INDICE I.- INTRODUCCIÓN.

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.