Estandarización del NaOH

UNIVERSIDAD INTERAMERICANA
Recinto de Bayamón
Departamento de Ciencias Naturales y Matemáticas
QUIMICA INORGANICA
PREPARACION Y VALORACION DE SOLUCIONES
(1 seccion de laboratorio)
Experimento No. __1,2,3__
Nombre:________________________________ No. Est. ____________________
Objetivos
Familiarizar al estudiante con los cómputos necesarios para preparar soluciones.
Resolver problemas que envuelvan estequiometría de una reacción.
Describir el procedimiento para preparar y valorar soluciones.
Practicar la técnica de titulación.
Valorar soluciones.
Procedimiento
Parte I:
Preparación de Soluciones
Cada grupo, utilizando la información en las etiquetas de las botellas, calculará en la libreta de laboratorio el
volumen y la masa requerida para preparar 125 ml de una solución 0.1 M NaCl y 250 ml de una solución 0.2 M
NaOH. Además describirán el procedimiento para preparar las soluciones.
Ejercicios para resolver en sus libretas la preparación de las siguientes soluciones:
1.
Cómo prepararía las siguientes soluciones acuosas usando palabras descriptivas y cálculo, y también tomando
en consideración la cantidad indispensable para la preparación y que no utilice cantidad en exceso.
a) 355 mL de KH2PO4 a una concentración de 8.74 x10-2 M tomando las cantidades desde un envase que contiene
KH2PO4 sólido? .
b) 425 mL de 0.0956 M de NaOH desde 1.25 M de NaOH.
c) 1.50 L de 0.257 M de KBr desde un frasco que contiene KBr solido.
d)Qué cantidad de NaCl debemos tomar y disolver en 25 g de agua para preparar una solución al 15%?
e) Una solución de ácido nítrico tiene una densidad de 1.249 g/mL y 40% de HNO 3 en peso. Cuántos mililitros de esta
solución hacen falta para obtener 10.0g de HNO3?
f) Cuantos gramos de NaCl se necesitan para preparar 500 mL de una solución cuya molaridad sea 0.2?
Parte II:
Valoración de las Soluciones
Un análisis que se efectúa con ayuda de cristalería volumétrica (pipetas,buretas,frasco volumétrico…) se denomina:
ANALISIS VOLUMETRICO
El procedimiento de análisis volumétrico es: De una cantidad conocida cuidadosamente medida de una sustancia que
reacciona con otra , determinar la cantidad de otra sustancia por medio de una reacción en una solución acuosa. El
volumen de todas las soluciones es cuidadosamente medida con la cristaleria volumétricas.
El volumen de todas las sustancias para un analisis es generalmente medido y esta disponible en dos formas:
1. Estandar Primario: Una masa precisa de un sólido es medido en la balanza y luego disuelta en agua, para que
reaccione luego con la sustancia analizada.
2. Solución estandar: Los moles de una sustancia medida están presente en un volumen de la solución. Una
solución con una concentración conocida, generalmente expresada como la masa molar o molaridad de la
sustancia. El volumen medido de la solución estándar reacciona con la sustancia a ser analizada.
La reacción de la sustancia conocida, con la sustancia a ser analizada, ocurre en solución acuosa y conducida por
un procedimiento llamado titulación.
El procedimiento donde se requiere una bureta para añadir el líquido en la titulación es lo que se llama el titulante
y en el frasco tenemos la solución analítica. El titulante puede ser una solución de concentración conocida o
desconocida. El analítico puede ser una solución donde el volumen es medido con una pipeta o puede ser un sólido
disuelto con una medida exacta de la masa. Para la titulación que se hará en este experimento, el titulante es el
hidróxido de sodio y el analitico es el acido.
La reacción es completa cuando la cantidad estequiometrica de las sustancias reaccionantes están combinadas. En
una titulación ese es el punto estequiometrico (punto de equivalencia). En el experimento el punto estequiometrico
para la titulación ácido-base es detectado usando la fenoltaleina como indicador. Fenoltaleina es incolora en una
solución ácida y rosita en solución básica. El punto en la titulación en donde la fenoltaleina cambia de color es
llamado el punto final de la titilación.
El instructor de laboratorio describirá el proceso de valoración. Los grupos describirán en la libreta el procedimiento
para valorar las soluciones preparadas en la Parte I. El instructor aprobará el procedimiento y el grupo procederá a llevar
a cabo el proceso experimental.
Equipo disponible
Pipetas 20 ó 25 ml
Bulbos
Buretas
Agitadores magnéticos
Balanzas
Materiales disponible
KHP (estándar primario)
HCl concentrado
NaOH (sólido)
Fenolftaleina
Recomendaciones
Considerar el por ciento de NaOH en la etiqueta de la botella al momento de hacer los cálculos matemáticos para la
preparación de las soluciones.
Calcular la molaridad de la solución concentrada de HCl utilizando la densidad y el por ciento (peso/peso) de la
solución. Puede utilizar esta molaridad para calcular los ml de la solución concentrada que hay que diluir para obtener la
solución 0.1 M HCl.
Para valorar la solución de NaOH, calcular la masa aproximada de KHP necesaria para consumir 25 ml de la solución
de NaOH. Esta es la masa de KHP que hay que pesar.
La solución de HCl se puede valorar con la solución de NaOH.
Puede usar fenolftaleina como indicador en las titulaciones.
NOTA: La parte de las soluciones que no se halla utilizado en el experimento será colocada en envases e identificada
por el grupo para ser usada en el próximo experimento.
1.DATOS Y CALCULOS DE LA PRIMERA PARTE:
2.DATOS Y CALCULOS DE LA SEGUNDA PARTE:
Parte III:
Analisis de ácidos atraves de NaOH estandarizado
Objectivo: Comprobar los resultados de la estandarizacion del NaOH en un acido
El Problema: ¿Qué porciento ( % ) por masa del Ácido Acético hay en el vinagre? .
CH 3COOH (ac) + NaOH (ac)  NaCH 3CO2 (ac) + H 2 O (l)
La masa del CH 3COOH en el vinagre es calculada de la medida en moles del ácido acético
y su masa molar (60.05 g/mol).
 60.05gCH3COOH 
 =
Masa (g) de CH 3COOH = mol CH 3COOH 
1
m
olCH
COOH
3


EL por ciento de masa del ácido acético en el vinagre se calcula:
% por masa de CH 3COOH =
m asa( g )deCH3COOH
X 100
m asa( g )devinagre
Procedimiento:
1. Calculamos el volumen del vinagre. Asumimos que el vinagre tiene una densidad de 1.0
g/ml y que el porciento por masa de ácido acético en el vinagre es 5% por masa. La
molaridad de NaOH (molaridad que determinamos en el lab. anterior) era igual a (X
poner la molaridad anterior aqui) M. Calculamos el volumen de vinagre que
necesitaremos para neutralizar 25 ml de una solución estandarizado de NaOH.
2. Echamos esa cantidad calculada en el erlenmeyer.
3. Pesamos la cantidad de vinagre (masa del vinagre).
4. Agregamos 2 gotas de fenoltaleina, y agregamos 25 ml de agua deshionizada para lavar
las paredes del erlenmeyer.
5. Luego con la bureta mediante el proceso de titilación ir agregando la cantidad necesaria
de NaOH que hará cambiar de color al contenido en el frasco erlenmeyer.
Cálculos: ( todos los cálculos tienen que ser expresado usando la herramienta de Microsoft
Equation)
Observación: (Todas las observaciones deben pasar por el escrutinio de su grupo)
Conclusión: La conclusión abarca el sentido común de exposición de cada estudiante
individual respecto al laboratorio finalizado y el logro alcanzado en el mismo.