Equilibrio iónico

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Laboratorio N° 4

de

Química

Tema: Equilibrio Iónico

Integrantes: Díaz, Alfredo Ariel Facttori Soria, Gastón García, Nelson Alejandro Vidovic, Paola Betiana Com. 6A Com. 6A Com. 6B Com. 6A Parte Experimental: Parte A:

0,1 M 5 mL

NaOH

HCl

NH3

HAc

* Con Tiras de pH registrar los colores y su valor correspondiente. Calcular [H+]. * Concentración de ácidos y basecalcular el pH. Parte B: Medición de PH Ka y Kb Con pH-metro: HAc, [ ? ] NH3, [ ? ] Ejemplo: HAc + H2O [HAc], [Ac-], [H3O+], [OH-] Parte C: Ac- + H3O+ Ka = [ Ac-] . [H3O+] [ HAc ] pH pH [ HAc ]0 [ NH3 ]0[ ? ] solución.

0,1 M 5 mL

NaCl

NH4Cl

NaAc

NH4Ac

pH(H2O)

* Con las Tiras de pH registrar los colores; explicar ¿hidroliza? Cálculos: Parte A: 1.- NaOH pOH = - Log [OH-] pOH =- Log [0,1] = 1 pH = 14 – pOH = 13 2.- HCl pH = - Log [H3O+] pH = - Log [0,1] = 1 3.- NH3 i) 0,1 r) - x e) 0,1- x NH4+ 0 x x + OH0 x x Cl- + H3O+ Na+ + OH-

Kb =

[NH4+] . [OH-] [NH3]

⇒ x =1,34.10-3 M 1,8.10-5 = [x]2 / [0,1 – x] -3 pOH = - log [1,34.10 ] = 2,87 pH = 14 – pOH = 11,13 4.HAc + H2O i) 0,1 0 r) - x e) 0,1 – x Ac- + H3O+ 0 0 x x x x [Ac-] . [H3O+] [HAc]

Ka =

1,8.10-5 =[x]2 / [0,1 - x] ⇒ x = 1,34.10-3 M pH = - log [1,34.10-3] = 2,9 Parte B: pKa = - log [Ka] ⇒ Ka = 10 – pKa = 10 - 4,74 pKb = - log [Kb] ⇒ Kb = 10 – pKb = 10 - 4,74 1.- pH (HAc) = 3,10 ⇒ [H3O+] = 7,9.10-4HAc i) [HAc] r) - x e) [HAc] – x Ac- + H3O+ 0 x x 0 x x Ka = [Ac-] . [H3O+] [HAc]

Ka = [7,9.10-4]2 / [HAc] ⇒ [HAc] = 0,034 M [Ac-] = [H3O+] = 7,9.10-4

2.- pH ( NH3) = 9,58 ⇒ pOH = 4,42 i) r) e)NH3 [NH3] -x [NH3] – x NH4+ + OH0 0 x x x x



[OH-] = 3,8.10-5 M [NH4+] . [OH-] [NH3]

Kb =

Kb = [3,8.10-5] 2 / [NH3] ⇒ [NH4+] = [OH-] = 3,8.10-5 M Parte C: 1.NaCl

[NH3] = 7,9.10-5 MNa+

+

Cl-

Sal Neutra; Vienen de un ácido y una base fuerte No Hidroliza 2.NH4Cl NH4+ + H2O 2 H2O NH4+ + H2O i) 0,1 r) - x e) 0,1 – x NH4+ NH3 OHNH3 0 x x + + + + Cl H3O+ H3O+ H3O+ 0 x x...
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