INFORME DE LABORATORIO N°1 TITULACIONES DE ÁCIDOS Y BASES

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En agua, una molécula de agua puede donar un protón a otro para poder producir H3O+ y OH-, se ha demostrado que las concentraciones de H3O+ y OH+ a 25°C son de 1.0x10-7.

El pH es una medida cuantitativa usada para saber exactamente el grado de acidez o de alcalinidad/basicidad que presenta una sustancia, varía entre 0 y 7 (sustancia ácida) y 7 y 14 (sustancia alcalina o base), también puede ocurrir que una sustancia sea neutra, es decir, que presente un pH de 7.

En relación con lo anterior, un pH mayor a 7 significa que la concentración de H3O+ es menor a 1.0x10-7, uno menor a 7 significa una concentración de H3O+ mayor a 1.0x10-7 y uno igual significa una concentración de H3O+ igual a 1.0x10-7.

En conclusión, los ácidos son sustancias que al ser sumergidas en agua liberan iones de hidrogeno.

HCl [pic 1] H+ + Cl-

Y las bases, sustancias que al ser sumergidas en agua liberan iones de hidróxido.

NaOH [pic 2] Na+ + OH-

Ambas sustancias pueden ser catalogadas como fuertes o débiles, dependiendo de los moles de H3O+ que se forman por cada mol de ácido o base que se disuelve en el agua.

Los pares conjugados de este tipo sirven para crear soluciones amortiguadoras o buffer. Las soluciones amortiguadoras o tampones, son mezclas de ácidos débiles y su base conjugada. Son utilizadas usualmente, como su nombre lo indica, para evitar cambios bruscos en el pH de una solución. Los tampones son útiles siempre y cuando el pH de la solución se encuentre cerca del pKa del tampón. Se recomienda que el pH a tratar se encuentre en un rango del

pKa =+/- 1.

El pKa se define como el logaritmo negativo del Ka. Es el pH en el cual las concentraciones de ácido y su base conjugada son iguales.

Como ejemplo de un sistema buffer, en el cuerpo humano los riñones y los pulmones regulan el HCO3 y el CO2, respectivamente, proporcionando un efectivo sistema de amortiguamiento para el pH del plasma sanguíneo. Además de este, existen otros dos sistemas amortiguadores, el de fosfato y el sistemas dependiente de proteínas (histidina), cada cual con su rango de acción efectivo para el pH del líquido intracelular. El pH del plasma sanguíneo en condiciones normales varía entre 7.35 y 7.45, siendo 7.4 el ideal.

En el cálculo del pH de una solución de pares conjugados, éste se puede determinar mediante el uso de la ecuación de Henderson-Hasselbalch, la cual se define:

pH= pKa + Log([A-]/ [HA+])

Ácidos fuertes: Las propiedades de los ácidos fuertes permiten que cedan protones con mucha facilidad lo cual causa una disociación completa en la solución.

Ácidos débiles: A diferencia de los ácidos fuertes, los ácidos débiles producen una cantidad muy pequeña de H3O+ debido a que solo un pequeño porcentaje del ácido transfiere protones provocando que no se disocie por completo en la solución.

Bases fuertes: Las bases fuertes se disocian completamente en agua debido a que acepta protones con mucha facilidad.

Bases débiles: Ya que no aceptan protones con tanta facilidad como las bases fuertes, un gran porcentaje de las bases débiles permanece no disociado en el agua.

La forma más exacta de medir el pH es por medio de un pHmetro el cual genera una corriente eléctrica a través de unos electrodos, que varía dependiendo de la concentración de iones hidronio [H3O+] de la solución donde haya sido sumergido.

Se pueden realizar una gran variedad de procedimientos con los ácidos y bases entre los cuales se encuentran la titulación y la neutralización.

Titulación: Consiste en determinar la concentración de una solución acida o básica mediante la adición de pequeñas cantidades de una solución acida o básica con una concentración ya conocida.

Neutralización: Consiste en hacer reaccionar un ácido con una base para dar como resultado una sal y agua.

HCl + NaOH [pic 3] NaCl + H2O

La neutralización es un proceso utilizado para llevar a cabo la titulación de ácido base debido a que al llegar el punto en que la sustancia se neutraliza (concentraciones iguales) se puede averiguar la concentración desconocida

- METODOLOGÍA

Previo al trabajo, se tuvo una clase dedicada a la explicación de normas de bioseguridad, medidas de precaución, reconocimiento del lugar de trabajo, cuidado y manejo de equipos, con el fin de evitar posibles accidentes con los elementos e instrumental de laboratorio que se debían manipular durante la práctica del mismo, gracias a esto, se tuvo en cuenta la utilización de protección personal adecuada (bata anti fluidos manga larga, guantes limpios y sin roturas, zapatos cerrados, entre otras) para poder dar inicio a la práctica.

Además de esta clase, se tuvo que realizar un pre informe en el que se debían presentar las fichas de riesgo de todas las sustancias que se iban a utilizar y un flujograma ilustrando el procedimiento.

Una vez llegado el día del laboratorio, los docentes dieron un pequeño repaso sobre las normas de seguridad, recomendaciones y el procedimiento, incluyendo los conceptos básicos que debíamos tener en cuenta para el desarrollo del mismo, también se explicó detalladamente el funcionamiento y manejo adecuado de los equipos que se debían utilizar. Una vez dicho esto, se comenzó la práctica del laboratorio.

4.1. Materiales

- Ácido sulfúrico (H2SO4) 0.1N (ANEXO 1)

- Hidróxido de sodio (NaOH) 0.01N (ANEXO 2)

- Fosfato monobásico de potasio (KH2PO4) 0.01N (ANEXO 3)

LOS EQUIPOS UTILIZADOS FUERON:

EQUIPO

DEFINICION-USO

PH METRO[pic 4]

Figura1 phmetro

tomado de: (https://www.pce-instruments.com/espanol/slot/4/artimg/large/hanna-instruments-deutschland-gmbh-ph-metro-hi-4521-02-102394_766711.jpg Citado el 24/02/2016)

Equipo electrónico utilizado para medir el pH. En la parte inferior, cuenta con un sensor, una celda que tiene un par de electrodos