Química II: ¿Qué pasa con el pH?
Enviado por karlo • 20 de Noviembre de 2017 • 1.241 Palabras (5 Páginas) • 467 Visitas
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Tabla 3. Cantidad requerida para alterar el pH de 0.25 ml de solución amortiguadora de acetato de sodio y ácido acético.
Sustancia empleada
Volumen de sustancia empleada
HCl 0.100 M
12 gotas (0.60 ml)
NaOh 0.100 M
10 gotas (0.50 ml)
Discusión
En la primera fase del experimento se evaluó el pH y el porcentaje de ionización de las sustancias entre un ácido fuerte, una base fuerte, una sustancia ácida débil y un amortiguador. Como se puede observar en la tabla 1 a medida que aumenta la disolución de una sustancia en agua, el pH viraba a niveles más neutros. Esto sucede porque el agua es una sustancia anfótera donde disocia tanto sustancias ácidas, como sustancias básicas. Al aumentar la concentración de agua en la disolución, la ionización de la sustancias disminuyó significativamente, debido al desplazamiento del equilibrio químico provocado por el cambio de concentración de cada sustancia involucrada.
En base a los resultados de la tabla 1 se obtuvo lo siguiente: El porcentaje de ionización de ácido clorhídrico 0.10 M es de 100%. En cambio, el porcentaje de ionización de hidróxido de sodio 0.10M es de 31.62%. Y el Porcentaje de ionización de ácido acético 0.10 es de 1%. Al comparar con los datos teóricos en la tabla 2, se observa que hubo el porcentaje de ionización es distinto. La razón de este fenómeno hallado es porque hubo un error sistemático en las tomas de lectura de pH.
En el caso de ácido acético al ser un ácido débil su porcentaje de ionización es mucho menor en comparación con el HCl. A diferencia de la solución amortiguadora, el ácido acético sí presento cambios de pH virando hacia niveles más neutros. La razón por la cual el buffer no se vió afectado por la disolución, es a causa de su composición composición química donde su ácido débil y base conjugada reduce de manera evidente la disociación de iones en agua y además el porcentaje de ionización como se muestra en la tabla 1, es menor a 1%.
Para la segunda parte de la práctica se evaluó la capacidad de sustancia ácida o básica que una solución amortiguadora de ácido acético y acetato de sodio puede soportar. Como medida estándar de laboratorio se estableció que 20 gotas de una sustancia equivale a 1 ml. Para alterar el ph del amortiguador, mediante HCl, se requirió un total de 12 gotas (0.60 ml). En cambio con hidróxido de sodio se empleó un total de 10 gotas de para alterar su pH. Sin embargo debido a las limitaciones del indicador no se obtuvo la cantidad real de NaOH utilizado para alterar el pH, encontrando una fuente de error en el experimento. Es por ello que se recomienda utilizar un potenciómetro para analizar los niveles de pH de manera más precisa. En base los resultados, se puede confirmar que el objetivo de esta práctico se alcanzó de manera exitosa.
Conclusiones
El porcentaje de ionización de ácido clorhídrico 0.10 M es de 100%
El porcentaje de ionización de hidróxido de sodio 0.10M es de 31.62%
El Porcentaje de ionización de ácido acético 0.10 es de 1%
El ph de una sustancia tiende ser a neutro a medida que su disolución en agua sea mayor.
Se requiere de 0.54 ml de HCl 0.10M para alterar el ph del amortiguador
Se empleó un total de 0.50 ml de NaOH 0.10 M para alterar el pH de un buffer.
La fuente de error hallada consistió en no utilizar el indicador adecuado para la alteración de ph de amortiguador con hidróxido de sodio.
Apéndice
Ecuaciones
Ecuación 1. Cálculo de pH:
[pic 1]
Ecuación 2. Equilibrio químico de una solución amortiguadora en una disolución
[pic 2]
[pic 3]
Ecuación 3. Cálculo de PKa.
[pic 4]
Ecuación 4. Ecuación de Henderdon- Hasselbach para calcular el pH de soluciones amortiguadoras.
[pic 5]
Ecuación 5. Porcentaje de Error.
|[pic 6]
Ecuación 6. Despeje de [H+] en ecuación de equilibrio.
[pic 7]
Ecuación 7. Ecuación de disociación de ácido clorhídrico en agua.
[pic 8]
Ecuación 8. Ecuación de disociación de hidróxido de sodio en agua.
[pic 9]
Ecuación 9. Reacción química de disociación en agua de ácido acético
[pic 10]
Ecuación 10. Escala pOH
[pic 11]
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Literatura Citada
Skoog, Douglas, West, Donald, & Holler, James. 1997. Fundamentos de química analítica (Vol. 2). Reverté, Barcelona, España. 890pp.
Chang, Raymond; Goldsby, Ken. 2013. Química. Undécima edición. Editorial Mc-Graw Hill. México D.F 1190pp.
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