Laboratorio de qumica

UNIVERSIDAD NACIONAL DE JUJUY
FACULTAD DE INGENIERIA




QUIMICA I
LABORATORIO N°5
“EQUILIBRIO IÓNICO”





COMISIÓN 9

Nombre y Apellido DNI LU
1. Mamani Chalco, Maicol Daniel 34.544.822 581
2. Calisaya, José Alberto 35.932.244 1001
3. Alvarez, Federico Ezequiel 37.094.228 780

FECHA DE REALIZACIÓN: 20 – 11 – 13
FECHA DE PRESENTACIÓN: 27 – 11 – 13ACIDOS Y BASES – pH – INDICADORES – HIDRÓLISIS – SOLUCIONES REGULADORAS DE pH – ANFOTERISMO

INTRODUCCIÓN TEÓRICA
ACIDOS Y BASES
1) Propiedades Generales
Ácidos:
-Tienen sabor agrio. Ejemplo: el sabor del vinagre se debe al ácido acético, y la acidez de los frutos cítricos, al ácido cítrico.
-Producen cambios de color en los pigmentos vegetales. Ejemplo: cambian el color del tornasol de azul arojo.
-Reaccionan con ciertos metales como el cinc, magnesio y hierro para producir hidrógeno gaseoso.
-Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos (por ejemplo, Na2CO3, CaCO3, NaHCO3) para producir dióxido de carbono gaseoso.
-En solución acuosa conducen la electricidad.
Bases:
-Tienen sabor amargo.
-Se sienten jabonosas. Por ejemplo, los jabones que tienen bases, exhiben esta propiedad.-Producen cambios de color en los pigmentos vegetales. Por ejemplo: cambian el color de tornasol de rojo a azul.
-En solución acuosa conducen la electricidad.






2) Definiciones
Según:
Ácido
Base
Arrhenius
Se ioniza para producir iones hidrógeno,H+
Se ioniza en agua para producir iones OH- (hidróxido o oxidrilo)
Bronsted
Es capaz de donar iones hidronio, H3O+
Es capaz deaceptar iones hidronio, H3O+
Lewis
Acepta pares de electrones
Cede pares de electrones

Los ácidos y las bases según Arrhenius, son compuestos que se disocian en solución acuosa dando iones hidronio (H3O+) en el caso de los ácidos; en el caso de las bases hidroxilo (OH-). Ejemplo:
HCl (ac) → H+ (ac) + Cl- (ac)
Na (OH) (ac) → Na+ (ac) + OH- (ac)
3) Par conjugado, ácido – base
El concepto de parconjugado ácido – base es una extensión de la definición de ácidos y bases de Bronsted; dicho par se puede definir como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado.
La base conjugada de un ácido de Bronsted es la especie que queda cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, y a la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un ion hidrógeno a una base de Bronsted.Todo ácido de Bronsted tiene una base conjugada y toda base de Bronsted tiene un ácido conjugado. Los componentes de un par conjugado se diferencian en un ion hidrógeno.
Así, para el HCl:
HCl (ac) + H2O (l) → Cl- (ac) + H3O+ (ac)
Ácido1 + Base2 → Base Conjugada1 + Ácido Conjugado2
Los subíndices 1 y 2 identifican a los pares conjugados ácido – base.
La definición de Bronsted permite clasificaral amoníaco como base por su capacidad de aceptar un ion hidrógeno:
NH3 (ac) + H2O (l) → NH4+ (ac) + OH- (ac)
Base1 + Ácido2 → Ácido Conjugado1 + Base Conjugada2

4) Fuerza de ácidos y bases
Los ácidos y bases que en agua se disocian totalmente, se llaman ácidos y bases fuertes.
Las ecuaciones químicas correspondientes a la disociación de ácidos y bases fuertes muestran la irreversibilidad dela misma, mediante la flecha en un solo sentido:
Ejemplos para ácidos fuertes
HCl (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + Cl- (ac)
HNO3 (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + NO3- (ac)
Ejemplos para bases fuertes
Na(OH) (ac) → Na+ (ac) + OH- (ac)
Ba(OH)2 (ac) → Ba2+ (ac) + 2 OH- (ac)
Se llaman ácidos y bases débiles a aquellos que en solución acuosa presentan sólo algunas moléculas disociadas y el resto sindisociar.
Las ecuaciones químicas correspondientes a la disociación de ácidos y bases débiles muestran el equilibrio (mediante la doble flecha) del ácido o base sin disociar y los iones resultantes de la disociación.
Para el caso de un ácido débil: HA (ac) + H2O (l)  A- (ac) + H3O+ (l)
Para el caso de una base débil: B(OH)n (ac)  B+ (ac) + n OH- (ac)
Siendo sus respectivas constantes de...