Practica 6 EQUILIBRIO IONICO , pH Y pOH
Enviado por alvarezmarcoanto • 17 de Mayo de 2017 • Ensayos • 2.146 Palabras (9 Páginas) • 779 Visitas
INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL[pic 1][pic 2]
UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERIA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS
PRACTICA 6: EQUILIBRIO IONICO , pH Y pOH
ÁLVAREZ DE JESÚS MARCO ANTONIO
2013601771
QUIMICA INDUSTRIAL LABORATORIO
PROFESOR(A): NAVA TIRADO MARIA DOLORES
SECUENCIA: 2IV31
FECHA DE ENTREGA: 9 DE JULIO DE 2015
REACTIVOS O SUSTANCIAS QUIMICAS
- HCL Concentrado.
- NaOH Solido.
- CH₃COOH 0.1 M
- Agua destilada
DESARROLLO EXPERIMENTAL
1) Calcule la cantidad de HCL concentrado que se requiere para preparar 100 mL de solución 0.1 M.
Datos: Pureza del ácido 36% densidad 1.19 g/mL
PM 36.5 g/mol Volumen 85 ml
2) Agregue un poco de agua destilada a un vaso de precipitados.
3) Mida con una pipeta el volumen necesario de HCL y agréguelo al vaso y agite.
4) Vacié la mezcla en el matraz aforado y complete el volumen con más agua destilada.
5) Luego vacié 50mL de esta solución en un vaso y etiquete con la leyenda HCL 0.1M.
6) En un vaso de 250 mL mezcle 10 mL de la solución anterior (restante en el matraz) y 90 mL de agua destilada.
7) Marque el vaso con la leyenda HCL 0.001 M.
8) Calcule la cantidad de NaOH que se requiere para preparar 100 mL de solución 0.1 M
Datos: Pureza de NaOH 97% PM 40 g/mol
Masa de NaOH 41g
9) Pese en un vidrio de reloj la cantidad de NaOH que necesita y disuelva el sólido en un poco de agua, utilizando un vaso de 100 mL.
10) Lleve el contenido del vaso a un matraz aforado y complete el volumen con agua destilad. Luego, vacié en un vaso 50 mL de esta solución y márquela como NaOH 0.1M.
11) En un vaso de 250 mL mezcle 10 mL de la solución anterior (restante en el matraz) y 90 mL de agua destilada.
12) Etiquete la solución como NaOH 0.01 M.
13) Reciba en un vaso de precipitados 50 mL de solución de ácido acético y márquelo como CH3COOH 0.1 M.
14) Mida el pH de cada una de las soluciones, enjuagando con agua destilada el electrodo del potenciómetro.
15) anote sus resultados.
DATOS EXPERIMENTALES
SOLUCION | CONCENTRACION | pH (TEORICO) | pH (EXPERIMENTAL) |
HCL | 0.1 M | 1 | 1 |
HCL | 0.01 M | 2 | 1.83 |
NaOH | 0.1 M | 13 | 12.88 |
NaOH | 0.01 M | 12 | 11.91 |
CH₃COOH | 0.1 M | 2.87 | 2.49 |
CUESTIONARIO
- Calcule el pH que teóricamente espera obtener para cada una de las soluciones.
El pH para el HCL 0.1 M
HCL (ac) H⁺ (ac) + CL⁻(ac)[pic 3]
El HCL es un ácido fuerte por lo tanto:
[HCL]= 0.1 M [H⁺] = 0.1 M[pic 4]
El pH es: [pic 5][pic 6]
[pic 7]
- El pH para el HCL 0.01 M
HCL (ac) H⁺(ac) + CL⁻(ac)[pic 8]
Como el HCL es un acido fuerte se tiene que:
El pH de la solución es: [pic 9][pic 10][pic 11]
- El pH para el NaOH 0.1 M
NaOH (ac) Na⁺ (ac) + OH⁻ (ac)[pic 12]
[pic 13]
Por lo que el pOH de la solucion es:
pOH = 1
14 = pH + pOH
pH = 14 – pOH[pic 14]
pH = 14 – 1 = 13[pic 15]
- El pH para el NaOH 0.01 M
NaOH (ac) Na⁺ (ac) + OH⁻ (ac)[pic 16]
Como el NaOH es una base fuerte se tiene que:
[pic 17]
Asi, el pOH de la solucion es:
pOH = 2
pH = 14 – pOH
pH = 14 – 2 = 12[pic 18]
- El pH para el CH₃COOH 0.1 M
CH₃COOH (ac) H⁺ (ac) + CH₃COO⁻ (ac)[pic 19][pic 20]
Rel. Esteq 1 1 1
Inicial 0.1 – –
Reacciona x – –
Formado – x x[pic 21]
Equilibrio 0.1 – x x x
De esta manera, la constante de ionización queda como sigue:
[pic 22]
Además se tiene que el valor teórico de la constante de ionización para el ácido acético es:
Kₐ = 1.8 X 10⁻⁵
1.8 X10⁻⁵ =
[pic 23][pic 24]
x² + (1.8 X 10⁻⁵)x –1.8X10⁻⁵ = 0[pic 25]
[pic 26]
Entonces:
x₁= 1.333X10⁻³ ; x₂= – 1.351X10⁻³
...