Quimica Practicas

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL

DEL TACHIRA

DEPARTAMENTO DE QUIMICA

GUIA DE PRÁCTICAS LABORATORIO DE QUIMICA II

SAN CRISTOBAL, SEPTIEMBRE 2005

OBJETIVOS DEL LABOTATORIO DE QUÍMICA II

Muchos adelantos importantes logrados en el campo de la química e ingeniería son el resultado de la interpretación de resultados obtenidos en laboratorios, de allí la importancia de las materias practicas dentro de los pensum de estudio de estas carreras.

Básicamente el objetivo de las prácticas de laboratorio es que el estudiante pueda complementar sus conocimientos teóricos con las experiencias. Con el desarrollo de las prácticas del laboratorio de química II, se pretende afianzar las técnicas de: preparación y valoración de soluciones, medición de propiedades, análisis de muestras, separación y determinación de constantes químicas.

A demás de lo expuesto anteriormente, el desarrollo de las prácticas incrementa la habilidad para redactar un informe técnico con base en los datos y valores experimentales. A pesar de la diferencia de estilos ó formas con las que se puede desarrollar un informe técnico, existe una metodología que generalmente comprende las siguientes secciones:

a) Introducción que es la presentación del tema a estudiar y la justificación del porqué se hace tal estudio o cual es su importancia

b) Parte Experimental que permite recabar los datos y valores requeridos.

c) Resultados y discusión donde la capacidad de análisis y el dominio del tema son indispensables para aprovechar el trabajo realizado. En la discusión de resultados se comparan los valores teóricos con los experimentales, y de existir diferencias entre estos se argumentan posibles fuentes de error.

d) Conclusiones resumen cuales fueron los objetivos logrados ó que utilidad tuvo la experiencia.

PRACTICA N 1

PREPARACION Y VALORACION DE SOLUCIONES

OBJETIVO PRINCIPAL

Dadas las características o propiedades de un reactivo sólido ó líquido relativamente puro, preparar soluciones diluidas con concentraciones especificadas previamente y determinar la concentración real de las mismas.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

1.- Preparar 100 mL de solución de HCl, considerando la densidad y el  (p/p) del HCl concentrado.

2.- Preparar 100 mL de solución de NaOH, con base en la pureza del reactivo sólido.

3.- Hallar la Molaridad de la solución preparada de NaOH, con una exactitud de tres (3) cifras significativas, mediante la técnica de titulación con un ácido patrón.

4.- Hallar la Molaridad de la solución de HCl, mediante la técnica de titulación con la solución de NaOH preparada por usted, en el objetivo 2.

5.- Calcular el % error relativo entre las molaridades teóricas y las molaridades halladas mediante la titulación.

6. Calcular la pureza y el % de humedad del NaOH sólido, a partir de la molaridad de la solución básica y del peso del sólido usado para prepararla.

BASE TEORICA

Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más substancias, que pueden separarse por métodos físicos en sus componentes. En una solución, la sustancia que se encuentra en mayor proporción se conoce como “Solvente” y las demás como “Solutos”. La relación o proporción de la mezcla soluto a solvente se conoce como concentración (Ver práctica 6 guía de laboratorio de Quimica General I).

El análisis volumétrico, llamado corrientemente volumetría, consiste en la determinación del volumen de una solución conocida, que reacciona con otra sustancia a analizar. El análisis volumétrico se puede realizar con numerosas reacciones químicas, que se pueden agrupar en varios tipos principales: reacciones de neutralización, reacciones oxidación-reducción, reacciones de precipitación y reacciones de formación de complejos.

La técnica de hallar el volumen de la solución de concentración conocida, o solución patrón, necesaria para completar la reacción se llama valoración. La concentración de la solución patrón se determina por valoración con un material de referencia altamente purificado: patrón primario.

La finalidad de la valoración es la adición de solución patrón en cantidad tal, que sea estequiometricamente equivalente a la sustancia objeto de la determinación con la cual reacciona. Esta condición se alcanza en el punto de equivalencia. El punto final en la valoración se determina observando cambios físicos asociados con él mismo, en la figura 1 se observa un ejemplo de una titulación.

La detección del punto final implica la observación de algún cambio de propiedad en la solución. Se han empleado numerosas propiedades:

.- Color, debido al reactivo o a algún indicador.

.- Enturbiamiento, por la formación de una fase insoluble.

.- Conductividad eléctrica de la solución.

Figura 1. Avance en la titulación. a) Sin adición de titulante; b) Comienzo de la titulación y c) Punto final de la titulación.

Los ácidos y bases fuertes, reaccionan de manera completa hasta que al menos uno de los reactivos se agota, así tenemos que si HX y M(OH) representan al ácido y a la base, respectivamente, la reacción será:

HX + M(OH)  MX + H2O

ácido base sal agua

Para el caso del HCl y del NaOH, tendremos:

HCl + NaOH  NaCl + H20

Por ser la relación estequiométrica entre el acido y la base igual a la unidad, cada uno de los moles de HCl reacciona o son neutralizados por un mol de NaOH. Dado que los reactivos se utilizan diluidos en agua, las cantidades de soluto, es decir los moles de HCl o de NaOH, deben calcularse con el volumen de la solución y la concentración del soluto, que generalmente viene dada como Molaridad.

Si se agrega solución NaOH, sobre solución de HCl, hasta que los moles de NaOH, sean iguales a los moles iniciales de ácido, tendremos:

na (moles de HCl) = nb (moles de NaOH)

o también,

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