INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERIA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS

ACADEMIAS DE LABORATORIO DE QUIMICA

QUIMICA INDUSTRIAL II

PRACTICA 6.- EQUILIBRIO IONICO

MARTINEZ ALONSO JOSE ALAN

2008600646

4IM1

FECHA: 31/05/2011

PRACTICA 6.- EQUILIBRIO IONICO

OBJETIVOS

1.- El alumno medirá el grado de acidez o basicidad de soluciones electrolíticas fuerte y débiles, por medio de un procedimiento potenciométrico.

2.- El alumno calculará el grado de disociación de un electrolito débil y la constante de ionización a partir del pH obtenido experimentalmente.

3.- El alumno conocerá la aplicación del efecto de ion común en la solución

INTRODUCCION

Los ácidos, las bases y las sales pertenecen a un grupo de sustancias llamadas electrolitos, que se caracterizan porque al disolverse en agua se disocian en iones lo que permite que sean conductores de la electricidad

La reacción entre un ácido y una base, es una neutralización. Esta reacción se simplifica indicando sólo la reacción iónica, donde se combinan los iones H+ del ácido con los OH- de la base para formar moléculas de agua.

Electrolitos fuertes: son aquellos electrolitos que cuando se disuelven en el agua, se ionizan totalmente: ejemplo de estos electrolitos fuertes son HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH

Electrolitos débiles: son los que se ionizan en baja proporción en solución diluida.

Concepto de pH: como los exponentes de base diez se corresponden con los logaritmos de las correspondientes concentraciones de hidronio, se define el pH como: el logaritmo negativo de la

concentración de iones hidronio. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidronio.

Concepto de pOH: así como la acidez se mide en términos de pH, la basicidad se mide en términos de pOH. El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones OH-. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidroxilo.

Como los valores de hidronio e hidroxilo están relacionados para mantener el valor constante de Kw en 10-14, los valores de pH y pOH también se relacionan, de modo que la suma de ambos sea igual a 14.

MARCO TEORICO

En 1884, Svante Arrhenius un químico sueco, fue el primero que propuso, dentro de una teoría que lleva su nombre, que los ácidos eran sustancias que al ionizarse producían iones de hidrógeno (H+). Así, el HCl al ionizarse da lugar a los iones de hidrógeno y a los iones de cloruro

Por otra parte según la misma teoría, las bases son sustancias que en solución acuosa producen iones hidróxido (OH-)

Teoría Protónica de Bronsted-Lowry: la teoría de Arrhenius presentaba algunas fallas, debido al hecho de no considerar el papel del solvente en la ionización. De allí que unos años más tarde en 1923 surgiera la teoría protónica de J. N. Bronsted y T. M. Lowry, quienes propusieron como fundamento de su teoría las siguientes definiciones:

* Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón.

* Base es una sustancia capaz de aceptar un protón.

Así 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.

Esta reacción en cierta medida es reversible, así el hidronio cede un protón al ión cloruro para generar las sustancias iniciales. En ambos miembros de la ecuación existen un par de sustancias con las características de ácidos y bases, esto recibe el nombre de par conjugado. Mientras más fuerte sea el ácido, más débil será su base conjugada y viceversa.

Equilibrio de ácidos 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)

Producto iónico del agua: la ionización del agua químicamente pura se describe como sigue:

El agua es una sustancia neutra gracias a que las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo son iguales. Si se produce una variación de alguna de las concentraciones se observa un desplazamiento del equilibrio, según el principio de Le Chatelier, lo que mantiene inalterado el valor del producto iónico del agua (Kw).

pH: la concentración de hidronio varía de 10-1 a 10-6 en soluciones ácidas. Tiene un valor de 10-7 en soluciones neutras y los valores de 10-8 a 10-14 en soluciones básicas. Los químicos han encontrado incómoda esta forma de expresar la acidez de una solución y por esto, el bioquímico danés Sörensen propuso en 1909 una escala para expresar estas concentraciones que se conoce como escala del pH

Tomando los exponentes de las potencias con base diez de la concentración de iones hidronino y cambiándoles el signo, se obtiene la escala de pH

CUESTIONARIO

1.- Calcule el pH que teóricamente espera obtener para cada una de las soluciones.

HCl 0.1 MpH= -log [H+]… pH= -log [0.1]… pH= 1pOH+ pH= 14… pOH= 14- 1… pOH= 13

HCl 0.01 MpH= -log [H+]… pH= -log [0.01]… pH= 2pOH+ pH= 14… pOH= 14- 2… pOH= 12

NaOH 0.1 MpOH= -log [OH-]… pOH= -log [0.1]… pOH= 1pOH+ pH= 14… pH= 14- 1… pH= 13

NaOH 0.01 MpOH= -log [OH-]… pOH= -log [0.01]… pOH= 2pOH+ pH= 14… pH= 14- 2… pH= 12

CH3COOH 0.1 M

CH3COOH H+ + CH3COO-

INIC 0.1 M 0 0 EQ 0.1-X X X

Ka= 0.000018Ka= (X2)/ (0.1- X) = 0.000018… X2= 0.0000018- 0.000018X… X2+ 0.000018X- 0.0000018=0

X= [H+]= 0.0013325pH= -log [H+]… pH= -log [0.0013325]… pH= 2.87 pOH+ pH= 14… pOH= 14- 2.87… pOH= 11.13

2.- Compare el resultado experimental con el dato teórico y explique una razón en caso de existir diferencia entre uno y otro.

HCl 0.1 MTEORICO: 2.88EXPERIMENTAL: 1

HCl 0.01 M

TEORICO: 3.51EXPERIMENTAL: 2

NaOH 0.1 MTEORICO: 13EXPERIMENTAL: 13

NaOH 0.01 MTEORICO: 11EXPERIMENTAL: 11

CH3COOH 0.1 MTEORICO: 3.92EXPERIMENTAL: 3

Es posible que los Valores varíen, por motivo de: falta de limpieza en el sensor, Precisión del Potenciómetro. Además de la Cantidad de Agua agregada para llegar al Volumen Requerido de cada Mezcla.

3.- ¿Cuál es el porcentaje de ionización del acido acético 0.1 M en el experimento?

X= [H+] = 0.0013325%α= ([H+]/ [0.1]) (100)… %α= ([0.0013325]/ [0.1]) (100)… %α= (0.013325) (100)… %α= 1.3325

4. Calcule el valor de la constante Ka experimental para el ácido acético 0.1 M a partir del valor obtenido de su pH.

pH= 3… -pH= -3

[H+]= 10-pH… [H+]=10-3… [H+]= X= 0.001 M

Ka=(X2)/ (0.1- X)… Ka= (0.0012)/ (0.1- 0.001)… Ka= 0.0000101

5. Calcule, el porcentaje de diferencia entre el valor teórico y el obtenido experimentalmente para Ka.Ka TEORICO= 0.000018% Variación= (Ka TEORICO- Ka EXPERIMENTAL/ Valor TEORICO) (100)… % Variación= (0.000018- 0.0000101/ 0.000018) (100) % Variación= 43.88 %

6. ¿Qué es una solución buffer, tapón o reguladora?Es una mezcla de un ácido débil y una base débil. Es una solución que tiene la propiedad de mantener constante el pH, en inglés es solución buffer. Las soluciones reguladoras tienen un ácido débil y su sal, o una base débil su sal.

7. ¿Cómo se prepara y para qué se utiliza?La cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales, “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es una base débil. También se puede preparar la solución tampón mezclando una base débil con una de sus sales “tampón básico”.

8. Calcule el pH para cada uno de los siguientes casos:

a. Solución 0.2 M de KOH

pOH= -log [OH-]… pOH= -log [0.2]… pOH= 0.698pOH+ pH= 14… pH= 14- 0.698… pH= 13.302

b. Solución 0.2 M de NH4OH cuyo Kb = 1.75x 10 -5

NH4OH OH- + NH4+

INIC 0.2 M 0 0

EQ 0.2- X X X

Kb = 0.0000175= [NH4+] [OH-] / [NH4OH]… 0.0000175= (X2)/ (0.2- X)… 0.0000035- 0.0000175X= X2

X2+ 0.0000175X- 0.0000035= 0

X= [OH-] = 0.0018620

pOH= -log [OH-]… pOH= -log [0.001862]… pOH= 2.73pOH+ pH= 14… pH= 14- 2.73 … pH= 11.27

9. ¿Qué volumen de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado de 98% de pureza y densidad 1.84 g/ml se requiere para preparar 2 L de solución con un pH = 1.5?

pH = 1.5… -pH= -1.5

[H+]= 10-pH… [H+]=10-1.5… [H+]= X= 0.03162 M

M = n / V… n= M V… n= (0.03162 mol/ L) (2 L)… n= 0.06324 mol

n = m / PM… m= (n) (PM)… m= (0.06324 mol) (98 g/ mol)… m=6.19752 g

V=m/ ρ… V= (6.19752 g)/ (1.84 g/ ml)… V= 3.37 ml

3.37 ml…100%

X…………..98%

X= 3.303 ml

10. ¿Qué importancia tiene desde un punto de vista industrial el estudio del pH? Cite algunos ejemplos específicos.

En industrias que se dediquen a todo los procesos químicos

* En la producción de medicamentos, ya sea vitamínicos minerales. * En la preparación de soluciones inyectables, sueros, etc. * En la preparación de reactivos químicos para diagnósticos y reactivos Químicos para alimentos de diferentes presentaciones. * En la preparación de soluciones orales.

CONCLUSIONES

El Porcentaje de Ionización es Alto (100%) en Ácidos y Bases Fuertes, es decir que los Iones Hidronio e Hidroxilo respectivamente están completamente disociados en Medio Acuoso y disueltos independientemente del Catión.Es Bajo en Ácidos y Bases Débiles, por Consecuencia un Porcentaje de Ionización Bajo.Este tipo de proceso químico se usa básicamente en las industrias para la fabricación de medicamentos y alimentos así como para preparar vacunas y sueros ya que es importante mantener su acidez o basicidad dependiendo el caso.

BIBLIOGRAFIA

Himmelblau, D.M. Principios Básicos y Cálculos en Ingeniería Química, México, Prentice Hall, 1997, 752 pp.

Manual Química Industrial II