Informe- Preparación Y Valoración DE Soluciones PDF

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Informe- Preparación Y Valoración DE Soluciones...

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ÍNDICE

Resumen

Pág.02

Principios teóricos

Pág.03

Materiales y reactivos

Pág.07

Detalles experimentales

Pág.08

Tabla de resultados

Pág.12

Cuestionario

Pág.15

Conclusiones

Pág.18

Recomendaciones

Pág.19

Bibliografía

Pág.20

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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 H 20. 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 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.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS Solución: 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 ,sustanc ia 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. 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(Amalgama)

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: Definida como la cantidad de soluto (masa, volumen, número de moles, número de equivalente s-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.

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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 p artes en vol umen de la solución.

Las unidades en peso y volumen que se emplean deben ser compatibles, por ejemplo: Una solución al 10% en p/v de NaCl, contiene 10g d e NaCl en 100mL de solución (no 100mL de disolvente). En algunos casos, l as sustanc ias usadas como soluto, son soluciones diluidas o concentradas, para poder utili zarla e s necesario conocer su densidad y % de pureza. Tomando como ejemplo:

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 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): Indi ca el número de equivalentes gramo de soluto por litro de solución.

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

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

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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

B) REACTIVOS: Hidróxido de sodio (NaOH) Carbonato de sodio (Na2CO3) Cloruro de sodio (NaCl) Ácido clorhídrico (HCl) Indicadores: Fenolftaleína y anaranjado de metilo

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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.

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.

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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:

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 Na 2CO3 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 Na 2CO3 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

g)

Valoración de la

solución de NaOH aproximadamente 0.100

M con la solución de HCl estandarizado. 1. Se coloca en un matraz Erlenmeyer, 10 mL de solución de NaOH 2. Se agrega a la solución contenida en dicho matraz, 1 ó 2 gotas de indicador fenolftaleína. 3. Se llena la bureta con el HCl estandarizado y se deja caer lentamente el ácido al matraz Erlenmeyer, mezclando simultáneamente. 4. Se detendrá la titulación tan pronto cambie en color de rojo grosella a incoloro. Obteniendo así la cantidad de HCl necesaria para neutralizar al NaoH.

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TABLA DE RESULTADOS

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

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d) Preparación de 250mL de una solución de HCl 0.1 N aproximadamente =250mL Pureza= 37.25% D=1.18g/mL N=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 =100mL =11.5mL

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N=0.087N

g) Valoración de la solución de NaOH aproximadamente 0.100M con la solución de HCl estandarizado Fenolftaleína= 2 gotas =10mL =12.5mL N=0.125N

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CUESTIONARIO

1) ¿Cuáles son las condiciones que debe cumplir una solución estándar? Las condiciones que debe cumplir una solución estándar son: 

Su concentración debe permanecer constante durante todo el tiempo de uso después de su preparación para reducir la frecuencia de valoración.



Se debe conocer la concentración del patrón primario, que por su estabilidad sirve para la valoración de otras sustancias.



No debe cambiar sus propiedades físico-químicas (evaporarse, formación de precipitados, cambio de color, etc.) los cuales pueden afectar a las determinaciones cuantitativas.

2) ¿Qué son soluciones valoradas y cuáles son las ventajas de su uso? Las soluciones valoradas son productos estandarizados cuyo valor de concentración en unidades físicas o químicas (%W/W, %V/V, %W/V, normalidad o molaridad), ya se conocen. Las ventajas de uso son: 

Poder producir otras soluciones de menor concentración por solo dilución con agua destilada de acuerdo a la necesidad.



Disposición de la solución para titulaciones y reacciones de neutralización.

3) Para preparar 500 mL de una solución de sacarosa

0,10 M ¿Cuántos

gramos de sacarosa tiene que usar? ¿Qué pasos tendrías que seguir?

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Pesar 17,1 g de sacarosa en una balanza electrónica de precisión de ±0,1g sobre una luna de reloj. a) Con ayuda de una Pisceta se vierte la sacarosa a un vaso de precipitado. b) Disolver en el vaso de precipitado la sacarosa con agitación haciendo uso de una bagueta. c) Trasvasar a una fiola de 500 mL y enjuagar 2 veces el vaso de precipitado d) Completar el volumen a la línea de enrase, tapar y agitar para homogenizar la solución.

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/cm 3. ¿Cuál es la normalidad de esta solución?

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6) ¿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.

Fenolftaleína

Papel de tornasol

Naranja de metilo

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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: = NbVb .

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N aVa

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_IN ORGANICA/soluciones.htm http://olydan.iespana.es/quimsolucion.htm http://www.drscope.com/privados/pac/generales/desequilibrio/desequilibrios .html

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