Universidad Nacional Autónoma de México
“Facultad de estudios superiores Zaragoza”
“Mezcla de ácidos” López Padilla Monserrat Sofía
2306
21 de Febrero de 2013
Resumen En la presente práctica se determinó el pH mediante el potenciómetro de una mezcla de tres ácidos débiles todos a una concentración de 0.1 M. Marco teórico Ácidos y bases de Arrhenius. Un ácido es una sustancia que contiene hidrogeno y en una solución acuosa es capaz de liberar iones hidrogeno. Las principales características de estos ácidos son:
Reaccionan con metales generando sales e hidrogeno Reaccionan con óxidos para formar sales y agua Reaccionan con hidróxidos para formar sales y agua Reaccionan con carbonatos para formar sales CO2 y agua Reaccionan con bicarbonato para formar sales, CO2 y agua
Una base es una sustancia que contiene al grupo –OH y en solución acuosa libera iones hidróxido las propiedades generales de estas bases son:
En solución acuosa liberan iones hidroxilo Tienen sabor amargo Al tacto son resbaladizas o jabonosas Reaccionan con ácidos para formar agua Cambia el papel tornasol a azul y la fenolftaleína a roja
En 1923 Bronsted y Lowry propusieron las siguientes definiciones de ácidos y bases. Un ácido de Bronsted es cualquier molécula o ion dadora de protones (iones hidrogeno H+) mientras que las bases de Bronsted es cualquier molécula o ion aceptará de protones (iones de hidrogeno) Una reacción de ácido-base de Bronsted, es una transferencia de un protón del ácido a la base HA + B A + BH, donde Ha y Bh son ácidos y B y A son bases. Los ácidos y bases relacionados entre si se dice que son conjugados. Así HA y BH son ácidos conjugados de las bases A y B. La definición de Bronsted no hace mención específica del disolvente y puede ser aplicada a disolventes no acuosos como el amoniaco. Por la importancia del agua como disolvente en reacciones inorgánicas. El agua es un participante esencial en todos los equilibrios acido- base que ocurren en ella, en comparación a la definición de Arrhenius este Bronsted subraya el papel fundamental que juega el disolvente en las reacciones acido- base y simplifica el estudio de estas es decir todas ellas se pueden considerar como reacciones del tipo: Acido 1 + base 2
base conjugada de 1 + acido conjugado de 2
La ionización del agua. Es un proceso acido- base de una transferencia de un protón de una molécula de agua a otra H2O + H20
H30 + OH
En el equilibrio (H3O)(OH) = Kw, donde es una constante llamada constante de ionización o producto iónico del agua y cuyo valor a 25 ºC es 10 -14 . El agua pura y las disoluciones acuosas que mantienen (H)= (OH) se dice que son neutras. Una disolución acuosa es acida cuando [OH^-] > 10^-7 M, a 25ºC Una disolución acuosa es básica cuando [H^+] < 10^-7 M, a 25ºC
La ionización de un ácido o una base. Un ácido puede ceder su protón a una molécula de agua, ionizándose. La ionización de una base se puede producir por aceptar el protón de una molécula de agua. Los equilibrios tanto del ácido como la base quedan caracterizados mediante una constante de equilibrio llamada constante de ionización acida o básica.
Los ácidos y bases se clasifican en fuertes, débiles y de fuerza media dependiendo del grado de disociación. Un ácido fuerte es aquella especie que en solución acuosa se encuentra casi totalmente disociado y no tiene constante de acidez (ka). En este caso solo se tiene cuatro ácidos que son HCl, HNO3, HClO4 y el H2SO4 en su primera disociación en solución acuosa. Los acidos débiles son aquellas especies que en solución acuosa se encuentran parcialmente disociados y por lo tanto presentan un valor de Ka
Las bases se clasifican en fuertes, débiles y de fuerza media. Una base fuerte se encuentra prácticamente disociada, solo existen bases de los elementos de la primera y segunda familia de la tabla periódica, que se consideran fuertes y no presentan Kb.
Las bases débiles son aquellas especies que en solución acuosa sufren hidrolisis y presentan una constante de basicidad Kb.
En 1939 el químico Danés Sorensen definió el pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógenos, también llamados protones. El conocimiento del pH de los diferentes tipos de soluciones en los sistemas acido/ base juegan un papel muy importante en muchos equilibrios. Ácido fuerte. Ácido de fuerza media. Acido débil
(H+)2 +Ka (H+) –KaCa = 0
pH = - log (H+)
Base fuerte. Base de fuerza media. Base débil
Ácidos y bases de Lewis. Un ácido de Lewis es un ion o molécula aceptor de pares electrónicos y una base de Lewis es un ion o molécula dador de pares electrónicos. En una reacción acido- base, el ácido y la base comparten el par electrónico aportado por la base formando un enlace covalente. Todos los ácidos y bases de Bronsted son ácidos y bases de Lewis es decir no es más que un caso particular de base de Lewis. Muchos ácidos de Lewis no son ácidos de Bronsted.
Objetivo Determinar el pH de una mezcla de ácido oxálico, ácido acético y ácido láctico por medio de un potenciómetro se comparara con el pH teórico.
Hipótesis El ácido que determinara el pH de la disolución es aquel que tiene el pKa más chico. En este caso el ácido oxálico lo tiene y el resultado será aproximado a 1.66. Variables Dependientes: concentración (H+) Independientes: tiempo (t), volumen (V), gramos de sustancia (g)
Desarrollo del experimento
Material
Tres pipetas graduadas de 10 mL. Un vaso de precipitados de 150 mL Potenciómetro
Reactivos Ácido láctico 0.1 M Acido Oxálico 0.1 M Ácido acético 0.1 M Disolución buffer pH 4
Procedimiento 1. Fraccionar 18 ml. de ácido oxálico, 21 ml de ácido acético y 21 ml de ácido láctico en el vaso de precipitados. 2. Calibrar el potenciómetro con la disolución buffer. 3. Determinar su pH con el potenciómetro ya calibrado. Anotar las observaciones y llenar la tabla. Resultados Calculo del pH teórico Ac. Oxálico
+
Ac acético
+
Ac láctico
Volumen (ml)
18
21
21
Concentración (M)
0.1
0.1
0.1
1.25
4.75
3.82
pKa Volumen total 60 ml
V1C1=V2C2
C2=V1C1 /V2
C2= (18 ml)(0.1 M)/ (60 ml ) = 0.03 M Al ser el a. Oxálico un ácido de fuerza media se utilizó esta fórmula. (H+)2 + Ka (H+) - KaCA =0 (H+)2 + 5.6 x 10 -2 (H+) - 5.6 x 10 -2 (0.03) =0 (H+)=0.0216 pH= -log (0.0216 ) =
1.66
Obtención pH experimental Tabla 1.0 registro de pH
Disolución uno
pH teórico 1.66
pH experimental 1.552
Porcentaje de error ((Vt-Ve)/Vt)* 100= ((1.66-1.552)/1.66)* 100= 6.05% de error Análisis y discusión de resultados Con base a los resultados se demostró que el ácido oxálico determino el pH de la mezcla como se tenía previsto en el cálculo teórico. En la tabla 1.0 se puede observar que no hay gran diferencia entre los pH obtenidos y al obtener el porcentaje de error fue de 6.05%. Esto pudo haberse originado por que el potenciómetro no se encontraba correctamente calibrado. Así que se reafirma la hipótesis que en una mezcla el que determina el pH, es el ácido que tiene el pka más chico. Bibliografía
Ludmila Holkova, Química Analítica Cualitativa. Teoría y Práctica, Editorial Trillas, 2ª Edición, México, 1998, pp. 250 J.W. Dawson, Manual de Laboratorio de Química, Ed. Interamericana, México, 1980 Burmistrova, O.A., "Prácticas de Química Física", Editorial MIR, Moscú
