Informe Práctica 10 Laboratorio de química de soluciones ESIQIE PDF

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INSTITUTO POLITECNICO NACIONALESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIASEXTRACTIVASACADEMIA DE QUÍMICAACADEMIA DE FORMACIÓN BÁSICALABORATORIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONESGRUPO 1IVEQUIPO 2:→ Benítez Pliego Nancy→ Bolaños Muñoz Shani Daniela→ Campillo Cervantes Joana→ Carrada Rodríguez Yareli Fer...

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INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

ELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIA EXTRACTIVAS ACADEMIA DE QUÍMICA ACADEMIA DE FORMACIÓN BÁSICA

LABORATORIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONES GRUPO 1IV25

EQUIPO 2: → Benítez Pliego Nancy → Bolaños Muñoz Shani Daniela → Campillo Cervantes Joana → Carrada Rodríguez Yareli Fernanda PROFESOR: JUAN JASSO CUADROS PRÁCTICA NO. 10 “HIDRÓLISIS DE SALES Y EFECTO DE IÓN COMÚN”

27 DE MAYO DE 2021, CIUDAD DE MÉXICO

OBJETIVO GENERAL •

Identificar el carácter ácido-base de las soluciones acuosas salinas y comprobar de manera experimental el carácter regulador del pH que presentan las soluciones acuosas constituidas por un par conjugado ácidobase.

OBJETIVOS PARTICULARES •

•

•

Identificar el carácter ácido/base de los iones de una sal, y la presencia de un par conjugado en las soluciones acuosas formadas por un electrolito débil (ácido o base) y una de sus sales. Determinar el carácter ácido/base de una solución acuosa salina mediante el uso del papel tornasol Litmus, así como las variaciones teórica y experimental del pH de una solución reguladora por efecto de la adición conocida de un ácido o base fuerte. Valorar la importancia e impacto de los sistemas reguladores de pH en la industria y la vida cotidiana.

ACTIVIDAD 1 Identifica el carácter teórico ácido/base de cada una de las siguientes soluciones salinas: sulfato de potasio, nitrato de calcio, perclorato de amonio, hipoclorito de bario, bromuro de estroncio y fluoruro de litio.

𝐾2 𝑆𝑂4 + 𝐻2 𝑂 → 𝐾𝑂𝐻 + 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑎𝑚𝑏𝑜𝑠 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒𝑠 𝑒𝑠 𝑵𝑬𝑼𝑻𝑹𝑨

𝐶𝑎(𝑁𝑂3 )2 + 𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 + 𝐻𝑁𝑂3 𝑎𝑚𝑏𝑜𝑠 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒𝑠 𝑒𝑠 𝑵𝑬𝑼𝑻𝑹𝑨

𝑁𝐻2 𝐶𝑙𝑂4 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝐻4 (𝑂𝐻)2 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒 𝑦 𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑑é𝑏𝑖𝑙 𝑒𝑠 Á𝑪𝑰𝑫𝑨

𝐵𝑎(𝐶𝑙𝑂)2 + 𝐻2 𝑂 → 𝐵𝑎(𝑂𝐻 )2 + 𝐻𝐶𝑙𝑂2 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑑é𝑏𝑖𝑙 𝑦 𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒 𝑒𝑠 𝑩Á𝑺𝑰𝑪𝑨

𝑆𝑟𝐵𝑟2 + 𝐻2 𝑂 → 𝑆𝑟(𝑂𝐻)2 + 𝐻𝐵𝑟 𝑎𝑚𝑏𝑜𝑠 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒𝑠 𝑒𝑠 𝑵𝑬𝑼𝑻𝑹𝑨

𝐿𝑖𝐹 + 𝐻2 𝑂 → 𝐿𝑖𝑂𝐻 + 𝐻𝐹 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑑é𝑏𝑖𝑙 𝑦 𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒 𝑒𝑠 𝑩Á𝑺𝑰𝑪𝑨

ACTIVIDAD 2 Realiza una investigación bibliográfica para definir los conceptos señalados en cursivas y señala dos procesos industriales que requieran control del pH en el medio de reacción.

EFECTO ION COMÚN El efecto del ion común establece que en una solución química en donde varias especies se asocian de forma reversible entre sí por un proceso de equilibrio, incrementando la concentración de cualquiera de sus componentes disociados mediante la adición de otro químico que también lo contenga causará un incremento en la cantidad de asociación. Este resultado es una consecuencia del Principio de Le Chatelier por la reacción de equilibrio de asociación/disociación. Este efecto es comúnmente visto como un efecto sobre la solubilidad de las sales y otros electrólitos débiles. Adicionando una cantidad de uno de estos iones de la sal generalmente conduce a un aumento en la precipitación de la sal, la cual reduce la concentración de ambos iones de la sal hasta que el equilibrio de solubilidad es alcanzado. El efecto se basa en el hecho de que ambos, la sal original y el otro químico agregado tienen un ion en común. En otras palabras, se basa en el producto de solubilidad (Ksol) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir para que el Ksol permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante. El efecto ion común se basa en el producto de solubilidad (Kps) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir, para que Kps permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante. Soluciones reguladoras del pH, amortiguadoras o buffers. Una solución amortiguadora, reguladora, o tampón es aquella compuesta por una mezcla de un ácido débil con su base conjugada. Su principal característica es que mantiene estable el pH de una disolución ante la adición de cierta cantidad de ácido o base fuerte. Un ejemplo es la solución tampón de acético (ácido)-acetato (base conjugada) que mantendrá el pH alrededor de 4,6.

Es muy útil su uso en procesos en los que se necesita un pH bastante concreto, así como en la industria agrícola, farmacéutica y alimentaria. Estos son otros reguladores de pH: Citrato trisódico, Diacetato sódico, Citrato trisónico y Glicina. Los amortiguadores (también llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son aquellas disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes. Una disolución amortiguadora es aquella en la que se realiza una de las dos siguientes mezclas: Un ácido débil con la sal de ese mismo ácido. Ejemplo: ácido acético con acetato de sodio. (CH3COOH + CH3COONa). Una base débil con la sal de esa misma base. Ejemplo: hidróxido de amonio con cloruro de amonio, (NH4OH + NH4Cl) Se caracterizan por ofrecer una gran resistencia a modificar su pH a pesar de que se les añada un ácido o una base. Por ello son de gran importancia en los procesos bioquímicos de los seres vivos.

Procesos industriales REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN: Las reacciones de neutralización son aquellas en las que intervienen un ácido y una base fuertes, o una base con un ácido débiles, dando lugar a la formación de una sal y agua: Ácido + Base Sal + Agua Ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + 2 H2O H2CO3 + Mg(OH)2 → MgCO3 + 2 H2O En estos ejemplos, se observa que, tanto el ácido como la base empleados son fuertes o débiles, por lo que la sal generada se considera que es completamente neutra. Sin embargo, cuando se reaccionan un ácido fuerte con una base débil o un ácido débil con una base fuerte, en la sal formada va a prevalecer el carácter químico de aquella especie más fuerte, ejemplos: HCl + NH4OH→ NH4Cl + H2O Ácido fuerte + Base débil → Sal con carácter acido + Agua CH3–COOH + NaOH → CH3–COONa + H2O Ácido débil + Base fuerte → Sal con carácter básico + Agua

HIDRÓLISIS: La hidrólisis es una reacción contraria a la neutralización, en la que una sal que no sea neutra, reacciona con el agua formando una base y un ácido, predominando el carácter de alguna de las sustancias. Así por ejemplo al disolverse el Nitrato de aluminio [ Al(NO3)3 ] la solución resultante no es neutra ya que dicha sal se hidroliza; por lo que tiene carácter de ácido por que la base formada es más débil que el ácido. Al(NO3)3 + 3 H2O → Al(OH)3 + 3 HNO3 Sal con carácter acido + agua → base débil ácido fuerte Para que una sal pueda hidrolizarse es necesario que provenga de una reacción entre ácido fuerte y una base débil o viceversa y el carácter de la solución dependerá del ácido o de la base fuerte que se forma por la hidrólisis. CaSO3 + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2SO3 Sal con carácter básico + agua → base fuerte ácido débil

ACTIVIDAD 3 Establece las ecuaciones algebraicas que modelan el carácter ácido o básico de una solución reguladora del pH en función de las concentraciones del par conjugado presente, así como las correspondientes ecuaciones para la determinación del valor del pH de una solución salina.

• •

Un soluto ácido originará: [H3O+]eq > [OH-]eq Un soluto básico originará: [H3O+]eq < [OH-]eq

𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈 [𝑯𝟑𝑶+ ] = 𝒍𝒐𝒈 =

(sol'n ácida) (sol'n básica)

𝟏 ∴ [𝑯𝟑𝑶+ ] = 𝟏𝟎−𝒑𝑯 [𝑯𝟑𝑶+ ]

𝒑𝑶𝑯 = −𝒍𝒐𝒈 [𝑶𝑯− ] = 𝒍𝒐𝒈 =

𝟏 ∴ [𝑶𝑯− ] = 𝟏𝟎−𝒑𝑶𝑯 [𝑶𝑯− ]

𝒑𝑲𝒘 = −𝒍𝒐𝒈 𝑲𝒘 𝒑𝑲𝒂 = −𝐥𝐨 𝐠 𝑲𝒂 𝒑𝑲𝒃 = −𝒍𝒐𝒈 𝑲𝒃

𝑲𝒉 =

[𝑨𝑯] ∗ [𝑶𝑯− ] [𝑨− ]

𝑲𝒉 =

𝒙∗𝒙 =𝑪 −𝒙 𝟎

𝒙𝟐 → 𝒙 = √𝑲𝒉 ∗ 𝑪𝟎 𝑪𝟎

[𝑯𝟑 𝑶+ ] = 𝒌𝒂

𝑴𝒂 𝑴𝒔

[𝑶𝑯− ] = 𝒌𝒃

𝑴𝒃 𝑴𝒔

[𝑯𝟑 𝑶+ ] = 𝒌𝒂 [𝑶𝑯− ] = 𝒌𝒃

𝒆𝒂 𝒆𝒔

𝒆𝒃 𝒆𝒔

REFERENCIAS → QUÍMICA.ES (2020). Efecto ion común. Recuperado el 20 de mayo de 2021 de https://www.quimica.es/enciclopedia/Efecto_ion_com%C3%BAn.html → VADE QUÍMICA. Solución Amortiguadora. Recuperado el 20 de mayo de https://www.vadequimica.com/quimipedia/s/solucion2021 de amortiguadoratampon/#:~:text=Una%20soluci%C3%B3n%20amortiguadora%2C%20re guladora%2C%20o,de%20%C3%A1cido%20o%20base%20fuerte → DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS. Recuperado el 20 de mayo de 2021 de http://www.ehu.eus/biomoleculas/buffers/buffer.htm → GUÍA DE QUÍMICA CECYT 11 (2011). ÁCIDOS Y BASES. Recuperado el 20 de mayo de 2021 de https://www.ipn.mx/assets/files/cecyt11/docs/Guias/UABasicas/Quimica/ quimica4.PDF → Navarro E., Ortíz L., Reza J., Feregrino V. (2020). PROBLEMARIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONES. Recuperado el 20 de mayo de 2021.

BITÁCORA Medir el pH de una muestra de 10mL constituida por 0.05N de hidróxido de amonio y 0.05N de cloruro de amonio.

Colocar en un vaso de precipitados de 20mL

Para observar el carácter regulador del pH

Para observar la pérdida del carácter amortiguador

Adicionar 2mL de solución 0.1N de HCl

Medir los

La disolución se vuelve ligeramente acida

Adicionar 1mL se solución 0.1N de HCl y agitar con una varilla de vidrio

Adicionar 1mL de solución 0.1N de NaOH

ACTIVIDAD 1 FÓRMULA

NOMBRE

VIRE

CARÁCTER

PAPEL AZUL

PAPEL ROJO

K2SO4

Sulfato de potasio

Permanece azul

Cambia a azul

Neutro

Ca (NO3)2

Nitrato de calcio

Permanece azul

Cambia a azul

Neutro

NH4ClO4

Perclorato de amonio

Cambia a rojo

Permanece en rojo

Ácido

Ba (ClO)2

Hipoclorito de bario

Permanece azul

Cambia a azul

Básico

SrBr2

Bromuro de estroncio

Permanece azul

Cambia a azul

Neutro

LiF

Fluoruro de litio

Permanece azul

Cambia a azul

Básico

ACTIVIDAD 2 COMPUESTO

pH

CH3COOH

4.742

CH3COONa

4.869

NH4OH

9.786

NH4Cl

9.609

ACTIVIDADES 3 – 7 Tabla de resultados

SOLUCIÓN BUFFER

VOLUMEN (mL)

pH Buffer

Nones

Pares

Nones Pares

pH Buffer TEÓRICO Nones Pares

pH pH TEÓRICO EXPERIMENTAL Nones Pares Nones Pares

Ácido

Base

1 HCl

4.742

9.78

4.744

9.256

4.546

9.609

4.568

9.08

-0.196

-0.171

-0.176

-0.176

Ácido

Base

2 HCl

4.742

9.78

4.744

9.256

4.071

9.308

4.142

8.89

-0.671

-0.472

-0.602

-0.366

Ácido

Base

3 HCl

4.742

9.78

4.744

9.256

-

7.894

-

8.66

-

-1.886

-

-0.596

Ácido

Base

1 NaOH

4.742

9.69

4.744

9.256

4.869

9.863

4.920

9.44

0.127

0.173

0.176

0.184

Ácido

Base

3 NaOH

4.742

9.69

4.744

9.256

5.350

10.243

5.346

9.86

0.608

0.553

0.602

0.604

pH Buffer teórico NH4OH/NH3𝑝𝐾𝑏 = − log 𝐾𝑏 𝑝𝐾𝑏 = − log 1.8𝑥10−5 = 𝟒. 𝟕𝟒𝟒 𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔 𝑝𝑂𝐻 = 4.744 + 𝑙𝑜𝑔

[𝑠𝑎𝑙] [𝑏𝑎𝑠𝑒]

[0.05 𝑁] = 𝟒. 𝟕𝟒𝟒 [0.05 𝑁]

𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 4.744 𝒑𝑯 = 𝟗. 𝟐𝟓𝟔

pH pH TEÓRICO EXPERIMENTAL Nones Pares Nones Pares

pH teórico con 1mL de HCl NH4OH NH4Cl + 0.05 0.05 10 10 0.5 0.5 -0.1 +0.1 0.4 0.6 0.4 𝑒𝑏 −5 − [𝑂𝐻 ] = 𝑘𝑏 = 1.8𝑥10 ∗ = 𝟏. 𝟐𝒙𝟏𝟎−𝟓 𝑒𝑠 0.6

N Volumen (mL) meqi meqr meqf

HCl 0.1 1 0.1

𝑝𝑂𝐻 = − log(1.2𝑥10 −5 ) = 𝟒. 𝟗𝟐 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 4.92 𝒑𝑯 = 𝟗. 𝟎𝟖

pH teórico más 2mL de HCl N Volumen (mL) meqi meqr meqf

NH4OH 0.05 10 0.5 -0.2 0.3

[𝑂𝐻 − ] = 𝑘𝑏

NH4Cl 0.05 10 0.5 +0.2 0.7

+

0.3 𝑒𝑏 = 1.8𝑥10−5 ∗ = 𝟕. 𝟕𝟏𝟒𝒙𝟏𝟎−𝟔 𝑒𝑠 0.7

𝑝𝑂𝐻 = − log(7.714𝑥 10−6 ) = 𝟓. 𝟏𝟏 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 5.11 𝒑𝑯 = 𝟖. 𝟖𝟗

HCl 0.1 2 0.2

pH teórico más 3mL de HCl N Volumen (mL) meqi meqr meqf

NH4OH 0.05 10 0.5 -0.3 0.2

[𝑂𝐻 − ] = 𝑘𝑏

NH4Cl 0.05 10 0.5 +0.3 0.8

+

HCl 0.1 3 0.3

𝑒𝑏 0.2 = 1.8𝑥10−5 ∗ = 𝟒. 𝟓𝒙𝟏𝟎−𝟔 𝑒𝑠 0.8

𝑝𝑂𝐻 = − log(1.2𝑥10 −5 ) = 𝟓. 𝟑𝟒 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 5.34 𝒑𝑯 = 𝟖. 𝟔𝟔

NOTA: Al agregar 1mL más, se llega a un volumen de 7mL de HCl agregado, por lo que la solución rebasa la capacidad reguladora y así el cálculo teórico pierde su validez ya que se debería sacar -log de un número negativo y eso es matemáticamente imposible.

pH teórico más 1mL de NaOH N Volumen (mL) meqi meqr meqf

NH4OH 0.05 10 0.5 +0.1 0.6

[𝑂𝐻 − ] = 𝑘𝑏

NH4Cl 0.05 10 0.5 -0.1 0.4

+

0.6 𝑒𝑏 = 1.8𝑥10−5 ∗ = 𝟐. 𝟕𝒙𝟏𝟎−𝟓 𝑒𝑠 0.4

𝑝𝑂𝐻 = − log(2.7𝑥10 −5 ) = 𝟒. 𝟓𝟔 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 4.56 𝒑𝑯 = 𝟗. 𝟒𝟒

NaOH 0.1 1 0.1

pH teórico más 3mL de NaOH N Volumen (mL) meqi meqr meqf

NH4OH 0.05 10 0.5 +0.3 0.6

[𝑂𝐻 − ] = 𝑘𝑏

NH4Cl 0.05 10 0.5 -0.3 0.4

+

𝑒𝑏 0.8 = 1.8𝑥10−5 ∗ = 𝟕. 𝟐𝒙𝟏𝟎−𝟓 𝑒𝑠 0.2

𝑝𝑂𝐻 = − log(7.2𝑥10 −5 ) = 𝟒. 𝟏𝟒 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 4.14 𝒑𝑯 = 𝟗. 𝟖𝟔

NaOH 0.1 1 0.3...