1. RESUMEN

En la práctica No. 6, se determinó la concentración del hidróxido de sodio

(NaOH) y ácido clorhídrico (HCl) a partir de la estandarización.

Se preparó una solución de hidróxido de sodio (NaOH) y ácido clorhídrico (HCl)

a 0.5M en 100mL de agua destilada. Para la base se preparó la solución

estándar con ftalato y para el ácido se preparó la solución estándar con K2CO3

Las concentraciones del ácido clorhídrico (HCl) fueron de: HCl 0.05M, HCl

0.05N, HCl 1,3m, % en volumen de HCl fue 3,8% y las concentraciones de

hidróxido de sodio (NaOH) fueron NaOH 0,05M, NaOH 0.05N, NaOH 05m, %

en peso de NaOH fue 67%.

Las condiciones de trabajo en el laboratorio fueron de 0.84 atm y una

temperatura de 25°C.

2. OBJETIVOS

General

1. Determinar la concentración de NaOH y HCl a partir de estandarización.

Específicos

1. Hacer cálculos cuantitativos de unidades físicas de concentración tales

como % en peso de NaOH y % en volumen de HCl.

2. Aplicar cálculos cuantitativos de unidades químicas de concentración

tales como: molalidad, normalidad y molaridad para determinar la

concentración de NaOH, HCl, ftalato y K2CO3.

3. MARCO TEÓRICO 3.1.Soluciones

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes,

perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente

con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último

significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en

una sola fase (solida, liquida o gas) bien definida.

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

3.2. Características de las soluciones (o disoluciones):

1. Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples

como decantación, filtración, centrifugación, etc.

2. Sus componentes sólo pueden separarse por destilación, cristalización,

cromatografía.

3. Los componentes de una solución son soluto y solvente.

Soluto es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el que se

disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas. El azúcar se puede utilizar

como un soluto disuelto en líquido (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 pude ser un gas, líquido o sólido, el solvente más

común es el agua.

3.3. Mayor o menor concertación

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo:

una solución 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.

Saturada: 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 20°C. Si intentamos disolver

38 de gramos de sal en 100 gramos de agua, solo se disolverá 36 gramos y los

2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

Sobresaturada: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la

permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por

enfriamientos rápidos o por descomposiciones bruscas. Ejemplo: al sacar el

corcho a una botella de refresco gaseoso.

3.4. Unidades físicas de concertación

a) Porcentaje masa en masa (%m/m): Indica el peso de soluto por cada

100 unidades de peso de la solución.

% PP

= peso del solutopeso de la soución

∗100

b) Porcentaje volumen a volumen (%V/V): Se refiere al volumen de soluto

por cada 100 unidades de volumen de la solución.

% VV

= Volumendel solutoVolumen de la solución

∗100

c) Porcentaje peso a volumen (%P/V): Indica el número de gramos de

soluto que hay en cada 100mL de solución.

% PV

= gramosdel solutoVolumende la solución

∗100

d) Molaridad (M): Se define como el número de moles de soluto disuelto en

un litro de solución.

M= moles de solutolitrosde disolución

Se dice que una disolución es 3M (3 molar) cuando contiene 3 moles de soluto

por cada litro de disolución.

e) Molalidad (m): De una disolución se define como el número de moles de

soluto presentes por cada Kg de disolvente

m= molesde solutoKgdedisolución

Por lo tanto, se dice que una disolución es 2.4m (2.4 molar) cuando contiene

2.4 moles de soluto por cada Kg de disolvente.

f) Normalidad (N): La molaridad se usa extensamente en química, pero

algunos químicos usan una unidad de concentración en análisis

cuantitativo que se llama normalidad (N). Una solución uno-normal

contiene un equivalente por litro. Un equivalente representa la masa de

material que da un número de Avogadro de unidad reaccionantes. Una

unidad de reaccionantes es un protón o un electrón. Para los ácidos y las

bases, el número de unidades reaccionantes se basa en el número de

protones (es decir, iones de hidrógeno) que un ácido aporta o con el que

una base reacciona; para las reacciones de oxidorredución, éste se basa

en el número de electrones que un agente oxidante o reductor toma o

aporta. Así, por ejemplo, el ácido sulfúrico, H2SO4, tiene dos unidades

reaccionantes o protones; es decir hay dos equivalentes de protones en

cada mol.

Númerodeequivalentes (eq )= Peso ( g )

pesoeq .( geq )=normalidad ( eqL ) x volumen(L)

g) Formalidad: Los químicos algunas veces el termino de formalidad para

soluciones de sales iónicas que no existen como moléculas en estado

sólido ni en solución. La concentración se da como formal (F). De

manera operativa, la formalidad es idéntica a la molaridad: la primera se

reserva algunas veces para describir las concentraciones de

composición de las soluciones (es decir, la concentración analítica total),

y la segunda para concentración de equilibrio.

h) Fracción molar (Xi): Se define como la relación entre los moles de un

componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales

presentes en la solución.

X solvente=moles de solvente

molesde soluto+moles desolvente

X soluto=moles desoluto

molesde soluto+moles desolvente

X soluto+X solvente=1

3.5. Ácidos y bases

Los ácidos y las bases son electrolitos importantes. Los ácidos son donadores

de protones; incrementan la concentración de H+(ac) de las disoluciones

acuosas a las que son agregados. Las bases son aceptores de protones;

incrementan la concentración de OH-(ac) de las disoluciones acuosas. Aquellos

ácidos y bases que son electrolitos fuertes se conocen como ácidos fuertes y

bases fuertes, respectivamente.

Cuando se mezclan disoluciones de ácidos y bases, ocurre una reacción de

neutralización. La reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido

metálico produce agua y una sal. Si en la reacción de neutralización se inicia

con iguales cantidades molares del ácido y de la base, al final de la reacción

únicamente se tendría una sal y no habría ácido o base remanentes. Ésta es

una característica de las reacciones de neutralización ácido-base.

3.6. Estandarización

En química analítica, una solución estándar o disolución estándar es una

disolución que contiene una concentración conocida de un elemento o

sustancia específica, llamada patrón primario que, por su especial estabilidad,

se emplea para valorar la concentración de otras soluciones, como las

disoluciones valorantes.

Figura 1. Como se debe prepara una titulación

3.7. Solución patrón o estándar

En química analítica un estándar es una preparación que contiene una

concentración conocida de un elemento o sustancia específica.

3.8. Patrón primario

Un patrón primario también llamado estándar primario es una sustancia

utilizada en el proceso de titulación como analito. Usualmente son sólidos que

cumplen con las siguientes características:

Tienen composición conocida.

Deben tener un porcentaje elevado de pureza.

Debe ser estable a temperatura ambiente.

No debe absorber gases.

Debe reaccionar rápida y estequiometricamente con el titulante.

Debe tener un peso equivalentemente grande.

3.9. Patrón secundario

El patrón secundario también es llamado estándar secundario y en el caso de

una titulación suele ser titulante. Su nombre se debe a que en la mayoría de los

casos se necesita del patrón primario para conocer su concentración exacta.

4. MARCO METODOLÓGICO4.1. Cristalería y equipo

2 balones de 100mL

1 probeta

1 bureta

1 pipeta de 10mL

1 soporte universal

2 beacker de 100mL

4.2. Reactivos

2g NaOH

4mL HCl

0.5g ftalato

0.5g K2CO3

2 gotas de fenolftaína

2 gotas de naranja de metilo

4.3. Procedimiento 4.3.1. Preparación del ácido

1. Se preparó 0.5M de HCl en 100mL de agua.

2. Se preparó 0.5g de solución K2CO3 estándar.

3. Se tomaron 10mL de la solución de K2CO3 y se descargó en un

earlenmeyer.

4. Se llenó una bureta con la solución patrón HCl.

5. Se agregaron 2 gotas de naranja de metilo a la solución de K2CO3

contenida en el earlenmeyer y haciendo uso de la solución patrón se

procedió a la estandarización agregando gota a gota, hasta observar un

cambio en la coloración del indicador.

4.3.2. Preparación de la base 1. Se preparó 0.5M de NaOH en 100mL de agua.

2. Se preparó 0.5g de solución ftalato estándar.

3. Se tomaron 10mL de la solución ftalato y se descargó en un

earlenmeyer.

4. Se llenó una bureta con la solución patrón NaOH.

5. Se agregaron 2 gotas fenolftaleína a la solución de ftalato contenida en el

earlenmeyer y haciendo uso de la solución patrón se procedió a la

estandarización agregando gota a gota, hasta observar un cambio en la

coloración del indicador.

4.4. Diagrama de flujo

Determinar concentración

Estandarizar gota a gota, hasta observar un cambio en la coloración del indicador

Añadir 2 gotas de naranja de metilo

Descargar 10mL de K2CO3 a

Estandarizar HCl

5. RESULTADOS

Tabla 1. Concentraciones

Unidad de concentración Hidróxido

de sodio

(NaOH)

Ácido

clorhídrico

(HCl)

Ftalato

(KHP)

Carbonato

de potasio

(K2CO3)

Molaridad (M) 0,05 0,05 0.003 0.007

Estandarizar NaOHDescargar 10mL de ftalato a Estandarizar gota a gota, hasta observar un cambio en la coloración

Determinar concentración

Molalidad (m) 0,5 1.3 0.003 0.007

Normalidad (N) 0,05 0.05 0.003 0.007

Porcentaje de masa (%m/m) 67 No aplica No aplica No aplica

Porcentaje de volumen (%V/V) No aplica 3.8 No aplica No aplica

Fuente: Datos calculados

6. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

La estandarización fue un método que permitió determinar la concentración de

NaOH desconocida, haciéndola reaccionar con otra concentración conocida

ftalato la solución estándar, de la misma forma se procedió para el HCl la cual

se hizo reaccionar con K2CO3. La concentración de NaOH se puede observar

en la tabla 1, las concentraciones del NaOH no varían están en mayor

proporción donde se llegó a determinar que hay más NaOH que ftalato ya que

el ftalato es un ácido débil.

La concentración de HCl y K2CO3 puede visualizarse en la tabla 1. Como se

observa la molalidad calculada se presenta en mayor porción que la molaridad y

normalidad lo que demuestra que calcular la concentración por medio de la

estandarización es más eficaz, que por medio de la ecuación ya que al

comparar estos resultados con el porcentaje de volumen del HCl se pude

comprobar que está en menor porción. Los resultados obtenidos en la práctica

fueron precisos ya que en ninguna muestra se pasó del color, sino que se llegó

a observar el color rosa pálido.

Por tanto, se llegó a concluir que, para poder realizar la titulación acido-base la

reacción Valorante+Analito→ producto dereacción debe estar en constante

equilibrio, cabe destacar la importancia del indicador acido-base (fenolftaleína)

para bases y la naranja de metilo para ácidos, ya que estos indicadores

permitieron determinar la neutralización por medio del cambio del color en la

base (de rosa a incolora) y en el ácido (de incolora a rosa).

7. CONCLUSIONES

1. La concentraciones físicas de % en peso de NaOH fue 67% y % en

volumen de HCl fue 3.8%.

2. Las concentraciones químicas del HCl fueron las siguientes: HCl 0,05M,

HCl 0,05N, HCl 1,3m y para el NaOH las siguientes: NaOH 0,05M, NaOH

0,05N, NaOH 0,5m y la concentración del ftalato fue: 0.003M, 0.003N,

0.003m y para el K2CO3 fue 0.007M, 0.007N y 0.007.

8. Bibliografía

1. Kotz, John. Química y Reactividad Química. Universidad Estatal de

Nueva York, Oneonta. Quím. Aguilar Ortega, Ma. Teresa, Traducido del

Inglés. 5ª edición. Editorial Thomson; México, 2003. 181 – 183 y 559 –

562 págs.

2. Chang, Raymond. “Química”. College Willians. Traducido del Inglés. 10ª

edición. Editorial Mc Graw-Hill; Colombia, 2010. 513 - 521 págs.

9. APÉNDICE

9.1. Datos originales

9.2. Muestra de cálculo

Fórmula de la Rx, neutralización Base

NaOH+KHP→NaKP+H 2O [Ecuación1]

Fórmula de la Rx, neutralización Ácido

HCl+K2CO3→HCO3+K2Cl [Ecuación2]

Molaridad

Para determinar la Molaridad se usó la siguiente ecuación:

M=CantidadmolVol solución

[Ecuación3]

Donde:

M = concentración molar del soluto [M]

Cantidad mol = cantidad de mol del soluto [mol]

Vol solución = volumen de la solución [L]

A partir de la ecuación 1 se determinó la masa del analito.

0.5molNaOHLsln

∗6 x

10−4∗1molKHP1molNaOH

∗200.59gKHP

1molKHP=0.0602gKHP

Se calculó los moles del analito

0.0602 gKHP∗1molKHP200.59gKHP

=0.0003mol

Con la ecuación 2 se determinó la concentración del analito.

M=0.0003mol0.1 L

=0.003M

De la misma manera se hayo la Molaridad del K2CO3 a partir de la ecuación

2, para hallar sus moles y luego encontrar la Molaridad.

Normalidad a partir de la Estandarización

Para calcular la normalidad del ácido clorhídrico, se midió el volumen

gastado a diferentes corridas con la siguiente ecuación:

N1V 1=N2V 2[Ecucaión4 ]

Donde:

N1 = Normalidad disolución original [N]

V 1 = volumen de disolución original [mL]

N2 = Normalidad de disolución a preparar [N]

V 2 = volumen de disolución a preparar [mL]

Para determinar los moles de concentración del NaOH se realizó a partir

de una solución 0.5M de hidróxido de sodio que fue:

estandarizada con ftalato ácido de potasio.

0.003 N∗10mL=N2∗0.6mL

N 2=0.003 N∗10mL

0.6ml=0.05 N≠0.05M

Conociendo los valores mencionados, la concentración del analito es

factible encontrarla utilizando la ecuación 3, es importante tener en cuenta que

no es posible utilizarla para todas las reacciones de titulación ya que solo es

válida para aquellas reacciones que respondan a una estequiometria 1:1, es

decir que reaccionen con los mismos moles de analito que de valorante, para

alcanzar el punto equivalente.

Molalidad

Para determinar la molalidad del NaOH se utilizó la fórmula:

m= molkg disol

[Ecuación5 ]

Donde:

m = Molalidad de soluto [m]

mol = cantidad de soluto [mol]

kg = kilogramo de disolvente [kg]

Estandarizar: NaOH [xM] <>xN

Vol. gast. = 0.6 mL

Analito KHP

Vol = 10mL

N = 0.003M<>0.003N

Se usaron 2 g de NaOH en 100 mL de H2O (densidad del H2O, 1 g/mL).

2 gNaOH∗1molNaOH40 gNaOH

=0.05molNaOH

Por medio de la densidad, de despejo para hallar la masa del H2O.

m=ρ∗v

m=1 gmL

∗100mL=100 g∗1kg1000 g

=0.1kg

Se sustituyó los datos en la ecuación 5 para encontrar la Molalidad del

NaOH.

m=0.05mol0.1kg

=0.5m

Para hallar la molalidad del HCl se usó la misma ecuación.

% volumen

Para el cálculo se usó la siguiente ecuación:

% VV

= mL solutomL soluto+mLdisolvente

∗100%[Ecuación7]

Donde:

%V/V = porcentaje de volumen

mL soluto = gramos del soluto [mL]

mL disolvente = gramos del disolvente [mL]

100% = constante

El porcentaje de volumen del HCl en la solución contiene, 4.01 mL de

HCl en 100 mL de H2O, el dato fue:

% VV

= 4.01mL4.01mL+100mL

∗100%=3.9%

% peso

Para el cálculo de % en peso se utilizó la fórmula:

% mm

= gsolutog soluto+gdisolvente

∗100% [Ecuación8]

Donde:

%m/m = porcentaje de masa

g soluto = gramos del soluto [g]

g disolvente = gramos del disolvente [g]

100% = constante

El porcentaje en masa de NaOH en la solución contiene, 2 g de NaOH en

1 g de H2O, el dato fue:

% mm

= 2 g2g+1 g

∗100%=67%

9.3. Análisis de error

Tabla 2. Incerteza cristalería

Cristalería IncertezaBalón de 100 mL ± 0.5 mLProbeta 100 mL ± 0.5 mLBureta 25 mL ± 0.125 mLPipeta 10 mL ± 0.005 mLBeacker 100 mL ± 0.5 mL

9.4. Datos calculados

Tabla 3. Estandarización HCl

Corrida Volumen gastado HCl [mL]

Volumen K2CO3 [mL]

1 1.8 10

2 1.5 10

3 1.7 10

4 1.3 10

5 1.5 10

6 1.5 10

7 1.3 10

8 1.5 10

9 1.4 10

10 1.6 10

11 1.3 10

12 0.9 10

13 1.6 10

14 1 10

15 2 10

16 1.5 10

17 1.5 10

18 1 10

19 1 10

20 0.9 10

Promedio 1.39 10

Desviació

n

0.30 0.01

Fuente: Datos tomados del laboratorio

Tabla 4. Estandarización NaOH

Corrida Volumen gastado Volumen Ftalato

NOH [mL] [mL]1 0.6 10

2 0.6 10

3 0.6 10

4 0.7 10

5 0.7 10

6 0.6 10

7 0.6 10

8 0.7 10

9 0.6 10

10 0.7 10

11 0.6 10

12 0.6 10

13 0.5 10

14 0.5 10

15 0.5 10

16 0.5 10

17 0.5 10

18 0.5 10

19 0.4 10

20 0.5 10

Promedio 0.6 10

Desviació

n

0.09 0.01

Fuente: Datos tomados del laboratorio