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LABORATORIO – GUÍA Nº 2

Carreras: Ingeniería en Alimentos.

Alumna: Pantáz, Jésica. (Comisión 8, día Martes 19 a 21)

Tema: EQUILIBRIO ACIDO BASE

pH TEÓRICO Y EXPERIMENTAL DE ÁCIDOS Y BASES

CONSTANTES EXPERIMENTALES DE ÁCIDOS Y BASES pH TEÓRICO Y EXPERIMENTAL DE MEZCLAS DE ÁCIDOS

pH TEÓRICO Y EXPERIMENTAL DE MEZCLAS DE BASES

Pre-práctico

- Responder el siguiente cuestionario:

1.- Cuáles son los parámetros que definen la fortaleza de ácidos y bases en soluciones acuosas.

Los parámetros que definen la fortaleza de los ácidos y bases son las Constantes de

disociación de los mismos.

2.- Las constantes de acidez de los ácidos HA, H2B y HC son:

pKHA= 8,5 pKH2B(1) = 3,3 pKH2B(2) = 7,9 pKHC = 6,2

Diga qué ácido es el más fuerte y cuál es el más débil. Justifique su respuesta.

El ácido más fuerte es aquel que posee el menor PK es el más fuerte, mientras que,

el mayor valor de Pk, es el más débil.

En orden creciente:

pKHA= 8,5 pKH2B(2) = 7,9 pKHC = 6,2 pKH2B(1) = 3,3

3.- Exprese las ecuaciones que se aplican al cálculo de las concentraciones de ión

hidrógeno y de ión hidróxido en soluciones acuosas de ácidos y bases fuertes de mediana concentración.

Para ácidos fuertes: H

KCH w

a

para bases fuertes:

OH

KCOH w

b

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4.- Exprese las ecuaciones que se aplican al cálculo de las concentraciones de ión

hidrógeno y de ión hidróxido en soluciones acuosas de ácidos y bases débiles de mediana concentración.

Para ácidos débiles:

KaCaH

K

HK

KCH w

a

aa *

para bases fuertes: bb

w

b

bb KCOH

K

OHK

KCOH *

5.- Se presentan los siguientes compuestos: (a) acetato de sodio; (b) nitrato de

potasio; (c) nitrato de amonio; (d) Nitrito de potasio; (e) cloruro de potasio; (f) cloruro

férrico (cloruro de hierro III)

a) Escriba la disociación iónica correspondiente para cada uno, cuando se

encuentra en solución acuosa.

b) Escriba la disociación iónica correspondiente para cada uno, cuando se encuentra en solución acuosa.

(a) Acetato de sodio

Nitrato de potasio

(c) Nitrato de amonio

(d) Nitrito de potasio K NO2 → K+ + NO2-

(e) Cloruro de potasio K Cl→ K+ + Cl-

(f) Cloruro férrico (cloruro de Hierro III)

FeCl3 → Fe+3 + 3Cl-

c) A partir de las disociaciones presentadas decida el comportamiento (ácido, neutro o básico) de cada una de las soluciones acuosas. Justifique la respuesta

para cada caso realizando el cálculo teórico del pH.

(a.) Acetato de sodio

(b) Nitrato de potasio

El nitrato de potasio tendrá carácter neutro porque proviene de un ácido fuerte

(ácido nítrico) y de una base fuerte (hidróxido de potasio). La sal es un electrolito

fuerte y se disocia totalmente.

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El ión potasio no reacciona con el agua (la base fuerte es el ión hidróxido) y el ión

nitrato es la base conjugada de un ácido fuerte (el ácido nítrico) y tampoco reaccionará con el agua. La disolución resultante tendrá carácter neutro (pH = 7).

(c) Nitrato de amonio

(d) Nitrito de potasio

K NO2 → K+ + NO2- El nitrito, NO2 solo puede actuar como base, ya que se hidroliza y procede un ácido

débil.

El ión K+, proviene de una base fuerte, y no participa en la disociación, por lo tanto,

la disolución tiene carácter Básico.

(e) Cloruro de potasio

El cloruro de potasio proviene del ácido clorhídrico de potasio. En agua se disocia:

Ni el K+ ni el Cl se hidrolizan por provenir respectivamente de una base y un ácido

fuertes ( Hidróxido de potasio y ácido clorhídrico). No se generan OH ni OH 3 y la

disolución será neutra. Ph=7

(f) Cloruro férrico (cloruro de Hierro III)

FeCl3 → Fe+3 + 3Cl-

El FeCl3 es una sal, por lo que se usará el Ks, esta sal tendrá carácter Acido.

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Pre-informe

Experiencia A: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

Soluciones

Moles Gramos

Moles gramos

Rotulados

Acetato de sodio – 0,1M 1,36 gr

Acetato de sodio – 0,2M 2,72 gr

Nitrato de potasio – 0,1M 1,01 gr

Nitrato de amonio – 0,1M 0,80 gr

Cloruro de potasio – 0,1M 0,7493 gr 74,56 gr

Cloruro férrico - 0,01M 0,27 gr

Nitrito de potasio – 0,1M 0,88 gr

Hidróxido de sodio – 0,1M 0,40 gr

Hidróxido de sodio – 0,2M 0,82 gr

Carbonato de sodio – 0,01M 0,106 gr

b) Preparar 250 mL de cada una de las soluciones indicadas a continuación:

Soluciones

Moles Gramos

Densidad según

etiqueta del envase

comercial del ácido

o en tablas.

Ácido clorhídrico 0,1 M 0,88 gr puro

(2.01 mL de

solución)

Ácido clorhídrico 0,2 M (para

mezcla de ácidos)

1,77 gr puro

(4,05 mL de

solución)

Ácido acético –0,1 M 1,5 gr puro (1,43

mL de solución)

Ácido acético –0,2 M (para

mezcla de ácidos)

3 gr puro (2.83

mL de solución)

Experiencia B: pH TEÓRICO y EXPERIMENTAL DE SOLUCIONES

soluciones acuosas: pH teórico pH experimental

Acetato de sodio – 0,1 M,

Ka=1,76.10-5

CbKbOH = 310.33,1

90,814 pOHpH

Básico.

Ph= 8,83

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Nitrato de potasio – 0,1 M 7pH Neutro. Ph= 6,70

Nitrato de amonio – 0,1 M

Ka=5.6 x 10-10

CaKaH = 610.48.7

HpH log = 5,12

Acido.

Ph= 5,43

Cloruro de potasio – 0,1 M HpH log = 7 Neutro. Ph= 6,40

Cloruro férrico - 0,01 M HpH log =2,30 Acido Ph= 2,23

Nitrito de potasio 0,1 M.

Ka= 4.0 x 10-4

CbKbOH =1,41.10-6

pOHpH 14 = 8.2

Básico.

Ph= 8,60

Experiencia C: CÁLCULO EXPERIMENTAL DE LA CONSTANTE DE ACIDEZ DEL ÁCIDO ACÉTICO

pH teórico

pH experimental

2,87 2,87

a) pH teórico

35 10.34,11.0*10.8,1. CaKaH

87,210.34,1loglog 3 HpH

Experiencia D: CÁLCULO EXPERIMENTAL DE LA PRIMERA CONSTANTE DE BASICIDAD DEL CARBONATO DE SODIO.

pH teórico pH experimental

11.15 10,9

a) pH teórico

3HCO es la base conjugada del ácido carbónico. H2CO3 cuyo Kb=10-3,7

Sabemos que

15.11)10*41,1log(14

10*01,0

3

7'3

pOH

KCOH bb

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Experiencia E: pH TEÓRICO y EXPERIMENTAL DE UNA MEZCLA DE ÁCIDOS

MEZCLA DE ÁCIDOS pH

TEÓRICO

pH

EXPERIMENTAL

vaso 1 : colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M 1 1,36

vaso 2 : colocar 50 mL de ácido acético 0,1 M 2,90 2,92

vaso 3 : colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M

+ 50 mL de ácido acético 0,2 M

0.99 1

vaso 4 : colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M

+ 50 mL de agua destilada

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pH teórico

Vaso 1: Acido Clorhídrico 0,1 M

11,0loglog

HClpH

HClH

Vaso2: Acido acético 0,1 M

9,210log(101,0*10 )9.29.28.4 pHH

Vaso 3: Colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M + 50 mL de ácido acético 0,2 M

69.02,0; 332 pHMOHOHClOHHCl

52

3

33 10.8,12,0

x

x

COOHCH

OHCOOCHKa

36652 10*89,110.910.910.8,1*2,0 xx log(pH310*89,1 )=2,72

Como en la disolución de ácido acético la concentración de iones hidronios es 510.8,1 , para que la disolución de ácido clorhídrico tenga el mismo pH, es necesario

que la [HCl] sea igual a 510.8,1 .

Vaso 4: colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M + 50 mL de agua destilada

El agua destilada tiene carácter neutro, el pH inicial será 7, ya que

7

3 10 OHOH

7

1) Si se añade 50 mL de HCl 0,2 M.

El HCl es un ácido fuerte, totalmente disociado, luego la cantidad de protones

liberados será la misma que de ácido inicial:

En 1L = 1.000 mL de HCl 0,2 M, habrá 0,2 moles de ácido, en 50 ml habrá:

molesmL

molesmL01,0

000.1

2,0*50

El volumen final es 50 mL de agua + 50 ml de ácido= 100 mL, la concentración

molar de protones será:

OH 3 = ML

OH 01,01,0

10 3

3

, mientras que: 2)01,0log(log 3 OHpH

Es, por tanto, una disolución fuertemente ácida.

Experiencia F: pH TEÓRICO y EXPERIMENTAL DE UNA MEZCLA DE BASES

MEZCLA DE BASES

pH

TEÓRICO

pH

EXPERIMENTAL

vaso 1 : colocar 50 mL de hidróxido de sodio 0,1 M 13 12,58

vaso 2 : colocar 50 mL de acetato de sodio 0,1 M 8,9 8,83

vaso 3 : colocar 50 mL de hidróxido de sodio 0,2 M +

50 mL de acetato de sodio 0,2 M

13,000034 12,58

vaso 4 : de hidróxido de sodio 0,2 M y adicionar 50 mL

de agua destilada

13 12,59

b) pH teórico

Vaso 1: colocar 50 mL de hidróxido de sodio 0,1 M

pOH= - log[OH-]= -log[0,1]=1 pH=14-pOH=14-1= 13.

Vaso 2: colocar 50 mL de acetato de sodio 0,1 M

610.45.7 OH

610.45.7log pOH = 5.12

88.812,51414 pOHpH

8

Vaso 3: 50 mL de hidróxido de sodio 0,2 M + 50 mL de acetato de sodio 0,2 M

OHCOOCHNaCOOHNaCHNaOH 22 33

[OH-]=Cb=0,2M

pOH=0,69 pH=14-0,69=13,31.

Vaso 4: colocar 50 mL de hidróxido de sodio 0,2 M y adicionar 50 mL de agua

destilada.

El H2O es neutra, por lo tanto su pH=7

Si se añaden 50 mL de NaOH 0,2 M a 50 mL de H2O, la concentración de la

disolución resultante es:

MMmLNaOH

molNaOH

ónmLdisoluci

MmLNaOH1,0

2,01

2,0*

100

2,0*50

El NaOH, es una base fuerte que se encuentra completamente disociada en iones de

acuerdo a la ecuación

pOH=-log(0,1)=1

ph= pOH-pH=14-1= 13

Conclusiones generales.

Los valores de pH teóricos y experimentales se asemejan, esto es debido a la

precisión que se obtuvo al realizar las soluciones pedidas.

El error humano (error al pesar los gramos pedidos, al enrasar, al tomar

medidas desde los peachímetros)

Mala calibración de los peachímetros.

Impurezas del agua del agua destilada así también como en las soluciones, ya que podrían estar contaminados.