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• Ramcés Ramos Hinostroza

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA Escuela de Formación Profesional de Ingeniería Química

Laboratorio de química General “B” ASIGNATURA: QU – 142 QUIMICA II PRACTICA N° 10 EQUILIBRIO IÓNICO (PH, POH Y SOLUCIONES REGULADORAS) PROFESOR DE TEORÍA

: ING. VARGAS CAMARENA, Mauro

PROFESOR DE PRÁCTICA

: ING. VARGAS CAMARENA, Mauro

ALUMNO

- RAMOS HINOSTROZA, Erik Antonio

GRUPO

: Miércoles de 10:00am – 1:00pm

MESA

: “C”

FECHA DE EJECUCIÓN

: 27// 12 // 2017

FECHA DE ENTREGA

: 03// 1 // 2018

AYACUCHO-PERÚ 2017

EQUILIBRIO IÓNICO (pH, pOH, y SOLUCIONES REGULADORAS) I.- OBJETIVOS Al finalizar la práctica, el alumno será capaz de: 

Construir la curva de valoración de un ácido y una base y determinar el punto de equivalencia y pH de reacciones de neutralización, mediante el uso de medidor de pH



Preparar soluciones reguladoras de pH conocido utilizando soluciones acuosas de ácidos y bases débiles y su correspondiente sal.

II.-REVISIÓN BIBLIOGRÁFICA Equilibrio iónico 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.

En los siguientes ejemplos el agua aparece como base conjugada de los ácidos fluorhídrico, nítrico y sulfúrico, mientras que en la última reacción el agua se encuentra como ácido. Respetando así el concepto de ácido creado por Bronsted y Lowry (ver tabla)

Ácido 1

Base 2

Ácido 2

Base 1

HF +

H2O

H3O+ +

F-

HNO3 +

H2O

H3O+ +

NO3-

H2SO4 +

H2O

H3O+ +

HSO4-

H2O +

NH3

NH4+ +

OH-

La teoría de Bronsted y Lowry se aplica también a las reacciones en medios diferentes al acuoso. En la reacción representada a la izquierda el cloruro de hidrógeno gaseoso (ácido) transfiere un protón al amoniaco (base) también en estado gaseoso.

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:

Se produce un ión hidronio y un ión hidroxilo. Produciéndose un fenómeno conocido como autoprotólisis. La constante de equilibrio para la ecuación es la que se muestra a la derecha. Pero como la concentración del agua es constante, al multiplicar este valor constante por la constante de equilibrio (Ke), se obtiene otra constante (Kw), que recibe el nombre de producto iónico del agua.

Expresión

matemática

del

producto

iónico

del

agua:

Los experimentos han demostrado que a 25 ºC las concentraciones de H3O+ y OH- son iguales y que tienen un valor de 1 x 10-7. 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).

Si a un litro de agua pura se le agregan 0,1 moles de ácido clorhídrico, se tiene una concentración de 1 x 10-1 moles de H3O+, de modo que si se desprecia, por ser una cantidad muy pequeña, la concentración de iones hidronio del agua pura, la nueva concentración de iones hidroxilo será:

Esto indica que la concentración de iones hidroxilo se ha reducido considerablemente para así poder mantener constante el valor de Kw. En solución acuosa se pueden presentar los siguientes casos:

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 (ver tabla) Intervalo de pH

Carácter de la solución

1 a 6,9

Ácida

7

Neutra

7,1 a 14

Básica

La relación entre pH y (H+) se muestra en la siguiente tabla junto con algunos ejemplos de ácidos y bases conocidos y manejados cotidianamente. (ver tabla)

[H+]

pH

Ejemplo

1 X 100 0

HCl

1 X 10-1 1

Ácido estomacal

1 X 10-2 2

Jugo de limón

Ácidos 1 X 10-3 3

Vinagre

1 X 10-4 4

Soda

1 X 10-5 5

Agua de lluvia

-6

6

Leche

-7

7

Agua pura

-8

8

Claras de huevo

-9

9

Levadura

1 X 10 Neutral 1 X 10 1 X 10

1 X 10

1 X 10-10 10

Tums antiácidos

1 X 10-11 11

Amoníaco

1 X 10-12 12

Caliza Ca(OH)2

1 X 10-13 13

Drano

1 X 10-14 14

NaOH

Bases

Mineral

-

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 manter 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. Para resolver los ejercicios que se plantean a continuación es muy útil el manejo de la calculadora. Calcular el pH de una solución cuya concentración de [H+] es de 2 x 104. Paso 1: 2 x 10-4 = 0,0002 Paso 2: Se escribe en la calculadora 0,0002 Paso 3: Se presiona la tecla log. En este caso el valor será -3,698 Paso 4: debido a que el pH es el logaritmo negativo, entonces –(-3,698) pH= 3,7

III.- MATERIALES DE LABORATORIO Materiales: 

Tubos de ensayo



Bureta graduada de 25 mL



Pinza para bureta.



Balanza electrónica, 0,01 precisiones.



Vasos de precipitado



Pipeta graduada de 5 mL



Probeta graduada de 100 mL



Fiola de 500 mL



Gradillas para tubos.



Papel indicador universal.



Fiola de 1L.



Pisetas.

Reactivos químicos.        

HCl concentrado. CH3COOH concentrado. NH4OH concentrado NaOH en cristales. Ftalato de potasio en cristales. NaCH3COO sólido. NH4Cl sólido. Na2CO3 sólido

Indicadores.    

Fenolftaleina. Rojo de metilo. Anaranjado de metilo. Azul de bromotimol

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENAL

a) Coloración característica de algunos indicadores en medio ácido, básico y neutro  Enumerar tres tubos de ensayo limpios y colocar en cada tubo aproximadamente 1 mL de HCl 0,1M, 1 mL de KOH 0,1M y 1 mL agua destilada.  Agregar una gota de anaranjado de metilo a cada tubo 1, 2 y 3.  Anotar las coloraciones adquiridas por las soluciones de cada tubo.  Repítase el procedimiento empleando otros indicadores, tales como: rojo de metilo, 

azul de bromo timol y fenolftaleína. Repórtese las observaciones en el cuadro 1

b) Determinación del punto de equivalencia y pH de una reacción de neutralización ´por titulación utilizando el medido de pH.  Se utiliza soluciones acuosas valoradas de HCl 0,05 M y NaOH 0,5 M cuya reacción de neutralización es como sigue: HCl + NaOH NaCl + H2O  Instalar labureta limpia en el soporte universal y cargar un volumen determinado de solucion de NaOH 0,5 M para enjuagar , enrasar a cero. 

 



  

Colocar exactamente 100 ml de solucion HCl 0,05 M en un vaso de precipitado de 150 ml y adicionar 2-3 gotas de indicador azul de bromotimol. Anotar el color de la solucion. Con la ayuda del profesor, instalar el medidor de pH y el termómetro en el soporte respectivo cambiando de vidrio Calibrar dicho instrumento utilizando la solucion buffer de pH conocido, para ello sumergir el electrodo ( indicador y referencia ) y el termómetro en la solucion buffer, enjuagar con agua destilada el electodo y el termómetro. Con sumo cuidado, utilizando el soporte respectivo, sumergir el electro y el electrodo en la solucion de HCl 0,05 M medir el pH y la temperatura de la solucion acida y anotar dicho valores. Adicionar de 1 en 1 ml de soucion de NaOH 0,5 M hasta 15 ml debiendo en cada adicion medir el PH de la solucion. Tabular los datos experimentales obtenidos: volumen de NaOH 0,5 M el PH respectivo. Anotar los resultados en el cuadro 2. En papel melimetrado representar los valores de Ph en la ordenada y el volumen de NaOH en la abscisa.



A partir de la grafica obtenida, determinar el punto de equivalencia , el PH de la reacción y el volumen de NaOH 0,5 M.

c) Preparación de 100 mL de una solución reguladora: sistema ácido acéticoacetato sódico.  En un vaso de precipitado limpio, prepárese una solución reguladora mezclando 36 mL de ácido acético 0,1M con 64 mL de acetato sódico 0,1M.  Determínese el pH de la solución amortiguadora utilizando el papel indicador universal o un medidor de pH (peachimetro). Para el primer caso, humedezca el    

papel con una gota de solución preparada y compárese con la etiqueta del mismo. A continuación, divídase la solución reguladora en dos partes iguales y en 2 vasos de precipitado. A la primera fracción, adiciónese 1,0 mL de solución HCl 1,0M y mídase el pH continuar con la adición de 1,0 mL adiciónese HCl, luego mídase el pH A la segunda fracción, agréguese 1,0 mL de solución de NaOH 1,0M y mídase el pH de la solución. Anótese los resultados en el cuadro 3

d) preparación de 100 ml de una solucion reguladora : sistema hidróxido de amonio-cloruro de amonio.  en un vaso de precipitado limpio, preparese una solucion reguladora mezclando 36 ml de hidróxido de amonio 0,1 M con 64 ml de cloruro de amonio 0,1 M.  determine el Ph de la solucion amoriguadora utilizando el papel indicador universal o medir de pH (peachimetro). Para el primer caso, humedézcase el papel con una gota de solucion preparada y comparese con la etiqueta del mismo.  A continuación, divídase la solucion reguladora en dos partes iguales y en 





dos vasos de precipitado: A la primera fracción, adicionese 1,0 ml de solucion de HCl 1,0 M y midase el pH continuese la adicion de 1,0 ml adicionales de HCl, luego midase el pH . A la segunda fracción, agréguese 1,0 ml de la solucion de NaOH 1,0 M y midase el pH , luego agréguese otro volumen igual de NaOH y midase el pH de la solucion. Anotese los resultados en el cuadro 4.

VI.- CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES  El pH es el que indica en una solución que tan acida, básica o neutra se encuentra, dependiendo de dicha concentración y los indicadores utilizados para estandarizar o titular.  2. El pH-metro es el instrumento utilizado para medir cual pH y fue el que nos permitio saber el pH de cada una de las soluciones.  3. Se pudo concluir que el pH es una sustancia colorida que cambia de color según sea acido o básica.  4. En conclucion al comparar los resultados del pH teorico con el pH experimental se pudo observar que los experimentales fueron mayores con respecto a los teóricos, eso debido a que se tubo ciertos problemas con el pHmetro ya que este no se encontraba calibrado y a que el agua estaba muy alcalina.

VIII. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA -

http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/indic.

-

http://www.bvsde.paho.org/bvsatr/fulltext/operacion/cap13.

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Carpi Anthoni Ph.D. Ácidos y Bases. http://es.slideshare.net/NakariRiu07/p-h-poh.