EQUILIBRIO DE ELECTROLITOS INFORME DE LABORATORIO

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Se hidroliza el catión por provenir de una base débil. El ion hidronio (H3O+) le otorga el carácter ácido a la solución.

- NaF + H2O Na+ + F- + H2O[pic 10]

Se disocia parcialmente por ser una sal que proviene de un ácido débil

F- + H2O HF + OH-[pic 11]

Se hidroliza el anión por provenir de un ácido débil. El hidroxilo (OH- ) le otorga el carácter básico a la solución.

- CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+[pic 12]

Se hidroliza parcialmente por ser un ácido débil

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-[pic 13]

Se hidroliza el anión por provenir de un ácido débil. El hidroxilo (OH-) le otorga el carácter básico a la solución.

- CH3COONa + H2O CH3COO- + Na+ + H2O[pic 14]

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-[pic 15]

Se hidroliza el anión por provenir de un ácido débil. El hidroxilo (OH-) le otorga el carácter básico a la solución.

- CH3COONH4 + H2O CH3COO- + NH4+ +H2O[pic 16]

Ambos productos provienen de un ácido y una base débil, por lo tanto, se hidrolizan ambos:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-[pic 17]

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ [pic 18]

En esta reacción, las concentraciones molares equivalentes de OH- y H3O+ le otorgan carácter neutro a la solución.

- ESTIMACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UN ÁCIDO DÉBIL

- Mediante el uso de papel indicador, la solución de ácido débil arrojó el siguiente resultado:

Solución de CH3COOH 0,03 M

pH = 3

- Cálculo de la concentración H3O+ de y X- :

HX + H2O X- + H3O+[pic 19]

PH= -log [H3O+]

3= -log [H3O+]

6,58X10-4 = [H3O+]

- Cálculo de la constante de disociación del ácido HX:

[pic 20]

- DETERMINACIÓN DEL % m/v DE ÀCIDO ACÈTICO EN VINAGRE

Al titular la solución de CH3COOH con la solución valorada de NaOH 0,1M, se obtuvieron los siguientes resultados:

Solución a titular

Volumen empleado de NaOH 0,1M

Solución acuosa de vinagre de alcohol

20,5 ml

El punto final de la solución valorada está en 20,5 ml.

Con los datos obtenidos, se procede a realizar el cálculo pertinente:

[pic 21]

[pic 22]

[pic 23]

[pic 24]

Luego se realiza el pasaje de la concentración molar a % m/v:

1 mol __________ 60 gr

1,02 mol _________ x = 61,2 gr

1000 ml de solución __________ 61,2 gr de ácido acético

100 ml de solución ___________ x = 6,12 gr de ácido acético

Finalmente, la concentración del ácido acético en vinagre es: 6,12 % m/v

- COMPROBACIÓN DE LA CAPACIDAD REGULADORA DE LAS SOLUCIONES AMORTIGUADORA

pH

Con HCl

Con NaOH

Volumen empleado

Solución Nº1

6,60

5,97

7,02

4 ml

Solución Nº2

6,23

1,68

11,42

4 ml

Solución Nº3

6,09

1,36

11,71

4 ml

Los resultados obtenidos demuestran que cuanto más diluida sea una solución buffer, menor será su capacidad reguladora. Por ende, cuanto más concentrada sea la solución buffer, mayor será su capacidad amortiguadora.

CONCLUSIONES

EXPERIENCIA 1

En ésta experiencia, pudimos clasificar las sustancias trabajadas, en ácidas, básicas o neutras en base a dos conceptos:

- Por medio del uso de los indicadores, se pudo clasificar las sustancias según su carácter ácido-base. El azul de bromotimol es un indicador básico que, frente a sustancias alcalinas, sumado al rango de pH en el que trabaja, vira a color azul, mientras que frente a sustancias ácidas vira a color amarillo y neutras a verde. A su vez, el naranja de metilo es un indicador ácido, y frente a sustancias ácidas, la solución adquiere un color rojo, frente a sustancias alcalinas un color naranja. Es decir, los indicadores fueron uno de los medios que permitieron realizar la clasificación de las soluciones según su carácter ácido-base, dependiendo de las coloraciones que adquirían las soluciones frente a ellos.

- Las concentraciones molares de H3O+ y OH- , son el factor determinante que clasifica a las soluciones en ácidas, básicas o neutras. En las soluciones que se obtuvieron pH ácidos, la concentración de cationes hidronio (H3O+) supera a la de oxhidrilos (OH-). Por el contrario, en

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