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.