Informe Nº 8-Química General A1

PRÁCTICA Nº 8

Preparación y Valoración de Soluciones

 

RESUMEN  En la preparación de soluciones el estudiante ya tiene que tener conceptos basicos de la teoría, así mismo del uso correcto de los instrumentos. Se calculó la cantidad de volumen de hcl necesario para preparar 250 ml de solución 0.1n. A partir de hcl concentrado de densidad 1,18g/ml y 37,25% de pureza, calcular el volumen de hcl aplicando la siguiente formula: V =W x 100 /D x %W Donde: W: peso de soluto en el HCl concentrado (g) V: volumen de hcl concentrado (mL) %w: tanto por ciento de pureza D: densidad del hcl concentrado (g/ mL) El volumen se halla de la siguiente manera: Sabemos que:

nsto = M x Vsol…(1) msto = (masa molecular) x nsto…(2) De (1) y (2) se halla la masa requerida de HCl mHCl = (masa molecular del HCl) x M x Vsol = 36.5 g de HCl/mol x 0.1 mol / L x 250 mL x (1L / 1000 mL) mHCl = 0. 9125 g de HCl concentrado Luego, aplicando la siguiente fórmula V =W x 100 /D x %W V = 0.9125 g de HCl concentrado x 100 / 1.18 g/mL x 37.25 V = 2.07 mL de HCl concentrado

 

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        INTRODUCCIÓN  El siguiente informe está diseñado con el propósito que los estudiantes se familiaricen con las operaciones básicas de preparación de soluciones, del mismo modo se hallará la molaridad, normalidad y molaridad de cada preparación hecha en el siguiente informe. Los objetivos a cumplir son los siguientes: • Aprender a preparar soluciones de diferentes concentraciones. • Aprender a hallar la molaridad, normalidad y molalidad de cada preparación básica de solución. • Perfeccionar  habilidades  y  competencias  en  las  operaciones  básicas  de  laboratorio,  tales  como  medición de volúmenes con diferentes instrumentos        

 

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  PRINCIPIOS TEÓRICOS  SOLUCIÓN Una solución es un sistema químico homogéneo (sistema monofásico), en el que cualquier parte elemental de su volumen (su parte mínima) posee una composición química y propiedades idénticas. Resulta de mezclar dos o más sustancias en proporciones variables. Los componentes de una solución son (1) soluto (sto), es la sustancia que se dispersa homogéneamente a nivel atómico, iónico o molecular. Generalmente interviene en menor proporción. (2) disolvente o solvente (ste), es el medio dispersante, que interviene en mayor cantidad, generalmente. Si el disolvente es agua se llama solución acuosa. Una solución binaria contiene un soluto y solvente. En general, una solución contiene más de un soluto, así sto(1) + sto(2) + sto(3)+…+sto(n) + disolvente → solución

 

CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN La concentración de una solución nos indica la cantidad de soluto (masa, volumen, número de moles, número de equivalentes-gramo, etc.) contenido en una determinada cantidad de solución o una determinada cantidad de disolvente a las condiciones de operación (presión y temperatura). Unidades de concentración Son formas o maneras de indicar la cantidad de soluto en una solución. Unidades Físicas •

Porcentaje de masa en masa (%p/p). Indica la masa de soluto por cada 100 unidades de masa de solución. Se halla así %W = Wsto x 100 Wsol

•

Porcentaje de volumen en volumen (%p/v). Indica el volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución. Se halla así %V = Vsto x 100 Vsol

•

Porcentaje de masa en volumen (%m/v). Indica la masa del soluto por cada 100 unidades de volumen. 3

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Partes por millón (ppm). Indica el peso en gramos de soluto por millón de gramos (106 g) de la solución. Se emplea frecuentemente para indicar la concentración de soluciones muy diluidas (soluciones que contienen pequeñas cantidades de soluto).

Otra forma de definir es que esta unidad nos indica el peso en miligramos de soluto por cada litro de solución. Las dos definiciones son exactamente equivalentes. Se halla así Ppm = Wsto (mg) Vsol (L) Unidades Químicas •

Molaridad (M). Indica el número de moléculas-gramo o número de moles de soluto por un litro de solución. Se evalúa así M=

M = ρsto x %W x 10 PM

nsto Vsol (L)

•

Normalidad (N). Indica el número de equivalentes-gramo de soluto contenido en un litro de solución. Se determina así N = # Eq-g(sto) Vsol (L)

N = ρsto x %W x 10 1 Eq-g(sto)

N=Mxθ

Donde θ es la valencia de la sustancia o soluto ƒ

Masa (Peso) Equivalente (eq-g): Es el peso de un mol (expresado en gramos) dividida entre la carga iónica (valencia) de la sustancia. o Para Ácidos Eq-g = PMácido # H+ o Para Hidróxidos Eq-g = PMhidróxido # OHo Para Sal Eq-g = PMsal Valencia Valencia: Estado de oxidación de la sal

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  DETALLES EXPERIMENTALES  1. Aparatos: •

1 Soporte Universal con pinza

•

1 Luna de reloj

•

1 Vaso de 250 mL y 1 vaso de 100 mL

•

1 Probeta de 100 mL

•

1 Fiola de 250 mL y 2 de 100 mL

•

1 Bureta de 50 mL

•

2 Matraces de Erlenmeyer de 250 mL

•

1 Bagueta

•

1 Espátula

•

1 Balanza

2. Materiales: •

Hidróxido de sodio (Lentejas)

•

Carbonato de Sodio (QP)

•

Cloruro de sodio

•

Ácido clorhídrico (concentrado)

•

Indicadores Fenolftaleina y anaranjado de Metilo

3. Procedimiento Experimental

Preparación de una solución de cloruro de sodio al 3%p/p •

Pesar el vaso de 100 mL previamente secado y limpiado.

•

Agregar el peso de NaCl a la balanza y añadirla con espátula

•

Retirar el vaso y añadir con la probeta 90 mL de H2O

•

Colocar en la balanza (W vaso + 100 g solución) y agregar H2O con la pisceta.

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Preparación de una solución de NaCl al 3% p/v •

Agregar la luna de reloj a la balanza y medir el peso de esta, luego agregar 3 g de NaCl a esta.

•

Agregar 60 ó 70 mL de H2O al vaso de 100 mL y luego agregar el NaCl pesado en la luna de reloj.

•

Agitar y verter la solución en el matraz aforado (fiola) de 100 mL. Usar la baqueta para no desperdiciara agua y para que en el trasvase no se formen burbujas.

•

Enjuagar con una pequeña cantidad de agua la baqueta y el vaso (pared interior). Emplear la pisceta. Verter el líquido a l fiola. Esta operación se realiza 2 veces.

•

Agregar H2O con la pisceta hasta la línea de ENRASE. Se debe agregar el H2O por las paredes de la fiola para evitar que se formen burbujas de aire.

•

Tapara la fiola y agitar hasta homogeneizar.

Preparación de 100 mL de una solución de NaOH 0,1 M aproximadamente •

En un vaso limpio y seco pesar 0.40 g de aOH.

•

Agregar 20 mL de agua destilada (aproximadamente) y disolver el soluto. Trasvasara un fiola de 100 mL, enjuague por lo menos dos veces el vaso (con pequeñas porciones de agua) y este líquido agregue a la fiola.

•

Completar el volumen hasta la línea de enrase y agitar para homogeneizar.

Preparación de 250 mL de una solución de HCl 0.1 N aproximadamente. •

1 partir de HCl concentrado de densidad 1.18 g/ml y 37.25 % pureza, calcular el volumen de HCl aplicando la siguiente fórmula.

V =W x 100 /D x %W •

Aplicar la fórmula de molaridad y conociendo la concentración (0.1 M) y volumen (250 mL) de HCl, se necesitará 0.9125 g de HCl concentrado para preparar la solución.

•

Este valor se reemplaza en la fórmula anterior por lo que se requiere de 2.07 mL de HCl concentrado. Este volumen se mide con agua pipeta y se trasvasa a una fiola de 250 mL y se enrasa con agua destilada. Agitar para homogeneizar.

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Preparación de 100 mL de una solución estándar de Na2CO3 0.100 N •

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

•

Agregar aproximadamente 50 mL de agua destilada y disolver.

•

Transferir la solución a una fila de 100 mL, empleando la baqueta, enjuagar 2 veces el vaso y trasvasar a la fiola.

•

Enrasar con agua destilada y agitar para homogeneizar.

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

Llenar la bureta con el ácido, preparado, evitando que se forman burbujas de aire.

•

Coloque en un matraz erlenmeyer, 10 mL de solución estándar de Na2CO3, preparada.

•

Agregar al matraz 2 ó 3 gotas del indicador anaranjado de metilo.

•

Anotar el volumen inicial del ácido en la bureta antes de comenzar la titulación, 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 rosa sin llegar a rosado (lo cual indica que hay exceso de ácido).

•

Anotar el volumen del ácido gastado y calcular la normalidad del ácido, según: NAxVA=NBxVB

•

Aplicando la ecuación se obtiene la concentración real de la solución de HCl siendo esta aproximadamente 0.1 N.

Valoración de la solución de NaOH aproximadamente 0.100 M con la solución de HCl estandarizado. •

Coloque en un matraz Erlenmeyer, 10 mL de solución de NaOH preparado.

•

Agregue a la solución contenida en el matraz, 1 ó 2 gotas de indicador Fenolftaleina.

•

Llene la bureta con el HCl estandarizado y deje caer lentamente el ácido al matraz Erlenmeyer, mezclando continuamente.

•

Detenga la titulación tan pronto vire el color rojo-grosella a incoloro.

•

Anote el HCl gastado.

•

Calcular la normalidad de la base.

•

Aplicando la ecuación de la experiencia anterior, se obtiene nuevamente la concentración real del HCl (0.1 N aproximadamente). 7

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CONCLUSIONES  La solución es una mezcla binaria que consta de un solvente y su respectivo soluto. El solvente es donde disolvemos el soluto y por lo general usamos el agua, el soluto puede estar en estado sólido, líquido o gaseoso. Por último se puede concluir que las Soluciones son de mucha importancia, ya que gracias a éstas podemos formar a diario en la vida cotidiana algunas bebidas que ingerimos y también son la base de la realización de algunas de nuestras actividades diarias. También 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 se nos indican en los libros, lo cual nos ha permitido reconocer y diferenciar bien cuando se forma o no una solución.

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            RECOMENDACIONES  •

Al momento de preparar una solución lo hagamos con sumo cuidado y paciencia ya que si nos excedemos de soluto o de solvente estaríamos alterando la molaridad de nuestra solución.

•

Al momento de pesar los materiales ver bien la que la marca del fiel marque de manera horizontal el cero; al disolver nuestro soluto hacerlo con 60 a 70 ml. de agua o el solvente que usemos, ya que luego iremos completando poco a poco mediante el proceso la cantidad de agua.

•

Y al echar agua a la fiola lo hacemos usando la pisceta muy lentamente y gota a gota, ya que si echamos el agua rápidamente podríamos pasarnos de la cantidad de agua y al pasar esto estaríamos alterando la molaridad de la solución como ya lo mencionamos anteriormente, tener presente que debemos leer la graduación del agua en forma tangencial a la marca el menisco.

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              BIBLIOGRAFÍA  •

Raymond Chang – Química. Mc Graw – Hill. Novena edición. México. 2007

•

Academia Cesar Vallejo – Química. Lumbreras Editores. Perú. 2004

•

www.es.wikipedia.org

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  ANEXOS  CUESTIONARIO  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. 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. En cualquier caso, más del 98,5% de pureza, preferiblemente un 99,9%.2 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. No debe absorber gases. No debe reaccionar con los componentes del aire. Ya que este hecho generaría posibles errores por interferencias, 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 pueden 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.

1. ¿Qué son soluciones valoradas y cuáles con las ventajas de su uso?

•

Se puede conocer la concentración real y no estimada de esta solución usando la solución estándar.

2. Preparar 500 mL de una solución de sacarosa C12H22O11 0.10 M. ¿Cuántos gramos de sacarosa tiene que usar? ¿Qué pasos tendría que seguir para preparar la solución?

Se sabe que:

n=

Masa (m) Masa molecular

M = nsto Vsol

Se reordena convenientemente la ecuación de la molaridad: 11

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nsto = M x Vsol Æ msto/ Masa molecular = M x Vsol Æ msto = Masa Molecular del sto x M x Vsol msto = Masa Molecular del sto x M x Vsol Luego, del problema: Vsol= 500 mL = 0.5 L M= 0.10 M = 0.10 mol / L Masa molecular de la sacarosa = 342 g/mol Entonces, se reemplaza en la ecuación:

msto = Masa Molecular del sto x M x Vsol msto = 342 g/mol de sacarosa x 0.10 mol / L x 0.5 L msto = 17.1 g de sacarosa Pasos para preparar la solución: •

Agregar la luna de reloj a la balanza y medir el peso de esta, luego agregar 17.1 g de sacarosa a esta.

•

Agregar 60 ó 70 mL de H2O al vaso de 100 mL y luego agregar la sacarosa pesada en la luna de reloj.

•

Agitar y verter la solución en el matraz aforado (fiola) de 500 mL. Usar la baqueta para no desperdiciara agua y para que en el trasvase no se formen burbujas.

•

Enjuagar con una pequeña cantidad de agua la baqueta y el vaso (pared interior). Emplear la pisceta. Verter el líquido a l fiola. Esta operación se realiza 2 veces.

•

Agregar H2O con la pisceta hasta la línea de ENRASE. Se debe agregar el H2O por las paredes de la fiola para evitar que se formen burbujas de aire.

•

Tapar la fiola y agitar hasta homogeneizar.

3. ¿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?

Se sabe que:

N=Mxθ

MAxVA=MBxVB 12

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Luego, del problema: NHCl1 = 12.0 N Æ M = N / θ Para HCl Æ θ = 1 Æ M = 12.0 M = 12.0 mol / L VHCl2 = 500 mL = 0.5 L MHCl2 = 0.1 M = 0.1 mol / L Entonces, se reemplaza en la ecuación: 12.0 mol / L x VHCl1 = 0.1 mol / L x 0.5 L VHCl1 = 4.167 x 10-3 mL Entonces se necesita 4.167 x 10-3 mL de solución acuosa de HCl. Pasos para preparar la solución: • Extaer la cantidad obtenida de HCl mediante una pipeta, trasvasar a una fiola de 500 mL y agregar agua hasta enrasar. Luego tapar la fiola y agitar hasta homogeneizar.

4. 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.

Se sabe que: M = ρsto x %W x 10 PM

M=

nsto Vsol (L)

Luego, del problema: ρNaOH = 1.219 g/cm3 %W = 20 PM = Peso molecular = 40 g / mol V = 1L Entonces, se reemplaza en la ecuación: M = 1.219 x 20 x 10 40 M = 6.1 M Æ nsto = 6.1 mol Æ msto = Masa Molecular del sto x nsto

msto = 40 x 6.1 = 244.0 g de soda cáustica.

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5. ¿Qué es un indicador ácido – base y para que se utiliza? 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 orgánicos débiles Indicador

Zona de viraje

Color 1

Color 2

Azul de timol

1,2-2,8

Rojo

Amarillo

Rojo congo

3,0-5,2

Azul-violeta

Rojo

Anaranjado de metilo

3,1-4,4

Rojo

Amarillo-anaranjado

Azul de bromocresol

3,8-5,4

Amarillo

Azul

Rojo de metilo

4,2-6,2

Rojo

Amarillo

Tornasol

5,0-8,0

Rojo

Azul

Azul de bromotimol

6,0-7,6

Amarillo

Azul

Rojo neutro

6,8-8,4

Rojo

Amarillo

Azul de timol (2º)

8,0-9,6

Amarillo

Azul

Fenolftaleina

8,2-10,0

Incoloro

Magenta

Carmín índigo

11,6-14,0

Azul

Amarillo

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