Lección 28 - 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, 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.

   Ejemplos de patrones para valoración Los reactivos ácidos más utilizados como soluciones patrón son el ácido Clorhídrico (HCl), el ácido bórico (H3BO3), el ftalato ácido de potasio (KHC8H4O4), el ácido oxálico dihidratado (H2C2O4·2 H2O), el ácido benzoico (C6H5CO2H), el sulfato de hidracina (N2H4·H2SO4) y el yodato ácido de hidrógeno y potasio KH(IO3)2, Los reactivos básicos empleados para preparar soluciones patrón son el hidróxido de sodio (NaOH), el carbonato de sodio (Na2CO3), el etilendiaminotetracetato de disodio dihidratado (C10H14O8Na2·2 H2O) (EDTA), el bicarbonato de sodio (NaHCO3), el bórax (Na2B4O7·10 H2O) y el oxalato de sodio (Na2C2O4), entre otros.   Disoluciones patrón Las soluciones utilizadas para la valoración son llamadas soluciones patrón, estas soluciones se preparan de tal manera que se conozca exactamente su concentración. Para la preparación de soluciones patrón se pesa una cantidad exacta de patrón primario, se lleva a un matraz volumétrico y se disuelve completamente con agua desionizada, se diluye exactamente hasta el aforo y se homogeniza. A partir de este procedimiento se calcula la concentración analítica molar exacta del patrón primario en la solución preparada. También puede prepararse soluciones estándares secundarias por dilución de soluciones estándares concentradas. Muchas de las soluciones estándares usadas en análisis titulométrico no pueden prepararse por directamente, porque los reactivos no son patrones primarios. Estas soluciones se preparan de concentración cercana a la deseada y luego se “estandariza” con una masa exactamente medida de un patrón primario o, menos comúnmente con menor exactitud, contra una alícuota de una solución patrón (estandarización secundaria). La concentración exacta se determina teniendo en cuenta la equivalencia existente entre el analito (el reactivo de la solución a estandarizar), y el analato (el patrón primario) en el punto final de la titulación. Por ejemplo, las soluciones de HCl, aunque se preparen muy cuidadosamente, deben estandarizarse con un estándar primario como una cantidad medida de carbonato de sodio, esta última se prepara secando el sólido, pesándolo exactamente y disolviéndolo en un volumen determinado de solvente.  Ejemplo 58. Cálculos volumétricos. La valoración de 0.2121 g de oxalato de sodio puro necesitó de 43.31 ml de una solución de permanganato de potasio ¿cuál es la concentración de la solución de KMnO4? 

  ObjetivoObtener la valoración precisa y correcta de Ácido Nítrico, agregándole al compuesto el Carbonato de Sodio.

2.                 IntroducciónUna valoración ácido-base o valoración de neutralización, es una técnica o método

de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración

desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido o

base, neutralizándolo con una base o ácido de concentración conocida. Es un tipo

de valoración basada en una reacción ácido-base o reacción

de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos

conocer) y la sustancia valorante.

Las reacciones ácido-base son reacciones de equilibrio homogéneo (neutralización)

entre los iones, que se producen al estar en contacto un ácido con una base

obteniéndose una sal mas agua.

Cuando un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una disolución neutra  (pH = 7). Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7. Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7. Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color.  El punto de equivalencia se corresponde con el valor teórico de la valoración, pero en la práctica no es posible saberlo con exactitud. En dicho punto habrán reaccionado cantidades estequiométricas de ambos reactivos, y el pH de dicho punto depende de la fuerza relativa del ácido y la base empleados. Para conocer dicho valor se pueden emplear las siguientes reglas:Un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una disolución neutra (pH = 7).

Un ácido fuerte reacciona con una base débil para formar una disolución ácida (pH <7).Un ácido débil reacciona con una base fuerte para formar una disolución básica (pH> 7).

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3.                 Material, equipo y reactivos#       Piceta.#       Matraz volumétrico de 100 ml.#       Pipeta de 10 ml.#       2 vasos de precipitado.#       Manguera de 10 cm.#       Bureta de 20 ml.#       Soporte universal.#       Pinzas de doble nuez.#       Matraz Erlenmeyer.  3.36 ml. de Ácido Nítrico (HNO3)

  4.4 grs. de Carbonato de Sodio (Na2CO3)

  Indicador anaranjado de metilo. ________________________________________________________________________________

4.                Desarrollo de la practica

a)     Obtener el Volumen inicial necesario para preparar la solución del ácido al 0.5 % en normalidad deseado y de 100 ml.

b)    Obtener los gramos de soluto necesarios en carbonato de sodio para preparar una solución de 100 ml.

c)    Aforar en el matraz volumétrico el ácido (3.3 ml) a 100 ml.d)    Trasladar la solución obtenida al matraz Erlenmeyer.e)     Preparar la solución del carbonato y trasladar 20 ml. a la bureta

previamente adaptada en el soporte universal.f)      Tomar 10 ml. de la solución del ácido y agregarlo en uno de los vasos de

precipitado.g)    Colocar este vaso debajo de la bureta y así mismo agregarle 3 o 4 gotas de

indicador para luego mezclarlo muy bien.h)    Abrir la llave de la bureta y permitir que caiga el ácido de gota en gota para

poder determinar hasta qué cantidad el carbonato obtiene un color anaranjado o rojizo e inmediatamente cerrar la llave.

i)      Verificar cual fue la cantidad de ácido que se necesitó y anotar la valoración.

j)      Tirar la mezcla resultante en el vaso de precipitado, enjuagar y volver a repetir el proceso (desde la letra F).

k)    Anotar las valoraciones correspondientes.

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5.                 ResultadosNi= (10*%*D)/ PEQ Vi= (ND*VD)/Ni

Ni= (10 * 66.85% * 1.4 g/ml.)63.016 g/mol

Vi= 0.5 N * 100 ml    14.85

Ni= 14.85 Vi= 3.36 ml.

Grs. = ND * P.M. * V (Lt.)Grs. = (0.5 N) * 88 g/mol * (0.1 Lt.)

Grs. = 4.4

Valoración ml. de Na2Co3

V1 11 ml.V2 11 ml.V3 10.5 ml.V4 9.5 ml.V5 11 ml.V6 11 ml.V7 10 ml.

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6.                Comentarios y conclusionesEsta fue una práctica muy dinámica y útil ya que todos los integrantes del equipo tuvimos la oportunidad de comprobar valoraciones necesarias para los ácidos.

Bibliografía-          http://es.scribd.com/doc/37294623/VALORACION-DE-SOLUCIONES-          http://html.rincondelvago.com/preparacion-y-valoracion-de-soluciones-de-acido-

fuerte-y-de-base-fuerte.html

PRACTICA #1 TITULACIÓN DE SOLUCIONES

practica_1

PRÁCTICA Nº1:

TITULACIÓN DE SOLUCIONES

OBJETIVO:

El alumno conocerá y llevara acabo la técnica de la titulación de soluciones en el

laboratorio.  

Equipo N° 1:

Gómez Gutiérrez Gabriel

De la Luz Rodríguez Paulina

Vargas de la Mora Mario Alberto

Ramírez Gómez Tania Alejandrina

Almada  Ávila Gabriel

 

Materia: Energía y Consumo de Sustancias Fundamentales

 

Maestro: Jorge  Joel  Reyes Méndez

 

Carrera: Q.F.B

 

Trimestre: 3º

 

Fecha de entrega: 15-03-2012

 

PRÁCTICA Nº1: TITULACIÓN DE SOLUCIONES

OBJETIVOS:

-Conocer la técnica de titulación de soluciones.

Valorar una solución titulante, mediante un estándar primario.

Desarrollar la capacidad analítica para preparar soluciones en el laboratorio.

Llevar un registro detallado de todo lo que haga, asegurarse que sus mediciones estén

avaladas por el resto del equipo.

MATERIAL:

1 Probeta de 50ml (para agua destilada).

2 Buretas

Soporte universal

Pinzas para bureta

4 matraces Erlenmeyer

3 vasos de precipitado de 100 ml.

3 pipetas de 1ml.

1 perilla de hule.

2 embudos

1 pizeta

MATERIAL POR EQUIPO:

Franela

Jabón

Cloro

Limones

Acido acético (vinagre).

Maskin-Tape, plumón tinta indeleble.

Gasas

 

 

REACTIVOS:

Agua destilada

Solución de carbonato de sodio (Na2CO3) a 0.1N

Solución acido clorhídrico (HCl) 0.1N.

Solución de hidróxido de sodio (NaOH) 0.1N.

Solución de fenolftaleína.

Solución de anaranjado de metilo.

Papel indicador de Ph.

INTRODUCCIÓN:

TITULACIÓN:

La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en

solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con

una bureta a la solución que se analiza. En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha

agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración en el

caso de utilizar un indicador interno, y especificada por la siguiente ecuación de la titulación.

NA VA = NB VB

A este punto se le llama punto de equivalencia.

En términos generales la reacción entre cantidades equivalentes de ácidos y bases se llama

neutralización o reacción de neutralización, la característica de una reacción de

neutralización es siempre la combinación de hidrogeniones que proceden del ácido, con

hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con liberación

de energía calorífica como calor de neutralización y formación de una sal.

En una expresión como la siguiente expresión:

Ácido   +  Base  →  Sal   +   Agua

Ácido: Los ácidos son sustancias que se ionizan en disolución acuosa para formar iones

Hidrogeno y así aumentar la concentración de iones H+ (ac). Las moléculas de diferentes

ácidos pueden ionizarse para formar diferentes números de iones H+.

Base: Una base es, en primera aproximación (según Arrhenius), cualquiersustancia que

en disolución acuosa aporta iones OH− al medio.

 

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 ÁCIDORANGO 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 Azul

Azul de timol Amarillo 8.0 – 9.6 AzulFenolftaleína Incoloro 8.3 – 10.0 RojoAmarillo de alizarina

Amarillo 10.0 – 12.1 Alhucema

 

DESARROLLO:

VALORACIÓN DE SOLUCIONES POR TITULACIÓN.

1. VALORACIÓN DE SOLUCIÓN DE ÁCIDO CLORHIDRICO (HCl):

1) Sujeta la bureta al soporte universal, vierta con ayuda del embudo de vidrio la solución de

HCl, hasta que el menisco de la solución quede asentado sobre la línea de lectura.

Coloque una hoja blanca en la base del soporte universal para hacer más notorio el vire.

2) Mida con cuidado 2 muestras de 10 ml de la solución de carbonato de sodio 0.1 M y

coloque cada una de ellas en su respectivo matraz Erlenmeyer, a un matraz Erlenmeyer

adicione 3 gotas de fenoftaleina, al otro matraz adicione 3 gotas de anaranjado de metilo y

mezcle cuidadosamente agitando cada matraz. Determine el pH inicial de la solución,

(introduzca una varilla de vidrio perfectamente limpia a la solución, a fin de tomar una gotita

de ésta colóquela sobre el papel indicador de pH). Anote el resultado, es conveniente hacer

cada titulación y lectura correspondiente por duplicado.

3) Inicie la titulación añadiendo cuidadosamente la solución de HCl a cada matraz con

solución de carbonato de sodio, agite cuidadosamente el matraz y observe el cambio de color

que tiene lugar en el punto de equivalencia.

Con fenoftaleina, de rosa a incoloro

Con anaranjado de metilo, de amarillo a rojo.

4) Anote el volumen de solución de ácido clorhídrico gastado al finalizar cada Titulación,

estos datos son necesarios para calcular la normalidad de la solución. Mediante el uso de

papel indicador verifique el valor del pH al finalizar cada titulación. Haga uso de la varilla de

vidrio, tal como se recomienda en el paso 1.2

2. VALORACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE NaOH.

1) Llene la bureta con la solución de NaOH hasta ajustar el menisco de la solución al volumen

de la bureta.

2) Colocar cuidadosamente en un matraz Erlenmeyer 10 ml de HCl, adicione 2 ó 3 gotas de

fenoftaleina, agite cuidadosamente y comience a titular gota a gota con el NaOH hasta el vire

del indicador de incoloro a rosa; haga un duplicado de esta titulación y anote el resultado del

gasto utilizado. La diferencia entre ambas titulaciones no debe variar en más de 0.1 ml. Con

este resultado puede calcular la normalidad exacta del NaOH, ya que se valoró también en

forma exacta la concentración del HCl a partir de un estándar primario: Na2CO3.

 

3. TITULACIÓN DEL ACÍDO ACÉTICO (VINAGRE BLANCO).

1) Llena la bureta con solución de NaOH 0.1 N, hasta ajustar el menisco de la solución a un

volumen de 25 ml.

2) Prepara 10 ml de una solución 1:10 de vinagre midiendo 1 ml de vinagre más 9 ml de

agua destilada.

3) En un matraz Erlenmeyer o vaso de precipitado vierte 3 ml de la solución preparada en el

paso anterior y añade 27 ml de agua destilada. ¿Cuál es la dilación de la solución?.

Determina el pH inicial de esta solución con papel indicador.

4) Mide dos muestras de 10 ml de la solución preparada según se indicó en el párrafo

anterior y viértelas en su respectivo matraz Erlenmeyer y añade dos gotas de fenoftaleina.

Inicia la valoración de una de las muestras añadiendo la solución de NaOH gota a gota hasta

observar el vire. Al concluir la valoración mide el pH final con tira de papel indicador anota el

volumen de NaOH consumido.

5) Procede a titular la segunda muestra según se describió en el punto anterior, al concluir la

titulación determina el pH final con el papel indicador y anota el volumen de solución de

NaOH 0.1 N consumido.

 

4. VALORACIÓN DEL JUGO DE LIMÓN.

1) Vierte la solución de NaOH 0.1 N dentro de la bureta y ajusta el volumen a 25 ml.

2) Prepara una solución 1:10 de jugo de limón mezclado 1 ml de la muestra y 9 ml de agua

destilada.

Nota: el jugo de limón debe estar filtrado.

3) En un matraz Erlenmeyer vierte 3 ml de la solución anterior y añade 27 ml de agua

destilada ¿Cuál es la dilución final de esta solución? Determina el pH inicial con el papel

indicador.

4) Mide 10 ml de la dilución anterior y viértelos en un matraz Erlenmeyer. Añade dos gotas

de fenoftaleina. Inicia la titulación con la solución de NaOH 0.1 N como se indico en el punto

3.4. Mide el pH final con el papel indicador.

5) Anota el volumen de la solución de NaOH 0.1 N consumido en tu muestra

6) Procede a titular esta muestra por duplicado empleando un volumen de 10 ml de la

solución de jugo de limón, sigue los pasos 4 y 5 descritos anteriormente para titular esta

muestra.

DIAGRAMA DE FLUJO DEL PROCESO EN GENERAL DEL PROCEDIMIENTO:

1) Preparación de soluciones.

2)Agregar indicador

3) colocar material para titular

4)  Ya titulada la solución comparar  los resultados en la tabla.

5) lavado del material

 

OBSERVACIONES:

-Podemos observar la neutralización por medio del viraje de la solución.

-Se pudo observar que cuando titulamos un acido con mayor concentración el gasto es 

proporcional.

-Por lo tanto podemos decir que la concentración con el gasto del titulante es una relación

directamente proporcional.

-Entre mas acido era la solución teníamos un mayor gasto de reactivos, de igual manera con

las bases fuertes.

-Se pudo observar que el llevar acabo una buena preparación de soluciones, es lo que va

disminuir el grado de error en nuestras titulaciones.

-Se observo que es importante tener cuidado con la manipulación del material para evitar

daños en el mismo.

-Para la manipulación del material a la hora de la agitación es importante colocarse de

manera correcta para poder llevar acabo las titulaciones.

-En la titulación con el indicador de pH, como la fenolftaleína, adquiere color rosa cuando el

pH es igual o mayor que 8,2.

-Se observo en el caso del  naranja de metilo,  que cuando se pone de  color rojo cuando

estaba en un medio ácido.

-También se observo con el naranja de metilo que pasaba a color   amarillo en disoluciones

básicas.

RESULTADOS:

TABLA DE LA VALORACIÓN DE (HCl)

Muestra Volumen ml Dilución Volumen gastado

PH inicial PH final

Na2CO3(Fenolftaleína) 10   (0.1M)       —— 10 9.5 6Na2CO3

(Anaranjado de metilo).

10 (0.1M)       —— 10.5 8.5 6

 

TABLA DE LA VALORACIÓN DE LA SOLUCIÓN (NaOH)

Muestra Volumen ml Dilución Volumen gastado

PH inicial PH final

HCl (Fenolftaleína)

10   (0.1M)       —— 7.9   ml 1 5

HCl

(Fenolftaleína)

10 (0.1M)       —— 8.0 ml 1 5

 

TITULACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO (VINAGRE BLANCO):

Muestra Volumen ml Dilución Volumen gastado

PH inicial PH final

NaOH (Fenolftaleína)

10   (0.1N)   1) 1:10

2) 3:27

6.5 3 8

NaOH (Fenolftaleína)

10 (0.1N)   1) 1:10

2) 3:27

6.8 3 7.5

¿Cuál es la dilución de la solución final?     3:30

VALORACIÓN DE ÁCIDO CÍTRICO (JUGO DE LIMÓN).

Muestra Volumen ml Dilución Volumen gastado

PH inicial PH final

NaOH (Fenolftaleína)

10   (0.1N)   1) 1:10

2) 3:27

9.4 3 6

NaOH (Fenolftaleína)

10 (0.1N)   1) 1:10

2) 3:27

9.6 3 6

 

 

 

 

 

CÁLCULOS:

Np= Normalidad de la solución problema.

Nv= Normalidad de la solución valorada.

Vv= Volumen empleado en la solución valorada.

Vp= Volumen de la solución problema.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

CUESTIONARIO:

1. 1.      ¿Cuál es la normalidad real del HCl y de la NaOH?

R: 1 N.

1. 2.      Define los siguientes conceptos:

a)      Mol: cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos,

moléculas y partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos (o 0.012 kg) del

isótopo de carbono -12.

b)      Peso equivalente: es la masa de un equivalente, es decir; la masa de una sustancia

dada que se deposita o libera cuando circula un mol de electrones.

1. 3.      Define los siguientes términos:

a)      Molaridad: número de moles de un soluto en litro de solución.

b)      Normalidad: es la medida de concentración de una solución que se expresa como el

número de equivalentes de soluto por litro de solución.

c)      Molalidad: cantidad de sustancia de un soluto, expresado en moles x 1000g.

1. 4.      Que significado tienen las siguientes relaciones:

% peso/volumen: peso en gramos del soluto presentes en 100ml de disolución.

% volumen/volumen: volumen del soluto por 100ml de solución.

Relación  peso/volumen: cantidad de sustancia contenida en una unidad de volumen de

disolución.

Relación volumen/volumen: cantidad de soluto contenida en una unidad de volumen de

disolución.

1. 5.      ¿Cómo se preparan las siguientes soluciones?

a)      75ml de NaCl al 0.85%.

(0.85g/100ml)(75ml)= 1g soluto

(0.85% x 75ml)/100= 0.6375%

b)     80 ml de sulfato de cobre.

CuSO4= 63+32+64= 159g

(159g/100ml) (80ml)= 159/100= 159 x 80= 127.2g

c)      75 ml de carbonato de sodio (Na2CO3) al 2%.

(.2g/100ml) (.75ml)= 1g de soluto.

( 2% x .75ml) /100ml= 0.015%

d)     95 ml de tartrato de sodio y potasio al 1%.

(1g/100ml) (.95ml)=1g soluto.

(1% x .95)/100ml= 0.95%/100= 9.5%

e)      25 ml de albúmina al 1% preparada en solución salina isotónica (NaCl).

(1g/100ml)(25ml)=1g soluto.

(1%x25ml)/100ml=25%/100=0.25%

0.25×100= 25 g de albúmina.

1. 6.      ¿Cuántos gramos de NaOH  se necesitan para preparar 80ml.De una

solución 0.05N.

NaOH= 23+16+1= 40g                         80/1000=0.08%

Peso equivalente 40/2=20g

0.05%= g/(20gx 0.08L)= 1.6 x 0.05=0.03g

 

1. 7.      a) cómo se preparan 125 ml de una solución 0.05 N de H2 SO4, con los

siguientes datos: PESO ESPECÍFICO= 1.84, PUREZA= 98%.

125/1000= 0.125

0.05N= g/(1.84g/0.125)=14.72 x 0.05= 0.736

(98g/100ml)(125ml)=1g soluto

(0.98% x 125ml) /100ml= 122.5/100=1.22%

b)     A partir de la solución anterior, cómo se pueden preparar 75ml de solución

0.03 N.

H2SO4= 2+32+64=98g

0.03N/(98g x 0.075L)=7.35 x 0.03= 0.22g

(0.98% x 0.075ml)/100ml= 7.35%

75/1000= 0.075

 

1. 8.      ¿Cuál es la reacción química balanceada que se lleva a cabo cuando

ocurre la neutralización entre ácido fuerte (HCl) y una base fuerte ( NaOH),

y que pH se espera llegar a este punto?

NaOH + HCl                      NaCl + H2O

1. 9.      Calcula cuál es la concentración porcentual de una solución 0.05 M de

cloruro de sodio.

NaCl= 23+12= 35g

100g/35gmol= 2.85 mol de NaCl

(2.85mol/100ml)(1000ml)= 28.5M

 

 

1. 10.   Calcula la normalidad de una solución 0.06 M de carbonato de sodio.

Na2CO3= 46+12+48= 106g

Peso equivalente= 106g/2= 53g/eq

106g/53g/eq= 2

106/(53x1000ml)= 106/5300=0.02N

 

1. 11.  Calcula los gramos de hidróxido de sodio necesarios para preparar

350ml de solución 0.1N.

NaOH= 23+16+1= 40g/mol

N1V1=N2V2                       V2= 1N (350ml)/0.1N

V2=N1V1/N2                      V2=350ml/0.1 =3500ml/1000g= 3.5g

N1= 1N

V1= 350ml.

N2= 0.1N

1. 12.  ¿ Porqué razón se emplea solución de fenolftaleína en la titulación de

las soluciones de esta práctica?.

R: porque son sustancias ácidas y básicas 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.

 

1. 13.  ¿A qué se llama punto de equivalencia en una solución ácido-base?.

R: al punto en el cual el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente en la base.

 

BIBLIOGRAFÍA.

Chang, R. (1999), Química Edición breve.Ed.McGraw-Hill, México.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

CONCLUSIONES:

-Se puede concluir que la titulación es un método para determinar la cantidad de una

sustancia presente en solución.

-Para llevar acabo una titulación correcta, es necesario seguir el método para evitar errores,

ya que eso es un factor determinante en los resultados obtenidos.

-Podemos decir que es una solución de concentración conocida, se le llama solución

valorada.

-Es importante llenar la bureta hasta el aforo, para poder empezar a titular.

-Es necesario etiquetar todo el material para evitar confusión de reactivos.

-Los indicadores de pH nos servirán para observar como se lleva acabo la titulación.

-Las diluciones que se llevaron acabo en la práctica, es lo que determinara el gasto de

reactivos con el que se esta titulando, ya que entre mas concentrada este la solución será

mayor el gasto.

-Todas las mediciones son necesarias llevarlas acabo con la pipeta, ya que con el uso de las

mismas, disminuiremos el grado de error en las mediciones de las soluciones, por lo tanto

habrá un grado de incertidumbre menor.

-Es importante a la hora de desechar los reactivos estar con la llave abierta para disminuir su

concentración y evitar daños en las instalaciones.

-Es importante llevar acabo todas las diluciones con agua destilada.

-La neutralización se llevar acabo cuando halla un  viraje en la solución.

-Entre más diluciones se lleven acabo, la concentración de los reactivos será menor.

-Se puede concluir que cada uno de los colorantes utilizados, tiene un viraje diferente.

-El viraje de los colorantes va a depender si quedan como producto soluciones básicas o

acidas.

-La tabulación y análisis de los datos, servirá de guía para observar si se llevaron acabo de

manera correcta las titulaciones, o en que posiblemente hubo error.

-Las muestras que se llevan en el experimento por duplicado sirven para ver el grado de erro

en la preparación de las muestras.