P R Á C T I C A N º 5 PREPARACION Y VALORACION DE SOLUCIONES

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

(UNIVERSIDAD DEL PERÚ, Decana de America)

FACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICA

E.AP INGENIERIA QUIMICA (07.2)

•ASIGNATURA: Laboratorio de Química General 1

•GRUPO: Martes 08 – 12 horas

•SEMESTRE ACADEMICO: 2015 - I

•PROFESOR: Manuel Bejar Ramos

•PRÁCTICA Nº 5: Preparación y valoración de soluciones

•Integrantes - Códigos:

- León Thupa Saúl (15070120)

-Corcino Jeanpearre ()

•FECHA DE REALIZACION DE LA PRÁCTICA: 05 de mayo de 2015

•FECHA DE ENTREGA DEL INFORME: 12 de mayo de 2015

INTRODUCCIÓN

Las soluciones se definen como mezclas homogéneas de dos o más especies moleculares o

iónicas. Las soluciones gaseosas son por lo general mezclas moleculares. Sin embargo las

soluciones en la fase liquida son indistintamente mezclas moleculares o iónicas. Cuando una

especie molecular o iónica se dispersa hasta el grado de que, a una temperatura dada, no se

disuelva más, se dice que la solución está saturada. Los componentes de una solución son las

sustancias puras que se han unido para obtenerla y convencionalmente reciben los nombres de

soluto y solvente. Este último es el componente que se halla presente en mayor cantidad.

Para expresar la concentración de las soluciones se utilizan los términos de diluida y

concentrada. Pero estos términos son imprecisos, ya que no indican la cantidad de soluto disuelto

en una cantidad dada de solución o de disolvente, es decir, la concentración exacta.

Las unidades físicas de concentración vienen dadas en masa o en volumen. La primera es la

comúnmente usada. Por ejemplo, una solución al 10% m/m contiene 10 gramos de soluto en 90

gramos de disolvente. Se utilizan soluciones % m/m; % v/v, % m/v.

Las unidades químicas en la que se expresan las concentraciones son los moles y los

equivalentes – gramos. Se utilizan soluciones molares, normales y molales.

PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES

1. 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.

2. PRINCIPIOS TEÓRICOS

SOLUCIONES QUÍMICAS:

Las soluciones son sistemas homogéneos formados básicamente por dos componentes.

Solvente y Soluto. El segundo se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la

suma de la masa de soluto más la masa de solvente.

Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las

líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la

mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el

oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.

La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la

temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el

agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los

compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite.

Pero este si podrá disolverse en otros solventes como los solventes orgánicos no polares.

CONCENTRACIÓN:

La concentración es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la cantidad de

solución o de solvente. Esta relación se puede expresar de muchas formas distintas. Una de ellas

se refiere a los porcentajes.

UNIDADES FÍSICAS

Porcentaje masa en masa o peso en peso, (%m/m): Es la cantidad en gramos de soluto por

cada 100 gramos de solución. Ej. Una solución 12% m/m tiene 12 gramos de soluto en 100 gramos

de solución.

Porcentaje masa en volumen (%m/v): Es la cantidad en gramos de soluto por cada 100 ml

de solución. Aquí como se observa se combina el volumen y la masa. Ej. Una solución que es 8%

m/v tiene 8 gramos de soluto en 100 ml de solución.

Porcentaje volumen en volumen (%v/v): Es la cantidad de mililitros o centímetros cúbicos

que hay en 100 mililitros o centímetros cúbicos de solución. Ej. Una solución 16% v/v tiene 16 ml

de soluto por 100 ml de solución.

*Es bueno recordad antes el concepto de mol. El mol de una sustancia es el peso molecular

de esa sustancia expresada en gramos. Estos datos se obtienen de la tabla periódica de los

elementos. Sumando las masas de los elementos se obtienen la masa de la sustancia en cuestión.

Unidades químicas

Molaridad: Es la cantidad de moles de soluto por cada litro de solución. Como fórmula:

M = n/V

M = M: Molaridad. n: Número de moles de soluto. V: Volumen de solución expresado en litros.

Normalidad: Es la cantidad de equivalentes químicos de soluto por cada litro de solución.

Como fórmula:

N = #eq/V

N = Normalidad. #eq. : Número de equivalentes del soluto. V: Volumen de la solución en litros.

3. MATERIALES Y REACTIVOS3.1. Materiales

- 1 soporte universal con pinzas- 2 lunas de reloj- 2 vasos de 100 mL- 3 fiolas de 100 mL- 1 bureta de 50 mL- 2 matraces de Erlenmeyer de 250 mL- 2 baguetas- 1 balanza

3.2. Reactivos- Hidróxido de Sodio- Carbonato de Sodio (QP)- Cloruro de Sodio- Ácido Clorhídrico (c) - Indicadores: Fenolftaleína y Anaranjado de Metilo

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTALa) Preparación de una solución de Cloruro de Sodio al 10% p/p

o En un vaso limpio y seco de 100 mL añadir 2,0 g de Cloruro de Sodio y 18 mL de agua destilada.

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

b) Preparación de una solución de Cloruro de Sodio al 1% p/vo En un vaso de 100 mL añadir 3,0 g de Cloruro de Sodio, y disolver con 20 mL

de agua destilada (aproximadamente).o Trasvasar a una fiola de 100 mL, enjuagar con agua el vaso y adicionar a la

fiola.o Completar el volumen a 100 mL con agua destilada, agitar hasta que esté

completamente homogeneizada.c) Preparación de 100 mL de una solución de NaOH 0,10 M aprox.

o En un vaso añadir 0,40 g de NaOH.o Agregar 20 mL de agua destilada (aproximadamente) y disolver el soluto.o Trasvasar a un fiola de 100 mL, enjuague el vaso con agua.o Completar el volumen hasta la línea de enrase y agitar para homogenizar.

d) Preparación de 0,83 mL de una solución de HCl 0,10 N aprox.o A partir de HCl concentrado de densidad 1,18 g/mL y 37,25% pureza, calcular

el volumen de HCl aplicando la siguiente formulao Aplicar la fórmula de molaridad y conociendo la concentración (0,10 M) y

volumen 100 mL de HCl, se necesitara 0,98 g de HCl concentrado para preparar la solución.

o Este valor se reemplazará en la formula anterior por lo que se requiere de 0,83 mL de HCl concentrado. Este volumen se con una pipeta y se trasvasa a una fiola de 100 mL y se enrasa con agua destilada. Agitada para homogenizar.

e) Preparación de 100 mL de una solución estándar de Na2CO3 0,10 NPeso equivalente del Na2CO3: 53g

o En un vaso de 100 mL pesar 0,53 g de Na2CO3 anhidro.o Agregar aproximadamente 50 mL de agua destilada y disolver.o Transferir la solución a una fiola de 100 mL, empleando la bagueta, enjuagary

trasvasar a la fiola.o Enrasar con agua destilada y agitar para homogeneizar.

f) Estandarización de la solución de HCl aprox. 0,10 N con la solución de Na2CO3 0,10 No Llenar la bureta con el ácido preparado en (4d), evitando que se formen

burbujas de aire.o Coloque en un matraz de Erlenmeyer 10 mL de la solución estándar Na2CO3

preparada en el paso (4e).o Agregar al matraz 2 gotas del indicador anaranjado de metilo.o Adicionar el ácido girando la llave con la mano izquierda y rotando el matraz

con la mano derecha. Dejar caer el ácido hasta que el color vire de amarillo a anaranjado sin llegar a rojo (lo cual indica que hay exceso de ácido). Volumen del ácido gastado: 10,4 mLNormalidad del ácido: Na x 10,4 mL = 0,10N x 10 mL → Na = 0,096 N

g) Valoración de la solución de NaOH aprox. 0,10 N con la solución de HCl estandarizadao Coloque en un matraz de Erlenmeyer 20 mL de solución NaOH preparado en

(4c).o Agregue la solución contenida en el matraz, 4 gotas del indicador

fenolftaleína.o Llene la bureta con el HCl y deje caer lentamente el ácido al matraz,

mezclando continuamente.o Detenga la titulación tan pronto vire el color de rojo-grosella a incoloro.

Volumen de HCl gastado: 18,3 mLNormalidad de la base: Nb x 18,3 mL = 0,10N x 20 mL → Nb = 0,11 N

OBSERVACIONES

-Podemos observar la neutralización por medio del viraje de la solución.

-Por lo tanto podemos decir que la concentración con el gasto del titulante es una relación directamente proporcional.

-Entre más ácido era la solución teníamos un mayor gasto de reactivos, de igual manera con las bases fuertes.

-Se pudo observar que el llevar a cabo una buena preparación de soluciones, es lo que va disminuir el grado de error en nuestras titulaciones.

-Se observó que es importante tener cuidado con la manipulación del material para evitar daños en el mismo.

-Para la manipulación del material a la hora de la agitación es importante colocarse de manera correcta.

-En la titulación con el indicador de pH, como la fenolftaleína, adquiere color rosa cuando el pH es igual o mayor que 8,2.

-Se observó en el caso del naranja de metilo, que cuando se pone de color rojo cuando estaba en un medio ácido.

-También se observó con el naranja de metilo que pasaba a color amarillo en disoluciones básicas

CONCLUSIONES-Se puede concluir que la titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución.

-Para llevar a cabo una titulación correcta, es necesario seguir el método para evitar errores, ya que eso es un factor determinante en los resultados obtenidos.

-Podemos decir que es una solución de concentración conocida, se le llama solución valorada.

-Es importante llenar la bureta hasta el aforo, para poder empezar a titular.

-Es necesario etiquetar todo el material para evitar confusión de reactivos.

-Los indicadores de pH nos servirán para observar cómo se lleva a cabo la titulación.

-Las diluciones que se llevaron a cabo en la práctica, es lo que determinara el gasto de reactivos con el que se está titulando, ya que entre más concentrada este la solución será mayor el gasto.

-Todas las mediciones son necesarias llevarlas a cabo con la pipeta, ya que con el uso de las mismas, disminuiremos el grado de error en las mediciones de las soluciones, por lo tanto habrá un grado de incertidumbre menor.

-Es importante llevar acabo todas las diluciones con agua destilada.

-Entre más diluciones se lleven a cabo, la concentración de los reactivos será menor.

-Se puede concluir que cada uno de los colorantes utilizados, tiene un viraje diferente.

-El viraje de los colorantes va a depender si quedan como producto soluciones básicas o acidas.

CUESTIONARIO

1. Mencione tres condiciones importantes a tener en cuenta para preparar correctamente una solución Concentración Solubilidad Disolución

2. ¿Qué es una solución estándar, y cuál es la ventaja de su uso?

En química analítica, una solución estándar o disolución estándar es una disolución

que contiene una concentración conocida de un elemento o sustancia específica,

llamada patrón primario que, por su especial estabilidad, se emplea para valorar la

concentración de otras soluciones, como las disoluciones valorantes.3. ¿Por qué es necesario valorar o estandarizar las soluciones preparadas en la parte c y d?

La titulación o valoración de soluciones tiene como principal objetivo determinar la concentración de una solución ácida o básica desconocida. denominada solución analizada. Esto se logra a través de la adición de pequeños volúmenes de una solución ácida o básica de concentración conocida - la solución valorada - a la solución analizada. el proceso se basa en la neutralización que se lleva a cabo entre las dos soluciones, ya que una es ácida y la otra es básica. Así, si conocemos la concentración de iones H+ de la solución valorada, podremos deducir la concentración de iones OH- en la solución analizada.

4. Determinar todas las expresiones de la concentración de una disolución de hidróxido de sodio 5,64 Molar y densidad 1,19 g/mlRESOLUCIÓNDeterminamos del peso molecular del soluto, que en este caso es: NaOH => 23 + 16 + 1 = 40Para completar esta tabla, tenemos que tomar una cantidad de partida, que puede ser cualquiera, ya sea cantidad de disolución, soluto o incluso disolvente. En este caso vamos a tomar como referencia 1 litro de disolución, dato éste que colocaremos en la tabla en la correspondiente casilla

SOLUTO DISOLVENTE DISOLUCION

Masa 5,64 moles = 225,48 g + 964,52 g=0,965 Kg=53,58 moles = 1190 g

Volumen ---- 964,52 ml 1 litro = 1000 ml

A partir de él, determinamos la cantidad de soluto, ya que por la propia definición de molalidad (nº moles de soluto que hay por cada litro de disolución) al tener 1 litro, tendremos 5, 46 moles de soluto, cuya masa será de:

M = 5,64 . 40 = 225,48 g de solutoTambién partiendo del dato inicial, determinamos la masa de la disolución partiendo de la densidad de la misma(1,19 g/ml), que es: m = v.d = 1000 . 1,30 = 1190 gy con este dato, determinamos la masa del soluto, que será la diferencia entre la masa de la disolución y la del soluto: 1190 - 225,48 = 964,52 g de disolventeFinalmente, determinamos el volumen de disolvente, aunque no lo necesitemos en la mayor parte de las ocasiones, que coincidirá numéricamente con su masa dado que la densidad del agua es 1 g/ml.Y una vez completada la tabla, podemos calcular ya cualquier expresión de la concentración de la misma forma que en los ejemplos anteriores.g/litro = 225,48 / 1 = 225,48 g/litro% en peso = 225,48 x 100 / 1190 = 18,95 %- p.p.m. : 225480 mg soluto / 1,19 Kg disolución = 189479 p.p.m.MOLARIDAD: M = 5,64 moles/1 litro = 5,64 MOLAR (Es el dato que se nos facilita)NORMALIDAD: N = M x v = 5,64 x 1 = 5,64 Normalmolalidad: m = 5,64 moles soluto/0,96452 Kg disolvente = 5,85 molalFRACCIÓN MOLAR: X = 5,64 moles soluto / (5,64 + 53,58) = 5,64 / 59,22 = 0,095

5. ¿Cuál es la función de un indicador en una titulación acido – base? Mencione tres ejemplos.

Un indicador es un pigmento que sufre un cambio de color cuando se modifica el pH.

Se deben elegir de modo que coincida dicho cambio o viraje al mismo tiempo que se

llega al punto de equivalencia de la valoración ácido-base por lo que sirven para

indicar dicho punto. Suelen ser ácidos o bases orgánicas débiles y la zona de viraje de

cada indicador se sitúa aproximadamente entre una unidad de pH por debajo y una

unidad por encima del valor de su pKa.

Zona de viraje= (pKa-1, pKa+1)

BIBLIOGRAFÍA

- Chang, R. 2010. Química. 10ª edición. McGraw-Hill

- Experimentos de Química Clásica (“The Royal Society of Chemistry”). 2002. Ted Lister. Editorial Síntesis. Biblioteca de Químicas. 1ª Edición.

- Gómez M., Matesanz A.I., Sánchez, A. y Souza P. 2005. Laboratorio de Química. 2ª Edicion. Ed. UAM, 2005

- Petrucci R.H., Hawood W.S. 2003. Química general. 8ª edición. Prentice Hall

- Programa-Guión de Prácticas de Química. Mercedes Martín y otros. 1994. Editorial Hespérides. 1ª Edición.