INFORME 2

INFORME 2 EQUILIBRIO DE ACIDOS Y BASES

PAREDES MARIA VICTORIA COD. 20132121602 SEDANO ALEJANDRA COD. 20151136578 OSORIO NICOLAS COD. 20132122365 PEREZ JUAN SEBASTIAN COD. 20142130566

TRABAJO PRESENTADO EN LA ASIGNATURA QUIMICA GENERAL 2 PROFESOR: LUZ MARINA BOTERO

UNIVERSIDAD SURCOLOMBIANA FACULTAD DE INGENIERIA NEIVA 2015

1. MARCO TEORICO 

Soluciones amortiguadoras: Son disoluciones capaces de mantener su pH relativamente constante cuando se le adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases, o cuando se varía la dilución. Están formadas por un ácido débil y su base conjugada o por una base débil y su ácido conjugado. En el caso de una disolución reguladora constituida por un ácido débil AH y su base conjugada A-el pH se calcula del siguiente modo:

Tomando logaritmos y cambiando signos en la expresión anterior se obtiene:

Siendo Ka la constante de disociación del ácido débil. De manera similar se obtiene el pH de una disolución reguladora constituida por una base débil y su ácido conjugado. Cuando se añaden pequeñas cantidades de un ácido o una base a la disolución amortiguadora, la relación [A- ]/ [HA] se modifica poco y el pH, por tanto, no varía prácticamente. Si un tampón se diluye, se modifican [A- ] y [HA] pero la relación entre dichas concentraciones no cambia, por lo que el pH permanece constante. En la práctica siguiente, desarrollaremos y haremos uso práctico de este concepto de disolución amortiguadora. Hidrolisis de las sales: La acidez o basicidad de las disoluciones de diferentes sales en agua se puede interpretar en función de su disociación completa para formar iones libres que presentan propiedades de ácido o base. Las bases conjugadas de los ácidos débiles y los ácidos conjugados de las bases débiles reaccionan con el agua modificando el pH de ésta. En el primer caso dan carácter básico, y en el segundo carácter ácido. Esta reacción del ión con el agua recibe el nombre de hidrólisis. De igual forma, para determinar la constante de equilibrio:

2. TABLA DE RESULTADOS 2.1 Determinación de la constante de ionización del ácido acético a partir de una solución amortiguadora. 

Completar la siguiente tabla:

VASOS [CH3COOH] n/L A 0.16

[CH3COONa] n/L 0.04

pH

[H3O+]

4.36

4.36*10-5 4.96

1.09*10-5

T(°C ) 26.2

B

0.14

0.06

4.11

7.76*10-5

4.47

3.32*10-5

26.8

C

0.12

0.08

3.89

1.28*10-4

4.06

8.53*10-5

27.0

PKa

TABLA 1. Constantes del ácido acético en cada una de las soluciones.

Temperatura ambiente: 26.6 °C pKa ( valor promedio) : 4.49 Ka (valor promedio): 4.31*10-5 CALCULOS: Tabla 1. Constantes del ácido acético en cada una de las soluciones. 

Concentración final del [C H 3 COOH]:

Vasos: A:

[C f ]:

0.004 L x 0.2 M 0.02 L

= 0.04 M.

B:

[C f ]:

0.006 L x 0.2 M 0.02 L

= 0.06 M.

C:

[C f ]:

0.008 L x 0.2 M 0.02 L

= 0.08 M.

[C f ]:

Vi x Mi Vt

Ka



Concentración final del [C H 3 COONa]:

Vasos: A:

[C f ]:

0.016 L x 0.2 M 0.02 L

= 0.16 M.

B:

[C f ]:

0.014 L x 0.2 M 0.02 L

= 0.14 M.

C:

[C f ]:

0.012 L x 0.2 M 0.02 L

= 0.12 M.



[H3O+]= antilog -pH

Vasos: A: antilog – 4.36 = 4.36 *10-5 B: antilog – 4.11 = 7.76 *10-5 C: antilog – 3.89 = 1.28 *10-4



pKa: pH - Log

[ C H 3 COONa ] [C H 3 COOH ]

Vasos: A: 4.36 – Log

[0.04] [0.16]

= 4.96

B: 4.11 – Log

[ 0.06] [ 0.14]

= 4.47

C: 3.89 – Log

[ 0.08] [ 0.12]

= 4.06



Vasos: A: Ka =

B: Ka =

C: Ka =



[ 4.36∗10−5 ] [0.04] [0.16 ]

[7.76 10−5 ] [0.06] [0.14 ]

=3.32∗10

[1.28∗10−4 ] [0.08 ] [0.12]

Ka(valor promedio):

−5

=1.09∗10

−5

−5

=8.53∗10

1.09 x 10−5+3.32 x 10−5 + 8.53 x 10−5 3

=4.31*10-5

2.2 Determinación de la constante de ionización del amoniaco por hidrolisis del cloruro de amonio. VASOS A

NH4Cl n/L 0.5

[ NH4+]

pH

0.5

5.45

[ H3O+] 3.54*10-6

Kb 2.81

T(°C) x

27.2

x

27.5

x

28.0

−9

10 B

0.4

0.4

3.22

6.02*10-4

1.65 −11

10 C

0.3

0.3

5.17

6.76*10-4

1.47 −9

10 Tabla 2. Constantes del amoniaco (kb) en cada una de las soluciones.

Temperatura ambiente: 27.56 °C Kb (valor promedio): 1.43*10-9

CALCULOS: Tabla 2. Constantes del amoniaco (kb) en cada una de las soluciones.



Concentración molar de N H 4 Cl: [C f ]:

Vi x Mi Vt

Vasos: A:

[C f ]:

0.010 L x 1 M 0.02 L

= 0.5 M.

B:

[C f ]:

0.008 L x 1 M 0.02 L

= 0.4 M.

C:

[C f ]:

0.006 L x 1 M 0.02 L

= 0.3 M.



[H3O+]= antilog -pH

Vasos: A: antilog – 5.45 = 3.54 *10-6

B: antilog – 3.22 = 6.02 *10-4 C: antilog – 5.17 = 6.76 *10-4 

Constante de ionización del amoniaco Kb:

Vasos:

A: OH: 8.55 ;

10−8.55 = 2.81 x 10−9

10−OH

POH: 14 - pH

B: OH: 10.78 ;

C: OH: 8.83 ;



−10.78

10

−8.83

10

Kb(valor promedio):

= 1.65 x

= 1.47 x

−11

10

−9

10

2.81 x 10−9+1.65 x 10−11 +1.47 x 10−9 3

= 1.43*10-9

2. ANALISIS DE RESULTADOS



El pH de los experimentos fue inferior a 7 lo que indica que son soluciones acidas. En la primera parte fue acida ya que la solución provenía de un ácido débil y una base débil y en la segunda parte su pH fue inferior a 7 ya que provenía de un ácido fuerte y una base débil.



Al observar los resultados, nos dimos cuenta que la constante de disociación del ácido débil (Ka) a medida que iba variando la concentración no permaneció casi igual, si no que por el contrario su variación fue de intervalos con una gran diferencia probablemente por no estar calibrado el pehachimetro

mientras se hacia la práctica. Igualmente la constante Kb también presento variaciones, pero con intervalos de diferencia menores. 

El pH, permanece casi constante en la solución amortiguadora, es decir, se presenta una característica que define una disolución tampón; mientras que en la determinación de la constante de ionización del amoniaco por hidrolisis del cloruro de amonio, se encuentra una anomalía en los pH obtenidos, ya que se dan valores muy desproporcionados. Posiblemente ese error se debe a una incorrecta medición del pH-metro o que al momento de introducir las puntas del pH-metro en la solución estas no quedaron bien lavadas y altero el pH.

3. CUESTIONARIO 1. Presente los resultados de la tabla 3.2 y justifique los valores con los cálculos respectivos. Rpt// La solución de esta pregunta, se plantea en la parte de tabla de resultados.

2. Calcule el porcentaje de error de la constante del ácido acético calculada en el laboratorio. −5 Rpt// pKa = 4.49 Ka ( valor promedio) = 4.31 x 10 %error:

Kapromedio−Ka K apromedio

%error:

4.31 x 10−5−1.09 x 10−5 4.31 x 10−5

= 0.74 x 100 = 74.70%

%error:

4.31 x 10−5−3.32 x 10−5 4.31 x 10−5

= 0 x 100 = 22.96%

%error:

4.31 x 10−5−8.53 x 10−5 −5 4.31 x 10

= 0.04 x 100 = 97.91%

%error= 65.19%

Nota: un alto porcentaje de error, posiblemente por no calibrar el pehachimetro. 3. Presente los resultados de la tabla 3.4 y justifique los valores con los cálculos respectivos. Rpt// La solución de esta pregunta, se plantea en la parte de tabla de resultados 4. Con base en las reacciones de hidrolisis de las sales, muestre si las disoluciones salinas que se relacionan a continuación son acidas, básicas, o neutras y calcule el pH de cada una de las soluciones. a. Acetato de potasio 0.01 M: proviene de un ácido débil y una base fuerte, por lo tanto, va a tener una disolución básica. Su fórmula es: CH₃CO₂K. C H 3 COOH

+ KOH

C H 3 COOK

+

H2O

−¿ ¿ H C 3 CO O

C H 3 COOK

+¿¿ K

+

Calcular pH: −¿

C H 3 COOK

C H 3 CO O

0.01

0.01

−¿

C H 3 CO O

¿

+

C H 3 COOH

0.01 -x

0

0

+x

+x

x

x

0.01 – x

Kb =

5.6x1 0

−10

+¿¿ K

+

0.01

H2O

x2 (0.01−x )

¿

Kb =

(0.01−x ) =

Kw Ka

=

−¿

+ O H¿

1.01 x 1 0−14 1.8 x 1 0−5

= 5.6x1 0

−10

x2

x 2 + 5.6x1 0−10 x – 5.6x1 0−12 = 0

X=

−5.6 x 1 0−10 ± √ 3.1 x 10−19+ 2.2 x 10−11 2 −6

= 2.3x1 0

= 2.3x1 0

M −6

Al equilibrio [ OH-] = 2.3x1 0 −6

pOH = - log [2.3x1 0

M

] = 5.6

pH = 14 – 5.6 = 8.4 Luego, presenta un pH propio de una solución básica.

−6

, X=

√ 5.6 x 1 0−10 .(0.01)

b. Nitrato de sodio 0.01M: proviene de un ácido débil y una base fuerte su disolución es básica. Na ( N O 2 ¿

HNO2 + NaOH

−¿ +¿ N O ¿2 + N a ¿

Na ( N O 2 ¿ Calcular pH:

−¿ ¿ +¿ N O 2 + N a¿

Na( N O 2 ¿ 0.01

0.01

−¿ N O ¿2 +

H2O

0.01

0.01 – x

x2 (0.01−x )

2.4x1 0

x

2

HN O 2 0

-x

Kb =

0.01

−11

0

+x

+x

x

x

Kb =

( 0.01−x) = −11

+ 2.4x1 0

−¿

+ O H¿

Kw Ka

=

1.01 x 1 0−14 4.2 x 10−4

x2 −13

x – 2.4x1 0

=0

−2.4 x 10−11 ± √ 5.8 x 10−22+ 9.6 x 1 0−13 X= 2 −7

= 4.9x1 0

−11

= 2.4x1 0

M −7

Al equilibrio [ OH-] = 2.3x1 0

M

−7

= 4.9x1 0

,

X=

√ 2.4 x 1 0−11 .(0.01)

−7

pOH = - log [4.9x1 0

] = 6.3

pH = 14 – 6.3 = 7.7 Luego, presenta un pH propio de una disolución básica.

c. Sulfato de amonio 0.01 M: Sulfato de amonio: proviene de un ácido fuerte

y una base débil, por lo tanto, su disolución es acida. H 2 S O4

+ 2N H 3

(N H 4 ¿2 S O 4

−¿¿

(N H 4 ¿2 S O 4

S O4

+¿¿

+ 2N H 4

Calcular Ph: −¿¿

(N H 4 ¿2 S O 4 0.01

+¿¿

N H4

S O4 0.01

+

H2O

0.01

N H3

0.01

0

0

-x

+x

+x

x

x

0.01 – x

+¿¿

+ 2N H 4

+

+¿ H 3 O¿

Kb =

x2 (0.01−x )

−10

5.6x1 0

Kb =

(0.01−x ) =

x

Kw Ka

−14

=

1.01 x 1 0 1.8 x 10−5

−10

= 5.6x1 0

2

x 2 + 5.6x1 0−10 x – 5.6x1 0−12 = 0 x

X=

2

−10

−12

+ 5.6x1 0

x – 5.6x1 0

=0

−5.6 x 1 0−10 ± √ 3.1 x 10−19+ 2.2 x 10−11 2 −6

= 2.3x1 0

= 2.3x1 0

−6

, X=

√ 5.6 x 1 0−10 .(0.01)

M −6

Al equilibrio [ OH-] = 2.3x1 0 −6

pOH = - log [2.3x1 0

M

] = 5.6

pH = 5.6

Luego, se presenta un Ph propio de una disolución acida.

d. CH3COONH4 0.01M: proviene de un acido débil y una base débil, por lo tanto, pueden ser de cualquier tipo dependiendo de las fuerzas relativas del acido débil y de la base débil. C H 3 COOH

+ N H3

C H 3 COON H 4

C H 3 COON H 4

−¿ ¿ C H 3 CO O

+

❑ ¿ H4 N¿

+

❑ ¿ H4 N¿

Calcular pH:

C H 3 COON H 4

−¿ ¿ C H 3 CO O

+

H2O

0.01

0.01

−¿

C H 3 CO O

❑ ¿ H4 N¿

+

¿

+

−10

Ka = 5.6x1 0

−10

❑ ¿ H4 N¿

+

H2O

C H 3 COOH

H2O

Kb = 5.6x1 0

0.01

N H3

o 5.7 x1 0

H2O

0.01

0

0

-x

+x

+x

0.01 – x

x

x

Ka =

X=

+¿ H 3 O¿

+

+¿ H 3 O¿

−10

N H3

x2 (0.01−x )

+

−¿

+ O H¿

−10

Ka = 5.7x1 0

√ 5.7 x 1 0−10 .(0.01) −6

pOH = - log [2.4x1 0

−6

= 2.4x1 0 ] = 5.6

pH = 8.4

e. Cloruro de sodio: proviene de un ácido fuerte y una base fuerte, por lo

tanto, su disolución es neutra.

HCl + NaOH

H2O

NaCl +

NaCl

−¿ l¿

C

+¿

+ N a¿

Calcular Ph: Su pH es neutro, pH = 7, ya q los dos son muy débiles para hidrolizarse. 5. La constante del HCN es 4.0*10-10 , calcular el PH y el grado de hidrolisis de una disolución acuosa de NaCN 0.01 M. Rpt// −¿

NaCN

C N¿

0.01

0.01

−¿

C N¿

+

+¿

+ N a¿ 0.01

−¿

H2O

HCN + O H ¿

0.01

0

0

-x

+x

+x

x

x

Kb =

Kw Ka

0.01 – x

Kb =

x2 (0.01−x ) −5

2.5x1 0 (0.01−x)

=

=

1.01 x 1 0−14 4.0 x 10−10

−5

= 2.5x1 0

x2

x 2 + 2.5x1 0−5 x – 2.5x1 0−7 = 0 −2.5 x 1 0−5 ± √6.3 x 10−10 +1.0 x 1 0−6 X= 2 pOH = - log [4.8x1 0

−4

] = 3.31

= 4.8x1 0

−4

pH = 14 – 3.3 = 10.7

x

%α = con .inicial x 100

4.8 x 1 0−4 x 100 = 4.8 % %α = 0.01 CONCLUSIONES

1.

El elevado porcentaje de error al calcular la constante del ácido acético se dio porque el pehachimetro no estaba calibrado, o no se lavó bien el electrodo al introducirlo en la disolución cuyo pH se quería determinar.

2. El pH de una solución se puede hallar conociendo la concentración del ion hidronio resultante en el equilibrio de la reacción. En nuestro caso el proceso fue al contrario, es decir que se partió de la medición del ph para hallar las constantes Ka y Kb. 3. Se comprobó que la constante de equilibrio no depende de las concentraciones si no por el contrario, de variaciones en la temperatura. Para nuestra práctica, no se presentó diferencias significativas de temperaturas, sin embargo, en el cálculo de las constantes se determinó un cambio no proporcional.

Recomendaciones: El equipo (pehachimetro) debe de estar calibrado para poder calcular un valor real de pH de la solución que se está estudiando, debido a que el porcentaje de error es bastante alto.

BIBLIOGRAFIA: 

Chang, A. Química. A. 9 edición. Capítulo 15. McGraw-Hill. 2002.



Petrucci, Harwood y Herring. Química General. Octava Edición. Capítulo 18. McGraw-Hill. 2003. Capítulo 18.