Preparacion y standarizacion de soluciones
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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
FACULTAD DE MEDICINA
QUÍMICA INTEGRADA APLICADA A LA MEDICINAE.A.P. MEDICINA HUMANA
INFORME DE LABORATORIO
TÍTULO DE LA PRÁCTICA:“PREPARACIÓN Y STANDARIZACION DE SOLUCIONES”
ALUMNO RESPONSABLE DEL INFORME: SIANCAS PEREZ, Marcelo Julián.
INTEGRANTES:
SIANCAS PEREZ, Marcelo Julián _____________________
SOCA AGUIRRE, Saúl Renzo _____________________
SOLÍS PACHERRE, Christian Alexander _____________________
SOLÍS RODRÍGUEZ, Milagros Michelle _____________________
SOLÍS SARMIENTO, Javier Eduardo _____________________
SULCA SERRANO, Karina _____________________
HORARIO (Día y Hora): VIERNES - 2:00 pm. a 4:00 pm.
PROFESOR DE MESA: Miriam Palomino MESA Nº: 3
LIMA – PERÚ 2015
INFORME DE LABORATORIO N°4
“PREPARACIÓN Y STANDARIZACION DE SOLUCIONES”
1. OBJETIVOS DE LA PRACTICA: Preparar soluciones a concentraciones y volúmenes requeridos. Determinar la concentración de soluciones en el laboratorio Medir volúmenes y masa mediante el uso de instrumentos de
laboratorio Identificar y realizar el correcto procedimiento de disolución de ácido. Identificar los cambios cualitativos al variar el pH, en los indicadores
como la fenolftaleína. Realizar procedimientos de manipulación de instrumentos de laboratorio. Realizar cálculos de química cuantitativa para el cálculo de
concentración.
2. PROCEDIMIENTO Y RESULTADOS: Experimento N°1: “Preparación de 100mLde una solución de NaOH 0.1 N”
a) Pese con ayuda de luna de reloj la cantidad de soluto requerido.
En este procedimiento se pesó primero los instrumentos
de soporte como la luna de vidrio obteniéndose 4.5 g
Y luego se procedió a colocar la pastilla de Hidróxido de
Sodio (0.4 g).
Teniendo como marcador en la balanza electrónica un
aproximado de 4.9g
b) Coloque en un vaso una cantidad de agua destilada menor al volumen
total y disuelva en ella el soluto agitando con ayuda de una Bageta.
Se usó en total 100ml de agua destilada
Se agito por medio de una bageta Y se obtuvo una solución
homogénea
c) Una vez disuelto el soluto, trasvase el
contenido a la fiola y enrase con agua
destilada hasta el volumen indicado.
Con ayuda de una pipeta trasladamos el contenido del vaso a la
fiola.
d) Trasvase la solución a un frasco y rotúlelo anotando el nombre,
concentración y fecha de preparación.
¿Qué material de vidrio se debe usar para pesar un sólido en la balanza?
Usamos un material aislante como la luna de vidrio
¿Por qué no se debe colocar una sustancia directamente sobre el platillo
de la balanza?
Primero porque si no hay un contenedor se puede derramar
muestra.
Segundo porque se puede dañar el equipo de medición.
Tercero se puede contaminar la muestra con cualquier impureza
sobre el platillo.
Cuarto se facilita la manipulación de la muestra al momento de
retirar de la balanza.
¿Qué significa “enrasar”?
Llenar un recipiente hasta cuidando de no pasar la línea de paralaje
y cuidando el nivel del menisco.
Igualar dos cosas de manera que tengan la misma altura, o hacer
que quede lisa una superficie, empleando algún utensilio.
¿Por qué no se utiliza una probeta para preparar la solución de una
concentración determinada?
No se usa la probeta debido a que por la abertura es un instrumento
muy inexacto y poco preciso.
Complete el cuadro:
Nombre del soluto Hidróxido de Sodio
Formula del soluto NaOH
Concentración de la
solución que se va
preparar (N)
0.1 N
Volumen de la solucion
a preparar (mL)100 ml
Masa requerida del
soluto (g)0.4 g
Calculo de la mase para preparar la base:
N= Eq-g / V
N= (g/Peso Eq)/ V
g = N x V (L) x Peso – Eq
g= 0.1 x 0.1x 40
g = 0.4 g
De este cálculo se deduce que sí, queremos obtener una concentración de
hidróxido de Sodio al 0.1 N, necesitamos utilizar 0.4 g de este compuesto.
Experimento N° 2: “Estandarización de la solución de NaOH 0.1 N”:
a) Arme el equipe de estandarización
Se arma el equipo utilizando
Soporte universal
Bureta
Pinza para bureta
Matraz de Erlenmeyer
b) Enrase en posición cero la bureta con la
solución de NaOH (0.1 N) preparada en el experimento N° 1.
Para llenar la bureta se usa un embudo y la Fiola
Se procede a vaciar la fiola lentamente cuidando de no sobrepasar
la capacidad del colector (embudo).
c) Luego pese aproximadamente 0,2 g del patrón
primario KHC6H4O4 (biftalato de potasio o ftalato
acido de potasio. P.M. = 204,23)
d) Disuélvalo en un matraz Erlenmeyer agregándole
aproximadamente 20 ml de agua destilada.
El agua no es determinante en los cálculos
e) Añada en el Erlenmeyer 2 o 3 gotas del indicador fenolftaleína. Observe
si hay cambio de color.
Cuando se agrega 4 gotas de fenolftaleína, manteniéndose la
solución incolora ya que es una solución acida de Biftalato.
CALCULANDO:
f) Proceda a estandarizar la solución de NaOH (0.1 N), para determinar su
concentración exacta. Para esto, habrá la llave de la bureta y deje caer
en el matraz Erlenmeyer, la solución contenida en la bureta, hasta que
el indicador vire a un color rojo grosella, que indica el punto final de la
reacción.
g) Cuando esto ocurra, cierre la llave de la bureta y anote el gasto (mL) de
NaOH (0.1 N) utilizados en la reacción acido - Base y realice los
cálculos correspondientes para determinar la concentración exacta de
la solución.
Hallamos el volumen teórico de base utilizar: 1 Eq – g ----> 1000mL ----- > 1 N204g -----> 1000 mL 0.2 g -----> x mL ------> 0.1 N X = 9.8 mL esto es el gasto Teórico.
Este el volumen que neutralizaría, a 0.1 N de NaOH. Pero durante el experimento se gastó: 7.5 mL
Factor de Conversión: 9.8 mL / 7.5 ml = 1.3067
Por lo tanto la verdadera concentración es:
. n (NaOH) = FC x concentración (0.1N)
. n (NaOH) = 1.3067 x 0.1 el rector . n (NaOH) = 0.1306
Escriba la reacción acido - base de la estandarización:
Biftalato de Potasio
¿qué materiales se han usado para arma el equipo de estandarización?
Soporte universal
Bureta
Pinza para bureta
Matraz de Erlenmeyer
¿Qué características tiene un estándar primario? Deben tener elevada pureza No tener la capacidad de hidratarse 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.
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.
Hidróxido de Sodio
Biftalato de Sodio y Potasio
Agua
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.
¿para qué sirve un estándar primario? Entre sus utilidades con ellos se puede hallar la verdadera
concentración (N) de una solución. sirve como material de referencia en todos los metodos
volumétricos
¿cuál es el rango de acción del indicador usado en la estandarización?
La fenolftaleína tiene un viraje de indicador entre 8 – 10 en la estala de pH
Completar el cuadro:
Nombre del estado primario Biftalato de potasio
Formula del estándar primario usado KHC6H4O4
Peso molecular del estándar primario (g/mol)
204
Peso equivalente 204
Masa usada del estándar primario en el proceso de estandarización
0.2 g
Gasto de NaOH (0.1N) 7.5 mL
Valor de factor de Corrección 1.3067
Normalidad de la Solución Preparada 0.1 N
Experimento N° 3. Preparación de 100 ml de solución de H2SO4 (0.1N)
Realice los cálculos necesarios para determinar la cantidad (mililitros) de soluto necesario para la concentración y volumen requeridos. Tomar en cuenta la pureza y densidad del soluto que va a usar.
Característica del Ácido:
- Peso molecular: 98- % peso de pureza: 98 %- Densidad : 1.849
Calculo de la cantidad de ácido sulfúrico para tener una concentración de
0.1 N en 100 ml:- Calculo del peso g = N x V x Peso – Eq.g = 0.1 x 0.1 x 49g = 0.5 gramos
- Calculo con la pureza:100 g ---------- > 98 g H2SO4 0.5 g --------------> x g
X = 0.49 g de H2SO4
- calculo con la densidad 1 mL -------- > 1.84 g H2SO4
X --------------> 0.5 g
X = 0.27 mL
Usando una pipeta graduada mida el volumen de soluto necesario para la preparación y déjelo viértalo a una fiola de 100 ml, donde previamente ha colocado una cantidad de agua destilada, menor al volumen total.
Complete al volumen indicado, con agua destilada. La forma correcta de disolver un ácido es verter agua sobre
acido de forma lenta a velocidad constante, nunca al revés debido a la energía que se libera con la disolución.
Trasváselo a un frasco y rotule colocando el nombre de la solución, su concentración y la fecha de preparación.
¿Por qué es necesario conocer la pureza y la densidad del soluto, cuando se prepara una solución a partir de un soluto liquido?
Porque cada acido presenta diversas presentaciones de embazado
¿Porque se debe colocar en una fiola una cantidad de agua destilada, antes de verter el ácido?
Porque el proceso de disolución es exotérmica, y al momento de libera el calor puede producir salpicaduras o si hay una cantidad considerable de ácido dañar el recipiente que lo contiene.
Completa la información requerida:
Nombre del soluto Ácido sulfúrico
Formula del soluto H2SO4
Porcentaje de pureza del soluto 98 %
Densidad del soluto 184
Concentración de la solución a preparar 0.1 N
Volumen requerido para preparar (N) 100 mL
Masa requerida de soluto (g) 0.5 g
Volumen requerido de soluto (mL) 0.27 mL
Experiencia N° 4: “Titulación o valoración de la solución de H2SO4 (0.1 N)”
a) Enrase en posición cero la bureta con la solución de NaOH estandarizada.
b) Coloque en un matraz Erlenmeyer 10 ml de la solución de H2S04
preparada.
c) Añada en el matraz Erlenmeyer 2 - 3 gotas de indicador fenolftaleína.
d) Deje caer desde la bureta la solución de NaOH (estándar secundario), hasta que el indicador vire a un color rojo grosella, que indica el punto final de la reacción.
e) Anote el volumen gastado (mL) de NaOH (estándar secundario), que ha reaccionado con la solución de H2S04 preparada y, realice los cálculos correspondientes para determinar la concentración exacta de la solución.
El proceso de la titulación se hace de forma lenta continua a modo de goteo, para no usar más volumen de lo necesario
Cuando cambia de color después de una gotas más no cambiará en intensidad de color, es por eso que se debe tener mucho atención a estos cambios
Es más fácil detectar el cambio de color de transparente a rosado.
Por esta razón el indicador se coloca en la sustancia ácida y no en el Básico
Escriba la reacción acido – base de la titulación:
H2SO4 + NaOH --------> Na2SO4 + H2O
¿Cuál es la solución titulante utilizada en el proceso? (Nombre, Formula,
concentración)
Hidróxido de Sodio, NaOH, con una concentración de 0.130 N
De no haber tenido la solución de NaOH (estándar secundario) que
estándar primario se podría usar para poder determinar la concentración
real de la solución de H2SO4 (0.1 N)
Se puede usar una sal básica, como el Na2CO3.
El estándar primario a usar en este caso, ¿debería ser acido o alcalino?
Debido a que la sustancia a estudiar es un ácido, para provocar una
neutralización debe ser una BASE, y así poder obtener los volúmenes de
la neutralización.
¿para qué empleamos la fenolftaleína?
Ya que los compuestos y reacciones son incoloras, no podríamos
observar los cambios de pH. Por esta razón la Fenolftaleína nos sirve
como indicador de cambio del pH.
No indica un Punto de equivalencia o neutralización
Con los valores experimentales obtenidos, calcule la concentración del
H2SO4 (0.1 N).
Concentración de la solución titulante (N) NaOH (0.13 N)
Volumen de H2SO4 (0.1 N) usado en la titulación (mL) 10 mL
Gasto de solución titulante (mL) 13 mL
Normalidad real de la solución de H2SO4 (0.1 N) preparada 0,169 N
Calculo:
NaVa = NbVb
(X) (13 mL) = (0.13 N) (10 mL)
X= 0,169 N
3. DISCUSIÓN DE RESULTADOS: el desvió de los cálculos, en esta práctica de no sobrepasa del 30 %
La correcta manipulación de los instrumentos y la mayor al momento de
pesar ayudaron a obtener resultados con bajos errores
Los aspectos cualitativos ayudan a la realización de los cálculos numéricos
No es necesario preparar enormes volúmenes de ácidos y bases para
realizar la neutralización.
El cambio de pH, no se realiza cuando llega a 7 en la escala de pH. Sino
trabaja en la escala de viraje de 8 – 10
Es adecuado el uso de los estándares primarios, por su mínimo margen
de error en los cálculos.
3. CONCLUSIONES: Para un mejor manejo de los sustancias en el laboratorio nos demos basar
a la señalización y correcto uso de los insumos
Es necesario tener calibrado los instrumentos de peso
Se obtiene resultados más exactos al usar los objetos de medida
adecuados. Como la Fiola.
La fenolftaleína ayuda a percibir el cambio de pH, no exactamente en 7 sino
en su rango de viraje que es de 8 -10
Se comprueba que los estándares primarios, son de gran utilidad al
momento de realzar cálculo sobre las concentraciones.
La reacciones de neutralización son de fácil realización en el laboratorio
El agitado constantes durante la titulación es básico para calcular
5. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
1. LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL MULLER , REVERTE EDICIONES, 2008.
2. QUÍMICA BÁSICA, PRÁCTICAS DE LABORATORIO: Patiño Jaramillo, Margarita; Valdés Romaña, Nilkar Yair.
3. MANUAL PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA: Sifuentes Osorio, Carlos.
4. QUIMICA, RAYMOND CHAND México, Mc GRILL HILL