PRACTICA Nº1
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FACULTAD DE INGENIERÍA ARQUITECTURA Y URBANISMO
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL Y COMERCIO EXTERIOR
DISOCIACION DEL AGUA
DOCENTE: Patricia Fabiola Pérez Fernández
TURNO: Tarde
CICLO: IV-2010-II
INTEGRANTES:
Leonardo López Wilson Villegas Campos Rosinaldo Pacheco Urrutia Yuber Pérez Izquierdo Rebeca
Pimentel 13 de septiembre del 2010
PRACTICA N° 1
DISOCIACION DEL AGUA
I. INTRODUCCION
El agua, una molécula simple y extraña, puede ser considerada como
el líquido de la vida. Es la sustancia más abundante en la biosfera,
dónde la encontramos en sus tres estados y es además el
componente mayoritario de los seres vivos, pues entre el 65 y el 95%
del peso de de la mayor parte de las formas vivas es agua.
El agua fue además el soporte donde surgió la vida. Molécula con un
extraño comportamiento que la convierte en una sustancia diferente
a la mayoría de los líquidos, posee una manifiesta reaccionabilidad y
posee unas extraordinarias propiedades físicas y químicas que van a
ser responsables de su importancia biológica.
Durante la evolución de la vida, los organismos se han adaptado al
ambiente acuoso y han desarrollado sistemas que les permiten
aprovechar las inusitadas propiedades del agua.
En esta practica podremos observar sus distintos comportamientos
del agua en reactivos ácidos, y como influye en ellos.
II. OBJETIVOS
Comprobar que el agua pura es neutra
Demostrar la aplicabilidad de los indicadores en el análisis de acidez y
de basicidad de las soluciones.
Descubrir las propiedades ácido – base del agua.
Explicar la disociación iónica del agua.
Conocer la importancia de un indicador en la medición de la acidez o
basicidad de una solución.
III. REVISION DE LITERATURA
Disociación del agua
Las moléculas de agua pueden comportarse como un ácido (ceder un protón H+) o como una base (aceptarlo). Así, espontáneamente, las moléculas de agua se disocian:
H2O + H2O <=> H3O+ + OH-
O lo que es lo mismo, pero de forma abreviad:
H2O <=> H+ + OH-
Por tanto, las moléculas del agua en estado puro se disocian en protones (H+) e iones hidroxilos (OH-), es decir, se encuentran ionizadas, con carga. Otra cosa que debemos saber es que siempre se cumple el llamado producto iónico del agua (kw). Según éste:
Kw = [H+][OH-] = 10-14 M
Traducción: El producto de la concentración de protones y de iones hidroxilos en el agua siempre es de 10-14 M. M significa "Molar" y es una magnitud de concentración. Equivale al número de moles de una sustancia que hay en un litro de la disolución. Para hacernos una idea:
1 mol de H+ tiene una masa de 1g 1 mol de OH- tiene una masa de 17g 1 mol de H2O tiene una masa de 18g
Para facilitar los cálculos y el manejo de éstas cifras, se llega al concepto de pH: El pH es un indicador de la concentración de protones (ACIDEZ) de una disolución acuosa y se define como:
pH= - log [H+]
De forma análoga, también podemos encontrar el pOH, que sería un estimador de la concentración de iones hidroxilos:
pOH = -log [OH-]
Resulta útil saber que siempre se cumple que:
pH + pOH = 14
Así nos encontramos que la escala de pH toma valores que van desde el 0 al 14:
[H+] 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
pH= 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14pOH
=13 12 11 10 9 8 7 7 5 4 3 2 1 0
Como puede verse, una disolución con un pH=2 tiene una concentración de protones = 10-2 M (0,01M), es decir, con 0,01g/l. De forma análoga, una disolución con pH 8, tiene una concentración de protones 10-8M, es decir, con 0,00000008 g/l.
Cuanto menor es el pH, mayor es la acidez del medio.
Ahora que hemos explicado el concepto de pH, podemos hacer una clasificación de las aguas en función de su pH:
pH entre 0 - 7 Aguas ácidas, con alta concentración de protones pH 7 Aguas neutras pH entre 7 - 14 Aguas básicas, con baja concentración de protones
El agua pura tiene un pH = 7, es neutra. Como podemos ver en la tabla anterior, esto significa que la cantidad de protones (H+) y de hidroxilos (OH-) es la misma. Las cargas positivas se neutralizan con las negativas, y de ahí la NEUTRALIDAD del agua.
La polaridad de la molécula de agua es responsable de su adhesión a otras sustancias polares, de ahí, su tendencia al movimiento capilar.
También debido a su polaridad el agua es un buen solvente para iones y moléculas polares. Las moléculas que se disuelven fácilmente en agua se conocen como hidrofilias. Las moléculas de agua, a raíz de su polaridad, excluyen activamente de la solución a las moléculas no polares. Las moléculas excluidas de la solución acuosa se conocen como hidrofóbicas.
Por presentar dos elementos con electronegatividad en los extremos el agua constituye una molécula bipolar con cargas parciales, lo que le brinda propiedades tales como la polaridad y la capacidad de solvatación.
La figura muestra la solvatación del NaCl en agua
Dentro de los sistemas vivos, muchas sustancias se encuentran en solución acuosa. Una solución es una mezcla uniforme de moléculas de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad, que es habitualmente líquida, se llama solvente, y las sustancias presentes en cantidades menores se llaman solutos. La polaridad de las moléculas de agua es la responsable de la capacidad solvente del agua. Las moléculas polares de agua tienden a separar sustancias iónicas, como el cloruro de sodio (NaCl), en sus iones constituyentes. Las moléculas de agua se aglomeran alrededor de los iones con carga y los separan unos de otros.
Muchas de las moléculas importantes en los sistemas vivos que presentan uniones covalentes, como los azúcares, tienen regiones de carga parcial positiva o negativa. Estas moléculas, por lo tanto, atraen moléculas de agua y también se disuelven en agua. Las moléculas polares que se disuelven rápidamente en agua son llamadas hidrofílicas ("que aman al agua''). Estas moléculas se disuelven fácilmente en agua porque sus regiones parcialmente cargadas atraen moléculas de agua tanto o más que lo que se atraen entre sí. Las moléculas polares de agua compiten de este modo con la atracción existente entre las moléculas de soluto.
Ionización del agua
El agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en realidad
se puede considerar una mezcla de:
Agua molecular (H2O ), Protones hidratados (H3O+) e Iones hidroxilo (OH-)
En realidad esta disociación es muy débil en el agua pura, y así el producto
iónico del agua a 25º es:
Este producto iónico es constante. Como en el agua pura la concentración de
hidrogeniones y de hidroxilos es la misma, significa que la concentración de
hidrogeniones es de 1 x 10 -7. Para simplificar los cálculos Sörensen ideó
expresar dichas concentraciones utilizando logaritmos, y así definió el pH como
el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de hidrogeniones.
Según esto:
Disolución neutra pH = 7
Disolución ácida pH < 7
Disolución básica pH =7
En la figura se señala el pH de algunas soluciones. En general hay que decir
que la vida se desarrolla a valores de pH próximos a la neutralidad.
Los organismos vivos no soportan variaciones de los pH mayores de unas
décimas de unidad y por eso han desarrollado a lo largo de la evolución
sistemas de tampón o buffer, que mantienen el pH constante. Los sistemas
tampón consisten en un par ácido-base conjugada que actúan como dador y
aceptor de protones respectivamente.
El tampón bicarbonato es común en los líquidos intercelulares, mantiene el pH
en valores próximos a 7,4, gracias al equilibrio entre el ión bicarbonato y el
ácido carbónico, que a su vez se disocia en dióxido de carbono y agua:
Si aumenta la concentración de hidrogeniones en el medio por cualquier
proceso químico, el equilibrio se desplaza a la derecha y se elimina al exterior
el exceso de CO2 producido. Si por el contrario disminuye la concentración de
hidrogeniones del medio, el equilibrio se desplaza a la izquierda, para lo cual se
toma CO2 del medio exterior.
IV. MATERIALES
Equipos
Vasos de precipitación (8)
PH metro
Matraz de 250 mL
(03)
Pipetas Pasteur (4)
Cintas de pH
Muestras
Naranja
Limón
Maracuyá
Reactivos
Agua destilada
Acido clorhídrico (HCl) 0.1 N
Hidróxido de sodio (NaOH) 0.1 N
Acido acético 0.1 N
Acido Cítrico 0.1 N
V. METODOS
Preparación de sustancias químicas al 0.1 N
En esta parte se procede a realizar los cálculos a fin de obtener
muestras de solución de HCl, NaOH al 0.1 Normal, de la siguiente
manera:
PROCESO DE REACCION
1. Medir pH con pHmetro y con cinta de pH
2. Medir el pH de cada una de las muestras de agua destilada
3. Colocar 10 mL de agua en cada una de los vasos precipitados de
las soluciones de ácidos.
4. Medir el pH de cada uno y anotar la variación
5. Después agregar 1ml de NaOH (base) a cada vaso. Anotar el pH
de cada uno.
VI. RESULTADOS
Inicio Con 10ml de agua Con 1ml de NaOH
pHmetro Cinta pH pHmetro Cinta pH pHmetro Cinta pH
pH del agua 7.7 6 7.7 6 7.7 6
NaOH 0.1N 13.4 13.5 12.19 14 13.4 13.5
HCl 0.1N 1.5 1 1.56 1
Ac acético 4.4 4.5 4.73 4.5 11.66 11.5
vinagre 2.62 2.5 2.58 2.5 3.20 2.5
BBicarbonato 0.1N 8.12 7 8.15 7 10.23 10
Limón 2.26 2 2.34 2 2.40 2
Naranja 3.71 4 3.62 4 4.08 4.5
Maracuyá 2.80 3 2.83 3 3.01 3
Graficar:
VII. DISCUSIONES
Explicar las diferencias de pH ocurridas en las soluciones
VIII. CONCLUSIONES
IX. CUESTIONARIO
1. ¿Cuál de los tres ácidos es más fuerte y cual es más débil?
¿a qué se atribuye esta diferencia?
2. ¿Cómo se comportó el NaOH frente a cada una de las
soluciones que preparo con los ácidos ¿cómo se comporto
con el agua pura?
3. Será importante determinar el pH de las soluciones en el
análisis bioquímico?
X. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS