Informe de Laboratorio Hidrogeno PDF

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informe de laboratorio correspondiente al trabajo realizado en la experiencia de laboratorio numero 3 , para vislumbrar algunas propiedades quimicas del hidrogeno...

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QUIMICA INORGANICA Trabajo Práctico de Laboratorio Nro. 3 HIDRÓGENO EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE INTRODUCCIÓN:

En esta experiencia de laboratorio se pondrá a prueba reacciones entre tres tipo de metal con tres tipos de soluciones, con sustancias como Agua, ácido sulfúrico e Hidróxido de Sodio, los metales en juego son (Zn, Fe, Al) intentando obtener como resultado una reacción espontánea que desprenda hidrogeno gaseoso. Dichas reacciones se observaran en temperatura ambiente y luego en caliente. Se medirá el PH del Ácido Acético se procederá a realizar el cálculo de la constante de disociación del ácido Acético. Finalmente se realizara Hidrolisis de diferentes sales como (NaCl, NH4Cl,NaAc) y mediremos el PH con papel peachimetro, y compararemos los resultados con los cálculos teniendo en cuenta que especies reaccionan con el agua alterando el PH de la solución. MATERIALES:

   

Tubo de Hemolisis Placa de toque Mechero Soporte

  

Vaso de precipitados Pipeta Varilla de Vidrio

PROCEDIMIENTO:



Obtención de Hidrogeno:

En tres tubos de ensayo se colocó 1 ml de agua destilada, y a cada uno se le agrego una granalla de Zn, Fe, Al respectivamente. Se realizó el mismo procedimiento pero en otros tres tubos diferentes se agregó ácido sulfúrico y en otros tres tubos más se agrego Hidróxido de Sodio. Teniendo un total de 9 tubos con sus respectivas granallas y sus respectivas soluciones. Se observaron los cambios en temperatura ambiente y luego en baño maría a una temperatura de 90°C aprox.

Solución

Granalla de Zn

Granalla de Al

Granalla de Fe

H 2O

En frio:

En frio:

En frio:

No se observa reacción a No se observa reacción No se observa reacción a simple vista. a simple vista. simple vista.

H2SO4

En caliente:

En caliente:

En caliente:

Ligero burbujeo.

Burbujeo leve

Burbujas grandes que se quedaban rodeando la granalla de Fe.

En frio:

En frio:

En frio:

Se observa reacción.

No se observa reacción Reacción mucho mayor al a simple vista. de la granalla de Zn

En caliente:

NaOH

En caliente: Reacción muy vigorosa. Desprendimiento de Leve burbujeo, menos grandes cantidades de que las otras dos situaciones pero no hidrogeno. insignificante.

En caliente:

En frio:

En frio:

En frio:

Reacción muy vigorosa. Desprendimiento de grandes cantidades de hidrógeno

Sin reacción a primera Sin reacción a primera Sin reacción a primera vista. vista. vista. En caliente: En caliente: En caliente: Hay reacción y desprendimiento de Leve burbujeo en la Reacción muy violenta, hidrogeno gaseoso, pero en superficie del metal. se forma una especie de menor cantidad que con la espuma, quedando todo granalla de Al. muy turbio. .

De forma demostrativa se agregó sodio sólido en agua destilada. Esta reacción muy violenta libera grandes cantidades de hidrogeno gaseoso, y toma lugar a gran velocidad, siendo que la muestra de sodio reaccionante se consumió en pocos segundos. DISCUSION

Resulta interesante el efecto de la temperatura con las reacciones, cabe destacar que en algunos procesos los cambios no eran tan notorios debido a las velocidades de reacción, algunos reaccionaron a temperatura ambiente y otros solamente lo hicieron cuando la solución era calentada, ya que de esta manera se logra disminuir la energía de activación A continuación escribimos las reacciones involucradas en la experiencia 1 con los 2

respectivos cálculos de potencial estándar de reacción:

Granalla de Cinc (Zn): 

En agua:

Semirreacciones: 

Oxidación: 𝑍𝑛0 → 𝑍𝑛2+ + 2𝑒 −

E0Zn2+/Zn= -0,7621 V



Reducción: 2𝐻2 𝑂 + 2𝑒− → 𝐻2 + 2𝑂𝐻−

E0H20/H2= -0,83 V

Reacción Global: 𝑍𝑛(𝑠) + 2𝐻2 𝑂 → 𝑍𝑛2+ (𝑎𝑐) + 2𝑂𝐻− (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (−0,83 − (−0,7621))𝑉 = −0,0679𝑉 La diferencia de potencial de la reacción es negativo, por ello la reacción no es espontanea.



En solución de ácido sulfúrico:

Semirreacciones: 

Oxidación: 𝑍𝑛0 → 𝑍𝑛2+ + 2𝑒 −

E0Zn2+/Zn= -0,7621 V



Reducción: 2𝐻+ + 2𝑒 − → 𝐻2

E0H+/H2= 0,00 V

Reacción Global: 𝑍𝑛(𝑠) + 𝐻2 𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) → 𝑍𝑛2+ (𝑎𝑐) + 𝑆𝑂4 − (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (0,00 − (−0,7621))𝑉 = 0,7621𝑉



En solución de hidróxido de sodio:

Semirreacciones: 

− Oxidación: 𝑍𝑛0 + 4𝑂𝐻 − → 𝑍𝑛(𝑂𝐻)2− 4 + 2𝑒



Reducción: 2𝐻2 𝑂 + 2𝑒− → 𝐻2 + 2𝑂𝐻 −

E0Zn2+/Zn= -1,22 V E0H20/H2= -0,83 V

Reacción Global: 𝑍𝑛(𝑠) + 𝐻2 𝑂 + 2𝑂𝐻 − (𝑎𝑐) → 𝑍𝑛(𝑂𝐻)2− 4 (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (−0,83 − (−1,22))𝑉 = 0,39𝑉 En medio fuertemente alcalino, el ion cinc reacciona con los iones hidróxido para dar el complejo tetrahidroxozincato. Al formarse especies complejas, varía el potencial de la semirreaccion, con lo que se puede alcanzar un potencial suficiente como para reducir el protón. Granalla de Aluminio (Al): 3



En agua:

Semirreacciones: 

Oxidación: 𝐴𝑙0 + 4𝑂𝐻− → 𝐴𝑙 (𝑂𝐻)4− + 3𝑒 −

E0Al(OH)4/Al= -2,33 V



Reducción: 2𝐻2 𝑂 + 2𝑒− → 𝐻2 + 2𝑂𝐻−

E0H20/H2= -0,83 V

Reacción Global: 2𝐴𝑙(𝑠) + 3𝐻2 𝑂 → 2𝐴𝑙(𝑂𝐻)−4 (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (−0,83 − (−2,33))𝑉 = 1,5𝑉



En solución de ácido sulfúrico:

Semirreacciones: 

Oxidación: 𝐴𝑙0 → 𝐴𝑙 3+ + 3𝑒 −



Reducción: 2𝐻+ + 2𝑒 − → 𝐻2

E0Al3+/Al= -1,676 V E0H+/H2= 0,00 V

Reacción Global: 2𝐴𝑙(𝑠) + 3𝐻2 𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) → 2𝐴𝐿3+ (𝑎𝑐) + 3𝑆𝑂4 − (𝑎𝑐) + 3𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (0,00 − (−1,676))𝑉 = 1,676𝑉 A temperatura ambiente no notamos reacción alguna a pesar de tener una diferencia de potencial positiva, esto se debe a un impedimento cinético, sobre la barra de aluminio se forma una capa protectora de óxido de aluminio, la cual impide el contacto de los protones con el metal y por ende no hay reacción. Corresponde a un ejemplo importante de un caso en el que a la reacción le corresponde una diferencia de potencial positiva y sin embargo no ocurre reacción. Sin embargo, cuando calentamos la solución, la capa protectora de óxido de aluminio se disuelve y ahora es posible el contacto de los protones con el metal, y en consecuencia la ocurrencia de la reacción.



En solución de hidróxido de sodio:

Semirreacciones: 

Oxidación: 𝐴𝑙0 + 4𝑂𝐻− → 𝐴𝑙 (𝑂𝐻)4− + 3𝑒 −

E0Al(OH)4/Al= -2,33V



Reducción: 2𝐻2 𝑂 + 2𝑒− → 𝐻2 + 2𝑂𝐻−

E0H20/H2= -0,83 V

Reacción Global: 2𝐴𝑙0 (𝑠) + 6𝐻2 𝑂 + 2𝑂𝐻− (𝑎𝑐) → 2𝐴𝑙(𝑂𝐻)−4(𝑎𝑐) + 3𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (−0,83 − (−2,33))𝑉 = 1,5𝑉 En medio básico, la capa protectora de óxido de aluminio se disuelve, una vez que la 4

granalla de aluminio se sumerge en el medio básico, la capa se remueve y el aluminio queda expuesto para la reacción. Por ende la reacción en medio básica es posible tanto a temperatura ambiente como a elevada temperatura. Granalla de Hierro (Fe) 

En agua:

Semirreacciones: 

Oxidación: 𝐹𝑒 0 → 𝐹𝑒 2+ + 2𝑒 −

E0Fe2+/Fe= -0,44 V



Reducción: 2𝐻2 𝑂 + 2𝑒− → 𝐻2 + 2𝑂𝐻−

E0H20/H2= -0,83 V

Reacción Global: 𝐹𝑒(𝑠) + 2𝐻2 𝑂 → 𝐹𝑒 2+(𝑎𝑐) + 2𝑂𝐻− (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (−0,83 − (−0,44))𝑉 = −0,39𝑉 

En solución de ácido sulfúrico:

Semirreacciones: 

Oxidación: 𝐹𝑒 0 → 𝐹𝑒 2+ + 2𝑒 −

E0Fe2+/Fe= -0,44 V



Reducción: 2𝐻+ + 2𝑒 − → 𝐻2

E0H+/H2= 0,00 V

Reacción Global: 𝐹𝑒(𝑠) + 2𝐻2 𝑂 → 𝐹𝑒 2+(𝑎𝑐) + 2𝑂𝐻− (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (0,00 − (−0,44))𝑉 = 0,44𝑉 En medio acido, la diferencia de potencial de la reacción global es positivo y por ende la reacción es espontanea. 

En solución de hidróxido de sodio:

Semirreacciones: 

Oxidación: 𝐹𝑒 0 → 𝐹𝑒 2+ + 2𝑒 −

E0Fe2+/Fe= -0,44 V



Reducción: 2𝐻2 𝑂 + 2𝑒− → 𝐻2 + 2𝑂𝐻−

E0H20/H2= -0,83 V

Reacción Global: 𝐹𝑒(𝑠) + 2𝐻2 𝑂 → 𝐹𝑒 2+(𝑎𝑐) + 2𝑂𝐻− (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (−0,83 − (−0,44))𝑉 = −0,39𝑉 Tanto en medio básico como en medio neutro, la diferencia de potencial de la reacción global resulta negativo, sin embargo, notamos que cuando se calentaron las soluciones en ambos casos ocurre desprendimiento de hidrógeno gaseoso, esto se debe a dos motivos, como principal podemos decir que las medidas de potencial estándar se llevan a cabo a 25°C, se debería volver a medir los potenciales a 90° para que el la diferencia de potencial calculada sea mas representativa, y es posible que a mayor temperatura la diferencia de 5

potencial resulte menos negativa o hasta quizás positiva, y en segundo lugar podemos hablar de un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de los productos, de acuerdo al principio de le´Chatelier, el hidrogeno que se desprende se libera a la atmosfera, y el ion ferroso en medio basico se oxida a ion férrico, y seguido este ultimo precipita como hidróxido férrico.



Sodio en agua:

Semirreacciones: 

Oxidación: 𝑁𝑎0 → 𝑁𝑎+ + 𝑒 −

E0Na+/Na= -2,714V



Reducción: 2𝐻2 𝑂 + 2𝑒− → 𝐻2 + 2𝑂𝐻−

E0H20/H2= -0,83 V

Reacción Global: 2𝑁𝑎(𝑠) + 2𝐻2 𝑂 → 2𝑁𝑎+ (𝑎𝑐) + 2𝑂𝐻− (𝑎𝑐) + 𝐻2 (𝑔) ∆𝐸0 = (−0,83 − (−2,714))𝑉 = 1,884𝑉 La reacción es violenta que podría conducir a explosiones, e incluso a la ignición del hidrogeno desprendido en contacto con el aire. Por esta razón se trabajó con una muestra pequeña de sodio de manera de reducir riesgos. La diferencia de potencial para esta reacción es grande, por lo que se trata de una reacción muy espontanea. Para este caso, se mide el pH de la solución mediante el uso de papel pH y con fenolftaleína. En un tubo de ensayos colocamos unos ml de la solución y agregamos unas gotas de fenolftaleína, a lo que la solución se tornó inmediatamente color rosa pardo, señal de un pH básico. Así mismo, con el peachimetro pudimos establecer un pH=13 confirmando la basicidad de la solución. Esto se debe a que en la reacción de óxido reducción involucrada se libera hidróxido.

•

Determinación de la constante de equilibrio del ácido acético : Analisis y discusion

Se colocó 1 ml aproximadamente de solución de ácido acético 0,1 M en una placa de toque. Se determinó el PH el cual dio 3 según la escala del peachimetro, y se procedió a calcular la constante de disociación del ácido acético.

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De la misma manera, colocamos 1 ml de solución de ácido acético 0,5 M y ml de solución de acetato de sodio 0,5 M en un tubo de ensayos. Seguido se procede a la determinación del pH de la solución utilizando la escala del peachimetro, y con este valor procedemos al cálculo de la constante de disolución del ácido acético.

Hidrolisis:

Se tomaron soluciones de NaCl (0,1M), NH4Cl (0,1M), NaAc (0,1M) y se midió el PH respectivamente.  PH de la solución NaCl (0,1M) : 7 (Neutro) 7

Es una medida de PH certera ya que el ácido y base conjugados Na+ y Cl- son especies débiles que no tienden a reaccionar con el agua, por lo tanto no alteran el PH.  PH de la solución NH4Cl (0,1M) : 5 (Acido) El pH medido para esta solución resulta ser acido, y concuerda con lo que esperábamos puesto que en esta solución se libera un ácido conjugado fuerte (NH4+) que tiende a hidrolizarse liberando protones y cambiando el PH a ácido.

 PH de la solución NaAc(0,1M) : 8 (Básico) Esperábamos que esta solución adquiera un pH básico, puesto que en la disociación de la sal se libera la base conjugada fuerte (Ac-) que tiende a hidrolizarse liberando hidróxido y cambiando el pH de la solución a uno básico.

CONCLUSIÓN:

Logramos obtener hidrogeno a partir de reacciones químicas en el laboratorio, el rendimiento de algunas reacciones para la obtención de hidrogeno era mayor a otras, por ejemplo el Na(OH) con Al(s) en caliente fue mucho más eficiente que el Fe(s) en Agua. Se pudo calcular la constante de disociación del ácido acético a partir de su PH. Se entendió la 8

influencia de una hidrólisis en el PH de una solución.

9...