Diapositiva 1

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
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.

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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
(No Transcript)
7
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

8
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

9
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

10
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
11
(No Transcript)
12

• 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

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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

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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

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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

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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
17
(No Transcript)
18

• 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

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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)

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• 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

21
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.

22
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.

23
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.

24
LA LLUVIA ÁCIDA.
Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y
nítrico que se transforman en la atmósfera a
partir de contaminantes del aire
25
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
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TITULACIONES

• MATERIAL ANEXO PARA COMPLEMENTAR EL LABORATORIO

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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.

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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

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• 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.

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

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• 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

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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.

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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

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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.

35
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.

36
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.

37
. 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

38

• 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.

39
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
40
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

41

• 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

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• 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

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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

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• 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)
45
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
46

• Luego
• FeSO4 1,090 x 10-2 mol FeSO4 x 1000 mL sln
• 20,00 mL sln 1 L sln
• 0,5450 M

47
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.
•  

48
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.

49

• 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.

50

• 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.

51

• 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.

52

• 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.

53
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.

54

• 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.

55

• 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.

56

• 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.

57

• 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.

58

• 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.

59

• 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.

60

• 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.