HIDRÓGENO-EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Enviado por Andrea Guaymás • 17 de Agosto de 2020 • Apuntes • 1.893 Palabras (8 Páginas) • 90 Visitas
Hidrogeno – Equilibrio Acido-Base
Instrucción teórica
El hidrogeno es el elementomas abundante en la tierra, por las propiedades que tiene, no se lo puede agrupar en ningún periodo ni grupo
EL hidrogeno presenta tres isotopos
- Protio01H
- Deuterio 11H
- Tritio 21H
En la naturaleza se encuentra en estado gaseoso y es incoloro, inodoro e insípido el mismo presenta un punto de ebullición de -253°C y un punto de fusión de –259°C
Forma hidruros iónicos con los elementos del grupo I y II, con los elementos del grupo VII forma hidruros covalentes, también forma compuestos como H2O, NH3 y CH4. También forman hidruros intersticiales con los elementos de transición, estos hidruros se caracterizan por no tener una ecuación química definida, por eso se lo llaman no estequimetricos.
El hidrogeno se puede obtener en industria por el método de BOSCH o como subproducto de la industria petrolera, por otro lado en laboratorio se lo obtiene mediante una ecuación redox espontanea en la cual un metal se oxida reduciendo el hidrogeno, o por mediante de la electrolisis del agua.
Por otro lado vamos a definir acido base según las siguientes teorías
- Arrhenius:
- Acido: Especie química que en solución acuosa produce H+
- Base: Especie química que en solución acuosa produce OH-
- Brönstedt-Lowry:
- Acido: Especie química que en solución acuosa produce H+
- Base: Especie química que en solución acuosa acepta H+
- Lewis:
- Acido: Especie química que en solución acuosa acepta e-
- Base: especie química que en solución acousa cede e-
Precipitación de Hidrogeno
En esta experiencia se trata de obtener hidrogeno mediante la reacción de agua, acido sulfúrico e hidróxido de sodio haciendo reaccionar las soluciones en tubos de hemolisis con Al, Zn y Fe.
En primer momento se observa las reacciones a temperatura ambiente y luego se coloca los tubos en baño maría elevando su temperatura a 90°C y se observa las reacciones.
Por otro lado se hace reaccionar el sodio en un vaso de precipitados con 40 ml de agua. Al finalizar la reacción se le agrega unas gotas de fenolftaleína
- Reacciones químicas
Agua destilada | Acido sulfúrico | Hidróxido de Sodio | |
Zn | OxidaciónZn0 Zn+2 + 2e-[pic 1] Reducción2e-+2H2O H2 + 2OH-[pic 2] Global Zn0 + 2H2O Zn(OH)2 + H2 ∆E°=-0,066[pic 3] | Oxidación Zn0 Zn+2 + 2e-[pic 4] Reducción 2e-+2H++ SO4=H2+ SO4=[pic 5] Global Zn0 + H2 SO4ZnSO4+ H2 ∆E°=0,762[pic 6] | Zn + 2NaOH + 2H2O Zn(OH)=4[pic 7] |
25°C | No se observa reacción | Burbujeo leve | No se observa reacción |
90°C | No se observa reacción | Burbujeo mas fuerte | No se observa reacción |
Al | Oxidación Al0 Al+3 + 3e-[pic 8] Reducción 2e-+2H2O H2 + 2OH-[pic 9] Global 2Al0 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2 ∆E°=0,834[pic 10] | OxidaciónAl0 Al+3 + 3e-[pic 11] Reducción2e-+2H+ + SO4=H2+ SO4=[pic 12] Global Zn0 + H2 SO4ZnSO4 + H2 ∆E°=1,662[pic 13] | Al+NaOH+3H2O Al(OH)4-+Na++3H2[pic 14] |
25°C | No se observa reacción | Muy poco burbujeo | Burbujeo muy leve |
90°C | Burbujeo leve | Burbujeo y desintegración de metal | Reacción muy violenta |
Fe | Oxidación Fe0 Fe+2 + 2e-[pic 15] Reducción 2e-+2H2O H2 + 2OH-[pic 16] Global Fe0 + 2H2O Fe(OH)2 + H2 ∆E°=-0,381[pic 17] | OxidaciónFe0 Fe+2 + 2e-[pic 18] Reducción2e-+2H+ + SO4=H2+ SO4=[pic 19] Global Zn0 + H2 SO4ZnSO4 + H2 ∆E°=0,447[pic 20] | Fe+2NaOH + 2H2OFe(OH)-4 + H2+2Na+[pic 21] |
25°C | No se observa reacción | Muy poco burbujeo | No se observa reacción |
90°C | No se observa reacción | Burbujeo y movimiento del metal | Reacción leve |
Nota: se puede observar que algunas reacciones a temperatura ambiente no se llevan a cabo sin embargo cuando se calienta la solución empieza la reacción, o que a temperatura ambiente la reacción es lenta y su velocidad aumenta, esto se debe a la cinética química de la solución, ya que sabemos que al aumentar la temperatura se aumenta la velocidad de reacción, esto se debe a que la temperatura es una forma de catalizar una solución.
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