Practica No 6

Instituto Politécnico Nacional

Unidad Profesional Interdisciplinaria de Ingeniería y Ciencias Sociales y Administrativas













Chávez Arrazola Alexandra Naomi



Secuencia: 2IV31


Equipo No. 1


Profesora: Nava Tirado María Dolores






Práctica No. 6
“Equilibrio Iónico y pH”

Objetivos
1) El alumno medirá el grado de acidez o basicidad de soluciones electrolíticas fuertes y débiles,por medio de un procedimiento potenciométrico.
2) El alumno calculará el grado de disociación de una 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 teórica
El equilibrio iónico se diferencia del equilibrio molecular por el tipo de partículaspresentes en la mezcla en equilibrio, así:
En el equilibrio molecular tenemos la presencia únicamente de moléculas, es decir, tanto los reactivos como los productos se encuentran en estado molecular.
El equilibrio iónico está, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Unelectrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica.
Tipos de electrolitos
Los electrolitos se clasifican en base a dos criterios:
1) Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros.
2) Capacidad conductora: electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos.

Electrolitos fuertes
Los que se ionizan totalmente en solución acuosa al pasar corrienteeléctrica como los ácidos: H2SO4, HCl, HNO3. Algunas sales ióni cas como el NaCl, LiCl, KCl.
Electrolitos débiles
Son los que se ionizan parcialmente en solución acuosa y pueden ser los ácidos débiles como el CH3COOH ácido acético, o vinagre, el CH3CH2CH2OH,el alcohol, que son muy débiles y son orgánicos, y el H2O que presentan enlaces covalentes.
No electrolitos
Son las sustancias que no conducen lacorriente eléctrica ni se disocian en solución acuosa como el azúcar, la madera, el vidrio etc.
Escala de pH
Los ácidos y las bases tienen una característica que permite medirlos: es la concentración de los iones de hidrógeno (H+). Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH, entonces, es un valor numérico queexpresa la concentración de iones de hidrógeno.
La escala pH está dividida en 14 unidades, del 0 (la acidez máxima) a 14 (nivel básico máximo). El número 7 representa el nivel medio de la escala, y corresponde al punto neutro. Los valores menores que 7 indican que la muestra es ácida. Los valores mayores que 7 indican que la muestra es básica.












Material y equipo
Idéntico al manual deQuímica Industrial II, pág. 52.

Sustancias
Las sustancias utilizadas en el desarrollo de la práctica fueron las siguientes:
HCl concentrado
NaOH sólido
CH3COOH 0.1 M
Agua destilada

Desarrollo experimental
Idéntico al manual de Química Industrial II, pág. 52.
1) VHCl= ?

Datos
Pureza del ácido = 36% peso
PM= 36.5 g/mol
Densidad = 1.19 g/ml
Volumen= 100 ml
Concentración = 0.1 M

Se sabe que:
, porlo tanto,

Sustituyendo datos:

0.01 mol

Se sabe que:

;



Sustituyendo datos:

= 0.365 g


0.365 g  100%
X= 1.01 g  36%


Se sabe que:

;

Sustituyendo resultados:

= 0.8487 ml

8) mNaOH= ?
Datos
Pureza del NaOH = 97% peso
PM = 40 g/mol
Volumen = 100 ml
Concentración = 0.1 M

Se sabe que:
, por lo tanto,

Sustituyendo datos:

0.01 molSe sabe que:

;


Sustituyendo datos:

= 0.4 g

0.4 g  100%
0.41 g  97%

Experimento 1
Tabla No. 1 Resultados teóricos
Solución
pH teórico
HCl 0.1 M
1
HCl 0.01 M
2
NaOH 0.1 M
13
NaOH 0.01 M
12
CH3COOH 0.1 M
2.8753

Cálculos de pH teórico

Ácidos
pH= -log []
HCl 0.1 M
pH= -log [0.1] =1
HCl 0.01 M
pH= -log [0.01] = 2

Bases
pOH= -log []
pH= 14 – pOH
NaOH 0.1 M
pOH=...