Campus
Puebla
Escuela
de Ingeniería y Ciencias Aplicadas
Departamento
de Biotecnología
Laboratorio de
Química Experimental-Q.1014.01
Dr. Isaac Monroy
Mtro. Víctor H. Blanco
Práctica 7: Ácidos, bases y medidas de pH
Equipo 7:
Laura Barba Castillo A01322562
Alejandro
Larios Campos A00399515
Rodrigo E. Hernández Jiménez A01324406
Brenda Berenice Jerónimo Atanacio A01324138
Fecha
de entrega: martes 12 de febrero de 2013
Objetivos:
· Preparar
soluciones expresadas en diferentes formas de concentración y realizar
diluciones de éstas.
· Medir
pH y pOH
Introducción
Las
disoluciones liquidas son medios adecuados para las reacciones químicas. Los
reactivos forman colisiones produciendo reacciones químicas más rápido que como
lo haría un sólido cristalino. En un líquido las moléculas se encuentran
confinadas en un espacio pequeño de lo que estarían en un gas, lo que aumenta
la posibilidad de colisión. El agua es un buen disolvente ya que es una
sustancia polar. Las moléculas del agua se pueden disociar parcialmente en H+ y
OH- en pequeñas proporciones, lo que ayuda a polarizar enlaces de otras
moléculas y a debilitar enlaces.
En
general en las disoluciones, el compuesto que está en mayor proporción se le
denomina disolvente y a los demás compuestos del soluto. Las unidades de concentraciones son: Molaridad,
molalidad, fracción molar, porcentaje en peso, partes por millón, y Normalidad.
Todas ellas son relaciones entre soluto y disolvente (Dickerson, Gray, 1992).
Un
ácido es una sustancia que entrega un protón H+ y una base es una que lo
acepta. La fuerza de un ácido o una base va a depender de la habilidad para
donar H+. Los ácidos fuertes como el HCl
reaccionan casi por completo con el agua, mientras que los más débiles
apenas y reaccionan. La fuerza exacta de un ácido, HA en disolución acuosa se
describe utilizando la constante de equilibrio Keq para la disociación de
equilibrio del ácido (McMurry, 2008).
El
pH-metro se usa para medir el pH de una sustancia, funciona sumergiendo dos
electrodos en una disolución y leyendo el valor de pH en una escala. Existen
varios factores que pueden hacer variar los valores que se observan respecto al
pH real (Freifelder, 2003).
Desarrollo
Tabla 1. Medidas de pH usando indicadores
Tabla 1. Medidas de pH usando indicadores
Predictor
|
Ácidos
|
Básicos
|
Rango de
pH
|
Azul de timol
|
Rojo
|
Amarillo
|
1.1 - 2.9
|
Anaranjado de metilo
|
Rojo
|
Amarillo
|
0.1 - 4.3
|
Verde de bromocrisol
|
Amarillo
|
Azul
|
3.9 - 5-3
|
Rojo de metilo
|
Rojo
|
Amarillo
|
4.9 - 6.0
|
Azul de bromotimol
|
Amarillo
|
Azul
|
6.1 - 7.0
|
Azul de timol
|
Amarillo
|
Azul
|
8.1 - 9.3
|
Fenoftaleina
|
Incoloro
|
Rosa
|
8.1 - 10
|
Amarillo de alizarina
|
Amarillo
|
Rojo
|
10.0 - 12.1
|
Experimento
1. Preparación de soluciones y medición de pH
1. Se repartieron dos disoluciones a cada integrante del equipo
y se realizaron los cálculos correspondientes para saber la cantidad de soluto
necesario para cada una.
2. Se pesaron y midieron los reactivos necesarios y se
prosiguió a preparar las soluciones.
3. Si el soluto era sólido, primero se disolvió en un vaso de
precipitado con agua destilada y después se vació a un matraz aforado adecuado
(de la capacidad de la solución) y se aforó hasta la marca.
4. Se midió el pH de las soluciones con un metro de pH. Se
utilizó uno para ácidos y otro para básicos.
5. Las soluciones se vaciaron en envases de plástico
previamente lavados y se rotularon con la siguiente información: Grupo 1,
Equipo 7, nombre de la solución y su concentración.
Experimento
2. Preparación de soluciones ácidas y uso de indicadores
1. Debido a que se realizó primero el experimento 3 se
utilizaron los mismos tubos ya rotulados, previamente lavados.
2. Se midieron 10ml de una solución de HCl 0.1N y se vertió en
el tubo con taparrosca con el número 10.
3. Del tubo número 10 se tomó 1ml y se colocó en una probeta a
la que se añadieron 9ml de agua destilada. Se vertió en el tubo número 11. Se
tapó y agitó.
4. Se repitió el procedimiento del punto tres hasta tener otras
dos soluciones preparadas, pero utilizando la última solución.
5. Se rotularon tres tubos para cada dilución.
6. De cada tubo (10-13) se tomó 1ml y se colocó en los tubos
pequeños. Se obtuvieron 12 tubos con 1ml de dilución.
Figuras
1 y 2. Tubos de ensayo con las
diluciones.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
7. Para cada dilución se agregaron 2 gotas de indicador
correspondiente.
8. Utilizando la tabla 1 (medidas de pH usando indicadores) se
determinó un aproximado del pH de cada sustancia.
Experimento
3. Preparación de soluciones básicas y uso de indicadores
1. Se rotularon 4 tubos de ensayo con taparrosca del 10 al 13.
2. Con una pipeta se midieron 10ml de la solución de NaOH 0.1M
y se colocaron en el tubo con el número 13.
3. Del tubo número 13 se tomó 1ml y se vació en una probeta. Se
añadieron 9ml de agua destilada y se vació en el tubo número 12. Se agitó.
4. Se repitió el procedimiento del punto tres hasta tener otras
dos soluciones preparadas, pero utilizando la última solución.
5. Se rotularon tres tubos para cada dilución.
6. De cada tubo (10-13) se tomó 1ml y se colocó en los tubos
pequeños. Se obtuvieron 12 tubos con 1ml de dilución.
7. Para cada dilución se agregaron 2 gotas de indicador
correspondiente.
8. Utilizando la tabla 1 (medidas de pH usando indicadores) se
determinó un aproximado del pH de cada sustancia.
Experimento
4. Preparación de indicador derivado de fruta o planta
1. Se machacó una cierta cantidad de hojas de flores rojas en
el mortero, se agregaron aproximadamente 5 ml de alcohol isopropílico. Después
se obtuvo una tintura roja.
2. Se agregó una pequeña porción de cada solución a cada tubo
de ensayo (una solución por cada tubo) como se muestra en la figura.
Figura
3. Tubos de ensayo con la solución correspondiente.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
3. Agregamos dos gotas de indicador elaborado de arándanos a las
soluciones de hidróxido de amonio, hidróxido de sodio, ácido clorhídrico y
ácido acético, y dos gotas de fenolftaleína a las soluciones de ácido
sulfúrico, cloruro de potasio, cloruro de sodio y dextrosa. Cada una de las
soluciones fue agitada hasta que el indicador formara parte de la
solución. Cada una presento un color
diferente como se muestra en la figura.
Figura
4. Cada solución con un indicador diferente.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
4. Después de agregar indicadores a las diferentes soluciones,
se agregaron unas gotas de indicador hecho de flores a cada una de las
soluciones. Los tubos de ensayo con soluciones fueron agitados con mucho
cuidado hasta que el indicador se disolviera en la solución.
5. Cada uno de los resultados fueron observados y anotados.
6. Los residuos fueron colocados en los contenedores
correspondientes. Se lavaron correctamente los tubos de ensayo para ser
utilizados en experimentos posteriores.
Experimento
5. Uso de indicadores para estimar el pH de los productos de uso doméstico
1. Se colocó una muestra de limpiador en un vaso de
precipitado.
2. Se sumergió un papel indicador de pH por un minuto.
3. Se colocó el papel en un vidrio de reloj y se esperó a que
cambiara de color.
Figura
5. Papel indicador de vinagre y limpiador.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
4. Se repitió el procedimiento con vinagre blanco.
Figura
6. Papel indicador con el vinagre.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
5. Se rotularon 8 tubos de ensayo. Cuatro con una V (vinagre) y
el indicador correspondiente y los otros cuatro con L (limpiador) y el
indicador.
Figura
7. Tubos con limpiador y vinagre.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
6. Debido a que la prueba es cualitativa se colocó
aproximadamente 1ml de la sustancia correspondiente, limpiador o vinagre, en
los tubos.
7. Se añadieron dos gotas del indicador correspondiente a cada
tubo.
8. Utilizando la tabla 1 (medidas de pH usando indicadores) se
determinó un aproximado del pH de cada sustancia.
Resultados
Experimento
1. Preparación de soluciones y medición de pH
Tabla 2.
Disolución de
|
Concentración
|
Cantidad (ml)
|
pH
|
[H+]
|
pOH
|
Cloruro de sodio
|
2%
|
250
|
|||
Dextrosa
|
1.5%
|
250
|
5.78
|
1.659x10-6
|
8.22
|
Hidróxido de sodio
|
1.0
M
|
100
|
|||
Cloruro de potasio
|
0.2
M
|
100
|
|||
Ácido clorhídrico
|
0.1
N
|
50
|
2.21
|
0.00616595
|
11.79
|
Ácido sulfúrico
|
1.5
N
|
50
|
0.35
|
0.4445
|
13.64
|
Hidróxido de amonio
|
0.1
N
|
50
|
10.62
|
2.3792x10-11
|
3.37
|
Vinagre (ácido acético)
|
0.75
N a 0.2 N
|
50
|
2.73
|
0.001862087
|
11.27
|
Fuente.
Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Experimento
2. Preparación de soluciones ácidas y uso de indicadores
Se
observaron soluciones incoloras para el indicador fenolftaleína, soluciones
naranja para la solución de HCL pH 5 y soluciones rojas para las soluciones
concentradas en el indicador naranja de metilo. Se observaron soluciones
amarillas y una verde a pH 5 con el indicador azul de bromotimol.
Tabla 3.
Soluciones acuosas
|
Fenolftaleína
|
pH (aprox.)
|
Naranja de metilo
|
pH (aprox.)
|
Azul de bromotimol
|
pH (aprox.)
|
10
|
Blanco
|
<8.0
|
Naranja
obscuro
|
0.1-4.3
|
Amarillo
|
<0.1
|
11
|
Blanco
|
<8.0
|
Rojo
|
<0.1
|
Amarillo
|
<0.1
|
12
|
Blanco
|
<8.0
|
Naranja
|
0.1-4.3
|
Amarillo
|
<0.1
|
13
|
Blanco
|
<8.0
|
Naranja
claro
|
0.1-4.3
|
Verde
transparente
|
0.1-0.7
|
Fuente.
Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Figuras 8 y 9. Coloración de soluciones ácidas de HCL en presencia de
Fenolftaleína (0.1) Naranja de Metilo (0.2) y Azul de Bromotimol (0.3). Las
diluciones van de 10 (más concentrada) a 13 (más diluido).
Fuente. Laboratorio
de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Experimento
3. Preparación de soluciones básicas y uso de indicadores
Se
observaron soluciones rosadas con el
indicador fenolftaleína cuya intensidad aumentaba de forma proporcional al de
la concentración de NaOH. Soluciones incoloras para el jugo de arándano y
soluciones naranja para el Naranja de Metilo.
Tabla 4.
Soluciones acuosas
|
Fenolftaleína
|
pH (aprox.)
|
Naranja de metilo
|
pH (aprox.)
|
Jugo de arándano
|
pH (aprox.)
|
10
|
Rosa
claro
|
8-10
|
Naranja
|
0.1-4.3
|
Transparente
|
-
|
11
|
Rosa
obscuro
|
8-10
|
Naranja
obscuro
|
0.1-4.3
|
Transparente
|
-
|
12
|
Morado
|
8-10
|
Naranja
|
0.1-4.3
|
Transparente
|
-
|
13
|
Morado
|
8-10
|
Naranja
|
0.1-4.3
|
Transparente
|
-
|
Fuente.
Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Figuras 10 y 11. Coloración de soluciones básicas de NaOH en
presencia de Fenolftaleína (0.1), Naranja de Metilo (0.2) y Jugo de arándano
(0.3). Las diluciones van de 13 (más concentrado) a 10 (más diluido).
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM,
Campus Puebla.
Experimento
4. Preparación de indicador derivado de fruta o planta
Tabla 5.
Solución acuosa
|
Fenolftaleína
|
Jugo de arándano
|
Indicador natural
|
NH4OH
|
verde
|
Purpura
|
|
NaOH
|
Azul
|
Amarillo
|
|
KCl
|
Blanco
|
Rosa
|
|
NaCl
|
Incoloro
|
Rosa
|
|
Dextrosa
|
Incoloro
|
Rosa
|
|
H2SO4
|
incoloro
|
Rojo
|
|
HCOOH
|
Rosa
|
Rojo
|
|
HCl
|
Rosa
|
Rojo
|
Fuente.
Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Figura
12. Colores que presento cada solución al agregar el extracto
del indicador a base de flores.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Experimento
5. Uso de indicadores para estimar el pH de los productos de uso doméstico
En
base a los resultados obtenidos con el papel indicador universal se tuvo que
para el vinagre el pH es de 2 y para el limpiador es de 6.
Figuras 13 y 14. Comparación
del papel indicador universal de vinagre y limpiador con los datos de la caja.
Fuente. Laboratorio
de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
A
partir de los virajes reportados en la tabla 6 obtenidos en el laboratorio por
interpolación se reportó un pH aproximado de <0.1 para el vinagre y entre
0.1 – 4.3 para el limpiador.
Tabla 6.
Indicador
|
Vinagre incoloro
|
pH (aprox.)
|
Limpiador con amoniaco
|
pH (aprox.)
|
Azul
de bromotimol
|
Amarillo
|
<6.1
|
Amarillo
|
<6.1
|
Naranja
de metilo
|
Rojo
|
<0.1
|
Naranja
|
0.1-4.3
|
Fenolftaleína
|
Incolora
|
<8.1
|
Incolora
|
<8.1
|
Jugo
de arándano
|
Incolora
|
-
|
Incolora
|
-
|
Fuente.
Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Figura 15. Tubos de
limpiador y vinagre con los indicadores.
Fuente. Laboratorio
de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Discusión
Experimento
2. Preparación de soluciones ácidas y uso de indicadores
Se
realizaron diluciones seriadas en un factor de 10 a partir de una solución
madre de HCL 0.1 Molar. El valor de pH depende de la concentración de iones
hidronio presentes en la solución, y se calcula de acuerdo a la siguiente
ecuación:
pH = -log [H+]
Debido
a que el HCL es un ácido fuerte, la concentración de hidronios presentes en la
solución es directamente proporcional a la concentración del ácido. Una
concentración de 0.1 Molar daría como resultado teórico un valor de pH de 1.
1 = -log[0.1]
En
el laboratorio se obtuvo un valor experimental de 2.21 dando como resultado un
porcentaje de error de 221% Esto se debe a variaciones en la concentración
producto de las impurezas de la solución madre y variaciones en los volúmenes
medidos de las diluciones.
El
pH de un ácido o base débil es calculado con la ecuación de
Henderson-Hasselbalch de la siguiente manera.
pH = pKa } log([A-]/[AH])
Dado
que los indicadores ácido-base son débiles sus cambios de color dependerán de
la relación de la concentración del ácido y la base conjugada. El ojo humano no
es capaz de distinguir infinitas variaciones de colores, por lo que en la
práctica el operador es capaz de apreciar un cambio de color cuando la relación
es 1:10, lo que se traduce en un cambio de pH de 1 unidad. Esto quiere decir
que el rango de viraje se da debido al problema de capacidad de observación del
ojo humano. (Bottani et al, 2006)
En
la práctica, la fenolftaleína, cuyo
rango va de 8.3 incoloro a 10 rojo, se mantuvo incolora debido a que el de la
máxima dilución tenía fue de 5. En azul
de bromotimol también se mantuvo amarillo en las primeras tres diluciones e
inicio un cambio de coloración a verde, dado que su rango va de 6.0 a 7.6 de
amarillo a azul respectivamente. En
cuanto al naranja de metilo, cuyo rango va de rojo 3.1 a amarillo 4.4. Se
observó una coloración naranja para la solución menos concentrada, y una
coloración roja para las soluciones anteriores.
(Skoog & West, 2002)
Experimento
3. Preparación de soluciones básicas y uso de indicadores
Se
realizaron diluciones seriadas en un factor de 10 a partir de una solución NaOH
0.1 Molar. De acuerdo con la ecuación de Henderson-Hasselbalch explicada en el
punto anterior, para que el cambio de color del indicador ácido-base sea
perceptible al ojo humano, la relación entre la concentración de las especies
debe ser 1:10.
El
NaOH es una base fuerte, por lo que la concentración de iones OH- es
directamente proporcional a la concentración de la base. En la figura se puede
observar como a mayor concentración el
color de la fenolftaleína, cuyo cambio de color de incoloro a rosa se da en pH
10, pasa de ser un rosa a un rojo intenso.
El naranja de metilo no cambió de color, debido a que su rango de pH es
de 3.1 a 4.4, un valor muy inferior al de las soluciones. Finalmente, se esperó
observar un color azul en el jugo de arándano producto del cambio de color de
las antocianinas. Sin embargo, no se observó color, debido a la mínima cantidad
de jugo que fue usada. (Skoog &
West, 2002)
Figura 16.
Espectro de color debido a cambios en la estructura de las antocianinas a
medida que el pH asciende de 1 a 13.
Fuente.
Kelter et al, 2009
Experimento
4. Preparación de indicador derivado de fruta o planta
Los
indicadores, en el laboratorio de química como su nombre lo dice, sirven para
indicar que tipo de sustancia es la que se está manejando, es decir, si es una
sustancia básica o ácida. Sin embargo, no nos indican que tan ácida o básica es
una sustancia.
En
este experimento se agregó fenolftaleína a cuatro soluciones diferentes. La fenolftaleína es un indicador que consiste
en dejar incoloras a las sustancias con pH bajo y en colorar las sustancias de
violeta o colores parecidos a las sustancias con pH alto (Gomez, 2010). Las
cuatro soluciones a las que se le agrego fenolftaleína se mostraron incoloras.
Por
otra parte, a las soluciones que se les agregó indicador a base de arándanos
dos presentaron color rosa (ácidos), una amarillo (base) y otra azul (base). Es
decir, Los pigmentos que se obtuvieron de los arándanos hacen referencia a la
presencia de un ácido cuando tintan rojiza la solución y colores como el azul y
el amarillo ante la presencia de sustancias alcalinas (Romero, Navarro,
Noguera, 2005).
Después
a todas las sustancias se les agrego el extracto a base de flores. Las
sustancias se tiñeron en diversos colores, principalmente los ácidos
presentaron color rojo y las álcalis presentaron: una color amarillo y otra un
color oscuro.
Experimento
5. Uso de indicadores para estimar el pH de los productos de uso doméstico
Se
utilizaron indicadores para conocer el pH del vinagre incoloro y un limpiador
con amoniaco. No
se tiene conocimiento de la marca del limpiador, pero en general los
limpiadores contienen: abrasivos, aceite mineral, ácidos orgánicos e
inorgánicos, activadores de blanqueante, a gentes
de antirredeposición, alcoholes, glicoles y glicoléteres, antiespumantes, bases
orgánicas e inorgánicas entre las que se encuentra el amoniaco, carbonatos y
bicarbonatos, ceras, compuestos de cloro activo, enzimas, espesantes, derivados
fenólicos, fosfatos, hidrocarburos e hidrocarburos clorados, jabones, etc.
El
pH del amoniaco es 11, por lo que debe dar un valor básico el pH del limpiador;
sin embrago, se obtuvo un pH ácido de 6 según el papel indicador. Esto puede
deberse a que el limpiador se encontraba envasado en una botella de Coca-Cola cuyo
pH es 3, por lo que posiblemente el pH del amoniaco se neutralizó con el de la Coca-Cola
(Kotz, 2005; Roebuck, 2001)
No
se puede confirmar la veracidad del ensayo anterior, ya que son necesarios
múltiples ensayos, mínimo tres, para comprobar un valor en un experimento.
Cuestionario
1. El ácido clorhídrico es un ácido fuerte. Halle la
concentración de H3O y OH en una solución de HCl 0.25 M.
pH = - log (0.25) =
0.602
[H3O] = 10-0.602 = 0.2500
[OH-] = 1x10-14 /
[H3O] = 4x10-14
2. Calcule el pH de una solución para la cual H3O es 3.4x10-3
M.
pH = -
log [H3O] = 2.4685
3. Si el pH de una solución es 4.30, calcule la concentración
de H3O en la solución.
[H3O] = 10-pH = 10-4.30 = 0.000050
4. Determine si una solución será acida, básica o neutral
conociendo la sig. información:
a) pH=10.20 à Básica
b) [H3O] = 3.4x10-3 M à
pH= - log [H3O] = - log[3.4x10-3 M] =
2.4685 Ácida
c) pOH = 2.10 à pH = 14 – pOH = 14 –
2.10 = 11.9 Básica
d) H3O = OH à Neutra
e) OH = 6.2x10-12 M à
pOH = - log[OH-] = - log (6.2x10-12M) = 11.20; pH = 14 – pOH = 14- 11.20= 2.8 Acida
5. Considérese el caso de una muestra de agua de rio a la que
se desea medir su concentración de carbonatos, cloruros y sulfatos. Ya que la
concentración de estos iones en el agua de rio se nota muy alta como para
realizar la medición directamente, normalmente se procede a diluir la muestra,
antes de realizar la medición propiamente dicha.
Supóngase entonces que se toman 50 ml de la muestra original
en un matraz aforado y se diluyen a 500 ml de agua destilada. Luego de
homogeneizar la disolución recién preparada, se toman 20 ml de esta disolución
en un matraz aforado y se diluyen nuevamente en un matraz aforado a 500 ml con
agua destilada. Si posteriormente se realizan las determinaciones sobre la
segunda disolución y se encuentra que en ellas las concentraciones de calcio,
cloruro y magnesio son respectivamente 25, 95 y 55 ppm ¿Cuál será entonces la
concentración de estos elementos en la muestra original?
·
Concentración
de Calcio
C1
V1 = C2 V2
C1
(20ml) = (25ppm) (500ml)
C1 =
(25ppm) (500ml) / (20ml) = 625 ppm
C1
(50ml) = (625 ppm) (500ml)
C1
= (625 ppm) (500ml) / (50ml) = 6250 ppm
·
Concentración
de cloruro
C1
(20ml) = (95ppm) (500ml)
C1 =
(95ppm) (500ml) / (20ml) = 2375 ppm
C1
(50ml) = (2375 ppm) (500ml)
C1
= (2375 ppm) (500ml) / (50ml) = 23750 ppm
·
Concentración
de magnesio
C1
(20ml) = (55ppm) (500ml)
C1 =
(55ppm) (500ml) / (20ml) = 1375 ppm
C1
(50ml) = (1375 ppm) (500ml)
C1
= (1375 ppm) (500ml) / (50ml) = 13750
ppm
Las concentraciones de calcio, cloruro y magnesio son: 6250
ppm, 23750 ppm y 13750 ppm, respectivamente.
6. Suponga que un vertimiento de aguas negras residuales de 10
litros por segundos que contiene 525 mg/L de ion cloruro descarga a un cauce
receptor de 85 litros por segundo que contiene 10 mg/L de ion cloruro. Calcule
cuál será el efecto sobre el cuerpo de aguas receptor.
C1
V1 = C2 V2
C2
= [(525 mg/L) (10 L/s) / (95L/s)] +
10mg/L
C2 = 65.26 mg/L
La concentración final en el cauce receptor es de 65.26 mg/L
de ion cloruro
7. a) Cual será el volumen de agua que se debe agregarse a 500
ml de una solución 1.5M de NaOH para hacerla 0.250 M.
M1
V1 = M2 V2
V2
= M1 V1 / M2
V2
= (1.5M) (0.5 L) /
(0.250M)
V2
= 3 L
Se le deben agregar 2.5 L
b) Una solución de NaOH concentrada está al 19.3 M y tiene
una densidad de 1.53 g/ml. ¿Cuál es el porcentaje en masa de la solución?
(Moles Soluto) / (L solución) = 19.3 m/L
Moles soluto = (M) (L Solución) = 19.3 m
D = M /V
M = (1.53g/ml) (1000ml) = 1530g
19.3 moles = (40g
NaOH) / (1 mol) = 772g
%M = (772g /1530g) (100) =
50.45 %
8. Preparar 250 ml de disolución 0,1 M de CuSO4, partiendo del
comercial: CuSO4. 5 H2O. ¿Cuánto se debe pesar de reactivo hidratado?
M = m / (MM) (Solución)
m = (M) (MM) (Solución) = (0.1M) (159.5) (0.250) = 3.987g
% = (159.5 / 249.5) (100) = 63.92%
X = (3.987g CuSO4. 5 H2O)
(100g CuSO4) / (63.92 CuSO4) = 6.2374g CuSO4.
5 H2O
Se deben pesar
6.2374g CuSO4. 5 H2O para tener la concentración correcta.
9. ¿Cuántos litros de agua oxigenada al 30% deben combinarse,
con cuántos litros de agua oxigenada al 5%, para obtener 25 litros de una
solución de agua oxigenada al 15%?
V1
C1 =
30%
V2
C2 =
5%
V3 C3 = 15%
C3
=
[(15ml) / (100ml Solución)] (25000ml Solución) = 3750 ml
Se formula el siguiente sistema
de ecuaciones
V1 0. 30%
+ V2 0. 5% =
3750 ml H2O2
V1 + V2
= 25000 ml Solución
0.3 V1 + 0.05
V2 = 3750 ml H2O2
V1 + V2
= 25000 ml Solución
Resolviendo el sistema de
ecuaciones
V1 = 25000 ml Solución – V2
0.3 (25000 ml Solución – V2) + 0.05 V2
= 3750 ml H2O2
7500 – 0.3 V2 = 3750 ml H2O2
-0.25 V2 =
-3750 H2O2
V2 = 15000ml
V1 = 1000ml
Se
necesitan 15 L de Agua Oxigenada al 5% y 10L de Agua Oxigena al 30%
Conclusión
Con
los experimento de diluciones pudimos observar los cambios de color con los
indicadores dependiendo de la concentración. En los ácidos mientras más
concentrada es la solución menor es el pH y en las bases es lo contrario,
mientras más concentrada está la solución mayor es el pH.
Para
determinar el pH de una sustancia el pH debe ser completamente puro, ya que en
el experimento 5 se observó un error en el pH del limpiador debido a que el
material donde se encontraba no estaba perfectamente limpio.
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