PRÁCTICA Nº6:

Alumno reporteTareaprevi

a

Trabajo en Laboratorio

NotaPunt.

Mater. Des.

*Datos experimentales

Experimento: Determinación de constante de equilibrio de la fenolftaleína.

Tabla #1 Medidas de Absorbancia y pH de las disoluciones.

Sol N° 1 2 3 4

Aprob 0.001465 0.002380 0.002640 0.003357

Aref - Aprob 0.601593 0.600678 0.600418 0.599701

pH 8.68 9.30 9.64 9.88

*Gráficas, Cálculos

HFn- Fn2 - + H+

=

Tabla #2pH log [ Aprob/(Aref-Aprob) ]

8.68 -2.61346514959.30 -2.40206476909.64 -2.3568497766

1

Objetivo Específico: Determinar la constante de equilibrio químico de la fenolftaleína por medidas de absorbancia.

pkeq = pH - log[Aprob/(Aref-Aprob)]

9.88 -2.2519834317GRAFICA

-2.65 -2.6 -2.55 -2.5 -2.45 -2.4 -2.35 -2.3 -2.25 -2.28.2

8.4

8.6

8.8

9

9.2

9.4

9.6

9.8

10

f(x) = 2.76248590019303 x + 16.0742918590307R² = 0.951299939218195

T °C AMBIENTE

pHLinear (pH)Linear (pH)

log[Aprob/(Aref-Aprob)]

Ph

R2 = 0.951 pkeq = 16.07

Tabla #3.

Explicar cómo se realizo los pasos en la medición de la absorbancia con el equipo instrumental usado en clases. ¿De que material eran las celdas? ¿Por que usar blancos en el momento de la medición? ¿Cual sería nuestro blanco?

El espectrofotómetro se encendió con anticipación, luego mediante la ayuda del

profesor se seleccionó la longitud de onda de 560 nm.

En la primera fiola de 100 ml a partir de 1,00 ml de la solución madre (0,06 %) y 10,00

ml de NaOH 0,10 M usándolo como referencia.

En las 4 fiolas siguientes se adiciono cantidades de NaOH 0,1 M (mL), H3BO3 0,1 M

(mL), Fenolftaleína y H2O .

Luego en el espectrofotómetro se colocó en una cubeta agua destilada (este es el

blanco) y se presionó la tecla auto Zero. El display se puso a cero y se colocó una

cubeta con la solución de la fiola 2 y luego de 5 segundos se midió la absorbancia;

este mismo proceso se repitió para las fiolas 3,4 y 5 en ese orden llegando obtener las

absorbancias de las soluciones de cada fiola.

2

Una consideración es fijar el blanco antes de iniciar cualquier lectura. Antes de utilizar

la cristalería asegúrese de enjuagar (endulzar, en el lenguaje técnico) la misma con

agua destilada (el agua de la pizeta).

Al utilizar las celdas se trato de no tomarlas en las partes laterales, sino de la parte

superior en donde los dedos no dejen huellas (por donde pasará el haz de luz). Antes

de introducirlos se debe limpiar de preferencia con algodón.

*Discusión de observaciones, datos y resultados

Antes de empezar debemos preparar las disoluciones. Para ello hacemos los cálculos oportunos de manera que se obtenga disoluciones con la concentración exacta que hemos marcado y el volumen necesario para preparar la disolución de 100ml de fenolftaleína 0.06% y 10ml de NaOH 0.10M. es

COMPUESTO CANTIDAD (g)100ml de fenolftaleína 0.06% 0.0605

10ml de NaOH 0.10M 0.8032Tabla #4.

Dado los valores de pH obtenidos según se va aumentando, la temperatura por lo contrario para las distintas disoluciones son menores , quiere decir que la concentración de [H+] aumenta con la temperatura, es decir, la reacción se ve favorecida a altas temperaturas con lo que según el principio de Le Chatelier , la reacción es endotérmica.

Los valores de absorbancia van aumentando, según aumenta los valores de pH dado que la fenolftaleína presenta mayor coloración cuanto más básica sea la disolución.

A partir de la regresión lineal se logra obtener pKeq a través de pH=0, luego se procede a obtener el error.

% error con valor teórico (pKeq) =

*Conclusiones

El valor de pkeq es muy lejano pero no significa que el método de la absorbancia no es

confiable, por lo contrario se debió que la sustancia de referencia (fenolftaleína) no se

disolvió completamente así como errores al medir el pH y el mal manejo del

espectrómetro.

Solo se trabajo los resultados de este indicador con un proceso porque no presenta

punto isosbestico (igual extinción o absorción molar) ya que ante disoluciones acidas

no presenta coloración.

3

¿16 .07−9 .6∨¿100%9 .6

=66.9

4