laboratorio quimica 7 preparacion y valoracion de soluciones

“Año de la diversificación productiva y del fortalecimiento de la educación”UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE

SAN MARCOS(Universidad del Perú, DECANA DE AMERICA)

FACULTAD DE CIENCIAS BIOLÓGICASE.A.P GENÉTICA Y

BIOTECTOLOGÍA

CLASE: LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL E INORGANICA

PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de soluciones

PRACTICA N° 7“PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES”

INTEGRANTES: CÓDIGO:CUEVA FLORES ALEJANDRA ELIZABETH 15100030ARANDA BILLOTA WENDY EMAYLINE 15100027PAJUELO REYES CECILIA ISABEL 15100108TIRADO JULCA INGRID AMANDA 15100039

PROFESORA: ING. ISABEL RAMÍREZ FECHA DE ENTREGA: 11 DE JUNIO DE 2015

RESUMEN

Universidad Nacional Mayor de San Marcos PAGINA 1

PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesEn el presente trabajo de laboratorio hemos aprendido mediante la experimentación primero a diferenciar las clases de mezcla homogénea y cómo podemos clasificarlas de una manera ya sea cuantitativa cuando nos referimos a diluciones y concentraciones o también mediante procesos cualitativos cuando hablamos de unidades físicas (%W) y unidades químicas (molaridad y normalidad) para que luego de identificar estas medidas podamos continuar con el proceso de titulación que es lo fundamental en esta última practica la cual se llevó a cabo tomando en cuenta la valoración del HCl a partir de indicadores como el anaranjado de metilo y la fenolftaleína determinando así como al mezclarlo con el Na2CO3

obteníamos su carácter acido o básico , usando la respectiva las respectivas indumentarias .

ÍNDICE


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesIntroducción………………………………………………… 3 Objetivos…………………………………………………...... 4 Historia o discusión histórica………………………….…….... 5 Principios Teóricos……………………………………………9

Sistemas dispersos………………………………………...9

Soluciones……………………………………………… 9 Solubilidad…………………………………………….. 10 Concentración…………………………………………. 11 Disoluciones…………………………………………… 12 Mezcla de soluciones …………………………………...

12Neutralización ácido – base…………………………….

13Detalles Experimentales……………………………. ……… 14

Materiales……………………………………………... 14Reactivos……………………………………………… 15 Preparación de solución acuosa de cloruro de sodio al 10% (W/W)…………………………………………………16Preparación de una solución de cloruro de sodio al 1% en (W/V)………………………………………………… 16Preparación de 100ml de una solución de NaOH aproximadamente 0,1 M………………………………... 17Preparar 100 ml de una solución acuosa de HCl 0,1 M a partir


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesde HCl concentrado…………………………………….. 18 Preparación de 250 ml de solución acuosa de Na2CO3 0,1 N………………………………………………… 19 Estandarización de la solución de HCl aproximadamente 0,1 N…………………………………………………. 21

Conclusiones………………………………………………...24 Recomendaciones……………………………………………25 Apéndice…………………………………………………...26 Bibliografía………………………………………………...31

INTRODUCCIÓN

El proceso de valorar o mejor llamado titulación como procedimiento experimenta que nos permite la identificación a partir de una solución conocida (solución estándar) que nos sirve como patrón o base para encontrar la concentración de otra, es un proceso que tiene una gran influencia en muchos procesos químicos y biológicos, por lo que su conocimiento es de suma importancia . En la mayoría de los casos prácticos, tanto industriales como biológicos es


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesnecesario medir el PH lo que se puede realizar con instrumentos como los peachimetros o como en nuestro caso usando los indicadores, cuya función primordial es detectar el punto de equivalencia en las volumetrías acido-base para determinar así la concentración desconocida de un ácido en una disolución.Los ácidos y bases se encuentran en nuestro entorno cotidiano en los alimentos, medicamentos, productos de limpieza y otros tantos están a nivel generalizado a nivel de la industria y en la ciencia ya sea para verificar la manera en que se lleva a cabo la transformación de la materia o controles en el proceso de calidad de un producto, etc.

OBJETIVOS



La identificación de materiales requeridos para preparar soluciones.

Valorar el HCL con una solución estándar en este caso el Na2CO3.

Hallar las concentraciones de las disoluciones y reconocer su carácter ya sea básico o acido gracias a la utilización de indicadores orgánicos.

HISTORIA O DISCUSION HISTORICA

El descubrimiento del fenómeno osmótico y los primeros estudios al respecto están unidos a la


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucioneshistoria de la creación de las ciencias del siglo XIX: la biología, la química y la fisicoquímica.La fisicoquímica por su parte surge como ciencia a finales del siglo XIX y es el resultado de las investigaciones de la dinámica de las reacciones termoquímicas, la catálisis, la electrólisis y, sobre todo, la física de soluciones. Todo ello se conjuga con la aceptación de la teoría atomista.A principios del siglo XIX los químicos pretendían dar una explicación al comportamiento de los gases a través de sus experimentos. El objetivo de estos estudios era la comprensión del átomo. En ese entonces, Thomas Graham (1805- 1869), padre de la química de los coloides, junto con François Marie Raoult (1830-1901), fundador de la Teoría de las Soluciones, sentaron las bases de la fisicoquímica como disciplina científica. Los estudios de estos químicos coinciden con la corriente de estudio de los fisiólogos, quienes estaban preocupados por entender los procesos de transporte en las células de las plantas y los animales y cuyas investigaciones fueron decisivas para el descubrimiento de la ósmosis. Las dos corrientes, tanto la del estudio de los gases y las soluciones, entrecruzan y se influyen mutuamente.


Ilustración 1 Fundador de las Teoría de las Soluciones

PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesEl descubrimiento de la ósmosis en membranas semipermeables fue realizado por Henri Dutrochet (1776-1847), considerado como uno de los grandes fisiólogos del siglo XIX, quien también tiene relación con las primeras observaciones que condujeron al descubrimiento de la fotosíntesis. Dutrochet descubrió el fenómeno de la ósmosis cuando observó que la difusión del solvente a través de una membrana semipermeable ocurría siempre de la solución de menor concentración de un soluto, que no puede pasar, hacia la solución de mayor concentración; además, el solvente que fluye es capaz de desarrollar una presión sobre la membrana a la que denominó presión osmótica. Dutrochet construyó el primer dispositivo experimental para observar la presencia de la presión osmótica. Con lo anteriormente expresado Dutrochet daba la pauta para la concepción de una célula viva rodeada de una membrana semipermeable que absorbe agua de sus alrededores a través del flujo osmótico, al mismo tiempo que se interrumpe la difusión de ciertas sustancias de la solución.No obstante la importancia de este descubrimiento, la medida cuantitativa de la presión osmótica fue elaborada 50 años más tarde, en 1877, por el botánico Wilhelm Pfeffer (1845-1920). Pfeffer es otro de los fisiólogos que son mencionados junto a su maestro Julius von Sachs (1832-1897), en relación al descubrimiento de la fotosíntesis.


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesCuriosamente, y a pesar de los antecedentes fisiológicos bien conocidos de la ósmosis, Pfeffer no utilizó en sus experimentos membranas biológicas sino artificiales, preparadas en el laboratorio por medio del depósito de un electrolito, de ferrocianuro de cobre sobre un dispositivo poroso. En ese entonces, las membranas artificiales habían sido descubiertas por Troube en 1867 y usadas extensivamente entre 1870 y 1920. Con estas membranas se consiguieron medidas aceptables de la presión osmótica de soluciones de azúcar y de algunas moléculas orgánicas, lográndose presiones osmóticas de un poco más de 200 atmósferas.

En su experimento, Pfeffer utilizó agua como solvente y sacarosa como soluto. Los resultados se encuentran en la gráfica de la figura 1. Tal como puede observarse directamente en ella, la presión osmótica de una solución es directamente proporcional a su concentración. Ahora bien, Pfeffer desarrolló este experimento a temperatura constante y concluyó que si modificaba la temperatura, utilizando la misma solución (sin cambiar la

concentración), la variación de la presión osmótica también era

directamente proporcional a

la temperatura.


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesEste comportamiento de la presión osmótica es idéntico al de un gas ideal.

Figura1. Resultados del experimento de Pfeffer. Se observa la presión osmótica de una solución

de sacarosa en agua a 20ºC.

J. H. Van't Hoff (1852-1911) fue quien aventuró una interpretación comparativa de la presión osmótica con la presión ejercida por un gas. De esta forma, el estudio de la ósmosis se escapa de las manos de los fisiólogos y cae en las de los fisicoquímicos. Primero Van't Hoff y luego Josiah Willard Gibbs (1839-1903) contribuyeron a dar unidad a la teoría de las soluciones que incorpora el comportamiento osmótico como una de las propiedades de las soluciones. Esta teoría también integra los trabajos realizados por Raoult entre los años de 1875 y 1890.Antes de la formalización de la teoría de las soluciones, las leyes de Raoult se daban como hechos empíricos, lo mismo que la ley de la ósmosis; de manera que la conexión que hizo Van't Hoff entre la


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesósmosis y la teoría cinética impresionó muchísimo a la colectividad y fue considerada como una de las explicaciones más sugestivas de su época. La teoría de Van't Hoff de 1886 fue resumida así:

Toda materia disuelta ejerce sobre una pared semipermeable una presión osmótica igual a la presión que sería ejercida en el mismo volumen, para un número igual de moléculas en estado gaseoso.

Tales ideas sobre la interpretación de la presión osmótica ganaron gran popularidad. Sin embargo, fueron abandonadas por la comunidad científica a principios del siglo XX por considerarse erróneas. La presión osmótica no es el resultado del choque de las moléculas de la sustancia disuelta contra un tabique poroso, sino que su interpretación debe apreciarse como la presión necesaria para compensar un déficit energético que se produce por la disolución espontánea del soluto en el solvente. Esta explicación apareció cuando los trabajos de Van't Hoff quedaron entendidos dentro del formalismo de la teoría termodinámica química dada por Gibbs.Es necesario hacer notar que el siglo XIX concluye con la aparición de la fisicoquímica como ciencia. Esta establece, como lo hemos comentado, la teoría de las soluciones en general, así como las relaciones entre el equilibrio y las condiciones exteriores de un sistema termodinámico.



PRINCIPIOS TEÓRICOSSistemas dispersos: Llamados así, porque en una sustancia dispersa se encuentra diseminada una sustancia dispersante .De acuerdo al diámetro de partícula dispersada, se clasifican en suspensiones, coloides y soluciones.

Soluciones:


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesLas mezclas homogéneas se llaman soluciones, por lo tanto, una solución puede definirse como una mezcla de dos o más componentes en una sola fase.Las soluciones son comunes en la naturaleza y están relacionadas con nuestra vida diaria, los fluidos corporales de todas las formas de vida son soluciones. Las variaciones de concentración, en especial de sangre y de orina, aportan a los médicos valiosa información con respecto a la salud de las personas. En una solución, por lo general, el componente que está en mayor proporción recibe el nombre de solvente (A) y el de menor proporción, es el soluto (B). Si mezclamos H2O y NaCl y obtenemos una sola fase, entonces hemos preparado una solución donde el H2O es el solvente y el NaCl es el soluto. En este caso el resultado es una solución iónica donde el soluto, está en forma de iones Na+ y Cl- dispersos de manera homogénea por todo el sistema; esta solución es conductora de electricidad (electrolito).


H

H

O

NaCl(s)

Cl-

Na+

Ilustración 2 Proceso de disolución del cloruro de sodio en agua


Solubilidad: Los gases se mezclan fácilmente entre sí, lo hacen en cualquier proporción y forman soluciones gaseosas. Ciertos pares de líquidos, como el metanol y agua, también lo hacen en cualquier proporción; sin embargo, otras sustancias tienen un intervalo limitado de solubilidad, por lo que generalmente se usa los términos solubles, escasamente solubles e insolubles. Solubilidad(S) representa la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en 100g de disolverse a una determinada temperatura y se determina en forma experimental. ¿De qué factores depende la solubilidad?

Naturaleza del soluto y solvente Temperatura Presión



Curvas de solubilidad Se construye con datos experimentales y permite observar la variación de la solubilidad de los solutos en el agua en función a la temperatura.

La solubilidad de los solutos sólidos por lo general aumenta con el aumento de la temperatura.

La solubilidad de los gases disminuye al aumentar la temperatura, pero aumenta al aumentar la presión.

Concentración:La concentración expresa la cantidad de soluto (B), que puede ser volumen, gramos, moles o equivalentes que están presentes en una determinada cantidad de solución. Las concentraciones de las soluciones se pueden expresar en: Unidades Físicas y Químicas.



Unidades de concentración

UNIDADES FÍSICAS% EN PESO

(%W)% EN VOLUMEN

(%V)%EN PESO/VOLUMEN

(%W/V)PARTES POR MILLÓN

(ppm)

%W=WsolutoWsolución

×100 %V=VsolutoVsolución

×100 %W/V=WsolutoVsolución

×100ppm=

mgdeBkgde solución

UNIDADES QUIMICASMOLARIDAD(M) NORMALIDAD(N) FRACCION MOLAR(Xi)

M= n(moles desoluto)V (L )de solución

M= W (g )deB /PF1Lde solución

N= N ° de eq−gde solutoV (L )de solución

N° de eq- g B = W gde B

Peq deB ( g¿ .

)

P eq = PF /θ

(Xi)=n°moles del componente i

n °moles totales

Diluciones:Se puede preparar soluciones más diluidas a partir de otras más concentradas agregando agua; a este proceso se le conoce como dilución, y se usa las siguientes relaciones:


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesnsto (i) = nsto (f)

M1 ₓ V1 = M2 ₓ V2 o N 1 ₓ V1=N2 ₓV2

Mezcla de soluciones: Cuando se mezclan dos soluciones que contiene el mismo soluto, pero de concentraciones diferentes, la resolución resultante posee una concentración intermedia.

nsto (1) + nsto(2) = nsto (3)

M1 V1 + M2 V2 = M3 V3

Neutralización ácido – base:En una neutralización, ácido reacciona con una base y el producto principal es el agua. En una neutralización se cumple que:# equivalente ácido = # equivalente base N = ¿≡.V #equiv. = N ₓ V

PE = PFθ #equiv. = WPE

Nácido ₓ V ácido = Nbaase ₓ V base



DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales: 1 soporte universal con pinza 2 lunas de reloj 1 vaso de 250 mL y vaso de 100 ml 1 probeta de 100 mL 3 fiola de 100 mL 1 bureta de 50 mL 2 matraces de Erlenmeyer de 250

MlUniversidad Nacional Mayor de San Marcos PAGINA 18

PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de soluciones 2 baquetas 1 balanza

Reactivos: Hidróxido de sodio Carbonato de calcio Cloruro de sodio Ácido clorhídrico Indicadores : fenolftaleína y

anaranjado de metilo



A. Preparación de solución acuosa de cloruro de sodio al 10% (W/W):- En un vaso limpio y seco de 100ml pesar 1,0 g de cloruro de sodio.- Luego añadir 9 ml de agua destilada, agitar hasta disolver, homogenizar hasta disolver.

B.Preparación de una solución de cloruro de sodio al 1% en (W/V):


Para poder pesar los solutos sin tener que restar el peso del vaso, se tara la balanza con el vaso colocado en ella. Se presiona el botón On-Zero para que indique 0 g automáticamente. Después se añade el soluto.


- Pesar un vaso limpio y seco, agregar 1,0 g de cloruro de sodio, disolver con una pequeña cantidad de agua destilada.- Trasvasar en una probeta de 100 ml enjuagar con agua el vaso dos veces y adicionar a la probeta.- Completar el volumen a 100 ml con agua, agitar hasta que esté completamente homogenizada.

%W/V = 1.0 g100ml× 100%= 1%

C.Preparación de 100ml de una solución de NaOH aproximadamente 0,1 M:- Pesar un vaso seco y limpio y añadir 1,0 g de NaOH.- Agregar 50 ml de agua destilada, disolverla.- Trasvasar en una fiola de 100 ml enjuagar por lo menos dos veces el vaso y este líquido agregar a la fiola.


Se tiene que procurar tener la cantidad exacta del soluto. Por ejemplo, aquí en los trozos de NaOH, la balanza oscilaba entre esos valores, así que se tuvo que añadir un pequeño pedazo adicional para completar el peso.

PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de soluciones- Completar el volumen hasta la línea de enrase y homogenizar.

Primero calculamos el número de moles del soluto

N° de moles = 0.40g40mol /g

=0.01mol

Luego hallamos la molaridad de la solución

M=0.01moles0.1L

=0.1M

D.Preparar 100 ml de una solución acuosa de HCl 0,1 M a partir de HCl concentrado, de densidad: 1,18 g/ml y 37,25% de pureza.

-Aplicando la siguiente fórmula:

W= Peso del soluto en el HCl concentrado.


Añadida la solución a la fiola, se debe limpiar el vaso con agua destilada, y añadirla de nuevo a la fiola, esto es para evitar que la solución se pierda.

PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesV= Volumen del HCl concentrado.%W= Tanto por ciento de pureza.

V= WD×%W

×100

- Aplicando la fórmula de molaridad y conociendo la concentración 0,1M y volumen 0,1L de HCl se necesita 9,125 g de HCl para agregar a la solución.-0.83 mL de HCl concentrado. Este volumen se mide con una pipeta y se trasvasa en una fiola de 100 ml y se enrasa con agua destilada.- Se agita para homogenizar

Calculamos el Peso de HCl

0.1 N = W36.5×0.1L

W=0.365g

Luego hallamos el volumen de HCl concentrado

V =0.365 g

1.18 gml×37.25

×100

V =0.83mL

E.Preparación de 250 ml de solución acuosa de Na2CO3 0,1 N.- Pesar exactamente en un vaso de 100 ml limpio y seco 1,325 g de Na2CO3.- Agregar aproximadamente 50ml de agua


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesdestilada y disolver.- Transferir la solución a una fiola de 250 ml empleando la bragueta, enjuagar dos veces el vaso y trasvasar dichas soluciones a la fiola.

Calculamos la Normalidad

N = 0.53g

1062×0.1 L

=0.100N

Para titular la solución: Colocar en una bureta 25 mL de la solución de

HCl 0,1 N. En un matraz Erlenmeyer añadir 10 mL de una

solución de Na2CO3 0,1 N anteriormente preparada.

Agregar al matraz dos o tres gotas de amarillo de metilo. La solución se tornará color amarillento.Adicionar el ácido girando la llave con la mano izquierda y rotando el matraz con la mano derecha. Dejar caer el ácido hasta que la solución cambie a un color salmón, sin llegar a rojo intenso, ya que eso significa que hay exceso de ácido.



F. Estandarización de la solución de HCl aproximadamente 0,1 N:

- Llenar la bureta con el ácido preparado en D. evitando que se forme burbujas de aire.- Medir 10 ml de la solución estándar de Na2CO3 preparada en el paso E y verterla en el matraz de Erlenmeyer de 250 ml.- Agregar al matraz 2 o 3 gotas del indicador anaranjado de metilo.- Anotar el volumen inicial del ácido en la bureta antes de comenzar la titulación dejar caer el ácido, manejando la llave con la mano izquierda y rotando el matriz con la mano derecha.


Aquí tenemos a la bureta de 50 mL junto con el matraz Erlenmeyer, con los cuales podremos titular las soluciones realizadas en clase.


- Adicionar el ácido hasta que el color vire de amarillo o naranja sin llegar a rojo (lo cual indica que hay exceso de ácido), se puede calcular y ver si retorna el color amarillo, si es así seguir añadiendo el HCl de la bureta.


Para añadir correctamente la solución al HCl o al Na2CO3, se debe sostener el matraz con la mano derecha y girar la llave de la bureta con los dedos pulgar e índice de la mano izquierda. Evitar que salgan chorros de solución cuando se está próximo a llegar a 10 mL, ya que en cualquier momento la solución cambia de color al neutralizarse. Mover constantemente el matraz para que el color se mantenga parejo antes de que cambie.


- Anotar el volumen de ácido gastado.- Calcular la normalidad según:

V1: Volumen del Na2CO3 (ml) V2: Volumen del HCl (ml) gastado.N1: Normalidad de la solución de Na2CO3 N2: Normalidad de la solución del HCl.

Na xV a=Nb xV b0.1N (HCl ) x 9.1mL (HCl )=10mL(Na2CO3)xN ¿ )


La solución de Na2CO3 con HCl debe cambiar a color salmón.

Se logró con X de HCl y 10 mL de Na2CO3



La solución de NaOH con HCl debe cambiar a color rojo grosella.

Se logró con 9,1 mL de solución de NaOH y 10 mL de HCl.

La solución de Na2CO3 con HCl debe cambiar a color salmón.

Se logró con 9,6 mL de HCl y 10 mL de Na2CO3


CONCLUSIONES

Es indispensable conocer las fórmulas teóricas de las soluciones, puesto que estas nos ayudarán en el proceso para poder realizar una solución con medidas más aproximadas a la real.

La titulación se aplicará en reacciones de neutralización con sustancias opuestas como ácido y base.

Según los indicadores fenolftaleína y anaranjado de metilo, cuando la coloración está más claro nos indica que las soluciones están casi neutralizadas o con los mismos equivalentes gramos muy aparte esto está relacionado con el pH ácido-base



RECOMENDACIONES

En el último trabajo de laboratorio trabajamos con soluciones acido-base y a cómo identificar la concentración de una solución a partir de una solución estándar.Las recomendaciones son:

1. Procurar que la indumentaria se encuentre limpia y sin rastros de reactivos que puedan interferir con el nuevo proceso experimental es por eso que se recomienda enjuagar con agua destilada.

2. El cuidado debido con la manipulación de los mismos

3. El uso de mascarillas y guantes debido a que se trabaja con ácidos (HCL) y colorantes orgánicos.

4. Y colocar fecha a las muestras ya que el tiempo determina la utilidad debido a la concentración


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesmolar y normal este paso es realmente importante en el trabajo de laboratorio.

APÉNDICE

1.Defina y explique:

Volumetría: Es el proceso que nos permite determinar el volumen necesario de un reactivo que se debe gastar para generarse una cierta


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesreacción en la sustancia que está siendo analizada.

Titilación: También conocida como valoración química es el proceso que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo ya conocido. Así una titulación acido-base es una titulación de neutralización donde se mide el ácido o la base por medio de una reacción y un indicador de color.

Sustancia patrón: Es aquella sustancia de concentración perfectamente conocida y que se utilizara como base en la titulación.Se puede llegar a conocer de forma:1. Directamente: Se disuelve una cantidad exactamente pesada de un patrón primario (sustancia en alto grado de pureza), y se diluye hasta un volumen conocido.2. Indirectamente: Se valora la solución que contiene una cantidad pesada de sustancia pura con una solución patrón (patrón secundario)

Estandarización: También conocida como titulación que sirve para conocer la concentración de determinada solución. Este procedimiento consiste en hacer reaccionar dicha solución con otra de la cual si sabes la concentración.


http://es.wikipedia.org/wiki/Reactivo

http://ponce.inter.edu/acad/cursos/ciencia/q3120/primario.htm

PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de solucionesValoración: Es el procedimiento para calcular la cantidad o concentración de una sustancia presente en una muestra se conoce también como titulación.

Neutralización: Es una reacción entre un ácido y una base produciendo una sal y agua, son generalmente exotérmicas. Se les suele llamar de neutralización porque al reaccionar un ácido con una base, estos neutralizan sus propiedades mutuamente.

Ácido+ + base− → sal + agua2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4

Dilución: Es el proceso por el cual variamos la concentración de la solución agregando más solvente , al pasar de una solución más concentrada a una de menor concentración sin cambiar la cantidad el soluto. Se puede concluir que tanto volumetría como

titulación, estandarización y valoración son sinónimos.

2.¿Qué son indicadores acido base?Son sustancias mayormente orgánicas que cambian de color dependiendo el nivel de PH de la solución a la que la hemos añadido. Los indicadores más utilizados son el anaranjado de metilo (en medio acido) y la fenolftaleína (en medio básico).


http://es.wikipedia.org/wiki/Exot%C3%A9rmicas


3.Calcule los gramos de agua que deben añadirse a 17g de cloruro de potasio para preparar una solución de KCl al 20% en peso.

W%= Pesodel solutoPesode la solucion

20%= 17 gPesode la solucion

Peso solucion=85 g

Peso solución = Peso soluto + Peso solvente

85g=17g+ Peso solvente

Peso solvente = 68g

Rpt. Se necesita 68g de agua


PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de soluciones4.Calcule los mililitros de solución acuosa que

se requiere para tener 5,50g de bromuro de sodio a partir de una solución 0,1 M

M=Molesde NaBrVsolucion(L)

0.1=

5,50g102,894 g/molVsolucion(L)

Vsolucion (L )=0.5345

Vsolución=534,5ml

Rpt. Se requiere 534,5ml

5.Calcular la cantidad de soda caustica y de agua necesaria para preparar un litro de solución al 20% en peso y cuya densidad es 1.219g/cm3¿Cuál es la normalidad de esta solución?

ρ=m /v

1.219g/cm3=masa solucion100 cm3

Masa solución= 121,9 g

W%= Pesodel solutoPesode la solucion

20%= Peso soluto121,9 g

Peso soluto=24.38 g

Peso solución = Peso soluto + Peso solvente 121.9g=24.38g+ Peso solvente


1L= 100cm3

PRÁCTICA 7 Preparación y valoración de soluciones Peso solvente = 97.52

Siendo la soda caustica NaOH entonces θ =1

Wequiv .(Eq−g)=PFθ

Wequiv . (Eq−g )=401

Wequiv .(Eq−g)=40

¿Eq−g= WsoloutoWequiv .(Eq−g)

¿Eq−g=121,9g40

¿ Eq−g=3.05

N= ¿Eq−gVsolucion (L )

N=3.051 L

N=3.05

Rpt. La cantidad de soda caustica es 24.38 y la de agua es 97.52.La normalidad es 3.05



BIBLIOGRAFÍA

Páginas webs:

http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/16/html/sec_4.html

Libros:

BROWN T., LeMay H.E. QUIMICA CIENCIA CENTRAL. Prentice-Hall Hispanoamericano S.A. 1998.

CHANG RAYMOND. PRINCIPIOS DE QUIMICA. Cuarta Edición. Editorial Mc. Graw Hil 1987

WHITTEN/ DAVIS QUÍMICA Cengage Learning Editores S.A. México Octava Edición - 2008


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