495347041-Portafolio-de-Quimica-Analitica-CRISS-QUILUMBA-19

Vista previa del material en texto

Nombre de la Universidad: 
Pontificia Universidad Católica del Ecuador – Sede Esmeraldas
Nombre de la Unidad Académica: 
Carrera de Laboratorio Clínico
Investigación Formativa: 
Portafolio del Estudiante 
Materia y ciclo que cursa: 
Química Analítica – II semestre
Nombre del estudiante: 
CRISS QUILUMBA 
Paralelo: 
 “B” - Grupo 1
INTRODUCCIÒN 
Es importante que antes de comenzar cualquier trabajo experimental, como lo que es la medida y transferencia de líquidos como alumnos debemos de conocer el material que se utiliza. Cada uno de los materiales tiene una función y su uso debe ser acorde a la práctica que se va a realizar para poder obtener medidas exactas. 
Las balanzas analíticas modernas, que pueden ofrecer valores de precisión de lectura de 0,1 µg a 0,1 mg, están bastante desarrolladas de manera que no es necesaria la utilización de cuartos especiales para la medida del peso. Aun así, el simple empleo de circuitos electrónicos no elimina las interacciones del sistema con el ambiente. De estos, los efectos físicos son los más importantes porque no pueden ser suprimidos.
Las soluciones o disoluciones porcentuales indican la cantidad de un soluto disuelto por cien partes de solución. Este tipo de expresar la concentración de las soluciones es de uso frecuente en los productos comerciales, para indicar así su composición química. Sin embargo, es de poco uso en los laboratorios de docencia y de investigación.
La concentración de las disoluciones se expresa en términos de tanto por ciento masa de soluto, o sea, el peso de soluto por 100 unidades de masa de solución. La unidad empleada con mayor frecuencia es el gramo.
a) Tanto por ciento peso/peso (%p/p) gramos de soluto % de soluto (p/p) = x 100% gramos de disolución
b) Tanto por ciento peso/volumen (%p/v) gramos de soluto % de soluto (p/v) = x 100% mililitros de disolución
c) Tanto por ciento volumen/volumen (% v/v) mililitros de soluto % de soluto (v/v) = x 100% mililitros de disolución.
Cuando mezclamos una cierta cantidad de un sólido con un líquido se forma una solución en la que el sólido se conoce como soluto y el líquido o solvente es el diluyente. Ejemplos de soluciones no sólo se encuentran en el laboratorio también en la cocina cuando agregamos sal al agua para preparar luego una sopa estamos preparando primero una solución.
La molalidad, denotado con la letra m en minúscula, es un término usado para describir la concentración de una solución. Se puede definir como el número de moles de un soluto disueltos en 1 kilogramo de solvente.
Es igual a los moles de soluto (la sustancia que se disuelve) dividida por los kilogramos de disolvente (la sustancia usada para disolverse).
Las soluciones normales son todas aquellas en las cuales la concentración del soluto está expresada en equivalentes o equivalentes-gramos por litro de solución.
Cuando se habla de la normalidad de una solución, se refiere al número de equivalentes de un soluto que ella posee por litro de solución. Pero para hallar este número de equivalentes es necesario conocer su peso equivalente, el cual varía entre los elementos, el tipo de compuesto químico, o inclusive la reacción que tome lugar.
En muchos casos se necesita preparar disoluciones con concentraciones extremadamente bajas de un soluto, hasta un punto que es difícil o imposible en la práctica medir la cantidad necesaria de producto sólido o el volumen de solución madre. En esas situaciones es necesario preparar una solución de mayor concentración (solución de stock o solución madre) y hacer diluciones sucesivas a partir de ésta hasta alcanzar la concentración deseada.
El proceso de adición de un volumen medido de una disolución de concentración conocida para que reaccione con una sustancia cuya concentración se desea conocer se llama titulación. La disolución de concentración conocida se llama titulante, que previamente se estandarizó (ver práctica de estandarización). Las titulaciones son parte de los métodos volumétricos del análisis químico
	
	
	ASIGNATURA
	QUÍMICA ANALÍTICA
	NIVEL: II
	PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 1
	Medidas y Transferencias de Líquidos
	DOCENTE
	MGT. NELFA ESPAÑA
	FECHA DE LA PRÁCTICA
	 4/11/2020
	LABORATORIO
	BIOQUÍMICA
Objetivos:
Al finalizar la práctica los estudiantes deben estar en la capacidad de:
1. Comparar el material volumétrico	que se utiliza en el laboratorio	de Química Analítica.
2. Manipular los instrumentos de vidriería.
3. Determinar la apreciación de pipetas, probetas y buretas.
4. Determinar el error absoluto y el error relativo en las medidas de volumen.
5. Realizar mediciones y transferencias de líquidos de acuerdo con las instrucciones dadas por el docente
Fundamento Teórico: 
MARCO TEÓRICO
Es importante que antes de comenzar cualquier trabajo experimental, como lo que es la medida y transferencia de líquidos como alumnos debemos de conocer el material que se utiliza. Cada uno de los materiales tiene una función y su uso debe ser acorde a la práctica que se va a realizar para poder obtener medidas exactas. 
Mediciones de líquidos
Las mediciones de líquidos en laboratorio son una de las técnicas mas frecuentes utilizando materiales volumétricos:
· Pipetas (graduadas, aforadas, micropipetas)
Son tubos de vidrios graduados que tiene una escala en mililitros y centímetros cúbicos que miden pequeños volúmenes de líquidos
		
· Probetas
Son tubos de vidrio de mayor diámetro que tienen una base o soporte en su parte inferior 
· Buretas
Son tubos largos de vidrios, abiertos por su parte superior, su extremo inferior terminado en punta esta provisto de una llave llamada robinete que al cerrar o abrir nos impide el paso del líquido gota a gota
· Matraz aforado
Son recipientes de vidrios que se utilizan para obtener concentraciones 
· Materiales Volumétricos
Mide los volúmenes exactos 
· Materiales No Volumétricos 
Mide escalas de forma aproximada 
LECTURA DE VOLÚMENES
 La superficie libre de los líquidos es horizontal, sin embargo, se curva, generalmente hacia arriba, en contacto con las paredes del recipiente que los contiene formando un menisco (meni, del griego luna) cóncavo, como en el agua. Las lecturas se deben realizar en la parte inferior del menisco colocando el ojo al nivel del mismo para evitar errores de paralaje. 
Cuando el menisco es convexo (caso del mercurio sobre vidrio) la lectura debe hacerse por la parte superior.
Pre-laboratorio:
La sección denominada Prelaboratorio, es un trabajo previo a la sesión de laboratorio en el cual Usted deberá desarrollar cada uno de los Ítems especificados. La elaboración de este es requisito indispensable para la asistencia del laboratorio, ya que de este modo se garantiza la ejecución y culminación de la práctica.
1. Explique cómo se mide correctamente el volumen de un líquido.
Si el volumen que se quiere medir es pequeño, podemos utilizar una pipeta graduada en centímetros cúbicos o en mililitros y si queremos medir volúmenes mayores, podemos usar una probeta o un vaso precipitado.
Pero siempre para medir líquidos debemos tener el material a línea recte en frente de nuestros ojos.
2. ¿Cuáles son los materiales volumétricos que más se utilizan para medir un líquido?
· Pipetas 
· Probetas
· Matraces 
· Buretas 
· Dispensadores 
 3.Escriba por lo menos tres consideraciones que deben tenerse en cuenta a la hora de transferir líquidos.
1. La medida debe ir expresada en una unidad del sistema internacional de unidades de medidas.
2. Cuando vaciamos de un líquido a otro, o a un sólido debemos hacerlo con el mayor cuidado posible, para no crear turbulencias. 
3. Toda medida debe ir acompañada de un error de la medida
4. Calculo la apreciación de una bureta de 50 ml, el error absoluto de la medida y el error relativo de la medida, utilizado los siguientes datos:
	
	
· 	Lectura Mayor = 10 ml
· Lectura Menor = 9 ml
· Numero de divisiones = 5
· Valor Verdadero = +/-
· Valor Medido = 25.4 ml
A= 10-9 /5 = 0,2
ER= (0,2/25.4) x 100 = +/- 0,7
5. Determine y responda ¿Cuálde estos instrumentos es el más preciso? Explique su selección:
	Instrumento
	Apreciación
	Volumen Medido
	Error Relativo
	Pipeta de 10 ml
	0,1
	10 ml
	
	Bureta de 50 ml
	0,1
	10 ml
	
6-Explique qué relación existe entre el Volumen Medido y el Error de Medida. 
Pues ya que mientras el volumen medido sea menor, el error será mayor 
Para el ejercicio de la pregunta número cuatro (4) la Apreciación se determina por:
𝐿𝑒𝑐𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑚𝑎𝑦𝑜𝑟 − 𝐿𝑒𝑐𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟	 	
𝐴 =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑣𝑖𝑠𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠
¿Cuál será la apreciación del instrumento de la figura que sigue ¿:
A = 350 – 300/ 10 = 5	A = 350 – 250/ 20= 5
A = 300 – 250/ 10 = 5
Para la pipeta de 10 ml del ejercicio de la pregunta cinco (Tabla pregunta 5) el error relativo viene dado por:
Error Relativo = (Apreciación / Volumen leído) x 100 
Determine usted el error relativo de la bureta de la misma pregunta y establezca comparaciones y conclusiones
Ahora se completará los datos de la siguiente tabla (Valores en color) y se concluirá respecto a la relación entre el valor medido y el error relativo.
	Material
	Lectura mayor
	Lectura menor
	Número divisiones
	Apreciación
	Valor medido
	Error Relativo
	Bureta
	30
	25
	50
	 
 0,1
	40
	
 0,33
	Bureta
	20
	10
	100
	
 0,1
	10
	
 1
	Bureta
	10
	9
	10
	
 0,1
	25
	
 0.40
Es de observar que para un mismo instrumento mientras menor es el volumen medido mayor es el error relativo cometido.
Instrucciones: Ingreso con mandil, pantalón y camiseta, zapatos cerrados, sin joyas y uñas cortas. Dejar el laboratorio en orden.
Materiales y/o reactivos: Probetas, Pipetas, Buretas.
Vasos de precipitado, Matraz aforados Balanza.
Vidrio de reloj. Pinzas.
Agua.
Cuaderno y lapiceros
Parte práctica
1. Determine la apreciación de:
a. una pipeta de 10 ml
b. una bureta de 50 ml
c. una probeta de 10 ml
d. una probeta de 100 ml
2. Mida con los instrumentos volumétricos anteriores 10 ml de agua. Determine el error relativo para cada una de las medidas.
3. Seleccione dos (2) de los instrumentos volumétricos usados anteriormente. A continuación, mida dos volúmenes diferentes en cada uno de los instrumentos. Determine el error en cada medición
4. Mida 10 ml de agua en la bureta, y luego transferir a una probeta de 10 ml de capacidad. Anote el volumen medido luego de la transferencia.
5. Mida 10 ml de agua en la pipeta y luego transferir a una probeta de 10 ml de capacidad. Anote el volumen medido luego de la transferencia.
Resultados obtenidos: 
En el laboratorio se puede encontrar material muy diverso y es importante conocer su función puesto que de su correcto uso depende la calidad de los resultados obtenidos.
Conclusiones: 
· Cuando se determinan masas de productos químicos con balanza se utilizará un recipiente adecuado.
· Se debe mantener perfectamente limpio y seco el lugar dónde se encuentre situado cualquier instrumento con contactos eléctricos. Leer las instrucciones de uso de los instrumentos.
· Debe revisarse el material de vidrio para comprobar posibles fisuras, especialmente antes de su uso a vacío o presión.
· En los montajes de reflujo y destilación hay que añadir el germen de ebullición (plato poroso) en frio, las juntas esmeriladas deben estar bien ajustadas. No abandonar nunca el puesto de trabajo mientras se esté llevando a cabo alguna reacción, destilación o medida.
Referencias
https://es.wikipedia.org/wiki/Material_volum%C3%A9trico_(qu%C3%ADmica)
https://www.uv.es/gammmm/Subsitio%20Operaciones/3%20material%20de%20uso%20frecuente%20COMPLETO.htm 
Fundamentos de Química Analítica. Skoog, West, Holler y Crouch. Ed. Thomson. 8º Edición.
Mgt. Nelfa España Francis	Mgt. Nelfa España Francis
Coordinadora de Carrera	Docente
Cuestionario 
1. ¿Que estudia la química analítica?  
Estudia la ciencia de una medición basado en el conjunto de ideas y métodos juntos de todos los campos de la ciencia  
2. Da un ejemplo de química analítica aplicada en tu diario vivir. 
Ejemplo:  
Cuando cocinamos utilizamos de cierto modo la química analítica ya que debemos medir la cantidad de condimentos que le vamos a colocar a los alimentos para que tenga un sabor agradable, por ejemplo, si nos pasamos de la cantidad de sal, la comida quedaría desagradable entonces debes hacer un cálculo de qué cantidad colocar. 
3. Da un ejemplo de cómo se aplica la química analítica en el laboratorio clínico  
Ejemplo: Cuando se hace un examen de sangre para determinar la cantidad de glucosa se debe centrifugar la sangre para separar el plasma de  las células y calcular la cantidad que posee de glucosa. 
4. ¿Qué es muestra? 
Es una unidad de análisis o subgrupo de personas, contextos, eventos, sucesos, comunidades, que necesariamente sean representados de la población que estudia.  
5. ¿Qué es analito  
Es un componente de interés analítico de una muestra que se separa de la matriz, es una especie química cuya presencia o contenido se desea conocer, identificable y cuantificable, mediante un proceso de medición química. 
6. ¿Qué es alícuota 
es una parte que se toma de un volumen o de una masa iniciales, para ser usada en una prueba de laboratorio, cuyas propiedades físicas y químicas, así como su composición, representan las de la sustancia original. 
7. Que es química analítica cualitativa, de un ejemplo del laboratorio clínico  
Es la ciencia que determina la naturaleza o la clase de constituyentes que integran una sustancia  
Ejemplo: Un ejemplo de química analítica cualitativa en laboratorio sería cuando se van a realizar pruebas de embarazos o pruebas de covid rápidas ya que la respuesta cualitativa suele ser binaria del tipo Si/No 
8. Antes de hacer un análisis cuantitativo que debería hacer el analista 
 Antes del análisis cuantitativo, se investiga y se obtiene la información de los diferentes componentes de una muestra para así analizarla y culminar con el análisis. 
9. Si desea hacer una determinación de colesterol a una persona de 35 años indique 
cual sería:  
· muestra  
· alícuota  
· analito 
· matriz de la muestra  
· técnica  
10. Si desea hacer una determinación de glucosas de una persona de 50 años indique cual sería: 
· muestra  
· alícuota 
· analito 
· matriz de la muestra  
· técnica  
 
 
	
	GUÍA DE PRÁCTICAS Y/O TALLERES
	ASIGNATURA
	QUÍMICA ANALÍTICA
	NIVEL: II
	PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 2
	CONOCIMIENTO, USO Y MANEJO DE LA BALANZA ANALÍTICA
	DOCENTE
	MGT. NELFA ESPAÑA FRANCIS
	FECHA DE LA PRÁCTICA
	18/11/2020
	LABORATORIO
	BIOQUÍMICA
Objetivos: Conocer y aprender a utilizar las funciones de la balanza analítica, para efectuar mediciones precisas, exactas y reproducibles.
Fundamento teórico: 
Balanza Analítica
Las balanzas analíticas modernas, que pueden ofrecer valores de precisión de lectura de 0,1 µg a 0,1 mg, están bastante desarrolladas de manera que no es necesaria la utilización de cuartos especiales para la medida del peso. Aun así, el simple empleo de circuitos electrónicos no elimina las interacciones del sistema con el ambiente. De estos, los efectos físicos son los más importantes porque no pueden ser suprimidos.
Localización de la balanza
La precisión y la confianza de las medidas del peso están directamente relacionadas a la localización de la balanza analítica. Los principales puntos que deben de ser considerados para su correcta posición son:
Características de la sala de medida:
· Tener apenas una entrada.
· Tener el mínimo número de ventanas posible, para evitar la luz directa del sol y corrientes de aire.
· Ser poco susceptible a choques y vibraciones
Las condiciones de la mesa para la balanza:
· Quedar firmemente apoyada en el suelo o fija en la pared, de manera a transmitir un mínimo de vibraciones posible.
· Ser rígida, no pudiendo ceder o inclinarse durante las operaciones de medida. Se puede utilizar una de laboratorio bien estable o una de piedra.
· Localizarse en los sitios más rígidos de la construcción, generalmente enlos rincones de la sala.
· Ser anti magnética (no contener metales o acero) y protegida de cargas electrostáticas (no contener plásticos o vidrios).
Las condiciones ambientales:
· Mantener la temperatura de la sala constante.
· Mantener la humedad entre 45% y 60% (debe de ser monitoreada siempre que sea posible).
· No permitir la incidencia de luz solar directa.
· No hacer las medidas cerca de irradiadoras de calor.
· Instalar las luminarias lejos de la bancada, para evitar disturbios por radiación térmica. El uso de lámparas fluorescentes es menos problemático.
· Evitar la medida cerca de aparatos que utilicen ventiladores (ej: aire acondicionado, ordenadores, etc.) o cerca de la puerta.
Cuidados Operacionales
Cuidados básicos
· Verificar siempre la nivelación de la balanza.
· Dejar siempre la balanza conectada a la toma y prendida para mantener el equilibrio térmico de los circuitos electrónicos.
· Dejar siempre la balanza en el modo “standby”, evitando la necesidad de nuevo tiempo de calentamiento (“warm up”).
El frasco de medida
· Usar siempre el menor frasco de medida posible.
· No usar frascos plásticos cuando la humedad esté abajo del 30-40%.
· La temperatura del frasco de medida y su contenido deben de estar a la misma temperatura del ambiente de la cámara de medida.
· Nunca tocar los frascos directamente con los dedos al ponerlos o sacarlos de la cámara de medida.
El plato de medida
· Poner el frasco siempre en el centro del plato de medida.
· Remover el frasco del plato de medida luego que termine la operación de medida del peso.
La lectura
· Verificar si el mostrador indica exactamente cero al empezar la operación. Tare la balanza, si es necesario.
· Leer el resultado de la operación luego que el detector automático de estabilidad desaparezca del mostrador.
Calibración
· Calibrar la balanza regularmente, más todavía cuando está siendo operada por vez primera, si fue cambiada de sitio, después de cualquier nivelación y después de grandes variaciones de temperatura o de presión atmosférica.
Mantenimiento
· Mantener siempre la cámara de medida y el plato limpios.
· Usar apenas frascos de medida limpios y secos.
Influencias físicas sobre las masadas
Cuando el mostrador de la balanza quede inestable, sea por variación continua de la lectura para :
Temperatura
Efecto observado: el mostrador varía constantemente en una dirección.
Motivo: La existencia de una diferencia de temperatura entre la muestra y el ambiente de la cámara de medida causa corrientes de aire. Esas corrientes de aire generan fuerzas sobre el plato de medida haciendo con que la muestra parezca más leve (conocida por fluctuación dinámica). Este efecto solo desaparece cuando el equilibrio térmico es establecido. Además, el filme de humedad que cubre cualquier muestra, que varía con la temperatura, es encubierto por la fluctuación dinámica. Esto hace con que un objeto más frío parezca más pesado, o un objeto más caliente parezca más leve.
Acciones correctivas:
· Nunca pesar muestras retiradas directamente de estufas, muflas o refrigeradores.
· Dejar siempre que la muestra alcance la misma temperatura del laboratorio o de la cámara de medida.
· Tratar siempre de manipular los frascos de medida o las muestras con pinzas. No siendo posible, utilizar una banda de papel.
· No tocar con las manos la cámara de medida.
· Usar frascos de medida con la menor área posible.
Variación de masa
Efecto observado: el mostrador indica lecturas que aumentan o disminuyen, continua y lentamente.
Motivo: aumento de masa debido a una muestra higroscópica (aumento de humedad atmosférica) o pérdida de masa por evaporación de agua o de substancias volátiles.
Acciones correctivas:
· Usar frascos limpios y secos y mantener el plato de medida siempre libre de polvo, contaminantes o gotas de líquidos.
· Usar frascos de medida con cuello estrecho.
· Usar tapas o corchos en los frascos de medida.
Electrostática
Efecto observado: El mostrador de la balanza queda inestable e indica masas distintas a cada medida de la misma muestra. La reproducibilidad de los resultados queda comprometida.
Motivo: El frasco de medida está cargado electrostáticamente. Estas cargas son formadas por fricción o durante el transporte de los materiales, especialmente si son en gránulos o en polvo. Si el aire está seco (humedad relativa menor que 40%) estas cargas electrostáticas quedan retenidas o son dispersas lentamente. Los errores de medida ocurren por fuerzas de atracción electrostática que actúan entre la muestra y el ambiente. Si la muestra y el ambiente están bajo el mismo efecto de cargas eléctricas de misma señal [+ o -] hay repulsión, mientras que bajo el efecto de cargas opuestas [+ y -] se observan atracciones.
Acciones correctivas:
· Aumentar la humedad atmosférica utilizando un humidificador o por ajustes apropiados en el sistema de aire acondicionado (humedad relativa ideal: 45-60%).
· Descargar las fuerzas electrostáticas, poniendo el frasco de medida en un recipiente de metal, antes de la medida del peso.
· Conectar la balanza a un “cable tierra” eficiente.
Magnetismo
Efecto observado: baja reproducibilidad. El resultado de la medida del peso de una muestra metálica depende de su posición sobre el plato de la balanza.
Motivo: Si el material es magnético (ej.: hierro, acero, níquel, etc.) puede estar ocurriendo atracción mutua con el plato de la balanza, y pueden estar siendo creadas fuerzas que originen una medida falsa.
Acciones correctivas:
· Si posible, desmagnetizar las muestras hierro magnéticas.
· Como las fuerzas magnéticas disminuyen con la distancia, separar la muestra del plato usando un soporte no-magnético (ej: un Bécquer bocabajo o un soporte de aluminio).
· Usar el gancho superior del plato de la balanza, cuando lo haya.
Gravitación
Efecto observado: el valor del peso varía de acuerdo con la latitud. Cuanto más cerca del ecuador, mayor la fuerza centrífuga debida a la rotación de la tierra, que se contrapone a la fuerza gravitacional. Así, la fuerza actuando sobre una masa es mayor en los polos que en el ecuador. Las medidas dependen además de la altitud en relación al nivel del mar (más exactamente, en relación al centro de la tierra). Cuanto más alto, menor la atracción gravitacional, que disminuye con el cuadrado de la distancia.
Acciones correctivas:
· Medidas diferenciales o comparativas o de precisión, hechas en distintas latitudes (ej.: en el piso bajo o en otros pisos de un mismo edificio) deben de ser corregidas.
Empuje
Efecto observado: el resultado de una medida del peso hecha a presión atmosférica no es el mismo que al vacío.
Motivo: este fenómeno es explicado por el principio de Arquímedes, según el cual “un cuerpo sufre una pérdida de peso igual al peso de la masa del medio que es deslocado por él”. Cuando se mide el peso de materiales muy densos (ej: Hg) o poco densos (ej: agua), deben de ser hechas correcciones, en favor de la precisión.
Acciones correctivas:
· Medidas diferenciales o comparativas o de mucha precisión, efectuadas en días distintos, deben siempre ser corregidas con relación al empuje, teniéndose en cuenta la temperatura, la presión y la humedad atmosférica. Los trabajos corrientes de laboratorio normalmente dispensan estas acciones.
Materiales:
Matraces Erlenmeyer de 50, 100 y 250 ml Vaso de precipitado,
Vidrio de reloj Agua destilada Cloruro de sodio Glucosa
Carbonato de calcio Envase de polietileno Pinzas para crisol Desecador
1- Procedimiento. -
Encender la balanza digital y esperar a que marque cero, colocar un papel encerado, anotar el peso del papel o tarar hasta que aparezca un cero en el display.
Pesar un gramo de cada una de la sustancia lo más exacto y anotar el dato obtenido.
Encender la balanza analítica teniendo cuidado de seguir todas las indicaciones que se mencionan en la introducción de esta práctica, hasta que marque cero el display de la balanza. Colocar con ayuda de unas pinzas para crisol una caja de aluminio en el centro del platillo, cerrar las puertas y esperar hastaque permanezca constante el número, anotar el peso de la caja de aluminio o tarar hasta que aparezca cero en el display. Con mucho cuidado transferir cada una de las sustancias pesada previamente en la balanza digital y anotar la cantidad pesada en su manual.
Tener en cuenta: Limpiar el plato de medida con el pincel
Anotar observaciones, establecer conclusiones y hacer tabla de resultados en tu reporte de práctica como sigue:
Resultados obtenidos:
	Sustancia
	Peso en la Balanza granataria
	Peso en la balanza analítica
	ClNa
	30,2g
	30,1997g
	NaOH
	15,6g
	15,5786g
	KOH
	1,4g
	1,4462g
Cuestionario:
1- Indique las partes de una balanza analítica. 
· Puertas de vidrio 
· Platillo de medición 
· Entrada de corriente 
· Botón para tarar 
· Base de aleación metal 
· 1° Pies para ajustar el nivel 
· Display
· Nivel de burbuja 
2- Indique los pasos para pesar en balanza analítica. 
1. Presione la tecla TARE para asegurar el inicio en cero.
2. Coloque la muestra que va a pesar, tenga en cuenta el indicador de inestabilidad cuando este desaparezca de la pantalla se mostrara la lectura real.
3. Para continuar pesando repita los pasos anteriores 
3- Indique que cuidados debemos tener al utilizarla. 
· No pesar las sustancias directamente sobre el plato de la balanza.
· Utilizar un recipiente limpio y seco: un vidrio de reloj o un recipiente lo más pequeño posible.
· El recipiente y la carga que se han de pesar tienen que estar a la misma temperatura que el entorno.
· Colocar el material que se quiere pesar en el centro del plato de la balanza.
· Al acabar el proceso de medida, retirar la carga del plato de la balanza.
4- Indique los cuidados de la balanza.
· El tornillo regulador sirve para equilibrar o calibrar la balanza antes de pesar, lo que se logra cuando la línea del fiel coincide con la línea de calibrado en el extremo derecho de la balanza.
· Nunca intentes hacer ajustes a la balanza.
· Si el objeto es sólido puede colocarse directamente sobre el platillo, en cambio si es un sólido en polvo o un líquido, usa un papel o un recipiente previamente pesados para colocarlos.
· Sobre el platillo no deben colocarse objetos calientes.
· Manipula la balanza con mucho cuidado.
· Estando ya equilibrado no la traslades de lugar.
· Evítale golpes. 
· Si el objeto tiene bastante masa, colócalo en el platillo con mucho cuidado.
· Solamente la manipulará un alumno, los demás sólo observan, luego se alternan a fin de que todos aprendan a manejarla correctamente.
· Usar tapones de hule para inmovilizarla.
· Si tiene cubierta, déjala tapada.
5- ¿Cuántos tipos de balanza existen?
· 1 Balanza convencional
· 2 Balanzas en el laboratorio: Tipos
· 3 Balanza de precisión
· 4 Balanza analítica
· 5 Balanza granataria
· 6 Balanza de tres vigas
· 7 Balanza mecánica analítica
· 8 Balanza de Mohr-Westphal
· 9 Balanza electrónica
6- ¿Cuáles son las condiciones ambientales para usar la balanza?
	La balanza debe estar ubicada en un local donde podamos mantener la temperatura y la humedad relativa lo más constante posible. Para ello, es necesario que no incida la luz solar de manera directa en la balanza, que no haya ventanas que permitan o equipos que generen corrientes de aire y ubique la mesa de la balanza lo más apartada posible del acceso al local. De ser factible disponga de un equipo de climatización y de un de humidificador (especialmente necesario en los climas tropicales y húmedos.
 Ubique la mesa de la balanza lejos de fuentes de calor y donde no haya la posibilidad de que se desplacen personas, equipos u otros objetos que puedan ocasionar un choque con la balanza.
La iluminación del local debe hacerse de preferencia con lámparas fluorescentes para evitar la irradiación térmica sobre la balanza.
7- En que recipientes se deben de pesar:
sustancias pulverizadas
· Vidrio de reloj 
líquidos corrosivos volátiles
· La probeta
8- cuáles son los errores más comunes cuando se usa una balanza analítica?
Al intentar pesar nos podemos encontrar que la lectura del peso sea inestable. Las causas más frecuentes de este hecho son:
· Lectura de peso errónea.
· Absorción de humedad.
· Diferencia de temperatura entre la carga y el entorno.
· Evaporación de la sustancia.
· Oscilación del valor.
· Manejo incorrecto de la muestra.
Conclusiones:
· Después de haber realizado la practica aprendimos y conocimos los diferentes tipos de balanzas que se pueden encontrar en un laboratorio y el cuidado que las mismas deben de tener, tomando en cuenta que gracias a las balanzas se obtienen valores exactos de cualquier tipo de muestra.
RECOMENDACIONES:
La balanza es un instrumento que sirve para medir la masa. La balanza analítica es una clase de balanza utilizada principalmente para medir pequeñas masas. Este tipo de balanza es uno de los instrumentos de medida más usados en laboratorio y de la cual dependen básicamente todos los resultados analíticos.
BIBLIOGRAFÍA:
Bibliografía
https://www.tplaboratorioquimico.com/laboratorio-quimico/materiales-e-instrumentos-de-un-laboratorio-quimico/balanza-analitica.
Mgt. Nelfa España Francis	Mgt. Nelfa España Francis
Coordinadora Lab. Clínico	Docente
	Guía de prácticas y/o talleres 
 
	ASIGNATURA 
	Química Analítica  
	nivel: II 
	 PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 3 
	Preparación de soluciones porcentuales 
	DOCENTE 
	Nelfa España Francis 
	FECHA DE LA PRÁCTICA 
	 03/12/2020
	Laboratorio 
	 Bioquímica 
 
OBJETIVOS:  
a) Identificar las principales formas cuantitativas de expresar la concentración de las soluciones.  
b) Aplicar los métodos más comunes para preparar soluciones de cierta concentración 
 
Fundamento:  
Las soluciones porcentuales son aquellas cuya concentración de soluto viene expresada por 100 mL de solución. Por ejemplo, una solución porcentual de 5 g/100 ml equivale a la expresión 5% (p/v). Así, sus concentraciones se expresan con el uso de porcentajes.
Hay muchas maneras de expresar la concentración de un soluto en una solución. Entre ellas están la molaridad, la cual indica la concentración del soluto como el número moles por litro de solución; la molalidad, moles de soluto entre kilogramo de solvente; y la normalidad, equivalentes de soluto entre litro de solución.
La concentración de un soluto se puede expresar también en forma porcentual. Es la forma más sencilla de expresar la concentración, ya que no requiere de cálculos ni el conocimiento de ciertos parámetros como el peso molecular del soluto, su peso equivalente o las características de su disociación iónica.
¿En qué consisten las soluciones porcentuales?
Las soluciones o disoluciones porcentuales indican la cantidad de un soluto disuelto por cien partes de solución. Este tipo de expresar la concentración de las soluciones es de uso frecuente en los productos comerciales, para indicar así su composición química. Sin embargo, es de poco uso en los laboratorios de docencia y de investigación.
Tipos de soluciones porcentuales
Porcentaje Masa – Volumen
Indica la masa de soluto disuelta en 100 cm3 de Solución. La expresión matemática para el cálculo de esta concentración es:
% m/v = (masa de soluto en g/volumen de la solución en cm3) x 100
Porcentaje Masa – Masa
Señala la masa de soluto contenida en 100 g de solución. La masa es una propiedad que no varía con la temperatura o la presión, por lo que esta forma de expresar la concentración es la preferida en los reportes de los análisis químicos. La expresión matemática para su cálculo es:
% m/m = (masa del soluto en g/ masa de la solución en g) x 100
Porcentaje Volumen – Volumen
Indica el volumen de un líquido disuelto en 100 ml de solución. Los líquidos deben ser miscibles y debe poderse corregir las alteraciones de los volúmenes que pueden ocurrir al mezclarse los líquidos. La expresión matemática para su cálculo es:
% v/v = (volumen del soluto en cm3/ volumen de la solución en cm3) x 100
Ejemplo
Se prepara una solución de cloruro de potasio (KCl) mezclando 10 g del compuesto con 120 g de agua. Expresar la concentraciónde la solución en % m/m.
La masa del soluto corresponde a los 10g de KCl, y la del solvente, 120g de agua. Sumando ambas masas se obtiene la de la solución: 130g. Por lo tanto, basta con aplicar la ecuación matemática:
% de KCl m/m = (10 g de KCl/130 g de solución) x 100
7,69
 
INSTRUCCIONES:  
· Ingreso con mandil, pantalón y camiseta, zapatos cerrados, sin joyas y uñas cortas. 
· Dejar el laboratorio en orden  
 
PARTE I: Soluciones porcentuales peso / volumen 
 
MATERIALES / REACTIVOS:  
Vidrio reloj 
Balanza 
Probeta 
Varilla de vidrio 
Etiqueta 
Botellas con tapa 
Embudo 
Cloruro de sodio 
Etanol. 
 
ACTIVIDADES A DESAROLLAR: 
I Preparación de __200, 100, 50_ ml de una solución al 10% , 15% y 40% respectivamente de cloruro de sodio.  
1. Calcula la masa del soluto y el volumen del solvente necesarios para la preparación de la solución.  
2. Pesa el vaso de precipitados en la balanza granataria con una precisión de + 0.1g.  
3. Anota el peso o tara la balanza  
4. Agrega al vaso de precipitados porciones de NaCl hasta que el peso adicional corresponda a ____ g. Ahora mide _____ ml de agua con la probeta.  
5. Agrega el agua al vaso con el NaCl para formar la solución.  
6. Agita la mezcla con una varilla de vidrio para ayudar al proceso de disolución.  
7. Una vez disuelto todo el NaCl envasa la solución en una botella limpia con su respectivo rótulo.  
8. Entrega al profesor la solución rotulada. 
 
 
PARTE II Soluciones porcentuales volumen / volumen 
 
MATERIALES / REACTIVOS:  
Varilla de vidrio 
Vaso de precipitación 
Espátula 
Alcohol  
Matraz volumétrico 
 
 
ACTIVIDADES A DESAROLLAR: 
I Preparación de __300, 200,, 500_ ml de una solución al __10 %, 12% 30% respectivamente de alcohol 
1. Calcula el del soluto y el volumen del solvente necesarios para la preparación de la solución.  
2. Agregar el volumen del soluto con la ayuda de una pipeta 
3. Agregar con la ayuda de un vaso de precipitación o piceta las porciones del solvente y mezclar. 
4. Una vez disuelto todo poner enrasar mezclar 
5. Y vaciar en el recipiente plástico con su respectivo rótulo.  
6. Entrega al profesor la solución rotulada. 
PARTE III Soluciones porcentuales PESO/PESO 
PREPARAR 200 DE UNA SOLUCION A 5%P/P DE NaOH 
 
CUESTIONARIO:  
Que son las soluciones porcentuales peso /volumen 
Este método expresa las concentraciones como gramos de soluto por 100ml de solución  
 
Que son las soluciones porcentuales volumen/volumen 
Se define como el volumen de un líquido en 100ml de la solución. Las soluciones que se preparan con dos líquidos, con frecuencia, se expresan en porcentaje volumétrico respecto del soluto se usa para expresar la concentración del alcohol en las medidas  
 
Que son las soluciones porcentuales peso/peso 
Se define como el peso del soluto disuelto en 100 gr de solución. Expresa la concentración de la solución como el porcentaje del soluto en determinada masa de solución. Se usan a menudo para expresar solidos disueltos en líquidos.  
 
 
CONCLUSIONES:  
Existen diferentes formas de calcular la concentración de una solución, las cuales dependen de los requerimientos de la práctica o procedimiento a realizar. Se tienen soluciones molares, normales, porcentuales. Es importante conocer cada una porque la preparación de soluciones y diluciones es un principio básico para nosotros como biotecnólogos debido a que en el laboratorio muchos de los procedimientos giran en torno a su preparación, así un mal cálculo o una unidad empleada incorrectamente pueden afectar los resultados experimentales llevándonos a conclusiones erróneas o a resultados contrarios a lo deseado.
 
RECOMENDACIONES: 
Las soluciones  en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. De este modo, existen diversas unidades de concentración como la moralidad y la normalidad, las cuales se utilizan de diferente forma y para calcularlas se requieren datos como la masa del soluto, el volumen de la solución, la masa de la solución, entre otros. Así en el presente documento se muestra el procedimiento realizado durante la práctica de diluciones y disoluciones, así como los resultados obtenidos. 
Bibliografía
Bolívar, Gabriel. (8 de febrero de 2021). Soluciones porcentuales: en qué consisten, tipos y ejemplos. Lifeder. Recuperado de https://www.lifeder.com/soluciones-porcentuales/.
Mgt.   Nelfa España Francis                                        Mgt. Nelfa España Francis 
Coordinadora Lab. Clínico                                          Docente 
 
 
 
 
	guía de prácticas y/o talleres 
	ASIGNATURA 
	Química Analítica 
	nivel: II 
	PRÁCTICA DE LABORATORIO 
Nº 4 
	Preparación de soluciones porcentuales p/p, P/v, v/v 
	DOCENTE 
	Nelfa España Francis 
	FECHA DE LA PRÁCTICA 
	 10/12/2020
	Laboratorio 
	Bioquímica 
 
Objetivos: Al finalizar la práctica el alumno debe estar en capacidad de: diferenciar la forma de preparación de soluciones porcentuales p/p, p/v, y v/v 
Fundamento teórico: 
La concentración de las disoluciones se expresa en términos de tanto por ciento masa de soluto, o sea, el peso de soluto por 100 unidades de masa de solución. La unidad empleada con mayor frecuencia es el gramo.
a) Tanto por ciento peso/peso (%p/p) gramos de soluto % de soluto (p/p) = x 100% gramos de disolución
b) Tanto por ciento peso/volumen (%p/v) gramos de soluto % de soluto(p/v) = x 100% mililitros de disolución
c) Tanto por ciento volumen/volumen (% v/v) mililitros de soluto % de soluto(v/v) = x 100% mililitros de disolución.
El Porcentaje Peso a Peso (% P/P), Fracción en Peso, Tanto por ciento en Peso, Fracción Másica o Concentración Centesimal es una medida de la concentración que indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
Ejemplos de Porcentaje en Peso: 
Ejemplo 1: Calcular la concentración en porcentaje de peso de 180 gramos de alcohol etílico (CH3CH2OH) disueltos en 1,5 litros de agua.: 
Peso del soluto = 180 gramos
Peso del disolvente = 1500 gramos (peso de 1,5 litros de agua)
Peso de la disolución = 180 + 1500 = 1680 gramos
% en peso = (peso de soluto / peso de disolución) · 100 = (180 / 1680) · 100 = 10,7%
El Porcentaje Volumen a Volumen (% V/V), Porcentaje en Volumen, Fracción en Volmen, Tanto por Ciento en Volumen o Fracción Volumétrica es una medida de la concentración que indica el volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
Ejemplos de Porcentaje en Volumen: 
Ejemplo 1: Calcular la concentración en porcentaje de volumen de 180 cm3 de vinagre disueltos en 1,5 kg de agua.: 
volumen del soluto = 180 cm3 = 0,18 litros
volumen del disolvente = 1,5 litros (volumen de 1,5 kg de agua)
Volumen de la disolución = 0,18 + 1,5 = 1,68 litros
% en volumen = (volumen de soluto / volumen de disolución) · 100 = (0,18 / 1,68) · 100 = 10,7%
Prelaboratorio: 
1. Realice los cálculos correspondientes para determinar los gramos de permanganato de potasio KMnO4, necesarios para preparar 50 ml de Solución de KMnO4 de concentración 0,020  %p/v 
2. Realice los cálculos correspondientes para determinar los gramos de permanganato de potasio KMnO4, necesarios para preparar 50g de Solución de KMnO4 de concentración 0.020%p/p 
3. Realice los cálculos correspondientes para determinar los gramos de permanganato de potasio KMnO4,densidad 0.099gr/cm3 necesarios para preparar 50 ml de Solución de KMnO4 de concentración 0.020% v/v 
Instrucciones: 
· Ingreso con mandil, pantalón y camiseta, zapatos cerrados, sin joyas y uñas cortas. 
· Dejar el laboratorio en orden 
 
 
ACTIVIDADES A DESAROLLAR: 
1. Calcula el del soluto y el volumen del solvente necesario para la preparación de las diferentes soluciones. 
2. Agregar el del soluto con la ayuda de una pipeta 
3. Agregar con la ayuda de un vaso de precipitación o piceta las porciones del solvente y mezclar. 
4. Unavez disuelto todo poner enrasar mezclar 
5. Y vaciar en el recipiente plástico con su respectivo rótulo. 
6. Entrega al profesor la solución rotulada. 
 
Materiales: 
Balanza  
Vidrio de reloj  
KMnO4 
Pizeta 
Agitador o varilla de vidrio 
 Vaso de precipitación  
Embudo de vidrio 
Matraz aforado 
 Agua destilada 
 NaCl 
 
Resultados obtenidos: 
	Solución 
	Cantidad de soluto 
	Cantidad de solvente 
	Diferencias en la forma de preparación 
	p/p 
	0,01 gr  
	49,99 
	Se prepara en (gr) 
	p/v 
	0,1 gr 
	49,99 
	Se prepara en (ml) 
	v/v 
	0,01 ml 
	49,99 
	Se busca la masa  
 
Conclusiones: Las soluciones se definen como mezclas homogéneas de dos o más especies moleculares o iónicas. Las soluciones gaseosas son por lo general mezclas moleculares. Sin embargo las soluciones en la fase liquida son indistintamente mezclas moleculares o iónicas. Cuando una especie molecular o iónica se dispersa hasta el grado de que, a una temperatura dada, no se disuelva más, se dice que la solución está saturada. Los componentes de una solución son las sustancias puras que se han unido para obtenerla y convencionalmente reciben los nombres de soluto y solvente. Este último es el componente que se halla presente en mayor cantidad.
Recomendaciones: Para preparar soluciones se emplean matraces aforados con cuello largo y estrecho que llevan grabado a su alrededor una raya transversal (línea de aforo) y que corresponde a la capacidad exacta a la temperatura de 20°C.
 
Bibliografía
https://www.quimicas.net/2015/05/porcentaje-peso-peso-pp-en-disoluciones.html
 
Mgt.   Nelfa España Francis Nelfa España Francis 
Coordinadora Lab. Clínico Docente 
 
	guía de prácticas y/o talleres 
	ASIGNATURA 
	Química Analítica 
	nivel: II 
	PRÁCTICA DE LABORATORIO 
Nº 5
	Preparación de soluciones molares
	DOCENTE 
	Nelfa España Francis 
	FECHA DE LA PRÁCTICA 
	 16/12/2020
	Laboratorio 
	Bioquímica 
OBJETIVOS:
a) Identificar una de las principales formas cuantitativas de expresar la concentración de las
soluciones.
b) Aplicar los métodos más comunes para preparar soluciones de cierta concentración
FUNDAMENTO:
Cuando mezclamos una cierta cantidad de un sólido con un líquido se forma una solución en la que el sólido se conoce como soluto y el líquido o solvente es el diluyente. Ejemplos de soluciones no sólo se encuentran en el laboratorio también en la cocina cuando agregamos sal al agua para preparar luego una sopa estamos preparando primero una solución.
En realidad ¿Qué es una solución?. Una solución es una mezcla homogénea donde todas las partículas que existen en ella se encuentran como moléculas o iones individuales.
Como fácilmente podemos deducir de los ejemplos del capítulo 2 las soluciones se expresan en mgr/ml o en gr/l pero también en molaridad (M).
 
¿Qué es la molaridad?
 
El mol (molécula gramo) es una Unidad Internacional usada para medir la cantidad de una sustancia. Un mol de una sustancia expresado en gr es su peso molecular así por ejemplo: un mol de cloruro de sodio (NaCl) son 58,5 gr . Por lo tanto, una solución 1M de cloruro de sodio contendrá 58,5 gr  de sal por litro de agua.
La molaridad de una solución se calcula dividiendo los moles del soluto por los litros de la solución.
 
              molaridad = moles de soluto/litros de solución
 
Ejemplo 1: ¿Cuál es la molaridad de 0,75 moles de soluto disueltos en 2,5 L de solvente?.
 
 
M= 0,75 mol / 2,5 L= 0,3 M
 
INSTRUCCIONES:
- Ingreso con mandil, pantalón y camiseta, zapatos cerrados, sin joyas y uñas cortas.
- Dejar el laboratorio en orden
MATERIALES / REACTIVOS:
Vidrio reloj
Balanza
Vaso de precipitación
Espátula
Hidróxido de sodio
ACTIVIDADES A DESAROLLAR:
Preparación de 100 ml de una solución 0.035 M de Cl Na.
1. Calcula la cantidad de soluto y disolvente necesarios para la preparación de la solución.
2. Pesa el vaso de precipitados en la balanza analítica
3. Anota el peso, agrega al vaso de precipitados porciones de Cl Na hasta que el peso adicional corresponda a ____ g. 
4. Transfiere el peso del soluto a un matraz aforado de 100 ml utilizando un embudo
Pequeño para facilitar el traspaso.
5. Agrega un poco de agua (unos 20 ml) al vaso y agítalo para así disolver cualquier cantidad de Cl Na adherida; pásalo al matraz volumétrico con cuidado de no derramarlo.
6. Luego cuidadosamente agrega agua hasta la maca del matraz aforado, tápalo y agítalo Invirtiéndolo varias veces.
7. Una vez disuelto todo el Cl Na envasa la solución en una botella limpia con su respectivo rótulo.
8. Entrega al profesor la solución rotulada.
RESULTADOS OBTENIDOS:
Ejercicios:
Calcular la molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 1.23 g de HCl gaseoso en agua suficiente para tener 30.8 ml de la disolución. La densidad del ácido es de 1,384g/ml.
Una solución se prepara disolviendo 250 g de KOH, en 1,5 litros de agua para preparar 3¿cuál es la molaridad de la solución?
¿Qué volumen de solución de 0.5 M de CuSO4 se puede preparar con 90,5 g de CuSO4?
CONCLUSIONES:
La molaridad de una solución expresa el número de moles de soluto presentes en un litro de solución final. Esto quiere decir que si se disuelven en agua 1 mol de glucosa (180 gramos) y se añade agua suficiente ("se afora") hasta completar un litro, se obtiene una solución molar (1.0M) de glucosa.
La molaridad o concentración molar de un soluto se define como el número de moles del soluto por litro de solución.
RECOMENDACIONES:
· Las mezclas con composición uniforme se llaman soluciones homogéneas.
· Las mezclas con composición no uniforme son mezclas heterogéneas.
· La sustancia química presente en mayor cantidad en una mezcla se llama solvente y los otros componentes se llaman solutos.
· La molaridad o concentración molar es el número de moles de soluto por litro de solución. La concentración molar puede usarse para realizar conversiones entre la masa o moles de soluto y el volumen de la solución.
Bibliografía
Revista QuímicaViva
Revista Electrónica del Depto. de Química Biológica, Facultad de Ciencias Exactas y Naturales, Universidad de Buenos Aires, Argentina. 
quimicaviva@qb.fcen.uba.ar
http://www.quimicaviva.qb.fcen.uba.ar/contratapa/aprendiendo/capitulo4.htm
Mgt. Nelfa España Francis Mgt. Nelfa España Francis.
Coordinadora Lab. Clínico Docente
	guía de prácticas y/o talleres 
	ASIGNATURA 
	Química Analítica 
	nivel: II 
	PRÁCTICA DE LABORATORIO 
Nº 6
	Preparación de soluciones molales
	DOCENTE 
	Nelfa España Francis 
	FECHA DE LA PRÁCTICA 
	 23/12/2020
	Laboratorio 
	Bioquímica 
OBJETIVOS:
a) Identificar una de las principales formas cuantitativas de expresar la concentración de las soluciones.
b) Aplicar los métodos más comunes para preparar soluciones de cierta concentración
FUNDAMENTO:
La molalidad, denotado con la letra m en minúscula, es un término usado para describir la concentración de una solución. Se puede definir como el número de moles de un soluto disueltos en 1 kilogramo de solvente.
Es igual a los moles de soluto (la sustancia que se disuelve) dividida por los kilogramos de disolvente (la sustancia usada para disolverse).
Donde los moles de soluto vienen dado por la ecuación:
Por lo que a la final, la ecuación de molalidad queda
La molalidad es una medida de la concentración de un soluto en una solución. Se utiliza principalmente cuando la temperatura es una preocupación.
La molalidad no es tan común como su contraparte, la molaridad (moles de soluto por cada litros de solvente), pero se utiliza en cálculos muy específicos, especialmente en lo que respecta a las propiedades coligativas (elevación del punto de ebullición, depresión del punto de congelación).
Dado que el volumen está sujeto a variación debido a la temperatura y presión, la molaridad también varía según la temperatura y la presión. En algunos casos, el uso de peso es una ventaja porque la masa no varía con las condiciones ambientales.
Es importante que se use la masa de disolvente y no la masa de la solución. Las disoluciones marcadas con concentraciónmolal se indican con una m minúscula. Una solución de 1,0 m contiene 1 mol de soluto por kilogramo de disolvente.
La preparación de una solución de una molalidad dada es fácil porque sólo requiere una buena escala. Tanto el disolvente como el soluto se mezclan, en lugar de medirse por volumen.
La unidad SI (sistema internacional) para molalidad es mol/kg, o moles soluto por kg de disolvente. Una solución con una molalidad de 1 mol/kg se describe a menudo como “1 molal” o “1 m”.
Ejemplo 1:
Problema: ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 0.086 moles de NaCl disuelto en 25,0 g de agua?
Respuesta: en este ejemplo se usa la ecuación directa de molalidad:
Moles de soluto (NaCl) = 0,086 mol
Masa (agua) = 25,0 g = 25,0 x 10-3 kg
Sustituyendo se tiene:
INSTRUCCIONES:
- Ingreso con mandil, pantalón y camiseta, zapatos cerrados, sin joyas y uñas cortas.
- Dejar el laboratorio en orden
MATERIALES / REACTIVOS:
Vidrio reloj
Balanza
Vaso de precipitación
Espátula
ACTIVIDADES A DESAROLLAR:
Pesar 200g de agua y agregar 0.35 moles de C6H12O6 y calcular la molalidad de la disolución:
1. Calcular la cantidad de gramos contenidos en los 0.35moles C6H12O6 necesarios para la preparación de la disolución.
2. Agregar los 200 gramos de agua disolver
3. Trasvasar al su frasco final debidamente rotulado
RESULTADOS OBTENIDOS:
Ejercicios:
Calcule la molalidad de una solución que se prepara disolviendo 12 gramos de hidróxido de aluminio Al (OH)3 en 350 gramos de agua.
Calcula la molalidad de una disolución de HBr al 27% m/m de densidad 1,45g/ml. Masa molecular del HBr = 81 g/mol.
Calcule la molalidad de una solución que se prepara disolviendo 10 gramos de hidróxido de sodio Na (OH) en 50 gramos de agua. Masa molecular
CONCLUSIONES:
A lo largo de este objeto de aprendizaje se han expuesto las definiciones de molalidad, y se ha descrito el método de preparación de disoluciones de una molalidad conocida. Además se han realizado conversiones de unidades entre ambas variables conociendo la densidad de la disolución.
RECOMENDACIONES:
Comprender los conceptos de molalidad de una disolución. 
Preparar correctamente disoluciones de una determinada molalidad. 
Realizar correctamente los cálculos necesarios para convertir molalidad.
Bibliografía
Diaz, Rafael. (9 de febrero de 2021). ¿Qué es la Molalidad? (con Ejemplos). Lifeder. Recuperado de https://www.lifeder.com/molalidad/.
Mgt. Nelfa España Francis Mgt. Nelfa España Francis.
Coordinadora Lab. Clínico Docente
	 
	guía de prácticas y/o talleres 
	ASIGNATURA 
	QUIMICA ANALITICA 
	nivel: I 
	 PRÁCTICA DE LABORATORIO  Nº 7
	Preparación de soluciones NORMALES 
	DOCENTE 
	Mgt. Nelfa España Francis 
	FECHA DE LA PRÁCTICA 
	13/01/2021 
 
 
OBJETIVOS: 
a. Identificar una de las principales formas cuantitativas de expresar la concentración de las soluciones. 
b. Aplicar los métodos más comunes para preparar soluciones de cierta concentración 
 
FUNDAMENTO: 
Las soluciones normales son todas aquellas en las cuales la concentración del soluto está expresada en equivalentes o equivalentes-gramos por litro de solución.
Cuando se habla de la normalidad de una solución, se refiere al número de equivalentes de un soluto que ella posee por litro de solución. Pero para hallar este número de equivalentes es necesario conocer su peso equivalente, el cual varía entre los elementos, el tipo de compuesto químico, o inclusive la reacción que tome lugar.
Por esto las soluciones normales son por lo general más complicadas de preparar en lo que respecta a sus cálculos teóricos. Se reconocen porque presentan la ‘N’ de normalidad en sus rótulos. Muchos ácidos y bases se han preparado de acuerdo a esta concentración; por ejemplo, NaOH 0.01 N.
Donde más se presentan las soluciones normales son en los reactivos utilizados para reacciones redox. Generalmente, se tratan de soluciones de sales como el KMnO4, CuSO4, CrCl3, entre otras.
Preparación de soluciones normales
¿Cómo se preparan las soluciones normales? Aunque los pasos a seguir no sean distintos a los de otras soluciones, se explicarán a continuación:
Paso 1
Buscar las características químicas del reactivo que se desea preparar, utilizando la información que aparece en la etiqueta de los envase de los reactivos. La información requerida es la fórmula química del reactivo, su peso molecular, si el reactivo es anhidro o no, etc.
Paso 2
Realizar los cálculos necesarios para la preparación de las soluciones normales. La normalidad se expresa en equivalentes por litro (Eq/L) y se abrevia con la letra ‘N’.
Se inicia el cálculo dividiendo la concentración de la solución expresada en gramos/litro (g/L) entre el peso equivalente expresado en gramos por equivalente (g/Eq). Pero antes, debe obtenerse el peso equivalente del reactivo, teniendo en cuenta el tipo del reactivo químico.
Ejemplo
¿Cuántos gramos de carbonato de sodio se necesitan para preparar un litro de una solución 2 N, sabiendo que tiene un peso molecular de 106 g/mol?
Por definición, una solución normal (N) viene expresada en equivalentes/litro (Eq/L). Pero el número de equivalentes debe calcularse con base al peso equivalente del reactivo químico. Entonces, el paso inicial del cálculo es la obtención del peso equivalente del Na2CO3.
El reactivo es una sal, por lo que su pEq es:
PM / (Sm x Vm)
El metal en el Na2CO3 es Na. El subíndice del Na (Sm) es 2 y su valencia (Vm) es 1. Por lo tanto, Sm x Vm es igual a 2.
pEq = PM / 2
= 106 g/mol ÷ 2 Eq/mol
= 53 g/Eq
La solución de Na2CO3 que se desea preparar es 2 N, por lo que por definición tiene una concentración de 2 Eq/L. Luego, se puede hallar la concentración expresada en g/L, mediante el uso de la expresión matemática:
g/L =  Eq/L (N) x pEq (g/Eq)
= 2 Eq/L x 53 g/Eq
= 106
Entonces, para preparar 1 litro de una solución de carbonato de sodio 2 N se requieren 106 g del reactivo.
Paso 3
Pesar los gramos calculados del reactivo en una balanza analítica o de precisión, cuidosamente para no cometer errores de pesada.
Paso 4
Disolver el reactivo pesado en un vaso de precipitado y agregar un volumen adecuado de agua desionizada o destilada, de tal manera que el volumen en el que se disuelva el reactivo no sobrepase el volumen estipulado.
Paso 5
Verter el contenido del vaso de precipitado en un matraz aforado y agregar agua hasta alcanzar su aforo. Por último, se trasvasa el volumen del reactivo a un envase adecuado para su almacenamiento y uso.
INSTRUCCIONES: 
· Ingreso con mandil, pantalón y camiseta, zapatos cerrados, sin joyas y uñas cortas. 
· Dejar el laboratorio en orden MATERIALES / REACTIVOS: 
Vidrio reloj Balanza 
Vaso de precipitación Espátula 
 
ACTIVIDADES A DESAROLLAR: 
Preparar 250ml de solución y agregar 0.40 moles de Ca(OH)2 y calcular la NORMALIDAD de la disolución: 
1. Calcular la cantidad de gramos contenidos en los 0.40moles del soluto necesarios para la preparación de la disolución. 
2. Agregar aprox. 150ml de agua y disolver 
3. Llevar a volumen de 250ml en un matraz volumétrico 
4. Trasvasar al su frasco final debidamente rotulado 
 
RESULTADOS OBTENIDOS: 
Ejercicios: 
¿Qué cantidad de nitrato de plata (NaNO3) se necesita para preparar 500 ml de una disolución 0.3N? 
Calcular la normalidad de una disolución que se prepara disolviendo en agua 0,15 moles de ClNa hasta formar 250ml de la disolución. 
CONCLUSIONES: 
La normalidad de una solución expresa el número de equivalentes de soluto presentes en un litro de solución final. Por ejemplo, si se disuelve en agua destilada el peso equivalente de una sustancia, a completar 1 litro (1000 ml), se habrá preparado un litro de una solución 1 Normal (1 N).
RECOMENDACIONES: 
En una solución, aunque el solvente predomina sobre el soluto, es el soluto el que da la característica más importante a la mezcla, ya sea olor, color o sabor.
Bibliografía
Bolívar, Gabriel. (10 de febrero de 2021). Soluciones normales: concepto, preparación, ejemplos. Lifeder. Recuperado de https://www.lifeder.com/soluciones-normales/.
 
 
 
 
Mgt.   Nelfa España FrancisMgt. Nelfa España Francis. 
Coordinadora Lab. Clínico Docente 
	 
	GUÍA DE PRÁCTICAS Y/O TALLERES 
	ASIGNATURA 
	QUÍMICA ANALÍTICA 
	NIVEL: II 
	PRÁCTICA DE LABORATORIO 
Nº 8 
	PREPARACIÓN DE SOLUCIONES SERIADAS 
	DOCENTE 
	MGT. NELFA ESPAÑA FRANCIS 
	FECHA DE LA PRÁCTICA 
	25/1/2021 
	LABORATORIO 
	BIOQUÍMICA 
 
 Objetivos: 
..................Salto de columna.................. 
 
Al finalizar la práctica los estudiantes deben estar en capacidad de: preparar diferentes soluciones a partir de una solución madre. 
Fundamento teórico: 
precipitado suficientemente insoluble. Las aplicaciones de este tipo de volumetrías son menores que las basadas en reacciones ácido-base, formación de complejos y redox. Esto es debido a que pocas reacciones de precipitación cumplen los requisitos necesarios para su utilización en análisis volumétrico, muchas reacciones no son suficientemente cuantitativas, otras son muy lentas, otras no proporcionan un producto de composición bien definida (debido a la adsorción y contaminación del precipitado) y, para algunas reacciones que podrían ser útiles, no se dispone de un indicador adecuado. (Pacheco, 2015)
Curvas de valoración
Durante una volumetría de precipitación se produce la combinación de un anión y un catión para dar lugar a una especie insoluble. La curva de valoración puede definirse como la representación de la concentración del catión o del anión (pM o pA) en función del volumen de valorante, que puede ser tanto el metal como el anión. (Pacheco, 2015)
Son aquéllas en las que la reacción entre el analito y el agente valorante da lugar a la formación de un precipitado. Esta volumetría es un método excelente para el análisis de haluros (Pacheco, 2015)
En muchos casos se necesita preparar disoluciones con concentraciones extremadamente bajas de un soluto, hasta un punto que es difícil o imposible en la práctica medir la cantidad necesaria de producto sólido o el volumen de solución madre. En esas situaciones es necesario preparar una solución de mayor concentración (solución de stock o solución madre) y hacer diluciones sucesivas a partir de ésta hasta alcanzar la concentración deseada.
Banco de diluciones seriadas
En otros casos, muy frecuentes en estudios biológicos, se intenta analizar la variación de algún parámetro que depende de la concentración de un soluto y se necesita preparar soluciones con distintas concentraciones del mismo.
En este caso es muy conveniente hacer un banco de diluciones seriadas que no son más que un tipo de diluciones sucesivas manteniendo constante el factor de dilución en cada paso.
El banco de diluciones seriadas tiene muchas ventajas prácticas, desde los cálculos previos, pasando por la manipulación de volúmenes y hasta en la representación gráfica de resultados.
Un cálculo sencillo
La primera ventaja de un banco de diluciones seriadas es que todo el cálculo es muy sencillo. Sólo hay que tener en cuenta la concentración inicial, el volumen que se quiere conseguir de cada concentración y el factor de dilución.
El volumen necesario se asume que es el mismo para todas las concentraciones y depende de cada experimento. Es fácil ver que el volumen final que se consigue de cada concentración es exactamente igual al volumen fijo de solvente con que se cargan todos los tubos del banco.
El factor de dilución se calcula o aproxima sabiendo las concentraciones máxima y mínima que se quieren estudiar y el número de concentraciones distintas que se quieren hacer.
El cálculo de las concentraciones en los tubos sucesivos es tan sencillo como multiplicar la concentracion del anterior por el factor de dilución (1/2, 1/10 u otro).
Dos operaciones manuales
Otra ventaja es que sólo hay que repetir dos operaciones manuales. La primera es la carga de los los tubos con solvente, en todos el mismo volumen fijo. La segunda consiste en el transvase de un determinado volumen, siempre el mismo, de un tubo al siguiente y agitar.
Esta sencillez facilita que no se cometan errores, ya que en todo el proceso sólo hay que prestar atención a la correcta medida repetitiva de un mismo volumen y a no saltarse ningún tubo.
Fácil representación gráfica en escala logarítmica
Independientemente del factor de dilución, el logaritmo de la concentración de los distintos tubos permite hacer representaciones con todos los puntos igualmente separados.
Esto es muy útil, porque si sólo se quiere visualizar el cambio de algún parámetro en función de la concentración, basta con hacer marcas igualmente separadas en el eje sin necesidad de hacer ningún cálculo para adaptar la escala.
Calculadora
Esta utilidad muestra y permite calcular todos los parámetros relevantes de un banco de diluciones seriadas.
· Si se cambia la concentración inicial o final, o el número de tubos, calcula el factor de dilución y el volumen de paso.
· Si se cambia el factor de dilución, calcula la concentración final y el volumen de paso (admite y calcula expresiones como 1/5 o 1:5).
· Si se cambia el volumen fijo, calcula el volumen de paso.
· Facilita interpolar valores en una representacion logarítmica.
MATERIALES Y REACTIVOS 
1 gradilla 
6 tubos de ensayo 
2 pipeta volumétrica de 2 ml solución madre 
agua destilada 
vaso de precipitación frasco para envasado embudo 
probeta 
 
PROCEDIMIENTO SOLUCIÓN SERIADA. 
Preparar 5 diluciones ½ de una disolución de suero sanguíneo el cual tiene una concentración de glucosa de 280ug/dl e indique la concentración de glucosa en cada uno de los 5 tubos 
1. poner 6 tubos de ensayo en una gradilla. Y enumerarlos T0 muestra, T1. T2. T3. T4. T5 
2. Agregar un aproximado mayor de 3ml de muestra al T0 
3. Agregar 2ml de agua destilada a los tubos T1, T2, T3, T4, T5 
4. Del T0 agregar 2ml al T1 y homogenizar 
5. Del T1 agregar 2ml al T2 y homogenizar 
6. Del T2 agregar 2ml al T3 y homogenizar 
7. Del T3 agregar 2ml al T4 y homogenizar 
8. Del T4 agregar 2ml al T5 y homogenizar 
9. Calcular la concentración de glucosa en cada uno de los tubos 
 
 
PREPARACIÓN DE SOLUCIÓN DILUIDA A PARTIR DE UNA SOLUCIÓN CONCENTRADA 
Prepara 100ml de una solución de 100,96ug/dl de Colesterol a partir de un suero que tiene una de concentración 350ug/dl de colesterol 
· Realizar el calculo de la cantidad a tomar de la solución madre de acuerdo a la fórmula C1 x V1= C2 x V2 
· Medir la cantidad de solución madre de acuerdo con el calculo realizado 
· Poner en un matraz volumétrico 
· Y llevar a volumen con agua destilada 
· Homogenizar 
· Vaciar al su envase final debidamente rotulado 
 
 
Reporte de la práctica PARTE 1 
	TUBO 
	CONCENTRACIÓN 
	T1 
	 8 ug/dl
	T2 
	 0,8 ug/dl
	T3 
	 0,08 ug/dl
	T4 
	 0,008 ug/dl
	T5 
	 0,0008 ug/dl
PARTE 2 
 
	VOLUMEN 1 
	CONCENTRACIÓN 1 
	VOLUMEN 2 
	CONCETRACIÓN 2 
	 0,96 ml
	 50 ug/dl
	 50 ml
	 0,96 ug/dl
 
CUESTIONARIO: 
Preparar 50ml de una solución de 0,96ug/dl de GLUCOSA a partir de un suero que tiene una de concentración 50ug/dl de GLUCOSA 
CONCLUSIONES:
· A medida que se realizaron las diluciones las concentraciones de cada tubo fueron disminuyendo.
· Las diluciones son muy importantes ya que se realizan diariamente mediante los analizadores o equipos de laboratorio para el respectivo análisis de la muestra, pero pueden existir algunos casos que no se puedan realizar con la ayuda de los analizadores y es necesario realizarlo manualmente.
A medida que se realizaron las
diluciones las concentraciones de
cada tubo fueron disminuyendo.
- Las diluciones son muy
importantes ya que se realizan
diariamente mediante los
analizadores o equipos de
laboratorio para el respectivo
análisis de la muestra, pero
pueden existir algunos casos que
no se puedan realizar con la ayuda
de los analizadores y es necesario
realizarlo manualmente
RECOMENDACIONES: 
 En muchos casos se necesita preparar
disoluciones con concentraciones
extremadamente bajas de un soluto,hasta un punto que es difícil o imposible
en la práctica medir la cantidad necesaria
de producto sólido o el volumen de
solución madre.
En muchos casos se necesita preparar disoluciones con concentraciones extremadamente bajas de un soluto, hasta un punto que es difícil o imposible en la práctica medir la cantidad necesaria de producto sólido o el volumen de solución madre.
Bibliografía
http://www3.uah.es/cuadernolab/web/tecnicas/diluciones-seriadas/
Mgt.   Nelfa España Francis Mgt. Nelfa España Francis 
Coordinadora Lab. Clínico Docente 
 
 
 
 
	 
	guía de prácticas y/o talleres 
	ASIGNATURA 
	QUIMICA ANALITICA 
	nivel: I 
	 PRÁCTICA DE LABORATORIO  Nº 9
	TITULACIÓN ACIDO-BASE (NAOH / H2SO4)
	DOCENTE 
	Mgt. Nelfa España Francis 
	FECHA DE LA PRÁCTICA 
	01/02/2021 
Objetivos:
Al finalizar la práctica los estudiantes deben estar en capacidad de:
1. Preparar soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas de ácidos y bases.
2. Realizar valoraciones de ácidos fuertes contra bases fuertes.
3. Escribir las ecuaciones correspondientes a las reacciones que se producen en la experiencia realizada.
Fundamento teórico: 
El proceso de adición de un volumen medido de una disolución de concentración conocida para que reaccione con una sustancia cuya concentración se desea conocer se llama titulación. La disolución de concentración conocida se llama titulante, que previamente se estandarizó (ver práctica de estandarización). Las titulaciones son parte de los métodos volumétricos del análisis químico.
Para que un proceso sea susceptible de ser utilizado como una titulación volumétrica debe cumplir con ciertas características:
• La reacción entre la sustancia de concentración desconocida y el titulante debe ser sencilla, ya que sirve como base para los cálculos.
• La reacción debe ser rápida, con objeto de que la valoración se pueda realizar en poco tiempo.
• La reacción debe ser completa en el momento en que se han añadido cantidades equivalentes del titulante.
• Debe existir alguna forma de detectar el punto final de la titulación, ya sea por métodos colorimétrico (uso de indicadores visuales) o instrumentales 8uso de un potenciómetro).
En el método colorimétrico, el punto final de la titulación se puede apreciar a través de un cambio de color o de vire del indicador ácido-base. Este cambio deberá apreciarse en el momento en que se haya añadido una cantidad de titulante equivalente a la sustancia de concentración desconocida, es decir, en el punto estequiométrico de la reacción.
En el método potenciométrico se aplica el mismo principio, pero con la característica de utilizar el medidor de pH, que registra directamente los valores de pH por cada adición de titulante.
El punto final de la titulación se da cuando después de un cambio brusco de pH medido los siguientes valores permanecen constantes aun cuando se agregan un exceso de titulante.
Método colorimétrico.
1. Llenar la bureta con la disolución de NaOH estandarizada.
2. Tomar una alícuota de 25 mL de HCl de concentración aproximada 0.1M utilizando una pipeta volumétrica.
3. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína.
4. Adicionar lentamente la disolución de NaOH (titulante) hasta lograr un cambio de coloración de incoloro a rosa tenue. Anotar el volumen del titulante gastado.
Punto final de la titulación
5. Repetir la titulación dos veces más. Para cada titulación llenar la bureta.
6. Calcular la concentración de HCl.
Método potenciométrico.
1. Calibrar el potenciómetro con soluciones amortiguadoras de pH = 4 y pH = 7.
2. Adicionar 25 mL de HCl de concentración aproximada de 0.1 M con una pipeta volumétrica en un vaso de p.p. de 150 mL.
3. Introducir el electrodo en la disolución anterior y medir el pH inicial.
4. Llenar la bureta con NaOH 0.1 M. Utilizando un embudo de tallo corto.
5. Adicionar 1 mL de NaOH y registrar el valor de pH.
6. Adicionar el NaOH de mililitro en mililitro, hasta obtener un valor de pH constante.
7. Trazar la gráfica de pH en función del volumen del titulante adicionado.
8. Determinar el punto de equivalencia gráficamente.
9. Calcular la concentración de NaOH.
Instrucciones: 
Ingreso con mandil, pantalón y camiseta, zapatos cerrados, sin joyas y uñas cortas. Dejar el laboratorio en orden
Parte experimental:
El procedimiento para seguir consta de dos partes:
A. Preparación de soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas.
1. Preparación del 200ml NaOH 2M a partir de una solución de NaOH 5M CI.V1=C2.V2
V1= C2 . V2 / C1 =
V1= 2M . 200ml / 5M=
V1= 80ml
Una vez realizado el cálculo, prepare la solución y llenar la bureta con la solución preparada
B. Valoración de las soluciones preparada
b. En un matraz Erlenmeyer de 250 ml., poner 25 ml de la solución ácido de concentración desconocida + 25ml de agua destilada + 3 gotas de fenolftaleína
c. deje caer, de la bureta la solución de hidróxido de sodio 2M, hasta que haga el viraje o cambio de color el indicador una débil coloración rosada persistente por algunos segundos.
d. Prepare dos matraces adicionales de la misma forma. 
e. Repita la valoración con los dos matraces preparados en el punto (d).
Materiales a utilizar:
Balanza analítica
Matraces aforados de 250 ml.
 Pipeta
Bureta de 50 ml
 Matraces Erlenmeyer de 250 ml
 Embudo
Vaso de precipitado de 250 ml.
 Cilindro graduado de 50 ml.
 Ácido Sulfúrico
 Hidróxido de Sodio
 Fenolftaleína.
VI. Post laboratorio:
a. Con los datos obtenidos, determine la molaridad la solución de Cl H
Consumo 1= 12,3
Consumo 2= 12,2
Consumo 3= 12,2
Moles eq acido = moles eq de la base
Vac. X C ac. = Vba. X _C ba
25 x ¿= 12,23 x 2 M
 ¿= 0.97 Molaridad
VII. Cuestionario
1. Defina: valoración o titulación; neutralización; equivalente-gramo; punto final; punto de equivalencia.
Valoración o titulación: Es un método de análisis químico cuantitativo en el laboratorio que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo a partir de un reactivo con concentración conocida.  
Neutralización: Se llama  neutralización  a la reacción que se produce entre disoluciones acidas y básicas. Todas estas reacciones dan como producto una sal y agua. Los antiácidos contrarrestan la acidez estomacal, a través de una reacción de  neutralización.  
Equivalente gramo: Es un término que se ha utilizado en varios contextos en  química. En la mayor parte de los usos, es la masa de un  equivalente,   que es  la masa de una sustancia dada que: Se deposita o se libera cuando circula 1 mol de electrones.  
Punto final: Es el  punto  en el que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un indicador. Idealmente es el mismo volumen que en el punto  de equivalencia—el número de moles de valorante añadido es igual al número de moles de analito, algún múltiplo del mismo (como en los ácidos polipróticos).  
Punto de equivalencia: El  punto de equivalencia  o  punto  estequiométrico de una reacción  química  se produce durante una valoración  química  cuando la cantidad de sustancia valorante agregada es estequiométricamente  equivalente  a la cantidad presente del analito o sustancia a analizar en la muestra, es decir reacciona exactamente con ella.  
2. Qué es un indicador
Desde un punto de vista molecular los Indicadores  son colorantes con una estructura relativamente compleja cuyo color cambia según estén en presencia de un medio ácido o un medio básico. La variación de color se denomina viraje. El  indicador  puede alterar su estructura debido a cambios en el pH.  
3.  Que es un patrón secundario
Es toda aquella sustancia que no es un patrón primario pero que se puede preparar una disolución del mismo de concentración perfectamente conocida contrastarnos dicha disolución frente a un patrón primario.  
CONCLUSIONES: 
El análisis volumétrico es una técnica basada en mediciones de volumen para calcular la cantidad de una sustancia en solución, y consiste enuna valoración (titulación), que es el proceso de determinación del volumen necesario de solución (solución patrón) que reacciona con una masa o volumen determinado de una muestra.
RECOMENDACIONES: 
La adición de solución patrón se continúa hasta alcanzar el punto llamado punto final, momento cuando el número de equivalentes de una sustancia es igual al número equivalentes de la otra.
Bibliografía
1) Sandoval, M.R.M. (1988). Química Analítica, Porrúa, México
2) Stanley, M. Ch. (1974). Química Aplicada, Centro Regional de Ayuda Técnica
3) Sydney, W.B. (1979) Cálculos Químicos, Limusa, México.
4) Orozco Fernando D. (1975). Análisis químico cuantitativo. Ed. Porrúa, México.
5) Sonnesa, A. (1975). Principios de Química. Introducción a conceptos teóricos, Limusa, México.
Mgt. Nelfa España Francis Mgt. Nelfa España Francis
Coordinadora Lab. Clínico Docente
	guía de prácticas y/o talleres 
	ASIGNATURA 
	Química Analítica  
	nivel: II 
	PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 10 
	Volumetría por precipitación 
	DOCENTE 
	Mgt.   Nelfa España Francis                                        
	FECHA DE LA PRÁCTICA 
	 
	Laboratorio 
	 Bioquímica 
 
 
 
Objetivos: 
Determinar la concentración de cloruros por el método de precipitación (método de Mohr) 
 
Fundamento teórico: 
Es similar a la Valoración ácido – base, los cálculos de equilibrio se basan en el kps, como producto de la reacción se forma una sal poco soluble que precipita cuando se llega al punto de equivalencia, donde la concentración de la sustancia buscada en la solución es mínima; en ese momento el indicador reacciona con el analito, detectándose de esta manera el punto final de la valoración.
Detección del Punto Final: El punto final se manifiesta por una propiedad fisicoquímica del indicador que se da cuando la concentración de la sustancia buscada en la solución es mínima (despreciable) ˜10 -6M indicando que se ha llegado al punto de equivalencia. Los indicadores pueden ser:
 - Qué precipitan en el punto de equivalencia. ( CrO4 = ) 
- Que forman complejo en el punto de equivalencia. ( Fe 3+ ) 
- Por adsorción a la superficie del ppdo. ( Fluoresceína). 
Los indicadores: Son agentes químicos que participan en un equilibrio competitivo con el analito ó agente valorante que reaccionan en las proximidades del punto de equivalencia, haciendo perceptible el punto final de la valoración. Detección Potenciométrica: Se utiliza un electrodo selectivo de iones, que responde selectivamente a cambios de concentración de alguno de los iones implicados en la valoración y capaz de agudizar el cambio operativo en el punto de equivalencia. 
Ejemplo: El electrodo selectivo de Ag + donde: 
E medido = constante + 0.059 log [Ag + ] 
E medido = constante + 0.059 log KPS/[Cl - ] 
CURVAS DE VALORACIÓN.
El potencial responde directamente a la plata e indirectamente al ión cloruro.
Las curvas de valoración para las reacciones de precipitación son análogas a las de las valoraciones ácido – base y por formación de complejos. Los cálculos del equilibrio se basan en la constante de producto de solubilidad. (4) 
Los factores más importantes que afectan el salto de la curva de valoración son La constante de la reacción y la concentración de los reactivos.
Las reacciones de volumetría por precipitación más importantes se efectúan con nitrato de plata como reactivo. Estos métodos que implican el uso de una solución valorada de nitrato de plata se llaman métodos argentométricos. (1)
Instrucciones: Ingreso con mandil, pantalón y camiseta, zapatos cerrados, sin joyas y uñas cortas. Dejar el laboratorio en orden 
 
Parte experimental: 
Parte I 
Muestra 
Tomar 10 ml de la muestra y se lo pasa al matraz de 250ml 
Añadir 50ml de agua destilada 
Poner 3-4 gotas del indicador cromato de potasio 
Comprobar si el pH se encuentra entre 6,3-10,5 en caso que no este en este pH, hay que ajustarlo con carbonato de sodio o ácido acético según el caso (realizar en 3 alícuotas el mismo procedimiento) 
 
Blanco 
Añadir 50ml de agua destilada 
Poner 3-4 gotas del indicador cromato de potasio  
 
Parte II 
Llenar la bureta con una solución de nitrato de plata 0,1N  
 
Parte III 
Valoran la muestra problema 
Agregar el nitrato de plata hasta que aparezca el precipitado de color rojizo indicando que es el punto final de la titulación, esta operación realizarla 3 veces y sacar el promedio 
Anotar el volumen de nitrato de plata consumido (3,51ml) 
Valorar el blanco 
 
Cálculos: 
 
Na Cl + Ag NO3  --à   Ag Cl   (blanco)    + NaNO3 
 
Ag NO3  + K2CrO4 -à Ag2 CrO4 + KNO3 
 
 (V AgNO3- V del blanco) (N AgNO3) (P eq del cloruro) (1000) 
          ppmCl=   ------------------------------------------------------------------------------- 
                                                                    V muestra  
 Volumen de nitrato consumido por la muestra=3,51------à  
 
                              (3,51-0,01) (0,1) (35,45)(1000) 
          ppmCl=      --------------------------------------------------------------------=     1240,75ppmCl 
                                                                10                  
 
Materiales a utilizar: 
Bureta de 25ml 
Soporte y pinzas de bureta 
2 matraz enlenmeyer de 250ml 
Pipeta automática 
Vaso de precipitación de 50ml 
Phmetro 
Muestra problema 
 
VII. Cuestionario  
Que son las valoraciones de precipitación 
Realizar el siguiente ejercicio: una muestra problema consume 4ml, 4,2ml y 4,5ml respectivamente  de AgNO3 0.01N, hasta el viraje de color amarillo rojizo con el indicador K2CrO4, calcular la concentración de cloruros si el blanco tuvo un consumo de 0.02ml 
 
Resultados obtenidos: 
 
Conclusiones: 
Los métodos volumétricos basados en la formación de precipitados escasamente solubles se designan con el nombre de volumetrías por precipitación.
Entre ellos figuran algunos de los procedimientos analíticos más antiguos, como atestigua la asociación de nombres tales como Gay-Lussac, Morh y Volhard a algunos métodos específicos de precipitación volumétrica.
Recomendaciones: 
Las volumetrías de precipitación son importantes porque proporcionan métodos excelentes para el análisis de los haluros y de los pseudo-haluros, así como para la determinación de algunos iones metálicos.
Bibliografía
https://unac.edu.pe/documentos/organizacion/vri/cdcitra/Informes_Finales_Investigacion/Julio_2011/IF_BARRETO_PIO_FIARN/CAP.%20VIII.PDF
 
 
 
Mgt.   Nelfa España Francis                                       Mgt.   Nelfa España Francis                                         
Coordinadora Lab. Clínico                                          Docente 
 
CONCLUSIONES
· Cuando se determinan masas de productos químicos con balanza se utilizará un recipiente adecuado. Se debe mantener perfectamente limpio y seco el lugar dónde se encuentre situado cualquier instrumento con contactos eléctricos. Leer las instrucciones de uso de los instrumentos.
· Después de haber realizado la práctica aprendimos y conocimos los diferentes tipos de balanzas que se pueden encontrar en un laboratorio y el cuidado que las mismas deben de tener, tomando en cuenta que gracias a las balanzas se obtienen valores exactos de cualquier tipo de muestra.
· Existen diferentes formas de calcular la concentración de una solución, las cuales dependen de los requerimientos de la práctica o procedimiento a realizar. Se tienen soluciones molares, normales, porcentuales.
· Las soluciones se definen como mezclas homogéneas de dos o más especies moleculares o iónicas. Las soluciones gaseosas son por lo general mezclas moleculares. Sin embargo las soluciones en la fase liquida son indistintamente mezclas moleculares o iónicas.
· La molaridad de una solución expresa el número de moles de soluto presentes en un litro de solución final. Esto quiere decir que si se disuelven en agua 1 mol de glucosa (180 gramos) y se añade agua suficiente ("se afora")