Práctica ácido base

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Estudio de equilibrios Ácido-Base	23/09/15
Integrantes: 
 -Álvarez Hernández Elizabeth
-Galván Ramírez Alberto Abel
-López Juárez Erika Alejandra 
Resultados
· Parte 1
	
	
	
	Color del Indicador
	
	
	Disolución de:
	pH
	Universal
	Fenolftaleína
	Anaranjado de Metilo
	Indicador Natural
(extracto de col morada)
	HCl 0.1M
	2
	Naranja 
	Transparente
	Rojo intenso
	Rosa claro 
	Tartrato ácido sat.
	3.4
	Amarillo 
	Transparente
	naranja
	Rosa claro
	Biftalato 0.05M
	4
	amarillo
	Transparente
	Naranja intenso
	Rosa claro
	Acetatos 0.1M
	5
	Verde
	Transparente
	Naranja intenso
	Rosa 
	Urotropina 0.1M
	6
	Verde claro
	Transparente
	amarillo
	Verde claro
	Fosfatos 0.1M
	7
	Amarillo
	Transparente
	amarillo
	Verde muy claro
	Bicarbonato 0.1M
	11.2
	azul
	violeta
	amarillo
	incoloro
	Tetraborato 0.05M
	8.9
	verde
	violeta
	amarillo
	Incoloro 
	NaOH 0.1M
	11.4
	Azul intenso
	violeta
	Amarillo
	incoloro
Escala experimental del Indicador Universal.
	
	HCl
	Tart
	Bift
	Act’s
	 Uro Fosf
	
	Tetr
	
	Bic
	NaOH
	
	
 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Escala experimental de Fenolftaleína.
	
	HCl
	Tart
	Bift
	Act’s
	Uro Fost
	
	
	Tetr
	
	Bic
	NaOH
	
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Escala experimental del Anaranjado de Metilo.
	
	HCl
	Tart
	Bift
	Act’s
	Uro Fost
	
	
	Tetr
	
	Bic
	NaOH
	
	
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH
Escala experimental de la Col Morada.
	 
	HCL
	Tart
	Bift
	Act’s
	Uro
	
	Fosf
	Tetr
	
	Bic
	NaOH
	
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
HCLácido más fuerte NaOH base más fuerte
Registro de intervalos de vire y pKa’s
	Indicador
	Intervalo de vire experimental
	pKa (literatura)
	Intervalo de vire (literatura)
	Naranja de Metilo
	3.4-5
	3.46
	3.2-4.4
	Fenolftaleína
	7-11.4
	9
	8.2-10
	Indicador Universal
	2-11.4
	5
	2-10
	Indicador Natural
	1-8
	-
	-
	Disoluciones
	pH exp
	pH teórico 
	Fuerza (para ácidos)
	
	
	
	
	+ ácido +básico
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
· Parte 2
	Disolución
	Par ácido-base
	pHexp
	[HA]
	[A-]
	pKa
 (Reportado en literatura)
	Ácido acético 0.1M
	
	3.4
	10x103
	
	4.74
	Acetato de Sodio 0.1M
	
	6.5
	
	10x103
	9.25
	Ácido acético + Acetato de Sodio
	CH₃COOH/CH₃COO⁻
	5.9
	
	
	4.43
	Ácido fosfórico 0.1M
	
	2.2
	1x10-3
	
	2.12
	Dihidrógenfosfato de sodio 0.1M
	
	4.3
	
	1x10-3
	7.19
	Ácido fosfórico + Dihidrógenfosfato de sodio
	H₃PO₄/H₂PO₄⁻
	3.4
	
	
	1.9
	Carbonato ácido de sodio 0.1M
	
	10.4
	1x10-3
	
	10.31
	Carbonato de sodio 0.1M
	
	11.3
	
	1x10-3
	4.67
	Bicarbonato de sodio + Carbonato de sodio
	HCO₃⁻/CO₃⁻²
	11.0
	
	
	8.56
	Cloruro de amonio 0.1M
	
	7.9
	1x10-3
	
	9.25
	Amoniaco 0.1M
	
	10.5
	
	1x10-3
	4.74
	Cloruro de amonio + Amoniaco
	NH₄⁺ /NH₃
	9.5
	
	
	8.67
Hay que hacer una escala , ver cuál es la más cuantitativa, sacar valor de K de eq.
Análisis de resultados
En la primera parte, de acuerdo a los resultados observados en la escala de pH, existe una leve distribución en algunas especies, provocado por diversos factores, uno de ellos puede ser el correcto registro de los pH en el potenciómetro, pues estos varían de acuerdo a la estabilidad del número proporcionado. Además, dependerá de la concentración de iones H+ en cada una de las disoluciones, debido a que un indicador sufre un cambio de color cuando la concentración de H+ es la semejante que el Ka del indicador, análogamente el cambio de color se da cuando el pH es comparable con el pKa. En general, un solo indicador revelará únicamente si la concentración de H+ es más alta, más baja o más o menos la misma que su valor de Ka. Si se combinan varios indicadores de distintos valores de Ka, la mezcla va a sufrir cambios de color a diferentes valores de pH.
En la segunda parte, en los resultados obtenidos existieron algunas especies que aumentaron o disminuyeron su poder de acidez o basicidad pero no fue una diferencia muy grande y se debe a que los valores del pH de las disoluciones, cambian de acuerdo a el grado de disociación de la especie ácido-base presente, pues “Cuando aumenta el volumen de la disolución, disminuye la concentración y aumenta el grado de disociación de la especie”, pudimos notar esto ya que sabemos que las concentraciones del ácido y base conjugadas son las mismas; por lo tanto en una solución buffer el pH es igual al pKa. 
Conclusión 
Estudiando el comportamiento de los indicadores ácido-base y la naturaleza química de las disoluciones buffer pudimos construir escalas de pH y predecir la reacción más cuantitativa, mediante los cálculos correspondientes. Así mismo, aprendimos a utilizar correctamente el pHmetro y a calcular constantes de equilibrio de diferentes reacciones ácido-base.
Bibliografía.
Brown, Theodore L. “Química, la ciencia central”.
Editorial Pearson Prentice Hall, 9ª edición. México 2004, Página 618.
Burriel Marti, Fernando. “Química Analítica Cualitativa”.
Editorial Paraninfo Thomson-Learning. Madrid, España 2001. Pág. 656.
Burriel Martí, Fernando. “Química Analítica Cualitativa”.
Editorial Paraninfo Thomson-Learning. Madrid, España 2001. Pág. 658.