Trabajo Practico de Laboratorio Nº4:
Determinación de pH de soluciones acidas, básicas y reguladoras

Objetivos:
* Determinar el pH en sustancias comunes de uso diario, con diferentesindicadores.
* Practicar la técnica de titulación o valoración, para determinar la concentración de una sustancia.
Fundamentos Teoricos:
Acido y Bases: son acidos fuertes; HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4,HClO4. Y bases fuertes: NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. Estos se disocian totalmente en agua.
Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente y por lo tanto, la concentración de los iones H+ oOH- es menor que la totalidad de sus grupos ionizables. Por ejemplo los acidos: HNO2, H3PO4. H2CO3, H2S, HClO, CH3COOH y las bases: NH3, NH4OH, anilina, trimetilamina, etc.
Como para cualquierotro equilibrio químico, la disociación (ionización) de un ácido débil y una base débil en agua es caracterizada por una ecuación de equilibrio. En este caso, la constante de equilibrio para la reacción dedisociación denotada  es llamada constante de acidez para los ácidos y constante de basicidad para las bases.
En general:
Para los ácidos débiles la ecuación de equilibrio es:

Y la constante deacidez está definida por la relación:

La reacción en el equilibrio de cualquier base (abreviadamente) con el agua es caracterizada por una ecuación similar en forma a aquella para la disociación de unácido débil. En este caso es llamada constante de basicidad 

Y la constante de ionización de la base (de basicidad) esta definida como:

Valores de Ka y Kb mucho mayores que la unidadrepresentan concentraciones de las formas iónicas grandes, y valores mucho menores que la unidad lo contrario (pequeña disociación).
En los ácidos y bases débiles se define el grado de disociación α como lafracción de moléculas disociadas inicialmente del ácido o de la base que se puede expresar en tanto por uno o en tanto por cien.
Cuanto más pequeño sea el grado de disociación, más débil será el... [continua]

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