Informe De Quimica Ph

Introducción
El objetivo de este trabajo en determinar las propiedades químicas y físicas de las disoluciones acidas y básicas.
Para poder entender y analizar el desarrollo, de los laboratorios realizados, primeros debemos definir ciertos conceptos, los cuales nos van a ayudar a comprender mejor el contexto en el cual trabajamos.
Ácidos y bases:
Al clasificar las sustancias químicas deacuerdo a sus características, podemos encontrar 3 grupos: los ácidos, las bases y las sales.
Ácidos: son sustancias que se comportan como electrolitos, es decir, conforman soluciones conductoras de electricidad; dependiendo de su comportamiento tiñen a algunos indicadores, por ejemplo, tiñen de rojo al papel tornasol azul. Al reaccionar con una base, pierden sus propiedades anteriores debido a suneutralización.
Ejemplo: HCl (acido clorhídrico) H+ + Cl-
Bases: son sustancias que se comportan como electrolitos al igual que los ácidos, aunque los iones que generan son diferentes. Tiñen de azul al papel tornasol rojo, es decir, contrario al ácido. Al reaccionar con un ácido, pierden sus propiedades anteriores al neutralizarse; producen una sensación jabonosa al tacto.
Ejemplo: KOH (hidróxidode potasio) K+ + OH-
Teorías de acido base:
1- Teoría de Arrhenius:
Ácido: aquella entidad que en solución acuosa libera iones de hidrogeno al medio (H+). Ejemplo: H2SO4 2H+ + SO4-2
Base: aquella entidad que en solución acuosa libera iones de hidroxilo al medio (OH-). Ejemplo: Al(OH)3 Al+3 + 3OH-

2- Teoría de Lowry y Brönsted:
Ácido: aquella entidad que puede donar o ceder ioneshidrogeno al medio en solución. Ejemplo: NH4+ H+ + NH3
Base: aquella entidad que puede captar o aceptar iones hidrogeno del medio solución. Ejemplo: HS- + H+ H2S

También esta teoría propone el término “conjugado de”, es decir, cada acido y base tendrá su respectivo conjugado.
Ejemplo: HCl + SO4-2 HSO4- + Cl-
Donde HCl es ácido y el Cl- es base conjugada, el SO4-2 es base y el HSO4- esacido conjugado.

3- Teoría de Lewis:
Ácido: aquella entidad capaz de aceptar un par de electrones en su entorno.
Base: aquella entidad capaz de ceder o donar un par de electrones.
Medida de la acidez y basicidad:
Es posible, matemáticamente hablando, medir la acidez o basicidad de una entidad. Pero al referirnos al lado experimental, se utilizara un instrumento llamado peachimetro.
Eltérmino usado es el pH y es una escala propuesta por el investigador Sörensen. El rango de medición está entre 0 y 14y, se define a través del logaritmo de la concentración del ion hidrogeno.
pH = -log {H+}
También se puede aplicar la concentración de OH-, a la constante de acidez y basicidad del agua.
pOH = -log {OH-}
La escala de pH distingue 3 zonas:
1. Zona acida: pH de 0 a 6.9;relación entre concentraciones, {H+} > {OH-}.
2. Zona neutra: pH 7; relación entre concentraciones, {H+} = {OH-}.
3. Zona básica: pH de 7.1 a 14; relación entre concentraciones, {H+} < {OH-}.
La principal relación entre el pH y el pOH es, que la suma de ambas concentraciones debe ser 14, es decir: pH + pOH = 14 (al aumentar el pH, el pOH va disminuyendo y viceversa).
pH | pOH |
0 | 14|
1 | 13 |
3 | 11 |
5 | 9 |
7 | 7 |
9 | 5 |
11 | 3 |
14 | 0 |

Indicadores de pH:
Los indicadores son compuestos orgánicos principalmente, que tiene un rango determinado de pH a medir, esto a su vez, es manifestado por colores específicos, los cuales indican si una solución en acido o básica.
El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación odesprotonación de la especie. Los indicadores son útiles en titulación de ácidos y bases. Algunos ejemplos de estos indicadores son, entre los más comunes, la fenolftaleína y el rojo de metilo.
Los indicadores naturales de pH, son en su mayoría, vegetables o plantas, que al entrar en contacto con alguna solución, activan sus respectivos pigmentos, cambiando de color.

Neutralización:
La...