EQUILIBRIO QUIMICO Y Ph

1. OBJETIVOS

• Comprobar experimentalmente la ley de Le Chatelier.

• Clasificar distintas sustancias atendiendo al pH como criterio.

• Relacionar la agresividad de los productos de limpieza con el pH de las disoluciones en las que están presentes.

2. INTRODUCCION:

El equilibrio químico es el estado alcanzado en una reacción reversible en que la velocidad de la reacción a la derecha.

El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución.

3. MARCO TEÓRICO:

-EL PH: La concentración de iones hidrógeno en la solución es una medida de la acidez de la

solución. El logaritmo de la concentración de iones de hidrógeno, H + se define:

pH =-log [H +]

Donde [H +] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. Puesto que los iones H + asociados con el agua forma moléculas hidronio H3O+, el pH se expresa a menudo como la concentración de iones de ácido.

El pH de la solución se puede determinar por valoración, la neutralización del ácido (o base) conectado a una cantidad dada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto que permite medir el color varía en función del pH). También se puede determinar midiendo el potencial eléctrico que da como resultado electrodos especiales sumergidos en la solución. Un indicador es una sustancia natural o sintética que cambia de color en respuesta a la naturaleza química del medio ambiente. Los indicadores se utilizan para proporcionar información sobre el grado de acidez o el pH de una sustancia, o el estado de una reacción química en una solución, evaluar o analizar los resultados.

Las soluciones ácidas

[H +]> 1,0 x 10-7 M, pH <7,00

Soluciones basadas en

[H +] <1,0 x 10-7 M, pH> 7,00

Las soluciones neutras

[H +] = 1,0 x 10-7 M, pH = 7,00

EQUILIBRIO QUÍMICO:

El equilibrio químico tiene un carácter dinámico, pues no implica que la reacción se paralice en ambos sentidos como podría pensarse, sino que, en cada unidad de tiempo, se forman y desaparecen el mismo número de moléculas de cualquiera de las sustancias que intervienen en el proceso. Si algunos de los productos pueden desprenderse y abandonar el sistema, se rompe el equilibrio y la reacción se verifica sólo en un sentido, hasta que los reactivos se hayan transformado totalmente.

-La ley del equilibrio químico: El principio de Le Chatelier permite predecir en qué manera se desplazará el equilibrio químico de una reacción reversible, pero no en qué medida. Una descripción cuantitativa del equilibrio fue efectuada por primera vez en 1870 por los químicos noruegos Guldberg (1836-1902) y Waage (1833-1918), que la expresaron en forma de ley. Así, para una reacción genérica del tipo:

aA + bB « cC + dD

4. MATERIALES:

Fiola Balanza Pipeta Piseta vaso precipitado Radiactivos

5. PROCEDIMIENTO:

-ACETATO DE SODIO:

A)CH3 COONa. 3H2O

1. Preparar una concentración de 0,1 de molaridad en una fiola de 25 ml.Peso molecular total:

O = 48 C = 24 H = 9 Na = 23

pmt= 104

2.Peso molecular de la muestra: C = 24 H = 3 O = 32 Na = 23 Pm= 82

3.Calcular La muestra sin H2O:

0,1 xmolLx82g1mol

x 0,25L=2,05g…

4.Hallar el %:

pmtPm

= 78104

=0,78=78%

1. Calcular la muestra a pesar:

2,05 gCH 3COONa x100muestra

78 gCHCOONa=2,62gde muestra

2. Calcular el volumen a extraer para la fiola 2:

C1V 1=C2V 2

0,1V 1=0,01(25)

V 1=2,5

3. .Calcular el volumen a extraer para la fiola 3:

C1V 1=C2V 2

0,1V 1=0,001(25)

V 1=0,0025

CARBONATO DE SODIO:

En una fiola, preparamos una solución “A” con una cantidad “X” de carbonato de sodio y de agua destilada. La solución deberá tener 0,1 de molaridad.

Para determinar la cantidad “X” de carbonato de sodio, haremos el siguiente cálculo, con los datos que poseemos:

X g Na2CO3 ∙1mol

106 g Na2CO3∙1

25ml∙1000ml1L

=0.1molL

X g Na2CO3=0.26 g

La muestra de carbonato de sodio con la que estamos trabajando es

Na2CO3.10H2O, con un peso molecular de 256.18 g. Pero al determinar la cantidad

de carbonato de sodio que necesitamos, no tomamos en cuenta los 10H2O, calculando un peso molecular de solo 106 g.

Para hallar la verdadera cantidad de carbonato de sodio que necesitamos, realizamos el siguiente análisis:

X g Na2CO3=0.26 g

PMmuestra = 286 g

PMNa2CO3 = 106 g

X g=0.26 g Na2CO3 ∙100 gmuestra37g Na2CO3

X g=0.62 g

PM Na2CO3PMmuestra

∙106 g286 g

=0.37=37%

Ahora si procedemos a pesar 0.62 g de carbonato de sodio y lo vertimos en una fiola de 25 ml. Aforamos con agua destilada y agitamos.

Luego, extraeremos una cierta cantidad de la solución “A” con una pipeta, y prepararemos una nueva solución “B” con 0.01 M en una fiola de 25 ml.

Hallamos el volumen de la cantidad de la solución “A” que necesitaremos para preparar la solución “B”.

C1.V 1=C2 .V 2

molL.V 1=0.01

molL.25ml

V 1=2.5ml

Extraemos 2.5 ml de la solución “A” y la vertimos en una nueva fiola de 25 ml, aforamos con agua destilada y agitamos. Esta sería la nueva solución “B”.

Realizamos el mismo procedimiento para preparar una solución “C” con un cierto volumen de la solución “B”. Hayamos dicho volumen teniendo en cuenta que ahora la concentración es 0.001 M.

C1.V 1=C2 .V 2

molL.V 1=0.001

molL.25ml

V 1=0.25ml

Extraemos con la pipeta 0.25 ml de la solución “B” y la vertimos en una nueva fiola de 25 ml, aforamos con agua destilada y agitamos. Esta sería la solución “C”.

Finalmente ponemos en la luna de reloj tres pequeños trozos del medidor de pH, y con un gotero, tomamos una pequeña cantidad de cada solución (por separado), y dejamos caer una sola gota sobre un trocito del medidor.

4. CONCLUSIONES

Después de analizar todo lo visto anteriormente se puede decir que los procesos de disociación tanto de ácidos como de bases nos dan una idea bien clara de la forma como se presenta un equilibrio en una solución.

De otro lado el producto iónico del agua nos relaciona el producto de las concentraciones molares de los iones H + y OH – donde lugar a la constante conocida como " Constante de ionización del agua ".

Estudiando las propiedades del agua se pudo notar que esta es una sustancia anfótera es decir que se comporta como ácido o como base y su comportamiento depende de la sustancia con la que actúe.

5. RECOMENDACIONES

Fijarse bien en la lectura de las medidas. Tener una calculadora para hacer las operaciones. Anotar las medidas en orden.

6. BIBLIOGRAFÍA

http://www.buenastareas.com/ensayos/Ph-Marco-Teorico/6114186.html

http://www.unizar.es/actividades_fq/ph_agua/index.php?destino=objetivo

http://ing.unne.edu.ar/pub/quimica/ab2/TP5.pdf

http://www.monografias.com/trabajos13/equiquim/equiquim.shtml