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