PREPARACIÓN DE SOLUCIONES N°1

1. PROPÓSITOS :
Preparar soluciones a partir de archivos puros, impuros y de soluciones de mayor concentración

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS :
Preparación de soluciones
la preparación de una solución implica básicamente dos etapas

• Cálculos Teóricos: Se hacen teniendo en cuenta como se desea expresar la concentración de la solución que se va a preparar y las condiciones del reactivo de laboratorio que sera usado como soluto. Cuando los reactivos son líquidos, es necesario tomar de su etiqueta los datos de pureza y densidad para calcular finalmente el volumen necesario para la solución. Cuando los reactivos son sólidos, estos generalmente tienen un alto grado de pereza y basta con  calcular el peso del reactivo puro necesario para preparar la solución. 
• Procedimientos Prácticos: Consiste en pasar o medir lo mas aproximadamente posible la masa o el volumen calculado de reactivos en el matraz aforado correspondiente y completar el volumen con agua destilada hasta el enrase.

Para el caso de una solución FORMAL:     W(g)= FxVxP.f.g

Para el caso de una solución MOLAR:     W(g)= MxVxP. molecular

Para el caso de una solución MOLAL:     W(g)= mx KG dtex p. molecular

Para el caso de una solución PARTES POR MILLÓN:  ppm= mg soluto/ litos de solución

3. MATERIALES Y REACTIVOS :

• Matraces aforados de 100 ml 
• Vidrio de reloj 
• Beaker de 100 ml 
• Pipetas
• Carbonato de sodio 
• Indicador mixto fenolftaleína 
• Ácido sulfúrico concentrado 
• Hidróxido de sodio 

4. PROCEDIMIENTO 

• 1. A partir del ácido sulfúrico del laboratorio, prepare 100 ml de una solución 0.1N 
• 2. A partir del hidróxido de sodio del laboratorio, prepare 100 ml de solución 0.1N 
• 3. Para estandarizar la solución del ácido preparando en el primer punto, haga primero el calculo de los gramos de 20 ml de solución de ácido sulfúrico. 
• 4. Pese con exactitud la cantidad de carbonato de sodio calculada en el punto anterior y con mucho cuidado disuelvalo en 50 ml de agua 
• 5. Tome 10 ml de la solucion preparada en el punto 4 y agregue 3 gotas de indicador mixto 
• 6. Coloque 50 ml de ácido sulfúrico en una bureta y agregue gotas a gota con agitación continua a la solución de carbonato hasta que observe un cambio en el indicador.
• 7.Observe el volumen de ácido gastado y con los datos de la solución de carbonato de sodio, determine la normalidad real del ácido utilizado la siguiente expresión: NaVa= NBVb 
• 8. Con el dato anterior calcule el porcentaje de error que esta incluido en el procedimiento que usted llevo a cabo en la preparación del ácido

SOLUCIÓN

 1. PRACTICA:

• Estandarizar del ácido H₂SO_{4 0,1 normal} 
• _{para estandarizar la solución de ácido realizamos los cálculos necesarios que se gastaron  de carbonato de sodio,  se utilizo  20 ml de solución de 20 ml en la valoración de ácido sulfúrico.}
• pesamos con exactitud la cantidad de carbonato de sodio calculada en el punto anterior y con mucho cuidado disolvimos 50 ml de agua destilada.

las cuales le agregamos 3 gotas de indicador mixto. 

En una bureta echamos la solución de ácido sulfúrico a la cual se le agrego 3 gotas con agitación continua de carbonato de sodio hasta que obtuvimos un cambio  en el indicador.

H₂SO₄

Con indice  Na₂CO₃ 

Na*Va=Na*Vb 

Va= 0,08

Na=0,1

% error = % error=(0,1-0,08/0,1)*100%

20%

5o m l Na₂CO₃ entonces 106 g/mol 

Na= 0,1 

Na= 20 ml 

# equi* g = N*V 

0,1 equi g/l * 0.02L 

= 0,002 equi* g 

convertida 

1 equiv g Na₂CO₃  entonces 53g

= 0,002 equiv- x

X=0,106 g de Na₂CO₃  

PRACTICA N°2

VALORACIÓN DE SOLUCIONES 

1. PROPÓSITO:

Determinar la concentración de una solución utilizando un tipo de volumetria.

2. FUNDAMENTOS  TEÓRICOS: 

En una voluntaria se manipula dos soluciones: una de concentración conocida llamada solución patrón o estandarizan desconocida es la solución problema. El objetivo del método es conocer la concentración de la solución problemas, mediante la determinación del volumen de la solución estándar que reacción cuantitativa mente con un volumen medido de la otra solución. El proceso se llama TITULACIÓN O VALORACIÓN. 

La solución patrón puede ser:

• Una solución de un reactivo patrón primario.
• Una solución estandarizada o valorada frente a un reactivo patrón primario.

La condiciones que requiere una sustancia para ser estándar primario son las siguientes:

• Debe poseer un alto grado de pureza. 
• Debe tener formula definida.
• Debe ser estable durante su almacenamiento y exposición a la atmósfera.
• Ser soluble en agua.
• Ser un electrolito fuerte 
• Tener un alto peso equivalente 

Para manejar correctamente el proceso de una valoración, debe tener en cuenta los siguientes conceptos:

PUNTO DE EQUIVALENCIA:Es el instante en el cual reaccionan cantidades estequiometricas de solución valorante y solución problemas es un concepto difícil de alcanzar con exactitud en la practica. 

PUNTO FINAL:Es el punto mas cercano al punto de equivalencia. Es el dato experomental que se tiene en cuenta para los cálculos; y se consiguen por la observación del cambio de una propiedad física que generalmente es la variación de color en un indicador.

Para los cálculos se consideran que en el punto de equivalencia o punto final:

 Eq-g de la solución valorante = Eq-g de la solución valorada 

Así por ejemplo, en una solución Ácido-Base.

Eq- g Acido= Eq- g de Base 

NaVa=NBvb 

3. MATERIALES Y REACTIVOS 

• Solución de ácido sulfúrico estandarizada
• Solución de NaOH 
• Vinagre comercial 
• Jugo de limón 
• Soporte universal con pinzas
• Buretas 
• Matraz erlenmeyer 
• Pipetas
• Fenolftaleina 

4. PROCEDIMIENTO 

• Estandarizacion de la solución de NaOH: Utilice el sulfúrico estandarizado en la practica anterior y proceda a determinar la concentración real de la base preparada usado fenolftaleina como indicador. Calcule el porcentaje de error y justifique su valor.
• APLICACIÓN 1: Con la base estandarizada valore el contenido de ácido de un vinagre comercial usando fenolftaleína como indicador.
• APLICACIÓN 2: Valore el contenido de ácido cítrico de un extracto de limón de usando la base estandarizada y fenolftaleina como indicador. Exprese el contenido en términos de % de ácido cítrico.

SOLUCIÓN 

Valoramos el contenido del ácido cítrico de un extracto de limón utilizando la base estandarizada como indicador expresando el contenido en el termino de porcentajes de ácido cítrico.

 Aplicación:  

vidrio de reloj: 14,2g

con el H₂SO₄ * 10 H₂O 14.3g 

en agua echamos el Na₂CO₃ y lo disolvemos en una probeta se toman 10 ml de esa solución.

Luego enchamos agua con H₂SO_{4 preparado en lo anteriormente se agregan la solución preparada y se se le echa} H₂SO_{4 y a medida que se le va encachando va cambiando de color y se coloca AMARILLO.}

y en la probeta echamos 3 gotas.

después en la probeta estaba verde y cambio de color a rosado 1,5.

 ESTANDARIZACION DEL NaOH 

80 ml de NaOH de base le agregamos 1 gota de naftalina , le agregamos baste hasta que se gasto 90 ml de la solución.

Se menea con la mano izquierda la probeta hasta que se ponga incoloro y llego hasta 20 ml y la base hasta la sustancia de un color natural.

Despues se va a utilizar 10 ml de vinagre luego agregamos 40 ml de H₂O y se mezcla con el vinagre y se formo 50 ml de la soda o el alka seltzer 

solución: 23,2 

Después se parte el limón, se exprime y se coje 10 ml de jugo de limón cítrico.

Luego se cuela el jugo entonces agregamos 10 ml de agua.

Se le echan 3 gotas de fenoctaleina quedado incoloro y se le echan la probeta hasta que quede en 15 ml y la solución se torno color rosa.

ESTANDARIZACION H+

Base Na₂CO₃ 

Calcule la cantidad de Na₂CO₃ capaz de neutralizar 20 ml de acido neutralizado 

Na₂CO₃= 45+12+48

            = 106 g/mol 

            = 53g/equ*g

Na=0,1 

VA=20 ML 

# equi* g =N*V 

  =0,1eq*g /0,02

0,002 equi* g

1 eq*g Na₂CO₃- 53 g 

0,002 equi*g Na₂CO₃- x

X= 0.0106 g Na₂CO₃

W=N*V*P*P equi. g

Nb=W/V*P equi.

Nb= 0,166g/0,0093L*53g/equi-g

Nb=0,21 equi. g/L

Ni=?

Va= 20ml

Nb=0,2

Vb=9,3ml

Na= Nb*Vb/Va

Na=0,21 equi. g/* 9,3 ml/20ml

=0,097 equi. g/L

porcentaje de error.

%error(0,1-0,097/0,1)*100%

%error =3%

YODIMETRIA 

 1.Preparacion y estandarizacion de una solucion 0,1N de tiosulfato de sodio. 

 Na₂S₂O_{3
V=250 ml} 
N= 0,1 equi*g/ l

VALORACION DE CLRORO ACTIVO 
Solucion KI
28 g/l
 Na₂S₂O4 concentrada 
Muestar 20 ml de limpido 

Cl_{2+ I - I2+ CL-2} 
I2 +  Na₂S₂O_{3 -}  Na₂S₂O_{3 + NaI}

- Na₂S₂O_{3
-5 SOLUCIONES
-15 ML KI 
-10 L} Na₂S₂O<sub>3
- 20 ml de muestras</sub> 

Na₂S₂O₃

Se introducen 20 ml de límpido en 10 ml de ácido sulfúrico, luego 15 ml de K1.

20 ML de límpido se le echan 10 ml de Na₂S₂O_{3= asido sulfurico al 46 %.}

_{Cai= 15 ml se echan de KI.}

_{5 goticas de almidón , buscamo el incoloro que pase de amarillo a incoloro} 

_{45 ml hasta llegar incoloro} 

llega _{hasta que se coloco en 85,5 en solución quedo 75 ml quedó} marrón la base quedo en 1,5 ml 

Se volvió a echar quedo incoloro a Na₂S₂O_{3 45,5 se puso incoloro 140.}

_{Nitrosulfuro= 0,1 ml} 

_Vtriosulfato

_{V MUESTRA = 20 ML} 

_{N cloro =?}

_{Nz* Vt = Ncl2* Vcl2} 

_{Nt*vT / VcL2} 

_{0,1equ*g/L /* 42 ML / 20 ml} 

_{Ncl2 = 0,21 equi/L}

W =N*Vp equ-equ

   0,21*0,02*70,9

W= 0,28 g 

%p/v= 0,29g/ 20ml *100%

%p= 1,45