Práctica-6-qindustrial.docx

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL Unidad Profesional Interdisciplinaria de Ingeniería y Ciencias Sociales y Administrativas Laboratorio de Química Industrial Secuencia 2IM31 Horario Martes de 13:00 – 15:00 hrs. Salón: 002 Práctica 6 Equilibrio Iónico Equipo número 3 Integrantes:

Firma

 Montiel Velásquez Edgar Francisco _______________________________________________  Ramírez Calderón Elisa María

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 Reyes Ibarra Karina

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 Sánchez Martínez Ansaid Zimri

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 Valerio Diego Jorge Ángel

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Fecha de realización de la práctica: 27/11/2018 Fecha de entrega de la práctica: 04/12/2018 1

ÍNDICE Página Objetivos……………………………………………………………………………………………………………………………………. Introducción………………………………………………………………………………………………............................................... Procedimiento……………………………………………………………………………………………............................................. Tablas de propiedades fisicoquímicas de los reactivos……………………………………………………………………………… Tabla de seguridad………………………………………………………………………………………………………………………… Tabla de datos experimentales…………………………………………………………………………………………………………… Cálculos…………………………………………………………………………………………………………………………………….. Tabla de resultados y/o gráficos…………………………………………………………………………………………………………. Cuestionario……………………………………………………………………………………………….............................................. Análisis de resultados…………………………………………………………………………………….............................................. Conclusiones……………………………………………………………………………………………………………………………….. Bibliografía…………………………………………………………………………………………………………………………………..

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OBJETIVOS Objetivos generales:   

El alumno medirá e grado de acidez o basicidad de soluciones electrolíticas fuertes y débiles, por medio de un procedimiento potencio métrico. El alumno calculará el grado de disociación de un electrólito débil y la constante de ionización a partir del pH obtenido experimentalmente. El alumno conocerá la aplicación del efecto del ión común en una solución amortiguador

Objetivos particulares: 

INTRODUCCIÓN

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PROCEDIMIENTO Proceso 1: preparación del ácido clorhídrico

Proceso 2: preparación del hidróxido de sodio

Procedimiento 3: toma de pH del ácido acético

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TABLAS DE REACTIVOS

PROPIEDADES

FISICOQUÍMICAS

DE

LOS

TABLAS DE DATOS EXPERIMENTALES Tabla No. 1 Grado de acidez y/o basicidad obtenidos de las soluciones experimentales. Solución

pH exp

HCl 0.1 M

1.8

HCl 0.01 M

2.2

NaOH 0.1 M

12.1

NaOH 0.1 M

11.5

𝐂𝐇𝟑 𝐂𝐎𝐎𝐇 0.1 M

2.9

Tabla No. 2 Datos adicionales Pureza (% peso) 36 98

HCl NaOH

PM (g/mol).

Densidad (g/mL).

V (mL)

M (mol/L)

36.5 40

1.19

100

0.1

CÁLCULOS TABLA DE SEGURIDAD

1)

Cantidad de HCl concentrado que se requiere para preparar 100 mL de solución 0,1 M. Se utilizará la siguiente fórmula: 𝐂=

𝐧 𝐦𝐚𝐬𝐚 = 𝐕 𝐏𝐌 𝐕

Donde la masa es igual a: masa HCl = ρ ∙ v Por lo tanto, se tiene que C1 equivale a: 𝐂𝟏 =

𝛒 ∙ 𝐕𝟏 ∙ 𝐩𝐮𝐫𝐞𝐳𝐚 𝐝𝐞𝐥 á𝐜𝐢𝐝𝐨 𝐏𝐌 𝐕𝟏

Sustituyendo se tiene que: g ) (100 mL) 36 mL C1 = ∙( ) g (36.5 ) (100 mL) 100 mol (1.19

C1 = 0.0117369

mol 1000 mL mol ( ) = 11.7369 mL 1L L

Despejando a V1 : 𝐕𝟏 =

𝐂𝟐 ∙ 𝐕𝟐 𝐂𝟏

Sustituyendo se tiene que:

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(0.1M)(0.1L) = 8.52𝑥10−4 L mol 11.7369 L 2)

𝑥1,2 =

−𝑏 ± √𝑏 2 − 4(𝑎)(𝑐) 2𝑎

Donde:

Cantidad de NaOH que se requiere para preparar 100 mL de solución 0,1 M. Dada la siguiente fórmula: 𝐧 𝐦𝐚𝐬𝐚 𝐂= = 𝐕 𝐏𝐌 𝐕

a=−1 b = −1.8𝑥10−5 c = 1.8𝑥10−6 Como: [x] = [CH3 COO− ] = [H + ] 1 pH = log ( ) = 2.87 1.3506 x 10−3

Despejando la masa de tiene: pH teórico HCl concentrado 0.1 M

masa NaOH = M(V)(PM)

[HCl] = [Cl− ] = [H + ] = 0.1

Sustituyendo se tiene que: masa NaOH = 0.1M(0.1 L) (40

g ) = 0.4 g mol

1 pH = log ( ) = 1 0.1

Como tiene una pureza del 98% entonces: masa NaOH ( 3)

98 ) = 0.392 g 100

Cálculo de las acideces y/o basicidades teóricas de las sustancias pH teórico 𝐂𝐇𝟑 𝐂𝐎𝐎𝐇 concentrado 0.1 M CH3 COOH ↔ H + + CH3 COO− x x 0.1 - x

pH teórico HCl concentrado 0.01 M [HCl] = [Cl− ] = [H + ] = 0.01 1 pH = log ( )=2 0.01

pH teórico NaOH concentrado 0.1 M [NaOH] = [Na+ ] = [OH − ] = 0.1 pOH = log (

Teniendo una Ka = 1.8𝑥10−5

1 )=1 0.1

pH = 14 − 1 = 13

Ka =

(H + )(CH3 COO− ) (x)(x) x2 = = CH3 COOH 0.1 − x 0.1 − x

[NaOH] = [Na+ ] = [OH − ] = 0.01

Sustituyendo: 1.8𝑥10−5 =

x2 0.1−x

Despejando a la incógnita x, entonces: 1.8x10−6 − 1.8𝑥10−5 x − x 2 = 0 x1 = 1.3506 x 10

−3

x2 = −1.3326 x 10−3 En este caso se elige a x con valor positivo. *Nota: los valores de x encontrados fueron obtenidos a partir de una función de la calculadora, de igual manera de pudo haber utilizado la siguiente fórmula:

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pH teórico NaOH concentrado 0.01 M

pOH = log (

1 )=2 0.01

pH = 14 − 2 = 12 Solución

pH téo

HCl 0.1 M

1

HCl 0.01 M

2

NaOH 0.1 M

13

NaOH 0.1 M

12

𝐂𝐇𝟑 𝐂𝐎𝐎𝐇 0.1 M

2.87

Sustituyendo: 4)

Porcentaje de error experimental de la acidez y/o basicidad de las sustancias Los valores obtenidos en la tabla No.1 como los valores teóricos calculados en la tabla No. 3 son necesarios para hacer este cálculo. Dada la ecuación: 𝐩𝐇𝐭é𝐨 − 𝐩𝐇𝐞𝐱𝐩 %𝐄𝐫𝐫𝐨𝐫𝐞𝐱𝐩 = | | ∙ 𝟏𝟎𝟎 𝐩𝐇𝐭é𝐨 Podemos decir que el error experimental del HCl 0.1 M se exprese la de siguiente manera: 1 − 1.8 %Errorexp HCl 0.1 M = | | ∙ 100 = 80% 1 Asimismo, siguiendo la ecuación se obtuvieron los demás porcentajes de errores experimentales, siendo: HCl 0.01 M = 10% NaOH 0.1 M = 6.92% NaOH 0.01 M = 4.16% CH3 COOH 0.1 M = 1.04%

% ∝=

4.

Calcule el valor de la constante Ka experimental para el ácido acético 0.1 M a partir del valor obtenido de su pH.

En hoja 6 inciso 3), tenemos que PH=2.87 Despejando [𝐇 + ] [H + ] =

pH exp

pH teo

Ka =

%𝐄𝐞𝐱𝐩

1.8

1

80%

HCl 0.01 M

2.2

2

10%

NaOH 0.1 M

12.1

13

6.92%

NaOH 0.1 M

11.5

12

4.16%

𝐂𝐇𝟑 𝐂𝐎𝐎𝐇 0.1 M

2.9

2.87

1.04%

CUESTIONARIO

2.

3.

Sustituyendo x:

5.

Calcule el pH que teóricamente espera obtener para cada una de las soluciones. Ver en la pág. 6 inciso 3). Compare el resultado experimental con el dato teórico y explique una razón en caso de existir diferencia entre uno y otro valor. La diferencia que encontramos entre el valor teórico y el valor experimental es ocasionado por los errores de medidas en las soluciones.

¿Cuál es el porcentaje de ionización del ácido acético 0.1 M en el experimento? En hoja 6 inciso 3), tenemos que [H + ] = 1.3506 x 10−3 [H + ] ∙ 100 [0.1M]

(1.3489𝑥10−3 )2 = 1.84𝑥10−5 0.1 − 1.3489𝑥10−3

Calcule el porcentaje de diferencia entre el valor teórico y el obtenido experimentalmente para Ka. %𝑬𝒓𝒓𝒐𝒓 = |

6.

7.

% ∝=

(H + )(CH3 COO− ) (x)(x) x2 = = CH3 COOH 0.1 − x 0.1 − x

Ka =

HCl 0.1 M

1.

1 = 1.3489𝑥10−3 102.87

𝑬𝒏 𝒍𝒂 𝒆𝒄𝒖𝒂𝒄𝒊𝒐𝒏:

TABLA DE RESULTADOS Y/O GRÁFICOS Solución

[1.3506 x 10−3 ] ∙ 100 = 1.3506% [0.1M]

8. a)

1.8𝑥10−5 − 1.84𝑥10−5 | (100) = 2.22% 1.8𝑥10−5

¿Qué es una solución buffer, tampón o reguladora? Es una mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido y su base conjugada, es decir, sales hidrolítica mente activas. ¿Cómo se prepara y para que se utiliza? Se prepara con la mezcla de un ácido débil y una sal (para mantener un pH ácido) o bien con la mezcla de una base débil y sal (para mantener un pH básico alcalino prestándose el efecto de ión común. Calcule el pH para cada uno de los siguientes casos: Solución 0.2 M de KOH 𝐾𝑂𝐻(𝑎𝑐) → K + + 𝑂𝐻 𝑝𝐻 = 14 − (− log(0.2)) = 13.3010

b)

Solución 0,2 M de 𝑵𝑯𝟒 cuyo Kb=𝟏. 𝟕𝟓𝒙𝟏𝟎−𝟒 𝑁𝐻4 𝑂𝐻(𝑎𝑐) ↔ 𝑁𝐻4(𝑎𝑐) + 𝑂𝐻(𝑎𝑐) x2 𝐾𝑏 = 0.2 − x Despejando a la incógnita x, entonces: −3.5x10−6 + 1.75𝑥10−5 x + x 2 = 0 x1 = 1.8620x 10−3

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x2 = −1.8795 x 10−3 𝑝𝐻 = 14 − (− log(1.8620x10−3 ) = 11.2699 9.

¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado al 98% de pureza y densidad de 1.84g/mol se requiere para preparar 2L de solución con un pH=1.5? Solución 1: %w= 98% Densidad= 1.84g/mL

𝑔 (. 98) (1.84 ) 𝑚𝑜𝑙 1000𝑚𝐿 𝑚𝐿 𝐶1 = = 0.0184 ( ) 𝑔 𝑚𝐿 1𝐿 98 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 =18.4 𝐿

Solución 2: pH= 1.5 V= 2L [H + ] =

1 𝑚𝑜𝑙 = 0.0316 1.5 10 𝐿

Obteniendo V1 𝑉1 =

𝑚𝑜𝑙 ) 𝐿 = 3.4347 𝑥10−3 𝐿 = 3.4347𝑚𝐿 𝑚𝑜𝑙 (18.4 ) 𝐿

(2𝐿)(0.0316

ANÁLISIS DE RESULTADOS Tenemos una variable a considerar en nuestro análisis de resultados el cual es debido a la realización experimentación. Para esta práctica debido a que todo era por medio de cálculos no se obtuvo gran variación en nuestros errores experimentales por que como los mencionó los volúmenes fueron calculados previamente y por ende no deberíamos tener ninguna dificultad por esa parte. Lo que paso y sobre todo en el error experimental del HCl 0.1M es que a la hora de preparar esta solución se preparó quizá no con la cantidad de volumen correcta ya que nosotros inclusive notamos que se nos pasó del aforo y desde ahí viene nuestro error experimental disparado como se puede observar en la tabla de resultados. Consideramos que esta es una de las prácticas más fáciles de laboratorio por lo que el factor más alto fue el de error al medir el volumen, debido a que el volumen es un factor primordial en la concentración de una sustancia. Por ultimo en las demás soluciones no hubo mayor inconveniente por lo que se concluyó que estas se midieron de forma adecuada y correcta, como podemos ver en la tabla de

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resultados nuestro error está en un porcentaje aceptable para las demás sustancia. CONCLUSIONES Con la realización de la práctica observamos la importancia del pH, ya que esto tiene diversas aplicaciones en la industria farmacéutica y de lociones, el saber cómo se comportan las mezclas acidas y básicas es primordial para determinar olores y sabores por lo que también es utilizada en el a industria de los alimentos. Por otro lado por medio de los cálculos pertinentes no solo nos ayuda a saber el pH sino también a comprender los efectos de disociación que presentas las mezclas en el equilibrio iónico y la existencia en ocasiones del llamado ion común y con estos conocimientos teóricos podemos saber si una mezcla acido débil – acido fuerte como se comportara si será electrolito o no, o si una mezcla de base fuerte – base débil será más base esto dependerá del que se disocie, y como sabemos para este se calcula en pH o el PoH en bases. BIBLIOGRAFÍA

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