Practica 3 Analitica

Práctica 3
Estudio de equilibrios
ácido-base


Introducción
Según el modelo de Lewis: 1) Un ácido es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par de electrones. 2) Una base es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones.
Todas las sustancias químicas que son ácidos conforme a las teorías de Arrhenius y de Bronsted-Lowry liberan iones H+; por lo tanto, tambiénson ácidos según la teoría de Lewis. Además de esto, las definiciones de Lewis expanden el modelo de ácidos y bases más allá de los modelos de Bronsted-Lowry y Arrhenius.
Un ácido fuerte es aquel que se disocia por completo en disolución acuosa perdiendo un protón:
HA(ac) → H+(ac) + A−(ac)
En cambio un ácido débil es aquel que no se disocia por completo en disolución acuosa:
HA(ac) ↔ H+(ac) +A−(ac)
La fuerza de un ácido está determinada por su constante de disociación (Ka). En general un ácido débil tiene una constante mayor que un ácido fuerte.
Ka=H+A-HA
Debido a que las constantes de disociación normalmente son elevadas, se prefiere una notación logarítmica (pKa) que se expresa como:
pKa=-logKa
La escala de pH y pOH
Se define el pH de una disolución como el negativo dellogaritmo de la concentración de iones hidrógeno, [H+]. El agua pura tiene una concentración de iones H+ de 1x10-7 y un pH de 7. Toda disolución neutra tiene un pH=7, una ácida pH<7 y una básica pH>7. En contraparte el pOH se define como el negativo del logaritmo de la concentración de iones –OH.
pH=-logH+ pOH=-log-OHpH+pOH=14
Un indicador de pH es un compuesto químico que es agregado en pequeñas cantidades a una disolución para determinar visualment la acidez o basicidad de una disolución. Los indicadores de pH son frecuentemente acidos o bases débiles; la reacción en general puede representarse como:
HInd + H2O ↔ H3O+ + Ind-
De la siguiente ecuación se deriva que cuando el pH de la disolución iguala el pKadel indicador ambas especies se presentan en igual cantidad, si el pH es mayor que el pKa, la concentración de la base conjugada es mayor y predomina el color asociado a esta base. Lo contrario ocurre si el pH es menor que el pKa: pH=pKa+logInd-HInd
Existen algunos indicadores incoloros que cambian a un valor de pH dado mientras que en otras se observa un cambio gradual del color.
Tareas porcubrir
* Estudiar el comportamiento de los indicadores ácido-base.
* Observar el desplazamiento del equilibrio ácido-base por efecto de la dilución.
* Utilizar correctamente un pHmetro.
* Calcular las constantes de equilibrio de las reacciones ácido base.

Material utilizado
24 | Tubos de ensayo |
12 | Vasos de precipitados 20 mL |
1 | Gradilla |
1 | Pipeta graduada 10 mL|
1 | Pipeta volumétrica 1mL |
2 | pH metro |
1 | Electrodo combinado de pH |
2 | Piseta |
1 | Jeringa con manguera |
1 | Matraces aforados de 100 mL |
1 | Embudo de vidrio |

Reactivos utilizados
HCl 0.1M | HCl 1.0M |
Solución reguladora de pH=4 |
Solución reguladora de pH=7 |
NaOH 0.1M | NaOH 1.0M |
Biftalato de potasio 0.05m |
Urotropina 0.1M pH=6 |
Ácido acético0.1M | Ácido acético 1.0 M |
Bicarbonato de sodio 0.1M |
Tetraborato de sodio 0.005 M |
NaH2PO4 0.1M | Na2HPO4 0.1M |
Indicador universal |
Agua destilada |
Anaranjado de metilo |
Fenolftaleína |
Soluc. sat. de tartrato ácido de potasio |
Indicador de col morada |
Acetato de sodio 0.1M | 1.0 M |
Amoniaco | Cloruro de amonio |
Ácido fosfórico |
Dihidrógenofosfato desodio |
Carbonato de sodio |

Procedimiento experimental
Parte I
Se colocaron aproximadamente 10 mL de cada una de las disoluciones listadas en la tabla 1y se midió su pH con el pHmetro calibrado. En seguida se agregó indicador universal a estas disolu-ciones, se registró su color y por último se agregaron las mismas disoluciones en tres grupos de tubos de ensayo pero esta vez agregando:...