EQUILIBRIO QUÍMICO EN SOLUCIONES ACUOSAS

EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS
Parte II
I.- Fundamento teórico
1.1
Fuerza de los ácidos y las bases
Las especies intermedias de la disociación de ácidos polipróticos pueden comportarse
como ácidos y como bases, ya que pueden ceder y captar protones. Estas especies se
denominan anfóteras.
La fuerza de una especie como ácido o como base es en realidad la medida de la
extensión con que se produce su reacción ácido-base con el disolvente. En el caso del
disolvente agua un ácido es tanto más fuerte cuanto más desplazada esté la reacción:
HA + H2O  A- + H3O+
La medida del desplazamiento de la reacción está dado por la constante de
disociación del ácido Ka:
 A  •H O 
K =


3
a
 HA
Si Ka es alta el ácido es fuerte, son sustancias que se ionizan totalmente al (100%)
cuando se disuelven con el agua cediéndole protones. Si Ka es baja, el ácido es débil,
cede difícilmente protones al agua. Ácidos fuertes son: HCl, H2SO4, HNO3, HClO4,
etc., y ácidos débiles son: HAc (ácido acético), H2CO3, HCN, H3BO3, etc.
Si un ácido es fuerte la reacción es irreversible está desplazada totalmente hacia la
derecha y su base conjugada es débil ya que no es capaz de desplazarse hacia la
izquierda. Esto también es aplicable a las bases. Ejemplo:
HCl + H2O  Cl- + H3O+
Si el disolvente no es agua la fuerza del ácido o de la base depende de la fuerza del
disolvente. En un disolvente más básico que el agua, todos los ácidos serán más
fuertes y las bases más débiles.
La fuerza de una base se corresponde con la extensión con que se produce su reacción
ácido-base con el disolvente; con agua es la reacción de captación de protones por la
base:
A- + H2O  HA + OHSe puede conocer la extensión de la reacción a partir de la constante de equilibrio Kb:
Kb =
 HA • OH  
A 

Respecto a los valores de Kb y la fuerza de las bases se pueden hacer las mismas
consideraciones que se hicieron para Ka y la fuerza de los ácidos. Valores altos de Kb
corresponden a bases fuertes y valores bajos a bases débiles.
1.5
Autoprotólisis del agua
El disolvente agua es una sustancia anfotera muy débil, o sea genera escasos iones,
siendo por esto un electrolito muy débil (bajisima conductividad eléctrica) es decir
puede comportarse como ácido y como base frente a especies básicas y ácidas
respectivamente. También puede reaccionar consigo misma en un proceso ácido-base
de autoprotólisis:
H2O (ácido 1) + H2O (base 2)  H3O+ (ácido 2) + OH- (base 1)
Esta reacción expresa el equilibrio de autoprotólisis o de disociación del agua, cuya
constante de equilibrio, que denominaremos Kw, vale:
Kw = [H+]·[OH-] = 10-14 (a 25 ºC)
Cuanto más alta sea la temperatura mayor será el valor de la constante de ionización
(la constante de autoprotólisis del agua: Kw (18ºC) = 0.58·10-14, Kw (50ºC) = 5.5·10-14).
Si el agua contiene disueltas especies ácidas su concentración en iones H+ será mayor
que en iones OH-. Si contiene bases la concentración de iones H+ será menor que la de
OH-:
medio ácido: [H+] > [OH-]
medio neutro: [H+] = [OH-] = 10-7
medio básico: [H+] < [OH-]
La concentración de protones suele expresarse de forma logarítmica mediante el
concepto de pH, análogamente se puede expresar la concentración de iones OH-:
pH = - log [H+]
pOH = - log [OH-]
pH + pOH = 14
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O BUFFERS
Es una solución que se forma por la mezcla de una sustancia débil (ácido o base) con
una sal correspondiente. Esta mezcla tiene la cualidad de evitar el cambio brusco del
PH cuando se agrega un poco de ácido o base fuerte. Tiene aplicación en muchos
medicamentos también la sangre humana es un sistema amortiguado PH=7.45 .
II.- Procedimiento experimental
Experimento N 5.- Preparación de soluciones básicas patrones (estándares)
mediante diluciones se prepararán soluciones básicas de concentraciones:
[OH] = 10-1 a 10-4
Procedimiento:
a)
Tome 5ml de NaOH , 0.1M, en un tubo de ensayo de 13100, limpio y seco.
El hidróxido de sodio es una base fuerte y en solución acuosa se puede considerar
completamente ionizado. Rotule este tubo como :
[OH] = 0.1M
b)
Prepare 5ml de NaOH, 0.01M, para lo cual tome 0.5 ml de NaOH , 0.1M, y
pipetee 4.5 ml de H2O destilada. Mezcle bien esta solución y rotule el tubo como:
[OH] = 0.01M
c)
Prepare 5ml de NaOH, 0.001M, para lo cual tome 0.5 ml de NaOH , 0.01M, y
pipetee 4.5 ml de H2O destilada. Mezcle bien esta solución y rotule el tubo como:
[OH] = 0.001M
d)
Prepare 5ml de NaOH, 0.0001M, para lo cual tome 0.5 ml de NaOH , 0.001M, y
pipetee 4.5 ml de H2O destilada. Mezcle bien esta solución y rotule el tubo como:
[OH] = 0.0001M
e)
Distribuya en dos partes el contenido de los tubos de concentración 0.1, 0.01,
0.001 y 0.0001M. A los tubos de la primera serie añada dos gotas índigo de carmín y
a los de la segunda serie añada cinco gotas de amarillo de alizarina.
f)
Anote los colores observados en cada solución para las distintas
concentraciones haciendo uso de sus lápices de colores.
g)
Conserve todos los tubos para el siguiente experimento.
Cálculos:
CONCENTRACION
NAOH
10-1 M
10-2 M
10-3 M
INDICADOR
CARMIN INDIGO AMARILLO DE LIZARINA
*verde menta
*azul oscuro
*azul intenso
*rojo oscuro
*rojo
*amarillo lechoso
10-4 M
*azul claro
*amarillo claro
Experimento N 6.- Determinación de la concentración [OH] en una solución
básica
desconocida.
Procedimiento:
a)
Mida 5 ml de la solución básica desconocida en su probeta.
b)
Divídala en partes iguales en dos tubos pequeños
c)
Añada 2 gotas de índigo de carmín a uno de ellos y 5 gotas de amarillo de
alizarina al
d)
otro.
Compare los colores de estas soluciones con los colores de las otras dos series
preparadas anteriormente.
e)
Analice la concentración del ion hidrógeno [H+] de la solución desconocida.
Datos:
Concentración de NaOH XM se parece al 0.1M
Observaciones y Conclusiones:
Al adicionar el indicador amarillo de alizarina al NaOH de concentración
desconocida muestra una coloración rojo vino, y para el indicador índigo de carmín
es verde claro.
Mediante uso de los indicadores es puede saber si una solución es ácida o
básica, por medio de tablas y el color de la solución.
Experimento N 7.- Titulación de una base débil de concentración desconocida
(NH4OH, xM) con un ácido fuerte (HCl).
Procedimiento.
a)
Mida con su pipeta 10 ml. De NH4OH de concentración desconocida luego
colóquelos en un erlenmeyer, agréguele 20 ml de agua destilada y 2 gotas del
indicador anaranjado de metilo.
b)
Llene su bureta co HCl (solución titulante de concentración conocida y déjelo
caer lentamente en el erlenmeyer de la parte a, agitando continuamente el erlenmeyer,
observe continuamente cualquier cambio de color en la solución y en el instante en
que se produzca un cambio permanente anote el volumen de HCl gastado.
c)
Repita nuevamente la titulación para obtener resultados mas exactos.
d)
Repita los pasos a, b, c utilizando en lugar de anaranjado de metilo el indicador
fenolftaleína.
Cálculos y Resultados:
Titulación usando anaranjado metilo:
Ensayo1 :
Vgastado = 3,8 ml
Ensayo2 :
Vgastado = 3.6 ml
Titulación usando fenolftaelina:
Ensayo1:
Vgastado = 2.8 ml
Ensayo2 :
Vgastado = 3 ml
Titulación usando anaranjado metilo
Ensayo1:
*Al inicio
NH4OH =X M
*En la disolución:
V=10ml
NH4OH =Y M
V=30ml
*Como el # de moles permanece constante:
Mbase.Vbase =Macido.Vacido
……………………(1)
x.10-2 = y(3.10-2 )
x = 3y
*En la titulación tenemos: NH4OH = yM
V = 30ml
*En la titulación usaremos:
Nbase.Vbase =Nacido.Vacido …………………………(2)
* El # de equivalentes es igual
Y(3.10-2 ) = 3.8.10-3(0,1)
COMO x=3y
X = 3.8.10-2
*Por lo tanto: NH4OH =3,8.10-2 M
Ensayo2:
*
Y(3.10-2 ) = 3,9.10-3(0,1)
COMO x=3y
X = 3,9*10-2
NH4OH =3,9.10-2 M
* Por lo tanto:
Titulación usando fenolftaelina
Ensayo 1
* De (1) y (2) tenemos que :
Y(3.10-2 ) = 2,8.10-3(0,1)
como x=3y
X = 2,8.10-2
* Por lo tanto tendremos: NH4OH =2,8.10-2 M
Ensayo2
* De (1) Y (2) Tenemos que:
Y(3.10-2 ) = 3.10-3(0,1)
como x=3y
X = 3.10-2
* Por lo tanto tendremos: NH4OH =3*10-2 M
Observaciones y Conclusiones
En la titulación una vez que se llega al punto de equivalencia la solucion se
torna de color rosado.
En la titulación para conocer la concentración desconocida del NH4OH, la
selección del indicador adecuado dará como resultado la determinación mas
exacta del punto de equilibrio y por consecuencia una concentración mas
acertada.
Experimento N 8.- Determinación del pH en reacciones de hidrólisis.
Procedimiento:
a)
Lave y seque cuidadosamente una luna de reloj
b)
Coloque
separadamente
trocitos
de
papel
indicador
universal
(convenientemente distanciado uno del otro)
c)
Deje caer cuidadosamente una gota de cada reactivo sobre los trocitos de papel
indicador.
d)
Observe detalladamente y anote el pH de cada sal, comparando la coloración de
cada trocito de papel indicador con la escala patrón correspondiente (colocado en
algún lugar visible del Laboratorio
e)
Complete el siguiente cuadro:
SAL
Na2CO3 CH3COONa K2SO4 NH4Cl NaCl
PH
13
7
5
9
AlCl3
6
5
V Conclusiones
 Se concluye dependiendo del tipo de ácido fuerte o débil y base fuerte o débil , la
conjugada será fuerte o débil y hará que el PH aumente o disminuya.
 El voltaje y el potencial de hidrógeno (pH) están relacionados linealmente por la
siguiente expresión :
E=-0.0592 pH
 Existen varios tipos de sal que se diferencian por el tipo de iones que aporten a la
reacción como cationes y aniones: pueden ser catión de una base fuerte y anión de
un ácido fuerte, catión de una base fuerte y anión de un ácido débil, catión de una
base débil y anión de un ácido fuerte, catión de una base débil y anión de un ácido
débil
 Según el tipo de sal que tengamos podemos saber el pH de la solución.
 La hidrólisis sólo se realiza en agua, en caso de ser otra sustancia se llama solvatación.
III.- CUESTIONARIO
12.-
¿Cuál es la ecuación estequiométrica de la reacción del experimento n 7 al
momento de la titulación?
NH4OH(ac) + HCl (ac)
NH4Cl
(ac)
+ H2O(l)
13.- ¿Cuáles serán al pH de las siguientes concentraciones del ión OH -1 : 0.1M,
0.01M, 0.001M, 0.0001M?
pOH. = -log[OH-1]
pOH. = -log 0.1
=1
pH. = 13
pOH. = -log 0.01 = 2
pH. = 12
pOH. = -log 0.001 = 3
pH. = 11
pOH. = -log 0.0001 = 4
pH. = 10
14.n 8
Indique en qué casos ocurren reacciones de hidrólisis en el experimento
Na2CO3 :
H2CO3 + 2NaOH
CO3 = + H2O(l)
Na2CO3 (ac) + 2H2O(l)
HCO3- (ac) + OH-(l)
Ya que la esta reacción produce iones OH-, la disolución de carbonato de sodio
debe ser básica
NH4Cl :
Se observa que el NH4Cl es sal que se forma a partir de un
ácido fuerte HCl y de una base débil NH3. En consecuencia, sólo el catión (NH4+)
de la sal se hidrolizará. La disociación inicial de la sal es:
NH4Cl (s) + H2O
NH4+ + Cl-
Ahora se puede tratar la hidrólisis del catión como la ionización del ácido:
NH4+(ac)
NH3(ac) + H+(ac)
Ya que la esta reacción produce iones H+, la disolución de cloruro de amonio debe
será ácida
NaCl :
Como el NaCl, formado por la reacción entre el NaOH y el HCl, se
disuelve en el agua, se disocia como se muestra a continuación:
NaCl(ac)
Na+(ac) + Cl -(ac)
El ion Na+ no dona ni acepta iones H+, el ion Cl- es la base conjugada del ácido
fuerte HCl y carece de afinidad por los iones H+. En consecuencia, una disolución
con Na+ y Cl- es NEUTRA.
AlCl3:
Para el cloruro de aluminio, con un valor de pH (7) para la disolución,
esta debe ser de carácter ácido.
K2SO4:
H2SO4 (l) + H2O(l)
H3O + (ac) + HSO-4(ac)
Se ioniza con fácilidad (ácido fuerte), la disolución que formará tendrá por lo
tanto un carácter básico, pues el pH7
CH3COONa : La disociación de acetato de potasio (CH3COONa) en agua esta
dada por:
CH3COONa
(s)
Na+(ac) + CH3COO -(ac)
El ion Na+ hidratado no tiene propiedades ácido - base. El ion acetato CH3COO -,
sin embargo, es la base conjugada del ácido débil CH3COOH y tiene una afinidad
apreciable por los iones H+, por lo tanto la reacción de hidrólisis está dada por:
CH3COO -
(ac)
+ H2O(l)
CH3COOH (ac) + OH-(ac)
Ya que la esta reacción produce iones OH-, la disolución de acetato de sodio debe
ser básica
15.- Escriba la reacción que se produce en la hidrólisis de carbonato de sodio
y cloruro de amonio.
Na2CO3 :
La disociación inicial de la sal es:
H2CO3 + 2NaOH
Na2CO3 (ac) + 2H2O(l)
Luego en la hidrólisis:
CO3 = + H2O(l)
HCO3- (ac) + OH-(l)
NH4Cl :
La disociación inicial de la sal es:
NH4+ + Cl-
NH4Cl (s) + H2O
Ahora se puede tratar la hidrólisis del catión como la ionización del ácido:
NH4+(ac)
NH3(ac) + H+(ac)
16.- Diga si se produce hidrólisis en los siguientes casos:
a) cloruro de sodio
Como el NaCl, formado por la reacción entre el NaOH y el HCl, se disuelve en el
agua, se disocia como se muestra a continuación:
NaCl(ac)
Na+(ac) + Cl -(ac)
El ion Na+ no dona ni acepta iones H+, el ion Cl- es la base conjugada del ácido
fuerte HCl y carece de afinidad por los iones H+. En consecuencia, una disolución
con Na+ y Cl- es neutra.
b) acetato de potasio
La disociación de acetato de potasio (CH3COOK) en agua esta dada por:
CH3COOK
(s)
K+(ac) + CH3COO -(ac)
El ion K+ hidratado no tiene propiedades ácido - base. El ion acetato CH3COO -,
sin embargo, es la base conjugada del ácido débil CH3COOH y tiene una afinidad
apreciable por los iones H+, por lo tanto la reacción de hidrólisis está dada por:
CH3COO -
(ac)
+ H2O(l)
CH3COOH (ac) + OH-(ac)
Ya que la esta reacción produce iones OH-, la disolución de acetato de potasio
debe ser básica
c) formato de sodio
La disociación del formato de sodio (HCOONa) en agua esta dada por:
HCOONa (s)
Na+(ac) + HCOO -(ac)
La reacción de hidrólisis está dada por:
HCOO -
+ H2O(l)
(ac)
HCOOH (ac) + OH-(ac)
Ya que la esta reacción produce iones OH-, la disolución de acetato de potasio debe
ser básica
d)
benzoato de sodio
La disociación del benzoato de sodio (C6H5COONa) en agua esta dada por:
C6H5COONa (s)
Na+(ac) + C6H5COO -(ac)
La reacción de hidrólisis está dada por:
C6H5COO -
(ac)
+ H2O(l)
C6H5COOH (ac) + OH-(ac)
Ya que la esta reacción produce iones OH-, la disolución de acetato de potasio debe
ser básica
e)
anilina
Se producirá la siguiente reacción:
C6H5NH2 + H2O(l)
C6H5NH2 +(ac) + OH -(ac)
La producción de iones hidróxido en esta reacción de ionización básica
significa que en esta disolución a 25ºC, [OH-][H+] y por lo tanto pH7
f)
piridina
Se producirá la siguiente reacción:
C5H5N + H2O(l)
C5H5N +(ac) + OH -(ac)
La producción de iones hidróxido en esta reacción de ionización básica
significa que en esta disolución a 25ºC, [OH-][H+] y por lo tanto pH7
17.-
¿Cuál será la constante de hidrólisis del nitrito de potasio?
Ka[HNO2] : 4.510-4
Kw = [H+]·[OH-] = 10-14 (a 25 ºC)
Kw = Ka[HNO2] Kb[HNO2]
Kb[HNO2]= 0.2210-10
18.-
Indique los diferentes tipos de indicadores y sus respectivos rangos de
voltaje
La ecuación de Nernst puede aplicarse tanto a semiceldas como a la celda
completa. Considérese la semicelda de hidrógeno a temperatura y presión normales
:
H+ + e-
½ H2
E = Eo - 0.0592 log 1/[H+]
Sustituyendo la relación log 1/x = -log x en la ecuación precedente:
E = Eo + 0.0592 log [H+]
Se sabe que Eo de la semicelda de hidrógeno es 0.00 volt. También se sabe que:
-log [H+] = pH
Sustituyendo se obtiene:
E = -0.0592 pH
Por tanto , E es función lineal del pH. Al combinar un electrodo de
referencia de voltaje constante conocido con un electrodo de hidrógeno , puede
medirse eléctricamente el pH de una solución. El electrodo de referencia de uso
mas frecuente es el electrodo de calomel. El voltímetro mide la diferencia de
potencial entre el electrodo de referencia y el electrodo del ión hidrógeno ,
normalmente el instrumento se calibra para dar lecturas en unidades de pH. Esta
calibraciónm ahorra a los químicos el problema de convertir volts en unidades de
pH.
Indicador
Cambio
Inte
Intervalo
de color
rval
de
Acido
o de
voltaje
Básico
pH
E=0.0592
pH
Azul de timol
Azul de
bromofenol
Rojo
1.2
-0.071
amarillo
2.8
-0.165
Amarillo
3.0
-0.177
azul
4.6
-0.272
Anaranjado de
Rojo
3.1
-0.183
metilo
amarillo
4.4
-0.260
Amarillo
3.8
-0.225
azul
5.4
-0.319
4.2
-0.248
amarillo
6.2
-0.367
Rojo
4.5
-0.266
azul
8.3
-0.491
Azul de
Amarillo
6.0
-0.355
Bromotimol
azul
7.6
-0.449
Rojo de fenol
Amarillo
6.8
-0.402
rojo
8.4
-0.497
Incoloro
8.3
-0.491
rojo
10.0
-0.592
Amarillo
10.1
-0.597
violeta
12.0
-0.710
1,3,5
Incoloro
12.0
-0.710
TRINITITO
anaranjad
14.0
-0.828
BENCENO
o
Verde de
bromocresol
Rojo de metilo
Rojo
Tornasol
Fenoltaleina
Amarillo de
alizarina
19.-
Haga un gráfico pH vs. V del experimento n 7
*Con el indicador anaranjado de metilo.
NH3
+
3,8.10-2
X
3,8.10-2 - X
NH4+
H2O
-
X
X
+
OHX
X
Kb=[NH4+][OH-] =1,8.10-5
[NH4+]
*Reemplazando
Kb = X2
=1,8.10-5
X =0.82*10-3
3,8.10-2 - X
*Por lo tanto: Poh = -log[OH-] = 3,08 COMO Ph + Poh = 14
*ENTONCES LA GRAFICA SERA :
PH = 10,92
Ph
10,92
3,85
V
*Con el indicador fenoftaelina
NH3
+
2,8.10-2
X
2,8.10-2 - X
H2O
NH4+
X
+
OHX
X
X
Kb=[NH4+][OH-] =1,8*10-5
[NH4+]
*Reemplazando
Kb = X2
=1,8*10-5
X =0.83*10-3
2,8.10-2 - X
*Por lo tanto será: Poh = -log [OH-] = 3,10 COMO Ph + Poh = 14
10,9
*Entonces la grafica sera:
pH
10,9
Ph =
2,8
V