Potenciómetro

El pH-metro (potenciómetro) es un sensor utilizado en el método electroquímico para medir el pH de una disolución.

La determinación de pH consiste en medir el potencial que se desarrolla a través de una fina membrana de vidrio que separa dos soluciones con diferente concentración de protones. En consecuencia se conoce muy bien la sensibilidad y la selectividad de las membranas de vidrio delante el pH.

Mantenimiento

El electrodo de vidrio es relativamente inmune a las interferencias del color, turbidez, material coloidal, cloro libre, oxidante y reductor.

La medida se afecta cuando la superficie de la membrana de vidrio está sucia con grasa o material orgánico insoluble en agua, que le impide hacer contacto con la muestra, por lo tanto, se recomienda la limpieza escrupulosa de los electrodos.

Los electrodos tienen que ser enjuagados con agua destilada entre muestras. No se tienen que secar con un trapo, porque se podrían cargar electrostáticamente. Luego se deben colocar suavemente sobre un papel, sin pelusa, para quitar el exceso de agua. 

Calibrado

Como los electrodos de vidrio de pH mesuran la concentración de H+ relativa a sus referencias, tienen que ser calibrados periódicamente para asegurar la precisión. Por eso se utilizan buffers de calibraje (disoluciones reguladoras de pH conocido).

Precauciones

• El electrodo debe mantenerse humedecido siempre.
• Se recomienda que se guarde en una solución de 4M KCl; o en un buffer de solución de pH 4 ó 7.
• No se debe guardar el electrodo en agua destilada, porque eso causaría que los iones resbalaran por el bulbo de vidrio y el electrodo se volvería inútil.

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

Una constante de disociación ácida es un ejemplo particular de una constante de equilibrio. Para el equilibrio específico entre un ácido monoprótico, HA y su base conjugada A^- en agua:

HA + H₂O A^- + H₃O⁺

la constante de equilibrio termodinámica, K puede definirse por: 

donde {A} es la actividad de la especie química A, etc. K es adimensional ya que la actividad no tiene dimensiones . Las actividades de los productos de disociación están colocados en el numerador, las actividades de los reactivos están colocadas en el denominador. Ver coeficiente de actividad para una deducción de esta expresión.

Puesto que la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de actividad (γ) la definición podría también escribirse como:

donde [HA] representa la concentración de HA y Γ es un cociente de coeficientes de actividad.

Para evitar las complicaciones que implica el uso de actividades, las constantes de disociación se determinan, cuando es posible, en un medio de alta fuerza iónica, es decir, bajo condiciones en las que Γ se puede suponer que es siempre constante.  por ejemplo, el medio puede ser una solución de 0.1 M de nitrato de sodio o 3 M de perclorato de potasio (1 M = 1 mol·dm⁻³, una unidad de concentración molar). Además, en todos, salvo en las soluciones más concentradas se puede suponer que la concentración de agua, [H₂O], es constante, aproximadamente 55 mol·dm⁻³. Dividiendo K por los términos constantes y escribiendo [H⁺] para la concentración de hidronio, se obtiene la expresión:

Esta es la definición de uso común. pK_a se define como -log₁₀K_a. Nótese, sin embargo, que todos los valores de las constantes de disociación publicados se refieren al medio iónico específico utilizado en su determinación y que se obtienen diferentes valores con distintas condiciones, como se muestra para ácido acético en la ilustración anterior. Cuando las constantes publicadas se refieren a una fuerza iónica que no sea la requerida para una aplicación particular, puede ajustarse mediante la teoría de iones específicos (SIT) y otras teorías.

AunqueK_a parece tener la dimensión de concentración, de hecho, debe ser adimensional o no sería posible obtener su logaritmo. La ilusión es el resultado de omitir el término constante [H_2O] de la definición de la expresión. Sin embargo, no es inusual, sobre todo en textos relativos a equilibrios bioquímicos, ver un valor citado con una dimensión como, por ejemplo, "K_a = 300 M".

 Ácidos monopróticos

Variación del porcentaje (%) de formación de un ácido monoprótico, AH, y su base conjugada, A^-, con la diferencia entre el pH y el pK_a del ácido.

Después de modificar la expresión que defineK_a tomando logaritmos y poniendo pH =-log 10 [H⁺] se obtiene:

Esta es una forma de la ecuación de Henderson-Hasselbalch, de la que pueden obtenerse las siguientes conclusiones:

• A mitad de la neutralización [AH]/[A^-] = 1; dado que log (1) = 0, el pH a mitad de la neutralización es numéricamente igual al pK_a. Inversamente, cuando el pH = pK_a, la concentración de AH es igual a la concentración de A^-.
• La región tamponada se extiende sobre el intervalo aproximado pK_a ± 2, aunque el tamponamiento es débil fuera del rango de pK_a ± 1. Cuando pK_a ± 1, entonces [AH]/[A^{->/sup>] = 10 o 1/10.}
• Si se conoce el pH, se puede calcular la relación [AH]/[A-]. Esta relación es independiente de la concentración analítica del ácido.

Ácido-Base

Los ácidos y bases son importantes en numerosos procesos químicos que se llevan a cabo a nuestro alrededor, desde procesos industriales hasta biológicos, desde reacciones en el laboratorio hasta las de nuestro ambiente. El tiempo necesario para que un objeto inmerso en agua se corroa, la capacidad de un ambiente acuático para la supervivencia de peces y vida vegetal, el destino de los contaminantes arrastrados del aire por la lluvia, e incluso la velocidad de las reacciones que conservan nuestra vida dependen en grado crítico de la acidez o basicidad de las disoluciones.

	Ácido	Base
Arrhenius	Sustancias que, al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones H+	Sustancias que, al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones OH-
Bronsted-Lowry	Sustancia (molécula o ion) capaz de donar un protón.	Sustancia capaz de aceptar un protón.
Lewis	Receptor de pares de elcetrones.	Donador de pares de electrones.

Una sustancia capaz de actuar ya sea como ácido o como base es anfótera. Una sustancia anfótera actúa como base cuando se combina con algo más fuertemente ácido que ella y como ácido cuando se combina con algo más fuertemente básico que ella.

Pares conjugados ácido-base
Un ácido y una base coomo HX y X-, que difieren sólo en la presencia o ausencia de un protón, constituyen un par conjugado ácido-base. Todo ácido tiene una base conjugada, que se forma quitando un protón al ácido. Por ejemplo, OH- es la base conjugada de H2O, y X- es la bse conjugada de HX.
Ejemplo:

HNO2 (ac) + H2O(l)⇋NO2-(ac) + H3O+(ac)

ácido         base          base            ácido

conjugada     conjugado

Fuerza relativa de ácidos

Cuanto más fuerte es el ácido, tanto más débil es su base conjugada; cuanto más fuerte es la base, tanto más débil es su ácido conjugado.

Clasificación, de acuerdo a su comportamiento en agua:

• Ácidos fuertes.
• Ácidos débiles
• Acidez despreciable

Indicadores ácido-base

Un indicador ácido-base es un ácido o una base orgánicos débiles cuya forma no disociada tiene un color diferente al de su forma conjugada. Por ejemplo, el siguiente equilibrio describe el comportamiento de un indicador de tipo ácido, HIn.

HIn+H2O⇋In- + H3O+

color ácido           color básico

En este caso, la disociación se ve acompañada por cambios en la estructura interna del indicador y ocasiona un cambio de color. El equilibrio para un indicador de tipo básico In, es:

In+H2O⇋InH+ + OH-

color básico        color ácido   

Disoluciones amortiguadoras

Disoluciones que contienen un par conjugado ácido-base débil, resisten los cambios drásticos de pH cuando se agregan pequeñas cnatidades de un ácido o una base fuerte.

Un amortiguador resiste los cambios de pH porque coniene tanto una especie ácida que neutraliza los iones OH- como una básica que neutraliza los iones H+.

Teoría de la disociación electrónica de Arrhenius-Ostwald

Supone que parte de un electrolito en disolución se disocia en iones libres y, a demás, que en disolución diluida se puede aplicar la ley de acción de masas al proceso de disolución y las movilidades iónicas son independientes de la concentración.

Bibliografía:

• Brown. LeMay. Bursten. Química. La ciencia central. Pearson Educación, México, 2004. p.p.614-618, 648, 664-665
• Skoog. West. Holler. Crouch. Química analítica. 7a. edición. McGraw-Hill. México, 2006. p.p.278-282.

pH

El pH es una medida de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia .

Escala de pH.
Los ácidos y las bases tienen una característica que nos deja poder medirlos , es la concentración de los iones de hidrógeno. Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. el pH entonces es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno.

Los valores numéricos verdaderos para estas concentraciones de ion de hidrógeno son típicamente una fracción muy pequeña EJ 1/10.000.000. Debido a que éste es un número incómodo con el que trabajar , una escala única fue ideada. La escala creada utiliza el logaritmo negativo de la concentración del ion de hidrógeno (o actividad) para las soluciones ácidas y básicas. Los valores leídos en esta escala se llaman las medidas del "pH".

Los números a partir del 0 al 7 en la escala indican las soluciones ácidas, y 7 a 14 indican soluciones alcalinas. Cuanto más ácida es una sustancia , más cercano su pH estará a 0; cuanto más alcalina es una sustancia, más cercano su pH estará a 14. Algunas soluciones fotográficas no son ni altamente ácidas ni altamente alcalinas sino que están más cercanas al punto neutro , pH=7 que es el pH de la solucion del agua.

 

El método más exacto y comúnmente más usado para medir el pH es usando un medidor de pH ( o pHmetro ) y un par de electrodos. Un medidor de pH es básicamente un voltímetro muy sensible , los electrodos conectados al mismo generarán una corriente eléctrica cuando se sumergen en soluciones. Un medidor de pH tiene electrodos que producen una corriente eléctrica; ésta varia de acuerdo con la concentración de iones hidrógeno en la solución. La principal herramienta para hacer las mediciones de pH es el electrodo de bombilla de vidrio. Tal vidrio tiene una composición especial, sensible a los iones hidrógeno. Un tipo de voltímetro conectado a los electrodos relaciona con el pH la corriente eléctrica producida en la membrana de vidrio. Para cerrar el circuito y brindar una referencia estable y reproducible, se requiere un segundo electrodo. El medidor debe estar calibrado con una solución de pH conocido, llamada "amortiguador" (también solución tampón o buffer ) Los amortiguadores resisten las variaciones de pH y tienen valores de pH específicos a temperaturas determinadas.

http://staff.jccc.net/pdecell/chemistry/phscale.html

http://www.aguamarket.com/sql/temas_interes/198.asp 

Reacciones de Neutralizacion

Cuando reacciona un ácido con una base se produce una sal y agua. Esta reacción se denomina neutralización porque el ácido y la base dejan de serlo cuando reaccionan entre sí, pero no significa, necesariamente, que el pH de la disolución resultante sea neutro.

Por medio de las volumetrías de neutralización determinamos concentraciones de ácidos o de bases midiendo volúmenes equivalentes de bases o de ácidos de concentración conocida.

· Según las cantidades de sustancia (número de moles) relativas de estas sustancias y la estequiometría de la reacción se pueden dar tres situaciones:

a) exceso de ácido: reacciona toda la base con parte del ácido presente y queda un exceso de ácido sin reaccionar: la disolución final será ácida (pH <

b) exceso de base: reacciona todo el ácido con parte de la base presente y queda un exceso de base sin reaccionar: la disolución final será básica (pH >

c) proporción estequiométrica de ácido y base: todo el ácido y toda la base presente reaccionan entre sí. El pH de la disolución final dependerá de la sal que se forme, ya que ésta podrá sufrir hidrólisis y por ello el pH en el punto de equivalencia puede ser distinto de siete. Será siete (neutra) si la  sal  formada proviene de ácido fuerte-base fuerte, como el NaCl.

Si el nº de moles de ácido = x· nº moles de base 

(V·M)_ácido = x · (V·M)_base

dónde x viene determinada por la estequiometría de la reacción (x=1, 2, 3,  ½ , ….)

Curva de valoración de AF-BF	Curva de valoración de BF-AF	Curva de valoración de AD-BF

El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza.

Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7.

- Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.

- Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

Toxicidad de reactivos Práctica 2

Reactivos Problema 1

Sulfato de cobre (II)
CuSO₄
Masa molecular: 159.6 g/mol

Cristales azules transparentes, higroscópicos. La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol y por ingestión. La sustancia es muy tóxica para los organismos acuáticos. En la cadena alimentaria referida a los seres humanos tiene lugar bioacumulación, por ejemplo en peces. Se aconseja firmemente impedir que el producto químico se incorpore al ambiente.

Se descompone por debajo del punto de ebullición a 650°C

Solubilidad en agua a 20°C: 20.3g/100mL

Densidad: 3.6 g/cm³

Sulfato de zinc
ZnSO₄

Masa molecular: 161.454 g/mol

Polvo blanco cristalino, inodoro. Soluble en agua, metanol y glicerol. Ligeramente soluble en etanol.

Inhalación. Irritaciones en el tracto respiratorio. Tos y dificultad respiratoria.

Piel. Enrojecimiento, picazón y dolor.

Ojos. Enrojecimiento y dolor.

Ingestión. Nocivo. Dolor abdominal, náuseas, vómitos y diarrea. Irritaciones en la boca y tracto digestivo. Daño a los riñones. Pancreatitis. En casos extremos, convulsiones, variaciones de presión y coma.

Densidad: 3,74×10³  kg/m³
Punto de fusión: 100 °C

Punto de ebullición: Se descompone por encima de 500 °C

Reactivos Problema 2

Nitrato de cobre
Cu(NO₃)₂

Masa molecular: 232.6 g/mol

Inhalación. Irritaciones en vías respiratorias.

Piel. Irritación severa

Ingestión. Dolor en la boca, el esófago y el estómago. Gastritis hemorrágica, náuseas, vómitos, dolor abdominal, sabor metálico y diarrea.

Nitrato de zinc
Zn(NO₃)₂

Masa molecular: 232.6 g/mol

Cristales incoloros.  La sustancia se puede absorber por inhalación y por ingestión.

Inhalación. Tos, dolor de garganta

Piel. Enrojecimiento y  dolor.

Ojos. Enrojecimiento, dolor, visión borrosa.

Ingestión. Calambres abdominales, dolor abdominal, labios o uñas azulada, náuseas.

Ambiente. Esta sustancia puede ser peligrosa para el ambiente; debería prestarse atención especial a los crustáceos.

Punto de fusión: 110°C
Densidad relativa: 2.07 g/cm³

Solubilidad en agua: Elevada

Sulfato de hierro (II)
FeSO₄

Masa molecular: 151.908 g/mol

Sólido, nocivo por ingestión. Irrita los ojos y la piel

Ingestión. Baja toxicidad en pequeñas cantidades pero dosis mayores pueden causar nauseas, vómitos y diarrea. La decoloración de la orina hacia un color rosado indica intoxicación con hierro lo que puede causar la muerte.

Inhalación. Irritación en vías respiratorias

 Piel. Enrojecimiento

Ojos. Causa irritación, dolor y enrojecimiento

Punto de fusión: 64 °C

Punto de ebullición: 90°C

Punto de descomposición: 299 °C

Nitrato de potasio

KNO₃
Masa molecular: 101.1 g/mol

Polvo cristalino inodoro, entre incoloro y blanco.

Inhalación. Irritación en vías respiratorias. Tos, dificultad para respirar.

Ingestión. Irritación en el tracto gastrointestinal. Náuseas, vómitos y diarrea.

Piel. Irritación. Enrojecimiento, picazón y dolor.

Ojos. Irritación, enrojecimiento y dolor.

Se descompone por debajo del punto de ebullición a 400°C con formación de oxígeno.

Punto de fusión: 333-334°C

Densidad relativa: 2.1 g/cm³
Solubilidad en agua a 25°C: 35.7 g/100 mL

Reactivos Problema 3

Nitrato de cobre (véase reactivos problema 2)

Nitrato de plata

AgNO₃
Masa molecular: 169.9 g/mol

Cristales, incoloros o blancos, inodoros. Esta sustancia puede ser peligrosa para el ambiente; debería prestarse atención especial a los peces.

Inhalación. Destructivo para los tejidos de las mucosas y tracto respiratorio superior.

Ingestión. Quemaduras severas de la boca, garganta y estómago. Dolor de garganta, vómitos, diarrea.

Piel. Irritación. Enrojecimiento, dolor y quemaduras graves.

Ojos. Visión borrosa, enrojecimiento, dolor y quemaduras graves.

Se descompone por debajo del punto de ebullición a 444°C

Punto de fusión: 212°C

Densidad relativa, a 19°C: 4.3  g/cm³
Solubilidad en agua: Elevada

Sulfato de hierro (véase reactivos problema 2)

Nitrato de potasio (véase reactivos problema 2)

 

Nitrito de sodio

NaNO₂
Masa molecular: 69.0 g/mol

Sólido higroscópico, entre blanco y amarillo en diversas formas. Peligro de fuego en contacto con materias combustibles.

Tóxico por ingestión.

Muy tóxico para los organismos acuáticos.

Inhalación, ingestión. Labios o uñas azulados, piel azulada, tos, vértigo, dolor de cabeza, dificultad respiratoria, pérdida de conocimiento.

Ojos. Enrojecimiento.

Se descompone por debajo del punto de ebullición a 320°C

Punto de fusión: 271°C

Densidad relativa: 2.17g/cm³
Solubilidad en agua: Elevada 

acidos y bases

que tal colegas!!!!

les damos la bienvenida a nuestro blog de ácidos y bases,

trataremos que la información que subamos sea de lo mas clara y breve posible para un mayor entendimiento  c: