Informes de Quimica General AII

PRACTICA Nº 1Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox INDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Reacción Redox Normalidad Titulación o Valoración Redox 6 6 8 9 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 10 10 11 Conclusiones 43 Bibliografía 44 Apéndice 45 3 PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc 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. 4 PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 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. 5 PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 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. 6 PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 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 azulverdoso. 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) 7 PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 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 8 00 = = 31.92g 1 1 Agente oxidante: KMnO4 (donde el Mn+7 pasa a Mn+2 ganando cinco electrones) Peso equiv-g = peso molecular 158.50g 5 5 TITULACIÓN O VALORACIÓN REDOX Una valoración es una reacción llevada a cabo mediante la adición cuidadosamente controlada de una disolución a otra. En los laboratorios de química modernos esto se hace habitualmente mediante un instrumento de medida adecuado. sustancia que cambia de color en el punto de equivalencia o en sus proximidades.com/andreslsanchezsc Titulación Redox Agente reductor: FeSO4 (donde el Fe+2 pasa a Fe+3 perdiendo un electrón) Peso equiv-g = peso molecular 151.facebook. Sin embargo. todavía se utiliza mucho una técnica consistente en añadir una cantidad muy pequeña de una sustancia a la mezcla de la reacción.92 = = 151. condición que se conoce como punto de equivalencia de la valoración. Como en cualquier reacción se cumplirá: # equiv-g del agente reductor= # equiv-g del agente oxidante Nred x Vred = Nox x Vox 9 . El truco consiste en detener la valoración en el punto en que ambos reactivos han reaccionado complemente.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. En una valoración necesitamos algún medio de señalar cuándo se alcanza el punto de equivalencia. com/andreslsanchezsc Titulación Redox 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) 10 .PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. 01eq-g 11 .com/andreslsanchezsc Titulación Redox PROCEDIMIENTO A) Preparación de 100 mL de una solución estándar de Oxalato de Sodio Na2C2O4 0.67g≈0.eq wNa2 C2 O4 =0.70g El peso total es 35. se determinó el peso de esta siendo unos 35g y luego se echó Na2C2O4 con la ayuda de una espátula.1 L =0. se aseguró que pesara 0. Cálculos: Na2C2O4 V =100 mL N =0.1N 1.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.1 # eqSTO eq .67g =0.01eq-g p .1 L wNa2 C2 O4 =0.7g.01eq-g 134 2 wNa2C2O4 =0.g x 0. En una balanza de triple brazo se colocó luna de reloj.facebook.g L = NxV eq . 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. 12 .facebook.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. En un vaso limpio de 250 mL se adiciona la sal con la bagueta y el chorro de agua de una pisceta. Se agrega unos 60 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelve toda la sal. 3.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 2. com/andreslsanchezsc Titulación Redox 4. 5. Luego se tapa la fiola para agitar y homogeneizar la solución. Se lava el vaso para el siguiente experimento.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. 13 .facebook. Usando el embudo de vidrio se trasvasa la solución a una fiola de 100 mL. Enseguida se rotula la fiola con el nombre de la solución y su concentración. 1 # eqSTO θ =5 eq .eq KMnO4 V =250 mL N =0.g x 0.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. En una luna de reloj se pesó 0.1N 1.790≈0. (Mn+7O4)-1 → Mn+2 wKMnO4 =0. Cálculos: La reacción es: KMnO4(ac) + Na2C2O4(ac) + H2SO4(ac) → MnSO4(ac) + Na2SO4(ac) + K2SO4(ac) + CO2(g) + H2O(g) entonces.facebook.800g de Permanganato de Potasio.025eq-g 14 .g L = NxV eq .79g =0.250 L =0.025eq-g p .com/andreslsanchezsc Titulación Redox B) Preparación de 250 mL de una solución de Permanganato de Potasio KMnO4 aproximadamente 0.025eq-g 158 5 wKMnO4 =0.1 L wKMnO4 =0. facebook. 3. Se agrega 100 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelve toda la sal. 15 .com/andreslsanchezsc Titulación Redox 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.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Luego se tapa la fiola para agitar y homogeneizar la solución.facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 4. Usando el embudo de vidrio se trasvasa la solución a una fiola de 250 mL. 16 . 5. Se lava el vaso procurando que no se pierda nada de sal. Enseguida se rotula la fiola con el nombre de la solución y su concentración. para así poderlo usar en el siguiente experimento. 780g de cristales de Sulfato Ferroso heptahidratado.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.g L = NxV eq .01eq-g p .1 L =0. En una luna de reloj se pesó 2. Fe+2 → Fe+3 FeSO4 • 7H2O V =100 mL N =0.1 L θ =1 wFeSO4 · 7H2 O =0.g x 0.78g =0.1 # eqSTO eq .1N 1.01eq-g 278 1 wFeSO4 • 7H2O =2.com/andreslsanchezsc Titulación Redox C) Preparación de 100 mL de una solución de Sulfato Ferroso heptahidratado FeSO4 • 7H2O aproximadamente 0.01eq-g 17 .eq wFeSO4 · 7H2 O =0.facebook. Cálculos: La reacción es: FeSO4(ac) + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) → Fe2(SO4)3(ac) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(g) entonces. PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. Se adicionan los cristales a un vaso de 250 mL empleando la bagueta y el chorro de agua de la pisceta. 18 .com/andreslsanchezsc Titulación Redox 2. 3. Se enjuaga la luna de reloj junto con la bagueta para no dejar rastros de los cristales. Se agrega 100 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelven todos los cristales. facebook. 19 .com/andreslsanchezsc Titulación Redox 4.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Luego se tapa la fiola para agitar y homogeneizar la solución. 5. Inmediatamente se rotula la fiola con el nombre de la solución y su concentración. 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. 1 L =0.com/andreslsanchezsc Titulación Redox D) Preparación de 100 mL de una solución de Ácido Oxálico dihidratado H2C2O4 • 2H2O aproximadamente 0.g x 0. 2C+3 → 2C+4 H2C2O4 • 2H2O V =100 mL N =0.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.01eq-g 126 2 wH2C2O4 • 2H2O =0.01eq-g 20 .1 L θ =2 wH2 C2 O4 · 2H2 O =0.facebook.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. En una luna de reloj se pesó 0.g L = NxV eq .01eq-g p .63g =0.1 # eqSTO eq .eq wH2 C2 O4 · 2H2 O =0.1N 1. Se enjuaga la luna de reloj junto con la bagueta para no dejar rastros de los cristales.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Se agrega 100 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelven todos los cristales. 21 . 3.facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 2. Se adicionan los cristales a un vaso de 250 mL empleando la bagueta y el chorro de agua de la pisceta. Usando el embudo de vidrio se trasvasa la solución a una fiola de 100 mL. 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.facebook. 5. 22 .com/andreslsanchezsc Titulación Redox 4. Se lava el vaso procurando que no se quede nada de los cristales.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. manteniendo la llave de esta cerrada. luego se deshecha el mismo (abriendo la llave de la bureta).PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Titulación Redox E) Estandarización de la solución de Permanganato de Potasio KMnO4 aproximadamente 0. El líquido mojará todo el interior de la bureta.1N 1. por las paredes de una bureta limpia. 23 .facebook. Se adiciona unos 5 mL de la solución de Permanganato de Potasio KMnO4. luego se abre la llave de la bureta para llenar el tubo terminal y evitar que se llene de burbujas de aire.1N a un vaso. Se vierte de la fiola aproximadamente 50 mL de una solución estándar de Oxalato de Sodio Na2C2O4 0. 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. dejándose en el nivel de 0. 3. 24 .facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 2.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Con la pipeta se vierte el Na2C2O4 al matraz erlenmeyer.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 4. 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. Se mide con una pipeta 20 mL de dicha solución contenida en el vaso.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. 25 . Se echa 100 mL de agua destilada a la probeta 5. agregándole solución de KMnO4 y agitando continuamente. 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.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 6.facebook. debajo de la bureta y se procede a titular en caliente.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. 26 . PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.3 mL.facebook.3mL x NKMnO4 L NKMnO4 = 0. El punto final o punto de equivalencia de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado persistente.1 eq . El volumen de KMnO4 que se usó fue 28.g L 27 .0706 eq .com/andreslsanchezsc Titulación Redox 8. Cálculo de la normalidad de la solución de KMnO4: VNa2C2 O4 x NNa2C2 O4 = V gastado de KMnO4 x NKMnO4 20 mL x 0.g = 28. Se vierte de la fiola aproximadamente 50 mL de una solución de Sulfato de Sodio FeSO4 0. 2.com/andreslsanchezsc Titulación Redox F) Estandarización de la solución de Sulfato Ferroso heptahidratado FeSO4 • 7H2O aproximadamente 0.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.1N 1.1N a un vaso. 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.facebook. 28 . 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.facebook. Con la pipeta se vierte el FeSO4 al matraz erlenmeyer.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Se echa 100 mL de agua destilada a la probeta 4. Se mide con una pipeta 20 mL de dicha solución contenida en el vaso. 29 .com/andreslsanchezsc Titulación Redox 3. PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Se coloca el matraz sobre un fondo blanco. 6. debajo de la bureta y se procede a titular en caliente.facebook. 30 . agregándole solución de KMnO4 y agitando continuamente.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 5. Se procede a calentar el matraz en la cocinilla eléctrica hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC. com/andreslsanchezsc Titulación Redox 7. El volumen de KMnO4 que se usó fue 24. El punto final o punto de equivalencia de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado persistente.0706 NFeSO4 = 0.facebook. Cálculo de la normalidad de la solución de FeSO4: VFeSO4 x NFeSO4 = V gastado de KMnO4 x NKMnO4 20 mL x NFeSO4 = 24.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.0864 eq-g L eq-g L 31 .5 mL.5mL x 0. 32 .com/andreslsanchezsc Titulación Redox G) Estandarización de la solución de Ácido Oxálico dihidratado H2C2O4 • 2H2O aproximadamente 0. 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. 2.1N 1.1N a un vaso.facebook. Se vierte de la fiola aproximadamente 50 mL de una solución de Ácido Oxálico H2C2O4 0.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. com/andreslsanchezsc Titulación Redox 3. 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. Se echa 100 mL de agua destilada a la probeta 4. Se mide con una pipeta 20 mL de dicha solución contenida en el vaso.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. 33 . Con la pipeta se vierte el H2C2O4 al matraz erlenmeyer. 6. 34 .PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Se procede a calentar el matraz en la cocinilla eléctrica hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC. Se coloca el matraz sobre un fondo blanco.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 5.facebook. agregándole solución de KMnO4 y agitando continuamente. debajo de la bureta y se procede a titular en caliente. El volumen de KMnO4 que se usó fue 22.0776 eq-g L eq-g L 35 . El punto final o punto de equivalencia de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado persistente.facebook.0706 NH2 C2 O4 = 0.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.0mL x 0.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 7.0 mL. Cálculo de la normalidad de la solución de H2C2O4: VH2C2 O4 x NH2C2 O4 = V gastado de KMnO4 x NKMnO4 20 mL x NH2 C2 O4 = 22. PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. 36 . 5g de cristales de Ácido Oxálico. Se enjuaga la luna de reloj junto con la bagueta para no dejar rastros de los cristales. Se adicionan los cristales a un vaso de 250 mL empleando la bagueta y el chorro de agua de la pisceta. 2. En una luna de reloj se pesó 0.facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox H) Preparación y Estandarización de una solución de Ácido Oxálico H2C2O4 usando una muestra sólida de H2C2O4 1. Se lava el vaso procurando que no se quede nada de los cristales. 37 . Usando el embudo de vidrio se trasvasa la solución a una fiola de 100 mL.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 3. Se agrega 100 mL de agua destilada y con la bagueta se disuelven todos los cristales. 4.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. Luego se tapa la fiola para agitar y homogeneizar la solución. 38 . 6.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 5. 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. Inmediatamente se rotula la fiola con el nombre de la solución.facebook. facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 7. Se echa 100 mL de agua destilada a la probeta 9. 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. 8. Se vierte de la fiola aproximadamente 50 mL de una solución de Ácido Oxálico H2C2O4 a un vaso. 39 .PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Con la pipeta se vierte el H2C2O4 al matraz erlenmeyer. Se mide con una pipeta 20 mL de dicha solución contenida en el vaso. facebook.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 10. 40 .PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Se procede a calentar el matraz en la cocinilla eléctrica hasta que la solución alcance una temperatura de 60 ºC. 41 . Se coloca el matraz sobre un fondo blanco.4 mL. 12.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 11. debajo de la bureta y se procede a titular en caliente. El punto final o punto de equivalencia de la solución es cuando la solución adquiere un color rosado persistente.facebook. agregándole solución de KMnO4 y agitando continuamente.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. El volumen de KMnO4 que se usó fue 0. 5g 42 .PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.028eq-g p .4% 0.0014 eq-g L eq-g L La reacción es: H2C2O4(ac) + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) → MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + CO2(g) + H2O(g) entonces.26g ------------.20mL wH2C2 O4 =0.028eq-g 90 2 wH2C2O4 = 0.0706 NH2 C2 O4 = 0.eq 1.4mL x 0.26g % pureza: 0. 2C+3 → 2C+4 θ =2 wH2C2 O4 =0.252g wH2C2O4 =1.252g x 100% = 50.100mL wH2C2O4 --------.com/andreslsanchezsc Titulación Redox Cálculo de la normalidad de la solución de H2C2O4: VH2C2 O4 x NH2C2 O4 = V gastado de KMnO4 x NKMnO4 20 mL x NH2 C2 O4 = 0. facebook. neutro y en algunos casos ácido débil. lo cual en un medio ácido fuerte ocurre la siguiente reacción: MnO4. Entonces ocurriría la siguiente reacción: MnO4.+ 2H2O + 3e. la titulación se daría en medio básico.com/andreslsanchezsc Titulación Redox CONCLUSIONES • En este tipo de titulación no se utiliza ningún indicador ya que los mismos reactivos utilizados actúan como indicadores.+ 8H+ + 5e. El agua destilada que usamos. lo cual es favorable para una adecuada titulación.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. 43 . 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.→ Mn+2 + 4H2O. • Es difícil de encontrar KMnO4 puro (está mezclado con MnO2).→ MnO2 + 4OH. • Si no se usara H2SO4(cc)..5V. 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. Geoffrey Herring Ed.Titulaciones Redox (Permanganimetria) Prof. 23 de Noviembre de 2004 44 . William S. Petrucci.org/wiki/Redox 9 http://www.wikipeadia.161 9 Informe Nº 2 .monografias. Prentice Hall Páginas 159 .com/quimica/reacciones_redox 9 Química General 8va edición (2003) Ralph H. Harwood. F.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. Angela Sifonte Laboratorio de Química Analítica Caracas.com/andreslsanchezsc Titulación Redox BIBLIOGRAFÍA 9 http://es. 5.7 H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O B. 4.+ 16H+ → 10CO2 + 10H+ + 2Mn2+ + 8H2O 45 .7 5H2C2O4 + 2MnO4.7: A.6 KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O 4. Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas de las titulaciones de los item 4.6 y 4.5 KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + CO2 + H2O 4. ECUACIONES IONICAS: 4.com/andreslsanchezsc Titulación Redox APENDICE 1.+ 10Fe2+ → 2Mn2+ + 8H2O + 10Fe3+ 4.6 16H+ + 2MnO4.facebook. ECUACIONES MOLECULARES: 4.5 5Na2C2O4 + 8H2SO4 + 2KMnO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O + 10CO2 4.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. Balancear las ecuaciones de la pregunta anterior por el método ión electrón 4.+ 16H+ → 10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O 3.5 KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O 5e. Si es así la reacción es la siguiente: (H2C2O4 → 2CO2 + 2H+ + 2e-) x5 (Oxidación) (MnO4.7 H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O En principio parece ser una reacción redox entre el ácido oxálico y el permanganato de potasio.→ Mn2+ + 4H2O) x2 (Reducción) Simplificando: 5H2C2O4 + 2MnO4.+ 2MnO4.+ Mn+7 → Mn+2 (Reducción) 5x (C+3 → C+4 + 1e-) (Oxidación) Balanceando: 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O 4.+ 8H+ +5e.6 KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O (MnO4.→ Mn2+ + 4H2O) x2 (2Fe2+ → 2Fe3+ + 2e-) x5 Sumando Ambas semireacciones: 10e.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 2.facebook. 46 .+ 16H+ + 10Fe2+ → 2Mn2+ + 8H2O + 10Fe3+ + 10eReemplazando los resultados: 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O 4. ¿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.+ 8H+ + 5e.PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www. 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. PRACTICA Nº 1 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Titulación Redox 4. 47 . 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.facebook. PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía ÍNDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Calor Específico Capacidad Calorífica Calor de solución Calor de reacción Calorimetría 6 6 7 8 9 10 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 10 10 11 Conclusiones 34 Bibliografía 35 Apéndice 36 3 .facebook. significa aumentar la energía mecánica de sus moléculas. un aumento o una disminución de la temperatura del cuerpo. • Las moléculas están en movimiento. que consiste en: • Todos los cuerpos están formados por partículas pequeñísimas llamadas moléculas. líquido o gaseoso). 4 . • Las moléculas no ocupan todo el volumen del cuerpo que forman: entre ellas hay espacios vacíos llamados intermoleculares. la variación de la energía de las moléculas provocará un cambio de estado del cuerpo. cuyas dimensiones varían con el estado del cuerpo (sólido. es decir. • Entre molécula y molécula se ejercen ciertas fuerzas.facebook. Esto permite hacer la siguiente hipótesis: • El calor (forma de energía) que posee un cuerpo es la suma de las energías de sus moléculas. sin que se produzca una variación de la temperatura. • Un aumento o una disminución de la energía de las moléculas provocaran. • Para calentar masas iguales de sustancias diferentes a la misma temperatura. y por lo tanto. quitarle calor es disminuir la energía mecánica de sus moléculas. En otros casos.com/andreslsanchezsc 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.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. Esta teoría ayuda a explicar los fenómenos calóricos. sin que haya variación de sus velocidades. • De esa manera se interpreta que: dar calor a un cuerpo. llamadas de cohesión. por lo general. es necesario darle cantidades distintas de energía calórica. un aumento o disminución de su velocidad. • Capacidad calórica de una sustancia a la cantidad de calor que ella absorbe para aumentar su temperatura en 1 ° C. Esto nos indica que cada sustancia tiene su propia aptitud para absorber el calor. • La mayor o menor temperatura de un cuerpo se debe a la mayor o menor velocidad de sus moléculas. 5 .com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía OBJETIVOS • Determinar cuantitativamente la energía asociada a los cambios químicos y físicos.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. • Determinar experimentalmente las capacidades caloríficas a presión constante atmosférica de sólidos y del sistema calorimétrico. 139 Agua 4. 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.385 Hierro 0.129 C(grafito) 0.720 C(diamante) 0. ascienda de T0 a Tf.Andres Sanchez Castillo / www. dependa de la naturaleza de ese cuerpo.900 Oro 0. 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: Q = mCe(Tf − T0 ) En donde Ce es igual al calor especifico medio entre T0 y Tf.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía PRACTICA Nº 2 PRINCIPIOS TEÓRICOS CALOR ESPECÍFICO Es la cantidad de calor necesaria para que la temperatura de masa de un cuerpo puro.502 Cobre 0.facebook. Para verificar el calor específico se emplea la siguiente formula: Ce = cal g ºC Calor específico de algunas sustancias SUSTANCIA CALOR ESPECÍFICO (J/g.184 Etanol 2. diferente del agua.46 6 .444 Mercurio 0.°C) Aluminio 0. facebook. la cantidad de calor. La ecuación para calcular el cambio de calor esta dada por: 7 . esta cantidad de calor sirve para fundir cierta masa de hielo.0 g)(4. 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.184 J/g °C y la capacidad calorífica de 60 gramos de agua es: (60. 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. cuya temperatura se eleva (o disminuye) de T0 a Tf. °C) = 251 J/°C Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia. • En el método eléctrico. en tanto que la capacidad calorífica es una propiedad extensiva. que hay medir se evalúa a partir de una masa de agua m.184 J/g . que le es proporcional.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. Por ejemplo el calor específico del agua es 4. El calor específico es una propiedad intensiva. y se calcula la disminución de volumen de hielo fundamente. La expresión de esta cantidad de calor será: Q = m(Tf − T0 ) • El método de fusión de hielo o método isotérmico. 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. positiva o negativa.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Métodos calorimétricos: Se utilizan tres métodos: • El método de mezclas o el método adiabático. 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). Por ejemplo. 8 . en este caso el de vaporización. Así. MX(s) → M(g)+ + X(g)− Y la energía liberada cuando los iones son hidratados (calor de hidratación. la cantidad efectiva (neta) por mol de soluto depende sobre todo de la concentración de la solución. el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. si un sólido iónico (MX) es disuelto en agua. En un cambio de fase. 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. El calor neto observado cuando la solución es preparada. la entalpía H es igual a E + PV.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. es prácticamente constante cuando la solución es muy diluida. Clausius en 1850. el calor de solución es una manifestación de la energía requerida para romper la red cristalina (energía reticular. en una reacción química a presión constante. P es la presión y V es el volumen. el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. donde E es la energía interna. ∆H positivo).com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 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. H se mide en julios. Matemáticamente. ∆H negativo). por ejemplo de líquido a gas. el cambio de entalpía del sistema es el calor latente. 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). El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J. LA ENTALPÍA La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno.facebook.E. En un simple cambio de temperatura. así: Entalpía de reacción. 9 .3 Kcal. Estas entalpías se determinan normalmente a 25°C y 1 atm.3Kcal Cuando se forma una mol de agua (18 g) a partir de hidrógeno y oxígeno se producen 68. cuando se quema una mol de sustancia. a presión constante.facebook. se mide el cambio de entalpía (ΔH).com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía H = E + PV Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales. Ejemplo: H2(g) + ½O2(g) → H2O + 68. Ejemplo: CH4(g) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(ℓ) ΔH = -212.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. etc. a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen. ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN: Es el calor liberado. entalpía de formación. lo que se denomina entalpía de formación del agua.. libres y tal como se encuentran en su estado natural es cero. se deben tener en cuenta las siguientes consideraciones: 1. entalpía de enlace. ENTALPÍA DE FORMACIÓN: Es el calor necesario para formar un mol de una sustancia.8 Kcal Lo que significa que cuando se queman 16 g de metano se desprenden 212. entalpía de combustión. Para determinar la entalpía estándar de formación de las sustancias. a presión constante. ΔH = Hf — H0 La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso.8 Kcal. entalpía de disolución. siendo las más importantes: ENTALPIA DE REACCIÓN (CALOR DE REACCIÓN): Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química. La entalpía estándar de formación de los elementos puros. . tienen ΔHf25° = 0. 3. de varias formas: diamante. pudiendo almacenarse en ellos en mayor o menor cantidad. ya que desaparecía una energía en forma de trabajo mecánico. hulla. coke. O2(g). aparecía calor. o sea ΔHf25° del grafito es igual a cero. Para explicarlo. se observó que. Prescott Joule logró demostrarlo experimentalmente. postuló la teoría de que el calor era una forma de energía.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Por ejemplo: H2(g). además de que se observaba la aparición de calor sin que hubiese habido combustión alguna. Na(s). etc. 10 . debido a la imprecisión en los aparatos de medidas que usó. 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. N2(g). por ejemplo). pero su estado estándar se define para el grafito. etc. el rómbico y el monoclínico.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. Posteriormente. antracita. Thompson no consiguió demostrar que hubiese conservación de energía en el proceso de transformación de trabajo en calor.facebook. El azufre se presenta en dos estados alotrópicos. el calor era una especie de fluido muy sutil que se producía en las combustiones y pasaba de unos cuerpos a otros. donde Δ Hf25° es la entalpía estándar de formación. Cl2(g). hecho que contradecía el principio de conservación de la energía. 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. su entalpía estándar se define para el rómbico o sea ΔHf25° del rómbico es igual a cero. grafito. Posteriormente. cuando se ejercía un trabajo mecánico sobre un cuerpo (al frotarlo o golpearlo. como se ilustra en la siguiente ecuación: CALORIMETRÍA Según las teorías que iniciaron el estudio de la calorimetría. 2. El carbono se presenta a 25°C 1 atm de presión y en el estado sólido. 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.239 calorías por cada julio de trabajo que se transforma íntegramente en calor. Si se conoce la capacidad calorífica del calorímetro (que también puede medirse utilizando una fuente corriente de calor). Se coloca una fuente de calor en el calorímetro. la cantidad de energía liberada puede calcularse fácilmente. La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua. 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. La Calorimetría es la rama de la termodinámica que mide la cantidad de energía generada en procesos de intercambio de calor. denominado bomba calorimétrica a volumen constante.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. se agita el agua hasta lograr el equilibrio. 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.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía llegando a determinar la cantidad de calor que se obtiene por cada unidad de trabajo que se consume. El calorímetro es el instrumento que mide dicha energía. y el aumento de temperatura se comprueba con el termómetro. que es de 0. a más o menos 30 atm de presión. 11 . El calor liberado por la muestra es absorbido por el agua y por el calorímetro.facebook. un dispositivo para agitar y un termómetro. que se llena con oxígeno. El tipo de calorímetro de uso más extendido consiste en un envase cerrado y perfectamente aislado con 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. qbomba y qreacción son los cambios de calor del agua. se puede decir que la bomba calorimétrica y el agua en que se sumerge constituyen un sistema aislado. Es posible corregir las mediciones en los cambios de calor de forma que correspondan a los valores de ΔH.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. los cambios de calor no corresponden al cambio de entalpía ΔH. respectivamente. pero debido que la corrección es muy pequeña.facebook. 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. de la bomba y de la reacción. Debido a que no entra ni sale calor del sistema durante el proceso.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Como consecuencia. se puede escribir: donde qagua. 12 . 13 .facebook. La entalpía de los productos es menor que la de los reactivos ∆H = Hproductos-Hreactivos En un calorímetro con una disolución acuosa. la disolución absorberá el calor producido por la reacción y se observará un incremento en la temperatura. es una reacción exotérmica y el ∆H es negativo. 4. esto es. si la reacción de los solutos es exotérmica.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía CALORIMETRÍA A PRESIÓN CONSTANTE Sabemos que ∆H se define como la cantidad de calor transferida a presión constante. 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). el calor específico de la disolución será aproximadamente igual al del agua.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. 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.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.(∆H = qp). com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 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 1L de Agua destilada (aproximadamente) 14 .5M Ácido Acético Glacial CH3COOH Ácido Acético CH3COOH 0.facebook.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.25M Hidróxido de Sodio NaOH 0. En un vaso de vidrio que servirá de calorímetro agregar 100g de agua potable. 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 toma la temperatura del agua T1.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. Resultado: La temperatura T1 =19ºC 2.facebook. Resultado: La temperatura T2 =34ºC 15 .com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía PROCEDIMIENTO A) Determinación de la constante del Calorímetro C cal/grado 1. Luego se anota la temperatura T2. com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 3.facebook. 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 16 .PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. Inmediatamente se enfría el termómetro con abundante agua fría. PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.28 cal ºC B) Determinación del Calor específico de un sólido 1.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Con estos datos podemos hallar la Capacidad Calorífica del calorímetro. 17 . Se mide la temperatura T1. Se coloca 100g de agua en el 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 Qcalorímetro ganado perdido + Qsistema = Q2do vaso CΔT + mH2 O CeH2 O ΔT= − mH2 O CeH2 O ΔT C(Te − T1 ) + 100gx 1 C(26 − 19) + 100gx 1 cal cal (Te − T1 ) = −100gx 1 (T2 − Te ) g ºC g ºC cal cal (26 − 19)º C = 100gx 1 (34 − 26)º C g ºC g ºC 7C + 700cal = 800cal 7C = 100cal C = 14 . Se coloca la muestra en un vaso. Luego se mide la temperatura T2. En seguida se calienta los perdigones en un baño de arena durante 10 minutos. Se pesa una muestra sólida de Plomo y se coloca en el vaso 2.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Resultado: La temperatura T1 = 19ºC 2. Resultado: La temperatura T2 = 109ºC 18 .3g 3.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. Peso de la muestra: 49.facebook. com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 4. Se espera unos 10 segundos y se anota la máxima temperatura que alcanza el sistema en equilibrio.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. 5.facebook. Una vez calentado los perdigones se colocan con mucho cuidado al calorímetro lleno de agua. Temperatura de equilibrio: Te =23ºC 19 . 8Ce = 400cal + 57.12cal Ce = 9. Se examinará cuantitativamente los cambios de energía que acompañan los tres cambios químicos. específico de cada una de las soluciones formadas es de 1 gº C la solución diluida resultante de cada reacción es 1 C. Se adiciona aproximadamente 50 mL de H2SO4 18M a un vaso del cual se extraen 2mL con una pipeta.3gxCe(109 − 23) = 100g 1cal cal (23 − 19)ºC + 14.facebook. 1.275 cal g ºC C) Estudio cuantitativo de la energía durante los cambios químicos. Se asumirá que la densidad de g y que el calor mL cal .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.28 (23 − 19)ºC g ºC g ºC mxCeΔT = mCeΔT + CΔT 4239.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Cálculos: Qperdido = Qganado perdido ganado Qmetal = QHganado + Q sistema (calorímetro) 2O 49.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. 20 . PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 2. Se toma como referencia la temperatura del agua 19ºC.facebook. 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: 21 . Con la piseta se agrega 100 mL de agua destilada a la probeta. 3. 56cal ΔHsol = 6348.5M en el calorímetro. 5M a un vaso del cual se extraen 50 mL con una pipeta y se añade al calorímetro. 22 . 1.8 A este ∆Hsol se le denominará ∆H1 cal mol C.036molΔHsol = 200cal + 28. Se adiciona aproximadamente 100 mL de NaOH 0. 2.25M a 50 mL de NaOH 0.28 (21 − 19)ºC x 2mLx ΔHsol = 100g L 1000mL g ºC g ºC 0.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. Se adiciona aproximadamente 100 mL de H2SO4 0.25M a un vaso y del cual se extraen 50 mL con una pipeta.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Qperdido = Qganado ganado ganado QHperdido = Q + Q H2 O sistema (calorímetro) 2 SO4 nH2 SO4 ΔHsol = mH2OCeH2O ΔT + CΔT 18 mol 1L 1cal cal (21 − 19)ºC + 14. La temperatura del NaOH es 19ºC.2) Determinación del cambio de energía por mol de H2SO4 al añadir 50 mL de H2SO4 0.facebook. 5M al calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 3. Luego se añade con la pipeta los 50 mL de NaOH 0.5ºC 23 . Temperatura de equilibrio: Te =32.facebook. 78cal ΔHsol = 69422. La temperatura del NaOH es 19ºC. 24 . Se adiciona aproximadamente 150 mL de NaOH 0.5M en el calorímetro.3) Determinación del cambio de energía por mol de H2SO4 al añadir 1.5 − 19)ºC + 14.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Cálculos: Qperdido = Qganado nH2 SO4 ΔHsol = mNaOHCeNaOHΔT + CΔT ganado ganado QHperdido = Q + Q SO NaOH sistema (calorímetro) 2 4 0.4 A este ∆Hsol se le denominará ∆H2 cal mol C. 1.0125molΔHsol = 675cal + 192.28 (32.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.25 mol 1L 1cal cal (32.5 − 19)ºC x 50mLx ΔHsol = 50g L 1000mL g ºC g ºC 0.facebook.5M a un vaso del cual se extraen 100 mL con una pipeta y se añade al calorímetro.5 mL de H2SO4 18M a 100 mL de NaOH 0. Luego se añade con la pipeta los 1.facebook.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. 3.5ºC 25 . Se adiciona aproximadamente 50 mL de H2SO4 18M a un vaso del cual se extraen 1. Temperatura de equilibrio: Te =32.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 2.5 mL con una pipeta.5 mL de H2SO4 18M al calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema. facebook.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.25M.7 A este ∆Hsol se le denominará ∆H3 cal mol Ahora repetiremos los pasos C.1.5mLx ΔHsol = 100g L 1000mL g ºC g ºC 0. Se adiciona aproximadamente 50 mL de CH3COOH glacial a un vaso del cual se extraen 2mL con una pipeta. C.25M en lugar de H2SO4 0. 26 .2 y 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.3 usando Ácido acético glacial (concentrado) en lugar de H2SO4 18M y ácido acético 0. C.027molΔHsol = 300cal + 42.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Cálculos: Qperdido = Qganado ganado ganado QHperdido = Q + Q NaOH sistema (calorímetro) 2 SO4 nH2 SO4 ΔHsol = mNaOHCeNaOHΔT + CΔT 18 mol 1L 1cal cal (22 − 19)ºC + 14.84cal ΔHsol = 12697.28 (22 − 19)ºC x 1. 1. facebook. 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. Con la piseta se agrega 100 mL de agua destilada a la probeta. Se toma como referencia la temperatura del agua 19ºC.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 2. 3. 27 . 28 (20 − 19)ºC x 2mLx ΔHsol = 100g L 1000mL g ºC g ºC nCH3COOHΔHsol = mH2OCeH2O ΔT + CΔT 0.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Temperatura de equilibrio: Te =20ºC Cálculos: Qperdido = Qganado perdido ganado ganado QCH = Q + Q H2 O sistema (calorímetro) 3COOH 16 mol 1L 1cal cal (20 − 19)ºC + 14.facebook. Se adiciona aproximadamente 100 mL de CH3COOH 0.25M a un vaso y del cual se extraen 50 mL con una pipeta.5M en el calorímetro.25M a un vaso del cual se extraen 50 mL con una pipeta y se añade al calorímetro. 28 .28cal ΔHsol = 3571. La temperatura del NaOH es 19ºC. Se adiciona aproximadamente 100 mL de CH3COOH 0.032molΔHsol = 100cal + 14.2) Determinación del cambio de energía por mol de CH3COOH al añadir 50 mL de CH3COOH 0.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. 1.25M a 50 mL de NaOH 0.25 cal mol C. 2. 5M al calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema.facebook. Luego se añade con la pipeta los 50 mL de NaOH 0. 29 .com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 3.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. 5 mL de CH3COOH glacial a 100 mL de NaOH 0.0125molΔHsol = 150cal + 42.84cal ΔHsol = 15427.28 (22 − 19)ºC x 50mLx ΔHsol = 50g L 1000mL g ºC g ºC nCH3COOHΔHsol = mNaOHCeNaOHΔT + CΔT 0. Se adiciona aproximadamente 150 mL de NaOH 0.5M en el calorímetro. La temperatura del NaOH es 19ºC.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Temperatura de equilibrio: Te =22ºC Cálculos: Qperdido = Qganado perdido ganado ganado QCH = Q + Q NaOH sistema (calorímetro) 3COOH 0.facebook.5M a un vaso del cual se extraen 100 mL con una pipeta y se añade al calorímetro.2 cal mol C.25 mol 1L 1cal cal (22 − 19)ºC + 14.3) Determinación del cambio de energía por mol de CH3COOH al añadir 1. 30 .PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. 1. PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.5 mL de CH3COOH glacial al calorímetro y se mide inmediatamente la temperatura que alcanza el sistema.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 2. Se adiciona aproximadamente 50 mL de CH3COOH glacial a un vaso del cual se extraen 1. 3.5 mL con una pipeta.facebook. Temperatura de equilibrio: Te =22ºC 31 . Luego se añade con la pipeta los 1. 28 (22 − 19)ºC x 1.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía Cálculos: Qperdido = Qganado perdido ganado ganado QCH = Q + Q NaOH sistema (calorímetro) 3COOH nCH3COOHΔHsol = mNaOHCeNaOHΔT + CΔT 18 mol 1L 1cal cal (22 − 19)ºC + 14.facebook.027molΔHsol = 300cal + 42.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.5mLx ΔHsol = 100g L 1000mL g ºC g ºC 0.7 cal mol 32 .84cal ΔHsol = 12697. • La mayoría de los procesos físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante de la atmósfera. • Muchas de las cosas que hacemos diariamente están relacionadas con el calor o con la posibilidad de transferir calor de un cuerpo a otro. por lo que el proceso tiene lugar a una presión aproximada de una atmósfera.facebook. se define como el calor liberado ó absorbido por el sistema en el proceso químico. en reacciones exotérmicas y endotérmicas. Para expresar el calor absorbido ó liberado en un proceso se usa una cantidad llamada entalpía. según que haya calentamiento o enfriamiento durante la reacción. 33 .com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía PRACTICA Nº 2 CONCLUSIONES • La mayoría de las reacciones químicas se producen con desprendimiento o absorción de calor y se dividen. En el laboratorio las reacciones químicas tienen lugar en recipientes abiertos.Andres Sanchez Castillo / www. • El cambio de entalpía para un proceso a presión constante. respectivamente. Harwood. 27.monografias.com/trabajos35/calorimetría 9 http://www.htm?200816# Aplicaciones del calorímetro en Química. 241 — 243 9 Quimica 2 — Ayuda de Clase Pontificia Universidad Católica del Perú Edición 2006 Páginas 12.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía BIBLIOGRAFÍA 9 http://www.com/kirill_bessonov/pagina3. Petrucci. Prentice Hall Páginas 223 — 229.#Aplicaciones del calorímetro en Química. 36. 9 Química General 8va edición (2003) Ralph H. F.geocities. 20. 34 . 13.facebook. 33.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. Geoffrey Herring Ed. 25. 31. William S. Determine el % de error relativo.3gxCe(109 − 23) = 100g 1cal cal (23 − 19)ºC + 14. ganado Qcalorímetro ganado perdido + Qsistema = Q2do vaso CΔT + mH2 O CeH2 O ΔT= − mH2 O CeH2 O ΔT C(Te − T1 ) + 100gx 1 C(26 − 19) + 100gx 1 cal cal (Te − T1 ) = −100gx 1 (T2 − Te ) g ºC g ºC cal cal (26 − 19)º C = 100gx 1 (34 − 26)º C g ºC g ºC 7C + 700cal = 800cal 7C = 100cal C = 14 .com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía APÉNDICE 1.275 Ce del Plomo (Teórico) = 0. Determinar el calor específico de la muestra sólida que indica el profesor.275 x 100 = −8.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.548 35 .8Ce = 400cal + 57.28 cal ºC 2.548 − 9.24cal cal x x = 8.13 %error= cal g ºC J 274K 0.50% (error por exceso) 8. Qperdido = Qganado perdido ganado Qmetal = QHganado + Q sistema (calorímetro) 2O 49.12cal Ce = 9.28 (23 − 19)ºC g ºC g ºC mxCeΔT = mCeΔT + C ΔT 4239. Calcular el valor de la constante del calorímetro C (cal/grado).facebook.548 g K 1º C 1J g ºC 8. H2SO4 V1: 2 mL C1: 18M H2 O V2: 100 mL C2: 0 M V3: 102 mL C3: ¿? C1V1 + C2 V2 = C3 V3 18x 2 + 0x 100 = C3 x 102 C3 = 0.facebook. El plomo al estar a 109ºC e inmediatamente sumergirlo en el calorímetro. 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. No se pudo determinar exactamente ya que el termómetro sólo podía soportar temperaturas hasta 110ºC. éstas no se calentaron uniformemente. b) La temperatura máxima que alcanzaron las piedras de Plomo pudo haber sido más de 109ºC. pues ésta debió ser 28. Hasta que los dos estén a la misma temperatura que es 23ºC. Calcule la concentración de la solución diluida de H2SO4 formada en el paso C. entonces aplicando el principio de Q perdido =Q ganado.8ºC. Se puede determinar el valor del calor específico. d) La temperatura de equilibrio del sistema evidencia que no se calentaron uniformemente las piedras de Plomo. c) En el momento de calentar las piedras de Plomo en baño de arena. éste le transfiere calor al agua del calorímetro.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 3. conocido el valor de la capacidad calorífica del calorímetro. 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.35M 36 .1.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www. pues esta debió ser 22ºC. Sólo se debió calentar hasta 90ºC y pasado unos segundos debió llegar a 100ºC. determinado experimentalmente en el primer experimento. e) La temperatura del medio ambiente tampoco ayudó mucho. luego asumiendo que el calor específico del agua es 1 cal/g ºC a la temperatura de 19ºC. 4. 32) + 0.054( −68.5 - 0.24)] º ΔHRx = −0.65 8.92 mol mol H2 SO4 + 2NaOH → Na2 SO4 + 2H2 O 0.90) + 0.027( −331.44 mol mol 6.35 En C.036( −216.2 moles: H2 SO4 + 2NaOH → Na2 SO4 + 2H2 O 0.25 [ ]f : - 0.072 0.961 En C.036 0.90) + 0.2 17.036 0.82 H2 SO4 + 2NaOH → Na2 SO4 + 2H2 O [ ]0 : 0.1.3 es Na2SO4. Escriba las ecuaciones de las tres reacciones estudiadas en la parte C.721 Kcal mol Kcal cal = −721.PRACTICA Nº 2 Andres Sanchez Castillo / www.027 0.25 - 37 . En C.32) + 0.036( −331.054( −112.46)] − [0.46)] − [0.3 moles: Kcal mol Kcal cal = −961.24)] º ΔHRx = −0.072 = = = 1 2 1 2 º ΔHRx = [0.facebook.072( −112.027 0.1 H2 SO4 → SO4−2 + 2H+ [ ]0 : 18 [ ]f : 0. 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.2 y C. Muestre por cálculo que la solución formada en las reacciones de neutralización de los pasos C.054 = = = 1 2 1 2 º ΔHRx = [0.072( −68. En C.054 0.027( −216.com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía 5. 75 - 7.7 mol ΔH2 = 69422.75 0.5 0.37 0. Considera válida sus respuesta explique considerando las reacciones estudiadas. ∆H2 y ∆H3 .com/andreslsanchezsc Absorción de calor y energía PRACTICA Nº 2 En C.facebook. ΔH1 = 6348.4 ΔH1 ΔH2 ΔH3 = = 1 11 2 38 .Andres Sanchez Castillo / www.3 H2 SO4 + 2NaOH → Na2 SO4 + 2H2 O [ ]0 : 18 [ ]f : 0.8 cal mol cal mol cal ΔH3 = 12697. Dentro de los límites de error inherentes a los procedimientos experimentales que ha seguido. ¿Qué relación aritmética existe entre ∆H1. PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas ÍNDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Velocidad de Reacción Fundamentos 6 6 12 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 15 15 16 Conclusiones 27 Bibliografía 28 Apéndice 29 3 .facebook. Además de las velocidades instantáneas para cada tiempo. en nuestra vida diaria. y esto hace que aumente la velocidad de la reacción. como la oxidación de un clavo de hierro. pero como explicar esta diferencia.facebook. estos chocan con mas fuerza(con mas energía) y con mayor frecuencia. por ejemplo. 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. al aumentar la temperatura se incrementa la velocidad de las partículas. mientras que otras son lentas.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas INTRODUCCIÓN La materia esta expuesta a diferentes cambios químicos denominados reacciones químicas.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. 4 . para esto será necesario analizar ciertos factores que tienen influencia en la rapidez de una reacción química. observamos que ciertas reacciones son rápidas como las reacciones de combustión. PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. 5 . • Emplear el método volumétrico para determinar la variación de la concentración en función del tiempo. • Determinar gráficamente la velocidad inicial y la velocidad instantánea. • Determinar experimentalmente el orden de una reacción.facebook.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas OBJETIVOS • Determinar cuantitativamente la velocidad de una reacción química. como la restauración del cemento y la conversión del grafito en diamante.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. cinética se refiere a la velocidad de reacción. la velocidad se expresa como: 6 . En el ejemplo se muestra una reacción sencilla donde las moléculas de A se convierten en moléculas de B: A→B En general. es posible seguir el progreso de una reacción al medir. En un nivel práctico. necesitan millones de años para completarse. Hay muchas razones para estudiar la velocidad de una reacción. con que ocurre una reacción química. Como resultado. o velocidad. los reactivos se consumen mientras se forman los productos. es más conveniente expresar la velocidad de reacción en términos del cambio en la concentración con respecto al tiempo. ocurren a una velocidad tan corta como de 10-12 s a 10-6 s. En este caso. Para empezar. Se sabe que cualquier reacción puede representarse por la ecuación general: Reactivos → Productos Esta ecuación se expresa durante el transcurso de una reacción. en el control de la contaminación y en el procesamiento de alimentos. Algunos procesos. Con frecuencia los químicos industriales ponen más énfasis en el aceleramiento de la velocidad de una reacción que en mejorar su rendimiento. ya sea la disminución en la concentración de los reactivos o el aumento en la concentración de os productos. el conocimiento de la velocidad de las reacciones es de gran utilidad para el diseño de fármacos.facebook. que es el cambio en la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo (M/s). como las etapas iniciales de la visión. Así para la reacción A → B. Otros. existe una curiosidad intrínseca con respecto a la razón por la que las reacciones ocurren a diferentes velocidades.com/andreslsanchezsc 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. La palabra “cinética” sugiere movimiento o cambio. la fotosíntesis y las reacciones nucleares en cadena. En algunos casos. Si participan iones. de modo que es necesario un signo menos en la expresión de la velocidad para que la velocidad sea positiva. Por definición. En su forma más general para la reacción arriba descripta escribiríamos: Vt = kT[A]α [B]β [C]χ [D]δ Ley de Velocidad Ecuación 1 Donde K es una función de la temperatura y se denomina constante de velocidad.facebook. la presión y la composición de la mezcla reaccionante. 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). Por otra parte. elevadas a diversas potencias.PRACTICA Nº 3 velocidadA = − Andres Sanchez Castillo / www. Aquí se considerarán dos reacciones específicas para las cuales se utilizan diferentes métodos para medir la velocidad de reacción.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas Δ[A] Δt o velocidadB = Δ[B] Δt donde Δ [A] y Δ [B] son los cambios en la concentración (molaridad) en un determinado periodo Δ t. se sabe que para determinar la velocidad de una reacción se mide la concentración del reactivo (o del producto) como una función de tiempo. etc. indican las concentraciones de las especies químicas al tiempo t. 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. Para las reacciones en disolución. el cambio en la concentración se detecta por mediciones de conductividad eléctrica. Debido a que la concentración de A disminuye durante el intervalo de tiempo. la concentración de algunas especies se puede medir por métodos espectroscópicos. [A]. Estas velocidades son velocidades promedio porque representan el promedio en cierto periodo Δ t. [B]. Δ [A] es una cantidad negativa. Las reacciones con gases se siguen a través de medidas de presión. Las potencias a las que están elevadas las 7 . La velocidad de reacción es una cantidad positiva. 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). La velocidad de una reacción es una función de la temperatura. La experimentación para esta reacción nos dice que la velocidad de la reacción depende linealmente de la concentración de oxigeno.facebook. Para la obtención del SO3 tenemos: NO 2SO2 +O2 ⎯⎯ ⎯ →2SO3 2 V = k[O][N O] 2 En este caso la ley cinética es de orden total 3. H2 + I2 → 2HI V = k[H2 ][I2 ] H2 O2 + 2I .][ H + ] k[H2 ][Br2 ] 1 + j[HBr] [Br2 ] ¿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. 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. La suma de estos coeficientes me da el orden global de la reacción. de orden 1 para el oxigeno y de orden dos para el NO. cuadráticamente de la concentración de NO y que no depende de la concentración de SO3. Debemos tener en cuenta. Supongamos la reacción: A B 8 . ser entero o fraccionario). Sin embargo.+ 2H + → 2H2 O + I2 H2 + Br2 → 2HBr V= V = k1 [ H2 O2 ][ I .β.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas concentraciones (α.]+k2 [ H2 O2 ][ I .etc) se denominan orden de reacción respecto a cada especie química. La determinación experimental de estos valores nos dará la forma final de la ley de velocidad para una dada reacción química. negativo o cero.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. que los órdenes de cada especie química deben determinarse experimentalmente y sólo en ciertos casos son iguales a los coeficientes estequiométricos. Recordar que más arriba decíamos que la ley cinética es función de la temperatura. Otros ejemplos de leyes cinéticas se muestran abajo. Los ordenes de reacción pueden tomar cualquier valor (positivo. la presión y de la composición del medio. tiempo? La relación entre las velocidades de A y B cumplen con: − d [A] d [B] = dt dt y además V=− d [A] d [B] = dt dt En primer lugar.Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas PRACTICA Nº 3 El grafico muestra la forma en que varían con el tiempo la concentración de A y B. la pendiente de la curva concentración Vs.3 0.2 0. Concentracion 0. A esta velocidad V = K[A] se la llama velocidad de reacción instantánea. O sea. nos dará la concentración como función del tiempo para ciertas condiciones iniciales.6 0.1 0 0 2 4 6 8 10 Tiempo La cuestión es: ¿Cómo se relaciona la velocidad de reacción con el gráfico concentración Vs. V=− d [A] d [B] = = K[A] dt dt y la combinamos con la definición de velocidad de reacción obtenemos una ecuación diferencial que. 9 . conocida la concentración como función del tiempo podemos determinar la velocidad de reacción a cada instante. si conociéramos la ley de velocidad por ej. Pero además. tiempo es justamente la derivada de la concentración respecto al tiempo y por lo tanto es proporcional a la velocidad de reacción en ese punto. podremos predecir las curvas concentración versus tiempo para las condiciones iniciales que usemos al resolver la ecuación diferencial.5 0. De esta manera.4 A B 0. si somos capaces de integrar.facebook. facebook.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. 1 y 2. 10 . la concentración de reactivo decae exponencialmente con el tiempo. Por lo tanto. REACCIONES DE ORDEN 1 Consideramos el ejemplo anterior donde A La ecuación diferencial para este caso es: V=− B d [A] = K[A] dt Integrando obtenemos [A] = [A]0e−kt donde [A]0 es la concentración inicial de A. Vemos que para una reacción de primer orden. si se grafica el logaritmo de la concentración de reactivo en función del tiempo se obtiene una recta de cuya pendiente puede hallarse la constante de velocidad. vamos a encontrar las formas integradas de las ecuaciones diferenciales para cinéticas de orden 0. y [A] es la concentración de A al tiempo t.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas Como ejemplos de este último procedimiento. una gráfica de la inversa de la concentración de reactivo Vs. como reaccionan mol a mol.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. Así podemos escribir: V=− d [A] = k[A]2 dt Integrando tenemos. 1 1 = + kt [A] [A]0 Para una reacción de segundo orden. tiempo dará una recta de cuya pendiente puede obtenerse la constante de velocidad. la variación de A será igual a la variación de C.facebook. REACCIONES DE ORDEN 0 Para la reacción A B Si dicha reacción es de orden 0 le corresponde una ecuación diferencial de la forma V=− Integrando tenemos d [A] =K dt A − A0 = Kt 11 .com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas REACCIONES DE ORDEN 2 Consideremos el ejemplo D A+C Considerando que existen iguales concentraciones de A y C. podíamos determinar cómo variaban las concentraciones en función el tiempo. La concentración de 12 . Luego. los más importantes son: el método de las velocidades iniciales y el método de aislamiento. α v10 = k[ A]10 [B]β0 [F]φ0 ⎫⎪ v ⎛ [ A] ⎞α 10 ⎜⎜ 10 ⎟⎟ ⇒ = ⎬ v20 = k[ A]α20[B]β0 [F]φ0 ⎪⎭ v20 ⎝ [ A]20 ⎠ En el método de aislamiento. de la relación de las velocidades iniciales puede hallarse el orden de reacción para el componente cuya concentración fue variada.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas Si representamos concentración vs.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. En el método de las velocidades iniciales se determinan las velocidades iniciales para iguales concentraciones iniciales de todos los componentes excepto uno. (Sólo consideramos casos en los que la ley de velocidad tiene la forma indicada en la ecuación 1). Tiempo.facebook. Haciendo lo mismo con todos los componentes se determina la ley de velocidad. se utiliza un gran exceso de todos los componentes del sistema reactivo excepto uno. DETERMINACIÓN DE LA LEY DE VELOCIDAD Vimos que si conocíamos la ley de velocidad. 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. resolviendo una ecuación diferencial. vemos que una cinética de orden 0 tiene un comportamiento lineal. t. t.Andres Sanchez Castillo / www. etc. en medio ácido (HCℓ) HCA 2− − CrO + HO ⎯ ⎯ ⎯ → 2HCrO 2 7 2 4 Solución “A” Al reaccionar con la solución “A”. d[A] ∝ v = k[ A]α [ B]βexc [ F ]φexc = k ′[ A]α dt De esta manera se puede calcular el orden de reacción para el componente en defecto mediante gráficas ln[C] Vs. FUNDAMENTOS Se ha seleccionado una reacción cuya cinética es fácil de medir.]y 13 .]y [H+ ]z Sin embargo. se puede considerar que la variación es despreciable durante la reacción.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas PRACTICA Nº 3 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. FUNDAMENTO DE LA REACCIÓN El K2Cr2O7 se transforma en HCrO4-. si las concentraciones de etanol y de ácido son suficientemente grandes. el etanol se oxida a ácido acético según la siguiente reacción 3C 2 H 5O H( ac ) + 4 H C rO4 . determinación de los tiempos medios.(ac) +16 H + (ac) ⎯ ⎯→ 3C H3 C O O H(ac) +4C r +3 (ac) +13H2 O(A ) Naranja Verde La ley de velocidad para esta reacción se expresa como: V = K[C2 H5OH]x[HCrO4 . por lo tanto [C2 H5OH] y [H+ ] se hacen prácticamente constantes y la ley de la velocidad se puede reducir a: V = K[HCrO4 .facebook. Para determinar el avance de la reacción se emplea la reacción de oxidación con cromo (VI). 1/[C] Vs. teniendo lugar la siguiente reacción: 2 H C rO4 .(ac) +14H + (ac) ⎯ ⎯→ 3I2 (ac) +2C r +3 (ac) +8H2 O(A ) Para determinar la concentración del ión HCrO4. se recurre a titular éste último con solución de Na2S2O3 (solución “C”). lo cual se aprecia por el cambio de coloración de naranja a verde.(ac) +6H .facebook. La concentración del ión HCrO4-. según: I2 (ac) +2N a2 S2 O3(ac) ⎯ ⎯→ 2 N aI(ac) +N a2 S4 O6 (ac) Para esta titulación se emplea una solución de almidón como indicador.que en ese momento reacciona con el yoduro hasta su cambio a yodo molecular.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas FUNDAMENTO DE LA DETERMINACIÓN DE CONCENTRACIÓN POR TITULACIÓN REDOX LA En la reacción el ión HCrO4.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. 14 .se transforma en Cr+3 conforme transcurre el tiempo. se puede determinar a diferentes tiempos por titulación redox . para ello se agrega KI (solución “B”). 0037M en HCℓ 3.facebook.022M Alcohol etílico C2H5OH Solución de almidón al 1% 15 .+ HCℓ (K2Cr2O7 0.5M) Solución “B”: KI(ac) al 3% Solución “C”: Na2S2O3(ac) 0.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas DETALLES EXPERIMENTALES Materiales: • • • • • • • • • • 1 bureta de 50 mL 2 matraces erlenmeyer de 250 mL 1 pipeta de 2 mL 1 pipeta de 5 mL 1 soporte universal 1 pinza para bureta 1 cronómetro 1 balón 1 bagueta 2 pro pipetas Reactivos: • • • • • Solución “A”: HCrO4.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. manteniendo la llave de ésta cerrada.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. luego se deshecha el mismo (abriendo la llave de la bureta). por las paredes de una bureta limpia. 16 .facebook. El líquido mojará todo el interior de la bureta.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas PROCEDIMIENTO A) Determinación de [HCrO4-]0 1. Se adiciona unos 5 mL de la solución de Tiosulfato de Sodio Na2S2O3. facebook. 3. Se extraen 5 mL de la solución “A” con una pipeta.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. dejándose en el nivel de 0.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas 2. Se colocan en el matraz erlenmeyer. 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. 17 . luego se abre la llave de la bureta para llenar el tubo terminal y evitar que se llene de burbujas de aire. facebook.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas 4.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. Se observa una coloración violeta oscura en la solución. Se agrega la solución de almidón. Se adiciona 2 mL de solución “B” al matraz que contiene la solución “A”. 18 . Se extraen 2 mL de la solución “B” con una pipeta. la cual servirá como indicador para detectar la presencia de yodo. 5. hasta llegar a los 50 mL. Se procede a titular con Na2S2O3 hasta el cambio de color de violeta oscuro a verde azulado transparente. Este volumen se anotará en una tabla. 19 . La solución “A” se trasvasa a un matraz erlenmeyer.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. Se anota el volumen gastado de Na2S2O3.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas 6.facebook. Se vierte solución “A” del balón a una probeta. B) Determinación de [HCrO4-]t 1. El volumen de Na2S2O3 utilizado para esta titulación es: 8 mL. PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas 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”. 20 PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas 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 21 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas PRACTICA Nº 3 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. Solución Na2S2O3 (mL) 8 7.4 6.7 4.4 2.7 2.0 1.4 Tiempo (min) 0 10 20 30 40 50 60 [HCrO4-] (M) 0.01172 [HCrO4-]0 0.01085 0.00982 0.00645 0.00396 0.00293 0.00205 Cálculos: 2HCrO4- + KI + 14H+ → 3I2 + 2Cr+3 + 8H2O I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6 MNa2 S2 O3 xVNa2 S2 O3 = nNa2 S2 O3 mol 10−3 L 1 molI2 2 moles HCrO4 − 0.022 x 8mLx x x = 5.86x 10−5 molesHCrO4 − L 1mL 2 moles Na2 S2 O3 3 mol I2 5.86x 10 −5 moles = 0.01172M [HCrO4 ]0 = 10−3 L 5mLx 1mL − mol 10−3 L 0.022 x 7.4mLx −5 L 1mL = 5.426x 10 mol = 0.01085M [HCrO4 − ]10 = 10−3 L 3 5mLx 1mL [HCrO4 − ]20 = mol 10−3 L x 6.7mLx L 1mL = 0.00982M −3 10 L 3x 5mLx 1mL 0.022 22 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas PRACTICA Nº 3 [HCrO4 − ]30 = mol 10−3 L x 4.4mLx L 1mL = 0.006453M −3 10 L 3x 5mLx 1mL 0.022 mol 10−3 L x 2.7mLx 0.022 L 1mL = 0.00396M [HCrO4 − ]40 = 10−3 L 3x 5mLx 1mL [HCrO4 − ]50 = [HCrO4 − ]60 = mol 10−3 L x 2mLx L 1mL = 0.00293M 10−3 L 3x 5mLx 1mL 0.022 mol 10−3 L x 1.4mLx L 1mL = 0.002053M −3 10 L 3x 5mLx 1mL 0.022 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. 23 PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas C) Cálculos: 24 PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas 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 − = Kx 60 0.00205 0.001172 K=-1.55= -15.5x10-1 Ley de velocidad: V=K [HCrO4-]2 25 00396 − 0.00982 =− = 3.00293 − 0.00645 − 0.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.49x 10−4 10 0.00205 − 0.00293 =− = 8.7x 10−5 10 0.00645 =− = 2.03x 10−4 10 0.00396 =− = 1.01085 − 0.01085 =− = 8.00982 − 0.01172 = 8.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas Calculando la velocidad instantánea: 0.8x 10−5 10 V1 = − V2 V3 V4 V5 V6 La primera velocidad instantánea es la primera velocidad inicial 26 .735x 10−4 10 0.37x 10−4 10 0. sino que varia continuamente a medida que cambia la concentración. elevadas a las potencias apropiadas.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas 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. La constante de velocidad k para una determinada reacción con un determinado reactivo cambia solo con la temperatura. • 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.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. • 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. 27 . uv.html 9 Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed.wikipedia.es/~baeza/cqtema3. Sánchez Castillo 1ra edición Páginas 8 — 9 28 . Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 510 — 511 9 Cuaderno Nº 2 “Preparación para la Olimpiada Peruana de Química 2006 — PUCP” Andrés Arturo Lee.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas BIBLIOGRAFÍA 9 http://es.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www.org/wiki/Cinética_química 9 http://www.facebook. b) Entre los sistemas homogéneos. 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). Superficie de Contacto (Grado de división): A mayor superficie de contacto se tendrá mayor velocidad de reacción.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas APÉNDICE 1. VGASEOSO > VLÍQUIDO > VSÓLIDO C. c) Entre los metales. Temperatura: La velocidad de reacción Proporcional a la temperatura del sistema.facebook. IMPURAS D. Explique brevemente cada uno de ellos. VSUST. Pureza de los Reactantes: Las sustancias puras presentan mayor velocidad de reacción que las sustancias impuras. luego el líquido y finalmente el sólido. A.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. ¿Cuáles son los factores que afectan la velocidad de reacción?. el gaseoso tiene mayor velocidad de reacción. B. 29 . b) Las sustancias iónicas tienen mayor velocidad de reacción que las sustancias covalentes. PURAS > VSUST. los más reactivos son los alcalinos y los menos reactivos son los de transición. Naturaleza de los Reactantes a) Las sustancias inorgánicas tienen mayor velocidad de reacción que las sustancias orgánicas. ↑ Temp ↓ Temp es Directamente ↑ V de Reacción ↓ V de Reacción E. No actúan como reactantes ni como productos. Los catalizadores se utilizan en pequeñas cantidades.facebook. Catalizadores: Son sustancias químicas que presentan las siguientes características: a) b) c) d) e) f) g) h) No inician la reacción. 30 . Los inhibidores ya no se recuperan al finalizar la reacción. desacelera la reacción y se denomina “Inhibidor”. El diagrama del catalizador e inhibidor es: 2. En la descomposición del NO2 a 383ºC se dan los siguientes datos: Tiempo (s) [NO2] 0 0.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas PRACTICA Nº 3 F. acelera la reacción.10 5 0. Los catalizadores se recuperan totalmente al finalizar la reacción.Andres Sanchez Castillo / www.017 10 0.009 15 0. Si el catalizador es negativo. Si el catalizador es positivo.0062 Demuestre que la reacción es de 2do orden. com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas 3.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www. Tiempo (días) Materia orgánica restante (%) 1 3 5 7 10 79 50 32 20 1 31 . Luego se trabaja con la concentración que queda.facebook. 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) Materia orgánica oxidada (%) 1 3 5 7 10 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%. 693 = 3.0.2x10-1 Hallando el tiempo de vida media: T1/2 = 0.PRACTICA Nº 3 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Velocidad de las Reacciones Químicas b) Hallando la constante de velocidad: ⎛ 20 ⎞ ln ⎜ ⎟ = Kx7 ⎝ 100 ⎠ K= .15 2.2x10−1 32 .22 = -2.facebook. PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio ÍNDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Equilibrio Químico Cuantificación del equilibrio químico Perturbación del equilibrio: El principio de Le Chatelier 6 6 7 8 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 10 10 11 Conclusiones 33 Bibliografía 34 Apéndice 35 3 .facebook. com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio INTRODUCCIÓN El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. si tenemos un equilibrio de la forma: aA+bB→cC+dD 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.facebook. para cada temperatura. 4 . dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos. Así pues. PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. • Establecer una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies en el equilibrio.facebook. • Determinación cuantitativa de las especies presentes en un sistema en equilibrio. 5 .com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio OBJETIVOS • Estudio cualitativo de sistemas en equilibrio. las propiedades observables del sistema (color. esto no significa que no está ocurriendo ningún cambio. 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. A pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se modifica con el tiempo. es decir. Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura. 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). De esta manera transcurren simultáneamente dos reacciones: directa e inversa. Inicialmente.facebook. 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. temperatura. de igual manera.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. no varían con el tiempo. 6 . 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. los reactivos se combinan para formar los productos.). masa del reactivo sin reaccionar. en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo. pero se restablece cuando el sistema vuelve a la temperatura original.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 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. Cuando se alcanza el estado de equilibrio. el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia. etc. si la constante de equilibrio es mucho menor que 1 (es decir. el valor de k para una reacción determinada permanece constante. 7 . Por el contrario. las concentraciones de los reactivos y los productos se encuentran en una relación numérica constante. k>1). En consecuencia. cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones en equilibrio de los productos. 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.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio CUANTIFICACIÓN DEL EQUILIBRIO QUÍMICO Cuando se alcanza el estado de equilibrio. Para la reacción a una temperatura dada: En donde K es la constante de equilibrio. propuesta por los químicos noruegos Cato Gulderg y peter Waage en 1864. b .c y d son los coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A. cada una de las cuales esta elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. k<1). El denominador se obtiene aplicando el mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de los reactivos. siempre y cuando la reacción este en equilibrio y la temperatura no cambie. La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos.facebook. y favorecerá a los productos. Esta ley establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante. Observe que aunque las concentraciones pueden variar. La validez de esta ecuación y de la ley de acción de masas quedo establecida al estudiar muchas reacciones reversibles. el equilibrio se desplazara a la izquierda y favorecerá a los reactivos.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. La ecuación es la expresión matemática de la ley de acción de masas. Si k es mucho mayor que 1 (esto es. la constante de equilibrio se define por un cociente. el equilibrio se desplazara hacia la derecha. la relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene una valor constante k (la constante de equilibrio). B. C y D. pueden hacer que una reacción química evolucione en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado. Los cambios de cualquiera de los factores: presión. hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.facebook. Supongamos el siguiente sistema en equilibrio: A + B ó C + D. Para conseguir que el equilibrio se rompa desplazándose en el sentido que nos interesa. hacia la formación de reactivos. A fines del siglo XIX. el sistema reacciona desplazándose hacia los productos. Sin embargo. Al aumentar C. el químico francés Henry Le Châtelier (1850-1936) postuló que. es sometido a una acción externa que lo perturbe. el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos. se producirá un desplazamiento de la reacción hacia los productos. Según el Principio de Le Châtelier. Al disminuir la concentración de alguno de los reactivos. por ejemplo A. con el objetivo de compensar la disminución de los mismos y favorecer su formación. Es decir. si sobre un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores que influyen en una reacción química. ya que los reactivos no se transforman al cien por ciento en productos.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 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. Todos los cambios que afectan el estado de equilibrio son predecibles según el principio de Le Châtelier. aunque la variación de la concentración de cualquiera de las 8 . se formará una mayor cantidad de C y D. es necesario saber qué factores se pueden modificar. Cuando un sistema que se encuentra en equilibrio. se favorece la reacción que tiende a consumir el reactivo añadido. dicho sistema evolucionará en la dirección que contrarreste el efecto del cambio. Al haber más reactivo A. De igual modo podemos predecir qué efectos tendría un aumento en la concentración de cualquiera de los productos C o D. es decir. también podemos alterar el equilibrio químico. temperatura o concentración de las sustancias reaccionantes o resultantes. Si se agrega alguna de las sustancias reaccionantes. y como en el estado de equilibrio las velocidades de reacción son iguales en ambos sentidos. Los principales factores que afectan el equilibrio son: • Cambio de concentración. el equilibrio se desplaza hasta alcanzar nuevamente el equilibrio.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. el equilibrio se desplazaría en el sentido de compensar dicha falta. De igual manera. ya que la velocidad de reacción aumentaría en ese sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. retirando parte de A o B. por ejemplo. si disminuimos la concentración de uno de los productos. la velocidad de reacción hacia los productos aumenta. Un aumento de presión favorecerá la reacción que implique una disminución de volumen.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio sustancias que interviene en el equilibrio no afecta en absoluto el valor de la constante. 9 . esto es. si se modifican las concentraciones de las restantes sustancias en equilibrio. favoreciendo la reacción endotérmica. al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor. • Catalizadores. estos afectan la energía de activación tanto a la derecha como a la izquierda. si se disminuye la presión. La variación de la presión en un equilibrio. por lo tanto solamente cambian la cantidad de tiempo necesario para alcanzar el equilibrio. se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos.facebook. • Cambio de la temperatura. sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Por el contrario. es decir. En cambio. Si en un equilibrio químico se aumenta la temperatura. el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que haya absorción de calor. no modifican el sentido del equilibrio.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. la reacción exotérmica. • Cambio de la presión. facebook.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 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.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.1M Hidróxido de Sodio NaOH 1M Ácido Clorhídrico HCℓ 1M Tiocianato de Potasio KSCN 0.002M Cloruro Férrico Fe Cℓ3 0.1M Dicromato de Potasio K2Cr2O7 0.2M Cloruro de Potasio KCℓ sólido Agua destilada 10 . 1M y se transfiere a otro tubo de ensayo.facebook. 11 .1M y se transfiere a un tubo de ensayo.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio PROCEDIMIENTO A) Sistema de equilibrio del ion cromato — ion dicromato A. 2. En medio básico 1. Se extrae de un vaso con una pipeta 1 mL de K2CrO4 0.1. Se extrae de un vaso con una pipeta 1 mL de K2Cr2O7 0. + H2O 12 .com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 3.facebook. Con la pipeta se mide un volumen de 10 mL de NaOH. Resultado: Usando 0.+ 2OH.→ 2CrO42.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. Se agrega gota a gota a ambos tubos de ensayo hasta que una de las soluciones cambie de color. la solución de K2Cr2O7 cambio a K2CrO4.5 mL de NaOH. La reacción es: Cr2O72. Se extrae de un vaso con una pipeta 1 mL de K2CrO4 0. 13 .2.1M y se transfiere a un tubo de ensayo.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio A.facebook.1M y se transfiere a otro tubo de ensayo. Se extrae de un vaso con una pipeta 1 mL de K2Cr2O7 0. En medio ácido 1. 2.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. facebook. Se agrega gota a gota a ambos tubos de ensayo hasta que una de las soluciones cambie de color. La reacción es: Cr2O42. 2.3.2 respectivamente.5 mL de HCℓ.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 3. Al tuvo de A. Se trabaja sólo con las soluciones que cambiaron de color en los pasos A.1 y A.+ 2H+ → Cr2O72- A.1 se agrega gota a gota HCℓ1M hasta el cambio de coloración. la solución de K2CrO4 cambio a K2Cr2O7.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. 14 . Comprobación de la Reversibilidad 1. Con la pipeta se mide un volumen de 10 mL de HCℓ. Resultado: Usando 0. PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. 3. Al tubo de A.2 se agrega gota a gota NaOH 1M hasta el cambio de coloración. la solución de K2Cr2O7 cambio a K2CrO4.5 mL de NaOH.5 mL de HCℓ. 15 . la solución de K2CrO4 cambio a K2Cr2O7.facebook. Resultado: Usando 0.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio Resultado: Usando 0. facebook. 16 .PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 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. Al segundo tubo se le añade 3 gotas de solución de KSCN. El primer tubo es el tubo patrón.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa a 4 tubos de ensayo. Luego se observa el color. 4.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 2.facebook. 17 . El color naranja adquiere un color rojo sangre. 3. 18 . se agita vigorosamente. Al tercer tubo se le añade 3 gotas de solución de FeCℓ3.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 5.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. Al cuarto tubo se le añade unos cristales de cloruro de potasio KCl. La solución toma un color naranja aún más claro. El color naranja adquiere un color rojo sangre. 6. facebook. 2.002M. 19 . Se extraen 5 mL de KSCN del vaso para echarlo en cada tubo de ensayo.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio C) Determinación Cuantitativa de la Constante de Equilibrio mediante el método colorimétrico 1. Se vierte en un vaso aproximadamente 100 mL de KSCN 0. Se echa 15 mL de solución de FeCℓ3 a una probeta. Se añade 5 mL de KSCN a cada tubo de ensayo.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. de la cual se extraen 5 mL con una pipeta quedando 10 mL y se vierte al tubo 1. 4.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 3.facebook. 20 . 0. En la probeta que contiene 10 mL de FeCℓ3. se completa con agua destilada hasta 25 mL de solución de FeCℓ3 0.00512M a partir de la solución de FeCℓ3 0. Se prepara soluciones de FeCℓ3 0. 21 .08M.facebook.0128M y 0.08M y se agrega al segundo tubo.032M.08M 7.2M por diluciones sucesivas.2M a 0.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 5. 6. 0.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. Luego se extraen 5 mL de solución FeCℓ3 0. De los 20 mL de solución FeCℓ3 0.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.08M el cual se echan 10 mL a un vaso e inmediatamente se desecha. se completa con agua destilada hasta 25 mL de solución de FeCℓ3 0.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 8. En la probeta que contiene 10 mL de FeCℓ3. 9.facebook.032M 22 .08M a 0. facebook. Luego se extraen 5 mL de solución FeCℓ3 0.032M y se agrega al tercer tubo.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 10. 11.032M el cual se echan 10 mL a un vaso e inmediatamente se desecha. De los 20 mL de solución FeCℓ3 0. 23 . En la probeta que contiene 10 mL de FeCℓ3.0128M 13. Luego se extraen 5 mL de solución FeCℓ3 0. 24 .PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. se completa con agua destilada hasta 25 mL de solución de FeCℓ3 0.032M a 0.facebook.0128M y se agrega al cuarto tubo.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 12. 0128M el cual se echan 10 mL a un vaso e inmediatamente se desecha.0128M a 0.facebook. En la probeta que contiene 10 mL de FeCℓ3.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 14.00512M 16. De los 20 mL de solución FeCℓ3 0. Luego se extraen 5 mL de solución FeCℓ3 0. 15.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.00512M y se agrega al quinto tubo. 25 . se completa con agua destilada hasta 25 mL de solución de FeCℓ3 0. 6cm mientras que la del segundo tubo marca 7. 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.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 17. 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.facebook. se inclinan ambos tubos observándose en el primer tubo que el paso de luz es menor que en el segundo tubo. dejando el fondo de los tubos al descubierto. 18. Una vez que tenemos preparadas las 5 soluciones.2cm. 26 . Luego se mide la altura del primer tubo. la cual marca 6. Los tubos 1 y 2 se envuelven con un papel blanco.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. Los tubos 1 y 3 se envuelven con un papel blanco.2cm. la cual marca 3. 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.1cm mientras que la del cuarto tubo marca 7.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 19. 20. Luego se mide la altura del primer tubo. 27 . la cual marca 5.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. Luego se mide la altura del primer tubo.3cm mientras que la del tercer tubo marca 7.2cm. 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.facebook. Los tubos 1 y 4 se envuelven con un papel blanco. facebook.8cm mientras que la del quinto tubo marca 7. 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. la cual marca 1. 28 . Luego se mide la altura del primer tubo. Los tubos 1 y 5 se envuelven con un papel blanco.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.2cm.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 21. 2 R1-4= 3.facebook.2 R1-5= 1.6 = 0.3 = 0.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.736 7.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio Datos y Cálculos: 1.2 29 .4 = 0.430 7.2 R1-3= 5.1 = 0.916 7. Determinando la razón de altura experimental de cada par: R1-2= 6.250 7. 0.004 .001 .0.001] [(FeSCN)+2]1-3 = 0.916 [0.430 [0.736 [0. Calculando la concentración del ion Fe+3 en equilibrio: [Fe+3]1-2 = 0. Calculando la concentración de ion complejo [(FeSCN)+2] en cada una de las reacciones: [(FeSCN)+2]1-2 = 0.015264M [Fe+3]1-4 = 0.06357M [Fe+3]1-5 = 0.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 2.00256 .000430 [Fe+3]1-4 = 0.001 .000736M [(FeSCN)+2]1-4 = 0.00231M 4.0.000916 [Fe+3]1-2 = 0.000916M [(FeSCN)+2]1-3 = 0.000264M [SCN-1]1-4 = 0.0.000250 [Fe+3]1-5 = 0.000084M [SCN-1]1-3 = 0.0.000250M 3.facebook.016 .250 [0.001] [(FeSCN)+2] 1-2 = 0.000916 [SCN-1]1-2 = 0.001 .000736 [SCN-1]1-3 = 0.000430M [(FeSCN)+2]1-5 = 0.003084M [Fe+3]1-3 = 0.001] [(FeSCN)+2]1-4 = 0. Calculando la concentración del ion SCN-1 en equilibrio: [SCN-1]1-2 = 0.0.000430 [SCN-1]1-4 = 0.0.001] [(FeSCN)+2]1-5 = 0.00057M 30 .064 .PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.000736 [Fe+3]1-3 = 0. 00075 Luego se calcula la constante de equilibrio promedio: Kcpromedio = Kcpromedio = Kc 1 + Kc 2 + Kc 3 + Kc 4 4 3535.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio PRACTICA Nº 4 [SCN-1]1-5 = 0.facebook.000916 = 3535.000084 Kc2 = 0.000250 = 144.64 + 11.000430 = 11.0.00075M 5. La fórmula de la constante de equilibrio es: [(FeSCN)2 + ] Kc = [Fe 3+ ][SCN− ] Aplicando la constante de equilibrio en cada caso: Kc1 = 0.00057 Kc4 = 0.015264x 0.30 0.91 0.001 .000250 [SCN-1]1-5 = 0.67 31 .000264 Kc3 = 0.000736 = 182.30 4 Kcpromedio = 968.91 + 182.64 0.86 0.06357x 0.003084x 0.00231x 0.Andres Sanchez Castillo / www.86 + 144. facebook. Esta técnica se denomina “colorimetría”. además se pudo aplicar la ley de Lambert — Beer. • En esta práctica nos dimos cuenta de cómo afectan los factores que modifican el equilibrio químico de las sustancias y/o .PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. que nos permite hallar la constante de equilibrio de forma cuantitativa. • La técnica mencionada anteriormente se refiere al aspecto cualitativo del equilibrio. elementos químicos 32 .com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio CONCLUSIONES • Se aprendió una nueva técnica para determinar el equilibrio que se da en una reacción reversible. com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio BIBLIOGRAFÍA 9 http://es.shtml 9 http://www.facebook.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.html 9 Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed.org/wiki/Equilibrio_químico 9 http://www.es/~baeza/cqtema3.uv.wikipedia.com/trabajos15/equilibrioquimico/equilibrio-quimico.monografias. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 563 — 564 33 . ¿Cuáles son las concentraciones en el equilibrio del ion (FeSCN)2+(ac) y del ion SCN.y Cr2O72. que en este caso es el (FeSCN)2+. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio obtenida? Nos indica las concentraciones en el equilibrio de las sustancias participantes en la reacción. 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.en el tubo estándar al emplear para ello el valor de la constante de equilibrio promedio? [(FeSCN)+2] 1-2 = 0.O = +6.+ 3H2O Cromato y Dicromato: solubles en agua 2. fuertes oxidantes) 2CrO42. según Le Chatelier el sistema buscará fabricar más protones.+ H2O Añadiendo una base a este equilibrio.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www. calcular el porcentaje de disociación por parte de los reactantes.000916M 34 . se observa un desplazamiento inmediato hacia la izquierda.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio APÉNDICE 1. 4. el exceso de protones volverá a desplazar el equilibrio hacia la derecha y la disolución tomará el color naranja original. y se volverá de color amarillo la disolución. los protones presentes en el equilibrio. Si una vez alcanzado el equilibrio añadimos un ácido. porque al absorber la base.+ 2H3O+ → Cr2O72.+ 2H+ → Cr2O72. el rendimiento de la reacción.(E. CrO42. 3.facebook. ¿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. 000084M [SCN-1]1-3 = 0. 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) [NH3 ] Kc = 3 2 1 2 [H2 ] [N2 ] b) 3H2(g) + N2(g) ⇄ 2NH3(g) Kc = [ NH3 ]2 [H2 ]3[ N2 ] c) H2O(ℓ) ⇄ H2O(g) Kc = [H2 O] d) NH4Cℓ(s) ⇄ NH3(g) + HCℓ(g) Kc = [NH3 ][HCA] e) CH3COOH(ac) + C2H5OH(ac) ⇄ CH3COOC2H5(ac) + H2O(ℓ) Kc = 1 6.00075M 5.000264M [SCN-1]1-4 = 0.000736M [(FeSCN)+2]1-4 = 0.Andres Sanchez Castillo / www.000250M [SCN-1]1-2 = 0. Compare las expresiones del Kp de los incisos a) y b) 35 .00057M [SCN-1]1-5 = 0.facebook.000430M [(FeSCN)+2]1-5 = 0.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio PRACTICA Nº 4 [(FeSCN)+2]1-3 = 0. luego PA = fA xPT . Calcular Kp (Asuma comportamiento ideal de los gases). 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.2x 2 PA =0. Para una mezcla equimolar de A y B.2. Calcule la constante de equilibrio para la reacción.4 +1.4 (1.2 0. 36 . El valor de ∆Hº a 298K para la reacción es 20.4)(0.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio Kc 2 = [H2 ] [N2 ] Kp 1 = Kc (RT)−1 [NH3 ]2 [H2 ]3[N2 ] Kp 2 = Kc (RT)−2 Luego: Kp 1 Kp 2 = 10 7.6 -1. 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. A(g) + B(g) ⇄ C(g) Inicio Reacción Equilibrio 1.5 Kp = 8.PRACTICA Nº 4 Kc 1 = [NH3 ] 3 2 1 2 Andres Sanchez Castillo / www.2 .4) Kp = 7.2 fA = 0.2 0.2 1.6 -1. El análisis del sistema muestra que hay 0.2) (0.4 1. entonces: PA = 0. siendo la fracción molar de A 0.facebook.71 moles de O2 en el equilibrio.9KJ mol-1. 88 cmHg de gas Cℓ2 y 33. a) Kp para la reacción de disociación de un mol de SO2Cℓ2 y las fracciones molares de cada una de las especies presentes.1 mmHg PCA 2 = 310 mmHg PSO2CA 2 = 48.71 +0.9 x= 48.9 α = 0.42)2 (0.14 α= 37 . la presión total fue de 645.58)2 (1.9 mmHg. Una vez alcanzado el equilibrio.1)(310) Kp = 5. Halle.8 Luego en el equilibrio: PSO2 = 287. A 102.58 0.58 1.42 1 -0.9-x + 358.8 335.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.8) (287.9-x 358.58 (0.8 -x 358.9 -x 335.8-x +x x En el equilibrio: 335. SO2(g) + Cℓ2(g) ⇄ SO2Cℓ2(g) Inicio Reacción Equilibrio 335.234 Kc = 9.1 ºC se introdujeron en un recipiente vacío 35.8-x + x = 645.29 0.facebook.71) Kc = 0.59 cmHg de gas SO2 para dar SO2Cℓ2(g).8 mmHg Kp = (48.48x10-4 b) El grado de disociación del SO2 en estas condiciones 48.com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 2NO(g) + O2(g) ⇄ 2NO2(g) Inicio Reacción Equilibrio 2 -0. Se añade al sistema un gas inerte a presión constante La reacción se desplaza hacia la izquierda. La disociación del N2O4 en NO2 es de 16. por ser reacción endotérmica. III.167)2 (0.facebook.167 0. pero la reacción no se desplaza a ninguna dirección. II. V.04KJ mol-1 para dicha reacción prediga qué sucede con el sistema en el equilibrio de acuerdo al principio de Le Chatelier si: I. Si se añade más N2O4(g) La reacción se desplaza hacia la derecha 38 .com/andreslsanchezsc Equilibrio Químico y Constante de Equilibrio 10. Se incrementa la presión del sistema La reacción se desplaza hacia la izquierda.PRACTICA Nº 4 Andres Sanchez Castillo / www.167 (0. IV.833 +0. Se añade un catalizador al sistema La velocidad de reacción aumenta.7% a 298K y 1 atm en un recipiente de volumen constante según: N2O4(g) ⇄ 2NO2(g) Calcular: a) La constante de equilibrio Inicio Reacción Equilibrio 1 -0. Se eleva la temperatura La reacción se desplaza hacia la derecha.167 0.833) Kc = 0.033 Kc = b) Considerando que ∆Hº = 58. PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. Arrhenius Teoría de Bronsted .Lowry Teoría de Gilbert N.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación ÍNDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Neutralización Teoría de Svante A.facebook. Lewis Producción de Amoniaco Contenido de Álcalis en una solución 6 6 7 8 10 12 12 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 14 14 15 Conclusiones 26 Bibliografía 27 Apéndice 28 3 . empleando una solución valorada de algún álcali. 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 . se puede realizar la determinación cuantitativa de álcalis (acidimetría) o.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación INTRODUCCIÓN En el presente informe se verán métodos para determinar el contenido y composición de diferentes sustancias de una mezcla.facebook. utilizando una solución de algún ácido de concentración conocida. se puede determinar la concentración de los ácidos en una mezcla (alcalimetría). por este método. Uno de ellos es la titulación ácido — base. Para ello se utiliza también indicadores como la Fenolftaleina y el anaranjado de metilo.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. • Aplicar el método de titulación por retroceso o titulación indirecta. • Determinar la composición de una mezcla de álcalis en una solución. evaporando sus soluciones.facebook. 5 .com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación OBJETIVOS • Determinar el contenido de amoniaco por el método de neutralización. por el método de titulación ácido — base.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. 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. 6 .PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. el azul de metileno. Así pues.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación PRINCIPIOS TEÓRICOS NEUTRALIZACIÓN Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una 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. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas. se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de 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). para saber si esa solución contiene alguna base.facebook. en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. Generalmente. etc. pero también se puede usar el azul de timol. lo que significa que producen calor. Durante este proceso se forma una sal. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno. Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo. Mientras todavía era un estudiante. zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso. en solución acuosa. mayor que la existente en el agua pura. se pierden sus propiedades originales. La reacción de neutralización sería: H+ + OH.BASE DE SVANTE AUGUST ARRHENIUS Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación TEORÍA ÁCIDO . Del mismo modo. OH-. Nació cerca de Uppsala. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas. Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo. • • • • Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.facebook.→ H2O La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. El producto de reacción tiene un sabor que no 7 .PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición. H2(g). Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido. En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. OH-) formando agua y compuestos llamados sales. En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que. 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. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). Reaccionan con los metales activos como el magnesio. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. sino salado. Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. siempre y cuando se trate de soluciones acuosas. TEORÍA ÁCIDO — BASE DE BRONSTED . anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución. OH-.LOWRY Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947). Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad. H+. que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados. Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base. y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas. Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas. Las bases liberan iones hidróxido en agua. Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que. pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Ácidos y bases de Arrhenius: • • Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua. Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno. Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto. Thomas M. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. 8 . Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. junto a Johannes Bronsted.facebook. • • • • Tienen un sabor amargo. en solución acuosa. Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido. nacido en Varde.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación es agrio ni amargo. químico danés. Se necesitaba una nueva teoría.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. Al perder el protón. HCℓ es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio: HCℓ + H2O → H3O+ + CℓEn este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCℓ. un ácido débil. La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua: 9 . el ácido conjugado de H2O. pues dona un ion hidrógeno. pues acepta un ion hidrógeno. 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.Lowry son: • • Un ácido de Bronsted . pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido. y H3O+.Lowry es un donador de protones. que actúa como una base en una disolución acuosa.Lowry es un receptor de protones. Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación Las definiciones de Bronsted . el fluoruro de hidrógeno. una base débil. 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). Ácido (2). Base (1). Por ejemplo. la Base (2) se convierte en su ácido conjugado. H- Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido. HF. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Al ganar el protón. Cℓ-.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. En forma de ecuación química.facebook. el Ácido (1) se convierte en su base conjugada. H+ Una base Bronsted .+ 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). Al contrario. que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. Harvard. De este modo.y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906.facebook.punto. de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua: HCℓ + H2O → H3O+ + CℓEl agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco): NH3 + H2O → NH4+ + OHTEORÍA ÁCIDO — BASE DE GILBERT NEWTON LEWIS Gilbert Newton Lewis (1875. lo que es lo mismo. Massachusetts. 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. Según Lewis. Nació en Weymouth. el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido base de Lewis. 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 . y estudió en las universidades de Nebraska. Leipzig y Gotinga. La teoría de Bronsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www.1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. las definiciones para ácidos y bases son: • • Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación HF + H2O → H3O+ + FEste equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F. De hecho. Una base de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico. 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. el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCℓ) o. 10 . y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. esto es. Según esta teoría. 2HCℓ(ac) + Mg(s) → H2(g) + MgCℓ2(ac) • Ejemplo de la teoría de Bronsted .Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua. Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica.Lowry: En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso. el receptor de protones (la base) es el agua. un ión hidrógeno.com/andreslsanchezsc 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. pero hay otras bases.facebook. el HCℓ(g) es el donador de protones. con agua para dar ácido clorhídrico.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. HCℓ(g).Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted . Una reacción entre un ácido y una base de Lewis conduce a la formación de un enlace covalente entre ellos. pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido . y un ión hidróxido. es todavía una base. H+. no deja de ser un ácido. HCℓ(ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio. HCℓ(g) + H2O(ℓ) → H3O+(ac) + Cℓ-(ac) • Ejemplo de la teoría de Lewis: El amoníaco se comporta como una base. OH-.base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius. Ejemplos: • Ejemplo de la teoría de Arrhenius: El ácido Clorhídrico. pues es capaz de ceder un par de electrones al BF3 para formar un par ácido-base: NH3(ac) + BF3(ac) → NH3BF3(ac) 11 . pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted . Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted. facebook. ésta adquiere un color rojo vivo. CONTENIDO DE ÁLCALIS EN UNA SOLUCIÓN Si se tiene una muestra problema que corresponde a una mezcla de dos álcalis como Na2CO3 y NaHCO3. De igual manera se puede analizar una mezcla de NaOH y NaHCO3. Inicialmente se titula con HCℓ la mezcla de carbonato y bicarbonato.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación PRODUCCIÓN DE AMONIACO La reacción alcalina producida al mezclar una solución acuosa de NH4Cℓ con una solución acuosa de NaOH. usando Fenolftaleina como indicador. la solución se decolora (pH=6). 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. a la solución se le agrega Fenolftaleina. que corresponde al punto final de la formación de bicarbonato de sodio. en este caso el pH de la solución varía de 11. que puede estar en fase líquida o sólida. 12 .3. finalmente se titula el bicarbonato formado y el de la muestra.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. este método es apropiado para determinar las proporciones en que se encuentra cada uno de los componentes de la mezcla. salen a la superficie del líquido y se transforman en gas (vaporización). hasta que todo el carbonato pasa a bicarbonato y. al pasar por el punto de equivalencia. el carbonato de sodio se transforma primero en bicarbonato. donde algunas moléculas vencen las fuerzas de atracción.6 a 8. 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. Si antes de empezar la titulación. nos indica la formación de NH4OH el que al ser calentado libera NH3. para regresar al estado líquido lo hacen a través de la condensación. 0 6.6 8.0 — 4.0 — 14.6 Base Amarillo Amarillo 1.0 Ácido Amarillo Azul 6.4 — 3.2 Base Rojo Amarillo 3. 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.6 Ácido Rosado Azul 3.0 Base Ácido Rojo Castaño Rojo 6.4 — 6.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación Si a esta solución se le agrega Anaranjado de metilo.2 13 .0 — 13.0 Base Rojo Amarillo 4.0 7.4 — 10.0 9.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www.0 — 7.8 — 8.0 — 4.2 — 10.0 Base Ácido Ácido Ácido Amarillo Incoloro Incoloro Amarillo Morado Azul Rojo Purpúreo 11.facebook.6 Ácido Rojo Azul 5.0 — 8.8 — 8. Tabla con algunos indicadores ácido — base y sus colores en zona ácida o básica Indicador Índigo carmín Alizarina Timolftaleina Fenolftaleina Púrpura de cresol Rojo neutro Rojo de fenol Azul de bromotimol Tornasol (azolitmina) Rojo de metilo Anaranjado de metilo Azul de bromofenol Naranja IV Tipo de indicador Base Color Zona ácida Zona básica Azul Amarillo Rango de viraje 12.4 — 9. com/andreslsanchezsc 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. Fenolftaleina Papel de tornasol Mezcla de álcalis (Na2CO3 + NaHCO3) Agua destilada 14 .facebook.5N (solución valorada) Indicadores: Anaranjado de Metilo.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. facebook. 2.6g. se pesa una muestra de 0. El peso total es 35.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. Se coloca el NH4Cℓ en un matraz de 250 mL y se disuelve con 100 mL de agua. Se pesa una luna de reloj. 15 . Luego al tener el peso de ésta.300g de NH4Cℓ.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación PROCEDIMIENTO A) Obtención de Amoniaco 1. PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. Enseguida se trasvasa el contenido de ésta al matraz erlenmeyer. Se echa NaOH 0.5M a la probeta y se mide un volumen de 20 mL. 16 .facebook.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación 3. 5. se dará cuando se coloque otro papel de tornasol y éste ya no cambie de color.com/andreslsanchezsc 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.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. La eliminación total del amoniaco. Luego se deja enfriar. el cual se volverá azul.facebook. 17 . Luego se anota el volumen de ácido gastado. 18 .com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación 6. Se procede a llenar la bureta con HCℓ 0.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www.5N y enseguida se vierten 3 gotas de anaranjado de metilo como indicador y se comienza a neutralizar.facebook. El punto de equivalencia es cuando la solución adquiere un color rojo fresa. 5 0 .Andres Sanchez Castillo / www. NH4Cℓ(ac) + NaOH(exceso) → NH4OH(ac) + NaCℓ(ac) + NaOH(sobrante) #Eq: 0.3 53.5x 20mLx 1L 1000mL 0.0952g 2. Cálculo del peso teórico de NH3 WNH3 ( teórico ) # EqNH3 = 0.facebook.0056eq) 0 .0044eq(sobra) El NaOH(sobrante) actúa como sustancia espectadora.0056eq 0.0056eq 0.0044eq(sobra) 0. Entonces queda de esta manera: 19 . Luego. Peso experimental del NH3 Neutralizando: NaCA (ac ) + H2 O + NaOH(sobrante ) + HCℓ → NaCℓ + H2O Se debe tener en cuenta que el NaCA (ac ) + H2 O no participa en la reacción. se aplica la siguiente ecuación y se obtiene el peso teórico de NH3.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación PRACTICA Nº 5 Cálculos 1.01eq (reacciona 0.0056 = 17 WNH3 = 0.0044eq (sobra) calentando los productos: Δ NH4 OH(ac ) + NaCA (ac ) + NaOH(sobrante ) + ⎯⎯ → NH3( ↑ ) + NaCA (ac ) + H2 O + NaOH(sobrante ) 0. mientras que el NH3 escapa. 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.0056eq 0. com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación PRACTICA Nº 5 NaOH(sobrante ) + HCA → NaCA + H2 O Entonces #EqNaOH (sobra) = NHCA xVHCA (gastado) 1L 1000mL = 0.01 − 0.12495 x 100 = −31.00735 Por lo tanto: # EqNH3 = 0.00265 = # EqNH3 (evaporado) # EqNH3 (evaporado) = 0.Andres Sanchez Castillo / www.00735 = WNH3 ( experimental ) 17 WNH3 = 0.0952 − 0.25% (error por exceso) 0.00265 #EqNaOH (sobra) = 0.12495g 3. Determinación del porcentaje de error %error = 0.3mLx #EqNaOH (sobra) Luego: # EqNaOH (reacciona) = # EqNaOH (exceso) − # EqNaOH (sobra) = # EqNH3 (evaporado) # EqNaOH (reacciona) = 0.0952 20 .5x 5.facebook. Se vierten a un matraz erlenmeyer. 21 . Luego se extrae con una pipeta 5 mL.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. Se tiene una botella con álcalis la cual contiene Na2CO3 y NaHCO3 cuyo porcentaje no se conoce.facebook. 2. Luego se echa 100 mL de agua y 3 gotas de Fenolftaleina.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación B) Mezcla de Álcalis 1. 5N. Una vez se llega al punto de equivalencia la solución se decolora y se anota el volumen de ácido gastado. Se procede a titular con HCℓ 0.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación 3. 22 .facebook.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. 23 . 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.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación 4.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. El punto de equivalencia es cuando la solución adquiere un color rojo fresa. Se anota el volumen de ácido gastado.facebook. 2mLx 10 −3 L (titulación con anaranjado de metilo) 1mL wNaHCO3 = 0.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www.5x 0.9mL V=2.2mL Luego: wNaHCO3 84 = 0.0477g En la segunda ecuación se tiene: #EqNaHCO3 = #EqHCA wNaHCO3 10−3 L = 0. Cálculo del peso de Na2CO3 y NaHCO3 en la muestra: Las reacciones que ocurren son las siguientes: Na2CO3 + NaHCO3 + HCA → NaHCO3( formado) + NaHCO3(muestra) + NaCA NaHCO3( formado) + NaHCO3(muestra) + HCA → H2CO3 + NaCA En la primera y segunda ecuación por reacción en simultáneo se tiene: #EqNa2CO3 = 2 # EqHCA = # EqH2CO3 wNa2CO3 10−3 L = 2 x 0.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación Cálculos 1.9mL (volumen de ácido usado en la 1ra titulación) wNa2CO3 10−3 L = 2 x 0.5xV1x 106 1mL 2 donde: V1= 0.1mL — 0.0924g 24 .5xVx 84 1mL 2 donde: V = V2-V1 ya que V2 es el volumen de ácido usado en la titulación del NaHCO3 (formado) y NaHCO3 (muestra) .1mL Entonces: V= 3.facebook.5x 2. Por lo que sólo se calcula el volumen de ácido usado para el NaHCO3 (muestra) V2= 3.9mLx (titulación con Fenolftaleina) 106 1mL 2 wNa2CO3 = 0. 954% V 5mL Para el NaHCO3: % w 0. Cálculo del porcentaje de pureza de la muestra de álcalis: WNa2CO3 + WNaHCO3 = 0.802% V 5mL En cada 5mL de muestra el 2.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www.0477g + 0. Cálculo del porcentaje en peso del Na2CO3 y NaHCO3 en la muestra: Para el Na2CO3: % w 0. el resto es agua y/o otras impurezas.848% V 5mL 3.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación 2.802% corresponde a álcalis.facebook.1401g Luego: % w 0.0924g=0.0924g = x 100% = 1. 25 .0477g = x 100% = 0.1401g = x 100% = 2. PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www. • 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.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación CONCLUSIONES • En la reacción de producción de amoniaco. y mediante la titulación poder determinar la cantidad de amoniaco en la mezcla. este tiene que ser eliminado completamente por evaporación para que la solución sea totalmente básica.facebook. 26 . • 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. htm 9 http://fq-experimentos. 637 9 Química General 8va edición (2003) Ralph H. Harwood.es/biomoleculas/ph/neutra. William S.com/2008/08/neutralizacincido-base. Prentice Hall Páginas 146 — 148.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/5reaccio nesneutralizacion. F. Geoffrey Herring Ed. 636. Petrucci.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación BIBLIOGRAFÍA 9 http://es.blogspot.html 9 Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed.pdf 9 http://www.org/wiki/Neutralizaci%C3%B3n 9 http://www.PRACTICA Nº 5 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. 698 — 699 27 .uia. 666 — 667.wikipedia. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 111 — 116.ehu. 602. com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación PRACTICA Nº 5 APÉNDICE 1.0952g WNH3 (experimental) = 0.25% 0.1029g 2. Luego al calentar los productos se desprende NH3. la masa molecular de un compuesto es D. 28 .facebook.12495g % rendimiento = 0.12495g wN wN = 0. ya que para la una adecuada neutralización con HCℓ que es un ácido fuerte sólo es necesario el NaOH ya que es una base fuerte y no el NH3 ya que es una base débil.Andres Sanchez Castillo / www.12495g x 100% = 131.0952g Cálculo del contenido de nitrógeno en el amoniaco obtenido: Según la relación masa — masa. En la primera reacción está en exceso.P al peso del compuesto y también lo será en cada una de los elementos que conformen el compuesto. ¿Explique porqué es necesario eliminar por evaporación todo el amoniaco producido? Debido a que necesitamos la totalidad del NaOH para la titulación. en los productos quedará algo de NaOH. MNH3 wNH3 MN MH3 = = wN wH Para el nitrógeno: 17g 14g = 0. lo que se busca es eliminarlo completamente. De acuerdo con los cálculos y resultados ¿Cuál es el % de rendimiento en la obtención de amoniaco? ¿Es posible determinar el contenido de nitrógeno en el amoniaco obtenido? Cálculo del porcentaje de rendimiento: WNH3 (teórico) = 0. ¿Qué porcentaje de NaOH contiene la muestra? 18.25 mL 0.200g de NaOH requiere 18. pudo haber quedado residuos de amoniaco y no haberse eliminado completamente. 4.25mLx 40 1mL wNaOH = 0.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación PRACTICA Nº 5 3. Una muestra impura de 0.241M para neutralizarse.17593g x 100 = 87. Mencione tres posibles fuentes que pueden determinar un alto % de error en la experiencia.2g Neutralizando: # EqNaOH = # EqHCA wNaOH 10 −3 L = 0. la balanza no tendría mucha precisión ya que sólo tiene dos decimales. • Al no poseer una mezcla homogénea.Andres Sanchez Castillo / www.241x 18.17593g Luego: % pureza = 0.facebook. Lo cual produciría un peso de amoniaco experimental erróneo. teniendo en ella impurezas y/o residuos.965% 0.241M 0. • Al momento de pesar el NH4Cℓ.2g 29 . • Durante el calentamiento del erlenmeyer en la eliminación del amoniaco.25 mL de HCℓ 0. 0g de NaOH a 500 mL de HCℓ 0.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación PRACTICA Nº 5 5.1M. el # EqNaOH debe ser igual al # EqHCA para que ocurra neutralización completa entre ambos compuestos.06x 9. y en presencia de anaranjado de metilo 25 mL de HCℓ 0.1-0.06042g x 125mL=0. ¿Cuántos gramos de carbonato y bicarbonato de sodio hay en 125 mL de muestra? 25 mL de Na2CO3 + NaHCO3 Fenolftaleina: 9.5mLx 106 1mL 2 WNa2CO3 = 0 .06N Anaranjado de metilo: 25 mL HCℓ 0.05 = 0.Andres Sanchez Castillo / www.5 mL HCℓ 0.06N.05eq ya que el # EqNaOH = # EqHCA y sólo se necesitan 0.5 mL de HCℓ.05eq de NaOH para neutralización completa.06042g Luego: 0. Si se agregan 4.1x 500mLx 10 −3 L = 0. # EqNaOH = 4g = 0. Para 25 mL de solución que contiene Na2CO3 y NaHCO3 en presencia de Fenolftaleina se gastó 9. Entonces el reactivo limitante es del HCℓ Luego el # EqNaOH en exceso es: 0.06N Cálculo del peso de Na2CO3: # EqNa2 CO3 = 2 # EqHCA wNa2CO3 10−3 L = 2x 0.facebook.1eq 40g # EqHCA = 0. La solución resultante. ¿Será ácida o básica? Demuestra tu respuesta.05eq 1mL Por condición. Por lo tanto la solución resultante es básica 6.3021g 25mL 30 . 06x (25 − 9. 60 mL de HCℓ 0.1N.5 mL Disolviendo la muestra de carbonato de calcio: # EqCaCO3 = # EqHCA wCaCO3 10 −3 L = 0.5)mLx 1mL wNaHCO3 = 0.com/andreslsanchezsc Neutralización por Evaporación PRACTICA Nº 5 Cálculo del peso de NaHCO3: #EqNaHCO3 = #EqHCA wNaHCO3 84 10−3 L = 0.5 mL = 53.5mL Entonces el volumen de ácido usado para disolver el carbonato de calcio es: 60 mL — 6.facebook.Andres Sanchez Castillo / www.07812g x 125mL=0.5mLx 100 1mL 2 wCaCO3 = 0.2 x 53. ¿Cuántos gramos de carbonato se encontraban en la muestra inicial? Neutralización del exceso de HCℓ: #EqHCA = # EqNaOH 0.2N disuelve completamente a una muestra sólida de CaCO3 y para neutralizar el HCℓ en exceso se gastó 13 mL de NaOH 0.3906g 25mL 7.1x 13mL VHCA = 6.2 xVHCA = 0.07812g Luego: 0.535g 31 . facebook.com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación ÍNDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Neutralización Producción de Amoniaco 6 6 7 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 8 8 9 Conclusiones 16 Bibliografía 17 3 .PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. se puede realizar la determinación cuantitativa de álcalis (acidimetría) o. 4 .facebook.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. por este método. Otro de los métodos es la neutralización para determinar el contenido de amoniaco evaporando una solución de cloruro de amonio con hidróxido de sodio. se puede determinar la concentración de los ácidos en una mezcla (alcalimetría).com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación INTRODUCCIÓN En el presente informe se verán métodos para determinar el contenido y composición de diferentes sustancias de una mezcla. Para ello se utiliza un indicador como el anaranjado de metilo. utilizando una solución de algún ácido de concentración conocida. empleando una solución valorada de algún álcali. Uno de ellos es la titulación ácido — base. facebook.com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación OBJETIVOS • Determinar el contenido de amoniaco por el método de neutralización por destilación de sus soluciones. 5 . • Aplicar el método de titulación por retroceso o titulación indirecta.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación PRINCIPIOS TEÓRICOS NEUTRALIZACIÓN Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. lo que significa que producen calor. pero también se puede usar el azul de timol. 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. Generalmente. Así pues. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas. en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. 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. el azul de metileno. 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). 6 . para saber si esa solución contiene alguna base.facebook. etc. se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. la solución resultante es completamente neutra. Durante este proceso se forma una sal. 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.com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación PRODUCCIÓN DE AMONIACO La reacción alcalina producida al mezclar una solución acuosa de NH4Cℓ con una solución acuosa de NaOH. para regresar al estado líquido lo hacen a través de la condensación.facebook. salen a la superficie del líquido y se transforman en gas (vaporización). nos indica la formación de NH4OH el que al ser calentado libera NH3.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. donde algunas moléculas vencen las fuerzas de atracción. 7 . 5N (solución valorada) Anaranjado de Metilo Agua destilada 8 .com/andreslsanchezsc 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.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.5N al 15% Ácido Clorhídrico HCℓ 0. facebook.5g. se pesa una muestra de 0. Se coloca el NH4Cℓ en un vaso de 250 mL. posteriormente se trasvasa al vaso y se procede a disolver el NH4Cℓ.50g de NH4Cℓ. El peso total es 35.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. En una probeta se vierten 150 mL de agua destilada. Luego al tener el peso de ésta. 2. Se pesa una luna de reloj. 9 .com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación PROCEDIMIENTO A) Obtención de Amoniaco 1. 10 .facebook. Enseguida se trasvasa el contenido de ésta al vaso.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www.5M a la probeta y se mide un volumen de 10 mL. Se echa NaOH 0.com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación 3. luego se agregan 3 gotas de anaranjado de metilo. 11 . se vierten en el colector (matraz erlenmeyer).com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación 4.5N y 50 mL de agua destilada.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. Se miden en la probeta 25 mL de HCℓ 0. Y se coloca un el colector (matraz erlenmeyer). El contenido del vaso se trasvasa al balón de destilación mediante un embudo. 12 .facebook. el refrigerante unido al tubo de vidrio se hallan por debajo del nivel del ácido.com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación 5. empleando el matraz de destilación. 6. Luego se instala el equipo.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. Por la manguera va circulando agua. Se enciende el mechero.com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación 7.facebook. se calienta el balón hasta la ebullición y se deja hervir durante 25 minutos aproximadamente para que destile todo el amoniaco. 8. se lava el tubo de vidrio interior con una piseta que contiene agua destilada. se quita con cuidado el colector. para que el amoniaco se condense y se vierta en el colector.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. Luego se apaga el mechero. La solución 13 . 5N. 10. El resto se titula con NaOH 0.facebook. Se completa la titulación cuando la solución adquiere un color naranja.com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación 9. por lo cual el color de la solución no ha cambiado. El amoniaco destilado ha neutralizado parte del HCℓ.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. 14 . 7mLx #EqHCA (sobra) Por lo tanto: # EqNH3 = 0.5 1mL 0.00965eq) Neutralizando: NaOH + HCA (sobrante ) → NaCA + H2 O Entonces #EqHCA (sobra) = NNaOHxVNaOH (gastado) 1L 1000mL = 0.5g 15 .facebook.16405g 2.0125(reacciona 0. Determinación del peso experimental de NH3 NH4Cℓ(ac) + NaOH(ac) → NH4OH(ac) + NaCℓ(ac) 0.81% 0. Determinación del porcentaje de en peso de NH3 con respecto a la muestra de NH4Cℓ % de NH3 = 0.com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación PRACTICA Nº 6 Cálculos 1.5g 10 mL Calentando los productos: Δ NH4 OH(ac) + NaCA (ac ) ⎯⎯ → NH3( ↑ ) + NaCA (ac ) + H2 O Cuando el NH3 entra en contacto con el HCℓ: NH3 + HCA (exceso ) → NH4 CA + HCA (sobrante) #Eq: 0 00965 25mLx 10−3 L x 0.16405g x 100 = 32.00285 0.5x 5.00965 = WNH3 ( experimental ) 17 WNH3 = 0.Andres Sanchez Castillo / www.00285 #EqHCA (sobra) = 0. • 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. y mediante la titulación poder determinar la cantidad de amoniaco en la mezcla. • Para este tipo de método es muy útil el uso de indicadores. 16 . ya que nos permite saber con precisión cuando una mezcla se ha neutralizado por completo.com/andreslsanchezsc 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.facebook.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www. html 9 Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed.uia. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 111 — 116.htm 9 http://fq-experimentos.com/2008/08/neutralizacincido-base.com/andreslsanchezsc Neutralización por Destilación BIBLIOGRAFÍA 9 http://es. William S. 602. 666 — 667.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/5reaccio nesneutralizacion. 637 9 Química General 8va edición (2003) Ralph H.facebook. Prentice Hall Páginas 146 — 148.blogspot. F. 698 — 699 17 .ehu. Petrucci.pdf 9 http://www. 636. Geoffrey Herring Ed.org/wiki/Neutralizaci%C3%B3n 9 http://www. Harwood.PRACTICA Nº 6 Andres Sanchez Castillo / www.es/biomoleculas/ph/neutra.wikipedia. PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  ÍNDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Indicador de pH Papel de Tornasol Fenolftaleina Naranja de Metilo 6 6 7 8 10 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 12 12 13 Conclusiones 34 Bibliografía 35 Apéndice 36 3 .facebook. facebook. En los electrolitos las sustancias se encuentran disociadas en forma iónica.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  INTRODUCCIÓN Los ácidos y las bases son llamados también electrolitos. A una sustancia se le denomina ácida. si aumenta la concentración de iones hidróxidos OH. De acuerdo a la magnitud de disociación de H+. conociendo su rango se viraje. si aumenta la concentración de iones hidrogeno H+.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. por su capacidad para conducir la electricidad. 4 .. los ácidos pueden ser fuertes o débiles. En esta práctica se determinara la concentración de hidrógenos (pH) mediante el uso de indicadores ácido – base. y se le llamara base. facebook. en solución de concentración desconocida por colorimetría. · Establecer la diferencia entre soluciones a) ácidos fuertes y débiles y b) bases fuertes y débiles. 5 . · Determinar las concentraciones de los iones hidronio.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  OBJETIVOS · Conocer el rango de viraje de los indicadores en función del pH.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina. que vira en el intervalo de 3. y la fenolftaleína.1 . o de una disolución incolora. 6 . que vira desde un pH 8 hasta un pH 10.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  PRINCIPIOS TEÓRICOS INDICADOR DE pH Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente. pétalos de rosa roja. de un color rojo a uno naranja.4.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. USO DE SUSTANCIAS QUÍMICAS Su uso es amplio: se utilizan sobre todo para valoraciones ácido / base en química analítica. Los más conocidos son el naranja de metilo. y para medir el pH de una disolución. Además se pueden usar indicadores caseros como la sustancia resultante de hervir con agua repollo colorado. Indicadores de PH.4. aunque de forma cualitativa. transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. a una coloreada. se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución.facebook. Por tanto. En este punto del pH. Cuando la concentración de la especie ácida del indicador es igual a la concentración de la forma básica del indicador.facebook. porque solo muestra algo cercano a lo que es el pH de una solución. Hablando en términos logarítmicos.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  PRACTICA Nº 7  Los indicadores de pH tienen una constante de protonación. pero es más inexacto que los otros. el color del indicador es una mezcla entre el color de la forma ácida y el color de la forma básica. . K. que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador. la constante de protonación es igual a la inversa de la concentración de protones. equivale a 2 unidades de pH. 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. se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma básica respecto a la de la ácida. según lo dicho antes. Para obtener solamente el color de la forma básica. Con esto se tiene que el cambio de color de una forma a otra equivale a un factor de 100. 7  .  la zona de viraje de un indicador suele estar entre una unidad por arriba y una por abajo de su logK. se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma ácida respecto a la de la básica. y para obtener el color de la forma ácida.Andres Sanchez Castillo / www. Por eso se dice que este método es semi-cuantitativo. El reactivo se prepara al 1% p/v en alcohol de 90° y tiene duración indefinida.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. en presencia de ácido sulfúrico. FENOLFTALEINA La fenolftaleína es un compuesto químico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3). En química se utiliza como indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro. En análisis químico se usa como indicador de valoraciones ácido-base. En química se utiliza en análisis de laboratorio. investigación y química fina. realizando la transición cromática de incoloro a rosado. QUÍMICA El cambio de color está dado por la siguiente ecuación química: H2Fenolftaleína Fenolftaleína2Fenolftaleína(OH)3Ácido ↔  Alcalino ↔  Muy Alcalino Incoloro  Rosa  Incoloro 8  . siendo su punto de viraje alrededor del valor de pH de 8. DESCRIPCIÓN Y USOS Es un sólido blanco o blanco amarillento e inodoro.facebook. sus cristales son incoloros y es soluble en agua. Tiene un punto de fusión de 254° C.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  Papel indicador de pH.3.2-8. pero en presencia de bases se torna color rojo grosella. En soluciones fuertemente ácidas es naranja.0 Condiciones fuertemente ácidas acidas o neutra alcalinas fuertemente alcalinas Color naranja incoloro rosa incoloro Especies Estructura Modelo Imagen La fenolftaleína normalmente se disuelve en alcohol para su uso en experimentos. Por lo tanto tiene diferentes rangos de acción: In H2In In2−  In(OH)3−  pH <0 0−8. La molécula de fenolftaleína es incolora. se 9  . 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.facebook.Andres Sanchez Castillo / www.El cambio de color no puede explicarse solo en base a la desprotonación. La fenolftaleína es un ácido débil que pierde cationes H+ en solución. la fenolftaleína se torna incolora.2−12.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  PRACTICA Nº 7  En soluciones fuertemente básicas.0 >12.2 8. com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  produce un cambio estructural con la aparición de una tautomería cetoenólica.4. En la actualidad se registran muchas aplicaciones desde preparaciones farmacéuticas. También se aplica en citología en conjunto con la solución de Fuschin. NARANJA DE METLO Naranja de metilo es un colorante azoderivado. Se empezó a usar como indicador químico en 1878.facebook.1 y 4. La fórmula molecular de la sal sódica es C14H14N3NaO3S y su peso molecular es de 327.34 g/mol. con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3.1% por cada 10 mL de disolución. También es llamado heliantina. Se usa en una concentración de 1 gota al 0. Naranja de metilo Viraje del Naranja de Metilo 10  . y determinante de la alcalinidad del fango en procedimiento petroleros.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. colorante de teñido al 5%. 1 Rojo  Sobre pH 4.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  Naranja de metilo (Indicador de pH ) Inferior a pH 3.4 ↔  Naranja-amarillo ALGUNOS INDICADORES ÁCIDO – BASE: 11  .PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook. PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  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 CH3COOH 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 12 PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  PROCEDIMIENTO A) Preparación de soluciones estándar de [H+]=10-1M hasta 10-4M 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 1x10-2M, 1x10-3M y 1x10-4M. Para lo cual en otro tubo el que le designaremos Nº 2 se añade 1 mL de HCℓ y para obtener la concentración 1x10-2M, deberemos de añadirle 9 mL de agua. 13  PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  Cálculos: M1xV1 = M2 xV2(solución) 0,1x 1 = 0,01xV2 V2 = 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 1x10-3M,. A este tubo se le asigna Nº 3. 14  PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  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 1x10-4M,, 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. 15  PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  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: 16  PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  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. 17  PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  B) Determinación de la [H+] de una solución de HCℓ desconocida 1.facebook. 2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa otro tubo de ensayo. 18  . Se extrae 10 mL de una muestra de HCℓ desconocida y se añade a un tubo de ensayo. facebook. Entonces: [H+] = 10-3. 19  .com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  3. Se extrae 10 mL de una muestra de HCℓ desconocida y se añade a un tubo de ensayo.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. pH = -log(10-3) = 3 C) Determinación de la [H+] de una solución de HCℓ desconocida 1. 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. pH = -log(10-1) = 1 20  .PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  2. Entonces: [H+] = 10-1. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa otro tubo de ensayo. 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. 3.facebook. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa a otro tubo de ensayo 21  .com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  D) Determinación de la [H+] de una solución de CH3COOH desconocida 1.facebook. 2. Se extrae con una pipeta 10 mL de CH3COOH y se añade a un tubo de ensayo.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. 1M -0.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.09684 +0.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  3. pH = -log(10-2. esta es la concentración final del CH3COOH La reacción es: CH3COOH € CH3COO .03x10-4 Debió ser Ka = 1.00316M Luego la Constante de Acidez (Ka) es: Ka = 0.5.5) = 2.00316x0.5 [H+] = 0.00316M 0.00316M +0.00316M.09684 Ka = 1. Entonces: [H+] = 10-2.18 x10-5 22  .facebook.00316M 0. Al primer tubo con 5mL de CH3COOH se le añade una gota de Anaranjado de Metilo y al otro tubo se le añade una gota de Naranja IV.00316M 0.00316M 0.+ H+ Inicio Reacción Equilibrio 0. 2. 23  . A partir del tubo Nº 1. Para lo cual en otro tubo el que le designaremos Nº 2 se añade 1 mL de NaOH y para obtener la concentración 1x10-2M.1M y se añade a un tubo de ensayo limpio y seco. mediante diluciones sucesivas se preparan soluciones de NaOH de 1x10-2M.facebook.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. deberemos de añadirle 9 mL de agua.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  E) Preparación de soluciones estándar [OH-]=10-1M hasta 10-4M 1. 1x10-3M y 1x10-4M. Se le asigna el número 1. Se extrae 9mL de NaOH 0. .1x 1 = 0.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. entonces se agregan 9 mL de agua. Esto es para agilizar los cálculos. 3. Como habremos notado en el tubo Nº 1 sólo se cuenta con 9mL. Para el siguiente tubo realizamos lo que se dijo en la observación anterior.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  Cálculos: M1xV1 = M2 xV2(solución) 0. 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 1x10-3M. 24  . Es por eso que en el siguiente tubo se le añadirá 1 mL del tubo Nº 2. A este tubo se le asigna Nº 3. en el tubo Nº 2 también debemos de contar con la misma cantidad.facebook.01xV2 V2 = 10mL Observación: Como el volumen de solución es 10 mL. PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. Se extrae 1 mL del tubo Nº 3 y se completa esta vez hasta un volumen de 9 mL para obtener la concentración 1x10-4M. respetando el orden y rotulándolos también.. ya que ya no habrá otra solución para preparar por el momento.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  4. Una vez ya teniendo los 4 tubos de ensayo. se procede a verter la mitad del contenido a otros 4 tubos.facebook. 5. Lo mismo se realiza para el tubo Nº 4. 25  . PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.5 mL de solución. Grupo 1: Grupo 2: 26  . Los cuales los dividiremos en 2 grupos.facebook. Nos quedaremos ahora con 8 tubos en los cuales hay 4. Al verter la mitad del contenido a otros 4 tubos.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  6. com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  7.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. añadiremos una gota de indicador Índigo Carmín. 8. En el grupo 1. Las soluciones resultantes quedan de esta manera. añadiremos una gota de indicador Alizarina.facebook. Las soluciones resultantes quedan de esta manera. 27  . En el grupo 2. 2. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa otro tubo de ensayo. Se extrae 10 mL de una muestra de NaOH desconocida y se añade a un tubo de ensayo.facebook. 28  .PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  F) Determinación de la [OH-] de una solución de NaOH desconocida 1. pOH = -log(10-1) = 1.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  3. 29  . Entonces: [OH-] = 10-1.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook. pH = 13 G) Determinación de la [OH-] de una solución de NaOH desconocida 1. 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. Se extrae 10 mL de una muestra de NaOH desconocida y se añade a un tubo de ensayo. pH = 11 30  . Entonces: [OH-] = 10-3. 3.facebook.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  2. 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.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa otro tubo de ensayo. pOH = -log(10-3) = 3. PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa a otro tubo de ensayo 31  . 2. Se extrae con una pipeta 10 mL de NH4OH y se añade a un tubo de ensayo.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  H) Determinación de la [OH-] de una solución de NH4OH desconocida 1. 5 I) Diferencia entre ácidos fuertes y débiles 1.5. pOH = -log(10-2. 32  . Se mide 1 mL de HCℓ 0.5.1M en otro tubo de ensayo.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. Al primer tubo con 5mL de NH4OH se le añade una gota de Alizarina y al otro tubo se le añade una gota de Índigo Carmín.facebook.1M en un tuvo de ensayo limpio y seco y 1 mL de CH3COOH 0.5) = 2. pH = 11. Entonces: [OH-] = 10-2.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  3. 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.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  2. 33  .2 mL Volumen de NaOH gastado en el tubo con CH3COOH 1 mL Con esto queda demostrado que el CH3COOH es un ácido débil y que necesita menos NaOH para neutralizarse.facebook. Volumen de NaOH gastado en el tubo con HCℓ: 1. Mientras que en el HCℓ la disociación es total. ya que su disociación es parcial.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. · A 25°C. una disolución básica tiene un pH>7 y una disolución neutra tiene un pH = 7.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  CONCLUSIONES · La acidez de una disolución acuosa se expresa como su pH. 34 . una disolución ácida tiene un pH<7.facebook. que se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrogeno (en mol/L). mayor será su porcentaje de ionización. De forma semejante. la Kb expresa la fuerza de las bases.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. · El porcentaje de ionización es otra forma de medir la fuerza de los ácidos. Cuanto mas diluida es una disolución de un ácido débil. · La constante de ionización ácida Ka aumenta al aumentar la fuerza del ácido. · Conociendo el rango de viraje de los indicadores se puede determinar las concentraciones de los iones hidronio de soluciones desconocidas por colorimetría. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 117 – 120.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.facebook. Petrucci.html ü Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed.ehu. 668 – 670. 638.htm ü http://fq-experimentos. F. Prentice Hall Páginas 149 – 152.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  BIBLIOGRAFÍA ü http://www.blogspot. Geoffrey Herring Ed. Harwood.com/2008/08/neutralizacincido-base. William S. 700 – 705 35 . 603. 639 ü Química General 8va edición (2003) Ralph H.es/biomoleculas/ph/neutra. ¿Cuál es el pH de la solución de Ca(OH)2 0.facebook.+ Ca +2 Inicio Reacción Equilibrio 0. Se pueden dividir en indicadores ácidos o básicos.005M?.005M - +0.01M +0.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.5. capaz de captar o donar protones generando un cambio de color al producirse esta donación o captación de protones.005M -0. Su uso y aplicación principal es la de determinar el punto final de una neutralización. 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 7.005M Luego el pOH = -log(0.5 3.00. Una solución 1. Como el pH de la solución final es 5 Entonces la [H+] = 10-5 36 . Calcular la constante de ionización. HA tiene un pH de 5. ¿Cuál es el pH de la solución de ácido débil? [H+] = 10-2.0M de un ácido débil. ¿Qué son indicadores ácido – base? Un indicador ácido – base es una sustancia química.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  APÉNDICE 1. 2. según hagan el cambio de color en la zona ácida o básica. Ka del ácido. ¿Porqué? Ca(OH)2 € 2OH.5) = 2.005M 0.01) = 2. también puede servir para comprobar si un pH es suficientemente ácido o básico. El soluto es fuerte o débil. pH = -log(10-2. pH = 12 Es una base fuerte 4.01M 0. Considere estos ácidos: Ácido Ka A 2x10-6 B 4x10-4 C 5x10-3 D 1x10-2 37  .x Como el valor del Ka es muy pequeño de desprecia x en el denominador -5 Luego: 1.24 x 10 -3 x 100 = 0.00001M Luego la Constante de Acidez (Ka) es: Ka = 0.8x10-5.00001M 0.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www.24x10-3 4.99999 Ka = 1.42% Finalmente: a = 1 6.8x10-5 = x2 à x = 4.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  HA € A .99999 +0.00001M 0.+ H+ Inicio Reacción Equilibrio 1M -0. CH3COOH € CH3COO .00001x0.01x10-10 5.+ H+ Inicio Reacción Equilibrio 1M -x 1-x +x x +x x Luego la Constante de Acidez (Ka) es: x2 1.00001M +0.facebook.8x10 = 1.00001M 0. Determinar el % de ionización y el pH de una solución 1M de HC2H3O2 Ka= 1.00001M 0. facebook.042 Luego M = nxV M = 0. 1 litro de agua disuelve aproximadamente 1 litro de CO2 a la presión de 1 atm.042x1 = 0.69 7.035 Luego Vemos que el H2SO4 está en exceso 38  .05 NaOH 0.1N se mezcló con 500 mL de NaOH 0. Una solución de 500 mL de ácido sulfúrico 0. poseerá el valor de pKa más alto Luego: pKa (A) = -log (2x10-6) = 5.logKa Entonces.5L #Eq NaOH = 0. ¿Cuál es el pH de la solución final?¿Qué indicador seria el más adecuado para la comprobación? H2SO4 0. La fuerza creciente de acidez es DP al Ka Entonces: Fa (D) > Fa (C) > Fa (B) > Fa (A) b) ¿Cuál es el valor de pKa más alto? pKa = .082 x 288 n= 0. el ácido que tiene el Ka más bajo.5L #Eq H2SO4 = 0.1N 0.37 8. A 15ºC. Calcular el pH de la solución final.042 Finalmente pH = -log(0.07N.07N 0.com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  PRACTICA Nº 7  a) Ordene los ácidos en sentido decreciente de fuerza de acidez.Andres Sanchez Castillo / www.042) = 1. ¿Qué indicador seria el más adecuado para la comprobación? Aplicando: PV=nRT 1x 1 = nx 0. 1 x 0.00175) = 2.PRACTICA Nº 7  Andres Sanchez Castillo / www. la cual esta es la que determina el carácter ácido de la solución final.00175 pH = -log (2x0.035 = #Eq H2SO4 (reaccionante) Luego: #Eq H2SO4 (sobrante) = # Eq H2SO4 (inicial) .com/andreslsanchezsc Indicadores Ácido – Base  Entonces: #Eq NaOH = # Eq H2SO4 (reaccionante) 0.00175 Luego hallamos la concentración de H2SO4 sobrante.facebook.5 – 0.00175 = N x 0.#Eq H2SO4 (reaccionante) #Eq H2SO4 (sobrante) = 0.5 N= 0.45 Entonces el indicador más apropiado es el Naranja IV 39  .5 = # Eq H2SO4 (reaccionante) 0.035 = 0. Entonces: 0.07x0.0035 = M x 2 M = 0.0035 N=Mxq 0. com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico ÍNDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Equilibrio Iónico Electrolitos según su fuerza Autoionización del agua Constantes de Equilibrio para especies ácidas y básicas Relación entre Ka y Kb Soluciones Buffer 6 6 6 7 8 8 9 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 11 11 12 Conclusiones 27 Bibliografía 28 Apéndice 29 3 .PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. que al llegar al equilibrio presenten iones. básico o neutro. Existen reacciones principalmente en solución acuosa. Kb. La mayoría de las sustancias que se emplean a nivel de laboratorio. que pueden ser de carácter ácido. con esto se puede explicar por ejemplo su conductividad eléctrica (conductividad electrolítica) al ser disuelto en agua. En estas soluciones existen muchas especies iónicas en equilibrio. Los ácidos y las bases estudiados en el capitulo anterior sufren este tipo de reacción. a nivel comercial o industrial y los sistemas biológicos se encuentran en forma de solución acuosa.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico INTRODUCCIÓN Tal como se estudio en la experiencia anterior de equilibrio químico. 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.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. esto indica que la sustancia inicial se ioniza o disocia parcialmente. Kw. 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.facebook. 4 . Todos estos aspectos se abordaran en el presente informe. las sales que se hidrolizan modifican el pH del agua. qué es u8na solución tampón y como prepararla. muchas reacciones se detienen antes de completarse. etc. Kh). facebook. • Conocer el comportamiento de una solución buffer ante la adición de pequeñas cantidades de ácidos y bases.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. 5 .com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico OBJETIVOS • Estudiar los procesos de hidrólisis de algunas soluciones salinas a través del pH de la solución. se clasifica a los electrolitos en base a dos criterios: • Comportamiento en solución: electrolitos ácidos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica. básicos. 6 . caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa. Un electrolito fuerte es aquél cuya disociación es prácticamente completa. Cuando la disociación es menor al 100%.facebook.⎤⎦ Keq = [ HCA ] En el tiempo de equilibrio [ HCA ] tiende a cero.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. Los electrolitos débiles forman equilibrios verdaderos. En base a esto. • Capacidad conductora: electrolitos fuertes y débiles. Cuantitativamente hablando. por ende Keq tiende a infinito. las cuales producen iones. ELECTROLITOS SEGÚN SU FUERZA Cuando una sustancia se disuelve en agua la generación de electrolitos puede ocurrir de forma incompleta o completa. Ejemplo: HCA + H2 O R H3O+ + CA Donde : ⎡⎣ H3O+ ⎤⎦ ⎡⎣CA . Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. un electrolito fuerte es aquel cuya constante de equilibrio tiende a infinito. y neutros. Cuando la disociación ocurre completamente se habla de electrolito fuerte.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico PRINCIPIOS TEÓRICOS EQUILIBRIO IÓNICO El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico. se habla de un electrolito débil. Mediante procesos electroquímicos. no se le considera en la expresión. con cierta constante. podemos expresarla en función de una constante de equilibrio: Keq = ⎡⎣ H3O + ⎤⎦ ⎡⎣OH. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA Corresponde a la propiedad química del agua donde ésta se autosepara en sus componentes iónicos. [ HF ] ⎡⎣ H 3O + ⎤⎦ y ⎡⎣ F − ⎤⎦ permanecerán constantes.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. por lo que conduce la corriente eléctrica en una fracción pequeñísima. 7 .⎤⎦ Keq = [ HF ] Esta reacción no se completa. se pudo comprobar que la constante de equilibrio de esta relación tiene un valor de: ⎡⎣ H3O+ ⎤⎦ = ⎡⎣OH. por ende. en el tiempo de equilibrio. Como la disociación no es completa. debido a que se encuentra poco disociada. la constante de equilibrio del agua queda expresada en función de la presencia de los dos iones formados. alcanza cierto equilibrio.⎤⎦ = 1x10-7 Kw = 1x10-14 La que se conoce como: Constante de autoionización del agua. El agua es un electrolito débil. H2 O + H2 O U H3O+ + OH- Al ser una reacción reversible. por ende estamos en presencia de un equilibrio químico.facebook.⎤⎦ Al ser el agua una especie pura.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico Ejemplo: HF + H2 O R H3O+ + F Donde : ⎡⎣ H3O+ ⎤⎦ ⎡⎣F . por eso debe llevar dos medias flechas en direcciones opuestas (flecha doble). 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.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA ESPECIES ÁCIDAS Y BÁSICAS Por convención. a la hora de hacer cálculos. por ende. cuando se trabaja con una especie ácida.+ H3O+ U HA + H2 O Como A.⎤⎦ 8 . cuyas fuerzas quedan determinadas por la fuerza opuesta del ácido/base que les dio origen). se puede expresar su constante de basicidad: Kb = [ HA ] ⎡⎣ H3O+ ⎤⎦ ⎡⎣ A .es una base. y cuando se trabaja con una especie básica.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www.⎤⎦ Ka = [ HA ] Expresando la reacción inversa: A . a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se designa Kb . a la constante de equilibrio de dicha especie se la denomina constante de acidez. No obstante. se trata como tal.facebook. Sea HA un ácido débil con Ka < 10-2 Entonces. la reacción queda determinada por: HA + H2 O U H3O+ + A - La expresión de la constante de acidez queda determinada por la siguiente expresión: ⎡⎣ H3O+ ⎤⎦ ⎡⎣ A . y se designa Ka . el equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico. 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. ácidos o bases adicionales no podrán tener efecto alguno sobre el agua.facebook.) . De esta manera. también conocidas como buffer o tampón. Cuando un "buffer" es añadido al agua. Si se desea determinar la constante de basicidad de la reacción directa que se ha planteado inicialmente. por ende: Ka = Kw Kb SOLUCIONES BUFFER Las soluciones amortiguadoras. el primer cambio que se produce es que el pH del agua se vuelve constante. la concentración de iones hidróxido (OH. entonces: Kw = Ka ⎡⎣OH.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico Lo que indicaría que KaxKb = 1 .⎤⎦ Y. ambos componentes deben de estar presentes. queda determinada por la constante de basicidad de la reacción directa: Kw = KaKb Se despeja Kb Kb = Kw Ka Para la reacción de bases en agua se cumplen las mismas condiciones. tenemos que considerar al agua. pero esta relación es válida sólo para la reacción inversa de la reacción inicialmente planteada. Se sabe que Kw = ⎡⎣ H3O+ ⎤⎦ ⎡⎣OH. 9 .PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www.⎤⎦ Como la concentración de iones hidronio (H3O+ ) está determinado para la reacción por Ka . ya que esta siempre se estabilizará de inmediato. del mismo modo. Los iones de estas sales se combinan con ácidos y álcalis. se forma un sistema amortiguador denominado "buffer".PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. 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).com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico Los buffer consisten en sales hidrolíticamente activas que se disuelven en el agua. Un ácido buffer reacciona cuando un ácido débil o base débil se combina con su correspondiente sal hidrolítica en una solución de agua. 10 .facebook. Rojo de Metilo y Fenolftaleina. • Agua destilada 11 .facebook.1M Cloruro de Sodio NaCℓ sólido Cloruro de Amonio NHCℓ sólido Acetato de Sodio CH3COONa sólido Indicadores: Azul de Bromotimol.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 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.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. Anaranjado de Metilo.1M Hidróxido de Sodio NaOH 0. 5g de NaCℓ. En 4 tubos de ensayo se coloca 10 mL de agua destilada con la ayuda de una pipeta.5g de CH3COONa respectivamente.facebook.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. Se rotula cada tubo asignándole una letra: A. C y D. 0. B. 2. Se pesa 0.5g de NH4Cℓ y 0. 12 .com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico PROCEDIMIENTO A) Hidrólisis de Sales 1. Se sospecha que la solución del tubo C tiene un carácter básico. El tubo D servirá como referencia.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 3. 13 . mientras que las soluciones A y D tienen carácter neutro y la solución B tiene carácter ácido. En el tubo A se agrega el cloruro de sodio. en el tubo C se agrega el Acetato de sodio y se proceden a disolver con la bagueta.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. en el tubo B se agrega en cloruro de amonio. Esto se comprueba al sumergir una tira de papel indicador. 4.facebook. C y D. mientras que en la solución ácida no se aprecia el cambio de color a rojo debido a que está con una concentración muy baja.facebook. Una vez preparadas las soluciones de los tubos A. El papel indicador sólo cambia a azul ya que ha detectado la el carácter básico en la solución C. B. Se les agrega 3 gotas de rojo de metilo.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. 6.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 5. 14 . facebook. pero como está con una concentración muy baja. se adiciona 2 mL de solución NH4OH 0. 15 . La solución B debería de ser de color rojo con la ayuda del rojo de metilo. Con esto se comprueba definitivamente que las soluciones descritas anteriormente tienen dichos caracteres.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 7. es por eso el color naranja claro. B) Efecto del Ión Común 1.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www.1M y 1 gota de fenolftaleína. La solución toma un color rojo — grosella. Se coloca 100 mL de agua destilada en un vaso de 250 mL. Se observa que la coloración rojo — grosella tiende a transparente. 16 . Los cuales se rotularán con las letras X e Y.facebook. La solución resultante se divide en partes iguales y se trasvasa a 2 matraces erlenmeyer.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. 3. Al matraz X se le añade 1g de NH4Cℓ sólido y se empieza a disolver con una bagueta.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 2. 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. En esta solución como se trata de NaCℓ y se disocia en Na+ + Cℓ. el cual se disuelve con una bagueta.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico La disociación de NH4OH es: NH4OH ⇄ NH4+ + OHLa disociación de NH4OH es: NH4Cℓ ⇄ NH4+ +CℓEn estas soluciones existe un ión en común que es el NH4+ 4.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www.. Al matraz Y se le añade una pequeña cantidad de NaCℓ sólido. no existe ningún ión en común con el NH4OH ya que éste se disocia en NH4+ + OH5.facebook. Se observa que la coloración rojo — grosella no cambia. X Y Color Inicial Rojo — Grosella Rojo — Grosella Color Final Rojo — Grosella claro Rojo — Grosella 17 . Tampón.1M y se transfiere a una fiola de 100 mL.facebook.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico C) Preparación de Soluciones Buffer. 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. Amortiguadoras o Reguladoras 1. 2. Se mide en una probeta 50 mL de una solución de K2HPO4 0. 18 .PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. D) Comportamiento de la Solución Buffer ante la adición de una base 1. El pH de la solución resultante debe ser aproximadamente 7. En un matraz erlenmeyer de 250 mL se coloca 25 mL de agua destilada.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 3. 19 . 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.facebook. Para comprobar dicho pH. 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.facebook. 20 . 4. Se agrega 3 gotas de fenolftaleína a cada erlenmeyer.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. 3. En otro erlenmeyer se coloca 25 mL de la solución Buffer obtenida en la experiencia anterior.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 2. com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 5. 21 . Se procede a añadir solución de NaOH 0.facebook. La solución cambia a rojo — grosella y sólo requiere de una gota de NaOH ya que era una solución neutra. 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 0.1M gota a gota en el erlenmeyer que sólo contiene agua. dejándose en el nivel de 0. luego se abre la llave de la bureta para llenar el tubo terminal y evitar que se llene de burbujas de aire.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. 6. 7. Llega a titularse cuando la solución tiende a ser transparente.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 8. 9.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. El volumen gastado de NaOH es 6.5 mL 22 .facebook. La solución toma el color rojo — grosella inicialmente. pero eso no significa que se haya titulado. Ahora se titula la solución Buffer con NaOH gota a gota. 2.facebook.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico E) Comportamiento de la Solución Buffer ante la adición de un ácido 1. En otro erlenmeyer se coloca 25 mL de la solución Buffer obtenida en la experiencia C. 23 . En un matraz erlenmeyer de 250 mL se coloca 25 mL de agua destilada. 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.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. 24 . 5.facebook. Se agrega 3 gotas de Anaranjado de Metilo a cada erlenmeyer. 4. Ambas soluciones adquieren el color naranja producto de indicador ya que por el momento son neutras.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 3. dejándose en el nivel de 0.facebook. 8. luego se abre la llave de la bureta para llenar el tubo terminal y evitar que se llene de burbujas de aire. 7. 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. La solución cambia a naranja claro y sólo requiere de 3 gotas (1.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 6.5 mL) de NaOH ya que al principio era una solución neutra.1M gota a gota en el erlenmeyer que sólo contiene agua. 25 . Se procede a añadir solución de HCℓ 0.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. 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.facebook. El volumen gastado de HCℓ es 9.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico 9.5 mL 26 . facebook.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico PRACTICA Nº 8 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). base o sales. • Las reacciones de hidrólisis generalmente son reacciones de protólisis (reacciones de Bronsted — Lowry) • Conocimos 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.Andres Sanchez Castillo / www. 27 .4 siendo esta solución buffer o amortiguadora evitando cambios bruscos en el pH al ingreso ya sea de ácido. constante de acidez (Ka) o constante de basicidad (Kb) que nos permite detectar en que grado la solución final seria ácida o básica. Harwood.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico BIBLIOGRAFÍA 9 Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. William S. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 652 — 668 9 Química General 8va edición (2003) Ralph H.PRACTICA Nº 8 Andres Sanchez Castillo / www. Prentice Hall Páginas 711 — 724 28 .facebook. Geoffrey Herring Ed. Petrucci. F. 8x10-5) [CH3COONa]= nCH3COONa V sol 1mol 82g mol = 0.14 0.14 .05 29 .8x10-5 0.14 x = 8. Si a 0.81x10-6) = 5.14M -x 0.+ Na+ Inicio Reacción Equilibrio 0.Andres Sanchez Castillo / www.facebook.5 L de agua se agrega 6.5L L 6gx = Luego: CH3COONa R CH3COO.x +x x +x x Entonces: Kh = Kw 10-14 = Ka Ka 10-14 [ x ][x] = Kh = 1.8x10 0.14 − x Como el valor del Ka es muy pequeño de desprecia x en el denominador 10-14 [ x ][x] = -5 1.0 g de acetato de sodio ¿Cuál será el pH de la solución final? (Ka= 1.81x10-6 Kh = Finalmente el pH es: -log(x) = -log (8.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico PRACTICA Nº 8 APÉNDICE 1. 46-x +x x +x x Entonces: Ka = [ x ][ x ] = 1.46M -x 0.facebook.46 − x Como el valor del Ka es muy pequeño de desprecia x en el denominador Por lo tanto: Ka = [ x ][ x ] = 1.54 30 . 8x 10 −5 0.58 x10-3) = 2.46 1L L 25gx = Luego: NH4CA R NH4 + + CA − Inicio Reacción Equilibrio 0. Si 1 L de solución contiene 25 g de cloruro de amonio ¿Cuál será el pH de la solución final? (Ka= 1.8x10-5) [NH4Cℓ]= nNH4 CA V sol 1mol 53.8x 10 −5 0.87 x10-3 Finalmente el pH es: -log(x) = -log (1.5g mol = 0.46 x = 2.Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico PRACTICA Nº 8 2. 34x10-3 CH3COONa R CH3COO.245 g de acetato de sodio ¿Cuál será el pH final de la solución? [CH3COOH]= 0.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico PRACTICA Nº 8 3.1 − x Como el valor del Ka es muy pequeño de desprecia x en el denominador Por lo tanto: Ka = [ x ][ x ] = 1.1M -x 0.015-x 1.1M y le agregamos 1.87 x10-3 pH inicial es: -log(x) = -log (1.1M Luego: CH3COOH R CH3COO.+ H+ Inicio Reacción Equilibrio 0.Andres Sanchez Castillo / www.facebook.015 moles 82g Luego: CH3COOH R CH3COO.+ Na+ 0.34x10-3 x Aquí podemos observar el ión común.1-x 1.46 x = 2.245gx 1mol = 0.8x 10−5 0 .+ H+ 0.58 x10-3) = 2.54 Después de añadir la sal: n = 1. Si tenemos 100 mL de ácido acético 0. en este caso es el CH3COO31 .34x10-3 1.1-x +x x +x x Entonces: Ka = [ x ][ x ] = 1.8x 10 −5 0. 01x10-4 −5 pH final es: -log(x) = -log (2.8x 10 = 0.facebook.34 x 10 −3 ][ x ] Ka = 1.69 4.+ Na+ f) HF / NaF g) Na2CO3 / NaHCO3 32 .Andres Sanchez Castillo / www. ¿Cuál de los siguientes pares formará una solución Buffer? a) NaCℓ/ HCℓ b) NaCℓ / NH4Cℓ c) NH3(ac) / NH4Cℓ NH4CA R NH4 + + CANH3 + H2 O R NH4 + + OHd) CH3COOH / NaCℓ e) CH3COONa / CH3COOH CH3COOH R CH3COO.+ H+ CH3COONa R CH3COO.015 x = 2.01x10-4) = 3.com/andreslsanchezsc Equilibrio Iónico PRACTICA Nº 8 Luego: [1. PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.c≠1) Solubilidad con un ión común 6 6 8 9 10 13 14 15 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 17 17 18 Conclusiones 32 Bibliografía 33 Apéndice 34 3 .com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad ÍNDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Especies Iónicas Solubilidad Sales poco solubles y Producto de Solubilidad Productos de Solubilidad Cálculo de la Solubilidad Reacciones A⇄bB+cC (b.facebook. se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. Pues bien. La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es limitada.facebook. En la mayor parte de los casos.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado. La solubilidad depende de la temperatura. la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad INTRODUCCIÓN Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. 4 . Se dice entonces que esta saturada. la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada. sin embargo. la disolución va acompañada de una liberación de calor y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. de ahí que su valor siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. 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). En otros. facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad PRACTICA Nº 9 OBJETIVOS • Determinar la solubilidad del Ca(OH)2 a diferentes temperaturas por el método de titulación y graficar la curva de solubilidad correspondiente.Andres Sanchez Castillo / www. observando que la formación de sus precipitados se disuelvan al disminuir las concentraciones de éstos. 5 . • Determinar la constante experimental del producto de solubilidad de los diferentes pares de soluciones. entonces se dice que es covalente. lo cual conduce a que se produzca una polaridad en la molécula.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad PRINCIPIOS TEÓRICOS ESPECIES IÓNICAS Para poder distinguir una especie iónica. lo cual causa que una especie esté más cargada negativamente y la otra positivamente. Todos son sólidos en condiciones normales (25 °C y 1 atm) 2. En estado sólido NO son conductores Los compuestos iónicos se pueden dividir en 2 grupos: electrolitos fuertes y electrolitos débiles. entonces se dice que es un compuesto iónico. Se sabe que en la realidad no existe un compuesto 100% iónico ni 100% covalente.1% de naturaleza covalente y 91. Entonces. se tiene que este compuesto tiene 8. Las propiedades fundamentales de los compuestos iónicos son: 1. Son solubles en H2O (y otros solventes polares) 3. debemos recordar sus propiedades. En primer lugar. como por ejemplo en el caso de NaCℓ. y estos porcentajes corresponden a la probabilidad encontrar este compuesto en el estado correspondiente. será nuestro tema de estudio. produciendo que los electrones pasen “más tiempo” alrededor de una especie que de la otra. Si un compuesto tiene más de un 50% de naturaleza covalente. o sales pocos solubles. El enlace iónico está presente cuando entre 2 átomos o complejo atómico haya una diferencia de electronegatividad ≥2. 6 . Un enlace iónico se produce cuando una especie (átomo o conjunto de átomos) es más electronegativa que la otra. De los electrolitos débiles. sino que están en cierto porcentaje. Sales fundidas son conductoras de electricidad 4. Esto se debe a que sólo podemos trabajar con probabilidades. se define especie iónica como aquel compuesto que está unido por un enlace iónico.facebook. Esta polaridad es lo que caracteriza a un enlace iónico. En estos casos se produce un “desplazamiento” de la nube electrónica.9% naturaleza iónica. si un compuesto tiene más de un 50% de naturaleza iónica. y los electrolitos débiles son aquellas que sólo un 5% de todo el compuesto sumergida en agua se disuelve. Los electrolitos fuertes son aquellas que se ionizan casi al 100%. Soluciones con sales disueltas también son conductoras 5. ie.0. menos electronegativo.0 ⇒ ∆χ= 3.9 = 2. lo cual significa que ambos atraen a los electrones con la misma “fuerza”. Si tomamos el caso anterior. ya que se tiene que una especie es más electronegativa que la otra (donde generalmente la otra es más bien electropositiva. los compuestos apolares sólo tienen 1 polo.9 χCℓ = 3. Al mezclar la sal en agua. donde el cloro se “lleva” los dos electrones del enlace. al ser sumergidos en un medio acuoso se disocian formando iones mediante una ruptura heterolítica. lo que genera una mayor atracción de los electrones hacia esa especie en vez de la otra.PRACTICA Nº 9 Ejm: • NaCℓ: Andres Sanchez Castillo / www. Esto sucede en los compuestos iónicos. luego.cuando se disocian. creando así los iones Na+ y Cℓ. Ejm. 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. como la sal es un compuesto polar. ambos compuestos tiene una electronegatividad similar. se necesita de 2 polos para poder romper el enlace que los mantiene unidos. donde se mezcla cloruro de sodio en agua.0 . esto se debe a que. donde uno es del cloro y el otro es del sodio. sin embargo. Esto no sucede con los compuestos covalentes. en la disociación.1 Estos compuestos. la polaridad del agua “rompe” el enlace iónico y luego envuelve lo iones 7 . el compuesto más electronegativo atrae hacia él los electrones compartidos en el enlace si se le compara con su vecino.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad χNa = 0. Estos compuestos son prácticamente insolubles en líquidos apolares como por ejemplo el benceno o octano (“gasolina”). el electrón de cada compuesto se va con su correspondiente compuesto o átomo. lo cual significa que tiene una tendencia a perder electrones para quedar más estables).: • NaCℓ: H2 O → Na↓••Cℓ →Na+(ac)+Cℓ-(ac) Na••Cℓ (s) ⎯⎯⎯ En la figura anterior los • son los electrones que está compartiendo cada átomo. ya que en este caso. ésta se disocia y se “rompe” el enlace (señalada en la flecha).facebook. En general.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad con la zona de carga correspondiente del agua.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. 8 . Cuando un soluto se disuelve. la energía de hidratación es menor que la energía de red. la relación entre los dos tipos de energía determina que un compuesto sea más o menos soluble. La solubilidad de un compuesto depende de la temperatura: es una característica de cada soluto para cada valor de temperatura. como muestra la figura siguiente: Ahora que entendemos la química de esta disociación. se rompe su red cristalina. venciendo las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los iones. y esto se consigue con la hidratación (atracción entre los iones y las moléculas de agua). corresponde a la cantidad de soluto presente en una disolución saturada (aquella que se encuentra en equilibrio con un exceso de soluto). Es necesario superar la energía de red.facebook. por lo que el proceso de disolución es casi siempre exotérmico. 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. De cualquier modo. ] K= [AgC (s) ] pero.67x10-5 mol. se llega que se ha disuelto sólo 1. y a menor Ksp implica menor solubilidad. este valor puede ser de gran importancia dentro de un laboratorio. al obtener numéricamente una cantidad. tenemos lo siguiente: AgC (s) ↔ Ag+(ac) + C (ac) donde.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 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. podemos decir que: a mayor Ksp implica mayor solubilidad. se le ha llamado constante de producto iónico. es de interés encontrar las solubilidades de distintas sales mediante expresiones cuantitativas. El producto de solubilidad es el producto entre la concentración de los iones formados por la sal poco soluble. al ser alcanzado el equilibrio. Como consecuencia.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. procederemos a determinar la constante de equilibrio de la reacción anterior: [Ag+ ][C . si tomamos la disociación del cloruro de plata en un medio acuoso. tenemos que la constante de equilibrio de la reacción anterior es el producto de las concentraciones de los iones disueltos en el medio acuoso. entonces podemos definir una nueva constante: Ksp = [Ag+ ][C − ] Esta nueva constante es el producto de solubilidad de la sal cloruro de plata (AgCℓ). Con esto. Por ejemplo. Por esta razón. o más comúnmente producto de solubilidad. Entonces. Aunque esta cifra pueda parecer insignificante para uno. En la siguiente tabla se verán los valores más conocidos de Ksp según su sal: 9 . recordando que la concentración de un sólido es una constante. Por esta razón. también podemos decir que esta constante nos puede decir cuán soluble es una sal.facebook. Para ello. facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 10 .PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 11 .facebook.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 12 . CÁLCULO DE LA SOLUBILIDAD Procederemos a ver cómo calcular la solubilidad de una sal a partir del valor de Kps (o viceversa. donde tiene más valor lo deducido con la constante de equilibrio. 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. y las expresiones sencillas de la constante de equilibrio no son aplicables. de la siguiente reacción: BaCO3 ↔ Ba2 + (ac) + CO32 −(ac) Luego. se aprovecha la diferencia de solubilidad entre 2 sales (o más) poco solubles.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad PRACTICA Nº 9 En la realidad. se tiene que [Ba2 + ] = [CO32 − ] (E. hay también un mol del anión complejo CO3-2.1) donde las unidades de concentración es moles Litro . mediante la pila electroquímica. se suele utilizar esta constante de equilibrio de electrolitos fuertes sólo en los casos de baja solubilidad por 3 razones principalmente: 1. sin embargo. Como no hay otras fuentes de estos iones en la solución. y con esto se puede determinar la solubilidad de la sal en juego. Soluciones concentradas de electrolitos no son soluciones ideales.Andres Sanchez Castillo / www.0x 10−9 (E. sino que hay que buscar modelar de otra forma estas soluciones noideales con una rigurosidad mayor. no se puede calcular directamente la solubilidad de estas sales. sabemos que [Ba2 + ][CO32 − ] = Ksp = 5. 3. Estas mediciones dan directamente el Ksp de la sal. sólo se sigue el mismo proceso pero de “atrás para adelante”). 2. Debido a la baja concentración.facebook. En problemas de análisis químico. lo que implica pequeñas cantidades de sustancias que intervienen.2) 13 . Supongamos que.0 x 10-9. obtuvimos el siguiente valor de producto de solubilidad: Ksp = 5. se puede detectar pequeñas cantidades de iones sueltos mediante la medición de voltaje de una pila electroquímica. que Ca+2. podemos escribir lo siguiente: 2[Ca+2 ] = [F . tenemos que se disuelven 2 veces más iones F.07x10-5 M.07x 10−5 lo cual es la concentración del catión Ba+2 disuelta. luego la solubilidad del BaCO3 es 7. podemos deducir que ésta es la misma cantidad de moles que se pueden disolver en 1 L de solución. Con esto.] 14 .com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad donde el resto será agua pura. viendo en la tabla sabemos que Ksp = 3. Reemplazando esto en la ecuación (E. ¿cómo será en un caso más general?.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. Si volvemos a ver la estequiometria de la reacción. Según la estequiometria de la reacción y suponiendo que estamos trabajando con agua pura. y por (E. obteniendo lo siguiente: Ksp = [Ca+2 ][F . REACCIONES A ↔ bB + cC (b. entonces la única fuente de los iones Ca+2 y F.0x 10−9 ⇒ [Ba2 + ] = 7.1).c ≠ 1) Hasta el momento hemos trabajado con reacciones del siguiente tipo: A ↔ B+ + C pero. tomemos la siguiente reacción: CaF2(s) ↔ Ca+2(ac) + 2F -(ac) tomemos ahora la ecuación para el Kps general y lo utilizamos en esta reacción.es la misma sal. La respuesta es la siguiente: para una reacción del tipo A(s) ↔ bB+c(ac) + cC -b(ac) se tiene que el producto de solubilidad es Ksp = [B+ c ]b [C −b ]c Entonces.2) se sabe que también es la concentración del anión CO3-2.]2 pero.9x10-11 para esta sal. obtenemos que: [Ba2 + ][CO32 − ] = [Ba2 + ]2 = 5.facebook. lo cual es la concentración de Ag+ en agua pura. ie. si tomamos una solución saturada de cloruro de plata (I) y luego se disuelve en AgNO3(s) hasta llegar a una concentración de 1. Pero.3x10-5M. por lo que se deduce que [Ag+ ] = [Ag+ ]AgNO3 + [Ag+ ]AgC se sabe que [Ag+]AgCℓ (que es la concentración del catión Ag+ proveniente de la sal AgCℓ) debe ser menor que 1.9x 10−11 ⇒ [Ca+2 ] = 2. También se sabe que [Ag+]AgNO3 es 1. se debe calcular [Cℓ-] disuelto en la solución.facebook. De acuerdo con el principio de Le Chatelier.1x 10−4 M Como se disuelve 1 mol del catión Ca+2 por cada mol de sal (vista en la estequiometria de la reacción).0x10-2M es menor que en agua pura. se sabe que proviene de 2 sales. Entonces.0x10-2M que es la concentración dada por el experimento. reemplazando [F-] en la ecuación anterior. la “posición” del equilibrio debe correrse de tal manera para suavizar el esfuerzo. se deduce que la solubilidad de la sal CaF2 es 2. ¿cómo se puede calcular la solubilidad o Ksp si hay más sales que están aportando más iones del que estamos trabajando? Por ejemplo.0x10-2M. La presencia del catión Ag+ proveniente del AgNO3 es un “esfuerzo” aplicada al equilibrio de la solubilidad del cloruro de plata. o donde los iones son provenientes de una única sal. Tomando el producto de solubilidad. tomando [Ag+]. tenemos que: [C − ] = Ksp [Ag+ ] (E.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. podemos aproximar relativamente bien que 15 . por lo que se puede concluir que la solubilidad del AgCℓ (con respecto a [Cℓ-]) en una solución de [Ag+] = 1. a medida que se agrega AgNO se debe precipitar algo de AgCℓ.3) Ahora.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad luego.1x10-4. Para demostrar esto cuantitativamente. 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. obtenemos [Ca2 + ](2[Ca+2 ])2 = 3. 8x10-8 moles del anión Cℓ-disuelto en 1 L de solución proveniente de la sal AgCℓ.8x10-10 ⇒ [C ] ≅ = 1. De aquí se ve que fue justificada el uso de la aproximación que utilizamos.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. lo cual implica que este valor es la solubilidad de la sal en una solución de AgNO3 con una concentración de 1.0x 10−2 M + + pues [Ag ]AgC ≺≺ [Ag ]AgNO3 Entonces. ya que el aporte de la sal AgCℓ del catión Ag+ es mucho menor que el proveniente de AgNO3.8x 10−8 −2 1.3) 1.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad [Ag+ ] ≅ 1. 16 .0x 10 − Sabemos que de aquí hay 1.0x10-2M.facebook. reemplazando este valor en la ecuación (E. PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 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 17 PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 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. 18 PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 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. 19 PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 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. 20 PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad Volumen de H2SO4 usado para la neutralización: 5,2 mL Cálculo de la Solubilidad del Ca(OH)2: # EqH2 SO4 = # EqCa(OH)2 wCa(OH)2 1L x 0,1 = 5,2mLx 74 1000mL 2 wCa(OH)2 = 0,01924g Luego: S= WCa(OH)2 S= 0,1924g 100mLH2 O 10mL x 100mL ⇒ 0,01924 x 100mL 10mL 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: # EqH2 SO4 = # EqCa(OH)2 wCa(OH)2 1L x 0,1 = 2,6mLx 74 1000mL 2 wCa(OH)2 = 0,00962g Luego: S= WCa(OH)2 10mL x 100mL ⇒ 0,00962 x 100mL 10mL 21 PRACTICA Nº 9 S= Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 0,0962g 100mLH2 O 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: # EqH2 SO4 = # EqCa(OH)2 wCa(OH)2 1L x 0,1 = 1,9mLx 74 1000mL 2 wCa(OH)2 = 0,00703g Luego: S= WCa(OH)2 S= 0,0703g 100mLH2 O 10mL x 100mL ⇒ 0,00703 x 100mL 10mL 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: # EqH2 SO4 = # EqCa(OH)2 2,6mLx w 1L x 0,1 = Ca(OH)2 74 1000mL 2 22 PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad wCa(OH)2 = 0,00962g Luego: S= WCa(OH)2 S= 0,0962g 100mLH2 O 10. 10mL x 100mL ⇒ 0,00962 x 100mL 10mL 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: # EqH2 SO4 = # EqCa(OH)2 wCa(OH)2 1L x 0,1 = 2,2mLx 74 1000mL 2 wCa(OH)2 = 0,00814g Luego: S= WCa(OH)2 S= 0,0814g 100mLH2 O 11. 10mL x 100mL ⇒ 0,00814 x 100mL 10mL Calculamos la solubilidad de Ca(OH)2 a la temperatura de 40ºC. Volumen de H2SO4 usado para la neutralización: 2,4 mL 23 PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad Cálculo de la Solubilidad del Ca(OH)2: # EqH2 SO4 = # EqCa(OH)2 wCa(OH)2 1L x 0,1 = 2,4mLx 74 1000mL 2 wCa(OH)2 = 0,00888g Luego: S= WCa(OH)2 S= 0,0888g 100mLH2 O 10mL x 100mL ⇒ 0,00888 x 100mL 10mL 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: # EqH2 SO4 = # EqCa(OH)2 wCa(OH)2 1L x 0,1 = 3,6mLx 74 1000mL 2 wCa(OH)2 = 0,01332g Luego: S= WCa(OH)2 10mL x 100mL ⇒ 0,01332 x 100mL 10mL 24 PRACTICA Nº 9 S= Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 0,1332g 100mLH2 O 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. 25 Luego se añade una de ellas al otro tubo que contiene la otra solución. En dos tubos de ensayo. Se observa la formación de un precipitado blanco. La reacción es: BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac) 26 . Se escoge uno de los pares de soluciones. En este caso es el BaCℓ2 y Na2SO4 0.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. 3.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 2. con la ayuda de dos pipetas se vierten 5 mL de cada solución.facebook.1M. 05 0. entonces la actividad es 1. para eso se toma 1 mL de cada solución nuevamente y se completa con agua hasta 10 mL de solución.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. Ahora se prepara una serie de diluciones.05 0.1Mx x Cálculo de la constante del producto de solubilidad: BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac) Luego: BaSO4(pp) ⇄ Ba+2(ac) + SO 4−2 (ac) 0.05 = 2.1Mx x = 0. en el denominador aparece 1 ya que es una 1 sustancia sólida precipitada.facebook.5x 10 −3 .05M 5mL [BaCℓ2] = 0.05M 5mL 10mL [Na2SO4] = 0. 27 .com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad Cálculo de las concentraciones de BaCℓ2 y Na2SO4: 10mL = 0.05x 0.05 La constante del producto de solubilidad es: Ksp = 0. 4. Entonces la solución resultante tendrá una concentración de 10-2M. 005 La constante del producto de solubilidad es: Ksp = 0. Cálculo de las concentraciones de BaCℓ2 y Na2SO4: 10mL = 0. Se observa esta vez que ya no se forma tanto precipitado.01Mx x = 0. Luego se extrae 5 mL de cada una de las soluciones y se procede a mezclar.005M 5mL [BaCℓ2] = 0.005M 5mL 10mL [Na2SO4] = 0.01Mx x Cálculo de la constante del producto de solubilidad: BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac) Luego: BaSO4(pp) ⇄ Ba+2(ac) + SO 4−2 (ac) 0.005 0.005x 0.Andres Sanchez Castillo / www.5x 10 −5 1 28 .com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad PRACTICA Nº 9 5.facebook.005 0.005 = 2. Esta vez el precipitado ya no se puede ver.5x 10 −7 1 29 .0005 La constante del producto de solubilidad es: Ksp = 0.001Mx x Cálculo de la constante del producto de solubilidad: BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac) Luego: BaSO4(pp) ⇄ Ba+2(ac) + SO 4−2 (ac) 0.0005x 0.0005 0.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad PRACTICA Nº 9 6.0005 = 2.0005M 5mL [BaCℓ2] = 0. Cálculo de las concentraciones de BaCℓ2 y Na2SO4: 10mL = 0. 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.0005 0.Andres Sanchez Castillo / www. Pero esto no nos asegura que no haya precipitado.001Mx x = 0. para obtener solución con concentración 10-3M.facebook.0005M 5mL 10mL [Na2SO4] = 0. Cálculo de las concentraciones de BaCℓ2 y Na2SO4: 10mL = 0. La solución tiene concentración 10-4M.Andres Sanchez Castillo / www.5x 10 −9 1 30 .00005 = 2. Significa que la formación de precipitado es tan pequeña que se podría despreciar cuantitativamente.00005 0.facebook.001Mx x = 0.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad PRACTICA Nº 9 7.00005 0.00005M 5mL [BaCℓ2] = 0. Tampoco se ve el precipitado. Ahora extraemos 1 mL de la solución anterior y nuevamente se completa con agua hasta 10 mL y se vuelven a mezclar.00005x 0.001Mx x Cálculo de la constante del producto de solubilidad: BaCℓ2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(pp) + NaCℓ(ac) Luego: BaSO4(pp) ⇄ Ba+2(ac) + SO 4−2 (ac) 0.00005 La constante del producto de solubilidad es: Ksp = 0.00005M 5mL 10mL [Na2SO4] = 0. Esta vez la solución se ve mas clara. 5x10-3 2. Esto se debe a que aún hay formación de precipitado.1x10-10 31 .5x10-5 2.5x10-7 2.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad Observación: En las experiencias realizadas.1x10-10 1. Q 2.1x10-10 1. Sólo que no se puede ver a simple vista.1x10-10 1.5x10-9 > > > > Ksp teórico 1. la constante iónica es mayor que la constante del producto de solubilidad teórica.facebook.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. 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. 32 . a medida que se aumenta la temperatura se observa que el volumen gastado de H2SO4 disminuye. saturada o sobresaturada. Esto se comprueba por el método de titulación.facebook. observando si existe sedimentación. También nos indica si una disolución es insaturada.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad CONCLUSIONES • Al aumentar la temperatura la solubilidad del Ca(OH)2 también aumenta. • Mediante las disoluciones sucesivas y cálculos previos de las concentraciones de una solución se puede determinar el producto de solubilidad. Harwood.facebook. Geoffrey Herring Ed. Petrucci. William S.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad BIBLIOGRAFÍA 9 Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 671 — 677 9 Química General 8va edición (2003) Ralph H. F.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www. Prentice Hall Páginas 750 — 758 9 Crc Handbook of Chemistry and Physics 82va edición (2002) CRC Press Corporate Páginas 687 — 690 33 . 026) La constante del producto de solubilidad es: Ksp1 = 0. S1 = 0.026)2 = 7. Para los puntos que le permitió trazar la curva de solubilidad determine la solubilidad en mol/L y sus correspondiente Ksp.0962g 1000mL 1mol 0.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad APÉNDICE 1.026 2(0.013x (2 x 0.03x 10−5 1 Entonces: Ksp2 = 0.013mol x x = 100mL 1L 74g L S5 = 0.026x (2 x 0.0703g 1000mL 1mol 0.facebook.42x 10−6 1 34 .018mol x x = 100mL 1L 74g L Calculando el Ksp a partir de las solubilidades Luego: CaOH2(s) ⇄ Ca+2(ac) + 2OH-1 (ac) 0.1924g 1000mL 1mol 0.011mol x x = 100mL 1L 74g L S6 = 0.1332g 1000mL 1mol 0.0095mol x x = 100mL 1L 74g L S4 = 0.0888g 1000mL 1mol 0.026 0.0962g 1000mL 1mol 0.012mol x x = 100mL 1L 74g L S7 = 0.0814g 1000mL 1mol 0.0095)2 = 3.013mol x x = 100mL 1L 74g L S3 = 0.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.026mol x x = 100mL 1L 74g L S2 = 0.0095x (2 x 0.013)2 = 8.78x 10−6 1 Ksp3 = 0. 013x (2 x 0.32 x 10 −6 1 ⇒ S4 = S6 x (2xS6 )2 = 6.013mol (a 60ºC) L 0.012mol L (a 40ºC) S7 x (2 xS7 )2 = = 2.012)2 = 6.32 x 10−6 = 1 Ksp4 = Ksp5 Ksp6 = 0.012 x (2 x 0.011)2 = 5.8x10-7 = SxS ⇒S = 5. Calcular la solubilidad molar a 25ºC de la siguientes sustancias: PbSO4 Kps = 1.013)2 = 8.0x10-4 SrSO4 Kps = 2.42 x 10−6 1 ⇒ S3 = 0.011mol (a 50ºC) ⇒ S5 = L 3.33x 10−5 1 2. encontrar la solubilidad molar a la temperatura de trabajo.018)2 = 2.03x 10−5 = 1 ⇒ S1 = 0.013mol (a 90ºC) L S3 x (2 xS3 )2 = 3.78x 10−6 1 S x (2 xS5 )2 = 5 = 5.4x10-2 35 .91x 10−6 1 Ksp7 = 0.PRACTICA Nº 9 Andres Sanchez Castillo / www.018mol L (a 30ºC) Ksp4 = Ksp5 Ksp6 = Ksp7 0.0x10-8 = SxS ⇒S = 1.2x10-4 MgCO3 Kps = 2.0095mol (a 80ºC) L Ksp3 = S4 x (2 xS4 )2 = 8. A partir de los Ksp experimentales.33x 10−5 1 ⇒ S7 = 0.91x 10−6 1 ⇒ S6 = 0.78x 10−6 = 1 ⇒ S2 = 0. Ksp1 S1x (2xS1 )2 = 7.0x10-4 = SxS ⇒S = 1.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad 0.011x (2 x 0.026mol (a 95ºC) L Ksp2 S2 x (2 xS2 )2 = 8.facebook.018x (2 x 0.78x 10−6 1 0. facebook. 2 y 3: CdS(s) + 2H+(ac) ⇄ Cd2+(ac) + H2S(ac) Ksp Keq = K1xK2 Luego: [Cd2+ ][S 2.] [Cd2+ ][H2 S] Keq = = 2= 1 1 [S ][H+ ]2 [H+ ]2 .0x10-14 = SxS PbCrO4 mol ⇒S = 1.1 S 0. Luego tenemos las siguientes reacciones: CdS(s) ⇄ Cd2+(ac) + S2-(ac) (1) Luego: H2S ⇄ HS.] [Cd2+ ][S 2. Para una solución saturada de H2S es 0.+ H+ ⇄ H2S S2.+ H+ HS.1M. Calcular la concentración de Pb2+ en una solución saturada de PbCrO4 (Ksp PbCrO4 = 2x10-14).com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad PRACTICA Nº 9 4.+ H+ ⇄ HS- 1/K1 1/K2 (2) (3) Sumando 1. Kps = 2.2x10-15 Invertimos ambas ecuaciones: HS.Andres Sanchez Castillo / www.6x10-29). Calcular la solubilidad del CdS en una solución saturada con H2S 1M en HCℓ (Ksp CdS =3. [HS] [H2 S] [H2 S] 2+ [S ][H ] [HS][H+ ] Inicio Cambio Equilibrio CdS cte cte cte + 2H+ 1 2S 1-2S ↔ Cd2+ S S + H2S 0.41x10-7 L 5.1-S 36 .+ H+ K1 = 9x10-8 K2 = 1.⇄ S2. 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.3x10-5 = -11 -8 (1.2x10 )(9. Indique los errores posibles en el experimento.33x10-6mol/L 6.6x10-29 S(0.com/andreslsanchezsc Solubilidad y Producto de Solubilidad PRACTICA Nº 9 Keq = 3. • Al momento de extraer los 10 mL de la solución de Ca(OH)2.facebook. 37 . • Al momento de extraer los 10 mL de la solución de Ca(OH)2.0x10 ) (1-2S) S = 3.Andres Sanchez Castillo / www.1-S) = 3. puede que no se haya hecho a la temperatura correcta. facebook.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Electrólisis ÍNDICE Página Carátula 1 Índice 3 Introducción 4 Objetivos 5 Principios Teóricos Electrólisis Electrolitos Electrodos Fuente de voltaje Leyes de Faraday: 1ra y 2da ley Anexo: El Cromado Potenciales estándar 6 6 7 7 8 8 9 11 Detalles Experimentales Materiales y Reactivos Procedimiento 15 15 16 Conclusiones 25 Bibliografía 26 Apéndice 27 3 . com/andreslsanchezsc Electrólisis INTRODUCCIÓN En este trabajo que presentamos. Para poder hacer este trabajo tuvimos que indagar acerca de le electroquímica.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. 4 . Las Reacciones Químicas que intervienen en estos procesos son de tipo Redox. acumuladores). en pocas palabras.facebook. 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. pretendemos exponer una breve reseña sobre la electrolisis para poder ampliar nuestros conocimientos en el área de la química. 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. • Determinar la constante experimental del producto de solubilidad de los diferentes pares de soluciones.Andres Sanchez Castillo / www.facebook. observando que la formación de sus precipitados se disuelvan al disminuir las concentraciones de éstos. 5 .com/andreslsanchezsc Electrólisis PRACTICA Nº 10 OBJETIVOS • Determinar la solubilidad del Ca(OH)2 a diferentes temperaturas por el método de titulación y graficar la curva de solubilidad correspondiente. ¾ Cada electrodo mantiene atraídos a los iones de carga opuesta. ¾ Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica. o aniones. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-). El electrodo conectado al polo negativo se conoce como cátodo. El proceso consiste en lo siguiente: ¾ Se funde o se disuelve el electrolito en un determinado disolvente. 6 . Esta polaridad es lo que caracteriza a un enlace iónico. Así. mientras que los iones negativos. y el conectado al positivo como ánodo. con el fin de que dicha sustancia se separe en iones. se desplazan hacia el ánodo.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. produciéndose nuevas sustancias. ¾ En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones. son atraídos al cátodo.facebook. o cationes.com/andreslsanchezsc Electrólisis PRINCIPIOS TEÓRICOS ELECTROLISIS Consiste en la descomposición mediante una corriente eléctrica continua de sustancias ionizadas denominadas electrolitos. los iones positivos. y sumergidos en la disolución. PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. el alcohol. etc. Ag. Ejm: Zn. al estado de fusión.facebook. como H2SO4. Pueden ser: • Solubles: Participan en la reacción y por lo tanto sufren cambios químicos durante el proceso. y el H2O que presenta enlaces covalentes. KCℓ. etc. Cu. • Insolubles: No sufren cambios químicos en el proceso. Fe. HNO3. • Electrolitos débiles: Son los que se ionizan parcialmente en solución acuosa y pueden ser los ácidos débiles como el CH3COOH ácido acético. HCℓ . ELECTRODOS Superficies conductoras que en contacto con el electrolito logran la reacción de oxidación y reducción.com/andreslsanchezsc Electrólisis ELECTROLITOS Son sustancias que dan soluciones acuosas conductoras de la corriente eléctrica. Dichas sustancias pueden conducir también electricidad. 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. que son muy débiles y son orgánicos. LiCℓ. Ejm: Grafito. 7 . también algunas sales iónicas como NaCℓ. Pt. Pd. Sn. Eq .t. donde la fuente de voltaje es una pila.com/andreslsanchezsc Electrólisis 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. En este caso los flujos de carga eléctrica son constantes en intensidad (i) y sentido. etc.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.g 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) 8 . 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. Para la electrolisis se utiliza corriente eléctrica continua. batería. m= i.facebook. facebook. # EqC1 = # EqA1 = # EqC2 = # EqA2 ANEXO ※ EL CROMADO El cromado es un galvanizado.com/andreslsanchezsc Electrólisis ※ 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. por medio del cual se deposita una fina capa de cromo metálico sobre objetos metálicos e incluso sobre material plástico. cojinetes 9 .1 mm) que se depositan en piezas que deben soportar grandes esfuerzos de desgaste. El recubrimiento electrolítico con cromo es extensivamente usado en la industria para proteger metales de la corrosión. basado en la electrólisis.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. mejorar su aspecto y sus prestaciones El llamado cromo duro son depósitos electrolíticos de espesores relativamente grandes (0. Se realizan este tipo de depósitos especialmente en asientos de válvulas. el níquel y el acero. menos aun si las capas que se depositan son tan delgadas como una micra. Por ello las superficies a cubrir deben estar bien pulidas. La grifería doméstica es un ejemplo de piezas cromadas para dar embellecimiento. 10 . El cromo brillante o decorativo son finas capas de cromo que se depositan sobre cobre.facebook. pero no sobre el zinc o la fundición. El cromo tiene poco poder de protección. brillantes y desengrasadas.com/andreslsanchezsc Electrólisis cigüeñales ejes de pistones hidráulicos y en general en lugares donde se requiera bastante dureza y precisión. El cromo se aplica bien sobre el cobre.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. latón o níquel para mejorar el aspecto de algunos objetos. com/andreslsanchezsc Electrólisis Aquí se presentan los potenciales estándar 11 .PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.facebook. PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Electrólisis 12 . PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Electrólisis 13 .facebook. com/andreslsanchezsc Electrólisis 14 .facebook.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.facebook.com/andreslsanchezsc Electrólisis 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 1.1M Tetracloruro de Carbono CCℓ4 Indicadores: Fenolftaleina y Anaranjado de Metilo Almidón 15 .5 cm.1N Ácido Nítrico HNO3 3M Cloruro Férrico FeCℓ3 0. Viruta de cobre Ácido Sulfúrico H2SO4 concentrado Ácido Clorhídrico HCℓ 0. x 8 cm. facebook.com/andreslsanchezsc Electrólisis PROCEDIMIENTO A) Electrólisis de la solución de KI (electrodos insolubles) En esta primera experiencia se verifica un ejemplo de electrólisis. 1.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. Más adelante se verán otros ejemplos aún más interesantes. Se hace las conexiones eléctricas correspondientes y se deja transcurrir la electrólisis durante 15 minutos. 2. La fuente de corriente directa (continua) tendrá un potencial de 15V.5M en el tubo en “U” de modo que llegue hasta 1 cm. Se instala el aparato de electrólisis. por debajo de la parte superior. Se coloca una cantidad suficiente de solución de KI 0. 16 . esto corresponde a gas H2. 17 . Terminada la electrólisis.com/andreslsanchezsc Electrólisis 3.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. Se observa la formación de I2 en el ánodo el cual tiene un color marrón y en el cátodo se ven burbujas. 4. se desconecta el equipo y se retira con cuidado los electrodos.facebook. 6. Con un gotero se extrae una pequeña cantidad del extremo donde estaba el cátodo y se vacía en un tubo de ensayo.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. 18 .facebook. 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.com/andreslsanchezsc Electrólisis 5. Ahora se extrae con el gotero una pequeña cantidad del extremo donde estaba el ánodo y se vierte a un tubo de ensayo.→ Fe(OH)3(pp) 8. La reacción es: FeCℓ3 + OH. 19 .facebook.com/andreslsanchezsc Electrólisis 7. Se agregan 2 gotas de FeCℓ3 para comprobar la concentración del ión Oxhidrilo (OH-) de la solución.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. La solución da un precipitado de color rojo. Para el CCl4 se observa una coloración violeta y par el almidón se observa una coloración azul oscura. al primer tubo se le añade 2 gotas de CCℓ4 y al segundo tubo se le añade 2 gotas de almidón.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. Este tubo se divide en partes iguales.facebook.com/andreslsanchezsc Electrólisis 9. 20 . 10. Mientras que en el cátodo se está depositando una sustancia marrón que es el cobre de la solución.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.→ H2↑ + 2OHCatódica: 2I. 2.5M y se procede a instalar el equipo para comenzar la electrólisis.→ I2↓ + 2e- (Oxidación) < (Reducción) B) Electrólisis de la solución de CuSO4 (electrodos insolubles) 1. Se observa que del ánodo está saliendo burbujas de un gas.facebook. 21 .com/andreslsanchezsc Electrólisis Las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O + 2e. Se emplea una solución de CUSO4 0. Aquí se usará también 15V. este gas es oxígeno. 4. mientras que la solución con Anaranjado de Metilo cambia a un color rojo.facebook. La solución con Fenolftaleina no cambia de color. Inmediatamente se añade 2 gotas de Fenolftaleina y Anaranjado de metilo a cada tubo. 22 .PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.com/andreslsanchezsc Electrólisis 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. Esto es para comprobar la presencia del ión H+. PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.+ 4e- (Oxidación) Catódica: 2Cu+2 + 4e.com/andreslsanchezsc Electrólisis 5. La reacción es: Cu + HNO3 → CuNO3 + NO2 + H2O Las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O → O2↑ + 4OH.→ 2Cu↓ (Reducción) 23 . 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.facebook. La solución toma un color verde azulado. luego se instala el como ánodo una lámina de cobre y como cátodo un alambre de cobre. ya que estos electrodos son solubles. 2. Transcurrida la electrólisis. Se usará un potencial de 2 a 4V. En un vaso de 250 mL se agrega 100 mL de solución de CUSO4 0. Luego se introducen los electrodos.facebook.→ 2Cu↓ (Reducción) 24 . se observa que en la placa de cobre se ha depositado cobre proveniente de la solución y también del cátodo de cobre.com/andreslsanchezsc Electrólisis C) Purificación del cobre (electrodos de Cu: ánodo soluble) 1.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. Las reacciones a lugar son: Anódica: Cu → Cu+2 + 2e- (Oxidación) Catódica: Cu+2 + 2e. se le agrega 1 mL de H2SO4 concentrado. cuidando de que estos no choquen entre sí.5M. • Para dar a entender mejor este trabajo quisimos desarrollar las definiciones de electrolito y electrodo.facebook.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. También aprendimos sobre las leyes de Faraday y su aplicación en la electroquímica.com/andreslsanchezsc Electrólisis CONCLUSIONES • Los procesos químicos son de una gran importancia tanto a nivel industrial como a nivel ecológico y natural. 25 . • Con el desarrollo de este trabajo presentado pudimos conocer un poco mas sobre la electroquímica y los puntos relacionados con ella. William S. Harwood. Geoffrey Herring Ed. Prentice Hall Páginas 851 — 855 9 Crc Handbook of Chemistry and Physics 82va edición (2002) CRC Press Corporate Páginas 580 — 585 26 . F.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. Mc Graw-Hill Interamericana Páginas 769 — 776 9 Química General 8va edición (2003) Ralph H.com/andreslsanchezsc Electrólisis BIBLIOGRAFÍA 9 Química General 7ma edición (2002) Raymond Chang Ed.facebook. Petrucci. + 4e- (Oxidación) Catódica: 2Cu+2 + 4e. depositado y desprendido en los electrodos y que iones quedan presentes en las soluciones. las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O + 2e.→ H2↑ + 2OHCatódica: 2I. las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O → O2↑ + 4OH.→ 2Cu↓ (Reducción) En la purificación de CuSO4. Escribir las ecuaciones de las semireacciones y las reacciones totales de los procesos primarios y secundarios que tienen lugar en los electrodos. las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O + 2e.→ 2Cu↓ (Reducción) 2. En la solución de KI.→ I2↓ + 2e- (Reducción) En la solución de CuSO4.facebook. las reacciones a lugar son: Anódica: Cu → Cu+2 + 2e- (Oxidación) Catódica: Cu+2 + 2e.com/andreslsanchezsc Electrólisis APÉNDICE 1.→ H2↑ + 2OH- (Oxidación) Catódica: 2I.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www. En la solución de KI.→ I2↓ + 2e27 . ¿Qué productos se han formado. → 2Cu↓ (Reducción) # EqO2 =EqCu w 32 4 = 5 63.+ 4e- (Oxidación) Catódica: 2Cu+2 + 4e.+ 4eCatódica: 2Cu+2 + 4e.com/andreslsanchezsc Electrólisis PRACTICA Nº 10 En la solución de CuSO4.4L x = 0.→ 2Cu↓ 3. En la electrólisis de una solución de CuSO4 ¿Qué volumen de O2 (medido a condiciones normales) es liberado en el ánodo. las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O → O2↑ + 4OH.88L 32g 1mol 28 .facebook.25g Luego: 1.Andres Sanchez Castillo / www.5 2 w = 1. las reacciones a lugar son: Anódica: Cu → Cu+2 + 2eCatódica: Cu+2 + 2e. las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O → O2↑ + 4OH.→ 2Cu↓ En la purificación de CuSO4. en el tiempo que transcurre para depositar sobre el cátodo 5g de Cu? En la solución de CuSO4.25gx 1mol 22. ¿Qué papel juega la concentración de los iones H+ en la solución durante la electrólisis?. El volumen final de la solución es 300mL. Cambia el pH de la solución. De un ejemplo y explique con semireacciones. permitiendo después una neutralización. En la solución de CuSO4.→ 2Cu↓ (Reducción) 29 . 5= Qx 63. al acidificar el medio.5M 0.facebook.3L 5. ¿Cuál es la molaridad de H+ en una solución después de la electrólisis descrita en el problema anterior?. las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O → O2↑ + 4OH.85x = 0.com/andreslsanchezsc Electrólisis 4.5 96500x 2 1mol e − 4H+ − Q = 15196.PRACTICA Nº 10 Andres Sanchez Castillo / www.15mol e x 96500 4mol e − 0.+ 4e- (Oxidación) Catódica: 2Cu+2 + 4e.15mol = 0.