1 / 60

Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química

Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química. QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA QUI-222 EQUILIBRIO QUÍMICO ACIDO-BASE. Reacciones de neutralización. Son en general reacciones químicas entre un ácido y

albina
Download Presentation

Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA QUI-222 EQUILIBRIO QUÍMICO ACIDO-BASE

  2. 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. Tipos de Reacciones de neutralización Acido fuerte – base fuerte. Acido Débil – base fuerte. Base Débil – Acido fuerte.

  3. Valoraciones O NEUTRALIZACIÒN Ácido- Base • Valoración: Procedimiento para determinar la concentración de una disolución mediante otra de concentración conocida (disolución patrón)

  4. mol mmol mol/1000 mol mmol mol/1000 M = M = = = = = L mL L/1000 L mL • 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 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.

  5. Valoración ácido fuerte-base fuerte HCl (ac) + NaOH (ac) → H2O (l) + NaCl (ac) H+ (ac) + OH- (ac) → H2O (l) Punto de Equivalencia pH = 7 Curva de Valoración ácido fuerte - base fuerte

  6. 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 M Volumen total de la disolución = 35 mL Moles NaOH = 1,0 x 10-3 Moles HCl = 2,5 x 10-3 H+ (ac) + OH- (ac) → H2O (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+] = (1,5x10-3 mol) / (35x10-3 L) = 0,043 M pH = -log (0,043) = 1,37

  7. Cálculo de pH de la disolución en cada punto de la valoración • Después de la adición de 25 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de HCl 0,10 M Volumen total de la disolución = 50 mL Moles NaOH = 2,5 x 10-3 Moles HCl = 2,5 x 10-3 • H+ (ac) + OH- (ac) → H2O (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 • En punto de equivalencia: [H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 M • pH = -log (1,0 x 10-7) = 7,00

  8. Cálculo de pH de la disolución en cada punto de la valoración • Después de la adición de 35 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de HCl 0,10 M Volumen total de la disolución = 60 mL Moles NaOH = 3,5 x 10-3 Moles HCl = 2,5 x 10-3 • H+ (ac) + OH- (ac) → H2O (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-] = (1,0 x 10-3 mol) / (60 x10-3 L) = 0,017 M • pOH = -log (0,017) = 1,77 pH = 12,23

  9. Valoración ácido débil -base fuerte Punto de Equivalencia Debido a la hidrólisis de la sal formada el pH en el punto de equivalencia es mayor que 7 Curva de Valoración ácido débil - base fuerte

  10. Ejemplo: CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l) Esta ecuación se reduce a: CH3COOH (ac) + OH- (ac) → CH3COO- (ac) + H2O (l) El ión acetato se hidroliza de la siguiente forma: CH3COO- (ac) + H2O (l)  CH3COOH (ac) + OH- (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

  11. 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 CH3COOH 0,10 M Volumen total de la disolución = 35 mL Moles NaOH = 1,0 x 10-3 Moles HCl = 2,5 x 10-3 CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (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 = pKa + log [CH3COO-] = -log (1,8x 10-5) + log (1,0x10-3 / 1,5x10-3) [CH3COOH] pH = 4,57

  12. Cálculo de pH de la disolución en cada punto de la valoración • Después de la adición de 25 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de CH3COOH 0,10 M Volumen total de la disolución = 50 mL Moles NaOH = 2,5 x 10-3 Moles HCl = 2,5 x 10-3 CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l) Inicial 2,5 x 10-3 2,5 x 10-3 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 CH3COO- (ac) + H2O (l)  CH3COOH (ac) + OH- (ac) pH = 8,72

  13. Cálculo de pH de la disolución en cada punto de la valoración • Después de la adición de 35 mL de NaOH 0,10 M a 25 mL de CH3COOH 0,10 M Volumen total de la disolución = 60mL Moles NaOH = 3,5 x 10-3 Moles HCl = 2,5 x 10-3 CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (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 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-] = (1,0x10-3 mol) / (60x10-3 L) = 0,0167 M pOH = - log 0,0167 = 1,78 pH = 12,22

  14. Valoración ácido fuerte -base débil Debido a la hidrólisis de la sal formada el pH en el punto de equivalencia es menor que 7 Punto de Equivalencia

  15. Ejemplo: HCl (ac) + NH3 (ac) → NH4Cl (ac) O simplemente: H+ (ac) + NH3 (ac) → NH4+ (ac) El ión amonio se hidroliza de la siguiente forma: NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (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

  16. Calculo de pH de la disolución en el punto de equivalencia • Al titular 25 mL de NH3 0,10 M con una disolución de HCl 0,10 M En punto de equivalencia: Moles NH3 = Moles HCl = 2,5 x 10-3 HCl (ac) + NH3 (ac) → NH4Cl (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 NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac)

  17. *La sal se hidroliza NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) Inicio 0,050 M - - Equilibrio (0,050 – x) x x Ka = [NH3] [H3O+] = 5,6 x 10 -6 [NH4+] (x2) = 5,6 x 10 -6 = (x2)  x = 5,3x 10 -6 M (0,050 – x) 0,050 pH = -log 5,3x 10 -6 = 5,28

  18. Ejemplo 1. Si, a 20 mL. De una disolución 0,10 M de HCl, se le agregan : • 10 mL. De NaOH 0,10 M. • 20 mL. De NaOH 0,10 M. • 30 mL. De NaOH 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar la base fuerte.

  19. Ejemplo 1. Si, a 25 mL. De una disolución 0,10 M de HAc, se le agregan : • 15 mL. de NaOH 0,10 M. • 25 mL. de NaOH 0,10 M. • 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.

  20. Ejemplo 1. Si, a 100 mL. De una disolución 0,10 M de NH3, se le agregan : • 50 mL. de HCl 0,10 M. • 100 mL. de HCl 0,10 M. • 150 mL. de HCl 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar el ácido fuerte.

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

  22. 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 CaSO4es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve LA LLUVIA ÁCIDA. 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+

  23. TITULACIONES MATERIAL ANEXO PARA COMPLEMENTAR EL LABORATORIO

  24. 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.

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

  26. Valoración ácido-base Conjunto de operaciones que tiene como finalidad el conocimiento de la concentración de 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.

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

  28. 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

  29. 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.

  30. 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

  31. Estándar primario: • 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.

  32. 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.

  33. Preparación de disoluciones patrón • 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.

  34. . Valoración de una disolución utilizado un patrón primario • Una 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

  35. 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.

  36. 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

  37. 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

  38. 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

  39. 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

  40. 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 indicador Característico de su forma reducida Característico de su forma oxidada Ejemplo : Cr2O7 → Cr3+ MnO4- → Mn2+ amarillo verde púrpura rosa pálido anaranjado violeta

  41. 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)

  42. 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

  43. Luego: [FeSO4] = 1,090 x 10-2 mol FeSO4 x 1000 mL sln 20,00 mL sln 1 L sln = 0,5450 M

  44. 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.

  45. 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.

  46. 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.

  47. 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.

More Related