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Reporte No.10 de "Quimica de soluciones" de ESIQUE
Tipo: Ejercicios
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¡No te pierdas las partes importantes!
● Departamento de formación básica ● Academia de química ● Laboratorio quimica de soluciones Semestres: 25- Nombre: Osorio Gutierrez Aylin Fatima Lugar y fecha de entrega: Laboratorio de Química de soluciones, Edificio Z5000 28/11/ Profesor: Ing. Gustavo Ortiz Rosas
Sesión No.10 “Hidrólisis de sales y efecto de ion común” OBJETIVO GENERAL ■ Identificar el carácter ácido-base de las soluciones acuosas salinas y comprobar de manera experimental el carácter regulador del pH que presentan las soluciones acuosas constituidas por un par conjugado ácido-base. OBJETIVOS PARTICULARES ■ Identificar el carácter ácido/base de los iones de una sal, y la presencia de un par conjugado en las soluciones acuosas formadas por un electrolito débil (ácido o base) y una de sus sales. ■ Determinar el carácter ácido/base de una solución acuosa salina mediante el uso del papel tornasol Litmus, así como las variaciones teórica y experimental del pH de una solución reguladora por efecto de la adición conocida de un ácido o base fuerte. ■ Valorar la importancia e impacto de los sistemas reguladores de pH en la industria y la vida cotidiana.
concentración de los iones hidrogeno o hidróxido.
amortiguadores están formados por un ácido débil y su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado). Ejemplo clásico de amortiguador: Un amortiguador común es la mezcla de ácido acético (CH₃COOH) y acetato de sodio (CH₃COONa). La reacción que se establece en el sistema amortiguador es: CH3COOH⇌CH₃COOH + H+ Cuando se añade un ácido, el H+ extra es neutralizado por el CH₃COO- (la base conjugada), y cuando se añade una base, los OH− son neutralizados por el CH₃COOH (el ácido débil). Esquema metodológico para estudiar un amortiguador:
Diagramas ecológicos
Hojas de seguridad
Actividades previas ■ Identifica el carácter teórico ácido/base de cada una de las siguientes soluciones salinas: sulfato de potasio, nitrato de calcio, perclorato de amonio, hipoclorito de bario, bromuro de estroncio y fluoruro de litio. Sal Iones presentes Carácter teórico Sulfato de potasio (K₂SO₄) K+, SO₄2- Neutral Nitrato de calcio (Ca(NO₃)₂) Ca2+, NO₃- Neutral Perclorato de amonio (NH₄ClO₄) NH₄+,ClO₄- Ácido Hipoclorito de bario (Ba(ClO)₂) Ba2+,ClO- Básico Bromuro de estroncio (SrBr₂) Sr2+, Br- Neutral Fluoruro de litio (LiF) Li+, F- Básico ■ Realiza una investigación bibliográfica para definir los conceptos señalados en cursivas y señala dos procesos industriales que requieran control del pH en el medio de reacción Soluciones Reguladoras del pH (Amortiguadoras o Buffers) Una solución amortiguadora , también conocida como buffer , es una solución que tiene la capacidad de resistir cambios en su pH cuando se le añaden pequeñas cantidades de un ácido o una base. Esto se debe a que contiene una mezcla de un ácido débil y su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado), lo que permite que la solución regule el pH al reaccionar con los iones H+ o OH- añadidos.
El efecto del ion común es un fenómeno que se produce cuando un ion presente en una solución se añade a una solución que ya contiene ese mismo ion. Este efecto provoca un desplazamiento del equilibrio en una reacción de disociación hacia la formación de más reactivos, disminuyendo la cantidad de producto en equilibrio. Ejemplo del efecto del ion común: Consideremos una solución amortiguadora de ácido acético y acetato. Si se añade más acetato de sodio (CH₃COONa) , el ion acetato (CH3COO-) se incrementa en la solución. Esto causa que el equilibrio de disociación del ácido acético se desplace hacia la izquierda, disminuyendo la concentración de H+ y, por lo tanto, aumentando el pH de la solución. Reacción de equilibrio : CH3COOH⇌ CH₃COO- + H+ Cuando se añade CH₃COO- (el ion común), el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, lo que disminuye la concentración de H+. Impacto del efecto de ion común: ● Reduce la disociación de un ácido débil (o base débil), ya que el ion común ya está presente en la solución. ● Modifica el pH de la solución, porque altera la cantidad de H+ o OH- en el sistema. Importancia de las soluciones amortiguadoras Las soluciones amortiguadoras son esenciales en muchos procesos biológicos y químicos, ya que mantienen el pH dentro de un rango estrecho. Esto es vital en sistemas como: ● En la sangre humana , donde la solución amortiguadora del sistema ácido carbónico-bicarbonato mantiene el pH cerca de 7.4, esencial para el funcionamiento de las enzimas y otros procesos bioquímicos. ● En procesos industriales y de laboratorio , donde las reacciones químicas a menudo requieren un pH específico para ser eficientes.
■ Establece las ecuaciones algebraicas que modelan el carácter ácido o básico de una solución reguladora del pH en función de las concentraciones del par conjugado presente, así como las correspondientes ecuaciones para la determinación del valor del pH de una solución salina. Las soluciones amortiguadoras consisten en un ácido débil y su base conjugada (o viceversa). ● Ácido débil y base conjugada (HA/A ⁻ ) : Equilibrio ácido : 𝐻𝐴 ⇔ 𝐻
2. Ecuaciones para pH de soluciones salinas ● Sal de ácido fuerte y base fuerte (Ej: NaCl): pH ≈ 7 (neutral). ● Sal de ácido débil y base fuerte (Ej: CH₃COONa): pH básico debido a la hidrólisis de la base conjugada. 𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻 −[ ] y𝑝𝐻 = 14 − 𝑂𝐻 − ● Sal de ácido fuerte y base débil (Ej: NH₄Cl): pH ácido debido a la hidrólisis del catión ácido. 𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 𝐻 3
Estas ecuaciones ayudan a determinar el pH de soluciones amortiguadoras y salinas dependiendo de sus componentes.
𝑏
𝑠
𝑂𝐻 1.2x − [ ] = 𝑘𝑏 𝑒𝑏 𝑒𝑠^ = 1. 8𝑥^ − ×
0.6 =^ − 𝑝𝑂𝐻 =− 𝑙𝑜𝑔(1. 2𝑥 − ) = 4. 92 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 4. 92 𝑝𝐻 = 9. 10 ➔ 𝑒𝑓 𝑏
𝑠
𝑂𝐻 4.5x − [ ] = 𝑘𝑏 𝑒𝑏 𝑒𝑠^ = 1. 8𝑥^ − ×
0.8 =^ − 𝑝𝑂𝐻 =− 𝑙𝑜𝑔(4. 5𝑥 − ) = 5. 35 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 5. 35 𝑝𝐻 = 8. 65 ➔ 𝑒𝑓 𝑏
𝑠
𝑂𝐻 2x − [ ] = 𝑘𝑏 𝑒𝑏 𝑒𝑠^ = 1. 8𝑥^ − ×
0.9 =^ − 𝑝𝑂𝐻 =− 𝑙𝑜𝑔(2𝑥 − ) = 5. 70 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 5. 70 𝑝𝐻 = 8. 30 ● Bases (NaOH) ➔ 𝑒𝑓 𝑏
𝑠
𝑂𝐻 2.7x − [ ] = 𝑘𝑏 𝑒𝑏 𝑒𝑠^ = 1. 8𝑥^ − ×
0.4 =^ − 𝑝𝑂𝐻 =− 𝑙𝑜𝑔(2. 7𝑥 − ) = 4. 57 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 4. 57 𝑝𝐻 = 9. 43 ➔ 𝑒𝑓 𝑏
𝑠
𝑂𝐻 7.2x − [ ] = 𝑘𝑏 𝑒𝑏 𝑒𝑠^ = 1. 8𝑥^ − ×
0.2 =^ − 𝑝𝑂𝐻 =− 𝑙𝑜𝑔(7. 2𝑥 − ) = 4. 14 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 4. 14 𝑝𝐻 = 9. 86 ➔ 𝑒𝑓 𝑏
𝑠
𝑂𝐻 1.62x − [ ] = 𝑘𝑏 𝑒𝑏 𝑒𝑠
− ×
− 𝑝𝑂𝐻 =− 𝑙𝑜𝑔(1. 62𝑥 − ) = 3. 79 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 3. 79 𝑝𝐻 = 10. 21 ■ Diagrama de flujo con las actividades realizadas indicando en su momento las observaciones, únicamente las correspondientes a cada equipo. Verifica de manera experimental el carácter ácido/base de cada una de las soluciones salinas goteando en un pedazo de papel tornasol Litmus azul y rojo.
reacción, realiza otras dos lecturas al agregar 2mL de HCl en cada caso.
Para que esta práctica se logrará con éxito se necesitaron de varios factores, como es el buen uso del potenciómetro esto para que las lecturas del pH fueran exactas y al momento de hacer los cálculos no variarán, igual saber que sustancias agregarla a cada una esto gracias a la investigacion previa y los conocimientos adquiridos en clase, pudimos observar en el potenciometro el cambio de acido o base de las sustancias preparadas con este instrumento es mas exacto que con las varillas de medicion de pH, ya que con esas solo podemos aproximar si es acido o base, mientras que el potenciometro nos da el pH exacto, tambien el comportamiento de los acidos y bases fuerte.
Los calculos del pH teorico con el experimental no variaron mucho lo que nos hace saber que la practica fue realizada con exito, ademas de cumplir con el objetivo de esta ya que pudimos identificar cual era el ion compartido en ambas sustancias esto para ver el cambio de pH, ademas de demostrar lo que era el efecto del ion electron y como este hace que el acido o base se opongan al cambio de pH hasta cierto punto que es cuando se nota un cambio de pH notable esto sucede por la falta de oposicion de estas, de igual forma aprendimos a calcular el pH a traves de sus iones tanto de H+ como de OH- para asi notar de cierta manera el comportamiento de los iones en cada uno de los casos.
