝑑𝑒𝑁𝐻2 𝑂𝐻5 5 (8.8𝑚𝐿 ∙ 0.1𝑁) = 0.176𝑁 5 𝑁1 = 5𝑚𝐿 𝑝𝐻 = − log(0.176) = 0.754 5

5 5 𝐾𝑂𝐻 5 𝑉$%&'( = 4.7𝑚𝐿5𝑑𝑒5𝐻𝐶𝑙5𝑎50.1𝑁 𝑉)(*+,-(.*/0% = 5𝑚𝐿5𝑑𝑒5𝐾𝑂𝐻 5 (4.7𝑚𝐿 ∙ 0.1𝑁) = 0.094𝑁 5 5𝑁1 = 5𝑚𝐿 𝑝𝐻 = − log(0.094) = 1.026 5

5 𝑁𝑎𝑂𝐻 5 𝑉$%&'( = 5.2𝑚𝐿5𝑑𝑒5𝐻𝐶𝑙5𝑎50.1𝑁 𝑉)(*+,-(.*/0% = 5𝑚𝐿5𝑑𝑒5𝑁𝑎𝑂𝐻 5 (5.2𝑚𝐿 ∙ 0.1𝑁 ) = 0.104𝑁 5 5𝑁1 = 5𝑚𝐿 𝑝𝐻 = − log(0.104) = 0.982 5

5

Observaciones En base a esta experiencia se logro calcular las concentraciones entre reacciones acido- base, así como el potencial de Hidrogeno (pH) de las soluciones salinas acuosas. Para lograr esta experimentación, se tomó como apoyo de cálculo la fórmula del [pH] junto con el [pOH] junto con ellas, se calcularon las concentraciones de los iones hidroxilo [OH-] e hidronio [H3O], dando como resultado una idea de como es el comportamiento de la acidez o alcalinidad sobre una sustancia en sus concentraciones.

Conclusiones Con esta experiencia es importante destacar la teoría de Arrhenius, pero aun mas aceptada es la que formularon el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso. Y la diferencia entre los ácidos fuertes, bases fuertes contra los ácidos débiles y bases fuertes, juegan roles en donde interactúan; casos entre ellos que por consecuente crean combinaciones. Compuestos con propiedades como el pH o pOH que tienen relación con la fuerza de los ácidos o bases, Un ejemplo de un ácido fuerte como el ácido nítrico que es un importante compuesto de carácter ácido fuerte, es un reactivo muy utilizado, tanto en el laboratorio como en la industria, por sus propiedades. Por otra parte, es relevante el [pH], [pOH] así como las concentraciones de las disociaciones que ocurren en cada compuesto formado con los pares conjugados, es importante reconocer y aplicar los cálculos para solucionar problemas en procesos industriales o en laboratorios.

Pérez Nieto Juan Oswaldo

Referencias Borsese, A. (1992). Fuerza de los ácidos y de las bases y criterios de cálculo del pH. Enseñanza de las ciencias: revista de investigación y experiencias didácticas, 86-88. Esper, R. C., & Palacios, P. V. (2006). Equilibrio ácido base. Conceptos actuales. Revista de la Asociación Mexicana de Medicina Crítica y Terapia intensiva, 20(4), 184-192. Meruane, T. ACIDOS Y BASES EN SOLUCImN ACUOSA Inconsistencias del modelo de Brönsted $ Lowry....