Reporte De Quimica

Resumen:

En este laboratorio calculamos el PH de distintas soluciones mediante un papel PH de manera teórica y práctica. Logramos calcular las concentraciones y el grado de acidez de un producto mediante técnicas volumétricas. Cumplimos la hipótesis de los 3 experimentos, pero en un principio con el amoniaco tuvimos ciertas complicaciones, ya que el PH de este nos dio 7, lo que quiere decir que sería neutro, pero luego al realizarlo por segunda vez, nos dio como resultado mayor que 7 siendo así una base. Finalmente el desarrollo de este trabajo lo cumplimos de manera uniforme y correcta cumpliendo así con el objetivo de este trabajo. Pese a algunas dificultades, por el mal uso de instrumentos, pudimos llegar a la conclusión de estos tres experimentos que como finalidad tenía calcular su PH y determinar su grado de acidez y basicidad.

Sumary:

In this laboratory we calculate the pH of various solutions by a pH paper of a theoretical and practical way. We calculate the concentrations and the degree of acidity of a product using volumetric techniques. We fulfill the hypothesis of the 3 experiments, but at first we had some complications with ammonia, since the pH of this we gave as results 7, which means it would be neutral, but then to do it a second time, gave us a score less than 7 being a base. Finally, the development of this work we made it evenly and thus fulfilling the objective of this job. Despite some difficulties, for the misuse of instruments, we conclude from these three experiments that finality was calculating the PH and determine its degree of acidity and basicity.

I.a.) Medición del PH

Tubo Nº Muestra PH (papel PH) PH (teórico)

1 Cloruro de amonio 5 PH -------------

2 Hidróxido de sodio 11.5 PH 14.07 PH

3 Ácido clorhídrico 0,5 PH 0.50 PH

4 Amoniaco 7 PH 13.13 PH

5 Ácido acético 2 PH 0.87 PH

6 Ácido oxálico 2 PH 1.15 PH

7 Ácido nítrico 0,5 PH 0.50 PH

8 Ácido fosfórico 1 PH 1.69 PH

Ib.)

2. NaOH – Kb = 14

[OH-] = √ (Kb x Co)

[OH-] = √ (14 X 0.1)

[OH-] = 1.18

poH= - log (1.18)

poH= -0.07

pH + -0.07 = 14

14 - -0.07= 14.07 pH

3. HCl – Ka = 1 4.NH3 – Kb = 1.8 x 10-5

[H+] = √ (1x 0.1) [OH-] = √ (1.8x10-5 x 0.1)

[H+] = 0.31 [OH-]= 134 x 10-3

pH= - log (0.31) poH= -log (134x10-3)

pH= 0.50 poH= 0.87

pH + 0.87 = 14

14 – 0.87 = 13.13 pH

5. CH3COOH – Ka = 1.8x10-5 6.C2H2O4 - Ka = 5.6x10-2

[H+] = √ (1.8x10-5 x 0.1) [H+] = √ (5.6x10-2 x 0.1)

[H+] = 134x10-3 [H+] = 0.07

pH= - log (134x10-3) pH= - log (0.07)

pH= 0.87 pH= 1.15

7. HNO3 – Ka = 1 8.H3PO4 – Ka = 7.11x10-3

[H+] = √ (1 x 0.1) [H+]= √ ( 7.11x10-3 x 0.1)

[H+] = 0.31 [H+] = 0.02

pH= - log (0.31) pH= - log (0.02)

pH= 0.50 pH= 1.69

C) La diferencia que se evidencia con el PH medido y teórico, es que claramente el PH medido proporciona una medida de forma más exacta de la concentración de protones de las soluciones.

D) el amoniaco resulto una diferencia considerable el error esta en el PH práctico, a continuación recalcularemos.

[OH-] = √ (Kb x Co)

[OH-]

...