DETERMINACION DE LA FORMULA EMPIRICA Y MOLECULAR

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MANERA DE DETERMINAR LA FORMULA EMPIRICA

Y MOLECULAR DE UN COMPUESTO

  • Ejemplo 1: determinaciones experimentales indican que cierto compuesto está formado por 40% de C, 6,7% de H y 53,3% de O. ¿Cuál es la fórmula mínima de este compuesto?

Pasos:

  • Convertir los porcentajes en número de moles: no olvidar que cuando se habla de porcentajes se están tomando como base 100 partes(en este caso estas partes son gramos); de esos 100g, 40 pertenecen al C, 6,7 al H y 53,3 al O

Moles de C:

Moles de H: 

Moles de O:

Lo anterior quiere decir que los elementos están en la proporción por moles de: 3,3 C : 6,6 H : 3,3 O; esta relación es equivalente a: 1 C: 2 H: 1 O (obtenida dividiendo la primera relación por 3,3). La última relación siempre se obtiene dividiendo la primera por el menor de los valores obtenidos

Nota: este ejercicio es tomado literalmente del libro “Hola Quimica”, página 81. Los invito a que consulten la página 82  del mismo libro donde  hay otro ejercicio relacionado con fórmulas moleculares.

 

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Sala de Docentes Comuneros PERIODO 01
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RECUPERACIONES 11

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INSTITUCION EDUCATIVA LOS COMUNEROS DE SIBERIA

QUIMICA ORGANICA

CONCEPTOS BASICOS

PERIODO III

I. Explique los siguientes conceptos y de ejemplos

  1. Enlace sencillo
  2. Enlace doble
  3. Enlace triple
  4. Enlace covalente coordinado
  5. Enlace de hidrógeno
  6. Enlace sigma ( σ )
  7. Enlace pi ( π )
  8. Polaridad de los enlaces
  9. Polaridad de las moléculas

II. Defina los siguientes conceptos y de ejemplos

  1. Electrones apareados
  2. Electrones desapareados
  3. Estado normal de un átomo
  4. Estado de excitación de un átomo
  5. Estado hibridizado de un átomo
  6. Hibridación SP
  7. Hibridación SP2
  8. Hibridación SP3

III. Con fundamento en la comprensión de los conceptos del numeral anterior (2), determine para los siguientes átomos su estado normal, de excitación  e hibridizado. En el estado normal especifique además los electrones apareados y desapareados:

  1. Berilio, Be
  2. Carbono, C
  3. Boro, B
  4. Nitrógeno, N
  5. Oxígeno, O
  6. Neón, Ne
  7. Aluminio, Al
  8. Silicio, Si

IV. En química orgánica se utilizan fórmulas de Lewis, empíricas, moleculares, estructurales y de líneas de enlace. Proponga tres ejemplos para cada tipo de fórmula.

V. Un concepto importante en química orgánica es el de isómeros. Por isómeros se entiende los compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero difieren en su fórmula estructural; es decir, los compuestos isómeros tienen el mismo número y clase de átomos enlazados de forma diferente.  Escriba todos los isómeros posibles para los compuestos:

  1. CH3CH2CH2CH2CH3
  2. CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH3

 

NOTA:  El desarrollo y presentación de este taller tiene un porcentaje del 40%; el 60%  restante corresponde a una evaluación escrita del  mismo taller.

RECUPERACIONES 10

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QUIMICA INORGANICA

GASES

PERIODO III

1. Un gas ideal ocupa un volumen de 50 lt a 350 mm Hg y 25oC. que volumen ocupará a 700 mm Hg, si la temperatura no varía?

2. Un gas ideal ocupa un volumen de 720 ml a 0oC y 1 atm. Que volumen ocupará a 364oK si la presión no varia no varía?

3. Que volumen en litros medido a condiciones normales, ocuparán: a. 22 g de C4H10 b. 1,2 moles de He

4. Se tienen 400 ml de un gas ideal a 27oC y 1 atm, si se cuadruplica el volumen a igual presión, determine la nueva temperatura en oC.

5. Determine la disminución necesaria en temperatura para que, a presión constante, 4 litros de C2H2 medidos a 27 oC y 1 atm ocupen un volumen de 1 litro.

6. La densidad de un gas, cuyo peso molecular es 72 u.m.a, a condiciones normales es 3,2 g/l. A que presión un litro de este gas pesará 1 gramo si la temperatura se mantiene constante.

7. Se mezclan 6,4 g de SO2 y 6,4 g de O2 en un recipiente en el cual la presión total es 2 atm. Cual es la presión parcial de cada gas y el volumen del recipiente si la temperatura es 25oC.

8. Una sustancia orgánica tiene la siguiente composición porcentual: C = 40%; H = 6,66% y el resto oxígeno. Si 0,3 g de ella ocupan un volumen de 166,7 ml en el estado gaseoso a 130 oC y 755 mmHg, encuentre: a. su fórmula empírica. b. Su fórmula molecular.

9. Responda Falso ( F ) o verdadero ( V ) a cada uno de los siguientes enunciados

a. ( ) La ecuación matemática que permite transformar grados centígrados en Kelvin es: C = K + 273

b. ( ) La ecuación matemática: sirve para convertir oF en oC.

c. ( ) 1,5 atm equivalen a 22,05 psi

d. ( ) 0,8 m3 equivalen a 28,25 pie3

e. ( ) La presión hidrostática es aquella debida al peso de un líquido sobre el cuerpo sumergido en este

10. Convertir 127 oF a las demás escalas de temperatura ( centígrada y kelvin)

11. Expresar 2795 dm3 en:

a. m3

b. pie3

12. Convertir 35,87 pascales en:

a. mmHg

b. atmósferas

 

NOTA: Los estudiantes del grado 10 (cursos A, B y C) que presentan deficiencias en la unidad de gases correspondiente a la temática desarrollada en el III período, deben resolver el presente taller como actividad complementaria y entregarlo en la segunda semana después de finalizado el receso escolar.

¡Hola mundo!

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ACTIVIDAD COMPLEMENTARIA

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INSTITUCION EDUCATIVA LOS COMUNEROS DE SIBERIA

CINETICA Y EQUILIBRIO

PERIODO: 02

 

1 Explique el concepto de cinética

2 De una definición para el concepto de equilibrio

3 ¿Qué es una reacción reversible?

4 ¿Qué es una reacción irreversible?

5 Explicar si el concepto de equilibrio se puede aplicar a una reacción irreversible

6 ¿Qué condiciones son necesarias para que una reacción pueda llevarse a cabo?

7 ¿Qué relación guarda la energía de activación con una reacción química?

8 ¿Qué factores afectan la velocidad de una reacción? Explique cada uno de ellos.

9 ¿Cómo se mide la velocidad de una reacción?

10 ¿Qué importancia tiene el campo de estudio de la cinética para la industria y los seres vivos?

11 ¿Qué relación guarda un catalizador con una reacción?

12 ¿Qué es una encima y como afecta el calor su actividad?

13 Explique teórica y matemáticamente la ley de equilibrio o ley de acción de masas?

14 ¿Qué significado tiene un valor alto para la constante de equilibrio o bien un valor bajo?

15 ¿Qué ocurre con la concentración de las sustancias participantes en una reacción ( reactivos y productos ) en el equilibrio?

16 clip_image002Escriba La Ecuación Matemática Para La Ley De Equilibrio De Las Siguientes Reacciones

a. clip_image002[1]clip_image005

b. clip_image007

c. clip_image009

d. clip_image011

17. Dadas Las Siguientes Expresiones De Equilibrio, Escriba La Ecuación Química Que Corresponde En Cada Caso.

a. clip_image013

b. clip_image015

c. clip_image017

d. clip_image019

18. La reacción clip_image021 se realiza a una temperatura de 400 0C en un recipiente cuyo volumen es de 10 litros. Una vez establecido el equilibrio se encuentran 3,1 moles de N2 , 5 moles de H2 y 1,4 moles de NH3. Calcule la constante de equilibrio para la reacción a la temperatura dada. R // 0,51

19. En un recipiente de un litro se colocaron un mole de H2 y un mole de I2, ambos en estado gaseoso, y se dejaron reaccionar a 4900C de acuerdo con la ecuación:

clip_image023. Luego de alcanzado el equilibrio se encontró que se habían formado 1,54 moles de HI. Calcule la constante de equilibrio para dicha reacción a la temperatura dada. R// 44,8.

20. Dado el siguiente sistema: clip_image025, se encuentra que en el equilibrio a cierta temperatura hay clip_image027moles de N2, clip_image029moles de O2 y clip_image031moles de NO2 en un recipiente de 1 litro. Calcule la constante de equilibrio para esta reacción. R// 1,2 x 10-3

21. Se colocaron 0,2 moles de PCl3 y 0,1 moles de Cl2 en un recipiente de 1 litro para que reaccionaran según la ecuación: clip_image033. Una vez establecido el equilibrio se hallaron 0,12 moles de PCl3. indique:

a. Las concentraciones iniciales de reaccionantes y productos.

b. Las concentraciones en el equilibrio de estas especies

c. ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio?

R// [PCl3 ] = 0,2M y 0,12M . [ Cl2 ] = 0,1M y 0,02 M . [ PCl5 ] = 0,0M y 0,08M Ke = 33,3M.

22. La constante de equilibrio para la reacción: clip_image035es 0,5 a una cierta temperatura. Si se colocan 0,6 moles de SO3 y 0,6 moles de NO en un recipiente de 4 litros y se dejan reaccionar, ¿Cuál será la concentración de las distintas especies una vez alcanzado el equilibrio? R// [ NO2 ] = [ SO2 ] = 0,06m; [ SO3 ] = [ NO ] = 0,09 M

NOTA: Los estudiantes que presentan  deficiencias en la unidad de cinética y equilibrio deben desarrollar este taller y presentar evaluación escrita. El taller tiene un valor del 40%  y la evaluación el 60%.

ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS

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SOLUCIONES

GRADO: 11

1. De Los Siguientes Enunciados, Escriba Una V Dentro Del Paréntesis Si El Enunciado Es Verdadero, O Una F Si Es Falso.

a. (   ) La densidad de una solución es menor en la superficie que en el fondo del recipiente que la contiene.

b. (   ) Iguales volúmenes de varias soluciones de la misma molaridad contienen el mismo número de moles de soluto

c. (   ) El agua es un electrolito débil

d. (   ) La disociación de un electrolito fuerte se produce en el 100% de sus moléculas

e. (   ) El solvente es el componente que se encuentra en mayor cantidad en la solución.

f. (   ) El tamaño de las partículas de una suspensión ( no solución ) es menor de 100 nm.

g. (   ) En la disolución de compuestos iónicos en agua se establecen interacciones del tipo dipolo-dipolo.

h. (   ) Al diluir una solución la cantidad de soluto permanece constante.

i. (   ) Los compuestos iónicos y los polares son generalmente solubles en agua.

j. (   ) Iguales volúmenes de varias soluciones de la misma molaridad contienen el mismo peso de soluto.

k. (   ) La mayoría de las sales son electrolitos fuertes.

l. (   ) En toda reacción de neutralización una mole de ácido reacciona con una mole de base.

m. (   ) La solubilidad de los gases en agua disminuye cuando disminuye la presión.

n. (   ) Los electrolitos débiles no conducen la corriente eléctrica.

2. Señale Mediante Una X En El Paréntesis Correspondiente, La Respuesta Correcta Para Cada Uno De Los Siguientes Ejercicios:

A. El Proceso Mediante El Cual Las Moléculas De Agua Rodean Las De Un Soluto Se

Conoce Como:

a. (   ) Disociación                                                 (    ) c. Titulación

b. (   ) Hidratación                                                (    ) d. Dilución

B. La Adición De Un Protón A Una Molécula De Agua Produce:

a. (   ) Un ión hidróxido                                        (    ) c. Un hidrógeno

b. (   ) Un ión hidronio                                          (    ) d. Agua pesada

C. Es un no-electrolito:

a. (   ) Sulfato de sodio, Na2SO4                           (    ) c. Monóxido de Carbono, CO

b. (   ) Nitrato de potasio, KNO3                          (    ) d. Acido acético, HC2H3O2

D. La molaridad de un solución se define como:

a. (   ) Moles de soluto por cada kilogramo de solvente

b. (   ) Moles de soluto por cada litro de solvente

c. (   ) Moles de soluto por cada kilogramo de solución

d. (   ) Moles de soluto por cada litro de solución

E. El coloide formado por un líquido en un gas se denomina:

a. (   ) Emulsión                                      (    ) c. Sol

b. (   ) Aerosol                                        (    ) d. Espuma

3. Determine el peso en gramos de soluto en cada una de las siguientes soluciones:

a. 250 ml de NaCl al 20% P/V R// 50 g

b. 1,5 litros de NHCO3 0,2 M R// 25,2 g

4. Para Cada Uno De Los Siguientes Casos De Termine El Volumen De La Solución Concentrada Que Se Debe Tomar Para Preparar El Volumen Indicado De Solución Diluida.

Solución Concentrada                 Solución Diluida

a. NaCl 2M                                    200 ml de NaCl 0,4 M R// 40 ml

b. Glucosa al 5% P/V                     100 ml de glucosa al 2% P/V R// 40 ml

5. La solubilidad del NaCl es 36 g/100 ml a 20oC. ¿Cuántas moles de NaCl contiene 1 litro de solución saturada de esta sal? R// 6, 15 moles

6. Se tienen 20 ml de solución 2 M de de NaOH. ¿Cuántos ml de agua se deben agregar para que la solución quede 0,5 M? R// 60 ml de H2O

7. Una solución de KMnO4 es 2,4 M. ¿Cuál es la molaridad cuando:

a. Una alícuota de 25 ml se diluye con agua hasta un volumen de 100 ml R// 0,6 M

b. Una porción de 50 ml se deja evaporar hasta un volumen de 30 ml R// 4 M

8. Una solución contiene 10 ppm de ión sulfato, SO4-2. ¿Cuántos mg de dicho ión habrá en 250 ml de la solución? R// 2,5 mg de SO4-2.

9. El cobre se disuelve en soluciones concentradas de ácido nítrico en virtud de la reacción: 3Cu + 8HNO3 ® 3Cu( NO3 )2 + 2NO + 4H2O. ¿Cuántos gramos de cobre se disolverán en 20 ml de HNO3 6 M? R// 2,86 g de Cu.

NOTA: Los estudiantes del grado once (cursos A y B) con deficiencias en la asignatura de química correspondientes al primer período deben desarrollar este taller y presentar evaluación escrita del mismo en la segunda semana después de terminado el receso escolar. El taller tiene un porcentaje del 40% y la evaluación el 60%. Las dificultades que se presenten durante el desarrollo de esta actividad podrán ser enviadas a mi correo para ser superadas o pueden esperar la primera semana después del  reinicio de la actividad escolar.

BUENA SUERTE.

ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS

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ATOMOS, M0LECULAS Y MOLES

GRADO: 10

PERIODO: II

  1. Calcule el peso molecular de: (a) KI, (b) H2SO4, (c) HNO3, (d) CH4, (e) CuSO4., f) HCl y Na2S.
  2. Utilizando los pesos moleculares del ejercicio anterior, calcule el peso en gramos de:
  • 4,2 moles de KI
  • 1,5 moles de H2SO4
  • 0,9 moles de HNO3
  • 2 moles de CH4

3.  Empleando los pesos moleculares del ejercicio 1, calcule el número de moles presentes en las siguientes muestras:

  • 89,4 g de KI
  • 40,7 g de H2SO4
  • 23 g de HNO3
  • 1,7 g de CH4

4.  Determinar el número de moles que hay en:

  • 7,8 x 10-3 g de SO2
  • 1,7 x 1022 moléculas de N2
  • 319 g de glucosa
  • 1,2 mg de CH4

5.  Calcule el número de átomos que hay en:

  • 8,6 g de mercurio
  • 9,0 g de plata
  • 16 gramos de nitrógeno

6.  Calcule el número de moléculas que hay en:

  • 44 g de N2O
  • 0,8 moles de Mg(ClO4)2
  • 70 g de Na2B4O7

7.  El silicio natural está formado por tres isótopos cuyos porcentajes son 92,28% de 28Si,

4,67% de 29Si y 3,05% de 30Si. Las masas nuclídicas de estos isótopos son 27,9776; 28,9733 y 29,9735,

respectivamente.  Calcular el peso atómico del silicio a partir de estos datos.

8.  Calcule el porcentaje por peso de cada elemento en el óxido de calcio, CaO.

9.  Cierto gas está compuesto de 42,86 % de C y 57,14 % de O. ¿Cuál es su fórmula empírica?

10.  El isobutileno es un material empleado en la fabricación de caucho sintético y consiste de 85,7 % de C y 14,3 % de H. Su peso molecular es 56 uma. ¿Cuál es su fórmula molecular?

11.  ¿Cuál es la fórmula mínima de un compuesto formado por 26,5 % de K, 35,4 % de Cr y 38,1 % de O?

NOTA: Los estudiantes del grado décimo (cursos A, B y C), con deficiencias correspondientes al primer período en la asignatura de química, deben desarrollar este taller cuyo porcentaje es del 50%; el porcentaje restante(50%) se relaciona con una evaluación escrita del mismo que se efectuará en la segunda semana después de terminado el receso estudiantil. Las dificultades que puedan presentarse en el desarrollo del taller pueden enviarlas a mi correo  o esperar la primera sema después del reintegro a clases para ser superadas.

MEDIDA DEL pH

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LABORATORIO No. 1

MEDIDA DEL pH DE ALGUNOS ACIDOS, BASES Y SALES

Tiempo aproximado: 2 horas clip_image006[6]

APARATOS Y REACTIVOS

  • Gradilla    
  • 12 tubos de ensayo
  • 12 rótulos
  • Vaso de precipitados de 100 ml                                                            
  • Agitador de vidrio
  • Papel indicador universal
  • Papel tornasol azul
  • Papel tornasol rojo clip_image002[8]
  • Solución de fenolftaleína
  • Solución de anaranjado de metilo    
  • Cloruro de amonio, 1M
  • Cloruro de potasio, 1M
  • Carbonato de sodio, 0,1M
  • Acido clorhídrico, 0,1M
  • Hidróxido de sodio, 0,1M
  • Hidróxido de amonio, 0,1M
  • Vinagre
  • Jugo de naranja
  • Leche
  • Gaseosa carbonatada
  • Agua

OBJETIVOS

1  Familiarizarse con los cambios de color de algunos indicadores

2  Reconocer la acidez o basicidad de una  sustancia mediante el uso de indicadores

3  Relacionar el pH con la concentración del ion hidrógeno de las soluciones y con los cambios de color de indicadores ácido- base comunes.

INTRODUCCION

El pH de una sustancia refleja su grado de acidez o de basicidad. En este experimento mediremos

el pH de varias sustancias. La escala de pH se numera de 0 a 14. La figura 1 muestra el rango de

la escala de pH y la tabla 1 el pH de algunas sustancias comunes:

Figura 1. Escala de pH

image 

Tabla 1. pH de algunas sustancias comunes 

SUSTANCIA

pH

HCl 1M

0

Vinagre

2,8

Gaseosas

3,0

Naranjas

3,5

Tomates

4,2

Agua lluvia

6,2

Leche

6,5

Agua pura

7,0

Agua de mar

8,5

NH4OH

11,1

NaOH 1M

14,0

Existen varios métodos para determinar el pH de una solución. Un método simple consiste en

colocar unas pocas gotas de un colorante químico (llamado también indicador químico) en la

solución que se quiere ensayar. El indicador cambia a un color específico que depende del pH

de la solución. Así , los ácidos enrojecen el papel tornasol azul; las bases azulean el papel

tornasol rojo y enrojecen la fenolftaleína.

Otro método para determinar el pH comprende el uso de un instrumento llamado

“peachímetro” que mide electrónicamente el pH de una solución. En este experimento

usaremos el primer método.

PROCEDIMIENTO

1 Aliste una gradilla y 9 tubos de ensayo secos y limpios

2 Rotule cada uno de los tubos de ensayo como sigue:

a. Cloruro de amonio, NH4Cl 1M

b. Cloruro de potasio, KCl 1M

c. Carbonato de sodio, Na2CO3 0,1M

d. Hidróxido de amonio, NH4OH 0,1M

e. Vinagre

f. Jugo de naranja

g. Leche

h. Gaseosa carbonatada

i. Agua corriente

3 Obtenga cerca de 2 ml de cada sustancia y viértalos en los correspondientes tubos de ensayo rotulados.

4 Prepare una tabla de datos en su cuaderno de laboratorio, según el modelo siguiente:

Tabla de datos 1. 

Solución

a

b

c

d

e

f

g

h

i

pH aproximado de cada solución                  
Papel Indicador universal                  
Papel tornasol azul                  
Papel tornasol rojo                  

5 Para el uso del papel indicador de pH (bien sea indicador universal, tornasol azul o tornasol rojo), siga el siguiente procedimiento:

a. Obtenga del profesor una pequeña tira de 1 cm de papel indicador.

b. Con la ayuda de un agitador de vidrio, se toca por un extremo la solución en el tubo de ensayo que se quiere ensayar y se transfiere una gota de solución a la tira de papel indicador. Asegúrese de que solamente se humedece el papel con la solución. Si se humedece demasiado, simplemente se retira todo el colorante del papel.

c. Para determinar el pH de la solución compare el color del papel humedecido con la escala de colores suministrada con el papel indicador. Anote el cambio de color.

d. Para ensayar cualquier solución tenga la precaución tenga la precaución de enjuagar el agitador en el vaso que contiene agua destilada antes de introducirlo entre un tubo y otro.

e. Anote en la tabla de datos 1 los cambios de color producidos.

6 Usando el método descrito en 5 complete los siguientes pasos y anote los resultados en la tabla de datos 2:

a. En un tubo de ensayo seco y limpio coloque 2 ml de ácido clorhídrico 0,1M y mida su pH.

b. En otro tubo de ensayo seco y limpio coloque 2 ml de hidróxido de sodio 0,1M y determine su pH.

c. En un tubo de ensayo limpio vierte 1 ml de ácido de (6a) y 1 ml de la base de (6b); agite para mezclar los contenidos y determine el pH de la solución resultante

7 Vierta dos gotas de anaranjado de metilo en el tubo que contiene el ácido clorhídrico 0,1M; anote el cambio de color. Vierta dos gotas de fenolftaleína en el tubo que contiene el hidróxido de sodio 0,1M; anote el cambio de color.

Tabla de datos 2 

 

HCI  0.1m

NaOH  0.1

Combinación de ácido +   base  =  sal 

pH aproximado de la solución
Papel indicador universal
Papel tornasol azul
Papel tornasol rojo
Fenoltaleína
Anaranjado de metilo      

RESULTADOS

1 En las tablas de datos 1 y 2 anote los cambios de color para las diferentes sustancias.

2 De acuerdo con la escala de colores, ¿Cuál es el pH de cada una de las sustancias empleadas?

3 Describa la reacción que ocurre cuando se mezclan las dos soluciones en 6c.

PREGUNTAS Y EJERCICIOS

1 La escala de pH es una escala logarítmica. Esto significa que la diferencia entre cada unidad de pH es realmente un factor de 10. Si el pH de un jugo de toronja es 3 (pH = 3) y el pH de la

cerveza es 5 (pH = 5), ¿Cuántas veces es más ácido el jugo de toronja que la cerveza?

2 ¿Cuál es pH esperado de las siguientes concentraciones de ácido?

a. 0,001M

b. b. 0,01M

c. c. 1,0M

3 ¿Cuál es el pH esperado de las siguientes concentraciones de base?

a. 0,001M

b. 0,01M

c. 1,0M

4 Describa algunos procesos industriales en los cuales se utilizan soluciones con pH determinado.

5 Indique la importancia del pH en los procesos biológicos.

 

LABORATORIO No.2

TITULACIÓN ACIDO-BASE. DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE ACIDO ACÉTICO EN EL VINAGRE

Tiempo aproximado: 2 horas

APARATOS Y REACTIVOS

  •  Bureta de 25 ml o 50 ml
  • Soporte universal
  • Pinzas para bureta
  • Erlenmeyer de 50 ml
  • Pipeta volumétrica de 10 ml
  • Hidróxido de sodio aproximadamente 0,1N
  • Acido clorhídrico 0,1 N
  • Indicador de fenolftaleína
  • Muestra de vinagre (40 ml

OBJETIVOS:

  • Ilustrar los conceptos de neutralización, titulación y punto final.
  • Desarrollar destrezas para usar la bureta y para realizar una titulación ácido – base.
  • Desarrollar destrezas para dibujar e interpretar una curva de titulación.
  • Desarrollar destrezas para determinar la concentración de acido acético contenido en el vinagre.

INTRODUCCION

La reacción de un ácido y una base para formar agua y una sal se conoce como neutralización. Por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio reaccionan para formar cloruro de sodio y agua:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

La titulación es el proceso de medir el volumen requerido de un reactivo para reaccionar con un volumen medido o peso determinado de otro reactivo. En este experimento una solución ácida de concentración conocida se titula con una solución básica de concentración desconocida. Se usa la fenolftaleína como indicador. Esta sustancia es incolora en solución ácida, pero cambia a rosado cuando la solución se hace ligeramente básica. El cambio de color, causado por una simple gota de exceso de la solución básica necesaria para neutralizar el ácido, marca el punto final de la titulación. El punto en el cual el volumen de la sustancia que titula ha reaccionado completamente con la sustancia que se va a titular, es el punto de equivalencia.

La normalidad (N) es otra manera de expresar la concentración de una solución y se define como el número de equivalentes-gramo de soluto por litro de solución. Un equivalente-gramo de un ácido reacciona exactamente con un equivalente-gramo de una base. El número de miliequivalentes de ácido es igual al número de miliequivalentes de la base, lo cual se puede expresar por la ecuación:

Va Na = Vb Nb

En donde V es el volumen gastado en mililitros, N es la normalidad, y los subíndices a y b se refieren al ácido y a la base respectivamente.

El producto VN es igual al número de milieqivalentes-gramo (cuando V se expresa en mililitros). Con los datos obtenidos en este experimento de titulación del ácido clorhídrico exactamente 0,1N con hidróxido de sodio, es posible calcular la normalidad exacta de la base.

La base ya titulada sirve como solución “estándar” para titular la muestra de vinagre suministrada por el profesor.

OBSERVACION: para el NaOH y el HCl la normalidad, N, es numéricamente igual a la molaridad, M.

PRECAUCION

No toque las lentejas de NaOH con los dedos por cuanto este compuesto es caustico; tampoco lo ponga en contacto con la ropa.

PROCEDIMIENTO

Parte I: Cálculo De La Normalidad De Una Solución De NaOH

Arme el conjunto para titulación que se muestra a continuación. En el Erlenmeyer vierta 10 ml

(medidos con una pipeta) de solución de ácido clorhídrico exactamente 0,1N; adicione dos

Gotas de fenolftaleína y agite. Coloque un papel blanco debajo del Erlenmeyer. En la bureta

coloque 25 ml de hidróxido de sodio ( se considera que su concentración es aproximadamente

0,1 N), teniendo el cuidado de agregar solución hasta que la base del menisco coincida

exactamente con la marca del 0 (cero). Deje caer poco a poco la solución básica de la bureta

(NaOH) sobre la solución del Erlenmeyer (ácida) agitando a cada caída de NaOH. Maneje la llave

de la bureta con una mano (la izquierda) y con la derecha agite cuidadosamente el Erlenmeyer.

Observe la aparición de un color rojo, el cual desaparece al agitar la solución. Continúe

agregando la solución básica cada vez con más lentitud y agitando. Observe que el color

desaparece cada vez más lentamente a medida que se agita la disolución. Siga agregando

solución básica, pero ahora gota a gota, y agite hasta observar que la adición de una gota

produce una coloración que permanece varios segundos. Cuando se ha alcanzado el punto de

equivalencia es suficiente una gota de base para cambiar la solución de incolora a rosado. Anote

la lectura final de la bureta. Calcule la normalidad de la base a partir de la normalidad de la

solución ácida (0,1 N) y los datos de la titulación. Recuerde que: ( mililitros de ácido) x

(normalidad del ácido) = (mililitros de base) x (normalidad de la base).

Parte II. Calculo De La Concentración De Ácido Acético Presente En El Vinagre

El profesor suministra unos 40 ml de vinagre como muestra de una solución ácida de concentración desconocida y que usted deberá determinar. La solución de NaOH de la parte I

vinagre usando exactamente el mismo procedimiento de la primera parte. Determine la normalidad de la solución ácida. Calcule el porcentaje en peso de ácido presente en el vinagre ( la densidad del vinagre se puede tomar como igual a 1,01 g/ml).

RESULTADDOS

Parte 1

1 Calculo de la normalidad del NaOH

  • Lectura final de la bureta ___________________ ml
  • Lectura inicial de la bureta ___________________ ml
  • Volumen de NaOH utilizado ___________________ ml = Vb
  • Volumen de HCl 0,1N = 10 ml = Va
  • De la ecuación VaNa = VbNb se calcula la normalidad de la base:

2 Calcule el número de miliequivalentes-gramo de ácido y de base utilizados.

3 Dibuje la curva de titulación del HCl con NaOH. ¿Cómo la interpretaría?

Parte 2

  • Lectura final de la bureta _________________ ml
  • Lectura inicial de la bureta _________________ ml
  • Volumen de NaOH utilizado _________________ ml
  • Normalidad del NaOH _________________ N
  • Número de miliequivalentes-gramo de NaOH __________
  • Volumen de vinagre utilizado
  • Normalidad del ácido acético presente en el vinagre____N
  • Gramos de ácido acético por litro (de la normalidad)_____
  • Porcentaje en peso de ácido acético presente en el vinagre__ %

PREGUNTAS Y EJERCICIOS

1 ¿Cuáles otros indicadores podría haber utilizado en esta titulación? ¿Cuál habría sido el cambio de color en cada caso?

2 Derive la fórmula Va Na = Vb Nb.

3 ¿Qué volumen de NaOH 0,5 N se necesita para neutralizar 20 ml de HCl 2,0 N?

4 Usando el procedimiento visto ¿Cómo podría calcular la concentración de ácido cítrico de la naranja o del limón? Demuestre los cálculos estequiométricos necesarios.

5 ¿Qué cuidados se deben tener con la bureta y la pipeta volumétrica en una titulación?

6 ¿Qué es una solución estándar? ¿Para qué se usa?

7 ¿A que llamamos soluciones tampones? ¿Cuál es su utilidad?

POTENCIAL DE HIDROGENO(pH)

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1 ¿Cómo se definen las soluciones ácidas, básicas y neutras:

a. En términos de [H+] y [OH-] ?

b. En términos de pH ?

2 ¿Explique en qué consiste la titulación o valoración de una solución?

3 ¿Explique el concepto de neutralización?

4 ¿Qué es un indicador y qué función cumple en una titulación?

5  Responda( F ) O verdadero( V )

a  (    )  Mientras más ácida es una solución, menor es su pH.

b  (    )  Se conoce como titulación el proceso de rotular los frascos de reactivos con su nombre

c  (    )  El producto del pH y el pOH de cualquier solución es siempre 14.

d  (    )  En una solución neutra [H+] = [OH-].

e  (    )  A mayor concentración de iones H+, mayor pH.

f   (    )  Una solución de pH = 2 tiene el doble de iones hidrógeno que otra de pH = 4

6 El análisis de cierta muestra de agua lluvia dio una concentración de iones H+ igual a 1x 10-3 clip_image002[4]

 (a) ¿Cuál es la concentración de iones clip_image002?  R// [ OH- ] = 1 x 10-11

(b) ¿Es la muestra ácida, básica o neutra?

7  La sangre normal tiene una concentración de iones hidrógeno aproximadamente igual a 4 x 10-8 M. 

    Calcular el pH de la sangre.  R// 7,4

8 Cierto medicamento a base de leche de magnesia tiene una concentración de iones H+ igual a 2 x 10-11 M.

Calcule su pH y su pOH. R// pH = 10,7; pOH = 3,3

9 Complete la siguiente tabla:

[ H+ ]

[OH-]

[pH]

[ pOH- ]

1 x 10 -3

 

 

 

 

2 x 10 -8

 

 

 

 

4

 

 

 

 

6

10 Dados los siguientes valores de pH y pOH indique por medio de una A, una B o una N, si corresponden a soluciones ácidas, básicas o neutras, respectivamente.

pH                                                                                   pOH

a. (     ) 10,2                                                                    (    ) 4,2

b. (     ) 6,4                                                                      (    ) 7,0

c. (     ) 3,7                                                                      (    ) 2,6

d. (     ) 7,0                                                                      (    ) 9,5

e. (     ) 8,6                                                                      (    ) 12,8

11 Ca lcule la concentración de [ H+ ] y [ OH- ] para una solución preparada diluyendo 20 ml de HCl 0,02 M al doble de su      volumen

12 Calcule el pH de las siguientes soluciones:

a. HNO3 0,05 M

b. KOH 0,01 M

c. NaOH 1 X 10-5 M

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