Equilibrio quimico

EQUILIBRIO QUÍMICO

LUISA MARÍA GONZÁLEZ GARZÓN

ESTEFANY LORENZANA LÓPEZ

PROFESORA

JULIANA PALACIO BETANCUR

2015

Justificación

El propósito de esta práctica es entender cómo in sistema busca el equilibrio tratando de disminuir la causa que lo altera. Cuando uno de los reactivos presentes en una solución cambia su concentración por un agente externo, todas las concentraciones de las demás sustancias también varían hasta alcanzar un nuevo equilibrio. Esto se postula como: Principio de Le Chatelier.

En la reacción: A + B C + D

Cuando hay una perturbación, el sistema puede ir de reactivos a productos o de productos a reactivos, tratando de igualar las concentraciones.

Así mismo, se busca comprender el concepto de pH y cómo cambia este de acuerdo a la concentración de hidrógenos. Esto de ve reflejado mediante soluciones reguladoras, las cuales mantienen un pH constante cuando se adicionan pequeñas cantidades de un ácido o base fuerte.

Análisis de los resultados:

pH de soluciones ácida y básicas:1. Coloque 5ml de agua destilada en un tubo de ensayo y determine su pH

En agua pura se cumple que: ¿Entonces: pH = −log [H ] pH = -log (1 x10−7 ) = 7

Adicione 2 gotas de HCl 0.1M al tubo de ensayo anterior. Determine el pH de la solución.

HCl+H 2O→H 3O+C L−¿¿

1ml→20 gotas 1 L→1000ml ?ml→2 gotas=0.1ml ? L→5.1ml=5.1x 10−3 L

0.1M⟶100Oml 1L ⟶ 1000ml ?M⟶0.1ml = 1 x 10−5 M de HCl ? L ⟶ 0.1ml = 1x10−4L

V t=¿5ml + 0.1ml = 5.1ml

[ ]2=[]1V 1 = 0.00001M x 0.0001L = 0.000002M V 2 0.0051 L

pH = -Log [0.000002] = 6.2

pH observado: 6pH esperado: 6.2

2. Repita todo el procedimiento del numeral 1 en otro tubo de ensayo limpio, adiciones 2 gotas de NaOH 0.1M y determine el pH de la solución.

NaOH+H 2O→H3O+N a+¿ ¿

1ml→20 gotas 1L ⟶ 1000ml ?ml→2 gotas=0.1ml ? L ⟶ 0.1ml = 1x10−4L

0.1M⟶100Oml ?M⟶0.1ml = 1 x 10−5 M de HCl

V t=¿5ml de H 20 + 0.1ml de NaOH = 5.1ml [ ]2=[]1V 1 = 0.00001M x 0.0001L = 0.000002M

V 2 0.0051 L

pH = -Log [0.000002] = 6.2 pH + pOH = 14

pOH = 14 – 6.2pOH = 7.8


3. Mezcle las soluciones de los tubos 1 y 2 y determine el pH de la nueva solución.

NaOH+HCl→H2O+NaCl Vt = 0.0051L sol A + 0.0051L sol B = 0.0102L nueva solución.

Moles sol A + Moles sol B: Moles de la nueva solución 1x 10-9 + 1x 10-9 = 2 x 10-9moles

M= 2 x10-9m = 1.96 x 10-7

0.0102L

pH= -Log [1.96 x 10-7] pH = 6.7

pH observado: 8pH esperado: 6.

La solución se neutraliza al estar presentes tanto un ácido como una base.4. Coloque 5ml de agua destilada en un tubo de ensayo, adiciones 2 gotas de ácido

acético 0.2M y determine el pH de la solución.

CH3COOH + HCl H3O+ + CH3COO-

1ml ⟶ 20 gotas = 0.1 ml X ml ⟶ 2 gotas

0.2M ⟶ 1000ml X M ⟶ 0.1ml = 2x10-5M

5.1mL de solución ⟶ 2 x10-5M 1000 mL ⟶ X M = 3.92 x 10-3M ¿ ¿√ (1.75 x10−5 ) x¿¿ ¿2.61 x10−4

pH = -Log [2.61 x10 -4] = 3.58


5. Repita el proceso del numeral 4 en otro tubo de ensayo pero adiciones 2 gotas de NH4OH 0.2M y determine el pH de la solución.

NH4OH + H2O OH- + NH4+


0.2M ⟶ 1000ml X M ⟶ 0.1ml = 2x10-5M

5.1mL de solución ⟶ 2 x10-5M 1000 mL ⟶ X M = 3.92 x 10-3M

¿ ¿√ (1.8 x10−5 ) x¿¿ ¿2.65 x10−4

pH = -Log [2.65 x10 -4] = 3.57

pOH = 14 – pH = 14 – 3.57 = 10.43


6. Mezcle las soluciones de los tubos 4 y 5. Determine el pH de la nueva solución. Como ambas soluciones están a la misma concentración y el mismo

volumen, la nueva solución sufre un equilibrio de pH (hay un ácido y una base) el cual, se neutraliza.

pH observado: 7pH esperado: 7

Efecto del ión común.1. Determine el pH de 5ml de ácido acético 0.2M usando papel indicador universal.

0.2M ⟶ 1000ML x M ⟶ 5ml = 1 x 10-3 M

pH = -Log [ 1 x 10-3] = 3

pH observado: 6pH esperado: 3

2. Adicione 2 gotas de ácido acetato de sodio 6M a la solución anterior, agite y determine el pH. H2O CH3COONa CH3COO- + Na+

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3OO-

1000ml ⟶ 6M 0.1ml ⟶ 6 x 10-4M

Concentración del ácido – concentración de la sal = Nueva concentración de sal en la solución de 5.1 ml

1 x 10-3 – 6 x 10-4 = 4 x 10-4

5.1ml ⟶ 4 x 10-4

1000ml ⟶ x M = 0.078

¿ ¿ ¿ pH = -Log [2.24 x10 -7] = 6.64

pH observado: 5.5pH esperado: 6.64

3. Determinar el pH de 5ml de NH4OH 0.2M

1000ml ⟶ 0.2M 5ml ⟶ x M = 1 x 10-3

pH = -Log [1 x 10-3] = 3

4. Adiciones 2 gotas de NH4CL 6M a la solución interior, agite y determine el pH H2O NH4CL ⟶ NH4

+ + CL-

NH4OH + H2O ⟷ OH- + NH4+

1 x 10-3M de NH4OH en 5ml 6 x 10-4M de NH4CL en 0.1ml 1x 10 -3M – 6.4x 10.4M = 4 x 10-.4

5.1ml ⟶ 4x 10-4 M 1000ml ⟶ x M = 0.078M

¿ ¿ ¿

pH = -Log [2.295 x 10-7] = 6.63

pOH = 14 – 6.63 = 7.36

pH observado: 10 pH esperado: 7.36

Hidrólisis de sales: Coloque en el vidrio reloj tres tirilla de papel indicador y adiciones, a cada uno de ellos respectivamente, una gota de las siguientes soluciones:

1. NaCl 10%

10 gr NaCl en 100ml H2O

10gr NaCl * 1mol NaCl52.44gr NaCl = 0.17 mol NaCl

1ml NaCl ⟶ 20 gotas. X ml NaCl ⟶ 1 gotas. = 0.05 ml NH4Cl

0.17 mol NaCl ⟶ 0.1L X ?mol NaCl ⟶ 5 x 10-5L = 8.5 x 10-6 M

H2O NaCL ⟶ Na+ + CL-

pH = -log [ 0.000085] = 4

pH observado: 6 pH esperado: 4

2. CH3COONa 10 %

10 gr CH3OONa en 100ml H2O

10gr CH3OONa *1molCH 3OONa48 grCH 3OONa = 0.208 mol CH3OONa

1ml CH3OONa ⟶ 20 gotas. x ml CH3OONa ⟶ 1 gotas. = 0.05 ml CH3OONa

0.208 mol CH3OONa ⟶ 0.1 L. X mol CH3OONa ⟶ 5 x 10-5 L= 1.04 x 10-4 M

CH3OONa CH3OO + Na CH3OO+ + H2O ⟶CH3OOH + OH-

Kb = 10−14

1.8∗10−5 = 5.555*1010

OH- = −5.55∗10−10±√5.55∗10−102−(4 )1(0.000104)

2(1) =0.011

pOH = -log [0.011] = 1.92 pH = 14- 1.92 = 12.8

pH observado: 8 pH esperado: 4

3. NH4CL 10% 10 gr NH4Cl en 100ml H2O

10gr NH4Cl * 1mol NH 4Cl53gr NH 4Cl = 0.19 mol NH4Cl

1ml NH4Cl ⟶ 20 gotas ? ml NH4Cl ⟶ 1 gotas = 0.05 ml NH4Cl

0.19 mol NH4Cl ⟶ 0.1L mol NH4Cl⟶ 5 x 10-5 L = 9.5 x 10-5M NH4Cl

H2O NH4Cl ⟶ NH4

+ + Cl-

NH4+ + H2O ⟶ NH4OH + H+

Ka = 10−14

1.8∗105 = 5.555*1010

H+ = −5.55∗10−10±√5.55∗10−102−(4 )1(0.000095)2(1)

=0.0097

pH = -log [0.0097 ]= 2.0

pH observado: 6.5 pH esperado: 2.0

Soluciones reguladoras

1. Mezcle 5ml de ácido acético 0.2M y 5ml de acetato de sodio 0.2M. Determine el pH de la solución.

Vt= 10ml

1000ml ⟶ 0.2 m 5ml ⟶ x m = 1 x 10-3

Son las mismas moles de acetato y de ácido.

M= 1 x 10 -3 = 1 x10-5 0.01

¿ ¿ ¿

pH = -Log [1.75 x 10-5] = 4.57

pH observado: 5.5 pH esperado: 4.57

2. Coloque 5ml de solución anterior en un tubo de ensayo y adicione 2 gotas de HCl 0.1M. Determine el pH de la solución.

5ml de solución 1 + 2 gotas de HCl 0.1M


1000ml ⟶ 0.1M de HCl 0.1ml ⟶ x M de HCl = 1 x 10-5

10ml de solución 1⟶ 1.75 x 10-5M 5ml de solución 1 ⟶ x M = 8.75 x 10-6M

1 x 10-5 - 8.75 x 10-6M = 1.25 x 10-6 (concentración de la solución)

pH = -Log [1.25 x 10-6] =5.9


Compare el cambio de pH de la solución 1 después de adicionar el HCl, numeral 2, con los observados en la primera parte (soluciones ácidas y básicas) después de adicionar el HCl.

En la parte de soluciones acidas y básicas, la concentración de protones aumentaba al agregar HCl en agua destilada, haciendo el medio más ácido. Sin embargo, en esta solución reguladora se puede ver como después de agregar HCl la solución se vuelve menos acida. Esto se debe a que, en principio, al agregar un ácido fuerte como el HCl, este

Como el acetato y ácido tienen las mismas moles y están en el mismo volumen tienen la misma concentración.

reacciona con la base que es el acetato, disminuyendo su concentración y aumentando la concentración de ácido.

3. A los 5ml de la solución 1 restantes, adicione 2 gotas de NaOH 0.1M y determine el pH

5ml de solución 1 + 2 gotas de NaOH 0.1M


1000ml ⟶ 0.1M de NaOH 0.1ml ⟶ x M de NaOH = 1 x 10-5

10ml de solución 1⟶ 1.75 x 10-5M 5ml de solución 1 ⟶ x M = 8.75 x 10-6M

1 x 10-5 - 8.75 x 10-6M = 1.25 x 10-6 (concentración de la solución)

pH = -Log [1.25 x 10-6] =5.9


Compare el cambio de pH de la solución 1 después de adicionar el NaOH, numeral 3, con el observado en la primera parte (soluciones ácidas y básicas) después de agregar NaOH.

Al agregar NaOH en agua destilada, se podía observar cómo aumentaba la concentración de OH-, haciendo el medio más básico. Por el contrario, en esta solución, al agregar una base fuerte como el NaOH, esta reacciona con el ácido acético disminuyendo su concentración y aumentando la concentración del ácido.Las sustancias que participan en una solución reguladora, siempre tratan de equilibrar el medio.

4. Disuelva un cuarto alka-seltzer en 15 ml de agua y determinar el pH de la solución.

NaHCO3 + H2O ⟶ H2CO3

pH observado: 8

5. Tome 2 tubos de ensayo y coloque en cada uno 5ml de la solución anterior, luego adicione a un tubo 2 gotas de HCl 0.1M y al otro 2 gotas de NaOH 0.1M y determine el pH de cada solución con papel indicador.

pH (primer tubo - HCl): 9 pH (segundo tubo – NaOH): 8

Compare los cambios de pH que sufre la solución 4 después de adicionar el ácido y la base con los observados en la primera parte (soluciones ácidas y básicas, numeral 1).

Al medir el pH en la solución de la primera parte después de agregar NaOH, este se volvía más básico, ya que el pH del agua es de 7 y al agregar la base, incrementa la concentración de OH-. Como esta es una solución con alka seltzer y agua (medio básico), al agregar NaOH el medio no cambia, sigue siendo rico en OH-, es decir, el valor de pH fue invariable, ratificando así la efectividad reguladora de la tableta de Alka-Seltzer.

Así mismo, al agregar HCl en agua destilada, el pH pasa de ser neutro a ácido por el incremento de protones. Cuando este ácido es agregado a la solución con la tableta de Alka Seltzer, el H+ que se encuentra en el ácido clorhídrico inmediatamente reacciona con el bicarbonato de sodio. Así mismo, la solución contendrá sodio (Na+) del bicarbonato de sodio y cloruro (Cl-) del HCl, es decir, una neutralización de la base formada.

Preguntas:

1. La Ka del ácido benzoico es 6.5 x 10-5. Calcule el pH de una solución 0.10M:

¿ ¿√ (6.5 x10−5 ) x (0.10M) ¿2.54 x10−3

pH = -Log [2.54 x10 -3] = 2.6

2. Calcule el pH de una disolución 0.36M de CH3COONa CH3COONa ⟶ CH3COO- + Na+

CH3COO- + H2O ⟶ CH3COOH + OH-

Ka = ¿¿ Kh = [C H 3COOH ]¿¿ Kw= 14 [CH3COOH] + [CH3COO-] = 0.36 [OH-] = [CH3COOH] + [H+]

Kh = [C H 3COOH ]¿¿ 5.75 x 10-10

Suponiendo que [CH3COO-] aproximadamente 0.36 y que [H+] es despreciable en la ecuación 2 :

¿¿ = 5.75 x 10-10 [CH3COOH] = 1.44 x 10-5

[OH-] = 1.44 x 10-5

[H+] =6.95 x 10-10

pH = 9.16

3. Calcule el pH de un Sistema amortiguador formado por NH3 0.15M y NH4CL O.35M

¿ ¿ ¿ 4.083 x 10-5

pH = -Log [4.083 x 10-5] = 4.38

4. El pH de un amortiguador de bicarbonato - ácido carbónico es 8.0. Calcule la relación de concentración ácido carbónico (H2CO3) respecto de la de ión bicarbonato (HCO3).

H2CO3 + H2O ⟶ HCO3- + H3O+

pKa = 6.14 pH = pKa + Log [HCO3

-] [H2CO3]pH – pKa = Log [HCO3

-] [H2CO3]

8.0 – 6.4 = Log [HCO3-]

[H2CO3] 1.6 = Log [HCO3

-] [H2CO3] 101.6 = [HCO3

-] [H2CO3] 39.81 = [HCO3

-] = [HCO3-] = 1 = 0.025

[H2CO3] [H2CO3] 39.81

5. El pH del plasma sanguíneo es 7.40. considere que el sistema amortiguador principal es el de HCO3

- / H2CO3 y calcule la relación [HCO3] / [H2CO3] pKa = 6.1. ¿El sistema es más eficaz cuando se agrega un ácido o cuando se agrega una base?

pKa = 6.1 pH = pKa + Log [sal] [ácido] 7.4 = 6.1 + [HCO3

-] [H2CO3]

7.4 -6.1 = Log [HCO3-]

[H2CO3]

1.3 = Log [HCO3-]

[H2CO3] 10-1.3= [HCO3

-] = 19.95 = 1.99 [H2CO3]

6. ¿Qué efecto (alcalosis o acidosis) tiene cada uno de los siguientes factores sobre el pH de la sangre, explique: a. Ingestión de demasiada NaHCO3 b. Diabetes mellitus c. Pérdida de ácido estomacal d. Hambre e. Diarrea f. Ingestión de un exceso de tabletas de antiácido.

a) Ingestión de demasiada NaHCO3: Alcalosis. Disminuye la cantidad de hidrógenos y aumenta la concentración de [HCO3

-] elevando el pH b) Diabetes mellitus: Acidosis. Perdidas renales de bicarbonato.c) Pérdida de ácido estomacal: Alcalosis. Disminuye la concentración de

hidrógenos debido a la perdida de acidez estomacal. Así, la concentración de bicarbonato prolifera sobre la del ácido.

d) Hambre: Acidosis. Hay un incremento de la concentración de hidrógenos debido a los ácidos estomacales que aumentan en ausencia periódica de alimentos.

e) Diarrea: Acidosis. Perdida de bicarbonatos – vía digestiva.f) Ingestión de un exceso de tabletas de antiácido: Alcalosis. Al suministrar

una carga de bicarbonato sódico se produce un incremento del pH de corta duración, ya que el organismo actúa rápidamente para eliminar el exceso de bicarbonato.

Es más eficaz cuando se agrega

una base.

Referencias

Guía de laboratorio https://es.wikipedia.org/wiki/Alcalosis https://es.wikipedia.org/wiki/Acidosis http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/368-soluciones-

buffer-o-amortiguadoras.html

https://es.wikipedia.org/wiki/Acidosis

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