Informe 7 quimica

UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SUR

Facultad:

Ing. y Gestión Ambiental LABORATORIO DE QUÍMICA

Curso:

Química General

Profesora: Susana Gomez Galvez Informe de Prácticas Practica N°: 07 Título

: Preparaciones de disoluciones acuosas

Integrantes: Olmedo Galvez, David José. Mogollón Véliz, Rodolfo André. Horario de Prácticas

Día

: jueves

Hora

: 14:10pm – 16:00pm

Fecha de Realización : 09/10/2013 Fecha de Entrega

: 16/10/2013 Lima-Perú

INTRODUCCIÓN En este informe explicaremos la preparación de disoluciones acuosas, donde ocurren muchos procesos químicos. OBJETIVOS: Preparar y formar soluciones de diferentes concentraciones. Valorar soluciones preparadas en base de protones de referencia. MARCO TEÓRICO SOLUBILIDAD La cantidad de soluto necesaria para formar una solución saturada en una cantidad dada de solvente se conoce como solubilidad de ese soluto. Por ejemplo, la solubilidad del Cloruro de Sodio (NaCl) en agua a 0°C es de 35.7 gramos por 100mL de agua. Esta es la cantidad máxima de NaCl que se puede disolver en agua para dar una solución estable, en equilibrio, a esa temperatura. La concentración de una solución es la cantidad de soluto disuelta en una determinada cantidad de solvente o de solución. Una solución diluida solo contiene baja concentración de soluto. Una solución concentrada contiene una alta concentración de soluto. Una solución que esta en equilibrio con un soluto no disuelto a determinada temperatura se describe como saturada. En el caso de algunas sustancias es posible prepara r una solución que no contenga más soluto que una solución saturada. A esto se llama “solución sobresaturada”. Las soluciones sobresaturadas no son estables. El soluto precipita de la solución sobresaturada – el sólido que se separa de una solución se llama “precipitado”. FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del soluto como del disolvente y también de la temperatura, y al menos en el caso de los gases, la presión. A. INTERACCIONES: SOLUTO – DISOLVENTE. Las sustancias con fuerzas de atracción intermoleculares similares suelen ser mutuamente solubles. Esta genera lización suele expresarse simplemente como “lo similar disuelve a los similar”. Las sustancias no polares son solubles en disolventes no polares: los solutos iónicos y polares son solubles en disolventes polares. Los sólidos de

red como el diamante y el cuarzo son insolubles en disolventes tanto polares como no polares a causa de las intensas fuerzas de enlace dentro del solito. B. EFECTOS DE TEMPERATURA. La solubilidad de la mayor parte de los solutos sólidos en agua se incrementa al aumentar la temperatura de la solución. Sin embargo, hay unas cuantas excepciones a esta regla, como es el caso del Ce2(SO4)3, Na2SO4, etc. A diferencia de los solutos sólidos, la solubilidad delos gases en agua disminuye al aumentar la temperatura. Si calentamos un vaso de agua fría, se observaron burbujas de aire en el interior del vaso. De forma similar, las bebidas carbonatadas pierden CO 2 si se les permite calentarse; al aumentar la temperatura de la solución, la solubilidad del CO2 disminuye y el CO2 (gramos) escapa de la solución. La menor solubilidad del 02 en agua al aumentar la temperatura es uno de los efectos de la contaminación térmica de lagos y ríos. El efecto es particularmente grave en los pagos profundos porque el agua caliente es menos densa que el agua fría, y por ello tiende a permanecer sobre el agua fría, en la superficie. Esta situación impide la disolución de oxígeno en las capas más profundas y afecta la respiración de todos los organismos acuáticos que necesitan oxígeno. Los peces pueden asfixiarse y morir en estas circunstancias.

C. EFECTOS DE PRESIÓN. La solubilidad de un gas en cualquier disolvente aumenta al incrementarse la presión del gas sobre el disolvente. En cambio, las solubilidades de los sólidos y líquidos no acusan un efecto apreciable de la presión. La ley de Henry se aplica a los gases que no reaccionan con el disolvente en el que se disuelven (o, en algunos casos, gases que reaccionan incompletamente). Se define normalmente de la manera siguiente:

Ley de Henry.- A temperatura constante, la solubilidad de un gas es proporcional a la presión del gas sobre la solución. La ecuación es:

Cg = k. Pg Donde Cg es la concentración del gas disuelto (por lo regular expresada como molaridad), Pg es la presión parcial sobre la solución y, K es una constante de proporcionalidad llamada constante de la ley de Henry, diferente para cada par soluto-disolvente. La constante también varía con la temperatura. Por ejemplo, la solubilidad de N2 gaseoso en agua a 25°C y o, 78 atm es de 5,3 x 10 -4 M. Entonces, la

constante de la ley de Henry para el N2 en agua esta dado por (5,3 x 10-4 mol/L) (0.78atm) =6.8 x 10-4 mol/L-atm. Si se duplica la presión parcial del N2, la ley de Henry predice que la solubilidad en agua también se duplicará a 1,06 x 10-3M.

UNIDADES DE CONVERSIÓN Porcentaje (%) y partes por millón (ppm)

% SOLUTO (P/P) = W soluto (g) x 100 W solución (g) Ppm Soluto (p/p) = W soluto (g) x 106 W solución (g)

Moralidad (M) y Normalidad (N)

M =

N

=

Soluto V Solución (L)

m “PM” V

#Eq. – Soluto m V Solución (L) “PM” V

TRANSFORMACIONES DE UNIDADES La concentración de una solución se puede expresar de diversas maneras. Conociendo una unidad de concentración se puede conocer cual es la concentración es otra unidad. Por ejemplo si conocemos la molaridad (M) de una solución podemos conocer la concentración en normalidad (N) usando la siguiente relación:

N=MxƟ Donde: Ɵ = Factor de Corrección Para un ácido Ɵ = número de H+ Para una base Ɵ = número de OHSi conocemos la pureza o el porcentaje en peso (%W) p/p de una solución, la densidad de la misma y el peso fórmula (PM) del soluto, podemos calcular la concentración molar (M) de la solución usando la siguiente relación:

M = %WSOLUTO (P/P) + densidad SOLUCIÓN x 100 “PF” SOLUTO PREPARACIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS Una solución se puede preparar de diversas maneras: a) A partir de la disolución del soluto puro. b) A partir de la disolución de otra solución concentrada del mismo soluto. c) Por mezcla de dos o más soluciones del mismo soluto. Para el caso (a), usar las fórmulas de moralidad y normalidad según el interés. Para el caso (b), usar la siguiente relación, denominada comúnmente como la ecuación de Dilución: Volumen 1 x Concentración 1

=

Volumen 2 x Concentración2

Donde: Volumen 2

Volumen 1

Volumen del solvente agregado

Para el caso (c), cuando se mezclan 2 soluciones y se obtiene una tercera, se cumple: Volumen 1 x Concentración 1

Volumen 2 x Concentración2

Volumen 3 x Concentración 3

MATERIALES Mechero Bunsen Trípode con mallade asbesto Gradilla Tubos de ensayo Pipetas Graduadas de 10 y 25mL Vasos precipitados de 50mL Fiolas de 100mL Piceta de agua destilada REACTIVOS Ácido Clorhídrico, HCl (concentrado) Hidróxido de Sodio, NaOH (granular) Cloruro de Sodio, NaCl (sólido) Biftalato de Potasio, C8H5O4K, (cristales desecados) Fenolftaleína Agua Destilada PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1. Preparar una Solución Saturada de NaCl Se pesó un Erlenmeyer de 250mL y se agregó 100 g de agua destilada. Se disolvió el NaCl hasta obtener una solución saturada, a temperatura de trabajo. Se calentó la solución para observar la influencia de la temperatura en la solubilidad. Se completaron los datos en el cuadro 7.1. Cuadro 7.1. Solución Saturada de NaCl (s) MATERIAL

TEMPERATURA °C

Peso (g)

Erlenmeyer + Agua

18 °C

242.5g

Error Experimental % XXXXXXXXXX XXXXXXXXXX XXXXXXXXX

NaCl añadido (sin calentamiento) g

18 °C

240.5g

NaCl añadido (con 40 ºC 270.5 g calentamiento) g EXPERIMENTO 2. Prepara 100mL de Solución de NaOH 2N

Se calculó la cantidad de NaOH (sólido) requerido. Se pesó la cantidad requerida de NaOH (s), luego se siguieron las indicaciones del profesor. Se disolvió el NaOH en un vaso de precipitados con agua destilada. Se enrasó en una fiola de 100mL la solución de NaOH, se homogenizó la mezcla. EXPERIMENTO3. Prepara 100mL de Solución de NaOH 0.2 N

A partir de NaOH 2N (solución concentrada), se calculó el volumen requerido (aplicando la ecuación de dilución) para preparar la solución diluida de NaOH 0.2N. Con ayuda de una pipeta graduada se le agregó el volumen calculado a la fila de 100mL y se completó con agua destilada hasta el enrase y se homogenizó la mezcla. EXPERIMENTO 4. Valoración de la solución de NaOH 0.2 N Se pesó aproximadamente entre 0.100 y 0.200g de biftalato de potasio (PF = 204.22g/mol) y lo agregó a un Erlenmeyer de 250mL, se disolvió la sal con 30mL de agua destilada medida en probeta y se le adicionó 2 gotas de fenolftaleína. Se llenó la bureta de 25mL con la solución de NaOh 0.2N, enrasando a cero. Se colocó debajo de la bureta, el Erlenmeyer con la solución de biftalato y se dejó caer lentamente la solución de NaOH de la bureta, agitando permanentemente con un movimiento rotatorio realizado por el agitador. Cuando aparecen los primero indicios de coloración rosada se le agregó gota a gota. El punto final se alcanzó cuando una gota de NaOH proporcione a la solución un color rosa pálido que se mantiene unos 15 segundos. Se anotó el volumen gastado de NaOH.

Se calculó la concentración de la solución de NaOH en base a los datos obtenidos.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

CUADRO DE RESULTADOS

Cuadro 7.1. Solución Saturada de NaCl (s) MATERIAL

TEMPERATURA °C

Peso (g)

Erlenmeyer + Agua

18°C

242.5g

NaCl añadido (sin calentamiento) g

18°C

250.5g

NaCl añadido (con calentamiento) g

40ºC

270.5g

Error Experimental % XXXXXXXXXX XXXXXXXXXX XXXXXXXXX

Cuadro 7.2. Solución concentrada de NaOH Peso (g) Volumen (mL)

NaOH (s) 0.8% XXXXXXXXXX

Solución de NaOH XXXXXXXXXX 100Ml = 1L

[NaOH] 2M

Cuadro 7.3. Solución Diluida de NaOH Volumen (mL) Normalidad

NaOH Concentrada 10mL 2N

NaOH Diluida 100mL 0.2N

Cuadro 7.4. Valoración de la Solución diluida de NaOH Biftalato de Potasio

[NaOH]

Error Experimental

Volumen Gastado (mL) XXXXXXXXXXX 7mL Peso (g) g XXXXXXXXXX Normalidad XXXXXXXXXXX 0.10 N

% XXXXXXXXXXX XXXXXXXXXXX

DISCUSIÓN DE RESULTADOS SOLUCIÓN SATURADA DE NaCl (s)  

  



Las disoluciones se forman por atracción de partículas tanto como del soluto como del solvente. El NaCl se disuelve más rápido ya que las interacciones de atracción de los iones y las moléculas polares superan una atracción entre iones en el sólido ( los puentes de hidrogeno también sufren por la fuerza ion dipolo) Una vez separadas los iones son rodeados por moléculas de agua Las interacciones entre las moléculas de soluto y solvente se llama solvatación En el experimento se demostró una solución saturada ya que la concentración de soluto era mucho más elevada a la concentración de disolvente El resultado fue la precipitación de NaCl en el fondo del beaker.

SOLUCIÓN CONCENTRADA DE NaOH  

 

El hidróxido de Sodio es una caustia metálica de base que es un sólido blanco disponible en gránulos, copos. La disolución del hidróxido en agua es una reacción altamente exotérmica debido a que se neutraliza con un acido en el que la cantidad de calor liberado puede resultar una solución corrosiva y puede causar daños. El resultado del experimento fue una solución incolora y corrosiva, ya que su nivel de PH es 7. Esta solución reacciona con la fenolftaleína dando un color palo rosa.

SOLUCIÓN DILUIDA DE NaOH   

En este experimento se brinda una solución diluida a partir de una concentrada de Nacl. Luego se completaba con agua destilada hasta la línea de aforo. De una concentración de 2N paso a 0,2N



La intervención de la cantidad de soluto está en mínima proporción de un volumen determinado lo cual es totalmente desarrollado en esta solución.

VALORACIÓN DE LA SOLUCIÓN DILUIDA DE NaOH 

 

La valoración de la solución diluida de Hidróxido de Sodio se da mas que todo al hacerlo reaccionar con biftalato de potasio junto con una gota de fenolftaleína lo cual nos determinó una coloración palo rosa. Al volumen gastado de NaOH se pudo calcular el volumen gastado y también la concentración molar del NaOH. El punto de equivalencia en la muestra se observa o se determina luego de involucrar la solución con un reactivo, determiando su peso y cantidad exacta

CONCLUSIONES:

1. Podemos observar que cuando una solución esta saturada se refleja en los cistales precipitados en el recipiente. 2. Toda sustancia cáustica es motivo de cuidado y prevención en el salón de química. 3. La polaridad y la solubilidad de las moléculas son fundamentales para la preparación de las soluciones. 4. Los factores que alteran la solubilidad de las moléculas se dan por efectos de temperatura, interacciones de soluto-disolvente, y efecto de la presión. 5. El punto de equivalencia de una muestra se puede observar con el índice de coloración FUENTES DE INFORMACIÓN   

Oscar Reátegui Arévalo., Elvito Villegas Siva., Guía dePráctica Química General. Perú: De Editorial UCSUR: 2012. Theodore L. Brown, et al. 11a. Química, La Ciencia Central. MEXICO: Editorial Mexicana; 2009. Chang 2010

CUESTIONARIO 1.Definir : Soluto , Solvente , Solubilidad , Solución diluida , Solución concentrada , Solución saturada , Solución sobre saturada , Solución coloidal e hidrato .

a) Soluto: sustancia minoritaria (aunque existen excepciones) en una disolución, esta sustancia se encuentra disuelta en un determinado disolvente b) Solvente: sustancia que permite la dispersión de otra sustancia en esta a nivel molecular o iónico. Es el medio dispersante de la disolución. c) Solubilidad: medida de la capacidad de disolverse una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (solvente); implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto disuelto en una dada cantidad de solvente a una temperatura fija y en dicho caso se establece que la solución está saturada. d) Solución diluida: Tipo de solución donde la cantidad de soluto es muy pequeña. e) Solución concentrada: Tipo de solución donde la cantidad es abundante. f) Solución saturada: Tipo de solución donde existe un equilibrio entre el solvente y el soluto a una temperatura dada. g) Solución sobre saturada: Tipo de solución donde la cantidad del soluto es mayor que la cantidad soportada en condiciones de equilibrio por el disolvente, a una temperatura dada. h) Solución coloidal: Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos. Pueden observarse casos particulares en la vida cotidiana, como la mayonesa. I) Hidrato: Compuesto que contiene moléculas de agua en su estructura 2. ¿Qué es solvatación? .Dar ejemplos Proceso de asociación de moléculas de un disolvente con moléculas o iones de un soluto. Al disolverse los iones en un solvente, se dispersan y son rodeados por moléculas de solvente. 3. ¿Cuáles son los sistemas buffer o amortiguadores en el organismo humano? Son sustancias que evitan los cambios bruscos de pH, manteniéndolo constante.    

Sistema amortiguador de la hemoglobina Sistema amortiguador de las proteínas intracelulares. Sistema amortiguador fosfato Sistema amortiguador bicarbonato

4. ¿Qué volumen de HCl 5N y de HCl 2.5N deben mezclarse para obtener 4 L de una disolución 3.0 N? V1 x 5N + V2 x 2,5N = 10 V1 + V2 = 4L V2:4L – V1 5(V1)+2.5 (4L – V1) = 12 5V1+10L – 2.5V1 = 12 2.5V1=2 V1=0.8 V2=3.2 5. ¿Qué es osmosis inversa y para qué sirve? La filtración bajo presión a través de una membrana cuyos poros son pequeños. Los poros de la membrana están concebidos de manera que la mayoría de las sales, de los inorgánicos y de los iones son eliminadas 90-99%). Las moléculas de agua atraviesan fácilmente la membrana. Las moléculas orgánicas pueden ser eliminadas o pasar según el tipo de membrana utilizado. Finalmente, las partículas en suspensión, bacterias y pirógenos son prácticamente eliminados por completo mediante la ósmosis inversa.