Laboratorio Quimica 7 Preparacion Y Valoracion De Soluciones x737

“Año de la diversificación productiva y del fortalecimiento de la educación”

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, DECANA DE AMERICA) FACULTAD DE CIENCIAS BIOLÓGICAS E.A.P GENÉTICA Y

BIOTECTOLOGÍA

CLASE: LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL E INORGANICA PRACTICA N° 7 “PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES”

INTEGRANTES: PRÁCTICA 7

Preparación y valoración de soluciones

CÓDIGO: CUEVA FLORES ALEJANDRA ELIZABETH 15100030 ARANDA BILLOTA WENDY EMAYLINE 15100027 PAJUELO REYES CECILIA ISABEL 15100108 TIRADO JULCA INGRID AMANDA 15100039 PROFESORA: ING. ISABEL RAMÍREZ FECHA DE ENTREGA: 11 DE JUNIO DE 2015

RESUMEN

En el presente trabajo de laboratorio hemos aprendido mediante la experimentación primero a diferenciar las clases de mezcla homogénea y cómo podemos Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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clasificarlas PRÁCTICA 7

de una manera ya sea cuantitativa cuando nos referimos a diluciones y concentraciones o también mediante procesos cualitativos cuando hablamos de unidades físicas (%W) y unidades químicas (molaridad y normalidad) para que luego de identificar estas medidas podamos continuar con el proceso de titulación que es lo fundamental en esta última practica la cual se llevó a cabo tomando en cuenta la valoración del HCl a partir de indicadores como el anaranjado de metilo y la fenolftaleína determinando así como al mezclarlo con el Na 2CO3 obteníamos su carácter acido o básico , usando la respectiva las respectivas indumentarias . Preparación y valoración de soluciones

ÍNDICE Introducción………………………………………………… 3 Objetivos…………………………………………………...... 4 Historia o discusión histórica………………………….

Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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……....7 5 Principios PRÁCTICA


Teóricos……………………………………………9 Sistemas dispersos………………………………………...9 Soluciones……………………………………………… 9 Solubilidad…………………………………………….. 10 Concentración…………………………………………. 11 Disoluciones…………………………………………… 12 Mezcla de soluciones …………………………………... 12 Neutralización ácido – base……………………………. 13 Detalles Experimentales……………………………. ……… 14 Materiales……………………………………………... 14 Reactivos……………………………………………… 15 Preparación de solución acuosa de cloruro de sodio al 10% (W/W)………………………………………………… 16 Preparación de una solución de cloruro de sodio al 1% en (W/V)………………………………………………… 16 Preparación de 100ml de una solución de NaOH aproximadamente 0,1 M………………………………... 17 Preparar 100 ml de una solución acuosa de HCl 0,1 M a partir de HCl concentrado…………………………………….. 18 Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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Preparación de 250 ml de solución acuosa de PRÁCTICA 7 Na2 CO 3


0,1 N………………………………………………… 19 Estandarización de la solución de HCl aproximadamente 0,1 N…………………………………………………. 21 Conclusiones………………………………………………...24 Recomendaciones……………………………………………25 Apéndice…………………………………………………...26 Bibliografía………………………………………………...31

INTRODUCCIÓN

El proceso de valorar o mejor llamado titulación como procedimiento experimenta que nos permite la identificación a partir de una solución conocida (solución estándar) que nos sirve como patrón o base para encontrar la concentración de otra, es un proceso que tiene una gran influencia en muchos procesos químicos y biológicos, por lo que su conocimiento es de suma importancia . En la mayoría de los casos prácticos, tanto industriales como biológicos es necesario medir el PH lo que se puede realizar con Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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instrumentos PRÁCTICA 7

como los peachimetros o como en nuestro caso usando los indicadores, cuya función primordial es detectar el punto de equivalencia en las volumetrías acido-base para determinar así la concentración desconocida de un ácido en una disolución. Preparación y valoración de soluciones

Los ácidos y bases se encuentran en nuestro entorno cotidiano en los alimentos, medicamentos, productos de limpieza y otros tantos están a nivel generalizado a nivel de la industria y en la ciencia ya sea para verificar la manera en que se lleva a cabo la transformación de la materia o controles en el proceso de calidad de un producto, etc.

OBJETIVOS


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 La PRÁCTICA 7 identificación de materiales requeridos para Preparación y valoración de soluciones

preparar soluciones.

 Valorar el HCL con una solución estándar en este caso el Na2CO3.  Hallar las concentraciones de las disoluciones y reconocer su carácter ya sea básico o acido gracias a la utilización de indicadores orgánicos.

HISTORIA O DISCUSION HISTORICA

El descubrimiento del fenómeno osmótico y los primeros estudios al respecto están unidos a la


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historia PRÁCTICA 7 de la creación de las ciencias del siglo XIX: la Preparación y valoración de soluciones

biología, la química y la fisicoquímica.

La fisicoquímica por su parte surge como ciencia a finales del siglo XIX y es el resultado de las investigaciones de la dinámica de las reacciones termoquímicas, la catálisis, la electrólisis y, sobre todo, la física de soluciones. Todo ello se conjuga con la aceptación de la teoría atomista. A principios del siglo XIX los químicos pretendían dar una explicación al comportamiento de los gases a través de sus experimentos. El objetivo de estos estudios era la comprensión del átomo. En ese entonces, Thomas Graham (18051869), padre de la química de los coloides, junto con François Marie Raoult (1830-1901), fundador de la Teoría de las Soluciones, sentaron las bases de la fisicoquímica como disciplina científica. Los estudios de estos químicos coinciden con la Ilustración 1 Fundador de las corriente de estudio de los fisiólogos, Teoría de las Soluciones quienes estaban preocupados por entender los procesos de transporte en las células de las plantas y los animales y cuyas investigaciones fueron decisivas para el descubrimiento de la ósmosis. Las dos corrientes, tanto la del estudio de los gases y las soluciones, entrecruzan y se influyen mutuamente. Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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El descubrimiento PRÁCTICA 7

de la ósmosis en membranas semipermeables fue realizado por Henri Dutrochet (1776-1847), considerado como uno de los grandes fisiólogos del siglo XIX, quien también tiene relación con las primeras observaciones que condujeron al descubrimiento de la fotosíntesis. Preparación y valoración de soluciones

Dutrochet descubrió el fenómeno de la ósmosis cuando observó que la difusión del solvente a través de una membrana semipermeable ocurría siempre de la solución de menor concentración de un soluto, que no puede pasar, hacia la solución de mayor concentración; además, el solvente que fluye es capaz de desarrollar una presión sobre la membrana a la que denominó presión osmótica. Dutrochet construyó el primer dispositivo experimental para observar la presencia de la presión osmótica. Con lo anteriormente expresado Dutrochet daba la pauta para la concepción de una célula viva rodeada de una membrana semipermeable que absorbe agua de sus alrededores a través del flujo osmótico, al mismo tiempo que se interrumpe la difusión de ciertas sustancias de la solución. No obstante la importancia de este descubrimiento, la medida cuantitativa de la presión osmótica fue elaborada 50 años más tarde, en 1877, por el botánico Wilhelm Pfeffer (1845-1920). Pfeffer es otro de los fisiólogos que son mencionados junto a su maestro


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Julius 7 von PRÁCTICA

Sachs (1832-1897), descubrimiento de la fotosíntesis.

en


relación

al

Curiosamente, y a pesar de los antecedentes fisiológicos bien conocidos de la ósmosis, Pfeffer no utilizó en sus experimentos membranas biológicas sino artificiales, preparadas en el laboratorio por medio del depósito de un electrolito, de ferrocianuro de cobre sobre un dispositivo poroso. En ese entonces, las membranas artificiales habían sido descubiertas por Troube en 1867 y usadas extensivamente entre 1870 y 1920. Con estas membranas se consiguieron medidas aceptables de la presión osmótica de soluciones de azúcar y de algunas moléculas orgánicas, lográndose presiones osmóticas de un poco más de 200 atmósferas.

En su experimento, Pfeffer utilizó agua como solvente y sacarosa como soluto. Los resultados se encuentran en la gráfica de la figura 1. Tal como puede observarse directamente en ella, la presión osmótica de una solución es directamente proporcional a su concentración. Ahora bien, Pfeffer desarrolló este experimento a temperatura constante y concluyó que si modificaba la temperatura, utilizando la misma solución (sin cambiar la concentración), la variación de la presión osmótica también era directamente proporcional a la temperatura. Este comportamiento de la presión osmótica es idéntico al de un gas ideal. Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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PRÁCTICA 7


Figura1. Resultados del experimento de Pfeffer. Se observa la presión osmótica de una solución de sacarosa en agua a 20ºC.

J. H. Van't Hoff (1852-1911) fue quien aventuró una interpretación comparativa de la presión osmótica con la presión ejercida por un gas. De esta forma, el estudio de la ósmosis se escapa de las manos de los fisiólogos y cae en las de los fisicoquímicos. Primero Van't Hoff y luego Josiah Willard Gibbs (1839-1903) contribuyeron a dar unidad a la teoría de las soluciones que incorpora el comportamiento osmótico como una de las propiedades de las soluciones. Esta teoría también integra los trabajos realizados por Raoult entre los años de 1875 y 1890. Antes de la formalización de la teoría de las soluciones, las leyes de Raoult se daban como hechos empíricos, lo mismo que la ley de la ósmosis; de manera que la conexión que hizo Van't Hoff entre la ósmosis y la teoría cinética impresionó muchísimo a la colectividad y fue considerada como una de las Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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explicaciones más sugestivas de su época. La teoría PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de soluciones

de Van't Hoff de 1886 fue resumida así:

Toda materia disuelta ejerce sobre una pared semipermeable una presión osmótica igual a la presión que sería ejercida en el mismo volumen, para un número igual de moléculas en estado gaseoso. Tales ideas sobre la interpretación de la presión osmótica ganaron gran popularidad. Sin embargo, fueron abandonadas por la comunidad científica a principios del siglo XX por considerarse erróneas. La presión osmótica no es el resultado del choque de las moléculas de la sustancia disuelta contra un tabique poroso, sino que su interpretación debe apreciarse como la presión necesaria para compensar un déficit energético que se produce por la disolución espontánea del soluto en el solvente. Esta explicación apareció cuando los trabajos de Van't Hoff quedaron entendidos dentro del formalismo de la teoría termodinámica química dada por Gibbs. Es necesario hacer notar que el siglo XIX concluye con la aparición de la fisicoquímica como ciencia. Esta establece, como lo hemos comentado, la teoría de las soluciones en general, así como las relaciones entre el equilibrio y las condiciones exteriores de un sistema termodinámico.


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PRÁCTICA 7


PRINCIPIOS TEÓRICOS Sistemas dispersos: Llamados así, porque en una sustancia dispersa se encuentra diseminada una sustancia dispersante .De acuerdo al diámetro de partícula dispersada, se clasifican en suspensiones, coloides y soluciones.

Soluciones:


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Las mezclas homogéneas se llaman soluciones, por lo PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de soluciones

tanto, una solución puede definirse como una mezcla de dos o más componentes en una sola fase. Las soluciones son comunes en la naturaleza y están relacionadas con nuestra vida diaria, los fluidos corporales de todas las formas de vida son soluciones. Las variaciones de concentración, en especial de sangre y de orina, aportan a los médicos valiosa información con respecto a la salud de las personas. En una solución, por lo general, el componente que está en mayor proporción recibe el nombre de solvente (A) y el de menor proporción, es el soluto (B). Si mezclamos H2O y NaCl y obtenemos una sola fase, entonces hemos preparado una solución donde el H 2O es el solvente y el NaCl es el soluto. En este caso el resultado es una solución iónica donde el soluto, está en forma de iones Na+ y Cl- dispersos de manera homogénea por todo el sistema; esta solución es conductora de electricidad (electrolito). H O Cl H

NaCl( Na Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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PRÁCTICA 7

Preparación y valoración de soluciones Ilustración 2 Proceso de disolución del cloruro de

Solubilidad: Los gases se mezclan fácilmente entre sí, lo hacen en cualquier proporción y forman soluciones gaseosas. Ciertos pares de líquidos, como el metanol y agua, también lo hacen en cualquier proporción; sin embargo, otras sustancias tienen un intervalo limitado de solubilidad, por lo que generalmente se usa los términos solubles, escasamente solubles e insolubles.

Solubilidad(S) representa la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en 100g de disolverse a una determinada temperatura y se determina en forma experimental. ¿De qué factores depende la solubilidad?  Naturaleza del soluto y solvente  Temperatura  Presión


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PRÁCTICA 7


Curvas de solubilidad Se construye observar la solubilidad de agua en temperatura.

con datos experimentales y permite variación de la los solutos en el función a la

 La solubilidad de los solutos sólidos por lo general aumenta con el aumento de la temperatura.  La solubilidad de los gases disminuye al aumentar la temperatura, pero aumenta al aumentar la presión.

Concentración: La concentración expresa la cantidad de soluto (B), que puede ser volumen, gramos, moles o equivalentes que están presentes en una determinada cantidad de solución. Las concentraciones de las soluciones se pueden expresar en: Unidades Físicas y Químicas.


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PRÁCTICA 7


Unidades de concentración

UNIDADES FÍSICAS % EN PESO (%W)

Wsoluto

%W= Wsolución

% EN VOLUMEN (%V)

×100

MOLARIDAD(M)

M=

M=

n(moles de soluto) V ( L ) de solución W ( g ) deB / PF 1 L de solución

%EN PESO/VOLUMEN (%W/V)

%V=

%W/V=

Vsoluto ×100 Vsolución

N=

N ° de eq−g de soluto V ( L ) de solución

N° de eq- g B =

ppm=

Wsoluto ×100 Vsolución

UNIDADES QUIMICAS NORMALIDAD(N)

W g de B g Peq de B( ) ¿.

PARTES POR MILLÓN (ppm)

mg deB kg de solución FRACCION MOLAR(Xi)

(Xi)=

n° moles delcomponente i n ° moles totales

P eq = PF /θ

Diluciones: Se puede preparar soluciones más diluidas a partir de otras más concentradas agregando agua; a este Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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proceso PRÁCTICA 7 se le conoce como dilución, y se usa las Preparación y valoración de soluciones

siguientes relaciones:

nsto (i) = nsto (f) M 1 ₓ V1 = M2 ₓ V2 V1=N2 ₓV2

o

N1 ₓ

Mezcla de soluciones: Cuando se mezclan dos soluciones que contiene el mismo soluto, pero de concentraciones diferentes, la resolución resultante posee una concentración intermedia. nsto (1) + nsto(2) = nsto (3) M1 V1 + M2 V2 = M3 V3

Neutralización ácido – base: En una neutralización, ácido reacciona con una base y el producto principal es el agua. En una neutralización se cumple que: # equivalente ácido = # equivalente base ¿≡. V

N =

#equiv. = N ₓ V


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PRÁCTICA 7 PF θ

Preparación y valoración de soluciones W #equiv. = PE

Nácido ₓ V ácido

=

PE =

Nbaase ₓ V base

DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales: Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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PRÁCTICA 7

1 soporte universal con pinza 2 lunas de reloj 1 vaso de 250 mL y vaso de 100 ml 1 probeta de 100 mL 3 fiola de 100 mL 1 bureta de 50 mL 2 matraces de Erlenmeyer de 250 Ml  2 baquetas  1 balanza       


Reactivos:  Hidróxido de sodio  Carbonato de calcio  Cloruro de sodio  Ácido clorhídrico Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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PRÁCTICA 7

A.

 Indicadores : fenolftaleína y anaranjado de metilo


Preparación de solución acuosa de cloruro de sodio al 10% (W/W): - En un vaso limpio y seco de 100ml pesar 1,0 g de cloruro de sodio. - Luego añadir 9 ml de agua destilada, agitar hasta disolver, homogenizar hasta disolver.


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PRÁCTICA 7

Para poder pesar los solutos

Preparación y valoración sin de tener soluciones que restar el peso del

vaso, se tara la balanza con el vaso colocado en ella. Se presiona el botón On-Zero para que indique 0 g automáticamente. Después se añade el soluto.

B. Preparación de una solución de cloruro de sodio al 1% en (W/V): - Pesar un vaso limpio y seco, agregar 1,0 g de cloruro de sodio, disolver con una pequeña cantidad de agua destilada. - Trasvasar en una probeta de 100 ml enjuagar con agua el vaso dos veces y adicionar a la probeta. - Completar el volumen a 100 ml con agua, agitar hasta que esté completamente homogenizada.

Se tiene que procurar tener la cantidad exacta del soluto. Por ejemplo, aquí en los trozos de NaOH, la balanza oscilaba entre esos valores, así que se tuvo que añadir un pequeño pedazo adicional para completar el peso.


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PRÁCTICA 7

Preparación y valoración de soluciones 1.0 g W/V = 100 ml × 100 = 1

C.Preparación de 100ml de una solución de NaOH aproximadamente 0,1 M: - Pesar un vaso seco y limpio y añadir 1,0 g de NaOH. - Agregar 50 ml de agua destilada, disolverla. - Trasvasar en una fiola de 100 ml enjuagar por lo menos dos veces el vaso y este líquido agregar a la fiola. - Completar el volumen hasta la línea de enrase y homogenizar.

Añadida la solución a la fiola, se debe limpiar el vaso con agua destilada, y añadirla de nuevo a la fiola, esto es para evitar que la solución se pierda.

Primero calculamos el número de moles del soluto Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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PRÁCTICA 7

0.40 g =0.01 mol N° de moles = 40 Preparación y valoración demol/ soluciones g

Luego hallamos la molaridad de la solución M=

0.01moles =0.1 M 0.1 L

D. Preparar 100 ml de una solución acuosa de HCl 0,1 M a partir de HCl concentrado, de densidad: 1,18 g/ml y 37,25% de pureza. -Aplicando la siguiente fórmula: W= Peso del soluto en el HCl concentrado. V= Volumen del HCl concentrado. %W= Tanto por ciento de pureza. V=

W × 100 D ×%W

- Aplicando la fórmula de molaridad y conociendo la concentración 0,1M y volumen 0,1L de HCl se necesita 9,125 g de HCl para agregar a la solución. -0.83 mL de HCl concentrado. Este volumen se mide con una pipeta y se trasvasa en una fiola de 100 ml y se enrasa con agua destilada. - Se agita para homogenizar Calculamos el Peso de HCl


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PRÁCTICA 7

W N = 36.5 Preparación0.1 y valoración de×soluciones 0.1 L W =0.365

g

Luego hallamos el volumen de HCl concentrado 0.365 g × 100 g 1.18 ×37.25 ml

V=

V =0.83mL E. Preparación de 250 ml de solución

acuosa de

Na 2 CO 3

0,1 N.

- Pesar exactamente en un vaso de 100 ml limpio y seco 1,325 g de

Na2 CO 3

.

- Agregar aproximadamente 50ml de agua destilada y disolver. - Transferir la solución a una fiola de 250 ml empleando la bragueta, enjuagar dos veces el vaso y trasvasar dichas soluciones a la fiola.

Calculamos la Normalidad N=


0.53 g =0.100 N 106 × 0.1 L 2

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Para titular la solución: PRÁCTICA 7


 Colocar en una bureta 25 mL de la solución de HCl 0,1 N.  En un matraz Erlenmeyer añadir 10 mL de una solución de Na2CO3 0,1 N anteriormente preparada.  Agregar al matraz dos o tres gotas de amarillo de metilo. La solución se tornará color amarillento. Adicionar el ácido girando la llave con la mano izquierda y rotando el matraz con la mano derecha. Dejar caer el ácido hasta que la solución cambie a un color salmón, sin llegar a rojo intenso, ya que eso significa que hay exceso de ácido.

Aquí tenemos a la bureta de 50 mL junto con el matraz Erlenmeyer, con los cuales podremos titular las soluciones realizadas en clase.


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PRÁCTICA 7


F. Estandarización de la solución de HCl aproximadamente 0,1 N: - Llenar la bureta con el ácido preparado en D. evitando que se forme burbujas de aire. - Medir 10 ml de la solución estándar de

Na2 CO 3

preparada en el paso E y verterla en el matraz de Erlenmeyer de 250 ml. - Agregar al matraz 2 o 3 gotas del indicador anaranjado de metilo. - 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 matriz con la mano derecha. - Adicionar el ácido hasta que el color vire de amarillo o naranja sin llegar a rojo (lo cual indica que hay exceso de ácido), se puede calcular y ver si retorna el color amarillo, si es así seguir añadiendo el HCl de la bureta.


Para añadir correctamente la solución al HCl o al Na2CO3, se debe sostener el matraz con la mano derecha y girar la llave de la bureta con los dedos pulgar e índice de la mano izquierda. Evitar que salgan chorros de solución cuando se está próximo a llegar a 10 mL, ya que en cualquier momento la solución cambia de color al neutralizarse. Mover 26 constantemente PAGINA el matraz para que el color se mantenga parejo antes de que cambie.

PRÁCTICA 7


La solución de Na2CO3 con HCl debe cambiar a color salmón. Se logró con X de HCl y 10 mL de Na2CO3

- Anotar el volumen de ácido gastado. - Calcular la normalidad según:

V1: Volumen del

Na2 CO 3


(ml) V2: Volumen del HCl PAGINA 27

PRÁCTICA(ml) 7 gastado.

Preparación y valoración de soluciones Na2 CO 3

N1: Normalidad de la solución de

N2: Normalidad de la solución del HCl. N a x V a=N b x V b Na 2 CO3 0.1 N ( HCl ) x 9.1 mL ( HCl )=10 mL (Na 2 CO 3) xN ¿

)

La solución de NaOH con HCl debe cambiar a color rojo grosella. Se logró con 9,1 mL de solución de NaOH y 10 mL de HCl.


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PRÁCTICA 7

Preparación y valoración de soluciones La solución de Na2CO3 con HCl debe cambiar a color salmón. Se logró con 9,6 mL de HCl y 10 mL de Na2CO3

CONCLUSIONES  Es indispensable conocer las fórmulas teóricas de las soluciones, puesto que estas nos ayudarán en el proceso para poder Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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PRÁCTICA 7

realizar una solución con medidas más Preparación y valoración de soluciones aproximadas a la real.

 La titulación se aplicará en reacciones de neutralización con sustancias opuestas como ácido y base.  Según los indicadores fenolftaleína y anaranjado de metilo, cuando la coloración está más claro nos indica que las soluciones están casi neutralizadas o con los mismos equivalentes gramos muy aparte esto está relacionado con el pH ácido-base


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PRÁCTICA 7


RECOMENDACIONES

En el último trabajo de laboratorio trabajamos con soluciones acido-base y a cómo identificar la concentración de una solución a partir de una solución estándar. Las recomendaciones son: 1. Procurar que la indumentaria se encuentre limpia y sin rastros de reactivos que puedan interferir con el nuevo proceso experimental es por eso que se recomienda enjuagar con agua destilada. 2. El cuidado debido con la manipulación de los mismos 3. El uso de mascarillas y guantes debido a que se trabaja con ácidos (HCL) y colorantes orgánicos. 4. Y colocar fecha a las muestras ya que el tiempo determina la utilidad debido a la concentración molar y normal este paso es realmente importante en el trabajo de laboratorio.


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PRÁCTICA 7


APÉNDICE

1.Defina y explique: Volumetría: Es el proceso que nos permite determinar el volumen necesario de un reactivo que se debe gastar para generarse una cierta reacción en la sustancia que está siendo analizada. Titilación: También conocida como valoración química es el proceso que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo ya conocido. Así una titulación acidobase es una titulación de neutralización donde se mide el ácido o la base por medio de una reacción y un indicador de color. Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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PRÁCTICA 7


Sustancia patrón: Es aquella sustancia de concentración perfectamente conocida y que se utilizara como base en la titulación. Se puede llegar a conocer de forma: 1. Directamente: Se disuelve una cantidad exactamente pesada de un patrón primario (sustancia en alto grado de pureza), y se diluye hasta un volumen conocido. 2. Indirectamente: Se valora la solución que contiene una cantidad pesada de sustancia pura con una solución patrón (patrón secundario) Estandarización: También conocida como titulación que sirve para conocer la concentración de determinada solución. Este procedimiento consiste en hacer reaccionar dicha solución con otra de la cual si sabes la concentración. Valoración: Es el procedimiento para calcular la cantidad o concentración de una sustancia presente en una muestra se conoce también como titulación. Neutralización: Es una reacción entre un ácido y una base produciendo una sal y agua, son generalmente exotérmicas. Se les suele llamar de neutralización porque al reaccionar un ácido con una base, estos neutralizan sus propiedades mutuamente. Ácido+ + base− → sal + agua Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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PRÁCTICA 7

2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4


Dilución: Es el proceso por el cual variamos la concentración de la solución agregando más solvente , al pasar de una solución más concentrada a una de menor concentración sin cambiar la cantidad el soluto.  Se puede concluir que tanto volumetría como titulación, estandarización y valoración son sinónimos. 2.¿Qué son indicadores acido base? Son sustancias mayormente orgánicas que cambian de color dependiendo el nivel de PH de la solución a la que la hemos añadido. Los indicadores más utilizados son el anaranjado de metilo (en medio acido) y la fenolftaleína (en medio básico).


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3.Calcule PRÁCTICA 7

los gramos de agua que deben añadirse a 17g de cloruro de potasio para preparar una solución de KCl al 20% en peso. Preparación y valoración de soluciones

W=

Peso del soluto Peso de la solucion

20 =

17 g Peso de lasolucion

Peso solucion=85 g

Peso solución = Peso soluto + Peso solvente

85g=17g+ Peso solvente

Peso solvente = 68g


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PRÁCTICA 7


Rpt. Se necesita 68g de agua

4.Calcule los mililitros de solución acuosa que se requiere para tener 5,50g de bromuro de sodio a partir de una solución 0,1 M

M=

Moles de NaBr Vsolucion(L)

5,50 g 102,894 g /mol 0.1= Vsolucion( L) Vsolucion ( L ) =0.5345

Vsolución=534,5ml

Rpt. Se requiere 534,5ml

5.Calcular la cantidad de soda caustica y de agua necesaria para preparar un litro de Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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al 20% en peso y cuya densidad es PRÁCTICAsolución 7 Preparación y valoración de soluciones 3 cm 1.219g/ ¿Cuál es la normalidad

de esta

solución?

ρ=m/ v

1L= 100 1.219g/

cm 3=

masa solucion 3 100 cm

Masa solución= 121,9 g

W=

Peso del soluto Peso de la solucion

20 =

Peso soluto 121,9 g

Peso soluto=24.38 g

Peso solución = Peso soluto + Peso solvente Universidad Nacional Mayor de San Marcos

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PRÁCTICA 7

121.9g=24.38g+ Peso solvente


Peso solvente = 97.52

Siendo la soda caustica NaOH entonces θ =1

Wequiv .(Eq−g)=

Wequiv . ( Eq−g )=

PF θ

40 1

Wequiv .(Eq−g)=40

¿ Eq−g=

¿ Eq−g=

Wsolouto Wequiv .( Eq−g)

121,9 g 40

¿ Eq−g=3.05


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PRÁCTICA 7


N=

¿ Eq−g Vsolucion ( L )

N=

3.05 1L

N=3.05

Rpt. La cantidad de soda caustica es 24.38 y la de agua es 97.52. La normalidad es 3.05


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PRÁCTICA 7


BIBLIOGRAFÍA Páginas webs: http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volum en1/ciencia2/16/html/sec_4.html

Libros: BROWN T., LeMay H.E. QUIMICA CIENCIA CENTRAL. Prentice-Hall Hispanoamericano S.A. 1998.

CHANG RAYMOND. PRINCIPIOS DE QUIMICA. Cuarta Edición. Editorial Mc. Graw Hil 1987 WHITTEN/ DAVIS QUÍMICA Cengage Learning Editores S.A. México Octava Edición 2008


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