Soluciones Acidas y Basicas Informe 5

“UNIVERSIDAD

NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA”

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL

INFORME N° 05 CURSO

: QUIMICA II (QU-142)

PROFESOR DE PRÁCTICA: Ing. DIAZ MALDONADO, Wuelde César  TEMA

: PH DE SOLUCIONES ACIDAS Y BASICAS

INTEGRANTES

: o o o

VILLANTOY HUAMAN, Angela Soledad PILLACA MARCAQUISPE, Anali HUAYHUAMEZA QUISPE, Alvino

GRUPO

: Viernes: 10:00am  – 1:00pm

FECHA DE EJECUCION

: 01/12/2017

FECHA DE ENTREGA

: 15/12/2017

AYACUCHO – Perú 2016

PH DE SOLUCIONES ACIDAS Y BASICAS I. OBJETIVOS: o o

determinar el pH de diferentes muestras alimenticias. Preparar soluciones acidas y básicas de pH conocido.

II. FUNDAMENTO TEORICO En este punto del desarrollo de nuestro curso, todos ya sabemos que la acidez de los ácidos se debe a los iones hidrógenos positivos o protones y la basicidad o alcalinidad de los hidróxidos se debe a los iones hidróxido. En este apartado, aprenderemos a expresar la acidez o basicidad de las soluciones o de los diferentes medios, en términos de la concentración de protones que existe en las mismas, pero para lograr este fin debemos, previamente,

clarificar

nuestras

ideas

sobre

los

ácidos

y

las

bases.

TEORÍAS SOBRE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES.- Entre ellas tenemos las dos siguientes. TEORÍA DE ARRHENIUS.- Afirma que un ácido es cualquier sustancia que en solución es capaz de ceder iones hidrógeno positivos o protones (H+) y bases es toda sustancia que en solución acuosa es capaz de ceder iones hidróxido (OH-), tal como se sugiere en los siguientes ejemplos:

TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY.- Afirma que: a) ÁCIDO.- Es cualquier molécula o ion con capacidad para ceder iones hidrógeno positivos o protones (H+) en solución acuosa.

Hoy sabemos que los protones no pueden existir en estado libre, sino que apenas se forman, inmediatamente se combina con una molécula de agua formando el ion hidronio.

De lo dicho anteriormente se desprende que el ion hidronio es la especie iónica que predomina en las soluciones ácidas, aunque por razones de carácter práctico se suele afirmar que en un medio ácido predominan los iones hidrógenos positivos o protones.

b) BASE.- Es cualquier molécula o ion con capacidad para aceptar iones hidrógenos positivos o protones.

De la observación de la última ecuación podemos deducir que las sustancias que en su estructura

presentan

el

ion

hidróxido

tienen

carácter

básico.

ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES.-Recordemos que todos los ácidos, hidróxidos y sales, al disolverse en agua se disocian parcial o totalmente en iones, por esa razón se les llama electrolitos. Un electrolito que se disocia total o casi totalmente en iones se llama electrolito fuerte, pero si son pocas las moléculas que se disocian en iones, por debajo del 5%, se llaman electrolitos débiles. Son electrolitos fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, NaCl, LiOH, NaOH, RbOH, CsOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, etc. Son electrolitos débiles: H2S, H3PO4, HF, H3BO3, H2SO3, HNO2, H2CO3, HClO, HCN, NH3, etc. Los ácidos y las bases que tienen un alto grado de ionización son ácidos o bases fuertes, mientras que los que tienen bajo grado de ionización son ácidos o bases débiles.

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA (Kw).- Se ha comprobado experimentalmente que el agua se ioniza muy poco, tal como se sugiere a continuación:

En un litro de agua se disocian 10-7 moles de agua y existen por lo tanto 10-7 moles de protones y 10-7 moles de iones hidróxido.

El producto iónico del agua (Kw) es una constante que resulta de, teóricamente, multiplicar la concentración de protones [H+] por la concentración de iones hidróxido [OH-] que existen en

un

litro

de

agua.

SOLUCIONES ÁCIDAS, BÁSICAS Y NEUTRAS.- Si agregamos ácido al agua, aumentamos la concentración de protones, H+, por encima de 10-7 mol/L, pero como el producto iónico del agua es una constante y debe permanecer como tal, la concentración de iones hidróxido, OH-, debe disminuir.

De lo anterior se desprende que una solución es ácida cuando la concentración de protones es mayor que 10-7 mol/L. Teniendo en cuenta los razonamientos anteriores, debemos concluir en lo siguiente:

CONCEPTO DE pH.- El pH es una forma de expresar el grado de acidez o basicidad (alcalinidad) de un medio, utilizando para ello números enteros y sencillos del 1 al 14.

Estos valores resultan de calcular el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno positivo o protones que existen en un medio determinado. En correspondencia con lo dicho anteriormente, el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de protones que existen en un medio o como el logaritmo decimal de la inversa de la concentración de protones.

IMPORTANCIA DEL pH.- Desde el punto de vista biológico, el pH tiene mucha importancia ya que en los organismos vivos debe permanecer más o menos constante debido a la

existencia de mecanismos reguladores adecuados. Cualquier variación considerable del mismo es incompatible con la vida. El pH de la sangre es aproximadamente 7. La tierra suele tener un pH que oscila entre 5 y 7. Es necesario indicar que cada especie vegetal requiere de un pH determinado para su normal desarrollo, de allí la gran importancia del estudio del pH de los suelos en las actividades agrícolas.

SOLUCIONES TAMPÓN O AMORTIGUADORAS.- Las mezclas de ácidos débiles y sus sales, o la mezcla de las bases débiles y sus sales, son llamadas soluciones tampón o amortiguadoras porque resisten los cambios de la concentración de iones hidrógenos positivos o protones (H+) producidos por la adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases. La sangre es un importante ejemplo de solución tampón en la que el ácido y el ion que ejercen la acción del amortiguamiento son el ácido carbónico, H2CO3, y el ion bicarbonato o carbonato ácido, HCO3-. Cuando entra un exceso de ion hidrógeno a la sangre, se elimina casi totalmente por la reacción:

Y cuando hay un exceso de ion hidróxido, éste es absorbido por la siguiente reacción:

Por este mecanismo el pH de la sangre humana se mantiene cerca de 7,35, es decir, ligeramente alcalina. Si el pH de la sangre es menor que 7,35 la condición se conoce como acidosis y si se eleva por encima de 7,45 se tiene una condición llamada alcalosis. Si la elevación está por encima de 7,8 o por debajo de 6,8 (debido a una respiración defectuosa, inanición, insuficiencia renal o alguna otra enfermedad) la persona puede sufrir daños irreversibles en el cerebro o incluso morir.

III. MATERIALES Y REACTIVOS MATERIALES  Tubos de ensayo  Agua destilada   Pipeta   Fiola   Peachimetro

REACTIVOS   HCl   NaOH  Anaranjado de metilo  Azul de bromotimol   Fenolftaleína  KOH

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Ensayo 1.- coloración de los indicadores en medio ácido y básico o

o

o

Colocar en tres tubos de ensayo las siguientes soluciones: al primer tubo 3 mL de HCl 0.1 M; al segundo tubo 3 mL de NaOH 0.1 M y al tercer tubo 3mL de agua destilada. Enseguida agregar 2 gotas de indicador anaranjado de metilo a cada tubo y anotar las coloraciones observadas. Repetir lo anterior empleando los indicadores: azul de bromotimol y luego fenolftaleína. Anotar las coloraciones de cada tubo.

RESULTADO DE EXPERIMENTACION:

1

2

3

LOS TRES REACTIVOS: TUBO 1: 3 mL de HCl TUBO 2: 3 mL de NaOH TUBO 3:  Agua destilada



Con indicador rojo de metilo

1 2

3

Observaciones: cuando se le agrego 2 gotas de anaranjado de metilo a cada tuvo, hay

cambio de colores: Con HCl el color es rojo Con NaOH el color es amarillo Con agua destilada el color es amarillo claro 

con i ndicador azul de bromotimol

Observaciones:  cuando se le añade el indicador azul de bromotimol a cada tubo también

hay cambio de colores: con HCl el color es amarillo dorado. Con NaOH el color es azul Con agua destilada el color es verde.



C on i ndicador fenolftaleina

1

2

3

Observaciones: cuando agregamos fenolftaleína a cada tubo inmediatamente cambia el

color: con HCl el color es transparente. con NaOH el color es violeta. con agua destilada el olor es transparente.

Ensayo 3.- preparación de solución de HCl (ácido fuerte) de pH 1.0 o

Efectué los cálculos para preparar 250 mL de una solución de HCl de pH 1.5; empleando HCl concentrado (densidad = 1.17 g/mL y 37 % de pureza).

o

Medir el volumen de HCl concentrado, empleando un pipeta con embolo, agregar en una fiola de 250 mL que debe contener unos 100 mL de agua destilada y enrasar con agua.

o

Mida el pH de la solución preparada empleando un peachimetro y determine el porcentaje de error.

RESULTADO DE EXPERIMENTACION: 

Efectuamos los cálculos de molaridad para preparar la solución. pH = -log 1.5 = antilog [H+] = 0.032



Luego hallamos el volumen de HCl con los datos del anterior calculo.

 0,032  0,25  36,5  VHCl =  0,37  1,17 

VHCl = 0.674 mL = 0.7 mL  

Medimos el volumen de HCl concentrado, empleando un pipeta con embolo, agregamos 100 mL de agua destilada y enrasar con agua en una fiola de 250 mL



Al final medimos el pH de solución que fue de 8,49



Calculando el porcentaje de error:

%e =



 100

%e =

Ensayo 4.- preparación de una solución de NaOH (base fuerte) de pH 13 o

Efectué los cálculos para preparar 250mL de una solución de NaOH de pH 13; empleando el NaOH sólido.

o

Pesar la cantidad requerida de NaOH y prepare la solución siguiendo el procedimiento apropiado para solutos sólidos.

o

Mida el pH de la solución preparada empleando un peachimetro y determine el porcentaje de error.

RESULTADO DE EXPERIMENTACION: 

Primero calculamos el valor de la molaridad:

Datos: pH =10.5 pH + pOH =14 pOH=3.5

calculos: 

hallamos la concentración de OH. pOH = -log−  [OH] = 3,16 x 10−

 

hallamos “y” empleando la formula .

[ +] −  =  − 1,8  10−

(3,16  10−)(5,16  10−) =   3,16  10−

1,8  10−  1,8  10− 3,16  10 − = 9.98 10− 1,8  10−  = 1,05  10−  = 5,86  10− 

Luego hallamos el volumen de HCl con los datos del anterior calculo.

(5,86  10 −)(0,25)(35) = (0,28)(0,902)

 = 0.203  

Teniendo la solucion preparada medimos el pH que resulto 1.70



Calculando el porcentaje de error:

%e =



 100

%e =

V. CONCLUSION Con la práctica de laboratorio realizada se pudo sacar diversas conclusiones: o

o

o

El pH es el que indica en una solución que tan acida, básica o neutra se encuentra, dependiendo de dicha concentración y los indicadores utilizados para estandarizar o titular. El pH-metro es el instrumento utilizado para medir cual pH y fue el que nos permitió saber el pH de cada una de las soluciones. Se pudo concluir que el pH es una sustancia colorida que cambia de color según sea acido o básica.

VI. CUESTIONARIO 1. ¿Qué es pH y cuál es su importancia en la industria alimentaria? a) pH: El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución.  El pH indica la concentración de iones de hidrógeno [H]+ presentes en determinadas disoluciones. Esta expresión es útil para disoluciones que no tienen comportamientos ideales, disoluciones no diluidas. En vez de utilizar la concentración de iones hidrógeno, se emplea la actividad (a), que representa la concentración efectiva. El término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

b) Importancia en la industria alimentaria: Su medición se emplea normalmente como indicador de calidad, es por ello que su regulación es muy importante. Encontramos su uso frecuente en plantas que realizan tratamiento de aguas residuales (neutralización) antes de retirarla de la planta, en

industrias alimentarias para las bebidas gaseosas, cervezas, yogurt, embutidos, alimentos, salsas, mermeladas, en la industria farmacéutica, para jarabes y medicamentos, en la industria cosmética, para controlar el nivel de pH de los productos que tendrán contacto con la piel, entre otros. En la actualidad hay muchas industrias que realizan un control manual de pH, que resta eficiencia y productividad a la planta. Hay que tener en cuenta que un valor distinto de la consigna puede causar acidez de la solución o activación de bacterias (para el caso de la industria cervecera) y por ello es necesario que se trabaje con rechazo a disturbios, y así evitar variaciones en las consignas buscadas en el proceso.

2. Explique las diferencias entre los ácidos fuertes y los ácidos débiles. 

ACIDOS FUERTES Un ácido fuerte es uno que se disocia completamente en agua; en otras palabras, un molde un ácido fuerte HA se disuelve en agua produciendo un mol de H+ y un mol de su base conjugada, A-, y nada del ácido pro tonado HA.



El ácido debe ser más fuerte en solución acuosa que el ión hidrogeno.



Ácidos fuertes son ácidos con una pKa < 1,74En solución acuosa en condiciones normales de presión y temperatura, la concentración de iones hidrogeno es igual a la concentración de ácido fuerte introducido en la solución.



En cuanto a mayor.

 

En de una base conjugada en el mismo periodo, más acidez. Cuando aumenta el radio atómico, la acidez también aumenta Cuanto más positivamente está cargada una especie es más ácida

ACIDOS DEBILES   Ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones H + al medio, pero también es capaz de aceptarlos.  

En una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disocia, mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos H + y negativos A −,Cuanto mayor es el valor de Ka, más se favorece la formación de iones H +, y más bajo es el pH de ladisolución .



La Ka de los ácidos débiles varía entre 1,80×10 -16 y 55,50.

a electronegatividad

3. El ácido láctico, CH3CHOHCOOH, es un ácido monoprotico débil que está presente en la leche y que se forma en mayores cantidades cuando se agria. Calcule el pH de una solución que se preparó disolviendo 4,46 g de ácido láctico en 500 mL de agua. Ka = 1,4x10-4.  S olución 

Para calcular el pH hallamos primero la molaridad:

M=

4,46  90   0,5

 M = 0,10 mol/L



Luego hallamos el pH con los datos anteriores:

CH3CHOHCOOH ↔ H+ + CH3CHOHCOO : 0,10 M 0 0 Inicio X X Equilibrio : 0,10 – X

Ka =

 3 3 ()()

1,4x10-4 = (,−)  X = 3,7X10-3

pH = -logH+] pH = -log(3,7x10 -3)  pH = 2,43

4. ¿Es posible que una solución acuosa tenga un pH de cero o menos? En disolución acuosa, la escala de pH varía, típicamente, de 0 a 14. Son  ácidas las disoluciones con pH menores que 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más iones hidrógeno en la disolución). Por otro lado, las disoluciones alcalinas tienen un pH superior a 7. La disolución se considera neutra cuando su pH es igual a 7, por ejemplo el agua.

VIII. BIBLIOGRAFIA o o

o o

Pinzón Torres Carmen, Química General II. Prácticas de Laboratorio. Petrucci, Harwood y Herring, Química General. Octava edición. McGraw-Hill. 2003. Internet. Tareas gratis. com. www. coomeva.com. CHANG Raimond y KENNETH A. Goldsdy. Química, 11 edic. Edit. Mc Graw  – Hill Education2013.