PRACTICA 4.1

INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN EL EQUILIBRIO QUIMICO

OBJETIVOS

Comprobar experimentalmente la ley de Le Chatelier.

FUNDAMENTO

El principio de Le Chatelier dice así:

“Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema modificará la composición en equilibrio de forma que tienda a contrarrestar este cambio de la variable”.

Los factores que pueden cambiar el equilibrio son: la variación en la temperatura, variación en la presión y la variación del volumen. Esta ley cualitativa hace posible el predecir el desplazamiento del equilibrio de una reacción química.

PROCEDIMIENTO

• Introducir una moneda de 1 ó 2 céntimos de euro en un erlenmeyer.

• Añadir ácido nítrico concentrado hasta cubrir la moneda. Comenzaran a salir por la boca del matraz los vapores del gas.

• Atrapar los vapores en dos tubos de ensayo y taparlos con tapones de corcho. Anotar el color de dichos vapores.

• Introducir un tubo en un baño de hielo durante unos 5 minutos y observar lo que ocurre en él. Utilizar el otro tubo como control del color.

• Sacar el tubo del baño y dejar lo a temperatura ambiente: Observar los cambios realizados.

• Calentar el tubo al baño Maria y observar de nuevo las variaciones que ocurran.

RESUMEN DE RESULTADOS EXPERIMENTALES

Dióxido de nitrógeno

Tabla 4.1.: Observaciones experimentales

Temperatura	Sentido de la reacción	Color	Gas
0ºC	DRCHA	AMARILLENTO	N2O4
25ºC	LIGERAMENTE IZQ	ANARANJADO	NO2 y N2O4
100ºC	IZQ	MARRON - ROJIZO	NO2
Reacción	2NO2  N2O4

CUESTIONES

¿Qué reacción ocurre al añadir al cobre ácido nítrico? Escribir y ajustar la misma.

Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

La reacción redox seria:

Cu0 + 2HNO3 + 2H+ Cu2+ + 2NO2 + 2H2O

Escribir la reacción (equilibrio químico) que se ha observado.

2NO2 N2O4

¿La reacción anterior es exotérmica o endotérmica? Justificar con los datos experimentales y los argumentos que te proporciona la ley de Le Chatelier.

Dado que la reacción se desplaza hacia la izquierda al calentarla y hacia la derecha al enfriarla, se deduce que es exotérmica (endotérmica hacia los reactivos).

Deducir la constante de equilibrio de la reacción que has estudiado.

2NO2 N2O4

Suponiendo 1L de volumen y concentraciones 2M y 1M respectivamente:

Kc= [productos]/[reactivos]

Kc= [N2O4]/[ NO2]2

Kc= 1 / 22 = 1 / 4 = 0,25

¿Por qué se puede atrapar con facilidad el gas generado en el paso 2 del procedimiento?

Porque es más pesado que el aire. La densidad del aire es de unos 1,225 Kg/m3 y la del dióxido de nitrógeno es de 1,449 Kg/m3, por lo que desciende en el seno de la atmósfera.

OBSERVACIONES

• La operación de obtención del gas la realiza un único grupo y en campana de gases.

• En el fondo del erlenmeyer se queda un precipitado de color azul turquesa, que es el nitrato de cobre que se produce en la reacción.

FUENTES CONSULTADAS

• http://www.segulab.com

• http://es.wikipedia.org

PRACTICA 4.2

CARACTER FUERTE O DEBIL DE ALGUNOS ELECTROLITOS

OBJETIVOS

Relacionar el grado de disociación con el carácter fuerte o débil de algunos electrolitos.

FUNDAMENTO

La mayoría de los compuestos inorgánicos cristalinos están formados por iones, es decir, partículas con cargas eléctricas producidas cuando un átomo o grupo de átomos, pierde o gana electrones, originándose iones positivos o negativos. La atracción electrostática mantiene unidos los iones en el cristal. Los cristales iónicos fundidos conducen la electricidad; también las soluciones en agua u otros disolventes polares de las substancias iónicas son conductores de electricidad, por lo que se les nombra electrólitos.

Para un determinado disolvente y una determinada concentración, el grado de disociación o ionización de una sustancia iónica depende de la naturaleza de sus iones. Las que se consideran totalmente disociadas, se denominan electrólitos fuertes y las que se consideran muy poco disociadas, electrólitos débiles. La potente y mutua atracción electrostática entre iones de carga contraria, aunque están solvatados (hidratados cuando el disolvente es agua), tiende a juntarlos formando la sustancia iónica inicial. Esto ocurre particularmente en los electrólitos débiles lo que origina un equilibrio dinámico entre el compuesto iónico y sus iones positivos (cationes) y negativos (aniones) a los que pueden aplicárseles los principios del equilibrio químico y la ley de acción de masas. Entre el grado de disociación o ionización de un electrolito, su concentración y su constante de disociación o ionización, hay una relación sencilla que permite calcular esta constante, si se conoce el grado de disociación. Esto último es posible por determinación de la conductividad eléctrica de las disoluciones, conductimetría, o su presión osmótica, tonometria, etc. Las concentraciones de los iones componentes se calculan a partir de la concentración de la sustancia iónica disuelta inicialmente.

PROCEDIMIENTO

• Calibrar el pHmetro siguiendo las instrucciones del manual del aparato.

• Preparar disoluciones 0,1M de: ácido acético, clorhídrico, nítrico, sulfúrico, amoniaco e hidróxido sódico.

• A partir de estas disoluciones, preparar otras 0,01M de cada una.

• Medir el pH del agua destilada con la que se han preparado las disoluciones.

• Anotar los datos de pH obtenidos y a continuación expresar el valor del pH como un número entero.

DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS

DISOLUCIONES

• 250ml CH3COOH 0,1M

Datos:

• Pm CH3COOH: 60,5 g/mol

• Densidad: 1,05 g/ml

• 99,7% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,25 necesito 0,025 moles de CH3COOH

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,025 · 60,5 = 1,5125g de CH3COOH puro

Dispongo de CH3COOH al 99,7% (1,5125 · 100)/99,7 = 1,5170g de CH3COOH al 99,7%

d = m/v v = m/d v = 1,5170/1,05 = 1,44 ml de CH3COOH

• 250ml HCl 0,1M

Datos:

• Pm HCl: 36,55 g/mol

• Densidad: 1,49 g/ml

• 37% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,25 necesito 0,025 moles de HCl

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,025 · 36,55 = 0,9137g de HCl puro

Dispongo de HCl 37% (0,9137 · 100)/37 = 2,4695g de HCl al 37%

d = m/v v = m/d v = 2,4695/1,49 = 1,65 ml de HCl

• 250ml HNO3 0,1M

Datos:

• Pm HNO3: 63,01 g/mol

• Densidad: 1,38 g/ml

• 61 - 63% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,25 necesito 0,025 moles de HNO3

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,025 · 63,01 = 1,5752g de HNO3 puro

Dispongo de HNO3 al 61% (1,5752 · 100)/61 = 2,5823g de HNO3 al 61%

d = m/v v = m/d v = 2,5823/1,38 = 1,87 ml de HNO3

• 250ml H2SO4 0,1M

Nuestro grupo es el encargado de preparar esta disolución.

Datos:

• Pm H2SO4: 98,08 g/mol

• Densidad: 1,84 g/ml

• 95% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,25 necesito 0,025 moles de H2SO4

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,025 · 98,08 = 2,452g de H2SO4 puro

Dispongo de H2SO4 al 95% (2,452 · 100)/95 = 2,581g de H2SO4 al 95%

d = m/v v = m/d v = 2,581/1,84 = 1,40 ml de H2SO4

• 250ml NH3 0,1M

Datos:

• En disolución, NH3 es NH4OH

• Pm NH4OH: 35,05 g/mol

• Densidad: 0,91 g/ml

• 25% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,25 necesito 0,025 moles de NH4OH

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,025 · 35,05 = 0,8762g de NH4OH puro

Dispongo de NH4OH al 25% (0,8762 · 100)/25 = 3,505g de NH4OH al 25%

d = m/v v = m/d v = 3,505/0,91 = 3,85 ml de NH4OH

• 250ml NaOH 0,1M

Datos:

• Pm NaOH: 40 g/mol

• 97% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,25 necesito 0,025 moles de NaOH

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,025 · 40 = 1g de NaOH puro

Dispongo de NaOH al 97% (1 · 100)/97 = 1,030g de NaOH al 97%

CALCULOS DEL pH SUPONIENDO IONIZACION COMPLETA

• 0,1M

HCl (ac) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

0,1 M 0,1 M

pH = - log[H3O+] = - log 0,1 pH = 1

HNO3 (ac) H3O+ (ac) + NO3- (ac)

0,1 M 0,1M

pH = - log [H3O+] = - log 0,1 pH = 1

H2SO4 (ac) 2H3O+ (ac) + SO42- (ac)

2x0,1M 0,1M

pH = - log [H3O+] = - log 0,2 pH = 0,699 ≈ pH 1

CH3COOH (ac) H3O+ (ac) + CH3COO- (ac)

0,1M 0,1M

pH = -log [H3O+] = - log 0,1 pH = 1

NH4OH (ac) NH4- (ac) + OH- (ac)

0,1M 0,1M

pOH = -log [OH-] = - log 0,1 pOH = 1

pH + pOH = 14 pH = 14 - 1 pH = 13

NaOH (ac) Na+ (ac) + OH-(ac)

0,1M 0,1M

pOH = -log [OH-] = - log 0,1 pOH = 1

pH + pOH = 14 pH = 14 - 1 pH = 13

• 0,01M

HCl (ac) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

0,01 M 0,01 M

pH = - log[H3O+] = - log 0,01 pH = 2

HNO3 (ac) H3O+ (ac) + NO3- (ac)

0,01 M 0,01M

pH = - log [H3O+] = - log 0,01 pH = 2

H2SO4 (ac) 2H3O+ (ac) + SO42- (ac)

2x0,01M 0,01M

pH = - log [H3O+] = - log 0,02 pH = 1,699 ≈ pH 2

CH3COOH (ac) H3O+ (ac) + CH3COO- (ac)

0,01M 0,01M

pH = -log [H3O+] = - log 0,01 pH = 2

NH4OH (ac) NH4+ (ac) + OH- (ac)

0,01M 0,01M

pOH = -log [OH-] = - log 0,01 pOH = 2

pH + pOH = 14 pH = 14 - 2 pH = 12

NaOH (ac) Na+ (ac) + OH-(ac)

0,01M 0,01M

pOH = -log [OH-] = - log 0,01 pOH = 2

pH + pOH = 14 pH = 14 - 2 pH = 12

RESUMEN DE DATOS EXPERIMENTALES

Tabla 4.2.: Medidas de pH de los diferentes electrolitos a diferente concentración molar

pH	Disoluciones analizadas
		HCl	HNO3	H2SO4	HAc	NH3	NaOH
0,1M	1,095	1,093	1,108	2,781	10,677	12,899
0,01M	1,940	1,882	1,703	3,297	9,994	11,620
suponiendo ionización completa (0,1M)	1	1	1	1	13	13
suponiendo ionización completa (0,01M)	2	2	2	2	12	12
Tipo de electrolito F(Fuerte) o D(Débil)	F	F	F	D	D	F

CUESTIONES

¿Cuáles están totalmente ionizados y cuales no? Justificar la respuesta basándose en los resultados experimentales obtenidos.

Un electrolito fuerte es aquel que en disolución se encuentra totalmente disociado, de modo que no genera un equilibrio y un electrolito débil es aquel que en disolución se encuentra poco disociado, de modo que genera equilibrio.

Por tanto, un electrolito fuerte tiene mayor concentración de H3O+, ya que:

Electrolito fuerte totalmente ionizado HR (ac) H3O+ (ac) + R- (ac)

0,1M 0,1M

Electrolito débil parcialmente ionizado HR (ac) ↔ H3O+ (ac) + R- (ac)

(en equilibrio) 0,1-x x x

Por tanto, en un ácido, pH = -log 0,1 pH = 1, por lo que cuanto más se aproxime el pH del ácido a este valor, estará más disociado.

En una base, pOH = -log 0,1 pOH = 1 pH = 13, por lo que cuanto más se aproxima el pH de la base a este valor, la base estará más disociada.

Observando los valores de pH recogidos, se llega a la conclusión de que el HCl, HNO3, H2SO4 y NaOH están totalmente disociados y, en cambio, el CH3COOH y NH3 no están totalmente disociados.

¿Qué es la constante de disociación? ¿Cuál es su expresión y cómo se relaciona con el grado de disociación?

Dada la reacción:

AB ↔ A+ + B-

Kdis = [A+][ B-] / [AB]

Kdis ≈ Keq

El grado de disociación de AB es igual a la concentración de A+ o B- en moles/litro que se disocia, dividido entre la concentración inicial de AB. Suele expresarse en % ( multiplicando el resultado por 100) y se representa con la letra α

Grado de disociación de A+ = [A+] / [AB]0

Grado de disociación de B- = [B-] / [AB]0

Completar el siguiente cuadro basándote en los valores de pH obtenidos experimentalmente:

Tabla 4.2.: Calculo del grado de disociación

Grado de disociación (α)	Electrolitos
		CH3COOH	NH3
α (0.1N)	0,016	0,0046
α (0.01N)	0,051	0,0097

Cálculos:

• CH3COOH 0,1M

CH3COOH (ac) ↔ H3O+ (ac) + CH3COO- (ac)

He obtenido un valor de pH de 2,78 [H3O+]= 0,0016

α = [H3O+] / [CH3COOH]0 = 0,0016 / 0,1 = 0,016 1,65%

• CH3COOH 0,01M

CH3COOH (ac) ↔ H3O+ (ac) + CH3COO- (ac)

He obtenido un valor de pH de 3,29 [H3O+]= 0,00051

α = [H3O+] / [CH3COOH]0 = 0,00051 / 0,01 = 0,051 5,12%

• NH3 ≈ NH4OH 0,1M

NH4OH (ac) ↔ OH- (ac) + NH4+ (ac)

He obtenido un valor de pH de 10,67 pOH = 3,33 [OH-]= 0,00046

α = [OH-] / [NH4OH]0 = 0,00046 / 0,1 = 0,0046 0,46%

• NH3 ≈ NH4OH 0,01M

NH4OH (ac) ↔ OH- (ac) + NH4+ (ac)

He obtenido un valor de pH de 9,99 pOH = 4,01 [OH-]= 0,000097

α = [OH-] / [NH4OH]0 = 0,000097 / 0,01 = 0,0097 0,97%

¿Como varia el grado de disociación con la concentración? ¿Por qué?

El grado de disociación (α) es el número de moles disociados entre el número de moles iniciales. Por tanto, a mayor concentración menor grado de disociación y viceversa.

OBSERVACIONES

• Los tampones de pH 4 y 7 con los que se calibra el pHmetro se conservan en el frigorífico, pero deben estar atemperados antes de la calibración (a temperatura ambiente).

• Enjuagar siempre la sonda del pHmetro con agua destilada tras realizar cada medida y secar el excedente de agua para evitar diluciones de la muestra siguiente.

• Evitar frotar la sonda del pHmetro al secarla, pues podría cargarse de electricidad estática y habría un error en la medida.

• Evitar que la sonda del pHmetro toque el fondo del vaso de precipitados al medir, pues habría un error en la medida.

FUENTES CONSULTADAS

• http://www.segulab.com

• http://es.wikipedia.org

PRACTICA 4.3

ESTUDIO DE LA HIDRÓLISIS DE ALGUNAS SALES

OBJETIVOS

Comprobar que las sales son, casi sin excepción, electrolitos fuertes y algunas se hidrolizan en disolución.

FUNDAMENTO

La hidrólisis es la reacción del agua con una sustancia. Entre las sustancias que pueden sufrir esta reacción se encuentran numerosas sales, que al ser disueltas en agua, sus iones constituyentes se combinan con los H3O+ con los OH-, procedentes de la disociación del agua. Esto produce un desplazamiento del equilibrio de disociación del agua y como consecuencia se modifica el pH.

Las sales de los ácidos débiles o bases débiles se hidrolizan por acción del agua, dependiendo el grado de la reacción de la debilidad del ácido o la base. Es decir, cuanto más débil sea el ácido o la base, mayor es la hidrólisis

PROCEDIMIENTO

• Preparar una disolución 0,1M de NaCl, NH4CL, NaAc (CH3COONa) y NH4Ac (CH3COONH4).

• Medir el pH del agua destilada con la que has preparado las disoluciones.

• Mide el pH de las disoluciones. Tener en cuenta en las conclusiones que el pH del agua destilada no es 7.

DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS

• 50ml NaCl 0,1M

Datos:

• Pm NaCl: 58,44 g/mol

• 99% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,05 necesito 0,005 moles de NaCl

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,005 · 58,44 = 0,2922g de NaCl puro

Dispongo de NaCl al 99% (0,2922 · 100)/99 = 0,2951g de NaCl al 99%

• 50ml NH4Cl 0,1M

Datos:

• Pm NH4CL: 53,49 g/mol

• 99,5% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,05 necesito 0,005 moles de NH4Cl

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,005 · 53,49 = 0,2674g de NH4Cl puro

Dispongo de NH4Cl 99,5% (0,2674 · 100)/99,5 = 0,2687g de NH4Cl al 99,5%

• 50ml CH3COONa 0,1M

Datos:

• Pm CH3COONa :82,03 g/mol

• 99% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,05 necesito 0,005 moles de CH3COONa

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,005 · 82,03 = 0,4101g de CH3COONa puro

Dispongo de CH3COONa 99% (0,4101 · 100)/99 = 0,4142g de CH3COONa al 99%

• 50ml CH3COONH4 0,1M

Datos:

• Pm CH3COONH4: 77,08 g/mol

• 100% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,1 = mol/0,05 necesito 0,005 moles de CH3COONH4

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,005 · 77,08 = 0,3854g de CH3COONH4

RESUMEN DE DATOS EXPERIMENTALES

Tabla 4.3.: El pH y la hidrólisis de las sales

	NaCl	NH4Cl	CH3COONa	CH3COONH4
pH	6,40	5,74	7,91	6,74

El pH del agua con que se prepararon las disoluciones es 7,40.

CUESTIONES

¿Qué sales se hidrolizan? Justificar la respuesta a partir de los datos de pH obtenidos experimentalmente y no basándose en conceptos teóricos.

Todas las sales, menos NaCl, se hidrolizan, pues al descomponerse dan lugar a ácidos o bases.

Escribir los equilibrios de hidrólisis de las sales ensayadas y explicar apoyándose en dichos equilibrios los valores de pH encontrados.

NaCl (ac) Na+(ac) + Cl-(ac)

No modifica el pH.

NH4Cl (ac) ↔ NH4+ (ac) + Cl-(ac)

El NH4+ actúa como ácido, con lo que hay un descenso en el valor de pH.

CH3COONa (ac) ↔ CH3COO- (ac) + Na+(ac)

El CH3COO- actúa como base, con lo que sube el valor de pH.

CH3COONH4 (ac) ↔ CH3COO- (ac) + NH4+ (ac)

Tanto el CH3COO- como el NH4+ actúan como base y ácido, respectivamente. El valor del pH baja porque el carácter ácido del amonio es más fuerte que el básico del acetato.

¿Cuáles de las siguientes sales tendrán pH ácido y cuales tendrán pH básico?

Tendrán pH ácido: NaHSO4, NaHCO3 y KHS.

Tendrán pH básico: FeSO4 y Zn(NO3)2.

No afectaran al pH : NiCl2 y CuCl2.

Escribir el equilibrio de hidrólisis de las siguientes sales: NaHSO4, NaHCO3, KHS, FeSO4, Zn(NO3)2, NiCl2 y CuCl2.

NaHSO4 (ac) ↔ Na+ (ac) + HSO4- (ac)

NaHCO3 (ac) ↔ Na+ (ac) + HCO3- (ac)

KHS (ac) ↔ K+ (ac) + HS- (ac)

FeSO4 (ac) ↔ Fe2+ (ac) + SO42- (ac)

Zn(NO3)2 (ac) ↔ Zn2+ (ac) + 2NO3- (ac)

NiCl2 (ac) ↔ Ni+ (ac) + 2Cl- (ac)

CuCl2 (ac) ↔ Cu+ (ac) + 2Cl- (ac)

OBSERVACIONES

• Los tampones de pH 4 y 7 con los que se calibra el pHmetro se conservan en el frigorífico, pero deben estar atemperados antes de la calibración (a temperatura ambiente).

• Enjuagar siempre la sonda del pHmetro con agua destilada tras realizar cada medida y secar el excedente de agua para evitar diluciones de la muestra siguiente.

• Evitar frotar la sonda del pHmetro al secarla, pues podría cargarse de electricidad estática y habría un error en la medida.

• Evitar que la sonda del pHmetro toque el fondo del vaso de precipitados al medir, pues habría un error en la medida.

FUENTES CONSULTADAS

• http://www.segulab.com

• http://es.wikipedia.org

PRACTICA 4.4

PREPARACION DE UN TAMPON FOSFATO 0,01M DE pH 7

OBJETIVOS

Aprender los diferentes métodos de preparación de una disolución tampón y verificar el carácter amortiguador de pH de la misma.

FUNDAMENTO

Las soluciones amortiguadoras, también conocidas como disoluciones buffer o tampón, son disoluciones que están compuestas por el ion común de un ácido débil o una base débil. Y el mismo ion común en una sal conjugada, ambos componentes deben de estar presentes.

La función de una solución amortiguadora es la de resistir los cambios de pH cuando se le agregan ligeras cantidades de ácido o base. Su función es muy importante en los sistemas químicos y biológicos y los procesos que requieran un cierto valor de pH que no sea modificable con facilidad. Ya sea para el funcionamiento adecuado de las enzimas en el sistema digestivo o los glóbulos blancos en el torrente sanguíneo.

La razón del funcionamiento de las soluciones amortiguadoras se basa en el Principio de Le Chatelier, en el equilibrio químico. El ácido o base utilizado, siendo débil, se disocia parcialmente en la solución, por lo que hay una proporción según su constante de equilibrio tanto de producto como de reactivo.

Es decir, poniendo como ejemplo una solución amortiguadora hecha por un ácido débil, al momento de agregarle más ácido, este se disociara y aumentara la concentración de iones H+, pero el ion común (en este caso la base conjugada de la solución creada) que se encuentre en la solución por contrarrestar el efecto de desbalance en la reacción, se asociará con los iones liberados y reducirá su concentración, de esta forma reduciendo su pH, que no aumentará tan notablemente a como lo haría en una solución que no es amortiguadora.

PROCEDIMIENTO

Preparar el tampón:

• Calcular los gramos que se han de pesar de cada una de las sales para obtener 100ml de disolución 0,01M.

• Mezclar volúmenes idénticos de cada una de las disoluciones.

• Comprobar el pH de la disolución resultante.

• Ajustarlo a pH 7 en caso de que fuera necesario con HCl o NaOH.

Comprobar la capacidad amortiguadora:

• Añadir 1ml de HCl 0,01M a 25ml de disolución tampón y medir el pH.

• Añadir 1ml de NaOH 0,01M a 25ml de disolución tampón y medir el pH.

• Preparar un vaso con 50ml de agua destilada y medirle el pH.

• Añadir a la mitad del agua 1ml de HCl 0,01M y medir el pH.

• Añadir a la mitad del agua 1ml de NaOH 0,01M y medir el pH.

DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS

• 100ml Na2HPO4 0,01M

Datos:

• Pm Na2HPO4 · 12H2O: 358 g/mol

• 98% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,01 = mol/0,1 necesito 0,001 moles de Na2HPO4 · 12H2O

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,001 · 358 = 0,358g de Na2HPO4 · 12H2O puro

Dispongo de Na2HPO4 · 12H2O al 98% (0,358 · 100)/98 = 0,3653g de Na2HPO4 · 12H2O al 98%

• 100ml NaH2PO4 0,01M

Datos:

• Pm NaH2PO4· H2O: 139 g/mol

• 98% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 0,01 = mol/0,1 necesito 0,001 moles de NaH2PO4· H2O

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,001 · 139 = 0,139g de Na2HPO4 · 12H2O puro

Dispongo de NaH2PO4· H2O al 98% (0,139 · 100)/98 = 0,1418g de NaH2PO4· H2O al 98%

El pH resultante de la mezcla de las dos disoluciones es 7,03, por lo que no se ajusta.

RESUMEN DE DATOS EXPERIMENTALES

	25ml tampón más 1ml de
		HCl 0,1M	HCl 0,01M	NaOH 0,1M	NaOH 0,01M
pH	5,94	7,00	8,24	7,10
	25ml agua destilada más 1ml de
	HCl 0,1M	HCl 0,01M	NaOH 0,1M	NaOH 0,01M
pH	2,49	3,99	11,50	10,29

CUESTIONES

Calcular con los datos experimentales obtenidos, los incrementos de pH que se producen al añadir un ácido o una base, respectivamente, a la disolución tampón.

	25ml tampón más 1ml de
		HCl 0,1M	HCl 0,01M	NaOH 0,1M	NaOH 0,01M
ΔpH	1,09	0,03	1,21	0,07

OBSERVACIONES

• Los tampones de pH 4 y 7 con los que se calibra el pHmetro se conservan en el frigorífico, pero deben estar atemperados antes de la calibración (a temperatura ambiente).

• Enjuagar siempre la sonda del pHmetro con agua destilada tras realizar cada medida y secar el excedente de agua para evitar diluciones de la muestra siguiente.

• Evitar frotar la sonda del pHmetro al secarla, pues podría cargarse de electricidad estática y habría un error en la medida.

• Evitar que la sonda del pHmetro toque el fondo del vaso de precipitados al medir, pues habría un error en la medida.

FUENTES CONSULTADAS

• http://www.segulab.com

• http://es.wikipedia.org

PRACTICA 4.6

DEMOSTRACION EXPERIMENTAL DEL EFECTO ION COMUN

OBJETIVOS

Comprobar que el denominado “efecto del ion común” es una aplicación particular del principio de Le Chatelier, observar como una sal es menos soluble si en la disolución ya hay alguno de sus iones y verificar que la aparición de un precipitado a partir de la disolución de una sal es un equilibrio químico.

FUNDAMENTO

El efecto ion común es un caso especial del principio de Le Chatelier y se basa en el producto de solubilidad según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir, para que Kps permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ión, usando exceso de agente precipitante.

ESQUEMA DEL EXPERIMENTO

La solubilidad del KCl es 3,7M, que significa que el producto de solubilidad en el que es:

Kps = [K+][Cl-] = 3,7 · 3,7 = 13,7

Para comprender lo que se observa calcula las concentraciones de catión potasio y anión cloruro en cada uno de los tubos antes de añadir HCl. Luego, calcular el cociente de reacción Q = [K+][Cl-] para cada tubo.

PROCEDIMIENTO

• Preparar una disolución saturada de KCl.

• Llenar dos tubos de ensayo grandes aproximadamente en una tercera parte de su volumen con la disolución saturada de KCl sin sólido.

• A continuación añadir un volumen igual de HCl 6M a uno de los tubos y de HCl 12M al otro.

• Observar la aparición o no de un precipitado.

• Elaborar una tabla que contenga todos los registros experimentales necesarios para comprender la experiencia.

Tratamiento de los datos experimentales

• Una vez completada la experiencia, completar la tabla elaborada en el ultimo punto.

• Escribir para cada tubo, la situación de equilibrio inicial, el cambio ocurrido y la situación de equilibrio final, como si fuese un problema de equilibrio.

• Justificar basándose en las ecuaciones del apartado anterior las observaciones hechas durante la experiencia.

DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS

50ml KCl 3,7M

Datos:

• Pm KCl: 74,6 g/mol

• 99% riqueza

Cálculos:

M = mol/v 3,7 = mol/0,05 necesito 0,185 moles de KCl

mol = g/Pm g = mol · Pm g = 0,185 · 74,6 = 13,801g de KCl puro

Dispongo de KCl al 99% (13,801 · 100)/99 = 13,94g de KCl al 99%

Con esta cantidad, la disolución no se saturaba. Al final cogimos 14,08g para la saturación.

Se depositaron 16ml de disolución de KCl en cada tubo, y se le añadieron otros 16ml de HCl 6M y 12M respectivamente. En ambos tubos, hubo precipitación.

	[Cl-]	Precipita
Tubo 1 (HCl 6M)	3,7+6 = 9,7	si
Tubo 2 (HCl 12M)	3,7+12 = 15,7	si

Tubo 1

KCl ↔ K+ + Cl- HCl ↔ H+ + Cl-

Inicio (M) 3,7 0 0 6 0 0

Cambio (M) 0 3,7 3,7 0 6 6

Equilibrio (M) 3,7-x x x 6 - x x x

Tubo 2

KCl ↔ K+ + Cl- HCl ↔ H+ + Cl-

Inicio (M) 3,7 0 0 12 0 0

Cambio (M) 0 3,7 3,7 0 12 12

Equilibrio (M) 3,7-x x x 12 - x x x

CUESTIONES

Definir los siguientes términos:

• Disolución saturada: es la que no admite más cantidad de soluto sin variar la de disolvente.

• Constante de equilibrio: Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.

• Producto de solubilidad: El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.

• Cociente de reacción: El cociente de reacción tiene la misma forma que la constante de equilibrio, pero se refiere a valores específicos que no son necesariamente concentraciones en equilibrio. Sin embargo cuando son concentraciones en equilibrio, Q = Kc.

¿Qué se entiende por efecto ion común?

Cuando a una disolución, en la que existe un equilibrio de disociación se le añade otro electrolito que contenga uno de los iones en equilibrio, se produce un aumento instantáneo de la concentración de dicho ión. Este efecto es contrarrestado parcialmente por el sistema, favoreciendo la formación de moléculas no asociadas.

¿Qué aplicaciones prácticas puede tener aplicar el efecto ion común?

Puede servir, por ejemplo, para la purificación de aguas, haciendo que precipiten sales disueltas. También puede aplicarse a procesos de cristalización, y en general, a cualquier proceso en el que se desee recoger un compuesto disuelto y pueda recogerse o reciclarse la segunda especie que se incorpora para provocar la precipitación.

OBSERVACIONES

• El HCl de ambas concentraciones, debe añadirse en campana de gases y con guantes, debido a su alta concentración.

FUENTES CONSULTADAS

• http://es.wikipedia.org

• Química General - 6ª Edición - Raymond Chang