Prácticas Química Física General

Memoria de prácticas Química Física General

19/12/2011Facultad de ciencias UMAMaría García Atencia

Índice de prácticas

Práctica 1. Preparación de disoluciones……………………………………………………………………3-4

Practica 2. Volumetría ácido-base…………………………………………………………………………….5-7

Análisis de datos 2…………………………………………………………………………………7-8

Práctica 3. Solubilidad. Efecto de la temperatura………………………………………………..9

Análisis de datos 3………………………………………………………………………………..10-11

Práctica 4. Volúmenes molares parciales…………………………………………………………………12


Práctica 5. Masa molecular por ebulloscopía……………………………………………………………16


Práctica 6. Velocidad de una reacción química……………………………………………………….18-19

2

Práctica 7. Adsorción………………………………………………………………………………………………….20-24

Análisis de datos 7………………………………………………………………………………..24-25

Práctica 1 Preparación de disoluciones.

En la primera práctica preparamos tres disoluciones:

En la primera el soluto se encuentra en estado sólido y supuestamente puro. Pasos que seguimos:Primero calculamos, a partir de la concentración que se nos pedía 0,05 M en NaOH, la cantidad de soluto que necesitábamos, 0,2 gramos. A continuación pesábamos la cantidad lo más exacto posible y agregábamos el soluto a un matraz aforado, donde lo disolvíamos en una pequeña cantidad de agua destilada. Una vez hecho esto enrasábamos con agua destilada hasta completar el volumen de la disolución, 100ml.

En la segunda, el soluto se encuentra en una disolución concentrada:Primero, a partir de la concentración pedida, 0,1M, calculamos el soluto necesario, 0,9124 gramos. Luego, a partir de la riqueza de la disolución concentrada, HCl al 37%, calculamos la masa de disolución que contiene los gramos de soluto que queremos y esa masa es 0,3376 g HCl. A continuación con el dato de la densidad de HCl se calcula el volumen de disolución correspondiente a la masa calculada anteriormente y el volumen es de 0,28ml. Una vez obtenidos los datos a través de cálculos sencillos pasamos a medir con una pipeta el volumen, agregarlo a un matraz aforado y completar hasta el volumen necesario, 250ml, con agua destilada.

En la tercera disolución hay dos solutos en estado sólido (0,04M en Na2OH y 0,06M en NaHCO3) para lo que se realiza los mismos pasos realizados en la primera disolución pero aplicado a cada uno de los solutos y a continuación se pipetea, se añade a un matraz aforado y se

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enrasa hasta el volumen deseado con agua destilada, en este caso 100 ml.

En esta práctica no se piden ejercicios, los únicos cálculos son los necesarios para poder preparar las disoluciones correspondientes:

Primera disolución

M= msMmol ∙Vd

; ms=M ∙Mmol ∙Vd ms=0,05 ∙40 ∙0,1 ; ms=0,2g NaOH

Mmol NaOH: 40g/mol

Segunda disolución

ms=M ∙Mmol ∙Vd ; ms=01∙0,25 ∙36,5 ms=0,9125g HCl

10037

=0,9125x

x=0,3376 gHCl

Densidad (dato): 1,186g/cm3

ρ=mD

V ; V=

mD

ρ ; V=0,337

1,186 ; V=2,7ml

Tercera disolución:

Para Na2CO3:

ms=M ∙Mmol ∙Vd ; 𝑚𝑠¿0,04 ∙106 ∙0,1 ; ms=0,424 g

Mmol Na2CO3: 106g/mol

Para NaHCO3:

ms=M ∙Mmol ∙Vd

ms=0,06 ∙84 ∙0,1

ms=0,504 g

Mmol NaHCO3: 84g/mol

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Práctica 2 Volumetría ácido-base

Parte 1: contrastar la disolución de NaOH con ftalato.

En esta práctica determinamos la verdadera concentración de NaOH con la ayuda de una disolución de ftalato de ácido de potasio, ya que siempre se comente algún que otro error que afecta a la concentración de la disolución que queremos realmente preparar. Para ello seguimos los siguientes pasos:

Primero colocamos la disolución de NaOH en la bureta.

Pesamos la cantidad de ftalato ácido de potasio necesario para gastar 10ml de NaOH. Para esto utilizamos:

N ° equivalentesbase=N °equivalentes ácido

0,05 ∙10∙10−3= gr . ftalatopesomolecular

0,05 ∙10∙10−3=gr . ftalato204,23

gr . ftalato=0,102g

Anotamos la cantidad exacta pesada en la balanza y la agregábamos a un erlenmeyer, disolviéndola con un poco de agua destilada. Fue muy importante añadir unas gotas de indicador, que en este caso se trataba de unas dos gotas de fenolftaleína.

A continuación abrimos la llave de la bureta y se va añadiendo gota a gota a la disolución de ftalato. En el punto de equivalencia se cumplirá que:

N NaOH ∙V gastado=gr . ftalato

pesomolecular

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Como tuvimos que repetir esta operación dos veces los volúmenes que salieron fueron:

V1 = 8,7 ml V2 = 8,5ml

Tomamos el promedio que sería V = 8,6

Entonces,

N NaOH ∙8,6.=0,102204,23

La normalidad real que tenemos es 0,058N

Parte 2: Valorar la disolución de HCl con NaOH

Con conocimiento de la concentración verdadera de NaOH, pasamos a valorar la disolución de HCl que preparamos en la práctica anterior y así averiguaremos si habíamos preparado bien dicha disolución. Para ello:

Se coloca en la bureta la disolución de NaOH y se enrasa al cero, luego en el erlenmeyer se añaden 10 ml de HCl con unas gotas de indicador (fenolftaleína).

Vamos añadiendo gota a gota la disolución de NaOH y cuando se observe el cambio de color de incoloro a rosa muy pálido, dejamos de añadir NaOH y anotamos el volumen de NaOH que hemos gastado.

En el punto de equivalencia se cumplirá que:

N ° equivalentesbase=N °equivalentes ácido

N NaOH ∙V gastado=N HCl ∙V HCl

N HCl ∙0,01=0,058 ∙0,01915

N HCl=0,11N

Los volúmenes que medidos fueron:

V1 =19,2ml V2 =19,1ml

Y el promedio es el que utilizamos como VHCl =19,15ml

Parte 3: Valorar una disolución de carbonato e hidrogenocarbonato de sodio con HCl

Primero colocamos la disolución de HCl y la enrasamos al cero. Luego se añaden 25ml de la disolución de carbonato e hidrogenocarbonato de sodio

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que preparamos anteriormente. Echamos dos gotas de fenolftaleína y gota a gota vamos añadiendo HCl hasta que veamos que ha desaparecido el color rosa pálido y anotamos el volumen de HCl que hemos empleado.

Con la fenolftaleína se observa el equilibrio de transformación del carbonato presente en la muestra de hidrogenocarbonato.

Los dos volúmenes medidos son:

V1 = 9,1 V2= 9,1

El promedio que utilizamos es V=9,1ml

N NaCO3 ∙0,025=0,11 ∙0,0091

N NaCO3=0,04N

A continuación se añaden dos o tres gotas de indicador naranja de metilo y es cuando la disolución toma una tonalidad amarilla. De esta forma se pretende observar la transformación de todo el hidrogenocarbonato de sodio en carbonato de sodio.

N NaHCO3 ∙0,025=0,11 ∙0,01325

N NaHCO3=0,0583

Análisis de datos 2

1. El volumen de agua no afecta en la valoración porque estas calculando el pH (que es el mismo).

2. Será menor por las pérdidas de soluto que pueda haber en el proceso. Por esta razón el factor de una disolución nunca será mayor que uno, ya que es el cociente entre la normalidad real y la normalidad que se pide. Y como la normalidad siempre será menor que la pedida el resultado nunca será menor que uno.

3. N real

N pedida

=0,04780,05

=0,956

4. Este apartado se identifica con la practica 2 explicada en esta memoria en el susodicho apartado.

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5.N real

N pedida

=0,110,1

=1,1

El factor da mayor que uno porque la normalidad real es mayor que la pedida ya que se cometió un error en la pesada de soluto.

6. Para Na2CO3:

ms=M ∙Mmol ∙Vd ; 𝑚𝑠¿0,04 ∙106 ∙0,1 ; ms=0,424 g

Mmol Na2CO3: 106g/mol

Para NaHCO3:

ms=M ∙Mmol ∙Vd

ms=0,06 ∙84 ∙0,1

ms=0,504 g

Mmol NaHCO3: 84g/mol

Práctica 3 Solubilidad. Efecto de la temperatura.

Primero preparamos la disolución, pesando 8g de KNO3 e introduciéndolos en el tubo de ensayo con ayuda de un embudo, el cual limpiamos con agua

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destilada para que caiga el máximo soluto posible en el tubo de ensayo (este agua será parte de los 7 ml que hay que coger).

Luego se pipeteen 7ml de agua destilada y se añade al tubo de ensayo para disolver todo el soluto.

Una vez obtenida la disolución se procede a calentar el tubo de ensayo al baño María con agua del grifo. Se sujeta el tubo de ensayo con unas pinzas de madera y se va agitando la disolución con una varilla, impidiendo que esta toca las paredes del tubo por peligro a que puedan romperse. Cuando quede poco para que el solido se disuelva se introduce el termómetro sin que el bulbo toque el fondo del vaso y se anota la temperatura de calentamiento.

Para anotar la temperatura de enfriamiento se saca el tubo de ensayo del baño María y se deja enfriar hasta que se observe que aparecen cristales en la disolución y en ese momento es cuando se anota la temperatura que marque el termómetro. Cada vez que se repita se van añadiendo 3ml de agua destilada a la disolución.

Este proceso se repite unas 5 veces más y se anotan todos los datos de temperatura de calentamiento y enfriamiento y quedaría una tabla como esta:

Volumen Temperatura de calentamiento

Temperatura de enfriamiento

7ml 84C° 60C°10ml 73C° 50C°13ml 66C° 46C°16ml 50C° 35C°19ml 43C° 29C°22ml 36C° 22C°


1. Solubilidad (% )=gr .de solutogr . deagua

∙100

Para 7ml: Para 16ml:

S=87∙100=114,28% S=

816

∙100=50%

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S= 810

∙100=80% S=819

∙100=42,10%


S= 813

∙100=61,54% S=822

∙100=36,36%

Como observación podemos decir que la solubilidad va disminuyendo con la temperatura.

2. Experimentalmente se puede observar en la gráfica antes expuesta que no es la misma sino que, para un mismo volumen la temperatura de calentamiento es siempre mayor que la de enfriamiento.

Teóricamente deberían ser las dos temperaturas exactamente iguales, es decir, que se debería disolver el soluto con la misma temperatura a la que aparecen los cristales del mismo, pero al hacer la práctica se utiliza una llama intensa que induce a un error en la tomada de las temperaturas.

3.

10

36.36% 42.10% 50.00% 61.54% 80.00% 114.28%0

10

20

30

40

50

60

70

Solubilidad

Solubilidad

Lo que podemos decir de la curva es que se trata de una curva estrictamente creciente y que se observa que a mayor temperatura, mayor es la solubilidad.

Práctica 4 Volúmenes molares parciales

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En esta práctica se prepararon una serie de disoluciones hidroalcoholicas, mezclando los siguientes volúmenes de agua y etanol:

H2O EtOH30ml 0ml25ml 5ml20ml 10ml15ml 15ml10ml 20ml5ml 25ml0ml 30ml

Primero se calcula cuánto pesa el picnómetro vacío, que será el valor de Wp(peso del picnómetro vacío) y a continuación se rellena con agua destilada y se vuelve a anotar el peso del mismo picnómetro, y este sería el valor de Wa(peso del picnómetro con agua destilada en nuestro caso).Peso picnómetro vacío: 18,24g

Peso del picnómetro con agua destilada: 44,865gLuego pesamos cada una de las distintas disoluciones que nos piden. Para ello, una vez preparados los 30 ml de cada una, se usan unos 2 ml de disolución para lavar el picnómetro y se desechan. Después, se rellena el picnómetro con la disolución hidroalcoholica y se pesa, obteniéndose de esta manera el valor de W(peso del picnómetro con la disolución hidroalcoholica).

Volumen Peso picnómetro30ml H2O + 0ml EtOH 46,44g25ml H2O + 5ml EtOH 45,827g20ml H2O + 10ml EtOH 45,252g15ml H2O + 15ml EtOH 44,416g10ml H2O + 20ml EtOH 43,39g5ml H2O + 25ml EtOH 42,27g0ml H2O + 30ml EtOH 40,93g


1. Primero nos piden el volumen del picnómetro que viene dado por la siguiente ecuación:

Vρ=Wagua−Wvacíoρa

Vρ=44,865−18 ' 240,9982

=26,64ml

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Densidad del agua: 0,9982g/ml

Segundo nos piden la densidad de cada disolución hidroalcoholica. La densidad viene dada por:

ρ=Wa−℘Vp

Ej: 30ml H2O + 0ml EtOH

ρ=46,44−18,2426,64

ρ=1,058 gml

Tabla con todas las densidades:

Volumen Densidad (g/ml)30ml H2O + 0ml EtOH 1,05825ml H2O + 5ml EtOH 1,035520ml H2O + 10ml EtOH 1,013815ml H2O + 15ml EtOH 0,98210ml H2O + 20ml EtOH 0,9445ml H2O + 25ml EtOH 0,90ml H2O + 30ml EtOH 0,851

El libro de las practicas dice que el etanol esta al 96% pero lo hemos considerado como si fuera al 100% tal y como nos dijeron en clase de prácticas.

A continuación nos piden la fracción molar de etanol y de agua destilada para cada disolución hidroalcohólica. La fracción molar se calcula según la formula:

X=ns

ns+nd

Para calcular los moles utilizamos:

ns=m

Mmol

Y a su vez la masa se calcula a partir de la ecuación de la densidad:

ρ=mv

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m=ρ ∙ v

Ej: 30ml H2O

m=0,9982 ∙30=29,946 g

ns=29,94618

=1,663

X= 1,6631,663+0

=1

Para el agua:

Volumen Masa (gr.) Moles Fracción molar30ml H2O 29,946 1,663 125ml H2O 24,955 1,38 0, 94120ml H2O 19,964 1,109 0, 865915ml H2O 14,973 0,8318 0,763910ml H2O 9,982 0,554 0,61735ml H2O 4,991 0,277 0,3920ml H2O 0 0 0

Para el etanol:

Volumen EtOH Masa (gr.) Moles Fracción molar30ml 23,7 0,5152 125ml 19,75 0,429 0, 0,60720ml 15,8 0,3434 0, 382615ml 11,85 0,257 0,23610ml 7,9 0,1717 0,1345ml 3,95 0,0858 0,05850ml 0 0 0

Por último nos piden representar gráficamente el volumen molar parcial. El volumen parcial viene dado por:

∂V= 1ρ Ej: 30ml H2O+ 0ml EtOH ∂V= 1

1,058=0,945

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Volumen Volumen molar parcial30ml H2O + 0ml EtOH 0,94525ml H2O + 5ml EtOH 0,965720ml H2O + 10ml EtOH 0,98615ml H2O + 15ml EtOH 1,01810ml H2O + 20ml EtOH 1,0595ml H2O + 25ml EtOH 1,110ml H2O + 30ml EtOH 1,175

0.945

0.9657000000000010.986

1.0181.059

1.111.175

0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

Volumen molar parcial

Volumen molar parcialLinear (Volumen molar parcial)

Práctica 5 Masa molecular por ebulloscopía

El objetivo de esta práctica será verificar que los líquidos hierven a temperaturas constantes y que un sistema puede absorber calor sin variar su temperatura. A su vez se determinará la masa molecular de una sustancia no iónica midiendo el cambio de la temperatura de ebullición del agua al disolver dicha sustancia.

Procedimiento de la práctica:

Primero ponemos unos 50ml de agua destilada en un vaso de precipitados y medir su temperatura con el termómetro. Luego se calienta el líquido con el mechero bunsen hasta que se inicia la ebullición y se coloca el termómetro, se comprueba que la temperatura se mantiene constante y se anota la temperatura de ebullición del disolvente.

El punto de ebullición de la sustancia pura fue Tb=100Cº

A continuación se pesaba 18 gramos de glucosa y se apuntaba la medida exacta, en nuestro caso la medida exacta fueron los mismos

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18,00gramos. Tras esto se disolvía la glucosa en un vaso de precipitado con 50ml de agua destilada y se agitaba hasta disolver completamente la glucosa. De esta forma se procedía a seguir el mismo procedimiento que para la disolución anterior y se anotan las temperaturas de ebullición para las tres repeticiones que se tuvieron que realizar.

Datos experimentales de temperaturas de ebullición con glucosa:

T1=102ºC T2=103ºC T3=102ºC


1. Calcular el ascenso ebulloscópico y la molalidad:

∆T b=K b∙m2

El ascenso de ebulloscopía es la media de el aumento de las temperaturas obtenidas experimentalmente:

∆T b=2,33

En la tomada de temperatura introducimos errores puesto que no eran muy exactas. Debería haber salido un ascenso aproximadamente de 1,04.

Para calcular la molalidad solo hace falta despejar de la fórmula de la ebulloscopía:

m2=∆T b

Kb

m2=2,330,52

=4,48m

2. Calcular el número de moles de glucosa:

Se calcula a partir de la ecuación de la molalidad

m= nmD

n=m∙mD

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mD=0,05kg puesto que50ml=50 gr .

n=4,48 ∙0,05=0,224mol

3. Calcular la masa molecuar de la glucosa a partir de la cantidad pesada y del número de moles obtenido:

n= masaMmol

Mmol=masan

=18 gr de glucosa0,224mol

=80,35grmol

Práctica 6 Velocidad de una reacción química

En esta práctica se pedían dos disoluciones. Una de 250ml de KI a 0,2 M y otros 250ml de 0,1M de K2S2O8. Se divide en dos partes:

--Constante cinética y orden de reacción:

Se pipetean 50ml de KI 0,2 M en un erlenmeyer de 50ml, y 50ml de K2S2O8 0,1M en un Erlenmeyer de 125ml. A continuación se vierte la disolución KI sobre la otra y se empiezan a anotar los tiempos.

Se toma una muestra de 10ml de la mezcla reactiva y se vierte en un Erlenmeyer de 125ml que contenga un poro de hielo y agua para poder detener la reacción. El triyoduro formado hasta ese momento se valora rápidamente con Na2S2O3 0,01M, agregando una pizca de almidón y dejando caer gota a gota el tiosulfato sobre la mezcla reactiva hasta alcanzar el punto de equivalencia y en ese momento se anota el volumen gastado.

Se tomaron unas 5 muestras de la mezcla reactiva, a intervalos de 5 minutos. En la siguiente tabla se muestran los resultados obtenidos en la práctica a temperatura ambiente, que ese dia era de 19ºC:

Tiempo Volumen valoración (ml)5’ 02’’ 47 9,99’ 15’’ 54 21,9

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14’ 48’’ 63 24,619’ 43’’ 03 27,524’ 45’’ 85 32

--Velocidad de reacción y temperatura:

Es esta parte se supone que deberíamos haber realizado dos reacciones a diferentes temperaturas, una a 3-4ºC en un baño María con agua y hielo, y la otra a 40ºC en un baño de agua caliente. Pero en la práctica solo hicimos la reacción a una baja temperatura de 3-4ºC.

Para ello se pipetean 50ml de KI 0,1M en un Erlenmeyer de 50ml, y 50ml de K2S2O8 0,05M en un Erlenmeyer. Sumergir ambos en un baño María y hielo hasta que enfríen a 3-4ºC. a continuación se mezclan las disoluciones reactivas añadiendo la disolución de KI a K2S2O8 y el mismo proceso que para la disolución anterior, es decir, se agita la dicha disolución y se van tomando tiempos, esta vez de 10 min y se va valorando con Na2S2O3 y una pizca de almidón. En la siguiente tabla se muestra todas las medidas de volumen de la valoración en cada tiempo pedido a 3ºC:

Tiempo Volumen de la valoración (ml)10’ 17’’ 6,318’ 15’’ 14,930’ 29’’ 38,648’ 54’’ 45,355’ 30’’ 70,7

1: 00’ 30’’ 97,1

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Práctica 7 Adsorción

En esta última práctica estudiaremos el fenómeno de la adsorción en un sistema sólido/líquido.Para la adsorción que nosotros vamos a realizar, utilizaremos carbón activo como adsorbente y ácido acético proveniente de una disolución acuosa como adsorbato.Contaremos con 5 volúmenes de 200ml de ácido acético de concentraciones 0.5 N, 0.25 N, 0.125 N, 0.03125 N y 0.015625 N.Pesaremos unos 2.000g de carbón por cada volumen de acético y los introduciremos cada uno en un matraz, añadiendo el ácido acético.Posteriormente se tapan todos los matraces y se agitan durante 30-45 minutos y se dejan a temperatura constante hasta que alcancen el equilibrio.Una vez hecho esto procedemos a filtrar todas las muestras con papel de filtro, desechamos los primeros 10ml y las disoluciones así obtenidas se valoran a su vez con disoluciones de NaOH 0.1 N. Es conveniente repetir cada valoración dos o más veces.

Para preparar los 200 ml de CH3COOH a las concentraciones anteriores debemos calcular el volumen de ácido acético necesario mediante los siguiente cálculos:

--> 0,5 N: nºmolessoluto = M · V = 0,5 · 1 = 0,5 moles

nºgramos = moles · Pm = 0,5 · 60.05 = 30.025 gramos

V = nºgr/ρ = 30.025/1,050 = 28.6 ml

Ahora añadimos 28.6 ml de ácido acético en un matraz aforado de 500 ml y añadimos agua destilada hasta el enrase.

De esta disolución 0,5 N cogemos 200 ml donde disolvemos 2 gr de carbón activo y lo vertemos en un matraz con tapón de goma.

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--> 0,25 N: N1 · V1 = N2 · V2

0,5 · V1 = 0,25 · 0,2

V1 = 0,1 L = 100 ml

Cogemos 100 ml de disolución 0,5 N con la ayuda de una pipeta y lo echamos en un matraz de 200 ml, enrasamos con agua destilada hasta el enrase y luego disolvemos los 2 gramos de carbón activo en un matraz de 250 ml con tapón de goma.

--> 0,125 N: N1 · V1 = N2 · V2

0,5 · V1 = 0,125 · 0,2

V1 = 0,05 L = 50 ml

Hacemos los mismo que con la disolución 0,25 N pero en vez de coger 100 ml de disolución 0,5 N, tomamos 50 ml.

--> 0,03125 N: N1 · V1 = N2 · V2

0,5 · V1 = 0,03125 · 0,2 ; V1 = 0,0125 L = 12,5 ml

Seguimos el mismo procedimiento.

--> 0,015625 N: N1 · V1 = N2 · V2

0,5 · V1 = 0,015625 · 0,2

V1 = 0,00625 L = 6,25 ml

Una vez que tenemos los 5 matraces con las diferentes disoluciones de carbón activo y ácido acético a diferentes concentraciones agitamos periódicamente durante 30-45 minutos.

Pasado este tiempo filtramos todas las muestras con el matraz quitasato y el embudo buchner, obtenemos así el ácido acético sin el carbón activo. Las muestras las vamos a valorar con NaOH 0,1 N. Para preparar el hidróxido sódico que está en estado sólido debemos calcular el número de gramos necesarios de éste:

nºequivalentes = Vdisolución · N = 0,5 · 0,1 = 0,05 equivalentes

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nºmoles = nºequivalentes · nºoxidación = 0,05 · 1 = 0,05 moles

nºgramos = nºmoles · Pm = 0,05 · 40 = 2gr de NaOH

Pesamos esta cantidad de hidróxido sódico y lo disolvemos en agua destilada. Una vez disuelto añadimos agua hasta tener 500 ml. Para una medida exacta lo hacemos en un matraz aforado de 500 ml. Constatamos ahora ésta disolución ftalato para saber la normalidad verdadera de la disolución preparada; para ello seguimos los siguientes pasos:

1- Calculamos la cantidad de fatalato neceraria:

0,1N · 10 · 10-3L = gr ftalato/Pm

gr.ftalato = 0,1 · 10 · 10-3·204,23 = 0,204 gr. ftalato

2- Disolvemos esta cantidad de ftalato en 10 ml de H2O destilada.

3- Añadimos 2 gotas de fenolftaleína que es el indicador.

4- En una bureta vertemos la disolución de NaOH.

5- Vamos añadiendo gotas de NaOH al ftalato disuelto en agua y fenolftaleína hasta que observemos el cambio de color a rosa.

En este momento anotamos el volumen gastado, y repetimos el mismo proceso 2 veces para hacer la media de ambos volúmenes. Así podremos calcular la normalidad verdadera del NaOH, ya que al tomar las medidas hemos podido cometer errores.

Vmedio gastado = 10,6 ml

Usando la siguiente fórmula tenemos la normalidad verdadera:

NNaOH verdadera · Vgastado = N * V

NNaOH verdadera = 0.1*0.01= N*0.0106 N=0.095N

Como podemos ver la normalidad no es exactamente 0,1. Esto es debido a que las cantidades medidos para su elaboración no son exactas.

Ahora podemos proceder a valorar las disoluciones de ácido acético con el NaOH; para ello ponemos las siguientes cantidades de cada concentración en un erlenmeyer:

- 5 ml del 0,5 N

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- 10 ml del 0,25 N

- 25 ml del 0,125 N

- 50 ml del 0,03125 N

- 50 ml del 0,015625 N

Le añadimos 2 gotas de fenolftaleína como indicador y vamos añadiendo gotas de NaOH hasta observar el cambio de color y anotamos el volumen gastado. Repetimos con cada concentración el mismo procedimiento 2 veces para tomar el volumen medio gastado.

Una vez que tenemos el volumen medio gastado podemos calcular la normalidad verdadera de ácido acético siguiendo la siguiente ecuación:

Nácido acético verdadera = (NNaOH verdadera · Vmedio gastado)/Vácido acético

--> 0,5 N: Vgastado 1 = 25 ml

Vgastado 2 = 24,7 ml


Nácido acético verdadera = (0.095*25.1=N*5) = 0,47 N

--> 0,25 N: Vgastado 1 = 23,9 ml



Nácido acético verdadera = (0.095*23.75=N*25)=0,23 N

--> 0,125 N: Vgastado 1 = 28,5 ml



Nácido acético verdadera = (0.095*27.25=N*25)= 0,103 N

--> 0,03125 N: Vgastado 1 = 12 ml



Nácido acético verdadera =(0.095*12.25=N*50)= 0,023N

--> 0,015625 N: Vgastado 1 = 5,5 ml

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Vgastado 2 = 4 ml


Nácido acético verdadera = (0.095*4.75=N*50) = 0,009

Como podemos ver al igual que con la disolución de NaOH la normalidad verdadera no es la que creíamos debido a los errores cometidos.


Construimos la siguiente tabla para poder realizar luego la gráfica:

C(i) (mol/L)

C(f) (mol/L)

X (g) w (g) X/w Ln(X/w) Ln(C(f))

0,500000

0,470000

0,072060

1,995000

0,036120

-3,32090

0

-0,755023

0,250000

0,230000

0,048040

2,003000

0,023984

-3,73036

7

-1,469676

0,125000

0,103000

0,052844

2,001000

0,026409

-3,63405

8

-2,273026

0,031250

0,023000

0,019817

1,997000

0,009923

-4,61288

6

-3,772261

0,015625

0,009000

0,015913

1,993000

0,007985

-4,83024

4

-4,710531

Valoraciones(media)

Volumen de disolución

25,1 5 23,75 10 27,25 25 12,25 50 4,75 50

nºequiv. (i)

nºequiv. (f)

0,10000 0,094

23

00,05000

00,046

0,025000

0,020600

0,006250

0,004600

0,003125

0,001800

Y tenemos que el peso molecular del acético es de 60.05 g/mol.

Por tanto la representación de ln(x/w) frente a ln(C) será la siguiente:

-5.000000 -4.000000 -3.000000 -2.000000 -1.000000 0.000000

-6.000000

-5.000000

-4.000000

-3.000000

-2.000000

-1.000000

0.000000

Grafica de isoterma de Freundlich

Ln (C(f))

Ln

(X

/w)

Fin de las prácticas de química física general.

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Prácticas Química Física General