Informe-de-lab.-quimica-n9 (1).docx

MESA 2 UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA

INFORME DE LA PRACTICA NO 7 Título: Tipos de enlaces químicos y reacciones químicas. Apellidos y nombres:  Altamirano Paredes, Diego Jean Pierre

CODIGO: 20171157

 Arce Ccoyure, Fortunato

20171158

 Rivero Huamán, Diego Rodolfo

20171172

 Figueroa Curo, Andrés Fernando

20171165

Facultad y especialidad: Ciencias, Meteorología Horario de Practica: Martes 8 – 10 am Profesora: Téllez Monzón, Lena Asunción Fecha de la práctica realizada: 31/10/17 Fecha de entrega de informe: 07/11/17

INTRODUCCIÓN

El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios conforme el tiempo transcurre. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos siguen formando moléculas de productos, y éstas a su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos. Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y biológicos son reacciones ácido-base en disolución acuosa. Los ácidos, bases y sales están entre los solutos más comunes e importantes encontrados en solución. Estas sustancias fueron caracterizadas hasta finales del siglo XIX en cuanto a sus propiedades como sabor y por el cambio de color que inducen en ciertos colorantes. Los ácidos tienen un sabor agrio; las bases amargo; y las sales, salado. El tornasol, un colorante, se torna rojo en la presencia de un ácido y azul en la presencia de bases. Estas y otras observaciones llevaron a la correcta de que los ácidos y las bases son opuestos químicamente, y que las sales son producidas cuando un ácido reacciona con una base. Ahora, los ácidos y las bases son definidos en una forma más precisa que son muy útiles cuando se estudia sus características. Justificación: El presente informe se encargará de estudiar el equilibrio que se da en una reacción química con respecto a su basicidad o acidez. Objetivo: En medio acuoso, hallar el valor de la constante de acidez del ácido acético(CH3COOH). En medio acuoso, hallar el valor de la constante de basicidad del hidróxido de amino(NH3).

Hipótesis: Ya diluido el CH3COOH en agua, desprende una parte de sus iones hidrogeniones que ya con lo no disociado establece un equilibrio propio expresado como constante de acidez, Ka Ya diluido el NH3 en agua, desprende una parte de sus iones oxidrilos y forma amonio que conjuntamente con lo no disociado establece un equilibrio propio llamado constante de basicidad, Kb. MARCO TEORICO Teoría acido-base Teoría de Arrhenius: La primera teoría aceptada sobre el comportamiento acido-base fue la propuesta por Arrhenius como parte de su teoría de la disociación electrolítica. Arrhenius designo como ácidos a las sustancias que contribuyen con iones hidrogeno a las soluciones acuosas y como bases a las sustancias que donan iones hidróxido (OH)-. Aunque su teoría tiene un alcance limitado demuestra, sin embargo, que las sustancias en solución acuosa como HCl, HNO3 y H2SO4 son ácidos y que las sustancias como NaOH, Ca(OH)2 y Sc(OH)3 son bases. La teoría de Arrhenius se aplica solamente si se usa agua como disolvente. Teoría de Brønsted-Lowry Basándose en la teoría de Arrhenius y los subsecuentes avances en la investigación química, J. N. Bronsted y T. M. Lowry en 1923 establecieron, independiente, que un ácido era un donador de protones y una base, un aceptor de protones. Esta teoría limita el comportamiento acido a cualquier sustancia que pueda contribuir con un protón a otra sustancia, y el comportamiento básico se extiende hasta incluir cualquier sustancia que pueda aceptar un protón. Con esta definición la ecuación NH3(L) + HCl(G)

NH4+ + Cl-

Indica una reacción acido base. Una gran ventaja de la teoría de Brønsted-Lowry es que no es necesario especificar el disolvente.

Teoría de Lewis En el año 1923 G. N. Lewis dio forma a una teoría general sobre los ácidos y las bases. Lewis considero al acido como aceptor de un par de electrones y a la base como un donador de un par de electrones. Con esta definición, un ácido es cualquier sustancia que tenga un orbital vacío. Explicado de otra forma diremos que un ácido tiene suficiente densidad residual de carga positiva para poder aceptar un par de electrones en su estructura de valencia. Una base, por el contrario, es cualquier especie química que tenga un par de electrones solos capaces de formar un enlace covalente coordinado con un ácido de Lewis. Ácidos y bases fuertes y débiles Un electrólito es una sustancia que tiene iones libres, pudiendo encontrarse más o menos disociadas en éstos, cuando se encuentran disueltos en agua. Siguiendo las teorías electroquímicas, se puede hacer referencia a electrolitos fuertes o débiles. Los electrolitos fuertes se disocian completamente en sus iones, cuando se disuelven en agua, cosa que no sucede del mismo modo en los electrolitos débiles, ya que estos se encuentran con iones y moléculas del electrolito que no se encuentran disociadas. Debido a que los electrolitos fuertes se encuentran totalmente disociados, las concentraciones se pueden hallar directamente a través de la concentración molecular de la solución a tratar. En cambio, los electrolitos débiles, se encuentran disociados de manera no completa, no siendo posible poder calcular las concentraciones iónicas a partir de la sustancia. Según Arrhenius, cualitativamente, un ácido o base es fuerte cuando, este se encuentra totalmente disociado en una disolución acuosa. De igual manera, la teoría de Bronsted y Lowry, nos dice, que un ácido es fuerte cuando tenga la capacidad de ceder un protón, a la vez que una base, será fuerte cuando tenga gran capacidad para aceptar un protón. Dicha tendencia a captar, o ceder depende de la sustancia que sea, y a la sustancia a la cual se enfrente. Debido a esto, se suele tomar una sustancia como referencia, siendo ésta, generalmente el agua.

Algunos ácidos fuertes son por ejemplo, el ácido sulfúrico, clorhídrico y nítrico. Siendo bases fuertes, por ejemplo, el hidróxido de sodio y de potasio. Un ácido, cuanta mayor fuerza posea, o tendencia a dar un protón, menor tendencia a captar dicho protón tendrá su base conjugada. Así, cuanto más fuerte sea un ácido, más débil será su base conjugada, y viceversa en el caso de los ácidos débiles. Así, la fuerza de un ácido y una base, se puede expresar mediante la constante de equilibrio, siendo ésta el resultado de aplicar la Ley de Acción de Masas a la reacción a tratar, del ácido o la base que nos interesa, con el agua. AH + H2O ↔ H3O+ + A-

La constante de equilibrio la obtendremos a partir de: K = [H3O+][A-] / [AH][H2O]

Cuando se trata de disoluciones acuosas que se encuentran diluidas, (generalmente las más utilizadas), la concentración del agua se mantendrá constante prácticamente, por lo que se puede encontrarse incluida en la constante de equilibrio de la siguiente manera: Ka = K [H2O] = [H3O][A-] / [AH]

La constante Ka, conocida como constante de disociación, de ionización, o constante de acidez,

mide

de

manera

cuantitativa

la

fuerza

del

ácido

AH.

A mayor valor de Ka, mayor fuerza para el ácido (y mayor debilidad para la base conjugada de dicho ácido). De la misma forma, la fuerza de una base, se mide mediante el equilibrio de la reacción con el agua: B (base) + H2O ↔ BH+ + OHKb= K [H2O] = [BH+][OH-] / [B] La constante Kb, conocida como constante de ionización de la base (de basicidad), o también como constante de disociación, mide la fuerza de la base.

Debido a que siempre se coge al agua como sustancia de referencia, los valores que toman Ka y Kb, permite colocar a diferentes sustancias de manera ordenada según su fuerza. Resumiendo podemos decir, que la fuerza que tienen los ácidos, depende solamente de la disociación del agua, o en otras palabras, depende de si son electrolitos fuertes o no, midiendo

dicha

fuerza

a

través

de

la

constante

de

disociación.

La constante ácida, o la constante básica, a mayor valor, significará que la sustancia se encontrará mayormente disociada, traduciéndose en mayor fuerza para el ácido o la base. Los ácidos o bases fuertes, no tienen constante de disociación, ya que éstos se encuentran totalmente disociados, en solución acuosa, (siempre que la concentración no sea demasiado grande), de manera que para calcular el pH de este tipo de disoluciones, se necesita considerar solamente el equilibrio, y la disociación del agua siguiendo la fórmula: Kw = [H+][OH-] REQUERIMIENTOS EN EL LABORATORIO 

Un laboratorio de química con suministros de energía, agua, desagüe, materiales y equipos de laboratorio



Materiales y equipos



De los materiales por mesa

o o o o o 

1 vaso de precipitado de 100Ml 1 probeta de 50Ml 1 pipeta de 5Ml 1 propipeta 1 piceta De los reactivos

o o o o o 

Solución de HCl 0.01M Solución de CH3COOH 0.01M Solución de NaOH 0.01M Solución de NH3 0.01M Solución buffer para calibración de PH 4 Y PH 7 De los equipos

o Potenciómetro con electrodo selectivo para hidrogeno o Agitador magnético

METODOS I)

ACTIVIDAD 1

MEDICION DEL pH

ÁCIDAS

Colocar 50 mL de HCl 0,01M

BASICAS

Colocar 50 mL de HCl 0,01M

MEDIR EL pH con el potenciómetro

II)

Colocar 50 mL de HCl 0,01M

Colocar 50 mL de HCl 0,01M

MEDIR EL pH con el potenciómetro

ACTIVIDAD 2 Y 3 CALCULO DE LA Ka DEL CH3COOH

CALCULO DE LA Kb DEL NH3

CON LOS DATOS DE LA TABLA HALLAR [H]

CON LOS DATOS DE LA TABLA HALLAR pOH

HALLAR EL Ka con la formula

CON LOS DATOS DE LA TABLA HALLAR [OH]

APUNTAR LOS DATOS EN LA TABLA

HALLAR EL Kb con la formula

RESULTADOS TABLA 1. pH de soluciones ácidas y básicas en medio acuoso diluido Sustancia ácido o base en agua

A NH4OH BCH3COOH C HCl D NaOH

Moles/L pH de la solución con M de Cinta Potenciómetro sustanc de papel 0,01 0,01 0,01 0,01

X X X X

8.86 2.85 2.21 11.67

pOH

Moles H+/L [H+]

Moles OH-/L [OH-]

5,14 11,15 11,79 2,33

X 1,41x10-3 0,01 aprox X

7,2x10-6 X X 0,01 aprox

¿Acido o base? ¿Fuerte o débil? BD AD AF BF

Acido Fuerte: AF; acido débil: AD; base fuerte: BF; base débil: BD Justificación de respuestas:

Los ácidos y bases se pueden diferenciar gracias a una escala de pH, los que tengan pH menor a 7 son considerados ácidos y lo que tengan pH mayor a 7 son considerados básicos, según teoría un ácido o una base es considerado débil si es que se disocia parcialmente. TABLA 2. Cálculo del valor de Ka del ácido acético, CH3COOH y % de ionización. Valor de pH = 2,85

Valor de pOH = 11,15

Valor de [H+] = 1,41x10-3

Calculo de concentraciones molares CH3COOH

CH3COO-(ac )

+

H+(ac)

INICIAL

0,01 M

----

----

Se disocia

1,41x10-3

----

----

Se producen

0,01 – 0,00141

1,41x10-3

1,41x10-3

En equilibrio

0,00859

1,41x10-3

1,41x10-3

Ka =[H+][X-] [HX] Ka del CH3COOH = 2,3x10-4 Porcentaje de ionización: % ionización = moles disociadas x 100% moles totales % ionización = 1,41x10-3 x 100% = 14,1% 0,01

TABLA 3. Cálculo del valor de Kb del amoniaco, NH3 y % de ionización. Valor de pH = 8.86

Valor de pOH = 5.14

Valor de [OH-] = 7,2x10-6

Calculo de concentraciones molares NH3 + H2O

NH4+(ac)

+

OH-(ac)

INICIAL

0,01 M

----

----

Se disocia

7,2x10-6

----

----

Se producen

0,01 – 0,0000072

7,2x10-6

7,2x10-6

En equilibrio

≈ 0,01

7,2x10-6

7,2x10-6

Kb =[H+][X-] [HX] Kb del NH3 = 5,18x10-9 Porcentaje de ionización: % ionización = moles disociadas x 100% moles totales % ionización = 7,2x10-6 x 100% = 0,072% 0,01

DISCUSIONES En la presente práctica pudimos analizar el pH de distintas disoluciones, esto gracias a un potenciómetro que nos facilitó el trabajo. Teniendo como objetivo el calcular la Ka (constante de acidez) y Kb (constante de basicidad) del ácido acético (CH3COOH) y del amoniaco (NH3), respectivamente. En la primera actividad medimos el pH y esto nos permitió identificar desde un principio que sustancia era más ácida y más básica, según la escala de pH, que fue inventada por el científico Soren Sorensen. Y es que gracias a la fórmula matemática ‘’pH = - log [H+] ’’ de Sorensen se pudo facilitar el reconocimiento de una sustancia alcalina (que normalmente tiene un pH cercano al cero), neutra o acida (pH cercano al 14), ya que para él las concentraciones mayormente eran números muy pequeños y fastidiosos. Más adelante se descubrió que los ácidos en solución acuosa liberaban hidrogeniones (H+) y las bases se combinaban con los H+. Pero, ¿Cómo es posible que esta máquina que lleva por nombre potenciómetro pueda medir la concentración de H+? Lo que pasa es que el pH-metro o potenciómetro viene con un electrodo incluido que como cualquier otro lo que mide es una diferencia de potencial que permite obtener el pH exacto, pero como es que puede ser tan exacto? Pues sucede que dentro del potenciómetro también viene una sustancia de referencia, entonces lo que hacemos cada vez que medimos un pH es comparar la concentración de dos soluciones distintas además de que posee una membrana que es selectiva al protón, esta membrana posee 2 paredes y cada una posee ‘’sitios’’ donde se pueden guardar los protones, en una pared se guardan las de la disolución incógnita y en la otra pared se guardan las de la sustancia de referencia, esto generando un acumulamiento de cargas en paralelo, lo que crearía una diferencia de voltaje que como dije al principio de esta explicación nos permitiría hallar el pH, también tenemos en cuenta que la membrana es tan pequeña que inclusive se pudieron insertar en células vivas individuales para medir el pH del medio celular. (Damián, 2015). En la segunda y tercera actividad realizamos los cálculos respectivos de la Ka y Kb con el pH calculado en la anterior actividad del ácido acético y el amoniaco, respectivamente; sin embargo nos dimos con la sorpresa de que los valores eran muy distintos a los que se esperaba obtener, siendo el del ácido acético: 2,3x10-4 y el del amoniaco: 5,18x10-9, y

entonces nos surgió la duda, a que se debió esta gran variación? Y después de pensarlo unos momentos nos dimos cuenta que la temperatura no era la misma que la establecida en los estándares (25 oC), eso gracias al apunte de la temperatura que habíamos realizado junto con la medición de pH en el potenciómetro. Pero al ser la temperatura en ese momento de 19 oC, porque tendría que haber cambiado tanto la constante de acidez y basicidad? Ocurre algo con Kc, el valor de esta constante depende de la temperatura. Por tanto, cuando en un sistema en equilibrio se modifica la temperatura, deja de estar en equilibrio porque se modifica el valor de la constante de equilibrio. Así, a una temperatura T1 la constante vale K1, y a una temperatura T2, la constante vale K2. La relación entre estas magnitudes viene dada en la denominada ecuación de Van’t Hoff:

Dónde: ΔHo: entalpía estándar de la reacción R: constante de los gases ideales K1: constante de equilibrio a la temperatura T1 K2: constante de equilibrio a la temperatura T2 La ecuación de Van’t Hoff nos permite estudiar de forma cualitativa cómo se desplaza el equilibrio químico con la temperatura en función de que tengamos una reacción endotérmica o exotérmica: 

Si una reacción es endotérmica, ΔH > 0, al aumentar la temperatura aumenta la constante de equilibrio y el equilibrio se desplaza hacia la derecha (hacia la formación de productos, aumentando el numerador). En cambio, si la temperatura baja, también baja la constante de equilibrio y la reacción se desplaza hacia la izquierda.



Si una reacción es exotérmica, ΔH < 0, al aumentar la temperatura disminuye la constante de equilibrio y la reacción se desplaza hacia la izquierda, mientras que si

la temperatura disminuye, aumenta la constante de equilibrio y el equilibrio se desplaza hacia la derecha. 

En resumen:

Otra forma sencilla de expresar esto de forma simplificada es que un aumento de la temperatura favorece el sentido en el que la reacción es endotérmica, y una disminución el sentido exotérmico. Así, si tenemos el siguiente proceso:



Al aumentar la temperatura se favorece ΔH > 0, por tanto hacia la derecha.



Al disminuir la temperatura se favorece ΔH < 0, por tanto hacia la izquierda. (Petrucci, 2011)

CONCLUSIONES 

Se concluye que la hipótesis fue acertada ya que mediante los datos obtenidos, se pudo observar muy claramente que al diluir un compuesto ya sea básico o acido, desprende iones que ya con lo no disociado llega a un punto en el que establece un equilibrio propio expresado por una constante acida (sea un compuesto acido) o constante básica (sea un compuesto básico).



Y que la temperatura puede ser un factor determinante al momento de realizar el cálculo de la Ka y Kb, ya que según la temperatura y según el tipo de reacción que se dé (reacción exotérmica o endotérmica) se puede saber hacia que lado de la ecuación se dirige la reacción.

CUESTIONARIO 1. ¿Cuál es el propósito de la práctica 9? El propósito con el cual se realizó la práctica 9 fu para determinar el valor de la constante de acides del ácido acético CH3COOH en medio acuoso. De la misma forma el valor de la constante de basicidad del hidróxido de amonio (NH3 en agua)

2. ¿cree usted que ha logrado la competencia? Si porque al final de la práctica e pudo determinar el grado de acides del ácido acético CH3COOH, con el potenciómetros de electrodo de vidrio 3. ¿Cómo confirmaría que usted logro dicha competencia? Los resultados obtenidos son una prueba de que la práctica se realizó en forma satisfactoria, porque se contaba con equipo de alta calidad y con calibración a estándares nacionales 4. ¿Cómo demuestra que el trabajo realizado por usted es confiable? En la práctica que realizamos se siguió a detalle todos los protocolos de la práctica a fines de que los resultados obtenidos sean el más eficiente, de la, misma forma teniendo en conocimiento la teoría de ácido base Arrhenius, Bronsted - Lowry y Lewis. 5. ¿Cómo demuestra usted de manera segura? Se trabajó de manera segura durante esta práctica usando materiales e instrumentos de medición con un margen de error mínimo, podemos mencionar el equipo que se usó para la determinación de la acides el potenciómetro de electrodo de vidrio, de la misma forma al momento de ingresar al laboratorio de practica cada estudiante contaba con su equipo de protección personal como es el mandil guantes de látex, 6. ¿Cómo demuestra que cuido el ambiente en el laboratorio? Siguiendo las normas de la gestión ambiental, como son: la ecoeficiencia, reciclaje, segregación y disposición. Para nuestro grupo es de suma importancia que durante el desarrollo de la práctica en el laboratorio cumplir los lineamientos establecidos en el manual de gestión de residuos en el laboratorio, estipulados en la norma ISO 14001, nuestro fin como grupo durante las practica es cumplir con el procedimiento ecoeficiente, reciclaje, segregación y disposición correspondiente. Finalmente se toma en cuenta las indicaciones de la profesora.

7. ¿Cuál es más ácido una solución de HCl 0.1 M o de HCN 0.1 M? Explique o justifique su respuesta. Pongámonos en el hipotético caso de que estuviéramos a 25 oC ya que poseo los valores de la Ka a esta temperatura. El HCN (ácido cianhídrico) es conocido por ser un ácido débil al no disociarse completamente por lo que posee una Ka que es de 4,9x10-10 eso quiere decir que si realizamos una ecuación de disociación podremos dar con la respuesta de cuanto es la concentración de H+ a 0,1M; por otro lado se encuentra el HCl, considerado como ácido fuerte ya que experimentalmente puede disociarse casi por completo (por no decir en su totalidad) al estar en solución acuosa. Entonces esto le considera una concentración de H+ mucho mayor al del HCN al estar en 0,1M. 8. Calcular el pH de una solución de HCl 0,001 Molar. Como el HCl es un ácido fuerte este disocia por completo: HCl

H+

1x10-3 M

1x10-3 M

+

Cl1x10-3 M

Entonces podemos hacer el cálculo del pH con el algoritmo: pH= -log [H+] = -log [1x10-3]

pH = 3

Donde concluimos con la escala que el pH de la disolución por ser menor a 7 y cercana al 0 es ácida. 9. Calcular el pH de una solución de HCl 1x10-8 Molar. Como el HCl es un ácido fuerte este disocia por completo como el ejercicio anterior, sin embargo, la concentración es ínfima, por lo que consideraremos la disociación también de la molécula del agua: HCl

H+

1x10-8 M

1x10-8 M

+

Cl1x10-8 M

Supongamos que el agua es totalmente neutra, eso quiere decir que tiene igual concentración de OH- y H+.

Kw = [H3O+] [OH-] = 10-14 [H3O+] = 10-7 Por lo tanto podemos decir que la concentración de H+ de la disolución es la suma de concentraciones de H3O+ del agua y del HCl (H3O+)TOTAL = (H3O+)H2O + (H3O+)HCL = 0,1x10-7 + 1x10-7 pHTOTAL = - log[(H3O+)T]

(H3O+)TOTAL = 1,1x10-7

-log [1,1x10-7]

pH = 6.95

Y asi podemos concluir que en la medición del pH el agua puede poner la diferencia cuando se trata de disoluciones ácidas muy poco concentradas. 10. Calcular el pH de una solución de CH3COOH 1x10-5 Molar. El CH3COOH es conocido por ser un ácido débil por lo que no se disocia completamente, así que debemos recurrir a su constante de acidez a 25 oC, pero primero tenemos que verificar su disociación: CH3COOH [ ]o

1x10-5 M

[ ]d

-X

[ ]f

1x10-5 - X

CH3COO---------

X

+

H+

--------

X

Ka = [CH3COO-][H+] [CH3COOH] 1, 8x10-5 = [X][X] [1x10-5 - X] Al ser la Ka tan pequeña podemos asumir que el X no variara en mucho la ecuación así que podemos optar por no considerarlo X = 1,34x10-5 Por lo que el pH de CH3COOH seria: pH = -log[H+] = -log[1,34x10-5]

pH = 4,87

Concluimos entonces que el pH de la disolución de CH3COOH es de 4.87 siendo este un pH menor a 7 sin embargo cercana a cero por lo que se la puede considerar como ligeramente ácida,

11. Calcular el pH de una solución de NH3 1x10-5 M El NH3 es conocido por ser una base débil por lo que no se disocia completamente, así que debemos recurrir a su constante de basicidad a 25 oC, pero primero tenemos que verificar su disociación: NH4OH NH3 + H2O [ ]o

1x10-5 M

[ ]d

-X

[ ]f

1x10-5 - X

NH4+

+

OH-

---------

--------

X

X

Kb = [NH4+][OH-] [NH3] 1, 8x10-5 = [X][X] [1x10-5 - X] Al ser la Kb tan pequeña podemos asumir que el X no variara en mucho la ecuación asi que podemos optar por no considerarlo X = 1,34x10-5 Por lo que el pOH de CH3COOH seria: pOH = -log[OH-] = -log[1,34x10-5]

pOH = 4,87

Pero como lo que nos piden pH y asumimos que estamos a 25 oC podemos decir que: pH + pOH = 14 pH + 4,87 = 14 pH = 9,13 Entonces concluimos que el amoniaco es una sustancia ligeramente básica, ya que como podemos observar su pH es mayor que 7 pero no tan cercano al 14.

BIBLIOGRAFIA 

Damían. (2015). ¿Cómo funciona el pH-metro?. 2017, de Youtube Sitio web: https://www.youtube.com/watch?v=ssHslgjkDiA



Raymond Chang & Ken Goldsby. (2013). Química. México D. F: McGRAWHILL/INTERAMERICANA EDITORES, S.A. DE C.V.



Ralph H. Petrucci, E. Geoffrey Herring. (2011). Química General. Madrid: PEARSON EDUCACIÓN, S. A.

ANEXOS

Explicación del funcionamiento del potenciómetro

Cálculos en el laboratorio

Reactivos usados en la práctica de laboratorio