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I. OBJETIVOS:
Realizar el estudio de un aspecto importante en el equilibrio heterogéneo, así comotambién determinar el pH de soluciones acuosas empleando indicadores ácidos-
básicos, y determinar la concentración de ácidos y bases por volumetría.
II. EQUIPOS, MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales de laboratorio
NOMBRE Y DIBUJO DESCRIPCIÓN Y FUNCIÓNTIPO DE
MATERIAL
Vaso precipitado Un vaso de precipitados o vaso de
precipitado es un recipiente
cilíndrico de vidrio fino que seutiliza muy comúnmente en el
laboratorio, sobre todo, para
preparar o calentar sustancias y
traspasar líquidos.
Generalmente
de vidrio perotambién hay
de plástico y
metal.
Embudo
El embudo es un instrumento
empleado para canalizar líquidos y
materiales gaseosos granulares en
recipientes con bocas angostas.
Es decir, es utilizado para evitar el
derrame del líquido al moverlo de
un envase a otro.
Material de
vidrio.
http://www.monografias.com/trabajos15/informe-laboratorio/informe-laboratorio.shtmlhttp://www.monografias.com/trabajos15/informe-laboratorio/informe-laboratorio.shtml
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Probeta milimetrada Es un instrumento volumétrico,
que permite medir volúmenes
considerables con un ligero grado
de inexactitud. Sirve para contener
líquidos.
De vidrio.
Pipeta Es un instrumento volumétrico de
laboratorio que permite medir
la alícuota de líquido con bastanteprecisión.
De vidrio
Tubo de ensayo Es un tubo cilíndrico pequeño
utilizado en la contención de
muestras líquidas y también para
calentarla , etc.
De vidrio.
Matraz Erlenmeyer Recipiente de cristal donde se
mezclan las soluciones químicas,
generalmente de forma esférica y
con un cuello recto y estrecho, que
se usa para contener líquidos; se
usa en los laboratorios.
De vidrio.
Agua destilada El agua destilada es aquellasustancia cuya composición se
basa en la unidad de moléculas de
H2O y ha sido purificada mediante
destilación.
Se utiliza en el laboratorio para
lavar los instrumentos después de
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http://es.wikipedia.org/wiki/Aguahttp://es.wikipedia.org/wiki/Aguahttp://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9culahttp://es.wikipedia.org/wiki/Destilaci%C3%B3nhttp://es.wikipedia.org/wiki/Destilaci%C3%B3nhttp://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9culahttp://es.wikipedia.org/wiki/Agua
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usarlos y como solución en
algunos experimentos que la
requieran
GradillaUna gradilla es una herramienta
que forma parte del material de
laboratorio, es utilizada para
sostener y almacenar gran
cantidad de tubos de ensayo
Su principal función es facilitar el
manejo de los tubos de ensayo.
De metal
BURETALas buretas son recipientes de
forma alargada, graduadas,
tubulares de diámetro internouniforme , dependiendo del
volumen , de décimas de mililitro o
menos. Su uso principal se da
entre su uso volumétrico, debido a
la necesidad de medir con
precisión volúmenes de masa y de
líquido invariables.
De vidrio
http://es.wikipedia.org/wiki/Tubo_de_ensayohttp://es.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lisis_volum%C3%A9tricohttp://es.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lisis_volum%C3%A9tricohttp://es.wikipedia.org/wiki/Tubo_de_ensayo
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REACTIVOS USADOS EN EL LABORATORIO
HCl 0.1M Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido
fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa.
NaOH 0.1M
El hidróxido de sodio es una sustancia manufacturada. Cuando se
disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran
cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender
materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo.
NH4OH, XM
Hidróxido de amonio también es conocido como agua de amoníaco o
amoníaco acuoso es una solución de amoníaco en agua. Técnicamente, el
término "hidróxido de amonio" es incorrecto debido a que dicho compuesto
no es aislable (solo lo encontramos como ion amonio e ion oxidrilo, es decir
ya disociado). Sin embargo, dicho término da una fiel descripción de cómo
se comporta una solución de amoníaco, siendo incluso este término usado
por científicos e ingenieros. El agua de amoníaco se encuentra comúnmente
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_fuertehttp://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_fuertehttp://es.wikipedia.org/wiki/Corrosivohttp://es.wikipedia.org/wiki/Amon%C3%ADacohttp://es.wikipedia.org/wiki/Amon%C3%ADacohttp://es.wikipedia.org/wiki/Corrosivohttp://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_fuertehttp://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_fuerte
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en soluciones de limpieza doméstica; también existen equipos de química
que contienen restos de esta sustancia.
Índigo Carmín
Es un colorante sintético de color azul empleado en la industria alimentaria.
Se produce de forma natural en la savia del arbusto Indigofera tinctoria,
aunque en la actualidad es producido de forma sintética. Es la base del
pigmento azul conocido como índigo (cuyo contenido es del 90% de
indigotina). Es empleado también como un indicador de pH que es azul a un
pH de 11.4 virando a amarillo a los 13.0.
Amarillo de Alizarina
Se trata de la sal sódica del ácido 2-hidroxi-5-[(3-nitrofenil)azo]benzoico. Es un polvo amarillo. Ligeramente soluble en
agua fría; mas soluble en agua caliente.
El indicador se prepara en forma de solución acuosa al 0.1% de
amarillo de alizarina y pasa del amarillo al violeta al pasar el pH de 10
a 12. Te anexo el link para que veas el color de vire. Te anexo la ficha
de datos de seguridad del producto.
Anaranjado de
metilo
Naranja de metilo es un colorante azoderivado, con cambio de color
de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. El nombre del
compuesto químico del indicador es sal sódica de ácido sulfónico de
4-Dimetilaminoazobenceno.
Fenolftaleína
La fenolftaleína de fórmula (C20H14O4) es un indicador de pH que en
disoluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de
disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de viraje
entre pH=8,2 (incoloro) a pH=10 (magenta o rosado). Sin embargo en
pH extremos (muy ácidos o básicos) presenta otros virajes de
coloración; en la cual la fenolftaleína en disoluciones fuertemente
básicas se torna incolora, mientras que en disoluciones fuertemente
ácidas se torna naranja.
http://es.wikipedia.org/wiki/Colorantehttp://es.wikipedia.org/wiki/Color_azulhttp://es.wikipedia.org/wiki/Industria_alimentariahttp://es.wikipedia.org/wiki/Saviahttp://es.wikipedia.org/wiki/Indigofera_tinctoriahttp://es.wikipedia.org/wiki/Indigofera_tinctoriahttp://es.wikipedia.org/wiki/Indigofera_tinctoriahttp://es.wikipedia.org/wiki/Colorante_%C3%ADndigohttp://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pHhttp://es.wikipedia.org/wiki/Color_amarillohttp://es.wikipedia.org/wiki/Colorantehttp://es.wikipedia.org/wiki/Azoderivadohttp://es.wikipedia.org/wiki/PHhttp://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%B3nicohttp://es.wikipedia.org/wiki/Metilhttp://es.wikipedia.org/wiki/Bencenohttp://es.wikipedia.org/wiki/PHhttp://es.wikipedia.org/wiki/PHhttp://es.wikipedia.org/wiki/Bencenohttp://es.wikipedia.org/wiki/Metilhttp://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%B3nicohttp://es.wikipedia.org/wiki/PHhttp://es.wikipedia.org/wiki/Azoderivadohttp://es.wikipedia.org/wiki/Colorantehttp://es.wikipedia.org/wiki/Color_amarillohttp://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pHhttp://es.wikipedia.org/wiki/Colorante_%C3%ADndigohttp://es.wikipedia.org/wiki/Indigofera_tinctoriahttp://es.wikipedia.org/wiki/Saviahttp://es.wikipedia.org/wiki/Industria_alimentariahttp://es.wikipedia.org/wiki/Color_azulhttp://es.wikipedia.org/wiki/Colorante
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Es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción
del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3) en presencia
de ácido sulfúrico.
III. FUNDAMENTO TEÓRICO:
EQUILIBRIO IÓNICO
El equilibrio iónico estudia los equilibrios que ocurren en solución acuosa. El
equilibrio ácido-base en los sistemas biológicos es tan importante que puede
significar la diferencia entre salud y enfermedad.
Estos equilibrios, hasta cierto punto, dominan la vida sobre la tierra. En los procesos
industriales se controlan ciertas variables a fin de favorecer el desplazamiento de
equilibrios en el sentido deseado y obtener mayor cantidad de productos.
ÁCIDOS Y BASES
Son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los
ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene
de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo
hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen
tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de
una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que,
http://es.wikipedia.org/wiki/Fenolhttp://es.wikipedia.org/wiki/Anh%C3%ADdrido_ft%C3%A1licohttp://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%BAricohttp://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%BAricohttp://es.wikipedia.org/wiki/Anh%C3%ADdrido_ft%C3%A1licohttp://es.wikipedia.org/wiki/Fenol
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generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el
hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4
Teoría de los Ácidos y Bases
Teoría de Arrhenius
Arrhenius definió los ácidos como electrolitos que
contienen hidrógeno y que, disueltos en agua,
producen una concentración de iones hidrógeno o
protones, H+, mayor que la existente en el agua pura. Del
mismo modo, Arrhenius definió una base como una
sustancia que disuelta en agua producía un exceso de
iones hidróxido, OH- (también llamados aniones
hidroxilo).
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de
ácido se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las
especies que contienen iones hidróxido. La segunda crítica es que la teoría solo se
refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones
ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
Ácidos de
Arrhenius:{
H2SO4 → HSO4- + H+
HAc Ac- + H+
Base de
Arrhenius:NaOH → Na+ + OH-
Teoría de Bronsted Lowry
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Una teoría más satisfactoria que la de Arrhenius es la que formularon en 1923 el
químico danés Johannes
Brønsted y,
paralelamente, el
químico británico
Thomas Lowry. Esta
teoría establece que los
ácidos son sustancias
capaces de ceder
protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se
contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio
acuoso.
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido
fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (lo mismo ocurre entre una base fuerte
y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los
protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base
(2):
Ácido (1) + Base (2) ↔ Ácido (2) +Base
(1)
Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el
Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base
(2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un
equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. El HCl es un ácido fuerte
en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio(H3O+):
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
Ácido(1) Base(2) Ácido(2) Base(1)
Á. fuerte B. débil A.fuerte B. débil
Vemos así que, cuanto más fuerte es el ácido frente a otra especie química, más débil
es su base conjugada.
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El concepto de ácido-base de Brönsted-Lowry permite establecer una tabla de pares
conjugados ácido/base ordenados.
Teoría de Lewis
El químico estadounidense Lewis dio una
definición acerca del comportamiento de los ácidos
y de las bases. Según esta, una base sería una
especie que puede donar un par de electrones, y un
ácido la que los puede aceptar.
El ácido debe tener su octeto de electrones
incompleto y la base debe tener algún par de
electrones solitario. El amoníaco es una base de
Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis
típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis
da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el
tricloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de cinc y el
cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones
orgánicas.
De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen
la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto
que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en
donde "alojar" el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son también
ácidos de Lewis:
:NH3 + []H+ → NH4+
:NH3 + []AlCl3 → H3N-AlCl3
Base Ácido
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Reactivos Indicadores
Es un ácido o base débil, generalmente orgánicos que en su forma sin disociar tienen
un color y en su forma disociada tienen otro color.
La reacción de disociación se desplazará a la izquierda o la derecha, dependiendo sise agrega un ácido o una base, cambiando de esta forma el color de la sustancia
formada.
Por ejemplo: El tornasol es un indicador que contiene la llamada azolitmina cuyas
moléculas no disociadas son de color rojo y los aniones de color azul.
Si acordamos que cualquier indicador se designe como HIn y sus aniones con In-. La
disociación del tornasol en las soluciones puede ser representada de la siguiente
forma:
HIn H+ + In-
(rojo) (azul)
KIn = [H+][In-]
[HIn]
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Cuando el tornasol se disuelve en H2O, sus moléculas HIn que coexisten con los
aniones In- dan a la solución un color intermedio.
Si a esta solución se le añade una pequeña cantidad de alguna solución ácida, lareacción se desplazará hacia la izquierda.
En otras palabras, los iones H+ introducidos con el ácido se combinarán con casi
todos los aniones In- presentes en la solución formando más moléculas no ionizadas
de HIn y la solución se tornará rojo. Si a la solución neutra de tornasol se le añade
una solución alcalina, los iones OH- se fijarán a los iones H+ del indicador formando
moléculas de H2O. Como resultado, la reacción que indica el equilibrio iónico del
indicador se desplazará a la derecha, es decir, en dirección a la acumulación de losiones In- y la solución se tornará color azul. El cambio de color de otros indicadores
se explica de manera similar.
IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO N°5:
MATERIALES:
10 tubos de ensayo 13x100
1 pipeta
1 probeta
NAOH (O.1M)
Indicadores índigo de carmin y amarillo de alizarina
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PROCEDIMIENTO:
Tomamos 5 ml de NaOH ,0.1M en un tubo de ensayo limpio y seco. Luego
como este es una base fuerte la consideraremos completamente ionizado.
Entonces su concentración será 0.1M .Lo rotulamos como tubo N°1
Cogimos 0.5 ml del tubo anterior (0.1M) y le agregamos 4.5 ml de agua
destilada con la pipeta. Así obtuvimos una solución de concentración 0.01M. Lo
rotulamos como tubo N°2
Seguidamente realizamos el mismo proceso para obtener soluciones de NaOH
0.001M y 0.0001M. Los cuales rotulamos como tubo N°3 y 4 respectivamente.
Estos 4 tubos los dividimos cada uno en dos partes aproximadamente iguales,entonces obtuvimos dos series de 4 tubos cada uno.
A la primera serie le agregamos 2 gotas de índigo de carmín y a la segunda
serie 5 gotas de amarillo de alizarina.
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EXPERIMENTO N°6: DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN [OH- ] EN UNA
SOLUCION BASICA DESCONOCIDA
MATERIALES:
2 tubos de 13x100
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1 probeta de 25ml
Solución básica desconocida
Indicadores índigo de carmín y amarillo de alizarina
PROCEDIMIENTO:
Medimos 5 ml de la solución básica desconocida con la probeta y la vaciamos
al tubo de ensayo.
Luego la dividimos en dos partes aproximadamente iguales en dos tubos.
Al primer tubo le agregamos 2 gotas de índigo de carmín y al otro tubo 5 gotas
de amarillo de alizarina.
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EXPERIMENTO N°7: TITULACIÓN DE UNA BASE DÉBIL DE CONCENTRACIÓN
DESCONOCIDA CON UN ÁCIDO FUERTE-
MATERIALES:
Erlenmeyer de 250ml
Pipeta
Bureta
NH4OH (xM), HCl (0.1M) Indicadores: anaranjado de metilo y fenolftaleína
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PROCEDIMIENTO:
Preparamos una solución en un Erlenmeyer. Primero le agregamos con la
pipeta 10 ml de NH4OH de concentración desconocida, luego le echamos 20
ml de agua destilada, y finalmente 2 gotas del indicador anaranjado de metilo.
Luego procedimos a llenar la bureta con HCl (solución titulante de
concentración desconocida) y procedimos a la titulación.
Lo realizamos tres veces para buscar la exactitud.
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Volvimos a realizar los mismos pasos anteriores pero usando en lugar de
anaranjado de metilo el indicador fenolftaleina.
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EXPERIMENTO N°8:
MATERIALES:
1 luna de reloj
6 trozos de papel indicador universal
Carbonato de sodio, cloruro de amonio, cloruro de sodio, cloruro de aluminio,
sulfato de potasio, y acetato de sodio.
PROCEDIMIENTO:
Para este experimento lavamos y secamos cuidadosamente una luna de reloj
Cogimos una cantidad limitada de trocitos de papel indicador universal y los
colocamos sobre la luna de reloj, pero separados una distancia conveniente.
Dejamos caer una gota de cada reactivo sobre los trocitos de papel indicador.
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V. DATOS EXPERIMENTALES Y CÁLCULOS:
EXPERIMENTO N°5:
Con el Carmín Índigo.-
Tubo N°1 Tubo N°2
INCOLORO INCOLORO
[ OH ] = 0.1M [ OH ] = 0.01M
Tubo N°3 Tubo N°4
INCOLORO INCOLORO
[ OH ] = 0.001M [ OH ] = 0.0001M
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Con el Amarillo de Alizarina.-
Tubo N°5 Tubo N°6
ROJO ROSADO
[ OH ] = 0.1M [ OH ] = 0.01M
Tubo N°7 Tubo N°8
ANARANJADO AMARILLO CLARO
[ OH ] = 0.001M [ OH ] = 0.0001M
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EXPERIMENTO N°6
Cuando se le agregó 2 gotas de índigo de carmín a la solución básica desconocida
este resultó ser igual a la solución del tubo N°1, y cuando a la solución básica
desconocida se le agregó 5 gotas de alizarina este resultó ser igual a la solución del
tubo N°5 .
Por lo tanto: [ OH ] = 0.1 M
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EXPERIMENTO N°7:
Con el anaranjado de metilo:
Volumen HCl gastado: 9.5 ml
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Con la fenolftaleína:
Volumen HCl gastado: 8.1 ml
EXPERIMENTO N°8:
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SAL NA2CO3 NH4Cl NACl AlCl3 K2SO4 CH3COONa
pH 12 6 5 3 7 8
VI. OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES
EXPERIMENTO 5 y 6
- Se concluye que se puede determinar la concentración desconocida de unasolución usando patrones estándares y colores que dependen de la
concentración de los iones [OH-] presentes
EXPERIMENTO 7
- Se observó que al introducir HCl lentamente llega a un punto en el que el
cambio de color se hace permanente
- Mediante titulaciones podemos también determinar la concentración
desconocida de una solución utilizando una base débil y un ácido fuerte ya
que el HCl al combinarse con la solución llegará a un punto en el que está ya
no tenga más iones con los cuales reaccionar y se establezca un cambio de
color permanente.
EXPERIMENTO 8
- Podemos acercarnos aproximadamente al pH de distintos reactivos mediante
reacciones de hidrólisis con la ayuda del papel indicador, pero debemos tener
en cuenta que los valores de pH no son exactos y tienen un rango de
variación
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VII. CUESTIONARIO DE LA GUÍA DE LABORATORIO
12.- ¿Cuál es la ecuación estequiometria de la reacción del experimento N°7al momento de la titulación?
Un tipo de reacción entre una base débil (NH4OH) y un ácido fuerte (HCl) para formaruna sal y moléculas de agua se caracteriza por presentar un carácter ácido. Lareacción será la siguiente:
NH4OH + HCl NH4Cl + H2O
Lo que podemos deducir es que se logran igualar los iones H+ con los iones OH-,por lo que se observa el color característico de la neutralización.
13.- ¿Cuáles serán el pH de las siguientes concentraciones del ion OH- : 0.1M,0.01, 0.001M, 0.0001M?
Sabemos que:
pOH = - log [OH]
pH + pOH = 14
pOH = - log [10-1] = 1 pH = 13
pOH = - log [10-2] = 2 pH = 12
pOH = - log [10-3] = 3 pH = 11
pOH = - log [10-4] = 4 pH = 10
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14.- Indique en que casos ocurre reacciones de hidrólisis en el experimentoN°8.
Carbonato de Sodio:
La reacción es la siguiente:
NA2CO3 + 2 H2O 2 NAOH + H2CO3
Reacciona un ácido débil con una base fuerte podemos deducir que tiene un carácterbásico por lo tanto diremos que pH > 7. Esto lo comprobamos experimentalmentepues obtuvimos:
9 < pH < 10
La reacción si se hidroliza
Cloruro de Amonio:
La reacción será la siguiente:
NH4Cl + H2O NH4OH + HCl
En la reacción se presenta una base débil y un ácido fuerte lo que da a la solución uncarácter ácido entonces tendrá un pH < 7. También fue comprobadoexperimentalmente ya que obtuvimos el rango de:
6 < pH < 7
La reacción si se hidroliza
Cloruro de Sodio:
La reacción será la siguiente:
NaCl + H2O NaOH + HCl
En esta reacción tenemos tanto una base fuerte como una ácido fuerte lo que
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genera que la reacción sea neutra por lo tanto podemos deducir que pH = 7 .Experimentalmente cometimos un error por lo que obtuvimos un rango de:
3 < pH 7. Experimentalmenteafirmamos esto demostrando ademas que es ligeramente básico:
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8 < pH < 9
La reacción se puede hidrolizar
15.- Escriba la reacción que se produce en la hidrólisis de carbonato de sodioy cloruro de amonio.
Para el Carbonato de Sodio tenemos:
Na2C03 + 2 H2O 2 NaOH + H2CO3
Para el Cloruro de Amonio tenemos:
NH4Cl + H2O NH4OH + HCL
16.- Diga si se produce hidrólisis en los siguientes casos :
a) Cloruro de Sodio b) Acetato de Potasio
c) Formiato de Sodio d) Benzoato de Sodio
e) Anilina f) Piridina
Cloruro de Sodio (NaCl).-
NaCl + H2O NaOH + HCl
Debido a que se producen Na+ y el Cl- que son base y ácido muy débiles que casi noreaccionan con los iones del agua . Entonces no alteran la concentración de los iones
H+ y OH- Por lo tanto:
PH = 7
no hay hidrólisis
Acetato de Potasio (CH3COOK).-
CH3COOK + H2O CH3COOH + KOH
Debido a que presenta un ácido débil y una base fuerte entonces tendrá un carácterbásico, por lo tanto:
-
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PH > 7
Hay hidrólisis
Formiato de Sodio (NaCOOH).-
NaCOOH + H2O HCOOH + NaOH
Para esta reacción tenemos un ácido débil y una base fuerte concluyendo entoncesque la reacción posee un carácter ácido entonces :
pH > 7
Hay hidrólisis
Benzoato de Sodio (C6H5COONa).-
C6H5COONa + H2O C6H5COOH + NaOH
Hemos observado que la reacción presenta un ácido débil y una base fuerte por lotanto tendrá un carácter básico. Entonces su
pH > 7
Si es hidrolizable
Anilina.-C6H5NH2 + H2O Fenol + NH3
17.- ¿Cuál será la constante de hidrólisis del nitrito de potasio?Ka[HNO2] : 4.5x10-4
-
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Sabemos que la ecuación para hallar la constante de hidrólisis del nitrito es lasiguiente:
Kh Ka
Kw
Luego procedemos a reemplazar los datos del problema:
Kh 104
14
1022.0105.4
10
x x
18.- Indique los diferentes tipos de indicadores y sus respectivos rangos devoltaje.
INDICADOR COLOR – ACIDO BASE INTERVALO DE PH
Violeta de metilo amarillo violeta 0.3-2.0 Azul de timol rojo amarillo 1.0-2.5
Rojo de o-cresol rojo amarillo 1.0-2.0
Anaranjado de metilo rojo amarillo 3.0-4.4
Rojo de metilo rojo amarillo 4.4-6.0
Azul de bromocresol amarillo azul 6.0-8.0
Rojo neutro rojo amarillo 7.0-8.0
Rojo de cresol amarillo rojo 7.0-9.0Fenolftaleína incoloro rojo 8.0-10.0
Timoltaleína incoloro azul 9.4-10.6
Amarillo de alizarina amarillo violeta 10-12.0
1,3,5-Trinitrobenceno incoloro
El potenciómetro mide el pH de las soluciones en forma directa. Al sumergir el
electrodo en una solución, se observa el pH en el medidor. El pH metro se basa en el
Kh = 0.22x10-10
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electrodo de vidrio. Este dispositivo sensorial genera un voltaje proporcional al pH dela solución en la cual se sumerge el electrodo.
El instrumento tiene un circuito eléctrico para amplificar el voltaje del electrodo y un
medidor que relaciona dicho voltaje con el pH de la solución. Antes de emplear el pHmetro es necesario calibrarlo con una serie de soluciones de pH conocido.
19.- Haga un gráfico pH vs V del experimento N°7.
a) Con el Anaranjado de Metilo.-
Ya calculamos anteriormente:[NH4OH] = 0.012 mol / l
Planteamos la ecuación:
NH4OH NH4+ + OH-
Inicio 0.012 - -
Disocia n - -
Forma - n nEquilibrio 0.012 – n n n
1.8 x 10-5 = n2 / 0.012 – n
pero: 0.012 – n 0.012
1.8 x 10-5 = n2 / 0.012
n = 0.046 x 10-2
pOH = - log(0.046x10-2
) = 2.337Pero: pH + pOH = 14
pH = 11.663
Este pH > 7 indica que la solución es básica pero luego observamos que conformeagragamos el volumen de HCl se aproxima a la neutralización y se igualan iones H+ con iones OH- en estos instantes luego la gráfica continua disminuyendo esto porquela acidez de la sustancia aumenta.
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b) Con la Fenolftaleína.-
Aplicaremos los mismos datos pero cambiará la concentración entoncesplantearemos :
NH4OH NH4+ + OH-
Inicio 0.013 - -
Disocia n - -
Forma - n n
Equilibrio 0.013 – n n n
1.8 x 10-5 = n2 / 0.013 – n
pero: 0.013 – n 0.0131.8 x 10-5 = n2 / 0.013
n = 0.048 x 10-2
pOH = - log(0.046x10-2) = 2.219
Pero: pH + pOH = 14
pH = 12.781
Este pH > 7 indica que la solución es básica pero luego observamos que conformeagregamos el volumen de HCl se aproxima a la neutralización y se igualan iones H+ con iones OH- en estos instantes luego la gráfica continua disminuyendo esto porquela acidez de la sustancia aumenta.
20.- Considere una solución de Ácido Carbónico(H2CO3) cuya concentracióninicial es 0.04 M. Se agrega una cierta cantidad de base hasta que el pH de lasolución sea 5.
21.- Con la 2da constante de ionización del ácido carbónico calcule laconstante de hidrólisis del ion CO3= a ión HCO3- . A partir de esto , halle lasconcentraciones [HCO3-] y [OH-] en una solución de NA2CO3 , 0.05M. Diga sies importante la hidrólisis del HCO3- a H2CO3 ¿Porqué?
Primero calcularemos la constante de hidrólisis del ión CO3=:
Kh 311
14
10208.0108.4
10
x x K
K
A
W
Luego del dato de que la concentracion Na2CO3 = 0.05M
-
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Podemos concluir:
[CO3=] = 0.05 M
Planteamos la ecuación :
CO3= + H2O HCO3- + OH-
Inicio0.05
--
Disocia n
- -Forma
-
n
nEquilibrio 0.05 – n n n
3
2
10208.005.0
xn
n K
h
Pero debido a que n >> 0.05 Entonces 0.05 – x 0.05
Luego:
3
2
10208.005.0
xn
Resolviendo la cuadrática obtenemos:
-
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n =0.032 x 10-1
22.- ¿ Cuál será el pH de una solución preparada mezclando 100 ml de HCl,0.15 M y 200 ml de anilina, C6H5NH2, 0.20 M , si el volumen de la solución finales de 300 ml ?
Primeramente hallamos los # eq – gr para cada uno de los compuestos:
# eq – gr ( C6H5NH2 ) = (0.2)(1)(0.2) N = M.
# eq – gr ( C6H5NH2 ) = 0.04
# eq – gr ( HCl ) = N ( HCl ). (HCl) V ( HCl )
# eq – gr ( HCl ) = (0.15)(1)(0.1)
# eq – g ( HCl ) = 0.015
Pero de la reacción tenemos:
# eq – gr ( C6H5NH2 ) = # eq – g ( HCl )
Entonces:
# eq – g ( HCl ) = 0.015
# eq – gr ( C6H5NH2 ) = N ( C6H5NH2 ). anilina. V ( C6H5NH2 )
-
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Por lo tanto los # eq – gr de la anilina serán :
# eq – g ( HCl )restante = 0.040 – 0.015
# eq – g ( HCl )restante = 0.025
Entonces:
Nsol = 0.025 = 0.083
0.3
Como: N = M y = 1
Entonces: Msol = 0.083
Por lo tanto: pOH = - Log [0.083 ]
pOH = 1.08
Entonces:
pHsol = 12.9
VIII. CONCLUSIONES
1. En las titulaciones podemos observar cambios de color . Esto lo podemos
explicar diciendo de que lo que ocurre es que la cantidad de iones H+ se iguala
a la de iones OH- haciendo que se observe el cambio de color característico de
la neutralización.
2. El papel indicador no mide el pH de forma precisa ya que lo hace en unintervalo de variación como pudimos comprobar en el Experimento 8
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3. Podemos concluir que la hidrólisis no es más que una reacción donde participa
cualquier compuesto con el agua. Para que se hidrolice los iones que están
flotando en la solución acuosa uno debe reaccionar con iones H+ y el otro con
iones OH- .
4. El pH de una sustancia nos determina el comportamiento que debe presentar
un tipo de sustancia si es ácida o básica
IX. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
- PETRUCCI, HARWOOD, HERRING. “Química General”, PEARSONEDUCACION,
S.A, 8º Edición, Madrid 2003. Pág. 697-784
- BROWN, LEMAY, BURSTEN “Química. La ciencia central”, PEARSON EDUCATION
S.A, 9º Edición, México 2004. Ácidos y bases, Pág. 121-126
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