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“AÑO DE LA LUCHA CONTRA LA CORRUPCIÓN Y LA IMPUNIDAD”

UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN ANTONIO ABAD DEL CUSCO

Facultad De Ingeniería De Procesos Escuela Profesional De Ingeniería Química ASIGNATURA: Laboratorio de Química-II DOCENTE: QUIM. Francisco Vidal Vivanco ESTUDIANTE: Huanca Quispe Daycely Miriam Niño de Guzman Miraval Rodrigo Palomino Huillca Maria Isabel Quispe Condori Miguel Angel Turpo Huamancari Willy Anthony Sanchez Rivera Luz Monica Escalante Cruz Fiorela Danneith Huillca Apaza Ruth Alejandrina

Semestre académico 2019 – II

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES UNIDAD DE CONCENTRACIÓN FISICA: SOLUCIONES AL PORCENTAJE PREPARACION DEL HIDROXIDO DE SODIO 1. COMPETENCIA: Hacer cálculo y preparar soluciones utilizando las unidades de concentración física.

2. FUNDAMENTO TEORICO Una solución es una mezcla de dos o más sustancias que se han distribuido o dispersado en forma homogénea habiéndose disgregado o disociado a nivel átomo, iones o moléculas simples. El cuerpo que se difunde se llama soluto o sustancia químicamente pura, y el medio en que se realiza dicha difusión se denomina disolvente o solvente. El soluto por lo general se encuentra en menor proporción que el disolvente o solvente. Se ha comprobado experimentalmente que la solución adopta el estado físico del disolvente. a) Soluto: Es el que disuelve contenido en menor cantidad pudiendo ser, sólido, líquido y gaseoso. b) Solvente: Es el que disuelve al soluto e interviene en mayor cantidad pudiendo ser sólido, líquido y gaseoso Las unidades en de concentración en términos porcentuales se denominan unidades físicas de concentración. Las soluciones muy diluidas se expresan las concentraciones en partes por millón (ppm). 1. Unidades Físicas de Concentración: a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución. b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): Se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución. c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución. 2. Unidades Químicas de Concentración: a) Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar (3 M) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución. b) Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.

c) Molalidad (m): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente.

3. MATERIALES Y REACTIVOS    

   

Fiola Cuchara espatulada Pipeta Vaso precipitado

Mortero Balanza digital Hidróxido de sodio Agua destilada

4. PROCEDIMIENTO 1. Calculamos el peso de NaOH necesario para 50 ml de solución con 0.1 N (normalidad). 𝑔𝑟 # 𝑒𝑞 − 𝑔𝑟 𝑁= 𝐿 N= 0.1

#eq-gr = 40

L= 0.05L

𝑔𝑟 0.1 = 40 = 0.2 𝑔𝑟 0.05 2. Pesamos esa cantidad de 0.2 gr de NaOH en la balanza colocándolo en el vaso precipitado. 3. Agregamos agua destilada sobre el soluto y a medida que se vaya disolviendo el soluto, travasamos la solución a un fiola y seguimos llenando hasta que completar 50ml de solución. 4. Guardamos la solución en un frasco etiquetado.

PREPARACIÓN DEL ACIDO CLORHIDRICO 1. MARCO TEORICO Ácido Clorhídrico (HCl) Este compuesto se puede encontrar como gas licuado, donde se conoce como Cloruro de Hidrógeno, o como soluciones acuosas de diferentes concentraciones, que corresponden al ácido propiamente dicho. A temperatura ambiente, el Cloruro de Hidrógeno es un gas incoloro o ligeramente amarillo con olor fuerte. En contacto con el aire, el gas forma vapores densos de color blanco debido a la condensación con la humedad atmosférica. El vapor es corrosivo y, a concentraciones superiores a 5 ppm, puede causar irritación. La forma acuosa, comúnmente conocida como Acido Muriático o Clorhídrico es un líquido sin olor a bajas concentraciones y humeante y de olor fuerte para concentraciones altas. Está disponible comercialmente como un gas Anhidro o en forma de soluciones acuosas (Acido Clorhídrico). El Acido Clorhídrico comercial contiene entre 33% y 37% de Cloruro de Hidrógeno en agua. Las soluciones acuosas son generalmente incoloras pero pueden generar ligero color azul o amarillo a causa de trazas de Hierro, Cloro e impurezas orgánicas. Esta no es una sustancia combustible.

2. PROCEDIMIENTO DE OBTENCION DEL HCl 1 MOLAR 1) Primero se hacen cálculos para saber la cantidad necesaria de HCl al 37.25% de pureza y con densidad de 1,185 g /mL para preparar 100ml de HCl 0.1N 𝑔𝑟 𝑥 # 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑃𝑀 𝑁= 𝐿 𝑋𝑥1 0.1 = 36.5 0.1 𝑋 = 0.365𝑔𝑟 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑚𝑜𝑠 1.185𝑔𝑟/𝑚𝐿 − − − − − −100% 𝑌 − − − − − −37.25% 44𝑔𝑟 𝑌= 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 100𝑚𝐿 100𝑚𝐿 − − − − − −44𝑔𝑟 𝑍 − − − − − −0.365𝑔𝑟 𝑍 = 0.83𝑚𝐿 𝐶𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑙 37.25% 𝑑𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎

2) Una vez realizado los cálculos se va a la campana y con la ayuda de un pipeteador y una pipeta se extrae la cantidad necesaria de HCl, en este caso 0.83 ml, en un vaso precipitado ¡¡¡¡¡¡PRECAUCIÓN!!!!!! El vaso precipitado debe contener una cama de agua destilada para evitar accidentes. 3) Vaciar el contenido del vaso precipitado en una fiola de 100ml en la cual se preparará la solución y agregar poco a poco agua destilada hasta llenar los 100ml de la solución. Tener cuidado con la cantidad de agua destilada agregada ya que la solución no debe exceder los100ml debido a que alteraría la normalidad y molalidad. 4) Despues vaciar la fiola en recipiente y etiquetarlo.

REPORTES 1. a) Hacer los cálculos y preparar 10 mL de HCl 1 molar a partir de HCl del 37,25 % de pureza y densidad 1,185 g /mL: (P.A.: H: 1 Cl: 35.5) 𝑀= 1=

𝑔𝑟 𝑃𝑀 𝑥 𝐿

𝑋 36.5 𝑥 0.01

𝑋 = 0.365𝑔𝑟 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑚𝑜𝑠 1.185𝑔𝑟/𝑚𝐿 − − − − − −100% 𝑌 𝑌=

− − − − − −37.25%

44𝑔𝑟 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 100𝑚𝐿 100𝑚𝐿 − − − − − −44𝑔𝑟 𝑍 − − − − − −0.365𝑔𝑟

𝑍 = 0.83𝑚𝐿 𝐶𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑙 37.25% 𝑑𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎

b)

A Partir de la solución 1 M de HCl; preparar 100 mL de HCl 0,10N 𝑔𝑟 𝑥 # 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑃𝑀 𝑁= 𝐿

𝑋𝑥1 0.1 = 36.5 0.1 𝑋 = 0.365𝑔𝑟 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑚𝑜𝑠 1.185𝑔𝑟/𝑚𝐿 − − − − − −100% 𝑌 𝑌=

− − − − − −37.25%

44𝑔𝑟 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 100𝑚𝐿 100𝑚𝐿 − − − − − −44𝑔𝑟 𝑍 − − − − − −0.365𝑔𝑟

𝑍 = 0.83𝑚𝐿 𝐶𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑙 37.25% 𝑑𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎

2. a) Preparar 25 mL de HCl 0,40M, a partir de HCl del 37,25 % de pureza y densidad 1,185 g /mL: (P.A.: H: 1 Cl: 35.5). 𝑀= 0.4 =

𝑔𝑟 𝑃𝑀 𝑥 𝐿

𝑋 36.5 𝑥 0.025

𝑋 = 0.365𝑔𝑟 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑚𝑜𝑠 1.185𝑔𝑟/𝑚𝐿 − − − − − −100% 𝑌 𝑌=

− − − − − −37.25%

44𝑔𝑟 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 100𝑚𝐿 100𝑚𝐿 − − − − − −44𝑔𝑟 𝑍 − − − − − −0.365𝑔𝑟

𝑍 = 0.83𝑚𝐿 𝐶𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑙 37.25% 𝑑𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎

b) A Partir de la solución de HCl 0,40M; preparar 100 mL de HCl 0,10N 𝑔𝑟 𝑥 # 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑃𝑀 𝑁= 𝐿 𝑋𝑥1 0.1 = 36.5 0.1

𝑋 = 0.365𝑔𝑟 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑚𝑜𝑠 1.185𝑔𝑟/𝑚𝐿 − − − − − −100% 𝑌 𝑌=

− − − − − −37.25%

44𝑔𝑟 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 100𝑚𝐿 100𝑚𝐿 − − − − − −44𝑔𝑟 𝑍 − − − − − −0.365𝑔𝑟

𝑍 = 0.83𝑚𝐿 𝐶𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑙 37.25% 𝑑𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎

3. a) Preparar 50 mL de HCl 0,20M, a partir de HCl del 37,25 % de pureza y densidad 1,185 g /mL: (P.A.:

H:

1

𝑔𝑟 𝑀= 𝑃𝑀 𝑥 𝐿 0.2 =

Cl:

35.5).

𝑋 36.5 𝑥 0.02

𝑋 = 0.365𝑔𝑟 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑚𝑜𝑠 1.185𝑔𝑟/𝑚𝐿 − − − − − −100% 𝑌 𝑌=

− − − − − −37.25%

44𝑔𝑟 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 100𝑚𝐿 100𝑚𝐿 − − − − − −44𝑔𝑟 𝑍 − − − − − −0.365𝑔𝑟

𝑍 = 0.83𝑚𝐿 𝐶𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑙 37.25% 𝑑𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎

b) A Partir de la solución de HCl 0,20M; preparar 100 mL de HCl 0,10N 𝑔𝑟 𝑥 # 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑃𝑀 𝑁= 𝐿 𝑋𝑥1 0.1 = 36.5 0.1 𝑋 = 0.365𝑔𝑟 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑖𝑡𝑎𝑚𝑜𝑠 1.185𝑔𝑟/𝑚𝐿 − − − − − −100%

𝑌 𝑌=

− − − − − −37.25%

44𝑔𝑟 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 100𝑚𝐿 100𝑚𝐿 − − − − − −44𝑔𝑟 𝑍 − − − − − −0.365𝑔𝑟

𝑍 = 0.83𝑚𝐿 𝐶𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑙 37.25% 𝑑𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎

BIBLIOGRAFIA:     

Chang. R. (2010). Décima Edición. Química general, Interamericana Editores, S.A. de c.v. Beristain B.B., Camacho F.P., Domínguez O. M.A .Química II, Ed. Compañía Editorial Nueva Imagen, México, 1996. Burns A. Ralph. Fundamentos de Química I, Ed. Prentice Hall Hispanoamericano, S.A., Segunda Edición, México, 1996. Química General. Brown-Le May. http://documentacion.ideam.gov.co/openbiblio/bvirtual/018903/Links/Guia2.p df

PRACTICA Nº 04: INTRODUCCION AL ANÁLISIS VOLUMÉTRICO COMPROBAR LA CONCENTRACION DE SOLUCIONES 1. OBJETIVOS 

Aprender a determinar la concentración de una solución (ácida o básica) mediante el método de la titulación ácido-base.

2. MARCO TEORICO Connors (1981) define valoración a la operación experimental básica realizada en el análisis volumétrico. En una valoración, una disolución de un reactivo de concentración conocida, denominado valor ante, se añade a un segundo reactivo, la disolución de la muestra cuya cantidad o concentración se va a determinar, hasta que se ha completado la reacción, es decir, hasta que la cantidad de valor ante añadido equivale químicamente a la cantidad de muestra. A este estado de equivalencia se conoce como punto de equivalencia de la valoración y su estimación experimental, como punto final de la valoración. Otros autores definen valoración o titulación como la determinación de la cantidad de una sustancia específica (anualito) contenida en una muestra mediante la adición controlada de un reactivo (valor ante) con una concentración conocida (Christian, 2013) o como el proceso en el que se agrega un reactivo patrón a una disolución de anualito hasta que se considera completa la reacción entre el anualito y el reactivo (Skoog et al., 2005) Esta técnica analítica se basa en la reacción química completa entre la sustancia y el reactivo. El valorante se añade hasta que la reacción haya finalizado. Con el fin de determinar el final de la valoración, la reacción debe controlarse por medio de una técnica adecuada. La medición del volumen del valorante dosificado permite calcular el contenido de analito mediante la estequiometria de la reacción química. Un ejemplo conocido es la valoración de la acidez total del vinagre con hidróxido de sodio. El vinagre es el líquido apto para el consumo humano resultante de la doble fermentación alcohólica y acética de productos de origen agrario (Real Decreto 661/2012). Puede caracterizarse como una disolución acuosa que contiene diferentes ácidos orgánicos (principalmente ácido acético) además de otros componentes como sulfatos, cloruros, etc. Un índice de la calidad de un vinagre es la denominada acidez total (o grado acético) que es la cantidad total de ácidos que contiene el vinagre expresada como gramos de ácido acético por 100 mL. En la valoración, el analito es el ácido acético (ácido débil) y el valorante es una disolución de hidróxido de sodio (base fuerte). En la valoración se produce una reacción entre los ácidos del vinagre y la disolución de hidróxido de sodio y se va modificando el pH. Para la detección del punto final de la valoración se puede

añadir un indicador químico que cambie de color en función del pH de la disolución. En este caso se añade como indicador la fenolftaleína que a pH menor de 8 la forma química es incolora y a valores superiores a 10 es rosa (Figura 1). En la reacción de valoración, cuando todo el ácido acético del vinagre ha reaccionado con el hidróxido de sodio, el pH de la disolución aumenta debido a la formación del ion acetato y la disolución vira a color rosa, pudiéndose detectar de forma visual el punto final de la reacción. La reacción que se lleva a cabo es la siguiente:

Hay que tener en cuenta que la reacción debe ser estequiometria y que el punto De equivalencia debe coincidir o ser lo más próximo al punto final como se hablara en páginas posteriores de este trabajo. 1.2 Tipos de valoraciones En la práctica se usan tres tipos de valoraciones, las valoraciones directas, las valoraciones por retroceso y las valoraciones indirectas. A continuación, se van a definir cada tipo de valoración y se exponen la o las reacciones químicas que tienen lugar en cada una de ellas, donde A es el analito y B es el reactivo utilizado para valorar el analito. En una valoración directa el reactivo valorante se añade al analito hasta que la reacción sea completa, solo hay una valoración y la cantidad de analito se valora directamente, ya que existe una correlación directa entre la cantidad de analito presente y la cantidad de valorante consumido.

La valoración por retroceso se realiza añadiendo un exceso conocido de reactivo a la disolución donde está el analito y se utiliza un segundo reactivo para valorar el exceso del primer reactivo, por lo tanto, se producen dos valoraciones y dos reacciones distintas. En este caso, la cantidad de analito equivale a la diferencia entre el volumen utilizado de reactivo valorante en la primera valoración y el utilizado en la segunda valoración. Este tipo de valoraciones se utiliza cuando el punto final de la reacción no se aprecia de forma clara en la valoración directa o cuando se necesita un exceso de reactivo para completar la reacción con el analito. En la siguiente ecuación C corresponde al segundo reactivo con el que se valorara A.

Valoración indirecta en la que el analito se reemplaza estequiométricamente por otra sustancia en una reacción química previa y ésta es posteriormente determinada por

valoración, es decir, el analito se hace reaccionar de manera espontánea con otra sustancia y el producto obtenido se valora con otro reactivo, por lo que el analito se determina por el reactivo que se ha utilizado en la primera reacción. Este tipo de valoración se puede utilizar cuando la reacción entre el analito y el primer reactivo forma un compuesto insoluble que seguidamente se filtra y se disolverá para ser valorado. En este caso Z es el producto que se valora, siendo la única reacción de valoración la segunda reacción. Otra clasificación de las valoraciones es la forma de realizarse, es decir la valoración manual o clásica y la valoración automatizada.

La valoración manual se lleva a cabo adicionando el valorante manualmente con una llave. Estas reacciones llevan un cambio de color importante al alcanzar el punto final y la precisión de la valoración depende de las destrezas del químico, principalmente. Es una valoración rápida, exacta y precisa, además de tener buena relación entre precio y rendimiento en comparación con técnicas más sofisticadas. El inconveniente es que se necesita un personal altamente cualificado y con destreza para que se alcance la precisión. La valoración automatizada se realiza utilizando accesorios adecuados que puedan llevar a cabo automáticamente la adición de la disolución valorada y la determinación del punto final de una volumetría. Para ello se emplean dos sistemas diferentes, uno es el registro automático de la curva de valoración, que se detallará más adelante, y el otro es la terminación automática de la adición de la disolución valorada hasta alcanzar el punto final, en el que se leerá la bureta sólo al principio y al final de la valoración (Brown y Sallee, 1967). Éstos son más precisos, tienen mayor reproducibilidad y rendimiento, en comparación con la valoración manual (MettlerToledo, 2013)

3. MATERIALES Y REACTIVOS MATERIALES Pipeta Vaso de precipitado Bureta Soporte universal Frascos con los reactivos

REACTIVOS Solucion de acido clorhidrico HCl Solucion de hidroxido de sodio Na(OH) Na2CO3 Agua destilada indicador anaranjado de metilo indicador fenolftaleína

4. PARTE EXPERIMENTAL Primero haremos el HCL ya que es el que tiene un reactivo especifico que es el Na2CO3(Carbonato de sodio). Entonces primero es el acido conocido que estandariza a la base y de la base conicida se puede estandarizar otro acido.

Pasospara el HCL: 1. Pesar 0.1 gr de carbonato de sodio en la balanza analítica este debe de estar en un Erlenmeyer de 100ml 2. Añadir 5ml de agua destilada y disolver el carbonato 3. Sobre la solución añadir 3 gotas del indicador anaranjado de metilo 4. Preparar una bureta limpia y enjuagar con el ácido clorhídrico ya que si enjuagamos con agua destilada esta contaminaría la concentración 5. Armar el equipo de titulación aforando a cero la bureta con el ácido clorhídrico preparado anteriormente la cual se va a estandarizar o titular 6. Comenzar con la adición controlada del ácido de la bureta a la solución del carbonato en el Erlenmeyer, agitando la solución en el mismo mediante el movimiento giratorio del matraz 7. Cuando la coloración amarilla de la solución en el Erlenmeyer se torne de amarilla clara a un color intermedio entre anaranjado y amarillo (melón) 8. Cerrar la llave de la bureta y anotar el volumen de la solución gastada en la neutralización Pasos para el NA(OH) hidróxido de sodio: 1. Mida 5 mL de solución de NaOH a un Erlenmeyer de 250 mL 2. añada 3 gotas de indicador fenolftaleína. 3. Luego proceda de la misma manera que en la titulación de HCl. REPORTE DE DATOS: Hacer los cálculos de la estandarización de la solución de HCl. (considerar los datos de cada uno de los integrantes del grupo y sacar un promedio, para indicar el título de la solución. Estandarizacion de acido Peso molecular de Na2CO3= 106 g/mol Masa de Na2CO3 (g) Volumen inicial de HCl(ml) Volumen final de HCl (ml) Voluemen gastado (ml)

Primera muestra 0,1005 45.5

Segunda muestra 0,1005 30.1

30.1

14.63

15.4

15.47

Hallando la normalidad de la solucion Importante: #eq-g HCL =#eq-g Na2CO3

Ecuación para hallar la normalidad del ácido:

𝑁=

#eq-g soluto=

Eq-gramo Na2CO3=

#𝑒𝑞 − 𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝐿𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

𝑔𝑟𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑃𝑀 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 # 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑔𝑟 Na2CO3

𝑃𝑀 Na2CO3 # 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑑𝑒 Na2CO3

=

𝑔𝑟 Na2CO3 𝑔𝑟 Na2CO3

=

106 2

53

gr de Na2CO3=0.1005 gr N1 = N2 =

0.1005⁄ 53 15.4∗10−3

= 0.1231

0.1005⁄ 53 15.47∗10−3

N estandar de HCl =

= 0.1225

0.1231+0.1225 𝟐

= 0.1228

2. Hacer los cálculos de la titulación de la solución de NaOH igual que en el caso anterior Estandarizacion de base (NaOH)

Volumen de NaOH (ml) Volumen inicial de HCl(ml) Volumen final de HCl (ml) Volumen gastado de HCl (ml)

Primera muestra 5 18.2

Segunda muestra 5 14

14

9.5

4.2

4.5

Hallando la normalidad de NaOH

NHCl x V HCl = N NaOH x V NaOH N NaOH 1=

𝟎.𝟏𝟐𝟐𝟖∗𝟒.𝟐 𝟓

N NaOH 2 =

= 0.1031

𝟎.𝟏𝟐𝟐𝟖∗𝟒.𝟓

N estandar de NaOH=

𝟓

= 0.1105

0.1031+0.1105 2

= 0.1068

CONCLUSIONES Se llega a la conclusión que las soluciones o disoluciones resultan de mucha importancia ya que se realizan diariamente en nuestras labores cotidianas, porello nace la necesidad de estudiarlas, como se ha hecho en éste experimento. La finalidad con la que se realizó la práctica se basaba en observar lasolubilidad de los compuestos de la solución, además de determinar sumolaridad, normalidad, molalidad, etc., lo cual queda demostrado en loscálculos realizados teniendo así que sí se cumple con el objetivo propuesto. Por otro lado, se llegó a determinar que, a mayor cantidad de soluto presenteen la disolución, mayor será su concentración (esto se evidencia con losrespectivos cálculos). Finalmente podemos decir que para que la práctica se realice con éxito esnecesario manejar los materiales de la manera más adecuada posible y másque todo ser éticos al momento de tomar los datos ya que se requieren decálculos para poder expresar las concentraciones antes mencionadas, loscuales deben ser precisos y si realizamos un arreglo en los valores expresadosexperimentalmente esto no se podrá cumplir.

BIBLIOGRAFIAS Mettler Toledo. El ABC de las valoraciones en la teoría y en la práctica. 2013 [en línea]. Disponible en: https//es.scribd.com/document/253486106/Guide-ABC-ofEasyTitration-ES-LOW. Pérez, P. M. (2017). Análisis volumétrico de interés. Sevilla.