UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA ESCUELA DE FORMACION PROFESIONAL DE INGENIERIA QUÍMICA
ASIGNATURA: QU-142 QUÍMICA II PRÁCTICA N° 10 EQUILIBRIO IÓNICO (pH, pOH Y SOLUCIONES REGULADORAS) PROFESOR DE TEORIA: Ing. Mauro Vargas Camarena PROFESOR DE PRACTICA: Ing .Guido Palomino Hernandez ALUMNA: Melania Ruth Bermudo Coronado DÍA DE PRACTICAS: VIERNES
HORA: 7:00 AM
FECHA DE EJECUCIÓN: 06-01-17 FECHA DE ENTREGA: 18-01-17
AYACUCHO – PERU. 2017
MESA: “A”
EQUILIBRIO IÓNICO (pH, pOH Y SOLUCIONES REGULADORAS) I. OBJETIVOS: Al finalizar la práctica el alumno estará en condiciones de: Construir la curva de valoración de un ácido y una base y determinar el punto de equivalencia del PH de reacciones de neutralización, mediante el uso del medidor del PH. Preparar soluciones reguladoras de PH conocido utilizando soluciones acuosas de ácidos y bases débiles y su correspondiente sal.
II. REVISIÓN BIBLIOGRÁFICA EQUILIBRIO IÓNICO (PH, POH Y soluciones amortiguadoras) Propiedades Ácidas Y Básicas De Las Sales Las disoluciones acuosas de las sales pueden presentar un comportamiento ácido o básico debido a que los iones procedentes de su disociación pueden reaccionar con el agua intercambiando protones (reacciones de hidrólisis). Como consecuencia de estas reacciones, las disoluciones acuosas de las sales presentan diferentes propiedades ácido-base. Sal de ácido fuerte y base débil Las disoluciones acuosas de sales que proceden de un ácido fuerte y una base débil tienen un pH ligeramente ácido. Por ejemplo, el NH 4Cl (s) en agua, se disocia completamente en:
NH4Cl (s) ® NH4+ (ac) + Cl- (ac) El ion NH4+, ácido conjugado del NH3, sufre una hidrólisis. Como consecuencia de ésta se obtiene H 3O+, que confiere a la disolución un carácter ácido:
Como la concentración del H 2O permanece prácticamente constante, la constante de equilibrio, K a o constante de hidrólisis, es:
Sal de ácido débil y base fuerte Las disoluciones acuosas de sales que proceden de un ácido débil y una base fuerte tienen pH básico. Por ejemplo, la disolución de acetato de sodio en agua, se disocia completamente en:
CH3 - COONa (s) ® Na + (ac) + CH3 - COO - (ac) El ion CH3-COO-, base conjugada del CH3-COOH, sufre una hidrólisis. Como consecuencia de ésta se obtiene CH 3-COOH e iones OH -, que confiere a la disolución un carácter básico: Como la concentración del H 2O permanece prácticamente constante, la constante de equilibrio, K b o constante de hidrólisis, es:
Tipo de sal Ácido fuerte y base fuerte Ácido débil y base fuerte Ácido fuerte y base débil
Iones que se hidrolizan Ninguno Anión Catión
Ácido débil y base débil
Anión y catión
pH 7 7 7 7 si Ka Kb = 7 si K a = Kb 7 si K a Kb
UNA SOLUCIÓN BUFFER O TAMPÓN T AMPÓN O AMORTIGUADORA Es una mezcla de un ácido débil y una base débil, la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales correspondientes, “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es una base débil. También se puede
preparar la solución amortiguadora mezclando una base débil con una de sus sales correspondientes “tampón básico”. El ácido débil reacciona con una
cantidad de OH- agregado, mientras que el papel de la base débil es consumir el
H+ que pueda haberse introducido. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio: H 2O H+ + OH- del cual dependa el PH mayor de la solución. El efecto amortiguador de estas soluciones se presenta cuando se les agrega pequeñas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes. El responsable de este efecto es una o más reacciones que ocurren dentro del sistema y en las cuales se consume casi totalmente el ácido o base agregados. Esta reacción puede determinarse fácilmente sobre la base del equilibrio que predomina en el sistema aplicando el teorema de Chatelier y teniendo en cuenta que siempre que un ácido esta en presencia de dos bases reacciona con aquella que produzca la sustancia más estable o que posee la menor constante de disociación y lo mismo puede decirse si se trata de una base en presencia de dos ácidos.
LA CAPACIDAD AMORTIGUADORA Es la medida de efectividad para resistir los cambios de pH con la adición de ácido ovase. Mientras más grandes sean las concentraciones del ácido y de la base conjugada, mayor será la capacidad del amortiguador. La capacidad de un amortiguador se puede definir cuantitativamente como la cantidad de moles de
base fuerte que se requieren para cambiar el pH de un litro de solución en una unidad Al preparar un amortiguador para un pH deseado, el analista debe seleccionar un sistema acido-sal (o base-sal) en el cual el pka Del ácido este lo más cerca posible al pH que se desea amortiguar.
FACTIBILIDAD DE LAS TITULACIONES ACIDO-BASE Para que una reacción química sea adecuada para utilizar en una titulación, la reacción debe ser completa en el punto de equivalencia. El grado en que se completa la reacción determina el tamaño y la agudeza de la porción vertical de la curva de titulación. Mientras mayor sea la constante de equilibrio, la reacción será más completa, el cambio de pH cerca del punto de equivalencia será m ayor y será más fácil localizar el punto de equivalencia con bueno precisión.
CURVAS DE VALORACIÓN O TITULACIÓN EN REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Las curvas de valoración correspondientes a las reacciones de neutralización se suelen representar en una gráfica tomando el pH en ordenadas y el volumen en mililitros de reactivo valorante en las abscisas. Los reactivos utilizados es siempre una solución de un ácido fuerte o de una base fuerte. Las cuervas de valoración varían según la concentración de los reactivos y la fuerza de los ácidos o de las bases que se valoran.
EL PRINCIPIO DE LE CHATELIER: De 1888, se refiere a que un estado de equilibrio químico es mantenido en tanto no se alteren las condiciones del sistema. Cuando se modifica algún parámetro, como, por ejemplo, la presión, la temperatura o la concentración de algunas de las especies en equilibrio, este se traslada en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos) hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Con base en observaciones experimentales, Le Chatelier expresó un principio simple que permite estimar los efectos sobre un estado de equilibrio.
Principio de Le Chatelier: Cuando una reacción en equilibrio sufre una alteración de condiciones, las proporciones de los reactivos y de los productos se ajustan de manera de minimizar el efecto de la alteración.
EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN Las variaciones en las concentraciones de las diversas especies que intervienen en el equilibrio químico puede alterarlo. El principio de Le Chatelier explica este hecho considerando que, para un sistema en equilibrio químico, la variación de concentración de uno de los componentes constituye una fuerza. Por ejemplo, si se adiciona H2 al sistema en equilibrio: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g) Este tiende a ajustarse de modo de anular el efecto del hidrógeno adicionado. Esto sucede cuando el H2 se combina con el I2 para formar moléculas de HI, trasladando el equilibrio hacia la derecha, esto significa que la [HI] aumenta y la [I2] disminuye. Por otro lado, si se retira uno de los componentes del sistema, por ejemplo, H2 en el sistema debajo: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g) El principio de Le Chatelier predice pred ice que el sistema se ajustará para par a huir del efecto causado por la remoción de H2. Parte del HI se descompone para formar H2, para sustituir lo que fue retirado. El efecto obtenido es la disminución de la concentración del HI y al aumento de la concentración del i2. El equilibrio queda ahora más trasladado hacia el sentido de los reactivos.
EFECTO DE LA PRESIÓN Los cambios de presión pueden ejercer considerable efecto sobre la posición de equilibrio, o casi ningún efecto en absoluto. Por ejemplo, un aumento en la presión de un sistema en que ocurre el siguiente equilibrio. 2 NO2 (g)
⇄
N2O4 (g)
La reacción se trasladará para el lado con menor número de moles de gas, a fin de atenuar la elevación de la presión. Por otra parte, si la presión disminuye, la
reacción se trasladará para el lado con mayor número de moles de gas para ayudar a no reducir la presión. 2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) —— >
Aumenta la presión Disminuye la presión < —— Cuando la reacción alcanza el equilibrio, un aumento de la presión hace con que la reacción prosigo en el sentido del N2O4, porque eso reduce los moles totales de gas presentes y consecuentemente, la presión.
EFECTO DE LA TEMPERATURA Si en el sistema donde sucede una reacción se eleva la temperatura, la reacción se trasladará hacia el lado que absorba calor (reacción endotérmica). Por otro lado, si la temperatura disminuye, la reacción se trasladará para el lado que desprenda calor (reacción exotérmica). Volvamos al ejemplo anterior. En el sentido de izquierda a derecha, la reacción es exot-érmica y en el sentido contrario, es endotérmica, porque precisa romper un enlace en el dímero. Así siendo, si T aumenta, la reacción ocurrirá desde el producto al reactivo, y si T disminuye, la reacción correrá en sentido contrario.
Disminuye la temperatura < —— 2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g)
Δ Hº < 0
(exotérmica)
—— >
Si la reacción de izquierda a derecha fuese endodérmica, se deberían invertir la dirección de las flechas.
Efecto de la Catálisis El principio de Le Chatelier ignora la presencia del catalizador. Lo que sucede e s que la velocidad de reacción aumenta con la acción del catalizador porque el abrevia el tiempo necesario para que el sistema alcance el equilibrio. El no modifica la posición de equilibrio, pues tanto la reacción directa como la inversa
son catalizadas en la misma extensión ya que el no sufre una transformación permanente en el curso de la reacción. El participa de la reacción formando sustancias intermedias que reaccionan inmediatamente regenerando el catalizador. Esto puede ser demostrado por las ecuaciones. A + X à AX AX + B à AB + X X = catalizador ________________________ A + B à AB (reacción global). INDICADORES DE ÁCIDO-BASE La determinación del punto de equivalencia se realiza mediante el uso de
indicadores, que pueden ser químico-físicos (detectan una propiedad que varía bruscamente durante la valoración) o químicos o visuales, dentro de estos últimos se encuentran los indicadores coloreados. Los indicadores visuales acido base coloreados más comunes son sustancias orgánicas complejas con carácter ácido o básico débil, cuyas moléculas poseen una red plana de orbitales π fuertemente deslocalizados. La formas ácida (HIn)
y la conjugada (In - ) del indicador se encuentran en un equilibrio ácido base regido por la constante de acidez del indicador, K in-
III. MATERIALES, EQUIPOS E INSTRUMENTOS DE LABORATORIO Y REACTIVOS QUÍMICOS UTILIZADOS. Tubos de ensayo (15) Bureta graduada de 25 mL (4) Pinza para bureta Balanza electrónica, 0,01 g de precisión Vaso de precipitado de 250 mL (10) Pipeta graduada de 5 mL (4) Probeta graduada de 100 mL (4)
Bombilla de goma (1) Fiola de 500 mL (4) Gradilla para tubos (4) Medidor de pH (1) Luna de reloj (2) Espátula (1) Piseta (4)
Reactivos químicos HCl concentrado CH3COOH concentrado NH4OH concentrado NaOH en cristales Ftalata acido de potasio en cristales NaCH3COO sólido NH4Cl sólido Na2CO3 sólido
Indicadores
Fenolftaleína Rojo de metilo Anaranjado de metilo Azul de bromotimol
IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1. Coloración características de algunos indicadores en medio acido, básico y neutro
Primeramente enumeramos y nombramos los tres tubos de ensayo limpios y colocamos en cada tubo aproximadamente 1 mL de HCl 0,1 M, 1 mL de NaOH 0,1 M y 1 mL de agua destilada. Luego agregamos una gota de indicador anaranjado de metilo a los tubos 1, 2 y 3. Anotamos las coloraciones que observamos en las soluciones de cada tubo. Luego lavamos los tubos de ensayo y repetimos con las mismas soluciones agregando una gota de indicador rojo de metilo a los tubos 1,2 y 3. Anotamos las coloraciones que observamos en las soluciones de cada tubo.
lavamos los tubos de ensayo y repetimos con las mismas soluciones agregando una gota de indicador azul bromotimol a los tubos 1, 2 y 3. Anotamos las coloraciones que observamos en las soluciones de cada tubo. lavamos los tubos de ensayo y repetimos con las las mismas soluciones agregando una gota de indicador fenolftaleína a los tubos 1, 2 y 3. Anotamos las coloraciones que observamos en las soluciones de cada tubo. 2. Determinación del punto de equivalencia y pH de una reacción de
neutralización por titulación utilizando el medidor de pH.
El experimento programado debe realizar el profesor en forma demostrativa entre un ácido fuerte (HCl 0,05 M con NaOH 0,5 M). Primeramente utilizaremos soluciones acuosas valoradas valoradas de HCl 0,05 M con NaOH 0,5 M, cuya reacción de neutralización es como sigue: HCl (ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) Instalamos la bureta limpia limpia en en un un soporte universal y cargamos un volumen determinado de solución de NaOH 0,5 M para enjuagar y enrasar a cero Colocamos exactamente 100 mL de solución de HCl 0,05 M en un vaso de precipitado de 250 mL y adicionamos 2 -3 gotas de indicador azul de bromotimol. Anotamos el color de solución. Luego instalamos el medidor de pH y el termómetro en el soporte respectivo. Calibramos dicho instrumento instrumento utilizando la solución buffer de pH conocido, para ello sumergir el electrodo combinado en vidrio (indicador y referencia) y el termómetro en la solución buffer. Enjuagar con agua destilada el electrodo y el termómetro. Con sumo cuidado, utilizando el soporte soporte respectivo, sumergir el electrodo y termómetro con la solución de HCl 0,05 Medimos el pH y la temperatura de la solución acida y anotamos dichos valores. Adicionamos de 1 en 1 mL mL de solución de NaOH 0,5 M hasta 15 mL, debiendo en cada adición medir el pH de la solución. Tabular los los datos experimentales obtenidos: volumen NaOH 0,5 M y el pH respectivo. y anotamos los resultados. En papel milimetrado representar los los valores de pH en la ordenada y el volumen de NaOH en la abscisa. A partir de la gráfica obtenida, determinar el punto de equivalencia, el pH de la reacción y el volumen de NaOH 0,5 M gastado.
Si es posible, realizar otras titulaciones, empleando soluciones valoradas de ácido acético (CH3COOH 0,05 M) y solución de amoniaco (NH 4OH 0,5 M), según las siguientes reacciones de neutralización. a) CH3COOH(ac) + NaOH(ac) → NaCH3COO(ac) + H2O(l) b) HCl(ac) + NH4OH(ac) → NH4Cl(ac) + H2O(l) c) CH3COOH(ac) + NH4OH(ac) → NH4CH3COO(ac) + H2O(l)
3. Preparación de 100 10 0 mL de una solución reguladora: sistema ácido acético-acetato sódico.
En primer primer lugar en un vaso de precipitado limpio, preparar una solución reguladora mezclando 36 mL de ácido acético 0,1 M con 64 mL de acetato sodico 0,1 M. Determinamos el pH de de la solución amortiguadora amortiguadora utilizando utilizando el papel indicador universal o un medidor de pH (peachimetro). Para el primer caso, humedecemos el papel con agua gota de solución preparada y compárese con la etiqueta del mismo. A continuación, divídase divídase la solución reguladora en dos partes iguales y en dos vasos de precipitado. A la primera fracción, adicionamos 1,0 mL de solución de HCl 1,0 1,0 M y medimos el pH. Continuar con la adición de 1,0 mL de HCl, luego mídase el pH. A la segunda fracción, agregamos 1,0 mL de la solución de NaOH 1,0 M y medimos el pH, luego agregamos otro volumen igual de NaOH y medimos el pH de la solución.
4. Preparación de 100 mL de una solución reguladora: sistema hidróxido de amonio- cloruro de amonio.
En un vaso de precipitado limpio, preparamos una solucion reguladora mezclando 36 mL de hidróxido de amonio 0,1 M con 64 mL de cloruro de amonio 0,1 M. Luego determinamos el pH de la solución de amortiguadora amortiguadora utilizando el papel indicador universal o un medir de pH (peachimetro). Para el primer caso, humedecemos el papel con una gota de solución preparada y comparece con la etiqueta de mismo. A continuación, dividimos la solución reguladora en dos partes iguales y en dos vasos de precipitado.
A
la primera fracción, adicionamos 1,0 mL de solución de HCl 1,0 M y medimos el pH. Continuamos adicionando 1,0 mL de HCl, luego medimos el pH. A la segunda fracción, agregamos 1,0 mL de la solución de NaOH 1,0 M y medimos el pH, luego agregamos otro volumen igual de NaOH y medimos el pH de la solución. Finalmente anotamos los resultado en el cuadro 4
V. OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS EXPERIMENTALES OBTENIDOS. Cuadro 1. Coloración de algunos indicadores en medio acido, básico y neutro.
INDICADOR anaranjado de metilo rojo de metilo azul de bromotimol fenolftaleína
Color de HCl rosado
Color de NaOH Amarillo
color de H2O Anaranjado
Rosado débil Amarillo
Amarillo Azul
Rosado amarillo
blanquesino
Rojo grosella
incoloro
Comparar los colores obtenidos en cada solución con los datos teóricos que figuran en las tablas de indicadores acido-base y explica los resultados. Al añadir el indicador anaranjado de metilo al HCl, nos da un color rosado (ácido); en el NaOH nos da un color amarillo (base); y en el H2O nos da un color anaranjado (neutro) Al añadir el indicador rojo de metilo al HCl, nos da un color rosado (ácido); en el NaOH nos da un color amarillo (base); y en el H2O nos da un color anaranjado (neutro) Al añadir aña dir el indicador azul de bromo timol al a l HCl, nos da un color amarillo (ácido); en el NaOH nos da un color azul (base); y en el H2O nos da un color amarillo (neutro); el agua es un neutro nos debería dar un color verde, pero en el experimento dos dio un color amarillo porque el agua tiende hacer ácida.
Al añadir el indicador fenolftaleína al HCl, nos da un color blanquecino (ácido); en el NaOH nos da un color rojo grosella (base); y en el H2O nos da un incoloro entonces eso quiere decir que el agua tiende hacer ácida.
Cuadro 2. Resultados de titulación de 100 ml HCl 0.05 M con NaOH 0.5M volumen de NaOH,ml pH Volumen de NaOH,ml pH volumen de NaOH,ml ph volumen de NaOH,ml pH volumen de NaOH,ml pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
1.22 9
1.23 10
1.23 11
1.25 12
1.26 13
1.26 14
1.27 14.5
1.27 15
1.28 15.5
1.29 16
1.31 16.5
1.32 17
1.33 17.5
1.34 18
1.37 18.5
1.37 19
1.37 19.5
1.38 20
1.40 21
1.40 22
1.43 22.5
1.44 23
1.45 23.5
1.49 24
1.49 24.5
1.53 25
1.56 25.5
1.59 26
1.69 26.5
1.71 27
1.77 27.5
1.84 28.5
1.95 29
1.99 x
2.13 x
2.41 x
2.91
4.69
5.99
8.69
9.93
10.11
x
x
x
Temperatura:
0C
Cuadro 3: Preparación de 100 mL de una solución reguladora: sistema sistema hidróxido de amonio- cloruro de amonio. a monio. Sistema: NH4OHNH4Cl teórico
inicial
Valor determinado con medidor de pH
pH de la solución solución reguladora. Con adición der 1y2 ml de 1,0 M NaOH
4.99
,
,
4.19
4.23
4.27
CH3COOH
NaCH3COO
Volumen= 36 ml
Volumen= 64 ml
Concentración= 0,1 M
Concentración= 0,1 M
INICIAL: = +
[] [á] á]á
= log 1,810 10− +
[0.1] 0.1]64 [0.1]36
= 4,74 ,745 + log 1,77 ,778 = 4,99
CON LA ADICIÓN DE 1 ML 1 = 100
2 = 101
[ó 1 ] = 1,8 ∗ 10− →
[ó 2 ] = ¿ ?
1 ∗ 1 = 2 ∗ 2
100 ∗ 1,8 ∗ 10− = ∗ 101 = 1,78 ∗ 10−
→
= log log(1,7 (1,78 8 ∗ 10− )
= 4,749 4,749 ( ( á) á)
CON LA ADICIÓN DE 2ML 1 = 100
2 = 102
[ó 1 ] ] = 1,8 ∗ 10−
→
[ó 2 ] ] = ¿ ?
1 ∗ 1 = 2 ∗ 2
100 ∗ 1,8 ∗ 10− = ∗ 102 = 1,76 ∗ 10−
→
= log log(1,7 (1,76 6 ∗ 10− )
= 4,544 4,544 ( ( á) á)
VI. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES CONCLUSIONES: En relación a los resultados obtenidos podemos concluir que efectivamente logramos llevar acabo los objetivos esperados, es decir logramos aplicar todos nuestros conocimientos sobre las soluciones amortiguadoras las cuales son compuestas por ácidos débiles o bases débiles en donde una de sus sales correspondientes, constituyen las llamadas soluciones amortiguadoras o tampón y estas son de gran importancia ya que poseen la propiedad de resistir las variaciones de Ph. Al preparar preparar una disolución amortiguadora amortiguadora probamos probamos su capacidad capacidad amortiguadora amortiguadora ya ya que que una solución amortiguadora se opone a los cambios de pH al agregarle un ácido o una base fuerte a una solución no amortiguadora esta presenta cambios bruscos de pH con tan solo una pequeña cantidad.
RECOMENDACIONES:
Es importante que antes de llevar llevar a cabo cada prueba, los tubos de ensayo y el material a emplear esté limpio.
Se debe usar las cantidades de reactivos y problemas especificados en cada prueba.
No tocar tocar el extremo inferior inferior del electrodo.
En las cercanías del punto de equivalencia adicionar de 0,5 en 0,5 mL de solución básica.
VII. BIBLIOGRAFÍA
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BROWN, T. L., H.E. Y BURSTEN, B.E. (1993) .Química la .Química la ciencia central.
Química General7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 563 — 564
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