equilibrio ionico en solu. acuosas parte 2

EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS
PARTE II
FUNDAMENTO TEÓRICO:
ÁCIDOS Y BASES.Dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen
un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados
líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor
amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una
disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de
neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida.
Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOH
2H2O + Na2SO4
MEDIDA DE LA FUERZA DE ÁCIDOS O BASES.La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al
agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada
por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de
ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la
cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala
pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la
concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una
disolución acuosa:
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+]
aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del
agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0. El químico
estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no
se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son
receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares
de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos
del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según
esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al
trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
H3N + BF3
H3N-BF3
REACTIVOS INDICADORES
Tornasol: Tinte vegetal obtenido de los líquenes, normalmente del género Variolaria, y que se
utiliza en química para determinar la presencia de ácidos y bases en una disolución. Para indicar
la presencia de un ácido o una base, se utilizan tiras de papel impregnadas en una disolución de
tornasol azul o rojo, o pequeñas cantidades de la misma disolución; los ácidos colorean de rojo
el tornasol azul, y las bases colorean de azul el tornasol rojo.
Fenolftaleína: Un derivado del fenol, la fenolftaleína (C20H14O4), es un compuesto
químico obtenido por la reacción entre el fenol y el anhídrido ftálico en presencia de ácido
sulfúrico; se usa como indicador de la acidez. El término fenol se usa también para denominar a
cualquiera de los compuestos de carácter ácido que son derivados hidroxilados de los
hidrocarburos aromáticos, por ejemplo, los metilfenoles (cresoles) y la resorcina.
HIDRÓLISIS
Tipo de reacción química en la que una molécula de agua, con fórmula HOH, reacciona con
una molécula de una sustancia AB, en la que A y B representan átomos o grupos de átomos. En
la reacción, la molécula de agua se descompone en los fragmentos H+ y OH-, y la molécula AB
se descompone en A+ y B-. A continuación, estos fragmentos se unen proporcionando los
productos finales AOH y HB. A este tipo de reacción se le conoce a menudo como doble
descomposición o intercambio. De interés especial es la hidrólisis de diversas sales que origina
disoluciones ácidas o básica
NOMBRE
FÓRMULA
PRESENTE EN
Ácido acético
HC2H3O2
Vinagre
Ácido acetilsalicílico
HC9H7O4
Aspirina
Ácido ascórbico
H2C6H6O6
Vitamina C
Ácido cítrico
H3C6H5O7
Jugo de limón y de otros cítricos
Ácidos
Ácido clorhídrico
HCI
Jugos gástricos
(líquidos digestivos del estómago)
Ácido sulfúrico
H2SO4
Pilas
Amoníaco
NH3
Limpiadores domésticos
(solución acuosa)
Hidróxido de calcio
Ca(OH)2
Cal apagada
(utilizada en construcción)
Hidróxido de magnesio
Mg(OH)2
Lechada de magnesio
(antiácido y laxante)
Hidróxido de potasio (también
llamado potasa cáustica)
KOH
Jabón suave
Hidróxido de sodio
NaOH
Limpiadores de tuberías y hornos
Bases
Materiales
EXPERIMENTO 5





10 tubos de ensayo 13x100
1 pipeta
1 probeta
NAOH (O.1M)
Indicadores índigo de carmin y amarillo de alizarina
EXPERIMENTO 6




2 tubos de 13x100
1 probeta de 25ml
solución basica desconocida
indicadores índigo de carmín y amarillo de alizarina
EXPERIMENTO 7





Erlenmeyer de 250ml
Pipeta
Bureta
NH4OH (xM), HCl (0.1M)
Indicadores anaranjado de metilo y fenolftaleína
EXPERIMENTO 8



1 luna de reloj
6 trozos de papel indicador universal
Carbonato de sodio, cloruro de amonio, cloruro de sodio, cloruro de aluminio ,
sulfato de potasio, y acetato de sodio.
Procedimientos:
EXPERIMENTO 5:

Tomamos 5 ml de NaOH ,0.1M en un tubo de ensayo limpio y seco. Luego como
este es una base fuerte la consideraremos completamente ionizado. Entonces su
concentración será 0.1M .Lo rotulamos como tubo N°1

Cogimos 0.5 ml del tubo anterior (0.1M) y le agregamos 4.5 ml de agua destilada
con la pipeta. Asi obtuvimos una solución de concentración 0.01M . Lo rotulamos
como tubo N°2

Seguidamente realizamos el mismo proceso para obtener soluciones de NaOH
0.001M y 0.0001M . Los cuales rotulamos como tubo N°3 y 4 respectivamente.

Estos 4 tubos los dividimos cada uno en dos partes aproximadamente iguales,
entonces obtuvimos dos series de 4 tubos cada uno.

A la primera serie le agregamos 2 gotas de índigo de carmín y a la segunda
serie 5 gotas de amarillo de alizarina.
EXPERIMENTO 6:

Medimos 5 ml de la solución básica desconocida con la probeta y la vaciamos al
tubo de ensayo.

Luego la dividimos en dos partes aproximadamente iguales en dos tubos.

Al primer tubo le agregamos 2 gotas de índigo de carmín y al otro 5 gotas de
amarillo de alizarina.
EXPERIMENTO 7:

Preparamos una solución en un erlenmeyer. Primero le agregamos con la pipeta
10 ml de NH4OH de concentración desconocida ,luego le echamos 20 ml de
agua destilada, y finalmente 2 gotas del indicador anaranjado de metilo.

Luego procedimos a llenar la bureta con HCl (solución titulante de concentración
desconocida) y procedimos a la titulación .

Lo realizamos tres veces para buscar la exactitud.

Volvimos a realizar los mismos pasos anteriores pero usando en lugar de
anaranjado de metilo el indicador fenolftaleina.
EXPERIMENTO 8

Para este experimento lavamos y secamos cuidadosamente una luna de reloj

Cogimos una cantidad limitada de trocitos de papel indicador universal y los
colocamos sobre la luna de reloj, pero separados una distancia conveniente.

Dejamos caer una gota de cada reactivo sobre los trocitos de papel indicador.
Resultados y Cálculos:
EXPERIMENTO N°5
Con el Carmín Indigo.Tubo N°1
Tubo N°3
VERDE CLARO
TURQUEZA
[ OH ] = 0.1M
[ OH ] = 0.01M
Tubo N°5
Tubo N°7
AZUL CLARO
[ OH ] = 0.001M
AZUL
[ OH ] = 0.0001M
Con el Amarillo de Alizarina.-
Tubo N°2
Tubo N°4
ROJO
[ OH ] = 0.1M
Tubo N°6
ROJO FUERTE
[ OH ] = 0.01M
Tubo N°8
ANARANJADO
AMARILLO CLARO
[ OH ] = 0.001M
[ OH ] = 0.0001M
EXPERIMENTO N°6
Cuando se le agregó 2 gotas de índigo de carmín a la solución básica desconocida
este resultó ser igual a la solución del tubo N°1, y cuando a la solución básica
desconocida se le agregó 5 gotas de alizarina este resultó ser igual a la solución del
tubo N°2 .
EXPERIMENTO N°7
a) CON EL ANARANJADO DE METILO:
NH4OH + HCL
NH4Cl
+
H2O
#eq. NH4OH = # eq HCl
Esto debido a que estamos asumiendo que el punto final coincide con el punto de
equivalencia, entonces:
[NH4OH]. 1. V [NH4OH]
[NH4OH].( 1 ). (30) ml
= [HCl] . 2 . V [HCl]
= (0.1)(1)(3.6)ml
[NH4OH] = 0.012 mol / l
Además:
n(NH4OH) = [NH4OH] . V(NH4OH)
n(NH4OH) = (0.012)(30x10-3)
n(NH4OH) = 0.36x10-3
Entonces:
[ NH4OH ] al inicio = n / v = 0.36x10-3 / 10x10-3 = 36x10-3
b) CON LA FENOLFTALEINA:
#eq. NH4OH = # eq HCl
Acá también asumimos que el punto final coincide con el punto de equivalencia
[NH4OH].( 1 ). (30) ml
= (0.1)(1)(3.8) ml
[NH4OH] = 0.013 mol / l
Entonces:
n(NH4OH) = [NH4OH] . V(NH4OH)
n(NH4OH) = (0.013)(30x10-3)
n(NH4OH) = 0.39 x 10-3
Entonces:
[ NH4OH ] al inicio = n / v = 0.39 x 10-3 / 10 x 10-3 =
39 x 10-3
EXPERIMENTO N°8:
SAL
NA2CO3
NH4Cl
NACl
AlCl3
K2SO4
CH3COONa
Rango de
pH
< 9,10 >
< 6,7 >
< 3,5 >
< 1,3>
< 7,8 >
< 8,9 >
Cuestionario
12.- ¿Cuál es la ecuación estequiométrica de la reacción del experimento N°7
al momento de la titulación?
Un tipo de reacción entre una base débil (NH4OH) y un ácido fuerte (HCl) para formar
una sal y moléculas de agua se caracteriza por presentar un carácter ácido. La
reacción será la siguiente:
NH4OH + HCl
NH4Cl + H2O
Lo que podemos deducir es que se logran igualar los iones H + con los iones OH-,
por lo que se observa el color característico de la neutralización.
13.- ¿Cuáles serán el pH de las siguientes concentraciones del ion OH - : 0.1M,
0.01, 0.001M, 0.0001M?
Sabemos que:
pOH = - log [OH]
pH + pOH = 14
pOH = - log [10-1] = 1
pH = 13
pOH = - log [10-2] = 2
pH = 12
pOH = - log [10-3] = 3
pH = 11
pOH = - log [10-4] = 4
pH = 10
14.- Indique en que casos ocurre reacciones de hidrólisis en el experimento
N°8.
Carbonato de Sodio:
La reacción es la siguiente:
NA2CO3 + 2 H2O
2 NAOH + H2CO3
Reacciona un ácido débil con una base fuerte podemos deducir que tiene un carácter
básico por lo tanto diremos que pH > 7. Esto lo comprobamos experimentalmente
pues obtuvimos:
9 < pH < 10
La reacción si se hidroliza
Cloruro de Amonio:
La reacción será la siguiente:
NH4Cl + H2O
NH4OH + HCl
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. También fue comprobado
experimentalmente ya que obtuvimos el rango de:
6 < pH < 7
La reacción si se hidroliza
Cloruro de Sodio:
La reacción será la siguiente:
NaCl + H2O
NaOH + HCl
En esta reacción tenemos tanto una base fuerte como una ácido fuerte lo que genera
que la reacción sea neutra por lo tanto podemos deducir que pH = 7 .
Experimentalmente cometimos un error por lo que obtuvimos un rango de:
3 < pH <5
La reacción no se hidroliza
Cloruro de Aluminio:
La reacción será:
Al Cl3 + H2O
Al (OH)3 + HCl
En esta reacción están presente una base débil y un ácido fuerte luego podemos
deducir que la reacción posee un carácter ácido. Entonces su pH < 7 .Esto lo
comprobamos experimentalmente deduciendo además que es muy ácida la reacción
.El rango de valores obtenidos fue:
1 < pH < 3
La reacción si es hidrolizable
Sulfato de Potasio:
La reacción será:
K2SO4 + 2 H2O
2 KOH + H2SO4
La reacción presenta nuevamente un ácido fuerte y una base fuerte., lo que origina la
reacción que se produce es neutra entonces el pH = 7. Nuestra deducción
experimentalmente fue casi la misma pues hallamos un rango de valores :
7 < pH < 8
la reacción es no hidrolizable
Acetato de Sodio:
La reacción será la siguiente :
CH3COONa + H2O
CH3COOH + NaOH
Observamos que la reacción presenta una base fuerte y un ácido debil lo cual implica
que la reacción posee un carácter basico por lo tanto pH > 7. Experimentalmente
afirmamos esto demostrando ademas que es ligeramente básico:
8 < pH < 9
La reacción se puede hidrolizar
15.- Escriba la reacción que se produce en la hidrólisis de carbonato de sodio
y cloruro de amonio.
Para el Carbonato de Sodio tenemos:
Na2C03 + 2 H2O
2 NaOH + H2CO3
Para el Cloruro de Amonio tenemos:
NH4Cl +
H2O
NH4OH + HCL
16.- Diga si se produce hidrólisis en los siguientes casos :
a) Cloruro de Sodio
b) Acetato de Potasio
c) Formiato de Sodio
d) Benzoato de Sodio
e) Anilina
f) Piridina

Cloruro de Sodio (NaCl).NaCl + H2O
NaOH + HCl
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 OHPor lo tanto:
PH = 7
no hay hidrólisis

Acetato de Potasio (CH3COOK).CH3COOK + H2O
CH3COOH + KOH
Debido a que presenta un ácido débil y una base fuerte entonces tendrá un carácter
básico, por lo tanto:
PH > 7
Hay hidrólisis

Formiato de Sodio (NaCOOH).-
NaCOOH + H2O
HCOOH + NaOH
Para esta reacción tenemos un ácido débil y una base fuerte concluyendo entonces
que la reacción posee un carácter ácido entonces :
pH > 7
Hay hidrólisis

Benzoato de Sodio (C6H5COONa).C6H5COONa + H2O
C6H5COOH + NaOH
Hemos observado que la reacción presenta un ácido débil y una base fuerte por lo
tanto tendrá un carácter básico. Entonces su
pH > 7
Si es hidrolizable

Anilina.C6H5NH2 + H2O
Fenol + NH3
17.- ¿Cuál será la constante de hidrólisis del nitrito de potasio?
Ka[HNO2] : 4.5x10-4
Sabemos que la ecuación para hallar la constante de hidrólisis del nitrito es la
siguiente:
Kw
Kh 
Ka
Luego procedemos a reemplazar los datos del problema:
1014
 0.22x1010
Kh 
4
4.5 x10
Kh = 0.22x10-10
18.- Indique los diferentes tipos de indicadores y sus respectivos rangos de
voltaje.
INDICADOR
COLOR – ACIDO
Violeta de metilo
Azul de timol
Rojo de o-cresol
Anaranjado de metilo
Rojo de metilo
Azul de bromocresol
Rojo neutro
Rojo de cresol
Fenolftaleína
Timoltaleína
Amarillo de alizarina
1,3,5-Trinitrobenceno
BASE
amarillo
rojo
rojo
rojo
rojo
amarillo
rojo
amarillo
incoloro
incoloro
amarillo
incoloro
violeta
amarillo
amarillo
amarillo
amarillo
azul
amarillo
rojo
rojo
azul
violeta
INTERVALO DE PH
0.3-2.0
1.0-2.5
1.0-2.0
3.0-4.4
4.4-6.0
6.0-8.0
7.0-8.0
7.0-9.0
8.0-10.0
9.4-10.6
10-12.0
El pH metro mide el pH de las soluciones en forma directa. Al sumergir el electrodo en
una solución, se observa el pH en el medidor. El pH metro se basa en el electrodo de
vidrio. Este dispositivo sensorial genera un voltaje proporcional al pH de la solución en
la cual se sumerge el electrodo.
El instrumento tiene un circuito eléctrico para amplificar el voltaje del electrodo y un
medidor que relaciona dicho voltaje con el pH de la solución. Antes de emplear el pH
metro es necesario calibrarlo con una serie de soluciones de pH conocido.
19.- Haga un gráfico pH vs V del experimento N°7.
a) Con el Anaranjado de Metilo.Ya calculamos anteriormente:
[NH4OH] = 0.012 mol / l
Planteamos la ecuación:
NH4OH
NH4+ + OH-
Inicio
0.012
-
-
Disocia
n
-
-
Forma
-
n
n
Equilibrio
0.012 – n
n
n
1.8 x 10-5 = n2 / 0.012 – n
pero:
0.012 – n  0.012
1.8 x 10-5 = n2 / 0.012
n = 0.046 x 10-2
pOH = - log(0.046x10-2) = 2.337
Pero: pH + pOH = 14
pH = 11.663
Este pH > 7 indica que la solución es básica pero luego observamos que conforme
agragamos el volumen de HCl se aproxima a la neutralización y se igualan iones H+
con iones OH- en estos instantes luego la gráfica continua disminuyendo esto
porque la acidez de la sustancia aumenta. Entonces presentamos una gráfica pero
que describe aproximadamente el comportamiento de la reacción :
pH vs V
13
12
11
10
9
pH
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0
0 .5
1
1 .5
2
2 .5
V
b) Con la Fenolftaleína.-
3
3 .5
4
4 .5
5
Aplicaremos los mismos datos pero cambiará la concentración entonces
plantearemos :
NH4+ + OH-
NH4OH
Inicio
0.013
-
-
Disocia
n
-
-
Forma
-
n
n
Equilibrio
0.013 – n
n
n
1.8 x 10-5 = n2 / 0.013 – n
0.013 – n  0.013
pero:
1.8 x 10-5 = n2 / 0.013
n = 0.048 x 10-2
pOH = - log(0.046x10-2) = 2.219
Pero: pH + pOH = 14
pH = 12.781
Este pH > 7 indica que la solución es básica pero luego observamos que conforme
agregamos el volumen de HCl se aproxima a la neutralización y se igualan iones H +
con iones OH- en estos instantes luego la gráfica continua disminuyendo esto
porque la acidez de la sustancia aumenta. Entonces presentamos una gráfica pero
que describe aproximadamente el comportamiento de la reacción :
pH
pH
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0
0 .5
1
1 .5
2
2 .5
V
3
3 .5
4
4 .5
5
20.- Considere una solución de Ácido Carbónico(H2CO3) cuya concentración
inicial es 0.04 M. Se agrega una cierta cantidad de base hasta que el pH de la
solución sea 5. Calcule:
a) Las siguientes reacciones
21.- Con la 2da constante de ionización del ácido carbónico calcule la
constante de hidrólisis del ion CO3= a ión HCO3- . A partir de esto , halle las
concentraciones [HCO3-] y [OH-] en una solución de NA2CO3 , 0.05M. Diga si es
importante la hidrólisis del HCO3- a H2CO3 ¿Porqué?
Primero calcularemos la constante de hidrólisis del ión CO3=:
Kh 
KW
1014

 0.208x103
11
K A 4.8x10
Luego del dato de que la concentracion Na2CO3 = 0.05M
Podemos concluir:
[CO3=] = 0.05 M
Planteamos la ecuación :
CO3= + H2O
Inicio
Disocia
Forma
Equilibrio
0.05
n
0.05 – n
HCO3- + OHn
n
n
n
n2
Kh 
 0.208 x103
0.05  n
Pero debido a que n >> 0.05 Entonces 0.05 – x  0.05
Luego:
n2
 0.208 x103
0.05
Resolviendo la cuadrática obtenemos:
n =0.032 x 10-1
22.- ¿ Cuál será el pH de una solución preparada mezclando 100 ml de HCl, 0.15
M y 200 ml de anilina, C6H5NH2, 0.20 M , si el volumen de la solución final es de
300 ml ?
Primeramente hallamos los # eq – gr para cada uno de los compuestos:
# eq – gr ( C6H5NH2 ) = N ( C6H5NH2 ). anilina. V ( C6H5NH2 )
# eq – gr ( C6H5NH2 ) = (0.2)(1)(0.2)
N = M.
# eq – gr ( C6H5NH2 ) = 0.04
# eq – gr ( HCl ) = N ( HCl ). (HCl) V ( HCl )
# eq – gr ( HCl ) = (0.15)(1)(0.1)
# eq – g ( HCl ) = 0.015
Pero de la reacción tenemos:
# eq – gr ( C6H5NH2 ) = # eq – g ( HCl )
Entonces:
# eq – g ( HCl )
Por lo tanto los # eq – gr de la anilina serán :
# eq – g ( HCl )restante = 0.040 – 0.015
# eq – g ( HCl )restante = 0.025
Entonces:
= 0.015
Nsol = 0.025 = 0.083
0.3
Como:
N = M
Entonces:
Por lo tanto:
y
=1
Msol = 0.083
pOH = - Log [ 0.083 ]
pOH = 1.08
Entonces:
pHsol = 12.9
CONCLUSIONES



Una de las conclusiones importantes es el que concluimos en la titulación donde
podemos observar que hay un cambio de color . Esto lo podemos explicar
diciendo de que lo que ocurre es que la cantidad de iones H + se iguala a la de
iones OH- haciendo que se observe el cambio de color característico de la
neutralización.
Otra conclusión a la que llegamos fue que cuando se realiza la titulación
debemos asegurarnos que la bureta no posea burbujas de aire en su parte
inferior pues eso afecta el resultado del experimento.
Podemos concluir que la hidrólisis no es mas que una reacción donde participa
cualquier compuesto con el agua . Para que se hidrolice los iones que están
flotando en la solución acuosa uno debe reaccionar con iones H + y el otro con
iones OH- .