Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Facultad de Ciencias

Presentación del tema: "Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Facultad de Ciencias"— Transcripción de la presentación:

1 Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Facultad de Ciencias
Instituto de Química Pre Laboratorio N° 4 Soluciones Fundamentos de Química QUI º Semestre Ayudante: Cristóbal Quintana L.

2 Nociones básicas Mezcla: homogénea o heterogénea Solución: mezcla homogénea compuesta por 1 solvente y 1 o más solutos. El compuesto presente en mayor % se denomina solvente y el que esta en menor cantidad se llama soluto. Soluciones: sólidas, acuosas y gaseosas.

3 Nociones básicas Solución solida: aleación. Solución acuosa: mar. Solución gaseosa: atmosfera, aire.

4 Nociones básicas Electrolitos fuertes: solutos capaces de generar en disolución especies iónicas cuantitativas, disolución total (100%) soluciones conductoras. NaCl(s) + H2O(l)  Na+ (ac) + Cl-(ac) HCl(g) + H2O(l) H3 O+(ac) + Cl-(ac) Electrolitos débiles: solutos capaces de generar en disolución baja concentración de especies iónicas presentan constantes de disociación, disolución parcial (menor al 100%) ácidos y bases débiles. HAc(ac) + H2O(l) <--> Ac-(ac) + H3O+(ac) Ka = 1,8x10-5

5 Nociones básicas No electrolitos: no forman iones en disolución, no son soluciones conductoras. C6H12O6(s) + H2O(l)  C6H12O6(ac) Concentración de soluciones: Se expresa como Molaridad (M) o como %m/m, %p/p. M = n M = gramos de soluto L MM soluto x V(L) % m/m = gramos de soluto x 100 gramos de disolución

6 Titulación ácido-base
Análisis volumétrico: técnica utilizada ampliamente para el análisis químico cuantitativo. Consiste en la adición controlada de una solución patrón de concentración exactamente conocida hasta alcanzar el punto de equivalencia. Experimentalmente se utilizan indicadores que cambian de color cuando se alcanza el punto final de la valoración que es muy cercano al punto de equivalencia. Punto Final: cuando se genera el cambio de color de la solución por efecto del indicador, presenta un % de error bajo frente al punto de equivalencia.

7 Soluciones buffer Gran importancia a nivel fisiológico. Solución capaz de mantener el pH constante al adicionar protones (H+) o hidroxilos (OH-) Buffer ácido: constituido por un acido débil y su base conjugada (sal). pH= pKa + log [base] [ácido] Buffer básico: constituido por una base débil y su ácido conjugado.

8 Solución buffer Propiedades de un buffer:
La dilución moderada de estas soluciones afecta la capacidad amortiguadora pero no genera grandes variaciones en el pH. La adición moderada de ácido o base no afecta al pH de la solución.

9 Laboratorio N° 4 Preparar solución NaOH 0,1M
a) Realizar cálculos pertinentes para realizar la solución. b) Adicionar a un vaso pp la masa de NaOH y diluir con 50 ml agua destilada aprox. Luego se traspasa al matraz de aforo y se afora. Siempre antes de utilizar la solución se debe agitar previamente

10 Laboratorio N° 4 Valoración ácido-base
I)Coloque la solución 0,1M de NaOH en una bureta previamente ambientada. II) Utilice pipeta aforada para adicionar una alícuota de 10 mL para diluir el patrón primario de ftalato de potasio y colóquela en matraz Erlenmeyer. Adicione 2-3 gotas de indicador de fenolftaleína. III) Valore las soluciones hasta identificar el punto final, este debe perdurar 30 segundos. IV) Determine la concentración exacta de NaOH. Repita el proceso 3 veces.

11 Laboratorio N° 4 Valoración de MP: determinación de % de acido acético en vinagre. Prepare 2 alícuotas de 2 ml de MP con pipeta aforada en matraz erlenmeyer, adicione indicador. En la bureta previamente ambientada adicione la solución de NaOH de concentración determinada por Ud. Y proceda a valorar la solución. Determine M, % m/v, % m/m del acido acético de la MP. Debe buscar densidad, MM del acido acético y la formula.

12 Laboratorio N° 4 Soluciones Buffer Rotular 3 tubos de ensayo
Adicionar cantidades de solución indicada a cada tubo de ensayo Agregar gotas de indicador verde de bromocresol Agregar 5 gotas de HCl 2M de forma progresiva hasta que se note la variación de pH (cambio de color) Anote lo observado en un tabla Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Sol Acido acético 0,1 M (mL) 4,5 2,5 0,5 Sol Acetato de Na 0,1M (mL)

13 Laboratorio N°4 Materiales: Matraz de aforo 100 mL Pipeta graduda
Pipeta de pasteur Vaso precipitado Matraz Erlenmeyer Bureta Espátula de vidrio Pipeta aforada Tubos de ensayo Gradilla

14 Laboratorio N°4 Reactivos Verde de bromo cresol Fenolftaleína
NaOH 0,1M CH3COOH 0,1M CH3COONa 0,1M HCl 2M

15 Ejercicios Se valoran 30 ml de HClO4 0,200M con KOH 0,1500M. Calcular el pH de la solución: A) cuando se ha agregado 18 mL de KOH B) En el punto de equivalencia. ¿Cuántos mL de valorante deben agregarse? C) Cuando se han agregado 50 mL de KOH

16 Ejercicio Calcule el pH de la solución resultante al mezclar 40 mL de Na3AsO4 0,15 M (pk3 = 2,2 pk2=7,0 pk1 = 11,5) A) 900 microlitros HNO3 (1,2600g/ml, 41% v/v, MM=63 g/mol) B) 60 ml HCl 0,3 M