ACTIVIDAD APRENDIZAJE PRÁCTICO UNIDAD 3

Grupo201102_283

Presentado a JAVIER EDUARDO VILLAMIZAR

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD

MAYO DE 2015

A. PROPIEDADES COLIGATIVASEn el enlace puede ver la variación de los puntos de ebullición y de fusión de seis solventes diferentes (agua, tetracloruro de carbono, cloroformo, benceno, desulfuro 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 que:ΔT = K x m, K puede ser Kc constante crioscópica, 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.MASA MOLAR DE LA SACAROSA 342g/mol

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

0 0 150 0 100°C

1 0,0029 150 0,019 100°C

2 0,0058 150 0,039 99,96°C

3 0,0088 150 0,058 100,02°C

4 0,0117 150 0,073 100,03°C

5 0,0146 150 0,093 99,87°C

6 0,0175 150 0,113 100,06°C

7 0,0205 150 0,133 100,06°C

8 0,0234 150 0,153 100,06°C

9 0,0263 150 0,173 100,06°C

10 0,0292 150 0,193 100,09°C

Tabla 1. Punto de Ebullición sacarosa en agua.

MASA MOLAR DEL NACl 58,44 g/molNaCl(soluto) Agua Solvente Temperatura de

ebullición Peso(g) moles Peso (g) Moles

registrada.

0 0 100 0,171 100,01

1 0,0171 100 0,342 100,17

2 0,0342 100 0,513 100,33

3 0,0513 100 0,684 100,50

4 0,0684 100 0,856 100.68

5 0,0856 100 1,027 100,83

6 0,1027 100 1,198 101

7 0,1198 100 1,369 101,13

8 0,1369 100 1,540 101,30

9 0,1540 100 1,711 101,45

10 0,1711 100 0,171 101,60

Tabla 1. Punto de Ebullición Cloruro de Sodio en agua.

Graficar Punto de Ebullición vs. Peso de soluto.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 110 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

100.01 100.17 100.33 100.5 100.68 100.83 101 101.13 101.3 101.45 101.6

Peso Soluto Vs Punto Ebullición

NaCl(soluto) Peso(g) Temperatura de ebullición registrada.

MASA MOLAR DEL NACl 58,44 g/molNaCl(soluto) Cloroformo Temperatura de

ebullición Peso(g) Moles Peso (g) Moles

registrada.

0 0 100 0,171 61,22

1 0,0171 100 0,342 62,42

2 0,0342 100 0,513 63,62

3 0,0513 100 0,684 64,80

4 0,0684 100 0,856 65,95

5 0,0856 100 1,027 67,11

6 0,1027 100 1,198 68,23

7 0,1198 100 1,369 69,29

8 0,1369 100 1,540 70,40

9 0,1540 100 1,711 71,44

10 0,1711 100 0,171 72,49

Tabla 3. Punto de Ebullición Cloruro de Sodio en cloroformo.

Graficar Punto de Ebullición vs. peso de solvente.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

100 100 100 100 100 100 100 100 100 100 100

Peso Solvente Vs Punto Ebullición

Cloroformo Peso (g) Temperatura de ebullición registrada.

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 desolutoKgde solucion

Kgde solucion=750 gr x 1Kg1000gr

Kgde solucion=0.75Kg

Masa molar del etanol 46,07 g/mol

m=moles desolutoKgde solucion

m=0.32560.75

=0.4341m

∆ tf solvente−∆ tf solucion=Kf xm

8.4−7.2=Kf x0.4341

Kf=2.7643 ° C Kgmol

Respuesta: 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?

∆ tb solvente−∆ tb solucion=Kbxm

∆ tb solvente−100=0.512 x1.25

∆ tb solvente=100.64 °C /m

Respuesta: 100,64°C/m

B. CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH

PARTE A 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.

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.

PHAmarillo demetilo

Azul detimol

Fenolftaleína

Azul deBromotimol

TornasolIndicador Universal

1 ROJO ROJO SIN COLOR ARARILLO ROJO LAVANDA2 MARRON MARRON SIN COLOR ARARILLO ROJO ROJO3 AMARILLO AMARILLO SIN COLOR ARARILLO ROJO ROJO4 AMARILLO AMARILLO SIN COLOR ARARILLO ROJO MARRON5 AMARILLO AMARILLO SIN COLOR ARARILLO FUCSIA MARRON

6 AMARILLO AMARILLO SIN COLOR ARARILLO LAVANDAAMARILLO CLARO

7 AMARILLO AMARILLO SIN COLOR VERDE LAVANDA AZUL CIELO

8 AMARILLO VERDE LAVANDA AZUL AZULAMARILLO OSCURO

9 AMARILLO AZUL FUCSIA AZUL AZULAMARILLO OSCURO

10 AMARILLO VIOLETA FUCSIA AZUL AZUL AZUL 11 AMARILLO VIOLETA FUCSIA AZUL AZUL AZUL12 AMARILLO VIOLETA FUCSIA AZUL AZUL AZUL

Color

Indicador

Sustancia PH

ACIDOS HCl 0,001 M 3

HCl 0,005 M 2.3

HNO3 0,5 M 0.3

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 5.28

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?

Las constantes ácidas (Ka) son diferentes. Y esto es en este caso básicamente porque el ácido clorhídrico es un ácido fuerte que se disocia completamente (lo que equivale a decir que la constante ácida es infinito), mientras que el ácido acético es un ácido débil y tiene una constante ácida de valor finito (no se disocia completamente, si no que existe un equilibrio entre el ácido no disociado y sus productos de disociación).Así, el pH de una solución de ácido clorhídrico será menor (o sea, será más ácida), siempre que las soluciones tengan la misma concentración.

En el caso del amoníaco y el hidróxido de sodio ocurre lo mismo, solo que en este caso, ambas sustancias son bases. El hidróxido de sodio es una base fuerte que se disocia completamente, mientras que el amoníaco es una base débil. Así, una solución de hidróxido de sodio tendrá un pH mayor (solución más básica) que una de amoníaco --> siempre que las soluciones tengan la misma concentración.

2. De los reactivos registrados en la tabla 2 identifique los ácidos y bases fuertes, por qué reciben ese nombre?

HCL (ácido clorhídrico): acido fuerte.

NaOH (Hidróxido de sodio: Base fuerte.

Se denominan así aquellos, para los que en concentraciones ordinarias prácticamente todas sus moléculas están disociadas.

Las bases y los ácidos fuertes se disocian completamente, y su pH será mayor que el de la base y ácidos débiles. Y entre menor sea el pH más acida será la solución.

3. Calcule el pH de la solución de HCl 0,1 M (ácido fuerte) Hal H+ + Cl-

pH = −log [H+]pH = −log [0.1]pH = 1

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

CH3COOH(ac) ↔ CH3COO-(ac) + H+

(ac)(α – x) X X

Ka= [x] [x] [α – x]

Sustituimos 1.8 x 10-5 = [x] [x] [0.1- X]

La ecuación nos queda

x2 = (0.1 – x) (1.8X10-5)

x2 +1.8X10-5x - 1.8X10-6=0

Buscamos la incógnita con la ecuación ó formula del estudiante

Se designan valores para a = 1, b = 1.8 X 10-5 y c = -1.8 X 10-6

x=1.34X10-3 o bien x=-1.34X10-3

X debe ser positivo, porque representa una concentración de iones, entonces

x=1.34X10-3

[H+] = 1.34X10-3

Sacamos el –log de [H+] para obtener el pH

PH = -log [H+]

PH = -log [1.34X10-3]PH = 2.87

5. Calcule el pH de la solución de NaOH 0.1 M (base fuerte)NaOH Na+ + OH-

PH = −log [H+]PH = −log [0.1]PH = 1

PH + pOH = 14POH = 14 –pH sustituimos y tenemos: pOH = 14 – 1

POH = 13

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

NH3 + H2O ↔ NH4+

(ac) + OH-(ac)

(α – x) + x x + x

Entonces, 1.8 x 10-5 = [x] [x] [0.1- X]

La ecuación nos queda

x2 = (0.1 – x) (1.8X10-5)

x2 +1.8X10-5x - 1.8X10-6=0

Buscamos la incógnita con la ecuación ó formula del estudiante

Se designan valores para a = 1, b = 1.8 X 10-5 y c = -1.8 X 10-6

x=1.34X10-3

[OH-] = 1.34X10-3

Calculamos pOH = -log [oH-] POH = -log 1.34X10-3

POH = 2.87

PH + pOH = 14

PH = 14 – 2.87

PH = 11.13

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

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

http://salvadorhurtado.wikispaces.com/file/view/INDICADORES.swf