Practica 6

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL UNIDAD PROFECIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERIA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS.

Alumno: Aguilar Rojas Omar Andrés

Secuencia: 1IV28 Materia: Química Industrial Boleta: 2008601654 Profesor: María Dolores Tirado Parado Fecha: 14/11/13

PRACTICA No 6

EQUILIBRIO IONICO Y pH

OBJETIVO: 1) El alumno medirá el grado de acidez o basicidad de soluciones electrolíticas fuerte y débiles, por medio de un procedimiento potenciométrico. 2) El alumno calculará el grado de disociación de un electrolito débil y la constante de ionización a partir del pH obtenido experimentalmente. 3) El alumno conocerá la aplicación del efecto de ion común en la solución INTRODUCCIÓN El electrolito es una sustancia que en solución acuosa está disociada en sus iones, es decir: AB(ac) A+(ac) + B-(ac) El proceso de disociación electrolítica implica la separación de una sustancia en sus iones. Por ser un proceso reversible, se caracteriza por la presencia en el momento del equilibrio, no sólo de sus iones, sino también de moléculas no disociadas. GRADO DE DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA (a) O GRADO DE IONIZACIÓN. Es la relación entre el número de moléculas disociadas en iones y el número total de moléculas del electrolito. Si el electrolito se disocia por completo ά = 1. Los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles. Electrolitos fuertes: Se encuentran totalmente disociados en solución, ejemplo: KOH(ac) K+(ac) + OH-(ac) Electrolitos débiles. Son lo que no se disocian totalmente. ejemplo : HCN(ac) H+(ac) + CN- (ac) Equilibrio Iónico: Se denomina equilibrio iónico cuando el equilibrio está presente en los electrolitos débiles y se expresa por la constante de ionización o de disociación correspondiente: Ka : para ácidos y Kb: para las bases. Si es una disociación en medio acuoso, los iones resultantes son H. o bien OH- , estos son los que darán carácter ácido o básico respectivamente a la solución.

Los ácidos, las bases y las sales pertenecen a un grupo de sustancias llamadas electrolitos, que se caracterizan porque al disolverse en agua se disocian en iones lo que permite que sean conductores de la electricidad En 1884, Svante Arrhenius un químico sueco, fue el primero que propuso, dentro de una teoría que lleva su nombre, que los ácidos eran sustancias que al ionizarse producían iones de hidrógeno (H+). Así, el HCl al ionizarse da lugar a los iones de hidrógeno y a los iones de cloruro Por otra parte según la misma teoría, las bases son sustancias que en solución acuosa producen iones hidróxido (OH-)

La reacción entre un ácido y una base, es una neutralización. Esta reacción se simplifica indicando sólo la reacción iónica, donde se combinan los iones H+ del ácido con los OH- de la base para formar moléculas de agua. Electrolitos fuertes: son aquellos electrolitos que cuando se disuelven en el agua, se ionizan totalmente: ejemplo de estos electrolitos fuertes son HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH Electrolitos débiles: son los que se ionizan en baja proporción en solución diluida. Teoría Protónica de Bronsted – Lowry: la teoría de Arrhenius presentaba algunas fallas, debido al hecho de no considerar el papel del solvente en la ionización. De allí que unos años más tarde en 1923 surgiera la teoría protónica de J. N. Bronsted y T. M. Lowry, quienes propusieron como fundamento de su teoría las siguientes definiciones: * Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón. * Base es una sustancia capaz de aceptar un protón. Así la ionización del HCl gaseoso en agua tiene ahora otra interpretación: el HCl transfiere un protón al agua dando origen al ion hidronio (H3O+) y al mismo tiempo el ion cloruro. Según las definiciones de Bronsted y Lowry, el HCl es un ácido porque cedió un protón y el agua es una base porque aceptó un protón. Esta reacción en cierta medida es reversible, así el hidronio cede un protón al ión cloruro para generar las sustancias iniciales. En ambos miembros de la ecuación existen un par de sustancias con las características de ácidos y bases, esto recibe el nombre de par conjugado. Mientras más fuerte sea el ácido, más débil será su base conjugada y viceversa. Equilibrio de ácidos y bases débiles: en las disoluciones de electrolitos fuertes, no existe el equilibrio, ya que la ionización es total. Pero para los ácidos y las bases débiles, existe equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto existe una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante de acidez (Ka) y una constante de basicidad (Kb)

Producto iónico del agua: la ionización del agua químicamente pura se describe como sigue: El agua es una sustancia neutra gracias a que las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo son iguales. Si se produce una variación de alguna de las concentraciones se observa un desplazamiento del equilibrio, según el principio de Le Chatelier, lo que mantiene inalterado el valor del producto iónico del agua (Kw). pH: la concentración de hidronio varía de 10-1 a 10-6 en soluciones ácidas. Tiene un valor de 10-7 en soluciones neutras y los valores de 10-8 a 10-14 en soluciones básicas. Los químicos han encontrado incómoda esta forma de expresar la acidez de una solución y por esto, el bioquímico danés Sörensen propuso en 1909 una escala para expresar estas concentraciones que se conoce como escala del pH Tomando los exponentes de las potencias con base diez de la concentración de iones hidronino y cambiándoles el signo, se obtiene la escala de pH Concepto de pH: como los exponentes de base diez se corresponden con los logaritmos de las correspondientes concentraciones de hidronio, se define el pH como: el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidronio. Concepto de pOH: así como la acidez se mide en términos de pH, la basicidad se mide en términos de pOH. El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones OH-. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidroxilo. Como los valores de hidronio e hidroxilo están relacionados para mantener el valor constante de Kw en 10-14, los valores de pH y pOH también se relacionan, de modo que la suma de ambos sea igual a 14.

MATERIAL Y EQUIPO Identico al manual

REACTIVOS Y SUSTANCIAS HCl concentrado NaOH sólido CH3COOH O.1 M Agua destilada

CÁLCULOS

Preparar HCl

Acido concentrado

100 ml,

36 % peso

0.1 M

 =1.19 g/ml PM= 36.5 g/ml

M 

n _ moles _ de _ soluto V _ solusion

n  ( M )(V ) 

n HCl  (0.1)(0.1L)  0.01mol _ HCL

m PM

mHCl  (n)(PM ) m HC l  (0.01mol)(36.5 g / mol)

n

mHCl  0.365gHCl Cantidad de acido concentrado: 0.0365 g HCl

36%

X

100%

X = 1.013g Acido concentrado En volumen se tiene:



m V

V

V  0.85 ml

M



V

1.013 g _ acidocomercial 1.19 g / ml

Preparar NaOH

NaOH

100 ml, 0.1 M

M 

97 % peso PM= 40 g/ml

n _ moles _ de _ soluto V _ solusion

n NaOH  ( M )(V ) n

m PM

n  (0.1mol / L)(0.1L)  0.01mol _ NaOH

m NaOH  (n)(PM ) m HC l  (0.01mol)(40 g / mol)

mNaOH  0.4gNaOH Por pureza se tiene: 0.4 g NaOH X X = 0.41 g NaOH

97% 100%

RESULTADOS OBTENIDOS Solución

pH experimental

HCl 0.1 M

1.71

HCl 0.01 M

2.64

NaOH 0.1 M

11.95

NaOH 0.01 M

10.99

CH3COOH O.1 M

3.20

CUESTIONARIO

1.- Calcule el pH que teóricamente espera obtener para cada una de las soluciones. Solución:

HCl - 0.1 M 1 pH  log 1 0.1

Solución:

NaOH - 0.1 M 1 pOH  log 1 0.1

solución:

HCl - 0.01M 1 pH  log 2 0.01

solución:

NaOH - 0.01 M pOH  log

1 2 0.01 

pH= 14 - pOH

pH= 14 - pOH

PH= 14 - 1 = 13

PH= 14 - 2 = 12

2.- Compare el resultado experimental con el dato teórico y explique una razón en caso de existir diferencia entre uno y otro valor.

%E 

VT  VE X 100% VT

HCl - 0.1M , Valor Teórico = 1; Valor Experimental = 1.71

%error (1-1.71)/1x100=0.7%

HCl - 0.01M , Valor Teórico = 2; Valor Experimental = 2.64 %error (1-2.64)/1x100=1.64%

NaOH - 0.1M , Valor Teórico = 13; Valor Experimental = 11.95 %error (13-11.95)/1x100=8%

NaOH - 0.01M , Valor Teórico = 12; Valor Experimental = 11. %error (13-10.99)/13x100=15.46% h

El error se debió a la mala realización de la práctica, puesto que se manejaban volúmenes muy pequeños y quizá no tuvimos el cuidado necesario el medirlos o al lavar los instrumentos de laboratorio.

3.- ¿Cuál es el porcentaje de ionización del acido acético 0.1 M en el experimento? %  

H  X 100 0.1

CH3COOH

H

0.1 – X

X

H CH COO  Ka  

+

CH 3COO X



3

1.8 X 10 5 

CH 3 COOH 





X 2  1.8 X 10 5 0.1  X 

X X 

0.1  X 

X 2  1.8 X 10 5 X  1.8 X 10 5

 

X 1  4.23 X 10 3  H 

X 2  4.25 X 10 3

4.23X 10  X 100 %   3

H  X 100 %  

0.1 %    4.23%

0.1

4.- Calcule el valor de la constante Ka experimental para el acido acético 0.1 M a partir del valor obtenido de su pH.

pH  3.3

H   10 H   10 H   5.01X 10 

 pH





3.3

4

H CH COO  Ka  



3

CH 3 COOH 

Ka 

X X 

0.1  X 

5.01 X 10 5.01 X 10  Ka  0.1  5.01 X 10  4

4

4

Ka  2.52 X 10 6

5.- Calcule el porcentaje de diferencia entre el valor teórico y el obtenido experimentalmente para Ka. Valor teórico = 1.8X10-5 Valor experimental = 2.52X10-6

V  VE %E  T X 100% VT

1.8 X 10 5  2.52 X 10 6 %E  X 100% 1.8 X 10 5

%E  86% 6.- ¿Qué es una solución buffer, tampón o reguladora? Las soluciones amortiguadoras, también conocidas como disoluciones 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. También se dice que una solución es amortiguadora, reguladora o tampón si la [H+], es decir el pH de una solución no se ve afectada significativamente por la adición de pequeñas cantidades o volúmenes de ácidos y bases. Buffer es una o varias sustancias químicas que afectan a la concentración de los iones de hidrógeno (o hidronios) en el agua. Siendo que pH no significa otra cosa que potencial de hidrogeniones (o peso de hidrógeno), un "buffer" (o "amortiguador") lo que hace es regular el pH. 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 (álcalis = bases) adicionales no podrán tener efecto alguno sobre el agua, ya que esta siempre se estabilizará de inmediato.

7.- ¿Cómo se prepara y para que se utiliza? 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". No siempre un sistema buffer es apropiado, porque los iones de algunas sales hidrolíticas pueden, por ejemplo, dañar a los organismos que entran en contacto con él. Por otra parte, cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, algunos de los cuales no son adecuados para acuarios. pH= pKa + log([sal]/[ácido]) Donde pKa = -logKa [sal]=concentración de la sal [ácido]=concentración de iones hidrógeno Cuando se trata del pH de una solución amortiguadora o tapón químico de una sal con su base correspondiente se calcula el POH de la misma forma solo que: pOH=pKb+log([sal]/[base]) El pH luego se calcula restando el POH a 14 pH=14-pOH

8.- Calcule el pH para cada uno de los siguientes casos: a) solución 0.2 M de KOH KOH (ac) (0.2) =

K ac) + OH ac) (0.2 )

=

(0.2)

1 OH  pOH  0.69 pOH  log

pOH  log

1 0.2

pH  14  pOH pH  14  0.69  13.3 b) Solución 0.2 M de NH4OH cuyo Kb = 1.75X 10 -5 NH4 OH (ac)

NH4 ac)

+ OH ac)

OH NH  Ka  

4

Ka 

NH 4OH 

1.75x10

5



X X 

0.2  X 

X 2

0.2  X 

3.5 x10 6  1.75x10 5  X 2 X 2  1.75x10 5 X  3.5 x10 6  0 X 1  1.86 X 10 3  OH  1 OH  pOH  2.73 pOH  log

X 2  1.87 X 10 3

pOH  log

1 1.86 X 10 3

pH  14  pOH pH  14  2.73  11.26 9.- ¿Qué volumen de acido sulfúrico (H2SO4) concentrado de 98% de pureza y densidad 1.84 g/ml se requiere para preparar 2L de solución con un pH =1.5 ? H2SO4

M ?

2H

+ SO 4 2





pH = 1.5 (H) = 10 -1.5 = 0.03 =X

M 

n _ moles _ de _ soluto V _ solusion

n H 2 SO 4  ( M )(V )

n  (0.03m / L)(2 L)  0.06mol _ H 2 SO4

n

m PM m  5.88g

m  (n)(PM )

5.88g

98%

X

m  (0.06mol)(98g / mol)

100% X= 6g

densidad 1.84 g/ml



m V

V

6g  3.26ml 1.84 g / ml

V

m



10.- ¿Qué importancia tiene desde el punto de vista industrial el estudio del ph? Muchas veces hemos visto en productos de cosmética (geles, cremas de manos, etc.) que especifican que su pH es 5.5 y en los específicos para bebés, pH Neutro. El pH determina el grado de acidez o suavidad de la piel y se mide en una escala de 0 a 14, siendo el valor 0 el más ácido y el 14, el más básico. El pH de nuestra piel oscila entre 7 (pH neutro) en los bebés y 5.5 ó 6 en adultos. En definitiva, todos los productos cosméticos que utilizamos deben tener un pH superior a 3.5 porque sino, la acidez de ellos podrían atacar al tejido cutáneo, causandonos trastornos en la piel y en el pelo. Pero en la actualidad, todo esto está normalizado con leyes, así que tenemos que estar tranquilos con las marcas normales que nos venden, porque deben cumplir con estas leyes.

EN LOS ALIMENTOS Es importante el control de pH en los alimentos para evitar problemas o enfermedades ya que se ingiere un alimento demasiado ácido puede hacer daño al estómago ocacionando diarrea o etc. O como hay ácidos que corroen proteínas y el cuerpo está formado de proteinas sufre daños muy graves

CONCLUCIONES Es importante el ph en nuestra vida diaria y es de importancia el conocimiento de este, ya que estamos en contacto con diversos productos con ph, los cuales podrían tener repercusión en la salud de ser utilizados de manera indebida.