Practica 9 Quimica de soluciones Esiqie PDF

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INSTITUTO POLITECNICO NACIONALESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÌMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVASDEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICAACADEMIA DE QUÌMICALABORATORIO DE QUÌMICA DE SOLUCIONESPRACTICA 9 “ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES”INTEGRANTES : EQUIPO : 4 Juanico Rodríguez Alain Giovanni  Luján González...

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INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÌMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA ACADEMIA DE QUÌMICA

LABORATORIO DE QUÌMICA DE SOLUCIONES PRACTICA 9 “ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES”

INTEGRANTES:    

Juanico Rodríguez Alain Giovanni Luján González Dafne Illiana Martínez Arias Karen González Bello Erik Miguel

González Bello Erik Miguel

Grupo: 1IM13

Profesora: Mercado Hernández Ma. Delfina Ángela

Fecha de entrega: 16/05/2021

EQUIPO: 4

OBJETIVO GENERAL ●

Identificar las diferencias entre soluciones acuosas de ácidos y bases catalogados como fuertes o débiles.

OBJETIVOS PARTICULARES

●

Identificar la fuerza de una solución con carácter ácido o básico a partir de resultados experimentales.

●

Realizar los procedimientos de laboratorio en la secuencia presentada para obtener resultados óptimos.

●

Respetar los valores obtenidos como datos experimentales para la validación de una teoría propuesta

INTRODUCCIÓN En 1923, J. N. Bronsted y T. M. Lowry propusieron de forma independiente una nueva teoría ácido-base. En esta teoría, un ácido es un donador de protones y una base es un aceptador de protones. Para describir el comportamiento del amoníaco como base, que es difícil mediante la teoría de Arrhenius, se puede escribir NH3

+

H20 ──>

NH4+ + OH─

base

(1)

ácido

En la reacción (1) el H2O actúa como un ácido, la cual cede un protón H+ que es ganado por el NH3 (base). Como resultado de esta transferencia se forman los iones NH4 + y OH─, los mismos que se producen en la ionización del hipotético NH4OH de la teoría de Arrhenius. Como el NH4OH(aq) es un electrolito débil, se debe considerar también la reacción inversa de la (1), en la cual el NH4 + es un ácido y el OH una base. NH4+

+

ácido

OH─ ──> NH3

+

H2O

(2)

base

La forma convencional de representar una reacción reversible es mediante la notación de la doble flecha. También se suele poner los nombres “ácido” y “base” debajo de las cuatro especies químicas de la reacción. NH3 base(1)

+

H20 ──> NH4+ ácido(2)

+

ácido(1)

OH─

(3)

base(2)

Nombramos a la pareja NH4+ /NH3 con “1” y a la pareja H2O/OH con “2”. Cada combinación se denomina par conjugado ácido/base Una molécula de NH3 actúa como base aceptando un protón y un ión NH4+ es el ácido conjugado del NH3. De forma semejante, en la reacción (3) el H2O es un ácido y el ión OH es su base conjugada. De acuerdo a la reacción (3), se puede escribir la expresión de la constante de equilibrio.

Kc = En una disolución acuosa ideal de amoniaco, las moléculas de H2O son tan superiores en número a las moléculas de NH3 y a los iones NH4+ y OH─ que el agua, es decir, el disolvente, es prácticamente un líquido puro con una actividad constante e igual a la unidad. Por esta razón, en la expresión de la constante de equilibrio no se encuentra el término [H2O]. Kb = La constante de equilibrio Kb se denomina constante de ionización de la base o constante de basicidad y la correspondiente constante de equilibrio Ka para los ácidos, se denomina constante de ionización del ácido o constante de acidez. El valor de la constante de acidez o basicidad es directamente proporcional a la fuerza del ácido o base correspondiente; así, las especies fuertes se disocian completamente y su constante es infinita, por lo cual su valor no aparece tabulado en libros y manuales. Al hacer uso de la teoría de Bronsted-Lowry se observan las siguientes características: Al hacer uso de la teoría de Bronsted-Lowry se observan las siguientes características: 1. Cualquier especie que sea un ácido según la teoría de Arrhenius continúa siendo un ácido en la teoría de Bronsted-Lowry; lo mismo se cumple para las bases. 2. Algunas especies, aunque no llevan grupos OH, producen iones OH en disolución acuosa, por ejemplo OCl─ , y por tanto son bases de Bronsted-Lowry. 3. La teoría de Bronsted-Lowry justifica el comportamiento de las sustancias que pueden actuar como ácidos y como bases, las cuales denominan anfipróticas.

ACTIVIDADES PREVIAS Escribe tres diferencias entre los ácidos fuertes y débiles, en función de su estructura molecular y enlaces. ACIDOS FUERTES -

Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H+. Elementos en solución acuosa: Cationes y aniones en la misma concentración. Constante de ionización: Elevada

ACIDOS DEBILES -

No se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H+. Elementos en solución acuosa: Cationes, aniones y moléculas en diferentes proporciones. Constante de ionización: Pequeña

Elabora una tabla de pares conjugados o par ácido-base de las sustancias que se van a utilizar en las actividades de laboratorio, así como el valor de su correspondiente constante de disociación. Acido

Base

HCl

NaOH

Ka (mol/L)

Producto 𝑁𝑎𝐶𝑙

NaCl + H2O

𝐾𝑎 = CH3COOH

NH4OH

HNO3

KOH

𝑁𝑎𝑂𝐻 1.8 ∗ 10−5 𝐾𝑁𝑂3

CH3COONH4 + H2O KHNO3 + H2O

𝐾𝑎 = 𝐻𝑁𝑂3 HCL

NH4OH

𝑁𝐻4𝐶𝑙

NH4Cl + H2O

𝐾𝑎 = 𝑁𝐻4𝑂𝐻 CH3COOH

NaOH

1.8 ∗ 10−5

CH3COONa + H 2O

Realiza una comparación en dos calculadoras de diferente marca acerca del procedimiento de introducción de los datos para obtener logaritmos y antilogaritmos LOGARITMOS

ANTILOGARITMOS

ACTIVIDADES EN EL LABORATORIO 1. Mediante un potenciómetro, procede a medir el valor experimental del pH para cada solución original. Soluciones originales:

1. Realiza la titulación volumétrica (valoración) de 5 mL de muestra de cada una de las soluciones anteriores y depositalos en un matraz Erlenmeyer de 125 mL, agregarles el indicador adecuado. Soluciones titulantes HCl 0.1N y NaOH 0.1N Calcula las concentraciones

TUTULACIÓN DE LOS ÁCIDOS NaOH 0.1N

Indicador fenolftaleina

NaOH 0.1N

Anaranjado De metilo

VIRE VIRE

HCl Volumen gastado de NaOH 5.5 mL

HNO3 Volumen gastado de NaOH 1.5 mL

NaOH 0.1N

Rojo de metilo

VIRE

CH3COOH Volumen gastado de NaOH 12.5 mL

Solución

Volume n muest ra (ml) 5

Ácido clorhídrico Ácido 5 nítrico Ácido 5 acético

Volume n gastad o (ml) 5.5

pH experiment al

1

1.5

1.8

12. 5

2.3

pH teóric o

Concentració n (N)

0.9 5 1.5 2 2.6 7

0.11 0.03 0.25

TITULACIÓN DE LAS BASES HCl 0.1N

HCl 0.1N

Rojo de metilo

Fenolftaleina

VIRE

VIRE

NH4OH Volumen gastado de HCl 9 mL

NaOH Volumen gastado de HCl 4.6 Ml

HCl 0.1N

Anaranjado de metilo

VIRE

KOH Volumen gastado 6.5 mL

Solución

Volume n muestr a (ml) 5

hidróxido de amonio hidróxido 5 de sodio hidróxid 5 o de potasio

N AVA = NBVB NA VA NB =

vB

Volume n gastad o (ml) 9

pH experiment al

pH teóric o

Concentració n (N)

11. 9

11.2 6

0.18

4. 6 6. 5

13

12.9 6 13.1 1

0.092

13. 5

0.13

2. Diluye 1:2 otra muestra de 5 mL de cada solución concentrada (HCl, HNO3, CH3COOH, NH4OH, NaOH, KOH) y con el potenciómetro determina su valor de pH, finalmente con este valor calcula la concentración de cada solución

Agregar un poco más de la mitad del reactivo original y medirle su pH con el potenciómetro

Datos: Ka de CH3COOH = 1.75 x 10─5 Kb de NH4OH = 1.8 x 10─5

HCl = 2

Lecturas HNO3 pH = 3 CH3COOH = 4 NH4OH = 9 NaOH = 13 KOH = 12

Resolver los siguientes problemas 1. Mediante un análisis químico se encontró que una solución problema contiene una concentración de iones [H3O] = 2.5 x10─3 : Calcular el valor de [OH], pOH y pH. Con los resultados define su carácter/fuerza de la solución.

2. El estudio de contaminantes industriales en una planta cervecera determinó que las aguas de lavado de las máquinas embotelladoras presentaban un pOH igual a 5.75, determinar el valor de [OH]─1, [H3O]+1 y pH. Con los resultados define su carácter/fuerza de la solución. pOH=5.75 [OH]-1=1.9054x10-6 [H3O]+1=5.6234x10-9 pH=8.25 1.pH+pOH=14 pH+5.75=14 pH=14-5.75 pH=8.25 2.pH= -log[H3O]+1 10-8.25= [H3O]+1 [H3O]+1= 5.6234x10-9 3.5.75= -Log[OH]-1 -5.75= Log[OH]-1 10-5.75=[OH]-1 [OH]-1=1.9054x10-6 Como la sustancia tiene un pH de 8.25 y un OH con base 10-6 se determina que la sustancia tiene un carácter alcalino o Base 3. En la sangre existe una [H3O]+1 = 40x10─9 cuál es el valor de pH. Con los resultados define su carácter/fuerza de la solución.

4. Completar el siguiente cuadro. Carácter/Fuerza de la solución

pH

pOH

[H3O]+1

Acido

3.1

10.9

7.9 10

Base

12.4

1.6

Base

10.1

3.9

. 10

1. 10

acido

6.9

7.1

1. 10

7.1x10─ 8

Neutra

7

7

𝐻 𝑂𝐻 1

𝐻 𝑂 𝑂𝐻

[OH]─1 1.3 10

3.6 x10─ 13

10 10

REPORTAR EN BITÁCORA El diagrama de flujo que muestra lo realizado

0.03

10

Sesión No. 9 “ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES”

Mediante un potenciómetro, procede a medir el valor experimental del pH para cada solución original. Vamos a experimentar con: HCl pH= 1 ,HNO3 pH = 1.8 CH3COOH = 2.3 ,NH4OH = 11.9, NaOH pH = 13,KOH = 13.5

Realiza la titulación volumétrica (valoración) de 5 mL de muestra de cada una de las soluciones Deposítalos en un matraz Erlenmeyer de 125 mL, agregarles el indicador adecuados; Soluciones titulantes HCl 0 1N y NaOH 0 1N

Calcula las concentraciones

Realizar la titulación de los ácidos y bases

Diluye 1:2 otra muestra de 5 mL de cada solución concentrada (HCl, HNO3, CH3COOH, NH4OH, NaOH KOH) Con el potenciómetro determina su valor de pH, finalmente con este valor calcula la concentración de cada solución Agregar un poco más de la mitad del reactivo original y medirle su pH con el potenciómetro

Lecturas= HCl = 2,HNO3 pH = 3 4,NH4OH = 9,NaOH = 13,KOH = 12 Datos: Ka de CH3COOH = 1.75 x 10─5 Kb de NH4OH = 1.8 x 10─5

,CH3COOH =

CONCLUSIONES Martínez Arias Karen Mediante la elaboración de la práctica se llegó a la conclusión de que mediante el pOH se puede determinar la basicidad o alcalinidad de una sustancia en base a la concentración de iones OH-, disoluciones ácidas tienen una [H+] mayor que el agua pura pOH>7. Es importante conocer la escala de pH qué de 1-6 se considera ácido, 7 básico y de 8-14 alcalino. El ión H3O se conoce como ión hidronio, que se forma en el agua cuando se encuentra en presencia de cationes. Para la experimentación es importante saber manejar el equipo e instrumentos de laboratorio para obtener resultados más eficientes, de igual manera es importante cuidarlo para mantenerlo en buen estado y no nos de resultados incorrectos....