Indicadores p H Y Curvas DE Neutralización Katherine Rioja PDF

Preview

Summary

UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRESFACULTAD DE INGENIERÍACURSO BÁSICOLABORATORIO DE QUÍMICA GENERALQMC 100LpH y Curvas de NeutralizaciónESTUDIANTE: Univ. KATHERINE MELISSA RIOJA ORTEGAGRUPO: “B”DOCENTE: Ing. LEONARDO CORONELLa Paz-BoliviaINDICADORES DE pH y CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN1. OBJETIVO DE LA PRÁC...

Description

UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRES FACULTAD DE INGENIERÍA CURSO BÁSICO

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL QMC 100L pH y Curvas de Neutralización ESTUDIANTE: Univ. KATHERINE MELISSA RIOJA ORTEGA GRUPO: “B” DOCENTE: Ing. LEONARDO CORONEL

La Paz-Bolivia

INDICADORES DE pH y CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN 1. OBJETIVO DE LA PRÁCTICA. La práctica tiene los siguientes objetivos:

• • •

Realizar experimentalmente una titulación ácido-base. Medir el potencial de hidrogeniones (pH) por diferentes métodos Analizar el comportamiento de indicadores, determinando el cambio de viraje en medio ácido básico y neutro Determinar el rango de viraje de in indicador Manejar adecuadamente el pH.metro y calibrar el mismo Efectuar cálculos de pH

• •

Construir curvas de neutralización Comparar datos experimentales con los teóricos en curvas de neutralización

• • •

2. FUNDAMENTO TEORICO. 2.1. TITULACIONES ÁCIDO –BASE. Las soluciones de concentración exactamente conocida, se denominan soluciones estándar. Se pueden preparar soluciones estándar de algunas sustancias disolviendo una muestra cuidadosamente pesada de sólido en suficiente agua para obtener un volumen conocido de solución. Cuando las sustancias no pueden pesarse con exactitud y convenientemente porque reaccionan con la atmósfera, se preparan soluciones de las mismas y se procede a determinar sus concentraciones por titulación con una solución estándar. La titulación, es el proceso en el cual un reactivo de la solución, el titulante, se añade cuidadosamente a la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante necesario para que la reacción se complete. Valoración o estandarización, es el proceso por el cuál se determina la concentración de una solución midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. La solución estandarizada recibe el nombre de estándar secundario y se emplea para analizar problemas. Las propiedades de las soluciones estándar primarios son: • • • • •

No deben reaccionar o absorber componentes de la atmósfera, como vapor de agua, oxígeno o dióxido de carbono. Deben tener alto porcentaje de pureza. Deben tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar. Deben ser solubles en el disolvente de interés. No deben ser tóxicos.

¿Cómo se sabe cuándo detener la titulación? Para esto se agregan unas cuantas gotas de solución de indicador a la solución que se va a titular. La concentración de iones hidrógeno en las soluciones acuosas se expresan convencionalmente en términos de pH (potencial de hidrogeniones).

2.2. pH y pOH. Así el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno:

pH = − log[H + ] De similar forma el pOH es:

pOH = − log[OH − ] La relación entre pH y pOH es:

pH + pOH = 14 El pH varía entre 0 y 14. Cuando el pH de las soluciones es menor a 7, son soluciones ácidas, cuando el pH es mayor a 7, las soluciones son básicas y si el pH es igual a 7 son soluciones neutras. Con frecuencia es necesario medir el pH para establecer el grado de acidez o basicidad de una solución.

Fig. 6.1. Escala de pH, y valores de pH en algunas sustancias 2.3. INDICADORES. Los indicadores son ácidos o bases orgánicas débiles, cuyas moléculas no disociadas en la solución poseen una coloración y sus iones tienen otra coloración. La fenolftaleina, por ejemplo, se comporta como un ácido débil (HIn) que puede disociarse de la forma siguiente:

El indicador no cambia de color en función a cualquier variación de pH solamente en un ciertointervalo de valores de pH, llamado rango de viraje. Este rango se puede determinar de varias maneras. Gráficamente mediante una curva de neutralización, en la cual se representan valores de pH vs. V (mililitros) añadidos de una solución neutralizante.

Fig. 6.2. Escala de colores en el papel indicador 2.4. MEDICIÓN DEL pH.

El pH se puede medir de tres formas: • Con el papel universal que contiene una mezcla de indicadores • Con soluciones de indicadores • Con un potenciómetro El papel indicador es una mezcla de indicadores que permiten determinar el pH de una solución. En la figura 6.2 se muestra la escala de color para este papel indicador con el pH correspondiente. Si se emplea soluciones de indicadores ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH en que se encuentran, también ayudan en la medida del pH pero solo aproximadamente. Sin embargo el valor del pH se puede medir en forma precisa mediante un pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos, un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.

Fig. 6.3. pH-metro 2.5. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN. Una curva de titulación es una gráfica de pH contra cantidad de ácido o base añadida (por lo general, en volumen). Indica de manera gráfica el cambio de pH al añadir ácido o base a la solución y muestra con claridad cómo cambia el pH cerca del punto de equivalencia. El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza. Este punto de equivalencia se determina mediante un indicador adecuado.

Las reacciones de neutralización de un ácido fuerte (HCl) y una Base fuerte NaOH tienen el punto de equivalencia en un pH = 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar H2O.

Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7. Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7. Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

3. PROCEDIMIENTO. 3.1. DETERMINACIÓN DE pH EN SOLUCIONES. A. CON PAPEL INDICADOR. • En cinco tubos de ensayo verter aproximadamente 4 a 5 ml de: agua destilada, agua de grifo, hidróxido de sodio, amoníaco, ácido acético y ácido clorhídrico. • Con ayuda de las varillas de papel pH, determinar el pH de las soluciones anteriores. B. CON INDICADORES UNIVERSALES. • De cada uno de los tubos anteriores dividir en tres volúmenes las soluciones utilizando otros tubos de ensayo •

Al primer tubo agregar una gota de naranja de metilo, al segundo añadir fenolftaleína y al tercer añadir rojo de metilo.

3.2. CONSTRUCCION DE CURVA DE NEUTRALIZACIÓN. A. CALIBRACIÓN DEL POTENCIÓMETRO. • Enchufar y encender el potenciómetro • Con ayuda de la piseta lavar el electrodo con agua destilada y luego secar con el papel absorbente • •

Introducir el electrodo a la solución buffer pH = 4, y mover la perilla de calibración a pH igual a cuatro Proceder de la misma manera con la solución buffer pH = 12

B. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN. •

Curva de titulación de NaOH con HCl Para la construcción de curvas de titulación, utilizaremos las soluciones estandarizadas de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio y como instrumento de medición un pHmetro. Colocar en una bureta de 50 ml la solución estandarizada de HCl (0.2 N aproximadamente) y en un matraz erlenmeyer 25 ml de solución valorada de NaOH (0.1 N aproximadamente) Determinar el pH inicial de la solución de NaOH y luego añadir una gota de fenolftaleína a esta solución (¿qué coloración presenta?). Es importante enjuagar el electrodo del pHmetro con agua destilada en cada medición y secar con un papel absorbente. A partir de este momento ir agregando de la bureta la solución de HCl al matraz con NaOH, volúmenes seleccionados y determinar el pH de la mezcla. Añadir: 0; 5; 8; 10; 12.3; 12.5; 12.7; 13; 15; 20; 25 ml de HCl. Construir una tabla de ml agregados de HCl y pH experimentales obtenidos. Con los datos de la tabla anterior construir la curva de neutralización respectiva. En la misma gráfica sobreponer la curva teórica, para esto calcular el pH teórico en cada punto.

•

Curva de titulación de NaOH con CH3COOH Para la construcción de curvas de titulación, utilizaremos las soluciones estandarizadas de ácido acético e hidróxido de sodio y como instrumento de medición un pHmetro. Colocar en una bureta de 50 ml la solución estandarizada de CH3COOH (0.1 N aproximadamente) y en un matraz erlenmeyer 25 ml de solución valorada de NaOH (0.1 N aproximadamente) Determinar el pH inicial de la solución de NaOH y luego añadir una gota de fenolftaleina a esta solución (¿qué coloración presenta?). Es importante enjuagar el electrodo del pHmetro con agua destilada en cada medición y secar con un papel absorbente. A partir de este momento ir agregando de la bureta la solución de CH3COOH al matraz con NaOH, volúmenes seleccionados y determinar el pH de la mezcla. Añadir: 0; 5; 10; 15; 20; 24.2; 24.5; 24.7; 24.9; 25; 25.2; 26; 30 y 40 ml de CH3COOH Construir una tabla de ml agregados de HCl y pH experimentales obtenidos. Con los datos de la tabla anterior construir la curva de neutralización respectiva. En la misma gráfica sobreponer la curva teórica, para esto calcular el pH teórico en cada punto. NOTA.- Es importante que en el informe se dibuje claramente las curvas experimental y teórica para ello utilizar una escala apropiada, analizar y comentar los resultados.

4. MATERIALES Y REACTIVOS 4.1. MATERIALES. 1. Bureta de 50 ml 2. Matraz erlenmeyer de 25 ml 3. Soporte universal 4. Pinza porta bureta 5. Gradilla 6. tubos de ensayo 7. Pipeta volumétrica de 25 ml 8. Vasos precipitados de 250 ml 9. pH-metro 10. Varillas de papel pH 11. Cepillo 12. Piseta 13. Papel absorbente 4.2. REACTIVOS. 1. Solución estandarizada de HCl 2. Solución estandarizada de NaOH 3. Solución de amoníaco 4. Solución de ácido acético 5. Buffer pH = 4 6. Buffer pH = 12 7. Fenolftaleína 8. Naranja de Metilo 9. Rojo de Metilo 10. Agua destilada

5. DATOS REGISTRADOS DE LA PRÁCTICA. 5.1. DETERMINACIÓN DE pH EN SOLUCIONES.

A. CON PAPEL INDICADOR Solución

pH Naranja

H 2 O ( destilada) H 2 O ( grifo) NaOH NH 4 HCl

Naranja 7 Naranja 13 Naranja 10 Rosado 1 Rosado fuerte 2

B. CON INDICADORES UNIVERSALES COLOR SOLUCIÓN

H 2 O ( destilada) H 2 O ( grifo) NaOH NH 4

CH 3 COOH HCl

NARANJA DE METILENO ÁCIDO BASE Naranja

ÁCIDO Incoloro

Naranja

Incoloro

FENOLFTALEÍNA BASE

Amarillo Amarillo

Lila Lila

Naranja

Lila

Amarillo

Blanco

ROJO DE METILO ÁCIDO

BASE

5.2. CONSTRUCCION DE CURVA DE NEUTRALIZACIÓN. B. CURVAS DE NEUTRALIZACIÓN Curva de titulación de NOH con HCl pH

[ml] añadidos de HCl 13.51 13.39 13.34 12.12 2.84 2.19 2.11 2.01 1.79 1.25 1.01

0 5 8 10 12.3 12.5 12.7 13 15 20 25

pH inicial de la solución de NaOH: V º = 25mlNaOH

NaOH  = OH  = 0.2M  pOH = − logOH  = − log (0.2 ) = 0.699 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 0.699 = 13.301

Determinación de los valores de pH teóricos - 5ml Agregados: 0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml 0.2mmol 5 ml HCl = * = 1mmol ml NaOH =

HCl + NaOH 1

5

→ H 2 O + NaCl -

-1

-1

1

4

1

Vf = 25 + 5ml = 30 ml

NaOH  = OH  = 4 mmol = 0.133M  30ml pOH = − logOH  = − log (0.133 )= 0.876 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14− 0.876 = 13.124

- 10 ml Agregados: NaOH = HCl =

0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml

0.2mmol (10 )ml * = 2 mmol ml

HCl + NaOH

→ H 2 O + NaCl

2

5

-

-2

-2

2

3

1

Vf = 25 + 10ml = 35 ml NaOH  = OH  = 3mmol = 0.086M  35ml pOH = − logOH  = − log (0.086 )= 1.067 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 1.067 = 12.933

- 12.5ml Agregados: 0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml 0.2mmol (12.5 )ml HCl = * = 2.5mmol ml NaOH =

HCl + NaOH

→ H 2 O + NaCl

2.5

5

-

-2.5

-2.5

2.5

2.5

2.5

Vf = 25 +12 .5ml = 27 .5 ml

NaOH  = OH  = 2.5mmol = 0.091M  27 .5ml pOH = − logOH  = − log(0.091) = 1.041 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 1.041 = 12 .959

- 15ml Agregados: NaOH = HCl =

0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml

0.2mmol (15 )ml * = 3 mmol ml

HCl + NaOH

→ H 2 O + NaCl

3

5

-

-3

-3

3

2

3

Vf = 25 + 13ml = 28 ml NaOH = OH  = 2 mmol = 0.071M  28ml pOH = − logOH  = − log (0.071 ) = 1.146 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 1.146 = 12 .854

- 20ml Agregados: 0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml 0.2mmol (20 )ml HCl = * = 4mmol ml NaOH =

HCl + NaOH

→ H 2 O + NaCl

4

5

-

-4

-4

4

1

4

Vf = 25 + 20 ml = 45 ml

NaOH  = OH  = 1mmol = 0.022M  45 ml pOH = − logOH  = − log(0.022 ) = 1.653 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 1.653 = 12.347

La Curva de Experimental: 16

14

12

pH

10

8

6

4

2

0 0

5

10

15

20

25

30

ml de HCl añadidos Curva Experimental Sobre puesta a la Teórica 16 14 12 10

pH

Curva Experimental 8

Curva Teorica

6 4 2 0

0

5

10

15

ml de HCl agregados

20

25

30

Curva de titulación de NOH con CH3COOH

pH

[ml] añadidos de CH3COOH 13.24 12.96 12.64 12.2 5.9 5 4.92 4.84 4.6 4.3

0 5 10 15 19.5 23.8 24.5 24.7 30 40

pH inicial de la solución de NaOH: V º = 25mlNaOH NaOH  = OH  = 0.2M  pOH = − logOH  = − log(0.2) = 0.699 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 0.699 = 13.301

Determinación de los valores de pH teóricos - 5ml Agregados: NaOH =

0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml

CH3COOH =

0.2mmol 5ml * = 1mmol ml

CH 3COOH + NaOH

→ H 2 O + CH 3COONa

1

5

-

-1

-1

1

4

1

Vf = 25 + 5ml = 30 ml NaOH  = OH  = 4 mmol = 0.133M  30 ml pOH = − logOH  = − log (0.133 ) = 0.876 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 0.876 = 13.124

- 10 ml Agregados: 0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml 0.2 mmol (10)ml CH 3COOH = * = 2mmol ml NaOH =

CH 3COOH + NaOH

→ H 2 O + CH 3COONa

2

5

-

-2

-2

2

3

1

Vf = 25 + 10 ml = 35 ml

NaOH = OH = 3mmol = 0.086M  35 ml pOH = − logOH  = − log (0.086 ) = 1.067 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 1.067 = 12.933

- 19.5ml Agregados: NaOH =

0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml

CH 3COOH =

0.2 mmol (19.5)ml * = 3.9mmol ml

CH 3COOH + NaOH

→ H 2 O + CH 3COONa

3.9

5

-

-3.9

-3.9

3.9

1.1

3.9

Vf = 25 + 19 .5ml = 44 .5ml 1.1mmol = 0.025M  NaOH  = OH  = 44 .5ml pOH = − logOH  = − log(0.025) = 1.607 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 1.041 = 12.393

- 24.5ml Agregados: NaOH =

0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml

CH 3COOHl =

0.2 mmol (24.5)ml * = 4.9 mmol ml

CH 3COOH + NaOH

→ H 2 O + CH 3COONa

4.9

5

-

-4.9

-4.9

4.9

0.1

4.9

Vf = 25 + 24.5ml = 49 .5ml NaOH  = OH  = 0.1mmol = 0.002M  49 .5ml pOH = − logOH  = − log (0.002 ) = 2.695 si : pH + pOH = 14 pH = 14 − pOH pH = 14 − 2.695 = 11.305

- 30ml Agregados: 0.2mmol 25 ml * = 5mmol ml 0.2 mmol (30 )ml CH 3COOHl = * = 6mmol ml CH 3COOH + NaOH → H 2 O + CH 3COONa NaOH =

6

5

-

-5

-5

5

1

5

Vf = 25 + 30ml = 55ml

CH 3COOH  = H  = 1mmol = 0.018M  55 ml pH = − log H  = − log( 0.018) = 1.74

La Curva Experimental: 14

12 10

pH

8 6 4 2 0 0

5

10

15

20

25

30

ml de CH3COOH añadidos

35

40

45

Curva Experimental Sobre puesta a la Teórica: 14

12

Curva Teorica

8

Curva Experimental

pH

10

6

4

2

0 0

5

10

15

20

25

30

35

40

ml de CH3COOH añadidos

6.ACTIVIDADES.urv urvaa de titul titulacion acion pa para ra soluc solución ión 20 0,1M de NaOH y 015 M de HCl 1.1. 1.- Realizar la ccurv 1.1.1. Volumen HCl=0 𝑝𝐻 = 14 − log( 0,1) = 13

1.1.2. Volumen HCl=5 0,1 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2,5𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1𝑚𝑙 0,15𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,75𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 5 𝑚𝑙 ∗ 1𝑚𝑙 25 𝑚𝑙 ∗

Mmmoles Inicial Reacción Final

HCL 0,75 -0,75 0

NaOH NaCl 2,5 -0,75 1,75 1,75𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 [𝑂𝐻] = = 0,0583 30𝑚𝑙 𝑝𝐻 = 14 − log(0,1413) 𝑝𝐻 = 12,77

H20

45

1.1.3. Volumen HCl=10 0,1 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2,5𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1𝑚𝑙 0,15𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,75𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 10 𝑚𝑙 ∗ 1𝑚𝑙 25 𝑚𝑙 ∗

Mmmoles Inicial Reacción Final

HCL 1 -1 0

NaOH NaCl 2,5 -1 1,5 1,5𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 [𝑂𝐻] = = 0,0286 35𝑚𝑙 𝑝𝐻 = 14 − log(0,0286) 𝑝𝐻 = 12,45

H20

1.1.4. Volumen HCl=0 0,1 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2,5𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1𝑚𝑙 0,15𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2,1𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 14 𝑚𝑙 ∗ 1𝑚𝑙 25 𝑚𝑙 ∗

Mmmoles Inicial Reacción Final

HCL 2,1 -2,1 0 [𝑂𝐻] =

NaOH 2,5 -2,1 0,04 0,4𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻

NaCl

H20

= 0,01025𝑀 39𝑚𝑙 𝑝𝐻 = 14 − log(0,01025) 𝑝𝐻 = 12,01

1.1.5. Volumen HCl=15 ml 0,1 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2,5𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1𝑚𝑙 0,15𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2,25𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 15 𝑚𝑙 ∗ 1𝑚𝑙 25 𝑚𝑙 ∗

Mmmoles Inicial Reacción Final

HCL 2,25 -2,25 0 [𝑂𝐻] =

NaOH 2,5 -2,25 0,25 0,25𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻

NaCl

= 0,00625 40𝑚𝑙 𝑝𝐻 = 14 − log(0,00625)

H20

𝑝𝐻 = 11,79

1.1.6. Volumen HCl=16 ml 0,1 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2,5𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1𝑚𝑙 0,15𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 16 𝑚𝑙 ∗ = 2,4𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1𝑚𝑙 25 𝑚𝑙 ∗

Mmmoles Inicial Reacción Final

HCL 2,25 -2,25 0 [𝑂𝐻] =

NaOH 2,5 -2,4 0,1 0,1𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻

NaCl

H20

= 0,00244𝑀 41𝑚𝑙 𝑝𝐻 = 14 − log(0,00625) 𝑝𝐻 = 11,39

1.1.7. Volumen HCl=17 0,1 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2,5𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1𝑚𝑙 0,15𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 2,55𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 17𝑚𝑙 ∗ 1𝑚𝑙 25 𝑚𝑙 ∗

Mmmoles Inicial Reacción Final

HCL 2,255 -2,255 0,05 [𝐻] =

NaOH 2,5 -2,5 0 0,1𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻

NaCl

H20

= 0,0011...