Practica 3 dosociación electrolitica PDF

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PRÁCTICA No 2 DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA TEORÍA: La sustancias químicas se dividen en “electrolitos” y “no-electrolitos”, por sus capacidades de disgregarse o disociarse en iones, tanto en soluciones como sus masas fundidas. ELECTROLITOS: Son sustancias que se disgregan en iones tanto en soluciones como sus masas fundidas y se caracterizan por conducir la corriente eléctrica. A los electrolitos se refieren las bases, los ácidos y las sales. NO ELECTROLITOS: Son sustancias incapaces de disgregarse en iones, ya sea en soluciones o en sus masas fundidas, por lo mismo, son malas conductoras de la corriente eléctrica, a éstos se refieren, el azúcar, el almidón, el alcohol y muchas sustancias orgánicas. El proceso de disgregación de los electrolitos en iones, en las soluciones y en las masas fundidas se denomina disociación electrolítica. La disociación de electrolitos sucede bajo la acción de las moléculas dipolares de agua o de otros disolventes polares. Los electrolitos en disoluciones acuosas, interaccionan con las moléculas de agua y se disocian en iones (Ver experiencia #1).

Cada electrolito se disocia en dos tipos de iones: cationes y aniones; los cationes son iones de carga positiva: Na+ Ba++, Al+++; los aniones son iones simples y compuestos con carga negativa: Cl-, SO4--, PO4---, etc. Las soluciones de electrolitos a causa de la presencia de iones, poseen electroconductividad. Las cargas positivas y negativas en la solución, siempre son numéricamente iguales entre sí y por esto la solución " electro-neutral". En la solución, alrededor de cada ion, se orienta una cantidad diferente de moléculas de agua. Los iones enlazados con las moléculas de agua, se denominan "iones hidratados". El esquema de la disociación de una sustancia con estructura iónica (NaCl), se muestra en el dibujo 1. Los iones hidratados se diferencian por sus propiedades, de los iones no hidratados; por ejemplo, los iones hidratados de cobre tienen color celeste y los iones de su sal anhidra son incoloros. (Ver experiencia #2).

El ión de H+ hidratado se denomina hidronio .El ión hidronio se forma mediante la interacción del ión de hidrógeno H+ con el oxígeno en la molécula de agua: H+

+

H2 O

→

H3O+ ≅

H

•

En las ecuaciones de disociación el ión H3O+ se simboliza a través de H , por ejemplo la ecuación de la disociación electrolítica del ácido clorhídrico: •

HCl

+

nH2O →

H+ (H2O)i

Se escribe de la siguiente forma:

+ HCl

Cl¯ (H2O)m →

H

•

+

Cl-

GRADO DE DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA: La disgregación de los electrolitos en iones se caracteriza cuantitativamente por el grado de disociación electrolítica “α”, el cual muestra “que partes de la cantidad total de las moléculas disueltas, se disgregaron en iones”.

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EL GRADO DE DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA “α”, es la relación entre el número de moléculas que se disgregaron en iones n1 y el número total de moléculas disueltas n0. El grado de disociación electrolítica se puede expresar en fracciones de unidad, o en porcentajes: n1 α = ------

n1 α = ------ . 100%

o

n0

n0

Ejemplo: Si en una solución de 100 moléculas, 26 se disgregaron en iones, entonces su grado de disociación electrolítica es: 26 26 α = ------ = 0.26 o en porcentaje : α = ------ . 100% = 26 % 100 100 El grado de disociación electrolítica depende de la naturaleza del disolvente y del soluto y también de la concentración de la solución. Al disminuir la concentración de la solución, el grado de disociación electrolítica aumenta. El grado de disociación caracteriza la fuerza de los electrolitos. Los electrolitos se comparan entre sí, por sus respectivos grados de disociación en soluciones 0.1 N y se subdividen en fuertes, intermedios y débiles. Mientras mayor sea α, mayor es la fuerza del electrolito. El electrolito se considera fuerte si el grado de disociación en su solución decinormal es mayor que 30%; de fuerza media si α está comprendida entre los límites 30% y 3%, y débil si α es menor a 3%. ELECTROLITOS FUERTES: A éstos se refieren “los ácidos” HNO3, HCl, HBr, H2SO4 y otros más; las bases como: Ba(OH)2, NaOH, KOH, etc; muchas sales neutras, ejemplo Na2SO4, Ca(NO3)2, BaCl2, NaCl, Na2CO3, etc. Los electrolitos fuertes en las soluciones se disocian completamente en iones: HNO3 →

H+

+

NO3- ( α > 30%)

ELECTROLITOS DE FUERZA INTERMEDIA: (α = 30% - 3%) Ejemplo: H3PO4, HF, H2SO3. ELECTROLITOS DÉBILES: (α < 3%), ejemplos: HCN, H2S, H2CO3, NH4OH, H2O. La diferencia en la capacidad de los electrolitos hacia la disociación se explica por la estructura de sus moléculas. Los electrolitos fuertes como el NaCl, HNO3, tienen enlaces iónicos o polares entre sus átomos. Estos enlaces se rompen bajo la acción de las moléculas polares del disolvente. Las moléculas de los electrolitos débiles se caracterizan por una menor polaridad de sus enlaces y por eso son mas estables a la acción del disolvente.

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DIBUJO #1 DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA DEL NaCl

DIBUJO #2 DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA DE LA MOLÉCULA DE HCl EN IONES.

DISOCIACIÓN DE LOS ELECTROLITOS: Las sales normales, muchos ácidos monoprotónicos y bases monohidroxílicas se disocian completamente en iones, ejemplos: Ba++ H+ Na+

BaCl2 → HNO3 → NaOH →

+ + +

2 ClNO3OH-

Los ácidos multipróticos, muchas bases multinidroxílicas, las sales básicas y ácidas se disocian por etapas, este proceso se denomina disociación por etapas o gradual. Ejemplo:

1. La disociación por etapas del ácido triprótico H3PO4. H3PO4

→

H2PO4-

→

HPO4--

→

H+ H+ H+

H2PO4-

+

HPO4--

+ +

PO4---

α1 = 26% α2 = 0.11% α3 = 0.001%

1 etapa 2 etapa 3 etapa

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El grado de disociación de la primera etapa α1 es siempre mayor que el de la segunda (α2) y que el de la tercera etapa (α3). Por ejemplo, en la solución 0.1 N de H3PO4, el grado de disociación en su primera etapa α1 es de 26%, α2 es 0.11% y α3 = 0.001% en la segunda y tercera etapas respectivamente. 2. Disociación gradual de una base bihidroxílica. Ca(OH)2

→

CaOH+

CaOH+ Ca++

→

OH-

+

OH-

+

(1 etapa) (2 etapa)

3. Disociación gradual de una sal ácida NaHSO4

→

HSO4-

Na+

+

HSO4-

H+

+

SO4--

→

(1 etapa) (2 etapa)

4. Disociación gradual de una sal básica. MgOHCl MgOH+

→

MgOH+

→

+ Mg++

ClOH-

+

(1 etapa) (2 etapa)

La disociación electrolítica de los electrolitos débiles es un proceso reversible. A la disociación electrolítica de los electrolitos débiles se aplica la Ley de acción de masas.

En las soluciones de electrolitos débiles, los iones y las moléculas no disociadas se encuentran en “estado de equilibrio” que se caracteriza por la constante “K” de disociación electrolítica. La constante “K” de equilibro o de disociación electrolítica es más exacta que el grado de disociación y determina cuantitativamente la disgregación del electrolito en iones. La constante “K” de disociación del ácido cianhídrico HCN (débil), tiene el siguiente valor: HCN

→

H+

+

[H·] [CN’] K= [HCN]

CN-

= 7.9 x 10’10

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Mientras mayor sea la fuerza del electrolito es mayor la constante (K) de disociación. A diferencia del grado de disociación α la constante de disociación no depende de la concentración “K” depende de la temperatura y del disolvente. Mediante disociación gradual, cada etapa se caracteriza por una determinada constante, por ejemplo la constante de disociación gradual del ácido sulfuroso. 1 etapa

H2SO3 →

-

2 etapa

HSO3 →

+·

H + HSO3

+·

H

-

K=

+ HSO3

[H·] [HSO3’] = 1.7 x 10-’2 [H2SO3] [H·] [SO3’’]

--

K=

= 1.0 x 10-’7

[HSO3’]

Entre la constante de disociación “K” y el grado de disociación electrolítica “α”, existe la siguiente relación: 2

K=

Donde:

α ·C

C = Concentración de la solución (mol/L) K = Constante de disociación. α = Grado de disociación.

1-α

. Por esta ecuación, conociendo una magnitud se puede calcular la otra. I. Ácidos, bases y sales desde el punto de vista de la disociación electrolítica.De acuerdo a la teoría clásica de la disociación electrolítica, se denomina ácido a aquella sustancia que mediante disociación no forma ningún ión cargado positivamente a excepción del hidrógeno H+. HCl

→

H+

Cl-

+

II. Base.- Es tal sustancia que mediante disociación, no forma ningún ión cargado negativamente excepto el ión hidroxilo OH’. KOH

→

K+

OH-

+

III. Hidróxidos anfóteros.- Son tales hidróxidos que se disocian en medio alcalino como ácido y en medio ácido como base formando los iones H+ y OHrespectivamente. 2 H+

+

ZnO2-- →

Medio alcalino [ con KOH por ejemplo]]

Zn (OH)2

→

Zn++

+

2 OH-

Medio ácido [ con HCl por ejemplo]]

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IV.

Sal.- Es tal sustancia que se disocia en iones de metal y de radical ácido: K2SO4 →

2 K+

+

SO4--

Ecuaciones de las reacciones iónicas: Según la teoría de la disociación electrolítica, todas las reacciones en soluciones acuosas de electrolitos, son reacciones entre iones. La interacción de los iones en las soluciones de electrolitos se denomina reacción iónica. Las reacciones iónicas van hasta el final en aquellos casos, cuando los iones que se encuentran en la solución forman: 1) Precipitados insolubles, ejemplos: BaSO4, AgCl. 2) Gases: CO2, H2. 3) Compuestos débilmente disociados: H2O, NH4OH y HCN. Las reacciones iónicas comprenden :“Ecuaciones moleculares”, “Ecuaciones iónmoleculares completas” y “Ecuaciones ión-moleculares simplificadas”. Las ecuaciones ión-moleculares simplificadas, se denominan también ecuaciones iónicas; ellas expresan la esencia del proceso que sucede en la solución: Al establecer las reacciones de las ecuaciones iónicas se recomienda utilizar la “tabla de solubilidades de las bases y de las sales en agua” (tabla II) y la tabla de “grados de disociación de los electrolitos” (tabla I).

TABLA I

FUERTES α> 30% Electrolito α% HCl, HBr, HI 92 HNO3 91 HClO3, HClO4 90 H2SO4 58 NaOH, KOH 84 86 KCl 84 NaCl 83 NaNO3 69 Na2SO4 45 MgSO4

ELECTROLITOS FZA. INTERMEDIA α (30-3)% Electrolito H3PO4 HF H2S

% 26 15 3.7

DÉBILES α< 3% Electrolito α% HCN 3.1 H2CO3 2.2 NH4OH 1.33 H2O 2 x 10-9 1.34 CH3COOH

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TABLA II

+ Na → Cationes Aniones ↓ S ’ S Cl’ Br’ S S I’ OH’ S S NO3’ S S’’

CO3’’

S

K

+

“Solubilidad de las sales y de las bases en agua” +

+

NH4

Ag

S S S S S S S

S S S S S S S

S I I I PS I I

S

S

SO4’’ S S S S CrO4’’ S S PO4’’’ CH3COO’ S S S = Soluble

S S S S

Mg++

I S S S I S S

Ca

++

I S S S S S S

Ba

Fe

••

PS S S S S S S

++

PS S S S I S I

Cu

++

Zn

++

Hg

++

Pb

••

Al

+++

Fe

+++

I S S I I S I

PS PS I S S S S PS S S S S PS S S S I PS S S I DH2O I I I S S S S S I I I DH2 I O I I I I I DH2 I I I DH2 DH O O I S PS I S S S S I S S I S S I S S S I I S S I I I I I I I I I I I PS S S S S S S S S S S PS = Poco soluble I = Insoluble DH2O = Se descompone con el agua

ANOTACIÓN DE LAS ECUACIONES DE LAS REACCIONES IÓNICAS 1.- Escribir las ecuaciones de las reacciones en forma molecular: HCl + AgNO3 → AgCl + HNO3 Comprobar la solubilidad de la sal obtenida con ayuda de la tabla de solubilidades (en el ejemplo, la sal formada AgCl es prácticamente una sal insoluble). 2.- Transcribir la ecuación de la reacción en forma ión-molécular completa, para ello los electrolitos fuertes solubles, representarlos en forma de iones; los precipitados que se formen, los gases y las sustancias débilmente disociadas, en forma de moléculas.

H+

+ Cl-

+

Ag+

NO3- →

+

AgCl +

H+

+

NO3-

3.- Simplificar en la parte izquierda y derecha de la ecuación los términos semejantes o iones de un mismo tipo (estos iones se encuentran en la solución, pero no son parte de la reacción iónica).

H+

+ Cl-

+

Ag+

NO3- →

+

AgCl +

H+

+

NO3-

4.- Escribir la ecuación de la reacción ión-molecuar simplificada (iónica).

Ag+

+

Cl-

→

AgCl ↓

La ecuación iónica de la reacción muestra que la esencia del proceso radica en la unión de los iones Ag· con los iones Cl’ con obtención de AgCl insoluble.

Cd

++

PS S S S I S I I S S I S

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EJEMPLOS DE REACCIONES IÓNICAS: 1. Las reacciones que suceden con obtención de precipitados: Ecuación molecular:

BaCl2 + Na2SO4

La ecuación ión-molecular completa: Ba++ + 2 Cl- + 2 Na+ + SO4-- → La ecuación molecular simplificada (EIMS): Ba++ + SO4--

+

BaSO4 ↓

→

2 NaCl 2 Cl-

2 Na+ +

BaSO4 ↓

BaSO4 ↓

→

2. Reacción que sucede con obtención de gases: Ecuación molecular:

Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl

+

H2 O

+

CO2

H2 O

+

+

CO2

Ecuación ión-molecular completa: 2Na+ + CO3--* + 2 H+ + 2 Cl- → 2 Na+ + Ecuación iónica (EIMS):

CO3-- +

2 H+

2 Cl- + →

H2 O

CO2

Dicha reacción va hasta el final, ya que los iones H·, se enlazan con los iones CO3” con obtención de ácido carbónico débil, que se disgrega en CO2 y en H2O. 3. Reacción que sucede con obtención de un electrolito débil: Ecuación molecular:

NH4Cl +

NaOH →

NaCl +

NH4OH

Ecuación ión-molecular completa: NH4+ + Cl--

+

Na+

+

OH -

→

Na+

Ecuación ión - molecular simplificada: NH4+ +

+

Cl-

+

OH-

→

NH4OH

NH4OH

El H2O es un electrolito débil. Mediante la neutralización de un ácido fuerte con álcali, la esencia del proceso radica en la reacción entre los iones H· y OH’: Ecuación molecular:

HCl

+

NaOH →

NaCl +

H2 O

Ecuación ión-molecular completa: H+ + Cl-

+

Na+ +

OH-

→

Ecuación ión - molecular simplificada: H+

Na+

+

Cl-

+

+

OH-

→

H2 O

H2 O

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DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA Parte práctica: Experiencia #1: DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA EN SOLUCIÓN ACUOSA. A) En un tubo de ensayo seco, mezcle un poco de soda cristalina Na2CO3 y de ácido oxálico H2C2O4. anote la ecuación de la reacción. Preste atención si esta reacción sucede con las sustancias secas o anhidras. Explique sus observaciones. B) A una mezcla de dichas sustancias (Na2CO3 y H2C2O4) agregue agua. ¿Qué sucede? Explique ¿por qué no interaccionan las sustancias secas? Anote las ecuaciones de la reacción. Experiencia #2: HIDRATACIÓN DE LOS IONES EN EL SULFATO DE COBRE. A) En un tubo de ensayo seco, agregue un poco de sulfato de cobre anhidro, preste atención al color de la sal. B) Agregue al tubo de ensayo con la sustancia anterior 2 ó 3 gotas de agua. ¿Cómo varía el color de la sal al agregar el agua? Escriba la ecuación de disociación del CuSO4. ¿Qué color tienen los iones de cobre en la sal anhidra y en la solución? Experiencia #3: DEPENDENCIA DEL GRADO DE DISOCIACIÓN DE LA NATURALEZA DEL ELECTROLITO. Agregue a un tubo de ensayo 3 ml de ácido clorhídrico 0.1 N y en otro tubo de ensayo agregue 3 ml de ácido acético 0.1 N. Añadir por partes iguales un pedacito de Zinc en cada tubo; ambos tubos de ensayo colóquelos en un vaso con agua caliente. ¿De qué ácido, en forma más enérgica se desprende H2? Escriba las ecuaciones de las reacciones. Experiencia #4: REACCIONES IÓNICAS CON OBTENCIÓN DE PRECIPITADOS. Agregue en 4 tubos de ensayo,( 1-2 ) ml de solución de Na2SO4, de MgSO4,de ZnSO4, de Al2(SO4)3 y agregue a cada tubo de ensayo 1-2 ml de solución BaCl2. Preste atención al hecho de que se forman precipitados iguales. Escriba las ecuaciones de las reacciones en forma molecular, ión-molecular completa, iónmolecular simplificada y también la ecuación iónica general de la reacción.

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Experiencia #5: A) Reacciones iónicas con obtención de un electrolito débil. Coloque en un tubo de ensayo un poco de NH4Cl seco y agregue 1-2 ml de solución de álcali NaOH. El tubo caliéntelo suavemente, determine cuál es el gas que se desprende, por su olor. Escriba la ecuación en forma molecular y iónica. B) Reacciones con obtención de un compuesto débilmente disociado H2O. Agregue en un tubo de ensayo 1 ml de HCl y 1 ml de NaOH. Escriba la ecuación de la reacción de neutralización, en forma molecular y iónica. Experiencia #6: REACCIÓN IÓNICA CON OBTENCIÓN DE GASES. Agregue en un tubo de ensayo 2 ml. de solución de Na2CO3 y 2 mls. de HCl. ¿Qué se desprende mediante la interacción de estas sustancias? Anote la ecuación de la reacción en forma molecular, ión molecular completa y ión molecular simplificada. PREGUNTAS Y PROBLEMAS: 1. ¿En qué consiste la esencia del proceso de disociación electrolítica? 2. ¿A qué sustancias se les denomina electrolitos y a cuáles “no electrolitos”? 3. ¿Qué es el grado de disociación? ¿De qué factores depende? 4. ¿Por qué cosa se caracteriza la fuerza de los electrolitos? Anotar las fórmulas de los electrolitos fuertes, débiles e intermedios. 5. Ejemplos de disociación gradual (por etapas) de los ácidos y de las bases. 6. ¿Cómo sucede la disociación de los siguientes compuestos?: CaHPO4, H2S, Ca(OH)2, Cu(OH)Cl, H3PO4, KClO3, Al2(SO4)3. 7. Escriba las ecuaciones moleculares ,ión-moleculares completas y iónmoleculares simplificadas (iónicas) de las siguientes reacciones: CaCl2 + AgNO3 → AlCl3 + AgNO3 → 8. Coloque los respectivos coeficientes, en las reacciones y anote las ecuaciones ión-moleculares simplificadas o iónicas de: Fe2(SO4)3 + Cu(NO3)2 +

BaCl2 → FeCl3 + KOH → Cu(OH)2

+

BaSO4 KNO3

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PROFESORES : ALISTER – CERVANTES ....