Informes de Quimica General AII

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox INDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos 6 Reacción Redox 6 Normalidad 8 Titulación o Valoración Redox 9 Detalles Experimentales 10 Materiales y Reactivos 10 Procedimiento 11 Conclusiones 43 Bibliografía 44 Apéndice 45 3 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

INDICE Página Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Reacción Redox 6 Normalidad 8 Titulación o Valoración Redox 9 Detalles Experimentales 10

Materiales y Reactivos 10 Procedimiento 11

Conclusiones 43 Bibliografía 44

Apéndice 45

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

INTRODUCCION Una reacción REDOX, implica transferencia eléctrica, es decir, que para una reacción de este tipo suceda necesariamente una especie química debe ceder electrones y otra debe captar o aceptar esos electrones. Cada átomo de los que forman parte de un compuesto, ya sea este iónico o covalente, se caracteriza por presentar un cierto estado de oxidación, expresado normalmente mediante el llamado número de oxidación y determinado por el numero de electrones ganados o perdidos con relación a la estructura electrónica del átomo aislado. El estado de oxidación es un concepto teórico para el desarrollo del cual se considera que un compuesto covalente es equivalente iónico, aceptando que en la unión de dos átomos más electronegativo acepta el par de electrones que determina la unión. La formulación de una ecuación redox encuentra condicionada por diversos factores: en primer lugar es necesario conocer las especies química, reactivos y productos que intervienen en el proceso. Para adecuar la formulación y la estequiometria de las sustancias reaccionantes se utilizan diversos procedimientos, el más utilizado de los cuales es el método del ion electrón que se basa en el hecho de que el número de electrones que cede el agente reductor es equivalente al que acepta el agente oxidante. Las titulaciones de oxido-reducción tienen gran importancia en química analítica, pues permite medir con precisión una gran cantidad de iones en una solución.

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OBJETIVOS

• Preparar soluciones normales de sustancias reductoras y

oxidantes.

• Determinar por titulación la Normalidad de un agente reductor,

para ello el cambio de coloración de las sustancias

reaccionantes se emplea como indicador.

• Determinar experimentalmente el punto de equivalencia en una

Titulación Redox.

• Evaluar las propiedades de una reacción en medio ácido.

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PRINCIPIOS TEORICOS Las reacciones de reducción-oxidación (también conocido como reacción Redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Para que exista una reacción Redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otra que los acepte: • El reductor es aquel elemento químico que tiende a ceder electrones de su estructura química al medio, quedando con una carga positiva mayor a la que tenía. • El oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con carga positiva menor a la que tenía.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par Redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par Redox con su precursor reducido. La oxidación es una reacción química donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción, es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones Redox. La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso de oxidación el número de oxidación del elemento químico que se oxida, aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.

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El número de oxidación:

• Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.

• Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

• Es nulo si el elemento es neutro o está sin combinarse.

ACIDO OXÁLICO Se obtiene hoy en día por calentamiento de formiato sódico (NaO2CH) a 360 ºC bajo liberación de hidrógeno, precipitación del ácido en forma de oxalato cálcico con leche de cal y finalmente liberación del ácido con ácido sulfúrico. Propiedades: • Es el diácido orgánico más simple. Fórmula: HO2CCO2H • Masa molecular: 90,03 • Punto de fusión: 189,5 ºC; 101,5 (hidratado) • Punto de ebullición: 157 ºC (sublimación) • Soluble en alcohol y agua (102 g ácido / l de agua a 20 ºC; cristaliza del agua

en forma dihidratada. • Ácido fuerte en su primera etapa de disociación debido a la proximidad del

segundo grupo carboxílico. • Calentándolo se descompone liberando principalmente dióxido de carbono

(CO2), monóxido de carbono (CO) y agua. SULFATO DE HIERRO Es un compuesto quimico iónico de fórmula (FeSO4). También llamado sulfato ferroso, o caparrosa verde, el sulfato de Hierro(II) se encuentra casi siempre en forma de sal heptahidratada, de color azul-verdoso. A 90°C, el heptahidrato pierde agua para formar el monohidrato incoloro, también llamado vitriolo verde o caparrosa. El sulfato de hierro(II) puede encontrarse en varios estados de hidratación, y varias formas de estas existen en la Naturaleza. • FeSO4·H2O (mineral: szomolnokita) • FeSO4·4H2O • FeSO4·5H2O (mineral: siderotilo) • FeSO4·7H2O (mineral: melanterita)

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Propiedades: • Estable en condiciones normales de uso y almacenamiento. • En cualquiera de sus formas hidratadas, pierde agua en contacto

con aire seco. • Bajo exposición a la humedad, se oxida formando un recubrimiento

marrón de sulfato de hierro (III), muy corrosivo. • Al quemarse puede producir óxidos de azufre. • Incompatible con álcalis, carbonatos solubles o sustancias

oxidantes. PERMANGANATO DE POTASIO El permanganato de potasio (KMnO4) es un compuesto químico formado por iones potasio (K+) y permanganato (MnO4

−). Es un fuerte agente oxidante. Tanto sólido como en solución acuosa presenta un color violeta intenso. Es utilizado como agente oxidante en muchas reacciones químicas en el laboratorio y la industria. También se utiliza como desinfectante y en desodorantes. Se utiliza para tratar algunas enfermedades parasitarias de los peces, así como en el tratamiento del agua potable, y como antídoto en los casos de envenenamiento por fósforo. NORMALIDAD (N) Una solución norma de un agente reductor (u oxidante) se prepara disolviendo un equivalente-gramo por litro. El equivalente — gramo se determina dividiendo el peso molecular de la sustancia entre el cambio de estado de oxidación (número de electrones que gana o pierde). Para ello se tiene en cuenta la reacción de óxido — reducción. Ejemplo: Reacción en forma molecular: 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnO2 + K2SO4 +

8H2O Reacción en forma iónica: 5Fe+2 + (MnO4)

-1 + 8H+ → 5Fe+3 + Mn+2 + 4H2O

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Agente reductor: FeSO4 (donde el Fe+2 pasa a Fe+3 perdiendo un electrón)

Peso equiv-g = peso molecular 151,92151,92g

1 1= =

Agente oxidante: KMnO4 (donde el Mn+7 pasa a Mn+2 ganando cinco electrones)

Peso equiv-g = peso molecular 158,0031,50g

5 5= =

TITULACIÓN O VALORACIÓN REDOX Una valoración es una reacción llevada a cabo mediante la adición cuidadosamente controlada de una disolución a otra. El truco consiste en detener la valoración en el punto en que ambos reactivos han reaccionado complemente, condición que se conoce como punto de equivalencia de la valoración. En una valoración necesitamos algún medio de señalar cuándo se alcanza el punto de equivalencia. En los laboratorios de química modernos esto se hace habitualmente mediante un instrumento de medida adecuado. Sin embargo, todavía se utiliza mucho una técnica consistente en añadir una cantidad muy pequeña de una sustancia a la mezcla de la reacción, sustancia que cambia de color en el punto de equivalencia o en sus proximidades. Como en cualquier reacción se cumplirá: #equiv-g del agente reductor=#equiv-g del agente oxidante

red red ox oxN x V = N x V

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DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

• 1 cocina eléctrica • 1 bureta de 50 mL • 1 balanza de triple brazo • 1 pisceta • 1 termómetro • 3 fiolas de 100 mL • 1 fiola de 250 mL • 1 matraz Erlenmeyer de 250 mL • 1 soporte universal • 1 probeta de 50 mL • 2 vasos de 250 mL • 1 embudo de vidrio • 1 bagueta • 1 luna de reloj • 1 pipeta y propipeta

Reactivos:

• Ácido Sulfúrico H2SO4 (1:1) • Oxalato de Sodio Na2C2O4(s) • Permanganato de Potasio KMnO4(s) • Sulfato Ferroso heptahidratado FeSO4 • 7H2O(s) • Ácido Oxálico dihidratado H2C2O4 • 2H2O(s) • 1L de Agua destilada (aproximadamente)

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PROCEDIMIENTO A) Preparación de 100 mL de una solución estándar de Oxalato de Sodio Na2C2O4 0,1N 1. En una balanza de triple brazo se colocó luna de reloj, se determinó

el peso de esta siendo unos 35g y luego se echó Na2C2O4 con la ayuda de una espátula, se aseguró que pesara 0,67g≈0,70g El peso total es 35,7g.

Cálculos: Na2C2O4 2 2 4wNa C O

p - eq=0,01eq-g

V =100 mL 2 2 4wNa C O134

2

=0,01eq-g

N =0,1 eq - gL

wNa2C2O4 =0,67g

# eqSTO = Nx V

=0,1 eq - gL

x 0,1L

=0,01eq-g

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2. En un vaso limpio de 250 mL se adiciona la sal con la bagueta y el chorro de agua de una pisceta. Enseguida se enjuaga la luna de reloj junto con la bagueta para que no quede rastro alguno de la sal y así poder realizar los cálculos con más precisión.

3. Se agrega unos 60 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelve toda la sal.

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4. Usando el embudo de vidrio se trasvasa la solución a una fiola de 100 mL. Se lava el vaso para el siguiente experimento.

5. Luego se tapa la fiola para agitar y homogeneizar la solución.

Enseguida se rotula la fiola con el nombre de la solución y su concentración.

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B) Preparación de 250 mL de una solución de Permanganato de Potasio KMnO4 aproximadamente 0,1N 1. En una luna de reloj se pesó 0,790≈0,800g de Permanganato de

Potasio.

Cálculos: La reacción es:

KMnO4(ac) + Na2C2O4(ac) + H2SO4(ac) → MnSO4(ac) + Na2SO4(ac) + K2SO4(ac) + CO2(g) + H2O(g)

entonces, (Mn+7O4)-1 → Mn+2 θ =5 KMnO4 4wKMnO

p - eq=0,025eq-g

V =250 mL 4wKMnO158

5

=0,025eq-g

N =0,1 eq - gL

wKMnO4 =0,79g

# eqSTO = Nx V

=0,1 eq - gL

x 0,250 L

=0,025eq-g

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2. Con precaución se adiciona la sal a un vaso de 250 mL empleando la bagueta y el chorro de agua de la pisceta. Inmediatamente después se enjuaga la luna de reloj junto con la bagueta para no dejar rastros de la sal.

3. Se agrega 100 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelve

toda la sal.

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4. Usando el embudo de vidrio se trasvasa la solución a una fiola de 250 mL. Se lava el vaso procurando que no se pierda nada de sal, para así poderlo usar en el siguiente experimento.

5. Luego se tapa la fiola para agitar y homogeneizar la solución.

Enseguida se rotula la fiola con el nombre de la solución y su concentración.

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C) Preparación de 100 mL de una solución de Sulfato Ferroso heptahidratado FeSO4 • 7H2O aproximadamente 0,1N 1. En una luna de reloj se pesó 2,780g de cristales de Sulfato Ferroso

heptahidratado.

Cálculos: La reacción es:

FeSO4(ac) + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) → Fe2(SO4)3(ac) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(g)

entonces, Fe+2 → Fe+3 θ =1 FeSO4 • 7H2O 4 2wFeSO · 7H O

p - eq=0,01eq-g

V =100 mL 4 2wFeSO · 7H O278

1

=0,01eq-g

N =0,1 eq - gL

wFeSO4 • 7H2O =2,78g

# eqSTO = Nx V

=0,1 eq - gL

x 0,1L

=0,01eq-g

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2. Se adicionan los cristales a un vaso de 250 mL empleando la bagueta y el chorro de agua de la pisceta. Se enjuaga la luna de reloj junto con la bagueta para no dejar rastros de los cristales.

3. Se agrega 100 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelven

todos los cristales.

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4. Usando el embudo de vidrio se trasvasa la solución a una fiola de 100 mL. Se lava el vaso procurando que no se quede nada de los cristales.

5. Luego se tapa la fiola para agitar y homogeneizar la solución.

Inmediatamente se rotula la fiola con el nombre de la solución y su concentración.

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D) Preparación de 100 mL de una solución de Ácido Oxálico dihidratado H2C2O4 • 2H2O aproximadamente 0,1N 1. En una luna de reloj se pesó 0,630g≈0,70g de cristales de Ácido

Oxálico dihidratado.

Cálculos: La reacción es: H2C2O4(ac) + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) → MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + CO2(g)

+ H2O(g) entonces, 2C+3 → 2C+4 θ =2 H2C2O4 • 2H2O 2 2 4 2wH C O · 2H O

p - eq=0,01eq-g

V =100 mL 2 2 4 2wH C O · 2H O126

2

=0,01eq-g

N =0,1 eq - gL

wH2C2O4 • 2H2O =0,63g

# eqSTO = Nx V

=0,1 eq - gL

x 0,1L

=0,01eq-g

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

2. Se adicionan los cristales a un vaso de 250 mL empleando la

bagueta y el chorro de agua de la pisceta. Se enjuaga la luna de reloj junto con la bagueta para no dejar rastros de los cristales.

3. Se agrega 100 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelven

todos los cristales.

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

4. Usando el embudo de vidrio se trasvasa la solución a una fiola de

100 mL. Se lava el vaso procurando que no se quede nada de los cristales.

5. Luego se tapa la fiola para agitar y homogeneizar la solución.

Inmediatamente se rotula la fiola con el nombre de la solución y su concentración.

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E) Estandarización de la solución de Permanganato de Potasio KMnO4 aproximadamente 0,1N 1. Se adiciona unos 5 mL de la solución de Permanganato de Potasio

KMnO4, por las paredes de una bureta limpia, manteniendo la llave de esta cerrada. El líquido mojará todo el interior de la bureta, luego se deshecha el mismo (abriendo la llave de la bureta).

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2. Se fija la bureta en un soporte universal con una pinza y empleando un embudo se vierte la solución de Permanganato de Potasio por encima de la marca del 0, luego se abre la llave de la bureta para llenar el tubo terminal y evitar que se llene de burbujas de aire, dejándose en el nivel de 0.

3. Se vierte de la fiola aproximadamente 50 mL de una solución

estándar de Oxalato de Sodio Na2C2O4 0,1N a un vaso.

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4. Se mide con una pipeta 20 mL de dicha solución contenida en el vaso. Se echa 100 mL de agua destilada a la probeta

5. Con la pipeta se vierte el Na2C2O4 al matraz erlenmeyer. Luego

con la pipeta enjuagada se extrae 5mL de solución H2SO4 (1:1) de un vaso con H2SO4 y se vierte en el matraz con la solución de Na2C2O4 e inmediatamente se echan los 100 mL de agua de la probeta.

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6. Se procede a calentar el matraz en la cocinilla eléctrica hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC.

7. Se coloca el matraz sobre un fondo blanco, debajo de la bureta y se

procede a titular en caliente, agregándole solución de KMnO4 y agitando continuamente.

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8. El punto final o punto de equivalencia de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado persistente. El volumen de KMnO4 que se usó fue 28,3 mL.

Cálculo de la normalidad de la solución de KMnO4:

KMnO4 KMnO4 de gastadoOCNaOCNa N V=NV422422

xxKMnO4N 28,3mL =

Lg-eq

0,1 mL 20 xx

L

g-eq 0,0706=NKMnO4

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F) Estandarización de la solución de Sulfato Ferroso heptahidratado FeSO4 • 7H2O aproximadamente 0,1N 1. Se llena la bureta con la solución de Permanganato de Potasio en

la marca del 0 para poder determinar con exactitud el volumen a usarse en esta estandarización.

2. Se vierte de la fiola aproximadamente 50 mL de una solución de

Sulfato de Sodio FeSO4 0,1N a un vaso.

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3. Se mide con una pipeta 20 mL de dicha solución contenida en el vaso. Se echa 100 mL de agua destilada a la probeta

4. Con la pipeta se vierte el FeSO4 al matraz erlenmeyer. Luego con

la pipeta enjuagada se extrae 3mL de solución H2SO4 (1:1) de un vaso con H2SO4 y se vierte en el matraz con la solución de FeSO4 e inmediatamente se echan los 100 mL de agua de la probeta.

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

5. Se procede a calentar el matraz en la cocinilla eléctrica hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC.

6. Se coloca el matraz sobre un fondo blanco, debajo de la bureta y se

procede a titular en caliente, agregándole solución de KMnO4 y agitando continuamente.

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7. El punto final o punto de equivalencia de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado persistente. El volumen de KMnO4 que se usó fue 24,5 mL.

Cálculo de la normalidad de la solución de FeSO4:

4 4gastado de KMnO4 KMnO4FeSO FeSOV N V Nx x=

4FeSO

eq-g20 mL N 24,5mL 0,0706

Lx x=

4FeSO

eq-gN 0,0864

L=

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G) Estandarización de la solución de Ácido Oxálico dihidratado H2C2O4 • 2H2O aproximadamente 0,1N 1. Se llena la bureta con la solución de Permanganato de Potasio en

la marca del 0 para poder determinar con exactitud el volumen a usarse en esta estandarización.

2. Se vierte de la fiola aproximadamente 50 mL de una solución de

Ácido Oxálico H2C2O4 0,1N a un vaso.

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

3. Se mide con una pipeta 20 mL de dicha solución contenida en el vaso. Se echa 100 mL de agua destilada a la probeta

4. Con la pipeta se vierte el H2C2O4 al matraz erlenmeyer. Luego con

la pipeta enjuagada se extrae 2mL de solución H2SO4 (1:1) de un vaso con H2SO4 y se vierte en el matraz con la solución de H2C2O4 e inmediatamente se echan los 100 mL de agua de la probeta.

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5. Se procede a calentar el matraz en la cocinilla eléctrica hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC.

6. Se coloca el matraz sobre un fondo blanco, debajo de la bureta y se

procede a titular en caliente, agregándole solución de KMnO4 y agitando continuamente.

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7. El punto final o punto de equivalencia de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado persistente. El volumen de KMnO4 que se usó fue 22,0 mL.

Cálculo de la normalidad de la solución de H2C2O4:

2 2 4 2 2 4gastado de KMnO4 KMnO4H C O H C OV N V Nx x=

2 2 4H C O

eq-g20 mL N 22,0mL 0,0706

Lx x=

2 2 4H C O

eq-gN 0,0776

L=

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H) Preparación y Estandarización de una solución de Ácido Oxálico H2C2O4 usando una muestra sólida de H2C2O4 1. En una luna de reloj se pesó 0, 5g de cristales de Ácido Oxálico.

2. Se adicionan los cristales a un vaso de 250 mL empleando la bagueta y el chorro de agua de la pisceta. Se enjuaga la luna de reloj junto con la bagueta para no dejar rastros de los cristales.

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3. Se agrega 100 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelven todos los cristales.

4. Usando el embudo de vidrio se trasvasa la solución a una fiola de

100 mL. Se lava el vaso procurando que no se quede nada de los cristales.

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5. Luego se tapa la fiola para agitar y homogeneizar la solución. Inmediatamente se rotula la fiola con el nombre de la solución.

6. Se llena la bureta con la solución de Permanganato de Potasio en

la marca del 0 para poder determinar con exactitud el volumen a usarse en esta estandarización.

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

7. Se vierte de la fiola aproximadamente 50 mL de una solución de Ácido Oxálico H2C2O4 a un vaso.

8. Se mide con una pipeta 20 mL de dicha solución contenida en el

vaso. Se echa 100 mL de agua destilada a la probeta

9. Con la pipeta se vierte el H2C2O4 al matraz erlenmeyer. Luego con

la pipeta enjuagada se extrae 2mL de solución H2SO4 (1:1) de un vaso con H2SO4 y se vierte en el matraz con la solución de H2C2O4 e inmediatamente se echan los 100 mL de agua de la probeta.

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10. Se procede a calentar el matraz en la cocinilla eléctrica hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC.

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11. Se coloca el matraz sobre un fondo blanco, debajo de la bureta y se procede a titular en caliente, agregándole solución de KMnO4 y agitando continuamente.

12. El punto final o punto de equivalencia de la solución es cuando la

solución adquiere un color rosado persistente. El volumen de KMnO4 que se usó fue 0,4 mL.

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

Cálculo de la normalidad de la solución de H2C2O4:

2 2 4 2 2 4gastado de KMnO4 KMnO4H C O H C OV N V Nx x=

2 2 4H C O

eq-g20 mL N 0,4mL 0,0706

Lx x=

2 2 4H C O

eq-gN 0,0014

L=

La reacción es: H2C2O4(ac) + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) → MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + CO2(g)

+ H2O(g) entonces, 2C+3 → 2C+4 θ =2

2 2 4wH C O

p - eq=0,028eq-g 1,26g ------------- 100mL

wH2C2O4 --------- 20mL 2 2 4wH C O902

=0,028eq-g wH2C2O4 = 0,252g

wH2C2O4 =1,26g

% pureza: 0,252g100% 50,4%

0,5gx =

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CONCLUSIONES

• En este tipo de titulación no se utiliza ningún indicador ya que los

mismos reactivos utilizados actúan como indicadores.

• Es difícil de encontrar KMnO4 puro (está mezclado con MnO2).

El agua destilada que usamos, probablemente contenga

sustancias reductoras que forman MnO2 con el KMnO4

• Se usa H2SO4(cc) ya que permite en la titulación le da el medio

ácido y se trabaje con un Eºox=1,5V, lo cual en un medio ácido

fuerte ocurre la siguiente reacción:

MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn+2 + 4H2O, lo cual es favorable para

una adecuada titulación.

• Si no se usara H2SO4(cc), la titulación se daría en medio básico,

neutro y en algunos casos ácido débil. Entonces ocurriría la

siguiente reacción: MnO4- + 2H2O + 3e- → MnO2 + 4OH- , lo

cual sería desfavorable para la titulación ya que el MnO2

cataliza la descomposición del KMnO4

• Al usar H2SO4(cc) permite que la velocidad de reacción sea más

rápida en conjunto con el proceso de calentamiento de la

reacción.

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

BIBLIOGRAFÍA

http://es.wikipeadia.org/wiki/Redox

http://www.monografias.com/quimica/reacciones_redox

Química General 8va edición (2003) Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey Herring Ed. Prentice Hall Páginas 159 - 161

Informe Nº 2 - Titulaciones Redox (Permanganimetria) Prof. Angela Sifonte Laboratorio de Química Analítica Caracas, 23 de Noviembre de 2004

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

APENDICE 1. Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas de las titulaciones de los item 4.5,

4.6 y 4.7: A. ECUACIONES MOLECULARES: 4.5 KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + CO2

+ H2O 4.6 KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

4.7

H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O B. ECUACIONES IONICAS: 4.5 5Na2C2O4 + 8H2SO4 + 2KMnO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 +

8H2O + 10CO2 4.6

16H+ + 2MnO4- + 10Fe2+ → 2Mn2+ + 8H2O + 10Fe3+ 4.7

5H2C2O4 + 2MnO4- + 16H+ → 10CO2 + 10H+ + 2Mn2+ + 8H2O

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2. Balancear las ecuaciones de la pregunta anterior por el método ión electrón 4.5

KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O

5e- + Mn+7 → Mn+2 (Reducción) 5x (C+3 → C+4 + 1e-) (Oxidación)

Balanceando:

2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O 4.6 KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

(MnO4

- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O) x2 (2Fe2+ → 2Fe3+ + 2e-) x5

Sumando Ambas semireacciones:

10e- + 2MnO4

- + 16H+ + 10Fe2+ → 2Mn2+ + 8H2O + 10Fe3+ + 10e-

Reemplazando los resultados:

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O 4.7

H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

En principio parece ser una reacción redox entre el ácido oxálico y el permanganato de potasio. Si es así la reacción es la siguiente:

(H2C2O4 → 2CO2 + 2H+ + 2e-) x5 (Oxidación)

(MnO4- + 8H+ +5e- → Mn2+ + 4H2O) x2 (Reducción)

Simplificando:

5H2C2O4 + 2MnO4

- + 16H+ → 10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O

3. ¿Por qué en las titulaciones con KMnO4 se emplea el H2SO4 concentrado? Se utiliza H2SO4(CC) porque esto permite que se disocien mas rápidamente los compuestos como el permanganato y las demás sustancias que reaccionen. Además permite que la reacción se de en medio ácido lo cual permite la identificación del punto de equilibrio que es el indicador del permanganato cuando la solución se torna de color rosado persistente.

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PRACTICA Nº 1 Titulación Redox

4. Explique a que se debe el color rosa persistente al final de la titulación redox en las que se emplee el KMnO4 como agente oxidante en medio ácido

Se da porque al tener al KMnO4 (permanganato de potasio) como agente oxidante en medio ácido este al no consumirse por completo deja el color rosado persistente ya que en el equilibrio tanto el permanganato como los demás sustancias producidas y reactantes en equilibrio se mantienen constantes y ese es el motivo del color rosado persistente. Además el ion permanganato decolora el color violeta del permanganato.

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PRACTICA Nº 2 Absorción de calor y energía

ÍNDICE Página Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Calor Específico 6 Capacidad Calorífica 7 Calor de solución 8 Calor de reacción 9 Calorimetría 10 Detalles Experimentales 10

Materiales y Reactivos 10 Procedimiento 11

Conclusiones 34 Bibliografía 35

Apéndice 36

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PRACTICA Nº 2 Absorción de calor y energía

INTRODUCCIÓN Por la misma época que se descubrió la equivalencia entre el calor y el trabajo se estaba desarrollando la teoría molecular de la materia, que consiste en:

• Todos los cuerpos están formados por partículas pequeñísimas llamadas moléculas.

• Las moléculas no ocupan todo el volumen del cuerpo que forman: entre ellas hay espacios vacíos llamados intermoleculares, cuyas dimensiones varían con el estado del cuerpo (sólido, líquido o gaseoso).

• Entre molécula y molécula se ejercen ciertas fuerzas, llamadas de cohesión.

• Las moléculas están en movimiento. Esta teoría ayuda a explicar los fenómenos calóricos. Esto permite hacer la siguiente hipótesis: • El calor (forma de energía) que posee un cuerpo es la suma de las

energías de sus moléculas. • La mayor o menor temperatura de un cuerpo se debe a la mayor o

menor velocidad de sus moléculas. • De esa manera se interpreta que: dar calor a un cuerpo, significa

aumentar la energía mecánica de sus moléculas; quitarle calor es disminuir la energía mecánica de sus moléculas.

• Capacidad calórica de una sustancia a la cantidad de calor que ella absorbe para aumentar su temperatura en 1 ° C.

• Para calentar masas iguales de sustancias diferentes a la misma temperatura, es necesario darle cantidades distintas de energía calórica. Esto nos indica que cada sustancia tiene su propia aptitud para absorber el calor.

• Un aumento o una disminución de la energía de las moléculas provocaran, por lo general, un aumento o disminución de su velocidad, y por lo tanto, un aumento o una disminución de la temperatura del cuerpo. En otros casos, la variación de la energía de las moléculas provocará un cambio de estado del cuerpo, sin que haya variación de sus velocidades, es decir, sin que se produzca una variación de la temperatura.

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OBJETIVOS

• Determinar cuantitativamente la energía asociada a los

cambios químicos y físicos.

• Determinar experimentalmente las capacidades caloríficas a

presión constante atmosférica de sólidos y del sistema

calorimétrico.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS

CALOR ESPECÍFICO

Es la cantidad de calor necesaria para que la temperatura de masa de un cuerpo puro, diferente del agua, ascienda de T0 a Tf, dependa de la naturaleza de ese cuerpo. De ello se deriva la definición de calor específico numéricamente igual a la cantidad de calor necesaria para elevar un grado de la temperatura de la unidad de masa del cuerpo considerado. Se dice que la cantidad de calor que se debe proporcionar a la masa (m) de un cuerpo puro para que su temperatura varíe de T0 a Tf viene expresada en siguiente formula:

f 0Q mCe(T T )= − En donde Ce es igual al calor especifico medio entre T0 y Tf. Para verificar el calor específico se emplea la siguiente formula:

calCe

g ºC=

Calor específico de algunas sustancias

SUSTANCIA CALOR ESPECÍFICO (J/g.°C)

Aluminio 0.900

Oro 0.129

C(grafito) 0.720

C(diamante) 0.502

Cobre 0.385

Hierro 0.444

Mercurio 0.139

Agua 4.184

Etanol 2.46

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PRACTICA Nº 2 Absorción de calor y energía

Métodos calorimétricos:

Se utilizan tres métodos: • El método de mezclas o el método adiabático, la cantidad de calor,

positiva o negativa, que hay medir se evalúa a partir de una masa de agua m, cuya temperatura se eleva (o disminuye) de T0 a Tf. La expresión de esta cantidad de calor será:

f 0Q m(T T )= − • El método de fusión de hielo o método isotérmico, esta cantidad de

calor sirve para fundir cierta masa de hielo, que le es proporcional, y se calcula la disminución de volumen de hielo fundamente.

• En el método eléctrico, el paso de una corriente a través de un conductor proporciona una cantidad de calor determinada que sirve para producir el efecto calórico (por ejemplo una variación de temperatura).

CAPACIDAD CALORÍFICA La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor necesario para elevar un grado Celsius la temperatura de una cantidad determinada de sustancia. El calor específico es una propiedad intensiva, en tanto que la capacidad calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre la capacidad calorífica y el calor específico de una sustancia es:

C = mCe Donde m es la masa de la sustancia en gramos. Por ejemplo el calor específico del agua es 4.184 J/g °C y la capacidad calorífica de 60 gramos de agua es: (60.0 g)(4.184 J/g . °C) = 251 J/°C Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en la temperatura de una muestra (Δt) indicara la cantidad de calor (q) que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para calcular el cambio de calor esta dada por:

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donde m es la masa de la muestra y Δt es el cambio de la temperatura:

El signo convencional de q es igual que para el cambio de entalpía; que es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos.

CALOR DE SOLUCIÓN Cuando un soluto se disuelve en un solvente hay energía absorbida o desprendida, la cantidad efectiva (neta) por mol de soluto depende sobre todo de la concentración de la solución, es prácticamente constante cuando la solución es muy diluida. El calor neto observado cuando la solución es preparada, es el resultado de la energía requerida para romper los enlaces químicos o atracciones intermoleculares (soluto — soluto y solvente — solvente) y la energía liberada por la formación de otros nuevos enlaces (soluto — solvente). Así, si un sólido iónico (MX) es disuelto en agua, el calor de solución es una manifestación de la energía requerida para romper la red cristalina (energía reticular, ∆H positivo).

(s) (g) (g)MX M X+ −→ + Y la energía liberada cuando los iones son hidratados (calor de hidratación, ∆H negativo). LA ENTALPÍA La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J.E. Clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpía H es igual a E + PV, donde E es la energía interna, P es la presión y V es el volumen. H se mide en julios.

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H = E + PV Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía (ΔH).

ΔH = Hf — H0 La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso, así: Entalpía de reacción, entalpía de formación, entalpía de combustión, entalpía de disolución, entalpía de enlace, etc.; siendo las más importantes:

ENTALPIA DE REACCIÓN (CALOR DE REACCIÓN): Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión constante. ENTALPÍA DE FORMACIÓN: Es el calor necesario para formar un mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen. Ejemplo:

H2(g) + ½O2(g) → H2O + 68.3Kcal Cuando se forma una mol de agua (18 g) a partir de hidrógeno y oxígeno se producen 68.3 Kcal, lo que se denomina entalpía de formación del agua. ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN: Es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema una mol de sustancia. Ejemplo:

CH4(g) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(ℓ) ΔH = -212.8 Kcal Lo que significa que cuando se queman 16 g de metano se desprenden 212.8 Kcal. Estas entalpías se determinan normalmente a 25°C y 1 atm. Para determinar la entalpía estándar de formación de las sustancias, se deben tener en cuenta las siguientes consideraciones: 1. La entalpía estándar de formación de los elementos puros, libres y tal como se encuentran en su estado natural es cero.

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Por ejemplo: H2(g), O2(g), N2(g), Cl2(g), Na(s), etc., tienen ΔHf25

° = 0, donde Δ Hf25° es la

entalpía estándar de formación. 2. El carbono se presenta a 25°C 1 atm de presión y en el estado sólido, de varias formas: diamante, grafito, antracita, hulla, coke, etc, pero su estado estándar se define para el grafito, o sea ΔHf25

° del grafito es igual a cero. 3. El azufre se presenta en dos estados alotrópicos, el rómbico y el monoclínico; su entalpía estándar se define para el rómbico o sea ΔHf25

° del rómbico es igual a cero. Entalpía Estándar de una Ecuación General

Se calcula restando las entalpías estándares de formación de los reactivos de las entalpías estándares de formación de los productos, como se ilustra en la siguiente ecuación:

CALORIMETRÍA Según las teorías que iniciaron el estudio de la calorimetría, el calor era una especie de fluido muy sutil que se producía en las combustiones y pasaba de unos cuerpos a otros, pudiendo almacenarse en ellos en mayor o menor cantidad. Posteriormente, se observó que, cuando se ejercía un trabajo mecánico sobre un cuerpo (al frotarlo o golpearlo, por ejemplo), aparecía calor; hecho que contradecía el principio de conservación de la energía, ya que desaparecía una energía en forma de trabajo mecánico, además de que se observaba la aparición de calor sin que hubiese habido combustión alguna. Benjamin Thompson puso en evidencia este hecho cuando dirigía unos trabajos de barrenado de cañones observando que el agua de refrigeración de los taladros se calentaba durante el proceso. Para explicarlo, postuló la teoría de que el calor era una forma de energía. Thompson no consiguió demostrar que hubiese conservación de energía en el proceso de transformación de trabajo en calor, debido a la imprecisión en los aparatos de medidas que usó. Posteriormente, Prescott Joule logró demostrarlo experimentalmente,

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llegando a determinar la cantidad de calor que se obtiene por cada unidad de trabajo que se consume, que es de 0,239 calorías por cada julio de trabajo que se transforma íntegramente en calor. La Calorimetría es la rama de la termodinámica que mide la cantidad de energía generada en procesos de intercambio de calor. El calorímetro es el instrumento que mide dicha energía. El tipo de calorímetro de uso más extendido consiste en un envase cerrado y perfectamente aislado con agua, un dispositivo para agitar y un termómetro. Se coloca una fuente de calor en el calorímetro, se agita el agua hasta lograr el equilibrio, y el aumento de temperatura se comprueba con el termómetro. Si se conoce la capacidad calorífica del calorímetro (que también puede medirse utilizando una fuente corriente de calor), la cantidad de energía liberada puede calcularse fácilmente. Cuando la fuente de calor es un objeto caliente de temperatura conocida, el calor específico y el calor latente pueden ir midiéndose según se va enfriando el objeto. CALORIMETRÍA A VOLUMEN CONSTANTE

Diagrama de bomba calorimétrica

Para medir el calor de combustión se coloca una masa conocida de un compuesto en un recipiente de acero, denominado bomba calorimétrica a volumen constante, que se llena con oxígeno, a más o menos 30 atm de presión. La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua. La muestra se enciende eléctricamente y el calor producido por la reacción de combustión se puede calcular con exactitud al registrar el aumento en la temperatura del agua. El calor liberado por la muestra es absorbido por el agua y por el calorímetro. El diseño especial de la bomba calorimétrica permite suponer que no hay pérdida de calor (o de masa) hacia los alrededores durante el tiempo en que se hacen las mediciones.

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Como consecuencia, se puede decir que la bomba calorimétrica y el agua en que se sumerge constituyen un sistema aislado. Debido a que no entra ni sale calor del sistema durante el proceso, se puede escribir:

donde qagua, qbomba y qreacción son los cambios de calor del agua, de la bomba y de la reacción, respectivamente. Así:

La cantidad qagua se obtiene por:

El producto de la masa de la bomba por su calor específico es la capacidad calorífica de la bomba, que permanece constante para todos los experimentos efectuados en dicha bomba calorimétrica: De aquí

Como es una bomba calorimétrica las reacciones ocurren bajo condiciones de volumen constante y no de presión constante, los cambios de calor no corresponden al cambio de entalpía ΔH. Es posible corregir las mediciones en los cambios de calor de forma que correspondan a los valores de ΔH, pero debido que la corrección es muy pequeña.

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CALORIMETRÍA A PRESIÓN CONSTANTE Sabemos que ∆H se define como la cantidad de calor transferida a presión constante,(∆H = qp), entonces un calorímetro para medir ello tendrá el siguiente esquema:

Diagrama de un calorímetro

El regulador de presión puede ser simplemente un agujero que permita que la presión sea la misma que la presión atmosférica Para aquellas reacciones que se hacen en agua en disoluciones diluidas, el calor específico de la disolución será aproximadamente igual al del agua, esto es, 4.18 J g-1 K-1 El calor absorbido por una disolución acuosa es igual al calor liberado por la reacción de los solutos:

qdisolución = -qrxn

Si la reacción libera calor, es una reacción exotérmica y el ∆H es negativo. La entalpía de los productos es menor que la de los reactivos

∆H = Hproductos-Hreactivos

En un calorímetro con una disolución acuosa, si la reacción de los solutos es exotérmica, la disolución absorberá el calor producido por la reacción y se observará un incremento en la temperatura. De manera que para una reacción exotérmica: • Los solutos tienen una entalpía final menor después de la reacción (∆H negativa) • La disolución tiene una entalpía final mayor después de la reacción (∆H positiva) De manera que para determinar el valor de ∆Hrxn debemos invertir el signo de ∆Hsoln (es decir el valor medido).

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DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

• 1 cocina eléctrica • 1 balanza de triple brazo • 1 pisceta • 1 termómetro • 1 probeta de 50 mL • 2 vasos de 250 mL • 1 bagueta • 1 pipeta y pro pipeta • 1 caja de metal de 20cmx12cmx4cm • arena

Reactivos:

• Ácido Sulfúrico H2SO4 18M y 0,25M • Hidróxido de Sodio NaOH 0,5M • Ácido Acético Glacial CH3COOH • Ácido Acético CH3COOH 0,25M • 1L de Agua destilada (aproximadamente)

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PROCEDIMIENTO A) Determinación de la constante del Calorímetro C cal/grado 1. En un vaso de vidrio que servirá de calorímetro agregar 100g de

agua potable. Luego se toma la temperatura del agua T1.

Resultado: La temperatura T1 =19ºC 2. Se coloca 100g de agua en un segundo vaso de vidrio de 250 mL y

se calienta hasta una temperatura entre 35 a 40 ºC. Luego se anota la temperatura T2.

Resultado: La temperatura T2 =34ºC

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3. Inmediatamente se enfría el termómetro con abundante agua fría.

4. Se vierten los 100g de agua caliente del calorímetro, se agita con cuidado y se anota la máxima temperatura que alcanza el sistema en equilibrio.

Temperatura de equilibrio: Te =26ºC

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Con estos datos podemos hallar la Capacidad Calorífica del calorímetro. Cálculos:

Qganado Qperdido= − Q ganado =calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el H2O del calorímetro Q perdido =calor perdido por el H2O del vaso 2 Luego:

ganado ganado perdidocalorímetro sistema 2do vasoQ + Q = Q

2 2 2 2H O H O H O H OC T m Ce T= m Ce TΔ + Δ − Δ

e 1 e 1 2 e

cal calC(T T ) 100g 1 (T T ) 100g 1 (T T )

g ºC g ºCx x− + − = − −

cal calC(26 19) 100g 1 (26 19)ºC 100g 1 (34 26)ºC

g ºC g ºCx x− + − = −

7C 700cal 800cal+ = 7C 100cal=

calC 14,28

º C=

B) Determinación del Calor específico de un sólido 1. Se coloca 100g de agua en el calorímetro. Se mide la temperatura

T1.

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Resultado: La temperatura T1 = 19ºC 2. Se pesa una muestra sólida de Plomo y se coloca en el vaso 2.

Peso de la muestra: 49,3g 3. Se coloca la muestra en un vaso. En seguida se calienta los

perdigones en un baño de arena durante 10 minutos. Luego se mide la temperatura T2.

Resultado: La temperatura T2 = 109ºC

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4. Una vez calentado los perdigones se colocan con mucho cuidado al calorímetro lleno de agua.

5. Se espera unos 10 segundos y se anota la máxima temperatura que alcanza el sistema en equilibrio.

Temperatura de equilibrio: Te =23ºC

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Cálculos:

Qperdido Qganado=

2

perdido ganado ganadometal H O sistema (calorímetro)Q Q Q= +

1cal cal49,3g Ce(109 23) 100g (23 19)ºC 14,28 (23 19)ºC

g ºC g ºCx − = − + −

m Ce T mCe T C Tx Δ = Δ + Δ

4239,8Ce 400cal 57,12cal= + cal

Ce 9,275g ºC

=

C) Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos. Se examinará cuantitativamente los cambios de energía que acompañan los tres cambios químicos. Se asumirá que la densidad de

la solución diluida resultante de cada reacción es 1 gmL

y que el calor

específico de cada una de las soluciones formadas es de 1 calgº C

.

C.1) Determinación del cambio de energía por mol de H2SO4 al añadir

2 mL de H2SO4 18M y 100 mL de agua destilada al calorímetro. 1. Se adiciona aproximadamente 50 mL de H2SO4 18M a un vaso del

cual se extraen 2mL con una pipeta.

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2. Con la piseta se agrega 100 mL de agua destilada a la probeta. Se toma como referencia la temperatura del agua 19ºC.

3. Luego esta agua se vierte al calorímetro y se vierte con la pipeta los

2 mL de H2SO4 18M al calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema.

Temperatura de equilibrio: Te =21ºC

Cálculos:

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Qperdido Qganado=

2 4 2

perdido ganado ganadoH SO H O sistema (calorímetro)Q Q Q= +

2 4 2 2H SO sol H O H On H m Ce T CΔ = Δ + ΔT

sol0,036mol H 200cal 28,56calΔ = +

sol

calH 6348,8

molΔ =

A este ∆Hsol se le denominará ∆H1

C.2) Determinación del cambio de energía por mol de H2SO4 al añadir

50 mL de H2SO4 0,25M a 50 mL de NaOH 0,5M en el calorímetro.

1. Se adiciona aproximadamente 100 mL de NaOH 0, 5M a un vaso del cual se extraen 50 mL con una pipeta y se añade al calorímetro. La temperatura del NaOH es 19ºC.

2. Se adiciona aproximadamente 100 mL de H2SO4 0,25M a un vaso y del cual se extraen 50 mL con una pipeta.

sol

mol 1L 1cal cal18 2mLx H 100g (21 19)ºC 14,28 (21 19)ºC

L 1000mL g ºC g ºCx Δ = − + −

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3. Luego se añade con la pipeta los 50 mL de NaOH 0,5M al

calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema.

Temperatura de equilibrio: Te =32,5ºC

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Cálculos:

Qperdido Qganado=

2 4H SO sol NaOH NaOHn H m Ce T CΔ = Δ + ΔT

2 4

perdido ganado ganadoH SO NaOH sistema (calorímetro)Q Q Q= +

sol

mol 1L 1cal cal0,25 50mLx H 50g (32,5 19)ºC 14,28 (32,5 19)ºC

L 1000mL g ºC g ºCx Δ = − + −

sol0,0125mol H 675cal 192,78calΔ = +

sol

calH 69422,4

molΔ =

A este ∆Hsol se le denominará ∆H2

C.3) Determinación del cambio de energía por mol de H2SO4 al añadir

1,5 mL de H2SO4 18M a 100 mL de NaOH 0,5M en el calorímetro.

1. Se adiciona aproximadamente 150 mL de NaOH 0,5M a un vaso

del cual se extraen 100 mL con una pipeta y se añade al calorímetro. La temperatura del NaOH es 19ºC.

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2. Se adiciona aproximadamente 50 mL de H2SO4 18M a un vaso del cual se extraen 1,5 mL con una pipeta.

3. Luego se añade con la pipeta los 1,5 mL de H2SO4 18M al

calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema.

Temperatura de equilibrio: Te =32,5ºC

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Cálculos:

Qperdido Qganado=

2 4

perdido ganado ganadoH SO NaOH sistema (calorímetro)Q Q Q= +

2 4H SO sol NaOH NaOHn H m Ce T CΔ = Δ + Δ T

sol0,027mol H 300cal 42,84calΔ = +

sol

calH 12697,7

molΔ =

A este ∆Hsol se le denominará ∆H3 Ahora repetiremos los pasos C.1, C.2 y C.3 usando Ácido acético glacial (concentrado) en lugar de H2SO4 18M y ácido acético 0,25M en lugar de H2SO4 0,25M. C.4) Determinación del cambio de energía por mol de CH3COOH al

añadir 2 mL de CH3COOH 18M y 100 mL de agua destilada al calorímetro.

1. Se adiciona aproximadamente 50 mL de CH3COOH glacial a un vaso del cual se extraen 2mL con una pipeta.

sol

mol 1L 1cal cal18 1,5mLx H 100g (22 19)ºC 14,28 (22 19)ºC

L 1000mL g ºC g ºCx Δ = − + −

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PRACTICA Nº 2 Absorción de calor y energía

2. Con la piseta se agrega 100 mL de agua destilada a la probeta. Se toma como referencia la temperatura del agua 19ºC.

3. Luego esta agua se vierte al calorímetro y se vierte con la pipeta los

2 mL de CH3COOH glacial al calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema.

27

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Temperatura de equilibrio: Te =20ºC Cálculos:

Qperdido Qganado=

3 2

perdido ganado ganadoCH COOH H O sistema (calorímetro)Q Q Q= +

sol

mol 1L 1cal cal16 2mLx H 100g (20 19)ºC 14,28 (20 19)ºC

L 1000mL g ºC g ºCx Δ = − + −

3 2 2CH COOH sol H O H On H m Ce T C TΔ = Δ + Δ

sol0,032mol H 100cal 14,28calΔ = +

sol

calH 3571,25

molΔ =

C.2) Determinación del cambio de energía por mol de CH3COOH al

añadir 50 mL de CH3COOH 0,25M a 50 mL de NaOH 0,5M en el calorímetro.

1. Se adiciona aproximadamente 100 mL de CH3COOH 0,25M a un

vaso del cual se extraen 50 mL con una pipeta y se añade al calorímetro. La temperatura del NaOH es 19ºC.

2. Se adiciona aproximadamente 100 mL de CH3COOH 0,25M a un vaso y del cual se extraen 50 mL con una pipeta.

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3. Luego se añade con la pipeta los 50 mL de NaOH 0,5M al calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema.

29

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Temperatura de equilibrio: Te =22ºC Cálculos:

Qperdido Qganado=

3

perdido ganado ganadoCH COOH NaOH sistema (calorímetro)Q Q Q= +

sol

mol 1L 1cal cal0,25 50mLx H 50g (22 19)ºC 14,28 (22 19)ºC

L 1000mL g ºC g ºCx Δ = − + −

3CH COOH sol NaOH NaOHn H m Ce T C TΔ = Δ + Δ

sol0,0125mol H 150cal 42,84calΔ = +

sol

calH 15427,2

molΔ =

C.3) Determinación del cambio de energía por mol de CH3COOH al

añadir 1,5 mL de CH3COOH glacial a 100 mL de NaOH 0,5M en el calorímetro.

1. Se adiciona aproximadamente 150 mL de NaOH 0,5M a un vaso

del cual se extraen 100 mL con una pipeta y se añade al calorímetro. La temperatura del NaOH es 19ºC.

30

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2. Se adiciona aproximadamente 50 mL de CH3COOH glacial a un vaso del cual se extraen 1,5 mL con una pipeta.

3. Luego se añade con la pipeta los 1,5 mL de CH3COOH glacial al

calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema.

Temperatura de equilibrio: Te =22ºC

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Cálculos:

Qperdido Qganado=

3

perdido ganado ganadoCH COOH NaOH sistema (calorímetro)Q Q Q= +

3CH COOH sol NaOH NaOHn H m Ce T CΔ = Δ + ΔT

sol

mol 1L 1cal cal18 1,5mLx H 100g (22 19)ºC 14,28 (22 19)ºC

L 1000mL g ºC g ºCx Δ = − + −

sol0,027mol H 300cal 42,84calΔ = +

sol

calH 12697,7

molΔ =

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CONCLUSIONES

• La mayoría de las reacciones químicas se producen con

desprendimiento o absorción de calor y se dividen,

respectivamente, en reacciones exotérmicas y endotérmicas,

según que haya calentamiento o enfriamiento durante la reacción.

• La mayoría de los procesos físicos y químicos ocurren en

condiciones de presión constante de la atmósfera. En el

laboratorio las reacciones químicas tienen lugar en recipientes

abiertos, por lo que el proceso tiene lugar a una presión

aproximada de una atmósfera. Para expresar el calor absorbido

ó liberado en un proceso se usa una cantidad llamada entalpía.

• El cambio de entalpía para un proceso a presión constante, se

define como el calor liberado ó absorbido por el sistema en el

proceso químico.

• Muchas de las cosas que hacemos diariamente están

relacionadas con el calor o con la posibilidad de transferir calor

de un cuerpo a otro.

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PRACTICA Nº 2 Absorción de calor y energía

BIBLIOGRAFÍA

http://www.monografias.com/trabajos35/calorimetría

http://www.geocities.com/kirill_bessonov/pagina3.htm?200816#Aplicaciones del calorímetro en Química.#Aplicaciones del calorímetro en Química.

Química General 8va edición (2003) Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey Herring Ed. Prentice Hall Páginas 223 — 229, 241 — 243

Quimica 2 — Ayuda de Clase Pontificia Universidad Católica del Perú Edición 2006 Páginas 12, 13, 20, 25, 27, 31, 33, 36,

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APÉNDICE 1. Calcular el valor de la constante del calorímetro C (cal/grado).

ganado ganado perdidocalorímetro sistema 2do vasoQ + Q = Q

2 2 2 2H O H O H O H OC T m Ce T= m Ce TΔ + Δ − Δ

e 1 e 1 2 e

cal calC(T T ) 100g 1 (T T ) 100g 1 (T T )

g ºC g ºCx x− + − = − −

cal calC(26 19) 100g 1 (26 19)ºC 100g 1 (34 26)ºC

g ºC g ºCx x− + − = −

7C 700cal 800cal+ = 7C 100cal=

calC 14,28

º C=

2. Determinar el calor específico de la muestra sólida que indica el profesor. Determine el % de error relativo.

Qperdido Qganado=

2

perdido ganado ganadometal H O sistema (calorímetro)Q Q Q= +

1cal cal49,3g Ce(109 23) 100g (23 19)ºC 14,28 (23 19)ºC

g ºC g ºCx − = − + −

m Ce T mCe T C Tx Δ = Δ + Δ 4239,8Ce 400cal 57,12cal= +

calCe 9,275

g ºC=

Ce del Plomo (Teórico) = J 274K 0,24cal cal

0,13 8,548g K 1ºC 1J g ºC

x x =

8,548 9,275

%error= 100 8,50% (error por exceso)8,548

x−

= −

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3. Fundamente el resultado de la pregunta (2) y que consideraciones se debe tener en cuenta en la práctica si este % de error es muy alto.

El plomo al estar a 109ºC e inmediatamente sumergirlo en el calorímetro, éste le transfiere calor al agua del calorímetro. Hasta que los dos estén a la misma temperatura que es 23ºC, luego asumiendo que el calor específico del agua es 1 cal/g ºC a la temperatura de 19ºC, entonces aplicando el principio de Q perdido =Q ganado. Se puede determinar el valor del calor específico, conocido el valor de la capacidad calorífica del calorímetro, determinado experimentalmente en el primer experimento. Se debe tener en cuenta que el % de error pudo ser muy alto debido a lo siguiente:

a) Las piedras de Plomo no tienen el 100% de pureza. b) La temperatura máxima que alcanzaron las piedras de Plomo

pudo haber sido más de 109ºC. No se pudo determinar exactamente ya que el termómetro sólo podía soportar temperaturas hasta 110ºC. Sólo se debió calentar hasta 90ºC y pasado unos segundos debió llegar a 100ºC.

c) En el momento de calentar las piedras de Plomo en baño de arena, éstas no se calentaron uniformemente.

d) La temperatura de equilibrio del sistema evidencia que no se calentaron uniformemente las piedras de Plomo, pues ésta debió ser 28,8ºC.

e) La temperatura del medio ambiente tampoco ayudó mucho, pues esta debió ser 22ºC.

4. Calcule la concentración de la solución diluida de H2SO4 formada

en el paso C.1. H2SO4 H2O V1: 2 mL V2: 100 mL V3: 102 mL C1: 18M C2: 0 M C3: ¿?

1 1 2 2 3 3C V C V C V+ = 318 2 0 100 C 102x x x+ =

C3 = 0,35M

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5. Muestre por cálculo que la solución formada en las reacciones de neutralización de los pasos C.2 y C.3 es Na2SO4.

En C.2

2 4 2 4 2H SO 2NaOH Na SO 2H O+ → +

moles: 0,036 0.072 0,036 0,0721 2 1 2

= = =

ºRx

KcalH [0,072( 68,32) 0,036( 331,46)] [0,036( 216,90) 0,072( 112,24)]

molΔ = − + − − − + −

ºRx

Kcal calH 0,961 961,92

mol molΔ = − = −

En C.3

2 4 2 4 2H SO 2NaOH Na SO 2H O+ → +

moles: 0,027 0.054 0,027 0,0541 2 1 2

= = =

ºRx

KcalH [0,054( 68,32) 0,027( 331,46)] [0,027( 216,90) 0,054( 112,24)]

molΔ = − + − − − + −

ºRx

Kcal calH 0,721 721,44

mol molΔ = − = −

6. Escriba las ecuaciones de las tres reacciones estudiadas en la

parte C. Indique la concentración de cada reaccionante y de su producto como parte de las reacciones (no incluye al agua ni como reaccionante ni como producto en la reacción de la dilución del paso C.1.

En C.1

2 +2 4 4H SO SO 2H−→ +

0

f :

[ ] : 18 - -

[ ] 0,35 17,65 8,82

En C.2

2 4 2 4 2H SO 2NaOH Na SO 2H O+ → +

0

f :

[ ] : 0,25 0,5 - -

[ ] - - 0,25 -

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En C.3

2 4 2 4 2H SO 2NaOH Na SO 2H O+ → +

0

f :

[ ] : 18 0,5 - -

[ ] 0,75 0,37 0,75 -

7. Dentro de los límites de error inherentes a los procedimientos

experimentales que ha seguido. ¿Qué relación aritmética existe entre ∆H1, ∆H2 y ∆H3 . Considera válida sus respuesta explique considerando las reacciones estudiadas.

1

calH 6348,8

molΔ =

2

calH 69422,4

molΔ =

3

calH 12697,7

molΔ =

31 2 HH H1 11 2

ΔΔ Δ= =

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PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

ÍNDICE Página Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Velocidad de Reacción 6

Fundamentos 12

Detalles Experimentales 15 Materiales y Reactivos 15 Procedimiento 16

Conclusiones 27 Bibliografía 28

Apéndice 29

3

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PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

INTRODUCCIÓN La materia esta expuesta a diferentes cambios químicos denominados reacciones químicas, en nuestra vida diaria, observamos que ciertas reacciones son rápidas como las reacciones de combustión, mientras que otras son lentas, como la oxidación de un clavo de hierro, pero como explicar esta diferencia, para esto será necesario analizar ciertos factores que tienen influencia en la rapidez de una reacción química, por ejemplo, al aumentar la temperatura se incrementa la velocidad de las partículas, estos chocan con mas fuerza(con mas energía) y con mayor frecuencia, y esto hace que aumente la velocidad de la reacción. En este informe se demuestra experimentalmente el orden de una reacción teniendo en cuenta la gráfica de las concentraciones de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo. Además de las velocidades instantáneas para cada tiempo.

4

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OBJETIVOS

• Determinar cuantitativamente la velocidad de una reacción

química.

• Determinar experimentalmente el orden de una reacción.

• Determinar gráficamente la velocidad inicial y la velocidad

instantánea.

• Emplear el método volumétrico para determinar la variación de

la concentración en función del tiempo.

5

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PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

PRINCIPIOS TEÓRICOS

VELOCIDAD DE REACCIÓN

La cinética química es el área de la química que tiene relación con la rapidez, o velocidad, con que ocurre una reacción química. La palabra “cinética” sugiere movimiento o cambio. En este caso, cinética se refiere a la velocidad de reacción, que es el cambio en la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo (M/s). Hay muchas razones para estudiar la velocidad de una reacción. Para empezar, existe una curiosidad intrínseca con respecto a la razón por la que las reacciones ocurren a diferentes velocidades. Algunos procesos, como las etapas iniciales de la visión, la fotosíntesis y las reacciones nucleares en cadena, ocurren a una velocidad tan corta como de 10-12 s a 10-6 s. Otros, como la restauración del cemento y la conversión del grafito en diamante, necesitan millones de años para completarse. En un nivel práctico, el conocimiento de la velocidad de las reacciones es de gran utilidad para el diseño de fármacos, en el control de la contaminación y en el procesamiento de alimentos. Con frecuencia los químicos industriales ponen más énfasis en el aceleramiento de la velocidad de una reacción que en mejorar su rendimiento. Se sabe que cualquier reacción puede representarse por la ecuación general:

Reactivos → Productos Esta ecuación se expresa durante el transcurso de una reacción, los reactivos se consumen mientras se forman los productos. Como resultado, es posible seguir el progreso de una reacción al medir, ya sea la disminución en la concentración de los reactivos o el aumento en la concentración de os productos. En el ejemplo se muestra una reacción sencilla donde las moléculas de A se convierten en moléculas de B:

A → B En general, es más conveniente expresar la velocidad de reacción en términos del cambio en la concentración con respecto al tiempo. Así para la reacción A → B, la velocidad se expresa como:

6

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7

PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

A

[A]velocidad

= −Δ o B

[B]velocidad

donde [A] y Δ [B] son los cambios en la concentración (molaridad) en un determinado periodo Δ t. Debido a que la concentración de A disminuye durante el intervalo de tiempo,

Δ

Δ [A] es una cantidad negativa. La velocidad de reacción es una cantidad positiva, de modo que es necesario un signo menos en la expresión de la velocidad para que la velocidad sea positiva. Por otra parte, la velocidad de formación del producto no requiere de un signo menos porque Δ [B] es una cantidad positiva (la concentración de B aumenta con el tiempo). Estas velocidades son velocidades promedio porque representan el promedio en cierto periodo Δ t. Por definición, se sabe que para determinar la velocidad de una reacción se mide la concentración del reactivo (o del producto) como una función de tiempo. Para las reacciones en disolución, la concentración de algunas especies se puede medir por métodos espectroscópicos. Si participan iones, el cambio en la concentración se detecta por mediciones de conductividad eléctrica. Las reacciones con gases se siguen a través de medidas de presión. Aquí se considerarán dos reacciones específicas para las cuales se utilizan diferentes métodos para medir la velocidad de reacción. La velocidad de una reacción es una función de la temperatura, la presión y la composición de la mezcla reaccionante. La ecuación que expresa la velocidad de reacción como función de la temperatura y la composición se conoce como ley de velocidad y debe determinarse experimentalmente tomando así formas muy diversas (ver más adelante). En algunos casos, la velocidad de reacción puede expresarse como el producto de una función de la temperatura (llamada constante de velocidad) por las concentraciones de reactivos y/o productos u otros componentes de la mezcla, elevadas a diversas potencias. En su forma más general para la reacción arriba descripta escribiríamos:

tV kT[A] [B] [C] [D]α β χ= δ

Ley de Velocidad Ecuación 1 Donde K es una función de la temperatura y se denomina constante de velocidad, [A], [B], etc. indican las concentraciones de las especies químicas al tiempo t. Las potencias a las que están elevadas las

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8

PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

concentraciones (α,β,etc) se denominan orden de reacción respecto a cada especie química. La suma de estos coeficientes me da el orden global de la reacción. Debemos tener en cuenta, que los órdenes de cada especie química deben determinarse experimentalmente y sólo en ciertos casos son iguales a los coeficientes estequiométricos. Los ordenes de reacción pueden tomar cualquier valor (positivo, negativo o cero, ser entero o fraccionario). La determinación experimental de estos valores nos dará la forma final de la ley de velocidad para una dada reacción química. Para la obtención del SO3 tenemos:

NO 22 2 3 22SO O 2SO k[O][NO]V+ ⎯⎯⎯→ =

En este caso la ley cinética es de orden total 3, de orden 1 para el oxigeno y de orden dos para el NO. Recordar que más arriba decíamos que la ley cinética es función de la temperatura, la presión y de la composición del medio. La experimentación para esta reacción nos dice que la velocidad de la reacción depende linealmente de la concentración de oxigeno, cuadráticamente de la concentración de NO y que no depende de la concentración de SO3. Otros ejemplos de leyes cinéticas se muestran abajo. ¿Podría decir el orden en cada una de estas leyes cinéticas?

La ley de velocidad nos indica cuál es la velocidad de reacción para una dada T y para una dada concentración de reactivos y productos. Sin embargo, lo que se observa experimentalmente no es la velocidad de reacción sino la variación de la concentración de alguna especie química en función del tiempo. Supongamos la reacción:

A B

2 2 2 2H I 2HI V k[H ][I ]+ → =

+- + - -2 2 2 2 1 2 2 2 2 2H O 2I 2H 2H O I V k [H O ][I ]+k [H O ][I ][H ]+ + → + =

2 22 2

2

k[H ][Br ]H Br 2HBr V

1 j[HBr] [Br ]+ → =

+

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PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

El grafico muestra la forma en que varían con el tiempo la concentración de A y B.

0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0 2 4 6 8 10

Tiempo

Con

cent

raci

on

AB

a cuestión es: ¿Cómo se relaciona la velocidad de reacción con el

e A y B cumplen con:

Lgráfico concentración Vs. tiempo? La relación entre las velocidades d

[A] [B]d ddt dt

− = y además [A] [B]

Vd d

dt dt= − =

n primer lugar, la pendiente de la curva concentración Vs. tiempo es

se la llama velocidad de reacción instantánea. ad por ej.

Ejustamente la derivada de la concentración respecto al tiempo y por lo tanto es proporcional a la velocidad de reacción en ese punto. De esta manera, conocida la concentración como función del tiempo podemos determinar la velocidad de reacción a cada instante. A esta velocidad

Pero además, si conociéramos la ley de velocid

[A] [B]V K[A]

d ddt dt

= − = =

la combinamos con la definición de velocidad de reacción obtenemos

ecuación diferencial.

yuna ecuación diferencial que, si somos capaces de integrar, nos dará la concentración como función del tiempo para ciertas condiciones iniciales. O sea, podremos predecir las curvas concentración versus tiempo para las condiciones iniciales que usemos al resolver la

V K[A]=

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PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

Como ejemplos de este último procedimiento, vamos a encontrar las formas integradas de las ecuaciones diferenciales para cinéticas de

S DE ORDEN 1

nde A B a ecuación diferencial para este caso es:

orden 0, 1 y 2.

REACCIONE Consideramos el ejemplo anterior doL

[A]V K[A]

d= − =

dt

Integrando obtenemos

kt0[A] [A]e−=

donde [A]0 es la concentración inicial de A, y [A] es la concentración

e A al tiempo t.

una reacción de primer orden, la concentración de eactivo decae exponencialmente con el tiempo. Por lo tanto, si se

d Vemos que para rgrafica el logaritmo de la concentración de reactivo en función del tiempo se obtiene una recta de cuya pendiente puede hallarse la constante de velocidad.

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PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

REACCIONES DE ORDEN 2

+ C D

and e existen iguales concentraciones de A y C, como eaccionan mol a mol, la variación de A será igual a la variación de C.

Consideremos el ejemplo A Consider o qur Así podemos escribir:

2[A]V k[A]

ddt

= − =

Integrando tenemos,

0

1 1kt

[A] [A]= +

Para una reacción de segundo orden, una gráfica de la inversa de la concentración de reactivo Vs. tiempo dará una recta de cuya pendiente puede obtenerse la constante de velocidad.

REACCIONES DE ORDEN 0

B s de orden 0 le corresponde una ecuación

la forma

Para la reacción ASi dicha reacción ediferencial de

[A]V K

ddt

= − =

Integrando tenemos 0A A Kt− =

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PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

Si representamos concentración vs. Tiempo, vemos que una cinética de orden 0 tiene un comportamiento lineal.

DETERMINACIÓN DE LA LEY DE VELOCIDAD

eterminar ómo variaban las concentraciones en función el tiempo, resolviendo

niciales para iguales concentraciones iniciales de todos

Vimos que si conocíamos la ley de velocidad, podíamos dcuna ecuación diferencial. Ahora nos encontramos con el problema inverso: ¿Cómo podemos hallar la ley de velocidad a partir de determinaciones de la concentración en función del tiempo? Para esto existen diversos métodos, los más importantes son: el método de las velocidades iniciales y el método de aislamiento. (Sólo consideramos casos en los que la ley de velocidad tiene la forma indicada en la ecuación 1).

En el método de las velocidades iniciales se determinan las velocidades ilos componentes excepto uno. Luego, de la relación de las velocidades iniciales puede hallarse el orden de reacción para el componente cuya concentración fue variada. Haciendo lo mismo con todos los componentes se determina la ley de velocidad.

α

φβα

φβα

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛=⇒

⎪⎭

⎪⎬⎫

=

=

20

10

20

10

2020

1010

][][

][][][

][][][

00

00

AA

vv

FBAkv

FBAkv

n el método de aislamiento, se utiliza un gran exceso de todos los omponentes del sistema reactivo excepto uno. La concentración de

Ec

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13

PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

todos los componentes que están en exceso se mantiene aproximadamente constante durante el transcurso de la reacción de manera que la velocidad de reacción sólo depende de la concentración del componente en defecto.

αφβα ][][][][][Ad AkFBAkvdt

excexc ′==∝

De esta manera se puede calcular el orden de reacción para el componente en defecto mediante gr ficas ln[C] Vs. t; 1/[C] Vs. t, ádeterminación de los tiempos medios, etc.

FUNDAMENTOS Se ha seleccionado una reacción cuya cinética es fácil de medir. Para

eterminar el avance de la reacción se emplea la reacción de

REACCIÓN

dio ácido (HCℓ)

Solución “A” Al reaccionar con la solución “A”, e o acético egún la siguiente reacción

Naranja Verde

Sin embargo, si las concentraciones de etanol y de ácido son uficientemente grandes, se puede considerar que la variación es

⎯⎯→+ +32 (ac) 3 (ac) (ac) 2 ( )3C H H 3CH COOH +4Cr +13H O

doxidación con cromo (VI). FUNDAMENTO DE LA El K2Cr2O7 se transforma en HCrO4

-, en me

− −+ ⎯⎯⎯→HC2rO HO 2HCrO2 7 2 4C

l etanol se oxida a ácids + -

( ) 4 (ac)5OH 4 HCrO +16ac La ley de velocidad para esta reacción se expresa como:

x - y + z2 4V K[C H5OH] [HCrO ] [H ]=

sdespreciable durante la reacción, por lo tanto 2[C H5OH] y +[H ] se hacen prácticamente constantes y la ley de la velocidad se puede reducir a:

- y4V K[HCrO ]=

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14

PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

FUNDAMENTO DE LA DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN POR TITULACIÓN REDOX En la reacción el ión HCrO4

- se transforma en Cr+3 conforme transcurre el tiempo, lo cual se aprecia por el cambio de coloración de naranja a verde. La concentración del ión HCrO -, se puede determinar a diferentes 4

tiempos por titulación redox , para ello se agrega KI (solución “B”), teniendo lugar la siguiente reacción:

- - + +34 (ac) (ac) (ac) 2 (ac) (ac) 2 ( )2 HCrO +6H +14H 3I +2Cr +8H O⎯⎯→

Pr

aeacciona con el yoduro hasta su cambio a yodo molecular, se recurre

ara esta or.

ra determinar la concentración del ión HCrO4- que en ese momento

a titular éste último con solución de Na2S2O3 (solución “C”), según:

2 (ac) 2 2 3(ac) (ac) 2 4 6(ac)I +2Na S O 2 NaI +Na S O⎯⎯→

P titulación se emplea una solución de almidón como indicad

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15

PRACTICA Nº 3 Velocidad de las Reacciones Químicas

DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

de 50 mL • 2 matraces erlenmeyer de 250 mL

l a

n “A”: HCrO4- + HCℓ (K2Cr2O7 0,0037M en HCℓ 3,5M)

• Solución “B”: KI al 3%

• 1 bureta

• 1 pipeta de 2 mL • 1 pipeta de 5 mL • 1 soporte universa• 1 pinza para buret• 1 cronómetro • 1 balón • 1 bagueta • 2 pro pipetas

Reactivos:

• Solució

(ac)

• Solución “C”: Na2S O 0,022M 2 3(ac)

• Alcohol etílico C2H5OH • Solución de almidón al 1%

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PROCEDIMIENTO A) Determinación de [HCrO4-]0 1. Se adiciona unos 5 mL de la solución de Tiosulfato de Sodio

Na2S2O3, por las paredes de una bureta limpia, manteniendo la llave de ésta cerrada. El líquido mojará todo el interior de la bureta, luego se deshecha el mismo (abriendo la llave de la bureta).

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2. Se fija la bureta en un soporte universal con una pinza y empleando un embudo se vierte la solución de Tiosulfato de Sodio por encima de la marca del 0, luego se abre la llave de la bureta para llenar el tubo terminal y evitar que se llene de burbujas de aire, dejándose en el nivel de 0.

3. Se extraen 5 mL de la solución “A” con una pipeta. Se colocan en

el matraz erlenmeyer.

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4. Se extraen 2 mL de la solución “B” con una pipeta. Se adiciona 2 mL de solución “B” al matraz que contiene la solución “A”.

5. Se agrega la solución de almidón, la cual servirá como indicador

para detectar la presencia de yodo. Se observa una coloración violeta oscura en la solución.

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6. Se procede a titular con Na2S2O3 hasta el cambio de color de violeta oscuro a verde azulado transparente. Se anota el volumen gastado de Na2S2O3.

El volumen de Na2S2O3 utilizado para esta titulación es: 8 mL. Este volumen se anotará en una tabla.

B) Determinación de [HCrO4-]t

1. Se vierte solución “A” del balón a una probeta, hasta llegar a los 50 mL. La solución “A” se trasvasa a un matraz erlenmeyer.

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2. Se adiciona 1 mL de etanol, a partir de ese momento se contabiliza el tiempo de la reacción, para ello se usará el celular que tiene cronómetro.

3. Transcurridos 10 minutos, se extraen 5 mL de la mezcla y se

trasvasa a otro matraz erlenmeyer, se adiciona uniformemente 2 mL de solución “B”.

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4. Se procede a agregar 10 gotas de almidón para ver el cambio de color violeta oscuro a verde azulado transparente en la titulación. Se observa el cambio de coloración a un violeta oscuro.

5. Se procede a titular con Na2S2O3 hasta el cambio de color de violeta oscuro a verde azulado transparente. Se anota el volumen gastado de Na2S2O3.

El volumen de Na2S2O3 utilizado para esta titulación es: 7,4 mL

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6. Se repiten los pasos 3 al 5, hasta que el tiempo transcurrido sea 60 minutos (1 hora) en el cual la reacción finaliza. Se anotan los volúmenes de Na2S2O3 utilizado en la tabla que se presenta a continuación. Notar que el primer volumen de Na2S2O3 usado es cuando no hubo la reacción con el etanol.

Tiempo (min) Solución Na2S2O3 (mL) [HCrO4-] (M)

0 8 0.01172 [HCrO4-]0 10 7.4 0.01085 20 6.7 0.00982 30 4.4 0.00645 40 2.7 0.00396 50 2.0 0.00293 60 1.4 0.00205

Cálculos:

2HCrO4

- + KI + 14H+ → 3I2 + 2Cr+3 + 8H2O

I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6

2 2 3 2 2 3 2 2 3Na S O Na S O Na S OM V nx = 3

52 44

2 2 3 2

mol 10 L 1 molI 2 moles HCrO0.022 8mLx 5.86 10 molesHCrO

L 1mL 2 moles Na S O 3 mol Ix x x x

− −− −=

5

4 0 3

5.86 10 moles[HCrO ] 0.01172M

10 L5mL

1mL

x

x

−−

−= =

3

5

4 10 3

mol 10 L0.022 7.4mLx 5.426 10 molL 1mL[HCrO ] 0.01085M

10 L3 5mL1mL

x x

x

−−

−= = =

3

4 20 3

mol 10 L0.022 6.7mLx

L 1mL[HCrO ] 0.00982M10 L

3 5mL1mL

x

x x

−−= =

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3

4 30 3

mol 10 L0.022 4.4mLx

L 1mL[HCrO ] 0.006453M10 L

3 5mL1mL

x

x x

−−= =

3

4 40 3

mol 10 L0.022 2.7mLx

L 1mL[HCrO ] 0.00396M10 L

3 5mL1mL

x

x x

−−= =

3

4 50 3

mol 10 L0.022 2mLx

L 1mL[HCrO ] 0.00293M10 L

3 5mL1mL

x

x x

−−= =

3

4 60 3

mol 10 L0.022 1.4mLx

L 1mL[HCrO ] 0.002053M10 L

3 5mL1mL

x

x x

−−= =

7. Se repite las mediciones del volumen que se usa cada 10 minutos

por el espacio de 1 hora, tiempo en el cual la reacción finaliza. Observándose un cambio de color de naranja a verde claro.

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C) Cálculos:

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Trazando las tangentes a los puntos donde se hallará las velocidades instantáneas:

La línea azul representa la gráfica experimental de la reacción y la línea negra corresponde a la gráfica ideal de la reacción. Las tangentes mostradas de color rojo se trabajan con los puntos que de la gráfica ideal. Calculando la constante de velocidad:

− =1 1

K 600.00205 0.001172

x

K=-1.55= -15.5x10-1

Ley de velocidad: V=K [HCrO4-]2

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Calculando la velocidad instantánea:

−= − =

−= − =

−= − =

−= − =

−= − =

−= − =

51

42

43

44

45

56

0.01085 0.01172V 8

100.00982 0.01085

.7 10

V 8.735 1010

0.00645 0.00982V 3

100.00396 0.00645

V 210

0.00293 0.00396V 1

100.00205 0.00293

V 810

x

x

x

x

x

x

.37 10

.49 10

.03 10

.8 10

La primera velocidad instantánea es la primera velocidad inicial

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CONCLUSIONES

• La velocidad de una reacción química se manifiesta en el cambio

de la concentración de los reactivos o productos en relación con

el tiempo.

• La velocidad no es constante, sino que varia continuamente a

medida que cambia la concentración.

• La ley de la velocidad es una expresión que relaciona la

velocidad de una reacción con la constante de velocidad y las

concentraciones de los reactivos, elevadas a las potencias

apropiadas. La constante de velocidad k para una determinada

reacción con un determinado reactivo cambia solo con la

temperatura.

• La vida media de una reacción (el tiempo que tarda la

concentración de un reactivo en disminuir a la mitad) puede

utilizarse para determinar la constante de velocidad de una

reacción de primer orden.

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BIBLIOGRAFÍA

http://es.wikipedia.org/wiki/Cinética_química

http://www.uv.es/~baeza/cqtema3.html

Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 510 — 511

Cuaderno Nº 2 “Preparación para la Olimpiada Peruana de Química 2006 — PUCP” Andrés Arturo Lee, Sánchez Castillo 1ra edición Páginas 8 — 9

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APÉNDICE 1. ¿Cuáles son los factores que afectan la velocidad de reacción?.

Explique brevemente cada uno de ellos. A. Naturaleza de los Reactantes

a) Las sustancias inorgánicas tienen mayor velocidad de reacción que las sustancias orgánicas.

b) Las sustancias iónicas tienen mayor velocidad de reacción que las sustancias covalentes.

c) Entre los metales, los más reactivos son los alcalinos y los menos reactivos son los de transición.

B. Estados de Agregación

a) Las reacciones homogéneas tienen mayor velocidad de reacción que las reacciones heterogéneas (Se llama homogénea cuando todas las sustancias se encuentran en un solo estado de agregación).

b) Entre los sistemas homogéneos, el gaseoso tiene mayor velocidad de reacción, luego el líquido y finalmente el sólido.

GASEOSO LÍQUIDO SÓLIDOV V V> > C. Pureza de los Reactantes: Las sustancias puras presentan mayor

velocidad de reacción que las sustancias impuras.

SUST. PURAS SUST. IMPURASV V> D. Temperatura: La velocidad de reacción es Directamente

Proporcional a la temperatura del sistema.

↑ Temp ↑ V de Reacción ↓ Temp ↓ V de Reacción

E. Superficie de Contacto (Grado de división): A mayor superficie de contacto se tendrá mayor velocidad de reacción.

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F. Catalizadores: Son sustancias químicas que presentan las siguientes características:

a) No inician la reacción. b) No actúan como reactantes ni como productos. c) Si el catalizador es positivo, acelera la reacción. d) Si el catalizador es negativo, desacelera la reacción y se

denomina “Inhibidor”. e) Los catalizadores se utilizan en pequeñas cantidades. f) Los catalizadores se recuperan totalmente al finalizar la

reacción. g) Los inhibidores ya no se recuperan al finalizar la reacción. h) El diagrama del catalizador e inhibidor es:

2. En la descomposición del NO2 a 383ºC se dan los siguientes datos: Tiempo (s) 0 5 10 15

[NO2] 0.10 0.017 0.009 0.0062 Demuestre que la reacción es de 2do orden.

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3. Una muestra de agua contaminada se oxidó. El porcentaje de la

materia orgánica que se oxidó varió con el tiempo de la manera siguiente:

Tiempo (días) 1 3 5 7 10

Materia orgánica oxidada (%)

21 50 68 80 99

a) Determinar si el proceso es de 1er o 2do orden b) Determine el tiempo de vida media a) En este problema se asume que la concentración inicial es 100%.

Luego se trabaja con la concentración que queda.

Tiempo (días) 1 3 5 7 10 Materia orgánica

restante (%) 79 50 32 20 1

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b) Hallando la constante de velocidad:

⎛ ⎞ =⎜ ⎟⎝ ⎠

20ln Kx7

100

K= - 0.22 = -2.2x10-1

Hallando el tiempo de vida media:

−= =1/2 1

0.693T 3.15

2.2x10

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ÍNDICE Página Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Equilibrio Químico 6

Cuantificación del equilibrio químico 7 Perturbación del equilibrio: 8 El principio de Le Chatelier

Detalles Experimentales 10 Materiales y Reactivos 10 Procedimiento 11

Conclusiones 33 Bibliografía 34

Apéndice 35

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INTRODUCCIÓN

El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:

a A + b B → c C + d D

Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.

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OBJETIVOS

• Estudio cualitativo de sistemas en equilibrio.

• Determinación cuantitativa de las especies presentes en un

sistema en equilibrio.

• Establecer una expresión matemática que relacione las

cantidades de las especies en el equilibrio.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS

EQUILIBRIO QUIMICO

Es la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo.

A pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se modifica con el tiempo, esto no significa que no está ocurriendo ningún cambio. Inicialmente, los reactivos se combinan para formar los productos, pero llega un momento en que la cantidad de producto es los suficientemente grande que estos productos reaccionen entre sí volviendo a formar los reactivos iniciales. De esta manera transcurren simultáneamente dos reacciones: directa e inversa.

El equilibrio se alcanza cuando los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos (velocidad de reacción directa igual a velocidad de reacción inversa).

Condiciones:

Un sistema en equilibrio debe cumplir los siguientes requisitos:

• Sólo puede existir equilibrio en un sistema aislado: un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o salgan continuamente.

• Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin reaccionar, temperatura, etc.), no varían con el tiempo.

• Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura, pero se restablece cuando el sistema vuelve a la temperatura original.

• También puede haber modificaciones en el equilibrio con variaciones en la presión/volumen y con variaciones en la concentración de las sustancias participantes en la reacción.

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CUANTIFICACIÓN DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de los reactivos y los productos se encuentran en una relación numérica constante. Experimentalmente se comprueba que las concentraciones de las sustancias implicadas en un sistema en equilibrio se encuentran relacionadas por la siguiente expresión matemática:

aA + bB → cC + dD

Las letras a, b ,c y d son los coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D. Para la reacción a una temperatura dada:

En donde K es la constante de equilibrio. La ecuación es la expresión matemática de la ley de acción de masas, propuesta por los químicos noruegos Cato Gulderg y peter Waage en 1864. Esta ley establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, la relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene una valor constante k (la constante de equilibrio). Observe que aunque las concentraciones pueden variar, el valor de k para una reacción determinada permanece constante, siempre y cuando la reacción este en equilibrio y la temperatura no cambie. La validez de esta ecuación y de la ley de acción de masas quedo establecida al estudiar muchas reacciones reversibles.

En consecuencia, la constante de equilibrio se define por un cociente, cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones en equilibrio de los productos, cada una de las cuales esta elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando el mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de los reactivos. La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. Si k es mucho mayor que 1 (esto es, k>1), el equilibrio se desplazara hacia la derecha, y favorecerá a los productos. Por el contrario, si la constante de equilibrio es mucho menor que 1 (es decir, k<1), el equilibrio se desplazara a la izquierda y favorecerá a los reactivos.

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PERTURBACIÓN DEL EQUILIBRIO: EL PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

El rendimiento de una reacción química se ve disminuido por la tendencia a alcanzar el estado de equilibrio, ya que los reactivos no se transforman al cien por ciento en productos. Para conseguir que el equilibrio se rompa desplazándose en el sentido que nos interesa, es necesario saber qué factores se pueden modificar. Los cambios de cualquiera de los factores: presión, temperatura o concentración de las sustancias reaccionantes o resultantes, pueden hacer que una reacción química evolucione en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado. Todos los cambios que afectan el estado de equilibrio son predecibles según el principio de Le Châtelier. A fines del siglo XIX, el químico francés Henry Le Châtelier (1850-1936) postuló que, si sobre un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores que influyen en una reacción química, dicho sistema evolucionará en la dirección que contrarreste el efecto del cambio. Cuando un sistema que se encuentra en equilibrio, es sometido a una acción externa que lo perturbe, el equilibrio se desplaza hasta alcanzar nuevamente el equilibrio. Los principales factores que afectan el equilibrio son:

• Cambio de concentración. Supongamos el siguiente sistema en equilibrio: A + B ó C + D. Si se agrega alguna de las sustancias reaccionantes, por ejemplo A, se favorece la reacción que tiende a consumir el reactivo añadido. Al haber más reactivo A, la velocidad de reacción hacia los productos aumenta, y como en el estado de equilibrio las velocidades de reacción son iguales en ambos sentidos, se producirá un desplazamiento de la reacción hacia los productos. Es decir, se formará una mayor cantidad de C y D, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. De igual modo podemos predecir qué efectos tendría un aumento en la concentración de cualquiera de los productos C o D. Al aumentar C, por ejemplo, el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos, ya que la velocidad de reacción aumentaría en ese sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Al disminuir la concentración de alguno de los reactivos, retirando parte de A o B, también podemos alterar el equilibrio químico. Según el Principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplazaría en el sentido de compensar dicha falta, es decir, hacia la formación de reactivos. De igual manera, si disminuimos la concentración de uno de los productos, el sistema reacciona desplazándose hacia los productos, con el objetivo de compensar la disminución de los mismos y favorecer su formación. Sin embargo, aunque la variación de la concentración de cualquiera de las

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sustancias que interviene en el equilibrio no afecta en absoluto el valor de la constante, si se modifican las concentraciones de las restantes sustancias en equilibrio.

• Cambio de la temperatura. Si en un equilibrio químico se aumenta la temperatura, el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que haya absorción de calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica.

• Cambio de la presión. La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Un aumento de presión favorecerá la reacción que implique una disminución de volumen. En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos.

• Catalizadores. no modifican el sentido del equilibrio, estos afectan la energía de activación tanto a la derecha como a la izquierda, por lo tanto solamente cambian la cantidad de tiempo necesario para alcanzar el equilibrio.

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DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

• 5 tubos de ensayo (de igual diámetro y altura) • 1 probeta de 50 mL • 1 pipeta de 10 mL • 1 vaso de precipitado de 300 mL • 1 piseta • 1 regla milimetrada • 1 marcador indeleble • 1 fluorescente • 1 bagueta • 1 propipeta

Reactivos:

• Cromato de Potasio K2CrO4 0,1M • Dicromato de Potasio K2Cr2O7 0,1M • Hidróxido de Sodio NaOH 1M • Ácido Clorhídrico HCℓ 1M • Tiocianato de Potasio KSCN 0,002M • Cloruro Férrico Fe Cℓ3 0,2M • Cloruro de Potasio KCℓ sólido • Agua destilada

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PROCEDIMIENTO A) Sistema de equilibrio del ion cromato — ion dicromato A.1. En medio básico

1. Se extrae de un vaso con una pipeta 1 mL de K2CrO4 0,1M y se transfiere a un tubo de ensayo.

2. Se extrae de un vaso con una pipeta 1 mL de K2Cr2O7 0,1M y se

transfiere a otro tubo de ensayo.

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3. Con la pipeta se mide un volumen de 10 mL de NaOH. Se agrega gota a gota a ambos tubos de ensayo hasta que una de las soluciones cambie de color.

Resultado: Usando 0,5 mL de NaOH, la solución de K2Cr2O7 cambio a K2CrO4. La reacción es:

Cr2O72- + 2OH- → 2CrO4

2- + H2O

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A.2. En medio ácido

1. Se extrae de un vaso con una pipeta 1 mL de K2CrO4 0,1M y se transfiere a un tubo de ensayo.

2. Se extrae de un vaso con una pipeta 1 mL de K2Cr2O7 0,1M y se

transfiere a otro tubo de ensayo.

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3. Con la pipeta se mide un volumen de 10 mL de HCℓ. Se agrega gota a gota a ambos tubos de ensayo hasta que una de las soluciones cambie de color.

Resultado: Usando 0,5 mL de HCℓ, la solución de K2CrO4 cambio a K2Cr2O7. La reacción es:

Cr2O42- + 2H+ → Cr2O7

2-

A.3. Comprobación de la Reversibilidad

1. Se trabaja sólo con las soluciones que cambiaron de color en los pasos A.1 y A.2 respectivamente.

2. Al tuvo de A.1 se agrega gota a gota HCℓ1M hasta el cambio de

coloración.

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Resultado: Usando 0,5 mL de HCℓ, la solución de K2CrO4 cambio a K2Cr2O7. 3. Al tubo de A.2 se agrega gota a gota NaOH 1M hasta el cambio

de coloración.

Resultado: Usando 0,5 mL de NaOH, la solución de K2Cr2O7 cambio a K2CrO4.

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B) Reversibilidad entre el Cloruro de hierro (III) y el Tiocianato de potasio

1. En una probeta se adiciona 20 mL de agua destilada y se añade 3 gotas de las soluciones de FeCℓ3 y KSCN.

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2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa a 4 tubos de ensayo. Luego se observa el color.

3. El primer tubo es el tubo patrón.

4. Al segundo tubo se le añade 3 gotas de solución de KSCN. El

color naranja adquiere un color rojo sangre.

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5. Al tercer tubo se le añade 3 gotas de solución de FeCℓ3. El color naranja adquiere un color rojo sangre.

6. Al cuarto tubo se le añade unos cristales de cloruro de potasio KCl,

se agita vigorosamente. La solución toma un color naranja aún más claro.

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C) Determinación Cuantitativa de la Constante de Equilibrio mediante el método colorimétrico 1. Se vierte en un vaso aproximadamente 100 mL de KSCN 0,002M.

2. Se extraen 5 mL de KSCN del vaso para echarlo en cada tubo de ensayo.

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3. Se añade 5 mL de KSCN a cada tubo de ensayo.

4. Se echa 15 mL de solución de FeCℓ3 a una probeta, de la cual se

extraen 5 mL con una pipeta quedando 10 mL y se vierte al tubo 1.

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5. Se prepara soluciones de FeCℓ3 0,08M, 0,032M, 0,0128M y 0,00512M a partir de la solución de FeCℓ3 0,2M por diluciones sucesivas.

6. En la probeta que contiene 10 mL de FeCℓ3, se completa con agua destilada hasta 25 mL de solución de FeCℓ3 0.2M a 0.08M

7. Luego se extraen 5 mL de solución FeCℓ3 0,08M y se agrega al

segundo tubo.

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8. De los 20 mL de solución FeCℓ3 0,08M el cual se echan 10 mL a un vaso e inmediatamente se desecha.

9. En la probeta que contiene 10 mL de FeCℓ3, se completa con agua destilada hasta 25 mL de solución de FeCℓ3 0.08M a 0.032M

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10. Luego se extraen 5 mL de solución FeCℓ3 0,032M y se agrega al tercer tubo.

11. De los 20 mL de solución FeCℓ3 0,032M el cual se echan 10 mL a

un vaso e inmediatamente se desecha.

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12. En la probeta que contiene 10 mL de FeCℓ3, se completa con agua destilada hasta 25 mL de solución de FeCℓ3 0.032M a 0.0128M

13. Luego se extraen 5 mL de solución FeCℓ3 0,0128M y se agrega al

cuarto tubo.

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PRACTICA Nº 4 Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

14. De los 20 mL de solución FeCℓ3 0,0128M el cual se echan 10 mL a un vaso e inmediatamente se desecha.

15. En la probeta que contiene 10 mL de FeCℓ3, se completa con agua

destilada hasta 25 mL de solución de FeCℓ3 0.0128M a 0.00512M

16. Luego se extraen 5 mL de solución FeCℓ3 0,00512M y se agrega

al quinto tubo.

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PRACTICA Nº 4 Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

17. Una vez que tenemos preparadas las 5 soluciones, se procede a conectar el fluorescente a la corriente eléctrica para comparar el color de la solución del primer tubo con respecto a los demás.

18. Los tubos 1 y 2 se envuelven con un papel blanco, dejando el fondo de los tubos al descubierto, se inclinan ambos tubos observándose en el primer tubo que el paso de luz es menor que en el segundo tubo, haciendo que los colores de ambas soluciones sean diferentes para lo cual se va extrayendo un poco de solución del primer tubo hasta que el paso de luz del segundo tubo sea igual al del primer tubo. Luego se mide la altura del primer tubo, la cual marca 6,6cm mientras que la del segundo tubo marca 7,2cm.

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PRACTICA Nº 4 Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

19. Los tubos 1 y 3 se envuelven con un papel blanco, haciendo que los colores de ambas soluciones sean diferentes para lo cual se va extrayendo un poco de solución del primer tubo hasta que el paso de luz del tercer tubo sea igual al del primer tubo. Luego se mide la altura del primer tubo, la cual marca 5,3cm mientras que la del tercer tubo marca 7,2cm.

20. Los tubos 1 y 4 se envuelven con un papel blanco, haciendo que los

colores de ambas soluciones sean diferentes para lo cual se va extrayendo un poco de solución del primer tubo hasta que el paso de luz del cuarto tubo sea igual al del primer tubo. Luego se mide la altura del primer tubo, la cual marca 3,1cm mientras que la del cuarto tubo marca 7,2cm.

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21. Los tubos 1 y 5 se envuelven con un papel blanco, haciendo que los

colores de ambas soluciones sean diferentes para lo cual se va extrayendo un poco de solución del primer tubo hasta que el paso de luz del quinto tubo sea igual al del primer tubo. Luego se mide la altura del primer tubo, la cual marca 1,8cm mientras que la del quinto tubo marca 7,2cm.

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Datos y Cálculos: 1. Determinando la razón de altura experimental de cada par:

R1-2= 6,60,916

7,2=

R1-3= 5,30,736

7,2=

R1-4= 3,10,430

7,2=

R1-5= 1,40,250

7,2=

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PRACTICA Nº 4 Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

2. Calculando la concentración de ion complejo [(FeSCN)+2] en cada una de las reacciones:

[(FeSCN)+2]1-2 = 0,916 [0,001] [(FeSCN)+2] 1-2 = 0.000916M [(FeSCN)+2]1-3 = 0,736 [0,001] [(FeSCN)+2]1-3 = 0.000736M [(FeSCN)+2]1-4 = 0,430 [0,001] [(FeSCN)+2]1-4 = 0.000430M [(FeSCN)+2]1-5 = 0,250 [0,001] [(FeSCN)+2]1-5 = 0.000250M 3. Calculando la concentración del ion Fe+3 en equilibrio: [Fe+3]1-2 = 0,004 - 0.000916 [Fe+3]1-2 = 0,003084M

[Fe+3]1-3 = 0,016 - 0.000736 [Fe+3]1-3 = 0,015264M [Fe+3]1-4 = 0,064 - 0.000430 [Fe+3]1-4 = 0,06357M [Fe+3]1-5 = 0,00256 - 0.000250 [Fe+3]1-5 = 0,00231M 4. Calculando la concentración del ion SCN-1 en equilibrio: [SCN-1]1-2 = 0,001 - 0.000916 [SCN-1]1-2 = 0,000084M [SCN-1]1-3 = 0,001 - 0.000736 [SCN-1]1-3 = 0,000264M [SCN-1]1-4 = 0,001 - 0.000430 [SCN-1]1-4 = 0,00057M

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[SCN-1]1-5 = 0,001 - 0.000250 [SCN-1]1-5 = 0,00075M 5. La fórmula de la constante de equilibrio es:

2

c 3

[(FeSCN) ]K

[Fe ][SCN ]

+

+ −=

Aplicando la constante de equilibrio en cada caso:

Luego se calcula la constante de equilibrio promedio:

1

2

3

4

c

c

c

c

0.000916K 3535,91

0,003084 0,000084

0.000736K 1

0,015264 0,000264

0.000430K 1

0,06357 0,00057

0.000250K 144,30

0,00231 0,00075

x

x

x

x

= =

= =

= =

= =

82,64

1,86

1 2 3 4c c c cc

c

c

K K K KK promedio

4

3535,91 182,64 11,86 144,30K promedio

4

K promedio 968,67

+ + +=

+ + +=

=

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CONCLUSIONES

• Se aprendió una nueva técnica para determinar el equilibrio que

se da en una reacción reversible. Esta técnica se denomina

“colorimetría”.

• La técnica mencionada anteriormente se refiere al aspecto

cualitativo del equilibrio, además se pudo aplicar la ley de

Lambert — Beer, que nos permite hallar la constante de equilibrio

de forma cuantitativa.

• En esta práctica nos dimos cuenta de cómo afectan los factores

que modifican el equilibrio químico de las sustancias y/o

elementos químicos.

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PRACTICA Nº 4 Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

BIBLIOGRAFÍA

http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_químico

http://www.monografias.com/trabajos15/equilibrio-

quimico/equilibrio-quimico.shtml

http://www.uv.es/~baeza/cqtema3.html

Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 563 — 564

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PRACTICA Nº 4 Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio

APÉNDICE 1. ¿Qué conclusiones se pueden deducir del estudio cualitativo del

sistema en equilibrio ion cromato — ion dicromato?

El ion cromato (amarillo) reacciona con H+ (de cualquier acido) para dar ion dicromato (naranja)

2CrO42- + 2H+ → Cr2O7

2- + H2O Añadiendo una base a este equilibrio, se observa un desplazamiento inmediato hacia la izquierda, porque al absorber la base, los protones presentes en el equilibrio, según Le Chatelier el sistema buscará fabricar más protones; y se volverá de color amarillo la disolución. Si una vez alcanzado el equilibrio añadimos un ácido, el exceso de protones volverá a desplazar el equilibrio hacia la derecha y la disolución tomará el color naranja original.

CrO42- y Cr2O7

2- (E.O = +6, fuertes oxidantes)

2CrO42- + 2H3O

+ → Cr2O72- + 3H2O

Cromato y Dicromato: solubles en agua

2. Explique en qué consiste la técnica colorimétrica

Consiste a la igualación de colores mediante comparación con un tubo patrón donde el que determina la coloración es un complejo formado, que en este caso es el (FeSCN)2+.

3. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio obtenida?

Nos indica las concentraciones en el equilibrio de las sustancias participantes en la reacción, calcular el porcentaje de disociación por parte de los reactantes, el rendimiento de la reacción.

4. ¿Cuáles son las concentraciones en el equilibrio del ion

(FeSCN)2+(ac) y del ion SCN- en el tubo estándar al emplear para

ello el valor de la constante de equilibrio promedio? [(FeSCN)+2] 1-2 = 0.000916M

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[(FeSCN)+2]1-3 = 0.000736M [(FeSCN)+2]1-4 = 0.000430M [(FeSCN)+2]1-5 = 0.000250M [SCN-1]1-2 = 0,000084M [SCN-1]1-3 = 0,000264M [SCN-1]1-4 = 0,00057M [SCN-1]1-5 = 0,00075M 5. Dadas las siguientes reacciones escriba para cada una de ellas la

expresión de la constante de equilibrio:

a) 3/2H2(g) + 1/2N2(g) ⇄ NH3(g)

= 3c 3 1

2 22 2

[NH ]K

[ ] [N ]H

b) 3H2(g) + N2(g) ⇄ 2NH3(g)

=2

3c 3

2 2

[NH ]K

[H ] [N ]

c) H2O(ℓ) ⇄ H2O(g)

=c 2K [H O]

]

d) NH4Cℓ(s) ⇄ NH3(g) + HCℓ(g)

=c 3K [NH ][HC

e) CH3COOH(ac) + C2H5OH(ac) ⇄ CH3COOC2H5(ac) + H2O(ℓ)

=cK 1 6. Compare las expresiones del Kp de los incisos a) y b)

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1

3c 3

2 22 2

[NH ]K

[ ] [N ]H= 1

2

23

c 32 2

[NH ]K

[H ] [N ]=

1

1p cK K (RT)−=

2

2p cK K (RT)−=

Luego: 1

2

p

p

K10

K=

7. Para una mezcla equimolar de A y B, de la siguiente reacción a 25 ºC:

A(g) + B(g) ⇄ C(g)

Al alcanzarse el equilibrio se midió una presión total de 2 atm, siendo la fracción molar de A 0,2. El valor de ∆Hº a 298K para la reacción es 20,9KJ mol-1. Calcular Kp (Asuma comportamiento ideal de los gases).

A(g) + B(g) ⇄ C(g)

Inicio 1,6 1,6 -

Reacción -1,2 -1,2 +1,2 Equilibrio 0,4 0,4 1,2

=Af 0,2 , luego =A AP f PTx , entonces:

=A

A

P 0,2 2

P =0,4

x

=p

p

(1,2)K

(0,4)(0,4)K = 7,5

8. A 800K se mezclan en fase gaseosa 2 moles de NO con 1 mol de O2

La reacción es: 2NO(g) + O2(g) ⇄ 2NO2(g) La reacción llega al equilibrio con una presión total de 1 atm. El análisis del sistema muestra que hay 0,71 moles de O2 en el equilibrio. Calcule la constante de equilibrio para la reacción.

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2NO(g) + O2(g) ⇄ 2NO2(g)

Inicio 2 1 - Reacción -0,58 -0,29 +0,58 Equilibrio 1,42 0,71 0,58

=2

c 2

c

(0,58)K

(1,42) (0,71)K = 0,234

9. A 102,1 ºC se introdujeron en un recipiente vacío 35,88 cmHg de

gas Cℓ2 y 33,59 cmHg de gas SO2 para dar SO2Cℓ2(g). Una vez alcanzado el equilibrio, la presión total fue de 645,9 mmHg. Halle.

a) Kp para la reacción de disociación de un mol de SO2Cℓ2 y las

fracciones molares de cada una de las especies presentes.

SO2(g) + Cℓ2(g) ⇄ SO2Cℓ2(g)

Inicio 335,9 358,8 - Reacción -x -x +x Equilibrio 335,9-x 358,8-x x

En el equilibrio: 335,9-x + 358,8-x + x = 645,9

x= 48,8

Luego en el equilibrio:

=2SOP 287,1 mmHg =

2CP 310 mmHg =

2 2SO CP 48,8 mmHg

=p

-4p

(48,8)K

(287,1)(310)

K = 5,48x10

b) El grado de disociación del SO2 en estas condiciones

48,8335,90,14

α

α

=

=

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10. La disociación del N2O4 en NO2 es de 16,7% a 298K y 1 atm en un recipiente de volumen constante según:

N2O4(g) ⇄ 2NO2(g) Calcular:

a) La constante de equilibrio

Inicio 1 - Reacción -0,167 +0,167 Equilibrio 0,833 0,167

=2

c

c

(0,167)K

(0,833)K = 0,033

b) Considerando que ∆Hº = 58,04KJ mol-1 para dicha reacción prediga qué sucede con el sistema en el equilibrio de acuerdo al principio de Le Chatelier si:

I. Se eleva la temperatura

La reacción se desplaza hacia la derecha, por ser reacción endotérmica.

II. Se incrementa la presión del sistema

La reacción se desplaza hacia la izquierda.

III. Se añade al sistema un gas inerte a presión constante

La reacción se desplaza hacia la izquierda.

IV. Se añade un catalizador al sistema

La velocidad de reacción aumenta, pero la reacción no se desplaza a ninguna dirección.

V. Si se añade más N2O4(g)

La reacción se desplaza hacia la derecha

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

ÍNDICE Página Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Neutralización 6

Teoría de Svante A. Arrhenius 7 Teoría de Bronsted - Lowry 8 Teoría de Gilbert N. Lewis 10

Producción de Amoniaco 12 Contenido de Álcalis en una solución 12

Detalles Experimentales 14 Materiales y Reactivos 14 Procedimiento 15

Conclusiones 26 Bibliografía 27

Apéndice 28

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

INTRODUCCIÓN En el presente informe se verán métodos para determinar el contenido y composición de diferentes sustancias de una mezcla. Uno de ellos es la titulación ácido — base, por este método, utilizando una solución de algún ácido de concentración conocida, se puede realizar la determinación cuantitativa de álcalis (acidimetría) o, empleando una solución valorada de algún álcali, se puede determinar la concentración de los ácidos en una mezcla (alcalimetría). Para ello se utiliza también indicadores como la Fenolftaleina y el anaranjado de metilo. Otro de los métodos es la neutralización para determinar el contenido de amoniaco evaporando una solución de cloruro de amonio con hidróxido de sodio.

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

OBJETIVOS

• Determinar el contenido de amoniaco por el método de

neutralización, evaporando sus soluciones.

• Aplicar el método de titulación por retroceso o titulación

indirecta.

• Determinar la composición de una mezcla de álcalis en una

solución, por el método de titulación ácido — base.

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

PRINCIPIOS TEÓRICOS

NEUTRALIZACIÓN Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que producen calor. Una reacción común en solución acuosa es aquella donde el ión hidronio (H3O

+) o ión hidrógeno (H+) que proviene de un ácido reacciona con el ión oxidrilo (OH-) de una base para formar agua, como se indica a continuación:

H+(ac) + OH-

(ac) = H2O(ℓ)

Generalmente la siguiente reacción ocurre:

Ácido + Base → Sal + Agua

En esta reacción de neutralización se puede usar una solución indicadora tal como la Fenolftaleina (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de Sodio), pero también se puede usar el azul de timol, el azul de metileno, etc. para saber si esa solución contiene alguna base.

Ejemplos:

Na(OH) + H2CO3 → NaHCO3 + H2O HNO3 + Aℓ (OH)3 → Aℓ(NO3)3 + H2O

Cuando se neutraliza experimentalmente un ácido fuerte con una base fuerte, la solución resultante es completamente neutra.

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TEORÍA ÁCIDO - BASE DE SVANTE AUGUST ARRHENIUS

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:

H+ + OH- → H2O

La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa. • Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse

probar. • Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo. • Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro

produciendo hidrógeno gaseoso, H2(g). • Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones

hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.

La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base. Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas. Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa. • Tienen un sabor amargo. • Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto. • Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul. • Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales. Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas. Ácidos y bases de Arrhenius: • Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua. • Las bases liberan iones hidróxido en agua.

TEORÍA ÁCIDO — BASE DE BRONSTED - LOWRY

Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados. Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

Las definiciones de Bronsted - Lowry son: • Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues

dona un ion hidrógeno, H+ • Una base Bronsted - Lowry es un receptor de protones, pues

acepta un ion hidrógeno, H- Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:

NH3 + base → NH2- + H+

El concepto de ácido y base de Bronsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Ácido (1) con Base (2)

Ácido (1) + Base (2) → Ácido (2) + Base (1) Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCℓ es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

HCℓ + H2O → H3O+ + Cℓ-

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCℓ, Cℓ-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil. Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

HF + H2O → H3O+ + F-

Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O

+. La teoría de Bronsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCℓ) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:

HCℓ + H2O → H3O+ + Cℓ-

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

TEORÍA ÁCIDO — BASE DE GILBERT NEWTON LEWIS

Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química. La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son: • Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir)

un par electrónico. • Una base de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir)

un par electrónico.

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.

Una reacción entre un ácido y una base de Lewis conduce a la formación de un enlace covalente entre ellos.

Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa. Ejemplos: • Ejemplo de la teoría de Arrhenius: El ácido Clorhídrico, HCℓ(ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.

2HCℓ(ac) + Mg(s) → H2(g) + MgCℓ2(ac) • Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry: En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCℓ(g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCℓ(g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.

HCℓ(g) + H2O(ℓ) → H3O+

(ac) + Cℓ-(ac)

• Ejemplo de la teoría de Lewis: El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al BF3 para formar un par ácido-base:

NH3(ac) + BF3(ac) → NH3BF3(ac)

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PRODUCCIÓN DE AMONIACO

La reacción alcalina producida al mezclar una solución acuosa de NH4Cℓ con una solución acuosa de NaOH, nos indica la formación de NH4OH el que al ser calentado libera NH3, mediante las siguientes reacciones:

NH4Cℓ + 2NaOH(ac) → NH4OH(ac) + NaCℓ(ac) + NaOH(ac)

NH4OH(ac) + calor → NH3(g) + H2O(ℓ)

Evaporación — Condensación: Son dos procesos muy relacionados, donde algunas moléculas vencen las fuerzas de atracción, salen a la superficie del líquido y se transforman en gas (vaporización); para regresar al estado líquido lo hacen a través de la condensación.

CONTENIDO DE ÁLCALIS EN UNA SOLUCIÓN Si se tiene una muestra problema que corresponde a una mezcla de dos álcalis como Na2CO3 y NaHCO3, este método es apropiado para determinar las proporciones en que se encuentra cada uno de los componentes de la mezcla, que puede estar en fase líquida o sólida. De igual manera se puede analizar una mezcla de NaOH y NaHCO3. Inicialmente se titula con HCℓ la mezcla de carbonato y bicarbonato, usando Fenolftaleina como indicador, hasta que todo el carbonato pasa a bicarbonato y, finalmente se titula el bicarbonato formado y el de la muestra, usando como indicador Anaranjado de metilo hasta neutralización completa. En la titulación de la mezcla se producen las siguientes reacciones:

CO 23− + H+ → HCO 3

HCO 3− + H+ → H2CO3

Como se ve en las ecuaciones, el carbonato de sodio se transforma primero en bicarbonato, en este caso el pH de la solución varía de 11,6 a 8,3. Si antes de empezar la titulación, a la solución se le agrega Fenolftaleina, ésta adquiere un color rojo vivo, al pasar por el punto de equivalencia, que corresponde al punto final de la formación de bicarbonato de sodio, la solución se decolora (pH=6).

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

Si a esta solución se le agrega Anaranjado de metilo, la solución toma un color naranja o amarillo hasta el momento en que la totalidad del bicarbonato se transforma en ácido carbónico (pH=4) y la solución adquiere un color rojo fresa. Tabla con algunos indicadores ácido — base y sus colores en zona ácida o básica

Color Indicador Tipo de indicador Zona ácida Zona básica

Rango de viraje

Índigo carmín

Base Azul Amarillo 12,0 — 14,0

Alizarina Base Amarillo Morado 11,0 — 13,0 Timolftaleina Ácido Incoloro Azul 9,4 — 10,6 Fenolftaleina Ácido Incoloro Rojo 8,2 — 10,0 Púrpura de

cresol Ácido Amarillo Purpúreo 7,4 — 9,0

Rojo neutro Base Rojo Castaño 6,8 — 8,0 Rojo de

fenol Ácido Rojo 6,8 — 8,0

Azul de bromotimol

Ácido Amarillo Azul 6,0 — 7,6

Tornasol (azolitmina)

Ácido Rojo Azul 5,0 — 8,0

Rojo de metilo

Base Rojo Amarillo 4,4 — 6,2

Anaranjado de metilo

Base Rojo Amarillo 3,0 — 4,6

Azul de bromofenol

Ácido Rosado Azul 3,0 — 4,6

Naranja IV Base Amarillo Amarillo 1,4 — 3,2

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

• 2 matraces erlenmeyer de 250 mL • 1 bureta de 50 mL • 1 soporte universal • 1 pipeta de 10 mL • 1 vaso de precipitado de 200 mL • 1 piseta • 1 bagueta • 1 propipeta • 1 cocinilla eléctrica

Reactivos:

• Cloruro de Amonio NH4Cℓ en cristales • Hidróxido de Sodio NaOH 0,5N (solución valorada) • Ácido Clorhídrico HCℓ 0,5N (solución valorada) • Indicadores: Anaranjado de Metilo, Fenolftaleina • Papel de tornasol • Mezcla de álcalis (Na2CO3 + NaHCO3) • Agua destilada

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

PROCEDIMIENTO A) Obtención de Amoniaco

1. Se pesa una luna de reloj. Luego al tener el peso de ésta, se pesa una muestra de 0,300g de NH4Cℓ. El peso total es 35,6g.

2. Se coloca el NH4Cℓ en un matraz de 250 mL y se disuelve con 100

mL de agua.

15

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

3. Se echa NaOH 0,5M a la probeta y se mide un volumen de 20 mL.

Enseguida se trasvasa el contenido de ésta al matraz erlenmeyer.

16

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

4. Se calienta suavemente hasta la ebullición y se deja que siga hirviendo para la eliminación del amoniaco producido, el que se identifica colocando un papel de tornasol amarillo humedecido en la boca del matraz, el cual se volverá azul.

5. La eliminación total del amoniaco, se dará cuando se coloque otro

papel de tornasol y éste ya no cambie de color. Luego se deja enfriar.

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

6. Se procede a llenar la bureta con HCℓ 0,5N y enseguida se vierten 3 gotas de anaranjado de metilo como indicador y se comienza a neutralizar. El punto de equivalencia es cuando la solución adquiere un color rojo fresa. Luego se anota el volumen de ácido gastado.

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19

PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

Cálculos 1. Determinación del peso teórico de NH3

El cálculo se realiza en base a la cantidad de NH4Cℓ pesado y aplicando la primera ecuación se calcula el peso teórico de NH4OH. Luego, se aplica la siguiente ecuación y se obtiene el peso teórico de NH3. NH4Cℓ(ac) + NaOH(exceso) → NH4OH(ac) + NaCℓ(ac) + NaOH(sobrante)

#Eq: 0,353,5

1L0,5 20mLx

1000mLx

0 (reacciona 0,0056eq) 0 (sobra) ,0056eq 0,01eq ,0044eq calentando los productos:

,0056eq 0,0044eq(sobra) 0,0056eq 0,0044eq(sobra)

sobran adorH3 escapa.

so teórico de NH3

0 El NaOH( te) actúa como sustancia espect a, mientras que el N

Cálculo del pe

3NH#Eq = 0,0056 = 3 ( teórico )NHW

17

3NHW =

2. eso experimental del NH3

sobranteaOH + HCℓ → NaCℓ + H2O

Se debe tener en cuenta qu

0,0952g

P

Neutralizando:

( ) 2acNaC H O N+ + ( )

e el ( ) 2acNaC H O+ no participa en la

eacción. Entonces queda de esta manera: r

( ) ( ) ( )4 (ac) (sobrante) 2ac ac sobrante3( )NH OH NaC NaOH NH NaC H O NaOHΔ

↑+ + + ⎯⎯→ + + +

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20

PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

( )sobrante 2NaOH HC NaC H O+ → + Entonces

(sobra) (gastado)NaOH HC HC#Eq N xV=

(sobra)NaOH

1L#Eq 0,5 5,3mL

1000mLx x=

(sobra)NaOH#Eq 0,00265=

Luego:

OH NaOH NaOH NH#Eq #Eq #Eq= − =

( ) (exceso) (sobra) 3 (evaporado)reaccionaNa#Eq

( ) 3 (evaporado)reaccionaNaOH NH#Eq 0,01 0,00265 #Eq= − =

3 (evaporado)NH#Eq 0,00735=

Por lo tanto:

3NH#Eq = 0,00735 = 3 (experimental )NHW

17

3NHW =

3. Determinación del porcentaje de error

0,12495g

0,0952 0,12495

%error 100 31,25%x0,0952

−= = − (error por exceso)

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

B) Mezcla de Álcalis

lla con álcalis la cual contiene Na2CO3 y 3 e no se conoce. Luego se extrae con una

1. Se tiene una boteNaHCO cuyo porcentajpipeta 5 mL.

2. Se vierten a un matraz erlenmeyer. Luego se echa 100 mL de agua

y 3 gotas de Fenolftaleina.

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22

PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

3. Se procede a titular con HCℓ 0,5N. Una vez se llega al punto de

ncia la ecolora y se anota el volumen de ácido gastado.

equivale solución se d

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23

PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

4. A la solución anterior se agregan 3 gotas de anaranjado de metilo y nuevamente se titula con el mismo ácido usado en la titulación anterior. El punto de equivalencia es cuando la solución adquiere un color rojo fresa. Se anota el volumen de ácido gastado.

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

Cálculos 1. Cálculo del peso de Na2CO3 y NaHCO3 en la muestra: Las reacciones que ocurren son las siguientes:

2 3 3 3( formado) 3(muestra)Na CO NaHCO HC NaHCO NaHCO NaC+ + → + +

3( formado) 3(muestra) 2 3NaHCO NaHCO HC H CO NaC+ + → +

En la primera y segunda ecuación por reacción en simultáneo se tiene:

2 3 2 3Na CO HC H CO#Eq 2#Eq #Eq= =

2 3

3Na CO

1

w 10 L2 0,5 V

106 1mL2

x x x−

=

donde: V = 0,9mL (volumen de ácido usado en la 1ra titulación) 1

2 3

30 L−Na COw 1

2 0,5 0,9mL106 1mL

2

x x x= (titulación con Fenolftaleina)

7g2 3Na COw 0,047=

En la segunda ecuación se tiene:

3NaHCO HC#Eq #Eq=

3

3NaHCOw 10 L

0,5 V84 1mL2

x x−

=

donde: V = V -V ya que V es el volumen de ácido usado en la

titulación del 2 1 2

(formado) (muestra)3 3NaHCO y NaHCO

e ácido usado para el

. Por lo que sólo se

calcula el volumen d

V2= 3,1mL

Entonces: V= 3,1mL — 0,9mL V=2,2mL

Luego:

(muestra)3NaHCO

3

3NaHCOw 10 L

0,5 2,2mL84 1mL

x x−

= (titulación con anaranjado de metilo)

w

3NaHCO 0,0924g=

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

2. Cálculo del porcentaje en peso del Na2CO3 y NaHCO3 en la muestra:

Para el Na2CO3:

0,0477gw% 100% 0,954%

V 5mL

x= =

ara el NaHCO3: P

0,0924gw% 100% 1,848%

V 5mLx= =

Luego:

3. Cálculo del porcentaje de pureza de la muestra de álcalis:

2 3 3Na CO NaHCOW W 0,0477g 0,0924g=0,1401g+ = +

0,1401gw% 100% 2,802%

V 5mLx= =

En cada 5mL de muestra el 2,802% corresponde a álcalis, el resto es agua y/o otras impurezas.

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

CONCLUSIONES

• En la reacción de producción de amoniaco, este tiene que ser

eliminado completamente por evaporación para que la solución

terminar

la cantidad de amoniaco en la mezcla.

ediante el método de titulación ácido — base es posible

determinar las proporciones en que se encuentra cada uno de los

componentes de una mezcla, ya sea en fase liquida o sólida.

r con precisión cuando una mezcla se ha

neutralizado por completo.

sea totalmente básica, y mediante la titulación poder de

• M

• Para este tipo de método es muy útil el uso de indicadores, ya

que nos permite sabe

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

BIBLIOGRAFÍA

Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 111 — 116, 602, 636, 637

Química General 8va edición (2003) Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey Herring Ed. Prentice Hall Páginas 146 — 148, 666 — 667, 698 — 699

http://es.wikipedia.org/wiki/Neutralizaci%C3%B3n

http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/5reaccio

nesneutralizacion.pdf

http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/neutra.htm

http://fq-experimentos.blogspot.com/2008/08/neutralizacin-

cido-base.html

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

APÉNDICE 1. De acuerdo con los cálculos y resultados ¿Cuál es el % de

endimiento en la obtención de amoniaco? ¿Es posible determinar el contenido de nitrógeno en el amoniaco obtenido?

Cálculo del porcentaje de rendimiento:

r

3 (teórico)NHW 0,0952g=

3 (experimental)NHW 0,12495g=

0,12495g

% rendimiento0,09

100% 131,25%52g

x= =

de nitrógeno en el amoniaco obtenido:

n lo será en cada una de los

Cálculo del contenido

Según la relación masa — masa, la masa molecular de un compuesto es D.P al peso del compuesto y tambiéelementos que conformen el compuesto.

3 3

3

NH HN

NH N Hw w w

Para el nitrógeno:

M MM= =

N

17g 14g0,12495g w

=

Nw 0,1029g= 2. ¿Explique porqué es necesario eliminar por evaporación todo el

amoniaco producido?

Debido a que necesitamos la totalidad del NaOH para la titulación. En la primera reacción está en exceso, en los productos quedará algo de NaOH. Luego al calentar los productos se desprende NH3, lo que se busca es eliminarlo completamente, ya que para la una adecuada neutralizació un ácido fuerte sólo es necesario el NaOH ya que es una base fuerte y no el NH3 ya que es una base débil.

n con HCℓ que es

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PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

3. Mencione tres posibles fuentes que pueden determinar un alto % de error en la experiencia.

• Al momento de pesar el NH Cℓ, la balanza no tendría mucha

ales. Durante el calentamiento del erlenmeyer en la eliminación del

amoniaco, pudo haber quedado residuos de amoniaco y no haberse eliminado completamente. Lo cual produciría un peso de amoniaco experimental erróneo.

Al no poseer una mezcla homogénea, teniendo en ella impurezas y/o residuos.

4.

NaOH

8,25 mL 0,241M

0,2g

Neutralizando:

4

precisión ya que sólo tiene dos decim•

Una muestra impura de 0,200g de NaOH requiere 18,25 mL de Cℓ 0,241M para neutralizarse. ¿Qué porcentaje de H

contiene la muestra?

1

NaOH HC#Eq #Eq= 3

NaOw H 10 L0,241 18,25mL

40 1mLx x

=

NaOHw 0,17593g= Luego:

0,17593g% pureza 100 87,965%

0,2gx= =

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30

PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

5. Si se agregan 4,0g de NaOH a 500 mL de HCℓ 0,1M. La solución resultante. ¿Será ácida o básica? Demuestra tu respuesta.

NaOH

4g#Eq 0,1eq

40g= =

3

HC

10 L#Eq 0,1 500mLx 0,05eqx

= = 1mL

Por condición, el NaOH# Eq debe ser igual al HC# Eq para que ocurra neutralización completa entre ambos compuestos. Entonces el reactivo limitante es del HCℓ Luego el NaOH# Eq en exceso es: 0,1-0,05 = 0,05eq ya que el

NaOH HC# Eq # Eq= y sólo se necesitan 0,05eq de NaOH para neutralización completa.

. Para 25 mL de solución que contiene Na2CO3 y NaHCO3 en presenci olftaleina se gastó 9,5 mL de HCℓ, y en presencia de anaranjado de metilo 25 mL de HCℓ 0,06N. ¿Cuántos gramos de carbonato y bicarbonato de sodio hay en 125 mL de muestra?

O3 + NaHCO3

Fenolftaleina: 9,5 mL HCℓ 0,06N Anaranjado de metilo: 25 mL HCℓ 0,06N Cálculo del peso de Na2CO3:

Por lo tanto la solución resultante es básica

6

a de Fen

25 mL de Na2C

2 3Na CO HC# Eq 2 # Eq=

2 3

3Na COw 10 L

2 0,06 9,5mL106 1mL

2

x x x−

=

02 3Na COW ,06042g=

Luego:

0,06042g125mL=0,3021gx 25mL

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31

PRACTICA Nº 5 Neutralización por Evaporación

Cálculo del peso de NaHCO3:

3NaHCO EqHC#Eq #=

3

3NaHCOw 10 L

0,06 (25 9,5)mL84 1mL

x x−

= −

3NaHCOw 0,07812g= Luego:

0,07812g125mL=0,3906g

25mLx

. 60 mL de HCℓ 0,2N disuelve completamente a una muestra sólida

Neutralización del exceso de HCℓ:

7

de CaCO3 y para neutralizar el HCℓ en exceso se gastó 13 mL de NaOH 0,1N. ¿Cuántos gramos de carbonato se encontraban en la muestra inicial?

HC N#Eq #Eq aOH=

HC0,2 V 0,1 13mLx x= HCV 6,5mL=

Entonces el volumen de ácido usado para disolver el carbonato de calcio es: 60 mL — 6,5 mL = 53,5 mL Disolviendo la muestra de carbonato de calcio:

CaCO3 HC#Eq #Eq=

3

3CaCOw 10 L

0,2 53,5mL100 1mL

2

x x−

=

5g3CaCOw 0,53=

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

ÍNDICE Página Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Neutralización 6 Producción de Amoniaco 7

Detalles Experimentales 8 Materiales y Reactivos 8 Procedimiento 9

Conclusiones 16 Bibliografía 17

3

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

INTRODUCCIÓN En el presente informe se verán métodos para determinar el contenido y composición de diferentes sustancias de una mezcla. Uno de ellos es la titulación ácido — base, por este método, utilizando una solución de algún ácido de concentración conocida, se puede realizar la determinación cuantitativa de álcalis (acidimetría) o, empleando una solución valorada de algún álcali, se puede determinar la concentración de los ácidos en una mezcla (alcalimetría). Para ello se utiliza un indicador como el anaranjado de metilo. Otro de los métodos es la neutralización para determinar el contenido de amoniaco evaporando una solución de cloruro de amonio con hidróxido de sodio.

4

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

OBJETIVOS

• Determinar el contenido de amoniaco por el método de

neutralización por destilación de sus soluciones.

• Aplicar el método de titulación por retroceso o titulación

indirecta.

5

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

PRINCIPIOS TEÓRICOS

NEUTRALIZACIÓN Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que producen calor. Una reacción común en solución acuosa es aquella donde el ión hidronio (H3O

+) o ión hidrógeno (H+) que proviene de un ácido reacciona con el ión oxidrilo (OH-) de una base para formar agua, como se indica a continuación:

H+(ac) + OH-

(ac) → H2O(ℓ)

Generalmente la siguiente reacción ocurre:

Ácido + Base → Sal + Agua

En esta reacción de neutralización se puede usar una solución indicadora tal como la Fenolftaleina (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de Sodio), pero también se puede usar el azul de timol, el azul de metileno, etc. para saber si esa solución contiene alguna base.

Ejemplos:

Na(OH) + H2CO3 → NaHCO3 + H2O HNO3 + Aℓ (OH)3 → Aℓ(NO3)3 + H2O

Cuando se neutraliza experimentalmente un ácido fuerte con una base fuerte, la solución resultante es completamente neutra.

6

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

PRODUCCIÓN DE AMONIACO

La reacción alcalina producida al mezclar una solución acuosa de NH4Cℓ con una solución acuosa de NaOH, nos indica la formación de NH4OH el que al ser calentado libera NH3, mediante las siguientes reacciones:

NH4Cℓ + 2NaOH(ac) → NH4OH(ac) + NaCℓ(ac) + NaOH(ac)

NH4OH(ac) + calor → NH3(g) + H2O(ℓ)

Evaporación — Condensación: Son dos procesos muy relacionados, donde algunas moléculas vencen las fuerzas de atracción, salen a la superficie del líquido y se transforman en gas (vaporización); para regresar al estado líquido lo hacen a través de la condensación.

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

• 1 pinza para refrigerante • 1 refrigerante plano • 2 soportes universales • 1 matraz erlenmyer de 400 mL • 1 tubo de jebe de 15 cm • 1 bureta de 50 mL • 1 pipeta de 10 mL • 1 vaso de precipitado de 200 mL • 1 piseta • 1 bagueta • 1 balón de destilación • 1 mechero de Bunsen • 1 trípode con rejilla de asbesto • 1 embudo

Reactivos:

• Cloruro de Amonio NH4Cℓ en cristales • Hidróxido de Sodio NaOH 0,5N al 15% • Ácido Clorhídrico HCℓ 0,5N (solución valorada) • Anaranjado de Metilo • Agua destilada

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PROCEDIMIENTO A) Obtención de Amoniaco

1. Se pesa una luna de reloj. Luego al tener el peso de ésta, se pesa una muestra de 0,50g de NH4Cℓ. El peso total es 35,5g.

2. Se coloca el NH4Cℓ en un vaso de 250 mL. En una probeta se

vierten 150 mL de agua destilada, posteriormente se trasvasa al vaso y se procede a disolver el NH4Cℓ.

9

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

3. Se echa NaOH 0,5M a la probeta y se mide un volumen de 10 mL. Enseguida se trasvasa el contenido de ésta al vaso.

10

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4. Se miden en la probeta 25 mL de HCℓ 0,5N y 50 mL de agua destilada, se vierten en el colector (matraz erlenmeyer), luego se agregan 3 gotas de anaranjado de metilo.

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5. Luego se instala el equipo, empleando el matraz de destilación, el refrigerante unido al tubo de vidrio se hallan por debajo del nivel del ácido. Y se coloca un el colector (matraz erlenmeyer).

6. El contenido del vaso se trasvasa al balón de destilación mediante

un embudo.

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

7. Se enciende el mechero, se calienta el balón hasta la ebullición y se deja hervir durante 25 minutos aproximadamente para que destile todo el amoniaco. Por la manguera va circulando agua, para que el amoniaco se condense y se vierta en el colector.

8. Luego se apaga el mechero, se quita con cuidado el colector, se

lava el tubo de vidrio interior con una piseta que contiene agua destilada. La solución

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

9. El amoniaco destilado ha neutralizado parte del HCℓ, por lo cual el color de la solución no ha cambiado. El resto se titula con NaOH 0,5N.

10. Se completa la titulación cuando la solución adquiere un color

naranja.

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

Cálculos 1. Determinación del peso experimental de NH3

NH4Cℓ(ac) + NaOH(ac) → NH4OH(ac) + NaCℓ(ac)

0,5g 10 mL

Calentando los productos:

( ) ( )4 (ac) 2ac ac3( )NH OH NaC NH NaC H OΔ↑+ ⎯⎯→ + +

Cuando el NH3 entra en contacto con el HCℓ:

( )3 4 (sobrante)excesoNH HC NH C HC+ → +

#Eq: 0 00965 310 L

25mL 0,51mL

x x−

0,00285

0,0125(reacciona 0,00965eq) Neutralizando:

( ) 2sobranteNaOH HC NaC H O+ → +

Entonces

(sobra) (gastado)HC NaOH NaOH#Eq N xV=

(sobra)HC

1L#Eq 0,5 5,7mL

1000mLx x=

(sobra)HC#Eq 0,00285= Por lo tanto:

3NH# Eq = 0,00965 = 3 (experimental )NHW

17

3NHW = 0,16405g

2. Determinación del porcentaje de en peso de NH3 con respecto a la

muestra de NH4Cℓ

3

0,16405g% de NH 100 32,81%

0,5gx= =

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

CONCLUSIONES

• En la reacción de producción de amoniaco, este tiene que ser

eliminado completamente por evaporación para que la solución

sea totalmente básica, y mediante la titulación poder determinar

la cantidad de amoniaco en la mezcla.

• Mediante el método de titulación ácido — base es posible

determinar las proporciones en que se encuentra cada uno de los

componentes de una mezcla, ya sea en fase liquida o sólida.

• Para este tipo de método es muy útil el uso de indicadores, ya

que nos permite saber con precisión cuando una mezcla se ha

neutralizado por completo.

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PRACTICA Nº 6 Neutralización por Destilación

BIBLIOGRAFÍA

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http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/5reaccio

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http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/neutra.htm

http://fq-experimentos.blogspot.com/2008/08/neutralizacin-

cido-base.html

Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 111 — 116, 602, 636, 637

Química General 8va edición (2003) Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey Herring Ed. Prentice Hall Páginas 146 — 148, 666 — 667, 698 — 699

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ÍNDICE

Página

Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Indicador de pH 6 Papel de Tornasol 7 Fenolftaleina 8 Naranja de Metilo 10

Detalles Experimentales 12 Materiales y Reactivos 12 Procedimiento 13

Conclusiones 34

Bibliografía 35

Apéndice 36

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INTRODUCCIÓN

Los ácidos y las bases son llamados también electrolitos, por su capacidad para conducir la electricidad. En los electrolitos las sustancias se encuentran disociadas en forma iónica.

A una sustancia se le denomina ácida, si aumenta la concentración de iones hidrogeno H + ; y se le llamara base, si aumenta la concentración de iones hidróxidos OH - .

De acuerdo a la magnitud de disociación de H + , los ácidos pueden ser fuertes o débiles.

En esta práctica se determinara la concentración de hidrógenos (pH) mediante el uso de indicadores ácido – base, conociendo su rango se viraje.

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OBJETIVOS

• Conocer el rango de viraje de los indicadores en función del pH.

• Determinar las concentraciones de los iones hidronio, en

solución de concentración desconocida por colorimetría.

• Establecer la diferencia entre soluciones a) ácidos fuertes y

débiles y b) bases fuertes y débiles.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS

INDICADOR DE pH

Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Indicadores de PH.

USO DE SUSTANCIAS QUÍMICAS

Su uso es amplio: se utilizan sobre todo para valoraciones ácido / base en química analítica, y para medir el pH de una disolución, aunque de forma cualitativa.

Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de 3,1 - 4,4, de un color rojo a uno naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la sustancia resultante de hervir con agua repollo colorado, pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina.

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Los indicadores de pH tienen una constante de protonación, K, que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador.

Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la forma básica o la forma ácida respectivamente.

PAPEL DE TORNASOL

Este método es más barato, pero es más inexacto que los otros. Por eso se dice que este método es semi-cuantitativo, porque solo muestra algo cercano a lo que es el pH de una solución.

,

Cuando la concentración de la especie ácida del indicador es igual a la concentración de la forma básica del indicador, la constante de protonación es igual a la inversa de la concentración de protones.

En este punto del pH, el color del indicador es una mezcla entre el color de la forma ácida y el color de la forma básica. Para obtener solamente el color de la forma básica, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma básica respecto a la de la ácida, según lo dicho antes, y para obtener el color de la forma ácida, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma ácida respecto a la de la básica. Con esto se tiene que el cambio de color de una forma a otra equivale a un factor de 100. Hablando en términos logarítmicos, equivale a 2 unidades de pH. Por tanto,  la zona de viraje de un indicador suele estar entre una unidad por arriba y una por abajo de su logK.

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Papel indicador de pH.

FENOLFTALEINA

La fenolftaleína es un compuesto químico que se obtiene por reacción del fenol (C 6 H 5 OH) y el anhídrido ftálico (C 8 H 4 O 3 ), en presencia de ácido sulfúrico.

DESCRIPCIÓN Y USOS

Es un sólido blanco o blanco amarillento e inodoro; sus cristales son incoloros y es soluble en agua. Tiene un punto de fusión de 254° C. En química se utiliza como indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna color rojo grosella. En química se utiliza en análisis de laboratorio, investigación y química fina.

En análisis químico se usa como indicador de valoraciones ácido-base, siendo su punto de viraje alrededor del valor de pH de 8.2-8.3, realizando la transición cromática de incoloro a rosado. El reactivo se prepara al 1% p/v en alcohol de 90° y tiene duración indefinida.

QUÍMICA

El cambio de color está dado por la siguiente ecuación química:

H 2 Fenolftaleína Ácido

Incoloro ↔ 

Fenolftaleína 2-

Alcalino Rosa 

↔ Fenolftaleína(OH) 3-

Muy Alcalino Incoloro

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En soluciones fuertemente básicas, la fenolftaleína se torna incolora. En soluciones fuertemente ácidas es naranja. Por lo tanto tiene diferentes rangos de acción:

Especies In H 2 In In 2−  In(OH) 3− 

Estructura

Modelo

pH < 0 0−8.2 8.2−12.0 >12.0

Condiciones fuertemente ácidas

acidas o neutra

alcalinas fuertemente alcalinas

Color naranja incoloro rosa incoloro

Imagen

La fenolftaleína normalmente se disuelve en alcohol para su uso en experimentos. La fenolftaleína es un ácido débil que pierde cationes H +

en solución. La molécula de fenolftaleína es incolora, en cambio el anión derivado de la fenolftaleína es de color rosa. Cuando se agrega una base la fenolftaleína (siendo esta inicialmente incolora) pierde H +

formándose el anión y haciendo que tome coloración rosa.El cambio de color no puede explicarse solo en base a la desprotonación, se

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produce un cambio estructural con la aparición de una tautomería cetoenólica.

NARANJA DE METLO

Naranja de metilo es un colorante azoderivado, con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. La fórmula molecular de la sal sódica es C 14 H 14 N 3 NaO 3 S y su peso molecular es de 327,34 g/mol.

Se empezó a usar como indicador químico en 1878. En la actualidad se registran muchas aplicaciones desde preparaciones farmacéuticas, colorante de teñido al 5%, y determinante de la alcalinidad del fango en procedimiento petroleros. También se aplica en citología en conjunto con la solución de Fuschin. También es llamado heliantina.

Se usa en una concentración de 1 gota al 0.1% por cada 10 mL de disolución.

Naranja de metilo

Viraje del Naranja de Metilo

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ALGUNOS INDICADORES ÁCIDO – BASE:

Naranja de metilo (Indicador de pH )

Inferior a pH 3,1 Sobre pH 4,4

Rojo  ↔  Naranja-amarillo

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DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

• 12 tubos de ensayo • 1 gradilla • 1 pipeta de 10 mL • 1 probeta • 1 piseta • 1 bagueta • 1 propipeta

Reactivos:

• Ácido acético CH 3 COOH 0,1M • Hidróxido de Sodio NaOH 0,1M • Ácido Clorhídrico HCℓ 0,1M • Indicadores: Naranja IV, Anaranjado de Metilo, Índigo

carmín, Alizarina y Fenolftaleina. • Agua destilada

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PROCEDIMIENTO

A) Preparación de soluciones estándar de [H + ]=10 -1 M hasta 10 -4 M

1. Se extrae 9mL de HCℓ  0,1M y se añade a un tubo de ensayo limpio y seco. Se le asigna el número 1.

2. A partir del tubo Nº 1, mediante diluciones sucesivas se preparan soluciones de HCℓ de 1x10 -2 M, 1x10 -3 M y 1x10 -4 M. Para lo cual en otro tubo el que le designaremos Nº 2 se añade 1 mL de HCℓ y para obtener la concentración 1x10 -2 M, deberemos de añadirle 9 mL de agua.

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Cálculos:

1 1 2 2(solución) M V M V x x =

2 0,1 1 0,01 V x x = 2 V 10mL =

Observación:

Como el volumen de solución es 10 mL, entonces se agregan 9 mL de agua. Como habremos notado en el tubo Nº 1 sólo se cuenta con 9mL, en el tubo Nº 2 también debemos de contar con la misma cantidad. Es por eso que en el siguiente tubo se le añadirá 1 mL del tubo Nº 2. Esto es para agilizar los cálculos.

3. Para el siguiente tubo realizamos lo que se dijo en la observación anterior, echamos 1 mL de la solución del tubo Nº 2 a este tubo y completamos hasta un volumen de 10 mL con agua destilada para obtener la concentración 1x10 -3 M,. A este tubo se le asigna Nº 3.

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4. Lo mismo se realiza para el tubo Nº 4. Se extrae 1 mL del tubo Nº 3 y se completa esta vez hasta un volumen de 9 mL para obtener la concentración 1x10 -4 M,, ya que ya no habrá otra solución para preparar por el momento.

5. Una vez ya teniendo los 4 tubos de ensayo, se procede a verter la mitad del contenido a otros 4 tubos, respetando el orden y rotulándolos también.

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6. Al verter la mitad del contenido a otros 4 tubos. Nos quedaremos ahora con 8 tubos en los cuales hay 4.5 mL de solución. Los cuales los dividiremos en 2 grupos.

Grupo 1:

Grupo 2:

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7. En el grupo 1, añadiremos una gota de indicador Naranja IV. Las soluciones resultantes quedan de esta manera.

8. En el grupo 2, añadiremos una gota de indicador Anaranjado de Metilo. Las soluciones resultantes quedan de esta manera.

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B) Determinación de la [H + ] de una solución de HCℓdesconocida

1. Se extrae 10 mL de una muestra de HCℓ desconocida y se añade a un tubo de ensayo.

2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa otro tubo de ensayo.

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3. Al primer tubo con 5mL de HCℓ  se le añade una gota de Anaranjado de Metilo y al otro tubo se le añade una gota de Naranja IV.

Entonces: [H + ] = 10 -3 , pH = -log(10 -3 ) = 3

C) Determinación de la [H + ] de una solución de HCℓdesconocida

1. Se extrae 10 mL de una muestra de HCℓ desconocida y se añade a un tubo de ensayo.

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2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa otro tubo de ensayo.

3. Al primer tubo con 5mL de HCℓ  se le añade una gota de Anaranjado de Metilo y al otro tubo se le añade una gota de Naranja IV.

Entonces: [H + ] = 10 -1 , pH = -log(10 -1 ) = 1

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D) Determinación de la [H + ] de una solución de CH 3 COOH desconocida

1. Se extrae con una pipeta 10 mL de CH 3 COOH y se añade a un tubo de ensayo.

2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa a otro tubo de ensayo

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3. Al primer tubo con 5mL de CH 3 COOH se le añade una gota de Anaranjado de Metilo y al otro tubo se le añade una gota de Naranja IV.

Entonces: [H + ] = 10 -2,5 , pH = -log(10 -2,5 ) = 2,5

[H + ] = 0,00316M, esta es la concentración final del CH 3 COOH

La reacción es:

3 3 CH COOH CH COO H − + + �

Inicio 0,1M - - Reacción -0,00316M +0,00316M +0,00316M Equilibrio 0,09684 0,00316M 0,00316M

Luego la Constante de Acidez (K a ) es:

a

0,00316x0,00316M K

0,09684 =

K a = 1,03x10 -4

Debió ser K a = 1,18 x10 -5

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E) Preparación de soluciones estándar [OH - ]=10 -1 M hasta 10 -4 M

1. Se extrae 9mL de NaOH 0,1M y se añade a un tubo de ensayo limpio y seco. Se le asigna el número 1.

2. A partir del tubo Nº 1, mediante diluciones sucesivas se preparan soluciones de NaOH de 1x10 -2 M, 1x10 -3 M y 1x10 -4 M. Para lo cual en otro tubo el que le designaremos Nº 2 se añade 1 mL de NaOH y para obtener la concentración 1x10 -2 M, deberemos de añadirle 9 mL de agua.

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Cálculos:

1 1 2 2(solución) M V M V x x =

2 0,1 1 0,01 V x x = 2 V 10mL =

Observación:

Como el volumen de solución es 10 mL, entonces se agregan 9 mL de agua. Como habremos notado en el tubo Nº 1 sólo se cuenta con 9mL, en el tubo Nº 2 también debemos de contar con la misma cantidad. Es por eso que en el siguiente tubo se le añadirá 1 mL del tubo Nº 2. Esto es para agilizar los cálculos.

3. Para el siguiente tubo realizamos lo que se dijo en la observación anterior, echamos 1 mL de la solución del tubo Nº 2 a este tubo y completamos hasta un volumen de 10 mL con agua destilada para obtener la concentración 1x10 -3 M,. A este tubo se le asigna Nº 3.

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4. Lo mismo se realiza para el tubo Nº 4. Se extrae 1 mL del tubo Nº 3 y se completa esta vez hasta un volumen de 9 mL para obtener la concentración 1x10 -4 M,, ya que ya no habrá otra solución para preparar por el momento.

5. Una vez ya teniendo los 4 tubos de ensayo, se procede a verter la mitad del contenido a otros 4 tubos, respetando el orden y rotulándolos también.

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6. Al verter la mitad del contenido a otros 4 tubos. Nos quedaremos ahora con 8 tubos en los cuales hay 4.5 mL de solución. Los cuales los dividiremos en 2 grupos.

Grupo 1:

Grupo 2:

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7. En el grupo 1, añadiremos una gota de indicador Índigo Carmín. Las soluciones resultantes quedan de esta manera.

8. En el grupo 2, añadiremos una gota de indicador Alizarina. Las soluciones resultantes quedan de esta manera.

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F) Determinación de la [OH - ] de una solución de NaOH desconocida

1. Se extrae 10 mL de una muestra de NaOH desconocida y se añade a un tubo de ensayo.

2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa otro tubo de ensayo.

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3. Al primer tubo con 5mL de NaOH se le añade una gota de Alizarina y al otro tubo se le añade una gota de Índigo Carmín.

Entonces: [OH - ] = 10 -1 , pOH = -log(10 -1 ) = 1, pH = 13

G) Determinación de la [OH - ] de una solución de NaOH desconocida

1. Se extrae 10 mL de una muestra de NaOH desconocida y se añade a un tubo de ensayo.

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2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa otro tubo de ensayo.

3. Al primer tubo con 5mL de NaOH se le añade una gota de Alizarina y al otro tubo se le añade una gota de Índigo Carmín.

Entonces: [OH - ] = 10 -3 , pOH = -log(10 -3 ) = 3, pH = 11

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H) Determinación de la [OH - ] de una solución de NH 4 OH desconocida

1. Se extrae con una pipeta 10 mL de NH 4 OH y se añade a un tubo de ensayo.

2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa a otro tubo de ensayo

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3. Al primer tubo con 5mL de NH 4 OH se le añade una gota de Alizarina y al otro tubo se le añade una gota de Índigo Carmín.

Entonces: [OH - ] = 10 -2,5 , pOH = -log(10 -2,5 ) = 2,5, pH = 11,5

I) Diferencia entre ácidos fuertes y débiles

1. Se mide 1 mL de HCℓ 0,1M en un tuvo de ensayo limpio y seco y 1 mL de CH 3 COOH 0,1M en otro tubo de ensayo.

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2. A ambos tubos se le añade una gota de Fenolftaleina y luego se les añade gota a gota NaOH 0,1M y se anota el volumen gastado en cada tubo.

Volumen de NaOH gastado en el tubo con HCℓ: 1,2 mL Volumen de NaOH gastado en el tubo con CH 3 COOH 1 mL

Con esto queda demostrado que el CH 3 COOH es un ácido débil y que necesita menos NaOH para neutralizarse, ya que su disociación es parcial. Mientras que en el HCℓ la disociación es total.

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CONCLUSIONES

• La acidez de una disolución acuosa se expresa como su pH, que

se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones

hidrogeno (en mol/L).

• A 25°C, una disolución ácida tiene un pH<7, una disolución

básica tiene un pH>7 y una disolución neutra tiene un pH = 7.

• La constante de ionización ácida K a aumenta al aumentar la

fuerza del ácido. De forma semejante, la K b expresa la fuerza de

las bases.

• El porcentaje de ionización es otra forma de medir la fuerza de

los ácidos. Cuanto mas diluida es una disolución de un ácido

débil, mayor será su porcentaje de ionización.

• Conociendo el rango de viraje de los indicadores se puede

determinar las concentraciones de los iones hidronio de

soluciones desconocidas por colorimetría.

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BIBLIOGRAFÍA

ü http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/neutra.htm

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ü Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 117 – 120, 603, 638, 639

ü Química General 8va edición (2003) Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey Herring Ed. Prentice Hall Páginas 149 – 152, 668 – 670, 700 – 705

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APÉNDICE

1. ¿Qué son indicadores ácido – base?

Un indicador ácido – base es una sustancia química, capaz de captar o donar protones generando un cambio de color al producirse esta donación o captación de protones. Se pueden dividir en indicadores ácidos o básicos, según hagan el cambio de color en la zona ácida o básica. También se podrían clasificar algunos como neutros pero suelen colocarse en una o otra escala dado que es muy raro que un indicador haga su viraje justo en el pH 7.00. Su uso y aplicación principal es la de determinar el punto final de una neutralización, también puede servir para comprobar si un pH es suficientemente ácido o básico.

2. ¿Cuál es el pH de la solución de ácido débil?

[H + ] = 10 -2,5 , pH = -log(10 -2,5 ) = 2,5

3. ¿Cuál es el pH de la solución de Ca(OH) 2 0,005M?. El soluto es fuerte o débil. ¿Porqué?

2 2 Ca(OH) 2OH Ca − + + �

Inicio 0,005M - - Reacción -0,005M +0,01M +0,005M Equilibrio - 0,01M 0,005M

Luego el pOH = -log(0,01) = 2, pH = 12 Es una base fuerte

4. Una solución 1,0M de un ácido débil, HA tiene un pH de 5. Calcular la constante de ionización, K a del ácido.

Como el pH de la solución final es 5 Entonces la [H + ] = 10 -5

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HA A H − + + �

Inicio 1M - - Reacción -0,00001M +0,00001M +0,00001M Equilibrio 0,99999 0,00001M 0,00001M

Luego la Constante de Acidez (K a ) es:

a

0,00001x0,00001M K

0,99999 =

K a = 1,01x10 -10

5. Determinar el % de ionización y el pH de una solución 1M de HC 2 H 3 O 2 K a = 1,8x10 -5 .

3 3 CH COOH CH COO H − + + �

Inicio 1M - - Reacción -x +x +x Equilibrio 1-x x x

Luego la Constante de Acidez (K a ) es:

2 -5 x

1,8x10 1 x

= −

Como el valor del K a es muy pequeño de desprecia x en el denominador

Luego: 1,8x10 -5 = x 2 à x = 4,24x10 -3

Finalmente: 3 4,24 10

100 0,42% 1 x

x α −

= =

6. Considere estos ácidos:

Ácido A B C D K a 2x10 -6 4x10 -4 5x10 -3 1x10 -2

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a) Ordene los ácidos en sentido decreciente de fuerza de acidez.

La fuerza creciente de acidez es DP al K a

Entonces:

Fa (D) > Fa (C) > Fa (B) > Fa (A)

b) ¿Cuál es el valor de pK a más alto?

pK a = - logK a

Entonces, el ácido que tiene el Ka más bajo, poseerá el valor de pK a más alto

Luego: pK a (A) = -log (2x10 -6 ) = 5,69

7. A 15ºC, 1 litro de agua disuelve aproximadamente 1 litro de CO 2 a la presión de 1 atm. Calcular el pH de la solución final. ¿Qué indicador seria el más adecuado para la comprobación?

Aplicando: PV=nRT

1 1 0,082 288 x nx x = n= 0,042

Luego M = nxV M = 0,042x1 = 0,042

Finalmente pH = -log(0,042) = 1,37

8. Una solución de 500 mL de ácido sulfúrico 0,1N se mezcló con 500 mL de NaOH 0,07N. ¿Cuál es el pH de la solución final?¿Qué indicador seria el más adecuado para la comprobación?

H 2 SO 4 0,1N 0,5L #Eq H 2 SO 4 = 0,05

NaOH 0,07N 0,5L #Eq NaOH = 0,035

Luego

Vemos que el H 2 SO 4 está en exceso

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39 

Entonces:

#Eq NaOH = # Eq H 2 SO 4 (reaccionante)

0,07x0,5 = # Eq H 2 SO 4 (reaccionante)

0,035 = #Eq H 2 SO 4 (reaccionante)

Luego:

#Eq H 2 SO 4 (sobrante) = # Eq H 2 SO 4 (inicial) - #Eq H 2 SO 4

(reaccionante)

#Eq H 2 SO 4 (sobrante) = 0,1 x 0,5 – 0,035 = 0,00175

Luego hallamos la concentración de H 2 SO 4 sobrante, la cual esta es la que determina el carácter ácido de la solución final.

Entonces:

0,00175 = N x 0,5 N= 0,0035

N = M x θ 0,0035 = M x 2 M = 0,00175

pH = -log (2x0,00175) = 2,45

Entonces el indicador más apropiado es el Naranja IV

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ÍNDICE Página Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Equilibrio Iónico 6 Electrolitos según su fuerza 6

Autoionización del agua 7 Constantes de Equilibrio para especies 8 ácidas y básicas Relación entre Ka y Kb 8 Soluciones Buffer 9

Detalles Experimentales 11 Materiales y Reactivos 11 Procedimiento 12

Conclusiones 27 Bibliografía 28

Apéndice 29

3

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INTRODUCCIÓN

Tal como se estudio en la experiencia anterior de equilibrio químico, muchas reacciones se detienen antes de completarse. Existen reacciones principalmente en solución acuosa, que al llegar al equilibrio presenten iones, esto indica que la sustancia inicial se ioniza o disocia parcialmente. Los ácidos y las bases estudiados en el capitulo anterior sufren este tipo de reacción, con esto se puede explicar por ejemplo su conductividad eléctrica (conductividad electrolítica) al ser disuelto en agua. La mayoría de las sustancias que se emplean a nivel de laboratorio, a nivel comercial o industrial y los sistemas biológicos se encuentran en forma de solución acuosa, que pueden ser de carácter ácido, básico o neutro. En estas soluciones existen muchas especies iónicas en equilibrio. Para comprender las propiedades de estos sistemas es de suma importancia conocer los aspectos teóricos sobre equilibrio iónico: El significado y aplicaciones de la constante de equilibrio iónico Ki (Ka, Kb, Kw, Kh); las sales que se hidrolizan modifican el pH del agua; qué es u8na solución tampón y como prepararla; que es un indicador ácido — base y como se emplean estos en la determinación aproximada del pH de las soluciones y en el proceso de titilación ácido — base, etc. Todos estos aspectos se abordaran en el presente informe.

4

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OBJETIVOS

• Estudiar los procesos de hidrólisis de algunas soluciones

salinas a través del pH de la solución.

• Conocer el comportamiento de una solución buffer ante la

adición de pequeñas cantidades de ácidos y bases.

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6

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PRINCIPIOS TEÓRICOS

EQUILIBRIO IÓNICO El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica. 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 y débiles.

ELECTROLITOS SEGÚN SU FUERZA

Cuando una sustancia se disuelve en agua la generación de electrolitos puede ocurrir de forma incompleta o completa. Cuando la disociación ocurre completamente se habla de electrolito fuerte. Un electrolito fuerte es aquél cuya disociación es prácticamente completa. Cuantitativamente hablando, un electrolito fuerte es aquel cuya constante de equilibrio tiende a infinito. Ejemplo:

[ ]

+ -2 3

+ -3

HC + H O H O +C

Donde :

H O CKeq =

HC

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

En el tiempo de equilibrio [ ]HC tiende a cero, por ende tiende a infinito. Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los electrolitos débiles forman equilibrios verdaderos.

eqK

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7

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Ejemplo:

[ ]

+ -2 3

+ -3

HF + H O H O +F

Donde :

H O FKeq =

HF

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

Esta reacción no se completa, alcanza cierto equilibrio, con cierta constante, por eso debe llevar dos medias flechas en direcciones opuestas (flecha doble). Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio,[ ]HF

3H O+⎡ ⎤⎣ ⎦ y permanecerán constantes, por ende estamos en presencia de un equilibrio químico.

F −⎡⎣ ⎤⎦

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA

Corresponde a la propiedad química del agua donde ésta se autosepara 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.

+ -2 2 3H O + H O H O +OH

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

+ -eq 3K = H O OH⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

Al ser el agua una especie pura, no se le considera en la 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:

+ -3

-14

-7

w

H O = OH = 1x10

K = 1x10

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

La que se conoce como: Constante de autoionización del agua.

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CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA ESPECIES ÁCIDAS Y BÁSICAS

Por convención, cuando se trabaja con una especie ácida, a la constante de equilibrio de dicha especie se la denomina constante de acidez, y se designa , y cuando se trabaja con una especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se designa .

aK

bK

No obstante, el equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, por ende, a la hora de hacer cálculos, se trata como tal.

RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb

Por la teoría ácido-base de Bronsted — Lowry sabemos que existen pares conjugados ácido-base (un ácido genera una base conjugada y una base genera un ácido conjugado, cuyas fuerzas quedan determinadas por la fuerza opuesta del ácido/base que les dio origen).

Sea HA un ácido débil con -2aK < 10

Entonces, la reacción queda determinada por:

+ -2 3HA + H O H O + A

La expresión de la constante de acidez queda determinada por la siguiente expresión:

[ ]

+ -3

a

H O AK =

HA

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

Expresando la reacción inversa:

- +3 2A + H O HA + H O

Como A- es una base, se puede expresar su constante de basicidad:

[ ]b + -

3

HAK =

H O A⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

8

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9

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Lo que indicaría que ; pero esta relación es válida sólo para la reacción inversa de la reacción inicialmente planteada.

a bK xK = 1

Si se desea determinar la constante de basicidad de la reacción directa que se ha planteado inicialmente, tenemos que considerar al agua.

Se sabe que + -w 3K = H O OH⎡ ⎤ ⎡⎣ ⎦ ⎣ ⎤⎦

Como la concentración de iones hidronio está determinado para la reacción por , entonces:

+3(H O )

aK-

w aK =K OH⎡ ⎤⎣ ⎦

Y, del mismo modo, la concentración de iones hidróxido , queda determinada por la constante de basicidad de la reacción directa:

-(OH )

w aK =K Kb

Se despeja bK

wb

a

KK =

K

Para la reacción de bases en agua se cumplen las mismas condiciones, por ende:

wa

b

KK =

K

SOLUCIONES BUFFER

Las soluciones amortiguadoras, también conocidas como buffer o tampón, son disoluciones que están compuestas por el Ion común de un ácido débil o una base débil y el mismo ion común en una sal conjugada, ambos componentes deben de estar presentes.

Cuando un "buffer" es añadido al agua, el primer cambio que se produce es que el pH del agua se vuelve constante. De esta manera, ácidos o bases adicionales no podrán tener efecto alguno sobre el agua, ya que esta siempre se estabilizará de inmediato.

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Los buffer consisten en sales hidrolíticamente activas que se disuelven en el agua. Los iones de estas sales se combinan con ácidos y álcalis. Estas sales hidrolíticamente activas son los productos que resultan de la reacción entre los ácidos débiles y los álcalis fuertes como el carbonato de calcio (a partir del ácido carbónico e hidróxido de calcio) o entre ácidos fuertes y álcalis débiles como el cloruro de amonio (a partir del ácido clorhídrico e hidróxido de amonio).

Un ácido buffer reacciona cuando un ácido débil o base débil se combina con su correspondiente sal hidrolítica en una solución de agua, se forma un sistema amortiguador denominado "buffer".

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DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

• 10 tubos de ensayo • 1 gradilla • 2 vasos de 250 mL • 3 pipetas de 10 mL • 1 bureta de 50 mL • 1 probeta de 50 mL • 2 matraces erlenmeyer de 250 mL • 1 fiola de 100 mL • 1 piseta • 1 bagueta • 1 propipeta • papel de tornasol

Reactivos:

• Hidróxido de Amonio NH4OH 0,1M • Hidróxido de Sodio NaOH 0,1M • Cloruro de Sodio NaCℓ sólido • Cloruro de Amonio NHCℓ sólido • Acetato de Sodio CH3COONa sólido • Indicadores: Azul de Bromotimol, Anaranjado de Metilo, Rojo

de Metilo y Fenolftaleina. • Agua destilada

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PROCEDIMIENTO A) Hidrólisis de Sales

1. En 4 tubos de ensayo se coloca 10 mL de agua destilada con la ayuda de una pipeta. Se rotula cada tubo asignándole una letra: A, B, C y D.

2. Se pesa 0,5g de NaCℓ; 0,5g de NH4Cℓ y 0,5g de CH3COONa

respectivamente.

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3. En el tubo A se agrega el cloruro de sodio, en el tubo B se agrega en cloruro de amonio, en el tubo C se agrega el Acetato de sodio y se proceden a disolver con la bagueta. El tubo D servirá como referencia.

4. Se sospecha que la solución del tubo C tiene un carácter básico,

mientras que las soluciones A y D tienen carácter neutro y la solución B tiene carácter ácido. Esto se comprueba al sumergir una tira de papel indicador.

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5. El papel indicador sólo cambia a azul ya que ha detectado la el carácter básico en la solución C, mientras que en la solución ácida no se aprecia el cambio de color a rojo debido a que está con una concentración muy baja.

6. Una vez preparadas las soluciones de los tubos A, B, C y D. Se

les agrega 3 gotas de rojo de metilo.

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7. Con esto se comprueba definitivamente que las soluciones descritas anteriormente tienen dichos caracteres. La solución B debería de ser de color rojo con la ayuda del rojo de metilo, pero como está con una concentración muy baja, es por eso el color naranja claro.

B) Efecto del Ión Común

1. Se coloca 100 mL de agua destilada en un vaso de 250 mL, se adiciona 2 mL de solución NH4OH 0,1M y 1 gota de fenolftaleína. La solución toma un color rojo — grosella.

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2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa a 2 matraces erlenmeyer. Los cuales se rotularán con las letras X e Y.

3. Al matraz X se le añade 1g de NH4Cℓ sólido y se empieza a

disolver con una bagueta. Se observa que la coloración rojo — grosella tiende a transparente.

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La disociación de NH4OH es:

NH4OH ⇄ NH4+ + OH-

La disociación de NH4OH es:

NH4Cℓ ⇄ NH4+ +Cℓ-

En estas soluciones existe un ión en común que es el NH4

+ 4. Al matraz Y se le añade una pequeña cantidad de NaCℓ sólido, el

cual se disuelve con una bagueta. Se observa que la coloración rojo — grosella no cambia.

En esta solución como se trata de NaCℓ y se disocia en Na+ + Cℓ- , no existe ningún ión en común con el NH4OH ya que éste se disocia en NH4

+ + OH-

5. En la tabla que se presenta a continuación se presentan los resultados antes y después de añadir las sales a los matraces X e Y.

Color Inicial Color Final X Rojo — Grosella Rojo — Grosella claro Y Rojo — Grosella Rojo — Grosella

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C) Preparación de Soluciones Buffer, Tampón, Amortiguadoras o Reguladoras

1. Se mide en una probeta 50 mL de una solución de K2HPO4 0,1M y

se transfiere a una fiola de 100 mL.

2. A la fiola se agrega 29,1 mL de NaOH 0,1M y se completa con

agua destilada hasta llegar al aforo de la fiola.

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3. El pH de la solución resultante debe ser aproximadamente 7. Para comprobar dicho pH, se extrae una pequeña cantidad de la solución a un tubo de ensayo y se le agrega 1 gota de indicador Azul de Bromotimol. La solución adquiere un color verde.

D) Comportamiento de la Solución Buffer ante la adición de una base 1. En un matraz erlenmeyer de 250 mL se coloca 25 mL de agua

destilada.

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2. En otro erlenmeyer se coloca 25 mL de la solución Buffer obtenida en la experiencia anterior.

3. El pH de las soluciones preparadas es 7 ya que el agua destilada

tiene un pH =7 y la solución Buffer también tiene un pH =7. 4. Se agrega 3 gotas de fenolftaleína a cada erlenmeyer.

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5. Se fija la bureta en un soporte universal con una pinza y empleando un embudo se vierte la solución de Hidróxido de Sodio por encima de la marca del 0, luego se abre la llave de la bureta para llenar el tubo terminal y evitar que se llene de burbujas de aire, dejándose en el nivel de 0.

6. Se procede a añadir solución de NaOH 0,1M gota a gota en el erlenmeyer que sólo contiene agua.

7. La solución cambia a rojo — grosella y sólo requiere de una gota de

NaOH ya que era una solución neutra.

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PRACTICA Nº 8 Equilibrio Iónico

8. Ahora se titula la solución Buffer con NaOH gota a gota.

9. La solución toma el color rojo — grosella inicialmente, pero eso no

significa que se haya titulado. Llega a titularse cuando la solución tiende a ser transparente.

El volumen gastado de NaOH es 6,5 mL

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E) Comportamiento de la Solución Buffer ante la adición de un ácido 1. En un matraz erlenmeyer de 250 mL se coloca 25 mL de agua

destilada.

2. En otro erlenmeyer se coloca 25 mL de la solución Buffer obtenida

en la experiencia C.

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3. El pH de las soluciones preparadas es 7 ya que el agua destilada tiene un pH =7 y la solución Buffer también tiene un pH =7.

4. Se agrega 3 gotas de Anaranjado de Metilo a cada erlenmeyer.

5. Ambas soluciones adquieren el color naranja producto de indicador

ya que por el momento son neutras.

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6. Se fija la bureta en un soporte universal con una pinza y empleando un embudo se vierte la solución de Ácido Clorhídrico por encima de la marca del 0, luego se abre la llave de la bureta para llenar el tubo terminal y evitar que se llene de burbujas de aire, dejándose en el nivel de 0.

7. Se procede a añadir solución de HCℓ 0,1M gota a gota en el

erlenmeyer que sólo contiene agua.

8. La solución cambia a naranja claro y sólo requiere de 3 gotas (1,5

mL) de NaOH ya que al principio era una solución neutra.

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9. Ahora se titula la solución Buffer con HCℓ gota a gota.

10. El color de la solución cambia a naranja oscuro al momento de

titularse.

El volumen gastado de HCℓ es 9,5 mL

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CONCLUSIONES

• La reacción que dio lugar a la solución buffer es:

K2HPO4 + NaOH → Na2HPO4 + 2KOH

• Se conoció una nueva forma de expresar la constante de

equilibrio la cual es la constante de hidrolización (Kh) la cual esta

en función de la constante de producto iónico (Kw), constante de

acidez (Ka) o constante de basicidad (Kb) que nos permite

detectar en que grado la solución final seria ácida o básica.

• Las reacciones de hidrólisis generalmente son reacciones de

os o comprobamos con el experimento de efecto del ión

común el principio de Le Chatelier en función de la

concentración.

• Se determinó que una sustancia buffer o tampón es de suma

importancia en la industria además que actúa como

amortiguadora del pH de la sangre manteniéndola en un pH de

7,4 siendo esta solución buffer o amortiguadora evitando cambios

bruscos en el pH al ingreso ya sea de ácido, base o sales.

protólisis (reacciones de Bronsted — Lowry)

• Conocim

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BIBLIOGRAFÍA

Química General

Raymond Chang

Páginas 711 — 724

7ma edición (2002)

Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 652 — 668

Química General 8va edición (2003) Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey Herring Ed. Prentice Hall

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APÉNDICE 1. i a 0,5 L de agua se agrega 6,0 g de acetato de sodio ¿Cuál será

el pH de la solución final? (Ka= 1,8x10-5)

S

[CH3COONa]= 3CH COn ONa

1mol6gx

82g mol0,14

V s

Luego:

ol 0,5L L= =

-3 3CH COONa CH COO Na++

Inicio 0,14M - -

Reacción -x +x +x Equilibrio 0,14 - x x x

ntonces:

E

-14w

ha a

K 10K = =

K K

-14

h -5

10 [ ][x]K =

1,8x10 0,14 xx

=−

Como el valor del Ka es muy pequeño de desprecia x en el denominador

-14

h -5010 [ ][x]

K =1,8x1 0,14

x=

x = 8,8 x10-6

Finalmente el pH es: -log(x) = -log (8,81x10-6) = 5,05

1

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PRACTICA Nº 8 Equilibrio Iónico

2. Si 1 L de solución conti de amonio ¿Cuál será el pH de la solución final? a

[NH4Cℓ]=

ene 25 g de cloruro(K = 1,8x10-5)

4NH C

1mol25gx

n 53,5g mol0,46

V sol 1L L= =

Luego:

+4 4NH C NH C −+

Inicio 0,46M - -

Reacción -x +x +x Equilibrio 0,46-x x x

Entonces:

5a

[ ][ ]K 1,

0,46x x

xx

8 10−= =−

Como el valor del Ka es muy pequeño de desprecia x en el denominador Por lo tanto:

5[ ][ ]x xaK 1,8 10

0,46x −= =

x = 2,87 x10-3

Finalmente el pH es: -log( 8 x10-3) = 2,54

x) = -log (1,5

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PRACTICA Nº 8 Equilibrio Iónico

3. Si tenemos 100 mL de ácido acético 0,1M y le agregamos 1,245 g de acetato de sodio ¿Cuál será el pH final de la solución?

[CH3COOH]= 0,1M

Luego:

Inicio 0,1M - -

- +CH3COOH CH3COO + H

Reacción -x +x +x Equilibrio 0,1-x x x

Entonces:

5a

[ ][ ]K 10

,1x x

xx

1,80

−= =−

omo el valor del Ka es muy pequeño de desprecia x en el

Por lo tanto:

Cdenominador

5a

[ ][ ]K 1,8

0,46x x

x10−= =

x = 2,87 x10-3

-log(x) = -log (1,58 x10-3) = 2,54

Después de añadir la sal:

pH inicial es:

1mol1,245g 0,015

82gx molesn = =

0,1-x 1,34x10-3 1,34x10-3

Luego:

- +CH3COOH CH3COO + H

0,015-x 1,34x10-3 x

- +CH3COONa CH3COO + Na

Aquí podemos observar el ión común, en este caso es el CH3COO-

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32

PRACTICA Nº 8 Equilibrio Iónico

Luego:

35

aK 1[1,34 10 ][ ]

,8 100,015x x

x−

− =

x = 2,01x10-4

pH final es: -log(x) = -log (2,01x10-4) = 3,69

4. ¿Cuá siguien es formará na solución uffer?

a) ℓ NaC / NH4Cℓ

3(ac) NH4Cℓ

=

l de los tes par u B

NaCℓ/ HCℓb)

c) NH /

+ -4 4NH C NH + C

+ -3 2 4NH + H O NH + OH

3COOH

f) HF / NaF g) Na2CO3 / NaHCO3

d) CH3COOH / NaCℓ ) CH COONa / CHe 3

- +CH3COOH CH3COO + H - +CH3COONa CH3COO + Na

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PRACTICA Nº 9 Solubilidad y Producto de Solubilidad

ÍNDICE Página Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Especies Iónicas 6 Solubilidad 8

Sales poco solubles y Producto de Solubilidad 9 Productos de Solubilidad 10 Cálculo de la Solubilidad 13 Reacciones A⇄bB+cC (b,c≠1) 14 Solubilidad con un ión común 15

Detalles Experimentales 17 Materiales y Reactivos 17 Procedimiento 18

Conclusiones 32 Bibliografía 33

Apéndice 34

3

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PRACTICA Nº 9 Solubilidad y Producto de Solubilidad

INTRODUCCIÓN Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es limitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite mas soluto (un exceso de soluto se depositara en el fondo del recipiente). Se dice entonces que esta saturada. Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada. La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura. En otros, sin embargo, la disolución va acompañada de una liberación de calor y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.

4

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OBJETIVOS

• Determinar la solubilidad del Ca(OH)2 a diferentes

temperaturas por el método de titulación y graficar la curva de

solubilidad correspondiente.

• Determinar la constante experimental del producto de

solubilidad de los diferentes pares de soluciones, observando

que la formación de sus precipitados se disuelvan al disminuir

las concentraciones de éstos.

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PRACTICA Nº 9 Solubilidad y Producto de Solubilidad

PRINCIPIOS TEÓRICOS

ESPECIES IÓNICAS Para poder distinguir una especie iónica, debemos recordar sus propiedades. En primer lugar, se define especie iónica como aquel compuesto que está unido por un enlace iónico. El enlace iónico está presente cuando entre 2 átomos o complejo atómico haya una diferencia de electronegatividad ≥2. Se sabe que en la realidad no existe un compuesto 100% iónico ni 100% covalente, sino que están en cierto porcentaje, como por ejemplo en el caso de NaCℓ, se tiene que este compuesto tiene 8.1% de naturaleza covalente y 91.9% naturaleza iónica. Esto se debe a que sólo podemos trabajar con probabilidades, y estos porcentajes corresponden a la probabilidad encontrar este compuesto en el estado correspondiente. Entonces, si un compuesto tiene más de un 50% de naturaleza iónica, entonces se dice que es un compuesto iónico. Si un compuesto tiene más de un 50% de naturaleza covalente, entonces se dice que es covalente.

Un enlace iónico se produce cuando una especie (átomo o conjunto de átomos) es más electronegativa que la otra. En estos casos se produce un “desplazamiento” de la nube electrónica, produciendo que los electrones pasen “más tiempo” alrededor de una especie que de la otra, lo cual causa que una especie esté más cargada negativamente y la otra positivamente, lo cual conduce a que se produzca una polaridad en la molécula. Esta polaridad es lo que caracteriza a un enlace iónico.

Las propiedades fundamentales de los compuestos iónicos son: 1. Todos son sólidos en condiciones normales (25 °C y 1 atm) 2. Son solubles en H2O (y otros solventes polares) 3. Sales fundidas son conductoras de electricidad 4. Soluciones con sales disueltas también son conductoras 5. En estado sólido NO son conductores

Los compuestos iónicos se pueden dividir en 2 grupos: electrolitos fuertes y electrolitos débiles. Los electrolitos fuertes son aquellas que se ionizan casi al 100%, y los electrolitos débiles son aquellas que sólo un 5% de todo el compuesto sumergida en agua se disuelve. De los electrolitos débiles, o sales pocos solubles, será nuestro tema de estudio.

6

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PRACTICA Nº 9 Solubilidad y Producto de Solubilidad

Ejm: • NaCℓ: χNa = 0,9 χCℓ = 3,0 ⇒ ∆χ= 3,0 - 0,9 = 2,1 Estos compuestos, al ser sumergidos en un medio acuoso se disocian formando iones mediante una ruptura heterolítica, ie, el compuesto más electronegativo atrae hacia él los electrones compartidos en el enlace si se le compara con su vecino, menos electronegativo. Ejm.: • NaCℓ:

Na••Cℓ (s)2H O⎯⎯⎯→ Na↓••Cℓ →Na+

(ac)+Cℓ-(ac)

En la figura anterior los • son los electrones que está compartiendo cada átomo. Al mezclar la sal en agua, ésta se disocia y se “rompe” el enlace (señalada en la flecha), donde el cloro se “lleva” los dos electrones del enlace, donde uno es del cloro y el otro es del sodio, creando así los iones Na+ y Cℓ- cuando se disocian. Esto sucede en los compuestos iónicos, ya que se tiene que una especie es más electronegativa que la otra (donde generalmente la otra es más bien electropositiva, lo cual significa que tiene una tendencia a perder electrones para quedar más estables), lo que genera una mayor atracción de los electrones hacia esa especie en vez de la otra. Esto no sucede con los compuestos covalentes, ya que en este caso, ambos compuestos tiene una electronegatividad similar, lo cual significa que ambos atraen a los electrones con la misma “fuerza”, luego, en la disociación, el electrón de cada compuesto se va con su correspondiente compuesto o átomo. Estos compuestos son prácticamente insolubles en líquidos apolares como por ejemplo el benceno o octano (“gasolina”), esto se debe a que, como la sal es un compuesto polar, se necesita de 2 polos para poder romper el enlace que los mantiene unidos, sin embargo, los compuestos apolares sólo tienen 1 polo, lo cual sólo podrían “tirar” de el polo opuesto de la sal y el otro polo no tiene quien lo tire para separar la sal.

Si tomamos el caso anterior, donde se mezcla cloruro de sodio en agua, la polaridad del agua “rompe” el enlace iónico y luego envuelve lo iones

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PRACTICA Nº 9 Solubilidad y Producto de Solubilidad

con la zona de carga correspondiente del agua, como muestra la figura siguiente:

Ahora que entendemos la química de esta disociación, procederemos a la parte física y experimental cuando ocurre un equilibrio.

SOLUBILIDAD

Se denomina SOLUBILIDAD de un compuesto a la máxima cantidad del mismo que puede diluirse en un determinado volumen de disolvente; corresponde a la cantidad de soluto presente en una disolución saturada (aquella que se encuentra en equilibrio con un exceso de soluto).

La solubilidad de un compuesto depende de la temperatura: es una característica de cada soluto para cada valor de temperatura.

Cuando un soluto se disuelve, se rompe su red cristalina, venciendo las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los iones. Es necesario superar la energía de red, y esto se consigue con la hidratación (atracción entre los iones y las moléculas de agua).

En general, la energía de hidratación es menor que la energía de red, por lo que el proceso de disolución es casi siempre exotérmico. De cualquier modo, la relación entre los dos tipos de energía determina que un compuesto sea más o menos soluble.

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SALES POCO SOLUBLES Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

Una de las aplicaciones más sencillas en un equilibrio químico es el hallar la concentración de una sal poco soluble. Por ejemplo, si tomamos la disociación del cloruro de plata en un medio acuoso, tenemos lo siguiente:

+ -(s) (ac) (ac)AgC Ag C↔ +

donde, al ser alcanzado el equilibrio, se llega que se ha disuelto sólo 1,67x10-5 mol. Aunque esta cifra pueda parecer insignificante para uno, este valor puede ser de gran importancia dentro de un laboratorio. Por esta razón, es de interés encontrar las solubilidades de distintas sales mediante expresiones cuantitativas.

Para ello, procederemos a determinar la constante de equilibrio de la reacción anterior:

+ -

(s)

[Ag ][C ]K

[AgC ]=

pero, recordando que la concentración de un sólido es una constante, entonces podemos definir una nueva constante:

spK [Ag ][C ]+ −=

Esta nueva constante es el producto de solubilidad de la sal cloruro de plata (AgCℓ). El producto de solubilidad es el producto entre la concentración de los iones formados por la sal poco soluble. Entonces, también podemos decir que esta constante nos puede decir cuán soluble es una sal, al obtener numéricamente una cantidad. Con esto, podemos decir que: a mayor Ksp implica mayor solubilidad, y a menor Ksp implica menor solubilidad.

Como consecuencia, tenemos que la constante de equilibrio de la reacción anterior es el producto de las concentraciones de los iones disueltos en el medio acuoso. Por esta razón, se le ha llamado constante de producto iónico, o más comúnmente producto de solubilidad.

En la siguiente tabla se verán los valores más conocidos de Ksp según su sal:

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En la realidad, se suele utilizar esta constante de equilibrio de electrolitos fuertes sólo en los casos de baja solubilidad por 3 razones principalmente: 1. Soluciones concentradas de electrolitos no son soluciones ideales, y las expresiones sencillas de la constante de equilibrio no son aplicables, sino que hay que buscar modelar de otra forma estas soluciones no-ideales con una rigurosidad mayor. 2. En problemas de análisis químico, se aprovecha la diferencia de solubilidad entre 2 sales (o más) poco solubles, donde tiene más valor lo deducido con la constante de equilibrio. 3. Debido a la baja concentración, lo que implica pequeñas cantidades de sustancias que intervienen, no se puede calcular directamente la solubilidad de estas sales, sin embargo, se puede detectar pequeñas cantidades de iones sueltos mediante la medición de voltaje de una pila electroquímica. Estas mediciones dan directamente el Ksp de la sal, y con esto se puede determinar la solubilidad de la sal en juego.

CÁLCULO DE LA SOLUBILIDAD Procederemos a ver cómo calcular la solubilidad de una sal a partir del valor de Kps (o viceversa, sólo se sigue el mismo proceso pero de “atrás para adelante”). Supongamos que, mediante la pila electroquímica, obtuvimos el siguiente valor de producto de solubilidad: Ksp = 5,0 x 10-9; de la siguiente reacción:

2 23 (ac) 3BaCO Ba CO+ −↔ + (ac)

9−

Luego, sabemos que

2 23 sp[Ba ][CO ] K 5,0 10x+ − = = (E.1)

donde las unidades de concentración es molesLitro . Para calcular la

solubilidad de esta sal se procede mediante el siguiente razonamiento: La ecuación anterior nos indica que por cada mol del catión Ba+2 que se disuelve, hay también un mol del anión complejo CO3-2. Como no hay otras fuentes de estos iones en la solución, se tiene que

2 23[Ba ] [CO ]+ −= (E.2)

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donde el resto será agua pura. Reemplazando esto en la ecuación (E.1), obtenemos que:

2 2 2 23[Ba ][CO ] [Ba ] 5,0 10x+ − += = 9−

2 5[Ba ] 7,07 10x+ −⇒ =

lo cual es la concentración del catión Ba+2 disuelta, y por (E.2) se sabe que también es la concentración del anión CO3

-2. Si volvemos a ver la estequiometria de la reacción, podemos deducir que ésta es la misma cantidad de moles que se pueden disolver en 1 L de solución, luego la solubilidad del BaCO3 es 7,07x10-5 M.

REACCIONES A bB cC (b,c 1)↔ + ≠ Hasta el momento hemos trabajado con reacciones del siguiente tipo:

+ -A B C↔ + pero, ¿cómo será en un caso más general?. La respuesta es la siguiente: para una reacción del tipo

+c -b(s) (ac) (ac)A bB Cc↔ +

se tiene que el producto de solubilidad es

c b b cspK [B ] [C+ −= ]

Entonces, tomemos la siguiente reacción:

+2 -2(s) (ac) (ac)CaF Ca 2F↔ +

tomemos ahora la ecuación para el Kps general y lo utilizamos en esta reacción, obteniendo lo siguiente:

+2 - 2spK [Ca ][F ]=

pero, viendo en la tabla sabemos que Ksp = 3,9x10-11 para esta sal. Según la estequiometria de la reacción y suponiendo que estamos trabajando con agua pura, entonces la única fuente de los iones Ca+2 y F- es la misma sal, tenemos que se disuelven 2 veces más iones F- que Ca+2. Con esto, podemos escribir lo siguiente:

+2 -2[Ca ] [F ]=

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luego, reemplazando [F-] en la ecuación anterior, obtenemos

2 2 2[Ca ](2[Ca ]) 3,9 10x+ + = 11−

2 4[Ca ] 2,1 10 Mx+ −⇒ =

Como se disuelve 1 mol del catión Ca+2 por cada mol de sal (vista en la estequiometria de la reacción), se deduce que la solubilidad de la sal CaF2 es 2,1x10-4.

SOLUBILIDAD CON UN IÓN COMÚN Hasta el momento hemos visto sólo casos donde hay una sal en una solución donde el resto sería agua pura, o donde los iones son provenientes de una única sal. Pero, ¿cómo se puede calcular la solubilidad o Ksp si hay más sales que están aportando más iones del que estamos trabajando? Por ejemplo, si tomamos una solución saturada de cloruro de plata (I) y luego se disuelve en AgNO3(s) hasta llegar a una concentración de 1,0x10-2M. La presencia del catión Ag+ proveniente del AgNO3 es un “esfuerzo” aplicada al equilibrio de la solubilidad del cloruro de plata. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, la “posición” del equilibrio debe correrse de tal manera para suavizar el esfuerzo, ie, a medida que se agrega AgNO se debe precipitar algo de AgCℓ, por lo que se puede concluir que la solubilidad del AgCℓ (con respecto a [Cℓ-]) en una solución de [Ag+] = 1,0x10-2M es menor que en agua pura. Para demostrar esto cuantitativamente, se debe calcular [Cℓ-] disuelto en la solución. Tomando el producto de solubilidad, tenemos que:

spK[C ]

[Ag ]−

+= (E.3)

Ahora, tomando [Ag+], se sabe que proviene de 2 sales, por lo que se deduce que

3AgNO AgC[Ag ] [Ag ] [Ag ]+ + += +

se sabe que [Ag+]AgCℓ (que es la concentración del catión Ag+ proveniente de la sal AgCℓ) debe ser menor que 1,3x10-5M, lo cual es la concentración de Ag+ en agua pura. También se sabe que [Ag+]AgNO3 es 1,0x10-2M que es la concentración dada por el experimento. Entonces, podemos aproximar relativamente bien que

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2[Ag ] 1,0 10 Mx+ −≅

pues 3AgC AgNO[Ag ] [Ag ]+ +≺≺Entonces, reemplazando este valor en la ecuación (E.3)

-108

2

1,8x10[C ] 1,8 10

1,0 10x

x− −

−⇒ ≅ =

Sabemos que de aquí hay 1,8x10-8 moles del anión Cℓ-disuelto en 1 L de solución proveniente de la sal AgCℓ, lo cual implica que este valor es la solubilidad de la sal en una solución de AgNO3 con una concentración de 1,0x10-2M. De aquí se ve que fue justificada el uso de la aproximación que utilizamos, ya que el aporte de la sal AgCℓ del catión Ag+ es mucho menor que el proveniente de AgNO3.

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DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

• 1 cocinilla • 2 vasos de precipitado de 250 mL • 1 termómetro • 1 pinza para vaso • 2 matraces erlenmeyer de 250 mL • 1 piseta • 1 pipeta de 10 mL • 1 bagueta • 1 propipeta • 1 soporte universal con pinza • 1 bureta de 50 mL • 1 gradilla con 10 tubos de ensayo

Reactivos:

• Solución sobresaturada de Ca(OH)2 • Ácido sulfúrico H2SO4 0,1N • Soluciones 0,1M de BaCℓ2, Na2CO3, Na2SO4, CuSO4,

Ca(NO3)2 y NH4OH • Indicador de Fenolftaleina. • Agua destilada

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PROCEDIMIENTO A) Variación de la solubilidad del hidróxido de calcio Ca(OH)2 con la temperatura En esta parte determinaremos la solubilidad del Ca(OH)2 en agua a las temperaturas de: 95ºC, 90ºC, 80ºC, 60ºC, 50ºC, 40ºC y 30ºC.

1. Se instala la bureta en el soporte universal con la solución de H2SO4 0,1N para la titulación.

2. En un vaso de 250 mL se vierte 150 mL de la solución saturada de

Ca(OH)2 con soluto no disuelto.

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3. Se calienta dicho vaso en una cocinilla eléctrica, durante el calentamiento se agita lentamente con una bagueta.

4. Se sigue calentando hasta alcanzar la temperatura de 95ºC. Enseguida se apaga la cocinilla y se aparta con un trapo el vaso de ésta para que ya no siga aumentando la temperatura.

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5. Inmediatamente con una pipeta se toma una muestra de 10 mL y se trasvasa a un matraz y se añaden 3 gotas de indicador fenolftaleína. La solución adquiere un color rojo — grosella.

6. Rápidamente se procede a titular con la solución de H2SO4 0,1N.

La solución cambia de color a rojo — grosella transparente. Se anota el volumen gastado.

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Volumen de H2SO4 usado para la neutralización: 5,2 mL Cálculo de la Solubilidad del Ca(OH)2:

2 4 2H SO Ca(OH)#Eq #Eq=

2Ca(OH)w1L5,2mL 0,1

741000mL2

x x =

2Ca(OH)w 0,01924g=

Luego:

2Ca(OH)W 0,01924S 100mL 100mL

10mL 10mLx x= ⇒

S = 2H O

0,1924g100mL

7. Se espera hasta que la temperatura de la solución de Ca(OH)2

llegue a la temperatura de 90ºC y se repiten los pasos 5 y 6 Volumen de H2SO4 usado para la neutralización: 2,6 mL Cálculo de la Solubilidad del Ca(OH)2:

2 4 2H SO Ca(OH)#Eq #Eq=

2Ca(OH)w1L2,6mL 0,1

741000mL2

x x =

2Ca(OH)w 0,00962g=

Luego:

2Ca(OH)W 0,00962S 100mL 100mL

10mL 10mLx x= ⇒

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PRACTICA Nº 9 Solubilidad y Producto de Solubilidad

S = 2H O

0,0962g100mL

8. Ahora calculamos la solubilidad de Ca(OH)2 a la temperatura de

80ºC, repitiendo los pasos 5 y 6. Volumen de H2SO4 usado para la neutralización: 1,9 mL Cálculo de la Solubilidad del Ca(OH)2:

2 4 2H SO Ca(OH)#Eq #Eq=

2Ca(OH)w1L1,9mL 0,1

741000mL2

x x =

2Ca(OH)w 0,00703g=

Luego:

2Ca(OH)W 0,00703S 100mL 100mL

10mL 10mLx x= ⇒

S = 2H O

0,0703g100mL

9. Calculamos la solubilidad de Ca(OH)2 a la temperatura de 60ºC. Volumen de H2SO4 usado para la neutralización: 2,6 mL Cálculo de la Solubilidad del Ca(OH)2:

2 4 2H SO Ca(OH)#Eq #Eq=

2Ca(OH)w1L2,6mL 0,1

741000mL2

x x =

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PRACTICA Nº 9 Solubilidad y Producto de Solubilidad

2Ca(OH)w 0,00962g=

Luego:

2Ca(OH)W 0,00962S 100mL 100mL

10mL 10mLx x= ⇒

S = 2H O

0,0962g100mL

10. Calculamos la solubilidad de Ca(OH)2 a la temperatura de 50ºC. Volumen de H2SO4 usado para la neutralización: 2,2 mL Cálculo de la Solubilidad del Ca(OH)2:

2 4 2H SO Ca(OH)#Eq #Eq=

2Ca(OH)w1L2,2mL 0,1

741000mL2

x x =

2Ca(OH)w 0,00814g=

Luego:

2Ca(OH)W 0,00814S 100mL 100mL

10mL 10mLx x= ⇒

S = 2H O

0,0814g100mL

11. Calculamos la solubilidad de Ca(OH)2 a la temperatura de 40ºC. Volumen de H2SO4 usado para la neutralización: 2,4 mL

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Cálculo de la Solubilidad del Ca(OH)2:

2 4 2H SO Ca(OH)#Eq #Eq=

2Ca(OH)w1L2,4mL 0,1

741000mL2

x x =

2Ca(OH)w 0,00888g=

Luego:

2Ca(OH)W 0,00888S 100mL 100mL

10mL 10mLx x= ⇒

S = 2H O

0,0888g100mL

12. Finalmente calculamos la solubilidad de Ca(OH)2 a la

temperatura de 30ºC. Volumen de H2SO4 usado para la neutralización: 3,6 mL Cálculo de la Solubilidad del Ca(OH)2:

2 4 2H SO Ca(OH)#Eq #Eq=

2Ca(OH)w1L3,6mL 0,1

741000mL2

x x =

2Ca(OH)w 0,01332g=

Luego:

2Ca(OH)W 0,01332S 100mL 100mL

10mL 10mLx x= ⇒

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S = 2H O

0,1332g100mL

Al terminar, se lava la pipeta para evitar que quede obstruida. Gráfico de la Curva de Solubilidad del Ca(OH)2:

B) Producto de Solubilidad y formación de precipitados

1. Se tiene pares de soluciones 0,1M de BaCℓ2 y Na2SO4, Na2CO3 y CuSO4, Ca(NO3)2 y NH4OH.

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2. Se escoge uno de los pares de soluciones. En este caso es el

BaCℓ2 y Na2SO4 0,1M. 3. En dos tubos de ensayo, con la ayuda de dos pipetas se vierten 5

mL de cada solución. Luego se añade una de ellas al otro tubo que contiene la otra solución. Se observa la formación de un precipitado blanco.

La reacción es: BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac)

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Cálculo de las concentraciones de BaCℓ2 y Na2SO4:

[BaCℓ2] = 0,1Mx 10mL0,05M

5mLx =

[Na2SO4] = 0,1Mx 10mL0,05M

5mLx =

Cálculo de la constante del producto de solubilidad:

BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac)

Luego:

BaSO4(pp) ⇄ Ba+2(ac) + SO 2

4−

(ac)

0,05 0,05 0,05

La constante del producto de solubilidad es:

Ksp = 30,05 0,052,5 10

1x

x −= , en el denominador aparece 1 ya que es una

sustancia sólida precipitada, entonces la actividad es 1. 4. Ahora se prepara una serie de diluciones, para eso se toma 1 mL

de cada solución nuevamente y se completa con agua hasta 10 mL de solución. Entonces la solución resultante tendrá una concentración de 10-2M.

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5. Luego se extrae 5 mL de cada una de las soluciones y se procede a mezclar. Se observa esta vez que ya no se forma tanto precipitado.

Cálculo de las concentraciones de BaCℓ2 y Na2SO4:

[BaCℓ2] = 0,01Mx 10mL0,005M

5mLx =

[Na2SO4] = 0,01Mx 10mL0,005M

5mLx =

Cálculo de la constante del producto de solubilidad:

BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac)

Luego:

BaSO4(pp) ⇄ Ba+2(ac) + SO 2

4−

(ac)

0,005 0,005 0,005

La constante del producto de solubilidad es:

Ksp = 50,005 0,0052,5 10

1x

x −=

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6. De las soluciones obtenidas en el paso 4 se extrae 1 mL y se adiciona a dos tubos de ensayo y nuevamente se completa con agua hasta 10 mL, para obtener solución con concentración 10-3M. Esta vez el precipitado ya no se puede ver. Pero esto no nos asegura que no haya precipitado.

Cálculo de las concentraciones de BaCℓ2 y Na2SO4:

[BaCℓ2] = 0,001Mx 10mL0,0005M

5mLx =

[Na2SO4] = 0,001Mx 10mL0,0005M

5mLx =

Cálculo de la constante del producto de solubilidad:

BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac)

Luego:

BaSO4(pp) ⇄ Ba+2(ac) + SO 2

4−

(ac)

0,0005 0,0005 0,0005

La constante del producto de solubilidad es:

Ksp = 70,0005 0,00052,5 10

1x

x −=

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7. Ahora extraemos 1 mL de la solución anterior y nuevamente se completa con agua hasta 10 mL y se vuelven a mezclar. La solución tiene concentración 10-4M. Tampoco se ve el precipitado. Esta vez la solución se ve mas clara. Significa que la formación de precipitado es tan pequeña que se podría despreciar cuantitativamente.

Cálculo de las concentraciones de BaCℓ2 y Na2SO4:

[BaCℓ2] = 0,001Mx 10mL0,00005M

5mLx =

[Na2SO4] = 0,001Mx 10mL0,00005M

5mLx =

Cálculo de la constante del producto de solubilidad:

BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac)

Luego:

BaSO4(pp) ⇄ Ba+2(ac) + SO 2

4−

(ac)

0,00005 0,00005 0,00005

La constante del producto de solubilidad es:

Ksp = 90,00005 0,000052,5 10

1x

x −=

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Observación: En las experiencias realizadas, la constante iónica es mayor que la constante del producto de solubilidad teórica. Esto se debe a que aún hay formación de precipitado. Sólo que no se puede ver a simple vista.

Q Ksp teórico 2,5x10-3 > 1,1x10-10 2,5x10-5 > 1,1x10-10 2,5x10-7 > 1,1x10-10 2,5x10-9 > 1,1x10-10

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CONCLUSIONES

• Al aumentar la temperatura la solubilidad del Ca(OH)2 también

aumenta. Esto se comprueba por el método de titulación; a

medida que se aumenta la temperatura se observa que el

volumen gastado de H2SO4 disminuye, por lo tanto la

concentración del Ca(OH)2 disminuye.

• El producto de solubilidad Kps expresa el equilibrio entre un

sólido y sus iones en disolución. También nos indica si una

disolución es insaturada, saturada o sobresaturada.

• Mediante las disoluciones sucesivas y cálculos previos de las

concentraciones de una solución se puede determinar el producto

de solubilidad, observando si existe sedimentación.

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BIBLIOGRAFÍA

Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 671 — 677

Química General 8va edición (2003) Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey Herring Ed. Prentice Hall Páginas 750 — 758

Crc Handbook of Chemistry and Physics 82va edición (2002) CRC Press Corporate Páginas 687 — 690

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APÉNDICE 1. Para los puntos que le permitió trazar la curva de solubilidad

determine la solubilidad en mol/L y sus correspondiente Ksp.

S1 = 0,1924g 1000mL 1mol 0,026mol100mL 1L 74g L

x x =

S2 = 0,0962g 1000mL 1mol 0,013mol100mL 1L 74g L

x x =

S3 = 0,0703g 1000mL 1mol 0,0095mol100mL 1L 74g L

x x =

S4 = 0,0962g 1000mL 1mol 0,013mol100mL 1L 74g L

x x =

S5 = 0,0814g 1000mL 1mol 0,011mol100mL 1L 74g L

x x =

S6 = 0,0888g 1000mL 1mol 0,012mol100mL 1L 74g L

x x =

S7 = 0,1332g 1000mL 1mol 0,018mol100mL 1L 74g L

x x =

Calculando el Ksp a partir de las solubilidades

Luego:

CaOH2(s) ⇄ Ca+2(ac) + 2OH-1

(ac)

0,026 0,026 2(0,026)

La constante del producto de solubilidad es:

Ksp1 = 2

50,026 (2 0,026)7,03 10

1x x

x −=

Entonces:

Ksp2 = 2

60,013 (2 0,013)8,78 10

1x x

x −=

Ksp3 = 2

60,0095 (2 0,0095)3,42 10

1x x

x −=

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PRACTICA Nº 9 Solubilidad y Producto de Solubilidad

Ksp4 = 2

60,013 (2 0,013)8,78 10

1x x

x −=

Ksp5 = 2

60,011 (2 0,011)5,32 10

1x x

x −=

Ksp6 = 2

60,012 (2 0,012)6,91 10

1x x

x −=

Ksp7 = 2

50,018 (2 0,018)2,33 10

1x x

x −=

2. A partir de los Ksp experimentales, encontrar la solubilidad molar a

la temperatura de trabajo.

Ksp1 = 2

51 1S (2 S )7,03 10

1x x

x −= 1

0,026molS

L⇒ = (a 95ºC)

Ksp2 = 2

62 2S (2 S )8,78 10

1x x

x −= 2

0,013molS

L⇒ = (a 90ºC)

Ksp3 = 2

63 3S (2 S )3,42 10

1

x xx −= 3

0,0095molS

L⇒ = (a 80ºC)

Ksp4 = 2

64 4S (2 S )8,78 10

1x x

x −= 4

0,013molS

L⇒ = (a 60ºC)

Ksp5 = 2

65 5S (2 S )5,32 10

1x x

x −= 5

0,011molS

L⇒ = (a 50ºC)

Ksp6 = 2

66 6S (2 S )6,91 10

1x x

x −= 6

0,012molS

L⇒ = (a 40ºC)

Ksp7 = 2

57 7S (2 S )2,33 10

1x x

x −= 7

0,018molS

L⇒ = (a 30ºC)

3. Calcular la solubilidad molar a 25ºC de la siguientes sustancias:

PbSO4 Kps = 1,0x10-8 = SxS ⇒S = 1,0x10-4

SrSO4 Kps = 2,8x10-7 = SxS ⇒S = 5,2x10-4

MgCO3 Kps = 2,0x10-4 = SxS ⇒S = 1,4x10-2

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4. Calcular la concentración de Pb2+ en una solución saturada de PbCrO4 (Ksp PbCrO4 = 2x10-14).

PbCrO4 Kps = 2,0x10-14 = SxS ⇒S = 1,41x10-7 molL

5. Calcular la solubilidad del CdS en una solución saturada con H2S 1M en HCℓ (Ksp CdS =3,6x10-29).

Para una solución saturada de H2S es 0.1M. Luego tenemos las siguientes reacciones:

CdS(s) ⇄ Cd2+

(ac) + S2-(ac) (1)

Luego: H2S ⇄ HS- + H+ K1 = 9x10-8 HS- ⇄ S2- + H+ K2 = 1,2x10-15 Invertimos ambas ecuaciones: HS- + H+ ⇄ H2S 1/K1 (2) S2- + H+ ⇄ HS- 1/K2 (3) Sumando 1, 2 y 3:

CdS(s) + 2H+(ac) ⇄ Cd2+

(ac) + H2S(ac)

Keq = sp

1 2

K

K Kx

Luego:

2+ 2- 2+ 2- 2+

22- + 2 + 2

2 22- + +

[Cd ][S ] [Cd ][S ] [Cd ][H S]Keq = =

1 1 [S ][H ] [H ].[HS] [H S] [H S]

[S ][H ] [HS][H ]

=

CdS + 2H+ ↔ Cd2+ + H2S Inicio cte 1 0,1

Cambio cte 2S S S Equilibrio cte 1-2S S 0,1-S

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-29-5

eq -11 -8

3,6x10 S(0,1-S)K = = 3,3x10 =

(1,2x10 )(9,0x10 ) (1-2S)

S = 3,33x10-6mol/L

6. Indique los errores posibles en el experimento.

• Al momento de extraer los 10 mL de la solución de Ca(OH)2, se

pudo haber extraído un poco de precipitado blanco que había en dicha solución ya que no permitiría una adecuada titulación y por consecuencia determinaríamos una solubilidad errónea.

• Al momento de extraer los 10 mL de la solución de Ca(OH)2, puede que no se haya hecho a la temperatura correcta.

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ÍNDICE Página Carátula 1

Índice 3

Introducción 4

Objetivos 5

Principios Teóricos 6 Electrólisis 6 Electrolitos 7

Electrodos 7 Fuente de voltaje 8 Leyes de Faraday: 1ra y 2da ley 8 Anexo: El Cromado 9 Potenciales estándar 11

Detalles Experimentales 15 Materiales y Reactivos 15 Procedimiento 16

Conclusiones 25 Bibliografía 26

Apéndice 27

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INTRODUCCIÓN

En este trabajo que presentamos, pretendemos exponer una breve reseña sobre la electrolisis para poder ampliar nuestros conocimientos en el área de la química. Para poder hacer este trabajo tuvimos que indagar acerca de le electroquímica, rama de la química que estudia las reacciones químicas producidas por acción de la corriente eléctrica (electrólisis) así como la producción de una corriente eléctrica mediante reacciones químicas (pilas, acumuladores), en pocas palabras, es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. Las Reacciones Químicas que intervienen en estos procesos son de tipo Redox.

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OBJETIVOS

• Determinar la solubilidad del Ca(OH)2 a diferentes

temperaturas por el método de titulación y graficar la curva de

solubilidad correspondiente.

• Determinar la constante experimental del producto de

solubilidad de los diferentes pares de soluciones, observando

que la formación de sus precipitados se disuelvan al disminuir

las concentraciones de éstos.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS

ELECTROLISIS

Consiste en la descomposición mediante una corriente eléctrica continua de sustancias ionizadas denominadas electrolitos.

El proceso consiste en lo siguiente:

Se funde o se disuelve el electrolito en un determinado disolvente, con el fin de que dicha sustancia se separe en iones.

Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica, y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo negativo se conoce como cátodo, y el conectado al positivo como ánodo.

Cada electrodo mantiene atraídos a los iones de carga opuesta. Así, los iones positivos, o cationes, son atraídos al cátodo, mientras que los iones negativos, o aniones, se desplazan hacia el ánodo.

En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).

Esta polaridad es lo que caracteriza a un enlace iónico.

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ELECTROLITOS

Son sustancias que dan soluciones acuosas conductoras de la corriente eléctrica. Dichas sustancias pueden conducir también electricidad, al estado de fusión, en caso de ser electrolitos sólidos.

Tipos de electrolitos:

• Electrolitos fuertes: Los que se ionizan totalmente en solución acuosa al pasar corriente eléctrica como las ácidos, como H2SO4, HCℓ , HNO3, también algunas sales iónicas como NaCℓ, LiCℓ, KCℓ.

• Electrolitos débiles: Son los que se ionizan parcialmente en solución acuosa y pueden ser los ácidos débiles como el CH3COOH ácido acético, el alcohol, que son muy débiles y son orgánicos, y el H2O que presenta enlaces covalentes.

ELECTRODOS

Superficies conductoras que en contacto con el electrolito logran la reacción de oxidación y reducción. Pueden ser:

• Solubles: Participan en la reacción y por lo tanto sufren cambios químicos durante el proceso.

Ejm: Zn, Cu, Ag, Fe, Sn, etc.

• Insolubles: No sufren cambios químicos en el proceso.

Ejm: Grafito, Pt, Pd, etc.

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FUENTE DE VOLTAJE

Es aquel dispositivo que genera una diferencia de potencial entre los terminales de un circuito de tal manera que permita establecer un campo eléctrico dentro del circuito para ‘’arrastrar” a los portadores de la carga eléctrica. Para la electrolisis se utiliza corriente eléctrica continua, donde la fuente de voltaje es una pila, batería, etc. En este caso los flujos de carga eléctrica son constantes en intensidad (i) y sentido.

LEYES DE FARADAY

※ PRIMERA LEY DE FARADAY

La cantidad de sustancia que se libera o se deposita en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la celda electrolítica.

i.t.Eq- gm =

F

Donde:

m= masa depositada o disuelta (g)

i= intensidad de corriente (A)

t= tiempo (s)

Eq-g=peso de 1 Eq-g

F=cantidad de corriente de un Faraday (1F=96500 C)

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9

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※ SEGUNDA LEY DE FARADAY

Si por dos o más celdas conectadas en serie pasa la misma cantidad de electricidad la misma cantidad de sustancia producida en sus electrodos es proporcional a sus pesos equivalentes.

1 1 2C A C# Eq # Eq # Eq # Eq= = =2A

ANEXO

※ EL CROMADO

El cromado es un galvanizado, basado en la electrólisis, por medio del cual se deposita una fina capa de cromo metálico sobre objetos metálicos e incluso sobre material plástico. El recubrimiento electrolítico con cromo es extensivamente usado en la industria para proteger metales de la corrosión, mejorar su aspecto y sus prestaciones

El llamado cromo duro son depósitos electrolíticos de espesores relativamente grandes (0,1 mm) que se depositan en piezas que deben soportar grandes esfuerzos de desgaste. Se realizan este tipo de depósitos especialmente en asientos de válvulas, cojinetes

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cigüeñales ejes de pistones hidráulicos y en general en lugares donde se requiera bastante dureza y precisión.

El cromo brillante o decorativo son finas capas de cromo que se depositan sobre cobre, latón o níquel para mejorar el aspecto de algunos objetos. La grifería doméstica es un ejemplo de piezas cromadas para dar embellecimiento.

El cromo tiene poco poder de protección, menos aun si las capas que se depositan son tan delgadas como una micra. Por ello las superficies a cubrir deben estar bien pulidas, brillantes y desengrasadas. El cromo se aplica bien sobre el cobre, el níquel y el acero, pero no sobre el zinc o la fundición.

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Aquí se presentan los potenciales estándar

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DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales:

• 1 gradilla con 6 tubos de ensayo • 1 tubo en “U” • 1 pipeta de 10 mL • 1 soporte universal • 1 matraces erlenmeyer de 250 mL • 1 piseta • 1 bagueta • 1 propipeta • 1 pinza • 1 bureta de 50 mL • 1 fuente de corriente de 0 a 20V

Reactivos:

• Alambre de Cu • Lámina de cobre puro de 1.5 cm. x 8 cm. • Viruta de cobre • Ácido Sulfúrico H2SO4 concentrado • Ácido Clorhídrico HCℓ 0,1N • Ácido Nítrico HNO3 3M • Cloruro Férrico FeCℓ3 0,1M • Tetracloruro de Carbono CCℓ4 • Indicadores: Fenolftaleina y Anaranjado de Metilo • Almidón

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PROCEDIMIENTO A) Electrólisis de la solución de KI (electrodos insolubles) En esta primera experiencia se verifica un ejemplo de electrólisis. Más adelante se verán otros ejemplos aún más interesantes.

1. Se coloca una cantidad suficiente de solución de KI 0,5M en el tubo en “U” de modo que llegue hasta 1 cm. por debajo de la parte superior.

2. Se instala el aparato de electrólisis. La fuente de corriente directa (continua) tendrá un potencial de 15V. Se hace las conexiones eléctricas correspondientes y se deja transcurrir la electrólisis durante 15 minutos.

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3. Se observa la formación de I2 en el ánodo el cual tiene un color marrón y en el cátodo se ven burbujas, esto corresponde a gas H2.

4. Terminada la electrólisis, se desconecta el equipo y se retira con

cuidado los electrodos.

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5. Con un gotero se extrae una pequeña cantidad del extremo donde estaba el cátodo y se vacía en un tubo de ensayo.

6. Luego se agregan 2 gotas de Fenolftaleina para comprobar la concentración del ión Oxhidrilo (OH-) de la solución. La solución toma el color rojo — grosella.

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7. Se agregan 2 gotas de FeCℓ3 para comprobar la concentración del ión Oxhidrilo (OH-) de la solución. La solución da un precipitado de color rojo.

La reacción es: FeCℓ3 + OH- → Fe(OH)3(pp)

8. Ahora se extrae con el gotero una pequeña cantidad del extremo

donde estaba el ánodo y se vierte a un tubo de ensayo.

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9. Este tubo se divide en partes iguales, al primer tubo se le añade 2 gotas de CCℓ4 y al segundo tubo se le añade 2 gotas de almidón.

10. Para el CCl4 se observa una coloración violeta y par el almidón

se observa una coloración azul oscura.

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Las reacciones a lugar son:

Anódica:

2H2O + 2e- → H2↑ + 2OH- (Oxidación)

Catódica: <

2I- → I2↓ + 2e- (Reducción)

B) Electrólisis de la solución de CuSO4 (electrodos insolubles)

1. Se emplea una solución de CUSO4 0,5M y se procede a instalar el equipo para comenzar la electrólisis. Aquí se usará también 15V.

2. Se observa que del ánodo está saliendo burbujas de un gas, este gas es oxígeno. Mientras que en el cátodo se está depositando una sustancia marrón que es el cobre de la solución.

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3. De la solución donde se encontraba en el ánodo se extrae una cierta cantidad con el gotero y se lleva a dos tubos de ensayo. Inmediatamente se añade 2 gotas de Fenolftaleina y Anaranjado de metilo a cada tubo. Esto es para comprobar la presencia del ión H+.

4. La solución con Fenolftaleina no cambia de color, mientras que la

solución con Anaranjado de Metilo cambia a un color rojo.

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5. Se seca el cátodo y sobre la boca de un tubo de ensayo se le agrega gota a gota HNO3 3M de tal modo que vaya desprendiendo cobre. La solución toma un color verde azulado.

La reacción es: Cu + HNO3 → CuNO3 + NO2 + H2O Las reacciones a lugar son:

Anódica:

2H2O → O2↑ + 4OH- + 4e- (Oxidación)

Catódica:

2Cu+2 + 4e- → 2Cu↓ (Reducción)

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C) Purificación del cobre (electrodos de Cu: ánodo soluble) 1. En un vaso de 250 mL se agrega 100 mL de solución de CUSO4

0,5M, se le agrega 1 mL de H2SO4 concentrado, luego se instala el como ánodo una lámina de cobre y como cátodo un alambre de cobre. Luego se introducen los electrodos, cuidando de que estos no choquen entre sí. Se usará un potencial de 2 a 4V.

2. Transcurrida la electrólisis, se observa que en la placa de cobre se

ha depositado cobre proveniente de la solución y también del cátodo de cobre, ya que estos electrodos son solubles.

Las reacciones a lugar son:

Anódica:

Cu → Cu+2 + 2e- (Oxidación)

Catódica:

Cu+2 + 2e- → 2Cu↓ (Reducción)

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CONCLUSIONES

• Los procesos químicos son de una gran importancia tanto a nivel

industrial como a nivel ecológico y natural.

• Con el desarrollo de este trabajo presentado pudimos conocer un

poco mas sobre la electroquímica y los puntos relacionados con

ella. También aprendimos sobre las leyes de Faraday y su

aplicación en la electroquímica.

• Para dar a entender mejor este trabajo quisimos desarrollar las

definiciones de electrolito y electrodo.

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BIBLIOGRAFÍA

Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 769 — 776

Química General 8va edición (2003) Ralph H. Petrucci, William S. Harwood, F. Geoffrey Herring Ed. Prentice Hall Páginas 851 — 855

Crc Handbook of Chemistry and Physics 82va edición (2002) CRC Press Corporate Páginas 580 — 585

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APÉNDICE 1. Escribir las ecuaciones de las semireacciones y las reacciones

totales de los procesos primarios y secundarios que tienen lugar en los electrodos. En la solución de KI, las reacciones a lugar son:

Anódica:

2H2O + 2e- → H2↑ + 2OH- (Oxidación)

Catódica:

2I- → I2↓ + 2e- (Reducción) En la solución de CuSO4, las reacciones a lugar son:

Anódica:

2H2O → O2↑ + 4OH- + 4e- (Oxidación)

Catódica:

2Cu+2 + 4e- → 2Cu↓ (Reducción) En la purificación de CuSO4, las reacciones a lugar son:

Anódica:

Cu → Cu+2 + 2e- (Oxidación)

Catódica:

Cu+2 + 2e- → 2Cu↓ (Reducción)

2. ¿Qué productos se han formado, depositado y desprendido en los

electrodos y que iones quedan presentes en las soluciones.

En la solución de KI, las reacciones a lugar son:

Anódica:

2H2O + 2e- → H2↑ + 2OH-

Catódica:

2I- → I2↓ + 2e-

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En la solución de CuSO4, las reacciones a lugar son:

Anódica:

2H2O → O2↑ + 4OH- + 4e-

Catódica:

2Cu+2 + 4e- → 2Cu↓ En la purificación de CuSO4, las reacciones a lugar son:

Anódica:

Cu → Cu+2 + 2e-

Catódica:

Cu+2 + 2e- → 2Cu↓ 3. En la electrólisis de una solución de CuSO4 ¿Qué volumen de O2

(medido a condiciones normales) es liberado en el ánodo, en el tiempo que transcurre para depositar sobre el cátodo 5g de Cu?

En la solución de CuSO4, las reacciones a lugar son:

Anódica:

2H2O → O2↑ + 4OH- + 4e- (Oxidación)

Catódica:

2Cu+2 + 4e- → 2Cu↓ (Reducción)

2O C#Eq =Eq

532 63,54 2

w=

u

w = 1,25g

Luego: 1mol 22,4L1,25gx x 0,88L

32g 1mol=

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4. ¿Cuál es la molaridad de H+ en una solución después de la electrólisis descrita en el problema anterior?. El volumen final de la solución es 300mL.

=Q 63,5

596500 2

xx

− +

−−= =

1mol 4HQ 15196,85 0,15mol

96500 4mol e

x e xe

=0,15mol

0,5M0,3L

5. ¿Qué papel juega la concentración de los iones H+ en la solución durante la electrólisis?. De un ejemplo y explique con semireacciones.

Cambia el pH de la solución, al acidificar el medio, permitiendo después una neutralización. En la solución de CuSO4, las reacciones a lugar son:

Anódica:

2H2O → O2↑ + 4OH- + 4e- (Oxidación)

Catódica:

2Cu+2 + 4e- → 2Cu↓ (Reducción)

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