laboratorio de quimica ii: procesos fundamentales

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FIQTÁrea Académica de Ciencias Básicas

INFORME Nº 06

PROCESOS FUNDAMENTALES

LABORATORIO DE QUIMICA II

QU-119 A

Realizado por: Mesa: B-1

MONTELLANOS VILCHEZ JOHN ALEXANDER

ROMERO GASPAR RAÚL RICARDO

Profesores responsables de la práctica:

ING. CARDENAS BERTHA

ING. PAJARES BRIONES ELMO

Periodo Académico: 2012-1

Fecha de realización de la práctica: 25-05-12

Fecha de presentación del informe: 01-06-12

Lima-Perú

CONTENIDO

1

Nota de informe:

TEMA: EQUILIBRIO IÓNICO EN DISOLUCIONES ACUOSAS PARTE (II)

FUNDAMENTO TEÓRICO

TAREA PREVIA

EXPERIMENTO Nº 1: SOLUCIONES ESTANDAR EN LA ZONA BÁSICA

EXPERIMENTO Nº 2: DETERMINACIÓN DE LA [H+] DEL IÓN HIDRÓGENO EN UNA

SOLUCIÓN BÁSICA DESCONOCIDA

EXPERIMENTO Nº 3: DETERMINAR EL VOLUMEN DE NAOH NECESARIO A

REACCIONAR CON VOLUMENES IGUALES DE HCl 0.1 M Y CH3COOH

EXPERIMENTO Nº 4: TITULACION DE UNA BASE DEBIL (NH4OH) CON UN ACIDO

FUERTE (HCl)

EXPERIMENTO Nº 5: DETERMINACIÓN DEL PH EN REACCIONES DE HIDRÓLISIS

INFORME Nº 06

TEMA: EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS (PARTE II)

2

1. OBJETIVOS

Mediante el uso de indicadores determinar la concentración de una solución básica, así como también diferenciar el indicador más apropiado para una dicha solución.

Reconocer las sales oxisales o haloideas que se hidrolizan. Determinación del pH de soluciones mediante el uso de un indicador

cuantitativo.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

ÁCIDOS

Los ácidos son sustancias puras que, en disolución acuosa, poseen un sabor característico. Este sabor nos es familiar por tres ácidos orgánicos que nos son bien conocidos: el ácido acético, presente en el vinagre; el ácido cítrico, presente en los frutos cítricos (limón, naranja, pomelo), y el ácido málico, presente en las manzanas.

En química inorgánica existen dos tipos de ácidos:

a. Ácidos binarios o hidrácidos, constituidos por un no metal (aunque no todos los no metales forman hidrácido) e hidrógeno.

b. Ácidos ternarios u oxácidos, constituidos por un no metal, oxígeno e hidrógeno.

Todos los ácidos contienen hidrógeno, pero el hecho de que una sustancia contenga hidrógeno no significa que deba tratarse necesariamente de un ácido.

La reacción de síntesis de los hidrácidos se ajusta al siguiente esquema:

No metal + hidrógeno------ hidrácido

Mientras que los de los oxácidos se forman según la reacción

Óxido ácido + agua-----oxácido

El más conocido de los hidrácidos es el ácido clorhídrico que es el responsable de la acidez del jugo gástrico, mientras que entre los oxácidos es muy conocido el ácido sulfúrico

(Llamado antiguamente aceite de vitriolo), que es el principal responsable de la lluvia ácida, tan perjudicial para los bosques.

Características de los ácidos:

El ión hidrogeno (H+) es constituyente especial de todos ellos. Poseen un sabor agrio.-ácido. Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno (como en el Zn)

anaranjado de metilo se torna a color rojo; en una solución de azul de tornasol colorean de rojo y con la fenolftaleína no produce coloración alguna.

Algunas otras conducen la electricidad en disolución acuosa. Generalmente son corrosivos. Reaccionan con las bases produciendo sales.

HIDRÓXIDOS O BASES

3

Un hidróxido o una base es el resultado de la combinación de un óxido metálico (óxido básico) con agua. Los hidróxidos son compuestos ternarios (es decir, constituidos por tres elementos): un metal, oxígeno e hidrógeno. Pero en los hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando uno o más grupos OH (grupos hidroxilo), por lo que estos compuestos siempre tienen el mismo número de átomos de oxígeno que de hidrógeno.

Hidróxidos bien conocidos son la sosa cáustica (hidróxido de sodio) y, el más común de todos ellos, la cal apagada (hidróxido de calcio).

El esquema de la formación de un hidróxido por reacción de un óxido básico con agua es:

Lo que hacen los albañiles cuando echan agua a cal viva es provocar una reacción química como la que hemos escrito:

Características de los hidróxidos o bases:

El ión o radical hidroxilo (OH-) los caracteriza. Presentan sabor a lejía (amargo como el jabón). Son resbaladizas al tacto. Con el indicador anaranjado de metilo aparece coloración amarilla, la

fenolftaleína presenta coloración roja intensa y con el tornasol cambia a color azul.

Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa (son electrólitos). Generalmente son corrosivas. Poseen propiedades detergentes y jabonosas. Disuelven los aceites y el azufre. Reaccionan con los ácidos para producir sales.

Según la teoría de Arrhenius un ácido es toda sustancia que posee por lo menos un átomo de hidrógeno en su molécula y que en solución acuosa se ioniza formando protones (H+) y una base es toda sustancia que posee por lo menos un ión hidróxido (OH-) en su fórmula empírica y que en solución acuosa se disocia, de manera que los iones hidróxido quedan en solución.

La teoría de Arrhenius tenía ciertas limitaciones:1. Se restringía a soluciones acuosas, y se sabe que existen reacciones

ácido – base en medios no acuosos.

2. Si bien en solución acuosa todos los iones se encuentran hidratados (rodeados por moléculas de agua), el protón no se encuentra “libre” en solución acuosa, sino que está íntimamente asociado a una molécula de agua formando el ión hidronio u oxonio (H3O+) y además hidratado con más moléculas de agua.

3. No explicaba el carácter básico de sustancias que no tenían iones hidróxido, como el amoníaco.

4

En 1923, en forma independiente Jhoannes Brønsted y Thomas Lowry desarrollaron una teoría más general, que no tenía las limitaciones de la teoría de Arrhenius que acabamos de mencionar.Según la teoría de Brønsted y Lowry un ácido es toda especie (molécula o ión) capaz de ceder un protón y una base es toda especie capaz de aceptar un protón. De acuerdo con la teoría de Brønsted y Lowry, los considerados ácidos no cambian con respecto a la teoría de Arrhenius, porque para ceder un protón es necesario que la sustancia posea por lo menos un átomo de hidrógeno. Pero en el caso de las bases; ahora no solamente serán los hidróxidos, porque para aceptar un protón no es necesario que la sustancia tenga iones hidróxido.

El amoníaco, que no puede considerase como base según la teoría de Arrhenius, sí lo es según la teoría de Brønsted y Lowry. En solución acuosa ocurre la siguiente reacción:

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Podemos apreciar en esta reacción que el amoníaco acepta un protón del agua y se transforma en ión amonio, por lo tanto, está actuando como base. Al ocurrir la reacción se producen los iones hidróxido. A su vez el agua cede un protón al amoníaco y está actuando como ácido. Según la teoría de Brønsted y Lowry en una reacción ácido – base ocurre la transferencia de un protón. El ácido cede un protón y al hacerlo se transforma en una base, ya que ésta puede volver a aceptar un protón. Se dice que esa base es la base conjugada de dicho ácido. La base acepta un protón y se transforma en su ácido conjugado. En una reacción existen entonces dos pares ácido – base conjugados, que en nuestro ejemplo son:

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

base 1 ácido 1 ácido 2 base 2Se dice entonces que el ión amonio es el ácido conjugado de la base amoníaco o el amoníaco es la base conjugada del ácido amonio. De igual manera el ión hidróxido es la base conjugada del ácido agua, o el agua es el ácido conjugado de la base hidróxido.

En solución acuosa los ácidos se ionizan porque ceden su protón al agua, y precisamente por eso están actuando como ácidos. Por ejemplo para el ácido fluorhídrico la reacción es:

HF + H2O → F - + H3O+

En este caso el agua se comporta como base, ya que acepta un protón del ácidofluorhídrico. El ión hidronio es el ácido conjugado de la base agua.

En el caso de ácidos con más de un hidrógeno en su molécula, la pérdida de los protones se produce en forma secuencial y quedan iones intermedios que pueden actuar frente al agua como ácidos o como bases. Por ejemplo el ión sulfuro ácido (HS-): si actúa como base acepta un protón y su ácido conjugado es el ácido sulfhídrico (H2S); si actúa como ácido cede un protón y subase conjugada es el ión sulfuro (S2-).

Hidrólisis de sales:

5

Las disoluciones acuosas de sales pueden ser neutras, ácidas o básicas ; debido a que alguno de los iones procedentes de la sal reacciona con el agua, lo que se denomina hidrólisis , reacción que consiste en la transferencia de un protón entre el ion de la sal y el agua, determinándose el pH por el ácido o base conjugada que quede libre.

De los iones procedentes de las sales (las cuales ce disocian totalmente en sus iones), solamente se hidrolizarán los aniones procedentes de ácido débil (serán bases fuertes), o los cationes procedentes de base débil(serán ácidos fuertes).

Cuantitativamente, la hidrólisis se mide por medio de la constante de equilibrio para la reacción correspondiente, Kh, que se llama CONSTANTE DE HIDROLISIS.

SAL DE ACIDO FUERTE Y BASE DEBIL

NH4Cl ------ Cl- + NH4+

(Cl- es una base débil, pues procede de un ácido fuerte, el HCl, no se hidrolizará.)

Consideraremos la hidrólisis del NH4+, pues se trata de un ácido fuerte por

proceder de una base débil, el NH3.

NH4+ + H2O ------- NH3 + H3O+

donde y, si multiplicamos y dividimos por la

concentración de OH-, quedará : , expresión que es el producto iónico del agua entre la Kb del NH3 (de la base del que procede el ácido fuerte), es decir :

SAL DE ACIDO DEBIL Y BASE FUERTE

KCN ------ K+ + CN-

(K+ es un ácido débil, pues procede de una base fuerte, el KOH, no se hidrolizará.)

Consideraremos la hidrólisis del CN-, pues se trata de una base fuerte por proceder de un ácido débil, el CNH.

CN- + H2O ------- CNH + OH-

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donde y, si multiplicamos y dividimos por la concentración de H3O+,

quedará : , expresión que es el producto iónico del agua entre la Ka del CNH (del ácido del que procede la base fuerte), es decir :

SAL DE ACIDO Y BASE DEBILES

CH3-COONH4 ------- CH3COO- + NH4+

Por una parte, se hidrolizará el NH4+, ya que es un ácido débil por provenir de una base fuerte, el NH3.

NH4+ + H2O ------- NH3 + H3O+

donde

Por otra parte, se hidrolizará el CH3COO-, ya que es una base fuerte por provenir de un ácido débil. el CH3COOH

CH3COO- + H2O ------- CH3COOH + OH-

donde

De manera que podrán ocurrir tres situaciones :

Si Ka = Kb, Þ [H3O+] = [OH-] Þ pH = 7

Si Ka > Kb, Þ [H3O+] > [OH-] Þ pH < 7

Si Ka < Kb, Þ [H3O+] < [OH-] Þ pH > 7

7

Tarea Previa

Riesgos:- Muy corrosivo- Evitar el contacto directo

Usos:- Fabricación de jabones, papel ,

explosivos.

Riesgos:- Puede provocar vomitos- Irritación de la piel

Usos:- Nutriente esencial de las plantas

Riesgos:- Puede provocar dificultades respiratorias- Irritación de la piel

Usos:- Se suele añadir a los alimentos (conservantes)

Riesgos:- Compuesto inflamable

Precauciones:- Evitar el contacto directo

Usos:- Es usado como fertilizante

Riesgos:- Causa quemaduras en a la piel

Precauciones:- Evitar el contacto directo con el cobre y

bronceUsos:

- Es usado como agente de limpiezaRiesgos:

- Su inhalación produce dolor de gargantaPrecauciones:

- No almacenarlas en lugares de elevadas temperaturas

Usos:- Usado para neutralizar al HCl en la

industria textil.Riesgos:

- Irritación en los ojos causa quemadura de la piel.

Precauciones:- Tener cuidado en su manipulación.

Usos:- Tratamiento del agua, fabricación de

detergentes.

8

NaOH

NaCl

CH3COONa

K2SO4

NH4OH

CH3COOH

Na2CO3

Riesgos:- Al contacto con la

piel debe lavarse usando mucha agua.

Precauciones:- Evitar el contacto

directo.Usos:

- Usado en la cromaendoscopia de la mucosa.

Riesgos:- Irritacion en el

aparato respiratorio.

Precauciones:- Su uso debe ser

en ambientes de gran ventilación.

Usos:- Es usado en la

determinación del pH.

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Índigo de Carmín

Amarillo de Alizarina

3. PARTE EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO Nº 1: SOLUCIONES ESTANDAR EN LA ZONA BÁSICA

a. OBSERVACIONES

La solución de hidróxido de sodio (NaOH) usada fue incolora. Para ambos indicadores la intensidad de su coloración se hacía más tenue al

disminuir su concentración. Al usar el índigo de carmín como indicador tuvo que hacerse uso de un fondo

blanco (hoja bond) para poder diferenciar los colores; por otro lado, usando el amarillo de alizarina los colores eran diferenciables a simple vista.

b. REACCIONES QUÍMICAS

NaOH(ac) + H2O(l) → Na+(ac) + OH

-(ac)

c. CALCULOS Y RESULTADOS

Tubo inicial (N° 1):

Tubo N° 2:

10

V 1=5ml de NaOH

C1=0.1 M

V= 4.5 ml de H2O

V2=0. 5ml de NaOH

C=C1=0.1 M

V3=5ml de NaOH

C2=X

C .V 2=C2.V 3

C2=0.01M

Tubo N° 3:

Tubo N° 4:

d. DIAGRAMA DE FLUJO

11

V 0=5ml de NaOH

C2=0.01 M

V= 4.5 ml de H2O

V3=0. 5ml de NaOH del (V0)

C=C2=0.01 M

V4=5ml de NaOH

C3=X

C .V 3=C 3.V 4

C3=0.001M

V 0=5ml de NaOH

C3=0.001 M

V= 4.5 ml de H2O

V4=0. 5ml de NaOH

C=C3=0.001 M

V5=5ml de NaOH

C4=X

C .V 4=C 4.V 5

C 4=0.0001M

Indicador: Amarillo de Alizarina

Indicador: Índigo de Carmín

e. CONCLUSIONES

La variación en la coloración (intensidad) de las soluciones de NaOH para ambos indicadores varían de forma directamente proporcional a la concentración de la solución, es decir al aumentar la concentración de la solución, la intensidad del color debido el indicador se intensificará.

EXPERIMENTO Nº 2: DETERMINACIÓN DE LA [H+] DEL IÓN HIDRÓGENO EN UNA SOLUCIÓN BÁSICA DESCONOCIDA

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0.1 M 0.01 M 0.001 M 0.0001 M

Anaranjado rojizo

Anaranjado fuerte

Anaranjado claro

Amarillo Claro

0.1 M 0.01 M 0.001 M 0.0001 M

Azul Azul Claro Turquesa Azul Verdoso

a. OBSERVACIONES

La solución de NH4OH usada fue incolora. Dividimos en partes iguales (volumen) 4.5 ml de NH4OH x M. Se usó como indicadores el Amarillo de Alizarina (AA) y el índigo de carmín

(IC) de las cuales de añadirá una gota a cada solución previamente separada. A simple vista notamos que el AA cambia la coloración del NH4OH x M

tornándola de un color anaranjado rojizo. Por otro lado el IC cambia la coloración del NH4OH x M tornándola de un color

azul.

b. REACCIONES QUIMICAS

Indicador: Índigo de carmín

NH4OH(ac) → NH4(ac)+

+ OH(ac)-

(Anaranjado rojizo)


NH4OH(ac) → NH4(ac)+

+ OH(ac)-

(Azul)

c. CALCULOS Y RESULTADOS

Hallamos la concentración del [(OH-)] por comparación.

Ambas soluciones se asemejan a las soluciones de mayor concentración del

experimento N° 1, por lo tanto la [(OH-)] es 0.1 M

Tubo N°1 (Amarillo de alizarina): [(OH-)]= 0.1 M

Tubo N°2 (Índigo de Carmín): [(OH-)]= 0.1 M

Sabemos:

[(OH-)][(H

+)]=10-14 = Kw

Reemplazando datos:

[(H+)]=10-13 M


13

IC

AA

Indicador: Índigo de carmín

e. CONCLUSIONES

Debido a que la coloración en ambos tubos se asemejan a los tubos de mayor concentración (0.1M) del experimento N° 1 concluimos que ésta es la concentración del NH4OH x M.

Al añadir más gotas de cualquier indicador (IC o AA) a los tubos, la coloración no varía, por lo cual se concluye que la cantidad de indicador usado no influye en los resultados.

EXPERIMENTO Nº 3: DETERMINAR EL VOLUMEN DE NAOH NECESARIO A REACCIONAR CON VOLUMENES IGUALES DE HCl 0.1 M Y CH3COOH

a. OBSERVACIONES Se usara como disolución estándar al hidróxido de sodio (NaOH). La solución de HCl (0.1M) y CH3COOH (0.1M) usadas fueron incoloras. Al añadir en ambas soluciones una gota de fenolftaleína, la coloración no cambia. El volumen gastado de NaOH en la neutralización de HCl fue mayor que en la neutralización del CH3COOH.

b. REACCIONES QUÍMICAS:

Neutralización del HCl:

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)

Neutralización del CH3COOH:

CH3COOH(ac) + + NaOH(ac) → CH3COONa(ac) + H2O(l)

c. DATOS EXPERIMENTALESÁcido Volumen Gastado de NaOHHCl 1.8 ml

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4.5 ml de NaOH x M (incoloro)

2.25 ml de NaOH x M

2.25 ml de NaOH x M

CH3COOH 0.67 ml

d. CALCULOS Y RESULTADOS Neutralización del HCl:

¿Eq(HCl)=¿Eq (NaOH)N ( HCl ) xV ( HCl )=N (NaOH )xVg (NaOH )

N ( HCl )=M (HCl)N ( NaOH )=M (NaOH )

(0.1M ) x (1ml )=N (NaOH) x (1.8ml)N ( NaOH )=0.055M

Neutralización del CH3COOH:

¿ Eq(C H 3COOH )=¿Eq(NaOH )N (C H 3COOH )xV ( HCl )=N (NaOH )xVg (NaOH )

N (CC H 3COOH )=M (C H 3COOH )N ( NaOH )=M (NaOH )

(0.1M ) x (1ml )=N (NaOH) x (0.58ml)N ( NaOH )=0.172M

e. DIAGRAMA DE FLUJO

f. CONCLUSIONES

f. CONCLUSIONES

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Disolución Estándar de NaOH

Soluciones a titular:

- HCl (0.1M)

- CH3COOH (0.1M)

Agregamos un par de gotas de fenolftaleína como indicador

Solución Neutralizada

De los resultados obtenidos se puede verificar que el volumen de disolución estándar (NaOH) usada en la titulación del HCl es mayor que en la titulación del CH3COOH, debido a que la disociación iónica de HCl es completa.

Las concentraciones obtenidas son diferentes puesto que el punto de equivalencia en la titulación de un (ácido fuerte – base fuerte) difiere del punto de equivalencia en la titulación de un (ácido débil – base fuerte).

EXPERIMENTO Nº 4: TITULACION DE UNA BASE DEBIL (NH4OH) CON UN ACIDO FUERTE (HCl)

a. OBSERVACIONES

Se usara como disolución estándar al HCl (0.1M). Tanto el NH4OH así como el HCl son soluciones incolora. Los indicadores usados fueron el anaranjado de metilo y la fenolftaleína. Las titulaciones se realizaron 2 veces con cada indicador con lo cual se logró

evitar la propagación del error, haciendo de los cálculos más exactos.

b. REACCIONES QUÍMICASNH4OH(ac) + HCl(ac) → NH4Cl(ac) + H2O(l)

NH4Cl(ac) ⇄ NH4+

(ac) + Cl-(ac)

NH4+

(ac) + OH-(ac) + H+ ⇄ NH4OH(ac) + H+

(ac)

c. DATOS EXPERIMENTALES

Indicador: Anaranjado de metilo

N° Titulación Volumen gastado de HCl1era 2.1 ml2da 2.0 ml

Indicador: Fenolftaleina

N° Titulación Volumen gastado de HCl1era 1.5 ml2da 1.5 ml

d. CALCULOS Y RESULTADOS

Indicador: Anaranjado de metiloEn el punto de equivalencia:

¿Eq(HCl)=¿Eq (N H 4OH )

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Se hidroliza

Solución ácida

N ( HCl ) xV ( HCl )=NN H 4OH ¿¿xVg (N H 4OH )N ( HCl )=M (HCl)

N (N H 4OH¿ )=M (N H 4OH )(0.1M ) x (2ml )=N (NaOH )x (10ml)

N ( NaOH )=0.02M

Indicador: FenolftaleínaEn el punto de equivalencia:

¿ Eq(HCl)=¿Eq (N H 4OH )N ( HCl ) xV ( HCl )=NN H 4OH ¿¿xVg (N H 4OH )

N ( HCl )=M (HCl)N (N H 4OH¿ )=M (N H 4OH )

(0.1M ) x (1.5ml )=N (NaOH )x (10ml)N ( NaOH )=0.015M

e. DIAGRAMA DE FLUJO

f. CONCLUSIONES

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Primero preparamos dos soluciones idénticas

Segundo titulamos

Este procedimiento se realiza dos veces para cada reactivo

De los indicadores utilizados, el adecuado para este experimento es el anaranjado de metilo, a consecuencia de que la solución resultante es ácida coincidente con el rango de viraje de dicho indicador.

El volumen gastado de la disolución estándar (HCl) en ambas titulaciones fue mínimo, debido a que el N H 4OH es una base débil (no se disocia por completo).

EXPERIMENTO Nº 5: DETERMINACIÓN DEL PH EN REACCIONES DE HIDRÓLISIS

a. OBSERVACIONES

El indicador utilizado fue en papel universal Tanto el NH4OH así como el HCl son soluciones incolora (Indicador cuantitativo).

Era necesario usar una gota de cada solución. Se pudo obtener de manera aproximada el PH de cada solución.

b. DATOS EXPERIMENTALES

Sustancia pH obtenidoCH3COONa 8

Na2CO3 11NaCl 6AlCl3 3K2SO4 7

c. REACCIONES QUÍMICAS

CH3COONa(ac) ⇄ CH3COO-(ac) + Na+

H2O(l) ⇄ OH-(ac) + H+

(ac)

CH3COO-(ac) + OH-

(ac) + H+(ac) ⇄ CH3COOH(ac) + OH- (Solución Básica)

Na2CO3(ac) ⇄ 2Na+(ac) + CO3

2-(ac)

H2O(l) ⇄ OH-(ac) + H+

(ac)

CO32-

(ac) + OH-(ac) + H+

(ac) ⇄ H2 CO3-(ac + OH- (Solución Básica)

NaCl(ac) ⇄ Na+(ac) + Cl-

(ac) (No se hidroliza)

AlCl3(ac) ⇄ Al+(ac) + 3Cl-

(ac)

H2O(l) ⇄ OH-(ac) + H+

(ac)

Al+(ac) + OH-

(ac) + H+(ac) ⇄ Al(OH)3(ac) + H+ (Solución ácida)

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K2SO4(ac) ⇄ 2K+(ac) + SO4

2-(ac) (No se hidroliza)


e. CONCLUSIONES

Las sales provenientes de ácidos y bases Fuertes no se hidrolizan. El cambio de color se da después de haberse igualado la cantidad

de iones H+ a la de OH- (neutralización). Se puede concluir que la hidrolisis nos es más que una reacción

donde participa cualquier compuesto con el agua.

CUESTIONARIO N° “6”

1. Convertir:

a) H2SO4 3M en normalidad

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Primero agregamos una gota de cada solución al papel universal

Luego por comparación determinamos el pH aproximado de cada solución

N=M .ө

N=3(2)=6N

b) 5 g de Na2SO4 g/l en molaridad

n=5g /142

M=5 /142.1

M= 0.0352 M

c) Disolución del NaCl al 5% en moles NaCl/kg disolvente (molalidad)

m=5%moles NaCl/kg disolvente

m=0.05molal

d) Disolución 1 molal de NaCl en tanto por ciento de su peso.

m=1molal

m=n(soluto )/kg(solvente)

n(soluto)=m(g)/M

m(soluto)=58.5 g

m(solvente)=1000 g

´%peso=58,5 /1058 x 100%

%peso=5,53%

2. ¿Cuántos equivalentes de Al2(CrO4)3 hay en 60 mL de una disolución que tiene una concentración de 20 mg de Al2(CrO4)3 /mL?¿Cuántos milimoles? ¿Cuántos gramos?

20mg¿mL

X ¿ mL

X=1200mg

¿=m /Meq

Meq=M� /ө

Meq=402/6

Meq=67

20

¿=1,2/67

¿=0,018

n=1200/402

n=2,985mmol

mengramos=1200 /1000

m=1,2 gramos

3. Calcule el tanto por ciento de hidrólisis y el pH de una disolución de 0.05 M de NH4Ac.

NH4Ac NH4+

(ac) + Ac(ac)

Inicio 0,05 M - -Rxn -0,05 M 0,05 M 0,05 MEq 0 0,05 M 0,05 M

De estos iones el ion amonio reacionará con el H2O:

NH4+

(ac) + H2O(l) NH3(ac) + H3O+(ac)

Inicio 0,05 M - - -Rxn -X - X XEq 0,05 M-X - X X

Ka= x20.05−X

=5,6.10−10

Ka<10−4entonces 0.05−x≅ 0.05

x20.05

=5,6.10−10

x=5,3.10−6M

¿

p¿

%hidrólisis=0,0106%

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Aporte: Laboratorio sobre hidrolisis

OBJETIVOS

1. Aplicar los conocimientos previos de pH, pOH, pK.

2. Estudiar en el laboratorio la hidrólisis de sales.

INTRODUCCIÓN

Muchas soluciones salinas tiene un pH neutro, pero otras pueden tener pH ácido o básico. Por ejemplo una solución de NaCl o K2SO4 son sales cuyo pH es neutro, pero una solución de NH4Cl tiene un pH ácido y una de CH3COONa tiene pH básico. esto sucede por la hidrólisis de sales, donde un catión o un anión de una sal disociada acepta iones hidronio del agua o dona iones hidronio al agua.

Dependiendo de la dirección de transferencia de iones H+, las soluciones que contienen sales hidrolizadas pueden ser ácidas o básicas. Las sales hidrolizadas se derivan de un ácido fuerte y una base débil o de un ácido débil y una base fuerte.

El etanoato de sodio (CH3COONa) es la sal de un ácido débil, el ácido etanoíco (CH3COOH) y de una base fuerte, el hidróxido de sodio (NaOH). En solución la sal está completamente ionizada:

CH3COONa(acu) ⇒ CH3COO-(acu) + Na+(acu)

El ion etanoato es una base de Brønsted-Lowry, se establece un equilibrio con el agua, formando ácido etanoíco mas iones OH:

CH3COO-(acu) + H2O(l) ⇒ CH3COO-(acu) + OH-(acu)

El cloruro de amonio (NH4Cl) es la sal de un ácido fuerte, el ácido clorhídrico(HCl) y de una base débil, el amoníaco (NH3). En solución la sal está completamente ionizada:

NH4Cl(acu) ⇒ NH4+(acu) + Cl- (acu)

El ion amonio (NH4+) es un ácido lo suficientemente fuerte para donar un H+ a la molécula de agua:

NH44(acu) + H2O(l) ⇒ NH3(acu) + H3O(acu)

CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA

PRACTICA:

• Equilibrio iónico, producto iónico del agua, contante de disociación del agua.

• Constante de hidrólisis Kh.

• Cálculos de pH, pOH.

• Escala de pH.

• Indicadores líquidos de pH.

• Uso de los indicadores líquidos de pH.

• Papel indicador de pH.

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• Soluciones amortiguadoras.

• Capacidad amortiguadora

• Derivar la expresión que representa la constante de hidrólisis del cloruro de amonio y el etanoato de sodio.

• Conocer el nombre y fórmula de cada uno de los reactivos a utilizar en la práctica.

• Conocer la solubilidad en agua a 25 °C para los siguientes reactivos:

NaCl NH4Cl NH4NO3

NaNO3 Na3PO4 AlCl3

Na2SO4 NaH2PO4 Na2CO3

NaHSO4 CH3COONH4 CH3COONa

BIBLIOGRAFIA:- CHANG/QUIMICA/MC GAW HILL/10° EDICION/2010/ PAG. 660-680- BROWN/LA CIENCIA CENTRAK/PEARSON/ 11° EDICION /2009/ PAG. 718-741- PAGINAS WEB CONSULTADAS:- http://www.elergonomista.com/quimica/q9.html- http://html.rincondelvago.com/estudio-del-ph.html

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laboratorio de quimica ii: procesos fundamentales

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