Laboratorio De Qimica 4

EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS (PARTE 1)

MARCO TEÓRICO:

Ácidos y Bases:

Ácidos Y Bases, Según Arrhenius:

La teoría iónica de ARRHENIUS define conceptualmente a ácidos y bases:

• Ácido es una sustancia que, disuelta en agua, da cationes de hidrógeno.

Anión + H+

• Base es una sustancia que, disuelta en agua, da aniones de oxidrilo.

Catión + OH-

Ácidos y bases según BRÖNSTED:

De acuerdo con BRÖNSTED, basta considerar un solo elemento, el catión de hidrógeno.

Un ácido suministra cationes de hidrógeno: H +.

Una base acepta cationes de hidrógeno: H +.

La escala de PH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión Hidrógeno), en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos. Una solución de un ácido o de una base puede ser caracterizada cuantitativamente

El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación:

pH = - log [H+]

Una escala semejante a la escala del pH puede usarse para expresar la concentración del ión hidroxilo de las soluciones.

El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones (OH) es decir:

pOH : - log [OH-]

El pH y el pOH se relacionan así:

[H3O+] [OH-]= 10-14; log [H3O+] [OH-]= log 10-14

Luego log [H3O+] + log [OH-]= - 14 (- log [H3O+])+ (- log [OH-]) = 14

y decir: pH + pOH = 14

INDICADORES

La acidez o basicidad de una sustancia se puede determinar por medio de: Indicadores Los indicadores son colorantes que cambian de color según estén en un medio ácido o en uno básico. Sólo podremos determinar el pH de forma aproximada añadiendo unas gotas de indicador a la sustancia. Para saber si una sustancia es ácida o básica los químicos utilizan indicadores. Son sustancias que tiene la particularidad de adquirir un color diferente según entren en contacto con un ácido o una base. Más cerca de lo que pensamos, en casa, tenemos el material necesario para determinar la acidez de un montón de sustancias que usamos habitualmente, como el limón, un refresco, la lejía o el amoniaco. El indicador lo podemos extraer de una verdura, la lombarda (COL MORADA). Ejemplos de indicadores

Papel indicador de pH Se trata de unas tiras de papel impregnado de indicadores de forma que al ponerlo en contacto con la sustancia que queremos conocer su pH adquiere un color que nos lo indica de forma aproximada por comparación del color con un patrón

pH-metros Es un instrumento que mide el valor del pH de una sustancia por medio de una sonda sensible a la concentración de las especies responsables de la acidez o basicidad.

Papel tornasol rojo y azul El papel Tornasol se usa para identificar la presencia de sustancias básicas o ácidas, de este modo, el papel tornasol azul cambia de azul a rojo, de estado alcalino (bases) a ácido; el papel tornasol neutro es un indicador violeta que cambia a rojo en estado ácido y a azul en alcalino; el papel tornasol rojo pasa de rojo a azul al cambiar de estado ácido a alcalino

PROPIEDADES DE ALGUNOS INDICADORES.

NOMBRE COLOR ACIDO COLOR BÁSICO INTERVALO PH

Azul de timol Rojo Amarillo 1,2 - 2,8

Azul de bromogenol Amarillo Azul 3,1 - 4,4

Rojo de clorofenol Amarillo Rojo 4,8 - 6,4

Rojo de cresol Amarillo Rojo 7,2 - 3,8

Fenoltaleina Incoloro Rojo 8,3 – 10

Alizarina amarilla Amarillo Rojo 10 – 21,1

Anaranjado de metilo Rojo Amarillo 3,1 – 4,4

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4, 2 – 6,3

Azul de bromotimol Amarillo Azul 6 – 7,6

Violeta de metilo Amarillo Azul violeta 0, 2 – 2

Rojo conso Azul Rojo 3 - 5

EXPERIMENTO N°1:

DETERMINACION VOUMETRICA DE IONES CLORURO, 〖Cl〗^- POR VALORACION CON IONES 〖Ag〗^+

PROCEDIMIENTO:

PARTE A)

PARTE B)

OBSERVACIONES Y RESULTADOS:

PARTE A)

El NaCl en un principio es incolora

El K2CrO4 es color amarillento

Al añadir gotas de 〖AgNO〗_3 0.01N a cada solución anterior se observan los siguientes cambios de color:

Gotas de 〖AgNO〗_3 0.01N adicionados a cada solución

3 gotas 10 gotas 15 gotas 23 gotas 29 gotas

K_2 〖CrO〗_4 1M Amarillo lechoso Amarillo pesado Amarillo rojizo Rojizo lechoso Naranja oscuro, sedimenta un precipitado oscuro.

NaCl XM Blanco transparente. Blanco pesado. Blanco pesado Blanco lechoso Blanco lechoso

Al final (al de añadir 29 gotas) cada solución toma un color constante:

PARTE B)

DATOS:

NaCl (XM) -----------incoloro

〖AgNO〗_3 (0.01N)

K_2 〖CrO〗_4 (1M)------------ amarillo

〖AgCl〗_((PRECIPITADO BLANCO)) 〖Ag〗^+ + 〖Cl〗^- ; K_Ps= 1.56

〖Ag〗_2 〖CrO〗_(4_((PRECIPITADO ROJO SALMÓN)) ) 〖 2Ag〗^+ + 〖CrO〗_4^(2-) ; K_Ps= 9×〖10〗^(-12)

Al añadir gota a gota 〖AgNO〗_3 (0.01N) a la solución, primero se observa un precipitado blanco (que es el AgCl) .

El cambio de color (de amarillo a rojo salomón) se observa después de añadir 12ml de 〖AgNO〗_3 (0.01N) a la solución. Es decir, hemos llegado al punto de equivalencia.

EXPERIMENTO N°2:

Determinación del pH de soluciones ácidas de diferentes concentraciones

PROCEDIMIENTO:

CÁLCULOS

HCl 0.1M ROJO VIVO HCl 0.1M CELESTE

HCl 0.01M ROJO CLARO HCl 0.01M AZUL

HCl 0.001M ROJO AMARILLENTO HCl 0.001M MORADO CLARO

HCl 0.0001M NARANJA HCl 0.0001M MORADO OSCURO(VIOLETA)

OBSEVACIONES

Se puede apreciar la variación de color gracias a la variación de concentración molar en cada uno de los tubos de ensayo:

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