Dos soluciones pueden contener la misma cantidad de ácido por litro y seguir siendo muy diferentes en su nivel de acidez. Las plantas de tratamiento de agua, los productores de alimentos, los acuaristas y los laboratorios clínicos dependen de esa distinción: la etiqueta de una botella indica una concentración, pero lo que corroe una tubería, coagula una proteína o mata a un pez es la concentración de iones hidronio presente en el líquido. Elegir un ácido, y decidir qué cantidad usar, significa por lo tanto saber si cede sus protones por completo o solo ligeramente.
Un ácido disuelto en agua transfiere un protón a una molécula de agua. Un ácido fuerte como el ácido clorhídrico hace esto por completo, de modo que cada mol disuelto entrega un mol de ion hidronio. Un ácido débil como el ácido etanoico —ácido acético, el ácido del vinagre— alcanza en su lugar un equilibrio: en cualquier momento solo una pequeña fracción de sus moléculas ha liberado su protón, y esa fracción depende de cuán diluida esté la disolución. La escala de pH, pH = −log[H3O+], coloca ambos casos en el mismo eje, y un pH-metro lee ese eje directamente midiendo el potencial desarrollado a través de un electrodo de vidrio.
En este laboratorio, construirá una serie de tres soluciones de ácido etanoico mediante dilución en serie —1 mol/L, 0,1 mol/L y 0,01 mol/L—, cada una hecha a partir de la anterior transfiriendo 5 mL con una pipeta volumétrica a un matraz aforado de 50 mL y completando hasta la marca con agua destilada. Un cuarto vaso de precipitados recibe ácido clorhídrico a 0,10 mol/L, la misma concentración que la segunda solución de ácido etanoico. A continuación, medirá el pH de las cuatro con un pH-metro, enjuagando y secando el electrodo entre vaso y vaso. Las tres lecturas de ácido etanoico muestran lo que la dilución le hace a un ácido débil; el par a 0,10 mol/L muestra lo que las palabras fuerte y débil cuál es su valor real en unidades de pH.
Objetivos Educativos
Técnica de dilución seriada
- Realice una dilución diez veces mayor tomando una alícuota de 5,00 mL con una pipeta volumétrica, transfiriéndola a una probeta graduada de 50 mL y diluyendo hasta la marca con agua destilada.
- Explique por qué cada solución de la serie debe prepararse a partir de la anterior en lugar de directamente a partir de la solución madre, y por qué se enjuagan la pipeta y la probeta entre transferencias.
Uso del potenciómetro
- Mide el pH de una solución con un electrodo de vidrio y, entre una muestra y otra, enjuaga el electrodo con agua destilada y sécalo con papel absorbente para que una lectura no contamine a la siguiente.
- Analiza con espíritu crítico los datos del contador: ten en cuenta que la cifra que se muestra tiene un número limitado de decimales y que la resolución de la pantalla no es lo mismo que la precisión.
Distinguir entre concentración y acidez
- Prediga cuál de las dos soluciones de igual concentración tendrá un pH más bajo y justifique la predicción a partir de la extensión de la transferencia de protones en lugar de la cantidad de ácido presente.
- Indica la concentración de una solución y su pH como dos datos distintos, y describe una situación en la que cada uno de ellos sea el dato más relevante.
Interpretación cuantitativa de una lectura de pH
- Convertir un valor de pH en una concentración de iones hidronio y viceversa, y calcular el porcentaje de ionización de un ácido débil a partir del pH medido.
- Demuestra que una dilución a una décima parte aumenta el pH de un ácido débil en aproximadamente 0,50 unidades, pero el de un ácido fuerte en 1,00 unidad, y explica a qué se debe esta diferencia.
Manipulación y eliminación seguras de los ácidos
- Manipula las soluciones ácidas con guantes y mantén la solución madre concentrada separada de la serie diluida en la mesa de trabajo.
- Vierte todas las soluciones utilizadas en el cubo de recogida, en lugar de en el fregadero, y enjuaga los recipientes de vidrio antes de dejarlos en su sitio.
Protocolo
Parte 1: Preparación de soluciones diluidas
- Localiza los cuatro vasos de precipitados vacíos, numerados del 1 al 4.
- Para una solución de ácido etanoico 1 mol/L (CH3(COOH) en el vaso de precipitados 1 y llénelo hasta la mitad.
- Usando la pipeta, toma la solución de ácido etanoico 1 mol/L del vaso 1 y transfiere 5 mL al cilindro graduado de 50 mL.
Vacíe el exceso de la pipeta en el contenedor de recuperación.
- Añada agua destilada al cilindro graduado hasta alcanzar el volumen final de 50 mL.
- Vierte la solución obtenida de la probeta en el vaso de precipitados 2 y llénalo hasta la mitad.
Vacía el exceso de la probeta en el contenedor de recuperación.
- Limpia la pipeta y el cilindro graduado con agua destilada.
- Repita el proceso de dilución tomando la solución del vaso de precipitados 2 con la pipeta y luego transfiera 5 mL al cilindro graduado de 50 mL.
Vacíe el exceso de la pipeta en el contenedor de recuperación.
- Luego agregue agua destilada al cilindro graduado hasta alcanzar el volumen final de 50 mL.
- Vierte esta nueva solución diluida en el vaso de precipitados 3 y llénalo hasta la mitad.
Vacía el exceso de la probeta en el contenedor de recuperación.
- Llena hasta la mitad el vaso de precipitados 4 con una solución concentrada de ácido clorhídrico (HCl) de 0,10 mol/L.
Parte 2: Mediciones
- Usa un ph-metro para medir el ph de cada una de las soluciones contenidas en los vasos de precipitados 1 a 4.
Entre cada medición, enjuague los electrodos del pH-metro con agua destilada y séquelos con papel absorbente.
- Las mediciones de pH aparecerán en la tabla de resultados.
- Deseche adecuadamente las soluciones utilizadas vertiéndolas en el contenedor de recuperación provisto para tal fin. Evite tirarlas por el desagüe.
Resultados esperados
Tres de los cuatro vasos de precipitados contienen el mismo ácido en tres concentraciones diferentes; el cuarto contiene un ácido distinto en una concentración que ya está presente en la serie. El resultado completo del experimento de laboratorio se resume en la comparación de las cuatro lecturas de pH.
| Vaso de precipitados | Contenido | Concentración | Ácido | pH esperado | [H3O+] (mol/l) | Ionizado |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 | CH3COOH | 1,0 mol/L | débil | 2.37 | 4.2 × 10−3 | 0.42 % |
| 2 | CH3COOH | 0,10 mol/l | débil | 2.87 | 1.3 × 10−3 | 1.3 % |
| 3 | CH3COOH | 0,010 mol/l | débil | 3.37 | 4.2 × 10−4 | 4.2 % |
| 4 | HCl | 0,10 mol/l | fuerte | 1.00 | 0.10 | 100 % |
Las diluciones. Cada transferencia se rige por C1V1 = C2V2. Si se toman 5,00 ml de la solución de 1,0 mol/l y se diluyen hasta alcanzar un volumen de 50,0 ml, se obtiene C2 = (1,0 mol/L × 5,00 ml) / 50,0 ml = 0,10 mol/L, y al repetir la operación con el vaso de precipitados 2 se obtiene 0,010 mol/L en el vaso de precipitados 3. Cada paso supone un factor de dilución exactamente igual a diez, por lo que la cantidad de ácido por litro se reduce en un factor de 100 a lo largo de la serie.
| Paso | Alícuota | Volumen final | Factor de dilución | Concentración | pH | ΔpH |
|---|---|---|---|---|---|---|
| stock → vaso de precipitados 1 | — | — | — | 1,0 mol/L | 2.37 | — |
| vaso de precipitados 1 → vaso de precipitados 2 | 5,00 ml | 50,0 ml | 10 | 0,10 mol/l | 2.87 | +0.50 |
| vaso de precipitados 2 → vaso de precipitados 3 | 5,00 ml | 50,0 ml | 10 | 0,010 mol/l | 3.37 | +0.50 |
| un ácido fuerte, a modo de comparación | 5,00 ml | 50,0 ml | 10 | una décima | — | +1.00 |
Vaso de precipitados n.º 4, el ácido fuerte. El ácido clorhídrico se ioniza completamente en agua: HCl + H2O → H3O+ + Cl−. No hay equilibrio que resolver, por lo que [H3O+] es simplemente la concentración indicada y el pH = −log(0.10) = 1.00. El mismo razonamiento daría un pH de 2.00 a 0.010 mol/L y un pH de 3.00 a 0.0010 mol/L —una unidad entera por cada dilución de diez veces.
Vasos de precipitados del 1 al 3, el ácido débil. El ácido etanoico alcanza un equilibrio: CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO− + H3O+, con Ka = [CH3COO−][H3O+] / [CH3[COOH] = 1.8 × 10−5 a 25 °C, por lo que pKa = 4.74. Escribiendo x para [H3O+] y C para la concentración preparada, la condición de equilibrio es x2 / (C − x) = Ka. Dado que x es mucho menor que C, el denominador se puede reemplazar por C, lo que da x = √(KaC). Para el vaso de precipitados 2, x = √(1,8 × 10−5 × 0.10) = √(1.8 × 10−6) = 1,34 × 10−3 mol/L, por lo que pH = −log(1.34 × 10−3) = 2.87.
Por qué el paso es media unidad. Tomando logaritmos de x = √(KaC) da pH = ½pKa − ½log C. La concentración entra con un coeficiente de un medio, por lo que dividir C entre diez añade 0,50 al pH en lugar de 1,00. Con pKa = 4.74 la expresión predice 2.37, 2.87 y 3.37 para 1.0, 0.10 y 0.010 mol/L, que es exactamente la serie observada. El ácido fuerte obedece en su lugar a pH = −log C, con un coeficiente de uno, y por lo tanto varía una unidad completa.
La dilución hace que un ácido débil se ionice más, no menos. La fracción ionizada es α = x / C = √(Ka/C), que aumenta a medida que C disminuye: 0,42 % a 1,0 mol/L, 1,3 % a 0,10 mol/L y 4,2 % a 0,010 mol/L, un factor de √10 = 3,16 en cada paso. Se trata de la ley de dilución de Ostwald, Ka = Cα2 / (1 − α), y es lo que el principio de Le Chatelier requiere: la ionización produce dos partículas a partir de una, por lo que añadir agua desplaza el equilibrio hacia el lado disociado. La concentración absoluta de hidronio sigue disminuyendo con la dilución; simplemente disminuye en un factor de √10 en lugar de 10.
Cuál es el costo fuerte y débil en pH. Los vasos de precipitados 2 y 4 contienen la misma concentración de 0.10 mol/L de un ácido monoprótico, sin embargo [H3O+] es 0.10 mol/L en uno y 1.34 × 10−3 mol/L en el otro — una razón de 0.10 / 1.34 × 10−3 = 75, o log 75 = 1.87 unidades de pH. Dicho de otro modo, el ácido clorhídrico debe diluirse 75 veces, hasta 1,3 × 10−3 mol/L, antes de que sea tan leve como 0,10 mol/L de ácido etanoico. Esta única comparación es la razón por la cual la concentración en una etiqueta no puede interpretarse como una clasificación de peligro.
La acidez no es lo mismo que la capacidad neutralizante. Los vasos de precipitados 2 y 4 consumirían volúmenes idénticos de hidróxido de sodio para alcanzar la neutralidad, porque cada uno contiene el mismo número de moles de protones ionizables; las 1,87 unidades de pH entre ellos no dicen nada sobre cuánta base necesitan. Lo que difiere es la forma de la neutralización: la solución de ácido etanoico pasa a través de pH = pKa = 4.74 cuando se ha consumido exactamente la mitad de su ácido y resiste el cambio alrededor de ese punto, mientras que la solución de ácido clorhídrico no tiene tal meseta. Los laboratorios 047 y 052 investigan esa diferencia con una bureta; el laboratorio 073 la investiga con un conductímetro, donde las mismas dos soluciones difieren en un factor comparable.
Resumen de la asignación por rango de calificación
Grados 9–10
Enfoque: vocabulario, transferencia cuidadosa de líquidos y ordenamiento correcto de cuatro resultados.
Actividades lleve a cabo las dos disoluciones y etiquete cada vaso de precipitados con la concentración que ahora contiene; mida los cuatro valores de pH y ordene los vasos de precipitados del más al menos ácido; indique en una sola oración por qué el vaso 4 es más ácido que el vaso 2, aunque ambos se hayan preparado a 0,10 mol/L; identifique qué lecturas pertenecen al mismo ácido y cuáles a uno diferente; siga el paso de enjuagar y secar entre mediciones y explique qué previene.
Undécimo grado
Enfoque: tratamiento cuantitativo de la serie de disoluciones y de la escala de pH.
Actividades Verificar C1V1 = C2V2 para ambas transferencias y confirmar el factor de dilución de diez; convertir cada pH medido en una concentración de hidronio; mostrar que las tres lecturas de ácido etanoico aumentan 0.50 unidades por cada dilución diez veces mayor, mientras que un ácido fuerte aumentaría 1.00, y usar esto para clasificar un ácido desconocido a partir de dos lecturas; calcular la relación de 75 veces en [H3O+] entre los vasos de precipitados 2 y 4 y exprésela como una diferencia de pH; calcule el porcentaje de ionización de cada solución de ácido etanoico.
12.º curso / Nivel universitario
Enfoque: derivación, análisis de errores e interpretación independiente.
Actividades deducir pH = ½pKa − ½log C de la expresión de equilibrio y enuncie las suposiciones utilizadas; resuelva la ecuación cuadrática exactamente para el vaso de precipitados 3 y cuantifique el error que introduce la aproximación; recupere Ka a partir de cada pH medido con la ley de dilución de Ostwald y comente si los tres valores concuerdan dentro de la resolución del medidor; explique por qué una pantalla de un solo decimal limita el $K$ recuperadoa a aproximadamente una cifra significativa; analice los coeficientes de actividad a 1 mol/L y prediga la dirección del error; prediga la curva de titulación del vaso de precipitados 2 en comparación con la del vaso de precipitados 4 e identifique la región tampón.
Esenciales de laboratorio
Instrumentos
- Vasos de precipitados (4, numerados del 1 al 4)
- Probeta graduada (50 mL)
- Pipeta volumétrica (5 mL)
- pH-metro con electrodo de vidrio
- Papel absorbente
- Guantes de protección
- Papelera de reciclaje
Productos
- Ácido etanoico CH3COOH 1,0 mol/L (suministrado en un vaso de precipitados de 500 mL en la mesa de reactivos)
- Ácido clorhídrico HCl 0,10 mol/L (suministrado en un vaso de precipitados de 500 mL en la mesa de reactivos)
- Agua destilada