Practica 12 Efecto Ion Comun

eESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL Departamento de Ciencias Químicas y Ambientales Laboratorio de Química General 1 Informe de Laboratorio Nº 11

INDICADORES Y PH MARCO TEÒRICO

PH El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O]+ presentes en determinadas disoluciones. La sigla significa: “potencial hidrógeno”, “potencial de hidrógeno" o "potencial de hidrogeniones"' El pH se define como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una disolución p = –log[...]. También se define el pOH, como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido. En disoluciones no acuosas o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra está relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. Fuente: https://es.wikipedia.org/wiki/PH. Interpretación de la escala de pH. La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.El número 7 corresponde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7.Por ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH 6.De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se alejan del 7. Por definición: pOH = –log [OH-]. Puesto que el agua está adulterada en una pequeña extensión en iones [OH–] y [H3O+], se tiene (constante)w (water; agua) = [H3O+]·[OH–] = 10–14, donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10−14 .Por lo tanto, log Kw = log [H3O+] + log [OH–] –14 = log [H3O+] + log [OH–] 14 = –log [H3O+] – log [OH–] PH + pOH = 14

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

http://www.monografias.com/trabajos14/escalaph/escalaph.shtml. Soluciones de Buffer Las soluciones de Buffer, son disoluciones que por el agregado de cantidades moderadas de ácidos o bases fuertes mantienen prácticamente constante el pH. También se dice que una solución es amortiguadora, reguladora o tampón si la concentración de protones H+, es decir el pH de una solución no se ve afectada significativamente por la adición de pequeñas cantidades o volúmenes de ácidos y bases. Es una solución que puede absorber grandes cantidades moderadas de ácidos o bases, sin un cambio significativo en su pH, es decir, es una disolución que contiene unas sustancias que inhiben los cambios de HP, o concentración de ion hidrógeno de la disolución. Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio. Los fluidos de los organismos vivos están fuertemente tamponados, y el agua del mar y ciertas sustancias del suelo son otros ejemplos de disoluciones tampones existentes en la naturaleza. Las disoluciones tampones se utilizan en química y sirven como referencia en la medida del pH. Fuente: Química 1. Fundamentos. Lacreu, Aramendía, Aldabe. Ediciones Colihue Pág. 62. Equilibrio químico El equilibrio químico es aquel que se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es un proceso dinámico. Se puede comparar con el movimiento de los esquiadores en un centro de esquí repleto de personas, donde el número de esquiadores que suben a la montaña por el teleférico es igual al número de esquiadores que bajan deslizándose. Aunque hay un acarreo constante de esquiadores, la cantidad de personas que hay en la cima y la que está en la base de la ladera no cambia. Cabe señalar que en el equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivos y productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico porque los cambios que suceden son procesos físicos. La evaporación de agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada es un ejemplo de equilibrio físico. Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la condición de equilibrio se expresa mediante una ecuación del mismo tipo, con la diferencia de que las concentraciones se dan en molaridad. [C]𝑐 [D]𝑑 Keq = [A]𝑎 [B]𝑏

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Esta relación se conoce como la expresión de la constante de equilibrio (o simplemente la expresión de equilibrio) de la reacción. La constante Keq, llamada constante de equilibrio, es el valor numérico que se obtiene al sustituir presiones parciales o concentraciones molares reales de equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio. (Raymond Chang “Química”, 9na Edición, pág. 602). Dilución. Proceso en el cual se disminuye la concentración de una disolución. En un proceso de dilución se conserva el número de moles de soluto por lo tanto:

Vinicial Minicial = Vfinal M final Fuente: http://www.misrespuestas.com/que-es-el-ph.html. Principio de Le Châtelier Existe una regla general que ayuda a predecir en qué dirección se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura. Esta regla, conocida como el principio de Le Châtelier. El principio de Le Châtelier se enuncia como sigue: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación. Theodore L. Brown, LeMay, Bursten & Burdge, Libro “Química, la Ciencia Central” - 9na Edición. pág. 594. Efecto del ion común El efecto del ion común es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ion común con la sustancia disuelta. Este efecto tiene una función importante en la determinación del pH de una disolución y en la solubilidad de una sal poco soluble. Conviene tener en cuenta que, a pesar de su nombre particular, el efecto del ion común es sólo un caso especial del principio de Le Chatelier. (Raymond Chang “Química”, 9na Edición, pág. 698). Precipitado Un precipitado es el sólido que se produce en una disolución por efecto de cristalización o de una reacción química. A este proceso se le llama precipitación. Dicha reacción puede ocurrir cuando una sustancia insoluble se forma en la disolución debido a una reacción química o a que la disolución ha sido sobresaturada por algún compuesto, esto es, que no acepta más soluto y que al no poder ser disuelto, dicho soluto forma el precipitado. https://es.wikipedia.org/wiki/Precipitado.

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

OBJETIVO GENERAL

Estudiar el efecto que se produce al adicionar un ion NH4+, proveniente del cloruro de amonio NH4Cl, en una solución de hidróxido de amonio NH4OH.

OBJETIVOS ESPECÌFICOS  Lograr la disminución de la concentración de las diferentes soluciones.

 Determinar el pH de las soluciones mediante la observación para luego verificar dicho resultado calculando el mismo con el uso de ecuaciones.  Determinar si las soluciones con las que se está trabajando cumplen con el efecto del ion común al agregarles cloruro de zinc.

MATERIALES Y EQUIPOS

Papel indicador

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Pipetas

Pera succionadora

Balanza

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Vaso de precipitados

Agua destilada

Espátula

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Hidróxido de amonio ( NH4OH)

Cloruro de zinc ( ZnCl2)

Cloruro de amonio ( NH4Cl)

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

PROCEDIMIENTO

1. En un vaso de precipitados agregar 30 ml de agua.

2. En el mismo baso agregar 1 ml de hidróxido de amonio 8 M.

3. Mezclar muy bien la solución y luego distribuir el contenido, en partes iguales, en dos vasos de precipitados de 100 ml. Identificarlos como A y B.

4. En el vaso A agregar 1g de cloruro de amonio (NH4Cl) y disolver.

5. Con la ayuda del papel indicador y la escala pH de color, medir el pH de las dos soluciones, luego anotar esos resultados experimentales.

6. Agregar a las dos soluciones 3 ml de cloruro de zinc (ZnCl2). Observe y anote lo que sucede.

7. Contestar las siguientes preguntas: a) ¿Cuál de las soluciones del numeral 5 tendrá mayor [OH-]? b) ¿Cómo aplicaría las ecuaciones para calcular la [OH-] en cada uno de los recipientes? c) ¿Qué reacción ocurre al añadir ZnCl2? d) ¿Cuál de las soluciones forma más precipitado? Justifique su respuesta. e) ¿Dé el nombre y la fórmula del precipitado?

8. Crear la tabla de datos y luego la tabla de resultados finales ayudándose de las respuestas a las preguntas del numeral 7.

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

RESULTADOS Tabla de datos

1

Concentración de la solución

8M

2

Volumen de NH4OH

1 mL

3

Volumen total de disolución del NH4OH (vaso A)

31 mL

4

Masa de NH4Cl

1g

5

Volumen de disolución del NH4Cl

15.5 mL

6

pH de soluciones de vaso A y B

A=8 y B=11

Vaso A: NH4OH + NH4Cl + ZnCl2 → 2NH4Cl + Zn(OH)2

8

Hidróxido de amonio + cloruro de amonio → cloruro de amonio + hidróxido de zinc. Vaso B: NH4OH + 2ZnCl2 → 2NH4Cl + Zn(OH)2 Hidróxido de amonio + cloruro de zinc → cloruro de amonio + hidróxido de zinc.

Tablas de resultados

[OH-] calculado

pH Experimental (observado)

pH Teórico (calculado)

Solución vaso A

3.87*10-6 NH4OH + NH4Cl

8.5

8.59

Comportamiento con el ZnCl2 *

Menor precipitado mayor solubilidad. No pasa nada, lo que indica que es irreversible. 2NH4Cl + Zn(OH)2

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Solución vaso B NH4OH

2.15*10-3

11

11.34

Mayor precipitado e insolubilidad. Se forma como un líquido lechoso. Lo que quiere decir que es reversible. 2NH4Cl + Zn(OH)2



Calculo del pH teórico de la solución A (NH4OH + NH4Cl)

n V(L)

M=

1g 53.45g/mol M= = 1.2M 0.0155L 

NH 3  H 2 O  NH 4  OH 

NH OH   

Kb



4

NH 3 H 2 O OH    K b NH3 

NH  

4





1.8 x 10 5 x 0.258 OH  1.2  OH  3.87 x 10 6 





Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3



pOH  log OH 



pOH  log(3.87 x 10  6 ) pOH  5.41 14  pH  pOH pH  14  pOH pH  8.59



Calculo del pH teórico de la solución B (NH4OH)

V1 M1  V2 M 2 (1ml)(8M)  (31ml)(M 2 ) M 2  0.258

NH OH   

Kb



4

NH3 H 2 O OH  2  K b NH3  OH    K b NH3 

OH   

(1.85 x 10 5 )(0.258)

OH  2.15 x 10 3

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

pOH  log OH pOH  log 0.00215 pOH  2.66 pH  14  2.66 pH  11.34

Gráficos

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

ANÁLISIS DE RESULTADOS

Podemos asegurar sin duda alguna que el resultado obtenido en ésta práctica fue muy bueno debido a que obtuvimos nuestros resultados finales con una muy buena observación. Como se puede apreciar en parte de la tabla de resultados finales:

calculado

pH Experimental (observado)

pH Teórico (calculado)

3.87*10-6

8.5

8.59

2.15*10-3

11

11.34

[OH-] Solución vaso A NH4OH + NH4Cl Solución vaso B NH4OH

Se puede verificar que el pH experimental (aquel que determinamos a partir de la observación y comparación de los colores de las diferentes soluciones con la escala de referencia) y el pH teórico (aquel que se calculó a partir de ecuaciones matemáticas) son muy cercanos, es decir no hay mucha dispersión entre estos valores. Además utilizamos muy bien las ecuaciones para obtener la concentración de iones OH-. Todo esto se logró gracias a que las mediciones de volumen y masa de la sustancia solida se tomaron de la forma más cautelosa posible, así también como el uso apropiado de las diferentes ecuaciones para el cálculo del [OH-] y pH que se utilizaron en esta práctica, Además otra herramienta importante que nos ayudó a obtener el valor final fue la correcta determinación de la concentración de las soluciones. En fin, nuestro trabajo fue muy bueno porque teníamos claro el fundamento teórico en que se basaba la práctica lo cual nos permitió tener un buen desenvolvimiento y realizamos todo el proceso respetando las condiciones, pero sobre todo, tuvimos una muy buena observación , como por ejemplo: al momento de hacer la comparación entre el color de solución con la referencia que teníamos y luego decidir el valor más apropiado y el cambio que se producían en las soluciones al agregarles ZnCl2, manejamos los instrumentos con una buena técnica y tuvimos exactitud al realizar los cálculos en base a ecuaciones, ya que nuestros valores fueron muy aproximados, terminamos la práctica en un buen tiempo y sin ninguna dificultad, así que también podemos decir que cumplimos con nuestro objetivo general al igual que los objetivos específicos.

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

CONCLUSIONES

 Por lo tanto, en la solución A al agregar ZnCl2 no pasó nada, entonces, se demuestra que la Solución NH4OH + NH4Cl es irreversible.  De la solución B al agregar ZnCl2, la solución se tornó como lechosa con un color blanco, en consecuencia, podemos asumir que la reacción es reversible.

 El amoniaco sufre un cambio o sea aumenta por lo tanto el OH disminuye con respecto al H que aumenta.

RECOMENDACIONES

 Seguir todos los pasos adecuadamente al momento de realizar esta práctica para obtener muy buenos resultados.

 Se recomienda que al momento agregar cualquiera de las sustancias con las que se está trabajando en los vasos de precipitados se proceda a hacerlo con diferentes pipetas para no afectar las soluciones.

 Apreciar el color de cada solución exponiendo el tubo de ensayo a la luz solar y no en un lugar oscuro.

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

REFERENCIAS



(Raymond Chang “Química”, 9na Edición, ISBM 978-970-10-611-4, pág. 602, 698).



Theodore L. Brown, LeMay, Bursten & Burdge, Libro “Química, la Ciencia Central” - 9na Edición. ISBM 970-26-0468-0. pág. 594.



Química 1. Fundamentos. Lacreu, Aramendía, Aldabe. Ediciones Colihue SRL. ISBN: 9505813430. Pág. 62.



Manual de prácticas de laboratorio de química edición 2015, ESPOL.

Internet:



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



http://www.monografias.com/trabajos14/escalaph/escalaph.shtml.



http://www.misrespuestas.com/que-es-el-ph.html.



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

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

ANEXOS

Preguntas

1. ¿Describa otra manera de medir el pH? R//. El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro (/pe achímetro/ o /pe ache metro/), un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno. 2. ¿Qué puede causar las variaciones de pH en nuestro organismo? R//. Las variaciones de pH en nuestro organismo pueden modificar ciertos procesos fisiológicos, tal es el caso de la reacción enzimática. Cada enzima de nuestro cuerpo tiene un intervalo de pH, que comúnmente se le conoce como "pH óptimo", en el cual la enzima desarrolla su máxima actividad. Si esta se encuentra en condiciones fuera del pH óptimo, puede reducir su velocidad de activación, modificar su estructura, o lo que es peor, dejar de funcionar. 3. ¿Qué indica la constante de equilibrio en una reacción? R//. La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. Si K es mucho mayor que 1 (es decir, K > 1), el equilibrio se desplazará hacia la derecha y favorecerá a los productos. Por lo contrario, si la constante de equilibrio es mucho menor que 1 (es decir, K < 1), el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos. En este contexto, cualquier número superior a 10 se considera que es mucho mayor que 1, Y un número menor que 0.1 significa que es mucho menor que 1. 4. ¿Qué aplicaciones tiene la constante de equilibrio? R//. Hemos visto que la magnitud de Keq indica hasta qué punto se lleva a cabo una reacción. Si Keq es muy grande, la reacción tiende a avanzar mucho hacia la derecha; si Keq es muy pequeña (es decir, mucho menor que 1), la mezcla de equilibrio contendrá principalmente reactivos. La constante de equilibrio

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3

también permite (1) predecir la dirección en el que se llevará a cabo una reacción hasta alcanzar el equilibrio y (2) calcular las concentraciones de reactivos y productos cuando se ha establecido el equilibrio. 5. ¿Qué ocurre con la presencia de un ion común? Dé un ejemplo. R//. La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido débil o de una base débil. Por ejemplo, cuando el acetato de sodio y el ácido acético se disuelven en la misma disolución, se disocian y se ionizan formando iones CH3COO-.

Luis Fernando Baque M.

Paralelo 3