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PRÁCTICA #6 “PH, ÁCIDOS Y BASES” INTRODUCCIÓN Acidez y basicidad Definiciones según Brønsted-Lowry (1) Ácido: es cualquier especie capaz de donar un protón, H +. En cuanto a estructura química, esto significa que cualquier ácido de Brønsted-Lowry debe contener un hidrógeno que se puede disociar como H+ (1). Base: es cualquier especie capaz de aceptar un protón, lo que requiere un par solitario de electrones para enlazarse a H +. Para aceptar un protón, una base de Brønsted-Lowry debe tener al menos un par solitario de electrones para formar un nuevo enlace con un protón (1). Reacción ácido-base: es cualquier reacción en la cual se transfiere un protón de un ácido a una base. Podemos utilizar las definiciones de Brønsted-Lowry para discutir las reacciones ácido-base en cualquier disolvente, así como las que ocurren en fase gaseosa. Por ejemplo, consideremos la reacción del gas del amoniaco (1):

Fig. 1. Reacción de gas de amoniaco, NH 3(g), con cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl(g), para formar cloruro de amonio sólido, NH4Cl(s) (1). Los ácidos y bases fuertes se ionizan totalmente en solución acuosa, mientras que los ácidos y las bases débiles solo se ionizan parcialmente (1).

Definiciones de Arrhenius (1) Ácido: Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de iones H+ (o protones) en solución acuosa. Por ejemplo, consideremos la reacción de disociación para el ácido clorhídrico, HCl, en agua (1):

Fig. 2. Reacción de disociación de HCl en agua (1). Base: Una base de Arrhenius se define como cualquier especie que aumenta la concentración de iones hidróxido, OH-, en solución acuosa. Un ejemplo de una base de Arrhenius es el hidróxido de sodio, NaOH, que es altamente soluble. El hidróxido de sodio se disocia en agua de la manera siguiente (1):

Fig. 3. Reacción de disociación de NaOH en agua (1). Reacciones ácido-base: ácido de Arrhenius + base de Arrhenius = agua + sal (1) Cuando un ácido de Arrhenius reacciona con una base de Arrhenius, los productos son generalmente agua y una sal. Estas reacciones también se conocen como reacciones de neutralización (1). En solución acuosa, los iones H+ inmediatamente reaccionan con las moléculas de agua para formar iones hidronio, H3O+ (1). Ácidos y bases fuertes y débiles (2) 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 (2). Un ácido y una base son débiles cuando en el agua se ionizan parcialmente, es decir, en solución habrá una proporción de cationes, otra proporción de aniones y otra de moléculas no disociadas (2).

Ejemplo de ácidos fuertes (2): •

Ácido clorhídrico: HCl

•

Ácido perclórico: HClO4

•

Ácido sulfúrico: H2SO4

•

Ácido crómico: H2CrO4

•

Ácido nítrico: HNO3

•

Ácido tetraflurobórico: HBF4

•

Ácido bromhídrico: HBr

Ejemplos de bases fuertes (2): •

Hidróxido de sodio: NaOH

•

Hidróxido de calcio: Ca(OH)2

•

Hidróxido de litio: LiOH

•

Hidróxido de bario: Ba(OH)2

•

Hidróxido de potasio: KOH

•

Hidróxido de estroncio: Sr(OH)2

•

Hidróxido de rubidio: RbOH

•

Hidróxido de aluminio: Al(OH)3

•

Hidróxido de cesio: CsOH

Ejemplos de ácidos débiles (2): •

Ácido fórmico: H2CO2

•

Ácido nitroso: HNO2

•

Ácido acético: H3CCOH

•

Ácido láctico: HC3H5O3

•

Ácido cianhídrico: HOCN

•

Ácido carbónico: H2CO3

•

Cianuro de hidrógeno: HCN

•

Ácido bórico: H3BO3

•

Ácido hipocloroso: HOCl

Ejemplos de bases débiles (2): •

Amoníaco: NH3

•

Metilamina: CH3NH2

•

Etilamina: C2H5NH2

•

Anilina: C6H5NH2

•

Piridina: C5H5N

•

Benzilamina: C7H9N

•

Bicarbonato NaHCO

de

sodio:

¿Qué es el pH? (3) Según

la

teoría

Brönsted-Lowry,

ácido-base

los

ácidos

de son

sustancias capaces de donar un protón (H+), mientras que las bases son capaces

de

aceptarlos.

De

esta

Figura 4. Concepto gráfico de ácidos y bases. (3)

manera las reacciones entre ácidos y bases pueden interpretarse como reacciones de transferencia de protones (3). Según Peter Sørensen, 1909, el pH está ligado a la cantidad de H+. Mediante el uso de electrodos podemos medir la cantidad de H+ presente en una disolución, es decir, la concentración de H+ (3).

Sørensen

decidió

aplicar

la

función logaritmo sobre el valor de la concentración de H+ para simplificar el manejo de sus magnitudes exponenciales. Esa es la definición matemática del pH: el logaritmo en base 10, cambiado

de

signo,

de

la

Figura 5. Escala de pH con algunos ejemplos. (3)

concentración de H+, cuando ésta se expresa en moles por decímetro cúbico (3). Ejemplo: Si [ H+] = 10 -2 entonces pH = – log [ H+] ⇒ pH = – log [ 10 -2 ] ⇒ pH = 2 (4). Siendo su fórmula:

Figura 6. Fórmula del pH. (5)

Análogamente, se define pOH como el logaritmo de la concentración de iones OH -, con el signo cambiado:

Figura 7. Fórmula del pOH. (5)

Se puede establecer la siguiente relación entre el pH y el pOH. Partiendo de la expresión del producto iónico del agua (Kw):

Figura 8. Relación entre pH y pOH. (5) Tomando logaritmos:

Figura 9. Logaritmos. (5) Y cambiando de signos se obtiene que:

Figura 10. Logaritmos con signo cambiado (5). O lo que es lo mismo,

Figura 11. Relación entre pH y pOH (5). La escala de pH va desde el 0 hasta el 14. Por debajo del 7 las disoluciones son ácidas y la acidez es más intensa cuanto más descendemos en la escala. Por encima del 7 las disoluciones son básicas y son más básicas cuanto más se alejan del 7 (4).

Esta escala puede parecer pequeña, pero el pH es un factor logarítmico, cada nivel es 10 veces más grande que el siguiente, un pH de 9 es diez veces más alcalino que un pH de 8. Un pH de 2 es diez veces más ácido que un pH de 3, y 100 veces más ácido que una lectura de 4 (4). Rango normal de pH de diversos fluidos corporales (5)

•

Nuestra sangre tiene un rango de pH de 7.35 a 7.45, lo que la vuelve un poco básica

•

el ácido estomacal tiene un pH de alrededor de 1.5 a 3.5

•

El pH de la saliva se coloca a partir de 6,5 a 7,5

•

Nuestro intestino es ligeramente alcalino, con un pH de 7−8.5

•

En la orina los valores normales fluctúan entre 4.6 y 8.0

•

El valor óptimo de pH de la piel en la mayor parte del rostro y el cuerpo ronda entre 4,7 y 5,75

Fig. 12. pH del aparato gastrointestinal. Esófago, estómago, duodeno, intestino delgado, colon. (5)

Indicador de pH (6) Los indicadores son colorantes orgánicos, que experimentan una variación de color que se puede observar en una escala numérica llamada escala pH. Según estén en presencia de una sustancia ácida o básica el color es de un tono determinado.

Este indicador está dividido en ácidos y bases y en la parte central donde se encuentran estas dos substancias, se encuentra otro tipo de carácter llamado neutro, en que la substancia está equilibrada. Es decir, tiene tanto carácter básico como ácido (6).

Figura 13. Escala del pH (6)

Cada uno de los indicadores posee un intervalo de viraje que lo caracteriza, reducido de unidades de pH. Dentro de dicho intervalo es donde se produce el cambio de color, o viraje. (7) Tabla 1. Demostración de los indicadores ácido-base más utilizados, junto a sus intervalos de viraje y el color que tienen cuando el pH es menor –color 1- o superior –color 2-, de dicho intervalo. (7) INDICADOR

ZONA DE VIRAJE

COLOR 1

COLOR 2

Rojo de cresol

0.2 - 1.8

Rojo

Amarillo

Azul de timol

1.2 - 2.8

Rojo

Amarillo

Naranja de metilo

3.1 – 4.4

Rojo

Amarilloanaranjado

Azul de bromocresol

3.8 - 5.4

Celeste

Verde

Rojo neutro

6.8 – 8.0

Rojo

Amarillo

Tornasol

5.0 – 8.0

Rojo

Azul

Fenolftaleína

8.2 – 10.0

Incoloro

Rojo

Timolftaleína

9.3- 10.5

Incoloro

Azul

Azul de bromitol

6.0 – 7.6

Amarillo

Azul

Indicador universal (8) Debido a que los indicadores cambian de color a través de diferentes rangos de pH, se pueden combinar a veces para ofrecer cambios de color en un rango de pH más amplio. Por ejemplo, “ indicador universal “contiene azul de timol, rojo de metilo, azul de bromotimol, azul de timol y fenolftaleína. Se cubre un rango de pH de menos de 3 (rojo) hasta más de 11 (violeta). Los colores intermedios incluyen naranja / amarillo (pH 3 a 6), verde (pH 7 o neutro), y azul (pH 8 a 11) (8). ¿Qué indicador se puede extraer de la col morada y sus propiedades? (9) El colorante de la col morada se puede extraer calentando durante 5-10 minutos, una o dos hojas de la col en agua purificada. El colorante así obtenido se llama cianidina y tiene propiedades químicas muy interesantes, una de ellas es la rápida reacción con los ácidos-bases, por ejemplo el color azul-violeta que presenta en medio neutro (pH= 7) cambia a colores que tienden hacia el rojo en medio ácido (pH= 1-6), y a colores que en medio básico tienden hacia el verde (pH=8-12) y al amarillo (pH= 13-14). Expresado en otras palabras, la col morada nos indica si se trata de sustancias ácidas, básicas o neutras.

Figura 14. Escala de colores que toma el extracto de la col morada: en presencia de ácidos (1-6) y bases (8-14). (9)

¿Qué es un potenciómetro? Es el dispositivo que se utiliza para medir la diferencia de potencial existente entre un electrodo de trabajo y uno de referencia, cuando ambos están sumergidos en una solución de la cual se desea determinar su acidez o basicidad, expresando esta como pH. (10) o

Tipos de potenciómetros que existen. (11)

❖ Tiras reactivas: es aquel que está impregnado de algunas sustancias químicas que ayudan a medir ciertas concentraciones de sustancias. Utilizada en laboratorios ❖ potenciómetro portátil: nos permite movilizar y poder medir diferentes tipos sustancias en campo. Se compone de un simple amplificador electrónico y un par de electrodos, o alternativamente un electrodo de combinación, y algún tipo de pantalla calibrada en unidades de pH. ❖ potenciómetro de mesa: Son instrumentos de precisión que nos permite determinar con mayor resolución. consiste en un par de electrodos, uno de calomel (mercurio, cloruro de mercurio) y otro de vidrio, sumergidos en la disolución de la que queremos medir el pH. La varita de soporte del electrodo es de vidrio común y no es conductor, mientras que el bulbo sensible, que es el extremo sensible del electrodo, está formado por un vidrio polarizable (11).

Fig. 15. Tira reactiva (11)

Cómo

se

calibra

Fig. 16. Potenciómetro portátil (11)

un

potenciómetro

Fig. 17. Potenciómetro de mesa (11)

para

pH.

(10)

La calibración de un potenciómetro se debe realizar a través de buffers, los cuales consisten en sistemas con pH

prácticamente

invariable

que

contienen

una

sustancia de carácter débil y su especie conjugada. Cada solución amortiguadora posee un pH específico, el cual puede ser ácido básico o neutro (10). Figura 18: Buffers de 4, 7 y 10 de pH (12)

o

Además del pH, ¿qué más se puede medir con un potenciómetro? Permite medir el pOH y la concentración molar del H y del OH (10 ).

o

Cuidados en su manejo. (13) El electrodo debe mantenerse humedecido siempre. Se recomienda que se guarde en una solución de 4M KCl; o en un buffer de solución de pH 4 ó 7. No se debe guardar el electrodo en agua destilada, porque eso causaría que los iones resbalaran por el bulbo de vidrio y el electrodo se volvería inútil. Se debe enjuagar con agua destilada antes de calibrarlo, y antes de medir el pH para no alterar los valores (13).

OBJETIVOS 1. Conocer y describir de manera práctica los conceptos de acidez, basicidad y pH al realizar mediciones de diferentes soluciones ácidas y alcalinas. 2. Aprender el uso y utilidad del potenciómetro como instrumento para la medición de pH. 3. Comprobar la utilidad de los indicadores de pH como el extracto de col morada. EQUIPO Y MATERIALES Del laboratorio: 1. 50 mL de solución de HCl 1M 2. 50 mL de solución de NaOH 1M 3. 4 potenciómetros 4. 4 bisturís 5. 4 gradillas 6. 40 tubos de ensaye (donde quepa el electrodo del potenciómetro) 7. 12 vasos de precipitados de 250 ml 8. 4 pipetas terminales graduadas de 10 ml 9. 4 pipeteadores de embolo 10. 4 micro pipetas de 100 - 1000 μl

11. puntas para micro pipetas 12. 4 caja de kimwipes 13. 4 pisetas con H2O destilada 14. 4 planchas con agitación 15. 4 agitadores magnéticos 16. 4 espátulas En casa: 1. 1⁄4 de col morada (repollo morado) 2. 3 limones 3. 1 botellita de vinagre blanco 4. 10 g de bicarbonato de sodio 5. 10 g de jabón en polvo (para lavar ropa) 6. 10 ml de soda transparente (7-up, Sprite o Peñafiel natural) 7. 10 g de NaCl (destapa-caños) 8. 10 g de HCl (ácido muriático) 9. Agua destilada o de garrafón 10. Vasos transparentes PROCEDIMIENTO Colocar aproximadamente 5 mL de cada una de las siguientes sustancias en tubos de ensaye (puede ser en vasos de vidrio o desechables, de preferencia transparentes): 1. HCl (solo si se hace en laboratorio, se puede sustituir con ácido muriático o algún otro comercial) 2. Jugo de limón 3. Vinagre (ácido acético) 4. Soda transparente (7-up, agua mineral, Sprite u otra) 5. H2O destilada (puede sustituirse por agua de garrafón) 6. Bicarbonato de sodio disuelto en agua 7. Jabón comercial disuelto en agua 8. NaOH (se puede sustituir por destapa-caños comercial)

Procedimiento para obtener extracto de col morada (14): 1. Cortar unos 100 g de col morada en pequeños pedazos, seleccionando las hojas más coloridas y delgadas y desechando las partes más carnosas y poco coloridas 2. Colocar la col picada en un recipiente en el que se pueda calentar y cubrir con agua de garrafón, con la menor cantidad de agua posible, pero que cubra por completo la col. 3. Calentar hasta que hierva agitando por unos 10 min. 4. Dejar enfriar a temperatura ambiente. 5. Colar y recuperar el líquido morado, desechando la fracción sólida.

Fig. 19. Preparación para la obtención de extracto de col morada Formular tabla de datos para presentar los resultados de cada una de las sustancias (en renglones) con las siguientes columnas: •

pH

•

Concentración molar de [H+]

•

pOH

•

Concentración molar de [OH-]

•

Color con indicador de col morada

Una vez ob tenido el extracto de col, vamos a colocar una pequeña cantidad a nuestras ocho sustancias, le tomaremos foto al color que adquirió, reportaremos en nuestra tabla de resultados y realizaremos los cálculos correspondientes.

Procedimiento del uso del potenciómetro (15): 1. Removemos el protector del electrodo, el cual está sumergido en una solución acuosa para su apto funcionamiento 2. Limpiamos con agua destilada el potenciómetro 3. Empezamos a calibrarlo basándonos en el manual del propio potenciómetro, usando soluciones estándar o Buffer de pH 7 4. Removemos

el

electrodo

y

lo

enjuagamos

con

agua

destilada,

posteriormente se seca para evitar contaminación 5. Se calibra con el estándar de pH 4 y repetimos el lavado 6. Pasamos a calibrar con el estándar de pH 10, repetimos el lavado y secado 7. El proceso de calibración se debe repetir cada vez que se usa el potenciómetro 8. Pasamos a medir una muestra, sumergiendo el electrodo 9. Una vez hecho las mediciones necesarias, lavamos y secamos por última vez 10. Para finalizar, colocamos de nuevo la cubierta del electrodo para mantenerlo húmedo 11. No se debe ladear demasiado ni voltear el electrodo hacia abajo

RESULTADOS ESPERADOS

Fig. 20. Escala de pH y color con indicador de extracto de col morada (16).

RESULTADOS Tabla 2: Listado de sustancias a las que se evaluará el pH, mostrando pOH y concentración molar de H+ y OH-.

Sustancia pH [H ] pOH [OH ] +

Color

-

HCl

1

10−1

13

10−13

Rojo intenso

Limón

3

10−3

11

10−11

Rojo violeta

Vinagre

3.6

10−3.6

10.4

10−10.4

Rojo violeta

Soda

4

10−4

10

10−10

Rojo violeta

Agua

6.5

10−6.5

7.5

10−7.5

Violeta

Bicarbonato

8.5

10−8.5

5.5

10−5.5

Azul

Jabón

9.2

10−9.2

4.8

10−4.8

Azul verde

NaOH

14

10−14

0

100 = 1

Amarillo

Cálculos de la tabla H+ = 𝟏𝟎−𝒑𝑯

pOH = 14-pH

OH- = 𝟏𝟎−𝒑𝑶𝑯

pH= 1

H+ = 10−1

pOH= 14-1 = 13

OH- = 10−13

pH= 3

H+ = 10−3

pOH= 14-3 = 11

OH- = 10−11

pH= 3.6

H+ = 10−3.6

pOH= 14-3.6 = 10.4

OH- = 10−10.4

pH= 4

H+ = 10−4

pOH= 14-4 = 10

OH- = 10−10

pH= 6,5

H+ = 10−6.5

pOH= 14-6.5= 7.5

OH- = 10−7.5

pH= 8.5

H+ = 10−8.5

pOH= 14-8.5= 5.5

OH- =10−5.5

pH= 9.2

H+ = 10−9.2

pOH=14-9.2= 4.8

OH- = 10−4.8

pH= 14

H+ = 10 −14

pOH= 14-14 =0

OH- = 100 = 1

Fotos de los resultados

Figura 21: Resultado del pH del ácido muriático.

Figura 24: Resultado del pH de la soda

Figura 22: Resultado del pH del Limón.

Figura 25: Resultado del pH del agua

Figura 27: Resultado del pH del jabón diluido en agua

Figura 23: Resultado del pH del vinagre.

Figura 26: Resultado del pH del bicarbonato de sodio diluido en agua

Figura 28: Resultado del pH del hidróxido de sodio

DISCUSIONES En este apartado se hará menció...