Practica 6

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Desarrollo experimental:
1. Calcular la cantidad de HCl que se requiere para preparar 100 Ml de solución 0.1 M.
| | | | | |
M=nsolutoLsolucion → nsoluto=(M)(Lsolucion)
nsoluto=0.01 molesl0.1 l=0.01 molesHCl
mHCl=(nsoluto)(PM)=(0.01 mol)(36.5gmol)
mHCl=0.365 g HCl
Pero como tenemos el ácido clorhídrico al 36 % de pureza, tenemos:
0.365 g HCl 36 %x g HCl 100 %
x=0.365 g10036=1.013 g
Entonces el volumen de ácido sulfúrico concentrado:
ρHCl=mv ∴ vHCl=(mHCl)( ρHCl)
vH2SO4=0.365g 1.19 gPM=0.851 ml de HCl

8. Calcular la cantidad de NaOH que se requiere para preparar 100 ml de solución 0.1 M .
M=nsolutoLsolucion → nsoluto=(M)(Lsolucion)
nsoluto=0.01 molesl0.1 l=0.01 molesNaOHmNaOH=(nsoluto)(PM)=(0.01 mol)(40 gmol)
mHCl=0.4 g NaOHl
Pero como tenemos el ácido clorhídrico al 97 % de pureza, tenemos:
0.365 g NaOH 97 %
x g NaOH 100 %
x=0.4 g10097=0.4124 g NaOH al 97%

Datos
Tabla. 1. Resultados experimentales.
No. | Solución | pH experimental |
1.a | HCl 0.1 M | |
2.a | HCl 0.01 M | |
3.b | NaOH 0.1 M | |4.b | NaOH 0.01 M | |
5.ad | CH3COOH 0.1 M | |

Cuestionario
1) Calcule el pH que teóricamente espera obtener para cada una de las soluciones.
Para el cálculo del pH usaremos las formulas teóricas siguientes:
pH=log1H+ pOH=log1OH-
Ácidos Bases
En el caso de las Soluciones deácidos fuertes (solución 1.a y 2.a) tenemos:
1.a

| | | | |
HCl(ac)Cl-(ac) + H+(ac) |
Concentración | 0.1 M | | 0.1 M | 0.1 M | |
| | | | | |
pH=log10.1 M pH=1
2.a

| | | | |
HCl (ac)Cl-(ac) +H+(ac) |
Concentración | 0.01 M | | 0.01 M | 0.01 M | |
| | | | | |
pH=log10.01 MpH=2

En el caso de las Soluciones básicas fuertes (solución 3.b y 4.b) tenemos:
3.b

| | | | |
NaOH (ac)Na+(ac) + OH-(ac) |
Concentración | 0.1 M | | 0.1 M | 0.1 M | |
| | | | | |
pOH=log10.1 M

pOH=1

Sabiendo que:

pH+pOH=14 ∴
pH=14-pOH=14-1
pH=13
4.b

| | | | |
NaOH (ac)Na+(ac) + OH-(ac) |
Concentración| 0.1 M | | 0.1 M | 0.1 M | |
| | | | | |
| | | | |
pOH=log10.01 M

pOH=2

Sabiendo que:

pH+pOH=14 ∴
pH=14-pOH=14-2
pH=12

5.ad

En el caso de laSolución del ácido acético 0.1 M (ácido débil) tenemos:

CH3COOH(ac)CH3COO-(ac) + H+(ac) |
equilibrio | 0.01 M - x | | x | x |
| | | | |
De acuerdo al valor del Ph=3, tenemos que x:
pH=log1H+despejando a H+=10-pH

H+=10-3
H+=0.001 moles l
Teórico con la constante y concentración:
Ka=CH3COO-1 [H+ ]1CH3COOH-x1
1.8 x 10-5=x1 [x ]10.1 -x1
1.8 x 10-6-1.8 x 10-5x-x2=0
x1=-1.35 x10-3x2=1.33 x10-3
x=H+=1.33 x10-3
∴pH=log11.33 x10-3

pH=2.87
2) Compare el resultado experimental con el dato teórico y explique una razón en el caso de existir diferencia entre uno y otro valorNo. | Solución | pH experimental | pH teórico |
1.a | HCl 0.1 M | 1 | |
2.a | HCl 0.01 M | 2 | |
3.b | NaOH 0.1 M | 13 | |
4.b | NaOH 0.01 M | 11 | |
5.ad | CH3COOH 0.1 M | 3 | |
Tabla. 2. Comparación de datos teóricos y experimentales.

E%NaOH-0.01 M=pH teo-pH exppHteo X 100

E%NaOH-0.01 M=12-1112 X 100
E%=8.34 %
E%CH3COOH 0.1 M=pH teo-pH exppHteo X 100E%CH3COOH 0.1 M=3-2.873 X 100
E%=4.34 %

En La tabla 2. Podemos observan los valores del pH obtenidos tanto en cálculos teóricos como en el desarrollo experimental de las soluciones 1.a, 2.a y 3.b coinciden perfectamente, en cambio la solución NaOH 0.01 M, hay un error del 8.34 % que posiblemente se debió a un error en el desarrollo de la practico, como puede ser error al medir el NaOH, o en la...
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