Informe Quimica General Practicas 4,5 y 6

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD

ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA I NGENIERIA Química General - 201102

PRACTINA Nº 4: SOLUCIONES

Objetivos generales

De la mano del tutor presencial los estudiantes deberán aprender a calcular y preparar soluciones y diluciones de diferentes concentraciones, y también saberlas expresar las concentraciones y como calcularlas.

Objetivos específicos 

Adquirir destreza en el manejo de materiales volumetricos volumetricos del laboratorio para la preparación de diferentes soluciones.



Adquirir habilidad de deducción deducción para comprender comprender la diferncia entre las formas de expresar las concentraciones.



PRACTINA Nº 4: SOLUCIONES

Objetivos generales

De la mano del tutor presencial los estudiantes deberán aprender a calcular y preparar soluciones y diluciones de diferentes concentraciones, y también saberlas expresar las concentraciones y como calcularlas.

Objetivos específicos 

Adquirir destreza en el manejo de materiales volumetricos volumetricos del laboratorio para la preparación de diferentes soluciones.



Adquirir habilidad de deducción deducción para comprender comprender la diferncia entre las formas de expresar las concentraciones.



MARCO TEORICO CONCEPTOS DE SOLUCIONES

TIPOS DE MARIALES SEGURIDAD EN EL LABORATORIO





BALON AFORADO DE 50, 100 Y 250 ML VASO PRECIPITADO DE 200 Y 100 ML



EMBUDO



FRASCO LAVADOR



PIPETAS DE 5 Y 10 ML



PIPETEADOR



ESPATULA



METODOLIA PREVIA AL DESARROLLO DEL LABORATORIO









IMPLEMENTOS DE SEGURIDAD LEER LA CARTA DE SEGURIDAD. LOS RIESGOS DE LOS REACTIVOS UTILIZADOS EN EL LABORATORIO





CALCULOS PARA DETERMINAR UNA CONCENTRACION DE UNA SOLUCION UTILIZANDO DIFERENTES UNIDADES. CALCULOS PARA DILUIR UNA SOLUCION .

AGITADOR DE VIDRIO



BALANZA



NaCl (SOLIDO

FORMA DE TRABAJO EN GRUPO COLABORATIVO DE 4 INTEGRANTES


ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA Química General - 201102

DIAGRAMA DE FLUJO PREPARACION DE UNA SOLUCION NaCl EN % P/P

PROCEDIMIENTO

PREPARACION DE UNA SOLUCION MOLAR DE NaCl DONDE SE PREPARA 250 ML DE UNA SOLUCION A 2M Y SE REALIZA EL PROCEDIMIENTO

 

PREPARACION DE UNA SOLUCION MOLAR DE NaCl DONDE SE PREPARA 250 ML DE UNA SOLUCION A 2M Y SE REALIZA EL PROCEDIMIENTO

PROCEDIMIENTO: DONDE TOMAMOS EL VOLUMEN CALCULADO DE LA SOLUCION PUNTO 3 YSE TRASLADA AL BALON AFORADO SEGÚN LO INDIQUE EL TUTO, DESPUES COMPLETA CON AGUA AGITA Y CONSERVA Y DESPUES REALIZA LOS CALCULOS Y SE SANCAN LAS CONCLUCIONES

DILUCIONES: CALCULAR EL VOLUMEN DE LA SOLUCION ANTERIOR: 

SE PREPARA UNA SOLUCION DE NaCl EN % DE P/V PARA OBTENER EL PORCENTAJE PESO Y VOLUMEN DE LA SOLUCION

50 ML - 0.5 M 100 ML - 0.2 M 250 ML – 0.1 M

FINALIZAMOS CON DETERMINAR LA CONCETRACION DE UNA SOLUCION SALINA. 



 



TOMAR UNA CAPSULA DE PORCELANA DE PRECISION 0.01 g TOMAR UNA ALICUOTA 10 ML Y VERTILA PESAR LA CAPSULA DEJAR ENFRIAR Y VUELVA A PESAR REGISTRAR LAS OBSERVACIONES



RESULTADOS TABLA Nº 13. PREPARACION DE SOLUCIONES

% m/m Preparar 50 ml de solución al 5% m/m

PREPARACION DE SOLUCIONES PESO DE SOLUCION CALCULOS PARA LA PREPARACION 50,1 gr

50 ml 5%m/m Calculamos: 2,5 gr de sal (soluto) 47,5 gr de agua (solvente) Tomamos registro de los siguientes pesos: Peso de vaso precipitado: 53,12 gr Peso de vaso precipitado más la solución: 103,22 gr. Restamos el peso del vaso precipitado con la solución, menos el vaso precipitado vacío, y eso nos da como resultado el peso neto de la solución: 50,1 gr. El volumen de la solución es de 49 ml.

%P/V Preparar 50 ml de solución al 5% P/V

MOLARIDAD Preparar 100 ml en 1 mol de agua y sal.

VOLUMEN DE LA SOLUCION 45 ml.

50 ml 5 %P/V Calculamos: 2,5 gr de sal (soluto) Llenamos la probeta hasta llegar a 50 ml Diluimos el soluto en el solvente, formando una solución homogénea. Observamos el nuevo volumen, y es de 45 ml. Pesamos la solución y dio como resultado 45,59 gr.

VOLUMEN 0,1 L.

CALCULOS PARA LA PREPARACION

CALCULOS PARALA PREPARACION Para preparar 100 ml a 1 mol de agua y sal, decimos: m=1 concentración L.Solución=0,1 =

#  . ó

Despejamos y reemplazamos la ecuación:


ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA Química General - 201102 #  =  × .ó #  = 1 × 0,1 = 0,1 

Luego, pasamos de moles a gr: p.m=58,44 g/mol NaCl # =



. 

Despejamos y reemplazamos en la ecuación:  = .  × #   = 58,44 ⁄ × 0,1  = 5,84 

DILUCIONES VOLUMEN 50 ML

CONCENTRACION 0.5 M

CALCULOS PARA LA PREPARACION Para preparar 50 ml a 0,5 M de agua y sal, decimos: M=0,5 concentración L.Solución=0,05 =

#  . ó

Despejamos y reemplazamos la ecuación: =



 #  = 1 × 0,1 = 0,1 

Luego, pasamos de moles a gr: p.m=58,44 g/mol NaCl # =



. 

Despejamos y reemplazamos en la ecuación:  = .  × #   = 58,44 ⁄ × 0,1  = 5,84 

DETERMINAR CONCETRACION DE UNA SOLUCION SALINA Peso de la capsula vacía:

48,54 g

Peso de la cápsula + 10 mL de la solución 2M:

49,09 g



Peso de la solución (Los 10 mL):

0,5 g

Peso de la cápsula + el soluto (el Residuo después de la evaporación):

49,04 g

Peso del soluto:

0,05 g

Tabla Nº 14. Concentración salina

Cálculos. 1. Determine la cantidad teórica de soluto que debe obtener en el punto 5 de la Tabla No 14, realice los cálculos de error absoluto y relativo, al comparar con el valor experimental. p. s=peso del soluto P1=Peso de la cápsula +10 ml de la solución 2M =49,09 g P2=Peso de la cápsula + el soluto (residuo después de la evaporación) =49,04  .  =    .  = 49,09  49,04 = 0,05

Obtuvimos un error absoluto del 15%, debido a que no tuvimos cuidado de tapar el recipiente a tiempo, y al estar revisándolo constantemente, quitábamos frecuentemente la tapa improvisada de papel, y se salieron varios granos de sal, y esto lo vimos reflejado en el error absoluto. 2. Calcule la concentración de la solución del numeral cinco y exprésela en %p/v, %p/p, ppm, g/L, molaridad (mol/L), molalidad (mol/Kg), normalidad (equi/L), y XSoluto, XSolvente. %p/v= M soluto=0,05g NaCl M solución=10 ml %  ⁄ =

0,05 10

× 100 = 0,5%



%p/p= M soluto=0,05g NaCl M solución=0,05g*0,5g=0,55g %p/p=? % ⁄ = 0,05 × 0,55 × 100 = 2,75%

% ppm g/L= M soluto=0,05g*1000mg/g=50mg M solución= 0,01 L % =

50 0,01

= 5000

Molaridad (mol/L) = Volumen de la solución=0,01L M (g de sustancia) =0,05g Sustancia (soluto) NaCl masa molar M=58,45g/mol Concentración molar = ? 0,05 = 0,008 58,45 ⁄ 0,008  = = 0,8 0,01 

=

Molalidad (mol/kg) = Soluto=0,05NaCl Solvente=0,5 g H 2O

0,05 = 0,008  58,45 ⁄ 0,5 × 1   = = 0,005     1000 0,008 = = 1,6 ⁄ 0,005

  =

 

=

Normalidad (equi/L) =

Observación: para una sal Z, es igual a la valencia del metal multiplicado por la cantidad de ellos que contenga la molécula. Para la sal NaCl Z=1 y la masa equivalente (peso equivalente) es= M_Eq(soluto) = (58,45 (masa molar soluto) / (1 Eq/mol) = 58,45g/Eq Eq (soluto)= 0,05g soluto / 58,45g/Eq=0,008eq V solución = 0,01L Eq soluto=0,008 =

    ()

=

0,008 0,01

= 0,8 ⁄ = 0,8



3. Calcule la masa de NaCl necesaria para preparar 200mL de una solución 2.5M.

=

# 

. ó # =  × . ó # = 2,5 × 0,2 # = 0,5

Empleamos la siguiente fórmula: # =

 

Despejamos la ecuación, para hallar la masa:  = # × 

Reemplazamos:

 = 0,5 × 58,44  ⁄  = 29,22 

Con lo anterior resolvimos que se necesitan 29,22 g de NaCl, para preparar 200 ml de una solución 2,5M

4. Calcule el volumen que se debe tomar de una solución 2.5M para preparar 100ml de una solución 1M Usamos la siguiente fórmula: =

   . 

Despejamos la ecuación para hallas las moles del soluto: Reemplazamos:

 =  × .  = 1 × 0,1  = 0,1

Ya teniendo los moles del soluto, calculamos el volumen: .  =



 .  =  × 1000 . = 0,1 × 1000 .  = 100

El volumen calculado es de 100ml, para preparar una solución a 1M.



Análisis de resultados. Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos. En esta práctica, aprendimos a usar las fórmulas establecidas, para hallar la molaridad, masa molar, moles de soluto, L. solución; y comparándolos con los datos teóricos, concuerdan, pues, aunque hubo un error absoluto por debajo de 20%, estamos dentro del rango aceptable, y pudimos deducir las causas de este índice, analizando los procesos tomados en cuenta. También podemos analizar que, con una fórmula, al despejarla, podemos calcular cualquier variable involucrada dentro de la misma, teniendo como mínimo dos datos de las otras dos variables, y poder calcular la variable que nos exija el ejercicio.

Cuestionario. 

¿Cuándo se prepara una solución, en donde el solvente y el soluto son líquidos, se puede considerar el volumen total de la solución como la suma de los volúmenes del soluto y solvente?

Si, se puede considerar esta afirmación, porque las condiciones del solvente y el soluto son el mismo estado, líquido, y al agregar al solvente líquido un soluto líquido, lo que se genera, es que la solución aumente en su volumen. Y expresado en fórmula quedaría: .  = .   . 



¿Se pueden expresar las concentraciones de soluciones de gases en concentraciones molares? Explique su respuesta.

Si, se pueden según el número de Avogadro, el cual dice como principio que, “Volúmenes iguales de gases cualesquiera, en iguales condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”. El concepto de mol se introdujo años después de la muerte de Avogadro. Dado que una mol de cualquier sustancia expresado en gramos contiene el mismo número de moléculas, de acuerdo con el principio de Avogadro los volúmenes molares de todos los gases deben ser los mismos. El número de moléculas contenido en una mol es igual al número de Avogadro cuyo valor se ha calculado en: 6,02 x 1023 moléculas


ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA Química General - 201102 

¿Qué puede inferir de la experiencia realizada?

De la experiencia realizada, podemos decir que, fue muy productivo haber participado activamente, pues adquirimos conocimientos en la preparación de soluciones de diferentes concentraciones, y comprendimos las dif erentes formas de expresar las concentraciones en las soluciones.

CONCLUSIONES En esta práctica podemos concluir que, aprendimos a preparar y a calcular soluciones y disoluciones de diferentes concentraciones, experimentamos los cálculos para hallar variables como el número de moles de soluto, masa de soluto, necesaria para preparar x cantidad de solución; y adquiriendo destreza en el manejo de materiales volumétricos de laboratorio.



Referencias bibliográficas. Química viva, Coto, C, Curso de introducción al conocimiento científico experimental, recuperado el 2016, 13 mayo, recuperado de: http://www.quimicaviva.qb.fcen.uba.ar/contratapa/aprendiendo/capitulo4.htm



PRACTICA Nº 5: PROPIEDADES COLIGATIVAS

Objetivos generales

Los estudiantes verificarán experimentalmente una de las propiedades coligativas de las soluciones, el aumento en la temperatura de ebullición ( aumento ebulloscópico) y determinarán la masa molar del soluto a partir de los datos recolectados durante la práctica.

Objetivos específicos

Nosotros como estudiante desarrollaremos habilidades de análisis, registro y procesamiento de datos experimentales.



MARCO TEORICO.







IMPLEMENTOS DE SEGURIDAD LEER LA CARTA DE SEGURIDAD.





LOS RIESGOS DE LOS REACTIVOS UTILIZADOS EN EL LABORATORIO

PIPETA VOLUMETRICA 10 ML



CONOCIMIENTOS



FORMA DE TRABAJO

MATRAZ AFORADO 100ML





BALON DE FONDO PLANO 100 ML















PROCEDIMIENTO



SISTEMA DE EVALUACION



PRODUCTO A ENTREGAR

BALANZA DIGITAL TERMOMETRO ELECTRICO PLANCHA DE CALENTAMIENTO ESPATULA BEAKER DE 100ML AGITADOR CRONOMETRO



DIAGRAMA DE FLUJO

PROCEDIMIENTO

REALIZAR CALCULOSY PRESENTARLAS EN LA TABLA DE CONCENTRACIONES DE VOLUMEN

    

LOS DEMAS GRUPOS EL BALON DE FONDO PLANO Y DISPONDRAN DE LA SOLUCION QUE HAN PREPARADO

CONECTAR LA PLANCHA Y AJUSTARLA A UNA TEMPERATURA DE 200 ºC

UN INTEGRANTE DEL GRUPO ROTULARA CON LA PALABRA CONTROL UN BALON DE FONDO PLANO Y DISPONDRA DE 100 ML DE AGUA

PREPARAR CRONOMETRO Y DAR PROCESO A LA SOLUCION.

EL SIGUIENTE GRUPO REALIZARA EL MISMO PROCEDIMIENTO EN MINUTOS PARA DETERMINAR LA EBULLICION

FINALIZAMOS CON DETERMINAR LA TEMPERATURA DE EBULLICION DE LA MUESTRA.

SOLUCION 1: 0.2 Y 100 ML SOLUCION 2: 0.4 Y 100 ML SOLUCION 3: 0.6 Y 100 ML SOLUCION 4: 0.8 Y 100 ML SOLUCION 5: 1.0 Y 100 ML

SEGUIR LAS INSTRICCIONES POR EL TUTOR, PREPARAR SOLUCIONES Y REALIZAR LOS CALCULOS

REGISTRAR EL TIEMPO EN MINUTOS CUANDO ALCANCE LA EBULLICION.

DETERMINAR LA TEMPERATURA DE EBULLICION.



RESULTADOS Registre los datos generados en la experiencia en tablas como las siguientes.

Tabla No 15.Resultados experimentales práctica 5 CONCENTRACION MOLAR

W (g) SACAROSA

TIEMPO TOTAL EN LLEGAR A EBULLICION (S)

TEMPERATURA EN EBULLICION (oC)

0

0

20 MIN

90ºC

0.2

3,42 g

15 MIN

91ºC

0.4

6,84 g

20 MIN

90ºC

0.6

10,26 g

22 MIN

90ºC

0.8

13,69 g

32 MIN

91,5ºC

1.0

27,11 g

16 MIN

93ºC

CALCULOS. 

Determinar la masa molar de la Sacarosa. Tabla No 16.

1. En primera instancia se mide el punto de ebullición del solvente (Agua) puro. Luego, se disuelve una determinada masa de Sacarosa en una determinada cantidad de Agua. 2. Experimentalmente se mide el punto de ebullición de la solución formada. 3. Sabiendo que la constante ebulloscópica del agua K e es 0.52ºC/m, a partir del valor experimental hallado para ΔTe se calculará m (molalidad). Por definición, molalidad es: m = moles de soluto / Kg de solvente, Si. g2 = masa de soluto (sacarosa). g1 = masa de solvente (agua). M2 = masa molar del soluto (sacarosa). La anterior igualdad se puede expresar como sigue:


ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA Química General - 201102 =

1000     

Despejando M2, queda: M2 = (1000 x g 2) / (m x g1) Dado que g 2, g1 y m se conocen, se puede calcular M 2 (masa molar del soluto)

MASA MOLAR DE LA SACAROSA Masa de agua (g1): 50 gr Masa de sacarosa (g2): 13,69 gr Temperatura de ebullición del agua (T 0e): 100 º C Temperatura de ebullición de la solución (Te): 91ºC Aumento del punto de ebullición ΔT e = (T0e – Te): 1º C Molalidad de la solución m = (ΔT e / K e): 0,52ºC

Masa molar de la sacarosa = 1000 x g2 / m x g1 = 500.07

Tabla No 20. Calculo de la masa molar de la sacarosa.

ANALISIS DE RESULTADOS: Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparación con los datos teóricos.

En esta práctica empleamos las sustancias como solventes experimentan un cambio en sus propiedades coligativas cuando son empleadas en la preparación de una solución. Miramos y aprendimos a medir la temperatura de ebullición de un solvente y la temperatura de ebullición de soluciones con diferente concentración molar de soluto; verificando que al adicionar un soluto a un solvente, su temperatura de ebullición aumenta,como tal Comprobar la propiedad coligativa conocida como aumento en la temperatura de ebullición. El principal objetivo era la temperatura de ebullición de un solvente y de soluciones de concentración conocida, preparará una de las soluciones



correspondientes al grupo en la cuál se realizó el procedimiento adecuado para obtener determine la temperatura de ebullición de la muestra control. (Solución y componentes de una solución, Propiedades coligativas de las soluciones)

CUESTIONARIO. 

Mencionar otro método similar al empleado en la práctica que permita determinar la masa molar de un soluto en solución diluida. Ampliar y explicar.

Respuesta: en conversión de gramos a mol Con la formula n=m/pm n=mol m=masa (g) pm =peso molecular (g/mol) Ejemplo Cuantas moles hay en 30g de H2SO4 pm= (H2SO4) = 98g/mol n= (30g)/ (98g/mol) = 0.3 mol de H2SO4



Resolver el siguiente ejercicio.

Cuando se disuelve 15,0 g de etanol (CH3CH2OH) en 750 g de ácido fórmico, el punto de congelamiento de la solución es 7,20°C. Sabiendo que el punto de congelamiento del ácido fórmico es 8,40°C, calcular Kc para el ácido fórmico. Rta: 2,76 °C/m  =

m= moles de soluto/Kg de solución Kg solución= 750gr * 1kh/1000gr kg solución= 0.75 Masa molar del etanol 46.07g/mol M= moles de soluto/ kg de solución m= 0.3256/0.75 m= 0.4341

   .  



ΔTf= kf*m ΔTf solvente- ΔTf solución = Kf *m

8.4 -7.2= Kf * 0.4.341 Kf= 2.7643ºC kg/mol




¿Cuál es el punto de ebullición normal de una solución de sacarosa C12H22O11, 1,25 m sabiendo que K e del agua pura es 0,512 °C/mol? Rta: 100,64°C ΔTsolvente - ΔTsolución = Kb * m ΔTsolvente -100 = 0.512*1.25 ΔTsolvente = 100.64ºC/m




Calcular la masa molecular de un soluto desconocido, a partir de los siguientes datos: o

Solución que contiene 0.85 g de un soluto desconocido en 100 g de Benceno.

o

Punto de solidificación de la anterior solución = 5.16ºC

o

Punto de fusión del benceno puro= 5.5ºC

o

Constante Crioscópica del benceno = 5.12ºC-Kg/mol Rta: 128.8g/mol ΔTf= Tºf-Tf ΔTf= 55ºC-5.16ªC =0.34

M= 0.34ºC/5.12ºC Kg/mol ----0.066Kg / mol Moles de soluto= (m) * (Kg de disolvente)



Moles de soluto= 0.066*0.1 kg = 66Kg/mol Mm soluto= g de soluto/ moles de soluto Mm solute = 0.85g/66Kg/mol = 0.1288g/kg /mol 1g= 0.1288g/Kg /mol / 0.001Kg = 128.8g/mol

CONCLUSIONES

Comprendimos y entendimos la temperatura de ebullición de un solvente y de soluciones de concentración conocida, preparará una de las soluciones correspondientes al grupo en la cual se realizó el procedimiento adecuado para obtener determine la temperatura de ebullición de la muestra control. (Solución y componentes de una solución, Propiedades coligativas de las soluciones)



REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS Concepto de propiedades coligativashttp://www.quimicayalgomas.com/quimicageneral/propiedades-coligativas-quimica/propiedades-coligativas/



PRACTICA NUMERO 6: CARACTERIZACION DE ACIDOS Y BASES. MEDICIONES DE PH OBJETIVOS GENERALES

Caracterizar soluciones como ácidas o básicas utilizando un indicador ácidobásico, estimando su PH, y que los estudiantes comprendan la diferencia entre soluciones ácidas y básicas y asociarlas con los electrolitos fuertes y débiles.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

Adquirir habilidad de análisis e interpretación de diferentes tipos de ácidos y bases.



MARCO TEORICO



TEORIA BRONSTEDLOWRY ECUACION PARA REACCION ACIDO - BASE

      

CLASIFICACION ACIDO FUERTES Y DEBILES



5 TUBOS DE ENSAYO GRADILLA FRASCO LAVADOR PH METRO (OPCIONAL) ACIDO CLOHIDRICO ACIDO ACETICO AMONIACO HIDROSIDO DE SODIO AGUA DESTILADA







CUMPLIR LAS NORMAS DE SEGURIDAD AL TRABAJAR CON ACIDOS. NO INHALAR AMONIACO LEER LA CARTA DE SEGURIDAD

CONOCIMIENTOS

SOLUCION DE UN PH ACIDO QUE TIENE < 7 Y SOLUCIONES BASICAS TIENE PH > 7 Y LAS NEUTRAS PH 7

INDICADORES Y MATERIALEES CASEROS







TEORIA SOBRE ACIDOS BASES, PH, COMO SE CALCULA. DIFERENCIAR ELECTROLITROS FUERTE Y DEBILES. DIFERENCIAR ACIDOS DEBILES Y FUERTES



DIAGRAMA DE FLUJO.

PROCEDIMIENTO

EN 5 TUBOS DE ENSAYO LIMPIOS Y MARCADOS, VERTER POR SEPARADOS 2 ML DE ACIDO CLORHIDRICO, ACIDO ACETICO, AMONIACO, HIDROSIDO DE SODIO, AGUA DESTILADA

UTILIZAR LOS INDICADORES PARA ESTIMAR EL PH DE CADA UNA DE LAS SUSTANCIAS DE USO DOMICILIARIO, PARA ESO TENER ENCUENTA LAS TABLAS MENCIONADAS

AGREGAR UNA GOTA DE ROJO DE METILO A CADA TUBO DE ENSAYO, AGITE Y REGISTRE EL COLOR FINAL DE LA SOLUCION QUE ESTIME EL PH

REPITAEL RPOCEDIMIENTO PARA NUEVAS MUESTRAS DE CADA UNO DE LOS INDICADORES.

COMPROBAMOS EL PH DE CASI TODAS LAS SOLUCIONES UTILIZANDO EL PH METRO COMO OPCIONAL.



RESULTADOS. Tabla 17. Reacciones con soluciones estándar pH utilizando indicador solución

rojo de metilo

HCl 0.1 M

fenolftaleína

Rosado claro

Hidróxido de sodio 0.1M

Azul de timol

Incoloro

Amarillo

Rosado

8.3

6.0

8.0

<4.2 Rosado

Incoloro

Amarillo oscuro

Amarillo

<4.2

8.3

<6.0

<8.0

Amarillo claro

Rosado

Azul oscuro

Violeta oscuro

<8.3

7.6

Rosado oscuro

Azul más oscuro

Ácido acético 0.1M Amoniaco 0.1M

azul de bromo timol

pH

<4.2 Amarillo oro

Agua destilada

papel indicador universal Acido

indicador 1

Acido

3

Base

9

base

12

neutro

6

>9.6 violeta >9.6

<4.2 Rosado claro

Papel

<8.3 Incoloro

7.6 Amarillo

Amarillo

8.3

6.0 – 7.6

<8.0

6.0

Tabla 18. Reacciones con soluciones caseras.

solución

Leche magnesia cloro

vinagre

rojo de metilo Amarillo claro

pH utilizando indicador fenolftaleína azul de bromo timol Incoloro

Amarillo

<8.3

6.0

Azul de timol Amarillo naranja

6.3 Amarillo

Rosado incoloro

Azul

8.0 – 9.6 Azul vivo

>6.3

8.3

7.6

9.0

Rosado

Rosado incoloro

Amarillo fuerte

Amarillo naranja

<6.0

8.3

<6.0 2.8

PH pH metro(opcional) 9.4

12.3

4.2



ANALISIS DE RESULTADOS. 

Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.

Para empezar con el proceso siempre debemos tener en cuenta que para medir un pH existe una escala de 0 a 14, las escalas son un pH < 7 e s considerado acido, un pH de 7 es neutro y un pH >7 son las bases fuertes y así tenemos la escala correcta de un pH. En la sección con el grupo observamos como la como al momento de aplicar el reactivo nos enseña a diferencia los tipos de pH que encontramos ya sea con fenolftaleína un tipos de reactivos que se encuentra con una solución extremadamente acida presenta una decoloración naranja y en nuestro caso presento un color rosa ya que nos indica que el pH es básico y es comportamiento adecuado.



Compare el valor del pH de las diferentes soluciones caseras.

Leche magnesia Su pH fue 9.4

Cloro PH fue de 12.3

Vinagre Su pH fue de 4.2



CUESTIONARIO. 

Explique la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras. ¿Qué puede concluir?

Se puede observar que el ácido clorhídrico es una acido fuerte el cual se analiza completamente lo cual semeja que es la constante acida infinita, pero de otro lado el ácido acético es un ácido débil lo cual tiene una contante finito y no se analiza completamente como el otro acido, lo cual existe un equilibrio entre el ácido que se analiza y que no se analiza completamente, así que obtendremos como resultado que el ácido clorhídrico será m enor y será más acido siempre que las soluciones tenga la misma concentración.

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¿De los reactivos registrados en la tabla 7 identifique los ácidos y bases fuertes, por qué reciben ese nombre?

De las bases fuertes encontramos el hidróxido de sodio el cual se le denominan a toda sustancia que cuando es disuelta en agua aporta iones OH- al medio.  = → −   +

Lo cual tiene un pH de 12 requiere un pH alto y es una base fuerte.

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Clasifique las soluciones de la tabla 8 en ácidos o bases fuertes débiles o neutras.

Ácidos débiles Vinagre: ácido acético (CH3COOH) y tiene un pH 4.2 Acido fuertes Cloro: acido hipocloroso (NaCl) pH 12.3 Bases débiles Leche: leche de magnesia (laxantes y antiácidos) y su pH es de 9.4

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Calcule el pH de la solución de HCl 0,1 M (ácido fuerte)  =  log(  ) =  log 0.1 = 1  


ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA Química General - 201102 

Calcule el pH de la solución 0,1M de ácido acético (Ka = 1,8x10-5) /  = 1.810−  = 1/2  1/2 log   =  =  log1.8 10− = 4.74  = (1/2)(4.74)  (1/2)(log 0.1) = 2.37  (1/2)(1) = 2.37  0.5  = 2.87

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Calcule el pH de la solución de NaOH 0.1 M (base fuerte)  = [− ]  = log(0.1 )  = 1  = 14    = 14  1 = 13

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Calcule el pH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka = 1,75x 10 -5) 4 → 4+       4+ = 10⋏−   ℎ    ñ   − =    4+ =   = 2/10∧− 1.75  10∧− = 2/10∧−  ∧ = 1.75 10∧− ℎ = 1.3  10∧− ℎ = 3  1.3 ℎ = 2.89  = 11.1



CONCLUSIONES Finalizamos esta práctica con el aprendizaje de como calcular un pH y de cómo saber identificar los ácidos y las bases fuertes y bases débiles de igual manera se identificaron los diferentes procesos de como calcular un pH y como despejar las diferentes fórmulas para hallar los diferentes resultados que se nos presente a diario.

Informe Quimica General Practicas 4,5 y 6

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