5 INFORME-EQUILIBRIO IONICO

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Facultad de Ingeniería Industrial y de Sistemas

EXPERIMENTO 5: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES BÁSICAS (PATRONES ESTÁNDARES) FUNDAMENTO TEORICO EL EQUILIBRIO IÓNICO Es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones.

La ionización del HCl gaseoso en agua tiene ahora otra interpretación: el HCl transfiere un protón al agua dando origen al ion hidronio (H3O+) y al mismo tiempo el ion cloruro. Según las definiciones de Bronsted y Lowry, el HCl es un ácido porque cedió un protón y el agua es una base porque aceptó un protón.

La teoría de Bronsted y Lowry se aplica también a las reacciones en medios diferentes al acuoso. En la reacción representada a la izquierda el cloruro de hidrógeno gaseoso (ácido) transfiere un protón al amoniaco (base) también en estado gaseoso. Equilibrio de ácid os y bases débiles: en las disoluciones de electrolitos fuertes, no existe el equilibrio, ya que la ionización es total. Pero para los ácidos y las bases débiles, existe equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto existe una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante de acidez (Ka) y una constante de basicidad (Kb).

ÁCIDOS Y BASES Dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa rosa que se obtiene obtiene de determinados determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo,

Prof. Ing. Petra Rondinel

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Colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio: H2SO4 + 2NaOH<=>2H2O + Na2SO4

DIAGRAMA DE PROCESO Se toma 5 ml de NaOH 0.1M en un tubo de ensayo. La rotulamos como tubo N°1

Se obtiene una solución de concentración 0.01M la rotulamos como tubo N° 2. Cogemos 0.5 ml del tubo anterior (0.1M) Agregamos 4.5 ml de agua destilada. Realizamos el mismo proceso para obtener soluciones de NaOH 0.001M y 0.0001M Los cuales rotulamos como tubo N°3 y 4 respectivamente.

A la primera serie le agregamos 2 gotas de índigo de carmín y a la segunda serie 5 otas de amarillo de alizarina.


Estos 4 tubos los dividimos cada uno en dos partes aproximadamente iguales, entonces obtuvimos dos series de 4 tubos cada uno .

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DATOS EXPERIMENTALES [OH] del NaOH Añadiendo 2 gotas de índigo carmín Añadiendo 2 gotas de amarillo de alizarina

0.1 M Verde Rojizo claro

0.01 M Azul

0.001 M Azul claro

0.0001 M Azul más claro

Amarillo claro

Verde claro

Verde más claro

OBSERVACIONES 

Los diferentes colores de las soluciones, a pesar de usar el mismo indicador, indican las diferentes concentraciones.


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EXPERIMENTO N° 6: DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN [OH] EN UNA SOLUCIÓN BÁSICA DESCONOCIDA. FUNDAMENTO TEÓRICO INDICADORES Índigo carmín El carmín de índigo (denominado también indigotina) es un colorante sintético de color azul empleado en la industria alimentaria con el código E 132. Se produce de forma natural en la savia del arbusto indigofera tinctoria, aunque en la actualidad es producido de forma sintética.2 Es la base del pigmento azul conocido como índigo (cuyo contenido es del 90% de indigotina). Es empleado también como un indicador de pH que es azul a un pH de 11.4 virando a amarillo a los 13.0.3

Amarillo de alizarina Se trata de la sal sódica del ácido 2-hidroxi-5-[(3-nitrofenil)azo]benzoico. Es un polvo amarillo. Ligeramente soluble en agua fría; mas soluble en agua caliente. El indicador se prepara en forma de solución acuosa al 0.1% de amarillo de alizarina y pasa del amarillo al violeta al pasar el pH de 10 a 12

PH Se trata de la sal sódica del ácido 2-hidroxi-5-[(3-nitrofenil)azo]benzoico. Es un polvo amarillo. Ligeramente soluble en agua fría; mas soluble en agua caliente. El indicador se prepara en forma de solución acuosa al 0.1% de amarillo de alizarina y pasa del amarillo al violeta al pasar el pH de 10 a 12

OBJETIVOS 

Observar el cambio de color de una solución básica y así calcular aproximadamente su PH.


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DIAGRAMA DE PROCESOS

Mida 5 ml de la sal básica

Dividirla en dos partes

Solución 1

Solución2

Añadir 2 gotas de índigo carmín

Añadir 5 gotas de amarillo de alizarina

Observar la coloración

Analizar la concentración del ión hidrógeno H

CÁLCULOS Y RESULTADOS NaOH XM tubo 1 NaOH XM tubo 2

Color inicial Incoloro

Indicador Índigo carmín amarillo de alizarina

Color final verde Rojizo claro

En base al experimento N° 1 se puede deducir que la concentración de la sal básica es de 0.1M.


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CONCLUSIONES 

Se concluye que los indicadores pueden generar cambios en el color de una r eacción y de esta manera es posible tener una idea de la concentración de una solución.

EXPERIMENTO 7: TITULACIÓN DE UNA BASE DÉBIL DE CONCENTRACIÓN DESCONOCIDA (NH4OH, XM) CON UN ÁCIDO FUERTE (HCl) FUNDAMENTO TEÓRICO FENOLFTALEÍNA Es uno de los indicadores más comunes. La forma ácida de esta gran molécula es incolora y la forma de su base conjugada es rosa. Su punto final tiene lugar en solución levemente básica. El cambio de color de incoloro a rosado es notable a pH=8.2 y es completo a pH=10. La fenolftaleína puede utilizarse para las titulaciones con un punto estequiométrico cercano a pH=9, como una titulación de un ácido débil con una base fuerte. Idealmente, los indicadores para titulaciones ácido fuerte-base fuerte deberían tener puntos finales cercanos a pH=7; sin embargo en las titulaciones ácido fuerte – base fuerte, el pH cambia rápidamente sobre varias unidades, entonces también puede utilizarse la fenoftaleína.

ANARANJADO DE METILO Naranja de metilo es un colorante azoderivado, con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. El nombre del compuesto químico del indicador es sal sódica de ácido sulfónico de 4-Dimetilaminoazobenceno. Se empezó a usar como indicador químico en 1878. En la actualidad se registran muchas aplicaciones desde preparaciones farmacéuticas, colorante de teñido al 5%, y determinante de la alcalinidad del fango en procedimientos petroleros. También se aplica en citología en conjunto con la solución de Fuschin. También es llamado heliantina.

OBJETIVOS 

Calcular la concentración del NH4OH mediante una titulación base débil-ácido fuerte usando como indicadores al anaranjado de metilo y fenolftaleína.


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1.

2. Agregar 20ml. de agua destilada 1. Agregar 10ml. de NH4OH XM

3. Agregar 2 gotas de anaranjado

EN UN ERLENMEYER

2.

Llenar la bureta con HCl

Dejarlo caer lentamente al Erlenmeyer anterior y agitar

3. Prof. Ing. Petra Rondinel

Observar el cambio de color y anotar el volumen gastado

Repetir la titulación usando fenolftaleína

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DATOS EXPERIMENTALES Solución

Indicador

Concentración

Titulante

NH4OH

Anaranjado de metilo

xM

5.7 ml. HCl 0.1M.

NH4OH

Fenolftaleína

XM

4.3 ml. HCl 0.1M

Color Desde anaranjado claro a un color rojo transparente De un color violeta claro a incoloro

*Con el anaranjado de metilo: #eq-gr NH4OH = #eq-gr HCl X(10ml) = 0.1M(5.7 ml) X=0.057M *Con fenolftaleína: #eq-gr NH4OH = #eq-gr HCl X(10ml) = 0.1M (4.3 ml) X=0.043M

OBSERVACIONES 



Como sabemos que el HCl es un ácido fuerte, deducimos que la solución final será ácida, entonces el indicador más adecuado para utilizar sería el anaranjado de metilo ya que su rango de viraje es de 3 a 4.5 (apróx) a diferencia de la fenolftaleína (8.5 – 10) Decimos entonces que el cálculo más efectivo es el que se hizo utilizando el anaranjado de metilo.

CONCLUSIONES 

Con este experimento nos damos cuenta que importa el tipo de indicador que se usa para titular una solución ácida o básica, en este caso básica, ya que al tener en cuenta el pH de esta solución usaremos el indicador adecuado para obtener un menor volumen gastado.


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RECOMENDACIONES 



Tener cuidado y fijarse bien en el momento donde se cierra la llave de la bureta para obtener un dato más exacto sobre el volumen gastado. Es recomendable repetir el procedimiento 2 veces para estar más seguros del resultado.

EXPERIMENTO 8: DETERMINACIÓN DEL PH EN REACCIONES DE HIDRÓLISIS FUNDAMENTO TEÓRICO LA HIDRÓLISIS En la hidrólisis ácido-base el agua se divide en el ion hidroxilo OH- y un protón H+ (el cual es inmediatamente hidratado para formar el ion hidronio H3O+). Esta reacción sucede espontáneamente en agua pura, y en el equilibrio la concentración de iones hidronio en agua es [H3O+] = 1 × 10 –7 M. Esta es también la concentración de iones hidroxilo puesto que cada molécula de agua que se divide genera un hidroxilo y un hidronio. Dicho equilibrio se denomina autoprotólisis:  

H2O H2O +

H+ + OHH+ H3O+

La adición de algunas sustancias al agua, por ejemplo una sal, modifica el equilibrio. Al ser disueltos en agua, los iones constituyentes de una sal se combinan con los iones hidronio, hidroxilo, o ambos, procedentes de la disociación del agua. Al consumirse estos iones se modifican su concentración y, como consecuencia, se modifica el valor del pH.  

ABH+

+ +

H2O H2O

AH + OHB + H3O+

Los iones A-, BH+ procedentes de ácidos débiles AH, bases débiles B o sales AB se hidrolizan por acción del agua, dependiendo el grado de la reacción de la debilidad del ácido o de la base, y la solubilidad de la sal; los iones procedentes de ácidos o bases fuertes no se hidrolizan apreciablemente. Tanto la reacción como su constante de equilibrio se pueden obtener por combinación de la reacción ácido-base con la reacción de auto protolisis del agua. Así, las sales obtenidas a partir de ácidos y bases fuertes no se hidrolizan, las obtenidas a partir de ácidos y bases débiles se hidrolizan de forma que el pH depende de las dos constantes, y en las obtenidas a partir de una combinación de ácido y base en las que sólo uno es fuerte, será el fuerte el que determine el pH.

OBJETIVOS 

Analizar los diferentes cambios de color que se obtiene al gotear diferentes compuestos, a pedazos de papel indicador universal.


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Carbonato de sodio.


Cloruro de amonio.

Cloruro de sodio. Luna de reloj (Previamente lavada y secada).

6 Trozos de papel indicador

Cloruro de aluminio.

Sulfato de potasio.

 



Observar el color. Comparar con la escala patrón. Anotar el pH de cada sal.

Acetato de sodio.

1 gota de cada reactivo.


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DATOS EXPERIMENTALES En el siguiente cuadro se detalla colores obtenidos en el experimento luego de dejar caer una gota de cada compuesto a los trozos de papel indicador universal.

Color

NH4Cl amarillo

Na2CO3 Azul oscuro

CH3COONa verde

AlCl3 anaranjado

K2SO4 Amarillo verdoso

NaCl Anaranjado claro

CÁLCULOS Y RESULTADOS Obtenemos el siguiente cuadro contrastando los colores obtenidos en el experimento con la escala patrón y detallamos el pH aproximado.

NH4Cl

Na2CO3

CH3COONa

AlCl3

K2SO4

NaCl

Color

amarillo

verde

anaranjado

pH

6

Azul oscuro 10

8

5

Amarillo verdoso 6

Anaranjado claro 4


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Oye corrige esa tabla..en tu hoja de datos no figura el nacl..y encima escribiste mal los compuestos

OBSERVACIONES Ordenamiento de acuerdo a escala de pH y acidez:

Aumenta el pH

AlCl3

NaCl

NH4Cl

K2SO4

CH3COONa

Na2CO3

Aumenta la acidez

CONCLUSIONES 

Concluimos que el papel indicador universal es una herramienta de gran utilidad al momento de identificar la acidez o basicidad de distintos compuestos.

RECOMENDACIONES 

Se recomienda utilizar la parte convexa de la luna de reloj para no producir reacción alguna de los compuestos si es que se usase la parte cóncava.


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CUESTIONARIO 1. ¿Cuál es el pH de cada una de las siguientes soluciones acuosas de hidróxido de sodio NaOH, 10 M, 1 M, 0.1M, 0.01M, 0.001 M, 0.0001M?

     

pOH = - log [10] = 1 pOH = - log [100] = 0 pOH = - log [10-1] = 1 pOH = - log [10-2] = 2 pOH = - log [10-3] = 3 pOH = - log [10-4] = 4

pH = 13 pH = 12 pH = 13 pH = 12 pH = 11 pH = 10

pOH = -log[OH] pH + pOH = 14

2. Con referencia a la escala de color de los indicadores Indigo carmín y Amarillo de alizarina, establezca la concentración desconocida de NaOH xM. Según los resultados del experimento 5: [OH] del NaOH Añadiendo 2 gotas de índigo carmín Añadiendo 2 gotas de amarillo de alizarina

0.1 M Verde Rojizo claro

0.01 M Azul

0.001 M Azul claro

0.0001 M Azul más claro

Amarillo claro

Verde claro

Verde más claro

Y lo obtenido en el experimento 6 en el cual se obtuvo un color verde con el índigo carmín y un color rojizo claro con el amarillo de alizarina se puede concluir que la concentración es: 0.1M aproximadamente. 3. ¿Cuál es la ecuación de la reacción de neutralización de la solución de amoníaco NH4OH correspondiente al experimento 7? La reacción de neutralización que se produce es: Nh4OH + HCl


NH4+ + Cl- + H2O

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4. Determine la concentración desconocida de la solución de amoníaco NH4OH XM. Al utilizar los 2 indicadores se obtuvieron dos resultados diferentes.

*Con el anaranjado de metilo: #eq-gr NH4OH = #eq-gr HCl X(10ml) = 0.1M(5.7 ml) X=0.057M *Con fenolftaleína: #eq-gr NH4OH = #eq-gr HCl X(10ml) = 0.1M (4.3 ml) 1.

X=0.043M Muestra sus resultados del experimento 8. Indique en qué casos ocurre hidrólisis.

Los resultados lo vemos en la parte de cálculos y resultados del experimento 8, y como vemos todos los compuestos se hidrolizan. 2. Escriba las reacciones de hidrólisis que se producen en el experimento 8.      

NH4Cl Na2CO3 CH3COONa AlCl3 K2SO4 NaCl

+ + + + + +

H2O H2O H2O H2O H2O H2O

NH4+ + -2 CO3 + CH3COO + Al+3 + -2 SO4 + + Na +

Cl2Na+ Na+ 3Cl2K+ Cl-

3. Indique los diferentes indicadores usados en la práctica de laboratorio No5, y sus respectivos rangos de viraje de pH y color. Indicador Índigo carmín Amarillo de alizarina

Zona de viraje 11,6-14,0 10-12,1


Color 1 Azul Amarillo

Color 2 Amarillo Rojo

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4. Diga si se produce hidrólisis en cada caso de soluciones acuosas 0.1M de las siguientes sales: Cianuro de sodio, NaCN  

Na+ + CNHCN + OH-

NaCN + H2O CN+ H2O

Hipoclorito de calcio, Ca(OCl) 

Ca(OCl)2 + H2O

Ca+2 + 2OCl-

Oxalato de sodio, Na2C2O4 

Na2C2O4

+ H2O

2 Na+ + C2O4-2

Nitrato de magnesio, Mg(NO3)2 

Mg(NO3)2

+ H2O

Mg+2

+

2NO3-

Etanolamina, HO(CH2)2NH2 

HO(CH2)2NH2 + H2O

Hidrazina, N2H4 

N2H4

+ H2O

Propionato de potasio, CH3CH2COOK 

CH3CH2COOK + H2O

CH3CH2COO- +

K+

Tetraborato de sodio, Na2B4O7 

Na2B4O7

+ H2O


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5. En relación a la estabilidad del anión carbonato CO3-2 y del anión acetato CH3COO-, y sus respectivas estructuras, dé una explicación de la diferencia de pH entre las soluciones acuosas de carbonato de sodio y acetato de sodio. En las reacciones:  

CO32- +2 H2O CH3COO- + H2O

H2CO3 + 2OHCH3COOH +OH-

Por cada anión carbonato se libera dos moles de OH- y por cada anión acetato se libera un ion OHpor esto se observa que la base proveniente del carbonato tiene un PH más alto (PH=11) que la proveniente del acetato (PH=8). 6. Explique, ¿porqué es más apropiado el uso de anaranjado de metilo que el uso de fenolftaleína como indicador en la titulación realizada en el experimento 7? Es más apropiado usar anaranjado de metilo debido a que su rango de viraje es de 3 a 4.5 aproximadamente y como es una reacción de neutralización ácido fuerte – base débil, la solución final será ácida y por ende necesitaríamos un indicador cuyo rango de viraje concuerde con un pH ácido. 7. ¿Cuál será la constante de hidrólisis del bicarbonato de sodio, NaHCO3? K1 de H 2CO3 es 4.2x10-7.

8. Calcular el pH en el punto equivalente cuando 40.0 mL de 0.100M de NH3 es titulada con 0.100M de HCl. La Kbase de NH3 es 1.80. 10-5.


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9. Un vaso de precipitado contiene 200 mL de un buffer de ácido acético CH3COOH con un pH de 5.00. La molaridad total de acido y base conjugada en este buffer es 0.100M. Un estudiante adiciona 6.40 mL de una solución 0.40 M HCl al vaso. ¿Cuánto cambiará el pH? El pKa del acido acético es 4.760.


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BIBLIOGRAFIA



http://oustilowsti.blogspot.com/2009/08/fenoftaleina.html



http://books.google.com.pe/books?id=0JuUu1yWTisC&pg=PA424&dq=fenolftaleina&hl=e s&sa=X&ei=urLiT6XvFILs8wS8u7yGCA&ved=0CDgQ6AEwAQ#v=onepage&q=fenolftaleina& f=false



http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3lisis\



http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/hidrolisis-de-las-sales



http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/366-hidrolisis-de-sales



http://es.wikipedia.org/wiki/Naranja_de_metilo


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