soluciones valoradas acido-base
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QUÍMICA ANALÍTICA PRÁCTICA N° 4
SOLUCIONES VALORADAS ÁCIDO-BASE
1. OBJETIVOS
Preparar las soluciones ácido-base de diferente concentración y
estandarización.
2. FUNDAMENTO TEÓRICO
El análisis volumétrico constituye un conjunto de métodos de análisis
cuantitativo que permite conocer la concentración de una sustancia disuelta;
midiendo el volumen de una solución valorada en una titulación o valoración.
Una solución valorada es aquella que contiene una cantidad de finida de soluto
en un volumen determinado, ejemplo: soluciones molares, normales (más
utilizado) y formales con sus respectivas unidades de masa: mol, peso
equivalente y peso-fórmula.
Según la reacción que se lleva a cabo la volumetría puede ser de:
neutralización, precipitación, formación de complejos y óxido-reducción.
Las soluciones valoradas de ácidos se preparan por disolución de soluciones
concentradas cuya concentración en peso y densidad se especifican en la
etiqueta del frasco.
Las soluciones de bases generalmente están representadas por la solución de
NaOH, se prepara a partir de una solución concentrada a la que se le
determina la concentración y según los cálculos respectivos se hace la dilución
correspondiente.
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QUÍMICA ANALÍTICA PRÁCTICA N° 4
3. MATERIALES Y REACTIVOS
Soporte universal
Fiola
Pipeta
Pizeta
Agua destilada
Hidrogenoftalato ácido de
potasio
Bureta
Ácido sulfúrico
Carbonato de sodio
Anaranjado de metilo
Hidróxido de sodio
Fenolftaleína
4. PARTE EXPERIMENTAL
4.1.SOLUCIONES VALORADAS DE ÁCIDOS
4.1.1. PREPARACIÓN DE 100ml DE SOLUCIÓN 0.1N DE ÁCIDO
De la etiqueta del frasco del correspondiente ácido categoría
QP, se toman los siguientes datos: Fórmula, masa molecular,
gravedad específica y la concentración en peso.
Calcular el volumen de ácido concentrado y necesario para
preparar el volumen de la solución valorada de concentración
especificada.
Colocar el volumen de ácido concentrado calculado dentro de
un matraz aforado de 100ml que contiene una pequeña
cantidad de agua.
Aforar con agua destilada y homogenizar.
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H 2SO 4 conce.V1=?C1=?
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N= ρ%w.10peq
=1 .84 (96 )10
49=36.05N
Dilución
V 1C1=V 2C2
V 1 .36.05N=100ml .0 .1N
V 1=(100ml ).(0.1N )
36.05N=0.2773ml
V 1=0.28ml H2SO4 concentrado
Duplicamos la cantidad de volumen seria 0,56ml de H2SO4
concentrado
V 1=0.56ml
C1=36.05N
V 2=100ml
C2=?
V 1C1=V 2C2
(0.56ml) .(36.05N )=100ml .C2
C2=0.2N
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Calculando la normalidad real (NR)
V t=w
Peq . N= 20.953(0.2)
=1.9716ml
V p=2.6ml
f c=V tV p
=1.97162.6
=0.7583
N R=f c . N= (0.7583 ) (0.2 )=0.1516N
4.1.2. ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN VALORADA DE ÁCIDO
Pesar 0.1g (Wpp); de carbonato de sodio anhidro
(Na2CO3=105.99) previamente secado a 150°C y disolver en
aproximadamente 25ml de agua.
Agregar 2 a 3 gotas de indicador anaranjado de metilo.
Titular con la solución de ácido preparada hasta que el
indicador vire de amarillo a anaranjado.
Anotar los mililitros (ml) gastados en la bureta.
Calcular la normalidad real (Nr) de la solución de ácido.
Nr = Wpp / (ml x Eqpp)
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20.9g Na2CO3 + 2 a 3 gotas de anaranjado de metilo
25ml H2O aproximadamente
2.6ml H 2SO 4 a 0.2N gastado
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Donde: Eqpp peso equivalente del patrón primario (Na2CO3)
4.2.SOLUCIONES VALORADAS DE NaOH
4.2.1. PREPARACIÓN DE 100ml DE SOLUCIÓN 0.1N DE NaOH
Preparar una solución porcentual (20 a 30 %) de NaOH y
guardarla en un frasco de polietileno.
Determinar la concentración de la solución (normalidad)
titulando 1ml de la misma con una solución valorada de ácido,
en presencia de anaranjado de metilo.
Calcular los ml necesarios de la solución concentrada de
NaOH; para preparar 100ml de solución 0.1N.
Colocar los ml calculados de solución concentrada de NaOH
en una fiola de 100ml, aforar con agua destilada y
homogenizar.
V 1C1=V 2C2
V 1 .11,4 N=(100ml) .(0.1N )
V 1=0.88ml de NaOH
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NaOHC1=11.4NV1=?
V2=100mlC2=0,1N
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4.2.2. ESTANDARIZACIÓN DE LA SOLUCIÓN VALORADA DE NaOH
Pesar 0.15g de hidrógenoftalato ácido de potasio
(KHC8H4O4=204,22); previamente secado a 110°C, colocar en
un Erlenmeyer y disolver con aproximadamente 25ml de agua
destilada.
Agregar 1 a 2 gotas de indicador fenolftaleína.
Titular con la solución de NaOH, a estandarizar hasta que la
solución presente un ligero color rosado permanente.
Anotar el gasto en la bureta, calcular la normalidad real de la
solución de NaOH preparada.
Normalidad real
V t=w
Peq . N= 132204.22(0.1)
=6.4636ml
V p=8.1ml
f c=V tV p
=6.46368.1
=0.7980
N R=f c . N= (0.7980 ) (0,1 )=0,0798N
SOLUCIONES VALORADAS ÁCIDO-BASE Página 6KHC8H4O4 + fenolftaleína
NaOH gasto = 8.1ml
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5. CUESTIONARIO Y PROBLEMAS
5.1.Hay diferencia al utilizar soluciones normales respecto a soluciones
molares.
Molaridad es la concentración de una solución representada con respecto
al peso molecular del compuesto en solución.
Se define mediante la siguiente fórmula:
M= gp .m .xl
donde:
M = molaridad
g = gramos del compuesto
p.m. = peso molecular del compuesto
l = litros de solución
La normalidad es la concentración de una solución expresada como el
número de equivalentes de soluto entre litros de solución.
El número de equivalentes puede ser de una base o de un ácido.
su fórmula es:
N = #eq / l
donde:
N = normalidad
#eq = número de equivalentes
l = litros de solución
5.2.Definir peso equivalente
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Es la cantidad de una sustancia que reacciona, sustituye, desplaza o
contiene un mol de H (1 gramo)
5.3.Que es punto de equivalencia y punto final de titulación
El punto de equivalencia es el punto en que ambos reactivos reaccionan
en cantidades estequiometricas exactas.
El punto final de titulación esta ligeramente después del punto de
equivalencia, es observable mediante indicadores químicos, los cuales
actúan cuando se ha adicionado un pequeño exceso de titulante.
5.4.A que se denomina patrón primario y que requisitos debe cumplir
Es una sustancia utilizada en química como referencia al momento de
hacer una valoración o estandarización.
Requisitos
Elevada pureza.
Estabilidad frente a los agentes atmosféricos.
Ausencia de agua de hidratación.
Fácil adquisición y precio módico.
Un peso equivalente elevado, para disminuir los errores asociados a
la pesada.
5.5.Que aplicación o para que sirve una solución valorada de acido y una
solución valorada de base
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Lo que hizo fue ver como varía la acidez del medio con la dilución.
En tu caso, una base fuerte como el NaOH, se ioniza completamente:
NaOH Na+ + HO-
Los HO- hacen que el medio sea alcalino, es decir que el pH sea mayor a
7. La fenolftaleína es un indicador ácido-base, es decir un ácido débil, que
según la acidez del medio cambia de color. En soluciones ácidas es
incolora, en medio levemente alcalino es rosada y en medios fuertemente
básicos es fucsia.
Al principio, el medio es fuertemente básico, y la fenolftaleína está fucsia.
al agregar agua, disminuye la concentración de HO-, y por ende aumenta
el pH, y el color de la fenolftaleína va disminuyendo hasta llegar a ser
incoloro.
En general, la fenolftaleína sirve para observar el cambio de acidez del
medio, de modo cualitativo, en cuanto a observar el color. también se la
usa en titulaciones ácido-base, la cual permite determinar el punto final de
un análisis cuantitativo.
5.6.Una solución de HNO3, cuya concentración es 68.1 por ciento en peso
acido nítrico y densidad 1.405 g/ml. Calcular la molaridad y normalidad
como acido de la solución.
% = 68.1%
P = 1.405
M = ?
PM = 63
Peq = 31.5
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N = P.%.10 / Peq
N = 1.405(68.1)(10) / 31.5
N = 30.375N
1.1.Se desea preparar 2 litros de solución de NaOH. Cuantos ml de una
solución de NaOH de concentración 15% en peso y densidad 1.16 g/ml se
necesitan.
% = 15%
P = 1.16 g/ml
PM = 40
Peq = 20
N = P.%.10 / Peq
N = 1.16(15)(10) / 20
N = 8.7
6. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES
La concentración de una solución depende directamente de los factores
de molaridad y normalidad.
La molaridad y normalidad son propiedades que determinan las
características de una solución, con lo cual se puede saber que tan
básicas o ácidas pueden ser estas soluciones.
7. BIBLIOGRAFÍA
http://www.monografias.com/trabajos91/preparacion-soluciones-analisis-
volumetrico/preparacion-soluciones-analisis-volumetrico.shtml
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QUÍMICA ANALÍTICA PRÁCTICA N° 4
Universidad del Valle, Guía de laboratorio de química analítica Prácticas
2010
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