Laboratorio de química general ii

Ácidos y Bases fuertes y débiles

Práctica 9

Hector ValenciaMaraí LopezDirce Garcia

Elizabeth ZarateGuillermo Macias

19 de abril del 2012

Resumen.

En esta práctica lo que se busco fue identificar el tipo de ácido que se utiliza gracias a

las propiedades que presentan los ácidos y bases fuertes y débiles, como lo son la

conducción de electricidad por su capacidad de ionizarse en disoluciones, y la

concentración que libera de iones H+ ( en el caso de ácidos) o iones OH-( en el caso de

bases) en disoluciones, esta se mide por medio de un instrumento especial llamado

pHmetro, o por medio de indicadores que gracias a su capacidad para cambiar de

coloración nos ayuda a saber cuál es el pH de la disolución en cuestión y si hablamos

de ácidos o bases. La coloración que esperamos obtener del un acido fuerte es que

conduzca la electricidad mucho por lo tanto el foco se iluminara más, que su color sea

de una tonalidad roja (con indicador universal) y el pH será alrededor de uno, (máximo

valor que adquiere un ácido Fuerte), y dependiendo de qué tan débiles sean las

tonalidades del indicador y la intensidad de luminosidad del foco será menor, mientras

que el pH que marque el pHmetro será más acercado al 7.Los datos esperados en las

bases a conocer si son fuertes es un color azul marino con el indicador universal, un

pH de alrededor de 14 y que conduzca mucho la electricidad; para las bases débiles

un pH alrededor del siete pero mayor a él, mientras que las tonalidades serán más

claras o se tornaran verdosas. Los ácidos a analizar son el acido clorhídrico y el acido

acético; también jugaremos con la molaridad de dichos ácidos (tendremos

disoluciones 0.1M 0.01M y 0.001M de cada acido); las bases que utilizaremos serán

sosa y acetato de sodio, y al igual que en los ácidos cambiaremos las molaridades.

Por prácticas anteriores y conocimientos previos creemos el acido acético será un

ácido débil pues los iones H+ que produce será muy poca a comparación de los del

acido fuerte que será el acido clorhídrico aunque dentro de estas diluciones que está

presente tendrá un pH menor aquella que contenga una concentración menor. Esta

misma condición esperamos que se presente en las bases.

Resultados.

  HCl 0.1 M Hac 0.1 M HCl 0.01 M HCl 0.001 M

pH medido con

indicador3 4 4 3

Conductividad Alta Media Alta Baja

pH medido con

pHmetro1.23 2.53 2.09 2.95

Ácido (10 mL) Ml de NaOH 0.1 M necesarios para neutralizar

HCl 0.1 M 9.2

Hac 0.1 M 11

  NaOH 0.1 M NaAc 0.1 M NaOH 0.01 M NaOH 0.001 M

pH medido con

indicador11 7 10 10

Conductividad Alta Alta Alta Baja

pH medido con

pHmetro13.3 7.75 12.76 11.33

HCl (ac )⟶H+¿ (ac )+Cl−¿(ac) ¿¿

C H 3COOH (ac )⇄H+¿ (ac ) +CH 3COO−¿(ac)¿ ¿

K aHCl=¿¿

K aHAc=¿¿

NaOH (ac )⟶Na+¿ (ac )+OH−¿ (ac ) ¿¿

C H 3COONa (ac )⇄Na+¿(ac)+C H3COO−¿( ac) ¿¿

K bNaOH=¿¿

K bNaAc=¿¿

La auto<aaaadisociación del agua es la reacción química en la que dos moléculas de

agua reaccionan para producir un ion hidronio y un ion hidroxilo:

H 2O (l )⇄H+¿ (ac )+OH−¿ (ac ) ¿¿

Y que en condiciones estándar de presión y temperatura a una temperatura cercana a

los 25°C:

Kw=¿

Donde definimos:

pH=−log¿¿

Análisis de resultados

Como se menciono anteriormente los ácidos fuertes y débiles, como así también las

bases presentan diferentes características que los hacen distinguibles unos de otros,

ejemplo, al momento de hacer la dilución del acido fuerte (HCl) estas seguían

teniendo casi las mismas características que las del principio porque seguían

conduciendo electricidad, no tanta como al principio, pero si era una luz visible paso lo

mismo con el pH medido con el indicador el rango en el que se encontraba era de 3-4

y también a la hora de medirlo con el pHmetro 1.23 que es el valor más bajo (para el

acido de 0.1M que tiene lógica de ser, porque como lo explicado en clase se presenta

con el – log de H+) y el valor más alto encontrado fue de 2.95 p(para el HCl 0.001M)

así que basándose en esto y que paso algo similar con la base que fue NaOH condujo

muy bien la electricidad, el pH fue alto; decimos que los ácidos y las bases al

disociarse por completo son fuertes porque Las disoluciones acuosas de los ácidos y

de las bases proporciona iones H+ y OH-, respectivamente, a la disolución, por lo tanto

conducen la corriente eléctrica.

Pero como no todos los ácidos y base se disocian igual de bien, así que nos

encontramos que tenemos a los ácidos y bases débiles ya que al no disociarse por

completo esto hace que sean muy malos conductores de corriente eléctrica también

porque al estar en disolución son reacciones reversibles, y si no lo fueran débiles en

las reacciones se presentarían como irreversibles por el hecho ya mencionado de la

disociación con el acido que trabajamos (acético) y la base (acetato de sodio

trihidratado) débiles presentaban casi las mismas características muy mala

conductividad, el acido presento valores de pH muy altos 5-6 ( en una escala de 1-6

para ácidos) y al estar en ese rango nos dice que es un acido débil y el acetato en el

rango 8-10 ( en una escala de 8-12 para bases). También mencionaremos un término

muy importante para comprender este tema y son las constantes La constante Ka,

conocida como constante de disociación, o constante de acidez, mide de manera

cuantitativa la fuerza del ácido AH. Y la Kb, conocida como constante de ionización de

la base (de basicidad), o también como constante de disociación, mide la fuerza de la

base.

Conclusiones.

Con la práctica pudimos comprobar que efectivamente el pH de una disolución

depende directamente de la concentración que esté presente, y que se presentaran

diferencias en cuanto a ciertas propiedades (conductividad eléctrica, por ejemplo).

También cabe destacar la comparación de la acidez libre presente entre disoluciones

de un acido fuerte y disoluciones de uno débil (en este caso, a la misma

concentración), en la cual, encontramos que su pH presenta diferencias por el hecho

de que un acido fuerte suele desprotonarse casi en su totalidad, mientras que en uno

débil es muy difícil que esto suceda. Esto se ve reflejado también con las cantidades

de disoluciones básicas utilizadas para neutralizar tanto la fuerte como la débil,

observando que para el fuerte se requiere menos cantidad de NaOH (para esta

práctica) que en el acido débil.

Por otro lado tenemos la comparación de la basicidad libre presente en disoluciones

de una base fuerte y disoluciones de una débil, a la misma concentración, cuyas

características son similares a la de los ácidos, extrapolados a la capacidad de aceptar

estos protones con mayor facilidad (para las bases fuertes). Lo mismo sucede al

neutralizarse una base, encontrando que una base fuerte requerirá menos acido que

una base débil.

Bibliografía.

Spencer, Bodner, Richard, Química estructura y dinámica, Ed. Patria, 3ª ed.,

México 2008.

Raymond Chang. (2002) Química Editorial Mc Graw Hill Séptima Edición.

Brown. Química, la ciencia central. Novena Edición. Editorial Pearson Prentice

Hall.