INFORME DE LABORATORIO 4
Páginas: 9 (2018 palabras)
Publicado: 11 de octubre de 2015
UNIVERSIDAD LIBRE
SECCIONAL PEREIRA
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES – TITULACIÓN Y PH
PRESENTADO A:
HERNANDO MAYA
PRESENTADO POR:
ISABEL CRISTINA BUENO
ALEJANDRA PALACIO
NATALIA DOMINGUEZ
PAULA ROMÁN
INDICE
1. Objetivos……………………………………………………………….
2. Marco teórico…………………………………………………………..
3. Seguridad y manipulación de sustancias………………………
3.1. Fenolftaleína…………………………………………………..3.2. Hidróxido de sodio.…………………………………………
3.3. Ácido clorhídrico…………………………………………….
4. Mapa conceptual…………………………………………………..
5. Tabla de resultados………………………………………………..
6. Análisis……………………………………………………………….
7. Conclusión…………………………………………………………..
8. Bibliografía………………………………………………………….
1. OBJETIVOS
Estudiar experimentalmente las propiedades ácido-base de dichos compuestos
Conocer losdiferentes patrones primarios que se utilizan en volumetría acido-base.
Conocer el empleo correcto de los indicadores acido-base.
2. MARCO TEORICO
En las soluciones que se presentan en estado sólido y gaseoso, el soluto es el que se presenta en menor cantidad; en las soluciones gas-líquido, sólido-líquido, se considera al gas o al sólido como soluto y al líquido como solvente; enlas soluciones líquido-líquido se considera como solvente el líquido que esté en mayor cantidad pero si uno de los líquidos es agua se considera a ésta como solvente aunque esté en menor cantidad. La concentración de una solución es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente ó solución.
La adición progresiva de un ácido a una base ó viceversa, permite conocer elpunto final o punto de equivalencia de ácido y base. El punto final se detecta por el cambio de color del indicador empleado.
Si se conoce el volumen de la solución por titular y la normalidad y el volumen de la solución empleada en la operación, se podrá calcular la normalidad exacta de la solución desconocida.
La normalidad se calcula por la formula:
Nácido x Vácido = Nbase x Vbase
pH yDETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN
Una de las propiedades más importantes de una disolución acuosa es su concentración en ion hidrógeno, que se representa por H+ o H3O+. Este ion ejerce un gran efecto sobre la solubilidad de muchas especies inorgánicas y orgánicas, sobre la naturaleza de especies y complejos catiónicos presentes en una disolución, y sobre la velocidad de muchas reaccionesquímicas llevadas a cabo en este medio.
La concentración de ion H+ se expresa mediante el pH de la disolución, que se define por la siguiente expresión:
pH = -log [H+] , donde [H+] molar (Mol/L), es la concentración del ion
En disoluciones acuosas se cumple siempre la siguiente relación para el producto iónico del agua KW:
Por estarazón,
En disoluciones neutras [H+] = [OH-] y, por tanto, según la ecuación anterior, su pH será igual a 7. Las disoluciones en las que [H+] > [OH-] se llaman disoluciones ácidas y tendrán pH < 7; aquellas en las que [H+] < [OH-] se llaman disoluciones básicas y tendrán un pH > 7.
Los ácidos y bases fuertes son aquellos que en disolución acuosa experimentan una ionización completa endisoluciones diluidas, por tanto la [H+] y [OH-]. Como ejemplos típicos podemos citar el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio. Reciben el nombre de ácidos y bases débiles aquellas que en disolución acuosa experimentan una disociación incompleta excepto a dilución infinita, como por ejemplo el ácido acético.
El equilibrio de ionización de un ácido o débil en disolución acuosa se representa:AH ↔ A- + H+
BOH ↔ B+ OH- y en el equilibrio se cumple:
Ka, Constante de acidez Kb, Constante de basicidad o Constante de hidrolisis
CÁLCULO DEL pH EN DISOLUCIONES...
SECCIONAL PEREIRA
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES – TITULACIÓN Y PH
PRESENTADO A:
HERNANDO MAYA
PRESENTADO POR:
ISABEL CRISTINA BUENO
ALEJANDRA PALACIO
NATALIA DOMINGUEZ
PAULA ROMÁN
INDICE
1. Objetivos……………………………………………………………….
2. Marco teórico…………………………………………………………..
3. Seguridad y manipulación de sustancias………………………
3.1. Fenolftaleína…………………………………………………..3.2. Hidróxido de sodio.…………………………………………
3.3. Ácido clorhídrico…………………………………………….
4. Mapa conceptual…………………………………………………..
5. Tabla de resultados………………………………………………..
6. Análisis……………………………………………………………….
7. Conclusión…………………………………………………………..
8. Bibliografía………………………………………………………….
1. OBJETIVOS
Estudiar experimentalmente las propiedades ácido-base de dichos compuestos
Conocer losdiferentes patrones primarios que se utilizan en volumetría acido-base.
Conocer el empleo correcto de los indicadores acido-base.
2. MARCO TEORICO
En las soluciones que se presentan en estado sólido y gaseoso, el soluto es el que se presenta en menor cantidad; en las soluciones gas-líquido, sólido-líquido, se considera al gas o al sólido como soluto y al líquido como solvente; enlas soluciones líquido-líquido se considera como solvente el líquido que esté en mayor cantidad pero si uno de los líquidos es agua se considera a ésta como solvente aunque esté en menor cantidad. La concentración de una solución es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente ó solución.
La adición progresiva de un ácido a una base ó viceversa, permite conocer elpunto final o punto de equivalencia de ácido y base. El punto final se detecta por el cambio de color del indicador empleado.
Si se conoce el volumen de la solución por titular y la normalidad y el volumen de la solución empleada en la operación, se podrá calcular la normalidad exacta de la solución desconocida.
La normalidad se calcula por la formula:
Nácido x Vácido = Nbase x Vbase
pH yDETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN
Una de las propiedades más importantes de una disolución acuosa es su concentración en ion hidrógeno, que se representa por H+ o H3O+. Este ion ejerce un gran efecto sobre la solubilidad de muchas especies inorgánicas y orgánicas, sobre la naturaleza de especies y complejos catiónicos presentes en una disolución, y sobre la velocidad de muchas reaccionesquímicas llevadas a cabo en este medio.
La concentración de ion H+ se expresa mediante el pH de la disolución, que se define por la siguiente expresión:
pH = -log [H+] , donde [H+] molar (Mol/L), es la concentración del ion
En disoluciones acuosas se cumple siempre la siguiente relación para el producto iónico del agua KW:
Por estarazón,
En disoluciones neutras [H+] = [OH-] y, por tanto, según la ecuación anterior, su pH será igual a 7. Las disoluciones en las que [H+] > [OH-] se llaman disoluciones ácidas y tendrán pH < 7; aquellas en las que [H+] < [OH-] se llaman disoluciones básicas y tendrán un pH > 7.
Los ácidos y bases fuertes son aquellos que en disolución acuosa experimentan una ionización completa endisoluciones diluidas, por tanto la [H+] y [OH-]. Como ejemplos típicos podemos citar el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio. Reciben el nombre de ácidos y bases débiles aquellas que en disolución acuosa experimentan una disociación incompleta excepto a dilución infinita, como por ejemplo el ácido acético.
El equilibrio de ionización de un ácido o débil en disolución acuosa se representa:AH ↔ A- + H+
BOH ↔ B+ OH- y en el equilibrio se cumple:
Ka, Constante de acidez Kb, Constante de basicidad o Constante de hidrolisis
CÁLCULO DEL pH EN DISOLUCIONES...
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