Práctica 4: Hidrólisis

En esta práctica mediremos el pH (carácter ácido, básico o neutro) de disoluciones acuosas de diversas sales, y comprobaremos que estas disoluciones pueden ser no sólo neutras sino también ácidas o básicas.

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

Muchas disoluciones salinas tienen un pH neutro, pero otras pueden tener un pH ácido o básico. Esto se debe a que las sales iónicas son electrolitos fuertes que, en agua, se disocian por completo en iones. El anión y/o el catión pueden sufrir reacciones ácido-base con el agua (reacción de hidrólisis) modificando el pH de la disolución.

El término hidrólisis de una sal se utiliza para describir la reacción ácido-base, del anión y/o del catión que proceden de la sal, con el agua. El pH de la disolución resultante dependerá de esa reacción de hidrólisis.

     En general podemos decir que:

(a)    Las sales cuyos iones provienen de un ácido fuerte y de una base fuerte no se hidrolizan y sus disoluciones son neutras. Ejemplos de este tipo son: NaCl,  KBr.

(b)   La disolución de una sal derivada de un ácido fuerte y una base débil es ácida, debido al carácter ácido del catión. Ejemplos de este tipo son: NH₄Cl y NH₄NO₃.  Para esta última los procesos a considerar son:

DISOCIACIÓN DE LA SAL:            NH₄NO₃(s)  +  H₂O(l) ® NH₄⁺(ac)  +  NO₃ˉ(ac)

EQUILIBRIO DE HIDRÓLISIS:       NH₄⁺(ac)  +    H₂O(l)  « NH₃(ac)  +  H₃O⁺(ac)

La K_a vendrá dada por: 

 Esta constante se relaciona con la K_b(NH₃) teniendo en cuenta el producto iónico del agua Kw= [H₃O⁺][OH^-]= Ka*Kb= 10^-14

Otro tipo de cationes ácidos son los cationes hidratados de iones metálicos pequeños y de elevada carga como el Al³⁺. En disolución acuosa el ión aluminio se asocia con seis moléculas de agua y el correspondiente equilibrio ácido-base o reacción de hidrólisis da lugar a iones H₃O⁺:

Al(H₂O)₆³⁺_(ac)  + H₂O_(l)  «  Al(H₂O)₅(OH) ²⁺_(ac)  + H₃O⁺_(ac)  

(c)    La disolución de una sal derivada de un ácido débil y de una base fuerte es básica, debido al carácter básico del anión. Algunos ejemplos son: KCH₃COO, KNO₂

(d)   Si las sales provienen de un ácido débil y de una base débil al disolverse, en agua, producen iones (catión y anión) que se hidrolizan y, el pH de la disolución dependerá de las fuerzas relativas del ácido débil y de la base débil.

MÉTODO EXPERIMENTAL

En seis tubos de ensayo disolvemos en agua una pequeña cantidad de las sales NaNO₃, K₂CO₃, NaCH₃COO, NH₄Cl y Al₂(SO₄)₃. En el sexto tubo añadir unos 5 mL de agua.

Medimos el pH de cada una de las disoluciones con un papel indicador situado sobre  una superficie limpia y seca. Para ello introducimos la punta de una varilla en los tubos de ensayo hasta que se humedece y lo posamos sobre el papel indicador. Dependiendo del color del papel tendrá un pH determinado. 

Responda a las siguientes cuestiones

1.- Complete el siguiente cuadro.

Sal	Nombre de la sal	Color del papel indicador	pH	Carácter ácido-básico de la disolución
NaNO3	Nitrato de sodio	Verde	7	Neutro
K2CO3	Carbonato de potasio	Azul oscuro	10	Básica
NaCH3CO2	Acetato de sodio	Verde oscuro	8	Neutro-básica
NH4Cl	Cloruro de amonio	Verde muy claro	6	Ácido
Al2(SO4)3	Sulfato de aluminio	Naranja	3	Ácido

2.- Escriba las reacciones disociación de cada una de las cinco sales consideradas. Indique el estado físico de cada una de las especies que intervienen.

(A)       2NaNO₃(s)  +  2H₂O(l)  ® HNO3 (ac) + Na2O (ac)

(B)       K₂CO₃(s)  +  

(C)       NaCH₃COO (ac) + H2O(l) ® CH₃COO^- (ac) + Na⁺ (ac)

(D)       NH₄Cl

(E)       Al₂(SO₄)₃

3.- Justifique los valores de pH observados, indicando, para cada disolución, el ión o iones que sufren hidrólisis. Escriba los equilibrios de hidrólisis de los aniones y cationes correspondientes.

Sal	Ión que sufre hidrólisis	Equilibrio de hidrólisis	Expresión de Kh
NaNO3	NO3-	NO3-(ac) + H2O « HNO3-(ac) + OH-(ac)	K=[ HNO3-]·[ OH-]/[ NO3-]
K2CO3	HCO3-	HCO3- + H2O « H2CO3 + OH-	K= [H2CO3]·[OH-]/[HCO3-]
NaCH3COO	CH3CO2-	CH3CO2- + H2O ↔ HCH3CO2- + OH-	K=[HCH3CO2-]·[OH-]/[ CH3CO2-]
NH4Cl	NH4+	NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+	K= [NH3]·[H3O+]/[NH4+]
Al2(SO4)3	Al(H2O)63+	Al(H2O)63+ + H2O ↔ Al(H2O)5(OH)2+ + H3O+	K=[Al(H2O)5(OH)2+]· [H3O+]/[Al(H2O)63+]

Práctica 3: Equilibrio

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

La mayoría de las reacciones químicas son reacciones reversibles. Tan pronto se forman algunas moléculas de producto, estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

 El equilibrio dinámico que se establece en esta práctica está dado por:

Fe³⁺_(ac) + 6SCN^-_(ac) « [Fe(SCN)₆]^3-_(ac)

        _{amarillo claro     transparente                         rojo}

            La intensidad del color rojo nos indica, de manera cualitativa, la cantidad del ión [Fe(SCN)₆]³ˉ en la mezcla en equilibrio.

    En esta práctica, realizaremos diversos cambios de concentración de reactivos y productos (adición y sustracción de materia) en la reacción arriba indicada. Observando los cambios de color comprobaremos la reversibilidad de la misma, y analizaremos en qué sentido avanzará la reacción cuando se altera la situación de equilibrio como consecuencia de los cambios introducidos.

El equilibrio químico es importante para explicar un gran número de fenómenos naturales, y desempeña un papel importante en muchos procesos industriales.

            Para una reacción reversible de la forma,

aA + bB « cC + dD

Donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D. Una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K_c llamado constante de equilibrio.  La expresión de la constante de equilibrio, a una temperatura dada, es:

            Es importante resaltar que aunque las concentraciones de reactivos y productos pueden variar, el valor de K_c para una reacción dada permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.

Para las reacciones que no han alcanzado el equilibrio se utiliza el cociente de reacción Qc que se calcula igual que Kc pero con concentraciones que no son de equilibrio. Para determinar el sentido de la reacción basta comparar el valor de ambas magnitudes Qc y Kc.

-          Si Qc < Kc, para alcanzar el equilibrio, los reactivos deben transformarse en productos y la reacción neta procede hacia la derecha.

-          Si Qc > Kc, para alcanzar el equilibrio, los productos deben transformarse en reactivos y la reacción neta procede hacia la izquierda.

-          Si Qc = Kc, las concentraciones iniciales son concentraciones de equilibrio; el sistema está en equilibrio.

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Hay diversos factores experimentales que pueden alterar este balance y desplazar la posición del equilibrio hacia los productos o hacia los reactivos. Existe una regla general que ayuda a predecir, de manera cualitativa, en qué sentido se desplazará una reacción química cuando se altera su equilibrio. Esta regla, conocida como principio de Le Châtelier establece que si un sistema en equilibrio se perturba por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplaza su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

MÉTODO EXPERIMENTAL

Preparamos una mezcla general a la que vamos a añadir diferentes disoluciones para observar el desplazamiento del equilibrio.

Esta mezcla se prepara añadiendo 1 mL de una disolución de FeCl₃ 0,1 M, 1 mL de una disolución de KSCN 0,1 M y 50 mL de agua con objeto de disminuir la intensidad del color y poder observar más fácilmente los cambios del mismo.

La mezcla la dividimos en cuatro tubos de ensayo con aproximadamente 10 mL cada uno.

En el primero añadimos 1 mL de una disolución de FeCl₃ 0,1 M.

Al segundo le añadimos 1 mL de una disolución de KSCN 0,1 M.

Al tercer tubo se le añade NaOH 2 M hasta observar la aparición de un sólido marrón-rojizo que queda disperso en la disolución.

El cuarto tubo sirve como referencia para detectar las variaciones con respecto al estado inicial.

CUESTIONES RELACIONADAS CON LA PRÁCTICA

1.- Escriba la ecuación del equilibrio químico estudiado, así como las expresiones del cociente de reacción y de la constante de equilibrio. Explique cuál es la diferencia entre ambas magnitudes.

Fe+3 (ac) + 6SCN- (ac) à [Fe(SCN)6]-3 (ac)
[Fe(SCN)6]-3         Qc =  __________________ [ Fe+3][ SCN-]6	[Fe(SCN)6]-3      Kc =   ___________________ [ Fe+3][ SCN-]6

Las concentraciones para calcular Qc no son de equilibrio, son las reales (iniciales) y las de Kc están en equilibrio y la temperatura no cambia.

2.- Enuncie el Principio de Le Châtelier.

Si un sistema químico que en principio esté en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, en la temperatura, en la presión o en el volumen, el equilibrio variará para contrarrestar ese cambio.

3.- ¿Qué datos experimentales demuestran que el equilibrio se desplaza al adicionar:

(a)  FeCl₃(ac) al tubo 1

Al adicionar FeCl₃(ac) la disolución toma un color rojizo. Al variar la concentración de los reactivos se rompe el equilibrio, por lo tanto hay reacción. El equilibrio se desplaza hacia la formación de productos, es decir hacia la derecha.

(b) KSCN(ac) al tubo 2

Al adicionar KSCN(ac) la disolución toma un color rojo pálido. Al variar la concentración de los reactivos se rompe el equilibrio, por lo tanto hay reacción. El equilibrio se desplaza hacia la formación de productos, es decir hacia la derecha.

 (c) NaOH(ac) 2 M al tubo 3

Al adicionar NaOH(ac) la disolución toma un color amarillo y aparece un sólido, el Fe(OH)₃. Al precipitar el hierro disminuye su concentración en la disolución.  Al variar la concentración de los reactivos se rompe el equilibrio, por lo tanto hay reacción. Qc>Kc y entonces el equilibrio se desplaza hacia la formación de reactivos, es decir hacia la izquierda.

4.- Utilice el principio de Le Châtelier para explicar en qué sentido se desplaza el equilibrio como consecuencia de la adición FeCl₃(ac).

Al añadir el FeCl3 en estado acuoso el equilibrio se desplazará hacia la derecha produciendo un cambio en la disolución del complejo ya que añadimos Fe^3+ reactivos, por el principio de Le Châtelier el equilibrio se desplazará hacia la formación de productos, provocando el enrojecimiento de la mezcla.

5.- Explique, teniendo en cuenta el cociente de reacción, los cambios cualitativos que se producen en la composición de la mezcla en equilibrio al añadir KSCN(ac):

Qc<Kc

Qc disminuye ya que aumenta la concentración de SCN y también disminuye la de [Fe(SCN)₆]^-3

Para alcanzar el equilibrio, los reactivos deben transformarse en productos y la reacción neta procede hacia la derecha.

6.- Escriba la reacción que tiene lugar al añadir la disolución de NaOH(ac) 2 M a la mezcla en equilibrio y explique, según el principio de Le Châtelier,  el sentido de avance de la reacción.

NaOH à Na⁺ + OH^-

La inicial es: Fe⁺³ + 6SCN ßà [Fe(SCN)₆]^-3  

                                                                         

Fe⁺³ reacciona con OH^- de la forma: Fe⁺³ (ac) + 3OH^- (ac)ß à Fe(OH)₃(s)

                                                                       

  El equilibrio, al añadir NaOH(ac), se desplaza hacia la izquierda, provocando un cambio de color a amarillo. Pero como agitamos la mezcla, partículas sólidas (de FeOH3) aparecen y permanecen flotando o en el fondo del tubo de ensayo.                                                                                                       

Qc>Kc

Para alcanzar el equilibrio, los productos deben transformarse en reactivos y la reacción neta procede hacia la izquierda.

           

Práctica 2:Cinética Química

- Conceptos básicos sobre cinética química –

La cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental. El objeto de la cinética química es medir las velocidades de las reacciones químicas y encontrar ecuaciones que relacionen la velocidad de una reacción con variables experimentales.

Se encuentra experimentalmente que la velocidad de una reacción depende mayormente de la temperatura y las concentraciones de las especies involucradas en la reacción. En las reacciones simples, sólo la concentración de los reactivos afecta la velocidad de reacción junto con la temperatura, pero en reacciones más complejas la velocidad también puede depender de la concentración de uno o más productos. La presencia de un catalizador también afecta la velocidad de reacción; en este caso puede aumentar su velocidad.

La rapidez (o velocidad) de reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez de descomposición. Esta rapidez no es constante y depende, como ya hemos señalado, de varios factores, como la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos.

FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA

            La velocidad de una reacción química aumenta con la concentración de los reactivos, con la temperatura y con la presencia de un catalizador. Vamos a comprobar estos efectos sobre la reacción redox entre los iones yodato, IO₃ˉ, y los iones hidrógeno sulfito, HSO₃ˉ en disolución acuosa. La reacción ajustada es:

IO₃ˉ(ac)  +  3 HSO₃ˉ(ac) ® 3 SO₄²ˉ(ac)  +  3 H⁺(ac)  +  Iˉ(ac)

Para observar el final de la reacción, se pone un exceso de yodato y se añade un poco de almidón. Así, cuando se agotan los iones hidrógeno sulfito, tiene lugar la reacción redox siguiente:

5 Iˉ(ac)  +  IO₃ˉ(ac)  +  6 H⁺(ac) ® 3 H₂O(l)  +  3 I₂(ac)

El yodo, I₂, liberado en este proceso produce inmediatamente con el almidón un intenso color azul, que indicará el final de la reacción principal.

MÉTODO EXPERIMENTAL

1.- EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.

1.1.- Experimentos a temperatura ambiente

Realizaremos una serie de ensayos, a temperatura ambiente, trabajando con exceso de ión yodato para observar el final de la reacción. En estas experiencias, modificaremos la cantidad de IO₃ˉ y estudiaremos cómo afecta esta variación al tiempo de reacción.

Experiencia 1:

En esta experiencia vamos a mezclar 10 mL de una disolución de IO₃ˉ 0,150M y 25 mL de agua con otra hecha con 10 mL de una disolución de HSO₃ˉ 0,020M y 5 mL de la disolución de almidón 2%.

Repetimos 3 veces anotando el tiempo que transcurre hasta que la mezcla toma un color azul muy oscuro.

t1(s)	t2(s)	t3(s)	tmedio(s)	Tmezcla
41	41	42	41,33	20,4
[IO3ˉ]0	[HSO3ˉ]0	[IO3ˉ]	[HSO3ˉ]	v en mol/L.s
0,15	0,02	0,03	0,004	3,22·10-5

Experiencia 2 

En esta experiencia vamos a mezclar 7 mL de una disolución de IO₃ˉ 0,150M y 28 mL de agua con otra hecha con 10 mL de una disolución de HSO₃ˉ 0,020M y 5 mL de la disolución de almidón 2%.

Repetimos 3 veces anotando el tiempo que transcurre hasta que la mezcla toma un color azul muy oscuro.

t1(s)	t2(s)	t3(s)	tmedio(s)	Tmezcla
51	45	46	47,33	20,8
[IO3ˉ]0	[HSO3ˉ]0	[IO3ˉ]	[HSO3ˉ]	v en mol/L.s
0,15	0,02	0,03	0,004	2,81·10-5

Experiencia 3 

En esta experiencia vamos a mezclar 5 mL de una disolución de IO₃ˉ 0,150M y 30 mL de agua con otra hecha con 10 mL de una disolución de HSO₃ˉ 0,020M y 5 mL de la disolución de almidón 2%.

Repetimos 3 veces anotando el tiempo que transcurre hasta que la mezcla toma un color azul muy oscuro.

t1(s)	t2(s)	t3(s)	tmedio(s)	Tmezcla
70	79	86	78,33	20,8
[IO3ˉ]0	[HSO3ˉ]0	[IO3ˉ]	[HSO3ˉ]	v en mol/L.s
0,15	0,02	0,03	0,004	1,70·10-5

Observaciones del efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción:

A medida que disminuimos la cantidad de IO₃ˉ disminuye la velocidad de reacción. Como consecuencia  aumenta el tiempo que tarda en volverse azul oscuro.

v1/v2	v1/v3	Cálculos para determinar el orden de reacción
	1	v1/v3= 3,22*10-5/ 1,70*10-5= k[IO3ˉ]m*[HSO3ˉ]3/ k[IO3ˉ]m*[HSO3ˉ]3= 1,89
1		v1/v2= 3,22*10-5/ 2,81*10-5= k[IO3ˉ]m*[HSO3ˉ]3/ k[IO3ˉ]m*[HSO3ˉ]3= 1,14
Ley cinética y orden global de reacción:    v=k[IO33ˉ]m[HSO33ˉ]3 siendo m=1 / orden global de reacción= 1+3= 4

Cálculos realizados para obtener el orden de reacción.

2.- EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.

Experiencia 4 

En esta experiencia vamos a mezclar 10 mL de una disolución de IO₃ˉ 0,150M y 25 mL de agua con otra hecha con 10 mL de una disolución de HSO₃ˉ 0,020M y 5 mL de la disolución de almidón 2%.

Antes de mezclar ambas disoluciones se introducen en una cámara frigorífica, y cuando las disoluciones se encuentran entre 5 y 10 ºC se procede a mezclarlas.

Realizamos la experiencia dos veces, cada vez con una temperatura diferente.

t1(s)	Tmezcla	[IO3ˉ]0	[HSO3ˉ]0	[IO3ˉ]	[HSO3ˉ]	v en mol/L.s
105	5	0,15	0,02	0,03	0,004	1,26·10-5
73	11,5	0,15	0,02	0,03	0,004	1,82·10-5

Observaciones del efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción:

Al disminuir la temperatura disminuye la velocidad de reacción. Como consecuencia aumenta el tiempo.

La razón de por qué un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción

Ecuación general de Arrhenius	k(T)=Ae-(Ea/RT)
Ec. que relaciona la Ea con dos temperaturas	Ln(k1/k2)=Ea/R(1/T2-1/T1)
Expresión que relaciona k1/k2 con los tiempos de reacción	Ln(k1/k2)=Ea/R(1/T2-1/T1)
Cálculos para obtener Ea	Hallamos el logaritmo de k1 y k2 : Ln(k1/k2)= 0,99 y  ponemos la T en kelvin, teniendo en cuenta la expresión del anterior apartado : Ln(k1/k2)=Ea/R(1/T2-1/T1), despejando Ea nos da:  -1773,76926 KJ/mol

Cálculos realizados para hallar la energía de activación utilizando los datos de las experiencias 1 y 4. 

3.- EFECTO DE LOS CATALIZADORES

Experiencia 5 

En esta experiencia vamos a mezclar 10 mL de una disolución de IO₃ˉ 0,150M y 25 mL de agua con otra hecha con 10 mL de una disolución de HSO₃ˉ 0,020M y 5 mL de la disolución de almidón 2%.

Además añadimos 6 gotas de disolución de Cu(NO₃)₂ que actuará como catalizador.

Repetimos 3 veces anotando el tiempo que transcurre hasta que la mezcla toma un color azul muy oscuro.

t1(s)	t2(s)	t3(s)	tmedio(s)	TIO3ˉ	THSO3ˉ		Tmezcla
27	23	26	25,3	7,5	6,8		20,8
[IO3ˉ]0	[HSO3ˉ]0	[IO3ˉ]	[HSO3ˉ]	v en mol/L.s		Catalizador
0,15	0,02	0,03	0,004	5,27·10-5		Nitrato de cobre(II)

Observaciones del efecto de los catalizadores.

Al añadir el catalizador aumenta la velocidad de reacción, por lo tanto disminuye el tiempo. Los catalizadores son sustancias que actúan modificando la velocidad de reacción sin que se consuma durante el proceso. Esto los diferencia de los reactivos.