UNIVERSIDAD TECNICA DE MACHALA

Facultad de Ciencias Químicas y de la Salud

Escuela de Enfermería

BIOQUIMICA Tema:

EXPERIMENTO

Dicente:

Cedillo Yaritza Lisbeth

Docente:

DR. Carlos Garcia

Curso:

Primer Semestre enfermería “B”

Fecha:

Machala a 12 de Agosto del 2013

TEMA

ACIDES Y ALCALINIDAD

OBJETIVO

Determinar la acides o alcalinidad de varias sustancias (limón, agua azucarada, vinagre y solución alcohólica.)

MATERIALES:

5 Vasos de precipitación de 250ml. 5 Varillas de vidrios.

5 Pipetas volumétricas de 10 ml. 1 Bisturí.

1 Mango para bisturí

SUSTANCIAS

Vinagre Limón

HOH

Sacarosa Metanol

Cloruro de Sodio (sal)

GRAFICOS.

PROCEDIMIENTO:

Primeramente se colocó en un recipiente agua y mezclamos con azúcar.

Después en un vaso colocamos el vinagre.

En el otro vaso hacemos de igual manera con la diferencia que en vez del vinagre se coloca el jugo de limón.

OBSERVACION:

En el experimento de acides y alcalinidad observamos como las varillas van cambiando de color dependiendo de las varias sustancias que se van utilizando.

CONCLUSION:

En la práctica dada nos dio como resultado mezclando y sumergiendo con distintas sustancias las varillas los cuales tenemos los colores siguientes:

Agua azucarada: verde

Vinagre: morado

Limón: morado

RECOMENDACIÓN

Utilizar siempre en un experimento:

Mandil Guantes Bisturí cuidadosamente

CUESTIONARIO:

1) 20 SUSTANCIAS ACIDAS

Ácido Bórico H3BO3

Ácido Acetil Salicílico C8H6O4

Ácido Benzoico C6H5-COOH

Ácido Bromhídrico HBr

HCl (Ácido clorhídrico): Solvente de diferentes químicos y materias primas, Agente blanqueador de grasas y aceites, productos de limpieza y reactivo químico, jugos.

H2SO4 (Ácido sulfúrico): Detergentes, interviene en la elaboración de papel, en baterías eléctricas, pinturas y explosivos.

(HNO3) Ácido nítrico: colorantes, fertilizantes, productos farmacéuticos y explosivos tales como la nitroglicerina, nitrocelulosa y trinitrotolueno (TNT), se emplea en metalurgia y para procesar combustibles nucleares no consumidos. 

H3PO4 (Ácido fosfórico): se usa industrialmente como fosfatos y en detergentes de tipo acido, usado para abono de tierra y regulador de pH.

(H2CO3) Ácido carbónico: también llamado Anhídrido carbónico en limonadas y en bebidas gaseosas.

Cítricos - Ascórbico - C6 H8 O7

Vinagre - Acético - C2H4O2

Leche - Láctico - C3H6O3

Jugo de limón pH= 2 a 3.

Sol 1 M de H2SO4 pH= 0

Jugo gástrico: pH = 2,5 a 3.

Ácido Yodhídrico (HI).

Ácido Metanoico (CH3COOH).

Ácido fluorhídrico (HF).

20 SUSTANCIAS BÁSICAS

Hidróxido de Cromo Cr(OH)3

Hidróxido de Bario Ba(OH)2

Hidróxido de Litio LiOH

Hidróxido de Hierro Fe(OH)3

Desodorantes - Hidróxido de aluminio - Al (OH)3

Laxantes gástricos - Hidróxido de magnesio - Mg (OH)2

Limpiadores - Hidróxido de amonio - NH4OH

Hidróxido de Calcio Ca(OH)2: Hidróxido de calcio: Floculantes, aditivos para el petróleo crudo , en la industria alimenticia para el procesamiento de agua para bebidas alcohólicas y carbonatadas, para la manufactura de discos de freno, pesticidas. Yeso blanco.

(NaOH) Hidróxido de sodio: soda acústica, es la comúnmente conocida Sosa Caustica, se emplea en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón, lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos.

(KOH) Hidróxido de potasio: también conocida como potasa caustica, se encuentra en fármacos, fertilizantes, en pilas alcalinas. Jabón y en productos para quitar pintura.

El cloro de piscina (hipoclorito de sodio) Antiácidos en general Amoníaco (NH3) Jabón y detergente Bicarbonato (hco3*)--la * es un signo menos arriba del o3--.

10 SUSTANCIAS NEUTRAS

Sangre, un poquito superior a 7.

Leche, pH = 6,72.

El agua (H2O).

(la saliva más bien tiene carácter alcalino, o sea básico).

el jabón de glicerina es de pH neutro

La piel tiene un pH de aproximadamente. 5.5.

El cabello tiene un pH de 4.5 a 5.5.

El pH fisiológico de las lágrimas es. aproximadamente 7.5

La orina con pH 4,5 a 8,011 ¿CÓMO CALCULO EL PH MANUALMENTE?

La escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7 indican el rango de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad. El valor 7 se considera neutro. Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio (H3O).

Ejemplo:

Ácido acético (CH3COOH).

CH3COOH + H2O < ——- > CH3COO- + H3O+

Ka = [CH3COO-] x [H3O+] / [CH3COOH]

Calcula el pH de una solución 0.6M de ácido acético. Ka = 1,8.10-5

Para saber el pH tenemos que saber la concentración de [H3O+].

Al principio solo hay moléculas del ácido sin disociar. A esto se lo llama estado inicial.

CH3COOH + H2O <——-> CH3COO- + H3O+

Inicio 0.6M <———> 0 0

Al correr el tiempo se llega a un nuevo estado de equilibrio. Se formaran una cantidad x de moles de cada uno de los iones. Y esa misma cantidad de moles se consumirán del ácido.

CH3COOH + H2O < ———- > CH3COO- + H3O+

Equilibrio 0.6M – x <—-> x + x

Ahora utilizaremos nuevamente la constante de equilibrio pero usando las expresiones del equilibrio. Obtenemos así la constante del ácido débil.

Ka = [X]. [X] / [0,6M - X]

Ka = [X] ^2 / [0,6M - X]

1,8.10 ^-5 = [X]^2 / [0,6M - X]

Estamos en presencia de una ecuación cuadrática. Habrá que usar la fórmula de Baskara. Pero si hacemos una consideración no será necesario.

Como la cantidad de X será bastante pequeña en comparación con los 0.6M, podemos considerar a X = 0 sin entrar en grandes errores.

1, 8.10^-5 = [X] ^2 / 0, 6 M

X = √ (1, 8.10^-5. 0,6M)

X = 3,286.10-3

pH = -log 3,286.10-3

pH = 2,48

Efecto del ión Común:

A continuación veremos que sucede cuando tenemos una mezcla de un ácido débil y una sal de su acido.

Antes debemos recordar el Principio de Le Chatelier. Este principio sostiene que cuando se introduce un cambio en un sistema en equilibrio, este responde de manera tal de contrarrestar a este cambio.

Si tenemos un ácido débil (AH) y una sal de este ácido por ejemplo NaA, estos se disociaran en agua.

AH + H2O <—–> A- + H3O+

NaA ——> Na+ + A-

Como vemos ambas generan al ion A-. Sabemos que el pH de una sustancia es el índice de la concentración de iones H3O+. Mientras mayor sea esta concentración menor será el pH. Según Le Chatelier, si aumenta el ion común A-, la reacción se desplazara hacia la izquierda. Esto reducirá la concentración de H3O+ e impedirá que el pH disminuya. A estas soluciones que tienen estas propiedades se las llama Buffer o Soluciones reguladoras o Soluciones Tampón. Están formadas por un ácido débil y una de sus sales o una base y una de sus sales.

Hay muchos sistemas buffer, incluso en nuestro organismo, para regular el pH de la sangre, que no soporta ni pequeñas fluctuaciones de pH.

Ahora veremos cómo calcular el pH en uno de éstos casos.

Recordemos la Ka del ácido:

Ka = [A-]. [H3O+] / [AH]

Despejando [H3O] resulta:

[H3O+] = Ka. [AH] / [A-]

Aplicando logaritmo en ambos miembros resulta:

- log [H3O+] = – log (Ka. [AH] / [A-])

- log [H3O+] = – log Ka + log ([A-] / [AH])

pH = pKa + log ( [A-] / [AH] )

La [A-] proviene de la disociación del ácido débil y de la sal. Pero la cantidad que aporta el ácido es muy baja comparada con la que aporta la disociación de la sal.

De la misma manera el ácido (AH) al ionizarse, algo de su cantidad es consumida. Pero es bastante poca comparada con la cantidad inicial de ácido.

Como casi todo el ion A- es proporcionado por la sal. La concentración de A- podemos reemplazarla por la sal en la fórmula. Tomando la siguiente expresión:

pH = pKa + log ( [Sal] / [Acido] )

Ejemplo:

Calcular el pH de una solución que contiene una concentración de un ácido débil de 0,3M y una concentración de su sal de 0,5M. El Ka = 1,8.10-5. pKa = 4,744

pH = 4,744 + log (0,5 M / 0,3 M)

pH = 4,744 + 0,222

pH = 4,97

Una observación que podemos hacer mirando la fórmula de Henderson Hasselbach es que si las concentraciones de ácido y sal son iguales el pH será igual al pKa. Ya que el logaritmo de un cociente que da 1 es cero.

Otra situación que se nos presenta en los problemas con las sales de electrolitos débiles es la reacción del anión del ácido con el agua. O el catión de la base débil con el agua si se trata de un hidróxido débil. A estas reacciones se las llama Hidrólisis, y a su constante de equilibrio, K de hidrólisis (Kh).

Ejemplo.

Calcula la [H3O] y el pH de una solución 1.10-3 M de la sal NaX. Ka = 1.10-8.

La reacción de hidrólisis es:

X- + H2O ——-> HX + OH-

kH = Kw / Ka

Kh = ([H3O+]. [OH-]) // ([H3O+]. [X-]/ [HX])

Simplificando términos queda la siguiente expresión que responde a la reacción expuesta.

Kh = [HX]. [OH-] / [X-]

Podemos despejar de esta expresión a la [OH-].

Kh = 1.10^-14 / 1.10^-8

Kh = 1.10-6

Como la [HX] es igual a la [OH-]. El producto del numerador podemos expresarlo como X2. Y al despejar esta incógnita estamos averiguando la [OH-].

Kh = [X] ^2 / [X-]

[OH-] = √ (Kh. [X-])

[OH-] = √ (1. 10^-6 . 1.10^-3)

[OH-] = 3,16.10-5

Con el Kw calculamos la [H3O+]:

[H3O+] = 1.10^-14 / 3.16.10^-5

[H3O+] = 3,16.10-10

pH = -log 3,16.10-10

pH = 9,5

También podemos calcular el pH a partir de la [OH-] que es 3,16.10-5.

De aquí calculamos el pOH.

pOH = 4,5

Por último sabiendo que la suma de pH y pOH da 14 tenemos:

pH = 14-4,5

pH = 9,5

Grado de Hidrólisis:

Es el porcentaje de hidrólisis de una sal en agua. Se calcula dividiendo a la cantidad de ácido formado por la concentración de la sal inicial.

Ejemplo:

Calcular el grado de hidrólisis de una solución de acetato de sodio (NaCH3COO) 0,1M. Ka = 1, 8.10-5.

CH3COO- + H2O ——-> CH3COOH + OH-

[OH-] = √ (Kh. [CH3COO-])

[OH-] = 7, 45.10-6

αh = [OH-] . 100 / [Sal]

αh = 7,45.10^-6 . 100 / 0, 1 M

αh = 0,0074

12 ¿CÓMO HACER UNA SUSTANCIA NATURAL QUE MIDA EL PH?

Picar finamente la col morada y ponerla a hervir en la cacerola chica junto con el litro de agua. Dejar hervir durante 5 min. Colar, y el líquido restante se deja enfriar y se embotella.

Después de repartir las sustancias se van a incluir 50 ml. de agua en cada vaso (para esto se utilizara el vaso precipitado) y se van a revolver cada una con una cuchara diferente; esto para evitar que las sustancias se combinen e interfieran con los resultados finales del experimento.

Luego de incluir en todos los vasos los 50 ml. de agua, se agregaran otros 50 ml. pero esta vez del indicador natural (el LIQUIDO de la col morada). Después de incluir el líquido, la sustancia combinada con el agua tomara un color diferente.

Dependiendo del color que tome la solución sabremos si se trata de un ácido una base o una sustancia neutra, los colores y valores son los siguientes:

Los resultados se escribirán en una tabla.

Resultados

N° de vaso Sustancia Color Acido, Base o Neutra1 Rexal Azul Neutra2 Vinagre Rojo Acido3 Bicarbonato Azul Base4 Ácido muriático Rojo Acido5 Jugo de limón Rojo Intenso Acido6 Refresco de cola Purpura rojizo Acido7 Liquido desengrasante Amarillo Base8 Antiácido (Melox) Azul Verdoso Base9 Sal de uvas Purpura Acido10 Shampoo Purpura Acido11 Jabón liquido Verde Base12 Yogurt natural Purpura Acido13 Limpiador con amoniaco

o amonioVerde Base

14 Tomate machacado Purpura rojizo Acido15 Agua natural Azul Neutra

BIBLIOGRAFÍA

http://www.monografias.com/trabajos91/experimento-laboratorio/experimento-laboratorio.shtml

http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/acidos-y-bases-ph-2

WEBGRAGFIA

http://espanol.answers.yahoo.com/question/index?qid=20081219115024AACZzxg

http://10ejemplos.com/10-ejemplos-de-bases-y-acidos

http://sustanciasacidasybasicas.blogspot.com/

AUTORÍA

Yaritza Lisbeth Cedillo Pacheco