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Practica - 9-Acido -Base-, Ejercicios de Química Orgánica

Universidad Privada Antenor Orrego (UPAO)Química Orgánica

Practica Grupal de Acido-Base - UPAOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOOO

Tipo: Ejercicios

2020/2021

Subido el 19/07/2021

Joao-r-r
Joao-r-r 🇵🇪

3.9

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Universidad Privada Antenor Orrego Medicina Humana
PRACTICA 7
ACIDO BASE
I.- CAPACIDADES
1.1.-Identifica experimentalmente sustancias ácidas y básicas utilizando papeles medidores de
pH, soluciones indicadores y pH-metro.
1.2.-Comprueba experimentalmente la poca variación del pH en un buffer frente a la adición de
un ácido o base fuerte.
1.3.- Determina el porcentaje de ácido acetilsalicílico en una muestra de aspirina.
II.- FUNDAMENTO TEORICO
Los ácidos y las bases pueden definirse según su comportamiento al disolverlos en agua pura.
2.1.- Teoría de Arrhenius
Un ácido es una sustancia que cuando se disuelve en agua libera iones hidrógeno, H+.
Una base es una sustancia que, al disolverse en agua, libera iones hidroxilo, OH–.
HBr(g) + H2O H+(Ac) + Br-(ac)
LiOH(s) + H2O Li+1(ac) + OH1-(ac)
2.2.- Teoría de Brönsted – Lowry
Un ácido es una sustancia (molécula o ion) que puede transferir un protón, H+, a otra
sustancia.
Una base es una sustancia que puede aceptar un protón.
HCl + H2O H3O1+ + Cl1-
Acido Base Acido Base
conjugado conjugado
NH3 + H2O NH41+ + OH1-
Base Acido Acido conj. Base Conj.
A una base y un ácido que difieren sólo en la presencia o ausencia de un protón, se les
conoce como par conjugado ácido-base:
base conjugada es la porción que queda de la molécula del ácido, después que
transfiere el protón.
ácido conjugado se forma cuando el protón se transfiere a la base.
Como se puede observar, el agua puede comportarse como ácido en algunos casos y en otros
como base, por eso se dice que es un anfótero.
Química General Dra. Rosa Aguilar Alva
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PRACTICA 7

ACIDO BASE

I.- CAPACIDADES

1.1.-Identifica experimentalmente sustancias ácidas y básicas utilizando papeles medidores de pH, soluciones indicadores y pH-metro. 1.2.-Comprueba experimentalmente la poca variación del pH en un buffer frente a la adición de un ácido o base fuerte. 1.3.- Determina el porcentaje de ácido acetilsalicílico en una muestra de aspirina. II.- FUNDAMENTO TEORICO Los ácidos y las bases pueden definirse según su comportamiento al disolverlos en agua pura. 2.1.- Teoría de Arrhenius  Un ácido es una sustancia que cuando se disuelve en agua libera iones hidrógeno, H+.  Una base es una sustancia que, al disolverse en agua , libera iones hidroxilo, OH–. HBr(g) + H 2 O H+(Ac) + Br-(ac) LiOH(s) + H 2 O Li+1(ac) + OH1-(ac) 2.2.- Teoría de Brönsted – Lowry  Un ácido es una sustancia (molécula o ion) que puede transferir un protón, H+ , a otra sustancia.  Una base es una sustancia que puede aceptar un protón. HCl + H 2 O H 3 O1+^ + Cl1- Acido Base Acido Base conjugado conjugado NH 3 + H 2 O NH 4 1+^ + OH1- Base Acido Acido conj. Base Conj. A una base y un ácido que difieren sólo en la presencia o ausencia de un protón, se les conoce como par conjugado ácido-base:base conjugada es la porción que queda de la molécula del ácido, después que transfiere el protón.  ácido conjugado se forma cuando el protón se transfiere a la base. Como se puede observar, el agua puede comportarse como ácido en algunos casos y en otros como base, por eso se dice que es un anfótero.

2.3.-Soluciones Buffer o Amortiguadoras Las soluciones buffer o amortiguadoras son capaces de mantener su pH en valores aproximadamente constantes, aún cuando se agreguen pequeñas cantidades de ácido o base, o se diluya la solución. Una solución buffer o amortiguadora se caracteriza por contener simultaneamente una especie débil y su par conjugado. Buffer Acido: Acido débil y su base conjugada Buffer Básico: Base débil y su ácido conjugado Ejemplo: H 2 CO 3 + H 2 O H 3 O+^ + HCO 3 1- Acido débil Base conjugada Buffer sanguineo más importante: H 2 CO 3 / HCO 3 1- 2.4.-AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA El agua pura es neutra, no muestra propiedades de un ácido ni de una base. Sin embargo, no quiere decir que en el agua pura no existan iones H 3 O+^ ni OH1- Según Brönsted – Lowry el agua puede comportarse como ácido o base. Dependiendo de la especie con la que interactúa. H 2 O + H 2 O H 3 O+^ + OH1- Kw = [H 3 O+] [OH-] = 1 x 10- 2.5.- POTENCIAL DE HIDRÓGENO(pH) Mide el grado de acidez o basicidad de una muestra, matemáticamente es igual a: pH = – log [H 3 O+] pOH = – log [OH–] pH + pOH = 14 ESCALA DE pH

2.7.- Titulación ácido base La titulación , o también conocida como valoración , es un método volumétrico tiene como objetivo determinar la concentración de una disolución ácida o básica, llamada disolución analizada o muestra problema. Esto se logra adicionando pequeños volúmenes de una disolución de concentración conocida, llamada disolución valorada. En el punto de equivalencia , los equivalentes gramos del ácido se igualan con los equivalentes gramo de la base.

Eg-g Acido = Eq- g Base

Eq-g base = N (^) base V (^) Base Eq-g ácido = N (^) ácido V (^) acido

III.- MATERIALES REACTIVOS Y EQUIPO

Materiales Reactivos Equipos

  • Gradilla
  • Tubos de Ensayo
  • Vaso de precipitado
  • Bureta
  • Fiola
  • Soporte universal
  • Micropipetas
  • Mortero
  • Pilón
  • Pinza para bureta
  • Vidrio de reloj - Fenolftaleína
    • Solución buffer
    • Solución 1M de HCL
    • Solución 2M de NaOH
    • Solución de 2M de

NaCl

  • Tableta de aspirina
  • Papel tornasol
  • Papel Indicador de pH
  • Vinagre
  • Coca-Cola
  • Jugo de limón
  • Café
  • Agua Destilada
  • Leche
  • Bicarbonato de sodio
    • Equipo de titulación
    • Balanza electrónica
    • pH metro
    • Interfaz
    • Agitador magnético
    • Micro pipetas automáticas IV.- PROCEDIMIENTO Video de la práctica: Ingresar al siguiente enlace https://tinyurl.com/8ku9v5s (19 minutos) 4.1.- Medición de pH usando soluciones indicadoras, papel de tornasol y papel universal.
  1. Se tienen 6 tubos de ensayo a los cuales, los tubos 1,2 y3 tienen ácido clorhídrico y los tubos 4,5 y 6 contienen una solución básica hecha con hidróxido de sodio.
  2. Se les agregó 2 gotas de la solución indicadora, fenolftaleína, a los tubos de ensayo 1 y 4.
  3. Se observó el cambio de color que se presentó en el tubo número 4 con un color grosella, indicando que es una solución básica, mientras que en el tubo número 1 la solución es incolora por ser un ácido.
  4. A los tubos de ensayo 2 y 5 se le agregaron gotas de solución universal.
  5. Se observó que el tubo 2, cambió a un color ligeramente rojizo, haciendo referencia a que es un ácido, mientras que el tubo 5, adquirió un color violeta, pues una solución básica.
  6. Posteriormente se medirá el nivel de pH con ayuda de la tabla de colores, se compara con el color rojizo del tubo 2 y se ve un 4.0 de pH.
  7. Se observó el color violeta del tubo 5 en la tabla de colores, que se obtuvo un 10.0 de pH, confirmando que es una sustancia base.

4.3.- Medición de pH del buffer ácido.

  1. Se tomará la medida de pH en una solución buffer fosfato (pH de 6,4), luego del agregado de un ácido, una base o una sal.
  2. Con la solución de NaCl, de la cual se agregaron 50 μl al vaso de precipitado con el agua, se obtuvo un pH de 6.74. Pero con el vaso precipitado con la solución buffer se obtuvo 6.44 de pH y se repitió el proceso para comprobar los datos anteriores.
  3. Luego, al agregarse 50 μl de la solución de NaOH, el agua aumentó su pH a 9.63, mientras que la solución buffer se mantuvo alrededor de el mismo valor de pH con 6,42 y se repitió una vez más el proceso para comprobar los datos anteriores y el agua terminó aumentando a 11.3 de pH mientras que la solución buffer se mantuvo.
  4. Por último, se agregó una sal neutra que es el Cloruro de sodio a cada vaso, se pudo observar que en ambos casos no cambió el valor del pH. 4.4.- Determinación del porcentaje de ácido acetilsalicílico en la aspirina.
  5. Se pulverizaron 2 pastillas de aspirina en el mortero para la reducción de tamaño.
  6. Se midió la masa de la aspirina pulveriza en la balanza electrónica sobre la luna de reloj y se obtuvo 1,09 g.
  7. Se agregó la aspirina pulverizada a 300 ml de agua en el vaso de precipitado y se procedió a homogenizar.
  8. Se aforó con agua hasta 500 ml el vaso de precipitado y se volvió a homogenizar.
  9. Se extrajo una alícuota de 50 ml del vaso de precipitado con la solución antes preparada.
  10. Se usó el sensor de pH para hacer la medición, resultando 1,86 de pH.

V.- CALCULOS Y RESULTADOS

5.1.- Medición de pH usando soluciones indicadoras, papel de tornasol y papel universal. Muestra Soluciones indicadoras Papel universal Papel de tornasol Fenolftaleína Solución universal pH Azul Rojo Acido (^) Incoloro Rojizo 4 Rosa (^) x Base Grosella^ Violeta (^10) x Violeta 5.2.- Medición de pH usando papel multicolor. Muestra Valor de pH ¿Acido o base?

Limón 2 Ácido

Vinagre 2.5 Ácido

Coca Cola 2.5 Ácido

Café 5 Ácido

Agua destilada 7 Neutro

Leche 6.9 Ligeramente Ácido

Bicarbonato de sodio 9 Base

Hidróxido de sodio 14 Base

5.3.- Medición de pH del buffer ácido. Muestra

PH

Inicial pH más ácido pH más base pH más sal 50 μL 50 μL 50 μL 50 μL Buffer de fosfato 6.44 6.42 6.41 6.42 6.42 6. Agua 7.12 6.76 4.40 9.64 11.34 11.

VI.- DISCUSIÓN DE RESULTADOS

  1. En este primer experimento pudimos identificar que al agregar fenolftaleína a un ácido no se observan cambios, en cambio al agregarle a una base adopta una coloración fucsia/rosada. Asimismo, con la solución universal, el ácido cambia a un tono rojizo y la base a uno violeta. Observamos en el papel universal que el ácido tiene un pH de 4 y la base de 10, teniendo esto concordancia ya que las sustancias ácidas tienen un pH de 0 a 7 y las básicas de 7 a
  2. Finalmente, el papel tornasol azul en los ácidos se tornó rosa y en la base no hubo ningún cambio, por el contario el papel tornasol rojo no presentó cambios en el ácido y en la base cambió a violeta.
  3. En este segundo experimento, de una lista de muestras, pudimos comprobar que la de limón tuvo el menor valor de pH, junto a esta, el vinagre, la Coca Cola y el café tuvieron pH menores a 7, por lo tanto, son ácidas. La muestra que tuvo el pH mayor fue la solución 1M de hidróxido de sodio, y junto al bicarbonato de sodio fueron muestras básicas.
  4. En el tercer experimento, notamos que la muestra de buffer no sufre cambios bruscos al agregarle sustancias ácidas y básicas; mientras que el agua sí tuvo variaciones, disminuyendo su pH frente a una sustancia ácida y aumentándolo frente a una sustancia básica. Además, ni el buffer de fosfato ni el agua alteraron su pH frente a una sal.
  5. Por último, en este experimento se agregó 2 pastillas de aspirina, se trituraron. Se midió su masa dando 1,09 g., se agregó la aspirina pulverizada a 300 ml de agua. Homogenizamos la solución. Finalmente determinamos el porcentaje de ácido acetilsalicílico en aspirina dándonos el porcentaje de 29.06, siendo este muy bajo.
  6. Como se ha podido observar en el experimento de la medición del pH, podemos ver que se tiene tres tubos los cuales están con hidróxido de sodio, en los cuales se pudo ver que en los dos primeros tubos se les agrega dos soluciones las cuales tienen una reacción de cambio de color. En el último tubo al indicar las medidas de pH se observó que al estar sumergida en hidróxido de sodio es una solución básica.

VII.- CONCLUSIONES

  • Se identificó experimentalmente sustancias ácidas y básicas utilizando papeles

medidores de pH, soluciones indicadoras, y pH- metro, lo que sucede con el papel

tornasol que al sumergirlo en soluciones se puede determinar la acidez o basicidad

de la misma mediante el color del papel y la comparación con la escala.

  • Se logró comprobar la poca variación de pH en un buffer frente a la adición de un

ácido o base fuerte, experimentalmente.

  • Se determinó el porcentaje de ácido acetilsalicílico en una muestra de aspirina.