INTRODUCCIÓN

En la presente práctica se dará a conocer la preparación y valoración de soluciones que es uno de los procesos más importantes en la química, específicamente en la química analítica cuantitativa, donde no solo se tiene que ver los cambios cualitativos, sino también conocer la concentración de las soluciones. Para preparar las soluciones se manejan formulas de concentraciones de las soluciones, las cuales son relaciones cuantitativas que nos permitirá determinar si tenemos una solución diluida o una solución concentrada.

Para poder preparar soluciones se debe tener en cuenta utilizar materiales de laboratorio precisos, como es el caso de la fiola, y para la valoración se utiliza la bureta. La fiola y la bureta son materiales de vidrio, que nos ayudarán a obtener datos más precisos experimentalmente.

Para la estandarización se utiliza un patrón primario (Na2CO3) el cual es una sustancia estable que permite hallar la concentración real de una solución. Se utiliza también indicadores que nos permite determinar el punto final de una titulación, esta cambia cuando toda la solución con concentración desconocida (contenido en el matraz) reacciona con la solución de concentración conocida (contenido de la bureta)

La solución contenida en la bureta es HCL 0.1N, el cual primero se estandarizó con Na2CO3 0.100N (patrón primario), resultando la concentración exacta: HCL 0.07N, luego el HCL 0.07N (concentración conocida) se valoró con el NaOH preparado, obteniéndose la concentración del NaOH: 0.13N, lo que indica que se preparó un NaOH 0.1N aproximadamente.

Con las relaciones cuantitativas podemos conocer las concentraciones de las soluciones que utilizamos o desconocemos, de esta manera, se puede terminar cuantitativamente las diferentes reacciones químicas

OBJETIVOS

1. Aprender a usar las relaciones cuantitativas, entre las diferencias unidas de concentración de las soluciones.

2. Aprender a preparar soluciones de diferentes concentraciones, desde diluidas hasta concentradas

3. Estandarizar y valorar soluciones

Marco teórico

En el método de clasificación de la materia que se basa en la composición. Se considera que una muestra dada de material puede ser una sustancia pura o una mezcla. El termino sustancia pura se refiere a un material cuyas partes tienen la misma composición y que tiene un conjunto exclusivo y definido de propiedades. En contraste, una mezcla consta de una o mas sustancias y tiene una composición arbitraria. Las propiedades de la mezcla no son características, sino que dependen de su composición.

Cuando se dispersan íntimamente varias sustancias que no reaccionan entre si, se obtienen tres tipos de mezcla:

A) groseras como una sal y azúcar.

B) coloidal, como una arcilla fina que se agita en agua.

C) una solución verdadera, que se obtienen cuando una sustancia como el azúcar se disuelve en agua.

En el caso

a) Las partículas individuales, son discernibles fácilmente y separables por algún procedimiento mecánico, en el caso

b) Aunque las partículas son mucho mas finas y la heterogeneidad no es tan clara, la dispersión, sin embargo no es homogénea. Por otra parte en el caso

c) Los constituyentes no pueden separarse por procedimientos mecánicos y cada parte de la solución es idéntica a otra; es decir, una solución verdadera constituye una fase homogénea. El término homogéneo indica que el sistema contiene límites físicos y propiedades intensivas las que son independientes de la cantidad de material, como la concentración, la densidad y la temperatura.

Las soluciones carecen de composición definida, sin embargo, para la mayoría de las soluciones hay cierto límite de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de disolvente a una temperatura dada. Conviene referirse a la sustancia que se disuelve como al soluto, y aquella en la que tiene lugar la solución como al solvente.

En la solubilidad de sólidos en líquidos, cuando estos se encuentran en gran exceso con relación a los primeros, no existe ambigüedad en estos términos, es decir, el sólido es el soluto y el líquido es el solvente. Pero, cuando tratamos con solubilidades de líquidos, como acetonas en agua o dioxano en agua, que se disuelve entre si en cualquier proporción, es difícil diferenciar al soluto del solvente. Estos términos se usan cuando hay ambigüedad de significados.

Una solución que contiene a una temperatura dada tanto soluto como puede disolver se dice que es saturada, cualquier solución que tiene una cantidad mayor se llama sobresaturada, este ultimo tipo de solución existe únicamente en deficiencia de solvente y es sumamente inestable, pues la simple agitación de una diminuta cantidad de soluto basta siempre para provocar la precipitación del exceso de este. Para conocer el estado de una solución con respecto a la saturación, basta agregar a aquella un poco de soluto, si este se disuelve más, y hay precipitación, la solución original estaba sobresaturada. La solubilidad depende de la temperatura la mayoría de los sólidos se disuelve mas en líquidos a altas que a bajas temperaturas, mientras que los gases se disuelven mas en líquidos fríos que en calientes.

El estudio de las soluciones es de gran importancia debido a que casi todos los procedimientos químicos y biológicos interesantes y utilices tienen lugar en soluciones liquidas. En general, una solución se define como una mezcla homogénea de dos o más componentes que forman una sola fase. En todo estudio cuantitativo de las soluciones es necesario saber la cantidad de soluto disuelto en un solvente o la concentración de la solución. La forma de expresar la concentración de una solución quedara determinada por el empleo que se de a la misma.

La concentración de una solución se puede expresar de la siguiente manera:

A) la cantidad de soluto por unidad de volumen de solución,

B) la cantidad de soluto por cantidad unitaria de disolvente.

El primero de estos métodos encuentra su mayor aplicación en los procedimientos analíticos, donde el volumen de una solución normal es el factor esencial de los cálculos y los procedimientos experimentales. En fisicoquímica, sin embargo suelen ser más conveniente expresar las concentraciones en función de la cantidad de soluto por cantidad unitaria de disolvente.

Las unidades de concentración, son las siguientes:

Porcentaje en peso ( % peso ):

El porcentaje en peso de un soluto en una solución se define como:

% peso = [ (peso del soluto) / ( peso del soluto + peso del disolvente) ] * 100

= [ (peso del soluto) / ( peso de la solución) ] * 100

Fracción molar ( x ):

La fracción molar de un componente y de una solución, xi , se define como;

Xi = [(numero de moles del componente i ) / ( numero de moles de todos los componentes ) ]

Molaridad ( m ):

La molaridad se define como el numero de moles de soluto disuelto en 1 lt de solvente, esto es:

M = [ (numero de moles de soluto) / ( peso del disolvente en kg. ) ]

Por tanto, la molaridad tiene unidades de moles por litro.

Molaridad ( m ):

La molaridad se define como el número de moles de soluto disueltos en 1 kg de disolvente, esto es:

M = [ ( numero de moles de soluto ) / ( peso del disolvente en kg ) ]

La unidad de porcentaje peso tiene la ventaja de que no se necesita conocer la masa molar del soluto. Además, el porcentaje peso de una solución es independiente a la temperatura, ya que se define en términos de pesos, el termino de fracción molar no se emplea normalmente para expresar la concentración de soluciones. Sin embargo es de utilidad para calcular las presiones parciales de los gases y en el estudio de concentración que se emplean con frecuencia, la ventaja del empleo de la molaridad es de que por lo general resulta más sencillo medir el volumen de una solución utilizando matraces volumétricos calibrados con precisión, que pesar al disolvente. Su principal inconveniente es que depende de la temperatura, ya que el volumen de una solución suele aumentar con el incremento de la temperatura. Otro inconveniente es que la molaridad no especifica la cantidad de disolvente presente. Por otra parte, la molaridad es independiente de la temperatura, ya que se define como una relación del número de moles de soluto y el peso del disolvente. Por esta razón, la molaridad es la unidad de concentración de empleo preferente en los estudios que involucran cambios de temperatura, al igual que en aquellos de las propiedades negativas de las soluciones.

El termino equivalente-gramo no se puede definir de manera a que sea aplicable a cualquier reacción, es decir, depende de la reacción en la que interviene la sustancia. Esto se debe a que en un mismo compuesto puede tener distintos pesos equivalentes en diferentes reacciones químicas. Por esto, una misma solución puede tener distintas normalidad según sea la reacción en que se emplee. El equivalente gramo de:

Para determinar la concentración de una solución, se usa habitualmente el método de titulación, que consiste en agregar una solución de concentración conocida (solución valorada), hasta que la reacción sea cuantitativa, con un volumen de solución de la sustancia en análisis. El punto final de la titulación coincide con el punto de equivalencia, se reconoce visualmente, como regla general, por algún cambio característico, dado por un reactivo auxiliar llamado indicador.   El indicador es una sustancia que tiene un color intenso en solución ácida o básica y otro color en soluciones de otro tipo. Los indicadores se emplean para determinar el punto de titilación.

En el punto de equivalencia, el numero de equivalentes gramo de la sustancia que se titula, es igual al numero de equivalentes gramo de la solución valorada que se emplea. Si los volúmenes de las soluciones de dos sustancias a y b que corresponden al punto de equivalencia, son va y vb respectivamente, entonces, dichos volúmenes contienen el mismo numero de equivalentes gramo.

A diferencia de los gases que son completamente solubles unos en otros en todos los casos, las parejas de líquidos muestran todas las variaciones de solubilidad o miscibilidad, desde ser completamente miscibles, como los gases, hasta ser casi completamente inmiscibles. Para objeto de estudio se han clasificado las parejas de líquidos en tres clases:

1) líquidos completamente inmiscibles

2) líquidos parcialmente inmiscibles

3) líquidos completamente miscibles.

Los sistemas completamente inmiscibles, se ponen en contacto dos líquidos inmiscibles, de forma que ninguno de ellos cubra al otro por completo, cada uno de ellos continuara ejerciendo su presión individual. Es mas, la presión de vapor de cada liquido varia en función de la temperatura como si estuviese presente por si solo. Por consiguiente, a una cierta temperatura, la presión total sobre los dos líquidos será igual a la suma de las dos presiones de vapor individuales.

Los sistemas parcialmente miscibles. Los ejemplos mejor conocidos de líquidos parcialmente miscibles son el fenol, el cresol o sustancias similares en agua.

Materiales

Soporte universal con pinzas Rejilla con asbesto Capsula de porcelana Luna de reloj Balanza Pipeta graduada de 10 ml Vasos de 250 y 100 ml Probeta de 100ml Fiola de 1000 y 250 ml Bureta de 50 ml Matraz de erlenmeyer de 250ml Baguetas

Reactivos

Hidróxido de sódio Cloruro de sódio Anaranjado de metilo Carbonato de sódio Acido Clorhídrico comercial

Observaciones y resultados experimentales

1. a) Preparación de una solución de cloruro de sodio al 10% p/p:

Para preparar la solución de cloruro de sodio al 10%. Se realiza:

Se utiliza una luna de reloj que pesa 57.5 g para presar 1g de NaCl(soluto) el cual fue colocado en un vaso precipitado con 20 ml de agua destilada (solvente) con una bagueta se homogenizó la solución.Luego los 20 ml se pasan a una fiola la cual contiene 80 ml de agua destilada y se logra homogenizar

b) Preparación de una solución de cloruro de sodio al 1% p/p:

Para preparar una solución de cloruro de sodio al 1%. Se realiza:

2. A. Preparación de NaOH al 0.1 molar.

Se utiliza una luna de reloj de 57.5g para pesar 1g de NaOH(soluto) el cual fue colocado en un vaso precipitado con 100ml de agua destilada(solvente) con una bagueta se homogenizó la solución

B. Valoración de NaOH al 0.1 molar

Esta solución es trasladada a una fiola y con bureta se le va añadiendo HCL gota a gota (siendo el volumen administrado experimentalmente de 14.3 ml) hasta que vire a un amarillo oscuro (indicando un pH oscilante de 3.1 a 4.1) siendo el resultado obtenido el Na2CO3.

N HCL x V HCL= N NaCO3 x V Na2CO3

N HCL x 14.3ml=0.1N x 10mlNHCL= 0.07N

Observación experimental

Experimento Observación experimental

Preparación de NaOH 0.1 M

Para preparar 100ml de NaOH 0,1M, debemos saber cuántos gramos de NaOH debemos pesar. Para lo cual utilizamos la fórmula

Donde:

g: cantidad en gramos de solutoM: peso molecular o peso atômico del soluto

Por lo tanto los gramos a pesar de NaOH será : 1g

1. Calibrar la balanza a utilizar, para realizar los pesos respectivos

2. Pesar 1g de NaOH

Se debe pesar sobre una luna de relojDespués de utilizar el NaOH se debe tapar herméticamente, debido a que el NaOH es una sustancia hidroscópica (absorve agua del medio ambiente y se disuelve)

3. Añadir 50mL de agua destilada para disolver las perlas de NaOH en un vaso de 100ml. Se agita con la bagueta

4. Trasvasa en una fiola de 250 mL, el dióxido de sodio de NaOH disuelto(líquido de las pelas disueltas de NaOH) agegar a la fiola y se completa con agua destilada hasta completar 250ml Se direcciona con una bagueta)

Se completa con agua destilada hasta el aforo de la fiola

Estandarización de La solución de HCL aproximadamente 0.1N

1. Llenamos la bureta con el HCL que nos proporcionaron en el laboratorio.Evitar la formación de burbujas de aire

2. Medir 10 mL del patrón primario Na2CO3 0.100N y verterla en un matraz de 250 mL

Titulación de la

3. Se añade 40 mL de agua destilada(para dar volumen). Y se agrega 3 gotas de anaranjado de metilo

Se observa que cambia de color amarillo(base) a color rosa en un medio acido

4. Anotar el volumen inicial del ácido en la bureta antes de comenzar la titulación, dejar caer el ácido clorhídrico, manejando la llave con la mano izquierda y rotando el matraz con la mano derecha. Colocar una hoja en blanco debajo del matraz , para poder ver el punto final

solución de HCL aproximadamente 0.1N con NaOH 0,1M preparado en la primera parte experimental

1. Llenamos la bureta con el HCL que nos proporcionaron

en el laboratorio. El cual se determinó la concentración exacta del HCL en la segunda parte experimental. Evitar la formación de burbujas de aire.

2. Medir 10 mL del NaOH 0.1M aproximadamente y verterla en un matraz de 250mL

3. Se añade 40 mL de agua destilada(para dar vlumen). Y añadir 3 gotas de fenolftalína)

Fenolftaleina: Rojo Grosella Incoloro Base Ácido

Para reconocer el punto final de la titulación se puede utilizar un indicador que cambie de color al pasar de una solución básica a un ácida o a la inversa. Un ejemplo es la fenolftaleína, que pasa de color rosa en medio básico a incolora en medio ácido. En el punto de viraje, llamado “punto final”

4. Anotar el volumen inicial del ácido en la bureta antes de comenzar la titulación, dejar caer el ácido, manejando la llave con la mano izquierda y rotando el matraz con la mano derecha. Coloca una hoja en blanco debajo del matraz, para poder ver el punto final

5. Adicionar el ácido clorhídrico hasta el que el color vire de amarillo a rosa naranja, sin llegar a un rojo ( lo cual indicaría que hay exceso de ácido )

6. Anotar el volumen gastado:

14.18 mL (ácido)

7. Calcular la molaridad del ácido clorhídrico según:

Discusión de los resultados

Preparación de NaOH 0.1M

Para preparar 250 ml de NaOH 0,1M, debemos saber cuántos gramos de NaOH debemos pesar. Para lo cual utilizamos la fórmula

Molarida =

Por lo tanto los gramos a pesar de NaOH será:1g

Después de pesar el NaOH M tapar herméticamente, debido a que el NaOH es una sustancia higroscópica (absorbe agua del medio ambiente y se disuelve). Y se trasvasa en una fiola de 250 mL, el hidróxido de sodio de NaOH disuelto y se completa con agua destilada hasta completar 250 ml. Entonces tenemos: 250 mL de NaOH 0,1M aproximadamente.

A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que absorbe humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.

Estandarización de la solución de HCL aprox 0.1 N

Después de llenar la bureta con el HCL, se mide 10 mL del patrón primario carbonato de sodio (Na2CO3) 0.100N y se vierte en un matraz de 250 mL. Y se añade 40 mL. De agua destilada ( para dar

volumen) y se agrega 3 gotas de anaranjado de metilo, esta solución toma una coloración amarillo que significa que se encuentra en medio básico, y aquí empieza la titulación al dejar caer el acido clorhídrico de la bureta, manejando la llave con la mano izquierda y rotando el matraz con la mano derecha, se observa que la solución vira de color amarillo a color rosa naranja esto quiere decir que la solución tiene un pH ácidoCuando se agrega el indicador anaranjado de metilo a un medio básico Na2CO3 este toma una coloración amarillo y cuando se agrega ácido (HCL) a este indicador pierde H+ formándose el anión y haciendo que tome coloración rosa naranja que quiere decir que el ácido tiene un pH por debajo de 3.1.

El naranja de metilo es un colorante azoderivado, con cambio de color de rojo a naranja-amarillo entre pH 3,1 y 4,4. El nombre del compuesto químico del indicador es sal sódica de ácido sulfónico de 4-Dimetilaminoazobenceno.

Se empezó a usar como indicador químico en 1878, el naranja de metilo es un indicador ácido, si el ácido tiene pH inferior a 3.1, este indicador se observa rojo, y si en cambio el pH del ácido está sobre 4.4, el naranja de metilo, cambiará a un color amarillo

Titulación de la solución de HCL 0.07N con NaOH 0.1M

Se llena la bureta con el HCL estandarizada, la cual tiene una concentración de 0.07N y se mide 10 mL del NaOH 0.1M aproximadamente y se verte en un matraz de 250 mL luego se añade 40 mL de agua destilada ( para dar volumen) y se añade 3 gotas de fenolftaleína.

Para reconocer el punto final de la titulación se puede utilizar un indicador que cambie de color al pasar de una solución básica a un ácida o a la inversa. Un ejemplo es la fenolftaleína, que pasar de color rojo grosella en medio básico a incolora en medio ácido. En el punto de viraje, llamado “punto final”. Partimos de cero, así que el volumen gastado fue: 18.1 mL de HCL que vendría ser el punto final. Cuando se agrega una base ( NaOH) a la fenolftaleína(siendo esta inicialmente incolora) pierde H+ formándose el anión y haciendo que tome coloración rojo rosella. El cambio de color no puede explicarse solo basándose en la desprotonación, se puede un cambio estructural con la aparición de una tautomería cetoenólica, el cual indica que tiene un pH 8

Conclusiones

Después de pesar el NaOH se tapa herméticamente, debido a que el NaOH es una sustancia higroscópica(absorbe agua del medio ambiente y se disuelve) y se trasvasa en una fiola de 250mL, el hidróxido de sodio NaOH disuelto y se completa con agua destilada hasta completar 250 ml . Entonces tenemos 250 L de NaIOH 0,1 M aprox

El hidróxido de sodio es una sustancia manufacturada. Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles.

La titulación es el procedimiento utilizado para determinar el volumen de una solución que es necesario para reaccionar con una cierta cantidad de otra sustancia. En este experimento, se realiza la titulación de una disolución de ácido clorhídrico HCL, co una disolución básica de hidróxido de sodio NaOH

Después de llenar la bureta con el HCL, se mide 10 mL del patrón primario carbonato de sodio (Na2CO3) 0.100N y se vierte en un matraz de 250 mL. Y se añade 40 mL. De agua destilada ( para dar volumen) y se agrega 3 gotas de anaranjado de metilo, esta solución toma una coloración amarillo que significa que se encuentra en medio básico, y aquí empieza la titulación al dejar caer el acido clorhídrico

Se observa el cambio de viraje de color amarillo a color rosa naranja esto quiere decir que la solución tiene un pH ácido.

El naranja de metilo es un indicador ácido, si el ácido tiene pH inferior a 3.1, este indicador se observa rojo y si en cambio el pH del ácido está sobre 4.4 , el naranja de metilo cambiará a un color amarillo.

En la titulación de HCL y el carbonato de sodio Na2CO3 , el punto final fue

:14.3ml HCL

Se calcula la normalidad del ácido según V1 X N1 = V2 X N2 , entonces el HCL con el que trabajamos, tiene una concentración de 0.07N

El punto final se puede detectar con: Indicadores, cada indicador tiene un intervalo de viraje. Dependiendo del pH del punto de equivalencia, elegiremos el más adecuado. Ejemplos (naranja de metilo, rojo de metilo, fenolftaleina, etc)

Se llena la bureta con el HCL estandarizada, la cual tiene una concentración de 0.07N y se mide 10 mL del NaOH 0.1M aprox y se verte en un matraz de 250 ml luego se añade 40 mL de agua destilada (para dar volumen ) y se añade 3 gotas de fenoltaleína.

En la titulación del HCL y el NaOH observamos que la fenolftaleina pasar de color rojo grosella en medio básico a incolora en medio ácido. El volumen gastado fue: 18.1 mL de HCL que vendría a ser el punto final de esta titulación

Para reconocer el punto final de la titulación se puede utilizar un indicador que cambie de color al pasar de una solución básica a una ácida o a la inversa

Bibliografía

CHANG,Raymond (2002) Química, septima edición. Es.wikipedia.org/Wiki/análisis_volumétrico Libros pdf-gratis.com/pau-química-resueltos-acido-base