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UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA
MOLINA
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA
CURSO: QUÍMICA GENERAL-LABORATORIO
INFORME DE LA PRÁCTICA №
TÍTULO: EQUILIBRIO IONICO ACIDO-BASE, Ka, Kb
APELLIDOS Y NOMBRES:
GUTARRA CAPCHA, CRISLEY GRICELL (20191406-ZOOTECNIA)
OCAMPO DEL AGUILA, NICOLAS (20191416-ZOOTECNIA)
PORTUGUEZ CONTRERAS, JOSSELYN TRINIDAD (20191218-METEOROLOGIA)
ROSALES PADILLA, YAHAIRA (20190431-ZOOTECNIA)
HORARIO DE PRÁCTICA: MARTES (2:00pm-4:00pm) MESA 4
APELLIDOS Y NOMBRES DEL PROFESOR: Vásquez Castillo, Flor De María
FECHA DE LA PRÁCTICA REALIZADA: 29-10-
FECHA DE ENTREGA DE INFORME: 05-11-
LA MOLINA- LIMA- PERÚ
2019-II
1. INTRODUCCIÓN
Los compuestos solubles en agua pueden clasificarse como electrolitos (fuertes o débiles) y no
electrolitos. Por ejemplo, una solución de sacarosa en agua. Los electrolitos se ionizan total o
parcialmente para producir soluciones iónicas. Por ejemplo, el ácido clorhídrico en el agua o el
hidróxido de sodio en agua son electrolitos fuertes; en cambio el ácido acético y el amoniaco
son electrolitos débiles pues solo un pequeño porcentaje de sus moléculas están ionizadas.
Ciertas sustancias liberan iones hidrógeno y otras aceptan dichos iones en medio acuoso
generándose una reacción llamado ácido-base según el concepto de Bronsted y Lowry. Los
ácidos y las bases débiles generan sus respectivos ácidos y bases llamados conjugados que
coexisten estableciéndose entre ellos un equilibrio de concentración de sus componentes
llamado constante de equilibrio de acidez o basicidad según sea el caso.
2. OBJETIVOS
Determinar el valor de la constante de acidez del ácido acético, CH 3 COOH, en medio
acuoso.
Determinar el valor de la constante de basicidad del hidróxido de amonio (NH 3 en agua)
3. MARCO TEÓRICO
3.1. Teoría ácido-base: Una sustancia es llamada ácido o base de acuerdo a tres teorías: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Teoría Ácido-Base de Arrhenius El concepto de ácido-base de Arrhenius clasifica una sustancia como un ácido si produce iones hidrógeno H (+) o iones hidronio H3O (+) en agua. Una sustancia se clasificará como una base si produce iones hidróxido OH (-) en agua. Esta manera de definir los ácidos y las bases funciona bien para las soluciones acuosas, pero las propiedades de ácido y de base se observan en otros entornos. Teoría Ácido-Base de Bronsted-Lowry La teoría de Bronsted-Lowry clasifica una sustancia como ácido si actúa como donador de protones, y como una base si actúa como aceptor de protones. Teoría Ácido-Base de Lewis La teoría de Lewis clasifica una sustancia como ácido si actúa como un aceptor de par de electrones y como una base si actúa como un donador de par de electrones. 3.2. Ácidos y bases fuertes y débiles: Se dice que un ácido o base es fuerte cuando en solución acuosa diluida se ioniza en un 100%; y son débiles cuando se ionizan apenas en menos del 5%.
1. De materiales/reactivos/equipos
Un laboratorio de química con suministros de energía, agua, desagüe, materiales y
equipos de laboratorio.
Materiales y equipos.
De los materiales por mesa
o 1 vaso precipitado de 100 mL
o 1 probeta de 50 mL
o 1 pipeta de 5 mL
o 1 propipeta
o 1 piceta
De los reactivos
o Solución de HCL 0.01 M
o Solución de CH3COOH 0.01 M
o Solución de NaOH 0.01 M
o Solución de NH 3 0.01 M
o Soluciones buffer para calibración de pH 4 y pH 7
De los equipos
o Potenciómetro con electrodo selectivo para hidrógeno.
o Agitador magnético.
5. METODOLOGIA
5.1. Actividad 1. Medida de pH de soluciones acidas y básicas de igual molaridad Alistar cuatro vasos de precipitado de 100 mL En un vaso colocar aproximadamente 50 mL de HCl 0.01 M En otro vaso colocar aproximadamente 50 mL de CH₃COOH 0.01 M En otro vaso colocar aproximadamente 50 mL de NaOH 0.01 M En otro vaso colocar aproximadamente 50 mL de NH₃ 0.01 M Medir el pH de la disolución en el potenciómetro con electrodo selectivo para hidrogeno (pHmetro). Espere que se estabilice para tomar la lectura de pH. Registre el dato en la tabla 1 y complete la información solicitada 5.2. Actividad 2. Cálculo del valor de Ka del CH₃COOH Transferir con una probeta 50 mL de la disolución de ácido acético al vaso de precipitado Medir el pH de la disolución en el potenciómetro con electrodo selectivo para hidrogeno (pHmetro). Espere que se estabilice para tomar la lectura de pH. Registre los datos en la tabla 2 Hacer los cálculos para hallar el valor de Ka del CH₃COOH 5.3. Actividad 3. Cálculo del valor de Kb del NH₃
Transferir con una probeta 50 mL de la disolución de amoniaco al vaso de precipitado Medir el pH de la disolución en el potenciómetro con electrodo selectivo para hidrogeno (pHmetro). Espere que se estabilice para tomar la lectura de pH. Registre los datos en la tabla 3 Hacer los cálculos para hallar el valor de Kb del amoniaco NH₃
6. RESULTADOS
pH de soluciones ácidas y básicas en medio acuoso diluido Sustancia ácido o base en agua moles/L M de sustanci a pH de la solución pOH Moles H+/L [H+] Moles OH-/L [OH-] ¿Ácido o base? ¿Fuerte o débil? Cinta de papel potenciómetr o HCl 0.01M --- 2.2 11.8 10 -2.2^10 -11.8^ AF CH 3 COOH 0.01M --- 3.6 10.4 10 -3.6^10 -10.4^ AD NaOH 0.01M --- 12.15 1.85 10 -12.15^10 -1.85^ BF NH 3 0.01M --- 10.5 3.5 10 -10.5^10 -3.5^ BD Cálculo del valor de Ka del ácido acético, CH 3 COOH y % de ionización Valor de pH = 3.6 Valor de pOH = 10.4 Valor de [H+] = 10-3. Calculo de concentraciones molares CH3COOH CH3COO-(ac) + H+(ac) Inicial 0.01 --- --- Si se disocia X --- --- Se producen --- x x En equilibrio 0.01-x x X
Ka = ¿ ¿ =
X. X
0.01− X
X
2
0.01− X
[ 10
−3.
]
2
−3. Ka del CH 3 COOH = 6.47 x 10- Porcentaje de ionización % ionización =
moles disociadas
moles totales
x 100 % ionización =
x
x 100 = 10
−3.
x 100 =^ 2.51%
Cálculo del valor de Kb del amoniaco, NH3 y % de ionización Valor de pH = 3.6 Valor de pOH = 10.4 Valor de [H+] = 10-3. Calculo de concentraciones molares NH 3 + H 2 O NH 4 +^ + OH-
Al realizar los cálculos se puede decir si la sustancia analizada es un ácido fuerte o débil, o una base fuerte o débil, así como también podemos sacar Ka y Kb.
9.RECOMENDACIONES
Manejar con cuidado el potenciómetro, debido a que es muy frágil.
Asegurarse de que el equipo este calibrado correctamente, para eso puede utilizar buffers y calibrar el
equipo, asegurándose también que las soluciones no estén contaminadas para que no afecte su pH.
10. CUESTIONARIO
1. ¿Cuál es el propósito de la práctica 9?
Que los alumnos sean competentes para lo siguiente:
- Hallar el valor de la constante de acidez(Ka) del ácido acético(CH 3 COOH), en medio acuoso.
- Hallar el valor de la constante de basicidad(Kb) del hidróxido de amonio(NH 3 en agua).
2. ¿Cree usted que ha logrado ésa competencia?
Claro que sí, y lo demostraremos.
3. ¿Cómo confirmaría que usted ha logrado dicha competencia?
Con los resultados, mostrando que era lo que buscábamos como grupo.
4. ¿Cómo demuestra que el trabajo realizado por usted es confiable?
Es confiable porque los resultados obtenidos por nuestra mesa, concuerda con los teóricos.
5. ¿Cómo demuestra usted que trabajó de manera segura?
Fue seguro porque tuvimos en cuenta las normas de seguridad, escritas en la guía de práctica, y también siguiendo las indicaciones de la profesora.
6. ¿Cómo demuestra que cuidó el medio ambiente en el laboratorio?
Utilizando correctamente los instrumentos y los reactivos del laboratorio.
7. ¿Cuál es el más ácido en una solución de HCL 0.1M o de HCN 0.1M?
Explique o justifique su respuesta EL HCl, ya que el HCl tiene una fuerza acidez más grande que el HCN, por ende tiene a ser más ácido.
8. Calcular el pH de una solución de HCL 0.001 Molar.
9. Calcular el pH de una solución de HCL 1x10-8^ Molar.
10. Calcular el pH de una solución de CH 3 COOH 1x10-5^ Molar.
11. Calcular el pH de una solución de NH 3 1x10-5^ Molar.
pH= -log([HCl]) pH= -log(0.001) = 3 pH= -log([HCl]) pH= -log(1x10-8) = 8 pH= -log([H+]) pH= - log(1.34(10-5)) pH = 4. Ka = (x)(x)/ 10-5^ – x 1.8 x 10-5^ = (x)(x)/ 10- 1.8(10-5)( 10-5) = (x)(x) 1.34( 10 -5) = x = [H+] CH 3 COOH CH 3 COO-^ + H+ 10 -5^ - - x x x 10 -5^ – x x x pOH = -log([OH-]) pOH = -log(1.34(10-5)) pOH = 4. Kb = (x)(x)/ 10-5^ – x 1.8 x 10-5^ = (x)(x)/ 10- NH 3 + H 2 O NH 4 +^ + OH- 10 -5^ - -
