Este documento presenta una guía de laboratorio sobre reacciones ácido-base. Explica las definiciones de ácido y base según los modelos de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. Describe objetivos como identificar especies anfóteras y construir una solución buffer. Incluye procedimientos para indicadores de pH, reacciones redox y cuestionarios. El resumen final concluye que la química es compleja y que las sustancias pueden cambiar de acido a base dependiendo de las condiciones.

1. Universidad Católica de El Salvador
UNICAES
Materia
Química general
Tema
Guía de laboratorio N°6
Docente
William Mauricio Miranda Martínez
Integrantes
Corado Menéndez, Jeimy Fabiola
Figueroa Hernández, Jacqueline Abigail
Méndez Jordán, José David
Morán Martínez, Jessica Maricela
Sección “C”
Fecha de Entrega
Viernes 05 de junio de 2015
Santa Ana, viernes 29 de mayo de 2015

2. ~ 2 ~
Introducción
Los Ácidos y bases desempeñan un papel central en la química, ya que, con
excepción de las reacciones redox, cada reacción química puede ser clasificada
como una reacción ácido-base.
Nuestra comprensión de las reacciones químicas como interacciones ácido-base
proviene de una amplia aceptación de la definición de Lewis acerca de los ácidos
y bases la cual reemplazo al anterior concepto de Bronsted -Lowry y a la primera
definición dada por el modelo de Arrhenius.
Arrhenius definió como ácidos a los productores de protones (H +) en solución
acuosa y las bases como productores de hidróxido ( OH - ).
Aunque este modelo es intuitivamente correcto, se limita a sustancias que incluyen
protones y grupos hidróxido.
Brönsted y Lowry proponen definiciones más generales de ácidos y bases como
donantes y aceptadores de protones, respectivamente.
A diferencia de la concepción de Arrhenius, el modelo de Bronsted - Lowry da
cuenta de ácidos en disolventes distintos del agua, donde las transferencias de
protones no implican necesariamente iones hidróxido.
Pero el modelo de Bronsted -Lowry falla al explicar la observación de que los
iones metálicos hacen agua más ácida (que se examinan en el cálculo del pH ) .
Finalmente, Lewis nos dio la definición más general de ácidos y bases que
utilizamos hoy en día. Según Lewis, ácidos son aceptores de pares de electrones
y las bases son donantes de pares de electrones. Por lo tanto, cualquier reacción
química que se puede representar como un simple intercambio de pares de
electrones de valencia para romper y formar enlaces es una reacción ácido- base.
Las reacciones ácido – base son mucho más importante de lo que imaginamos,
esto hablándolo desde un punto de vista más cotidiano, fuera de laboratorio, ya
que nuestro cuerpo es una innumerable reacción acido base.
Estas reacciones, se pueden ver implícitas dentro de ciertas sustancias que
producen una específica función en presencia de algún acido o base, lo cual se
presenta a continuación algunos ejemplos.

3. ~ 3 ~
Objetivos
Reconocer la naturaleza ácida o básica de una especie disociada.
Identificar una especie anfotérica, buffer, amortiguadora o tampón.
Construir una solución buffer y observar su comportamiento.
Distinguir la especie que tiende a ganar protones o a ceder protones en una
reacción redox.

4. ~ 4 ~
Índice
1. Materiales y reactivos ……………………………………… pág. 5
2. Procedimiento ……………………………………… pág. 6
2.1 Indicadores ácido – base ……………………...… pág. 6
2.2 Soluciones Buffer ………………………. pág. 7
3. Reacciones de oxidación – reducción ……………………. pág. 8
3.1 Oxidación del cobre ………………………….. pág. 8
3.2 Reacciones del Sulfuro de Sodio ………………. pág. 8
3.3 Reacciones del Permanganato de Potasio ..… pág. 8
3.4 Desprendimiento del gas Hidrógeno …….….. pág. 8
3.5 Reacción del Cobre con ácido Nítrico ……. pág. 9
3.6 Desplazamiento del Cobre …………… pág. 9
4. Cuestionario ………………………………………. pág. 10
5. Anexos ………………………………………. pág. 11
6. Conclusión ………………………………………. Pág. 12

5. ~ 5 ~
Materiales y reactivos
Materiales Reactivos
Mechero de bucen
Fenolftaleína
Anaranjado de metilo
Capsula de porcelana
Solución de metilo
Pinza para crisol
Oro metálico
Malla asbesto
Pinza de sostén
Cloruro de amonio
Balón bolumetrico de 250ml
Tubos de ensayo
Solución de HCI 0.1M
Solución de NaOH 0.1 M
Ácido nítrico concentrado
Ácido sulfúrico
Solución de Na2S 0.5M
Solución de CuSO4 0.5M
Solución de KM no
Hidróxido de amonio concentrado
.
.

6. ~ 6 ~
Procedimiento
Indicadores ácido –base:
a) Agregar agua destilada hasta la mitad de los 6 tubos de ensayo.
b) Añadir a tres de ellos 2 gotas de fenolftaleína y aun de anaranjado de
metilo.
c) Adicionar unas gotas de HCl 0,1 M a uno de los tubos de ensayo con
fenolftaleína y a uno anaranjado de metilo.
d) A otro de los tubos de ensayo con fenolftaleína añadir unas gotas de NaOH
0.1 al igual que a un tubo de anaranjado de metilo.
e) Comparar el color de cada indicador en medio acido, básico y neutro, y
deducir que indicador vira en medio ácido y cual en medio básico.
Observaciones:
a) Al poner a los 6 tubos de ensayo sucede esto.
b) Tubo de anaranjado de metilo y una gota de HCl con el acido –no cambia
de color
c) Tubo con fenolftaleína y una gota de HCl –no cambia de color
d) Al tubo de anaranjado de metilo agregamos NaOH –no hubo cambio
e) Tuvo con fenolftaleína y una gota de NaOH – Cambio de color rosado y el
agua si cambio un ácido anaranjado de metilo se volvió naranja y la base
no cambio.
f) La fenolftaleína cambio con NaOH los 5 principios son neutros.

7. ~ 7 ~
Soluciones buffer
Preparación de 250ml de solución buffer NH3, NH4, Cl.
a) Pesar en la balanza 1.34 g de cloruro de amonio y luego disolverlo en agua
destilada contenida en un beaker.
b) Utilizando una pipeta, medir 1,8 ml de hidróxido de amonio concentrado, y
agregarlo en un balón volumétrico de 250 ml , el cual debe contener
alrededor de 100 ml de agua destilada.
Observaciones
Siempre queda como cobre.

8. ~ 8 ~
Reacciones de oxidación-reducción
1) Oxidación del cobre
a) Se colocan en una capsula de porcelana unas limaduras limaduras de
cobre y se calienta.
b) Al cabo de un cierto tiempo se observa que las limaduras contenidas en
la capsula tienen un color pardo.
2) Reacción de sulfuro de sodio
a) En un tubo de ensayo se agregan 2 ml de solución de Na2S 0.5M.
b) Luego agrega una pequeña parte cantidad de 12 solido.
c) Aparecerá un precipitado de color amarillo.
3) Reacción del permanganato
a) En un tubo de ensayo se colocan 2 ml de solución de KMNO se
agregan 2 ml de peróxido de hidrogeno.
b) Se produce inmediatamente una reacción en la que se observó un gas
que burbujea a través de la disolución y se forma un precipitado
marrón que queda en suspensión inicialmente.
4) Desprendimiento de gas hidrogeno
a) Se colocan en dos tubos de ensayo soluciones de HCl 6 m y en otros
dos tubos soluciones de H2SO4 6 M.
b) Cada tubo de HCl y hs04se le agregara un pedazo de Zn y de fe a
cada baso de H2SO4 la misma cantidad aproximadamente.

9. ~ 9 ~
c) Se observa que tienen lugar las reacciones en todos ello aunque a
diferentes velocidades y que e n todos los caso se producen burbujas
atreves de las disoluciones.
5) Reacción del cobre con ácido nítrico
a) Un tubo de ensayo se agrega 1 ml de HNO3 concentrado y se le
añade un hilo de cobre.
b) Se produce inmediatamente una reacción en la que se desprenden
vapores pardos aparece una disolución de color verdoso.
6) Desplazamiento de cobre
a) Se agregan en un tubo de ensayo 2 ml de solución de cuso4 0.5 m y
se agrega un clavo de hierro.
b) Se espera a cierto tiempo para que se lleve a cabo la reacción.
Observaciones:
Al seguir paso a paso cada procedimiento se pudo observar que lo que la guía
decía era cierto desde las limaduras de cobre que al calentarla en la capsula se
empezaron a derretir y se tornó de un color pardo así como es procedimiento se
cumplió a perfecciona si los demás se cumplieron tal y como la guía lo estipulaba
no se presentó ningún contra tiempo.

10. ~ 10 ~
Cuestionario
 Cu(s) + O2(g) CuO2
 Na2S+ I2 NaHS
 KMnO4 +H2O2 MnO2 + H2O + KOH + O2
 KMnO4 +H2OO2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
 Fe + HCl FeCl3 + H2
 Fe + H2SO4 Fe(SO4)3 + H2
 Zn + HCl ZnCl + H2
 Zn + HSO4 ZnSO4 + H2
 Cu + HNO3- Cu(NO3)2 + NO + H2O
 Fe + Cu FeCu

11. ~ 11 ~
Anexos

12. ~ 12 ~
Conclusión
Dentro de la practica pudimos darnos cuenta la maravilla que es la naturaleza de
los compuestos, así como, de su complejidad, pues con firme convicción podemos
decir, ¨en química nada esta establecido¨, pues todo puede cambiar.
Se hace mención de dicha frase porque, para la mayoría de personas, la lógica
puede ser que, si se agrega a un acido una cierta cantidad de un componente
básico, nuestro acido se comenzara a basificar, aumentando su pH, lo cual
comprobamos no siempre es así, ya que los llamadas disoluciones buffer,
amortiguadora o tampón, mantiene constante su pH aunque se le agregue un
ácido o una base.
También, se pudo conocer el comportamiento de las llamadas disoluciones
anfóteras, las cuales como se pudo observar, cumplen una función básica, así
como una función acida, dependiendo de la especie con las cuales se encuentre.
Es necesario hacer mención de aquellas sustancias más comunes, las cuales
siempre tienden a tener su comportamiento ya definido, siendo éste básico o
acido.