trabajo aprendizaje practico unidad iii

ECBTIQUIMICA GENERAL 201102Semestre I 2015

ACTIVIDAD APRENDIZAJE PRÁCTICO UNIDAD 3

TEMAS

A.PROPIEDADES COLIGATIVAS

B. CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH

Por: CLAUDIA PATRICIA NOSSA FIGUEROA

Código: 1057590304

Grupo201102-65

Presentado a QCO. JOHANNA ROSERO CARVAJAL

FECHA

Aprendizaje Practico Unidad II


(07 DE MAYO DE 2015)A. PROPIEDADES COLIGATIVAS

En el enlace puede ver la variación de los puntos de ebullición y de fusión de seis solventes diferentes (agua, tetracloruro de carbono, cloroformo, benceno, disulfuro de carbono y éter etílico),Cuando se les adicionan diferentes solutos (azúcar, Cloruro de sodio, Cloruro de calcio y azufre). http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/propOfSoln/colligative.html'

! Recuerde! !Qué!ΔT = K x m, K puede ser Kc constante crioscopia, o Kb constante ebulloscopiam es la unidad de concentración molalidad.

Molalidad (m) = moles de solutoKg de solvente

Moles de soluto (n) = ___masa__, por tanto, Masa molar = ____masa___. Masa molar Moles de soluto

Realizar las actividades que se muestran en las siguientes tablas y llenar loses espacios vacíos.Tabla 1. Punto de Ebullición sacarosa en agua.

Sacarosa(soluto) Agua Solvente Temperatura de ebullición registrada.Peso(g) moles Peso (g) Moles

0 0 150 8,3 100,00

1 0,029 150 8,3 99,99

2 0,0058 150 8,3 99,96

3 0,0087 150 8,3 100,02

4 0,0116 150 8,3 100,03

5 0,0146 150 8,3 99,86

6 0,0175 150 8,3 100,05

7 0,0204 150 8,3 100,06



8 0,0233 150 8,3 100,07

9 0,0263 150 8,3 100,08

10 0,0292 150 8,3 100,09

Graficar Punto de Ebullición vs. Peso de soluto.



Tabla 2. Punto de Ebullición Cloruro de Sodio en agua.

NaCl(soluto) Agua Solvente Temperatura de ebullición registrada.Peso(g) moles Peso (g) Moles

0 0,000 100 5,55 99,99

1 0,017 100 5,55 100,16

2 0,034 100 5,55 100,33

3 0,051 100 5,55 100,52

4 0,068 100 5,55 100,67

5 0,085 100 5,55 100,83

6 0,102 100 5,55 100,98

7 0,119 100 5,55 101,12

8 0,136 100 5,55 101,29

9 0,154 100 5,55 101,46

10 0,171 100 5,55 101,58




Tabla 3. Punto de Ebullición Cloruro de calcio en agua.

CaCl(soluto) Agua Solvente Temperatura de ebullición registrada.Peso(g) moles Peso (g) Moles

0 0,000 100 5,55 99,98

1 0,009 100 5,55 100,13

2 0,018 100 5,55 100,27

3 0,027 100 5,55 100,39

4 0,036 100 5,55 100,52

5 0,045 100 5,55 100,65

6 0,054 100 5,55 100,79

7 0,063 100 5,55 100,89

8 0,072 100 5,55 101,02

9 0,081 100 5,55 101,15

10 0,090 100 5,55 101,26




Tabla 4. Punto de Ebullición azufre en cloroformo.

azufre(soluto) Cloroformo Temperatura de ebullición registrada.Peso(g) Moles Peso (g) Moles

0 0,000 100 83,82 61,20

1 0,031 100 83,82 61,33

2 0,062 100 83,82 61,49

3 0,093 100 83,82 61,60

4 0,12 100 83,82 61,73

5 0,15 100 83,82 61,85

6 0,18 100 83,82 62,00

7 0,218 100 83,82 62,10

8 0,25 100 83,82 62,08

9 0,281 100 83,82 62,35

10 0,312 100 83,82 62,49



Graficar Punto de Ebullición vs. Peso de solvente.

Las propiedades coligativas dependen del número de partículas de la solución y todas se pueden cuantificar. Son el descenso ebulloscopico, la presión osmótica y la disminución de la presión de vapor de un solvente, que depende de la energía, es decir la fuerza de atracción entre las moléculas que componen la solución. Los resultados arrojan la temperatura de ebullición en la cual la presión de vapor de líquido iguala a la presión de vapor del medio en el que se encuentra .Coloquialmente, se dice que es la temperatura a la cual la materia cambia de estado líquido al gaseoso.

PREGUNTAS

1. Resolver los siguientes problemas:a. Cuando se disuelve 15,0 g de etanol (CH3CH2OH) en 750 g de ácido fórmico, el punto de congelamiento de la solución es 7,20°C. Sabiendo que el punto de congelamiento del ácido fórmico es 8,40°C, calcular Kc para el ácido fórmico.

m= moles de soluto kg de solución

km=750gr*1kh =0,75 1000gr Masa molar del etanol: 46,07 g/molm =0,3256/0,75=0,4341

∆Tf=kf*m


http://www.monografias.com/trabajos10/lamateri/lamateri.shtml


∆Tf solvente=∆Tf solución= kf*m

8,4°k-7,2= kf*0,4341

Kf=2,7643°C Kg/mol

Rta: 2,76 °C/m

b. ¿Cuál es el punto de ebullición normal de una solución de sacarosa C12H22O11, 1,25 m sabiendo que Ke del agua pura es 0,512 °C/mol?

∆Tf solvente=∆Tf solución= kf*m

∆Tf solvente-100=0,512*1,25

∆Tf solvente=100,64°C/mRta: 100,64°C/m

B. CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH

PARTEA En el enlace http://salvadorhurtado.wikispaces.com/file/view/INDICADORES.swf Describir los colores que toma el indicador al estar en una solución con un determinado pH y completar la siguiente tabla.

PH

Indicador

Amarillo de metilo

Azul de timol

Fenolftaleína Azul de Bromotimol

Tornasol Indicador Universal

Color0 Rojo Rojo Azul Amarillo Rojo Rojo1 Rojo Rojo Azul Amarillo Rojo Fucsia2 Naranja Naranja Azul Amarillo Rojo Rosado3 Amarillo Amarillo Azul Amarillo Rojo Naranja4 Amarillo Amarillo Azul Amarillo Rojo Amarillo

oscuro5 Amarillo Amarillo Azul Amarillo Uva Amarillo6 Amarillo Amarillo Azul Amarillo lila Piel7 Amarillo Amarillo Azul Verde Morado Verde

claro



8 Amarillo Verde Rosado Azul Morado Verde oliva

9 Amarillo Azul Fucsia Azul Morado Verde militar

10 Amarillo Morado Fucsia Azul Morado Azul claro

11 Amarillo Morado Fucsia Azul Morado Azul rey12 Amarillo Morado Fucsia Azul Morado Azul

petróleo

Tabla No 1. Viraje de color de indicador vs. PH

PARTE B.

En el enlace http://salvadorhurtado.wikispaces.com/file/view/phmetro.swf.Completar la tabla con el pH resultante de una solución con una concentración determinada.

Sustancia PH

ACIDOS HCl 0,001 M 3

HCl 0,005 M 2.3

HNO3 0,5 M 1.3

HNO3 0,01 M 2

CH3COOH 0,1 M 2.88

CH3COOH 0,001 M 3.9

BASES NaOH 0,005 M 11.7

NaOH 0,5 M 13.7



NH3 0,1 M 11.12

NH3 0,001 M 10.1

CH3NH2 0,005 M 11.07

CH3NH2 0,5 M 12.13

SALES NaCl 0,001 M 7

NaCl 0,01 M 7

CH3COONa 0,1 M 8.87

CH3COONa 0,001 M 7.87

NH4Cl 0,1 M 4.63

NH4Cl 0,005 M 5.13

Tabla No 2. pH de soluciones a diferentes concentraciones.

PREGUNTAS

1. Explique la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras. ¿Qué puede concluir?Al agregar los indicadores HCL y Ácido Acético hay una neutralización y ambas pierden sus características y la diferencia del valor del PH, HCL es 1.26 y el ácido acético 3.01 esto se debe a la fuerza de disociación que es mayor HCL y menor ácido acético. Al agregar los indicadores al hidróxido sodio y el valor del PH es 12.12 y el valor del PH amoniaco es 9.41 hay una neutralización y ambas pierden sus características con esta



diferencia del rango significa que son sustancias básicas. En las soluciones caseras se encuentran ácidos fuertes y sustancias débiles como por ejemplo: la leche de mg que su rango en el PH es de 7.47 quiere decir que es una sustancia débil, jugo de limón su rango en el PH 2.19 es un ácido fuerte.

2. ¿De los reactivos registrados en la tabla 2 identifique los ácidos y bases fuertes, por qué reciben ese nombre?Ácidos fuertes: es aquel que se ioniza casi totalmente en iones positivos e iones negativos en este caso el Ácido clorhídrico y el Ácido acético. Bases fuertes: es aquella que se disocia completamente en iones positivos y negativos, en este caso el Hidróxido de amonio (amoniaco) e Hidróxido de sodio.

3. Calcule el pH de la solución de HCl 0,1 M (ácido fuerte)pH=-log[H+]=-log[0,1]=1

4. Calcule el pH de la solución 0,1M de ácido acético (Ka = 1,8x10-5)X2=0,1 m*1,8x10-5

X=1,8x10-5

pH=-log[H+]=-log[1,8x10-5]=3,74pH=3,74

5. Calcule el pH de la solución de NaOH 0.1 M (base fuerte)[OH]=0,1m

pOH= - log[H-]=- log[0,1]=1

pH= 14- pOH=14-1=13

6. Calcule el pH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka = 1,75x 10-5)

El ácido acético es un ácido débil por lo que está parcialmente disociado

HAc -------------- H+ + Ac- en equilibrio se encontrara 10^-1 -X moles de HAc = (es muy pequeña la concentración de X luego se usa solo 10^-1 ) X moles de H+ X moles de Ac- luego



Ka = (H+)*(Ac-) / HAc

1.8*10^-5 = X^2 / 10^-1

X^2 = 1.8 * 10^-6

X = 1.34*10^-3

ph = 3 -log 1.34

ph = 2.83

El pH de una disolución se puede medir empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores. Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en función del grado de acidez del medio en que se encuentren se utilizan como indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína, el amarillo de metilo y el azul de bromotimol.Según los resultados de los experimentos realizados se concluye que el pH de una disolución medida con el indicador universal, el color obtenido varía desde rojo a verde (pH < 7) siendo el amarillo-naranja el intermedio; y de verde a azul (pOH > 7) siendo el celeste el intermedio.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Tomado de:

URL:http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/propOfSoln/colligative.html'

URL:http://salvadorhurtado.wikispaces.com/file/view/phmetro.swf.

URL:http://www.bidi.uam.mx/index.php?option=com_content&view=article&id=62:citar-recursos-electronicos-normas-apa&catid=38:como-citar-recursos&Itemid=65#2

URL:http://datateca.unad.edu.co/contenidos/301127/Manual_de_Normas_APA.pdf

Facultad de ciencias químicas Universidad autónoma

URL:http://www.uam.es/ss/Satellite/Ciencias/es/1242655568970/contenidoFinal/Quimica.htm


url:http://www.uam.es/ss/Satellite/Ciencias/es/1242655568970/contenidoFinal/Quimica.htm

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http://www.monografias.com/trabajos10/cuasi/cuasi.shtml

http://www.monografias.com/trabajos7/mafu/mafu.shtml

http://www.monografias.com/trabajos15/valoracion/valoracion.shtml#TEORICA


QUIMICA10, tomo1, PAG 54.Fabio Restrepo merino, Jairo Restrepo merino, Ediciones Susaeta y Cía. LTDA.


trabajo aprendizaje practico unidad iii

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