Reporte analitica disolución de ácido clorhídrico

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CONTENIDO
 Págs.
1. INTRODUCCIÓN 1
2. OBJETIVOS 2 
 
2.1 Objetivo General 2
 
2.1.1 Objetivo particular 2
3. RESUMEN 3 
4. FUNDAMENTO 3 
5. MARCO TEORICO 4
5.1 Neutralización	 4
5.2 Titulación 4
5.3 Cálculos volumétricos 4-5
5.4 Punto de equivalencia 5-6
5.5Carbonato de sodio 6
5.6 Ácido clorhídrico 6
 6. MATERIALES Y MÉTODOS 7 
6.1. Material 7
6.2. Metodología 7
6.2.1 Preparación de la solución de acido clorhidrico aproximadamente 0.1N 7
6.2.2 Estandarización de la solución de ácido clorhídrico aprox 0.1N 8
7. RESULTADOS 9
 
8. SUGERENCIAS DIDÁCTICAS 10
8.1 Diferencias entre los cálculos teóricos y experimentales en la normalidad de la solución de ácido clorhidrico. 10
8.2 Reacción que ocurre en la valoración del ácido clorhídrico y carbonato de sodio. 10
8.3 Importancia de utilizar disoluciones valoradas en el Análisis Químico. 10
8.4 Utilidad de este tipo de volumetrías en el análisis industrial. 10
8.5 Resultado de colocar las disoluciones alreves 11
8.6 Calculo del volumen de HNO3 concentrado que se necesita para preparar 1.75 litros de una disolución. 11
9. DISCUSIÓN 11 
8. CONCLUSION 12 
9. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 12 
1. INTRODUCCIÓN
Las soluciones empleadas en su volumetría y cuya concentración debe ser conocida con tanto mayor exactitud cuánto mejores resultados analíticas se desee obtener, reciben el nombre de soluciones valoradas o soluciones tituladas, su concentración está referida, por regla general, al “peso equivalente”, “gramo equivalente” o simplemente “equivalente”, la cantidad en gramos de la sustancia, que corresponde a un átomo gramo de hidrogeno. Una solución que contiene por litro el peso equivalente gramo de cualquier compuesto o elemento recibe la designación de solución “normal”. Se da el nombre de”normalidad”de una solución a la relación que existe entre el peso de sustancia contenido en un litro de solución exactamente normal, ósea en su peso equivalente.
En química analítica, las valoraciones son ampliamente utilizadas para la determinación de la concentración de ácidos, bases, oxidantes, reductores, iones metálicos, proteínas y muchas otras especies. Las valoraciones o titulaciones se basan en una reacción entre el analito y un reactivo patrón, conocido como valorante. La reacción tiene una estequiometria conocida y reproducible. En una valoración, se determina el volumen (o masa) del valorante necesario para reaccionar de manera completa con el analito y se emplea dicho volumen para obtener la cantidad o concentración del analito.
Una titulación o valoración comienza con un vaso de precipitados o matraz Erlenmeyer conteniendo un volumen preciso del reactivo a analizar y una pequeña cantidad de indicador, colocado debajo de una bureta que contiene la disolución estándar. Controlando cuidadosamente la cantidad añadida, es posible detectar el punto en el que el indicador cambia de color. Si el indicador ha sido elegido correctamente, este debería ser también el punto de neutralización de los dos reactivos. Leyendo en la escala de la bureta sabremos con precisión el volumen de disolución añadida. Como la concentración de la disolución estándar y el volumen añadido son conocidos, podremos calcular el número de moles de esa sustancia (ya que Molaridad = moles / volumen). Luego, a partir de la ecuación química que representa el proceso que tiene lugar, podremos calcular el número de moles de la sustancia a analizar presentes en la muestra. Finalmente, dividiendo el número de moles de reactivo por su volumen, conoceremos la concentración buscada. 
 
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2. OBJETIVOS 
2.1 OBJETIVO GENERAL
Preparar y valorar una disolución de ácido clorhídrico 0.1N
2.2 Objetivos específicos
1. Aplicar los principios teóricos en la preparación de soluciones de concentraciones normales.
2. Aplicar los principios teóricos de la estandarización de soluciones
3. Aplicar los cálculos estequiometricos de la estandarización de soluciones
4. Conocer la importancia de estandarizar un titulante que va a utilizarse en valoraciones acido-base.
5. Aprender el procedimiento experimental para estandarizar un titulante acido en valoraciones acido-base.
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3. RESUMEN
Se realizó una titulación acido-base, utilizando los reactivos ácido clorhídrico (HCl) y carbonato de sodio anhídrido (Na2CO3).Para su realización primero se preparó y estandarizo una disolución de HCl al 0.1N, la cual se adiciono en la bureta. Posteriormente se pesó de 100 a 150 mg de Na2CO3 previamente secado, se transfirió la sal a un matraz Erlenmeyer donde se vertió 25 ml de agua destilada y se mezcló, después se agregaron 3 gotas de solución indicadora (anaranjado de metilo), el matraz se colocó debajode la bureta y se procedió a titular, dejando caer gota por gota el HCl sobre la solución de Na2CO3 con anaranjado de metilo, hasta apreciar un cambio de color. Se tomaron los datos obtenidos y se realizaron los cálculos estequiometricos y adquirir los resultados.
4. FUNDAMENTO
En el análisis volumétrico se aprovechan reacciones cuantitativas que se verifican entre la sustancia por determinar y un reactivo cuya concentración se conoce exactamente; del volumen empleado de este último para la realización de la reacción precisamente hasta su punto final, se calcula la cantidad de la sustancia que se pretende valorar. Las reacciones que se aplican al análisis volumétrico deben ser conocidas con exactitud, para así poder relacionar el peso de las substancias reaccionantes con el peso de los productos de la reacción, pues aun cuando en este tipo de análisis lo inmediato es la medición de volúmenes, directamente están relacionados estos con el peso de substancias a que son equivalentes.
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5. MARCO TEORICO
5.1 Neutralización	
La reacción más común de ácidos y bases es la reacción de neutralización. La neutralización de un ácido con una base da como resultado la transferencia de un pronto del ácido a la base. Esta transferencia de protón o reacción acido base es uno de los procesos químicos más comunes. En su forma más sencilla, un ácido fuerte transfiere un protón a un ion hidróxido para dar una sal y agua. Los ácidos débiles, como el ácido acético, reacciona con bases fuertes, y las bases débiles como el amoniaco, reacciona con los ácidos fuertes.
5.2 Titulación
En un proceso que se llama titulación, podemos utilizar la relación estequiometrica entre un ácido y una base en una reacción de neutralización. La titulación es un procedimiento para determinar la concentración conocida. Por ejemplo, si agregamos suficiente cantidad original de ácido, podemos utilizar la estequiometria para determinar la concentración original de ácido, podemos utilizar la estequiometria para determinar la concentración original del ácido. El punto en el cual hemos neutralizado exactamente la sustancia original se conoce como punto de equivalencia. El punto de equivalencia se determina por lo regular con un cambio en el color de un indicador seleccionado de una manera adecuada. En una titulación acido-base, el punto en el cual el indicador cambia de color se llama punto final. Con frecuencia el punto final es igual al punto de equivalencia, pero no siempre. En el punto de equivalencia, el número de moles de la base o del ácido que se adiciona es exactamente suficientemente para neutralizar el ácido o base original. Las valoraciones son ampliamente utilizadas en química analítica para la determinación de la concentración de ácidos, bases, oxidantes, reductores, iones metálicos, proteínas y muchas otras propiedades.
5.3 Cálculos volumétricos
La mayoría de cálculos volumétricos se basan en la conversión de masa o volumen en moles, milimoles, equivalentes. En el primer caso tendríamos para la especie A:
Moles de A= masa de A / masa molar de A (g / mol)
Milimoles de A= masa de A / masa milimolar de A (g / milimol)
Equivalentes de A= masa de A / masa equivalente de A (g / eq)
Miliequivalentes de A= masa de A / masa miliequivalente de A (g / milieq)4
En el segundo caso tendríamos:
Moles de A= V (L) * MA (moles de A / L) o milimoles de A= V (ml)*MA (mmoles A / ml).
Equivalentes de A= V (L)* NA (eq A /L) o Miliequivalentes de A= V(L)* NA (milieq A / ml).
“En el punto de equivalencia de cualquier valoración volumétrica el número de equivalentes del titulante es igual al número de equivalente del analito”.
Equivalente-g del analito= V valorante* N valorante
Miliequivalente-g del analito= miliequivalentes-g del valorante
V analito* N analito= V valorante* N valorante
Volumen del analito * Normalidad del analito= volumen del valorante * Normalidad del valorante. 
5.4 Punto de equivalencia
Punto de equivalencia en la titulación es un punto teórico que no puede determinarse experimentalmente. Se estima su posición observando un cambio físico asociado a la condición de equivalencia. A este cambio se le conoce como punto final de la valoración. Se debe tener cuidado que la diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia sea mínimo.
En toda valoración, entonces se comete un error, conocido como error de titulación por el exceso de valorante que se añade para obtener el cambio de color del indicador. La ecuación siguiente nos muestra cómo se calcula dicho error:
% E= [(Vi – Ve) / Ve]*100
Donde % E es el porcentaje de error, Vi el volumen real del valorante para encontrar el punto de equivalencia y Ve el volumen teórico del valorante en dicho punto. El cambio de color en el punto de equivalencia se hace menos agudo y así es difícil de determinar con precisión. Esto no requiere decir que las soluciones con baja concentración no se puedan analizar, sino que se requiera, en lo posible, un potenciómetro (medidor de PH) y localizar el punto de equivalencia con graficas de a derivada intensa del PH vs volumen del valorante.
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La clave de una titulación es determinar el punto que corresponde a la situación en que todo analito presente a reaccionado con el titulante sin exceso d titulante, es decir, cuando se cumple la relación estequiometrica entre el reactivo y el analito. En la práctica se determina el punto final de una titulación, que en el caso ideal coincide con el punto de equivalencia. El punto final se puede determinar:
· Por cambio de color de alguno de los reactivos o productos.
· Observando el cambio de color (u otra propiedad física) de un indicador agregado a la solución que contiene el analito.
· Por un cambio abrupto en la corriente o en la diferencia de potencial entre dos electrodos.
· Determinar la variación en la cantidad de luz monocromática absorbida por el analito o por el titulante.
5.5 Carbonato de sodio
El carbonato de sodio (también conocido como ceniza de sodio o sodio comercial) es un compuesto iónico soluble en agua representado por la formula NaCO. Los químicos lo clasifican como ionice, ya que contiene iones positivos metálicos (iones de sodio, Na) y un ion poliatomico negativo (carbonato de litio, CO²) En el agua, se separa en sus respectivos iones en un proceso conocido como disociación. El ion de carbono es responsable del comportamiento de la “base” del carbonato de sodio, ya que genera iones hidróxidos mediante la extracción de un protón de dos moléculas de agua (HO): CO² + H20 HCO + 2 OH 
5.6 Ácido clorhídrico 
El ácido clorhídrico (también conocido como ácido muriático) es un ácido fuerte con la formula química HCl. La designación de los resultados “fuertes” del ácido de HCl. La designación de los resultados “fuertes” del acido de HCl disocia completamente en agua los protones (H, las especies responsables del comportamiento del acido) y los iones del cloruro (Cl).
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6. MATERIALES Y MÉTODOS
6.1. Material:
· 1 Vaso de precipitado de 50 ml
· 1 Matraz volumétrico de 250 ml
· 3 Matraces Erlenmeyer de 250 ml
· Bureta de 25 o 50 ml
· Probeta de 50 o 100 ml
· Pipeta graduada de 5 ml
· Soporte universal con pinzas para bureta
· Vidrio de reloj
· Papel encerado o de aluminio
· Pizeta
· Espátula
· Varilla de vidrio
6.2. Metodología:
6.2.1 Preparación de la solución de ácido clorhídrico aproximadamente 0.1N
Las soluciones patrón de Ácido clorhídrico se preparan diluyendo ácido clorhídrico concentrado calidad reactivo. El ácido clorhídrico concentrado emite abundantes vapores, los cuales son irritantes y tóxicos, es necesario operar con extrema precaución y utilizar una campana extractora de gases y lentes protectores.
Mida con una pipeta de 5 ml aproximadamente 2.2 ml de ácido clorhídrico concentrado y transfiera este volumen a un matraz volumétrico de 250 ml que contiene aproximadamente 100 ml de agua destilada. Agregue agua destilada al matraz volumétrico hasta el aforo, tape el matraz con el nombre de la solución y la fecha de preparación.
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6.2.2 Estandarizaciónde la solución de ácido clorhídrico 0.1N
En un vidrio de reloj ponga a secar aproximadamente 0.7 gramos de carbonato de sodio anhidro a 250-260 ºC durante media hora y enfrié en el desecador durante 30 minutos antes de usarse. Durante el calentamiento no debe sobrepasarse la temperatura de 270 grados ya que el carbonato empieza a perder CO2 y el carbonato deja de ser patrón primario.
Pese exactamente sobre un papel de aluminio o encerado alrededor de 100 a 150mg de carbonato de sodio previamente secado tan rápidamente como sea posible para evitar la absorción de humedad y transfiera la sal a un matraz Erlenmeyer de 250 ml limpio y seco, lave el material donde peso la sal sobre la boca del matraz con 25 ml de agua destilada mezcle. Agregue 3 gotas de solución indicadora de anaranjado de metilo, registre el color de la solución resultante.
Enjuague una bureta limpia y seca con la solución de hidróxido de sodio preparada en el inciso (a), descarte el líquido y luego llénela hasta que el menisco inferior de la solución llegue a la línea de cero de la bureta. Tenga cuidado de llenar la punta de la bureta y que no quede ninguna burbuja de aire.
Coloque el matraz debajo de la bureta. Abra la llave de la misma y deje caer gota a gota la solución de ácido clorhídrico agitando constantemente el matraz, titule hasta obtener un ligero cambio permanente de color rosa canela en la solución, cierre la llave de la bureta y anote el volumen gastado.
Prepare dos soluciones más con diferentes cantidades de carbonato de sodio anhidro, anotando todos los dígitos de la balanza y titule con la solución de ácido clorhídrico. Anote los resultados en la tabla 1.
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7. RESULTADOS 
Tabla 1
	Muestra
	g de Carbonato de sodio
	Ml de ácido clorhídrico
	1
	0.6371
	6.8
	2
	0.7542
	8.2
	3
	0.0991
	9.8
Tabla 2
	
	M1
	M2
	M3
	Peso molecular de carbonato de sodio
	106
	106
	106
	Peso equivalente de carbonato de sodio
	53g/eq.g
	53g/eq.g
	53g/eq.g 
	Gramos de carbonato de sodio
	0.637
	0.7542
	0.0099
	Eq-g de carbonato de sodio
	0.0120
	0.0142
	1.86x10-3
	Meq de carbonato de sodio
	0.0120Meq
	0.01142 Meq
	1.86Meq
	Volumen en ml de ácido clorhídrico
	6.8
	8.2
	9.8
	Normalidad de ácido clorhídrico
	1.76x10-3N
	1.73X10-3N
	0.189N
	Normalidad promedio
	0.074N
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8. SUGERENCIAS DIDÁCTICAS
8.1Diferencias entre los cálculos teóricos y experimentales en la normalidad de la solución de hidróxido de sodio.
La diferencia se da debido a que en los cálculos experimentales suelen surgir diferentes factores que influyan en dichos cálculos, uno de ellos es el medir las muestras, como son cantidades pequeñas resulta un poco difícil medir con exactitud a eso se le suma el margen de error que presentan los diferentes instrumentos de medición, otro factor seria al momento de mezclar las sustancias, en ocasiones no se tiene cuidado y queda en el material residuos de la sustancia. 
8.2 Reacción que ocurre en la valoración del ácido clorhídrico y el carbonato de sodio.
Na2CO3 (ac) + 2HCl (ac) H2CO3(ac) + 2NaCl
8.3 Importancia de utilizar disoluciones valoradas en el Análisis Químico.
Para la realización de análisis químicos se requiere el empleo de disoluciones valoradas, para poder tener mejores resultados cuando se realice un análisis de laboratorio, el conocer las concentraciones de una disolución nos da pauta a saber cómo emplearlas.
8.4Utilidad de este tipo de volumetrías en el análisis industrial.
El análisis está caracterizado por ser uno de los análisis más estrictos en la utilización de sustancias valoradas, para ello se requiere el empleo de diferentes unidades de concentración, Normalidad, Molaridad, Formalidad, entre otras, debido a que los análisis deben tener resultados más exactos ya que a nivel industrial un error repercutiría en la producción del productos que se desarrolle.
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8.5 ¿Habría algún inconveniente en colocar las disoluciones al revés, es decir, la disolución de carbonato de sodio en la bureta y la del ácido clorhídrico en el Erlenmeyer? ¿Por qué?
No, porque tendría la misma reacción, nada más se invertirían las soluciones y haciendo el mismo paso de titulación pasaría lo mismo. El proceso no se alteraría porque al invertir las soluciones, seguirán teniendo la misma concentración.
8.6 A) Calcular el volumen de HNO3 concentrado (peso específico 1.37; 65.6% de HNO3 en peso) que se necesita para preparar 1.75 litros de una disolución 0.1085 N. b) ¿Cuál es la molaridad y formalidad de la disolución preparada?
 g= PE x L x N= 63eq x 1.75 L x 0.1085= 11.9621gr
M= (g de soluto / pm) / L de solución= (11.9621 g/63g/mol) / 1.75 L= 10.849 M
F= (g de soluto / pf) / L de solución= (11. 9621g/63pf / 1.75 L= 10.849 F
 9. DISCUSIÓN
De acuerdo a la literatura la titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en una solución. Tiene como principal objetivo determinar la concentración de una solución acida o básica desconocida denominada solución analizada. Con la realización de la titulación acido-base se pudieron llevar acabo los objetivos previstos en la práctica. Una normalidad muy apegada a la que se tenía contemplada (0.01N), y así mismo elaborando cálculos de unidades de concentración de sustancias. 
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10. CONCLUSIÓN
En esta práctica observamos cómo obtener la Normalidad, y la importancia de llevar medidas muy precisas para poder obtener un resultado lo más exacto posible. Todo esto nos permite observar la pureza y concentración de las sustancias, lo cual es conocimiento esencial para nosotros; ya que esto lo podremos aplicar en muchos tipos de trabajos e investigaciones.
11. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· Química general. Smith y Pierce. Edit. REVERTE, 2002. Págs. 171-186.
· Fundamentos de la Química Analítico Básica. Néstor Riaño Cabrera. Edit. Universidad de CALDAS. Págs. 198-210.
· Química. Décima edición. Chang editorial Mc Graw Hill. Págs. 120-125.
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