pontificia universidad católica de valparaíso instituto de química

Pontificia Universidad Católica de ValparaísoInstituto de Química

QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICAQUI-222

EQUILIBRIO QUÍMICO ACIDO-BASE

Reacciones de neutralización

Son en general reacciones químicas entre un ácido y una base, las cuales se pueden clasificar según el tipo de especie que participe, sean estas fuertes o débiles.

a) Acido fuerte – base fuerte.

b) Acido Débil – base fuerte.

c) Base Débil – Acido fuerte.

Tipos de Reacciones de neutralización

Valoraciones O NEUTRALIZACIÒN Ácido- Base

• Valoración: Procedimiento para determinar la concentración de una disolución mediante otra de concentración conocida (disolución patrón)

Valoraciones ácido-base

Punto de equivalencia: Es el punto en la reacción en donde se han consumido el ácido y

la base. No hay presente ni ácido ni base en exceso.

Punto final: El punto en el cual el indicador cambia de color.

Valorante: La disolución de concentración conocida añadida a la disolución a

valorar de concentración desconocida Curva de valoración:

La representación gráfica del pH vs. volumen. Tipicamente:

Volumen de agente valorante es menor de 50 mL. La concentración de valorante es menor de 1 mol/L. Se valora menos de 1/1000 mol de acido y base.(milimolar)

L/1000

mol/1000= M =

L

mol

mL

mmol=

Valoración ácido fuerte-base fuerte

HCl (ac) + NaOH (ac) HCl (ac) + NaOH (ac) → H→ H22O (l) + NaCl (ac)O (l) + NaCl (ac)

HH++ (ac) + OH (ac) + OH-- (ac) → (ac) → HH22O (l)O (l)

Punto de EquivalenciapH = 7

Curva de Valoración ácido fuerte - base fuerte

Cálculo de pH de la disolución en cada punto de la valoración

• Después de la adición de 10 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de HCl 0,10 MDespués de la adición de 10 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de HCl 0,10 M

Volumen total de la disolución = 35 mLMoles NaOH = 1,0 x 10-3

Moles HCl = 2,5 x 10-3

HH++ (ac) + OH (ac) + OH-- (ac) → H (ac) → H22O (l)O (l) Inicial 2,5 x 10-3 1,0 x 10-3

Final (2,5 x 10-3-1,0 x 10-3) - 1,0x10-3

1,5x10-3

[H[H++]] = (1,5x10-3 mol) / (35x10-3 L) = 0,043 M

pH pH = -log (0,043) = 1,371,37


Después de la adición de 25 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de HCl 0,10 MDespués de la adición de 25 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de HCl 0,10 M



HH++ (ac) + OH (ac) + OH-- (ac) → H (ac) → H22O (l)O (l) Inicial 2,5 x 10-3 2,5x 10-3

Final (2,5 x 10-3-2,5 x 10-3) - 2,5x10-3

0

*Neutralización completa*Neutralización completa

En punto de equivalencia: [H[H++]] = [OH[OH--] = 1,0 x 10] = 1,0 x 10-7-7 M

pH pH = -log (1,0 x 101,0 x 10-7-7 ) = 7,007,00


Después de la adición de 35 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de HCl 0,10 MDespués de la adición de 35 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de HCl 0,10 M



HH++ (ac) + OH (ac) + OH-- (ac) → H (ac) → H22O (l)O (l) Inicial 2,5 x 10-3 3,5 x 10-3

Final (2,5 x 10-3-2,5 x 10-3) 1,0 x 10-3 2,5x10-3

0

En punto de equivalencia: [OH[OH--] = (1,0 x 10] = (1,0 x 10-3-3 mol) / (60 x10-3 L) = 0,017 M

pOH pOH = -log (0,017) = 1,771,77 pH = 12,23pH = 12,23

Valoración ácido débil -base fuerte

Curva de Valoración ácido débil - base fuerte

Punto de EquivalenciaDebido a la hidrólisis de la Debido a la hidrólisis de la sal formada el pH en el sal formada el pH en el punto de equivalencia es punto de equivalencia es mayor que 7mayor que 7

Ejemplo:Ejemplo:

CHCH33COOH (ac) + NaOH (ac) → CHCOOH (ac) + NaOH (ac) → CH33COONa (ac) + HCOONa (ac) + H22O (l)O (l)

Esta ecuación se reduce a:Esta ecuación se reduce a:

CHCH33COOH (ac) + OHCOOH (ac) + OH-- (ac) → CH (ac) → CH33COOCOO-- (ac) + H (ac) + H22O (l)O (l)

El ión acetato se hidroliza de la siguiente forma:El ión acetato se hidroliza de la siguiente forma:

CHCH33COOCOO-- (ac) + H (ac) + H22O (l) O (l) CH CH33COOH (ac) + OHCOOH (ac) + OH-- (ac) (ac)

Por tanto, en el punto de equivalencia, cuando sólo hay iones acetato, el pH será mayor que 7 debido al exceso de iones OH- formados


• Después de la adición de 10 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de CHDespués de la adición de 10 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de CH33COOH 0,10 COOH 0,10 MM



CHCH33COOH (ac) + NaOH (ac) → CHCOOH (ac) + NaOH (ac) → CH33COONa (ac) + HCOONa (ac) + H22O (l)O (l) Inicial 2,5 x 10-3 1,0 x 10-3

Final (2,5 x 10-3-1,0 x 10-3) - 1,0x10-3

1,5x10-3

*Se tiene un sistema amortiguador

pH pH = pKa + log [CH3COO-] = -log (1,8x 10-5) + log (1,0x10-3 / 1,5x10-3) [CH3COOH]

pH = 4,57pH = 4,57


• Después de la adición de 25 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de CHDespués de la adición de 25 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de CH33COOH 0,10 MCOOH 0,10 M




Final (2,5 x 10-3-2,5 x 10-3) - 2,5x10-3

0

*Punto de equivalencia

[CH3COONa] = (2,5x10-3 mol) / (50x10-3 L) = 0,050 M

Calcular pH a partir de la hidrólisis de la sal

CHCH33COOCOO-- (ac) + H (ac) + H22O (l) O (l) CH CH33COOH (ac) + OHCOOH (ac) + OH-- (ac) (ac)

pH = 8,72 pH = 8,72


•Después de la adición de 35 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de CHDespués de la adición de 35 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de CH33COOH 0,10 MCOOH 0,10 M

Volumen total de la disolución = 60mLMoles NaOH = 3,5 x 10-3



Final (2,5 x 10-3-2,5 x 10-3) 1,0 x10-3 2,5x10-3

0

*Dos especies hacen alcalina la disolución: CH3COO- y OH-, este último mucho más fuerte, se desprecia efecto de CH3COO-

[OH[OH--]] = (1,0x10-3 mol) / (60x10-3 L) = 0,0167 M

pOHpOH = - log 0,0167 = 1,78pH = 12,22 pH = 12,22

Valoración ácido fuerte -base débil

Punto de Equivalencia

Debido a la hidrólisis de la Debido a la hidrólisis de la sal formada el pH en el sal formada el pH en el punto de equivalencia es punto de equivalencia es menor que 7menor que 7

Ejemplo:Ejemplo:

HCl (ac) + NHHCl (ac) + NH33 (ac) → NH (ac) → NH44Cl (ac)Cl (ac)

O simplemente:O simplemente:

HH++ (ac) + NH (ac) + NH33 (ac) → NH (ac) → NH44++ (ac) (ac)

El ión amonio se hidroliza de la siguiente forma:El ión amonio se hidroliza de la siguiente forma:

NHNH44++ (ac) + H (ac) + H22O (l) O (l) NH NH33 (ac) + H (ac) + H33OO++ (ac) (ac)

Por tanto, en el punto de equivalencia, cuando sólo hay iones amonio, el pH será menor que 7 debido al exceso de iones H3O+ formados

Calculo de pH de la disolución en el punto de equivalencia

• Al titular 25 mL de NHAl titular 25 mL de NH33 0,10 M con una disolución de HCl 0,10 M 0,10 M con una disolución de HCl 0,10 M

En punto de equivalencia:En punto de equivalencia:

Moles NH3 = Moles HCl = 2,5 x 10-3

HCl (ac) + NHHCl (ac) + NH33 (ac) → NH (ac) → NH44Cl (ac)Cl (ac)Inicial 2,5 x 10-3 2,5 x 10-3

Final 0 0 2,5 x 10-3

[NH4Cl] = (2,5 x 10-3mol) / (50x10-3 L) = 0,050 M

*La sal se hidroliza


*La sal se hidroliza


Inicio 0,050 M - -Equilibrio (0,050 – x) x x

KKaa = = [NH[NH33] [H] [H33OO++]] = 5,6 x 10 -6

[NH[NH44++]]

(x2) = 5,6 x 10 -6 = (x2) x = x = 5,3x 10 5,3x 10 -6-6 M M (0,050 – x) 0,050

pH = -log pH = -log 5,3x 10 5,3x 10 -6 -6 = 5,28 = 5,28

Ejemplo

1. Si, a 20 mL. De una disolución 0,10 M de HCl, se le agregan :

a) 10 mL. De NaOH 0,10 M.b) 20 mL. De NaOH 0,10 M.c) 30 mL. De NaOH 0,10 M.

Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar la base fuerte.

Ejemplo

1. Si, a 25 mL. De una disolución 0,10 M de HAc, se le agregan :

a) 15 mL. de NaOH 0,10 M.b) 25 mL. de NaOH 0,10 M.c) 35 mL. de NaOH 0,10 M.

Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar la base

fuerte. Ka = 1,8x10-5, Kb = 5,6x10-10.

Ejemplo

1. Si, a 100 mL. De una disolución 0,10 M de NH3, se le agregan :

a) 50 mL. de HCl 0,10 M.b) 100 mL. de HCl 0,10 M.c) 150 mL. de HCl 0,10 M.

Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar el ácido fuerte.

El SO2 junto con el O2 del aire y el agua atmosférica se transforma en ácido sulfúrico

SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (l)

LA LLUVIA ÁCIDA.LA LLUVIA ÁCIDA.

Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la atmósfera a partir de contaminantes del aire

El ácido sulfúrico procede principalmente del azufre del carbón utilizado en las centrales térmicas, donde se transforma en SO2:

4 FeS2 (s) + 11O2 (g) 2Fe2O3(s) + 8SO2 (g)

25

LA LLUVIA ÁCIDA.LA LLUVIA ÁCIDA.

El ácido sulfúrico disuelto en el agua de la lluvia ataca a los materiales de construcción como la piedra caliza o el mármol: CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l)El CaSO4 es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve

El ácido sulfúrico, es el responsable, también, del deterioro del papel de libros y documentos fabricados con trazas de varios óxidos metálicos que catalizan la conversión del dióxido en trióxido de azufre

Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas que son de granito o de otros materiales incapaces de neutralizar los iones H+

TITULACIONESMATERIAL ANEXO PARA

COMPLEMENTAR EL LABORATORIO

Titulaciones o Valoraciones

• Valoración:

Adición cuantitativa de una disolución de concentración exactamente conocida (disolución patrón) a una disolución de concentración desconocida , hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete.

• Estudios cuantitativos de reacciones de neutralización ácido-base se llevan a cabo en forma adecuada por medio de una técnica conocida como Valoración

VALORACIONES ACIDO-BASE

Valoración ácido-base

Conjunto de operaciones que tiene como finalidad el conocimiento de la concentración conocimiento de la concentración de una disoluciónde una disolución de un ácido o una base (de concentración desconocida)

Con la ayuda de una disolución de una base o un ácido (de concentración conocida) o de una sustancia patrón primario, y con la colaboración de un indicador ácido-base.

• El material básico a utilizar es: - Matraz erlemmeyer- Bureta- Pipeta- Disolución problema- Disolución patrón (o patrón primario)- Indicador

• Permite calcular la concentración de la disolución de concentración desconocida si se conoce:

- Volumen de disolución patrón

- Volumen de disolución de concentración desconocida

- Concentración de disolución patrón

Patrón o estándar primario

• Es un compuesto de elevada pureza

• Sirve como material de referencia en todos los métodos volumétricos

• La exactitud de estos métodos depende críticamente de las propiedades de este compuesto.

Requisitos de un estándar primario:

• 1. Elevada pureza. Deben existir métodos establecidos para confirmar su pureza

• 2. Estabilidad al aire

• 3. Que no tenga moléculas de hidratación, de tal manera que su composición no varíe con los cambios de humedad relativa del aire

• 4. Fácil de adquirir y a coste moderado

• 5. Que tenga una razonable solubilidad en el medio de la valoración

• 6. Masa molar razonablemente elevada, a fin de que sean mínimos los errores de pesada

• El número de compuestos que cumplen estos requisitos es pequeño.

• El analista solo puede disponer de un número limitado de patrones primarios.

• Como consecuencia, a veces se usan compuestos menos puros, en lugar de un patrón primario (patrones secundarios)

• La pureza de estos patrones secundarios se debe determinar mediante análisis.

Estándar primario:

Preparación de disoluciones patrón

Las disoluciones patrón o valorantes se pueden preparar a partir de un sólido o de un líquido.

A partir de sólidos

Si el sólido es patrón primario se pesa una cantidad exacta (hasta la 4ª cifra decimal) en la balanza analítica, sobre un vaso de precipitado pequeño o un vidrio de reloj.

Se disuelve en agua o en el disolvente indicado y una vez disuelto se vierte sobre un matraz aforado y se diluye con agua destilada hasta la señal de enrase.

Si el sólido no es patrón tipo primario no es necesario realizar la pesada exacta en la balanza analítica, dado que posteriormente se tendrá que valorar dicha solución frente a un patrón primario.

A partir de líquidos

Si el líquido es una solución de concentración conocida (solución patrón) se toma un volumen exacto con una pipeta aforada, se vierte sobre un matraz aforado conveniente y se diluye con agua destilada hasta la señal de enrase.

Si el líquido no es solución patrón, se toma un volumen aproximado (puede hacerse con probeta) y se diluye en un matraz aforado hasta la señal de enrase.

Preparación de disoluciones patrón

. Valoración de una disolución utilizado un

patrón primarioUna de las substancias patrón primario más utilizadas es

el hidrógeno ftalato de potasio, de fórmula

El protón ácido de esta substancia permite su reacción cuantitativa con substancias que tengan propiedades básicas, como el hidróxido de sodio

COO-K+

COOH

COO-K+

COOH

+ NaOHCOO-K+

COO-Na++ H2O

• El hidróxido de sodio es una de las bases más utilizadas en el laboratorio.

• Sin embargo, es difícil obtener NaOH sólido en forma pura porque tiende a absorber agua del aire y sus disoluciones reaccionan con dióxido de carbono.

• Por tanto debe ser valorada antes de usarse en trabajo analítico preciso.

Punto de equivalencia

• Punto en el cual el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente a la base.

• No es posible detectarlo visualmente.

• Por tanto se utilizan indicadores ácido-base que detectan el punto final de la reacción por un cambio de color visible.

Fenolftaleína

Punto Final

Ejemplo:

• En un experimento de valoración, un estudiante encuentra que se necesitan 0,5468 g de KHP para neutralizar completamente 23,48 mL de una disolución de NaOH ¿Cuál es la concentración molar de la disolución de NaOH?

Por estequiometría de la reacción:

Moles de KHP = Moles de NaOH

Moles de KHP = 0,5468 g = 2,678 x 10-3

204, 2 g/mol

Moles de NaOH = 2,678 x 10-3

C NaOH x V NaOH = 2,678 x 10-3 moles

C NaOH = 2,678 x 10-3 moles = 0,1141 M

23,48 x 10-3 L

• El ácido benzoico ,C6H5COOH ,se usa a veces para titular disoluciones de bases. Una muestra de 1.862 g del ácido se neutraliza con 33.0 ml de disolución de NaOH.¿Cuál es la Molaridad de la disolución básica?

C6H5COOH (ac) + NaOH (ac) C6H5COONa (ac) + H2O

• Se emplea ácido oxálico para eliminar manchas de hierro y algunas manchas de tinta de las telas. Una muestra de 0,1743g de ácido oxálico impuro (COOH)2 requirió 39,82 mL de solución de NaOH 0,08915 M para su neutralización total. No había impurezas ácidas. Calcule el porcentaje de pureza del (COOH)2

Valoraciones Redox

• Del mismo modo que un ácido puede valorarse con una base, un agente oxidante puede valorarse con un agente reductor

• Punto de equivalencia se alcanza cuando el agente reductor es totalmente oxidado por el agente oxidante

• Requieren de un indicador que tenga un cambio de color nítido. • Agentes oxidantes se pueden utilizar por sí mismos como indicador

externo.

• Color del indicadorCaracterístico de su forma reducidaCaracterístico de su forma oxidada

Ejemplo : Cr2O7 → Cr3+ MnO4

- → Mn2+

amarillo verde púrpura rosa pálido anaranjado violeta

Cálculos

• Semejantes a valoraciones ácido-base

• Diferencia:- Ecuaciones- Estequiometría más complejas

• Se debe determinar el número de moles de especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí.

• El nº de moles de e que pierde el oxidante es igual a los que gana el reductor.

• Si a es el nº de e que capta el oxidante y b los que pierde el reductor, sabremos que a moles de reductor reaccionan con b moles de oxidante.

V oxidante x C oxidante x b (e- perdidos) = V reductor x C reductor x a (e- ganados)

Ejemplo

Se necesita un volumen de 16,42 mL de una disolución de KMnO4 0,1327 M para oxidar 20,00 mL de una disoluciòn de FeSO4 en medio ácido ¿Cuál es la concentración de la disolución de FeSO4 ?

La ecuación iónica neta es:

5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O

Moles de KMnO4 = 16,42 mL x 0,1327 mol x 1 L sln 1 L sln 1000 mL sln

= 2,179 x 10-3 mol de KMnO4

De la estequiometría de la reacción 5 mol de Fe2+ reaccionan con 1 mol MnO4-

Moles de FeSO4 = 2,179 x 10-3 mol KMnO4 x 5 mol FeSO4

1 mol KMnO4

= 1,090 x 10-2 mol de FeSO4

• Luego:

[FeSO4] = 1,090 x 10-2 mol FeSO4 x 1000 mL sln

20,00 mL sln 1 L sln

= 0,5450 M

Bureta

• Es un cilindro de vidrio. En el extremo inferior tiene una llave que permite controlar el flujo del líquido que contiene.

• Por su uso se clasifica como instrumento volumétrico y se usa para llevar a cabo titulaciones (reacciones entre ácidos y bases). Posee una escala graduada en mililitros y en fracciones de esta unidad. Sirve para la medición exacta de sustancias líquidas.

Uso de la bureta

• Para llenar la bureta, cierre la llave y utilice un embudo. Puede necesitar levantar ligeramente el embudo para permitir que el líquido fluya fácilmente.

• Revise la punta de la bureta que no tenga burbujas de aire. Para remover las burbujas, abra completamente la llave y deje fluir la solución hasta que éstas se eliminen. Si deja las burbujas, estas ocasionaran error en la lectura.

• Lave la punta de la bureta con agua usando una piseta. Y séquela con cuidado. Después de un minuto, revise la punta para ver si hay fugas. La punta debe estar limpia y seca antes de hacer la lectura del volumen inicial.

• Cuando su bureta esta preparada sin burbujas, haga una lectura inicial leyendo la parte inferior del menisco. En la foto izquierda se ha utilizado una tarjeta o cartulina negra para hacer más clara la lectura. Este seguro que su vista esta a la altura del menisco para evitar error.

¨Hay que leer la parte inferior del menisco que se forma por efecto de la tensión superficial del líquido.

¨Es importante hacer una lectura correcta con todas

las cifras significativas que de el instrumento.

• Vierta la solución en el recipiente abriendo la llave suavemente.

• Puede acercar la punta de la bureta a la pared del recipiente. Finalmente, lave la punta de la bureta con agua destilada usando la piseta.

Titulación

• La titulación es el proceso de medir el volumen de un reactivo que se necesita para reaccionar con una masa o volumen medidos de otro reactivo. Por ejemplo la titulación de un ácido con una base. Se coloca en un matraz un volumen medido de ácido de concentración desconocida, y se agregan unas pocas gotas de solución indicadora.

• Una solución de base, de concentración conocida, se agrega lentamente de una bureta, al ácido, hasta que el indicador cambia de color.

• El indicador seleccionado es uno que cambie de color cuando se añade la cantidad estequiométrica (según la ecuación) de la base al ácido.

• En este punto que se llama punto final de la titulación, se completa ésta y la bureta indica el volumen que se usó de la base para neutralizar al ácido. En lugar de un indicador se puede utilizar un potenciómetro.

• Inicie preparando su bureta.

• Obtenga el volumen inicial. Anótelo en una libreta. Antes de iniciar la titulación haga los cálculos matemáticos de volumen de reactivo requerido para alcanzar el punto final.

• Prepara la solución que va a ser analizada colocándola en un Erlenmeyer o vaso de precipitados limpio.

• Si su muestra es sólida este seguro de que se ha disuelto completamente.

• Coloque el recipiente en un agitador magnético y agregue el indicador.

• Vierta la solución de la bureta hasta unos pocos mL antes del punto final.

• Observará un cambio de color, el cual desaparece por efecto de la agitación.

• Alcance el punto final despacio y observe el color del recipiente.

• Utilice una piseta para lavar la punta de la bureta para asegurarse que reaccione todo el líquido que ha salido de la bureta.

• Cuando esté a punto de alcanzar el punto final, deberá agregar la solución gota a gota y observará que cada vez es más difícil que el color desaparezca.

• Este seguro de saber cual es el color en el punto final. Por ejemplo, para la fenolftaleína, es el primer color permanente rozado pálido.

• Si el color final es rozado fuerte, usted se pasó del punto y tendrá que repetir el procedimiento.

• Cuando haya alcanzado el punto final, lea el volumen final y apúntelo en su libreta de anotaciones.

• Reste el volumen inicial para determinar la cantidad de solución agregada. Use esto, la concentración de titrante, y la estequiometría de la reacción para calcular el número de moles de reactante en su muestra.

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