Trabajo Colaborativo Quimica Final

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TRABAJO COLABORATIVO CURSO: Fundamentos de Química INSTRUCTORA: Angélica Rodríguez INTEGRANTES: SUBGRUPO 3 CORPORACIÓN UNIVERSITARIA POLITÉCNICO GRANCOLOMBIANO CAMPUS VIRTUAL BOGOTÁ 2017 1. Llenarán nuevamente la tabla, con las sustancias que tienen en común. Recuerden que se deben buscar los pH reales de dichas sustancias en la literatura. Las observaciones serán de alta importancia en la calificación, por eso se debe comparar los resultados entre compañeros y los resultados reales No Sustancia pH (según  Ácido coloració o n base obtenida de 0 -14) 1 Clara de huevo 12 2 Gaseosa blanca – Sprite (lima limón) 3 3 Vinagre 3 4 Crema dental blanca dientes sensibles 6 Observaciones Color Color inicial: amarillo oscuro transparente. Base Adquiere color verde oscuro. Color inicial: blanco transparente. Ácido Adquiere color rosa oscuro. Color inicial: blanco transparente. Ácido Adquiere color rosa oscuro. Ácido Color inicial: blanco mate. Adquiere color lila claro. PH real 7,6 – 8,9 3,31 2,4 – 3,4 8,86 comparación con el pH real Ph resultante se mostró encima del real Ph resultante se mostró acorde del real Ph resultante se mostró acorde del real Ph resultante se mostró debajo del real 2. Deben tomar las fotos del experimento de sus compañeros (de la primera fase) y hacer un collage, organizado donde se evidencien los nombres y la participación de cada integrante. 3. Consulte la teoría de ácido y bases de Brönsted- Lowry y compárela con la teoría ácido y bases de Lewis. Las teorías de ácido y bases de Brönsted- Lowry y la de Lewis fueron publicadas en 1923, las dos tienen conceptos diferentes, pero son complementarias. 4. Consulten cuales son las propiedades de un ácido y una base fuerte y en que se diferencian con un ácido y una base débil. De ejemplos de los ácidos y bases fuertes más comunes y de los ácidos y las bases débiles más comunes y algunas de sus aplicaciones en la vida diaria y/o la industria. Plasme la información en un cuadro comparativo. Un ácido es una solución que tiene un exceso de hidrógeno (H +) iones. Una base es una solución que tiene un exceso de hidróxido (OH-) los iones. Otra palabra para TEOR A CIDOS Y BASES BRÖNSTED- LOWRY LEWIS Es una teoría protónica. Es una teoría electrónica. Define los ácidos como dadores Denomino a los ácidos como de protones. sustancias que aceptan un par de electrones. La base es un ion que acepta un protón. La base es una sustancia que cede un par de electrones. La reacción ácido-base es una transferencia protónica. Lewis describe la reacción ácido-base como una formación de un   Ecuación:     → −   + enlace covalente coordinado. Presenta limitaciones de   Ecuación:  :  → :  aplicabilidad, ya que únicamente se puede utilizar en reacciones en las que No presenta ninguna limitación. se realizan transferencias de protones.  Además, los ácidos deben tener H. la base es alcalina. La fuerza de un ácido o base puede ser fuerte o débil.             De forma cualitativa y según la teoría de Arrhenius, un ácido o una base es fuerte cuando en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado, mientras que es débil si el grado de disociación es pequeño. De manera análoga, en la teoría de Brönsted-Lowry un ácido será fuerte cuando muestre una gran tendencia a ceder un protón, mientras que una base fuerte presentará una gran tendencia a aceptar un protón. Ácidos fuertes Un ácido que tiene un pH muy bajo (0-4) se conocen como ácidos fuertes. Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H+. Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes que para fines prácticos se ionizan en agua completamente. La mayoría de los ácidos fuertes son ácidos inorgánicos: ácido clorhídrico, nítrico, perclórico, etc. Bases fuertes: Una base que tiene un pH muy alto (10-14) se conocen como bases fuertes. Se disocia completamente, da todos sus iones OH¯. Son las bases de los metales alcalinos y los alcalinotérreos. Ejemplos: hidróxido de sodio, de potasio. Pueden llegar a ser muy corrosivas en bajas concentraciones. Tienen constantes ionizantes grandes. Son capaces de aceptar protones H+.           Ácidos débiles Un ácido que se ioniza parcialmente en solución acuosa se conoce como ácido débil. No se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras. Ejemplos: ácido fosfórico, ácido sulfhídrico. La mayoría de los ácidos débiles se ionizan solo en forma limitada en el agua. La ionización limitada está relacionada con su constante de equilibrio de ionización. Bases débiles Una base de que sólo se ioniza parcialmente en solución acuosa se conoce como bases débiles. No se disocian completamente con el agua. Ejemplos: hidróxido de amonio, el amoníaco. Precisamente el amoníaco es una base débil porque al disolverse en agua da iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua. Al disolverse en agua también aporta iones OH- al medio, pero en menor medida. Provienen o dan lugar a ácidos débiles. Tienen constantes de ionización pequeñas.           Bases y ácidos más comunes y aplicaciones en la vida diaria: Ácido / Tipo Aplicaciones base  Ácido Se encuentra en el vinagre, y es el principal responsable de su sabor y  Ácido débil acético olor agrios. Industria de cuero. Lo utilizan para desgrasar y remover el pelo de los  Ácido  Ácido débil cueros, así como también lo utilizan como aditivo para las tinturas. fórmico Industria del pesticida. Es empleado para preservar el pasto. Sus usos en la industria petroquímica son para obtener compuestos ácido  Ácido débil orgánicos fluorados, pero también sirve para odontología y para grabar fluorhídrico el metal. para producir sulfuro puro. como un compuesto reactor, también es útil Sulfuro de  Ácido débil en experimentación de laboratorios químicos. Químicamente, es integral hidrógeno en la producción de sulfuros de metales alcalinos y metálicos. Se utiliza para fabricar explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno ácido  Acido (TNT), así como fertilizantes como el nitrato de amonio, como nítrico fuerte componente para la fabricación de placas de circuitos impresos o como agente oxidante del oro y platino En el decapado del acero, la acidificación de pozos de petróleo, la  Ácido  Acido fabricación de alimentos, la producción de cloruro de calcio y el clorhídrico fuerte tratamiento de minerales. La síntesis de compuestos orgánicos e inorgánicos del yodo;  Ácido  Acido desinfectante; en química como reactivo; en farmacia, como suplemento yodhídrico fuerte (jarabe de ácido yodhídrico) de las dietas deficientes en yodo. Se usa además en la fabricación de tintura de yodo. Los usos del ácido perclórico en el hogar incluyen limpiadores de inodoros, de metal y de desagües, removedores de óxido, en baterías y ácido  Acido como imprimación para uñas postizas. perclórico fuerte Los usos industriales incluyen: refinación de metales, plomería, blanqueo, grabado, galvanoplastia, fotografía, desinfección, municiones, fabricación de fertilizantes, limpieza de metales y remoción de óxido. Limpiar cristal, porcelana y acero inoxidable. También se usa  Amoniaco Débil base frecuentemente para limpiar hornos y absorbiendo elementos para ablandar en la suciedad. Elaborar vitaminas, fármacos, desinfectantes, tintes y explosivos y como auxiliar de la tinción en la industria textil. La piridina también es útil en piridina Débil base las industrias del caucho y la pintura, en la perforación de pozos de gas y petróleo y en las industrias alimentaria y de bebidas no alcohólicas como agente aromatizante. Se encuentra en concentraciones hasta el 30% y se utiliza en productos hidróxido Débil base de limpieza doméstica, fotografía, fertilizantes, textiles, caucho y de amonio fármacos. También se utiliza como refrigerante. Es usado en la purificación de gases (como absorbente del dióxido de Hidróxido Base carbono), como medio para la transferencia de calor, y como de litio fuerte almacenamiento de electrolito de baterías. Los usos principales son en la producción de carbonato de potasio, Hidróxido Base fosfatos de potasio, fertilizantes líquidos y jabones y detergentes de de potasio fuerte potasio. Tratamiento de aguas residuales. También se utiliza en el tratamiento de agua dulce para elevar el pH del agua. En sistemas de soporte de hidróxido Base vida como depurador de dióxido de carbono, particularmente en re de calcio fuerte respiradores de circuito cerrado de buceo. En la construcción de carreteras, el hidróxido calcio sirve para mejorar la calidad de los suelos. Se usa en la fabricación de cerámicas, veneno para insectos y ratas y sustancias que se añaden a aceites y combustibles; en el tratamiento de hidróxido Base agua de calderas; en la producción de lubricantes de bario; como de bario fuerte componente de sustancias para sellar, en la manufactura de papeles y refinación 5. Calcule la concentración de [OH] de cada una de las siguientes disoluciones: PH 2,3 8,4 1 POH 11,7 5,6 0,1 [+] 0,0041 3,510− 10 [− ] 1,9910− 2,5110− 0,01 Ácido o Base  Ácido Base Ácido 6. Completen la tabla que sigue calculando las entradas que faltan e indicando si la disolución es ácida o básica. pH pOH [H^+] [OH^-] ¿Acida o basica? 6.21 3.87 2.45 10,8 6,110− 1,310− 3,510− 1,510− 7.79 10.13 11.55 3,2 6,110− 6,110− 6,110− 5,610−  Ácido  Ácido  Ácido Base 7. Consulte a que hace referencia la constante de disociación y en qué casos se utiliza. DISOCIACIÓN Cuando tratamos el término disociación, en el campo de la química, nos encontramos frente a un proceso generalizado, en el cual compuestos complejos, sales u otras moléculas se ven separadas en moléculas de menos tamaño, ya sean estos iones o radicales, generalmente de manera reversible. Por lo cual, podemos decir que la disociación es justo lo contrario de asociación, síntesis, formación o recombinación. En conclusión “Una disociación es la separación de los iones de una sustancia con enlace iónico cuando se encuentra en solución acuosa” NaCl + H2O —> Na + Cl DISOCIACION DE BASES Sus disoluciones acuosas tienen sabor cáustico y tacto jabonoso, además de ser conductoras y resbaladizas. El tornasol vira al azul y enrojecen la Fenolftaleína Se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos neutralizándose y dando lugar a la formación de sales. Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después. Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. DISOCIACION DE ÁCIDOS La disociación de los ácidos en una solución significa la liberación de un protón H +, éste es un proceso de equilibrio, esto quiere decir que disociación y la recombinación ocurren al mismo tiempo con la misma velocidad. La constante de disociación de los ácidos K a indica qué tan fuerte es un ácido, los ácidos fuertes poseen una K a  de mayor valor (por lo tanto menor pKa). El estudio de estos equilibrios se llama Equilibrio ácido-base. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN ÁCIDA La constante Ka, conocida como constante de disociación, de ionización, o constante de acidez, mide de manera cuantitativa la fuerza del ácido AH.  A mayor valor de Ka, mayor fuerza para el ácido (y mayor debilidad para la base conjugada de dicho ácido). Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como  disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como: donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndose en A -, conocida como base conjugada del ácido, y el ion hidrógeno o protón, H+, que, en el caso de soluciones acuosas, existe como un ion hidronio solvatado.  En el ejemplo que se muestra en la figura, HA representa el ácido acético, y A - el ion acetato. Las especies químicas HA, A - y H+ se dice que están en equilibrio cuando sus concentraciones no cambian con el paso del tiempo. La constante de disociación se escribe normalmente como un cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L), representado por [HA], [A-] y [H+]: Debido a los muchos órdenes de magnitud que pueden abarcar los valores de K  a, en la práctica se suele expresar la constante de acidez mediante una medida  logarítmica de la constante de acidez, el p K a, que es igual al -log 10, y que también suele ser denominada constante de disociación ácida:  A mayor valor de p K a, la extensión de la disociación es menor. Un ácido débil tiene un valor de pK a en un rango aproximado de −2 a 12 en agua. Los ácidos con valores de p K a menores que aproximadamente −2 se dice qu e son ácidos fuertes;  un ácido fuerte está casi completamente disociado en solución acuosa, en la medida en que la concentración del ácido no disociado es indetectable. Los valores de p K a  para los ácidos fuertes, pueden ser estimados por medios teóricos o por extrapolación de medidas en medios no acuosos, en los que la constante de disociación es menor, tales como acetonitrilo y dimetilsulfóxido. LA DISOCIACIÓN EN SALES Por   solvatación en un solvente como agua significa la separación de los aniones y cationes. La sal puede recuperarse por la evaporación del solvente o por cristalización al reducir la temperatura. Resuelva los siguientes ejercicios. a. El ácido ascórbico C5H7O4COOOH, que también se conoce con el nombre de vitamina C, es una vitamina esencial para todos los mamíferos. Entre estos solo los humanos simios y cerdos de guinea, no pueden sintetizarla en el cuerpo. La Ka del ácido ascórbico es de 7,910−. Calcule la [H +] y el pH de una disolución de ácido ascórbico 0.110 M. c5h7o4cooh + h2o -> c5h7o4coo- + h3o+ 0,110-x 7.9x10-5= x2 0,110-x x2= 8.69x10 -6 x= 2.95x10-3 M pH= - log 2.95x10-3 pH= 2.53 b. El ácido láctico (HC3H5O3) tiene un hidrógeno ácido. Una disolución 0.10 M de ácido láctico tiene un pH de 2.44. Calcule Ka. Utilice el editor de ecuaciones “WIRIS” y haga el procedimiento completo. Reacción química del ácido con el agua: INICIAL EQUILIBRIO − ( )() +  ↔ ( )() +   0,10 M 0,075-x 0 x 0 X ℎ = log[+ ] 2,44 = log[+ ] [+ ] = log  2,44 [+ ] = log  2,44 [+ ] = 3.6310−  (3,6310−)  = 0,10   = 3,6310− 8. Calcule la concentración molar de iones OH de una disolución 0.075 M de etilamina (   )( .  )  [  + ] ⋅ [ −]   = [  ] Reemplazamos   por los valores dados () ⋅ () (0,075)  − 6,410 = 0,075 − 6,410 ⋅ (0,075  ) =   4,810−  6,410−  =      6,410−   4,810− = 0 6,410− = Reemplazamos con la ecuación cuadrática   ± √ 4 = 2  6,410− ±  (6,410− )  4 ⋅ 1 ⋅ (4,8×10− ) [ − ] = 2⋅1 −  6,410 ±  4,0910−  1,9210− − [ ] = 2  6,410− ±  1,9210− − [ ] = 2 −  6,410 ± 1,3810− − [ ] = 2  1,3210− − [ ] = 2 − [ ] = 6,6110−  Luego de alcanzar el equilibrio de [− ] tenemos,    INICIAL 0,075 M EQUILIBRIO 0,075-0.0066 M +   ↔  − 0 0.0066 M + − 0 0.0066 M Como nos piden el  pH de la solución y ya tenemos la [− ] procedemos a calcular el  pOH y con el dato resultante hallaremos el  pH  = log[−]  = log[0,0066]  = 2,18  Ahora reemplazamos en la siguiente formula    = 14  = 14    = 14  2,18  = 11,82 9. Cada estudiante deberá escribir y compartir su experiencia personal de este experimento, aprendizajes, anécdotas, etc. Recuerde que este aporte también cuenta en la calificación.