LABORATORIO EQUILIBRIO QUIMICO JULIANA LOPEZ JIMENEZ 96040418030 DAVID VAHOS POSADA 1214713750 VIERNES 7-10
OBJETIVOS
Medir el pH de una solución utilizando papel indicador universal. Aplicar el principio de lechatelier para explicar el efecto del ion común mediante los cambios de pH. Medir, analizar y comparar las variaciones de pH: del agua, de una solución buffer, de una solución de alka-seltzer o sal de frutas al agregarle un acido o una base. MARCO TEORICO EQUILIBRIO QUIMICO
Cuando estamos en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también se combinan para formar reactivos. Es decir, la reacción toma el sentido inverso. Este doble sentido en las reacciones que es muy común en química, llega a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. No hablamos de un equilibrio estático en el que las moléculas cesan en su movimiento, sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como reactivos. A este equilibrio lo llamamos equilibrio químico. El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante de equilibrio. En una reacción hipotética: aA + bB<——–> cC + Dd La constante de equilibrio esta dado por: K = ( [D]d . [C]c ) / ( [Aa] . [B]b ) La constante de equilibrio químico es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos sobre el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos. Recordemos que estos coeficientes son los números que equilibran a las reacciones químicas. La constante no varía, por eso es constante. Solo depende de la Temperatura. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la misma reacción. Con respecto a las unidades de K, estas dependerán de la expresión matemática que quede en cada caso particular.
Según el valor que tenga la K de equilibrio tendremos una idea certera de lo completa que puede llegar a ser una reacción. Si estamos en presencia de una K grande mucho mayor que 1, la reacción tiende a completarse bastante a favor de los productos. Caso contrario sucede si la K es muy pequeña. En el caso de aquellas reacciones donde figuren compuestos en estado gaseoso, la constante se denomina Kp en lugar de Kc como normalmente se usa en las reacciones. Kp hace alusión a la presión en lugar de concentración molar. Kp = Kc.(R.T) ∆ng R = Constante universal de los gases. T = Temperatura absoluta. ∆ng = Variación del numero de moles gaseosos. Principio de Le Chatelier:
Cuando hablamos de equilibrio aplicado a sistemas químicos o físicos, siempre se hace hincapié en la teoría de Le Chatelier. Este principio sostiene que un sistema siempre reaccionara en contra del cambio inducido. Por ejemplo, si una reacción gaseosa aumenta el volumen al formar productos, al aplicarle una presión tendera a formar reactivos, es decir, invertirá su sentido con la finalidad de disminuir esa presión. Otro ejemplo lo tenemos en las reacciones exotérmicas o endotérmicas, las que generan calor o absorben respectivamente. Si a una reacción exotérmica le damos calor, el sistema para disminuir la temperatura, ira hacia la formación de reactivos. De esta manera generara menos calor para atenuar el cambio. Y si es endotérmica formara más productos, y así, absorberá más calor evitando el ascenso térmico. Cociente de reacción (Q): Volviendo al tema de la constante de equilibrio, ahora explicaremos el concepto de Cociente de reacción. Matemáticamente es igual a la expresión de K, pero el significado es diferente. El valor de Q nos indicara hacia donde tendera la reacción, es decir, no se refiere al punto de equilibrio como la K ya que es calculada en un momento distinto al equilibrio. Ahora si calculando Q nos arroja el valor de K concluimos que la reacción se encuentra en el equilibrio. Si Q es mayor que K, las concentraciones o presiones parciales de los productos son mucho mayores, entonces la reacción tiende a formar reactivos, es decir, hacia la derecha. Si Q es menor que K, la reacción ira hacia la derecha, es decir, hacia el sentido de la formación de productos.
CALCULOS
SECCION EXPERIMENTAL
5ml
0.1M
Ph Observado pH Esperado
*
3 1
0.1M 0.1M pH = log 0.1 = 1 Ph Observado pH Esperado
pOH = 14-1 = 13 10 13
* 0.1N
0.1M
0.1M
pH1 + pOH13 = 7 Ph Observado pH Esperado
6 7
Inic. 0.2
0
0
Gasto -X
X
X
Eq.
X
X
0.2 – X
pH = -log[H3O] pH = -log 1.89x10 -3 pH=2.72 Ph Observado pH Esperado
3 2.72
Inic.
0.2
0
0
Gasto. -X
X
X
Eq.
X
X
0.2 – X
()() pOH= -log 1.89x10 -3 = 2.7 pH = 14 - 2.7 = 11.27 Ph Observado pH Esperado
10 11.27
Inic.
0.2
0
0
Gasto
-X
X
X
Eq.
0.2 – X
X
X
() Ph Observado pH Esperado
8 9.03
EFECTO ION COMUN
Iinic. 0.2
0
0
Gasto –X
X
X
Eq. 0.2-X
X
X
Ph Observado pH Esperado
3 2.72
⁄ () Iinic. Gasto Eq.
0.2
6
0
-X
X
X
0.2-X
6+X
X
()
Ph Observado pH Esperado *
6 6.2
0.2M
Kb=1.8x10
] [ ()
-5
Ph Observado pH Esperado
11 11.27
⁄ () Inic.
0.2
6
0
Gasto
-X
X
X
Eq.
0.2-X
6+X
X
()
Ph Observado pH Esperado
7 7.7
HIDORILIS DE SALES
NaCl 10 % NaCl
+C
AC FUERTE +BASE FUERTE. Ph Observado pH Esperado
5 7
()
Inic Gasto Eq.
0.10 M -x 0.10M-x
0 x x
=
5,5x = 7.4x =x -log X=5.12 pH=14-5.12= 8.8
Ph Observado pH Esperado
7 8.8
0 x x
Ini Gst Eq.
0.10 -x 0.10M-x
0 x x
0 x x
= 5,5x = 7.4x =x -log X=5.12
Ph Observado pH Esperado
5 5.12
SOLUCIONES REGULADORAS
⁄ () Iinic.
0.2
0.2
0
Gasto
-X
X
X
0.2-X
0.2+ X
X
Eq.
()
4.73
Ph Observado pH Esperado
5 4.7
⁄
+ HCl 0.1 M
() HCL
+ CL
()
Iinic.
0.2 +0.1
Gasto
-X
Eq.
0.3-X
0.2-0.1 X
=
X= 5.4 -log
= 4.2
pH=4.2
Ph Observado pH Esperado
X 0.1+ X
1.8x
5 4.2
0
X
+ Ácido acetilsalicílico.
Ph Observado
8
+ NaOH
Ph Observado
6
+ HCL Ph Observado
7
PREGUNTAS
La Ka del acido benzoico es 6.5x10 -5 Calcule el pH de una solución 0.10M
√ pH= 2.6
Calcule el pH de una solución 0.36 M de CH 3COONa pH = 9,16
Calcule el pH de un sistema amortiguador de bicarbonati-acido carbónico es 8.0 calcule la relación de concentración de acido carbónico respecto a la del ion carbonato.
pH - pKa = log pH = pKa + log
1,6 = log = 8,0 - 6,4 = log
39,81 =[
= 1 / 39,81 = 0,025
El pH del plasma sanguíneo es 7.40. Considere que el sistema amortiguador principal es el de HCO 3-/H2CO3 y calcule la relación {HCO 3}/{H2CO3} pKa=6,1. El sistema es mas eficaz cuando se agrega un acido o cuando se le agrega base?
HCO3 + H = H2CO3 Ka= [
[H] = Ka [
]/[H
]
LOG [H] = LOG Ks + LOG [
] - LOG [H
-Log [h] = -LOG Ka -LOG [
] + LOG [H
pH = pKa + LOG ([H
]/[
])
]/[
])
7.40 - 6.1 = LOG ([H 1.3 = LOG...
1
= [H
]/[
] = 19.95 = 1.99.10
]
]
Que efecto tiene cada uno de los siguientes factores sobre el pH de sangre, explique a) Ingestión de demasiado NaHCO3 ALCALOSIS b) Diabetes mellitus ACIDOSIS c) Perdida de acido estomacal ALCALOSIS d) Hambre ACIDOSIS e) Diarrea ACIDOSIS f) Ingestión de un exceso de tabletas de antiácido. ALCALOSIS
CONCLUSIONES
Las alteraciones a un equilibrio son muy notables al analizar las variaciones del pH. Concluimos que Cuando estamos en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también pueden combinarse para formar reactivos. Deducimos que una reacción puede tomar un sentido inverso y llega a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. El sistema evolucionará cinéticamente en un sentido u otro, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consiguen diremos que se ha alcanzado el equilibrio.
BIBLIOGRAFIA
EQUILIBRIO QUIMICO
http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/equilibrio-quimico http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.ht m
