Resumen

En la práctica No. 5 se realizó la titulación del Hidróxido de sodio

con el ácido clorhídrico, con la fenolftaleína como indicador de pH y el

ácido clorhídrico como la solución patrón, se procedió a titular y por

medio de la reacción de neutralización entre el ácido y la base, la

mezcla cambió de color; se llegó a determinar la molaridad, la

Molalidad, la Normalidad, el porcentaje de volumen, el pH y el pOH del

ácido clorhídrico en la cual se trabajó a una presión atmosférica de

0.84atm. y a una temperatura de 24°C.

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Objetivos

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General:

Conocer la funcionalidad del método de titulación y el comportamiento de un indicador acido-base.

Específicos:

Determinar la funcionalidad de los métodos volumétricos utilizados para preparar soluciones.

Describir los fenómenos que ocurren al efectuar una solución.

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Marco Teórico

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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 (sólida, líquida o gas) bien definida. 

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

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.Entonces, reiterando, llamaremos solución  o disolución a las mezclas  homogéneas que se encuentran en  fase líquida. Es decir,  las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida,  como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones. 

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua.

Características de las soluciones (o disoluciones): 

I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. 

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. 

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. 

Soluto: Es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se

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puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (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 puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Concentraciones

En química, la concentración de una disolución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada está.

El término también es usado para hacer referencia al proceso de concentración, aumentar la proporción de soluto en el disolvente, inverso al de dilución.

Mayor o menor concentración

Las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades. Para saber exactamente la cantidad de soluto  y de solvente  de una disolución  se utiliza una magnitud denominada  concentración. 

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas,  sobresaturadas.  

Diluidas: Si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña.  Ejemplo: una solución de 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.  

Saturadas:  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 20º C.  

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Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.  

Sobresaturadas: Disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

Ecuaciones de concentración

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  Indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

*Ecuación No. 1

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  Se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

*Ecuación No. 2

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c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): Indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

*Ecuación No. 3

Modo de expresar las concentraciones

Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas.

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

Molaridad

En química, la concentración molar (también llamada molaridad), es una medida de la concentración de un soluto en una disolución, o de alguna especie molecular, iónica, o atómica que se encuentra en un volumen dado expresado en moles por litro. Al ser el volumen dependiente de la temperatura, el problema se resuelve normalmente introduciendo coeficientes o factores de corrección de la

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temperatura, o utilizando medidas de concentración independiente de la temperatura tales como la molaridad.

Concentración Molar (M)

La concentración molar o molaridad representada por la letra M, se define como la cantidad de soluto por unidad de volumen de disolución, o por unidad de volumen disponible de las especies:

*Ecuación No. 5

Aquí, n es la cantidad de soluto en moles, m es la masa de soluto en gramos, PM es el peso de un mol de moléculas en g/mol y V el volumen en litros.

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Marco Metodológico

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Materiales y Equipos:

2 Balones de 50 ml1 Termómetro 1 Probeta2 Beacker de 100 ml 1 Bureta1 Soporte Universal 1 Pipeta de 5 mlPinzas

Reactivos:

Ácido ClorhídricoHidróxido de SodioAgua Destilada

Procedimiento Experimental:

1. Se preparó una solución 0.1 M de ácido clorhídrico, en un volumen total de 50 ml (Se realizó dentro de la campana de extracción).

2. Se preparó una solución 0.1 M de hidróxido de sodio en un volumen total de 50 ml, para preparar la solución, la disolución de las lentejuelas (escamas) del hidróxido de sodio se hizó en un beacker en una cantidad no mayor de 20 ml de agua y luego se transfirió al balón para continuar la dilución (Se realizó la disolución de las lentejuelas de Hidróxido de sodio con el beacker sumergido dentro de otro beacker conteniendo agua fría del grifo).

3. Se tomaron 10 ml de solución de hidróxido de sodio y se descargó en un earlenmeyer.

4. Se llenó una bureta con la solución patrón de ácido clorhídrico.

5. Se colocaron dos gotas de Fenolftaleína a la solución de Hidróxido de sodio contenida en el earlenmeyer y haciendo uso de la solución patrón se procedio a la estandarización agregando ésta gota a gota, hasta observar un cambio en la coloración del indicador.

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6. Se estandarizó la solución de ácido clorhidrico con un método análogo a la estandarización de la solución de Hidróxido de sodio.

7. Determine la densidad de las soluciones de Hidróxido de sodio y ácido clorhídrico preparadas.

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Diagrama de flujo:

SI

NO

FIN

Estandarizar solución de HCL y determinar densidad de las soluciones.

¿Se observa un cambio en la

coloración del indicador?

Estandarizar con solución patrón

Colocar gotas de fenolftaleína a solución de NaOH

Verter NaOH en un earlenmeyer y llenar bureta con solución patrón de HCL.

Preparar soluciones

INICIO

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Resultados

Tabla 1, Neutralización del NaOH

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No. de corrida (2 corridas por

integrante)

NaOH (ml) Densidad (g/cm3)

1 9 1.2352 10 1.06953 9.6 1.1854 10.1 1.0035 10.5 0.9856 10.1 1.0037 10 1.06958 9.7 1.192

Fuente: Datos originales

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Interpretación de resultados

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Para ésta práctica se utilizaron dos soluciones de las cuales se

realizó una estandarización, dichas soluciones fueron HCl 0.1M y

NaOH 0.1. Todas éstas fueron diluidas en agua destilada. La finalidad

de la práctica fue de realizar la titulación de las soluciones de HCl y

NaOH (titulante). Para ello se descargaron 10 mL de NaOH en una

bureta. Luego se procedió a agregarle dos gotas de Fenolftaleína al

HCl.

El hidróxido de sodio es una base fuerte, una sustancia que

tiene la capacidad de tomar un protón fácilmente. Cuando se mezcla

con un ácido, se forma una sal y agua en la reacción de

neutralización.

La fenolftaleína es una sustancia química que tiene la

particularidad de tener distinta coloración al cambiar entre su forma

ácida y su forma básica. La fenolftaleína es una molécula orgánica

aromática sustituida en varias posiciones. La coloración rosada que

tiene en su forma básica se debe a la conjugación de enlaces dobles

que se obtiene al desprotonarse el grupo fenol. Al agregar hidróxido

de sodio (NaOH) lo que estamos haciendo es desplazar el equilibrio

químico hacia la forma básica de la fenolftaleína.

En este caso la fenolftalina fue utilizada como indicador, ya que

ésta tiene un viraje adecuado para las reacciones ácido-base de 8.3 a

9.7. Con la fenolftaleína se puede ver que al llegar al punto final la

solución cambiará a un color magenta. En el momento de realizar las

titulaciones de las soluciones de HCL y NaOH(titulante), fue posible

notar que se requirió de mayor cantidad de titulante para la solución

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del HCl. Esto se debe a que el pH de la solución de HCl es 1.30, es

decir, es más ácida que la solución de NaOH; por lo tanto se utiliza

más cantidad de titulante para el HCl porque el pH debe cambiar 1.30

hasta el punto de viraje de la Fenolftaleína, el cual es mayor que en la

solución de NaOH.

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Conclusiones

1. La molaridad del HCl fue 0.3453 m, su normalidad fue de 0.437

N, su molaridad fue de 0.437 M y su porcentaje de volumen fue

10.01%.

2. El pOH del Ácido clorhídrico fue de 1.221 y el pH fue de 12.779.

3. Se utilizó más cantidad de titulante para el HCl porque el pH

debe cambiar 1.30 hasta el punto de viraje de la Fenolftaleína,

el cual es mayor que en la solución de NaOH.

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Referencias Bibliográficas

20

1. Brown T., LeMay Jr., Bursten B., Química. La ciencia central. Editorial

Prentice Hall Hispanoamericana SA. 1998. Décima segunda edición.

(cap. No. 1)

2. Brown, T. (2004). Química la ciencia central , 9ª edición,

Pearson Educación, México.

3. Drew H. Wolfe. Química general, orgánica y biológica. Traducido por

María del Consuelo Hidalgo Mondragón Edición 2 Editor McGraw-Hill,

1996 ISBN 970100907X, 9789701009079 N.º de páginas 757.

4. Lic. Domínguez Montero, Maria del sagrario y Lic. García de Jaón de la

Fuente, Jesús. Cultural, S.A de Ediciones. España, 1986

5. Enciclopedia Microsoft® Encarta® 2002. © 1993–2010 Microsoft

Corporation.

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Bibliografía

22

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línea], Diario Los Andes, http://www.losandes.com.ar/2001, visitado

el: 24/09/2014.

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el 24/09/14) disponible en web:

http://www.ugr.es/~jmvilchez/flash/Densidad.swf

3. Perry Manual del ingeniero químico. 3a.ed. México: McGraw-Hill,

1992. ISBN 970-100011-0.

4. Crespo Vergara, Ricardo. Estudio de la química: período 1992-1996.

Santiago: Universidad de Chile, Departamento Ingeniería Química,

1999. Tesis (ingeniero químico) Universidad de Chile.

5. Babor, Joseph A. y Ibarz Anznárez, José. Química General Moderna 7º

edición. Editorial Marín S.A. España, 1963.

6. Cárdenas, M. y S. Ragout de Lozano (1996), “Explicaciones de

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rectoratd’Investigació de la Universitat de Valencia, pp. 343-349.

7. CHANG, Raymond Química Chemistry by Raymond Chang 10ª edición 1080 páginas isbn: 978-607-15-0307-7.

8. H.PERRY. Robert manual del ingeniero Químico para estudiantes de ingeniería 6ª edición 39060, 281 páginas.

9. BROWN, Theodore L. Brown Química la ciencia central para estudiantes de química 12ª edición PEARSON EDUCACION, México 2014 isbn:978-607-32-2237-2 paginas 1200.

10. Karen C. Timberlake Química 2ª edición PEARSON EDUCACION, México 2008 isbn: 978-970-26-1224-7 paginas 752.

11. RALPH H. PETRUCCI, Química General 10ª edición central para estudiantes de química PRENTICE-HALL 2013 isbn: 978-971-25-652, paginas 1350

23

Apéndice

Hoja de datos originales

(ver hoja adjunta)

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Muestra de Cálculo

La normalidad de una solución es :

No. de equivalente/litro de solución

Ejemplo: De una solución 3 N de HCL, se tomaron 460 mL para elaborar una dilución cuyo volumen total es de 1000 mL ¿cual es la concentración de ésta nueva solución?

Primero que nada, es una dilución, por tanto toma en cuenta los datos de la sln patrón como 1

V1 = 460 mL, C1 = 3 N

Los datos de la dilución se tomarán como 2

V2 = 1000 mL, C2 = ?

Según la siguiente fórmula que implica que los equivalentes de 2 soluciones de un mismo compuestos son iguales (equivalente = VXC)

V1xC1 = V2xC2

Remplazando;

(460mLX3N) = (1000mLXC2)

460mLX3N/ 1000ml = C2

C2 = 1.38 N

La molaridad se calcula dividiendo el peso del NaOH disuelto en 1 litro, por su peso molecular del NaOH que es 40 gr.

Y el pH se calcula restando el pOH de 14.

Ejemplo: Se tiene una solución de OHNa de 1 gr/l La molaridad es: 1/40 = 0,025 M

pOH = -log 0,025 = 1,60

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pH = 14,00 - 1,60 = 12,4

Datos Calculados

Tabla 2

CorridaNormalidad

(eq/L)Molalidad

(moles/Kg)Molaridad (moles/L)

%volumen pOH pH

1 0.434 0.274 0.434 9.91% 1.318 12.7822 0.384 0.359 0.384 8.76% 1.200 12.8003 0.462 0.314 0.462 10.5% 1.259 12.8414 0.446 0.399 0.446 10.17% 1.154 12.8465 0.462 0.382 0.462 10.5% 1.259 12.8376 0.435 0.347 0.435 10.16% 1.154 12.845

7 0.456 0.345 0.473 10.14% 1.167 12.844

8 0.436 0.356 0.468 10.5% 1.233 12.424

Promedio 0.437 0.3453 0.437 10.01% 1.221 12.779

Fuente: Datos calculados

Error relativo

De−DtDt

∗100

Dónde: De= dato encontrado Dt= Dato teórico

Ejemplo: ¿Cuál es el error relativo de un dato experimental de 3ml, y uno teórico de 4.2ml?

3−4.24.2

∗100=2.8%

Media aritmética

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X=x1+x 2+ x3………+xn /N

Dónde:

X= Es el promedio Xn= datos de las corridas N= número de datos

Ejemplo: Encuentre el promedio de las siguientes densidades: 5g/ml, 3g/ml y 4.7g/ml

x= (5+3+4.7)/3x= 4.233

Desviación estándar

σ=√ x 12+x 22+x32+……xn2N

Dónde: X= son los datos de las corridas N= número de datos σ= Desviación estándar

Ejemplo: Encuentre la desviación estándar de las alturas anteriores.

σ=√ 52+32+4.723

σ= 4.323

Indice

RESUMEN 1

OBJETIVOS 3

GENERAL 3ESPECÍFICOS 3

27

MARCO TEÓRICO 5

CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES (O DISOLUCIONES) 5CONCENTRACIONES 6UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN 7ECUACIONES DE CONCENTRACIÓN 7MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES 8MOLARIDAD 9CONCENTRACIÓN MOLAR (M) 9

MARCO METODOLÓGICO 11

MATERIALES Y EQUIPOS 11REACTIVOS 11PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 11DIAGRAMA DE FLUJO 13

RESULTADOS 15

INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS 17

CONCLUSIONES 19

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 21

BIBLIOGRAFÍA 23

APÉNDICE 25

HOJA DE DATOS ORIGINALES 25MUESTRA DE CÁLCULO 25ERROR RELATIVO 26MEDIA ARITMÉTICA 27DESVIACIÓN ESTÁNDAR 27

28