Informe Numero 6 Labo de Quimica

Universidad Nacional Mayor PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES De San Marcos - FIEE Laboratorio de Química General

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

(Universidad del Perú, Decana de América)

Facultad de Ingeniería Eléctrica y Electrónica

E.A.P Ingeniería EléctricaPREPARACION Y VALORACION DE

SOLUCIONESEXPERIENCIA N°6

PROFESOR : ING. BENIGNO HILARIO ROMEROALUMNOS : Huari Montoya George 15190196 Diaz Zavala Cesar Nilton 15190219 Ramirez Vidal Omar Miguel 15190065

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Valdivia Vásquez Jhon Rogelio 15190215

FECHA DE ENTREGA: 31/05/16

Lima- Perú

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OBJETIVOS

Aprender a determinar cuantitativamente las diferentes cantidades de soluto para preparar soluciones con concentraciones en unidades físicas y químicas.

Aprender a preparar soluciones de diferentes concentraciones, desde diluidas hasta concentradas.

Estandarizar y valorar soluciones.

RESUMEN

Para todo proceso analítico en laboratorios de investigación y análisis

en cualquier campo de la química es importante conocer las unidades

físicas y químicas de concentración, ya que relacionan la cantidad de

solutos en un determinado volumen de solución.

El presente informe tiene como objetivo aprender a preparar

soluciones de diferentes concentraciones; además de ello, conocer los

distintos métodos de estandarización y valorar las soluciones acido-

base mediante titulaciones.

En la primera parte se preparó una solución de NaCl al 10%p/p donde

se observó que 1g de sal se disolvió completamente en 9 g de H20.

Para preparar una solución de NaCl al 1% p/v se disolvió 1g de sal en

100mL de solución. Se preparó una solución de NaOH 0,1M pesando

0,4g de NaOH y disolviéndolo con agua destilada hasta una solución

final de 100mL, se preparó también una solución de HCl 0,1N a partir

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de una solución de HCl concentrado cuya densidad fue de 1,18g/mL y

37,25% de pureza.

Para finalizar se estudia la valoración con el HCl 0,1N donde se

emplea una solución estándar de Na2CO3 0,1N usando anaranjado de

metilo como indicador para obtener una concentración real de 0,095N.

En la valoración de la solución de NaOH se emplea la solución

estandarizada de HCl 0,095N utilizando fenolftaleína como indicador

con el cual se obtiene una concentración real de 0,14N.

PRINCIPIOS TEÓRICOS

SOLUCION:

Se define como solución a la mezcla de dos o más sustancias puras diferentes, donde no llega a ocurrir una reacción química; tan solo un cambio físico.

Esta mezcla está formada por una composición variable, la cual debe tener como requisito, estar compuesta por un soluto, sustancia que se dispersa homogéneamente a nivel atómico, iónico o molecular (presente en una cantidad pequeña) y un solvente, medio dispersante (el cual interviene en mayor cantidad).

Con estos componentes se forma un sistema químico homogéneo (monofásico) en donde tomando cualquier parte elemental de su volumen posee características y propiedades idénticas, con el resto de la solución.

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Las soluciones presentan ciertas características, tales como:

Son mezclas homogéneas.

Las propiedades químicas de los componentes no se alteran.

Las propiedades físicas dependen de su concentración.

Su composición es variable.

No existe sedimentación, debido a que el tamaño de las partículas del soluto son inferiores a 10 Angstrom (ºA).

Las soluciones se pueden ser clasificadas por:

Su concentración:

- No saturada

- Saturadas

- Sobre saturadas

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Su estado de agregación:

Solución

Soluto Solvente

Ejemplo

Líquida Líquido Líquido CH30H en agua

Sólida Líquido Sólido Hg en Ag(Amalgam

a)

Gaseosa

Líquido Gaseoso

Gaseosas

Líquida Sólido Líquido NaCl en H20

Sólida Sólido Sólido Aleación del Zn y Sn

Gaseosa

Sólido Gaseoso

H2 absorbido en Pt

Líquida Gaseoso

Líquido O2 en H20

Sólida Gaseoso

Sólido H2 en Paladio

Gaseosa

Gaseoso

Gaseoso

Aire

Concentración:

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Definida como la cantidad de soluto (masa, volumen, número de moles, número de equivalentes-gramo, etc.) presente en una solución. Para con los análisis químicos son de vital importancia las unidades de concentración, de entre ellas las más importantes son: la molaridad y normalidad. Pueden clasificarse en unidades físicas y químicas.

Unidades Físicas:

a) Porcentaje en masa (% p/p): (Porcentaje en peso) Es la relación existente entre la masa del soluto y la masa de la disolución multiplicada por 100.

b) Porcentaje en volumen (% v/v): Referido a la relación existente entre el volumen del soluto en comparación con el volumen de la solución, todo ello multiplicado por 100.

c) Porcentaje peso a volumen (%p/v): Las partes en masa de un componente o soluto por 100 partes en volumen de la solución.

Las unidades en peso y volumen que se emplean deben ser compatibles, por ejemplo: Una solución al 10% en p/v

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de NaCl, contiene 10g de NaCl en 100mL de solución (no 100mL de disolvente).

En algunos casos, las sustancias usadas como soluto, son soluciones diluidas o concentradas, para poder util izarla es necesario conocer su densidad y % de pureza. Tomando como ejemplo:

Unidades Químicas:

a) Molaridad (M): Denominada también como concentración molar .Es el número de moles del soluto presentes en 1 litro de solución

b) Normalidad (N): Indica el número de equivalentes gramo de soluto por l itro de solución.

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c) Molalidad (m): Indica la cantidad existente de moles de soluto por kilogramo se solvente.

d) Equivalente gramo (Eq-g): Es el peso de un mol (expresado en gramos) dividida entre la carga iónica (valencia de la sustancia.

MATERIALES Y REACTIVOS

A) MATERIALES:

1 Soporte Universal con pinza

2 Lunas de reloj

1 Vaso de 250 mL y 1 vaso de 100 mL

1 Probeta de 100 mL

1 Fiola de de 250 mL y 2 de 100 mL

1 Bureta de 50 mL

2 Matraces de Erlenmeyer de 250 mL

2 Baguetas

1 Balanza

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B) REACTIVOS:

Hidróxido de sodio (NaOH)

Carbonato de sodio (Na2CO3)

Cloruro de sodio (NaCl)

Ácido clorhídrico (HCl)

Indicadores: Fenolftaleína y anaranjado de metilo

DETALLES EXPERIMENTALES

a) Preparación de una solución de Cloruro de Sodio al 10% p/p

1. Asegurarse de tener cada uno de los instrumentos a utilizarse limpios y plenamente secos.

2. En una balanza analítica con margen de error ±0.1g pesar el vaso de precipitados de 100mL.

3. Seguido a ello se pesa 1.0g de NaCl, con la balanza graduada nuevamente a cero (tarar la balanza) y finalmente se añade 9 g de agua destilada, es decir 9 mL de ésta (Recordar H2O = 1g/mL).

4. Agitar hasta que disolver completamente el NaCl en el agua. La solución resultante es al 10% en peso.

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b) Preparación de una solución de Cloruro de Sodio al 1% p/v

1. Realice la pesada del vaso de precipitados como en el ejemplo anterior.

2. En un vaso previamente secado de 100mL pesar 1.0 g de NaCl y disolver con 20 mL de agua destilada.

3. Pasar todo el contenido de la solución a una fiola de 100 mL, luego enjuagar con agua el vaso dos veces y adicionarla a la fiola.

4. Completar el volumen a 100 mL con agua destilada, agitar hasta obtener una solución homogénea.

c) Preparación de 100 mL de una solución de Hidróxido de Sodio 0.1 M aproximadamente

1. Pesar el vaso de precipitados, luego proceder a tarar la misma, como en los ejemplos anteriores.

2. Agregar NaOH hasta obtener un peso de 0.40 g.Se agrega 20 mL de agua destilada (aproximadamente) y se disuelve el soluto con el uso de la bagueta.

3. Verter todo ese contenido a una fiola de 100 mL, enjuagar por lo menos dos veces el vaso y el líquido final agregarlo a la fiola. Completar el volumen hasta la línea de enrase y agitar la solución para homogeneizarla.

d) Preparación de 250 mL de una solución de Ácido Clorhídrico 0.1 N aproximadamente.

1. A partir de HCl concentrado de densidad 1.18 g/mL y 37.25% de pureza, calcular el volumen del mencionado ácido aplicando la fórmula siguiente:

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Donde:

W : Peso del soluto en la solución de HCl concentrado (g).

V : Volumen del HCl concentrado (mL).

%W : Porcentaje de pureza.

D : Densidad del HCl concentrado (g/mL).

2. Aplicar la fórmula de molaridad y conociendo la concentración (0.1 M) y el volumen (250 mL) de HCl, se va a necesitar 0.9125 g de HCl concentrado para poder preparar la solución.

Reemplazando el la ecuación anterior los datos hallamos la cantidad de HCl requerida.

Por lo tanto la cantidad obtenida de HCl es = 1.0989 g

3. El valor obtenido se va ha reemplazar en la fórmula anterior por lo que se va a necesitar 2.07 mL de HCl concentrado. Dicho volumen se mide con una pipeta y se traslada a una fiola de 250 mL y se llena hasta el ras con agua destilada. Se agita para una solución homogénea.

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e) Preparación de 100 mL de una solución estándar de Carbonato de Sodio 0.100 N

Peso equivalente del Na2CO3 = 106 / 2 = 53 g

1. En un vaso de 100 mL limpio y seco, pesar exactamente 0.53 g de Na2CO3 anhidro.

2. Agregar aproximadamente 50 mL de agua destilada y proceder a disolver al Na2CO3.

3. Pasar toda la solución a una fiola de 100 mL empleando la bagueta y enjuagar 2 veces el vaso y pasar este contenido también a la fiola.

4. Llenar hasta el ras con agua destilada y agitar la mezcla hasta homogenizar.

Cálculo de la normalidad de una solución:

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f) Estandarización de la solución de HCl aproximadamente 0.1 N con una solución patrón de Na2CO3 0.100 N

1. Llenar la bureta con ácido, preparado en la parte (4d), evitar que se formen burbujas de aire.

2. Colocar en un matraz Erlenmeyer 10 mL de la solución estándar de Na2CO3 preparada en la parte (e).Agregar al matraz 2 ó 3 gotas del indicador anaranjado de metilo.

3. Anotar el volumen inicial del ácido en la bureta ante de comenzar a titular, adicionar el ácido girando la llave con la mano izquierda y rotando el matraz con a mano derecha.

4. Dejar caer el ácido hasta que el color cambie de amarillo a anaranjado sin llegar a rojo (lo cual indicaría que hay exceso de ácido).

5. Se puede calcular y observar si retorna el color amarillo, si es así se sigue añadiendo el HCl de la bureta.

6. Anotar el volumen de ácido gastado y se calcula la normalidad del ácido, según:

Na x Va = Nb x Vb

TABLA DE RESULTADOS

a) Preparación de una solución de NaCl al 10%p/p

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= 1.00g

=9.00g

= 10.00g

b) Preparación de una solución de NaCl al 1% p/v

=1.00g

= 20.00mL

=100mL

c) Preparación de 100 mL de una solución de NaOH 0.1M aproximadamente

=0.43g

=20mL

= 100mL

M=0.1M

d) Preparación de 250mL de una solución de HCl 0.1 N aproximadamente

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=250mL

Pureza= 37.25%D=1.18g/mLN=0.1N

e) Preparación de 100 mL de una solución estándar de Na2 CO3

0.100N

=0.53g

Eq-g= 51=100mL

N=0.1N

f) Estandarización de la solución de HCl aproximadamente 0.1N con la solución patrón de Na2 CO3 0.100N

=10mL

Anaranjado de metilo=3 gotas

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=100mL

=11.5mL

N=0.087N

g) Valoración de la solución de NaOH aproximadamente 0.100M con la solución de HCl estandarizadoFenolftaleína= 2 gotas

=10mL

=12.5mL

N=0.125N

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CUESTIONARIO

2) ¿Qué es un indicador acido-base y para qué se utiliza? Mencione 3 ejemplos.

Los indicadores ácido-base son ácidos o bases débiles que

cambian de color dentro de un pequeño intervalo de pH. Suelen ser

sustancias orgánicas, muy solubles en agua y estables

químicamente. Por ejemplo: anaranjado de metilo, fenolftaleína y

lombarda, que es un indicador natural.

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Fenolftaleína

Papel de tornasol

Naranja de metilo


4) ¿Cuántos mililitros de solución acuosa de HCl 12,0 N hay que utilizar para preparar 500 mL de solución de HCl 0,10 M? ¿Cómo se debe preparar la solución?

a) En una fiola de 500mL, verter 100mL de agua destilada.b) Con ayuda de una pipeta de 10mL con 0,1mL de precisión y una

bombilla de succión, tomar 4,2 mL de acido clorhídrico 12N y rápidamente verter la solución en la fiola del paso 2. Agitar para mezclar.

c) Luego añadir agua hasta enrasar los 500mL de la fiola. Agitar hasta completa disolución.

5) Calcular la cantidad de soda cáustica y de agua necesarias para preparar un litro de solución al 20% en peso y cuya densidad sea 1.219 g/cm3. ¿Cuál es la normalidad de esta solución?

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CONCLUSIONES

Las soluciones están conformadas por un soluto y por un solvente, que puede ser el agua. El soluto es el que está en menor proporción que el solvente.

Con la relación entre el % peso en peso, densidad y peso del soluto, se puede determinar el volumen del soluto.

Es considerada una solución estándar el Na2CO3 en estado acuoso.

Son importantes los indicadores ácido – base porque con ellos se determina el exceso de ácido en las soluciones. Un ejemplo de ellos son el anaranjado de metilo y la fenolftaleína.

Al realizar la titulación ácido – base, se llega a la siguiente relación: NaVa = NbVb .

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RECOMENDACIONES

Al momento de trasvasar el contenido de una solución al

Erlenmeyer, se debe tener sumo cuidado de no derramar dicho

contenido ya que puede afectar la precisión del cálculo de la

normalidad, molaridad, etc.

Usar los guantes al manipular reactivos como el ácido clorhídrico

(HCl), ya que su contacto directo pueden producir lesiones.

Al realizar la estandarización de la solución de HCl evitar que se

formen burbujas en el aire.

Secar adecuadamente los materiales al momento de realizar el

experimento. Manipularlos de la manera más eficaz posible.

Tener mucho cuidado con el HCl dado que si se ingiere puede

traer consigo dificultad respiratoria, y otras anomalías; por ello es

preferible usar mascarillas.

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BIBLIOGRAFÍA

Brown Teodoro “Química la ciencia central” Editorial Prentice Hall.

Raymond Chang “Química General”, Editorial Mc Graw Hill, Cuarta edición.

Academia César Vallejo “Química, análisis de principios y aplicaciones”, Editorial Lumbreras, Tomo II

Ralph A. Burns “Fundamentos de química”, Editorial Pearson Educación, Segunda edición

PÁGINAS WEB

http://www.unlu.edu.ar/~qgeneral/tpuno.pdf

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/soluciones.htm

http://olydan.iespana.es/quimsolucion.htm

http://www.drscope.com/privados/pac/generales/desequilibrio/desequilibrios.html

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http://olydan.iespana.es/quimsolucion.htm



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