Preparación de soluciones valoradas y estequiometría: NaOH, HCl y reacción Mg–HCl

Práctico 2: Preparación de soluciones valoradas

Definiciones

Solución: sistema homogéneo fraccionable formado por dos o más componentes.

Soluto: componente (sólido, líquido o gaseoso) que se disuelve y se encuentra en menor proporción.

Solvente: sustancia que está en mayor proporción y disuelve al soluto; por lo general es líquida.

Molaridad (M): relación entre el número de moles contenidos en un volumen de solución y el volumen de dicha solución expresado en litros. M = n (moles) / V (L).

Normalidad (N): relación entre el número de equivalentes de soluto y el volumen de la solución en litros. N = nº de equivalentes / V (L).

Concentración de la solución: según la cantidad de soluto respecto al solvente, las soluciones pueden ser diluidas, concentradas o saturadas. En unidades químicas habituales: molaridad, normalidad.

1) Por pesada directa

Se prepara la solución a partir de un sólido cuya masa es conocida (ej.: NaOH).

Ejemplo

Preparar 1 L de solución de NaOH 0,3 M.

Cálculos

Relaciones:

• n (moles de soluto) = M × V (L)
• n = m / M_molar → m = n × M_molar (donde M_molar es la masa molar expresada en g mol^-1)

Datos

DATOS: masa — nylon — soluto

Procedimiento

1. Realizar los cálculos para determinar el volumen o la masa según corresponda.
2. Agregar agua destilada hasta la mitad del matraz aforado.
3. Verter la muestra en el matraz y homogenizar la solución.
4. Adicionar agua destilada hasta las proximidades del aforo y agitar.
5. Secar el cuello del matraz.
6. Enrasar con pipeta (enrasar correctamente hasta la marca de aforo).
7. Homogeneizar la solución final.

Materiales

• Matraz aforado de 1 L
• Pipeta para enrasar
• Balanza analítica
• Varilla de vidrio
• Papel secante

Sustancias

Agua destilada; soluto: NaOH anhidro y puro.

2) Por dilución

Se prepara a partir de una solución concentrada cuya densidad y riqueza en masa se conocen (ej.: HCl).

Cálculos

n (moles de soluto) = M × V (L)
n = m / M_molar

Práctico 3: Estequiometría — reacción entre un metal (Mg) y ácido clorhídrico

Objetivo

En base a los datos obtenidos, deducir el reactivo limitante (RL), calcular el rendimiento teórico y determinar el porcentaje de rendimiento.

Estequiometría

Estequiometría: aspecto de la química que se ocupa de las relaciones en las reacciones. Estudia las relaciones numéricas de los elementos y compuestos y las proporciones matemáticas entre reactivos y productos de las reacciones químicas.

Definiciones

• Reactivo: elemento o compuesto que entra en reacción (material inicial).
• Producto: sustancia que se forma como resultado de la reacción.
• Reactivo limitante (RL): aquel que determina la cantidad del otro reactivo interviniente y del producto formado.
• Rendimiento teórico: cantidad de producto que se obtendría si el RL se consumiera completamente en la reacción.
• Rendimiento real: cantidad de producto obtenido experimentalmente.
• % de rendimiento: (producto real / producto teórico) × 100.

Causas posibles de error

Errores de medición:

• Volumen de hidrógeno leído.
• Masa de magnesio.
• Temperatura del agua.
• Presión atmosférica.

Errores sistémicos:

• Impurezas del magnesio.
• Magnesio oxidado.
• Parte del hidrógeno no es medida (es soluble en H2O).
• Termostatización del gas.

Procedimiento

1. Verificar que el Mg esté limpio y colocarlo en el tapón perforado (anotar la masa del Mg).
2. Colocar 10,00 mL de HCl 6.0 M en la bureta de gases.
3. Adicionar agua hasta llenar el tubo graduado.
4. Colocar el tapón con el Mg.
5. Tapar el orificio del tapón, invertir el montaje y introducirlo en la probeta con agua.
6. Esperar a que finalice la reacción.
7. Igualar los niveles de líquido dentro del tubo y de la probeta, leer el volumen del gas y anotarlo.
8. Medir la temperatura del agua y del ambiente.
9. Anotar el valor de la presión atmosférica.
10. Buscar el valor de la presión de vapor del agua correspondiente a la temperatura medida.

Información para el cuestionario

• Ecuación de la reacción: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2(g).
• El tapón tiene un orificio para que pueda desplazarse el agua debido al H2 producido.
• Luego de la reacción hay H2 (producido por la reacción) y vapor de H2O.
• El volumen de un gas cambia en función de la temperatura y la presión; si igualamos los niveles se igualan las presiones, entonces se puede medir el gas colectado.
• La presión parcial del hidrógeno se calcula mediante la ley de presiones parciales de Dalton: P_H2 = P_total (atm) − P_H2O, donde P_H2O es la presión de vapor del agua a la temperatura correspondiente.

Cálculos

CALCULOS: