Laboratorio Quimica Practica 10
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PRÁCTICA N° 10
ÁCIDOS Y BASES Y PH EN SOLUCIÓN ACUOSA
AYACUCHO - 2018
A las personas que más han influenciado en nuestras vidas,
dándonos los mejores consejos, guiándonos y haciéndonos
personas de bien; a nuestros padres por su infinito apoyo, a los
docentes, por sus sabias experiencias y sus buenas
orientaciones que nos brindan.
PRÁCTICA N° 10
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN------------------------------------------------------------------------------------- 4
RESULTADOS -------------------------------------------------------------------------------------- 11
5.1 Plantea la ecuación química de la reacción entre el acido y el metal zinc. -------------------------------------------- 12
5.2 Plantee la ecuación química de la reacción entre el acido y el bicarbonato de sodio. ----------------------------- 12
5.3 Explique porque los ácidos y bases débiles producen baja luminiscencia --------------------------------------------- 12
5.4 Indique los pasos para preparar 200 mililitros de ácido acético 0,05 molar a partir de un ácido acético
concentrado (1,055 g/ml; 99,7% en peso). ---------------------------------------------------------------------------------------------- 12
5.5 Reporte el pH de las siguientes muestras: zumo de zanahoria, zumo de papa, zumo de papaya, agua de
cemento. ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ 13
CONCLUSIONES ----------------------------------------------------------------------------------- 13
BIBLIOGRAFIAS: ---------------------------------------------------------------------------------- 14
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PRÁCTICA N° 10
INTRODUCCIÓN
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Son compuestos que tienen un sabor agrio característico llamado sabor acido
Sus disoluciones acuosas cambian el color de los colorantes vegetales, por
ejemplo, producen un color amarillo con azul de bromotimol.
Disuelven a muchas sustancias.
Contienen hidrogeno, que pueden liberarse en forma gaseosa cuando a sus
disoluciones acuosas se añade un metal activo, como por ejemplo cinc, hierro,
magnesio, etc.
Cuando reaccionan con hidróxido metálico, pierden todas sus propiedades
características.
Estas sustancias, capaces de neutralizar las propiedades de los ácidos se llaman bases, que
pueden definirse también por una serie de propiedades comunes.
Tienen un sabor amargo característico y son suaves al tacto.
Sus disoluciones acuosas cambian el color de los colorantes vegetales, por
ejemplo, producen un color azul de bromotimol.
Precipitan a muchas sustancias que son solubles en los ácidos.
Pierden todas sus propiedades características cuando reaccionan con un ácido.
En una reacción de neutralización se forma siempre agua y otro compuesto, que, por sus
propiedades, pertenecen al tercer grupo, esto es, una sal.
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dan H+(aq) u OH-(aq), que cristaliza en una red iónica, por ejemplo, NaCl, K2SO4,
Ba(NO3)2 y k3PO4.
Neutralización: la reacción entre un ácido y una base en agua, para dar una sal y agua
(todos los iones hidratados):
Na+ + OH- + H+ + Cl- ≈ Na+ + Cl- + HOH
Iones de la sal
Ba + 2OH + 2H 2NO3 ≈ Ba+2 + 2NO3- + 2HOH
+2 - + -
Iones de la sal
Hidrolisis : una reacción entre un compuesto y el agua , en que la molécula de agua se divide
para dar OH-(aq) o H+(aq) combinando el otro ion con el compuesto.
b) Definición de bronsted – Lowry: esta teoría es más amplia que la teoría de Arrhenius
en el sentido de que considera reacciones en NH3(I),CH3OH,CH3COOH y otros
disolventes protónicos, así como el agua.
Ácidos: un catión, anión, o molécula neutra que puede ceder un protón a otra especie
(Aceptante).El ácido puede ser una molécula neutra, HCl(g) + H2O(I) H3O+(aq)+ Cl-
(aq)
HCl(g) + NH3(I) ≈ NH4+(INH3) + Cl-(INH3)
Un anión, HSO4-(aq) + H2O(I) ≈ H3O+(aq) + SO42- (aq)
O un catión, H3O+ + OH-(aq) ≈ 2H2O(I)
Base: un catión anión, o molécula neutra que puede aceptar un protón de un ácido de
Bronsted – Lowry. Por ejemplo, el H2O y el OH indicados a la izquierda en las ilustraciones,
están funcionando como bases.
H3O + [Al(𝐻2𝑂)5𝑂𝐻]2+ ≈ [𝐴𝑙(𝐻2𝑂)6]+3 + H2O
catión base
Na+(aq) + CN- + HOH(aq) ≈ HCN(aq) + Na+ + OH-(aq)
anión base
HCl(aq) + H2O(I) ≈ H3O+(aq) + Cl-(aq)
base neutra
Sal: se mantiene la misma definición que en el esquema Arrhenius
Neutralización: la neutralización es la reacción de un ácido y una base .las reacciones
pueden tener en disolventes distintos al agua, como muestra la siguiente ecuación.
NH4Br(INH3) + KNH2(INH3) ≈ KBr(INH3) + 2NH3(I)
Acido1 Base2 sal, también es una base1 acido2
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d) Ionización del agua.-El agua pura es un electrolito muy débil, en consecuencia, hay una
autoionización en pequeño grado y la ecuación química es:
H2O +H2O = H3O+(aq) + OH-(aq)
O simplemente H2O = H(aq) + OH(aq)
En el equilibrio, la constante, K,es:
[𝐇]𝐎𝐇
K = [𝐇𝟐𝐎]
Hay un gran exceso de agua y una fracción insignificante está ionizada, entonces la
concentración de agua prácticamente permanece constante, por lo tanto:
K[H2O] = KW = [H]OH-
Dónde: KW, constante del producto iónico del agua; a 25 ℃ es 1×10
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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
3.1 ENSAYO N°1: PROPIEDADES GENERALES DE ÁCIDOS
MATERIALES REACTIVOS
Tubos de ensayo Azul de H2SO4
bromotimol CH3COOH
Mg HNO3
Na2CO3
HCl
PARA:
HCl
En tres tubos introducimos 1ml de HCl, luego en el primer tubo añadimos 2 gotas de azul
de bromotimol, tomar nota de la coloración que se obtiene, al segundo tubo agregar un
trozo de Mg metálico y observamos el desprendimiento de gas hidrogeno, en el tercer tubo
añadir una pizca de bicarbonato de sodio observe la formación del gas de dióxido de
carbono.
Y repetimos el mismo procedimiento con:
H2SO4
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CH3COOH
HNO3
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MATERIALES REACTIVOS
Tubo de ensayo Azul de bromotimol
KOH
NaOH
NH4OH
KOH
En un tubo de ensayo introducimos 1 ml de KOH,
agregamos 2 gotas del indicador azul de bromo
timol, tomamos nota de la coloración que adquiere.
*REPETIMOS PARA NaOH, NH4OH
NaOH
NH4O
H
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RESULTADOS
4.1 ENSAYO N°1: PROPIEDADES GENERALES DE ÁCIDOS
NaOH Azul
NH4O Azul
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CUESTIONARIO Y PROBLEMAS
5.1 PLANTEA LA ECUACIÓN QUÍMICA DE LA REACCIÓN ENTRE EL ACIDO Y
EL METAL ZINC.
H2SO4 + Zn Zn (SO4) + H2
El por qué sustancias tan diferentes como el HCl, el HNO3, y el H2SO4 presentaran carácter ácido
era todavía un misterio, y fue el propio Arrhenius el que dio la pauta para explicarlo en 1884. Este
gran científico postuló que todas ellas se disociaban en disolución para dar iones H+, lo que se
convirtió en la primera definición moderna de ácido; de modo que según Arrhenius:
Un ácido es cualquier electrolito que contenga uno o más átomos de hidrógeno y produce iones
H+ cuando se disuelve en agua.
De esta forma, sustancias tales como el HCl, HBr, HNO3 y H2SO4 son electrolitos fuertes que se
disocian extensivamente para dar gran cantidad de iones H+ lo que hace sus soluciones muy ácidas,
de modo que pueden ser considerados como ácidos fuertes.
Por otra parte, otras sustancias como el HF y el H3PO4 son electrolitos débiles, producen pocos
iones H+ y por tanto se consideran ácidos débiles. De la definición de Arrhenius de que el ion H+
era el responsable del sabor ácido, de la liberación de hidrógeno al reaccionar con metales activos
y era el que coloreaba de rojo el tornasol. Algunas sustancias cambien de nombre en dependencia
de su estado, así el llamado cloruro de hidrógeno (HCl) cuando es un gas, se convierte en ácido
clorhídrico si está disuelto en agua.
Etiquetado
Ácido acético al 10%.
Nota: es importante diluir el ácido acético glacial, ya que aplicarlo sin diluir al epitelio causa una
quemadura química grave.
MUESTRA Ph
Zumo de zanahoria 4,9 – 5,2
Zumo de papa 5,4 – 5,7.
Zumo de papaya 5,2 – 5,7.
Agua de cemento 0,16 – 0,22.
CONCLUSIONES
Para medir la acidez o basicidad de una solución se utiliza el pH, el cual está relacionado con la
concentración de ión Hidrógeno ( H+) de una solución. Se observa que el pH aumenta a medida
que [H+] disminuye, además las disoluciones ácidas y básicas pueden identificarse a partir de sus
valores de pH. Siendo ácidas cuando [H+] > 1,0 x 10 –7M, Básicas cuando
[H+] < 1,0 x 10 –7M y neutras cuando [H+] = 1,0 x 10 –7M.
Una determinación aproximada de pH puede lograrse empleando los indicadores que son
colorantes ácidos o básicos (muy débiles) que tienen la propiedad de cambiar su color en solución
acuosa en un rango de pH.
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BIBLIOGRAFIAS:
Academia “Cesar Vallejo” Química. Pág. 199 – 206. Editores lumbreras 2003.
CHANG Raimond. Química, Edit. Mc Graw – Hill Mexico D.F. 1992 Páginas:
639, 640, 707, 708.
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