informe 5 (Reparado)

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

(Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)

Facultad de Química e Ingeniería Química

E.A.P de Ingeniería Química

Experimento Nª1

“PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES”

Profesor : Reyna Mariñas Leoncio

Integrantes : Flores Fernández, María Fernanda 14070132Baca Ochoa Cristian Abel 14070121Mendo Salazar Carlos Manuel 14070043

Lima, 31 de mayo del 2014

TABLA DE CONTENIDOTABLA DE CONTENIDO

1)1) RESUMENRESUMEN..........................................................................................................................................................................................................................................11

2)2) INTRODUCCIÓNINTRODUCCIÓN........................................................................................................................................................................................................................22

3)3) PRINCIPIOS TEÓRICOSPRINCIPIOS TEÓRICOS....................................................................................................................................................................................................33

4)4) DESARROLLO EXPERIMENTALDESARROLLO EXPERIMENTAL..............................................................................................................................................................................77

A) EQUIPOS......................................................................................................................................................7B) MATERIALES.................................................................................................................................................7C) PROCEDIMIENTOS EXPERIMENTALES......................................................................................................7

5)5) CÁLCULOSCÁLCULOS....................................................................................................................................................................................................................................1010

6)6) DISCUSIÓN DE RESULTADOSDISCUSIÓN DE RESULTADOS..............................................................................................................................................................................1212

7)7) CONCLUSIONESCONCLUSIONES....................................................................................................................................................................................................................1313

8)8) RECOMENDACIONESRECOMENDACIONES....................................................................................................................................................................................................1414

9)9) BIBLIOGRAFÍABIBLIOGRAFÍA........................................................................................................................................................................................................................1515

10)10) ANEXOSANEXOS..........................................................................................................................................................................................................................................1616

A) GRÁFICOS................................................................................................................................................16B) CUESTIONARIO.......................................................................................................................................18

Informe Nº 5Preparación y valoración de sólidos

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1) RESUMEN

Muchas de estas mezclas son soluciones y todas ellas rodean a los seres vivos (agua de mar, ríos, suelo, aire, sustancias comerciales), por lo que nuestra existencia depende de las mismas, en menor o mayor grado. Además, en el interior de una persona existe soluciones tales como la saliva, sangre orina , ácidos y bases diluidos , etc. Al termino del tema los alumnos comprenderá de manera teórica los procedimientos adecuados para preparar soluciones físicas aplicando las formulas correspondientes a fin de calcular la concentración de soluto y solvente.


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2) INTRODUCCIÓN

Para todo proceso analítico en laboratorio de investigación y análisis en cualquier campo de la química es importante conocer las unidades físicas y químicas de concentración, ya que relaciona la cantidad de soluto en un determinado volumen de solución.

En el presente informe se aprenderá a preparar soluciones de diferentes concentraciones; además de ello, conocer los distintos métodos de estandarización y valorar las soluciones acido – base mediante titulaciones. Se presenta este cuarto informe el cual nos ayudara a tener un panorama acerca del tema. Entre los principales puntos tendremos: Desarrollo experimental el cual nos ayudara a seguir paso a paso como obtener soluciones de diferentes concentraciones desde diluidas hasta concentradas, así como también la estandarización y valoración de soluciones. Conclusiones: ya que este informe se tiene que fundamentar en una gamma de resultado a través de diferentes cálculos, la cantidad de reactivos a utilizar debe ser lo más exacto posible para su correcta concentración. EN ESTE INFORME SE PODRA CONCLUIR QUE LA TECNICA DE ESTANDARIZACION VALORACION O TITULACION NOS AYUDARA A OBTENER LA CONCENTRACION MAS EXACTA DE UNA SOLUCION.


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3) PRINCIPIOS TEÓRICOS

Solución

Es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias, que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. También se puede definir como una mezcla homogénea formada por un disolvente y por uno o varios solutos.Características de las soluciones (o disoluciones):

I) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente.

Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Concentración de una solución

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución se utiliza una magnitud denominada concentración.

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.


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Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Modo de expresar las concentraciones

Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas.

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

%PP= pesodel soluto

peso de la soluciónx100

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

%VV

= volumendel solutovolumende la soluciónx100

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

%PV =gramos del solutomLde la solución x100


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Unidades químicas de concentración

MOLARIDAD

La molaridad (M), o concentración molar, es la cantidad de sustancia (n) de soluto por cada litro de disolución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una disolución de esta concentración habitualmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 300 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.

Es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Sin embargo, este proceso tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura.

Se representa también como: M = n / V, en donde "n" es la cantidad de sustancia (n=gr soluto/masa molar) y "V" es el volumen de la disolución expresado en litros.

NORMALIDAD

La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) entre el volumen de la disolución en litros (L)

Normalidad ácido-base Es la normalidad de una disolución cuando se utiliza para una reacción como o como base. Por esto suelen titularse utilizando indicadores de pH.

En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:

n=moles.H+ para un ácido, o n=moles.OH- para una base.

Donde:

Moles es la cantidad de moles.

OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.

Por esto, podemos decir lo siguiente:

N=M . H+ para un ácido, o N=M . OH- para una base.

Donde:

M es la molaridad de la disolución.


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H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.

OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.

Normalidad redox

Es la normalidad de una disolución cuando se la utiliza para una reacción como agente oxidante o como agente reductor. Como un mismo compuesto puede actuar como oxidante o como reductor, suele indicarse si se trata de la normalidad como oxidante (Nox) o como reductor (Nrd). Por esto suelen titularse utilizando indicadores redox.

En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:

Donde:

n es la cantidad de equivalentes.

moles es la cantidad de moles.

e– es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o reducción.

Por esto, podemos decir lo siguiente:

Donde:

N es la normalidad de la disolución.

M es la molaridad de la disolución.

e–: Es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o reducción por mol de sustancia.

PUNTO DE EQUIVALENCIA

El punto de equivalencia o punto estequiométrico, de una reacción química se produce durante una valoración química cuando la cantidad de sustancia valorante agregada es estequiométricamente equivalente a la cantidad presente del analito o sustancia a analizar en la muestra, es decir reacciona exactamente con ella.1 En algunos casos, existen múltiples puntos de equivalencia que son múltiplos del primer punto de equivalencia, como sucede en la valoración de un ácido diprótico.2 Un gráfico o curva de valoración muestra un punto de inflexión en el punto de equivalencia. Un hecho sorprendente sobre la equivalencia es que en una reacción se conserva la equivalencia de los reactivos, así como la de los productos.

El punto final (similar, pero no idéntico que el punto de equivalencia) se refiere al punto en que el indicador cambia de color en una valoración de colorimetría. La diferencia entre ambos se llama error de valoración y debe ser lo más pequeña posible


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4) DESARROLLO EXPERIMENTALa) Equipos

1 Soporte universal con pinza 2 Lunas de reloj 1 Vaso de 250 ml y 1 vaso de 100ml 1 Fiola de 250 ml y 2 de 100ml 2 Baguetas 1 Bureta de 50 ml 2 Matraces de Erlenmeyer de 250 ml 1 Probeta de 100ml 1 Balanza

b) Materiales Hidróxido de Sodio Carbonato de Sodio Cloruro de Sodio Ácido Clorhídrico Fenolfatleína Anaranjado de Metilo

c) PROCEDIMIENTOS EXPERIMENTALESA. Preparación y determinación del %W/W de una solución de cloruro de sodio (NaCl)

1. Pesamos un vaso limpio y seco de 100 ml.Wvaso= 69.45g

2. Añadimos 9g de agua destilada y pesamos el vaso con 9g de agua destilada.3. Pesamos una hoja de papel, luego añadimos 0.1g de NaCl (aprox.) a la hoja y

posteriormente la pesamos.Wpapel=2.4500gWpapel + NaCl=2.5593gWNaCl=0.1093g

4. Finalmente añadimos el NaCl al vaso con agua destilada y agitamos hasta disolver el NaCl completamente.

B. Preparación y determinación del %W/V de una solución de cloruro de sodio1. En un vaso de 100ml limpio y seco añadimos 20ml de agua destilada.2. En un papel de igual peso que el anterior añadimos NaCl y posteriormente lo

pesamos.3. Disolvemos el NaCl en el vaso con 20ml de agua destilada.4. La solución que resulta la trasvasamos a una fiola de 100ml5. Enjuagamos el vaso 2 veces con agua destilada para que no queden restos y lo

adicionamos a la fiola.6. Completamos los 100ml con agua destilada y agitamos la fiola hasta homogenizar la

solución.

C. Preparación de 100ml de una solución de NaOH 0.1 M aproximadamente.


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1. Pesamos 0.40g de NaOH(aprox.) siguiendo los pasos anteriores.WNaOH=0.4601g

2. En un vaso limpio y seco agregamos 20ml de agua destilada (aprox.) y disolvemos el NaOH.

3. Trasvasamos la solución a una fiola de 100l y para no dejar restos enjuagamos 2 veces el vaso y esto lo agregamos a la fiola.

4. Completamos el volumen hasta la línea de enrase y agitamos la fiola para homogenizar.

D. Preparación de 250ml de una solución de HCl 0.1N aprox.1. Aplicamos la fórmula de molaridad para hallar el peso de HCl que necesitamos.

0.1=(m/36.45)/0.250Lm= 0.9125g de HCl

2. Ahora a partir del peso, densidad y pureza del HCl, calculamos su volumen.3. Medimos el volumen de HCl calculado anteriormente (2.07ml) con una pipeta y

trasvasamos a una fiola de 250 ml.4. Enrasamos la fiola con agua destilada y agitamos para homogenizar.

E. Preparación de 100ml de una solución estándar de Na2CO3 0.100 N.1. Pesamos 0.53g de Na2CO3 (aprox.)

W(Na2CO3)=0.5333G2. En un vaso de 100ml limpio y seco agregamos aprox. 50ml de agua destilada y

disolvemos.3. Transferimos la solución a una fiola de 100ml usando la bagueta.4. Enjuagamos 2 veces el vaso y trasvasamos a la fiola.5. Enrasamos la fiola con agua destilada y agitamos hasta homogenizar.

F. Estandarización de la solución de HCl 0.1N con la solución patrón de Na2CO3 0.100N.1. Llenar la bureta con el ácido preparado en la parte “D”, evitando el ingreso de aire lo

máximo que se pueda.

2. Colocamos 10ml de la solución preparada en la parte “E” a un matraz de Erlenmeyer.3. Agregamos al matraz 2 o 3 gotas el indicador anaranjado de metilo.

HCl


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4. Anotamos el volumen del ácido en la bureta antes de iniciar la titulación, luego vamos adicionando el ácido girando la llave con la mano izquierda y rotando el matraz con la mano derecha. Vamos dejando caer el ácido hasta que el color cambie de amarillo a anaranjado sin llegar a rojo.

5. Anotamos el volumen de ácido gastado y calculamos la normalidad.

G. Valoración de la solución de NaOH aproximadamente 0.100M con la solución de HCl estandarizada.1. Colocamos 10ml de la solución preparada en la parte “c”(NaOH) y la añadimos aun

matraz de Erlenmeyer2. Le agregamos a la solución contenida en el matraz 2 gotas de fenolftaleína.

3. Llenamos la bureta con el HCl estandarizado y vamos dejando caer el ácido al matraz de Erlenmeyer, mezclando continuamente y detenemos la titulación cuando cambie de su color rojo grosella a incoloro.

Titular

Fenolftaleína 2gotas


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5) CÁLCULOS

Determinación %W/W de coluro de sodio

%pp=PesosolutoPesosolución

×100

%pp= 0.1093

9.00+0.1093×100%

pp=1.2

%W/V de una solución de cloruro de sodio

Datos:

Wpapel= 2.45g

Wpapel+NaCl=2.588g

WNaCl=0.1380g

%pv=

PesosolutoVolumensolución

×100 %

%pv=0.1380g

100×100 % %

pv=0.138

Preparación de 100ml de una solución de NaOH 0.1 M

M = #de moles del soluto/Vol de la solución= ((0.4601g de NaOH)/40)/0.1L

M=0.115M

Preparación de 250ml de una solución de HCl 0.1N

Datos

V=(W/(D.%W)) x 100

V=(0.9125g/(1.18 x 37.25)) x 100

V= 2.07 ml

Preparación de 100ml de una solución estándar de Na2CO3 0.100 N

Peso equivalente del Na2CO3 :106/2= 53g

Eq-g= Wsto/53g

N=(Wsto/53g)/0.100L=0.100N

Wsto= 0.53g


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N=0.5333/(53g x 0.1)=0.101N


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Estandarización de la solución de HCl 0.1N con la solución patrón de Na2CO3 0.100N

Volumen Inicial Volumen Final Volumen gastado

50ml 40.6ml 9.4ml

Volumen inicial del ácido= 50ml

Volumen del ácido gastado= 9.4ml

Na(HCl)* Va(HCl) = Nb(Na2CO3) * Vb(Na2CO3)

V(Na2CO3) = 10ml

V(HCl)= volumen gastado

N(a) * 9.4ml = 0.1N * 10ml

N(a)= 0.106N

Valoración de la solución de NaOH aproximadamente 0.100M con la solución de HCl estandarizada.

Volumen de HCl gastado= 10.3 ml

Na * Va = Nb * Vb

0.106 * 10.3ml = Nb * 10ml

Nb= 0.109 N


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6) DISCUSIÓN DE RESULTADOS

En el primer experimento se observara que dada la relación entre el porcentaje en peso, densidad, y peso del soluto, se puede determinar el volumen del soluto

En el segundo experimento para la preparación del cloruro de sodio al uno por ciento de peso en volumen se debe considerar que el soluto se expresa en gramos y la disolución en cm3, cc o ml (unidades de volumen). En el tercer experimento para conocer la concentración exacta del NaOH NO ES SENCILLO YA QUE ESTE SUELE TENER UNA CANTIDAD DE HUMEDAD NO FACIL DE CONOCER O ELIMINAR. Así suele suceder que si pesamos 20g de reactivo, en realidad tengamos algo de 19g de NaOH y un gramo de H2O. POR ESTA RAZON sería más conveniente realizar un procedimiento química, al que se conoce como valoración, titulación, estandarización. En el cuarto experimento para la PREPARACION del HCL 0.1 N, SOLO ES UNA APROXIMACION POR LO QUE SERIA CONVENIENTE REALIZAR LA TECNICA DE VALORACION PARA OBTENER LA VERDADERA CONCENTRACION. En el quinto experimento LA CONCENTRACION DEL CARBONATO DE SODIO ES EXACTA, YA QUE ESTA ESTANDARIZADA, POR LO QUE QUEDA SOLO REALIZAR ALGUNOS CALCULOS COMO LA NORMALIDAD, EQUIVALENTE GRAMO, LO QUE SERA MAS PRECISO . En el sexto experimento se va a preparar una disolución de HCL Y PARA CONOCER CON EXACTITUD LA CONCENTRACION SE VA ESTANDARISAR CON UN PATRON PRIMARIO. CARBONATO SODICO. En este proceso se utilizara un volumen de la solución patrón con el cual llegamos al punto final de la ESTANDARIZACION O PUNTO DE EQUIVALENCIA. ESTO SE DETECTARA POR EL CAMBIO DE COLOR QUE EXPERIMENTA EL INDICADOR QUE FUE AÑADIDO AL PATRON PRIMARIO. EN SEPTIMO EXPERIMENTO LA VALORACION O TITULACION ES UNA OPERACION VOLUMETRICA , LO CUAL SE DETERMINA LA CONCENTRACION DEL NaOH A PARTIR DE OTRA SOLUCION DE CONCENTRACION CONOCIDA ( DENOMINADA SOLUCION PATRON ESTANDAR ) QUE ES EL HCL .DE IGUAL MANERA LA VALORACION SON USADAS PARA VERIFICAR LA CONCENTRACION DE UNA SOLUCION RECIEN PREPARADA . EN ESTE PROCEDIMEINTO SE DETENDRA LA TITULACION TAN PRONTO CAMBIE EL COLOR DE ROJO GROSELLA A INCOLORO, YA QUE SE AGREGO INDICADOR FENOLFTALEINA AL NAOH. UTILIZANDO ANARANJADO DE METILO EL PUNTO FINAL SE OBTENDRA POR EL CAMBIO DE COLOR DE AMARILLO A COLOR NARANJA .


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7) CONCLUSIONES Se pesa una solución en un vaso de precipitados no en una fiola.

Las concentraciones obtenidas por nosotros son aproximaciones.

Para estandarizar una solución usamos una solución que contiene una concentración conocida de un elemento o sustancia especifica.

El indicador de PH ya sea la fenolftaleína, el anaranjado de metilo o cualquier otro no debe hacer falta en una titulación.

Por el principio de equivalencia determinaremos concentraciones desconocidas.


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8) RECOMENDACIONES Cuando vertemos liquido de la bureta al matraz Erlenmeyer hacerlo poco a poco y

agitar constantemente el matraz

No mires el líquido que sale de bureta o la posición de tus manos cuando usas la bureta si no aprecia el contenido de tu matraz ya que así podrás ver si este cambia o no.

Usar los guantes al manipular reactivos como el ácido clorhídrico(HCl), ya que su contacto directo pueden producir lesiones

Al realizar la estandarización de la solución de HCl evitar que seformen burbujas en el aire.

Secar adecuadamente los materiales al momento de realizar elexperimento. Manipularlos de la manera más eficaz posible


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9) BIBLIOGRAFÍA

Brown Teodoro “Química la ciencia central” Editorial PrenticeHall.

Raymond Chang “Química General”, Editorial Mc Graw Hill,Cuarta edición.

Academia César Vallejo “Química, análisis de principios yaplicaciones”, Editorial Lumbreras, Tomo II

Ralph A. Burns “Fundamentos de química”, Editorial PearsonEducación, Segunda edición

PÁGINAS WEB

http://www.unlu.edu.ar/~qgeneral/tpuno.pdf

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/soluciones.

http://olydan.iespana.es/quimsolucion.htm

http://www.drscope.com/privados/pac/generales/desequilibrio/desequilibrios.html


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10) ANEXOSa) GRÁFICOS

Determinación del %W/V de una solución de cloruro de sodio

Preparación de 100ml de una solución estándar de Na2CO3 0.100 N


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Valoración de la solución de NaOH aproximadamente 0.100M con la solución de HCl estandarizada


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b) CUESTIONARIO1. Menciona tres condiciones importantes a tener en cuenta para preparar una

solución.

Se debe tener en cuenta lo siguiente:

-Analizar primero si nuestra solución es una expresión de volumen o masa, porque si es de volumen se usa la fiola y si es de masa se usa el vaso precipitado.

-Pesar y medir con la mayor exactitud posible, para obtener así un menor porcentaje de error.

-Conocer mi compuesto que actuara como soluto y mi compuesto que actuara como solvente para saber si realmente mi soluto será soluto.

2. ¿Qué es una solución estándar y cuál es la ventaja de su uso?

Es una disolución que contiene una concentración conocida de un elemento o sustancia específica, llamado patrón primario debido que a su alta estabilidad que se emplea para valorar la concentración de las soluciones.

Las ventajas son:

Ayuda a calcular la concentración de una solución.o Conocer la identidad de la solución pedida.

3. ¿Por qué es necesario valorar o estandarizar las soluciones preparadas en la parte c y d?

Para determinar exactamente cuáles son sus concentraciones porque nosotros solo sabemos valores aproximados

4. Cuales son los pasos a seguir para preparar correctamente 250ml de solución 0.5M de NaOH a partir de un soluto con 10% de humedad.

1. Calculo la masa de NaOH que necesito.

-Como N=θ*M donde θ es 1 para NaOH, entonces la normalidad es 0.5N-se sabe que N=Wsoluto/(Wequivalente*Volsolución)

Wsot=0.5*40*0.250

Wsot=5.00g

-Ahora como hay 10%de humedad eso quiere decir que nuestra muestra contendrá 90% sin humedad

50gsoluto-------------------------------90%

x------------------------------------------100%


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-Entonces la masa de NaOH será x=5.56g

2. Peso 5.56g de NaOH.

3. En un vaso de precipitados lleno 40ml de H2O.

4. Deposito el NaOH en mi vaso , agito y disuelvo.

5. El contenido del vaso vierto en una fiola de 250ml.

6.Lleno de agua la fiola hasta la línea de enrase.

5. Se mezclan 100 ml de HCl 0,5 N con HCl de normalidad desconocida y mezcla resultante se neutraliza con 500 ml de NaOH 0,5N. ¿Cuál fue la N desconocida de HCl?

M×θ=N→θ=1→M=NM1 V1 + M2V 2= M3 V3

0,1L(0,5) + 0,5L(M)=0.5(0,5) M=4 entonces la N=4

6. Se necesita una solución de H2SO4 1.5M y en el laboratorio se tiene soluciones sobrantes del mismo acido pero de diferentes concentraciones. Se mezclan 500ml 1M con 2.5L 2.0M y 800ml 0.8M.Haga los cálculos correspondientes y diga si la solución resultante le debemos agregar agua o H2SO4cc con densidad 1.8g/ml y 98.2%de pureza para obtener la solución requerida.

-2.5L=2500ml

+ + =

500ml*0.5M + 2500ml*2.0M + 800ml*0.8M =3800ml*X 1.62M=X

-Como la concentración es mayor de lo deseado entonces para disminuir la concentración le agregare agua a la solución.

=

500ml H2SO4 0.5M

800ml H2SO4 0.8M

2500ml H2SO4 2.0M

3800ml H2SO4 X

3800ml H2SO4 1.62M

(3800+x)ml H2O

1.5M


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3800ml*1.62M=(3800ml+x)*1.5M 293ml=x

Debo agregar 293ml de agua a mi solución para obtener una concentración de 1.5M

7. ¿Cuál es la función de un indicador en una titulación acido-base? Menciones tres ejemplos.

Los indicadores son de gran utilidad en la realización de una titulación ácido-base, ya que a través del cambio de coloración nos ayudan a saber el momento (casi exacto) en que se ha llegado al punto de equivalencia, esto es cuando:

#Eq-g (ácido) = #Eq-g (base)

Papel tornasol

Anaranjado de metilo

Fenolftaleína

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