P6 Equilibrio ionico completa

Instituto Politécnico Nacional

Unidad Profesional Interdisciplinaria de Ingeniería y Ciencias Sociales y Administrativas


Laboratorio de Química Industrial


Práctica #6: Equilibrio iónico y pH


Profesor: Pérez Monroy Luis Alberto


Secuencia: 2IV38


Integrantes: Boleta:

* Galván Hernández Ivonne
* Hernández Morales Ana Laura2013600458
* Hernández Morales Stephani 2011603147
* Hernández Ojeda Karla 2013602275


Equipo: 4


Fecha de elaboración: 19 – febrero - 2015
ÍNDICE


Objetivo …………………………………………………………………….. 1

Introducción ……………………………………………………………….. 2

Marco Teórico ……………………………………………………………... 3

Materiales y materias primas…………………………………………… 6

Desarrollo experimental …………………………………………………. 7

Tabla de datos experimentales ………………………………………... 8

Cálculos …………………………………………………………………….. 9

Tabla de resultados ……………………………………………………….. 10

Cuestionario ………………………………………………………………... 11

Conclusiones ……………………………………………………………….. 13

Bibliografía …………………………………………………………………... 14
Práctica #6: Equilibrio iónico y pH


OBJETIVOS


1) Medimos el gradode acidez o basicidad de soluciones electrolíticas fuertes y débiles, por medio de un procedimiento potenciométrico.

2) Calculamos el grado de disociación de un electrolito débil y la constante de ionización a partir del pH obtenido experimentalmente.


3) El alumno conocerá la aplicación del efecto del ion común en una solución amortiguadora.

INTRODUCCIÓN



En esta practica obtendremos el phde algunas soluciones electrolíticas fuertes y débiles , lo primero que hicimos en esta práctica fue realizar los cálculos para obtener las cantidades necesarias de reactivos para llevar a cabo las soluciones deseadas. Posteriormente, preparamos las soluciones requeridas y las etiquetamos para no confundirlas y poder manejarlas con mayor facilidad. Luego, medimos el pH de cada una de ellas yregistramos los datos obtenidos en el reporte.
Por último, realizamos los cálculos para poder llevar a cabo la neutralización de las soluciones; e inmediatamente después, titulamos. Esto se realiza con el objetivo de cuidar el medio ambiente y las instalaciones de la escuela, ya que el verter sustancias como estas sin ningún tipo de protección puede resultar peligroso.


MARCO TEÓRICO


Los ácidos,las bases y las sales pertenecen a un grupo de sustancias llamadas electrolitos, que se caracterizan porque al disolverse en agua se disocian en iones lo que permite que sean conductores de la electricidad.
En 1884, Svante Arrhenius un químico sueco, fue el primero que propuso, dentro de una teoría que lleva su nombre, que los ácidos eran sustancias que al ionizarse producían iones de hidrógeno(H+).
Así, el HCl al ionizarse da lugar a los iones de hidrógeno y a los iones de cloruro.
Por otra parte según la misma teoría, las bases son sustancias que en solución acuosa producen iones hidróxido (OH-)

La reacción entre un ácido y una base, es una neutralización. Esta reacción se simplifica indicando sólo la reacción iónica, donde se combinan los iones H+ del ácido con los OH- de la base paraformar moléculas de agua.

Electrolitos fuertes: son aquellos electrolitos que cuando se disuelven en el agua, se ionizan totalmente: ejemplo de estos electrolitos fuertes son HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH

Electrolitos débiles: son los que se ionizan en baja proporción en solución diluida.

Teoría Protónica de Bronsted – Lowry: la teoría de Arrhenius presentaba algunas fallas, debido al hecho deno considerar el papel del solvente en la ionización. De allí que unos años más tarde en 1923 surgiera la teoría protónica de J. N. Bronsted y T. M. Lowry, quienes propusieron como fundamento de su teoría las siguientes definiciones: 

* Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón. 
* Base es una sustancia capaz de aceptar un protón.

Así la ionización del HCl gaseoso en agua tiene...