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EFECTO ION COMÚN
ROSANGELA VANESA SANTILLAN PINCAY
ESPOL, 15/08/2013
1. INTRODUCCIÓN
Esta práctica nos da a reconocer sobre lo que es un efecto común según la
pagina la guía química el efecto de ion común al desplazamiento de un
equilibrio iónico cuando cambia la concentración de uno de los iones que
están implicados en dicho equilibrio, debido a la presencia en la disolución
de una sal que se encuentra disuelta en él. Al aumentar la concentración de
uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe
disminuir, para que Kps permanezca constante, a una temperatura
determinada. Este efecto es el que
permite reducir la solubilidad de muchos
precipitados,
o
para
precipitar
cuantitativamente un ión, usando exceso
de agente precipitante. Los sistemas en
equilibrio se ven afectados por la
presencia de un ion común, a través de
un mecanismo que se conoce con el
nombre de efecto del ion común.
Ilustración 1 efecto de ion común
OBJETIVOS



Determinar el equilibrio químico de una reacción química
Determinar el grado de PH de una sustancia de manera experimental
Determinar el grado de PH de una sustancia por medio del análisis de
formulas

Determinar la molaridad de una solución en relación a una molaridad
conocida y volumen de las sustancias
Determinar le concentración de OH de una sustancia para luego dar paso a
su concentración de PH por medio de PH + OH = 14

1. MATERIALES Y MÉTODOS.
TABLA #1: MATERIALES PARA LA PRÁCTICA
ITEM
01
02
03
04
05
06
07
08
09
10
11
MATERIAL - DESCRIPCIÓN
CANTIDAD
Pipeta y pera
Muestra de NH4OH, 8 M
Muestra de NH4CL
Muestra de ZnCl2
Agitador
Agua
Vaso de precipitados (100 mL)
Papel indicador
Tabla de indicadores
Espátula
Balanza,
2
1
1
1
1
1
2
1
1
1
1
TABLA #2: MATERIALES PARA REALIZAR EL INFORME
ITEM
1
2
3
MATERIAL - DESCRIPCIÓN
CANTIDAD
COMPUTADORA
DICCIONARIO
MANUAL DE PRACTICA DE LABORATORIO DE Q.
1.1
1
1
1
PROCEDIMIENTO
1. Disponer 30 ml de
2. Agregar 1.0 ml de
3. Mezclar y distribuir la
H2O en un vaso de
precipitado
hidróxido de
amonio 8 M en el
vaso
solución en partes iguales
en dos vasos de 100 ml.
identifíquelos como A y B.
5. Medir el Ph a las dos
1. 6. Agregar 3 ml de
ZnCl2 a cada uno
de los vasos,
observar y anotar
los resultados
2. 4. Añadir y disolver
1 g de NH4 Cl en el
vaso A
soluciones (vasos A y B)
utilizando papel indicador
y la escala de color.
anotar los resultados
2. RESULTADOS Y DISCUSIÓN
TABLA #4: DATOS OBTENIDOS
ITEM
1
CARACTERISTICA
Concentración de solución NH4OH:
2
Volumen de NH4OH:
3
Volumen total de solución del NH4OH (vaso
A):
4
Masa del NH4OH:
5
Volumen de disolución del NH4OH:
6
PH de las soluciones de vasos A y B:
CANTIDAD
8M
1ml
15,5ml
1g
15.5ml
8 y 10 respectivamente
TABLA #5: RESULTADOS
Soluciones
OH 

1.2
pH
Experimental
(observado)
8
pH
Teórico
(calculado)
8.59
0.258
10
11.34
calculado
Vaso A
Vaso B
CÁLCULOS:
Reacción con ZnCl2
OBSERVACIONES Y
COMENTARIOS
Al momento de
reaccionar no produce
nada se torna de color
transparente
El vaso B se torna de
color violeta
Cálculos:

NaOH4  NH 4  OH 
M cV c  M D V D
(8)(1)  M D (31)
M D  0.26

NH 4 Cl  NH 4  Cl 
OH  dis min uye  pH bajará

Zn  2  OH   Zn(OH ) 2
TABLA #6: ECUACIONES PARA DETERMINAR EL PH Y OH
Para determinar la
concentración molar de
la solución
SOLUCIÓN A
SOLUCIÓN B
n
V (litros desolución)
1gr / 53.45
M 
0.0155l
M  1 .2 M
V1 * M 1  V2 * M 2
M 
1m l * 8M  31m l * M 2
M 2  0.258
NH OH 

Para determinar la
concentración de OH-
Kb 

4
NH 3 H 2O
OH    K b NH 3 
NH 

OH   1.8 *101.2* 0.258
OH   3.87*10
5

Para determinar el pH
Kb

4
NH 3 H 2 O
OH  2  K b NH 3 
OH    K b NH 3 
OH  

4

NH OH 



NH 3  H 2 O  NH 4  OH 
1.85 *105 * 0.258
OH   2.15*103
6

pOH   log OH 

pOH   log(3.87 *106 )
pOH  5.41
14  pH  pOH
pH  14  pOH
pH  8.59
pOH   logOH 
pOH   log0.00215
pOH  2.66
pH  14  2.66
pH  11.34
3. DISCUSIÓN
3.1
En esta práctica se pudo determinar el PH de una base y un ácido, además el
efecto del Ion común (0H) Por lo que nos pudimos dar cuenta que el
amoniaco sufre un cambio o sea aumenta por lo tanto el OH disminuye con
respecto al H que aumenta. Finalmente podemos agregar que Los
indicadores ácido-base son generalmente sustancias orgánicas de carácter
ácido o básico débil, que tienen la propiedad de que su molécula y el Ion
correspondiente presentan coloraciones diferentes, es decir, el color del
compuesto disociado es diferente del no disociado.
4. CONCLUSIONES.

Podemos concluir que el valor experimenta del PH de una solución es el
mismo o muy aproximado al PH hallado por medio de las ecuaciones
 Nuestro Ion común va a alterar el PH de nuestra disolución
 El ion común en nuestro caso el NH4+
5. BIBLIOGRAFÍA.

Dorado Alfonso, 2002. Diccionario enciclopédico universal, MadridEspaña, Impreso en España, Inmagrag. S.L., Coordinación: Antonio
López.

Folleto: Manual de prácticas de Química General I

GUIA
DE
QUIMICA,http://quimica.laguia2000.com/reacciones-
quimicas/efecto-del-ion-comun,21:27