Este documento presenta las instrucciones para realizar un laboratorio sobre equilibrio ácido-base. Incluye preguntas de preparación sobre conceptos como la fortaleza de ácidos y bases y cálculo de pH. También describe 7 experiencias para medir el pH teórico y experimental de soluciones individuales de ácidos y bases, mezclas de ácidos y bases, y calcular constantes de acididad y basicidad. El objetivo es comprender experimentalmente los conceptos de equilibrio ácido-base a través de la medición y cálculo de pH en diferentes sistemas

1. 1
LABORATORIO – GUÍA Nº 2
Carreras: Ingeniería en Alimentos.
Alumna: Pantáz, Jésica. (Comisión 8, día Martes 19 a 21)
Tema: EQUILIBRIO ACIDO BASE
pH TEÓRICO Y EXPERIMENTAL DE ÁCIDOS Y BASES
CONSTANTES EXPERIMENTALES DE ÁCIDOS Y BASES
pH TEÓRICO Y EXPERIMENTAL DE MEZCLAS DE ÁCIDOS
pH TEÓRICO Y EXPERIMENTAL DE MEZCLAS DE BASES
 Pre-práctico
- Responder el siguiente cuestionario:
1.- Cuáles son los parámetros que definen la fortaleza de ácidos y bases en
soluciones acuosas.
Los parámetros que definen la fortaleza de los ácidos y bases son las Constantes de
disociación de los mismos.
2.- Las constantes de acidez de los ácidos HA, H2B y HC son:
pKHA= 8,5 pKH2B(1) = 3,3 pKH2B(2) = 7,9 pKHC = 6,2
Diga qué ácido es el más fuerte y cuál es el más débil. Justifique su respuesta.
El ácido más fuerte es aquel que posee el menor PK es el más fuerte, mientras que,
el mayor valor de Pk, es el más débil.
En orden creciente:
pKHA= 8,5 pKH2B(2) = 7,9 pKHC = 6,2 pKH2B(1) = 3,3
3.- Exprese las ecuaciones que se aplican al cálculo de las concentraciones de ión
hidrógeno y de ión hidróxido en soluciones acuosas de ácidos y bases fuertes de
mediana concentración.
Para ácidos fuertes:  
K
H C w
H
a  
para bases fuertes:  
K
OH C w
  
  
OH
b

2. 4.- Exprese las ecuaciones que se aplican al cálculo de las concentraciones de ión
hidrógeno y de ión hidróxido en soluciones acuosas de ácidos y bases débiles de
mediana concentración.
w
K
OH   *
  
2
Para ácidos débiles:  
K
C K
H w
    Ca Ka
H
K H
a
a a   *

  

para bases fuertes:  
C K
    b b
b
b b C K
OH
K 
OH

5.- Se presentan los siguientes compuestos: (a) acetato de sodio; (b) nitrato de
potasio; (c) nitrato de amonio; (d) Nitrito de potasio; (e) cloruro de potasio; (f) cloruro
férrico (cloruro de hierro III)
a) Escriba la disociación iónica correspondiente para cada uno, cuando se
encuentra en solución acuosa.
b) Escriba la disociación iónica correspondiente para cada uno, cuando se
encuentra en solución acuosa.
(a) Acetato de sodio
 Nitrato de potasio
(c) Nitrato de amonio
(d) Nitrito de potasio
K NO2 → K+ + NO2-
(e) Cloruro de potasio
K Cl→ K+ + Cl-
(f) Cloruro férrico (cloruro de Hierro III)
FeCl3 → Fe+3 + 3Cl-c)
A partir de las disociaciones presentadas decida el comportamiento (ácido,
neutro o básico) de cada una de las soluciones acuosas. Justifique la respuesta
para cada caso realizando el cálculo teórico del pH.
(a.) Acetato de sodio
(b) Nitrato de potasio
El nitrato de potasio tendrá carácter neutro porque proviene de un ácido fuerte
(ácido nítrico) y de una base fuerte (hidróxido de potasio). La sal es un electrolito
fuerte y se disocia totalmente.

3. El ión potasio no reacciona con el agua (la base fuerte es el ión hidróxido) y el ión
nitrato es la base conjugada de un ácido fuerte (el ácido nítrico) y tampoco
reaccionará con el agua. La disolución resultante tendrá carácter neutro (pH = 7).
3
(c) Nitrato de amonio
(d) Nitrito de potasio
K NO2 → K+ + NO2-
El nitrito, NO2 solo puede actuar como base, ya que se hidroliza y procede un ácido
débil.
El ión K+, proviene de una base fuerte, y no participa en la disociación, por lo tanto,
la disolución tiene carácter Básico.
(e) Cloruro de potasio
El cloruro de potasio proviene del ácido clorhídrico de potasio. En agua se disocia:
Ni el K+ ni el  Cl se hidrolizan por provenir respectivamente de una base y un ácido
fuertes ( Hidróxido de potasio y ácido clorhídrico). No se generan  OH ni  O H 3 y la
disolución será neutra. Ph=7
(f) Cloruro férrico (cloruro de Hierro III)
FeCl3 → Fe+3 + 3Cl-
El FeCl3 es una sal, por lo que se usará el Ks, esta sal tendrá carácter Acido.

4. Pre-informe
 Experiencia A: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
Soluciones
Moles Gramos
4
Moles gramos
Rotulados
Acetato de sodio – 0,1M 1,36 gr
Acetato de sodio – 0,2M 2,72 gr
Nitrato de potasio – 0,1M 1,01 gr
Nitrato de amonio – 0,1M 0,80 gr
Cloruro de potasio – 0,1M 0,7493 gr 74,56 gr
Cloruro férrico - 0,01M 0,27 gr
Nitrito de potasio – 0,1M 0,88 gr
Hidróxido de sodio – 0,1M 0,40 gr
Hidróxido de sodio – 0,2M 0,82 gr
Carbonato de sodio – 0,01M 0,106 gr
 b) Preparar 250 mL de cada una de las soluciones indicadas a continuación:
Soluciones
Moles Gramos
Densidad según
etiqueta del envase
comercial del ácido
o en tablas.
Ácido clorhídrico 0,1 M 0,88 gr puro
(2.01 mL de
solución)
Ácido clorhídrico 0,2 M (para
mezcla de ácidos)
1,77 gr puro
(4,05 mL de
solución)
Ácido acético –0,1 M 1,5 gr puro (1,43
mL de solución)
Ácido acético –0,2 M (para
mezcla de ácidos)
3 gr puro (2.83
mL de solución)
 Experiencia B: pH TEÓRICO y EXPERIMENTAL DE SOLUCIONES
soluciones acuosas: pH teórico pH experimental
Acetato de sodio – 0,1 M,
Ka=1,76.10-5
OH  Kb Cb  = 3 1,33.10 
pH 14  pOH  8,90
Básico.
Ph= 8,83

5. Nitrato de potasio – 0,1 M pH  7 Neutro. Ph= 6,70
Nitrato de amonio – 0,1 M
5
Ka=5.6 x 10-10
H  Ka Ca  = 6 7.48.10
     H pH log = 5,12
Acido.
Ph= 5,43
Cloruro de potasio – 0,1 M    pH  log H = 7 Neutro. Ph= 6,40
Cloruro férrico - 0,01 M      H pH log =2,30 Acido Ph= 2,23
Nitrito de potasio 0,1 M.
Ka= 4.0 x 10-4
OH  Kb Cb  =1,41.10-6
pH 14  pOH = 8.2
Básico.
Ph= 8,60
 Experiencia C: CÁLCULO EXPERIMENTAL DE LA CONSTANTE DE ACIDEZ
DEL ÁCIDO ACÉTICO
pH teórico
pH experimental
2,87 2,87
 a) pH teórico
  5 3 . 1,8.10 *0.1 1,34.10   H  KaCa  
log  log1,34.10  2,87 3        pH H
 Experiencia D: CÁLCULO EXPERIMENTAL DE LA PRIMERA CONSTANTE DE
BASICIDAD DEL CARBONATO DE SODIO.
pH teórico pH experimental
11.15 10,9
 a) pH teórico

3 HCO es la base conjugada del ácido carbónico. H2CO3 cuyo Kb=10-3,7
Sabemos que
 
 
0,01*10
3
3'7
OH C Kb b
 
 
  
14 log(1,41*10 ) 11.15
pOH

6.  Experiencia E: pH TEÓRICO y EXPERIMENTAL DE UNA MEZCLA DE ÁCIDOS
MEZCLA DE ÁCIDOS pH
6
TEÓRICO
pH
EXPERIMENTAL
vaso 1 : colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M 1 1,36
vaso 2 : colocar 50 mL de ácido acético 0,1 M 2,90 2,92
vaso 3 : colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M
0.99 1
+ 50 mL de ácido acético 0,2 M
vaso 4 : colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M
+ 50 mL de agua destilada
2 1
pH teórico
Vaso 1: Acido Clorhídrico 0,1 M
 H 
   HCl

 log  log0,11
pH HCl
Vaso2: Acido acético 0,1 M
  10 *0,1 10 log(10 2,9 4.8 2.9 2.9)           H pH
Vaso 3: Colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M + 50 mL de ácido acético 0,2 M
;  0,2 0.69 2 3 3          HCl H O Cl H O H O M pH
 CH COO   H O

3 3 1,8.10
 
5
2
3
0,2

 





x
x
CH COOH
Ka
2 5 6 6 3 0,2*1,8.10 9.10 9.10 1,89*10         x x log(   pH 3 1,89 *10 )=2,72
Como en la disolución de ácido acético la concentración de iones hidronios es
5 1,8.10 , para que la disolución de ácido clorhídrico tenga el mismo pH, es necesario
que la [HCl] sea igual a 5 1,8.10 .
Vaso 4: colocar 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M + 50 mL de agua destilada
El agua destilada tiene carácter neutro, el pH inicial será 7, ya que
    7
3 10   H O  OH 

7. mL moles
 , mientras que: log  log(0,01) 2 3       pH H O
7
1) Si se añade 50 mL de HCl 0,2 M.
El HCl es un ácido fuerte, totalmente disociado, luego la cantidad de protones
liberados será la misma que de ácido inicial:
En 1L = 1.000 mL de HCl 0,2 M, habrá 0,2 moles de ácido, en 50 ml habrá:
moles
50 *0,2
mL
0,01
1.000

El volumen final es 50 mL de agua + 50 ml de ácido= 100 mL, la concentración
molar de protones será:

3
 H O   = 10 H O  0,01
M
3 3  
L
0,1
Es, por tanto, una disolución fuertemente ácida.
Experiencia F: pH TEÓRICO y EXPERIMENTAL DE UNA MEZCLA DE BASES
MEZCLA DE BASES
pH
TEÓRICO
pH
EXPERIMENTAL
vaso 1 : colocar 50 mL de hidróxido de sodio 0,1 M 13 12,58
vaso 2 : colocar 50 mL de acetato de sodio 0,1 M 8,9 8,83
vaso 3 : colocar 50 mL de hidróxido de sodio 0,2 M +
50 mL de acetato de sodio 0,2 M
13,000034 12,58
vaso 4 : de hidróxido de sodio 0,2 M y adicionar 50 mL
de agua destilada
13 12,59
 b) pH teórico
Vaso 1: colocar 50 mL de hidróxido de sodio 0,1 M
pOH= - log[OH-]= -log[0,1]=1  pH=14-pOH=14-1= 13.
Vaso 2: colocar 50 mL de acetato de sodio 0,1 M
  6 7.45.10   OH 
 6  log 7.45.10  pOH   = 5.12
pH 14  pOH 14  5,12  8.88

8. Vaso 3: 50 mL de hidróxido de sodio 0,2 M + 50 mL de acetato de sodio 0,2 M
   NaOH  NaCH COOH  2Na  CH COO  2OH 3 3
0,2
8
[OH-]=Cb=0,2M
pOH=0,69 pH=14-0,69=13,31.
Vaso 4: colocar 50 mL de hidróxido de sodio 0,2 M y adicionar 50 mL de agua
destilada.
El H2O es neutra, por lo tanto su pH=7
Si se añaden 50 mL de NaOH 0,2 M a 50 mL de H2O, la concentración de la
disolución resultante es:
M
molNaOH
mLNaOH M
mLNaOH M
50 *0,2
mLdisolución
0,1
1 0,2
*
100

El NaOH, es una base fuerte que se encuentra completamente disociada en iones de
acuerdo a la ecuación
pOH=-log(0,1)=1
ph= pOH-pH=14-1= 13
Conclusiones generales.
Los valores de pH teóricos y experimentales se asemejan, esto es debido a la
precisión que se obtuvo al realizar las soluciones pedidas.
El error humano (error al pesar los gramos pedidos, al enrasar, al tomar
medidas desde los peachímetros)
Mala calibración de los peachímetros.
Impurezas del agua del agua destilada así también como en las
soluciones, ya que podrían estar contaminados.