“UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA”

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL

QUÍMICA II (QU-142)

PRÁCTICA Nº 01

“ PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES”

PROFESOR DE TEORÍA: M.Cs. BARBOZA PALOMINO, Gloria Inés.

PROFESOR DE PRÁCTICA: Ing. DÍAZ MALDONADO, Wuelde César.

ALUMNOS: - YANAMÉ POMACANCHARI, Luis Angel.

- QUINO YANAMÉ, Rodrigo.

- HUARCAYA ACEVEDO, Arturo.

DÍA Y HORA DE PRÁCTICAS: JUEVES de 7:00AM - 10:00AM.

FECHA DE EJECUCIÓN: 10 / 04/ 2014

FECHA DE ENTREGA: 24 / 04 / 2014

AYACUCHO – PERÚ

2014

PRESENTACIÓN

Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias.

PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES

I. OBJETIVOS :

Preparar y valorar una solución de ácido clorhídrico. Emplear la solución de ácido clorhídrico valorado para determinar la concentración de una

solución de hidróxido de sodio. Determinar el porcentaje en peso de ácido acético en el vinagre y porcentaje de ácido

cítrico en el zumo de limón.

II. NOCIONES TEÓRICAS SOLUCIONES

Las soluciones son mezclas físicamente homogéneas de partículas de dos o más sustancias, que pueden ser gaseosas, liquidas o sólidas. Pueden existir todas las mezclas posibles entre los estados de la materia. La sustancia que se disuelve se llama soluto y el medio en que se disuelve se llama solvente. Las clases de soluciones más importantes son las de solidas en líquidos, que son as más comunes, las de líquido en líquido y las de gases en líquidos. El solvente determina el estado físico de la solución, al decir mezcla homogénea queremos indicar que las soluciones tienen las mismas propiedades físicas y químicas en todas sus partes.

Características de las soluciones:

Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como la decantación, filtración, centrifugación, etc.

Sus componentes solo pueden separarse por destilación, cristalización y cromatografía.

Los componentes de una solución son: soluto y solvente.

Soluto: es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve, el soluto puede ser sólido, gaseoso o líquido.

Solvente: es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto, el solvente universal es el agua.

Concentración de las soluciones:

La concentración es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la cantidad de solución.

Solución = Ste + Sto (1) + Sto (2) +….

C = cant de Sto cant de Sol

Unidades de concentración:

Unidades de concentración física:

a. Porcentaje en masa (%m/m).- indica el peso del soluto por cada cien unidades de peso de la solución.

b. Porcentaje en volumen (%v/v).- se refiere al volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la solución.

c. Porcentaje masa en volumen (%m/v).- indica el número de gramos de soluto que hay en cada cien mL de solución.

d. Partes por millón (ppm).- es la cantidad en volumen del soluto.

Unidades de concentración Química:

a. Molaridad (M).- es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución.

b. Normalidad (N).- es la cantidad de equivalentes químicos de soluto por cada litro de solución.

O: factor que depende del tipo de soluto:

%m/m = m sto x 100 msol

%v/v = v sto x 100 vsol(ml)

%m/v = m sto(g) x 100 vsol(ml)

ppm = m sto(g) vsol(L)

M = n sto

vsol(L)

M = m sto_______

PM x vsol(L)

N = eq-g sto vsol(L)

N = m sto x O____

PM x vsol(L)N = M x O

c. Molalidad (m).- es la relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m).

d. Fracción molar (Xi). - expresa la cantidad de moles de cada componente en relación a la totalidad de los moles de disolución.

Operaciones aplicadas de las soluciones:

a.Proceso de dilución.- consiste en preparar una solución de menor concentración a partir de una más concentrada, para ello se debe adicionar a la solución.

b. Mezcla de soluciones : consiste en mezclar dos soluciones que contienen el mismo el mismo producto pero de concentración diferente

C. Proceso de neutralización : consiste en la reacción de un ácido y una base.

N°eq-g (acido) = N° eq-g (base)

VALORACIÓN DE SOLUCIONES

Las valoraciones o titulaciones son útiles para la determinación cuantitativa de sustancias en una solución. En una titulación volumétrica se determina el volumen de una solución con concentración conocida de una sustancia que es necesario para reaccionar completamente con el analito de interés,

C1 x V1 = C2 x V2

C1 x V1 + C2 x V2 = C3 x V3

N1 x V1 =N2 x V2

m = m sto Kg Ste

Xsto = n sto_____ nsto +nste

Sto OAcido Numero de H+ sustituiblesHidróxido Numero de OH- sustituiblessal Carga neta del catión

en el punto en el cual la reacción se completa, una propiedad de la solución cambia bruscamente, esta propiedad se detecta por ejemplo por un cambio de color o por un instrumento de medición. En la valoración gravimétrica, la concentración de un analito se determina a partir de la masa de un reactivo de concentración conocida que se requiere para reaccionar completamente con él. La solución del reactivo conocido recibe el nombre de solución patrón o valorante patrón, esta solución se agrega lentamente a la solución valorada por medio de un instrumento dispensador de líquidos (generalmente una bureta) hasta que se completa la reacción. En algunas ocasiones es necesario agregar un exceso del valorante para consumir completamente el analito, posteriormente se valora el exceso con reactivo diferente, a este proceso se le llama “valoración por retroceso”.  El punto en el cual la reacción termina se denomina punto de equivalencia, en este punto, la cantidad de equivalentes químicos de valorante y analito son iguales y como se mencionó previamente, alguna propiedad fisicoquímica de la solución cambia bruscamente, por ejemplo el pH, la conductividad, etc. La detección de esta variación es ayudada por la presencia de una sustancia que produce un cambio apreciable (generalmente de color) en la solución, a esta sustancia se denomina indicador. Es imposible detectar experimentalmente el punto de equivalencia de una reacción ya que la variación del indicador no ocurre “exactamente” en este punto sino en un valor cercano a él, por otro lado, dado que se está agregando una solución del reactivo valorante, no es posible agregar fracciones de gota de solución para lograr la equivalencia exacta, al punto detectable de esta variación se le llama punto final de la titulación, a la diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia de la titulación se denomina error de valoración.  Muchos indicadores producen una variación apreciable en la solución, típicamente un cambio de color, aunque también pueden producir la aparición de un precipitado coloreado, aparición (o desaparición) de turbidez, todos estos cambios están relacionados con alguna propiedad de la solución y deben ocurrir lo más cerca posible del punto final de la reacción,  Las reacciones que se usan en volumetría pueden ser de neutralización acido-base, de precipitación, de oxidación-reducción y de complejación, las condiciones para estas reacciones son: 

Deben ser rápidas, en caso contrario el proceso se haría prohibitivamente largo. La mayoría de las reacciones iónicas presentan esta característica.

Debe existir una relación estequiométrica reproducible entre la especie a determinar y el reactivo valorante, condición necesaria para poder realizar los cálculos.

La reacción debe ser lo más completa posible. Ello facilita el proceso de detección del punto final.

Debe existir un método para determinar el punto final.

Patrones para Titulación  Son las sustancias que se utilizan para la preparación de la solución de valoración, pueden ser patrones primarios o secundarios.  Los patrones primarios son sustancias de una pureza exactamente conocida, que se emplean en la preparación directa de soluciones estándares o en la estandarización de las mismas. Los patrones primarios deben cumplir los siguientes requisitos: 

Ser 100% puro o de pureza exactamente conocida. Si tiene impurezas, éstas deben ser inertes y de fácil identificación y eliminación.

No ser reactivos con la atmósfera. Ser estables a la temperatura de secado de la estufa (100-110°C). Reaccionar completa y estequiométricamente con el analito. Tener alta solubilidad en el solvente. Presentar una relación másica de combinación grande relativa al analito, con el fin de

que los errores en las determinaciones de las masas sean siempre inferiores a los de las lecturas en las buretas.

Ser de fácil adquisición y de precios razonables.

INDICADORES DE PH:

En las titulaciones se pueden utilizar indicadores internos. Los indicadores son compuestos orgánicos de estructura compleja que cambian de color en solución a medida que cambia el pH. A continuación se describen algunos de ellos.

INDICADOR COLOR ÁCIDO RANGO DE PH DEL   CAMBIO

DE COLOR

COLOR ALCALINO

Azul de timol Rojo 1.2 – 2.8 AmarilloAnaranjado de metilo

Rojo 3.1 – 4.5 Amarillo

Verde de bromocresol

Amarillo 3.8 – 5.5 Azul

Rojo de metilo Rojo 4.2 – 6.3 AmarilloPapel de tornasol Rojo 5.0 – 8.0 AzulAzul de bromotimol Amarillo 6.0 – 7.6 AzulAzul de timol Amarillo 8.0 – 9.6 AzulFenolftaleína Incoloro 8.3 – 10.0 Rojo

III. MATERIALES,EQUIPOS Y REACTIVOS UTILIZADOS

A. MATERIALES

Balanza eléctrica Luna de reloj Espátula Fiola Matraz Erlenmeyer Pipeta Bureta Soporte universal

B. REACTIVOS

Ácido clorhídrico Carbonato de sodio Agua destilada Anaranjado de metilo Hidróxido de sodio

Vinagre comercial Fenolftaleína Limón.

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

ENSAYO 01: VALORACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE ÁCIDO CLORHÍDRICO CON CARBONATO DE SODIO.

1. Preparar 250 ml de solución de ácido clorhídrico 0,1N a partir del ácido concentrado (D=1.18g/ml y porcentaje de pureza = 37 %). (la verdadera concentración la determinaremos por titulación con la sustancia patrón, carbonato de sodio).

Datos:VHCL =250 mL = 0.25 mLPMHCL =36.5 g/molD = 1.18 g/mLPureza = 37%θ =1 Eq/molV ácido =0.25mL

V HCL concentrado = N diluida xV diluido x PM% x D xθ

V HCL concentrado =

0.1EqL

x 0.25 L x 36.5g

mol

0.37 x1.18g

mLx 1

Eqmol

V HCL concentrado = 2.09 mL = 2 mL

2. Pesar 2 muestras de carbonato de sodio anhídrido de 0,1g.

3. Pasar a un matraz Erlenmeyer una de las muestras de carbonato y lavar la luna de reloj con pequeñas porciones de agua destilada, recibiendo el líquido en el matraz.

4. Agregar al matraz Erlenmeyer unos 50ml de agua destilada y 2 gotas de anaranjado de metilo. Anotar el color.

5. Lavar la bureta con agua destilada y luego con una pequeña porción de la solución ácido clorhídrico preparado. Luego cargar a la bureta la solución de ácido clorhídrico y enrasar a cero.

Pesado de Carbonato de Sodio

Carbonato de Sodio

OBSERVACIONES: Al momento de agregar las gotas de anaranjado de metilo se pudo observar que la solución cambio de color amarillo pálido.

6. Agregar el ácido clorhídrico de la bureta gota a gota al matraz Erlenmeyer, hasta que aparezca un color anaranjado o débilmente rosado, que indica que ha llegado al punto final de la titulación.

7. Anotar el volumen de ácido clorhídrico gastado.

V HCL gastado = 78.7 mL

8. Repetir todo el procedimiento para la otra muestra de carbonato.9. Empleando el volumen promedio de ácido clorhídrico gastado, calcular la normalidad

verdadera de esta solución.Dato:

V gastado HCl = 78.7mL

N HCL X V HCL (L)= m NA 2CO3

P Eq

N HCL x 78.71000

= 0.1 g53

N HCL x 0.078= 1

530 N HCL = 0.024

10. Guarde la solución de ácido clorhídrico para su posterior uso (esta solución de HCl se denomina solución valorada o estandarizada).

ENSAYO 02: VALORACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE HIDRÓXIDO DE SODIO, EMPLEANDO LA SOLUCIÓN DE ÁCIDO CLORHÍDRICO VALORADO

1. Preparar 250 mL de una solución de hidróxido de sodio 0.1 N.

N= m x θPM x V

m NaOH =

0.1eqL

x 40g

molx 0.25 L

1Eqmol

m NaOH = 1 g

2. Tomar 10 mL de esta solución, y pasarlo a un matraz erlenmeyer, agregar 2 gotas de anaranjado de metilo y colocar debajo de la bureta y sobre superficie blanca.

3. Cargar la bureta con la solución de ácido clorhídrico ya valorado y enrasar a cero.4. Agitando permanentemente el erlenmeyer, debe agregarse el ácido clorhídrico gota a gota

hasta la aparición de un color rosado débil.

5. Medir el volumen de ácido clorhídrico gastado.

V gastado HCL =20 mL =0.02L6. Calcular la normalidad de la solución de hidróxido de sodio (denominada solución

valorada).Datos:V NaOH = 10mL =0.01 LV gastado HCL =20 mL =0.02LN HCL = 0.02 Eq/L N HCl x V HCl = N NaOH x V NaOH

N NaOH = 0.024

EqL

x0.02 L

0.01 L

N NaOH = 0.04Eq/L

APLICACIONES:

ENSAYO 3: DETERMINAR DEL PORCENTAJE DE ÁCIDO ACÉTICO EN VINAGRE:

a) Pipetear 3 mL de vinagre comercial y colocar en un matraz erlenmeyer de 20 mL limpio y seco.

b) Adicionar 2 a 3 gotas de indicador fenolftaleína al vinagre y agregar 20 mL de agua destilada.

c) Lavar la bureta con agua destilada, enjuagar con hidróxido de sodio estandarizado, luego

llenar y enrasar a cero.

d) Titular el vinagre con solución valorada de NaOH, hasta que el color de la solución vire a

un color rosa débil. Anotar el volumen gastado de NaOH.

e) Calcular el porcentaje en peso de ácido acético en el vinagre (la densidad del vinagre es 1.01g/mL; utilizar la siguiente expresión.Datos:D vinagre = 1.01 g/ mLPM ácido acético = 0.06g/molV gastado =54.8 mL =0.0548 LΘ =1 Eq/molV vinagre =3 mL

% ácido acético = V NaOH x N NaOH pesomEq acido acético

D vinagre xV vinagre x 100

% ácido acético =

54.8 mL x0.04EqL

x 0.06g

mol

1.01g

mLx3mL x1

Eqmol

x 100

% ácido acético = 4.34

ENSAYO 4.- DETERMINACIÓN DEL PORCENTAJE DE ÁCIDO CÍTRICO EN EL ZUMO DE LIMÓN.

a) Partir el limón por la mitad y estrujar todo el zumo de limón a un vaso. Filtrar.

b) Colocar 3 mL del filtrado a un matraz erlenmeyer que contenga aproximadamente 50 mL de agua destilada y agregar 2 a 3 gotas de fenolftaleína.

c) Efectuar la titulación con NaOH valorado. Agregar gota a gota con agitación continua hasta

que el indicador vire a un color rosa débil. Anotar el volumen utilizado de NaOH.

d) Efectúe los cálculos del porcentaje de ácido cítrico en la muestra. Considerar la densidad

del zumo de limón igual a 1,06 g/mL y emplear la siguiente ecuación.Datos:D zumo = 1.06 g/ mL

PM ácido acético = 192 g/molV gastado NaOH = 45.5 mL =0.0455 LΘ =1 Eq/molV zumo =3 mL Peso m Eq. De ácido cítrico = 0.064

% ácido acético = V NaOH x N NaOH x peso mEqacido acético

D vinagre xV vinagre x 100

% ácido acético =

45.5 L x 0.04EqL

x 0.064g

mol

1.06g

mLx3 mL x 1

Eqmol

x 100

% ácido acético = 3.6

V. CUESTIONARIO

1. El ácido oxálico, H2C2O4, es una sustancia toxica que se encuentra en las hojas de espinaca. ¿cuál es la molaridad de una disolución que se elaboró disolviendo 12.0 g de ese acido en agua suficiente para obtener 400.0 mL de disolución? ¿Cuántos mililitros de disolución 0.100 M de KOH se necesitan para titular 25.0 mL de la disolución del ácido, la reacción ocurre de acuerdo a la siguiente ecuación?

H2C2O4 (ac) + KOH(ac) K2C2O4(ac) + H2O(l)

SOLUCIÓN

2. La acides del jugo de limón se debe a la presencia de 5 a 8 % del ácido débil conocido como ácido cítrico, C6H8O7.para la neutralización de 0.421 g de una muestra de ácido cítrico se gastaron 30.60 mL de hidróxido de sodio 0.215 M. a) ¿Cuántos hidrógenos ácidos están presentes en el ácido cítrico? b) escriba una ecuación iónica neta balanceada que represente la reacción descrita.

SOLUCIÓN

Nbase V base=masaacido

PEq−g(acido)

=masaacido

PM(acido)

θ

PM de C6H8O7= 192 g/mol; Vbase=30,60 ml= 0,0306L; masa de C6H8O7 = 0,421g; Cbase=0,215M=0,215N (porque θ =1 de NaOH)Reemplazando los datos en la fórmula:

Nbase V base=masaacido

PM(acido)

θ

0,215 Eq/ Lx 0,0306 L= 0,421 g192g /mol

θ ϴ = 3Eq/mol

Como θ es 3Eq/mol, están presentes 3 hidrógenos ácidos en el ácido cítrico:

H3C6H5O7 +3NaOH Na3C6H5O7 + 3H2O

La ecuación iónica es:

3H+ + C6H5O73- + 3Na+ + 3OH- 3Na+ + C6H5O7

3- + 3H2O

Cancelando términos semejantes:

3H+ + 3OH- 3H2O Respuesta

3. El ácido butírico es el responsable del olor a rancio de la mantequilla alterada, en análisis de alimentos el ácido butírico puede determinarse por extracción del ácido a partir de una muestra de mantequilla titulándolo con hidróxido de sodio. Siendo la reacción:

C3H7COOH + NaOH C3H7COONa + H2OEn una práctica de análisis, 25 ml de una solución de ácido butírico fue neutralizado con 17.6 mL de solución de NaOH 0.118 M. ¿cuál es la molaridad del ácido butírico?

SOLUCIÓN

Para el ácido butírico ϴ =1CNaOH = 0,118M = 0,118N Vacido butírico = 25 ml = 0.025 LVNaOH = 17,6ml = 0,0176 L

Nacido butírico x Vacido butírico = NNaOH x VNaOH

N acido butírico=0.118 Eq /L x0.0176 L0.025 L

=0.083 Eq /L

M= Nϴ

=0.083 Eq / L1 Eq /L

=0.083 mol/ L

VI. CONCLUSIÓN

En una valoración ácido-base se añade una de las disoluciones gota a gota desde una bureta sobre la otra disolución (matraz Erlenmeyer), hasta que se produce un cambio de color debido al indicador.

El punto final de la titulación es llamado es llamado punto de equilibrio que puede conocerse gracias a los indicadores, los cuales pueden variar sus concentraciones físicas dependiendo del tipo de solución presente.

La medición de los volúmenes de reacción deben ser precisos ya podría salir mal la titulación. Es importante tener cuidado con la manipulación del material para evitar daños en el mismo. y la fenolftaleína es un indicador muy utilizado que en medio ácido o neutro es incoloro, pero

es de color rosa intenso en soluciones básicas por lo que lo hace el mejor indicador en titulaciones.

Es importante llenar la bureta hasta el aforo, para poder empezar a titular. Es importante llevar acabo todas las diluciones con agua destilada.

VII. BIBLIOGRAFÍA

VOGEL ARTHUR I .1974 “Química Analítica Cualitativa” Edic. Kapelusz Buenos Aires – Argentina.

Blog dedicado a la química inorgánica laboratorio. FullQuímica. Disponible en: http://www.fullquimica.com/

www.quimica.unam P. W. Atkins. Química, moléculas, materia, cambio, Edit. Omega. Barcelona, 1998, pp. 910  R. Chang, Química, McGraw-Hill. 4ª Edición. México, 1992, pp. 1052. Química general Brown – le May Paul Ander y Anthony J.  Sonnessa, Principios de Química, Ed. Limusa, México, 1980. http://www.monografias de valorización acido - base.