Este documento presenta las instrucciones para cuatro prácticas de laboratorio de Análisis Cualitativo. La primera práctica describe cómo determinar la constante de equilibrio de un ácido débil mediante titulación ácido-base. La segunda introduce el diagrama de Flood para explicar la ionización de ácidos y bases. La tercera evalúa la hidrólisis de sales débiles. Y la cuarta analiza el comportamiento de soluto-solvente mediante diluciones y el diagrama de Sillen.

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ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA
Edificio T-5, Ciudad Universitaria, Zona 12, Guatemala, Centroamérica
EIQQ-M-QA-008
EIQQ-­‐M-­‐QA-­‐008
INSTRUCTIVO
DE
LABORATORIO
DEL
CURSO
DE
ANALISIS
CUALITATIVO
Objetivos
General
Detallar
cada
una
de
las
experiencias
prácticas
a
realizar
en
el
laboratorio
de
Análisis
Cualitativo.
Específico
1. Describir
los
procedimientos
técnicos
a
realizar
en
la
práctica
de
laboratorio.
2. Detallar
los
resultados
a
reportar.
3. Detallar
las
generalidades
de
las
practicas
a
realizar.
Generalidades
El
que
hacer
del
ingeniero
químico
tiene
como
fundamento
de
el
aprendizaje
de
la
química
como
ciencia
básica.
El
presente
manual
presenta
las
prácticas
de
laboratorio
que
darán
al
estudiante
herramientas
básicas
para
afianzar
los
conocimientos
adquiridos
en
la
clase
magistral.

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PRÁCTICA No.1
DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
DE UN ÁCIDO DÉBIL
OBJETIVOS
1. Calcular el valor de la constante de equilibrio y el pKa de un ácido débil a partir de valores
experimentales de potencial de hidrógeno de la neutralización del mismo con una base fuerte.
2. Conocer distinto métodos para encontrar el punto de equivalencia de una titulación.
MATERIAL Y EQUIPO
Reactivos Equipo y Cristalería
-Acido acético -Soporte -Bureta de 25 ml
-Hidróxido de sodio -Pinzas -Beacker de 250 ml
-HCl estándar -Potenciómetro -Balón aforado de 50 ml
-Fenolftaleína -Earlenmeyer de 250 ml
GENERALIDADES
El estudio de las titulaciones ácido-base implica considerar las reacciones que se producen
entre ácidos y bases. Para este propósito conviene distinguir entre ácidos y bases fuertes y
débiles. El término “fuerte” casi siempre se refiere a una sustancia que en solución está
completamente disociada en sus iones, mientras que “débil” en general corresponde a una
sustancia que está parcialmente disociada.
El pH del punto de equivalencia depende del grado de disociación del ácido débil y de su
concentración lo mismo que de la constante de ionización del agua. El punto de final de una
titulación es una aproximación operacional del punto de equivalencia.
PROCEDIEMIENTO
1. Prepare 50 ml de una solución 0.1 M de NaOH y 50 ml de una solución 0.1M de ácido acético.
2. Estandarice la solución de NaOH utilizado para ello una solución de HCl previamente
estandarizada.
3. Vierta 20 ml de la solución estándar de ácido acético en un beacker y mídale el pH.
4. Vierta a la solución de ácido acético las cantidades de NaOH estipuladas en la tabla No 1,
midiendo cada vez el pH respectivo.
5. Observe el volumen al que vira la fenolftaleína.

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TABLA No. 1
CORRIDA ml de NaOH pH
No. Volumen (mL) pH
1 1
2 2
3 3
4 4
5 5
6 6
7 7
8 8
9 9
10 10
11 11
12 12
13 13
14 14
15 16
16 18
17 20
18 22
19 24
20 25
21 26
22 28
CÁLCULOS
1. Realizar una gráfica ΔpH/Δml en función de los ml de base agregados.
2. Realizar una gráfica del pH en función del volumen de base agregado.
3. Determinar el punto de equivalencia a partir de las gráficas 1 y 2.
4. Calcular la constante de equilibrio a partir de los incisos 1,2 y 3.
5. Calcule la Ka a partir del pH en el punto de equivalencia encontrado con un método diferente del
inciso 3.

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PRÁCTICA No. 2
DIAGRAMA DE FLOOD
OBJETIVOS
1. Realizar el estudio de ionización de ácidos y bases mediante la construcción del diagrama de
Flood para explicar el equilibrio químico en solución acuosa.
2. Desglosar el diagrama de Flood para su mejor comprensión.
GENERALIDADES
1. La disociación del agua y el pH.
El agua pura conduce débilmente la corriente; esta conductividad se debe ala presencia de
pequeñas cantidades de H+ (protones o hidrónios) y de OH- (oxidrilos), provenientes del agua que
se disocia según la reacción:
!!! ↔ !!
+ !"!
Por lo que aplicando las leyes del equilibrio se obtiene:
!! =
!!
!"!
!!!
Donde !!
y !"!
indican la concentración de los protones y oxidrilos respectivamente.
Como la concentración !!! permanece prácticamente constate, la relación anterior puede
escribirse como:
!! = !!
!"!
= 1!10!!"
! !!! = 14 ! 25 º!
2. Los ácidos:
Según la definición tradicional, los ácidos son sustancias que, disueltas en agua, producen
iones hidronio. Por lo tanto estas sustancias determinan un aumento e la concentración de los
mismos en el agua.
Como el producto iónico del agua debe permanecer constante, la concentración de
oxidrilos debe disminuir.
3. Las bases:
Las bases so sustancias que disueltas en agua , produce iones oxidrilo. Por lo tanto,
determinan un aumento en la concentración de los mismos en el agua.
4. Diagrama de Flood:
Para ilustrar gráficamente el significado de los conceptos y de las formulas del pH, es muy
útiles diagrama de Flood, que da los valores de pH de soluciones ácidas o básicas en función de la
concentración. Tal diagrama puede servir para determinar el pH de soluciones de ácidos y base
fuertes o débiles, de sales hidrolizables, etc., en función de la concentración. También en los casos

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en los que la fórmula aproximada no es aplicable, el diagrama de Flood es una herramienta que
facilita llegar al resultado, el cual es muy difícil de calcular con las ecuaciones correspondientes.
El diagrama de Flood indica en la ordenada los valores de pH, mientras que en la abscisa
los valores de pC. Para las bases no se considera las constante Kb sino las constantes Ka de los
ácidos conjugados correspondientes a estas constantes, que según la teoría de Bronsted, se
deducen de la relación:
!" =
!"
!"
!"# = 14 − !"#
El diagrama de Flood es particularmente muy útil para el calculo del pH de ácidos y bases
de intensidad media; en tales casos, de hecho, las formulas ordinarias no dan resultados correctos.
5. Usos del diagrama de Flood:
Entre las aplicaciones del diagrama de Flood se encuentran:
5.1 Ácidos Fuertes: el pH en función de la concentración viene dado por el punto de la ordenada
que pasa por la abscisa pC de la curva AB.
5.2 Ácidos débiles: El pH viene dado por el punto de la ordenada de la curva correspondiente al
pKa del ácido que tiene por abscisa pC.
5.3 Bases Fuertes: el pH es dado por la ordenada del punto de la curva I-L que tiene por abscisa
pC.
5.4 Bases Débiles: el pH viene dado por la ordenada del punto de la curva correspondiente al pKa
del ácido conjugado, que pasa por la abscisa pC.
REPORTAR
1. Elaborar el diagrama de Flood, agregando gráficas de pα vs pK, pα vs pH, pH vs pK, pK vs pC,
etc., utilizado las ecuaciones simples y completas cuando pueda hacerlo. Cada gráfica debe de
tener al menos 3 líneas trazadas.
2. Analizar los errores relativos de utilizar las ecuaciones simple, cuadrática y cúbica en los límites
del diagrama de Flood.

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PRÁCTICA No.3
HIDRÓLISIS
OBJETIVOS
1. Evaluar un sistema químico salino débil en sus propiedades hidrolíticas.
2. Determinar el porcentaje de hidrólisis basándose e las concentraciones salinas y el pH.
MATERIAL Y EQUIPO
Reactivos Equipo y Cristalería
-Acetato de Sodio -Potenciómetro -Probeta de 25 ml
-Cloruro de Amonio -Balón aforado de 50 ml
-Beacker de 250 ml
GENERALIDADES
Cuando una sal se disuelve en agua, el proceso fundamental que se lleva a cado es la
remoción de sus iones de la fase sólida y su dispersión a través de toda la solución. Si éste fuera el
único proceso, toda la solución salina sería neutra. Un rápido examen con un medidor de pH
muestra que la soluciones de ciertas sales (acetato de sodio, carbonato de sodio, sulfuro de sodio,
etc.) son alcalinas y otras soluciones de otras sales (cloruro de amonio, sulfato de aluminio) son
ácidas. Es evidente que, además del simple proceso de solución, muchas sales sufren reacciones
químicas que alteran la concentración del ión hidrógeno de la solución.
Estas reacciones entre la sal y uno de los iones de los iones de la sal con el agua reciben
el nombre de HIDRÓLISIS.
PROCEDIMIENTO
1. Prepare 50 ml de solución 1M de NH4Cl y CH3COONa y mídales el pH a cada una.
2. Por aparte, tome 5 ml de la muestra original de la sal a utilizar.
3. Coloque los 5 ml de la muestra del inciso 2 en un balón de 50 ml y afore, utilizando para ello
cuyo pH este estabilizado a 7. Mida el pH de la solución anterior.
4. Con la solución del inciso 3 continúe haciendo soluciones sucesivas hasta llegar a una dilución
de 1/1,000,000; mida en cada ocasión el pH de la solución diluida.

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Tabla No. 2
CORRIDA DILUCIÓN pH
Corrida Dilución pH
1 1/1
2 1/10
3 1/100
4 1/1000
5 1/10000
6 1/100000
7 1/1000000
CÁLCULOS
1. Determinar los valores teóricos de pH de cada una de las soluciones preparadas a partir de las
diferentes diluciones.
2. Evaluar el error promedio utilizando los valores experimentales y los teóricos de pH para las
distintas diluciones.

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PRÁCTICA No.4
DILUCIONES Y DIAGRAMA DE SILLEN
OBJETIVOS
1. Analizar el comportamiento soluto-solvente.
2. Comparar el comportamiento experimental del efecto de dilución y el esperado según el
Diagrama de Sillen.
MATERIAL Y EQUIPO
Reactivos Equipo y Cristalería
-Acido acético -Balón de 100 ml
-Hidróxido de amonio -Potenciómetro -Beacker de 250 ml
-Probeta de 25 ml
PROCEDIMIENTO
1. Tome una alícuota de 5 ml de solución de ácido acético, de concentración 0.1 M.
2. Verifique que el pH del solvente a utilizar(agua destilada) se estabilice el pH=7
3. Proceda a diluirla tantas veces como se indica en la tabla siguiente, midiendo el pH de la
solución en cada corrida.
Tabla No. 3
CORRIDA DILUCIÓN pH
Corrida Dilución pH
1 1/1
2 1/10
3 1/100
4 1/1000
5 1/10000
6 1/100000
7 1/1000000
4. Repita los pasos 1 al 3 utilizando solución de NH4OH al 0.1 M.
CÁLCULOS
1. Encontrar el valor de pC en cada dilución realizada.
2. Según el diagrama de Sillen, calcular el pH teórico de cada solución preparada por las diluciones
realizadas.
3. Trazar gráficas teóricas y prácticas de pH e función del pC para cada electrolito analizado.
4. Calcular el error promedio de los datos experimentales de pH para cada electrolito analizado.

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PRÁCTICA No.5
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
OBJETIVOS
1. Analizar los diferentes efectos de adicionar alícuotas de ácidos o bases, a una solución
amortiguadora.
2. Comparar el comportamiento experimental con el teórico en soluciones amortiguadoras.
MATERIAL Y EQUIPO
Reactivos Equipo y Cristalería
-Acido acético -Balón de 250 ml
-Acetato de Sodio -Potenciómetro -Buretas de 25 ml
-Acido clorhídrico -Earlenmeyer de 50 ml
-Hidróxido de Sodio -2 probetas de 10 ml
GENERALIDADES
Al mezclar ácido acético con acetato de sodio (una sal con u ácido acético altamente
ionizada) se produce el efecto del ión común.
Este efecto hace que la solución se regule. El sistema ácido acético-acetato de sodio, tiene
una baja concentración de iones hidrógeno, que se ve afectada en pequeña escala, con la adición
de pequeñas cantidades de un ácido o de una base.
En el primer caso, los iones hidrógeno agregados simplemente se unen con los iones
acetato para dar origen a moléculas de ácido acético, cuya ionización se reprime por el ión acetato.
De forma similar, la basicidad de una solución amortiguadora de amonio (sistema formado
por hidróxido de amonio y una sal de amonio), no se ve afectado grandemente con la adición de
pequeñas cantidades de un álcali fuerte, como el hidróxido de sodio o un ácido fuerte; como el
ácido clorhídrico.
La cantidad de acido o base que será capaz la solución de amortiguar, depende de la
concentración de los componentes de la misma, así como de su constate de equilibrio y el pH
donde se encuentre la solución.
PROCEDIMIENTO
1. Prepare una solución buffer de acido acético-acetato de sodio. 0.1 M respecto a ambos, en un
balón de 25 ml.
2. Mida el pH de la solución preparada y estabilícelo al valor indicado por su instructor.
3. Afore una bureta de 25 ml con una solución de NaOH y otra con la solución de HCl, identificado
cada una de estas.
4. Tome en un earlenmeyer una alícuota de 10 ml de solución amortiguadora y añádale 10 ml de

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agua destilada. Luego añádale lo indicado en la tabla No. 4 de ácido clorhídrico midiéndole el pH
en cada corrida.
5. Tome en otro earlenmeyer una alícuota de 10 ml de solución amortiguadora y agréguele 10 ml
de agua destilada, añadiéndole a continuación lo indicado por la tabla No. 4 de hidróxido de sodio,
midiéndole el pH e cada corrida.
Tabla No 4
CORRIDA
Volumen
de HCL
pH CORRIDA
Volumen
de NaOH
pH
REPORTAR
1. Determinar el pH teórico para cada una de las soluciones preparadas.
2. Construir las graficas de pH en función de volumen de HCl y pH en función de NaOH teórica y
experimental.
3. Calcular el error promedio de los datos experimentales al agregar HCl y al agregar NaOH.
4. Calcular la máxima capacidad buffer de la solución preparada, teórica y experimental.

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PRÁCTICA No.6
TITULACIÓN DE ÁCIDOS PÒLIPROTICOS
Y CURVAS DE DISOCIACIÓN
OBJETIVOS
1. Ilustrar la ionización múltiple de ácidos polipróticos típicos.
2. Introducir el concepto de curvas de disociación para explicar el comportamiento experimental de
la disociación de ácidos polipróticos.
MATERIAL Y EQUIPO
Reactivos Equipo y Cristalería
-Acido Sulfúrico -Bureta
-Ácido oxálico -Potenciómetro - 2 earlenmeyer
-Acido Fosfórico
-Acido cítrico
-Hidróxido de Sodio
GENERALIDADES
Un ácido poliprótico es aquel que contiene 2 o mas protones por molécula. Estos protones
pueden ser ionizados por etapas, siendo la primera etapa más extensa que la segunda, y esta a su
vez más extensa que la tercera y así sucesivamente, dependiendo de cuantos protones tenga el
ácido. Cada etapa es caracterizada por su propia constante de ionización.
La titulación de estos ácidos permite determinar esas constantes de ionización mediante el
recurso gráfico. Se podrá observar en una grafica pH en función de volumen de base agregado
una serie de saltos de pH, correspondientes a cada etapa de ionización. La visualización de esos
saltos depende de ciertas condiciones, una de ellas es que la relación Kn/Kn+1 sea al menos igual a
10
4
.
PROCEDIMIENTO
1. Prepare 100 ml de una solución de NaOH 0.1M y 50 ml de cada una de las siguientes
soluciones: H2SO4 0.1 M, H2C2O4 0.2 M, H3PO4 0.1M y H3C6H5O7 0.1M.
2. Proceda a titular cada ácido con el NaOH 0.1 M, teniendo cuidado de medir y anotar el pH
correspondiente a cada volumen de base agregado que especifique su instructor.
CÁLCULOS
1. Realizar una gráfica ΔpH/ΔV en función del volumen de base agregado.
2. Realizar una gráfica pH en función del volumen de base agregado.
3. Calcule el pH en los puntos de equivalencia a partir de los incisos 1 y 2 obteniendo valores de
las constantes de equilibrio si es posible.
4. Compare los calores obtenidos de pH de equivalencia con los datos teóricos.