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UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
DEL TACHIRA
DEPARTAMENTO DE QUIMICA
LABORATORIO DE QUIMICA II
Código: 922302-L
GUIA DE PRÁCTICAS
MAYO DE 2011
OBJETIVOS DEL LABORATORIO DE QUÍMICA II
Muchos adelantos importantes logrados en el campo de la
química e ingeniería son el resultado de la interpretación
de resultados obtenidos en laboratorios, de allí la
importancia de las materias prácticas dentro del pensum de
estudio de estas carreras.
Básicamente el objetivo de las prácticas de laboratorio es
que el estudiante pueda complementar sus conocimientos
teóricos con las experiencias. Con el desarrollo de las
prácticas del Laboratorio de Química II, se pretende
afianzar las técnicas de: preparación y valoración de
soluciones, medición del pH de las soluciones,
determinación de constantes físico-químicas y estudio de la
velocidad de reacción.
Además de lo expuesto anteriormente, el desarrollo de
las prácticas incrementa la habilidad para redactar un
informe técnico con base en los datos y valores
experimentales. A pesar de la diferencia de estilos o formas
con las que se puede desarrollar un informe técnico, existe
una metodología que generalmente comprende las siguientes
secciones:
a) Introducción que es la presentación del tema a estudiar
y la justificación del porqué se hace tal estudio o
cual es su importancia
b) Marco teórico donde muestran los fundamentos o leyes a
demostrar
c) Parte Experimental que permite recabar los datos y
valores requeridos.
d) Resultados y discusión donde la capacidad de análisis y
el dominio del tema son indispensables para aprovechar
el trabajo realizado.
e) Conclusiones resumen cuales fueron los objetivos
logrados o que utilidad tuvo la experiencia.
PRACTICA N 1
PREPARACION Y VALORACION DE SOLUCIONES
OBJETIVO PRINCIPAL
Dadas las características o propiedades de un reactivo
sólido ó líquido relativamente puro, preparar soluciones
diluidas con concentraciones especificadas previamente y
determinar la concentración real de las mismas.
OBJETIVOS ESPECIFICOS
1.- Preparar 50 mL de solución de HCl, considerando la
densidad y el (p/p) del HCl concentrado.
2.- Preparar 100 mL de solución de NaOH, con base en la
pureza del reactivo sólido.
3.- Hallar la Molaridad de la solución preparada de NaOH,
con una exactitud de tres (3) cifras significativas,
mediante la técnica de titulación con un ácido patrón.
4.- Hallar la Molaridad de la solución de HCl, mediante la
técnica de titulación con la solución de NaOH preparada
por usted, en el objetivo 2.
5.- Calcular el % error relativo entre las molaridades
teóricas y las molaridades halladas mediante la
titulación.
6. Calcular la pureza del NaOH a partir de la molaridad
de la solución básica y del peso del reactivo sólido usado
para prepararla.
BASE TEORICA
Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más
sustancias, que pueden separarse por métodos físicos en
sus componentes. En una solución, la sustancia que se
encuentra en mayor proporción se conoce como “Solvente” y
las demás como “Solutos”. La relación o proporción de la
mezcla soluto a solvente se conoce como concentración.
El análisis volumétrico, llamado corrientemente
volumetría, consiste en la determinación del volumen de una
solución de concentración conocida, que reacciona con otra
sustancia a analizar. El análisis volumétrico se puede
realizar con numerosas reacciones químicas, que se pueden
agrupar en varios tipos principales: reacciones de
neutralización, reacciones oxidación-reducción, reacciones
de precipitación y reacciones de formación de complejos.
La técnica de hallar el volumen de la solución de
concentración conocida, o solución patrón, necesaria para
completar la reacción se llama valoración. La concentración
de la solución patrón se determina por valoración con un
material de referencia altamente purificado: patrón
primario.
La finalidad de la valoración es la adición de
solución patrón en cantidad tal, que sea
estequiométricamente equivalente a la sustancia objeto de
la determinación con la cual reacciona. Esta condición se
alcanza en el punto de equivalencia. El punto final en la
valoración se determina observando cambios físicos
asociados con el mismo, en la figura 1 se observa un
ejemplo de una titulación.
La detección del punto final implica la observación de
algún cambio de propiedad en la solución. Se han empleado
numerosas propiedades:
.- Color, debido al reactivo o a algún indicador.
.- Enturbiamiento, por la formación de una fase insoluble.
.- Conductividad eléctrica de la solución.
Figura 1. Avance en la titulación. a) Sin adición de
titulante; b) Comienzo de la titulación y c) Punto final de
la titulación.
Los ácidos y bases fuertes, reaccionan de manera
completa hasta que al menos uno de los reactivos se agota,
así tenemos que si HX y M(OH) representan al ácido y a la
base, respectivamente, la reacción será:
HX + M(OH) MX + H2O
ácido base
sal agua
Para el caso del HCl y del NaOH, tendremos:
HCl + NaOH NaCl + H20
Por ser la relación estequiométrica entre el acido y
la base igual a la unidad, cada uno de los moles de HCl
reacciona o son neutralizados por un mol de NaOH. Dado que
los reactivos se utilizan diluidos en agua, las cantidades
de soluto, es decir los moles de HCl o de NaOH, deben
calcularse con el volumen de la solución y la concentración
del soluto, que generalmente viene dada como Molaridad.
Si se agrega solución de NaOH, sobre solución de HCl,
hasta que los moles de NaOH, sean iguales a los moles
iniciales de ácido, tendremos:
na (moles de HCl) = nb (moles de NaOH)
o también, considerando que se trata de soluciones:
Ma x Va = Mb x Vb
Para determinar la concentración de un ácido o una base en
la solución, éste se hace reaccionar con una base o con un
ácido, respectivamente (solución valorante) cuya
concentración es exactamente conocida.
Cuando la reacción se produce entre un ácido y una
base fuerte, el pH correspondiente al punto de equivalencia
será 7. Este punto de equivalencia produce un cambio
brusco del pH, que puede detectarse empleando un indicador
o bien un pHmetro.
Pureza de un reactivo
Las impurezas de los reactivos son sustancias que
acompañan al reactivo pero que no participan en la
reacción. Las impurezas, como materia que son, tienen un
peso determinado, que aumenta el peso de la sustancia pura.
Para calcular la cantidad de sustancia pura que realmente
va a reaccionar, se debe tener en cuenta que la sustancia
pura más las impurezas, es igual al todo, o sea al 100%.
Como las relaciones estequiométricas de las reacciones
químicas son únicamente para sustancias puras, si los
reactivos son impuros, se debe calcular primero la cantidad
de material puro que contiene los reactivos empleados.
PARTE EXPERIMENTAL
1.- Preparación de la Solución de HCl
Calcule el volumen de HCl concentrado, necesario para
preparar 50 mL de solución de HCl (datos publicados en
cartelera).
Lave un balón aforado de 50 mL, enjuáguelo con agua
destilada, agréguele agua destilada hasta 1/3 de su
volumen. Mida con la bureta (en la campana), el volumen de
HCl concentrado calculado y déjelo caer directamente al
balón. Enrase con agua hasta el aforo. Agite para
homogeneizar la solución, rotule el balón (Anote estos
valores en la Tabla 1).
2.- Preparación de la Solución de NaOH
Calcule la cantidad de NaOH sólido necesario para
preparar 100 mL de solución de NaOH (datos publicados en
cartelera).
Lave cuidadosamente un matraz aforado de 100 mL, un
vidrio de reloj y un embudo. Seque el vidrio y pese en él
una cantidad de NaOH aproximada a la cantidad calculada
antes. Coloque el NaOH en el balón con la ayuda del embudo
y de la piseta con agua destilada, para arrastrar todo el
sólido contenido en el vidrio de reloj. Agite para disolver
todo el NaOH y afore con agua destilada. Rotule el balón
(Anote estos valores en la tabla 2).
3.- Determinación de la concentración exacta del NaOH
preparado. Valoración de la Solución de NaOH
Lave una bureta, tres erlenmeyers de 125 mL y una
pipeta volumétrica de 10 mL. Cure la bureta y llénela con
una solución de HCl de concentración conocida, que le será
suministrada por el técnico. Vierta con la pipeta, 10 mL de
la solución de NaOH preparada por Ud. en cada uno de los
tres erlenmeyers, agregue dos gotas de rojo de fenol y unos
20 mL de H2O destilada.
Titule cada muestra, hasta observar el cambio de color
del indicador (de rojo hacia amarillo pálido), éste es el
punto final de la titulación y punto de equivalencia.
Anote los volúmenes de HCl utilizados en cada caso (Tabla
3).
Con los datos obtenidos en la titulación, calcule la
concentración en molesL Molaridad de la solución de NaOH
preparada por usted.
Calcule la Molaridad teórica de la solución (con el
peso exacto y el % de pureza del NaOH). Determine el error
relativo en la preparación de la solución básica.
4.- Determinación de la concentración exacta del HCl
preparado. Valoración de la solución de HCl.
Lave la bureta, tres erlenmeyers de 125 mL y la pipeta
volumétrica de10 mL. Cure y llene la bureta con la solución
de HCl preparada . Agregue en cada erlenmeyer 10 mL de
la solución de NaOH preparado en la parte 2, tres gotas de
rojo de Fenol y unos 20 mL de H2O destilada. Titule
cada muestra y anote los volúmenes utilizados para
alcanzar el punto de equivalencia (Tabla 4). Calcule la
concentración de la solución de HCl preparada por usted.,
en molesL (M) y determine el % de error relativo en la
preparación de esta solución.
Lave todo el material de vidrio utilizado y guárdelo
en el módulo que le fue asignado.
DATOS EXPERIMENTALES Y CALCULOS
Tabla 1.- Preparación de la solución de HCl
Densidad (g /mL)
en peso
Peso Molecular
(g/mol)
Volumen de HCl concentrado (calculado)
[mL]__________________
Volumen de HCl (medido en la bureta) [mL]
__________________
NOTA: Si el volumen de HCl medido difiere del volumen
calculado, entonces vuelva a determinar la concentración
molar de la solución que usted preparó. Esta concentración
corresponde a la molaridad teórica de la solución de HCl.
Tabla2.- Preparación de 100 mL de solución de NaOH
% (peso) de NAOH
Peso molecular [g/mol]
Gramos de NaOH (húmedo)
calculado[g]
Gramos de NaOH (húmedo) pesado
[g]
NOTA : En general los gramos de hidróxido de sodio pesado
difieren del peso calculado, por lo tanto debe volver a
determinar la concentración molar de la solución de NaOH
que se preparó.
Esta concentración corresponde a la molaridad teórica de
la solución de NaOH.
Molaridad de NaOH (teórica) [M] = ________________
Tabla 3.- Valoración de la solución de NaOH
MUESTRA V NaOH (mL) V HCl patrón
(mL)
1
2
3
Volumen (promedio) del HCl = ____________________
Molaridad del NaOH (experimental) =
___________________
Tabla 4.- Valoración de la solución de HCl
Ahora la solución patrón es la del NaOH recién
valorado
MUESTRA V NaOH patrón
(mL)
V HCl (mL)
1
2
3
Volumen (promedio) del HCl = _______________
Molaridad del HCl (experimental) = ________________
Calculo de la pureza de NaOH
Como la pureza de un reactivo sólido es:
(gr.de_reactivo_puro)*100 / gr.totales ; entonces:
Otra manera de calcular la pureza:
BIBLIOGRAFIA
.- BRICEÑO, C. y Rodríguez, L. Química. 1ª Edición.
Editorial Educativa. Colombia. 1994.
- BROWN T.L., Le May H.E. y Bursten, B.E. Quimica. La
Ciencia Central. 5a. Edición Editorial Prentice – Hall
Hispanoamericana S.A. México. 1991.
- MASTERTON, N.L. y E.J. Slowinsky. Química Superior. 6a.
Edición. Nueva Editorial Interamericana, S.A. 1989