Manual lab Analitica

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Manual de 
Laboratorio 
de 
 Química Analítica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ángela M. González 
Universidad Interamericana de Puerto Rico 
Recinto de San Germán 
Departamento de Biología, Química y Ciencias del Ambiente 
Enero 2010 
 
 
 
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INDICE 
 
 
 
 
 
Reglas de Seguridad en los Laboratorios de Química .......................................................................... 4 
Reglas de Trabajo de los Laboratorios de Química Analítica .............................................................. 6 
Libreta de laboratorio ........................................................................................................................... 8 
Informe o Reporte de Laboratorio ...................................................................................................... 10 
Parámetros de Evaluación de un Informe de Laboratorio ................................................................. 12 
Términos Utilizados en Química Analítica. ....................................................................................... 15 
Experimento 1: Calibración de Material Volumétrico ....................................................................... 16 
Experimento 2: Titulaciones de Neutralización ................................................................................. 20 
Experimento 3: Determinación de la Capacidad Neutralizante de un Antiácido Comercial ............. 26 
Experimento 4: Determinación de la Alcalinidad de Soda Ash ......................................................... 29 
Experimento 5: Titulación de Neutralización Utilizando un Medidor de pH. Comparación de 
Métodos .............................................................................................................................................. 31 
Experimento 6: Titulación de Neutralización Utilizando un Medidor de pH conectado a una 
Computadora. ..................................................................................................................................... 36 
Experimento 7: Determinación de la Dureza del Agua ...................................................................... 42 
Experimento 8: Determinación de Azufre en un Sulfato Soluble. ..................................................... 48 
Experimento 9: Análisis Espectrofotométrico de Aspirina Comercial .............................................. 52 
Apéndice I: Uso de la Balanza Analítica............................................................................................ 58 
Apéndice II: Cifras Significativas ...................................................................................................... 61 
Apéndice III: Conociendo Microsoft – Excel 2003 ........................................................................... 64 
Apéndice IV: Instrucciones para Utilizar el Spectronic 20 ............................................................... 68 
 
 
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REGLAS DE SEGURIDAD EN LOS LABORATORIOS DE QUÍMICA 
A continuación hay una lista de prácticas básicas de seguridad que debe cumplir en el laboratorio: 
1. Identifique donde están: 
a. Fuente para lavar ojos, 
b. Extintor de incendios, 
c. Equipo de primeros auxilios que existan en el laboratorio, 
d. Teléfonos y números de emergencias, 
e. Salidas del laboratorio, 
f. Alarmas de incendios. 
2. Utilice gafas de seguridad SIEMPRE que se esté en el laboratorio. No utilice lentes de 
contacto en ningún laboratorio de química, pues los vapores de ciertos químicos pueden causar 
daños irreparables a los ojos y los lentes. 
3. Utilice ropa cómoda que cubra las piernas, brazos y torso (No se permitirá trabajar en el 
laboratorio con que pantalones cortos, camisillas, “tank tops”, etc.). Los zapatos deben cubrir 
completamente los pies (NO utilice sandalias). Aquellos estudiantes que no estén vestidos 
apropiadamente NO podrán trabajar en el laboratorio. 
4. Como medida adicional de protección, se exige el uso de una bata de laboratorio o un delantal. 
5. Mantenga el cabello recogido mientras esté en el laboratorio. 
6. No trabaje solo en el laboratorio. Nunca trabaje en el laboratorio sin la apropiada 
supervisión. 
7. No lleve a cabo experimentos ni cambios a los experimentos sin autorización. 
8. Llegue al laboratorio conociendo que se va a hacer. Si tiene dudas sobre el experimento que 
hará, pregunte al profesor antes de la sesión de laboratorio. 
9. NO comer, beber o fumar en el laboratorio. Nunca se lleve un compuesto químico a la boca o 
cerca de la nariz. Lávese las manos inmediatamente antes de salir del laboratorio. 
10. En caso de heridas (quemadas, cortadas, fuego, etc.) notifique al profesor inmediatamente. 
11. En caso de incendio, cierre las llaves de gas y desconecte cualquier equipo eléctrico que se 
esté usando, si se puede hacer sin riesgo. Notifique a aquellos que puedan ser afectados 
inmediatamente, incluyendo al profesor y/o encargado del laboratorio. 
12. En caso de que algún químico le caiga en los ojos, a usted o algún compañero, vaya (si puede 
ver) o llévelo a la fuente de agua para lavar los ojos. NO espere por el profesor para hacer 
esto. Pida que alguien avise al profesor. 
13. En caso de una cortada seria, aplique presión directa sobre la herida con una toalla limpia, 
esto ayudará a detener el flujo de sangre. Notifique inmediatamente al profesor. 
14. En caso que derrame o salpique algún químico sobre el mesón de trabajo o piso del 
laboratorio, límpielo INMEDIATAMENTE. Si se salpica brazos o manos con cualquier 
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químico lávese inmediatamente con gran cantidad de agua, y pida a algún compañero que avise al 
profesor. Si el líquido se derrama sobre su ropa, ésta debe removerse y lavar la piel con mucha 
agua. 
15. Informe todo accidente que resulte en heridas o lesiones, por leves que sean, al profesor. 
16. Lea cuidadosamente las etiquetas de los reactivos. 
17. Nunca devuelva los sobrantes a los envases originales: recuerde que al sacar el reactivo del 
envase se ha contaminado, y al añadir el sobrante de nuevo al envase se corre el riesgo de 
contaminar TODO lo que quedaba en el envase. 
18. No inserte pipetas o goteros directamente en los envases de reactivos. 
19. Antes de encender un mechero o un fósforo asegúrese que nadie este trabajando con solventes 
inflamables cerca. 
20. Nunca evapore solventes inflamables como acetona, éter o metano directamente en una plancha 
de calentamiento o un mechero. Utilice baños de agua (baño de María) 
21. Nunca pipetee succionando con la boca. 
22. Nunca fuerce un tubo de vidrio a través del orificio de un tapón de goma. Asegúrese de 
lubricar tanto el tapón como el tubo ya sea con glicerina o agua jabonosa. Protéjase las manos, 
envolviendo el tubo de vidrio en una toalla de papel. 
23. Recuerde: vidrio CALIENTE luce exactamente igual que el vidrio FRIO. Tenga cuidado con 
lo que toca! 
24. Notifique al instructor de cualquier material que rompa o dañe. 
25. NO DESECHE NADA EN EL DRENAJE. Los desperdicios químicos producidos en el 
laboratorio serán descartados dependiendo de sus características: 
a. Vidrio: en la caja para vidrio roto ubicada en el laboratorio. 
b. Desperdicios sólidos insolubles: papel toalla usado, fósforos (apagados por favor), papel 
de filtro usado, etc. en el basurero (zafacón) ubicado en el laboratorio. 
c. Desperdicios químicos sólidos o líquidos: NO LO DESECHE EN LOS LAVADEROS 
O DRENAJES. Utilice las botellas debidamente identificadas para ello. 
Esta es una pequeña lista de medidas de seguridad, sin embargo, esta 
funciona también en combinación con su sentido común: 
Si cree que algo puede ser peligroso, posiblemente lo es, 
pregunte antes de continuar. 
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REGLAS DE TRABAJO DE LOS LABORATORIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
El laboratorio juega uno de los roles más importantes en la preparación de un científico. Es una 
excelente oportunidad para verificar principios químicos, aprender técnicas y disciplinasimportantes que le ayudarán a tener éxito en su carrera. 
 
Para obtener el máximo de este laboratorio se sugiere que: 
 
1. Lea el experimento de laboratorio y cualquier material que se sugiera, ANTES de ir al 
laboratorio 
2. Identifique las dudas que tenga, haga una lista y busque ayuda del profesor ANTES de ir 
al laboratorio 
3. Anote todos los datos y/o resultados en una libreta de laboratorio. No utilice hojas 
sueltas o carpetas de anillos. 
4. Haga un breve esquema del experimento que va a llevar a cabo, en su libreta, incluyendo 
los cálculos para los reactivos y soluciones necesarias. 
5. Algunas veces es necesario modificar los procedimientos de laboratorio el mismo día que 
éste se lleva a cabo, para obtener mejores resultados. 
6. Cuando sea posible, prepare tablas de datos antes de venir al laboratorio. Esto no solo 
acelera la adquisición de datos sino que también lo ayudará escribiendo el informe. 
7. Anote todo lo que pueda observar durante el experimento: cambios de color, temperatura, 
estado físico, puntos de ebullición, fusión, etc., aunque no se le pida. 
8. ¡Limpie todo el material que utilice! Por cada pieza de material que quede sucio o 
abandonado sobre el mesón, cada miembro del grupo o mesón perderá 5 puntos de la 
calificación de trabajo diario. 
9. Organice su tiempo. Por ejemplo, mientras se seca la muestra en el horno, se puede 
preparar otras partes de laboratorio y de esa manera ahorrar tiempo 
10. Limpie el material de una manera consciente: no es necesario que seque una volumétrica 
si le va a añadir agua!, solo lo tiene que enjuagar con agua destilada o con la solución 
solvente a utilizar. Piense para que no pierda tiempo. 
11. No utilice tiempo utilizando una balanza analítica cuando puede pesar con una balanza de 
platillos, o utilizando una bureta cuando puede utilizar un cilindro graduado. Tampoco 
deben ser descuidados y utilizar la balanza de platillos cuando se debe utilizar la analítica 
o un beaker cuando se debe utilizar una volumétrica o matraz aforado. No sustituya 
equipo que no tenga la precisión necesaria sin consultar con la profesora. 
12. Una vez terminado el experimento evalúe los resultados: ¿tienen sentido?, ¿están dentro 
de la precisión aceptada? Si tiene duda, repita las medidas o el experimento (si es 
posible), no hay mejor manera de aprender que identificando sus propios errores. Si 
todavía tiene dudas pregunte a la profesora. 
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13. Todos los análisis se realizarán por triplicado, lo cual permite hacer una estadística 
confiable. Es una buena práctica trabajar con cuatro muestras cuando el tiempo y los 
materiales lo permiten. 
14. Por último, siga las reglas de seguridad del laboratorio y reporte con el (la) profesor(a) 
cualquier práctica errónea que observe. 
 
 
 
EEXXAACCTTIITTUUDD YY PPRREESSIICCIIÓÓNN 
 
La evaluación de cada práctica incluirá la exactitud de los resultados. Este punto es de 
extrema importancia dado que en un trabajo analítico es necesario, no-solo tener precisión sino 
también exactitud. 
Cada experimento se evaluará de acuerdo a la exactitud y precisión que en promedio se ha 
obtenido previamente. Aquellos trabajos cuyos resultados están lejos del valor certificado o valor 
real de la muestra problema deberán explicar en el informe las posibles razones por las que sus 
resultados no son los esperados. En este punto la profesora está disponible para ayudarle a 
identificar las posibles causas de error. Tenga en cuenta que muchos de los errores pueden ser 
causados por cálculos erróneos, uso incorrecto de formulas, pesos moleculares, puntos decimales 
mal ubicados y uso incorrecto de cifras significativas. También se ha demostrado que la calidad 
de los resultados es directamente proporcional a la organización al anotar los datos en la libreta 
de laboratorio. Recuerde sea organizado en la libreta y anote cada detalle del experimento. 
Resultados pobres en varios de los experimentos, sin justificación alguna, son clara 
indicación que el trabajo experimental se lleva a cabo sin entender lo que se esta haciendo o sin 
el debido cuidado. Preste atención a todo lo que haga y evalúe el porqué de cada paso para 
reducir este problema. 
 
ÉÉTTIICCAA EENN EELL LLAABBOORRAATTOORRIIOO 
 
En este laboratorio cada grupo tiene soluciones y/o muestras diferentes, por lo que es normal 
que sus resultados difieran de los de sus compañeros. Reporte SUS resultados aunque considere 
que no son los esperados. Si usted considera que no son los esperados, revise sus cálculos y 
utilice la discusión del informe para justificarlos. 
En caso que se identifiquen informes o libretas de laboratorio con datos alterados y/o 
copiados de otros grupos o semestres se les asignará una calificación de cero (0 puntos) en ese 
informe de laboratorio y en ese experimento. En caso que la situación se repita, la profesora 
entenderá que cometió esa falta en todos los demás informes, por lo que se calificarán todos los 
informes con “0 puntos”. 
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LIBRETA DE LABORATORIO 
 
El registro adecuado de los resultados experimentales es esencial cuando se trabaja en un 
laboratorio. La libreta de laboratorio se utiliza para a) preparar y planificar el trabajo que se 
llevará a cabo, b) tomar nota durante un experimento y en ocasiones c) evaluar los resultados y 
hacer cálculos. La función fundamental de la libreta es la de tener un archivo permanente de sus 
observaciones, datos y trabajo en el laboratorio para con cada experimento. Esta debe permitir 
que otras personas repitan con éxito el experimento, así como supervisar o auditar su trabajo. 
En la libreta de laboratorio es necesario anotar todos y cada uno de los pasos llevados a cabo en 
el laboratorio, así como los resultados obtenidos en cada paso. En la industria, el saber llevar una 
libreta de laboratorio es fundamental y es una de las buenas prácticas de laboratorio (GLP: Good 
Laboratory Practices). 
Aunque la legibilidad y nitidez son importantes, la utilidad de su libreta es 
determinada mayormente por cuan original, completa, organizada y sistemática se encuentra la 
información. No tiene que ser una obra de arte; además no tiene que estar libre de manchas ya 
que es un instrumento de trabajo y por lo general así lo demuestra. ¡NO debe transcribirlo a una 
libreta nueva para entregarlo al instructor! 
La libreta de laboratorio debe: 
1. Ser de tapa dura y de páginas enumeradas. Debe tener copia de cada página, la cual 
entregará al profesor al final del día. NO utilice páginas sueltas, ya que corre el riesgo de que 
se pierdan. 
2. Utilice solamente las páginas del lado derecho de la libreta para preparar el experimento de 
esa semana. 
3. Lleve la libreta con lapicero o bolígrafo, no utilice lápiz. 
4. Enumere las páginas originales, comenzando por la primera 
5. Tan pronto obtenga alguna información anótela en la libreta. 
6. Si comete algún error o quiere rechazar alguna información pásele una línea sencilla por 
encima, Ej.: 3.8973 gr. 3.9873 gr. Evite borrones o tachones en la libreta. En la industria se 
puede exigir que escriban sus iniciales al lado del dato tachado, incluir la fecha y explicar 
cuál fue el error, en una nota al pie de la página. 
7. NUNCA arranque las páginas de la libreta. 
8. La libreta de laboratorio debe constar de las siguientes partes: 
A. Primera pagina: Identificación 
1.- Nombre completo 
2.- Nombre de laboratorio 
3.- Sección 
4.- Número de laboratorio 
5.- Nombre del profesor del laboratorio 
6.- Dirección: UIA, Dep. Biología, Química y Cs. Amb., San Germán PR. 
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B. Segunda página 
1.- Índice 
Título del experimento # pagina 
C. Tercera página (y resto de la libreta) 
En ésta comienza el formato para cada experimento, y debe incluir las siguientes partes: 
1.- Fecha 
2.- Título del experimento 
3.- Objetivos 
4.- Reacción (en caso que se base en una reacción química) 
5.- Instrumentos a utilizar 
6.- Tablacon lista de reactivos. Debe incluir propiedades físicas y químicas, así como 
toxicidad e inflamabilidad del mismo. Esta información la puede encontrar en la 
biblioteca, en la sala de referencia de la biblioteca (en libros tales como Handbook 
of Chemistry and Physics, y catálogos como Aldrich, Sigma, Merck Index, etc.) 
7.- Procedimiento (resumido). Se recomienda hacer esquemas o diagramas que lo 
ayuden a hacer más efectiva la práctica de laboratorio. Evite copiar textualmente el 
procedimiento dado en este manual o en el curso. 
8.- Data cruda y 
9.- Observaciones 
10.- Data tabulada (en caso que no organizara la data cruda en una tabla, aquí puede 
hacerlo) 
11.- Firma de la profesora 
12.- Ejemplo de cómputos 
13.- Conclusión (Opcional). Esta puede ser el borrador de la conclusión del informe de 
laboratorio. 
Los 7 primeros aspectos de cada experimento deben ser preparados ANTES de llevar a cabo el 
experimento. Los datos, observaciones y cómputos se adquirirán en el laboratorio. Las 
conclusiones se pueden realizar fuera del laboratorio. 
Por cada infracción que se identifique en la libreta se restarán 5 puntos de la 
calificación de la libreta. 
La libreta debe ser firmada por la profesora o la persona encargada del laboratorio 
ANTES que abandonen cada laboratorio. 
Es responsabilidad del estudiante solicitar que la libreta sea firmada y entregar las copias amarillas. 
Libreta que no sea firmada, no será calificada. 
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INFORME O REPORTE DE LABORATORIO 
 
Al finalizar cada experimento debe entregar al instructor un informe de laboratorio. Los informes de 
laboratorio le permiten comunicar el trabajo que usted llevó a cabo a su supervisor, al gerente o 
encargado (o instructora en este caso). Los informes también se necesitan para archivar el trabajo de 
laboratorio ya realizado, de tal manera que se pueda repetir en el futuro o evalúe en caso de una 
investigación. 
Un informe de laboratorio debe ser claro y conciso. A continuación se desglosa la organización 
sugerida para los experimentos en este laboratorio. Deben incluir: 
1. Título del experimento 
Aunque se explica por sí solo, el título ayuda a definir lo que se espera de cada experimento. 
2. Introducción 
Esta debe incluir: 
• breve descripción (en sus propias palabras) del principio científico que se va a estudiar 
• Los objetivos de este trabajo. Establecer los objetivos de un experimento es importante 
porque prepara para analizar si el experimento fue exitoso o no. No copie los objetivos 
del manual 
• la reacción química en la que se basa (sí alguna). 
• Breve marco teórico sobre el trabajo a realizarse: importancia, referencias, aplicaciones, 
etc. 
• En caso de utilizar un instrumento incluya las características generales del mismo. 
Presente las características, nombre las partes esenciales del equipo, ventaja y 
desventajas del mismo. EVITE COPIAR O TRADUCIR DIRECTAMENTE DEL 
INTERNET, YA QUE PERDERA 40 PUNTOS en la nota del informe, EN CASO DE 
SER IDENTIFICADO. 
• Incluya también las teorías que tenga sobre los resultados. 
3. Procedimiento 
Describa brevemente su trabajo en el laboratorio: 
• Incluya los pasos que realizó. Recuerde incluir cualquier modificación realizada al 
experimento. 
• Incluya las cantidades que usted pesó o utilizó durante el experimento. Por ejemplo el 
manual dice pese 4.50 grs, pero ustedes pesaron 4.68 grs. éste último valor es el que 
debe ser reflejado en el procedimiento: Se pesaron 4.68 grs. de… 
• Evite copiar el procedimiento del manual 
• El lenguaje debe ser formal, en tercera persona y en pasado. Ejemplo: se utilizó, se 
añadió…, se agitó durante --- minutos, se agregó…, se pesó…. Evite utilizar: eché, puse, 
meneé, etc. 
 
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5. Resultados experimentales 
Presente los datos y resultados en tablas, lo cual le ayudará para el manejo de los mismos 
durante los cálculos. 
• Las tablas deben ser numeradas y tituladas de tal manera que representen su contenido. 
• Incluya una tabla con los datos y otra con todos los resultados! 
• Parte de los datos pueden ser observaciones tales como cambios de color, cambios de 
temperatura, apariencia física, etc. Estas observaciones extra pueden proveer claves para 
la interpretación de los resultados. Note que las observaciones solicitadas en la guía de 
experimentos son las mínimas para llevar a cabo los experimentos, siéntase en libertad 
de ampliar tales observaciones. 
• Incluya una tabla con los datos estadísticos de los resultados. Incluir al menos: 
▪ Promedio aritmético ▪ Desviación estándar 
▪ Desviación relativa estándar ▪ Mediana 
▪ Rango ▪ Intervalos de confianza 
▪ Prueba Q (si fue utilizada) 
• Gráficas deben estar enumeradas y tituladas. Recuerde también incluir las leyendas y 
titular los ejes de coordenadas. 
6. Cálculos 
Incluya un ejemplo de cada cálculo. Esto permitirá identificar errores, en caso que existan. NO 
incluya páginas llenas de todos los cálculos realizados en el informe! No incluya cálculos de 
datos estadísticos, pues esos datos puede obtenerlos de su calculadora y/o programas de 
computadora. 
7. Análisis de los Resultados y Conclusiones 
En la discusión de los resultados evalúe: el título del experimento, los objetivos, el 
procedimiento, los datos y los cálculos. Explique con sus propias palabras las razones de cada 
paso experimental, así como la calidad de los resultados, por ejemplo: 
▪ ¿Por qué el pH aumentó bruscamente en tal punto?, ¿Es eso lo que se esperaba? 
▪ ¿Porqué se pesa el mismo crisol tantas veces?, 
▪ Cuando sea apropiado compare sus resultados con los datos dados en la literatura. (son 
similares o diferentes y porqué). Si conoce el valor aceptado como “verdadero”, explique 
cómo son sus resultados comparados con el “verdadero”. 
▪ ¿Cómo identificó el compuesto desconocido? 
▪ ¿Por qué utilizó ese método de estandarización y cómo se compara con el tradicional? 
▪ ¿Cómo son los errores, mayores, menores o iguales al esperado? Si la precisión o la exactitud 
(o ambas) son muy diferentes a lo esperado explique cuáles son las posibles causas de tales 
resultados. 
Si bien estos son ejemplos, la discusión de los resultados es personal y tiene un rango muy amplio. 
Demuestre en esta sección que entendió los objetivos del experimento que describe. 
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PARÁMETROS DE EVALUACIÓN DE UN INFORME DE LABORATORIO 
 
A continuación se presentan los aspectos que serán evaluados en este curso: 
Evaluación general: 
 
Presentación: (5 ptos) 
• Incluye nombres de los autores, número de muestra, identificación de la Universidad 
y título del experimento correctamente 
 
Organización: (5 ptos) 
• Cada sección debidamente identificada y organizada 
 
Uso adecuado del lenguaje: (15 ptos) 
• Utiliza un lenguaje profesional y tiempo verbal adecuado 
• Redacción clara y concisa 
 
Uso adecuado de los números: (15 ptos) 
• Cifras significativas, figuras de mérito, unidades, etc. 
 
Uso adecuado de referencias: (5 ptos) 
• Incluye referencias utilizadas 
• Utiliza formato adecuado para las referencias 
 
Introducción: (10 ptos) 
 
• Expresa adecuadamente los objetivos a llevarse a cabo 
• Presenta la importancia del experimento 
• ¿Para qué se utiliza este experimento fuera de la universidad? 
• ¿Qué pueden indicar los resultados obtenidos? 
o Ej.: si la dureza del agua es mayor a 100 ppm, ¿se considera dura?; si el % del 
ingrediente activo del medicamento estudiado es mayor a 125%, ¿Qué 
significa? 
• Descripción breve del instrumento a utilizarse 
• Incluye utilidad del equipo, componentes del mismo, y la función de cada 
componente 
• Breve descripción del procedimiento a llevarse a cabo (Una o dos oraciones) 
• Reacción(es) química(s) a llevarse a cabo 
 
 
Procedimiento (10 ptos) 
 
• ¿Describió brevemente el procedimiento? 
• Incluye datos experimentales, como gramos pesados o volumen utilizado, en lugar de 
lo escrito en el manual de laboratorio. 
• Estáescrito en tiempo pasado: se pesó, se colocó, se añadió, etc. 
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Resultados (15 ptos) 
 
• Tablas con datos y resultados experimentales incluyen: 
o Título de tabla 
o Unidades 
o Tabla con datos estadísticos, completa 
 
• Gráficas 
o Graficación adecuada 
o Títulos de gráfica y ejes, incluyendo unidades 
 
Análisis de resultados (20 ptos) 
• Justificación de cada paso experimental 
• Evaluación de los datos experimentales 
• Justificación de la exactitud 
• Justificación de precisión 
 
 
 
Parámetro a evaluarse Puntaje máximo Puntaje obtenido 
Presentación 5 
Organización 5 
Uso adecuado de lenguaje* 15 
Uso adecuado de números 15 
Referencias 5 
Introducción 10 
Procedimiento 10 
Resultados 15 
Análisis de resultados* 20 
 TOTAL OBTENIDO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 14 
* La redacción en el texto se evaluará utilizando los siguientes criterios: 
 
 
Calificación Apreciación Criterios 
100 – 90 % 
(20-18 
puntos) 
Redacción excelente El trabajo presenta una visión completa con explicaciones claras y 
concretas sobre el tópico o concepto principal. Identifica claramente el 
problema y todos los elementos fundamentales o importantes que 
justifican el mismo. Provee ejemplos adecuados y/o ejemplos 
complementarios; ofrece información más allá de lo mínimo necesario. 
El texto es fluido, fácil de leer y con una secuencia que tiene sentido. 
Utiliza adecuadamente el lenguaje. Cumple completamente con el 
formato solicitado. 
 
80 – 89 % 
(16-1 7.9 
puntos) 
Redacción competente El trabajo presenta una visión casi completa del tópico estudiado. 
Muestra comprensión de los conceptos o principios involucrados. 
Presenta el problema con un argumento sólido sobre el mismo. 
Provee e identifica la mayoría de los elementos importantes o 
fundamentales para sustentar el tópico estudiado. 
El texto es parcialmente fluido, utiliza algunas oraciones cortas sin 
conexión entre ellas. No es fácil de leer y pero tiene una secuencia 
que tiene sentido. Cumple completamente con el formato solicitado. 
 
70 – 79 % 
(14 – 15.9 
puntos) 
Redacción satisfactoria 
con defectos menores. 
 
El trabajo presenta el tópico seleccionado con ligeras confusiones. 
Presenta un argumento incompleto. Le falta un plan general con 
principio, medio y final. Provee e identifica algunos elementos 
fundamentales. El lenguaje es ligeramente impreciso o inadecuado. 
El texto es poco fluido, utiliza muchas oraciones cortas sin conexión 
entre ellas. No es fácil de leer y no tiene una secuencia que tiene 
sentido. Cumple parcialmente con el formato solicitado. 
60 – 70 % 
(12 – 13.9 
puntos) 
Redacción poco 
satisfactoria, con 
defectos graves. 
 
 
El trabajo falla en demostrar comprensión total del problema o 
concepto estudiado. No provee una respuesta completa, omite partes 
o elementos importantes del concepto o principio. Tiene poco o 
ningún desarrollo de ideas. No utiliza la terminología apropiada. Utiliza 
una estrategia inadecuada en la presentación del problema o la 
explicación del concepto. 
El texto es no fluido, utiliza muchas oraciones cortas sin conexión 
entre ellas. No es fácil de leer y no tiene una secuencia lógica. 
Cumple parcialmente con el formato solicitado. 
50 – 60 % 
(10 – 11.9 
puntos) 
Trabajo inadecuado. 
 
 
El trabajo no presenta el tópico seleccionado de una manera 
coherente. Hace intentos vagos de presentar el problema y los 
aspectos más relevantes del mismo. No sigue el formato requerido. 
El texto es no fluido, utiliza muchas oraciones cortas sin conexión 
entre ellas. No es fácil de leer. No presenta una secuencia lógica del 
tema. El texto se observa muy desordenado. No cumple con el 
formato solicitado. 
 
 
 15 
TÉRMINOS UTILIZADOS EN QUÍMICA ANALÍTICA. 
 
• Aforar: Llenar el material volumétrico para completar la capacidad de este. Se 
puede hacer con agua destilada, con reactivo o con otros solventes. 
 
• Enrasar: Llevar al mismo nivel. Llenar el material volumétrico para completar la 
capacidad de este. Se puede hacer con agua destilada, con reactivo o con otros 
solventes. 
 
• Curar: enjuagar el material de vidrio con la solución con la que se va a llenar. 
Evita la contaminación de la solución que se va a medir o el cambio de 
concentración de la misma. 
 
• Tarar: Pesar el envase vacío antes de añadirle algo. Equilibrar en la balanza el 
peso del envase. 
 
• Alícuota: Porción de muestra a ser analizada. Se utiliza cuando no es práctico 
analizar toda la muestra disponible. 
 
• Calibrar o Calibración: Graduar exactamente un instrumento de medida, 
basándose en una unidad conocida. Establecer con la mayor exactitud posible, la 
correspondencia entre las indicaciones de un instrumento de medida y los valores 
de la magnitud que se mide con él. 
 
• Réplicas: muestras tomadas y tratadas con condiciones comparables. Se utilizan 
para evaluar la variabilidad de la muestra. (http://goldbook.iupac.org/index.html) 
 
 
 16 
EXPERIMENTO 1: CALIBRACIÓN DE MATERIAL VOLUMÉTRICO 
 
OBJETIVOS: 
• Familiarizar al estudiante con el uso de la balanza analítica y de material volumétrico 
utilizado frecuentemente en el laboratorio. 
• Aprender técnicas de laboratorio clave cuando se hace análisis cuantitativo. 
 
INTRODUCCIÓN 
 
 El material volumétrico utilizado para química analítica permite la medición confiable 
de volúmenes. El fabricante marca el equipo volumétrico para indicar no solo la forma de 
calibración (TD para transferir, TC para contener), sino también la temperatura a la cual se 
realizó la calibración. Sin embargo debido a su uso (o abuso), es una buena práctica de 
laboratorio calibrar el material de vidrio que se utilice. 
 Para calibrar el material de vidrio, se determina la masa de agua que el instrumento: 
bureta, pipeta, cilindro graduado, etc., contiene o transfiere. Utilizando la densidad del agua, 
corregida a la temperatura del laboratorio, es posible calcular el volumen que realmente el 
instrumento contiene o transfiere. 
 NOTA: Antes de ir al laboratorio lea en el libro la manera correcta de manejar el 
material de vidrio que utilizará en este experimento y el uso apropiado de la balanza analítica 
en el apéndice de este manual. 
 
 
Tabla 1. Densidad corregida del agua a diferentes temperaturas 
Temperatura 
 ( C) 
10 12 14 16 18 20 22 24 26 28 30 
Densidad (g/ml) 0.998702 0.998502 0.998203 0.997904 0.997606 0.997208 0.996711 0.996314 0.995718 0.995223 0.994629 
 
PROCEDIMIENTO 
 
A. Utilizando la balanza analítica 
 
1. Inspeccione la balanza analítica identificando sus partes 
2. Prepare una correíta de papel para manejar el matraz a ser pesado. Recuerde que sus 
dedos tienen grasa que alterarían el peso final del envase! 
3. Determine el peso del matraz de pesada sin tapa hasta  0.1 mg 
4. Determine el peso de la tapa por separado de igual manera. 
5. Determine el peso del matraz con la tapa 
6. Sume los resultados del paso 3 y 4 
7. Compare resultado del paso 6 con el resultado del paso 5. La diferencia entre estos no 
debe exceder  0.0005 gr. 
8. Pese de nuevo el matraz con la tapa para ver cuán reproducible es el dato de la pesada 
9. Todos estos datos deben aparecer en su libreta de laboratorio 
 
El paso de pesar el envase vacío es llamado tarar el envase 
No toque con los dedos el envase que acaba de tarar. 
 
 17 
B. Calibración de una bureta 
 
1. Prepare una bureta de 50 ml: lávela y enjuáguela con agua destilada 
2. Llene la bureta con agua a temperatura ambiente. Anote la temperatura del agua 
3. Drene líquido en un beaker, para llenar la punta de la bureta, asegúrese que no quedan 
burbujas, en cuyo caso debe eliminarlas. Acerque la punta de la bureta a la pared de un 
beaker para eliminar cualquier gota adherida. Asegúrese que no hay escape de líquido 
por la llave o la punta de la bureta cuando está cerrada 
4. Pese un matraz de 50 mL, limpio y tapado apropiadamente. RecuerdeNO tocar el 
matraz con las manos. (No utilice el peso obtenido en la parte A del experimento). 
5. Transfiera de la bureta, lentamente, alrededor de 10 mL de agua al matraz pesado. 
Acerque la punta de la bureta a la pared del matraz para asegurarse que no quedan 
gotas en la punta de la bureta. 
6. Espere 30 segundos y anote el volumen de la bureta que aparentemente se transfirió. 
Este será el volumen leído. 
7. Pese el matraz tapado y su contenido. Esta será la masa de agua realmente transferido 
por la bureta + matraz + tapa. 
8. Retire la tapa del matraz y añada 10 mL más de agua de la bureta (debe leer aprox. 20 
ml en la bureta). Anote este volumen leído. Pese el matraz tapado y su contenido. 
9. Repita el paso 8 para 30, 40 y 45 ml, añadiendo porciones de 10 ml. 
10. Repita el procedimiento, de 10 a 45 mL, por lo menos una vez más. 
11. Calcule la masa (gr.) de agua realmente transferidos (peso paso 7 (o 8) – peso vacío) 
12. Utilizando la tabla 1 convierta la masa obtenida en el paso 11 a volumen. Este será el 
volumen que realmente se transfirió de la bureta. 
 
C. Calibración de una pipeta 
 
1. Agregue alrededor de 100 ml a un beaker de250 ml. Deje en reposo en el laboratorio 
para que el agua llegue a temperatura ambiente. Anote la temperatura. 
2. Pese un matraz de 50 ml, tapado y vacío. 
3. Llene la pipeta calibrada de 10 ml con agua. Transfiera 5 ml al envase previamente 
pesado. 
4. Tape el matraz y su contenido. Péselo. 
5. Calcule la masa real de agua transferida. (Peso paso 4 – peso envase vacío) 
6. Utilizando la tabla 1. Calcule el volumen transferido. Este es el volumen real que 
dispensa la pipeta cuando lee 5 ml. 
7. Retire el tapón del matraz y añada otros 5 ml leídos con la pipeta. Tape y vuelva a 
pesar. Después de cada uno de estos procedimientos hay que determinar la masa de 
agua añadida al matraz. 
8. Repita pasos 5 y 6. Recuerde que el peso inicial del matraz incluye un volumen de 
agua. 
9. Repita este procedimiento hasta obtener un total de tres masas consecutivas de agua 
que coincidan dentro de un intervalo de 0.02 g. 
10. Determine el volumen de agua que transfiere la pipeta, utilizando la densidad del agua 
apropiada. 
11. Repita este procedimiento transfiriendo 7 ml de la pipeta calibrada (pasos 2-9). 
12. Repita este procedimiento con una pipeta volumétrica de 5 ml. 
 
 18 
 
EXPERIMENTO 1 
CALIBRACIÓN DE MATERIAL VOLUMÉTRICO 
 
(Esto es un ejemplo de las tablas que se sugiere hagan en la libreta y el reporte de laboratorio) 
A. Utilizando la balanza analítica 
 
Peso del envase vacío g 
Peso de la tapa g 
Peso del envase + tapa g 
Peso del envase por segunda vez g 
 
B. Calibración de una bureta 
 
Temperatura del agua: C densidad del agua a esta T: g/ml 
 
Recuerde que D = masa (g) / volumen (ml) 
 
Primera calibración: 
 Volumen leído en 
la bureta (ml) 
Peso agua + matraz 
(gr.) 
Peso agua añadida 
(gr.) 
Volumen real o 
corregido (ml) 
Envase vacío + tapa 0 
Matraz + tapa + 10 ml 
Matraz + tapa + 20 ml 
Matraz + tapa + 30 ml 
Matraz + tapa + 40 ml 
Matraz + tapa + 45 ml 
 
Esta tabla corresponde sólo a la primera calibración, recuerde que llevará a cabo dos o tres 
(pregunte al instructor cuantas veces debe repetir) calibraciones de la bureta. 
 
C. Calibración de una pipeta calibrada de 10 ml, cuando lee 5 ml 
 
 Volumen 
dispensado (ml) 
Peso matraz + 
agua + tapa (gr.) 
Peso agua 
añadida (g) 
Volumen real o 
corregido (ml) 
Envase vacío + tapa 0 0 ------------- 
Matraz + tapa + 5 ml 
Matraz + tapa + 5 ml + 5 ml 
Matraz + tapa + 5 ml + 5 ml + 5 ml 
 
 
 19 
D. Calibración de una pipeta calibrada de 10 ml, cuando lee 7 ml 
 
 Volumen 
dispensado (ml) 
Peso matraz + 
agua + tapa (gr.) 
Peso agua 
añadida (g) 
Volumen 
corregido (ml) 
Envase vacío + tapa 0 0 ------------- 
Matraz + tapa + 7 ml 
Matraz + tapa + 7 ml + 7 ml 
Matraz + tapa + 7 ml + 7 ml + 7 ml 
 
E. Calibración de una pipeta volumétrica de 5 ml 
 
 Volumen 
dispensado (ml) 
Peso matraz + agua 
+ tapa (gr.) 
Peso agua 
añadida (g) 
Volumen corregido 
(ml) 
Envase vacío + tapa 0 0 ------------- 
Matraz + tapa + 5 ml 
Matraz + tapa + 5 ml + 5 ml 
Matraz + tapa + 5 ml + 5 ml + 5 ml 
 
RESULTADOS Y DISCUSIÓN 
 
1. Grafique la corrección que debe aplicarse a la bureta como una función del volumen 
leído. (Volumen corregido eje y vs. leído eje x). ¿Cuál es el volumen corregido (o real) 
que transfiere la bureta, si la lectura es: 
a. 26 mL? 
b. 32 ml? 
c. 41 ml? 
 
2. ¿Tiene sentido obtener un promedio de los volúmenes obtenidos en la bureta? Explique 
porqué se obtiene un volumen promedio al utilizar la pipeta, pero no así para la bureta. 
 
3. Para cada medida de la pipeta determine el volumen corregido del líquido y con estos 
datos determine: Promedio, desviación estándar, desviación estándar relativa, mediana, 
rango, intervalo de confianza (90, 95 y 99%). Si fue necesario utilizarla, explique donde y 
como utilizó la prueba Q. Presente los resultados en tablas. 
 
4. ¿Cómo sería el volumen dispensado por la bureta si dentro de esta había una hormiga 
muerta (mayor, menor o igual al leído)? 
 
5. Describa al menos tres diferencias entre una pipeta calibrada y una volumétrica. ¿Para 
qué se utilizan? 
 
6. ¿Qué diferencias identificó entre la pipeta volumétrica y la pipeta calibrada? ¿Cuál de las 
pipetas fue más precisa? ¿Cuál más exacta, asumiendo que el valor verdadero es 5 o 7 
ml? 
 
 
 20 
EXPERIMENTO 2: TITULACIONES DE NEUTRALIZACIÓN 
 
OBJETIVOS 
• Diferenciar diferentes tipos de titulaciones y los componentes de cada una 
• Utilizar apropiadamente material de laboratorio para llevar a cabo un análisis 
volumétrico 
• Preparar soluciones de concentraciones dadas a partir de sólidos y líquidos 
• Utilizar indicadores visuales que permitan identificar el punto final de una titulación. 
• Utilizar apropiadamente estándares primarios. 
• Desarrollar destrezas básicas para titular. 
 
INTRODUCCIÓN 
Las titulaciones o valoraciones son una de las técnicas más comúnmente utilizadas en el 
laboratorio de química. Se utilizan para determinar la concentración de una sustancia en 
solución. La técnica se basa en añadir uno de los reactivos de la reacción química, hasta 
alcanzar el momento en que ambos compuestos se encuentren en concentraciones 
equivalentes y así se complete la reacción. 
Términos importantes en volumetría: 
• Titulación o Valoración: procedimiento mediante el cual se determina la concentración de 
un compuesto desconocido a partir de su reacción con uno de concentración conocida. Se 
mezclan cuidadosamente los reactivos hasta que la reacción entre ambos se complete. 
• Solución patrón, valorada o titulante: reactivo de concentración conocida con el que 
reacciona completamente el analito. Debe ser estable, reaccionar completa, rápida y 
selectivamente con el analito 
• Punto de equivalencia: momento durante la titulación donde la cantidad de titulante 
añadido es químicamente equivalente a la cantidad de analito en la muestra. No se puede 
determinar experimentalmente, pero se puede estimar observando algún cambio físico 
asociado con las características de la equivalencia. 
• Punto final: Cambio físico observado que se puede asociar con la condición de 
equivalencia química. 
• Error de titulación: la diferencia de volumen o masa entre el punto de equivalencia y el 
punto final de la titulación. 
• Retro-titulación: titulación donde se añade un exceso de solución patrón y después se 
valora el exceso de este, con un segundo reactivo patrón. En este caso, el punto de 
equivalencia corresponde alpunto en el que la cantidad de titulante inicial es 
químicamente equivalente a la cantidad de analito más la cantidad del titulante añadido en 
la retrotitulación. Es utilizada cuando la reacción entre el analito y el titulante es lenta o 
cuando la solución patrón es inestable. 
 
 21 
• Patrón “o estándar” primario: compuesto de alta pureza que sirve de referencia para una 
titulación. Soluciones de este patrón se preparan por pesada directa y disolución en el 
solvente adecuado. Son preferidos ya que involucran menos errores. Deben: 
✓ Estar disponible en forma pura o en un estado de pureza conocida 
✓ Ser fácil de secar 
✓ No debe ser higroscópico (no absorbe agua) 
✓ No debe perder peso o reaccionar al exponerse al aire 
✓ Ser soluble en el solvente de la titulación 
✓ Barato 
✓ Tener un peso molecular razonablemente alto para minimizar el error relativo 
asociado con la pesada. 
• Patrón secundario: dado que es difícil conseguir patrones primarios, estos son 
compuestos cuya pureza se ha determinado por medio de un análisis químico. Soluciones 
de estos patrones se preparan y necesitan ser analizadas para determinar su concentración 
real. 
• Indicador: permite identificar el punto final. Pueden ser aparición o desaparición de un 
color, cambio de color o turbidez, así como cambios en respuestas instrumentales tales 
como voltaje, corriente, etc. 
 
Volumetría puede basarse en varios tipos de reacciones: 
• Ácido- base (neutralización): envuelven la titulación de iones H+ y OH- producidos 
directa o indirectamente por el analito 
• Oxidación-Reducción (Redox): reacciones que involucran transferencia de electrones. 
• Precipitación: basadas en la precipitación del analito o algún reactivo que reaccione con 
el analito. Se determina el volumen necesario para ocasionar la precipitación. 
• Formación de complejos (complejimetría): se basan en la reacción entre ligandos y 
analitos formando complejos. Los ligandos reaccionan específicamente con la especie del 
analito, en reacciones de un solo paso y rápidas 
En este experimento se llevarán a cabo reacciones ácido-base, para valorar las soluciones 
preparadas y que se utilizarán posteriormente. 
Se determinará el punto final utilizando un indicador visual que es seleccionado para producir 
un cambio de color determinado al acercarse al punto de equivalencia. 
En el caso de reacciones de neutralización el ión H+ (procedente del ácido) reacciona con el 
ión hidroxilo (OH-) (procedente de la base), para producir agua y sal. Para una reacción de 
neutralización: 
aA + bB  sS + H2O 
 
 22 
en el punto de equivalencia, los moles de la base (B) son equivalentes a los moles del ácido 
(A) 
b
a
molesB
molesA
 
 
b moles A = a moles B 
y dado que Molaridad = mol / volumen, queda: 
b Ma Va = a Mb Vb 
 
a = moles estequiométricos del ácido b = moles estequiométricos de la base 
Ma = Molaridad del ácido Va = Volumen del ácido 
Mb = Molaridad de la base Vb = Volumen de la base 
 
Si se conoce la concentración de un ácido, mediante una titulación se puede determinar la 
concentración o molaridad de la base, utilizando la estequiometría de la reacción y viceversa. 
 
 
ANTES DE IR AL LABORATORIO 
• Averigüe las reacciones en la que se basan las titulaciones de este experimento. 
• Averigüe el cambio de color, y el pH al que ocurre, de los indicadores utilizados. 
• Prepare las ecuaciones que utilizará para llevar a cabo los cálculos durante la práctica. 
• Averigüe como preparar soluciones a partir de sólidos y de líquidos 
• Determine la cantidad de NaOH sólido que necesita para preparar 1 litro de la solución 
0.10 M de NaOH 
• Conociendo que el ácido concentrado tiene una concentración aproximada de 12 M, 
calcule el volumen de este que necesita para preparar 500 ml de una solución 0.1 M de 
HCl 
 
 
 
 
 
PROCEDIMIENTO 
 
Este experimento consta de dos secciones. En la primera parte se preparará y se analizará una 
solución de NaOH. La segunda parte se hará algo similar para la solución de HCl. Ambas 
soluciones serán utilizadas en futuros experimentos 
 
 
 23 
Materiales 
 
• Bureta • Matraces de 250 ml 
• Beakers • Matraz volumétricos de 1L y 500 ml 
• Pipetas y cilindro graduado (probeta) • Agua destilada 
• Espátula • Botellas de polietileno 
• Ftalato ácido de potasio, estándar primario • NaOH sólido 
• HCl 12N • Carbonato de sodio patrón 
• Fenolftaleina y anaranjado de metilo o verde de bromocresol, o azul de bromotimol 
 
 
A. Valoración de una solución de NaOH con ácido ftálico 
 
1. Preparación de una solución de hidróxido de sodio 
 
a) Pese la cantidad de NaOH sólido que calculó, en un beaker utilizando una balanza de 
platillos, agregue agua destilada para disolver este sólido. 
b) Transfiera esta solución a un matraz volumétrico de 1L y complete hasta la marca con 
agua destilada (Enrasar) (Utilice agua que ha sido destilada recientemente, para disminuir 
la presencia de carbonatos). (Si el agua no llena este requisito, hiérvala por 5 min., y 
déjela enfriar tapada). 
c) Mezcle el contenido del matraz volumétrico y transfiera a una botella de polietileno. 
Escriba en la botella su nombre, el contenido y deje espacio para escribir la concentración 
final. 
2. Preparación de la muestra de ftalato ácido de potasio KHp (KHC8H4O4) 
a) Prepare 3 matraces de 250 ml. 
b) Pese tres muestras por separado entre 0.2000 y 0.3000 g de ftalato ácido de potasio (PM: 
204.224 g/mol) estándar primario y transfiéralos a los tres matraces de 250 ml preparados 
c) Disuelva la muestra añadiéndole entre 15 y 25 ml de agua destilada y añada tres gotas de 
fenolftaleina como indicador. 
 
3. Valoración de la solución de NaOH 
 
a) Obtenga una bureta, lávela con jabón y agua y enjuáguela con agua destilada. 
b) Enjuague la bureta con una porción de 2-3 mL de hidróxido de sodio 0.1M previamente 
preparado en el paso 1 (Curar). Repita este paso 3 veces. Asegúrese de enjuagar la punta 
de la bureta también. 
 
 24 
c) Cierre la llave de la bureta y llénela con la solución de NaOH. Drene algo de la solución, 
para llenar la punta de la bureta. Asegúrese que no hay burbujas ni en la bureta ni en la 
punta de la bureta. Enrase a 0 ml. 
d) Coloque uno de los matraces, conteniendo el ftalato ácido de potasio que pesó y disolvió 
en el paso anterior, debajo de la bureta. Baje la punta de la bureta hasta la boca del 
matraz. 
e) Mueva el matraz con la mano derecha y controle la llave de la bureta con la mano 
izquierda. 
f) Continúe añadiendo el titulante lentamente hasta que aparezca un color rosado claro que 
persista por 30 segundos 
g) Anote el volumen utilizado y repita el procedimiento con las restantes dos muestras. 
h) Para cada titulación calcule la molaridad del hidróxido de sodio y anótelo en la libreta. 
i) Calcule la molaridad promedio y escríbala en la botella de polietileno y en su libreta. 
Determine los datos estadísticos de la Molaridad de la base 
 
 
B. Valoración de una solución de ácido clorhídrico 
 
 
1. Preparación de 0.1 M HCl 
 
a) Añada alrededor de 250 mL de agua destilada a un balón aforado (volumétrica) de 500 
ml 
b) Mida el volumen de HCl que calculó, utilice un cilindro graduado (probeta), y añádalo a 
la volumétrica que preparó en el paso 1. 
c) Tape, mezcle cuidadosamente y deje reposar un minuto 
d) Afore y vuelva a agitar. Deje la solución reposar hasta que llegue a temperatura ambiente. 
Cuando esté frío, transfiera a una botella de polietileno, lavada, curada e identificada 
 
2. Preparación del carbonato de sodio patrón (Na2CO3) 
 
a) Pese alrededor de 0.1000 g de carbonato de sodio (patrón primario) en un platito plástico. 
b) Transfiéralo cuantitativamente a un matraz limpio y curado con agua destilada. Anote la 
masa añadida. Repita este paso 3 veces. 
c) Añada aproximadamente 25 ml de agua a cada matraz para disolver el sólido 
d) Añada 2 gotas del indicador que se le asigne,a cada matraz 
 
 
 
 
 
 
 
 25 
 
3. Valoración del HCl 0.1 M 
 
a) Lave una bureta con agua y jabón, enjuáguela con agua destilada. 
b) Cure la bureta con 2-3 ml de la solución de HCl que va a valorar, recuerde la punta de la 
bureta. Repita 3 veces 
c) Llene la bureta con HCl a valorar. Verifique que la punta de la bureta este llena y libre de 
burbujas 
d) Coloque uno de los matraces conteniendo el carbonato de sodio patrón primario bajo la 
bureta y baje la punta de la bureta hasta colocarla dentro de la boca del matraz. 
e) Mueva suavemente el matraz que contiene el carbonato de sodio y añada titulante 
lentamente hasta alcanzar el punto final. 
f) Para cada titulación, calcule la molaridad del HCl. 
g) Calcule la molaridad promedio y escríbala en la botella de polietileno y en su libreta. 
Determine los datos estadísticos de la Molaridad del ácido. 
 
RESPONDA EN EL REPORTE 
1. Reporte las concentraciones de HCl y de NaOH obtenidas en este experimento. 
2. Explique porqué esas concentraciones no son exactamente 0.1000 M. 
3. ¿Por qué se puede utilizar una balanza de plato en lugar de la analítica, al preparar el 
NaOH, sin afectar la precisión o exactitud de sus resultados? 
4. ¿Por qué es necesario utilizar agua hervida o recientemente destilada para preparar el 
NaOH? ¿Qué reacción química esta involucrada? 
5. ¿Por qué es necesario valorar la solución de NaOH? 
6. ¿Por qué no se utiliza ftalato ácido de potasio en la valoración de HCl? 
7. ¿Cuál es la función de los indicadores utilizados? 
8. ¿Por qué se utilizan diferentes indicadores en las partes A y B del experimento? 
9. ¿Por qué no se afecta los resultados de la titulación al agregar agua para enjuagar la 
punta de la bureta o las paredes del matraz, durante la titulación? 
10. ¿Qué es una transferencia cuantitativa y cuál es su propósito? 
11. Un grupo de estudiantes obtuvo una concentración promedio de HCl de 0.0985 M. Si 
desean verificar la titulación, ¿cuántos gramos de Na2CO3 deben pesar, si desean 
utilizar 25 ml del ácido? 
 
 26 
EXPERIMENTO 3: DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD NEUTRALIZANTE DE UN 
ANTIÁCIDO COMERCIAL 
 
OBJETIVOS 
• Diferenciar entre titulación directa y retro-titulación 
• Describir técnicas de tratamiento de la muestra previo al análisis 
• Determinar cuantitativamente la capacidad de neutralización de antiácidos 
comerciales. 
• Analizar la efectividad de los antiácidos en función de la capacidad neutralizante 
determinada 
• Desarrollar destrezas básicas para titular 
 
INTRODUCCIÓN 
Los antiácidos comerciales son uno de los productos más vendidos en la industria 
farmacéutica. Se utilizan para contrarrestar la acidez estomacal o ácidos gástricos, ya que 
reaccionan con el ácido estomacal. Estos contienen bases tales como carbonato de calcio, 
carbonato de magnesio e hidróxido de magnesio como ingrediente activo. En muchos de ellos 
también se les añaden sabores artificiales, sustancias que pueden ayudar a calmar las paredes 
del estomago, agentes que evitan que la pastilla se disuelva con facilidad, etc. A pesar de esto 
la función principal del ingrediente activo es neutralizar o amortiguar el ácido presente en el 
estomago. 
Muchos de los ingredientes activos de los antiácidos no se disuelven en agua fácilmente, e 
incluso algunos reaccionan muy lentamente con ácidos, lo cual no es conveniente en una 
titulación. Por lo que se utilizará una valoración por retroceso (retro-titulación). 
En la retro-titulación que se llevará a cabo en el laboratorio, se añade un exceso de ácido 
(HCl) para que reaccione con el antiácido y la solución es calentada para acelerar la reacción 
y garantizar que se ha llevado a cabo completamente (estas condiciones simularán lo que 
ocurre en el estómago). Algo del ácido reaccionará con la tableta y otra porción del mismo 
sobrará. Para determinar la cantidad sobrante de HCl, se titulará el exceso de HCl con NaOH. 
Al restar la cantidad de HCl que sobró de la añadida inicialmente, se obtiene la cantidad de 
HCl que reaccionó completamente con el antiácido. De esta manera se puede obtener una 
medida exacta de la capacidad neutralizante del antiácido, que generalmente se define como: 
milimoles de HCl que reaccionan por gramo de antiácido presente. 
 
Antes de ir al laboratorio 
• Averigüe la ecuación de reacción en la que se basan las titulaciones de hoy, asumiendo 
que el antiácido contiene solo HCO3
- como ingrediente activo. 
• Averigüe el cambio de color, y el pH al que ocurre, del indicador utilizado 
• Haga la lista de los materiales que utilizará. 
 
 27 
 
PROCEDIMIENTO 
1. Obtenga una tableta de antiácido, anote su identificación: # o Nombre (incluya # de lote), 
pártala por la mitad y pese cada mitad en una balanza analítica. Necesitará 2 tabletas ya 
que debe llevar a cabo el experimento por triplicado. 
2. Transfiera la muestra a un matraz de 250 ml 
3. Añada 75 ml del HCl 0.1 M valorado en el experimento 2, utilizando un cilindro 
graduado, pero midiendo con sumo cuidado, ya que necesitamos conocer exactamente la 
cantidad de ácido añadida. Anote la cantidad que añadió en la libreta 
4. Caliente la solución hasta hervir, y mantenerla hirviendo por 5 min. (Probablemente 
queden pequeñas cantidades de sólido blanco, el cual no disolverá aún después de 
calentar). 
5. Enfríe la solución hasta que llegue a temperatura ambiente, añada 4 gotas de fenolftaleina 
y titule con la base estandarizada, hasta el primer color rosado permanente. 
6. Calcule la capacidad neutralizante del antiácido para cada una de las pruebas, y de este 
valor obtenga los datos estadísticos. 
 
REPORTE 
 
# de muestra Nombre del antiácido 
 
 Prueba 
 1 2 3 
Peso pastilla de antiácido 
Volumen añadido de ácido 
Lectura inicial de la bureta 
Lectura final de la bureta 
Volumen de NaOH usado 
¿Cuántos moles de HCl se 
añadieron al inicio del 
experimento en la muestra? 
 
¿Cuántos moles de NaOH 
reaccionaron con el sobrante de 
HCl? 
 
¿Cuántos moles de HCl 
reaccionaron con el antiácido? 
 
 
 28 
¿Cuántos milimoles de HCl 
reaccionaron con el antiácido? 
 
Calcule la capacidad 
neutralizante del antiácido 
 
Determine la capacidad neutralizante de un antiácido utilizando: 
antiacido degr 
onreaccionar que H de mmoles
..

NC 
Determine la estadística de la capacidad neutralizante del antiácido. 
En el informe incluya: 
1. ¿Qué es una titulación o valoración por retroceso? ¿Por qué se utilizan? 
2. ¿Qué volumen del HCl que usted añadió reaccionaron con el antiácido? 
Utilizando la Capacidad Neutralizante promedio que usted obtuvo, responda las preguntas 3 y 
4: 
3. ¿Cuántos ml de HCl serán necesarios para neutralizar 1 g de antiácido? 
4. Si el fabricante de la pastilla que ustedes utilizaron en el experimento recomienda 
utilizar 2 pastillas cada vez que se tienen los síntomas, asumiendo que cada pastilla 
pesa 1.4 gr. en total. 
a. ¿Cuántos milimoles de HCl se neutralizaran?, 
b. ¿Cuántos ml del HCl utilizado en el lab se neutralizarían? 
5. ¿Por qué se debe hervir la solución antes de la titulación? 
6. ¿Cómo serian los moles de HCl que reaccionan (mayores, menores o iguales) si la 
solución no se hierve? 
7. Un antiácido tiene una capacidad neutralizante de 3 milimoles H+/ gr. Comparando 
este antiácido con el que usted analizó. ¿Cuál de los dos es más efectivo para controlar 
la acidez? ¿Por qué? 
8. Si el antiácido esta expirado: 
a. ¿Afectará la precisión de sus resultados? 
b. ¿Afectará la exactitud de sus resultados al compararlos con los reportados de la 
fábrica? 
c. ¿Afectará la exactitud de sus resultados al compararlos con los que la profesora 
reportó al analizar el mismo lote de muestras ya expiradas? 
 
 29 
EXPERIMENTO 4: DETERMINACIÓN DE LA ALCALINIDAD DE SODA ASH 
 
OBJETIVOS: 
• Familiarizar al estudiante con el usode diferentes indicadores ácido-base, así como en el 
uso de alícuotas 
• Presentar una variación de una retro-titulación 
• Utilizar volumetría para determinar el porcentaje de pureza de una muestra sólida. 
 
INTRODUCCION. 
 
El carbonato de sodio, Na2CO3, fue utilizado en previos experimentos como patrón o estándar 
primario, ya que estaba disponible en elevada pureza. Sin embargo, no siempre es así, el 
carbonato de sodio crudo, mejor conocido como “soda ash”, es ampliamente utilizado en la 
preparación de vidrio, y como agente neutralizante para piscinas o durante procesos industriales. 
Se le denomina crudo ya que no se conoce su pureza exactamente, por lo que es necesario 
analizarlo. En este experimento se llevará a cabo la titulación de muestras de soda ash con el 
ácido clorhídrico previamente preparado y valorado. Se utilizará anaranjado de metilo (o rojo de 
metilo) como indicador para determinar la alcalinidad total de la muestra desconocida, la cual 
mayormente es dada por el carbonato de sodio. Pequeñas cantidades de hidróxido de sodio y 
bicarbonato de sodio también pueden estar presentes. Los resultados son regularmente 
expresados en términos de % de carbonato de sodio u óxido de sodio. 
 
PROCEDIMIENTO 
 
A. Preparación de la muestra 
 
1. Pese alrededor de 0.400 g de la muestra de soda ash previamente seca por 2 horas y 
colóquela dentro de un beaker de 250 ml 
2. Disuelva la muestra en 25 ml de agua destilada 
3. Transfiera la solución a un matraz volumétrico de 100 ml, enjuague el matraz varias veces 
con pequeñas porciones de agua destilada y añada estos enjuagues al matraz volumétrico. 
Esto se conoce como transferencia cuantitativa. 
4. Diluya hasta la marca y cuidadosamente mezcle el contenido 
 
B. Titulación utilizando rojo de metilo como indicador 
 
1. Pipetée una alícuota de 25 ml de la solución preparada en el paso A, a un matraz de 250 ml 
limpio y añádale 2 gotas del indicador rojo de metilo. Repita con dos alícuotas adicionales de 
la muestra. 
2. Titule cada muestra con HCl 0.1000 M previamente valorado 
3. Tan pronto la solución se vuelva rojiza añádale 1 ml de HCl en exceso. (Rojo de metilo es 
amarillo en medio básico y rojo en medio ácido). Anote el volumen de HCl que añadió 
 
 30 
4. Caliente la solución resultante y déjela hervir suavemente por 5 min. Tenga cuidado que no 
se seque. 
5. Enfríe a temperatura ambiente (NOTA: si no hay suficiente ácido presente para transformar 
el carbonato a ácido carbónico, el indicador volverá a su color original en medio básico 
(amarillo)) 
6. Si no hay suficiente ácido presente y su solución volvió a su color amarillo, continúe 
titulando con la solución ácida de HCl, pero si la solución tiene exceso de ácido, se tornará 
rojiza y se mantendrá de este color, por lo que continúe titulando con la solución de NaOH 
0.1000 M previamente estandarizada. 
7. Calcule el % de Na2CO3 en la muestra. Reporte el % de Na2CO3 promedio y todos los 
cálculos estadísticos de este dato. 
 
REPORTE 
Nombre de la muestra y #: 
 
 Prueba # 
 1 2 3 
Volumen de la alícuota 
A. Titulación con ácido Valorado 
Lectura inicial de la 
bureta 
 
Lectura final de la bureta 
Volumen de ácido usado 
B. Titulación con base valorada 
Lectura inicial de la 
bureta 
 
Lectura final de la bureta 
Volumen de base usado 
% Na2CO3 
 
1. ¿Por qué es necesario calentar la solución? 
2. ¿Por qué se utiliza rojo de metilo como indicador, en lugar de fenolftaleína como en 
experimentos anteriores? 
3. ¿Qué es una alícuota? ¿Cuál es la ventaja de utilizarla? 
4. ¿Que tipo de estándar es el ácido clorhídrico en esta titulación? 
5. ¿Cómo sería el % de Na2CO3 (mayor, menor o igual) si un estudiante olvidó curar la 
pipeta con la que tomó la alícuota? 
 
 31 
 
EXPERIMENTO 5: TITULACIÓN DE NEUTRALIZACIÓN UTILIZANDO UN MEDIDOR DE 
PH. COMPARACIÓN DE MÉTODOS 
 
OBJETIVOS 
• Utilizar medidores de pH para llevar a cabo titulaciones de neutralización 
• Valorar un ácido fuerte, utilizando las medidas de pH como indicadores 
• Comparar este tipo de titulación con aquellas donde se utiliza un indicador visual 
• Manejar apropiadamente electrodos de vidrio para medir el pH 
• Obtener información de una curva de titulación que permita determinar la concentración del 
analito 
• Calibrar un medidor de pH. 
• Utilizar pruebas estadísticas para comparar resultados 
 
INTRODUCCION 
Las titulaciones de neutralización están basadas en la reacción entre un ácido (HxA) y una base 
(B(OH)y) para obtener sal y agua: 
y HxA (aq) + x B(OH)y (aq)  x*yH2O (l) + BxAy(aq) 
En el punto de equivalencia de la titulación, los equivalentes de ácido son iguales a los de la 
base: 
EqHA = Eq BOH 
Transformando esto en moles: 
x
y
moles
Amoles

y
x
B(OH) 
H 
 
y por lo tanto, en el punto de equivalencia: yx B(OH) *H * molesyAmolesx  
En el caso de tener solo un equivalente, x y y son igual a 1, por lo que se cumple que:: 
Moles HA = moles BOH 
Ma * Va = Mb * Vb 
Para identificar el punto final de las titulaciones se pueden utilizar indicadores visuales, como los 
usados en previas experiencias (fenolftaleina, verde de bromocresol, etc.). Muchas reacciones 
pueden incluir reactivos ya coloreados, soluciones opacas o turbias, lo que limita el uso de 
indicadores visuales. En esos casos, se recomienda utilizar otros métodos como las titulaciones 
potenciométricas. En este experimento se utilizará un medidor de pH para detectar los cambios 
de pH a lo largo de la neutralización. Se utilizará una gráfica (curva de titulación) para identificar 
el punto de equivalencia 
 
 32 
A. Titulación de un ácido fuerte con base fuerte 
En el punto de equivalencia, los equivalentes de ácido son iguales a aquellos de la base, por lo 
que se entiende que no hay ninguno de los reactivos presentes. Dada esta situación el pH de la 
solución viene dado por los productos de la reacción: la sal y el agua. La sal proviene de un ácido 
y base fuerte por lo que no sufre hidrólisis, por lo tanto el pH en el punto de equivalencia viene 
dado solo por la disociación del agua: 
2H2O(l)  H3O
+(aq) + OH-(aq) 
La constante de equilibrio de esta reacción corresponde a la constante de disociación del agua: 
Kw = [H3O
+] [ OH-] = 1 x 10-14 
Dado que la concentración de iones OH- es igual a la de iones H3O
+, se puede aproximar que 
[H3O
+] = 1 x 10-7 M, por lo tanto el pH de esta solución en el punto de equivalencia es 7. 
Al graficar el pH vs. el volumen de base añadido, queda: 
 
Titulación potenciométrica 
Este tipo de titulaciones se basan en la medición del potencial de una celda electroquímica, 
compuesta de dos electrodos. Uno de los electrodos es selectivo a H3O
+ y el otro es un electrodo 
de referencia. La diferencia de potencial entre ambos electrodos, después de calibrarlo, es el pH. 
El electrodo más comúnmente utilizado para determinar pH es el electrodo de membrana de 
vidrio. En este un cambio en la concentración de hidrónio causa un cambio en la composición de 
la membrana de vidrio, y por lo tanto un cambio en el potencial, el cual es proporcional al pH. 
Dado que cada electrodo de vidrio es diferente, es necesario calibrar el mismo utilizando al 
menos dos soluciones de pH conocido. Durante una titulación potenciométrica se monitorea el 
cambio de potencial en la celda, a medida que se añade el titulante. 
 
Curva de titulación de un ácido fuerte con 
base fuerte 
0 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
8 
9 
10 
11 
12 
13 
14 
15 20 25 30 
Vol de base añadido (ml) 
p
H
 
Punto de equivalencia 
pH=7 
Figura 1. Curva de titulación de un ácido fuerte con una base 
fuerte 
 
 33 
Para realizar la titulación, los electrodos se colocan en la solución de la muestra, la cual se 
mantiene en continua agitación con un agitador magnético. La bureta se coloca de tal manera que 
el titulante se añada a la muestrasin salpicar. El pH se mide antes de agregar titulante, se añade 
este, y luego se anota el pH. El pH debe permanecer constante por 30 s antes de tomar una 
lectura. La titulación se continúa aun después de alcanzar el punto de equivalencia hasta que no 
se aprecie cambio significativo en el pH con la adición de titulante. 
El siguiente es un diagrama del equipo a utilizarse: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determinación del punto de equivalencia en una curva de titulación. 
 
Un ejemplo de una curva de titulación se observa en la figura 1. El punto de equivalencia 
corresponde a la sección donde se aprecia un cambio mayor de pH. En el punto de equivalencia 
la pendiente de la curva no cambia, por lo que se conoce como punto de inflexión. Hay varios 
métodos para determinar el punto de equivalencia. 
• Método de estimación gráfica: se determina el punto medio de la sección donde se aprecia un 
cambio mayor de pH (el centro). 
• Método de la primera derivada: se calcula pH/ml para cada par de datos, y se grafica vs. 
el promedio de los dos volúmenes usados en el calculo anterior. Donde pH = pH2 –pH1 y 
ml=V2 –V1. El punto final ocurre en el volumen donde pH/ml tiene el valor máximo. 
• Método de la segunda derivada: se calcula 2pH/ml2 para cada par de datos, y se grafica vs. 
el promedio de los dos volúmenes usados en el calculo anterior. Donde 2pH = (pH/ml)2 –
(pH/ml)1 y ml
2=V2 –V1. El punto final ocurre en el volumen donde 
2pH/ml2 es 
igual a cero. 
 
 pH 
read cal ON/OFF 
Bureta 
Soporte 
Medidor de pH 
Electrodo 
Beaker 
Agitador 
Magnético 
AG 
Figura 2. Diagrama del sistema para llevar a cabo una 
titulación potenciométrica 
 
 34 
PROCEDIMIENTO 
A. Titulación de ácido fuerte con base fuerte 
 
1. Pipetear 10 ml de ácido clorhídrico 0.1000 M, preparado en el experimento #2, y añádalo a 
un beaker alto de 150 ml, (limpio y enjuagado con agua destilada). 
2. Anote la molaridad promedio del HCl y NaOH que obtuvo en el experimento #2. 
3. Lave una bureta y cúrela con pequeñas porciones del hidróxido de sodio 
4. Llene la bureta con el hidróxido de sodio y asegúrese que no hay burbujas en la punta 
5. Anote el volumen inicial de la bureta en su libreta. 
6. Coloque el beaker en una plancha para agitar. Coloque el electrodo del medidor de pH de tal 
manera que esté sumergido en la solución. Añada un agitador magnético, y asegúrese que 
este no golpea el electrodo cuando se mueve. 
7. Coloque la bureta conteniendo el NaOH, justamente dentro del beaker, con la punta cerca 
del nivel del líquido, pero que no toque el mismo. 
8. Comience a añadir lentamente porciones de 0.5 a 1 ml de titulante, agitando continuamente 
con el agitador magnético. Anote el volumen añadido y el pH para cada lectura. 
9. Cuando las lecturas sucesivas de pH comiencen a aumentar rápidamente, añada el titulante en 
porciones pequeñas (0.1 – 0.2 ml) hasta que las lecturas de pH vuelvan a parecerse entre sí en 
el área básica. 
10. Cuando esto suceda agregue de nuevo el titulante en intervalos de 1.0 ml, hasta alcanzar por 
lo menos 5 medidas después de alcanzado el punto de equivalencia. 
11. Repita este procedimiento con 2 muestras más de ácido clorhídrico. 
 
EJEMPLO DE TABLAS: 
A. Titulación de ácido fuerte con base fuerte 
 
Molaridad de la solución de NaOH obtenido en el exp. #2: 
Molaridad de la solución de HCl obtenido en el exp. #2: 
Primera Determinación 
Volumen 
de NaOH 
añadido 
pH 
 
 
 
NOTA: La tabla será más larga, prepárela mientras trabaja en el lab. 
 
 35 
CALCULOS y Análisis de Resultados 
A. Titulación de ácido fuerte con base fuerte 
1. Grafique la curva de titulación: pH vs. Volumen de base añadida para cada titulación 
2. Determine el punto final de la titulación gráficamente. A partir de allí determine el Volumen 
de NaOH que se necesita en el punto de equivalencia 
3. Calcule la concentración molar del HCl en cada una de las titulaciones, utilizando el gráfico 
de la curva de titulación. Determine los datos estadísticos de este análisis. 
4. Método de la primera derivada. Grafique pH/ml vs. V’ y determine el punto de 
equivalencia para cada titulación. (El libro explica muy bien cómo hacer estas gráficas) 
5. Calcule la concentración molar del HCL en cada una de las titulaciones utilizando el gráfico 
de la primera derivada. Determine los datos estadísticos de este análisis. 
6. Comparando método gráfico vs. método de la primera derivada. Compare el promedio y 
desviación estándar de la concentración del ácido, obtenido de la curva de la primera 
derivada (paso 5) con el promedio y desviación estándar obtenidos de la curva de titulación 
(paso 3). 
• ¿Son estos valores estadísticamente iguales dentro de un 95% de confianza? (Utilice 
la t de student para comparar estos datos) 
• Explique los resultados obtenidos: ¿son iguales o diferentes? ¿Por qué? 
• ¿Cuál método fue más preciso? 
7. Comparando método potenciométrico con uso de indicadores. Compare el promedio y 
desviación estándar obtenido de las gráficas de primera derivada con el promedio y 
desviación estándar obtenidos en el experimento #2 (En caso que utilizara el mismo ácido). 
• ¿Son estos valores estadísticamente iguales dentro de un 95% de confianza? (Utilice 
la t de student para comparar estos datos) 
• Explique los resultados obtenidos: ¿son iguales o diferentes? ¿Por qué? 
• ¿Cuál método fue más preciso? 
• ¿Cuál recomendaría para análisis rutinario? 
8. De los datos obtenidos para la primera vez que valoró el HCl utilizando este método y de la 
curva de titulación, calcule la [H+] y la [OH-] de los siguientes puntos: 
Volumen de NaOH (ml) Primera Determinación 
 pH [H+] [OH-] 
0.0 
1 ml antes del punto de equivalencia 
Punto de equivalencia 
1.0 ml después del punto de equivalencia 
Último volumen usado experimentalmente 
 
 36 
EXPERIMENTO 6: TITULACIÓN DE NEUTRALIZACIÓN UTILIZANDO UN MEDIDOR DE 
PH CONECTADO A UNA COMPUTADORA. 
 
OBJETIVOS 
• Utilizar medidores de pH para llevar a cabo titulaciones de neutralización 
• Valorar ácidos, utilizando las medidas de pH como indicadores 
• Comparar este tipo de titulación con aquellas donde se utiliza un indicador visual 
• Comparar las ventajas y desventajas del uso de la tecnología en este tipo de titulación. 
• Identificar las curvas de titulación, y las diferencias existentes en estas cuando se neutraliza 
un ácido fuerte o un ácido débil. 
 
INTRODUCCION 
Las titulaciones de neutralización están basadas en la reacción entre un ácido (HxA) y una base 
(B(OH)y) para obtener sal y agua: 
y HxA (aq) + x B(OH)y (aq)  x*yH2O (l) + BxAy(aq) (a) 
En el punto de equivalencia de la titulación, los equivalentes de ácido son iguales a los de la 
base: 
EqHA = Eq BOH (b) 
Transformando esto en moles 
x
y
moles
Amoles

y
x
B(OH) 
H 
 
 
(c) 
 
y por lo tanto, en el punto de equivalencia: 
yx B(OH) *H * molesyAmolesx  (d) 
En el caso de tener solo un equivalente, x y y son igual a 1, por lo que se cumple que: 
Moles HA = moles BOH (e) 
Ma * Va = Mb * Vb (f) 
Para identificar el punto final de las titulaciones se pueden utilizar indicadores visuales, como los 
usados en previas experiencias (fenolftaleina, verde de bromocresol, etc). Muchas reacciones 
pueden incluir reactivos ya coloreados, soluciones opacas o turbias, lo que limita el uso de 
indicadores visuales. En esos casos, se recomienda utilizar otros métodos como las titulaciones 
potenciométricas. En este experimento se utilizará un medidor de pH para detectar los cambios 
de pH a lo largo de la neutralización. Se utilizará una gráfica (curva de titulación) para identificar 
el punto de equivalencia 
 
Titulación de un Ácido Débil con Base fuerte 
Como ejemplo se estudiará el ácido acético, C2H3O2H, que es un ácido débil, Ka = 1.8 * 10
-5. 
 
 37En el punto de equivalencia ha desaparecido casi completamente el ácido: 
C2H3O2H + OH
-  C2H3O2
- + H2O (g) 
Por lo que el pH en el punto de equivalencia es establecido las reacciones que sufran los 
productos de la reacción. Cuando reacciona un ácido débil con una base fuerte, en el punto de 
equivalencia existirán la base conjugada del ácido (ión acetato) y agua. El agua reacciona 
disociándose: 
2H2O(l)  H3O
+(aq) + OH-(aq) (h) 
 mientras que la base conjugada del ácido también reacciona: se hidroliza 
C2H3O2
- + H2O  C2H3O2H + OH
- (i) 
Dado que la cantidad de OH- y el H3O
+ producido por la hidrólisis del agua es muy pequeña (10-
7 M), se puede aproximar que la hidrólisis del ión acetato es predominante, por lo que la solución 
en el punto de equivalencia tiene una mayor concentración de iones OH- como se presenta en la 
reacción (i), y por lo tanto el pH de esta solución es mayor que 7 en el punto de equivalencia. 
 
En el experimento pasado se discutió la teoría de titulaciones potenciométricas, las 
características del electrodo de membrana de vidrio utilizado para determinar el pH y los 
métodos para identificar el punto de equivalencia. Se recomienda revisar esa teoría. A diferencia 
del experimento anterior, aquí se utilizarán sensores de pH conectados a una computadora con un 
sistema de adquisición de datos. 
 
Curva de titulación de ácido débil con una 
base fuerte 
4 
5 
6 
7 
8 
9 
10 
11 
12 
13 
14 
10 15 20 25 30 35 
Vol. de base añadida (ml) 
pH 
Figura 3. Curva de titulación de un ácido fuerte con una base 
fuerte 
 
 38 
 
 
PROCEDIMIENTO 
A. Instalando el sistema de medición de pH con interfase a la computadora 
1. Se le proveerá un equipo de sensores e interfase. Identifique el sensor de pH (CI-6507A), 
la interfase (CI-6760) y el conector del sensor. 
2. Conecte la interfase a la computadora con el USB serial Converter (CI-6759). Enchufe la 
interfase. 
3. Encienda la interfase y luego la computadora 
4. Conecte el sensor de pH al amplificador. El sensor de pH tiene un enchufe tipo BCN, 
para conectarlo colóquelo en el receptáculo y gírelo en el sentido de las agujas del reloj, 
hasta que caiga en su posición. Tenga cuidado ya que el sensor de pH está sumergido en 
una solución amortiguadora. Trate que se mantenga así. 
5. Conecte el DIN del amplificador del sensor de pH al Canal Análogo A de la interfase. 
6. En la computadora, siga los siguientes pasos: 
a. Busque el fólder Lab. Analítica en el desktop 
b. Abra el fólder. Haga doble clic en el archivo “Titulación” 
c. Se abrirá una página en la cual verá un display de Dígitos, una tabla y un gráfico 
de pH vs. Volumen. En caso contrario, por favor notifique a la profesora. 
Bureta 
Soporte 
Conector al Sensor 
Electrodo 
Beaker 
Agitador 
Magnético 
AMG 
Interfase 
Figura 4. Diagrama del sistema para llevar a cabo una titulación potenciométrica utilizando sensores y 
computadoras 
 
 39 
 
B. Calibrando el sensor 
 
Igual que los otros medidores de pH, este sensor debe ser calibrado utilizando soluciones 
amortiguadoras de concentración conocida. 
 
1. Coloque el sensor en un beaker de 250 ml con agua destilada. Prepare una botellita con 
agua destilada para enjuagar el sensor. 
2. En el programa abra la ventada de “Experiment Setup” 
3. Haga doble clic en el icono sensor de pH. 
a. Abrirá una ventana con tres pestañas: General, Calibration y Measurements 
b. Abra la ventana de Calibration 
i. En esta ventana aparece una lectura de voltaje, y esa se correlacionará con 
el pH de la solución amortiguadora. 
4. Sumerja el medidor en la solución amortiguadora de mayor pH 
5. Vigile la lectura de voltaje que aparece en la ventana. Cuando este voltaje se estabilice, 
presione “Take Reading” bajo “HIGH POINT” 
6. Donde dice VALUE en HIGH POINT, incluya el valor de pH de la solución 
amortiguadora que usted utilizó. Ya calibró a pH alto. 
7. Enjuague el electrodo con agua destilada. 
8. Sumerja el medidor en la solución amortiguador de menor pH 
9. Vigile la lectura de voltaje que aparece en la ventana. Cuando este voltaje se estabilice, 
presione “Take Reading” bajo “LOW POINT” 
10. Donde dice VALUE debajo de LOW POINT, incluya el valor de pH de la solución 
amortiguadora que usted utilizó. Ya calibró a pH bajo 
11. Coloque el electrodo en el beaker con agua destilada. 
12. Presione OK para regresar a la pagina de Experiment Setup 
 
 
C. Titulación potenciométrica de un ácido orgánico 
1. Obtenga una muestra de un ácido orgánico (ácido débil). Anote el # de la muestra y 
pregunte el peso molecular del mismo. 
2. Pese entre 0.1000 y 0.2000 g de la muestra. Anote el peso 
3. Transfiera cuantitativamente el sólido a un beaker alto de 150 ml, limpio. Agregue agua 
hasta completar alrededor de 30 ml y asegúrese que el ácido se disolvió completamente. 
4. Coloque el beaker en una plancha para agitar. Coloque el electrodo del medidor de pH de 
tal manera que esté sumergido en la solución. Añada un agitador magnético, y asegúrese 
que este no golpea el electrodo cuando se mueve. 
5. Prepare una bureta con el NaOH preparado por su grupo. 
6. Titule con el hidróxido de sodio siguiendo las indicaciones del manejo de datos que se 
explica a continuación. 
7. Repita este análisis 2 veces más. 
 
 
 40 
D. Adquisición de datos – Titulación de Ácido-Base 
1. Acomode las ventanas de Data Studio para poder ver la Tabla y la lectura de pH. 
2. Cuando esté listo para comenzar, coloque el electrodo en la solución que va analizar. 
3. Cuando el valor del pH se estabilice, presione el botón KEEP. Escriba 0.00 ml en la 
ventana que aparecerá. 
4. Baje 0.5 ml de NaOH. 
5. En la pantalla que aparece anote el volumen de NaOH como 0.50 ml 
6. Cuando el valor del pH se estabilice, presione el botón KEEP. Anote el volumen leído en 
la bureta (1ml) 
7. Continúe bajando el NaOH, en incrementos de 0.5 ml aproximadamente. 
a. Recuerde anotar el volumen de NaOH después de guardar el pH. 
8. Cuando se llegue a un pH estable en área básica, presione el botón STOP. 
9. Apague el agitador magnético, remueva el electrodo de la solución, enjuague el sensor de 
pH y déjelo en el beaker con agua destilada. 
 
D. Analizando los datos 
1. Exporte los datos de la siguiente manera para procesarlos posteriormente por EXCEL. 
Guárdelos en un floppy, pen-drive o CD, no los guarde en la computadora, ya que los 
perderá. Para ello: 
a. En “FILE” busque “EXPORT” 
b. Ubique su floppy o pen drive, asígnele un nombre que pueda reconocer, y luego 
presione “SAVE” 
c. Puede copiar los datos de la tabla y la gráfica usando “copy” luego de seleccionarlos 
y llevándoselos a Excel. 
 
CALCULOS y ANALISIS DE RESULTADOS 
 
1. Obtenga la curva de titulación: grafique el pH vs. el volumen de base añadido, 
2. Determine el punto final de la titulación utilizando el método de la primera derivada. 
Determine el Volumen de NaOH necesario para alcanzar el punto de equivalencia. 
3. Determine los moles de NaOH necesarios para alcanzar el punto de equivalencia 
4. Calcule los moles del ácido 
5. Utilizando el PM del ácido, determine los gramos del mismo en la muestra. 
6. Calcule % p/p de ácido en el desconocido. 
7. Reporte todos los datos estadísticos del % p/p de ácido. 
 
 41 
INCLUYA EN EL REPORTE 
 
1. De los datos obtenidos, y solo para la primera titulación, calcule la [H+] y la [OH-] de 
los siguientes puntos de la curva de titulación: 
 
Volumen de NaOH (ml) Primera Determinación 
 pH [H+] [OH-] 
0.0 
1 ml antes del punto de 
equivalencia 
 
Punto de equivalencia 
1.0 ml después del punto de 
equivalencia 
 
Último volumen usado 
experimentalmente 
 
 
2. ¿Qué ventajas presenta el utilizar medidores de pH para determinar el punto de final 
de una titulación, cuando se compara con los indicadores visuales? 
3. ¿Qué desventajas presenta el método utilizado en el experimento? 
4.Describa las características del electrodo utilizado en este experimento. ¿Cómo está 
formado y cuales son sus ventajas y desventajas? 
5. Identifique las diferencias entre titulación de un ácido fuerte y uno débil. 
6. Dibuje la curva de titulación de un ácido que tenga dos protones para neutralizar. 
 
 42 
EXPERIMENTO 7: DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DEL AGUA 
 
OBJETIVOS 
▪ Utilizar reacciones de formación de complejos para la determinación de calcio 
▪ Realizar la determinación de calcio en muestras de agua reales 
▪ Utilizar blancos para identificar reacciones entre los reactivos, para corregir errores de 
titulación o para identificar el punto final. 
▪ Preparar un estándar y valorar una solución que posteriormente se utilizará para analizar 
muestras reales. 
 
INTRODUCCION 
 
El agua que contiene ciertos minerales disueltos en concentraciones relativamente altas se 
denomina “dura”. Si bien esta agua no es dañina para la salud, hay dos problemas asociados con 
ella. Primero, el agua dura contiene ciertos cationes que forman compuestos insolubles con 
jabones. Estos compuestos reducen la capacidad limpiadora del jabón, y al mismo tiempo, 
resultan en la formación de “soap scum”, jabón adherido en ropa, bañeras y lavabos. En el caso 
que Fe3+ este presente, el precipitado es color marrón-rojizo. Segundo, el agua dura produce la 
precipitación de sólidos insolubles en tuberías, calentadores, etc. lo cual puede causar serios 
daños. 
Los iones responsables de la dureza del agua son Ca2+, Mg2+, Fe3+ y HCO3
-. El propósito de este 
experimento es determinar la dureza permanente (aquellos iones que no se eliminan con 
calentamiento) del agua, utilizando titulación con una solución estándar de ácido 
etilendiaminotetracético (EDTA). Este ácido es un ligando polidentado que reacciona 
selectivamente con cationes metálicos en solución, incluyendo Ca2+, Mg2+, Fe3+. Muchos de los 
complejos formados son muy estables, y por lo tanto, el uso de EDTA como titulante en análisis 
químico ha encontrado muchas aplicaciones. La estructura del EDTA es: 
 
CH2 CH2 NN
C
C
C
C
OH
O
O
OH
OH
O
OH
O
Acido Etilendiamintetraacético, EDTA 
H4Y
 
Figura 5. Estructura del Ácido Etilendiaminetetracético - H4Y 
 
 
 
 
 43 
Generalmente, se abrevia como H4Y, si tiene todos los protones. Dado que es un ácido 
poliprótico, la distribución de las formas disociadas y sin disociar varía considerablemente con el 
pH. A pH mayor de 12 (como el que utilizaremos en este experimento) la especie predominante 
es Y4-, el cual forma complejos muy estables con iones metálicos. La relación es 1 a 1: 
Mn+ + Y4  MYn-4 (a) 
La mayoría de las titulaciones ión metálico-EDTA se llevan a cabo en soluciones alcalinas, dado 
que, pero aunque los complejos formados son muy estables, estos pueden disociarse en presencia 
de ácidos. La reacción de titulación depende entonces del pH de la solución. En la práctica, un 
exceso de un amortiguador inerte tal como NH3/NH4Cl, es utilizado para mantener el pH en el 
valor deseado. Adicionalmente, NH3 forma complejos estables con algunos metales como: Cd
2+, 
Cu2+, Ni2+ y Zn2+, evitando de esta manera que estos precipiten como hidróxidos. 
Como indicador se utiliza un indicador metalocrómico, caracterizado por formar complejos 
estables y muy coloreados con la mayoría de los iones metálicos de interés. 
Ca2+ + Negro de Eriocromo T  Ca[Negro de Eriocromo T]2+ (b) 
Los iones metálicos forman el complejo con EDTA preferiblemente. Al añadir EDTA a esta 
solución, se rompe el complejo Ca(Negro de Eriocromo T)2+ y forma un complejo más estable 
con EDTA: 
Ca(Negro de Eriocromo T)2+ + Y4- CaY2- + Negro de Eriocromo T 
Rojo-vino Azul 
(c) 
De esta manera, la forma libre de complejo del Negro de Eriocromo T aumenta en concentración 
a medida que es desplazada por el EDTA. Cuando se alcanza el punto final, queda muy poco 
complejo Ca(Negro de Eriocromo T)2+ y el color azul del indicador libre predomina. 
En este experimento se valorará el EDTA y luego este se utilizará para analizar muestras reales 
de agua. Se preparará un blanco para ayudar a identificar el color del indicador en el punto de 
equivalencia, identificar si el agua destilada y los reactivos utilizados contienen alguno de los 
metales iónicos, y determinar si el titulante reaccionaron el indicador (y por cuanto). 
 
PROCEDIMIENTO 
A. Las siguientes soluciones ya estarán preparadas: 
1. EDTA 
2. Solución amortiguadora 
3. Indicador negro de eriocromo T. 
 
B. Preparación de solución de calcio patrón 
1. Pese alrededor de 0.1000 g de carbonato de calcio patrón primario. Anote el valor en su 
libreta. 
2. Transfiera cuantitativamente el sólido a un beaker pequeño y añádale alrededor de 20 ml de 
agua destilada. 
3. Añada gota a gota HCl 6M, hasta que cese la efervescencia, desaparezca todo el sólido 
blanco y la solución se vea transparente. 
 
 44 
4. Transfiera cuantitativamente esta solución a un matraz aforado de 100 ml. 
5. Enrase con agua destilada hasta la marca y mezcle la solución cuidadosamente. 
6. Con los gramos de carbonato de calcio que pesó y el volumen total preparado, calcule la 
molaridad de la solución patrón de Ca2+. 
 
C. Preparación de un blanco 
1. Cure una bureta de 50 ml con solución de EDTA asignada. Llénela con EDTA, (recuerde 
anotar el número de esta solución) y enrase a 0 ml. Lea el volumen con una precisión de 0.01 
ml 
2. En un matraz de 250 ml, limpio, añada 25 ml de agua destilada, 1.5 ml de la solución buffer. 
Utilice cilindros graduados o goteros (1 ml equivale a 20 gotas). 
3. Añádale 5 gotas de la solución indicadora Negro de Eriocromo T. (Agítelo antes de añadirlo) 
4. Titule esta solución hasta obtener el color azul esperado, que corresponde al indicador sin 
acomplejar. 
5. Anote cuánto volumen de EDTA reaccionó con el indicador. Utilice este valor para corregir 
los volúmenes de EDTA utilizados en la titulación de la muestra. 
6. Si utilizó un volumen de EDTA > 0.03 ml, repita este procedimiento 2 veces más, calcule el 
promedio de dichos volúmenes, y utilice este promedio será utilizado para corregir los 
volúmenes de titulante que se utilizarán en el resto del análisis. 
NOTA: si usted añadió el indicador justo antes de titular, continúe de esta manera en el resto del 
experimento. El indicador puede reaccionar con el EDTA, en mayor o menor proporción si lo 
añade en diferentes puntos de la titulación. De esta manera garantiza homogeneidad en sus 
resultados. 
D. Estandarización de solución titulante EDTA 
1. Enjuague una pipeta volumétrica de 10 ml con pequeñas porciones de solución patrón de 
Ca2+ preparada en la parte B. 
2. Pipetee una alícuota de 10 ml de esta solución en un matraz de 250 ml, limpio 
3. Añádale 1.5 ml de solución amortiguadora NH3-NH4Cl. (Utilice un cilindro graduado o 
gotero) 
4. Añádale 5 gotas de la solución indicadora Negro de Eriocromo T. (Agítelo antes de añadirla). 
5. La bureta ya la tiene llena con EDTA, por lo que puede volver a enrasarla a 0 ml o anotar la 
posición del menisco antes de continuar (lectura de la bureta). 
6. Titule la solución de Ca2+ con EDTA hasta que se alcance el punto final de la titulación. 
7. Repita este procedimiento por lo menos 2 veces más. 
8. Calcule la concentración de EDTA como sigue: 
MEDTA * VEDTA = MCa
2+ * VCa
2+ (d) 
Donde el VEDTA es el volumen utilizado en la titulación, la MCa
2+ fue la obtenida en la parte 
B y el VCa
2+ corresponde a la alícuota utilizada (en este caso 10 ml). 
 
 45 
E. Determinación de la dureza de una muestra de agua (como ppm de CaCO3) 
1. Anote el # de muestra o la fuente de origen de la muestra que se le asignó. Permítale que 
llegue a temperatura ambiente. 
2. Enjuague muy bien una pipeta de 25 ml con agua y jabón y agua destilada. Cúrela con la 
muestra. 
3. Pipetee 25 ml de la muestra en un matraz de 250 ml limpio y enjuagadocon agua destilada. 
4. Añada 1.5 ml de la solución amortiguadora 
5. Añada 5 gotas del indicador Negro de Eriocromo T. (Agítelo antes de añadirlo) 
6. Anote el volumen inicial de EDTA en la bureta. 
7. Titule la muestra con EDTA, hasta que el color de la solución cambie del púrpura-vino al 
azul. Cerca del punto final, enjuague las paredes del matraz con agua destilada y añada el 
EDTA en gotas. 
8. Repita la titulación por lo menos 2 veces más. 
9. Determine la dureza del agua en partes por millón (ppm) de CaCO3 
 
CALCULOS 
Dado que no es conveniente reportar la dureza del agua como la concentración de cada catión 
presente, se asume que toda es debida a la presencia de iones de Ca2+, en la forma de CaCO3. La 
concentración puede ser presentada en términos de molaridad de CaCO3, pero en general se 
presenta en ppm de CaCO3: 
agua de muestra ml 25
añadidosEDTA ml * 
EDTA
M
Ca
M 2 
 
(e) 
g
mg310*
3
CaCO mol 1
3
CaCO g 100.1
*
2Ca mol 1
3
CaCO mol 1
*
2Ca
M
3
CaCO
l 

















mg
 
 
(f) 
 
RESULTADOS 
A continuación se presenta un ejemplo de las tablas que deben tener en su libreta de laboratorio y 
que pueden incluir en su reporte. 
B. Cálculo de la concentración de calcio patrón 
grs. de carbonato de calcio pesados: 
Peso Molecular del carbonato de calcio: 
Volumen de la solución de calcio preparada: 
Molaridad de calcio: 
 
 
 46 
C. Evaluación del blanco 
Anote en qué punto de la titulación agregó el indicador (Escoja uno): 
a) Inmediatamente antes de empezar a titular 
b) Varios minutos antes de empezar a titular (¿cuantos minutos?) 
c) Varios minutos después de empezada la titulación (¿a qué volumen de titulante?) 
Volumen de EDTA consumido por el indicador: 
Moles de EDTA consumidos por el indicador: 
Si este último valor le da mayor que cero, debe hacer las correcciones correspondientes en los 
próximos pasos. 
 
D. Valoración de la solución de EDTA 
 Prueba 
 1 2 3 
Volumen de patrón de calcio (ml) 
Lectura inicial de la bureta 
Lectura final de la bureta 
Volumen de EDTA utilizado 
Molaridad de EDTA 
Molaridad promedio del EDTA 
 
E. Análisis de la dureza total de la muestra de agua 
 Prueba 
 1 2 3 
Volumen de agua muestra (ml) 
Lectura inicial de la bureta 
Lectura final de la bureta 
Volumen de EDTA utilizado 
Moles de EDTA utilizados 
Molaridad de Ca+2 en el agua 
Dureza total del agua en mg/l de CaCO3 
 
 
 
 
 47 
INCLUYA EN EL REPORTE 
 
1. Incluya en el reporte toda la data estadística para: 
• La molaridad de EDTA obtenida en el paso D 
• La dureza total de la muestra de agua. 
2. ¿Qué es una reacción de formación de complejos? 
3. Se dijo que el EDTA es un ligando polidentado. 
a. ¿Qué es un ligando? 
b. ¿Qué significa que sea polidentado?, 
c. ¿Qué otro tipos de ligandos existen? 
d. ¿Qué otros iones metálicos forman complejos con el EDTA? 
e. ¿Por qué el EDTA es tan utilizado en titulaciones de metales iónicos? 
4. ¿Para qué utilizó el blanco en el experimento de hoy? 
5. Si una muestra de agua A, contiene mayor cantidad de Fe3+ que una muestra de agua B 
¿Cómo seria el valor de los ppm de CaCO3 de A comparados con B (mayores, menores o 
iguales)? Explique 
6. ¿Cómo sería la concentración de Ca2+ en la solución de carbonato de calcio usada como 
patrón, si en lugar de prepararla con agua destilada, se prepara con agua de la pluma? 
(mayor, menor o igual) Explique 
7. ¿Por qué se puede utilizar probetas o goteros para dispensar el buffer, pero no para medir el 
EDTA? 
8. Si un estudiante olvida enjuagar la bureta con la solución titulante de EDTA, antes de 
enrasarla, y la bureta estaba mojada con agua destilada. ¿Cómo será la concentración de 
EDTA (mayor, menor o igual) al valor real? Explique 
9. Si el mismo estudiante utiliza para titular un matraz húmedo con agua destilada. 
a. ¿Cómo será la concentración de EDTA mayor, menor o igual al valor real? 
b. ¿Y si estaba contaminada con agua de la pluma? 
10. ¿Que problema surgiría si se lleva a cabo la titulación a un pH menor de 12? 
 
 48 
EXPERIMENTO 8: DETERMINACIÓN DE AZUFRE EN UN SULFATO SOLUBLE. 
 
 
OBJETIVOS 
• Reconocer características de los métodos gravimétricos utilizados en química analítica 
cuantitativa 
• Aplicar todos los pasos de un análisis gravimétrico 
• Diferenciar entre gravimetría y volumetría 
• Utilizar apropiadamente los instrumentos y/o materiales involucrados en un análisis 
gravimétrico. 
• Expresar resultados de análisis gravimétrico para diferentes especies químicas. 
 
INTRODUCCIÓN 
En un análisis gravimétrico el elemento a ser determinado es aislado en un compuesto sólido de 
composición conocida y definida. De la masa de este componente, se determina la masa del 
elemento que estaba presente en la muestra original. Una de las ventajas que presenta 
gravimetría es que permite aislar el analito, o el compuesto formado de la reacción del analito, y 
determinarlo por pesada directa. 
En este experimento, la cantidad de sulfato presente en una muestra, es determinada 
gravimetricamente al producir y pesar el BaSO4 que se obtiene al reaccionar con BaCl2: 
SO4
2- + BaCl2  BaSO4 (s) + 2Cl
- 
El sulfato de bario es ideal para determinaciones gravimétricas, porque precipita rápida y 
completamente de la solución. Adicionalmente, el precipitado es fácil de filtrar y de composición 
conocida y definida, además su peso molecular es suficientemente grande como para reducir 
posibles errores de pesada. 
La precipitación de sulfato de bario puede ser utilizada tanto para la determinación de bario, 
sulfato o azufre en varios estados de oxidación. 
El sulfato de bario tiene una baja solubilidad en agua, alrededor de 3 mg/l a 26ºC. Si está 
presente un exceso de agente precipitante, esta solubilidad será mucho más pequeña, por lo tanto 
se debe evitar excesos de cloruro de bario a la solución, que aceleraría la precipitación 
produciendo alta nucleación y poco crecimiento de cristales. Debido a que la solubilidad de 
sulfato de bario es mayor en ácido que en el agua, la precipitación se llevará a cabo añadiendo 
ácido clorhídrico concentrado, así se garantiza que las partículas del precipitado sean grandes, el 
precipitado sea más puro y se evita la co-precipitación de otras sales como BaCO3. 
 
 
 
 
 
 49 
PROCEDIMIENTO 
 
A. Preparación de crisoles 
1. Obtenga tres crisoles de porcelana (porosidad mediana) 
2. Límpielos con detergente y numérelos con lápiz o grafito. NO use cinta adhesiva o “stickers” [Una 
buena práctica es lavar los crisoles con ácido nítrico concentrado, para garantizar que se eliminan 
todas las posibles interferencias. Sin embargo, dado que los crisoles que utilizaremos están destinados 
únicamente a este experimento, este paso no es necesario.] 
3. Coloque los crisoles en un beaker seco. No coloque los crisoles uno dentro del otro. Tape el beaker 
con papel aluminio al que le debe abrir pequeños agujeros. 
4. Coloque el beaker en el horno a la misma temperatura a la cual se secó la muestra de sulfato soluble 
que analizará (120ºC) 
5. Caliente por periodos de 60 minutos. Al pasar el primer periodo, deje enfriar el crisol en un 
desecador, y péselo. Repita este procedimiento hasta llevar el crisol a peso constante, es decir hasta 
que la diferencia en el peso del crisol no sea mayor a 1%. Repita este procedimiento para cada crisol. 
 
 
B. Preparación del agente precipitante. 
1. Prepare 100 ml de una solución de cloruro de bario al 5% p/v. 
 
 
C. Preparación de la muestra 
1. Obtenga una muestra ya seca, de su instructor. Anote el número de esta en su libreta de laboratorio. 
2. Pese tres porciones de muestra entre 0.2000 a 0.3000 g, cada una. Anote el peso de cada una 
3. En un beaker de 250 ml limpio, disuelva cada muestra en 100 ml agua destiladay añada 1 ml de ácido 
clorhídrico. Colóquelos a calentar en una plancha. 
4. Mida 30 ml de la solución de BaCl2 en un cilindro graduado y colóquelo en un beaker de 100 ml. 
5. Caliente la muestra del sulfato (paso 4) y la solución de cloruro de bario (paso 5) hasta cerca del 
punto de ebullición. Utilice un plato de calentamiento. 
6. Vierta cuidadosamente la solución de cloruro de bario dentro de la solución caliente de sulfato 
soluble, moviendo vigorosamente con un agitador de vidrio. 
7. Luego que la precipitación sea completada, cubra el beaker y deje el precipitado que digiera por 1 a 2 
horas, manteniendo la solución entre 80 y 90ºC. 
8. Deje el precipitado asentar. Cuando la solución se vea cristalina, pruebe el líquido sobrenadante con 
varias gotas de solución de cloruro de bario para saber si ha precipitado completamente 
9. Repita con las otras dos muestras los pasos del 4 al 9. Puede hacerlo simultáneamente. 
10. De ser posible, deje las muestras en reposo hasta el próximo periodo de laboratorio. 
 
 
 50 
D. Filtración 
1. La solución debe estar caliente en el momento de filtrar 
2. Doble en pliegues 3 papeles de filtros, preparándolos para filtrar. Identifíquelos (no utilice tinta). 
3. Pese cada uno de los filtros a utilizar. Después de pesarlos evite tocarlos. 
4. Monte un embudo de vidrio sin tallo con el papel de filtro identificado y pesado. 
5. Decante el líquido sobrenadante a través del papel de filtro y descarte el líquido en la botella indicada. 
6. Lave y arrastre el precipitado dentro del beaker con pequeñas porciones de agua caliente 
7. Remueva cualquier traza de precipitado de las paredes del beaker utilizando un policía de goma (o un 
chorrito de agua caliente) y lave nuevamente dentro del filtro con agua caliente. 
8. Si el precipitado está opaco, este debe ser refiltrado, en este caso el segundo filtrado generalmente lo 
aclara. 
9. Continúe lavando el precipitado con agua destilada caliente hasta que la prueba de nitrato de plata 
indique que no hay cloruros presentes. Para realizar la prueba de nitrato de plata, recoja en un vidrio 
de reloj una gota de las aguas de lavado del filtrado, agréguele una gota de nitrato de plata: si 
precipita algo blanco indica que aún quedan cloruros. 
10. Al completar los lavados, despegue el papel de filtro del embudo, doble los bordes y transfiéralo con 
el precipitado a un crisol que se ha llevado a peso constante. Coloque el crisol en un beaker tapado 
con papel aluminio con agujeros. 
11. Coloque las muestras en el horno y caliente a la misma temperatura utilizada para llevar el crisol a 
peso constante 
12. Repita el procedimiento para las otras muestras 
NOTA: Si observa que el precipitado pasa a través del papel de filtro: Coloque otro papel de filtro 
previamente pesado sobre el que ya tiene en cada embudo. Filtre de nuevo la solución que tenga sólido. Si 
aún así se pasa, anote sus observaciones y explique lo sucedido en el informe. 
 
CALCULOS 
1. Determine el peso de BaSO4 obtenido en cada precipitación. 
2. Calcule el % de S en cada muestra. Reporte todos los datos estadísticos de esta determinación. 
3. Calcule el % de SO4= en cada muestra. Reporte todos los datos estadísticos de esta 
determinación. 
4. Calcule el % de Na2 SO4 en cada muestra. Reporte todos los datos estadísticos de esta 
determinación. 
 
RESPONDA EN EL REPORTE 
1. Indique tres diferencias entre volumetría y gravimetría que haya observado 
2. ¿Qué características debe tener un precipitado para ser apropiado para un análisis gravimétrico? 
3. ¿Por qué se utiliza el papel de filtro doblado en pliegues? 
4. Un grupo de estudiantes observaron que había precipitado en el líquido después de filtrarlo. 
 
 51 
a. ¿Por qué cree usted que el precipitado pasó a través del filtro? 
b. ¿Qué podrían hacer esos estudiantes para evitar este problema la próxima vez? 
c. ¿Qué ventajas y que desventajas tiene el utilizar un papel de filtro de poro más pequeño? 
5. ¿Por qué es posible determinar el % de Na2 SO4 a partir de la determinación realizada en esta 
experiencia de laboratorio? 
6. Si el % de SO4 que usted reporta es sistemáticamente mayor al valor real, ¿Cuáles son las causas 
posibles de error? 
7. ¿Qué significa llevar los crisoles a peso constante? ¿Por qué se hace? ¿Cómo sería el error de sus 
resultados si no lleva los crisoles a peso constante? 
8. ¿Cuál es la reacción química que ocurre durante la prueba de cloruros? 
9. ¿Cómo sería el porcentaje de sulfato de bario obtenido (mayor, menor o igual) si nuestro 
estudiante estrella tocó el papel de filtro con las manos: 
a. Antes de pesarlo 
b. Después de pesado? 
 
 52 
EXPERIMENTO 9: ANÁLISIS ESPECTROFOTOMÉTRICO DE ASPIRINA COMERCIAL 
 
OBJETIVOS 
• Utilizar adecuadamente un espectrofotómetro de UV-VIS sencillo 
• Aplicar la teoría para el análisis cuantitativo de una muestra comercial 
• Utilizar de la formación de compuestos complejos para un análisis cuantitativo 
• Utilizar calibración directa de un instrumento 
• Preparar soluciones de diferentes concentración 
• Utilizar réplicas y duplicados. 
• Aplicar método al análisis de muestras reales 
 
INTRODUCCION 
Espectroscopía, especialmente en el visible, es una de los métodos de análisis más utilizados 
actualmente. Las interacciones entre la radiación electromagnética y la materia proveen una 
herramienta valiosa al analista, tanto para análisis cualitativo como para análisis cuantitativo. 
En este experimento se utiliza radiación electromagnética en el visible, o luz blanca, como una 
herramienta para la determinación de la composición porcentual de ácido acetilsalicílico en 
aspirina comercial. 
Los métodos espectroscópicos se basan en que cada especie molecular absorbe radiación 
electromagnética proveniente de una fuente adecuada, a una frecuencia característica. Este 
proceso provoca una disminución en la intensidad de la radiación electromagnética incidente, por 
lo que se dice que la radiación fue absorbida. La cantidad absorbida es proporcional a la 
concentración del analito en la solución. La fracción de la radiación absorbida por el analito en 
solución, se relaciona cuantitativamente con su concentración, como lo describe la ley de 
absorción o ley de Beer-Lambert. 
La ley de Beer-Lambert relaciona la atenuación de la radiación incidente con la concentración de 
las moléculas que la absorben y de la distancia que recorre el rayo en el medio absorbente. 
Experimentalmente no se determina directamente la intensidad del rayo que resulta, en su lugar 
se utiliza la transmitancia T de la solución. La transmitancia T se define como la fracción de 
radiación incidente que transmite la solución: 
T = P/Po (a) 
donde Po es la intensidad del rayo incidente, y P la del rayo después de pasar por la muestra. El 
detector del instrumento, generalmente un fototubo, mide directamente T o %T. 
La absorbancia A de una solución esta relacionada con la transmitancia por: 
A = -log T = log P/Po (b) 
Muchos instrumentos reportan el %T en lugar de la absorbancia, pero estas se relacionan por: 
A = 2 - log (%T ) (c) 
 
 53 
 
De acuerdo con la ley de Beer, la absorbancia esta relacionada linealmente con la concentración 
c, (mol/l) de las especies absorbentes y con la longitud de la trayectoria de la radiación b(cm) en 
el medio absorbente: 
Donde  es conocida como absorptividad molar (L mol-1 cm-1) de la especie, y es característica 
de este compuesto a la longitud de onda usada. 
La relación entre la absorbancia y la concentración es la herramienta básica para el análisis 
cuantitativo. En la práctica, la absorbancia de una serie de soluciones de concentración conocida 
son medidas a una longitud de onda dada, y se grafica la absorbancia de dichas soluciones vs. su 
concentración. Este es el gráfico de la ley de Beer y también representa una curva de calibración 
para el sistema estudiado. La muestraque contiene el analito es entonces analizada, midiendo su 
absorbancia. El valor de la absorbancia de la muestra es “y” en la ecuación de la recta de la Ley 
de Beer, y de allí se despeja la concentración “x” de la muestra. 
En este experimento se utiliza un espectrofotómetro, Spectronic 20. En este una luz blanca que 
emite de la lámpara de tungsteno, pasa a través de una rendija de entrada y es reflejada por una 
rejilla de difracción. La rejilla de difracción actúa como un prisma, separando la luz blanca en 
sus componentes, distintas longitudes de onda. Para seleccionar la longitud de onda, la rejilla se 
gira, de tal manera que la longitud de onda deseada pasa a través de la rendija de salida. La luz 
monocromática que pasa a través de la rendija de salida pasa a través de la muestra y finalmente 
llega a un detector, donde la energía lumínica del rayo es convertida en una señal eléctrica. 
 
Determinación de ácido acetilsalicílico 
Ácido acetilsalicílico, conocido comúnmente como aspirina, es hidrolizado fácilmente en medio 
básico, produciendo el di-anión salicilato, como se muestra en la reacción: 
 
 
A =  b c (d) 
O
-
O
O
- +
OH3
+
OH
O
OH + OH2
O C
O
OH
CH3
O
O
-
O
O
-
+ OH
- + CH3
O
O
-
+ OH23 2
Figura 6. Hidrólisis del Ácido Acetilsalicílico 
 
 54 
 
Acidificación, seguida de la adición de iones de hierro (III), producen el complejo soluble 
tetraaquasalicilatohierro (III) que se muestra en la reacción: 
 
La solución es intensamente violeta y presenta un máximo de absorbancia a 530 nm. El complejo 
que se forma en la solución tiene un coeficiente de absortividad molar muy alto, lo cual permite 
utilizarlo como indicador sensible para la presencia de especies de salicilato. La composición de 
este complejo es muy sensible a pH, y las soluciones deben mantenerse con un pH entre 0.5 y 
2.0, de lo contrario se pueden formar complejos de di- y tri-salicilato de hierro (III) 
 
 
PROCEDIMIENTO 
Antes de ir al laboratorio, revise los componentes de un Spectronic 20 en el libro de texto y su 
manejo en el apéndice de este manual. 
 
Preparación de estándares. 
1. Pese alrededor de 0.0500 g de ácido acetilsalicílico grado reactivo. Anote la masa de ácido 
acetilsalicílico utilizado. Transfiera el sólido cuantitativamente a un beaker de 50 ml, si es 
necesario utilice pequeñas porciones de agua destilada. 
2. Añada 5 ml de hidróxido de sodio 1 M y caliente la mezcla hasta ebullición. Evite salpicar la 
solución, y perder contenido. Si es necesario, las paredes internas del beaker pueden ser 
enjuagadas con agua destilada para asegurar la hidrólisis cuantitativa del ácido 
acetilsalicílico. Permita que la solución se enfrié. (Tenga cuidado que no se seque) 
3. Transfiera cuantitativamente la solución resultante de salicilato de sodio a un matraz 
volumétrico de 50 ml. Enrase a 50 ml con agua destilada. Identifique la solución como 
solución patrón madre (PM). De estas solución se tomarán porciones para preparar las 
siguientes soluciones 
Preparando las soluciones para la curva de calibración. 
4. Utilizando una pipeta graduada de 1 ml, transfiera 1 ml de la solución patrón madre (PM) a 
un matraz volumétrico de 10 ml. Diluya la solución hasta la marca de 10 ml con una solución 
0.02 M de cloruro de hierro (III) que ha sido amortiguada a un pH de 1.6 con un 
amortiguador de ácido clorhídrico-cloruro de potasio. Si es necesario transfiera esta solución 
a un matraz o tubo de ensayo o celda y márquela como solución patrón A. 
+
OH
O
O
- + [Fe(H2O)6]3+
O
O
O
Fe (H2O)4
+ OH2 + OH3
+
Figura 7. Formación de complejo entre Fe3+ y ácido salicílico 
 
 55 
5. Repita el paso 4, pero utilizando alícuotas de 0.8, 0.6 y 0.4 ml de la solución patrón 
preparada en el paso 3, y enrasando con cloruro de hierro (III). Estas soluciones 
corresponden a soluciones patrón B, C, y D. 
 
A. Determinación de ácido acetilsalicílico en aspirina comercial 
 
1. Tome una tableta de aspirina y pésela. Anote el peso de la pastilla completa. Pregúntele a la 
profesora o instructor el contenido de ácido acetilsalicílico reportado para la pastilla. Calcule 
el % de ácido acetilsalicílico que se reporta para la pastilla. 
2. Triture la pastilla utilizando un mortero. 
3. Pese alrededor de 0.0500 g de la tableta de aspirina comercial pulverizada. Anote el peso, 
nombre y número de su muestra. 
4. Transfiera la tableta cuantitativamente a un beaker de 50 ml. 
5. Añada 5 ml de hidróxido de sodio 1 M y caliente la mezcla hasta ebullición. Evite salpicar la 
solución, y perder contenido. Si es necesario, las paredes internas del beaker pueden ser 
enjuagadas con agua destilada para asegurar la hidrólisis cuantitativa del ácido 
acetilsalicílico. Permita que la solución se enfrié. (Tenga cuidado que no se seque) 
6. Transfiera cuantitativamente la solución resultante de salicilato de sodio a un matraz 
volumétrico de 100 ml. Enrase con agua destilada. Identifique la solución como solución 
Muestra Madre (MM). 
La muestra MM es demasiado concentrada para llevar a cabo su análisis tal como está. Por lo 
que se tomarán alícuotas de la misma. Estas alícuotas pueden ser todas iguales (todas el mismo 
volumen) o diferentes (volúmenes diferentes). Se utilizan alícuotas diferentes (de 0.4, 0.3 y 0.2 
ml) para disminuir la posibilidad de prejuicio. 
7. Prepare tres diluciones con alícuotas de 0.4, 0.3 y 0.2 ml solución MM de muestra y dilúyalas 
en una volumétrica de 10 ml. Enrase con cloruro de hierro (II). Estas serán las soluciones 
M1, M2 y M3. 
 
D. Lectura de las absorbancia. 
1. Determine la absorbancia de todas las soluciones preparadas, para ello: 
a. Ubique la longitud de onda de 530 nm 
b. Ajuste el espectrofotómetro a 0% T sin celda 
c. Ajuste el espectrofotómetro a 100 %T usando la solución de cloruro de hierro 
(III) como blanco. 
d. Determine la transmitancia de cada solución, tanto patrón como muestras. Repita 
las lecturas 3 veces. 
2. Utilice la curva de calibración de la ley de Beer, para determinar el porcentaje de ácido 
acetilsalicílico en la tableta comercial. 
 
 56 
 
CÁLCULOS 
 
B. Preparación de los estándares 
 
1. Calcule los moles de ácido acetilsalicílico pesados en el paso B1. 
2. Calcule la molaridad del complejo en la solución patrón PM (50 ml) Paso B3 
3. Calcule la molaridad de la solución con el complejo preparadas por dilución de la solución 
patrón (marcadas A, B, C y D en el paso B4 y B5) 
4. Transforme %T leído en el Spectronic 20 en Absorbancia. 
5. Grafique la absorbancia medida a 530 nm de cada solución vs. la concentración calculada del 
complejo de hierro. NO INCLUYA LAS ABSORBANCIAS DE LAS SOLUCIONES M. 
6. Calcule la absortividad molar del complejo de salicilato de hierro (III) (asumiendo que el 
paso de la celda es de 1 cm, esto correspondería a la pendiente de la curva de calibración.). 
 
C. Determinación de aspirina en tabletas comerciales 
 
1. Transforme %T leído en A para cada solución de muestra, M1, M2 y M3 preparadas en la 
parte C. 
2. De la absorbancia medida y utilizando la ecuación de la recta obtenida en la curva de 
calibración que preparó en el paso B, calcule la concentración de ácido acetilsalicílico en 
cada dilución de la tableta. Estas serán concentraciones diluidas de M1, M2 y M3. 
3. Calcule la concentración de la muestra MM concentrada (la que está en los 100 ml). 
4. Calcule los moles de ácido acetilsalicílico presentes en la solución MM (la que está en los 
100 ml) 
5. Calcule la masa (gr) de ácido acetilsalicílico encontrado en la solución MM. 
6. Calcule y reporte el % p/p de ácido acetilsalicílico en la tableta de aspirina. 
NOTA: repita los cálculos para el promedio de las tres absorbancias de cada solución M1 M2 y 
M3. Esto le dará tres %p/p. 
 
 
RESPONDA EN EL REPORTE 
 
1. ¿Por qué es necesario hervir el ácido acetilsalicílico con NaOH? 
a. Escriba la reacción química involucrada.2. ¿Qué sucedería si no se controla adecuadamente el pH cuando se está formando el complejo 
de salicilato-hierro? 
 
3. ¿A qué color del visible corresponde la longitud de onda de 530 nm? 
 
 57 
 
4. ¿Por qué se utiliza la longitud de onda de 530 nm? 
 
5. Compare el color al que corresponde la longitud de onda del 530 nm con el color de las 
soluciones que preparó en el laboratorio. ¿Son iguales? ¿Por qué son así? 
 
6. ¿Cómo era la concentración de las soluciones de color más intenso? 
 
a. Y ¿la del color menos intenso? 
b. ¿Es esto lo que esperaba? 
c. ¿Hay alguna correlación entre la intensidad del color de la solución y la 
concentración? 
 
7. Si una solución tenía una absorbancia de 0.2894, al utilizar una celda de un cm. de paso. 
¿Cuál será la absorbancia de esa solución al utilizar una celda de 5 cm. de paso? 
 
8. Existen dos métodos para determinar un analito, uno de ellos conlleva la preparación de un 
complejo cuya absortividad molar es de 5275 L mol-1 cm-1. El otro método conlleva utilizar 
el compuesto directamente, sin hacerlo reaccionar con nada, y la absortividad molar del 
compuesto es de 527 L mol-1 cm-1. ¿Cuál de los dos métodos, el primero o segundo, 
producirá una curva de calibración de mayor pendiente cuando se utilizan celdas de 2 cm de 
paso? 
 
9. Utilizando la ecuación de la recta de la curva de calibración obtenida en el paso B, complete 
la siguiente tabla: 
 
Conc. Ácido acetilsalicílico (M) % T A 
 63 
 0.37 
 0.553 
 12.82 
 
 58 
APÉNDICE I: USO DE LA BALANZA ANALÍTICA 
 
La balanza es uno de los instrumentos más utilizados en el laboratorio de análisis. En estas 
se determinan las masas, o cantidades de materia. El peso es la fuerza que ejerce la tierra 
sobre un objeto. Si bien, se determina las primera, ambos términos se utilizan 
indistintamente. Pesadas se pueden hacer aproximadas o exactas. Las pesadas 
aproximadas solo necesitan dos o tres cifras significativas con exactitud. Se utilizan 
cuando se preparan soluciones que posteriormente serán analizadas, cuando se separan 
muestras para secarlas, y luego volver a pesarlas. Es decir, se utilizan pesadas 
aproximadas, cuando el peso no forma parte de los cálculos en los resultados analíticos. 
Para este tipo de medidas se utilizan la balanza de plataforma que detecta masas tan 
pequeña como una décima de gramo (0.1 g), o las balanzas de brazo triple con platillo 
suspendido, es mas sensitiva que la de plataforma, y pueden medir exactamente masas 
desde 0.01 g. 
Las pesadas exactas se utilizan para determinar el peso de la muestra a analizar, el peso del 
producto secado o el de un estándar primario. Estos pesos generalmente deben conocerse 
con cuatro cifras significativas para usarse en el cálculo del resultado analítico. Estas 
pesadas se hacen solo con balanzas analíticas. Balanzas analíticas electrónicas son las más 
sensitivas y pueden leer masas desde 0.001 g. o menos en las más de escala micro. 
 
Reglas generales para el uso de balanzas 
Si bien cada balanza es diferente y más adelante se explica el uso de la balanza usada en el 
laboratorio, para el uso de todas las balanzas es necesario recordar que: 
▪ La balanza y el área alrededor de ésta, debe mantenerse limpia y seca. Limpie 
inmediatamente cualquier material que se le derrame, antes de continuar con la 
pesada. 
▪ Nunca pese objetos que estén calientes o demasiado fríos. Al colocar estos en el área 
cerrada de la balanza produce corrientes de convección o condensación de agua, que 
dan lugar a errores en la pesada. 
▪ Nunca coloque sustancias químicas directamente sobre el platillo. Solo coloque 
directamente sobre el platillo material de vidrio limpio y seco, platos de pesar, papel 
parafinado, de filtro, o cualquier otro material sólido y limpio. 
▪ Nunca maneje con los dedos los objetos a pesar. Utilice trozos de papel o pinzas 
▪ Siempre cierre las puertas de la balanza antes de hacer la pesada para disminuir 
corrientes de aire que desestabilizan la balanza 
▪ Asegúrese que el material que va a pesar no excede la cantidad máxima que pesa la 
balanza 
 
 
 
 59 
PASOS PARA UTILIZAR UNA BALANZA ANALITICA 
Previo a pesar: 
Asegúrese que: 
▪ La balanza está nivelada. Cada balanza analítica tiene una burbuja de nivel que indica 
si está nivelada. Esta burbuja puede estar ubicada en diferentes partes dependiendo del 
tipo de balanza que se utilice. (Dependiendo del modelo, la burbuja puede estar en la 
parte trasera, o al frente del panel superior de la balanza). Si la burbuja no se encuentra 
en el centro del circulo, ajuste la posición moviendo los tornillos que están en las patas 
de la balanza 
▪ Que no hay nada en el platillo. el platillo debe estar limpio y las puertas de vidrio que 
cubren la balanza, cerradas. 
▪ Cotejar el cero de la balanza en la pantalla digital de esta... 
 
Colocando el objeto en el platillo 
▪ Coloque el objeto a ser pesado en el centro del platillo. De ser posible utilice tenazas 
para colocar el objeto dentro de la cámara de pesar, así no introducirá calor o humedad 
a la cabina. 
▪ Cierre las puertas de vidrio, esto evitará los flujos de aire dentro de la cabina 
 
Efectuando la pesada 
Para utilizar la balanza digital utilizada en los laboratorios: 
▪ Encienda la balanza (si no esta encendida ya), presionando el botón ON/OFF 
▪ Asegúrese que la balanza marque cero. Se debe observar lo siguiente 0.0000g en la 
pantalla. De no ser así verifique si el platillo esta limpio, las puertas cerradas y la 
burbuja de nivel está en el centro del círculo. Presione de nuevo el botón ON/OOF 
▪ Coloque el objeto a pesar en el centro del platillo. Cierre las puertas de vidrio. 
Automáticamente la balanza dará el peso del objeto. Anótelo inmediatamente. 
(Algunas balanzas cierran las puertas automáticamente) 
▪ Cuando se van a pesar muestras de reactivos siempre utilice algo donde pesar, ya sea, 
una botella, plato, papel de pesar o algún tipo de envase que NO exceda la capacidad 
de pesada de la balanza. Por lo tanto, beakers, matraces o cualquier tipo de envase 
grande no debe ser utilizado nunca para pesar en ningún tipo de balanza analítica del 
laboratorio. 
▪ Para pesar sin tener que tomar en consideración el peso del matraz, plato o papel de 
pesar, la balanza tiene un módulo para tarar (tare). Este módulo es conveniente cuando 
se necesitan hacer pesadas rápidas. Recuerde que cuando se tara el número dado por la 
balanza es la combinación de dos o más pesadas, lo cual representaría un error mínimo 
de 0.0002. 
Para utilizar el módulo para tarar: 
 
 60 
1) Coloque el envase para pesar en el platillo de la balanza y cierre las puertas de vidrio. 
Automáticamente la balanza le dará el peso del envase vacío. 
2) Oprima el botón para tarar (tare) y la balanza guardará en memoria este peso, en la 
pantalla digital aparecerá 0.0000 g de nuevo. 
3) Comience a añadir poco a poco su muestra hasta alcanzar el peso deseado, teniendo 
cuidado de no derramarla en el platillo o dentro de la balanza. 
4) Al terminar de pesar: 
a) Anote el resultado de la pesada 
b) Remueva la muestra del platillo 
c) Revise que no haya partículas de muestra en el platillo o dentro de la cámara 
d) Vuelva a oprimir el botón para tarar, así la balanza volverá a cero 
e) Revise el área de la cámara de pesado y alrededor de la balanza que haya quedado 
limpia y ordenada. Recuerde llevarse todo su material (libreta, bolígrafos, 
espátulas, desecadores, etc.) 
f) Al finalizar el día apague la balanza. Para esto presione el botón ON/OFF por unos 
5 seg. Otras balanzas se apagan levantando la barra del botón ON/OFF. 
 
NOTA: AL FINAL DE CADA LABORATORIO SE REVISA 
LA SALA DE BALANZA. 
Se descontarán puntos para aquellos grupos que dejen material 
en la sala de balanza, dejen éstas sucias o cargadas. 
 
 61 
APÉNDICE II: CIFRAS SIGNIFICATIVAS 
 
Todo trabajo experimental esta sujeto a errores. Esnecesario considerar la precisión siempre que se reporte el valor 
de la cantidad medida, o a usar esta en una serie de cálculos. Para evitar tener que reportar la incertidumbre de un 
valor cada vez que se escriba, se utilizan las cifras significativas. 
Las cifras significativas permiten inferir la precisión de una medida sin tener que expresar la incertidumbre. Por 
ejemplo, cuando la masa de un objeto se reporta como 56.78 g, implica que el objeto fue pesado de tal manera que 
no hay duda que el peso es 56.7 g y que el valor de la centésima se cree que es 8, pero que en este pueden haber 
errores. Por lo que se puede inferir que hay una incertidumbre de al menos 0.01 g en el valor 56.78 g. Cuando se 
utilizan las cifras significativas, se asume que el último dígito escrito tiene un error de al menos de una unidad. 
Ejemplos: 
Número Dígitos que se conoce 
con certeza 
Dígito dudoso Error mínimo de este 
número 
2.9784 2.987- 4  0.0001 
697836 69783- 6  1 
251 25- 1  1 
25.1 25.- 1  0.1 
 
El número de cifras significativas en un resultado es simplemente el número de dígitos que son conocidos con cierta 
certeza. 
 
Reglas para asignar número de cifras significativas en una medida: 
 
1. Todos los dígitos diferentes de cero son significativos: 
1.234 g tiene 4 cifras significativas 
1.2 g tiene 2 cifras significativas 
2. Ceros ubicados entre dígitos diferentes de cero, son significativos: 
12.0000009 mv tiene 9 cifras significativas 
1.07 ml tiene 3 cifras significativas 
3. Los ceros a la izquierda, solo se utilizan para localizar el punto decimal, por lo que NO son significativos: 
0.001 L tiene solo 1 cifra significativa 
0.000123 g tiene 3 cifras significativas 
0.0102 g tiene 3 cifras significativas 
4. Ceros a la derecha del punto decimal de un número SI son significativos: 
0.023 mL tiene 2 cifras significativas 
0.0230 mL tiene 3 cifras significativas 
0.001740 au tiene 4 cifras significativas 
 
 62 
12.00 g tiene 4 cifras significativas 
175.00 mg tiene 5 cifras significativas 
5. Los ceros a la derecha de un dígito pueden no ser significativos. Para evitar la ambigüedad se acostumbra 
utilizar la notación científica para no escribir los ceros que no son significativos: 
20700 calorías puede tener 3, 4 o 5 cifras significativas: 
 2.07 × 104 calorías (3 cifras significativas) 
2.070 × 104 calorías (4 cifras significativas), o 
2.0700 × 104 calorías (5 cifras significativas). 
 Todo dependerá de cual sea la incertidumbre de la medida. 
6. Números exactos son aquellos que se conocen con completa certeza. Generalmente son factores de 
conversión (1000 g = 1 Kg) o como conteo de objetos (# de estudiantes en clase). Se considera que los 
números exactos tienen un número infinito de figuras significativas, así estos pueden ser ignorados como factor 
limitante para determinar el número de cifras significativas en el resultado de los cálculos. 
 
Reglas para operaciones matemáticas 
Al hacer cálculos matemáticos, la regla general es que la exactitud del resultado esta limitada por la medida que se 
utilice en los cálculos que tenga la peor precisión: 
1. Al sumar o restar, el resultado debe contener el mismo número de sitios decimales que la medida con 
menor número de sitios decimales: 
12.34 73.213 8.5678 6.02 x 1023 = 6.02 x 1023 1.76541 
+5.6 14.84 153 5.2 x 1022 = 0.52 x 1023 - 1.75893 
Suma 17.9 88.05 162 6.54 x 1023 0.00648 
 
2. Al multiplicar y dividir, el resultado debe tener el mismo número de cifras significativas que el componente 
con menor número de cifras significativas: 
1.48 * 3.2887 = 4.87 
2.62 / 8.1473 = 0.322 
0.023 * 1.482 * 13.25 = 0.45 
(1.918 * 0.47523 * 81.96) / 53 = 1.4 
 
Reglas para redondeo de cifras significativas: 
 
Al hacer los cálculos por lo general obtendrá resultados que contienen más cifras que las que justifica el error de los 
datos, especialmente al usar las calculadoras, por lo que será necesario redondear. Se recomienda redondear solo 
el resultado final de los cálculos, no de los resultados intermedios. 
Identifique la posición donde redondear y entonces: 
1. remueva todos los dígitos en exceso a la vez, y no de uno en uno 
2. si el primer dígito a remover es mayor que 5, el último dígito retenido se aumenta por uno: 
 
 63 
12.6 se redondea a 13 
3. Si el dígito a ser descartado es menor que 5, el último dígito permanece tal como es: 
12.4 se redondea a 12. 
4. Si el dígito a ser descartado es 5, se redondea el número par más cercano (si el último dígito a retener es par, se 
deja igual, pero si es impar, se aumenta por uno) 
 11.5 se redondea a 12, 
12.5 se redondea a 12 
Esto es para evitar desviaciones al redondear: la mitad de las veces redondeamos incrementando y la otra mitad 
disminuyendo. 
Guía para utilizar calculadoras 
Cuando se utilizan calculadoras, se puede llevar a cabo cálculos largos sin escribir los resultados intermedios. Sin 
embargo se puede cometer errores que son difíciles de identificar. 
En cálculos largos, que involucran diversas operaciones, utilice tantos dígitos como sea posible para todo el cálculo 
y entonces redondee apropiadamente solo el resultado final: 












0.4
35.6
000.3
235.1
00.5
 4.04858... + 3.000 + 1.5875=8.630829... 
La primera división debe resultar con 3 cifras significativas, y la última solo con 2. Al sumar los tres números debe 
resultar en un número que se redondee con el mismo número de sitios decimales que el número con el menor 
número de sitios decimales, lo cual significa que el resultado final debe ser redondeado con solo un dígito después 
del punto decimal. El resultado final debe ser reportado 8.6. 
Llevar todos los dígitos hasta el resultado final antes de redondear es crítico para muchos cálculos matemáticos en 
estadística. Redondear el resultado intermedio cuando se calcula suma de cuadrados puede dar origen a graves 
errores, o por ejemplo: 
Convertir 8 ºC a ºF:  32
5
9
*8 





 
Redondeando cada resultado intermedio a 1 cifra significativa: 
 8 * 9 = 72 → 70 / 5 = 14 → 10 + 32 = 42 → resultado: 40 
Redondeando solo al final: 
 8 * 9 = 72 → 72/5 = 14.4 → 14.4 + 32 = 46.4 → resultado: 50 
10 grados de diferencia parece que son importantes, ¿no? ¿De qué manera se debe hacer?
 
Preparado por la Dra. Ángela González 64 
APÉNDICE III: CONOCIENDO MICROSOFT – EXCEL 2003 
 
A continuación se presenta una guía para la utilización correcta del programa Microsoft Excel. Aquí se revisa el uso 
de la hoja de cálculo (spreadsheet), escribir ecuaciones matemáticas para que el programa realice los cálculos, 
hacer gráficas, entre otros. 
 
COMENZANDO MICROSOFT EXCEL 
 
1. Presione con el botón izquierdo del ratón: START en la esquina inferior izquierda de la pantalla 
2. Presione en PROGRAMS 
3. Presione en Microsoft EXCEL 
a. También se puede usar el ícono de Excel que aparece en el Desktop. 
 
COMPONENTES DE EXCEL 
 
Al abrir el programa aparecerá una hoja de cálculo que tiene las siguientes secciones: 
 
 
Menú 
(Menu bar) 
Contiene los menus de File, Edit, View, Insert, Format, Tools, Data, Window, Help. Cada una 
de estas tiene una serie de opciones que le ayudarán en la preparación de la hoja de cálculo 
 
Herramientas 
(Toolbar) 
Está ubicada debajo del menú, y tiene botones de operaciones que se utilizan con frecuencia, 
por ejemplo: 
• La barra estándar tiene botones para: imprimir, guardar, abrir, copiar, etc. archivos. 
• La barra de formatear: contiene tipo de letra, tamaño de letra, alineación de párrafos a la 
derecha, izquierda, centrada o justificada, etc. 
• Se pueden incluir otras barras para facilitar la preparación de los documentos, para esto ir 
a VIEW en el menú, y allí a TOOLBARS, y seleccionar aquellas barras que considere 
útiles. 
• En cada una de estas barras se pueden añadir o borrar botones dependiendo delas 
necesidades que tenga el usuario. 
 
Barra de 
Fórmulas 
(Formula Bar): 
Aquí se pueden escribir y editar fórmulas y ecuaciones, así como los datos. El contenido de 
una celda activa aparece en esta parte. 
Los botones  y  se utilizan para verificar las ecuaciones escritas. 
 
Celdas 
• La intersección de una columna y una fila corresponde a una celda. 
• La celda activa es donde se coloca la información. 
o Se ve marcada con un borde más grueso: bbbbbbb 
• La identidad de la celda seleccionada se encuentra en la Celda de Nombre 
 
Columnas Van de izquierda a derecha en la hoja. Se identifican con letras 
 
Filas Van de arriba hacia abajo en la hoja. Se identifican con números 
 
Celda de 
Nombre 
Aquí se indica(n) aquella(s) celda(s) marcadas o seleccionadas. Primer dato es la columna y 
el segundo la fila de la(s) celda(s) seleccionada(s). 
 
 
 
 
 
Preparado por la Dra. Ángela González 65 
Hojas (Sheet): 
Están identificadas en la parte inferior de la hoja de cálculo. La hoja activa aparece como una 
pestaña blanca con letras resaltadas: 
 Sheet 1 Sheet 2 
 
Para cambiar la hoja de cálculo solo seleccione la hoja deseada (sheet 2). 
• Las hojas se pueden copiar, mover y borrar, así como cambiarles el nombre, solo se 
tiene que presionar el botón de la derecha del ratón mientras se está sobre la pestaña de 
la página deseada, se abrirá un menú con las opciones de lo que deseas hacer. 
 
EDITANDO LA HOJA DE CÁLCULO 
 
Entrar datos 
• Presione en la celda donde quiere escribir el dato (con el botón izquierdo del ratón) 
• Escribe el dato 
• Presiona ENTER, el botón de la barra de fórmulas  o una de las flechas del teclado, en 
cuyo caso se moverá a la celda en dirección de la flecha 
• Si el dato no cabe en la celda, puedes aumentar el tamaño de la celda moviendo la línea 
divisoria entre las letras de las columnas 
 
Editar o Borrar 
Datos 
• Para corregir un dato, solo tienes que seleccionar la celda que tiene el dato y luego escribir 
el nuevo dato. Presiona ENTER cuando termines 
• Para borrar un dato utiliza las teclas DELETE o BACKSPACE 
 
Seleccionar 
varios datos 
• Ubica el ratón sobre la celda que tiene el primer dato 
• Presiona el botón izquierdo del ratón y mantenlo presionado mientras seleccionas el resto 
de las celdas. Las celdas seleccionadas se oscurecerán 
 
Mover datos 
• Selecciona las celdas a ser movidas 
• Apunta con el ratón sobre uno de los bordes de las celdas, de tal manera que este se 
convierta en una flecha  
• Presiona el botón izquierdo del ratón y arrastra las celdas hasta el lugar deseado 
 
Copiar datos 
 
(datos copiados 
se pueden 
PASTE muchas 
veces) 
• Selecciona las celdas a ser copiadas 
• Puedes usar: 
o EDIT (menú) luego COPY 
o El icono para copiar (el que tiene dos hojas de papel) 
o CTRL. C 
o Presiona el botón derecho del ratón, y marca las celdas a copiar, y luego escoge COPY 
 
Colocar los 
datos copiados 
(PASTE) 
• Selecciona una celda vacía donde irán los datos 
• Utiliza cualquiera de estas combinaciones 
• EDIT (menú) luego PASTE 
• El ícono para PASTE (el que tiene un tablero para escribir con una hoja de papel) 
• CTRL. V 
• Presiona el botón derecho del ratón, y luego selecciona PASTE 
 
Preparado por la Dra. Ángela González 66 
CORTAR – 
CUT 
 
(datos “CUT” 
solo se pueden 
“PASTE” una 
vez) 
Los datos que se seleccionan para CUT desaparecen del lugar original. Es como una 
herramienta para mover datos. Los datos debes entonces colocarlos utilizando PASTE 
• Selecciona las celdas a ser cortadas 
• Puedes usar: 
o EDIT (menú) luego CUT 
o El ícono para CUT(el que tiene una tijera) 
o CTRL. X 
o Presionar el botón derecho del ratón, y luego seleccionar CUT 
 
MANEJANDO DATOS UTILIZANDO FÓRMULAS 
 
Escribiendo una 
fórmula 
• Selecciona una celda vacía donde irá el resultado de la fórmula 
• Escribe = o presiona el botón = en la barra de fórmula 
• A continuación puedes escribir le ecuación que corresponde a la fórmula. Puedes 
utilizar: 
+ para sumar - para restar 
* para multiplicar / para dividir 
^ para exponentes 
 
Utilizando 
fórmulas 
• Selecciona una celda vacía donde irá el resultado de la fórmula 
• Selecciona en el menú INSERT 
• Luego FUNCTION 
• Allí escoge las funciones que necesites y sigue las instrucciones de las ventanas 
▪ Generalmente la ventana te pedirá los datos que va a procesar para lo cual 
solo debes marcarlos como se explico antes. 
 
Funciones en 
EXCEL 
Las funciones ya están programadas y están agrupadas en: 
• MOST RECENTLY USED (Usadas mas recientemente) 
• ALL (todas) 
• FINANCIAL (financieras) 
• DATE & TIME (para manejar fechas y horarios) 
• MATH & TRIG (para cálculos matemáticos) 
• STATISTICAL (para estadística) 
• LOOKUP & REFERENCE (para buscar información entre los datos) 
• DATABASE, TEXT, LOGICAL, INFORMATION, USER DEFINED, 
ENGINEERING 
 
Llenado 
automático (Fill 
down o Fill right) 
Con esta función puedes llevar a cabo el mismo cálculo o continuar una serie de 
datos sin tener que volver a escribir la ecuación. Para esto: 
• Selecciona la celda que tiene la ecuación que quieres repetir 
• Ubica el ratón en la esquina derecha inferior de la celda, hasta que el indicador 
cambie a una cruz: + 
• Presiona el botón derecho del ratón, y mientras lo mantienes presionado 
arrástralo por las celdas donde quieres que se lleve a cabo el cálculo o se 
ubiquen los datos. 
 
 67 
HACIENDO GRÁFICAS CON EXCEL 
 
EXCEL permite graficar series de datos. A continuación se explica la preparación de una gráfica de una 
variable independiente Y contra una variable dependiente X. 
 
1. Colocar los datos en columnas (sí se hace en filas se debe cambiar la información más adelante) 
2. Seleccionar el set de datos que se graficarán. Se recomienda colocar en la primera columna los valores de X y en la 
segunda los valores de Y. 
3. Seleccionar del menú INSERT 
4. Seleccionar CHART 
o Esto dos pasos también se hacen seleccionando el botón que tiene tres barras: azul, amarilla y roja 
5. Aparecerá una ventana con varias opciones. Dado que en este laboratorio se trabaja con variables dependientes e 
independientes selección del Chart Type: XY (SCATTER) 
6. Se puede escoger el tipo de gráficas que prefiera: con líneas, sin líneas, curvas suaves o abruptas 
7. Presiona NEXT 
8. En esta ventana puedes cambiar las series de columnas a filas, en caso que se tenga los datos en filas 
9. En esta misma ventana, selecciona la pestaña Series allí se colocar el nombre a las series de datos. 
10. Presiona NEXT 
11. En la siguiente ventana se cambia las características de la gráfica: 
o TITLE: incluir y editar el título tanto de la gráfica como de los ejes de coordenadas 
o AXES: colocar o eliminar los ejes 
o GRIDLINES: incluir o no líneas de guía 
o LEGEND: incluir o no la leyenda 
o DATA LABELS: incluir o no el valor de cada punto de la gráfica 
12. Presionar NEXT 
13. En esta ventana se puede escoger entre tener el gráfico en una pagina completa (as new sheet) o como un dibujo 
junto a los datos en la hoja de cálculo (as object in). Este último se prefiere ya que en la misma página se tiene los 
datos y el gráfico. 
14. Presionar FINISH 
 
El formato de la gráfica producida puede ser cambiado: 
• Seleccionar lo que se desea cambiar 
• Mientras se mantiene seleccionado, presionar el botón de la derecha del ratón. 
• Aparecerá un menú de opciones. Se puede variar las distintas opciones hasta conseguir el formato deseado. 
(También se puede utilizar del menú: FORMAT y escoger lo que se va a formatear) 
 
 
PARA DETERMINAR LA ECUACIÓN DE UNA RECTA 
1. En la gráfica seleccionar todos los datos. Para esto ubica el ratón en uno de los puntos de la gráfica, 
asegurarse que todos los puntos se marcan 
2. Sobre los puntos marcados, presiona el botón de la derecha del ratón 
3. Aparecerá una ventana. Selecciona ADD TRENDLINE 
4. Apareceotra ventana, en Chart type, selecciona la que sea apropiada. Si es una línea, seleccionar linear. 
5. Escoger la otra pestaña de OPTIONS, y marcar las dos casillas del final: Display equation on chart y la de 
Display R-squared value on chart. 
6. Presiona OK 
 
 68 
Al finalizar el experimento: 
• Apague el Spectronic 20 y espere por lo menos 10 minutos antes de 
moverlo 
• Asegúrese que NO tiene la celda en la cámara. 
• Guárdelo ordenadamente en el estante destinado a ello. 
 APÉNDICE IV: INSTRUCCIONES PARA UTILIZAR EL SPECTRONIC 20 
 
Encendiendo el 
instrumento. Para 
encender el instrumento 
gire en el sentido de las 
agujas del reloj, el botón 
negro de la izquierda, este 
es el control de 
amplificación. Permita 10 o 
15 minutos para que el 
instrumento se caliente, 
antes de utilizarlo para 
hacer medidas. 
Ajuste de la longitud de 
onda Ajuste la longitud de 
onda al valor que se va a 
utilizar, esto se hace 
utilizando el botón ubicado en la parte de arriba del instrumento. 
Ajuste del 0% de Transmitancia. Después que el instrumento se ha calentado, mueva el botón de ajustar el 
cero, de tal manera que la lectura de la medida sea 0 en la escala de porcentaje de transmitancia. Este ajuste 
se hace sin tener celda en la cámara, de tal manera que no debe llegarle luz al detector o fototubo. 
Para limpiar las cubetas. Mientras el instrumento se calienta, enjuague dos celdas o cubetas, con agua 
destilada tres veces. Limpie la parte de afuera de las celdas con papel especial para remover humedad y las 
huellas de los dedos, sin dejar residuos. 
Ajuste de 100% T. Introduzca la celda con el solvente en el receptáculo del instrumento. Alinee la línea de la 
celda con la línea de referencia del instrumento. Cierre la tapa de la cámara. Ajuste el botón de la derecha, en 
el sentido de las agujas del reloj, hasta que la aguja marque 100 en la escala de porcentaje de transmisión. 
Remueva la cubeta rápidamente para evitar fatiga del detector. 
Verificación del 0 y 100 % T. Después de que remueva la celda de la cámara verifique que la lectura sea 0%. 
Si no ocurre así, repita el paso de ajuste del 0%T. Cada vez que la longitud se cambia y durante todas las 
medidas a la misma longitud de onda, establezca o verifique el 0 y 100% T con frecuencia. 
De aquí en adelante no toque los botones. 
Medición de las muestras. Inserte una celda que contenga solución a medirse en la cámara, verifique que la 
marca en la celda coincida con la marca en la cámara. Inmediatamente anote el porcentaje de transmitancia. 
Remueva la cubeta y verifique que la aguja marque 0. Repitan las medidas, y si hay pequeñas diferencias 
entre las medidas, tome el promedio de las lecturas. Después de completar todas las medidas, enjuague cada 
cubeta con agua destilada. 
¡NO MUEVA EL SPECTRONIC 20 
CUANTO ESTE ENCENDIDO! 
 
Figura 8. Spectronic 20 
8888888888
888888 
Botón para la 
fuente de luz 
Botón para 
selección 
de longitud 
de onda 
Lectura 
Cámara para la 
celda o cubeta 
Botón para 
encender y ajustar 
el 0% T