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UNIVERSIDAD CATOLICA BOLIVIANA SAN PABLO UNIDAD ACADÉMICA REGIONAL COCHABAMBA Departamento de Ciencias Exactas e Ingeniería

LABORATORIO DE QUÍMICA N° 3 TITULACION ACIDO-BASE ACIDO FUERTE, BASE DEBIL

Dalence Arroyo Rodrigo Merino Vargas Daniela Mendoza Terán Kelya Nicolás Rodrigo Torrico Valdez Grace

COCHABAMBA-BOLIVIA

COCHABAMBA-BOLIVIA ANÁLISIS DE REGRESIÓN 1. INTRODUCCIÓN 2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 3. OBJETIVO  Preparar soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas.  Expresar la concentración de la solución final en unidades químicas.  Determinar la concentración de una solución desconocida por titulación.

4. MATERIALES           

Buretas NaOH Erlenmeyer HCl Espátulas C H 3COOH Vidrios de reloj Matraces aforado Hornillas agitadoras Magnetos Probetas

      

Vidrio de reloj 2 vasos de precipitación Gradilla de madera Embudo Papel filtro Probeta Cu (OH)2

5. FLUJOGRAMA

1) Titulación ácido fuerte – base débil

Agregar HCl 0.1[M]

Desde una

Medir el pH Medir el volumen de HCl cada 5[ml]

A un

Contiene 25[ml] de NH3 O.1[M]

6.- DATOS Y RESULTADOS a) Titulación ácido fuerte– base debil Cl¿ HCl+ N H 3 → N H +¿ 4

H +¿+N H

+¿¿

3

→N H4 ¿

N H +¿+H 4

2

O → N H 3 + H3 O

N H +H N H +¿→ 4 3

+ ¿¿

+ ¿¿

¿

¿

H 3∗1 [ l ] ∗0.10 [ mol ] 1000 [ ml ] 25 [ ml ] N =2.5∗10−3 [moles] 1 [l ]

Después de añadir 10[ ml ] de HCl 0.10[ M ] a 25[ ml ] NH3 0.10[ M ] C 2=

C 1∗V 1 0.1 [M ]∗10[ml] → C 2= =0.02857 [ M ] HCl V2 35[ml]

C 2=

0.1[M ]∗25[ml ] =0.0714[ M ] N H 3 35[ml]

HCl+ N H 3 → N H 4 +C l−¿ ¿ 0.02857

0.0714 0.02857

-0.02857 -0.02857 0.04283

0.02857

N H 3+ H 2 O → N H 4 +O H −¿¿ 0.04283 -x −10

k h=5.56∗10

=

x2 0.04283−x

0.02857 x

x

x 2+ 5.56∗10−10 x−2.78∗10−11 =0 x=5.2723∗10−6=OH

[ OH ]=5.2723∗10−6 [ M ] pOH =−log ( 5.2723∗10−6 ) pOH =5.2779 pH=14−5. 2779=8.72

Después de añadir 25[ ml ] de HCl 0.10[ M ] a 25[ ml ] NH3 0.10[ M ] C 2=

0.1[M ]∗25[ml ] =0.05[ M ]HCl 50[ ml]

C 2=

0.1[M ]∗25[ml ] =0.05[ M ]N H 3 50[ml]

HCl+ N H 3 → N H 4 +C l−¿ ¿ 0.05 0.05 0.05 - 0.05 - 0.05 0.05 N H +H N H +¿→ 4

+ ¿¿

3

¿

0.05 -X X pk a=14−4.75=9.25 k a=1∗10−9.5 −9.5

k a=1∗10

=

x2 0.05−x

x 2+ 1∗10−9.5 x−1.5811∗10−11=0

X

x=3.967∗10−6 =H +¿¿ −6

p H +¿=− log (3.967∗10

)¿

pH=5.401 Después de añadir 35[ ml ] de HCl 0.10[ M ] a 25[ ml ] NH3 0.10[ M ] C 2=

0.1[M ]∗35[ml] =0.0583[ M ] HCl 60[ml]

C 2=

0.1[M ]∗35[ml] =0.04167[ M ]N H 3 50[ml]

HCl+ N H 3 → N H 4 +C l−¿ ¿ 0.0583 0.04167 - 0.04167 −0.04167 0.04167 0.04167

0.0166

−¿¿

2 HCl → H 2 +2 C l 0.01666 0 .01666

CUESTIONARIO 1) Calcule el pH en la titulación de 25[ml] de ácido acético 0.10[M]con NaOH después de agregar a la disolución ácida: a) 10[ml] de NaOH 0.10[M] b) 25[ml] de NaOH 0.10[M] c) 35[ml] de NaOH 0.10[M]

0.025 [ l ] C H 3 a)

COOH∗0.10 [ mol ] =2.5∗10−3 [ moles ] C H 3 COOH 1 [l ]

NaOH∗1 [ l ] ∗0.10 [ mol ] 1000 [ ml ] 10 [ ml ] =1∗10−3 [moles ] NaOH 1[l] 2.5∗10−3 [ mol ] C H 3 COOH −1∗10−3 [ mol ] NaOH =1.5∗10−3 [ mol ] C H 3 COOH 1.5∗10−3 ∗1000 [ ml ] (10+ 25) [ ml ] [ M ]= =0.043 [ M ] C H 3 COOH 1[l] pH=−log ⁡¿ pH=−log ( 0.043 )=1.366 b) NaOH∗1 [ l ] ∗0.10 [ mol ] 1000 [ ml ] 25 [ ml ] =2.5∗10−3 [moles] NaOH 1[l] 2.5∗10−3 ∗1000 [ ml ] (25+25) [ ml ] [ M ]= =0.05 [ M ] C H 3 COOH 1[l] 2.5∗10−3 ∗1000 [ ml ] (25+25) [ ml ] [ M ]= =0.05 [ M ] NaOH 1[l]

[ M ] C H 3 COOH =[ M ] NaOH pH=7 c) NaOH∗1 [ l ] ∗0.10 [ mol ] 1000 [ ml ] 35 [ ml ] =3.5∗10−3 [moles] NaOH 1[l] 3.5∗10−3 [ mol ] NaOH −2.5∗10−3 [ moles ] C H 3 COOH =1∗10−3 [ mol ] NaOH

1∗10−3 ∗1000 [ ml ] (35+ 25) [ ml ] [ M ]= =0.0167 [ M ] NaOH 1[l] pOH =−log ( 0.0167 )=1.777 pH=14− pOH =12.223

2) Calcule el pH en el punto de equivalencia cuando se titulan con una disolución de NaOH 0.10 [M]con una disolución de HCl 0.10 [M]. Cuando la concentración de la base es igual que la concentración de ácido se dice que están en su punto de equivalencia, ya que su pH será cuando la solución sea neutra. PH = 7

3) 100[ml] exactos de ácido nitroso 0.10 [M]se titulan con una disolución de NaOH 010[M].Calcule el pH: a) b) c) d)

De la disolución inicial En el punto en que se han añadido 80[ml] de la base En el punto de equivalencia. En el punto en el que se han añadido 105[ml] de la base a) pH=−log ( 0.1 ) =1 b) O2∗1 [ l ] ∗0.10 [ mol ] 1000 [ ml ] 100 [ ml ] HN =0.01 [ moles ] HN O2 1[l] NaOH∗1 [ l ] ∗0.10 [ mol ] 1000 [ ml ] 80 [ ml ] =8∗10−3 [moles] NaOH 1[ l ]

0.01 [ mol ] HN O 2−8∗10−3 [ mol ] NaOH =2∗10−3 [ mol ] HN O 2 2∗10−3 ∗1000 [ ml ] (100+ 80) [ ml ] [ M ]= =0.011 [ M ] HN O2 1[l] pH=−log ( 0.011 )=1.954 c) Cuando la concentración de la base es igual que la concentración de ácido se dice que están en su punto de equivalencia, ya que su pH será cuando la solución sea neutra. pH = 7

d) NaOH∗1 [ l ] ∗0.10 [ mol ] 1000 [ ml ] 105 [ ml ] =0.0105[moles] NaOH 1[l] 0.0105 [ mol ] NaOH−0.01 [ mol ] HN O2=5∗10−4 [ mol ] NaOH 5∗10−4 ∗1000 [ ml ] (100+ 105) [ ml ] [ M ]= =2.439∗10−3 [ M ] NaOH 1[l]

pOH =−log ( 2.439∗10−3 )=2.613 pOH =14−pOH =11.387 4) Calcule el pH en el punto de equivalencia en la titulación de 50[ml] de metilamina 0.10 [M]con una disolución de HCl 0.20 [M].

Cuando la concentración de la base es igual que la concentración de ácido se dice que están en su punto de equivalencia, ya que su pH será cuando la solución sea neutra. PH = 7

GRAFICAS DE TITULACION

TITULACION ACIDO FUERTE , BASE DEBIL 12 BASE

10.29 10

9.63

8.98

NEUTRO

6

ACIDO

8

2 0.84

4

0

5

1.89

10

15

20 Cantidad de HCl

25

1.43

1.36

30

35

Cuestionario y problemas TERCERA PARTE 1.-Explique la ionización de acidos y bases con un ejemplo

2.-Explique los ácidos polípticos Los ácidos polipróticos (ácidos poliácidos o ácidos poliprotónicos) son ácidos que tienen más de un hidrógeno ionizable. Estos ácidos disocian en más de una etapa y cada etapa presenta su propia constante de equilibrio. Los ácidos polipróticos no ceden de una vez y con la misma facilidad todos los protones, sino que lo hacen de forma escalonada, y cada vez con mayor dificultad. Las correspondientes constantes de disociación, disminuyen mucho (aproximadamente un factor de 10 -5) para cada una de las sucesivas ionizaciones.

3.-Explique PH y POH El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinada sustancia. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.  El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido

4.-Explique las constantes Kc, Ka , Kb , Kw

La Ka es la constante de disociacion para acidos debiles y se defini como 

HA + H2O-----------H3O+ + A- 

Ka = (H3O+)(A-)/(HA) donde ( ) es concentracion  Kb es la constante de disociacion de bases debiles 

B + H2O-------------BH+ + OH- 

Kb= (BH+)(OH-)/(B)  Kw es la constante para el agua y vale 10*-14 (diez a la menos catorce)  Kc en la constante producto de solubilidad de sales ligeramente solubles  MmXx-------------------------mM+ + xX-  Kc = (M)^m(X)^x ^ QUIERE DECIR ELEVADO A....

EJERCICIOS 1.-Una persona se ha salpicado los ojos con una solución utilizada para la limpieza de objetos metálicos, uno de sus componentes es el hidróxido de amonio(NH4OH); Kb=1,75x10°-5 Inmediatamente procede a hacerse un lavado ocular con una solución de acido borico (H3BO3); Ka=5,8x10°-10. Se forma entonces la sal amoniacal NH4H2BO3. Cual será la cte de hidrolisis de esta sal? En que intervalo estará comprendido el PH?

2.-El nitrito de sodio (NaNO2) es una sal de gran utilización en la conservación de carnes rojas crudas. Hoy dia su utilizacion es muy cuestionada por su poder cancerígeno. Cual es el PH de una solución 0,1M de nitrito de sodio, si el acido nitroso tiene una constante Ka=4.6x10°-4 y Kb=2,2x10°-11.