1. Educación

Práctica 1: Preparación de una disolución a partir de una sustancia sólida.
Objetivo: Vamos a preparar 125 mL de una disolución 0,2M de NaOH a partir de
hidróxido sódico del 97% de pureza.
Cálculos: Se trata de averiguar la cantidad de NaOH de la muestra (que tiene un 97% de
pureza) que hay que pesar, para posteriormente disolverla en el matraz aforado hasta tener
un volumen de 125 ml de disolución.
Sería el equivalente a un ejercicio como el siguiente: Calcular la cantidad de NaOH del
97 % de pureza necesaria para preparar 125 mL de disolución 0,2M
125 ml disolución
0,2M
NaOH
97% pureza
Pm = 40 gr/mol
moles de
NaOH
en los 250 ml
de disolución
gr. de NaOH
en los 250 ml
de disolución
moles = M*VL = 0,2*0,125 = 0,025 moles
gr = moles*Pm = 0,025*40 = 1 gr NaOH
En los 125 mL de disolución debe haber exactamente 1 g de
NaOH. Como la muestra de que disponemos no es pura
deberemos pesar un poquito más:
gr. de
muestra que
contienen 2gr
NaOH
n º grmuestra 97%
que contienen 2 g NaOH
=2
100
= 1,03gr
97
El material de laboratorio:
Vidrio de reloj
Cucharita
Balanza electrónica
Embudo
Matraz aforado de 125 cm3
Frasco lavador
Vaso de precipitados con agua destilada
Varilla de vidrio
Pipeta o cuentagotas
El procedimiento:
(1) Colocamos el vidrio de reloj en la balanza y la taramos a cero. (si no es posible se anota
su peso en limpio y le sumamos la cantidad a pesar). Una vez que tenemos el vidrio de
reloj en la balanza y marcando cero, empezamos a añadir NaOH de la muestra, con la
ayuda de la cucharita (nunca volcando el bote) hasta que marque la cantidad de 1,03 gr.
(2) Ahora colocamos el embudo sobre el matraz aforado y volcamos la muestra que hemos
pesado y con la ayuda del frasco lavador limpiamos el vidrio de reloj sobre el embudo para
asegurar de que toda la muestra que había se arrastre.
(3) Ahora vamos echando agua destilada desde el vaso de precipitados y nos ayudamos con
una varilla de vidrio. Pegamos el vaso a la varilla dejando que el agua derrame lentamente
y de esa forma evitamos salpicaduras. Cuando el matraz aforado está lleno de agua en algo
más de la mitad lo agitamos para que se disuelva y continuamos echando agua de la misma
forma.
(4) Cuando falta poco para llegar al enrase, continuaremos echando agua pero ya con un
cuentagotas o una pipeta para no pasarnos.
Fíjate que de esta forma la sal ha quedado disuelta exactamente en 125 cm de disolución.
Sin embargo si hubiésemos echado la sal en un vaso de precipitados y luego volcado 125
cm3 de agua lo habríamos hecho mal.
(5) Finalmente se guarda en un bote limpio cerrado y debidamente etiquetado con el
nombre de la sustancia, concentración y la fecha. Se lava todo el material y se coloca.
Práctica 2: Preparación de una disolución a partir de otra disolución.
Objetivo: Vamos a preparar de 125 ml de una disolución 0,5M de HCl a partir de ácido
clorhídrico del 20% de pureza y densidad de 1,18 gr/ml.
Cálculos: Se trata de averiguar el volumen de HCl de la muestra (que tiene un 20% de
pureza) que hay que medir, para posteriormente añadirle agua en el matraz aforado hasta
tener un volumen de 125 ml de disolución. (Fíjate que partimos de una disolución
concentrada de ácido a la que añadimos agua para obtener otra disolución más diluida.)
VL
6,47M
HCl
20% pureza
ρ = 1,18 gr/ml
Pm = 36,5 gr/mol
Concentración de la disolución
concentrada de la muestra:
g/l =
ρ ⋅ 1000 ⋅ % 1,18 ⋅ 1000 ⋅ 20
=
100
100
0,125 L disolución
0,5M
El razonamiento es: en los 125 ml de disolución
diluida 0,5M debe haber exactamente los mismos
moles que en el volumen VL que hemos de tomar de
ácido concentrado de la muestra 6,47M, puesto que
para formar la disolución solo le hemos añadido agua y
ésta no contiene ácido.
moles V de disolución 6,47M = moles 0,250L de disolución 0,5M
M*VL = M´*V´L
g / l = 236g HCl / L disoluc
M=
g / l 236
=
= 6,47 moles / litro
Pm 36,5
El material de laboratorio:
Probeta
Embudo
Matraz aforado de 125 cm3
Frasco lavador
Vaso de precipitados con agua destilada
Varilla de vidrio
Pipeta o cuentagotas
6,47*VL = 0,5*0,125
VL = 0,0097 L = 9,7 mL de disoluc.concentrada
Práctica 3: Valoración ácido - base
Objetivo: Vamos a calcular la concentración de una disolución de NaOH a partir de ácido
clorhídrico de concentración conocida.
Fundamento: A la reacción que tiene lugar entre un ácido y una base se llama de
neutralización y el resultado siempre es una sal y agua y podemos determinar cuando
finaliza con la ayuda de un indicador.
•
•
El compuesto que deseamos valorar, en este caso el ácido, se ha colocado en la
bureta y se llena hasta que marque el cero.
En un erlenmeyer o en vaso de precipitados se coloca el otro compuesto, en este
caso la base, con unas gotas de indicador. Vamos a poner, por ejemplo 30 mL de
NaOH 0,2M
Los indicadores son sustancias que tienen la propiedad de tener un color diferente
según que el medio sea ácido o básico. Por ejemplo la fenolftaleína es de color rosa
en medio básico y transparente en medio ácido
HCl + NaOH → NaCl + H2O
•
•
•
•
Al caer las primeras gotas de ácido, reaccionarán gastando base, y en el erlenmeyer
además del agua habrá: el NaCl que se ha formado, el NaOH que ha quedado sin
reaccionar y nada de HCl. Como hay NaOH seguirá de color rosa.
Llegará una gota de HCl que sea la que gasta todo el NaOH. En ese momento hemos
neutralizado a la base. En el erlenmeyer además del agua habrá: el NaCl que se ha
formado, nada de NaOH porque ha reaccionado todo y nada de HCl. Como ahora no
hay NaOH el indicador vira de color y así nos indica que hemos completado la
neutralización.
Cerramos la llave de la bureta y medimos la cantidad de ácido que hemos gastado,
en este caso ____ mL. (La bureta tienen el cero arriba y está numerada hacia abajo,
por lo que simplemente hay que anotar el número que marca.)
Si continuásemos vertiendo ácido en el erlenmeyer habrá la misma cantidad de NaCl,
puesto que ya no se forma más, y el HCl que echemos quedaría en exceso.
Ahora que sabemos el volumen de ácido necesario para neutralizar a los 20 mL de NaOH
0,2M podemos calcular la concentración de HC. Para ello hay que escribir la reacción y
tendremos en cuenta el el nºmoles = M*VL.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
1 mol HCl –––– 1 mol NaOH
M*____ moles −− 0,2*0,030 moles NaOH
de donde:
M=
0,2 * 0,030
=
____
En el caso de no disponer de una disolución de NaOH de concentración conocida,
simplemente podríamos pesar una cierta cantidad de NaOH y disolverla en agua (da igual
el volumen de agua porque los moles de NaOH que pongamos en el erlenmeyer vienen
determinados por la cantidad de NaOH pesados: nºmoles = nºgramosNaOH / Pm ) El resto
del procedimiento sería exactamente igual.
Supongamos que hemos pesado 1,6 gr de NaOH puro y los disolvemos en un poco de agua
destilada.
Una vez que se ha completado la reacción, que lo sabremos por el viraje del indicador,
medimos el volumen de ácido gastado ___ mL y hacemos la siguiente estequiometría:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
1 mol HCl –––– 1 mol NaOH
M*____ moles −− 1,6/40 moles NaOH
o lo que es igual:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
1 mol HCl –––– 40gr NaOH
M*___ moles – 1,6gr NaOH
moles=M*VL
OBSERVACIONES: No resuelvas nunca una estequiometría aplicando alegremente que
M*V = M´*V´ porque eso es cierto solamente cuando las reacciones son mol a mol (como
pasa en este caso, pero no siempre)
Práctica 4: Determinación del grado de alcohol de un vino.
Práctica 5: Determinación de la pureza en CaCO3 de un mármol
Fundamento: Para averiguar la pureza en carbonato de calcio de un mármol se pesa una
determinada cantidad de muestra de mármol y se trata con ácido clorhídrico en exceso. A
partir del volumen de CO2 obtenido en las condiciones del laboratorio (la presión la
mediremos en el barómetro y la temperatura en el termómetro) podremos calcular la
cantidad de CaCO3 real que había en la muestra de mármol, sabiendo que reacciona según:
2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
Procedimiento: Con la ayuda de un mortero machacamos bien la muestra de mármol
(porque la velocidad de reacción es mayor cuando más pequeños son los trozos ya que así
se aumenta la superficie de contacto entre los reactivos) se pesan no más de 0,2 g de
muestra (si tomamos una cantidad mayor corremos el riesgo de que el volumen de CO2
obtenido sea mayor que el volumen del recipiente donde lo vamos a recoger y medir, que
va a ser una bureta de 50 mL)
Se colocan los 0,2 gr de caliza en un erlenmeyer y se cubre con agua destilada. Como el
dióxido de carbono que se forma en la reacción es un gas lo recogemos sobre agua, en una
bureta, realizando un montaje como el de la figura:
Ahora añade el ácido clorhídrico y observa cómo comienza a desprenderse un gas (CO2)
que va subiendo por la bureta y desplazando el agua. Debes añadir HCl en exceso para
garantizarte que reacciona todo el CaCO3 de la muestra. (Sabrás que la reacción ha
terminado ya no salga más CO2).
2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2↑ + H2O
Recogida de datos: (supondré unos datos cualquiera para ilustrar las operaciones, pero cada
alumno debe hacerlos con los que realmente ha obtenido.)
P = 720 mm Hg = 720/760 = 0,95 atm
T = 25 ºC = (273+25) = 298 ºK
masa de muestra = 0,2 g
VCO2 = 40 mL = 0,040 L
Materiales: Haz una relación de todos los materiales que has tenido que utilizar para la
realización de esta práctica.
Cálculos: La cantidad de CO2 obtenido (0,040 L medidos a 25ºC y 0,95 atm) no nos vale para
utilizarla directamente en la estequiometría de la reacción porque no está medido en
condiciones normales, sino en la que ese día había en el laboratorio. Por tanto lo que haremos
es (aplicando la ecuación de los gases perfectos) calcular los moles de CO2 que hay en ese
volumen en esas condiciones:
PV = nRT ⇒
0,95*0,040 = n*0,082*298
⇒
nCO2 = 1,56.10−3 moles CO2
Ahora podemos calcular la cantidad de carbonato de calcio necesaria para obtenerlo, ya
que, como vemos en la reacción, 1 mol de CaCO3 (100gr) produce 1 mol de CO2
2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
100 gr CaCO3 ––––– 1 mol CO2
x
––––– 1,56.10−3 moles CO2
de donde, x = 0,16 gr de CaCO3.
Ahora sabemos que en los 0,2 gr de mármol había 0,16 gr de CaCO3 y el resto eran
impurezas, así que la pureza en carbonato de calcio del mármol será:
pureza =
0,16gr CaCO 3
⋅ 100 = 80 %
0,2gr mármol