EQUILIBRIO IONICO

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1 1. RESUMEN En esta experiencia a de laboratorio se estudiara los procesos de hidrolisis de algunas soluciones salinas por medio del pH utilizando diversos indicadores, como el azul de bromotimol, y el rojo de metilo, las cuales nos ayudaran a identificar si su pH es acido o básico. También buscaremos conocer el comportamiento de una solución buffer cuando se le agrega cierta cantidad de ácido o base, así como su preparación en un laboratorio y compararemos usando la misma cantidad de solución acida o básica echándole al agua, verificando como al no ser solución buffer hay un gran incremento en su pH.

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1. RESUMEN

En esta experiencia a de laboratorio se estudiara los procesos de hidrolisis de algunas soluciones salinas por medio del pH utilizando diversos indicadores, como el azul de bromotimol, y el rojo de metilo, las cuales nos ayudaran a identificar si su pH es acido o básico. También buscaremos conocer el comportamiento de una solución buffer cuando se le agrega cierta cantidad de ácido o base, así como su preparación en un laboratorio y compararemos usando la misma cantidad de solución acida o básica echándole al agua, verificando como al no ser solución buffer hay un gran incremento en su pH.

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2. INTRODUCCIÓN

El uso de sustancias que resultan de la combinación de ácidos y bases, en la vida actual dirigida al desarrollo industrial y al uso y adquisición de productos químicos, es gracias a los estudios realizados en este sentido.

 Desde que se estableció la Teoría del Equilibrio Iónico se han obtenido grandes avances en los procesos químicos, dirigidos a la obtención de productos que nos proporcionan comodidad y mejor calidad de vida.

En tal sentido, podemos mencionar la fabricación de fertilizantes para el desarrollo de la agricultura, la obtención de pigmentos, sales, productos del petróleo, fibra sintética, vidrio a partir de sustancias conocidas como ácidos y bases.

Algunos medicamentos como el ácido ascorbico y la penicilina, son estables en medio ácido, significando este conocimiento avances en el sentido de la salud.Algunos  productos que encontramos en la vida diaria, podemos mencionar el vinagre, la cerveza para el rango de los ácidos. En el rango de las bases tenemos los jabones, detergentes, antiacidos y en el ámbito de las sales tenemos los fertilizantes, antiácido y sal común.

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3. HISTORIA

Los equilibrios químicos en los cuales algunas de las especies reaccionantes son iones, se llaman equilibrios iónicos y tienen gran importancia en la Química Analítica. En esta sección veremos los aspectos más generales, pues el tratamiento de los distintos tipos de equilibrios iónicos (de solubilidad, ácido base, de formación de complejos y de oxidación-reducción), los veremos en secciones específicas para los mismos. Cuando una sustancia en estado líquido o en solución conduce la corriente eléctrica se denomina electrolito. Las sustancias que al solubilizarse forman iones que posibilitan la conducción de la corriente eléctrica son electrolitos. Las sustancias iónicas son electrolitos, porque en agua se disocian en sus respectivos iones, pero también existen sustancias covalentes que al disolverse en agua forman iones (se ionizan).No todas las sustancias iónicas son solubles en agua, si la interacción electrostática entre los iones de la red cristalina es mayor que la interacción entre los iones y los dipolos del agua la sustancia será poco soluble o insoluble. Es el caso de sales como AgCl, PbS y  de muchos óxidos de metales de transición como el MnO2 .

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4. FUNDAMENTOS TEORICOS

EL EQUILIBRIO IÓNICO

Es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones.

Cuando una sustancia en estado líquido o en solución conduce la corriente eléctrica se denomina electrolito. Las sustancias que al solubilizarse forman iones que posibilitan la conducción de la corriente eléctrica son electrolitos. Las sustancias iónicas son electrolitos, porque en agua se disocian en sus respectivos iones, pero también existen sustancias covalentes que al disolverse en agua forman iones (se ionizan).

Es fuerte: Esto significa que todo lo disuelto estará completamente ionizado.

Es débil: Lo disuelto presentará un equilibrio entre la molécula sin ionizar y los iones.

Es soluble: Todo se encuentra disuelto.

Es insoluble: Habrá un equilibrio entre lo disuelto y un sólido precipitado.

Entonces para los electrolitos tenemos casos:

a)  Es fuerte y soluble: En solución sólo observaremos las especies iónicas. Ejemplo el NaCl.

b) Es débil y soluble: En solución observaremos la especie molecular en equilibrio con sus iones. Ejemplo el ácido acético:

c) Es fuerte e insoluble: Habrá un sólido en equilibrio con los iones en solución. Ejemplo el AgCl.

TIPOS DE ELECTROLITOS

En base a esto, se clasifica a los electrolitos en base a dos criterios:

 Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros

Capacidad conductora: electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos

 

AUTO IONIZACIÓN DEL AGUA

Corresponde a la propiedad química del agua donde ésta se auto separa en sus componentes iónicos.El agua es un electrolito débil, por lo que conduce la corriente eléctrica en una fracción pequeñísima, debido a que se encuentra poco disociada.

H2O + H2O = H3O+ + OH-

Al ser una reacción reversible, podemos expresarla en función de una constante de equilibrio:

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Keq= [H3O+][OH-]

Al ser el agua una especie pura, no se le considera en al expresión, por ende, la constante de equilibrio del agua queda expresada en función de la presencia de los dos iones formados

Mediante procesos electroquímicos, se pudo comprobar que la constante de equilibrio de esta relación tiene un valor de:

Kw=1*10-14

La que se conoce como: Constante de auto ionización del agua.

Se han hecho experimentos cuidadosos sobre la conductividad eléctrica del agua, los cuales han demostrado que ella se ioniza sólo ligeramente:

La constante de equilibrio de esta reacción es:

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 NH4Cl (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 H3O+, que confiere a la disolución un carácter ácido:

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Como la concentración del H2O permanece prácticamente constante, la constante de equilibrio, Ka 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 CH3-COOH e iones OH-, que confiere a la disolución un carácter básico:

Como la concentración del H2O permanece prácticamente constante, la constante de equilibrio, Kb o constante de hidrólisis, es:

SAL DE ÁCIDO Y BASES FUERTES:

Las disoluciones acuosas de sales que proceden de un ácido fuerte y una base fuerte tienen pH neutro. Por ejemplo, la disolución de NaCl (s) en agua, se disocia completamente en:

NaCl (s) = Na+ (ac) + Cl- (ac)

Los iones Na+ y Cl- son, respectivamente, ácido y base conjugados de la base fuerte NaOH y el ácido fuerte HCl, por lo que en el agua tienen un comportamiento neutro y no se hidrolizan.

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS:

Se denomina disoluciones amortiguadoras o disoluciones tampón a aquellas que son capaces de mantener constante el valor del pH, después de la adición de pequeñas cantidades de ácido o de base.

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5. Detalles Experimentales

5.1 MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales:10 tubos de ensayo2vasos de 250mLProbeta de 50mLPipeta de 10mLBureta de 50mL2 matraces ErlenmeyerPapel indicador de pHFiola de 50mLReactivos:Azul de bromotimolFenolftaleínaAnaranjado de metiloRojo de metiloSolución de amoniaco 1M.Cloruro de amonio solidoCloruro de sodioAcetato de sodioSolución de NaOH 0.1MSolución buffer de KH2PO4

Agua destilada

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5.2PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Hidrolisis de salesColocar en 8 tubos de ensayo, 5mL de agua potable para luego a 6 de estos tubos adicionarle una pequeña cantidad de sal diferente en cada 2 tubos, se disuelve y se procede a separarlos en dos grupos y se le adiciona 2 gotas de rojo de metilo a un grupo y al otro, 2 gotas de azul de bromotimol

Dichas sales son: cloruro de sodio cloruro de amonio

acetato de sodio agua

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EFECTO DEL ION COMUN:

- En un vaso precipitado se añadió 150ml H2O + 5 gotas de fenolftaleína +3ml

NH3(ac) ,1M .

- Se vertió 50 ml en cada matraz de Erlenmeyer y se añadió :

M1 + NH4Cl(s)

M2 + NaCl(s)

M3: Solución ESTANDAR

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SOLUCIÓN BUFFER

Pesamos 0,44 g de Na2HPO4 y 0,68 g KH2PO4.

Luego disolvemos en un vaso de precipitadoscon H2O con un volumen menor a 50 mL. Después de que se haya disuelto completamente lo traspasamos a una fiola y completamos los 50 mL.

COMPORTAMIENTO DE UNA SAL BUFFER

a) ANTE UNA BASE:-Colocamos en un matraz 20 mL de la solución buffer + 3gotas azul de bromotimol. Observamos que la solución toma una coloración verde.Luego agregamos NaOH 0,1 M desde la bureta observamos que la solución se torna de color azul. Vg = mL

KH2PO4.Na2HPO4

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-Colocamos en un matraz 20 mL de H2O y agregamos la misma cantidad de NaOH utilizado anteriormente ( mL).Utilizamos como indicador el índigo carmín

b) ANTE UN ACIDOColocamos en un matraz 20 mL de la solución buffer + 3gotas azul de bromotimol. Observamos que la solución toma una coloración verde.Luego agregamos desde la bureta HCl 0,1 M, observaremos que la solución se torna amarillo.

Vg = 1.9 mL

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-Colocamos en un matraz 20 mL de H2O y el mismo volumen de HCl gastado anteriormente (1.9 mL).Utilizamos como indicador rojo de metilo. La solución se torno a un rojo grosella.

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6. ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADOS

SOLUCIÓN BUFFER

También conocidas como soluciones amortiguadoras, es una solución acuosa de un ácido débil y su base conjugada en forma de sal, son llamados así ya que al agregarles un ácido o una base su pH no cambia de manera drástica.

-Comportamiento del buffer ante una base: Al agregar OH- a una solución amortiguadora se neutraliza algo del ácido débil por lo que se convierte en la base conjugada

-Comportamiento del buffer ante un ácido: Cuando se le añade H+ a la solución amortiguadora se neutraliza una parte de la base conjugada, con lo que se convierte en ácido débil.

En ambos casos el pH no va a cambia de manera considerable.- Una capacidad amortiguadora es la medida de la cantidad de ácido o base que se pude disolver en una disolucion sin un cambio drastico en su pH, tambien es una medida de lo poco que cambia el pH al agregar una determinada solucion o cierta cantidad de ácido o base. Esta capacidad depende de cuantas moles del acido debil y de la base conjugada esten presentes.Si consideramos los volumenes iguales a mayor concentracion de la solucion buffer, mayor sera la capacidad amortiguadora.

HIDROLISIS DE SALES:La hidrólisis de una sal, es la reacción ácido-base que pueden llevar a cabo los iones de una sal con el agua. La reacción de hidrólisis de las sales que proceden de las bases fuertes y ácidos débiles son básicas.

-  Las sales cuyos iones provienen de un ácido fuerte y de una base fuerte no se hidrolizan y sus disoluciones son neutras.

-  La disolución de una sal derivada de un ácido fuerte y una base débil es ácida, debido al carácter ácido del catión.

El pH de la disolución resultante dependerá de esa reacción de hidrólisis.En general podemos decir que las sales cuyos iones provienen de un ácido fuerte y de una base fuerte no se hidrolizan y sus disoluciones son neutras.

La disolución de una sal derivada de un ácido fuerte y una base débil es ácida, debido al carácter ácido del catión.

NaCl, que se forman de una base fuerte (como NaOH) y un ácido fuerte (como HCl), producen disoluciones neutras porque ni el catión ni el anión reaccionan en forma apreciable con el agua para producir iones H3O u OH. Como base conjugada de un ácido fuerte, el Cl no tiene tendencia a hacer que la disolución sea básica tomando un protón del agua.

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El NH4Cl, que se forman de una base débil (NH3) y un ácido fuerte (HCl), producen disoluciones ácidas. En esos casos, el anión no es ácido ni base, pero el catión es un ácido débil:Las sales de amonio, derivadas de aminas como [CH3NH3]Cl, [CH3)2NH2]Cl y [(CH3)3NH]Cl, producen disoluciones ácidas de la misma manera, porque también NH4 (ac) + H2O(l) . H3O(ac) + NH3(ac)

Cloruro de Sodio (NaCl):

Debido a que se producen Na+ y el Cl- que son base y ácido muy débiles que casi no reaccionan con los iones del agua. Entonces no alteran la concentración de los iones H+ y OH Por lo tanto:PH = 7.

Cloruro de Amonio: En la reacción se presenta una base débil y un ácido fuerte lo que da a la solución un carácter ácido entonces tendrá un pH < 7. La reacción si se hidroliza

Acetato de sodio:

Observamos que la reacción presenta una base fuerte y un ácido débil lo cual implica que la reacción posee un carácter básico por lo tanto pH > 7. Se observa que es ligeramente básico.

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7. CONCLUSIONES:

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8. RECOMENDACIONES:

Ser lo más preciso al momento de titular ya que el volumen gastado de la

solución se volverá a usar otra vez.

Echar la misma cantidad de gotas de los distintos indicadores para observar las

diferencias en cada uno.

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9. BIBLIOGRAFIA:

Quimica, la ciencia central,11° edición;PEARSON Educacion,Mexico,2009; pag

696,697,764-767

Quimica General, 5° edición;Mc Murray, PEARSON Educacion, Mexico,2009;pas 601-

604

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10.ANEXOS:

Cuestionario

1. Si a 0.5L de agua se le agrega 6.0g de acetato de sodio ¿Cuál será el pH de la solución final? (Ka= 1.8x10-5)

Luego: CH 3COON a (ac )→CH 3COO(ac )−¿+Na+¿¿ ¿

CH 3COO (ac )−¿+H 2O←→CH3COOH (ac )+(OH )−¿¿ ¿

Inicio 0.14M - -

Reacciona -x x x

----------------------------------------------------------------------------------------

Equilibrio 0.14-x x x

2. Si 1L de solución contiene 25g de cloruro de amonio ¿Cuál será el pH de la solución?

Luego: NH 4Cl(ac )→NH 4 (ac )+¿+Cl (ac )

−¿¿ ¿

NH 4 (ac )+¿+H 2O←→NH 3( ac )+H 3O( ac)

+¿¿ ¿

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3. Si tenemos 100ml de ácido acético 0.10M y le agregamos 1.245g de acetato de

sodio. ¿Cuál será el pH final de la solución?

[ ]o:

X Xrxn:

0.1M ------ ------

X

X X0.1M -- X

HCOOCHCOOHCH 33

Ka=[ x ][ x ]0 .1−x

=1 .8 x10−5

Ka= [ x ]2

0 .46=1 .8x 10−5

X= 2.87x10-3

pH : -logX= -log (2.87x10-3)=2.54Al añadir la sal:

1 .245g1mol82g

=0 .015moles

Luego:CH3COOH⃗CH3COO

−+H+

0.1M 1.34x10-3 1.34x10-3

CH 3COONa ⃗CH 3COO−+Na+

0.015-x 1.34x10-3 X

Ka=1 .8x 10−5=[1 .34 x10−3 ][ x ]0.015

X= 2.01x10-4

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Finalmente pH : -logX= -log (2.01x10-4)=3.69

4. ¿Cuál de los siguientes pares formara una solución buffer?

c) NH3/NH4Cl

e) CH3COONa/CH3COOH

f) HF/NaF

g) HF/NH4F

h) Na2CO3/NaHCO3