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I.

INTRODUCCIÓN

Las soluciones acuosas son muy importantes, ya que casi tres cuartas partes de la corteza terrestre están cubiertas de agua. En los océanos y los mantos acuíferos pequeños ocurren muchas reacciones químicas. Los fluidos de animales y planta son en su mayor parte agua. Los procesos vitales (reacciones químicas) de toda vida tienen lugar en unas soluciones acuosas. ​Whitten (2014) El agua es el disolvente más común y más importante en este planeta. En cierto sentido, es el disolvente de la vida. Es difícil imaginar cómo podría existir la materia viva con toda su complejidad con cualquier líquido distinto del agua como disuelven, debido a su capacidad para disolver una extensa variedad de sustancias. Brown (2004) El término hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o de ambos, con el agua. Por lo general la hidrólisis de una sal afecta el pH de una solución. La palabra “hidrólisis” se deriva de las palabras griegas “hydro”, que significa agua y “lysis”, que significa separar o romper. Una sal es un compuesto iónico formado a partir de la reacción entre un ácido y una base. Las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo para formar iones en agua. En el sentido general, hidrólisis significa, reacción con el agua, cualquier sal que se disuelva en agua lo hace para dar iones de cargas opuestas, que están hidratadas y para este proceso se considera por separado el anión y el catión. Para un ion en disolución, una reacción de hidrólisis es una reacción del ion con el agua, en la que se produce una transferencia protónica. ​Willis

II.

(1995)

OBJETIVOS

●

Determinar que la procedencia y composición de la sal influye en el rango de pH de la hidrólisis

●

Entender el origen de la fórmula para determinar el pH

●

Determinar pH y el % de disociación en una hidrólisis de sales

III. REVISIÓN DE LITERATURA SALES. Las sales son compuestos iónicos que se pueden obtener por reacción entre ácidos y bases. Todas las sales consideradas aquí son electrolitos fuertes, que al disolverse en agua se disocian totalmente, originando iones. Los iones generados pueden o no reaccionar con el agua, mediante una reacción denominada de hidrólisis, para formar una base o un ácido débil y ​H3​​ O​+​ ​ ​u ​OH​-​ , respectivamente.

Para que los iones de una sal den lugar a un proceso de hidrólisis deben ser especies conjugadas de un ácido o una base débil, cuanto más débil sea el ácido o la base de procedencia, más grande es la tendencia del ión a sufrir la reacción de hidrólisis. Los iones procedentes de los ácidos y de las bases fuertes no sufren hidrólisis al ser especies conjugadas muy débiles. Conocer el comportamiento ácido-base de las sales es conveniente en ciertas situaciones como controlar el ph de un alimento específico, pues se puede controlar el pH del medio utilizando sales adecuadas. ​Sergi. M. 2019.

HIDRÓLISIS. Reacción en la cual una sustancia reacciona con uno o ambos iones del agua para generar dos productos, sin que se produzca transferencia de electrones. La hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o de ambos, con el agua. Por lo general, la hidrólisis de una sal determina el pH de una disolución. Gonzales. A. 2009. Las sales son electrolitos fuertes por lo que se disocian completamente.

Si el catión y el anión de la sal son bases y ácidos conjugados débiles, pueden modificar el pH , que a una temperatura de 25°C según el producto iónico del agua es 7. Las reacciones de hidrólisis pueden variar la la concentración de hidroxilos en el medio, por lo que el ph estaría por debajo (sales ácidas), igual (sales neutras) o encima de 7 (sales básicas).​ Sergi. M. 2019.

HIDRÓLISIS DE SALES.

TIPO DE SAL Basica

Neutra

CARACTERÍSTICAS ● Las soluciones en agua pura tienen un ph superior a 7. ● Se realiza por neutralización completa de un ácido débil y una base fuerte. ● Sus soluciones en agua tienen un ph de 7. ● Se produce por neutralización completa de un ácido fuerte y una base fuerte.

EJEMPLO

NaCl KNO3 NaClO4

NH4Cl AlCl3 Fe(NO3)3

● Las soluciones en agua tienen un ph menor a 7. ● Se produce por neutralización completa de un ácido fuerte y una base débil.

Ácida

CH3COONa Na2CO3 KCN

● Existe una relación entre Ka de la forma ácida y kb de la base conjugada.

K w = Kb × K a = 10−14 Cuanto mayor sea (Ka) menor será la fuerza de su base conjugada (Kb) y viceversa. De igual manera con sus bases y ácidos conjugados.

● Cálculo de las constantes de equilibrio de hidrólisis. A. Equilibrio de hidrólisis del ion acetato. Esta reacción pertenece a una constante de basicidad y esto puede calcularse mediante la constante de acidez del ácido acético.

CH​3​CO​O-​​ ​+ ​H2​​ O ⇋​ + ​CH​3​CO​OH​ + ​OH​CH 3 COOH ][OH−] K b = [ CH [ 3 COO−]

Reacción entre ácido acético y el agua.

CH​3​CO​OH​ ​+ H ​ ​2​O ⇋​ + ​CH​3​CO​O-​​ + ​H​3​O​+ Ka = [

CH 3 COO−][H 3 O+]

[CH 3 COOH ]

Kb × Ka = Kw Kb × 1.8 × 10−5 = 10−14 → Kb = 5.6 × 10−10

= 1.8 × 10−5

La relación entre ambas permite calcular la constante de hidrólisis o basicidad de un anión a partir de la constante de acidez del ácido débil.

Kb < Ka

pH < 7

Sal Ácida

NH₄NO₂

Kb = Ka

pH = 7

Sal Neutra

NH​4​CN

Kb > Ka

pH > 7

Sal Básica

CH​3​CO​O​NH​4

1.

SAL DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE

NaCl + H 2 O → Na + (ac) + Cl − (ac) El NaCl ( Cloruro de sodio) proviene de una base fuerte NaOH (Hidróxido de sodio) y un ácido fuerte HCl (Cloruro de hidrógeno), por lo que sus bases son muy débiles esto ocasiona que no reaccionen en agua, haciendo de esta sal una sal neutra. (pH = 7)​ Carol. A. 2009. +

Na Cl

2.

−

+ H 2 O → No hay reacción +H

2

O → No hay reacción

SAL DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL

NH

4

Cl + H 2 O → NH

+ 4

−

(ac) + Cl

(ac)

El NH 4 Cl (Cloruro amónico) proviene de una base débil NH

3

(Amoniaco) (Kb = 1.8 × 10−5 ) y un ácido

fuerte HCl (Cloruro de hidrógeno). Esta sal en contacto con el agua se disocia y el ion amonio pasa a hidrolizarse .

NH y el Cl

−

+ 4

+H

2

O ⇋ NH

3

+ ​H​3​O​+

al provenir de un ácido fuerte no se hidroliza.

Cl

−

+H

2

O → No hay reacción

Al generarse el ion ​H​3​O​+ ​se determinará a la sal como ácida pues el ion amonio proviene de una base debil, asi que este será un ácido conjugado fuerte.

3.

SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE

NaNH

3

COO + H 2 O → Na + (ac) + CH 3 COO − (ac)

Esta sal NaNH 3 COO (Acetato sódico) está conformada por un ácido débil que es CH 3 COOH (Ácido acético) (Ka = 1.8 × 10−5 ) y una base fuerte NaOH (Hidróxido de sodio). Al estar en contacto con el agua esta sal se disocia y luego se hidroliza el ácido débil en:

CH 3 COO − + H 2 O ⇋ CH 3 COOH + OH Y en el caso de la base fuerte:

N a+ + H 2 O → N o hay reacción

−

4.

SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL

En este tipo de sales dependerá de que si una de las constantes es mayor, menor o igual a la otra. De esta manera se determinara si la sal es básica (Kb > Ka), ácida (Kb < Ka) o neutra (Kb = Ka). En el caso del acetato amónico ( N H 4 CH 3 COO ):

N H 4 CH 3 COO + H 2 O → CH

3

COO− + N H 4+

Está formado por un ácido débil CH 3 COOH (Ácido acético) y una base débil NH 3 (Amoniaco), ambos se hidrolizan luego de la disolución.

CH

3

COO− + H 2 O ⇋ CH 3 COOH + OH N H 4+ + H 2 O ⇋ NH 3 + ​H​3​O​+

−

​

Kb = 5,6 × 10−10 = Ka = 5,6 × 10−10 =

[CH 3 COOH ][OH − ] [CH 3 COO− ]

[N H 3 ][H3O+ ] [N H +4]

Las dos constantes al ser iguales se concluye que dicha sal acetato amónico ( N H 4 CH 3 COO ) es neutra. De esta manera se determinará para las demás sales conformadas por un ácido débil y una base débil. Otro caso seria la sal N H 4 N O2 (Nitrito amónico). ​Sergi. M. 2019.

IV. MATERIALES Y MÉTODOS: 4.1.​ ​Materiales y equipos: ❏ ❏ ❏ ❏ ❏

Vasos precipitados de 25 mL Papel tissue para secar el electrodo Piceta Potenciómetro calibrado Vaso precipitado de 100 mL

4.2 Reactantes: ❏ ❏ ❏ ❏ ❏

Acetato de amonio (NH​4​CH​3​COO), sal (0.5 M) Acetato de sodio (CH​3​COONa), sal (0.5 M) Agua destilada Cloruro de amonio (NH​4​Cl), sal (0.5 M) Cloruro de sodio (NaCl), sal (0.5 M)

4.3 Metodología: ❏ Se vierte 25 mL de agua destilada en un vaso precipitado y se mide el pH con el potenciómetro, anotando los datos. ❏ Se realiza el siguiente procedimiento para cada solución de sal 0.5 M:

Gráfico 1: Diagrama de flujo. Fuente: Elaboración propia.

V. RESULTADOS Y DISCUSIÓN Tabla 1: ​Preparación de las disoluciones a partir de las sales de referencia N° de muestra

Fórmula muestra inicial

Peso fórmula (g/mol) Masa(g)

V-agua (mL)

Concentración (M)

1

NaCl

58.5 g/mol

1.4625 g

50 mL

0.5 M

2.a

Na(​CH​3​COO)

82 g/mol

2.050 g

50 mL

0.5 M

3.a

NH​4​Cl

53.5 g/mol

1.3375 g

50 mL

0.5 M

4

NH​4​(CH​3​COO)

77 g/mol

1.925 g

50 mL

0.5 M

2.b

Na(​CH​3​COO)

82 g/mol

2.050 g

50 mL

0.5 M

3.b

NH​4​Cl

53.5 g/mol

1.3375g

50 mL

0.5 M

Tabla 2: ​Determinación el pH de cada una de las muestras preparadas N° de muestra

Fórmula muestra inicial

Hidrólis is acuosa

% de Hidrólis is

pH (dato teórico )

pH agua

pH-metro (dato práctico)

% de error

Temper atura (°C)

1

NaCl

No

0

7

5.65

6.474

7.5 %

19.9 °C

2.a

Na(CH​3​COO)

Sí

0.0033 %

9.2335

5.65

7.980

13.5 %

19.6 °C

3.a

NH​4​Cl

Sí

0.0033 %

4.7781

5.65

5.255

9.9 %

19.9 °C

4

NH​4​(CH​3​COO)

Sí

0

7

5.65

7.138

1.9 %

20 °C

2.b

Na(CH​3​COO)

Sí

0.0033 %

9.2335

5.65

7.966

13.6 %

19.9 °C

3.b

NH​4​Cl

Sí

0.0033 %

4.7781

5.65

5.296

10.8 %

20.3 °C

VI. CONCLUSIONES ● ● ●

Se determinó que sales que se originaron de ácidos fuertes tiene pH menor a 7, mientras que las que se originaron de bases fuertes alcanzaron a tener un pH mayor a 7 Se demostró la fórmula para determinar el pH utilizando los conceptos de Kw y Kb Una vez ya demostrada la fórmula del pH, esta se podrá aplicar a una diversidad de reacciones de hidrólisis de sales

VII. RECOMENDACIONES: Para obtener un mejor desarrollo de la clase se recomienda seguir las siguientes recomendaciones: ●

Durante todo el desarrollo del experimento se debe de utilizar los implementos de seguridad (bata de laboratorio, gafas, guantes, etc.) de manera adecuada, además de aplicar las indicaciones ya establecidas en el manual de Buenas Prácticas de Laboratorio (BPL).

●

El laboratorio de Química debe contar con diversos equipos que nos ayuden a obtener mejores resultados, se debe evaluar y tomar en cuenta propiedades físicas y químicas de las sustancias con las cuales se trabaja.

●

Al término de la experimentación la deposición de los restos del experimento debe de realizarse de manera segura y en un área adecuada, debido a que utilizamos insumos que pueden ser corrosivos al depositarse a las cañerías lo cual puede causar un daño a la infraestructura del laboratorio y afectar en los demás experimentos en un futuro.

VIII. CUESTIONARIO: 1. ¿Cual es el propósito de la práctica 11? Utilizar un potenciómetro para determinar la concentración molar de iones hidrógeno (H​+​) y/o iones hidroxilo (OH​-​) y así obtener los datos requeridos, como el % de hidrólisis, además de obtener el pH teórico de cada muestra para posteriormente al compararse con la práctica determinar su porcentaje de error.

2. Definir solvólisis e indicar un ejemplo Es la reacción de una sustancia con el solvente en que está disuelta. Las reacciones de solvolisis que se consideran pertenecientes, es una sustitución,​ ​eliminación y fragmentación en solución​ Nucleofilica donde el disolvente, sirve como reactivo atacante Whitten (2014)

3. Definir hidrólisis e indicar un ejemplo La reacción de los iones con el agua se denomina hidrólisis y para este proceso se considera por separado la reacción del catión y del anión. Además se entiende como la reacción de H​2​O con un producto químico, en la que un grupo saliente se intercambia con un OH​-​ .Willis (1995)

CN​-​(ac)​ + H​2​O​ (l)​ ​ ⇋ ​HCN​ (ac)​ + OH​-​(ac) 4. Calcular el pH y el porcentaje la hidrólisis de una disolución 0.1 M de cianuro de sodio Ka HCN = 4.0 x 10 CN​- ​ + H​2​O ​⇋ CN + 0,1 -X X 0,1 - X X

10​-14​ = 4,0 x 10 -10​ ​ x Kb

OH​X X

Kb= 2,5x10​-5​ = X​2 ​/ 0,1 -X X= 1,581 x 10​-3

pOH = -Log [ 1,581 x 10​-3​] pOH = 2, 801 pH = 11, 199

5. ​Calcular el pH de una disolución de nitrato de amonio 0,2M (Kb( N H 3 )=1,8

× 10−8 ). N H 4 N O 3 → N H 4+ + N O3− NH 4+ + H 2 O ⇋ NH 3 + ​H​3​O​+ Inicio:​

Gasto:​

Final: ​

0,2 ​ x 0,2 - x

N H [ H3O+] K b = [ N3 ]H + [ 4]

x = 1,05x 10-5​ pH= 4,977

0 x x

​ Ka =​

0 x x x2 0,2 − x

= 5,56 x 10-10 ​

6. Determinar el valor del pH y el porcentaje de hidrólisis de una disolución de AlCl3​ ​ 0,1 M. 3+​ Ka = 1.2 x 10​-5 ​para [Al (H​2O) ​ 6​ ​]​ .

→ Al​+3​(ac)​ +

AlCl​3 (s)​ ​Al(H​2​O)​6​+3​

Inicio: Gasto: Final:

⇄

0,1 X 0,1 - X

2

Cl​-​(ac)

Al(OH)(H​2​O)​5​2+​ + H​+ 0 0 X

X 2

Ka= 0,1X− X

1,2x10​-5​ = ​ 0,1X− X

​% Hidrólisis=​

​ x = 1,095x10​-3​

1,095x10 −3 0,1

x100

​% Hidrólisis= 1,095%

​ pH= -log[1,095x10​-3​]

pH= 2,961

7. Estimar el valor de pH en el punto estequiométrico de valoración de 25 mL de HCOOH(ac) ​ -4 0,1M con NaOH​(ac)​ 0,15M Ka(HCOOH) =1,8x10​ HCOOH + NaOH MxV= n 0,1 x 0,025 = n

HCOONa

+ H​2​O

N° de moles de HCOOH = N° de moles de HCOONa 0,1 x 0,025 = 0,15 x V 0,0167 = V

Vtotal = 0,0167 + 0,025 M=

2,5x10 −3 0,0417

=​

0,06 M

HCOO​-​ + H​2​O

Inicio: Final:

0,06 0,06 - X

HCOOH + OH​-

0 X

0 X

Ka x Kb = Kw 1,8x 10​-4​ x Kb = 10​-14​ Kb = 5.56 X 10​-11​

2

Kb= 0,06X − X

​ ​5.56 X 10​-11​ =

X2 0,06 − X

X = 1,83 x 10​-6 pOH= - log [ 1,83 x 10​-6​ ] pOH= 5,74 pH = 8,26

8. Se prepara una disolución mezclando 200mL de Na3​ ​PO4​ ​(ac) 0,27M y 150mL de KCl(ac) 0,62 M ¿ Cuál es el pH de la mezcla? 200 x 0,27 [ ​Na​3​PO​4​ ] = = 0,1543 M 350

Na​3​PO​4​

​

Inicio: Final:

​

→ PO​4​-3​ +

Na​+

PO​4​-3​ + H​2​O ⇆

HPO​4​-2​ + OH​-

0,1543

0

0

0,1543 - X

X

X

Kb = 2.1 x 10​-2​

2.1x10​-2​ =

X2 0,1543 − X

​

X= 0,047 pOH= -log [ 0,047] pOH = 1.328 pH = 12, 672

9. La cocaína es una base débil cuyo pKb es 5,59 . Calcular la proporción de las concentraciones de cocaína y su ácido conjugado en una disolución pH= 8 C​17​H​21​O​4​N + H​2​O ⇆ X X- Y Y 2 Kb= X−Y

2,57x10​-6​ =

C​17​H​21​O​4​NH​+​ + 0 Y

O ​ H​0 Y

pKb = 5,59 (10 −6 ) 2 X− 10 −6 -6​

X= 1,389x 10​

-log[Kb]= 5,59 Kb= 2,57x 10​-6

[C​17​H​21​O​4​N] / [C​17​H​21​O​4​NH​+​] = 3,89x10​-7​ / 10​-6​ = 0,389

Y = [OH] pOH= 6 -log [y] = 6 Y = 10​-6

VIII. BIBLIOGRAFÍA

● ●

Brown, T. LeMay, H. Bursten, B. (2004). Transferencia de protones. Química : La Ciencia Central. Pearson Educación. 9na edición. Pag. (614-616) Sergi. M. (2019). Propiedades ácido-base de las sales. ETSIAMN (Universidad Politécnica de Valencia). Pág. (1-10)

● ●

González. A. (2009). Hidrólisis. Sitioweb:​https://www.academia.edu/38379323/HIDROLISIS

●

Carol. N. (2011). Hidrólisis de sales. PUCP( Pontificia Universidad Catolica del Peru).Sitio Web:​https://www.academia.edu/4691244/Hidrólisis De Sales

●

Whitten W. Larry P. (2014). Autoionización del agua. Universidad Nacional Autonoma de Mexico. Pág.(711-712)

●

Willis J.(1995). Equilibrio en disolución. University of Western Ontario, Canada. Pag (399-400)

ANEXOS:

Figura 1: Norma legal - Artículo 21 : edificación de laboratorios de enseñanza Fuente: El Peruano (2012)