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• Adrizz Franco

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Integrantes:

19 de abril del 2012.

Colorado Cortes Sergio Alland. Rico Alcántara Armando. Vásquez Sil Jenifer Velasco Abarca Cecilia Xareny

PRÁCTICA NÚMERO 9 ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES.

RESUMEN: En esta práctica se realizaron disoluciones 0.1 molar de HCl, CH3COOH, NaOH y CH3COONa, se probó su conductividad y midiéndoles a cada una el pH a partir con indicador universal y pH metro. A partir del HCl 0.1 M se realizaron diluciones a 0.01M y 0.001 M para poder realizar las pruebas anteriores y observar los cambios que ocasiona el aumento del disolvente. Se tituló con NaOH 0.1M los dos primeros ácidos a las mismas concentraciones.

TABLAS: Prueba pH estimado con indicador

HCl 0.1M 1

Muy intensa la luz del foco Conductividad comparación del otro ácido de la misma concentración pH medido con 0.68 pH metro

CH3COOH 0.1M 3

HCl 0.01M 3

HCl 0.001M 4

El foco tenia menor intensidad que el otro ácido de la misma concentración 2.61

Conduce más el ácido acético

Conduce menos que la concentración anterior

2.20

2.60

Ácidos Alícuota 5 ml HCl 0.1 M CH3COOH 0.1 M Alícuota

ml de NaOH 0.1M necesario para neutralizar 4.5 ml 9.8 ml

Prueba NaOH 0.14M pH estimado con indicador 9 El foco tuvo un color rojo Conductividad intenso 12.1 pH medido con pH metro

Relación de volúmenes (aproximadamente) 1:1 1:2

CH3COONa 0.1M 7 Intenso pero menor que el NaOH 7.8

TRATAMIENTO DE DATOS:

Se calculó el volumen requerido para preparar una disolución 0.1 M del HCl y CH3COOH primero se calculó la concentración inicial del ácido como se muestra en la parte de arriba.

Con esta formula se despejo el V1 para poder realizar la sustitución de datos correspondientes como se muestra en la otra imagen. Y a partir del volumen calculado fue medido en una pipeta de 1 ml debido a que el volumen requerido de ambos ácidos era muy pequeño.

En el caso del hidróxido de sodio se realizaron los cálculos como se muestra en la imagen tomando en cuenta su grado de pureza. De manera muy similar se hicieron los cálculos para el acetato de sodio.

ANÁSISIS DE RESULTADOS. El HCl y el CH3COOH que se encuentran a una concentración 0.1 M les fue medido su pH con pHmetro que marcó 0.68 y 2.61 respectivamente, en cuanto al indicador universal se dio un valor estimado de 1 y 3. Cabe señalar dos puntos en esta parte. Primero a pesar que poseen ambos el mismo número de equivalentes y a la misma concentración, el HCl es más ácido de acuerdo a la escala de pH a comparación del CH3COOH y es debido a que el primer ácido se ioniza completamente en el agua que de acuerdo a la definición de Bronsted-Lowry un ácido es un donador de protones lo cual esto le otorga esta característica de acuerdo a la reacción: HCl (ac) H+ (ac) + Cl- nos damos cuenta que es un ácido fuerte ya que al estar en equilibrio se ve favorecido hacia la formación de los iones en disolución, es decir por cada mol de HCl se obtiene otra de H+ . En Cambio el CH3COOH posee una menor concentración debido a que no ioniza por completo debido a que este compuesto al equilibrio posee una menor concentración de iones H+ por lo que decimos que este ácido es débil. De acuerdo a la reacción: CH3COOH(ac) CH3COO- (ac) + H+ (ac) la cual las flechas representan que el ácido es débil ya que al equilibrio químico si se obtiene un mol de CH3COOH se generara una cantidad menor de iones H+ y es por eso que el pHmetro determinó una menor acides a comparación del HCl. Y en segundo el indicador no nos da un valor muy acertado por lo que solo lo podemos tomar de referencia para determinar acides o basicidad si son muy fuertes o están neutras. La conductividad es un fenómeno en el cual los electrolitos que son iones disueltos en agua como por ejemplo el H+ (ac), que permiten el paso la electricidad. A los mismos ácidos con las mismas concentraciones se les realizó esta prueba en la cual el HCl fue quien condujo mejor la electricidad por que el foquito del dispositivo tuvo una mayor intensidad por lo tanto es un electrolito fuerte ya que en teoría se ioniza por completo en agua a comparación del CH3COOH que se observó una menor intensidad por lo que se confirma lo

anteriormente mencionado acerca del equilibrio ya que este en teoría se ioniza en forma limitada. Se realizaron diluciones de HCl 0.01M y 0.001 M, se realizaron las pruebas anteriores y observamos que de acuerdo al pH metro su acides es 2.2 y 2.6 respectivamente por lo tanto el pH ira aumentando de acuerdo a la cantidad de disolvente que se le agregue y con ello bajará su acides ya que mientras mas disolvente se le agregue este tiende a ser neutro o con un pH de 7. En cuanto al indicador universal nos dio un valor estimado de 3 y 4 por lo que el rango de error aumento considerablemente así que se sugiere que si se desea saber exactamente la acides se use el pH metro. En cuanto a la conductividad se observó que la intensidad del foto disminuía considerablemente puesto que nos dimos cuenta del cambio. En todo lo anterior se tuvo como propósito darnos cuenta de la acides libre: Que es la concentración de H+ que se encuentran disociados en una disolución de cualquier ácido sea éste fuerte o débil. Nos dimos cuenta que comparando el HCl a la misma concentración con el CH3COOH poseía una mayor conductividad y una mayor acides por lo que posee una mayor acides libre. También se observó que al hacer las diluciones del HCl disminuía la acides libre puesto cambiaba el pH y disminuía la conductividad. Se titularon los ácidos anteriores con una disolución preparada al 0.1 M de NaOH y para el HCl se preparó una alícuota de 5 ml y se requirió un volumen de 4.5 ml de titulante para neutralizarlo por lo que se concluye que posee un equivalente por molécula ya que la relación de volúmenes es aproximadamente 1:1 cabe señalar que el volumen de NaOH debió de haber exactamente 5 ml para neutralizar puesto que el ácido como la base son fuertes y se disocian por completo por lo que concluimos que hubo un error de tipo sistemático pues no realizamos bien las disoluciones y en cuanto al CH3COOH se usó una alícuota de 5 ml y se requirió de 9.8 ml de titualante por lo que de igual manera nos damos cuenta que existe un error de tipo sistemático pues la relación debió haber sido 1:1. En esta parte se debe de entender el concepto de acides total y la interpretamos como una propiedad intensiva ya que depende de la concentración molar y como se muestra la relación de volúmenes fue 1:1 independientemente de la alícuota. Por último se debió preparar una disolución 0.1 M de NaOH pero debido a que al pesar las lentejas de NaOH no se acercaba a la cantidad calculada se realizó una disolución 0.14 M puesto que la cantidad que pesamos (0.29 g) fue la mas cercana a la teórica (0.21 g). y de igual manera se realizaron las pruebas de los ácidos comparadas con una disolución de Acetato de sodio 0.1M. El pH metro calculó una basicidad para el NaOH de 12.1 y del acetato de sodio 7.8 cabe mencionar que al no poder calcular la concentración exacta del NaOH para poder comparar las dos disoluciones a las mismas concentraciones observamos que evidentemente la base débil era el acetato ya que su pH estaba muy cercano al neutro por lo que no disocia por completo sus iones OH- en cambio el hidróxido de sodio posee un pH muy elevado por lo que es muy básico y por lo tanto es la base fuerte ya que se disocian sus iones OH- por completo por lo tanto: NaOH (ac) Na+ (ac) + OH- y CH3COONa Na+ + CH3COO- y en la conductividad la disolución de NaOH fue la

con la que prendió mas el foto por lo que los electrolitos son fuertes que se ionizan por completamente en agua, en cambio la base débil que es el acetato de sodio son electrolitos débiles debido a que en agua se ionizan de manera muy limitada.

CONCLUSIONES:  Se logró identificar cuales eran los ácidos y bases débiles y fuertes además de las características se les atribuye a cada uno de acuerdo al equilibrio químico.

 Se determinó comparativamente la acides y basicidad basicidad y se terminó la acides total midiendo la cantidad de base fuerte para neutralizarlo.

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Se aprendió que cuando el equilibrio tiende hacia los iones H+ la el valor de Ka será mayor al igual que su acides y de la misma forma para las bases con sus iones OH- . En el proceso de titulación las relaciones de volúmenes fueron 1:1 para el HCl y el CH3COOH por lo que cada ácido poseía un equivalente por molécula y en el proceso de neutralización reaccionaron por completo los equivalentes de ambos ácidos. Al ser muy fuerte un ácido o base libera una mayor cantidad de electrolitos por lo que favorece la conductividad de la electricidad en el medio acuoso a comparación de uno débil. Si se desea conocer con exactitud el pH se recomienda usar el pH metro ya que el indicador solo estima el valor y posee un grado de error considerable en su escala de color quizás ocasionada por la percepción de cada quien. Se piensa que un ácido o base será cuando los compuestos son inorgánicos y débiles cuando sean orgánicos.

Cuestionario Primera parte 1. Escribir la reacción entre el ácido acético y el agua, con estructuras de Lewis. CH3COOH + H2O

CH3COO- + H3O+

2. ¿Cómo puede explicarse la diferencia del pH observado entre la disolución de HCl 0.1M y la de HAc 0.1M? Pues porque el ácido acético se disocia poco en la disolución, y por lo tanto solo hay pocos protones H+ en disolución, y el pH es menor. El HCl es un ácido débil que de disocia completamente en una disolución acuosa, y hay mas iones de H+ en disolución, por lo que su pH es mayor. 3- ¿Cómo puede explicarse la diferencia en la intensidad de la luz observada en el dispositivo con foco al colocar las terminales en la disolución de HCl 0.1M y en la de HAc 0.1M? En una disolución acuosa el HCl se disocia completamente formando iones de H+ y de Cl-, que ayudan a que la corriente eléctrica circule más fácilmente. En cambio el ácido acético no se disocia completamente, por lo que se considera un ácido débil, es decir que hay menor cantidad de iones en la disolución que conducen la corriente eléctrica.

4. Describir cómo se llevó a cabo la preparación de la disolución de HCl 0.01M. Se calculó la cantidad de HCl que se necesitaba para prepararla, en un matraz aforado se agrego una pequeña cantidad de agua (puesto que no se puede agregar agua la acido), para que no hubiera proyecciones de éste, se aforo en un matraz de 50 mL.

5. Describir cómo se llevó a cabo la preparación de la disolución de HCl 0.001M. A partir de la disolución que se preparo de HCl 0.01M, se hizo el cálculo con la formula:

En un matraz aforado se agrego una pequeña cantidad de agua (puesto que no se puede agregar agua la acido), para que no hubiera proyecciones de éste, se aforo en un matraz de 50 mL.

6. ¿Cuál de las disoluciones de HCl mostró propiedades más parecidas a las del HAc 0.1M? La disolución de 0.001M, es la que mostro propiedades similares a la del ácido acético, el HCl tiene un pH de 2.60, y el ácido acético un pH de 2.61. aparte de que la intensidad de la luz y sonido del dispositivo con foco fue similar.

Cuestionario segunda parte 1. Escribir dos reacciones: Primero, la reacción de disolución del acetato de sodio sólido en agua y después, la reacción entre el ion acetato y el agua, ambas utilizando estructuras de Lewis. 2. ¿Hubo cambios significativos en la conductividad de las disoluciones de NaOH y de NaAc? Explica tus observaciones. 3. Describir cómo se llevó a cabo la preparación de la disolución de NaOH 0.01M. 4. Describir cómo se llevó a cabo la preparación de la disolución de NaOH 0.001M. QG II 2012-2 Ácidos y Bases Fuertes y Débiles Página 8

5. ¿Cuál de las disoluciones de NaOH mostró una acidez libre más parecida a la del NaAc 0.1M? 6. CONCLUSIÓN ¿Qué puede concluirse acerca de la concentración molar de cada uno de estas bases en relación con la concentración de iones OH- en sus respectivas disoluciones?

TRATAMIENTO DE RESIDUOS Todas las disoluciones serán neutralizadas y desechadas en la tarja.

REFERECIAS: Chang R; química, editorial McGrawHill, 10ma edición Pág. 130,131, 666-671.