INDICE I.- INTRODUCCIÓN. II.- OBJETIVOS III.- MARCO TEÓRICO IV.- MATERIALES V.- PROCEDIMIENTOS VI.- CÁLCULOS VII.- DISCUSIÓN DE RESULTADOS VIII.- CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES VIII.- BIBLIOGRAFIA I.- INTRODUCCION: En este laboratorio trataremos sobre las formas de expresar la concentración de las soluciones o disoluciones valoradas, titulación y preparación de soluciones a partir de otras. También las reacciones pertenecen a dos tipos principales: Las reacciones en donde no hay cambio de estados de oxidación y son solo combinaciones ínter iónicas. Las reacciones de oxidación – reducción, que involucran cambios en los estados de oxidación, o sea hay la transferencia de electrones. En este laboratorio prepararemos soluciones por el segundo método que es el de ESTANDARIZACION CONTRA UN S.P (ESTANDAR PRIMARIO). II.- OBJETIVO: Preparar soluciones valoradas o estandarizadas ( por dilución y titulación ) teniendo en cuenta la clasificación de las reacciones empleadas en volumetría (neutralización y oxidación – reducción ). Determinar la concentración de soluciones desconocidas y el porcentaje de pureza de diversas muestras, empleando soluciones de concentración desconocida. Aprender las técnicas en las operaciones de titulación. III.- MARCO TEORICO: 3.1.- SOLUCION.- Es una dispersión homogénea de una o mas especies químicas en el seno de otras alcanzando dimensiones moleculares o iónicas. Cada especie química constituye un componente del sistema. Al componente que interviene en mayor cantidad, se le denomina solvente o disolvente y al que interviene en menor cantidad se le llama soluto; pudiendo una solución estar compuesta por uno o varios solutos. Una disolución es liquida cuando el solvente o solvente es también liquida, pudiendo el soluto ser: sólido, liquido o gaseoso. 3.1.1.- SOLUCIONES ACUOSAS.- Son aquellas soluciones liquidas donde el solvente o disolvente es el agua para nombrar estas soluciones, no es necesario nombrar el nombre del disolvente (H2O), en efecto, el nombre de la solución estará determinado por el nombre del soluto. 3.2.- VALORACION.- También denominado titilación, en la operación de agregar la solución valorada a otra hasta que la reacción sea cuantitativa (hasta el punto final) o sea hasta que los dos estén presentes en cantidades exactamente equivalentes (punto de equivalencia. 3.3.- VOLUMETRIA.- Consiste en determinar el volumen de una solución de concentración conocida (solución valorada, en eq/lt) que se r4equiere para la reacción cuantitativa con un volumen dado de solución de la sustancia en análisis. La solución valorada se agrega convenientemente mediante una bureta. 3.4.- PUNTO DE EQUIVALENCIA.- El punto de equivalencia de una valoración es aquel en que la cantidad de solución que se agrega para valorar es químicamente equivalente a la cantidad de sustancia que se esta valorando. Experimentalmente se procura que el punto final (punto en que el indicador vira) conocida con el punto de equivalencia. 3.5.- INDICADOR.- Es un reactivo auxiliar que sirve para el reconocimiento en una forma característica del punto final de titilación. Si no se posee un indicador apropiado, el punto final de la titilación se puede determinar por métodos físico – químico de análisis, como son: las titulaciones potencio métricas, conductimétricas, amperimétricas, etc. IV.- MATERIALES Y REACTIVOS: 1.- 1 Bureta de 250 ml. 2.- 1 Probeta de 10ml. 3.- 1 Soporte y llave de bureta. 4.- 2 Vasos de 250ml. 5.- 2 Matraces de 250ml. 6.- 1 Varilla de vidrio. 7.- 2 Lunas de reloj. 8.- 1 Viola de 250ml. 9.- HCL-----concentrado. 10.- NA2CO3 11.- Indicador (anaranjado de metilo). V.- PROCEDIMIENTO: Primeramente se calculo la cantidad de HCL que se iba a utilizar, por medio de cálculos fisicoquímicos que se demostraran en la parte de cálculos y en donde nos dio un resultado de 2.10ml de HCL concentrado. La preparación del ácido se realizo por el segundo método que es el de estandarización contra un S.P (estándar primario). Luego de medir el HCL en la probeta se procedió a vaciarlo a la viola mediante un embudo para que no se pierda el ácido en las paredes del cuello de la viola, paso seguido se hecho agua destilada poco a poco para in diluyendo el ácido uniformemente, se hecho agua destilada hasta la línea que tiene como marca la viola luego de mezclar se tapo y se dejo. Seguidamente por cálculos químicos y estequeometricos de las reacciones del HCL y el Na2CO3 se calculo los pesos del NA2CO3, para cada volumen del ácido ha utilizar teóricamente, que fueron 3 y luego de pesar con la balanza electrónica se lleno en 2 matraces y un vaso, posteriormente se le agrego agua destilada a los tres envases hasta la mitad del contenido total, se agito los envases hasta poder diluir el NA2CO3. Empezamos a valorar el NA2CO3 con el HCL preparado anteriormente pero antes de ello se le echo 2 gotas de indicador de anaranjado de metilo al carbonato de sodio que le tiño de un color amarillo, luego se enrazo la bureta con el ácido preparado y se nivelo hasta la marca de cero, seguido se puso un papel blanco en la base del soporte para que no refleje al momento de titular paso seguido se empezó a titular a los 3 envases que contenían el carbonato de sodio hasta que cambie de color o viraje de amarillo a rojo si se tiñe mucho de rojo se descuenta unas gotas de ácido gastado. Anotamos los volúmenes gastados del HCL para cada frasco titulado. Después de todos estos pasos se concluyo con la practica de laboratorio. VI.- CALCULOS: 6.1.- cálculos para hallar la cantidad de ácido a usar en la preparación de la solución. Datos: Masa del HCL = 0.911516gr Pureza = 37% m m 0.911516gr v 0.7659 0.77ml v 1.1901gr / ml 0.77ml 37% X 100% X 0.77x100 2.081 2.10ml 37 Entonces se trabajara con 2.10ml de HCl concentrado. 6.2.- Calculo de la reacción química del HCl y Na2CO3 y su equivalente estequeometrico. 2HCl 1ml 0,1N + Na2CO3 → 2NaCl + H2O + CO2 1ml 0,1N PM (Na2CO3) = 105.9876gr, por tener dos aniones será: 105.9876/2 = 52.9938gr Y hacemos la siguiente relación : 1000mldeNa2CO3 1N 52.99380gr 1000mldeNa2CO3 0.1N 5.29938gr 1mldeNa2CO3 0.1N 0.00529938 gr Esto quiere decir que por 1ml de HCl 0.1 N se va a utilizar 0.00529938gr de Na 2CO3 . 6.3.- Ahora calculamos teóricamente los pesos de Na 2CO3 para una cierta cantidad de HCl 6.3.1.- 1mlHCl 0.00529938 grNa2CO3 13mlHCl X X 0.068891940 grdeNa2CO3 6.3.2.- 1mlHCl 0.00529938 grNa2CO3 17mlHCl Y Y 0.090089460 grdeNa2CO3 6.3.3.- 1mlHCl 0.00529938 grNa2CO3 20mlHCl Z Z 0.10598760 grNa2CO3 6.4.- Nº Datos obtenidos del HCl y del Na2CO3 y el volumen teórico y real del HCl y el peso del Na2CO3 . PESO DEL Na2CO3 TEORICO) PESO DE LA VOLUMEN DEL HCl VOLUMEN DEL HCl BALANZA GASTADO (TEORICO) GASTADO (REAL) 1 0.06889194gr 0.0713gr 13ml 17.4ml 2 0.09008946gr 0.810gr 17ml 19.5ml 3 0.1059876gr 0.1059gr 20ml 25.4ml 6.5.- Calculo de la normalidad del HCl preparado 6.5.1.- si en 17.4ml de ácido se ha utilizado 0.0713gr de Na2CO3 entonces para 1ml cuanto se utilizara esto se representa así: 17.4mlHCl 0.0713grdeNa2CO3 1mlHCl X X 0.004090grdeNa2CO3 Esto quiere decir que en 1ml de HCl se utilizara 0.00409gr de Na2CO3 Por la reacción química se tiene que: Si en el HCl 0.1N se utiliza 0.0529938gr de Na2CO3 y en 0.00409gr de Na2CO3 , cuanto de normalidad será, esto matemáticamente se representa así: 1mlHCl0.1N 0.00529938 grNa2CO3 X 0.00409grNa2CO3 : X 0.7710N Este resultado quiere decir que el ácido preparado a tenido en realidad una normalidad de 0.0771N. 6.5.2.- Para el 2do peso del Na2CO3 , con el mismo procedimiento de el anterior se tiene. 19.5mlHCl 0.0810grdeNa2CO3 1mlHCl Y Y 0.0041530grdeNa2CO3 y para la normalidad: 1mlHCl0.1N 0.00529938 grdeNa2CO3 Y 0.004153grdeNa2CO3 Y 0.074840N 6.5.3.- Para el 3er peso del Na2CO3 será: 25.4mlHCl 0.1059grdeNa2CO3 1mlHCl Z Z 0.0041690deNa2CO3 Para la normalidad 1mlHCl0.1N 0.00529938 grdeNa2CO3 Z 0.004169grdeNa2CO3 Z 0.078660N VII.- DISCUSION DE RESULTADOS: 7.1.- Para el 1er peso del Na2CO3 se ve que su normalidad es 0.7, esto debe de ser por que su peso teórico y real diferencian en 0.0025gr y esto influye en la normalidad, otro de los factores pudo ser que se tomo ácido del frasco chico que tiene un aproximado de pureza de 36% y y no 37% como se tomo en los cálculos, estos fueron algunos de los errores cometidos para que su normalidad no salga a 0.1N como debió de ser. 7.2.- Para el 2do peso del Na2CO3 también hubo mas errores como pudo ser la mala preparación del ácido por que pudo haberse llenado menos de 2.10ml de HCl calculado y esto hizo que bajara su normalidad, esto pudo ser por que la probeta no prestaba para una buena medición. 7.3.- Para el 3er peso de Na2CO3 , hubo un error mas pudo haber sido pro la mala limpieza de los instrumentos y una mala medida en el ácido como en la sal. Por que el error en el calculo de su normalidad en la misma cantidad que los dos anteriores. VIII.- CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES: 8.1. conclusiones: De este experimento podemos concluir, que estamos en la capacidad de poder preparar cualquier tipo de sustancia. Otra conclusión muy importante es que en este tipo de experimento se debe tener mucho cuidado en las medidas de los pesos y volúmenes y en la limpieza de los instrumentos por que por esto el experimento puede salir mal. Se concluyo que este experimento es muy útil para la carrera que estamos siguiendo por que esto es bien utilizado en los laboratorios de las plantas concentradoras. Llegamos a la conclusión que este experimento que realizamos se ejecuto mal por que no se logro el objetivo principal, por la mala manipulación de las medidas.