1. 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

2. 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.

3. 1 Mango para bisturí
SUSTANCIAS
 Vinagre Limón
 HOH

4.  SacarosaMetanol
 Cloruro de Sodio (sal)

5. GRAFICOS.
PROCEDIMIENTO:
 Primeramente se colocó en un recipiente agua y mezclamos con azúcar.

6.  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
sustanciaslas varillas loscuales tenemos los colores siguientes:

7. 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.

8. (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.
ÁcidoYodhídrico (HI).
ÁcidoMetanoico (CH3COOH).
Ácidofluorhídrico (HF).
20 SUSTANCIAS BÁSICAS
 Hidróxido de Cromo Cr(OH)3
 Hidróxido de Bario Ba(OH)2
 Hidróxido de Litio LiOH

9.  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

10.  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 8,0
11 ¿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+

11. 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-

12. 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

13. 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

14. 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.

15. 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 Neutra
1 Rexal Azul Neutra
2 Vinagre Rojo Acido
3 Bicarbonato Azul Base
4 Ácido muriático Rojo Acido
5 Jugo de limón Rojo Intenso Acido
6 Refresco de cola Purpura rojizo Acido
7 Liquido desengrasante Amarillo Base
8 Antiácido (Melox) Azul Verdoso Base
9 Sal de uvas Purpura Acido
10 Shampoo Purpura Acido
11 Jabón liquido Verde Base

16. 12 Yogurt natural Purpura Acido
13 Limpiador con amoniaco o
amonio
Verde Base
14 Tomate machacado Purpura rojizo Acido
15 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