TRABAJO PRACTICO REACCIONES ACIDO-BASE Y ELECTROQUIMICA

INTRODUCCION

Este trabajo práctico, consta de dos partes y sus objetivos son:

·        Estudiar reacciones acido-base y relacionarlas con el concepto acido-base de Bronsted- Lowry.

·        Predecir y calcular el pH cuando sea posible y compararlo con los valores experimentales.

·        Calcular la concentración de una solución a partir de pH medido.

·        Analizar reacciones redox. Identificar semi-reacciones y agente oxidante y reductor.

·        Armar una pila de Daniell.

·        Aplicar la ecuación de Nernst.

·        Realizar una electrolisis.

Las variables estudiadas son: pH y pOH, reacciones redox y el movimiento de electrones.

La parte A se realiza mediante la utilización de un pH-metro, midiendo distintas soluciones de concentración conocida su pH.

La parte B se realiza cualitativamente. Una vez armada la pila de Daniell se mide la diferencia de voltaje con un voltímetro y luego se observa el cambio de color en la electrolisis para notar que la reacción realmente ocurre. También se observan burbujas de gas producidos por la reducción de la electrolisis.

CONOCIMIENTOS PREVIOS NECESARIOS:

·        Calculo de pH y pOH. Que representan en una reacción química.

·        Ácidos conjugados y Bases conjugadas.

·        Estructura y funcionamiento de pila Galvánica.

·        Estructura y funcionamiento de pila electrolítica.

·        Reacción redox y semi-reacciones.

 

 

 

PROCEDIMIENTO Y COMPARACIÓN PARTE A:

Medimos pH de distintas soluciones 5 mL con pH-metro y comparamos los valores experimentales con los teóricos.

A_ HCl 0,01 mol/L

CH3COOH 0,01 mol/L

 

pH de HCl medido experimentalmente = 2,3.

pH Teórico: HCl à                          H (+) + Cl (-) Se disocia completamente por ser un ácido fuerte.

1000 ml à 0,01 mol HCl

5 mL à 5x10^-5 mol HCl à pH= - log (5x10^-5) = 4,3.

 

pH de CH3COOH medido experimentalmente = 4,5.

pH teórico:                                       CH3COOH  CH3COOH (-) + H (+) No se disocia completamente por ser un ácido débil. Ka=1,8x10^-5

5x10^-5 mol CH3COOH

1,8x10^-5 = x^2/5x10^-5

X= 3x10^-5 à Cantidad de H (+) à pH = -log (3x10^-5) = 4,52.

 

B_ NaOH 0,01 mol/L

NH3 0,01 mol/L

 

pH de NaOH medido experimentalmente = 10,4.

pH teórico:                                       NaOH à Na (+) + OH (-) Se disocia completamente por ser una base fuerte.

5x10^-5 mol NaOH en 5 ml. à 14 - pOH = pH. à pOH = -log (5x10^-5) = 4,3. à pH = 9,7.

 

pH de NH3 medido experimentalmente = 10,2.

pH teórico:                                       NH3 + H2O    NH4 (+) + OH (-) No se disocia completamente por ser una base débil.

Kb = 1,8x10^-5

1,8x10^-5 = x^2 / 5x10^-5 à X= 3x10^-5 à Cantidad de H (+) à pOH = -log (3x10^-5) = 4,52.

14 – 4,52 = pH = 9,48.

 

C_ Vinagre (ácido acético)

pH medido experimentalmente = 2,6.

pH teórico:                                       CH3-COOH à CH3- COO (-) + H (+) No se disocia completamente por ser un ácido débil. Ka=1,8x10^-5

5x10^-5 mol CH3COOH

1,8x10^-5 = x^2/5x10^-5

X= 3x10^-5 à Cantidad de H (+) à pH = -log (3x10^-5) = 4,52.

 

 

 

 

 

 

D_ NaCl 0,1 mol/L

CH3COONa 0,1 mol/L

NH4Cl 0,1 mol/L

 

pH NaCl medido experimentalmente = 7,7.

pH Teórico: Sal neutra. pH = 7.

 

Na (+) à no hidroliza.

Cl (-) à no hidroliza.

 

 

pH CH3COONa medido experimentalmente = 9.

pH teórico: Sal conjugada de base débil.

 

Na (+) à no hidroliza.

CH3COO (-) + H2O   CH3COOH + OH (-)  Kb= 5,6x10^-10

 

1000 ml à 0,1 mol

5 ml à x= 5x10^-4

 

5,6x10^-10 = x^2 / 5x10^-4 à x= 5,29x10^-7 à 14 – (- log (5,29x10^-7)) = pH = 7,72.

 

pH NH3Cl medido experimentalmente = 3,7.

pH teórico: Sal conjugada de ácido débil.

 

Cl (-) à no hidroliza

NH4 (+)   NH3 (-) + H (+) Ka= 5,6x10^-10

 

5,6x10^-10 = x^2 / 5x10^-4 à x= 5,29x10^-7. pH= - log (5,29x10^-7) = 6,27.

 

 

 

La diferencia de pH entra las soluciones acidas (HCl y CH3COOH) se debe a que la solución de HCl es un ácido fuerte y la solución de CH3COOH es un ácido débil. Esto quiere decir que, la solución primera se disocia completamente en protones Hidrogeno y la segunda solución mantiene un equilibrio entre CH3COOH, protones H (+) y su base conjugada CH3COO (-) dado por la constante acida (Ka). Por lo que no disocia completamente sus protones y habrá menor cantidad en solución con respecto al HCl a misma concentración.

 

Algo similar sucede con las soluciones alcalinas (NaOH y NH3). La primera solución disocia completamente su grupo hidroxilo neutralizando el medio y aumentando el pH. La segunda mantiene un equilibrio entre reactivos y productos, dada por la constante básica (Kb).

 

CALCULO DE CONSTANTE ACIDA A PARTIR DE DATOS EXPERIMENTALES Y COMPARACIÓN CON DATOS TABULADOS.

 

 

Dado que se conoce el pH de la solución medida experimentalmente y la concentración molar de las dos sustancias acidas puede calcularse la constante acida (Ka) y comparar con las tabuladas. Utilizando la fórmula de cálculo de la constante de equilibrio.

Sea:

 aA + bB  cC + dD

K = [C] ^c x [D] ^d / [A] ^a x [B] ^b

 

HCl 0,01 mol/L --- pH experimental = 2,3.

Dada la ecuación:

HCl à H (+) + Cl (-)

10^-2,3 = [H (+)]

5,01x10^-3 = [H (+)]

5x10^-5 mol HCl

 

Ka = 5,01x10^-3 x 5,01x10^-3  / 5x10^-5

Ka = 0,502  à Dato de tablas = 1.

 

CH3COOH 0,01 mol/L --- pH experimental = 4,5.

Dada la ecuación:

CH3COOH   H (+) + CH3COO (-)

10^-4,5 = [H (+)]

3,16x10^-5 = [H (+)]

5x10^-5 mol CH3COOH

 

Ka = 3,16x10^-5 x 3,16x10^-5 / 5x10^-5

Ka = 1,997x10^-5 à Dato de tablas = 1,8x10^-5.

 

 

A partir del pH medido en la experiencia con el vinagre puede calcularse la concentración acido presente en la solución.

 

Vinagre (ácido acético) pH medido experimentalmente = 2,6.

Dada la ecuación:

CH3COOH   H (+) + CH3COO (-)

10^-2,6 = [H (+)]

2,51x10^-3 = [H (+)] ------- Ka= 1,8x10^-5

 

1,8x10^-5 = (2,51x10^-3)^2 / [CH3COOH]

[CH3COOH] = 0,35 mol/L