Acido base

Introducción
En el equilibrio, las disoluciones acuosas pueden comportarse como ácidas, básicas o neutras. Para el estudio y desarrollo de la práctica es importante saber que los ácidos y bases pueden ser de carácter fuerte o débil, esto depende de cuantos iones H+ u OH- estén presentes en la disolución, es decir al porcentaje de disociación ácido-basico2. Esta propiedad de acidez o basicidadse relaciona a una escala conocida como pH1. La escala de pH va desde 0 a 14, donde de 0 a 7, se considera una disolución ácida, de 7 a 14 básica, e igual a 7 neutra, debido a que las concentraciones de iones H+ y OH- en el equilibrio son iguales1. Entre más se aproxima la disolución a los extremos de la escala más fuerte es su carácter1. Cuando las disoluciones son estables su tendencia a cambiares poca, de manera que cuando el pH de una disolución es 7, al adicionar uno de los dos iones que generan la acidez o basicidad, la disolución necesita de una gran cantidad para cambiar el pH de la disolución1. Con esta práctica se quiere estudiar el comportamiento de las disoluciones, y la disociación de sales para formar sustancias ácidas o básicas en el agua.
Sección experimental
Se siguió elprocedimiento establecido en el Manual de Prácticas de Laboratorio de Química General ll QU-01032.
Resultados y discusión
Cuadro l. pH experimental y teórico de las disoluciones empleadas en la práctica a Cn 0,1 mol/L.
Compuesto
pH experimental
Kb (25°C)
Ka (25 °C)
pH teórico
HCl
H2SO4
CH3COOH
H3BO3
KCl
NaOH
NH3
0
0
3
6
14
14
10
-
-
-
-
-
-
1,8 X10-5
-
-
1,8 X10-55,8 X10-5
-
-
-
-
-
2,87
2,61
-
-
11,1

Se calculó el pH de diferentes sustancias a una cn de 0,01 mol/L mediante la ecuación 1.
Ecuación 1. Cálculo del pH.
)

Cálculo del pH teórico del CH3COOH:


Se observó que el pH experimental no pudo ser muy preciso debido a que se realizó usando la tabla de colores y los indicadores de pH que simplemente se pudieron comparar con uncolor asociado a un intervalo del posible valor exacto del pH, sim embargo los valores del pH teórico encontrados para los compuestos estudiados no se alejaron mucho del valor obtenido experimentalmente. De esta manera se observó que el HCl y el H2SO4 al ser ácidos fuertes, se da un porcentaje de ionización de un 100%, lo que indicó la formación de 0,1 mol/L de H+ en la disociación, lo que enconclusión causó un pH de 0. De manera parecida el NaOH y el KCl al ser bases fuertes su porcentaje de disocuiación es 100%, se da una formación en el equilibrio de 0,1 mol/L de iones OH-, lo que casó que el pH fuera muy elevado. El CH3COOH presentó experimentalmente un valor de pH de 3, lo que indicó su incapacidad de ser un ácido fuerte, y esto se confirmó ya que el valor teórico es 2,87. Luego seanalizó el H3BO3 experimentalmente con un valor de pH de 6, se realizó el cálculo 1 respectivo para determinar el pH teórico, que registró un valor de 2,61, muy lejano del experimental, se atribuye el error al agua destilada que se utilizó, ya que al parecer esta presentó un carácter básico, lo que pudo alterar los datos. Por último se analizó el NH3 una base débil, con la cual el pH teórico secalculó, primero encontrando el pOH de la sustancia, y luego restándole el valor a 14. Este registró un pH de 11,1, cercano al experimental. En conclusión se observó que las mediciones realizadas fueron bastante precisas.
Cuadro ll. Color y reacción de la hidrólisis de sales al adicionar azul de bromotileno.
Reacción
Sal
Color
Reacción
1
2
3
4
NaCl
Na3PO4
NH4Cl
CH3CO2NH4
Azul marino
Azulmarino
Verde azul
Verde intenso
NaCl + H2O ↔ NaOH + HCl
Na3PO4 + 3H2O ↔ NaOH + 2H3PO4
NH4Cl + H2O ↔ NH4+ + Cl-
CH3COONH4 ↔ CH3COO- + NH4+

El azul de bromotimol es un compuesto orgánico que cambia su color dependiendo del pH de la disolución, este se torna azul cuando la disolución es básica, por eso como se observó en el cuadro ll, la reacción 2 se forma una base fuerte, lo que causó...