“Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación”

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(Universidad del Perú, Decana de América)

FACULTAD DE CIENCIAS FÍSICAS

Laboratorio de química general

TEMA: PREPARACIÒN Y VALORACIÒN DE SOLUCIONES

Profesor:

Integrantes:

Ciudad universitaria, 2 de noviembre del 2015

Tabla de contenido

Pág.

1. Resumen………………………………………………………………….. 1

2. Principios Teóricos……………………………………………………. 2 - 3

3. Procedimientos experimentales………………………………… 4-9

4. Conclusiones y recomendaciones……………………………… 10

5. Bibliografía………………………………………………………………… 11

6. Apéndice…………………………………………………………………… 12- 15

RESUMEN

En esta experiencia aprenderemos hacer operaciones básicas de preparación de soluciones. Soluciones de cloruro de sodio a 10% P/P, soluciones de cloruro de sodio de 1% P/V también haremos la preparación de 100ml de una solución de NaOH 0,1 M, preparación de 250 ml de una solución de Hcl 0,1 N , preparación de 100ml de una solución estándar de Na2CO3 0.100N,estandarazaciòn de la solución de Hcl 0,1N con la solución patrón de Na2co3, 0,100N, valoración de la solución de NaOH 0,100M con la solución de Hcl estandarizado.

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PRINCIPIOS TEORICOS

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.

CONCENTRACION:

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

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.

Como fórmula, podemos expresar esta relación así:

%m/m =  x 100

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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. Fórmula:   % m/v =  x 100

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. Fórmula: % v/v =  x 100

Otras formas son:

la Molaridad, la Normalidad y la Molalidad.

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.

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

M = n/V

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 = n eq/V

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

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PROCEDIMIENTOS 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 9g de agua dest i lada , es decir 9 mL de ésta

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.

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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:

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).

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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

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

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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.

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

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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.

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.

En síntesis podemos decir que las soluciones son de suma importancia ya que se forman y las formamos a diario en nuestra vida y son la base de la realización de algunas de nuestras actividades como por ejemplo la alimentación, ya que aquí se tiene muy en cuenta la concentración y de que están formados algunas bebidas o alimentos que se nos venden o nosotros mismos preparamos Como fue de esperar pudimos comprobar que toda la teoría que sabíamos y estudiamos, se cumple en la vida, ya que todas las soluciones tienen diversas características o propiedades como dicen los libros y las personas que conocen el tema, lo cual nos ha permitido reconocer y diferenciar bien cuando se forma o no una solución.

BIBLIOGRAFIA

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Química General 8th – Petrucci, Harwood, Herring Química - Estructura y Dinámica (J. M. Spencer, G. M. Bodner L. H.

Rickard) https://es.wikipedia.org/wiki/P/p https://es.wikipedia.org/wiki/P/v La teoría y la práctica en el laboratorio de Química General –

Konigsberg Fainstein Mina

APÉNDICE

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1. ¿Cuáles son las condiciones que debe cumplir una solución estándar?

Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y elementos que lo componen, lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos. b. Deben tener elevada pureza. Para una correcta estandarización se debe utilizar un patrón que tenga la mínima cantidad de impurezas que puedan interferir con la titulación.

Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que cambien su composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran ligeramente con la temperatura ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las mediciones.

Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura ambiente, también debe soportar temperaturas mayores para que sea posible su secado. Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que la del punto de ebullición del agua.

No debe absorber gases. Ya que este hecho generaría posibles errores por interferentes así como también degeneración del patrón.

Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante. De esta manera se puede visualizar con mayor exactitud el punto final de las titulaciones por volumetría y además se puede realizar los cálculos respectivos también de manera más exacta.

Debe tener un peso equivalente grande. Ya que este hecho reduce considerablemente el error de la pesada del patrón.

2. ¿Qué son soluciones valoradas y cuál es la ventaja de su uso? Las soluciones valoradas son aquellas que no tienen una concentración exactamente conocida, es decir se preparan como

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los calculan en el papel pero a la hora de prepararlas y puedes tener un error con una pipeta o midiendo un volumen o pesando, y puedes tener variación de la concentración para ello, valoras la solución con otra a la cual ya se le conoce exactamente la concentración, a través de un indicador se procede a titular con la otra solución y obtenemos un volumen el cual mediante la siguiente ecuación la podemos calcular: Va x Na = Vb x Nb Va = volumen del ácido Na = normalidad del ácido Vb =volumen de la base Nb = normalidad de la base.Despejas la normalidad que te interesa y listo, ya conoces la concentración de la solución valorada. A este proceso se le llama titulación.

3. Para preparar 500 mL de una solución de sacarosa C12H22O11 0.10M ¿Cuántos gramos de sacarosa se tiene que usar? ¿Qué pasos tendrías que seguir?

0,1=nC12H 12O11

0.5nC12H 12O 11=0.05

W C12H 12O 11 =nC12H 12O 11 x M C12H 12O 11

W C12H 12O 11 =0.05x 342

W C12H 12O 11 =17.1 g

Con ayuda de una balanza tomamos 17,1g de sacarosa.

Luego procedemos a verter este a una probeta.

Luego agregamos agua hasta enrazar a 500 mL, cabe recalcar ese volumen también contiene el de soluto (sacarosa).

Finalmente habremos obtenido una solución de sacarosa 0,1M.

4.¿Cuántos mililitros de solución acuosa de HCℓ 12N hay que utilizar para preparar 500 mL de solución de HCℓ 0.1M? ¿Cómo se debe preparar la solución?

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VHCℓ x 12 = 0,5 x ,01 VHCℓ = 0,0417 L=4.17mL

PASOS A SEGUIR PARA SU PREPARACION:

1. Con ayuda de una pipeta tomo 4,17mL de una solución de HCℓ 12N 2. Luego procedo a verterlo sobre un matraz. 3. Después le agrego al contenido 495,83 mL de agua destilada para bajar

su concentración4. 5. Finalmente obtengo como resultado 500 mL de una solución 0.1M.

5.Calcular la cantidad de soda caustica y de agua necesaria para preparar un litro de solución al 20% en peso y cuya densidad sea 1,219 g/cm3

W=1.219 x 1000 =1219 g

W NaOH = W% x W solución/100

WNaOH=20 x1219/100=243.8 g

NNaOH = w x /v x PF =243.8 g x 1/1x 40 =6.1 N

6.¿Qué es un indicador de ácido-base y para que se utiliza? Menciones 3 ejemplos

El indicador es un medidor del pH en las bases o ácidos, resulta que este indicador puede ser un papel llamado indicador universal o unos líquidos colorantes en los que se encuentra el naranja de metilo. Las bases y los ácidos tienen un índice de medición que va del 0 al 14 de acuerdo a su nivel de pH, y el 7 es neutro. Para abajo del 7 son ácidos por lo que mientras menos nivel de pH tenga más ácido va a ser, y las bases van del 7 hacia arriba. Actualmente existen unos medidores más potentes y eléctricos que te dan con precisión el nivel de pH, estos se llaman pH-metros.

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Por ejemplo tenemos a la fenolftaleína que al entrar en contacto con las bases se torna de un color violeta o rosado.

Las bases cambian el papel tornasol de rosado a azul, el anaranjado de metilo de anaranjado a amarillo y la Fenolftaleína de incolora a rosada fucsia.

Los ácidos cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la Fenolftaleína.

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