* Practicas de laboratorio
Laboratorio de química analítica
Práctica 1. Balanza analítica
Objetivos
Al finalizar la práctica el alu mno será capaz de
1.- Diferenciar entre bal anza analítica, balanza granataria y báscula
2.- Saber las condiciones ambientales de operación de una balanza an alítica.
Operar correctamente una b alanza analítica.
Diferenciar entre medio tiro y tiro co mpleto.

I.- Introducció n teórica:
La BALANZA ANALÍTICA es un instrumento de medición que se utiliza para saber cuanta mas a tiene un objeto determinado. A diferencia de la BALANZA GRANATARIA, la analítica es un instrumento mucho más preciso y por lo tanto más delicado, una balanza an alítica nos proporciona un margen de error menor que cualquier b alanza gran ataria.

Actual mente existen balanzas an alíticas que pueden manejar cantidades del orden de los microgramos. Un a de las d esventajas de este tipo de balanzas es su mantenimi ento, debido a que para lograr una mayor precisión, el equipo se vuelve más sensible al medio ambiente y por lo tanto su mantenimi ento debe ser riguroso.

El buen uso de la balanza an alítica depende del cuidado que nosotros le dediquemos, ya que este instrumento es sumamente sensible al medio, de manera que las medidas que debemos tomar respecto a su cuidado son las siguientes:

Las b alanzas analíticas deberánencontrars e en un lugar cerrado, cuando entremos en él no se deberá dejar nunca la pu erta abiert a, ya qu e el ai re puede mover la b alanza y por su alta sensibilidad puede alterarse la lectura correspondiente.

Antes de empezar a trabajar con la balanza se deb e limpiar cuidadosamente el área de trabajo, es decir, el platillo, el área alred edor del platillo y la mesa en donde se encuentra, pues de otro modo el polvo o basuritas pueden introducirse en la balanza y afectar el p eso.

Nunca hay que recargars e ni escribir en la mesa de trabajo pues se puede descalibrar la balanza, produciéndose los consecu entes errores .

II. Técnica general
1 En el lado lateral izquierdo se encuentra una perilla que sirve para seleccionar los tiros (medio o completo) que, dependiendo del peso que se vaya a det erminar, será la posición en la que se deberá trabajar.

Esta perilla se dirige hacia adelante (o haci a la pared) para trabajar con el tiro co mpleto que sirve para determinar pesos menores a 1 g y hacia atrás (h acia la persona) p ara elegir el medio tiro que sirve para trabaj ar con pesos de 1g o mayores.

Una vez seleccionado el tiro se prenderá la escala que s e encu entra en la parte frontal de la balan za.


Ahora con una perilla que se encuentra en el lado lateral derecho se deberá calibrar la balan za (en
tirocompleto), moviendo la escala hasta que la raya del cero coincida con la raya fija de
referencia, p rocurando evitar errores de paralaje: p rocurando que la vista esté exactamente a la
altura de l a raya.
2.- Se apaga la balanza para introducir el material o sustancia a pesar, se abre la puerta que protege
a la balan za y se coloca con mucho cuidado, evitando mover bruscamente el platillo para no
descalibrarla.
DEPENDIENDO DEL PESO SE SIGUEN DOS PROCEDIMIENTOS (como se señ ala
previamente):
CUANDO EL PESO ES MAYOR DE 1 GRAMO: “ MEDIO TI RO”
La perilla del lado lat eral izquierdo se gira hacia mí (t omar en cu enta que d ebe llegar al tope), para
después mover la perilla que se encuentra en l a parte inferior frontal, que sirve para indicar las
unidades gramo.
a) Si no apareciera ninguna es cala, sería la indicación para utilizar la p erilla frontal izquierd a
que sirve para ajustar la escal a en decenas o centenas d e gramo.
b) Una vez que se ha aproxi mado el peso d e la mu estra con cualquiera de las perillas frontales
antes mencionad as, se pro cede a dirigir el tiro hacia la posición de “TIRO COMPLETO”
para realizar el ajuste final y leer el peso exacto de la muestra, observando que las balanzas
analíticas de las que se dispone en el laboratorio realizan una aproximación hasta de cuatro
cifras decimales.
c) Se apaga la balan za yse saca el material o la sustancia con mucho cuidado y se cierra la
puerta.
CUANDO EL PESO ES MENOR DE 1 GRAMO: “ TIRO COMPLETO”
Se siguen los p asos (B) y (C) del caso anterior.
OBSERVACIÓN: siemp re que s e introduzca o extraig a una mu estra de l a balanza, ésta deberá estar
apagada para evitar que se descalibre.
Al pesar una sustancia, no se v a a hacer directamente s obre la balanza, sino utilizando un pedazo d e
papel encerado, el cual deb erá pri mero doblarse apropiadamente p ara después p esarse en tiro
completo; enseguida s e introducirá la sustancia, obteni endo su peso por diferencia:
PESO DE LA SUSTANCIA [ g ] = (PESO DEL PAPEL CON MUESTRA) - ( PESO DEL
PAPEL)
III.- Técnica es pecífica
EL TRABAJ O ES INDIVIDUAL Y DEBERÁ PESARSE: Agua, al cohol, algodón, anillo, llave y
2.25 gramos de NaCl
a) Pesar los objetos con peso mayor a un gramo , siguiendo los pasos anteriormente descritos
y sin olvidar utilizar el papel encerado. (medio tiro).
Se to ma la lectura del p eso, considerando las cuatro cifras deci males y registrando las
unidades.
Los datos d eberán anotars e CON TINTA en la hoja de reporte correspondiente.
b) Se pesa un a cantidad baja d e mu estra de polvo fino, y se registra con tinta este dato ,
considerando las cu atro cifras decimales y las unidades. El cu al una v ez pes ado deberá
vaciarse a un matrazerlen mey er a trav és de la siguiente técnica
a. Se apaga la balan za.
b. Se extrae con cuidado el p apel en cerado con l a muestra.
c. Se v acía formando un cucurucho y se coloca en un matraz Erlenmeyer, previamente
lavado e identificado .
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d. Sin mover el papel del matraz se enjuaga con agua des tilada, utilizando una piseta.
Se deja que escurra el papel y una vez que ya no hay escurrimiento, se quita del
matraz y s e tira.
c) Dej ar la balanza en ceros, li mpia y apagada.
d) Dej ar el área de la mes a que rodea a la balan za con la que se trabajó, perfectamente limpia.

OBSERVACI ÓN: En el momento de pasar al cubículo de las balanzas, el alumno deberá llevar
todo lo necesario, de lo contrario no se le permitirá estar saliendo y perderá su oportunidad de
trabajar, a saber
1.- Hoja de reporte
3.- Piseta
5.- Trapo para limpiar o p añuelo suave
2.- Pluma
4 .- Espátula
6.-Matraz erl enmey er limpio e identificado
Ya en el interior s e le proporcionarán las muestras: llav e y polvo fino.
IV Post-la boratorio
1) sQué es y para qué sirve una balanza analítica?
2) sQué es medio tiro y tiro co mpleto?
3) Detalla la técnica que seguiste experimental mente cu ando
a)
pesaste una llave.
b)
pesaste polvo de una muestra.
4) sPo r qué trabajaste en forma diferente en 3 a y 3b ?
5) sCuál es la fo rma co rrecta de lavar elmaterial de vidrio?
6) Investigar cuales son los cuidados que requiere una balanza analítica
7) sCu áles son los erro res más comunes (por lo men os describe 4) en los que pued e incurrir el
operador al p esar?
8) sQué tipo de sustancias líquidas no deben pesars e en una balan za analítica?
9) sQué requisitos debes observar al entrar a trabajar en el cubículo de las bal anzas analíticas?
10) Repo rta orden adamente mediante una t abla el p eso de las sustancias p esadas (4 decimales).

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* Practicas de laboratorio
Laboratorio de química analítica
Práctica 2. Preparación de una solucion de ácido fuerte y una base
fuerte
Objetivos
Al finalizar la práctica el alu mno será capaz de
1.- Preparar soluciones a un a con centración Normal o Molar d eterminada
2.- Establecer la equivalencia entre Normalidad y Molaridad de soluciones monovalentes
3.- Conocer el concepto de titulación y su utilidad.
Saber qué es peso equivalente, miliequivalente y su aplicación
5.- Saber qué es un estándar pri mario y para que sirve.
Det erminar exp erimentalmente la con centración de una sustancia mediante la técnica de
titulación directa con estándar p rimario.
Reconocer los indicadores ad ecuados p ara la titulación de un ácido fu erte y una base fuerte.
Identificar los datos necesarios para calcular la Normalidad de una sustanciacuando se utiliza un
estándar pri mario.
I. I ntro ducción teórica
La p reparación de soluciones de ácidos y bases fuertes implica conocer la definición de unidades de
concentración t ales co mo la molaridad y la normalidad
MOLARI DAD: Se define como el número de moles de soluto presentes en un litro de solución es
decir, M= n/ V(L) donde M es la molaridad , n el nú mero d e moles y V el volumen en litros de
solución.
NORMALI DAD: Se define como el número de equ ivalentes de soluto presentes en un litro de
solución . es d ecir N= eq/ V(L) donde N es la normalidad, eq son los equivalentes qu e para sistemas
de ácido-bas e dep enden del número de iones H+ o de i ones OHEn el caso del ácido clorhídrico y la sosa los equivalentes son iguales al número de moles, por lo
que la molaridad es igual a la no rmalidad.
Otro concepto que es importante reco rdar es la definici ón de ácido y de base
ACI DO: sustancia capaz de donar iones H+ en solución acuosa. Un ácido se considera fuerte
cuando se encuentra totalmente disociado , por ejemplo el HCl, HNO3 , H2SO4.
BASE: sustancia capaz de donar iones OH- en solu ción acuosa. Una base se considera fuerte
cuando al disolverse se disocia total mente, por ejemplo el NaOH, KOH.
II. Técnica
Pri mera parte: prepara ción de á cido clorhídrico
1 Material y reactivos
• 1 Vaso de precipitados de 50 mL para vaciar el HCl y después medirlo.
• 1 Pipeta d e 10 mL
• 1 Matraz aforado de 500mL
• HCl concentrado .
Preparación d e ácido clorhídrico, HCl 0. 1 N (áci do fuerte)
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En una pipeta de 10 ml, medir aproximad amente 4.15 mL de HCl y vaciarlo en un matraz
aforado d e 500 mL, al que s e le agregó previamente de 50 a 100 ml de agua.
Aforar con agu a destilada h asta la marca.
El HCl grado reactivo tiene una concentración de 36.5 a 37.5 %, lo cual equivale a una
solución 12N
Entonces, para un litro d e solución 0.1 N el volumen necesario es:

V=

(0.1N ) (1000mL)
= 8.33 mL
(12 N )

Segunda parte: prepa ración de hidróxido de so dio
1.- Material y reactivos
• 1 Vaso d e precipitados de 50 mL
• 1 matraz aforado d e 500 mL
• 1 balanza analítica
• NaOH (lentejas)
• Agua hervida y fría
2.- Preparación de hidróxido de sodio, NaOH 0. 1 N (base fuerte
1. En un a balan za g ranatari a pesar un v aso de precipitado s de 500 mL.
Pesar en el vaso 2.25 g. d e NaOH.

3. Disolver cuidadosamente con agua destilada y hervi da durante 10 minutos para
liberar el CO2. La reacción es exotérmica.
4. Dej ar enfriar la solución.
5. Transferir a un matraz afo rado d e 500 mL y aforar con agua d estilada.
Pre-laborato rio
Demostrar que las cantidades medidas o pesadas de áci do y de base son las ad ecuadas p ara p reparar
mediolitro de solución 0.1 N de cada una.
Post-labo ratorio
1.- sPor qué es necesario agregar previamente agu a al matraz donde se prepara la solución de HCl?
sPor qué es necesario h ervir el agua para prep arar la solución de NaOH?
sPor qué se pesa una p equeña cantidad extra de NaOH en la prep aración de la solución de esta?
sCu ál es la manera correcta d e pipetear el ácido?
sQué precauciones d ebes tener al manejar el ácido y la sosa?

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* Practicas de laboratorio
Laboratorio de química analítica
Práctica 3. Titulación de HCl Y NaOH
Objetivos
Al finalizar la práctica el alu mno será capaz de:
1.- Valorar l as soluciones que s e prepararon en la práctica anterior y qu e teóricamente son 0 .1 N.
2.- Adquirir h abilidad en el manejo de la bureta para realizar valoraciones ( titulaciones)
3.- Realizar al mis mo tiempo una curva de titulación de pH vs. mL ag regados de titulante, para
observar qué suced e con el p H al ir agreg ando el HCl
I.- Introducció n teórica
VOLUMETRÍ A: Se basa en la reacción de dos volúmenes de dos soluciones, una de las cuales es
de concentración conocida y d e la otra s e quiere d eterminar; generalmente se exp resa en términos
de concentración NORMAL y se auxilia de la técnica d e la titulación.
TITULACIÓN O VALORACIÓN: Es el procedimi ento empleado en análisis volumétrico, en el
cualuna solución de concentración conocida llamada t itulante o patrón, se le agrega a una solución
de concentración descono cida desde una bureta has ta lograr el punto final o de equivalencia
(diferente al punto de equilibrio).
Los titulantes comun mente usados p ara reacciones en soluciones acuosas son el ácido clorhídrico y
el hidróxido de sodio. Ocasionalmente se emplean el hidróxido de potasio y ácido sulfúrico.
REQUI SITOS PARA LAS REACCIONES EMPLEADAS EN VOLUMETRÍ A
1. No d eben existir reacciones colat erales .
2. La reacción d ebe terminar por completo en el punto d e equivalencia, es d ecir, que
sea estequiométricamente completa.
Para obtener resultados satisfactorios es importante escoger el indicador adecuado de acuerdo con el
pH en el punto de equivalencia d e la reacción.
TITULACIÓN DE SOLUCI ONES CON ESTÁND ARES PRI MARIOS: Para pod er determinar
la normalidad de un a solución sin un alto riesgo de erro r se usan estándares primarios.
Estos estándares son polvos finos, con alto grado de p ureza, de composición conocida, estables
a temperaturas de 100-110°C y pueden p esarse fácilmente.
La humedad es un agente que alteraría los resultados, por tal razón deben secarse antes de
pesar, a un a temperatura d e 100 a 110°C, por lo que deben ser estables a estas temperaturas.
INDI CADOR: Gen eral mente son ácidos o basesdébiles con una constante de ionización definida
íntimamente relacionada con el cambio de color del indicador a diferente pH. Su funcionamiento se
puede aclarar mediante la ecuación de equilibrio
Reacción Reversible
+
HInd + H2 O

H3 O + Ind

[ H 3 O + ] [ Ind ! ]
KInd =
{HInd ]
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KInd: constante de equilibrio de la reacción de disociación del Indicador
Hind: (indicador: ácido débil) tiene un color como ácid o no disociado
Ind-: (indicador: base débil) tiene otro color como ácido disociado.
Experi mentalmente se ha demostrado que el cambio de color perceptible al ojo humano se verifica
cuando el 10 % del indicador ha cambiado de una forma a otra.
1. Material
• 1 vidrio de reloj
• 1 espátula
• 3 vasos de precipitados de 250 mL
• 1 probeta de 50 mL
• 1 bureta gradu ada de 50 mL
• 1 electrodo indicador d e p H
• pinzas para bureta
• papel milimétrico
• piseta
2. Reactivos
• Soluciones de HCl y NaOH preparadas en la práctica 1
• Carbonato de potasio
• Biftalato d e potasio
• Fenolftaleina
• Anaranjado de metilo
• Soluciones buffer para calibrar el p Hmetro de p H 4 , de 7 y d e 10
II.- Técnica es pecífica
A) Titulación de HCl 0.1 N = 0.1 M
1.- Se coloca en la estufa el K2 CO3 a s ecar (120 °C, 1 hora). Se p esan 0.106 g de K2 CO3 por
triplicado. (pesarlo rápido pues la sal s e hu medece in mediatamente).
Lasal s e coloca en un vaso de precipitados y se ajusta el volumen con agua a 100 mL
aproximadamente.
Añadir de 2 a 3 gotas de an aranjado d e metilo (0.1 % en etanol).
Introducir en esta solución un electrodo indicador d e p H.
5.- Colocar la solución de HCl que se va a v alorar en la bureta y añadir d e mL a mL a la solución
de carbonato, anotando el p H después d e cada adición.
Anotar el volumen de titulante gastado hasta el momento en que el color de la solución cambie
de amarillo a canela. Co mpletar la titulación hasta completar los 50 mL . Repite la
titulación dos veces más sin medir el p H y deteniéndola al vire d e color del indicador, anota
los mL gastados con ex actitud.
Pre-La borato rio
1.- sQu é es un estándar pri mario?
sPor qué es necesario secar el carbonato?
sPor qué el volumen del agua que se añade a la sal es aproximado?
Post-Labora torio
1.- Busca las constantes de acidez d el CO3 22.- Traza la curva p H vs . mL agreg ados de HCl 0 .1 N y en base a ella explica porqu é utilizaste
anaranjado d e metilo como indicado r y no fenolftaleín a.
3- sCómo funciona el anaranjado d e metilo?
Reporta tus resultados
a) la N de HCl promedio
b) % d e error
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B) Titulación de Na OH 0.1 N = 0.1 M
1.- Pes ar 0.408 g de biftalato de potasio por triplicado y colocarlos respectivamente en losvasos de
precipitados.
Disolver en 100 mL d e agu a destilada aproximad amente.
Agregar fenolftaleína (1 gota) y colocar el el ectrodo indicador de p H
4.- Colocar la solución de sosa a valorar en la bureta.
Añadir la solución de sosa de mL en mL, midiendo el p H en cada mL agreg ado; esto servirá
para trazar la cu rva de titulación de pH en fun ción de los mL agregados, h asta completar los 50 mL.
Anotar el volumen en el cambio de color del indicador. Titular hasta la aparición de un color rosa
muy ligero
6.- Repetir la operación 2 veces mas sin medir el pH y anotando el volumen gastado al momento del
vire del indicador con exactitud.
Pre-La borato rio
1.- Realiza un esquema de lo que v as a realizar en tu p ráctica.
2.-Con tus p alabras , describe que es un a titulación y para qué sirve
3.-Cual es son los indicadores mas empleados en titulaciones de neutralización?
Cu al es la fórmula del an aranjado d e metilo y de la fenolftaleína? En cada caso busca en que
rango de p H cambian de color y cuales son los colores en cad a uno d e ellos?
Post-labo ratorio
1.- Buscar la fórmula del biftalato y sus constantes de acidez.
Calcular el p H en el punto de equivalencia.
sPor qué se usa fenolftaleína como indicador?
sPor qué el volumen de 100 mL es aprox.?
sPor qué el biftalato se tiene que secar?
6.-Reporta la con centración Normal pro medio de NaOH y el % de error.

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* Practicas de laboratorio
Laboratorio de química analítica
Práctica 4. Titulación de ácido clorhídrico y ácido acético en vinagre
comercial con una base fuerte
Objetivos
Al finalizar la práctica el alu mno será capaz de
1. Aplicar experi mental mente la teoría de la neutralización
2. Identificar un ácido fu erte y uno débil, lo mismo que una bas e fuerte y una d ébil.
3. Por medio de la técnica analítica de la titulación lograr el punto de equivalencia de una muestra
utilizando las soluciones de NaOH (0.1 N) y HCl (0.1 N) previamente preparadas por los alumnos.
4. Obs ervar experimentalmente los cambios físicos que ocurren en la muestra, cuando se al canza el
punto de equivalencia o de neutralización.
5. Determinar el po rcentaje de ácido acético pres ente en la muestra. (VINAGRE)
6. Seleccionar el indicador ad ecuado para titular ácidos y bases de acuerdo a su fuerza.
7. Identificar la diferencia entre constantes de disociación y constantes de equilibrio.
8. Trazar la curv a de titulación práctica de ácidos fuertes y débiles con sosa.
I. Introducción teó rica
ÁCI DO (ARRHENI US): Co mpuesto que en solución acuosa produce hidrógeno como ión
positivo.
BASE (ARRHENI US): Co mpuesto que en solución acuosa forma iones oxhidrilo (OH-).
Desd e este punto devista, la NEUTRALIZACION es l a formación de agua por la reacción
H

+

+ OH

-

H2 O

ÁCI DO (LEWI S): Toda sustancia cap az de aceptar un par d e el ectrones.
BASE (LEWI S): Toda sustancia cap az d e donar un p ar de electrones .
Por tanto, para Lewis, NEUTRALIZACION es la formación de enlaces covalentes coordinados.
Fuerza de áci dos y bases
Se consideran co mo bases y ácidos fuertes a aquellos que se disocian completamente en un
disolvente dado, generalmente agu a (solvente universal).
Ejemplo: ÁCIDOS FUERTES
HCl
HNO3
H2SO4

BASES FUERTES
Na OH
KOH

Como la DISOCIACIÓN es COMPLETA se puede considerar IRREVERSIBLE o lentamente
reversible. Por ej emplo:
HCl + H2O

H3O

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+

+ Cl

-


Los ácidos y bases débiles no se disocian por completo, por lo tanto la ionización en agua es
parcial y reversible y se hace necesaria la aplicación de los principios de equilibrio químico:
HA: ácido débil

+

HA + H2 O

H3 O

-

+

A

La co nstante de equilibrio o ley de acción d e masas de Guldberg establece que:

Ke =

[ H 3 O * ][ A ! ]
[ HA][ H 2 O]
-4

Para ácidos débiles el v alor de la constante de disociación es muy p equeño : Ka = 1 X 10 o
menor, y se puede considerar qu e prácticamente se mantiene constante la con centración o riginal del
ácido (o la base) , ya que la parte disociada esmuy p eq ueña.
Un ácido o base son relativamente fuertes si el valor de sus constantes de disociación son mayores
-4
de Ka= 1 x en ese caso, la cantidad de ácido disociado es lo suficientemente grande para
afectar la concentración original no disociado y la reacción tiende a la rev ersibilidad.
+

HA + H2 O

H3 O

+

-

A

Un ácido débil reacciona con una base fuerte (NaOH)
HA

+

+ NaOH

-

Na + A + H2 O

+

-

El Na por provenir de una base fuerte, permanecerá disociado, pero A al ser el anión débil, tiende
a hidrolizarse con el agua del medio, formando HA no disociado:
-

A+

H2 O

HA + OH

-

El ÁCIDO ACÉTICO CH3 COOH es un ácido débil, y se disocia s egún la reacción de equilibrio:
-

CH3COOH

CH3COO + H

+

Por ser un ácido débil la reacción es rev ersible. Su constante de disociación es

Ka =

[CH 3 COO ! ][ H * ]
= 1.8 x10-5
[CH 3 COOH ]

El bajo valor indica que la disociación es muy baja, po r lo que el equilibrio está desplazado hacia la
izquierda.
Al titular el ácido acético con una b ase fu erte (NaOH), la reacción que se lleva a cabo es:
CH3COOH

-

CH3COO + Na+ + H2 O

+ Na OH
-

CH3COO + H2 O

CH3COOH + OH

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-


-

Por cada HA no disociado que se forma, se libera un OH y por lo tanto: HA = OH

-

Para determinar el indicador adecu ado paraesta titulación es necesario conocer cu ál es el p H en el
punto de equivalencia, el cual depende de la concentración de la solución al final de la titulación y
del valor de la constante de disociación.
• Selección del indica dor: El punto de equivalencia d e un ácido débil con base fuerte d e acu erdo
con el p H es MAYOR O IGUAL a 7, por lo tanto el indicador adecuado es la FENOLFTALEÍNA
cuyo ámbito de vire es d e 8 a 9 .6.
Para esta determinación es necesario manej ar también l os siguientes conceptos
• Volumetría: Es la parte d el análisis que se basa en la reacción entre volúmenes de dos soluciones,
una de las cuales es d e concentración conocida.
Esta concentración general mente se expresa en normalidad, porque así se pueden relacionar los
equivalentes de las soluciones.
El objetivo de la volumetría es llegar al punto de eq uivalencia, siendo éste el punto en el que la
reacción es completa desde el punto de vista de la estequiometría, y se reconoce por cambios físicos
en la solución; si éstos no son perceptibles, se recurre a un indicador.
Para poder relacionar los PESOS d e los reactivos con sus VOLÚMENES por medio de sus
concentraciones , es necesario CONOCER LA REACCIÓN.
Ya que en el punto de equivalencia, tanto el titulante como la muestra son químicamente
equivalentes, se puede establecer que
V1 N1

=

V2 N2

V1y V2 = volumen de la solución 1 y 2 respectivament e
N1 y N2 = normalidad de la solución 1 y 2, respectivamente
• Título: Es el peso de una sustancia equivalente a 1 mL de la solución que se emplea para titularla,
o bien:
TÍTULO = N x meq = g d e una sustancia a una Normalidad dada d el titulante.
1.- Ma terial
• 1 bureta de vidrio de 50 mL
• 4 vasos de precipitados de 150 mL
• 1 pipeta volumétrica de 20 mL
• 1 piseta con agua destilada
• 1 soporte universal con pinzas
• 1 hoja milimétrica
• 1 p Hmetro
• 1 agitador magn ético
• 1 barra magn ética
• 1 franela o papel suave
2.- Reactivos
1. Soluciones d e HCl y NaOH p reparadas en la práctica 1
2. Vinagre co mercial
3. Fenolftaleína
4. Anaranjado de metilo
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II. Técnica
a) Titulación de HCl con NaOH.- Se toman 50 mL de la solución de HCl 0.1 N con pipeta y
se colocan en un vaso de 250 mL y se su merg e un electrodo medidor de p H. Se añad e una
gota de indicador an aranjado d e metilo. Se realiza la titulación de mL en mL anotando y
graficando el p H en función de mL agregados de NaOH. Realizar l a operación por
triplicado.
b) Análisis de ácido acético en vinagre co mercial. Se toma una muestra de 10 mL de vinagre
se aforan a 50 mL con agua. Se toma una alícuota de 5mL de esta solución en un vaso de
150mL y se ajusta el agua a 50 mL. Se sumerge un electrodo medidorde pH y se titula con
sosa de mL en mL, anotando y graficando el p H en función de mL ag regados d e sosa.
Muestra: vinagre
Indicador: feno ftaleína
CH3COOH + H2 O

H3O

+

-

+ CH3COO

1. Mediante la gráfica determina el volumen en el pu nto de equivalencia, y con éste determina la
concentración d e cada uno de los ácidos, comp arar con el obtenido con el indicador.
Pre-laborato rio
1 Realiza un dibujo de la técnica empleada.
sPor qué s e utiliza anaranjado de metilo en la titulación del ácido clorhídrico y por qué
fenolftaleína en la d el ácido acético?
Haz un bosquejo de la gráfica d e titulación en ambo s casos? Explica las diferencias .
sCuáles son los tipos de reacciones en volu metría ?
a) sCuál es la definición de ácido, base y neutralización de Bronsted y Lo wry ?
b)sCu ál fue la principal aportación de Bronsted y Lo wry a la definición de ácido, base y
neutralización?
Por su fuerza squé tipo de ácido es el ácido acético y p or qué?
sQu é medidas de seguridad deb erás observar en estas prácticas y por qué?
Si te p asas de volumen al titular squé d ebes hacer?
a) sCuál es la fórmula para determinar la concentraci ón del ácido acético? Explica tu respuesta
sin emplear las mismas palabras del instructivo.
b) Si la alícuota fuera de 5 mL y el matraz aforado de 1 00 mL squé constanteusarías?
Post-labo ratorio
1 sQu é diferencias encontraste entre la gráfica de titulación de ácido fuert e con base fuerte y de
ácido débil con b ase fuerte? sA que s e deb en esas diferencias?
sQué relación existe entre el brinco en el punto de equivalencia y la cuantitatividad de la
reacción?
sQué pasaría con la gráfica si en lugar de utilizar ácidos aproximadamente 0.1 N utilizáramos
concentraciones aproximadas 0 .01 N?
sCó mo funciona el electrodo de vidrio?
Reporta tus resultados incluyendo tus gráficas en la misma hoja milimétrica o en excel, la
concentración exacta del ácido clorhídrico, co mparándola con la concentración resultante de la
práctica # 3 , la concentración del ácido acético en el vinagre comp arándola con la reportad a en el
frasco mu estra, y concluir si es conveniente el anaranjado de metilo para estas titulaciones y si no lo
es, cual utilizarías.
Deduce l a fórmula para calcular el % P/ V de ácido acético en la muestra

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III. Cálculos pa ra la determina ción de la concentración de los dos á cidos.
Realiza los cálculos p ara determinar la con centración n ormal d el HCl titulado y la concentración en
porcentaje en peso en el vinagre comercial
NOTA: El NaOH tiene una normalidad teórica de 0.1N, sin emb argo, para los cálculos de la
práctica deberá considerarse el valor real, reportado através de los propios estudiantes a través de
un ANÁLISIS ESTADÍSTICO previo y registrado en cada uno de los garrafones preparados en la
práctica # 3.

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* Practicas de laboratorio
Laboratorio de química analítica
Práctica 5. Determinación del porcentaje
de carbonato de calcio por retrotitulación
Objetivos
Al finalizar la práctica el alu mno será capaz de:
1.- Considerar los MISMOS OBJ ETIVOS de la p ráctica #3 e identificar una titulación y una
retrotitulación
I. Introducción teó rica
Considerar la teoría de la práctica # 3 y también los siguientes conceptos:
Solubilidad en Agua: Los carbonatos son insolubles en su mayoría, ex cepto los del primer grupo
de la Tabla Periódica y los de amonio; por lo que para su determinación se emplea un método
indirecto.
El Carbonato de Calcio (CaCO3) se disuelve en HCl de concentración conocida, agregando un
exceso de este último.
El exceso d e HCl se titula con una b ase fuerte (NaOH), también d e con centración conocida.
La reacción qu e se lleva a cabo es:
CaCO3 + 2 HCl

Ca Cl2 +

H2 O + CO2

Se reconoce porque produce eferves cencia al desprender CO2
El exceso d e HCl se titula con: NaOH
+

HCl + NaOH

Na + Cl

-

+ H2 O

A este tipo de titulación se le conoce co mo: titulación por retroceso.
Selección del indicado r: En esta reacción el punto de equivalencia tieneun pH = 7, por lo que el
indicador adecu ado sería el azul de b romotimol (cuyo rango de 6.0 a 7.6 ); sin embargo se usa el
anaranjado de metilo (3.2 a 4.4) debido al rango de vire, ya que de esta manera se evitan errores al
pasarse d e volumen durante la titulación, pu esto que el azul de bromotimol reacciona con el CO2 d el
medio cambiando continuamente el p H de la solución y aparentando no llegar nunca al punto final
(el color cambia constantemente de azul, punto final, a amarillo y vicevers a).
Para esta determinación se hace necesario manejar bien los siguientes conceptos
Gravi metría: Es la parte del análisis cuantitativo que se basa en la d eterminacón d e un el emento o
compuesto por la fo rmación de un producto insoluble, estable y fácil de pesar, en el cual interv enga
el elemento o compuesto a an alizar.
Todos los cálculos del an álisis gravimétrico están bas ados en las ley es de la estequiometría.
90


Leyes de la estequio metría: La estequiometría es la parte de la Química que se relaciona con las
proporciones en qu e se co mbinan los elementos o co mpuestos en las reacciones. Gen eral mente se
expresan los resultados en términos de porcentaje, %:

%X =

PX
100
W

Px< W
Px = Peso del elemento o compuesto d e interés
W = Peso total d e la mu estra
1. Material y reactivos
• 1 frasco Problema
• 1 bureta de 50mL
• 3 matraces erlenmeyer de 250 mL
• Vaso de precipitados de 250 mL
• 1 probeta de 50 mL (opcional
• 1 piseta con agua destilada
• 1 espátula chica
• matraz aforado de 250 mL
• Carbonato de calcio
• Anaranjado de metilo
• HCl 0 .1 N
II. Técnica
PARA DETERMINAR EL PORCENTAJ E DE CARBONATO DE CALCIO
REQUI SITO
Dej ar previamente un frasco problema perfectamente limpio, seco y rotulado con nombre y grupo,
para poder colocar en él la muestra individual de carbonato de calcio y así poder desarrollar la
presente práctica.
El alumno que no deje su material , automáticamente no tendrá derecho a práctica,
EXCEPCIÓN.

SIN

Muestra: carbonato d e calcio
Indicador: anaranjado d e metilo
1. Se entrega a cada alumno su muestra de carbonato de calcio insoluble en agua y
contaminado con otras sustancias, en diferentes propo rciones.
2. Lav ar adecuad amente el material d e vidrio.
3. Nu merar tres matraces erlenmeyer.
4. Pesar en balanza digital, apróxi mada mente 0.5 g de muestra.
5. Vaciar la muestra a un matraz erlenmeyer enjuagando el papel encerado con agua
destilada.
6. Repetir el paso 4 y 5 dos veces más.
7. Diluir la mu estra, hasta qu e se haya disuelto totalmente, agreg ando con la bureta 50
mL de HCl 0.1 N
8. Si no s e logra la total dilución , entonces agreg ar 25 mL más .
9. Ajustar el volumen del matraz a 100 mLcon agu a desti lada.
Agregar a cada matraz de 2 a 3 gotas de anaranjado de metilo, quedando la solución
de color rojo.
11. Enjuagar la bureta con NaOH , 0.1 N.
12. Llenar la bureta con NaOH 0.1 N
13. Poner un fondo blanco para colocar el matraz a titular.
14. Titular la solución hasta obtener coloración canela o d esparezca la tonalidad roja.
15. Leer en la bureta el volumen de NaOH utilizado y repo rtar.
Efectuar la operación por triplicado.
NOTA: Tanto el NaOH co mo el HCl tienen una no rmalidad teó rica d e 0 .1 N; sin embargo , para
los cálculos de la práctica deberá considerarse el valor real, reportado a través de los propios
estudiantes obtenido de un analisis estadístico previo y registrado en cada uno de los garrafones
preparados en la práctica # 2.
Pre-laborato rio
1. sCómo sabes cuando una sustancia está disuelta?
2. sQu é diferencia existe entre ajustar volumen y afo rar?
3. Si te pasas de volu men al aforar squ é deb es hacer?
4. sPor qué se considera que la determinación d el carbo nato de calcio se efectúa por retro ceso?
5. sPor qué es neces ario conocer el p H en el punto de equivalencia?
6. sCómo eliminas las burbujas de aire en la bureta?
7. sPor qué enjuagas la buret a previamente con la solución con la que después la vas a llenar para
titular?
8. sCuál es el indicador adecuado en el caso d e ladeterminación del carbonato de calcio?
Post-labo ratorio
1 sPo r qué en la determinación del CaCO3 usas el HCl y cuál es la razón por la que debes medirlo
en la bureta?
a) sQué diferenci a existe entre Ka y Kb?
b) A mayor Ka o Kb ses mayor o menor la disociación y por qué?
sQu é es retrotitulacion?

92


* Practicas de laboratorio
Laboratorio de química analítica
Práctica 6. Determinación gravimétrica de cobre en una sal soluble
Objetivos
Al finalizar la práctica el alu mno será capaz de:
1.- Cuantificar el contenido de cobre en una muestra de una sal soluble por precipitación del ión
cúprico con una solución acuosa de hidróxido de potasio para formar el hidróxido de cobre que por
calcinación pas a a Cu O sólido.
Tendrá la habilidad de determinar el contenid o del metal en una muestra por métodos
gravimétricos.
I.- Introducció n teórica
Los métodos gravimétricos están basados en la determinación de un elemento o compuesto
mediante la formación de un producto insoluble, estable y fácil de pes ar, en el cu al intervenga el
elemento o co mpuesto por analizar. Del peso del preci pitado obtenido se puede calcular la cantidad
de dicho elemento o co mpuesto, de acuerdo con la estequiometría de la reacción.
El análisis cuantitativo gravimétrico tiene una alta exactitud y precisión, cometiéndose errores
menores al 0 .1% del contenido de los constituyentes mayores y menores a la muestra a analizar.
En esta práctica, el cobre contenido en una mu estra de sal soluble precipita cuantitativamente en
solución acuosa con el reactivo hidróxido de potasio produciendo un precipitado de Cu(OH)2. La
constante del producto de solubilidad del hidróxido cúprico es de 4.8*10-20, con una solubilidad del
ión Cu(II) de 7 .9*10-6 M (moles por litro), v alor q ue disminuye cuando éste pasa a Cu O por
calentamiento.
El precipitado de Cu O de color negro, se filtra, lava, seca, y calcina a 800 C y finalmente se enfría y
pesa. Del residuo obtenido se cal culan los gramos de Cu aplicando la siguiente ecuación
gCu = (Peso en gramos del residuo de Cu O)*(factor g ravimétrico)
1. Reactivos
1. KOH
2. Muestra de cloruro de cobre
2. Material y equipo
• Mechero
• Crisol Gooch
• Mufla eléctrica
• Soporte y anillo
• Pinza para el crisol
• Matraz Kitazato
• Bombas de vacío
• Papel indicador pH
• Suspensión de Asbesto
• Vaso de precipitados de 250 mL
• Estufa eléctrica
• Desecador
• Tela de asbesto
• Piseta
• Crisol de porcelana
93


II Técnica
1. Prep arar el Gooch . Lavar varias veces el crisol conteniendo la capa de asbesto y secar hasta peso
constante (Wg
2. Diluir la solución de Cu hasta un volumen d e 70-8 0 mL, calentar a ebullición y agregar gota agota, con agitación constante una solución de KO H 1 M h asta total precipitación (precipitado
negro), más unas 3-4 gotas de exceso.
3. Calentar el precipitado a baño maría sin agitación por 30 minutos. Lav arlo por decantación varias
veces con agua d estilada y finalmente pasarlo al crisol Gooch previamente tarado. Continuar
lavando el precipitado con agua destilada caliente h asta reacción neutra de las agu as de lavado.
4. Colocar al Gooch que contiene el p recipitado en un crisol de porcelan a de mayor tamaño .
5. Colocar los dos crisoles en la mufla a la temperatura de 800°C para la calcinación del precipitado
durante 30 minutos hasta peso constante, en friar en un desecador y pes ar únicamente el Goo ch
tarado con el residuo de Cu O (Wgr).
III Cálculos
Para calcular los miligramos de cobre en la solución se utiliza la siguiente ecuación:
mg Cobre = (Wg-Wgr)*factor gravimétrico*1000
Pre- la boratorio
1.-Define lo que es el método gravimétrico
2. Muestra l as reacciones balanceadas qu e se dan en el experimento (2 reacciones
3. sCómo se calcula el factor g ravimétrico?
4. Durante la experi mentación, sPor qué se calcina el p recipitado Cu(OH)2?
5. sQu é es una coprecipitación sCuáles son sus causas?, sCó mo se puede evitar?
6. sQu é es un precipitado coloidal?sQué problemas cau sa?
7. sPor qué es neces ario lavar un precipitado antes de s ecar y calcinar?
8. sCuáles son los tipos de precipitados y cómo se d eben de lavar cada uno?
Post-labo ratorio
1. Muestra tus resultado y memori a de cálculos.
2. Deduce la fórmula p ara calcular los mg de cobre en la mu estra.
3. Realiza el análisis de tus resultados, muestra el %Error y menciona las posibles causas de éste.
4. Plantea una técnica para analizar cobre por una técnica en la cual se emplee menos tiempo.

94


* Practicas de laboratorio
Laboratorio de química analítica
Práctica 7. Electrodepositación de cobre
Objetivos
Al finalizar la práctica el alu mno será capaz de
1.- Entender el funcionami ento una celda d e reacción o xido reducción.
Distinguir la diferencia que entre Celdas Galvánicas y Celdas Electrolíticas
3.- Entender la reacción que ocurre en la electrodepositación del cob re.
Obtener los gramos y el porcentajes d e cobre en la muestra por este método.
I. Introducción teó rica
Cel da redox (oxido –reducción). Son dispositivos en los que se produce o se consume en ergía
eléctrica medida como un a fuerza electro motriz o potencial de la celda en volts y que es igual a la
suma de los potenciales estándar de oxidación y redu cción. En el ánodo se produce la oxidación y
en el cátodo la reducción Co mo ejemplo tenemos la sig. Reacción:
Cátodo (reducción) 2 H+ + 2e- a‡„ H2
Ánodo(oxidación) Zn a‡„ Zn2+ + 2 eLa reacción completa es:
Zn + 2 H+ a‡„ Zn2+ + H2
Lo anterior se expresa matemáticamente así:
E° celda = E° reducción - E° oxidación
Entonces, el poten cial para la celda Zn – H2 es:
E° celda = E°H+ - E°Zn
+0.76 = E°Zn - 0.00
El potencial de oxidación d el Zn, entonces , + 0 .76 V.
Existen dos tipos de celdas en donde hay una reacción por medio del intercambio de electrones. Las
celdas Galvánicas y las Celdas Electrolíticas. En las celdas Galvánicas la reacción de óxido
reducción se da de forma espontánea ya que el potencial de la celda es positivo. En las Celdas
electrolíticas es necesario usar un a co rriente electrica p ara lograr la reacción.
Análisis de metales por electrodepositación o análisis electrogravimétrico: Es posible realizar
análisis de metales pesando la cantidad de este dep ositada en un electrodo de platino de peso
conocido durante la electrólisis de una solución de la muestra problema a este pro ceso se le conoce
como: electro depositación.
A disolver sulfato de cobre (CuSO4) en agua,se forman iones positivos de cobre (Cu2+) y iones
negativos de sulfato (SO4-2). Estos iones al someterlos a una corriente eléctrica fija ( potencial fijo)
se dirigen a los electrodos: los iones de cobre se dirigen al electrodo negativo donde toman
electrones para formar el cob re metálico que s e dep osita enese electrodo. Después de algún
tiempo, el electrodo se encuentra totalmente cubierto de cobre y de esta forma al pesarlo obtenemos
95


la cantidad de cobre en la mu estra disuelta. De la mis ma forma pued e adherirse una capa de plata o
de oro.
La reacción qu e ocurre en la práctica es
Cu2+ + 2e-

Cu0 (el cuál s e deposita en el cátodo)

Para que esta reacción ocurra d ebe d e hab er otra reacción en la cual h aya un a oxidación, en este
caso:
2H2 O

2e- + 2 H+ + 2 H2 O2

2H2 O

4e- + 4 H++ O2(g)

O bien:

II. Técnica
1. Material
• 1 vaso d e precipitado de 250 mL
• 1 piseta con agua destilada
• 2 pipeta d e 5 mL
• 2 propipetas
• 1 espátula
2. Equi po
• 1 electrodepositador
• 1 balanza analítica
• 2 electrodos de platino
3. Rea ctivos
1. 0.5 g de Cloruro de Cobre
2. 0.5 g de Nitrato de Amonio, NH4 NO3.
3. 2 ml de Ácido clorhídrico , HCl
4. 1 ml de Ácido Nítrico, HNO3
Pro cedi miento
1.- Pes ar 0.5 g aproximadamente de cloru ro de Cobre y de Nitrato de Amonio y una pequeña
cantidad de u rea. Colocarlos en el v aso de precipitados.
Ajustar el volumen de la mu estra que está conteni da en el vaso de precipitado a 150 mL, con
agua destilada.
3.- Agregar 2 mL de Ácido Sulfúrico, H2SO4 y 1 mL de ácido nítrico, HNO3
4.- Pes ar el cátodo limpio (es el electrodo más ancho) en una balanza analítica: se debeten er mucho
cuidado en el manejo del cátodo, poniendo especial atención de no tocarlo en su superficie, para
evitar contaminarlo.
Colocar el cátodo con cuidado en el electrodepositador sin que quede en contacto con el ánodo
para no anular el paso de corriente.
Colocar el vaso en la plataforma del electrodepositador ajustándolo de tal forma qu e la solución
cubra en un 50 % los electrodos.
Prender la fuente de poder del aparato (ON)
8.- Operar el s witch d e polaridad (+), haci a el lado izqu ierdo ( viendo de frente)
9.- Mantener el voltaje durante toda la depositación en 2.5 V
10.- Esperar 20 min.
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11.- Ag regar con la piseta agua destilada por las paredes del vaso, sin tocar los electrodos, hasta que
se cubra el 75 % de la altura del electrodo.
12 Esperar otros 15 min .
13 Retirar la solución bajando la platafo rma SIN APAGAR EL APARATO.
14 Enjuagar con mucho cuidado el cátodo con agua d estilada.
15 Apag ar el equipo
16.- Des montar el cátodo del ap arato
17.- Su mergirlo en etanol para que el secado s ea más rápido.
18 Secarlo en la estufa por un minuto. La estufa d ebió haberse encendido antes , para que en este
momento ya teng a una temp eratura constante d e 60 ° C.
29.- Dej ar enfriar y pes ar
20.- Obtener por diferen cia los g de Cobre que s e depos itaron.
21 Enjuagar el electrodo enHNO3 y después con abundante agua destilada (hasta neutralizar el
ácido),
III. Cálculos
Obtener por diferencia d el peso del el ectrodo con el cobre adherido menos el peso del electrodo
antes de la electrodepositación , l a cantidad y el porcent aje de cobre en la muestra.
Pre-laborato rio
1 sPara qué agregas un a pequeñ a cantidad de u rea?
sCuál es la reacción en el cátodo?
Busca en la bibliografía, cuales podrí an ser las reacciones en el ánodo.
Enuncia la Ley de Faraday .
Post-labo ratorio
1.-Realiza un esquema de la electrodepositación de cobre y un diagrama de celdas.
2.-Calcula el porcentaje de cobre en la muestra.
Con los datos de la intensidad de corriente y el tiempo empleado en la electrodepositación
calcula la cantidad de cobre que debe depositarse y compáralo con el que tiene teóricamente la
muestra.
Concluye

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* Practicas de laboratorio
Laboratorio de química analítica
Práctica 8. Titulaciones complejométricas
Objetivos
Al finalizar la práctica el alu mno será capaz de
1.- Determinar la cantidad d e magnesio en una muestra dada titulación con EDTA.
2.-Entenderá qu e es un co mplejo y sabrá que los complejos con EDTA son compuestos con
constantes de fo rmación muy grandes y por lo tanto so n muy estables.
Man ejará constantes de equilibrio condicionales y mediante ello entenderáporque las
titulaciones con EDTA deben efectuars e a p H controlado de 10.
Tend rá la habilidad de detener la titulación al cambio de vire del indicador Eriocro mo Negro T.
I.- Introducció n teórica:
Los co mplejos son iones o moléculas formados por un catión central (ácido de Lewis) unido a iones
o moléculas por enlaces coordinados; a estos últimos se les conoce co mo ligandos, ya que son
capaces de ced er un par de electrones (base de Lewis).
Los ligandos son átomos (o un grupo de átomos) con u no o más pares de electrones no compartidos
(como halógenos, b ases nitrogenadas, hidróxidos, etc.), si solo tiene un par disponible para
compartir se l es llaman unidentado, o si tiene más pares se les denomina bidentados, tridentados,
tetradentados, hex adentados o bien , polidentados.
Los ligandos polidentados suelen dar lugar a quelatos, que forman anillos de cinco o seis pares de
electrones compartidos al átomo central (Metal).
En volumetría existen pocos métodos de titulación por formación de co mplejos monodentados ya
que las constantes d e formación son pequeñ as y es difícil determinar el punto final de la reacción.
Cuando una molécula es capaz de ced er más de un par de electrones, el complejo polidentado que
se forma con el catión es más estable que los monodentados, y si la relación molar catión-ligando es
1:1 se obtienenpuntos de equivalencia bien definidos. Las curvas de titulación presentan
inflexiones pronunciadas y sus constantes de formación son superiores a 108, por lo que los
resultados analíticos son de gran ex actitud.
Existe gran variedad de compuestos que forman complejos polidentados, entre los que se
encuentran ácidos aminopolicarboxílicos y poliaminas. El más usado es el EDTA (ácido
etilendiaminotetraacético que simbolizamos como H4Y), ya que muchos metales forman complejos
muy estables con él .
El problema de una titulación con EDTA es que s e debe llevar a p H controlado de 10 p ara ten er en
la solución la especie libre Y4- en una proporción alta ya que es la que reacciona con el metal de
manera cu antitativa y en relación 1 a 1 con constantes de formación grandes. A p H muy altos los
metales precipitan como hidróxidos y a pH menores a 10 el EDTA se encuentra en cualquiera de
sus formas ácidas .
1. Material
• 1 Bu reta d e 50 mL
• 3 Matraces erlenmeyer de 250 mL
• 1 Probeta d e 20 mL

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2. Rea ctivos
1. Solución Problema d e cloruro de magnesio
2. Solución buffer amoniacal d e p H 10
3. HCl diluído
4. NaOH 1 N
5. Electrodo medidor de p H
6. Solución patrón de EDTA 0.05 M
7. Eriocro mo Negro T
II Técnica:
1. Introducir en tres matraces erlen mey er,un a alícuota de 10 mL de la solución problema y llevar a
100 mL conagua destilada.
2. Se añ ade po co a poco HCl diluído de tal man era que quede una solución clara.
3. Ajustar el p H a 7 con NaOH 1 N
4. Agregar 5mL de buffer amonio-cloruro de amonioy la puntita de una espátula de eriocromo
negro T (un indicador) y titular con EDTA disódico 0.05 M hasta que el indicador cambie de
morado a azul.
Cada mL de EDTA 0.05 M equivale a 6 .010 mg de sulfato de magnesio.
III Cálculos:
Calcula la cantidad de cloruro de magnesio y de magn esio en cada muestra.
En el análisis tiene que dar las razones para mantener un cierto pH durante la titulación con EDTA
el porqué primero se neutraliza con el NaOH en lugar de hacerlo directamente con el buffer.
No olvidar sacar el %Erro r y a nalizar los resulta dos.
Pre-laborato rio
1.- Explicar que sucedería si la titulación se llevara a cabo a p H 4.
Definir alfa y cual es su valor a p H 10.
sCuánto v ale la constante condicional a p H 10?
Investigar que cationes se valoran por titulación complejométrica con EDTA, en la industria. Y
por qué.
Realiza los cálculos para prep arar la solución de EDTA 0.05 M.
Post-labo ratorio:
1.- Calcula la con centración d e magnesio y cloruro d e magnesio en la muestra problema.
Calcula el promedio de las concentraciones en tus tres titulaciones y calcula el porcentaje de
error.

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