UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERÍA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS

PRÁCTICA No. 7

Soluciones

EQUIPO #2: Boleta: Firma:

1.- Martínez Saavedra Daniel Alonso 2014601118

2.- Martínez Velázquez Tania 2014601130

3.- Mejía Derrant Aline 2014602368

4.- Molina Jiménez Edgar Axel 2013601134

PROFESORA: TAPIA AGUILAR GUADALUPE

QUÍMICA APLICADA LAB.

1IM24

OBJETIVOS

- Preparar soluciones de concentración requerida, a partir de especificaciones de reactivos de alta pureza

- Valorar una solución ácida por medio de titulación, aplicando el principio de equivalencia

- Titular una solución básica a partir de la solución valorada

INTRODUCCIÓN

En esta práctica se prepararan soluciones a partir de los cálculos necesarios según los datos especificados en la práctica para conocer sus propiedades y características según si es una solución básica o ácida para lo cual se generaran valoraciones a partir de titulaciones que permitan la identificación de ambas para posteriormente llevar a cabo la neutralización de ambas soluciones.Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias.

La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua).

Las mezclas de gases, son soluciones. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente.

Algunos metales son solubles en otros cuando están en el estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar, entonces serán una solución sólida.

El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, a una situación de laboratorio, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo de componentes elementales, ya sean átomos, moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación.

MARCO TEÓRICO

Solubilidad

La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este.

Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada.

La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en soluciones que moléculas tienen una estructura similar a las del solvente.

La solubilidad de las sustancias varía, algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve.

Propiedades físicas de las soluciones

Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente.

Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida. Estas son algunas de las características de las soluciones:

Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas.

Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas. Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se separan ni se observa

sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente.

Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz. Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración

Concentración de una solución

La concentración de una solución lo da el número de moléculas que tenga que tenga el soluto de una sustancia y el número de moléculas que tiene el resto de la sustancia.

Existen distintas formas de decir la concentración de una solución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M).

Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una solución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de solución.

La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de solución, expresado en litros, es decir: M = n/V.

El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto.

Por ejemplo, para conocer la molaridad de una solución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de solución, hay que calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 g/mol, el número de moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6 molar).

Características Generales de las Soluciones

Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se

mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña

que sea la gota), y no se pueden separar por centrifugación ni filtración.

La disolución consta de dos partes: soluto y solvente.

Cuando el soluto se disuelve, éste pasa a formar parte de la solución.

Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los

volúmenes del disolvente y el soluto, debido a que los volúmenes no son

aditivos.

La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran

en proporciones variables entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se

encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La

proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del

tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está

relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente, es decir, tiene que

ver con la cantidad de soluto que es capaz de admitir este disolvente. .

Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la

adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye

su punto de congelación.

Sus propiedades físicas dependen de su concentración:

Disolución HCl 12 mol/L; densidad = 1,18 g/cm³

Disolución HCl 6 mol/L; densidad = 1,10 g/cm³

Clasificación de las soluciones

PÒR SU ESTADO POR SU CONCENTRACION

SÓLIDAS Solución No Saturada: es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.

Ej: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.

LIQUIDAS Solución Saturada: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC.

GASEOSAS Solución Sobre Saturada: representan un tipo de disolución inestable, presenta disuelto soluto que el permitido para temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y se enfría lentamente. Son inestables, al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita.

EQUIPO

MATERIAL IMÁGEN USO

MATRAZ AFORADO

Se utilizaron para poder hacer la

solución y poderla homogenizar

Matraz ErlenmeyerSe utilizaron para

poder hacer la valoración de la solución acida y

básica.

VASO DE PRECIPITADOS

Se usó para poder introducir el NaOH

BURETA

Se emplearon para introducir las

soluciones y así poder titularlas

EMBUDO

Sirvió para poder agregar en el

matraz aforado el NaOH

SOPORTE

Se usó para poder sostener las pinzas

y las buretas

PINZAS PARA BURETA

Sostuvieron las buretas para una buena titulación.

BALANZA

Con ella se pesó 2.04 gramos de

NaOH

VIDRIO DE RELOJ

En él se coloca los gramos e NaOH

PIPETA

Se tomó la cantidad necesaria

de ácido

REACTIVOS QUÍMICOS

NOMBRE FORMULA CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS MEDIDAS DE SEGURIDAD

ÁCIDO CLORHÍDRICO

HCL

Es un gas incoloro de olor picante, corrosivo,

fumante al aire a consecuencia de su avidez por el agua y formación de un hidrato. Su disolución

saturada a 0ºC tiene una concentración de 37% y una densidad es de 1,19 g/cm3

Su ingestión puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrosis.

Si se inhala puede producir irritación, y corrosión del tracto respiratorio, bronquitis crónica.

Si toca la piel puede producir quemaduras, úlceras, irritación.

HIDRÓXIDO DE SODIO NaOH Solubilidad

en agua:

111 g/100 mL (20 °C) / 13.89 g/100

mL (alcohol etílico a 20 °C)

Evitar la ingestión ya que causa problemas gastrointestinales.

No ponerlo en la piel causa ulceras graves.

ANARANJADO DE METILO

C14H14N3NaO3S

pH X6,5 (5 g/l

Solubilidad: 5,2 g/l en agua a 20°C

En caso de incendio pueden formarse vapores tóxicos

de NOx, SOx.

Protección respiratoria:

En caso de formarse polvo, usar equipo respiratorio adecuado. Protección de las manos:

Usar guantes apropiados

.

FENOFTALEÍNA C20H14O4

Es un compuesto químico orgánico que se

obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y

el anhídrido ftálico (C8H4O3) en presencia

de ácido sulfúrico.

No deben tomarla niños menores de dos años. Puede ocurrir idiosincrasia al fármaco. Además es una sustancia cancerígena.

DESARROLLO EXPERIMENTAL

1.- Preparación de la solución ácida

a) Calcular la cantidad en volumen de HCl comercial necesario para preparar 100 mL de solución 0,5 N. La concentración del ácido clorhídrico es de 37,5% masa y su densidad es de 1,17 g/mL

b) Colocar el volumen de ácido concentrado en un matraz aforado de 100 mL utilizando bureta graduada en decimas

c) Agregar con cuidado agua destilada

d) Agregar al matraz agua destilada hasta que la parte inferior del menisco toque la marca (aforo)

e) Tapar el matraz y agitar la solución para homogenizar

2.- Preparación de la solución básica

a) Calcular la cantidad de NaOH necesaria para preparar 100 mL de solución 0,5 M a partir del reactivo de alta pureza

b) Pesar en la balanza granataria la cantidad de NaOH, utilizando un vidrio de reloj

c) Agregar agua hasta el agoto, teniendo cuidado de lavar bien el embudo y el vidrio para no dejar residuo de NaOH sin disolver

d) Tapar el matraz y agitar la solución para homogenizar

3.- Valoración de la solución ácida

a) Pesar dos muestras de 0,1 g de Na2CO3 (anhidro)

b) Colocar cada muestra de Na2CO3 en cada matraz Erlenmeyer

c) Agregar 20 mL de agua destilada, diluyendo completamente

d) Agregar tres gotas de anaranjado de metilo como indicador

e) Titular cada muestra (con la solución de HCl preparada en el punto 1 contenida en la bureta) hasta obtener el cambio de coloración de amarillo a canela; anotando los volúmenes obtenidos, utilizando el promedio

4.- Valoración de la solución básica

a) Colocar 20 mL de la solución de NaOH preparada en dos matraces Erlenmeyer

b) Agregar tres gotas de fenolftaleína como indicador a cada uno

c) Titular cada solución básica con el HCl contenido en la bureta, hasta obtener el vire de rojo purpura a incoloro, anotando los datos y utilizando el promedio de éstos

CÁLCULOS

HCl H2O HCl36.5% 0.5 Nρ = 1.17 gml + V2 0.5 MV1 = ¿x? V3 = 0.1 L

M1 = (0.365)(1.17 gml)(mol36.5 g)(1000mlL) = 11.7 MM1V1 + M2V2 = M3V3Procedemos a calcular el volumen de ácido clorhídrico.V1 = M3 V3M1= (0.5 M )(0.1 L)11.7 M=4.27 x 10-3 LV HCl = 4.27 ml.

Procedemos a calcular la masa de NaOH.NaOH 0.5M y V = 0.1 LM = nNaOHVnNaOH = (0.5 molL)(0.1L) = 0.05 molmNaOH = nPM = (0.05 mol)(40 gmol )mNaOH = 2g

2g ----------97.1 %X--------------100%

X = 2.06 g. de NaOH.Ahora procedemos a calcular la Normalidad de las soluciones, las cuales quedan de la siguiente manera:

N HCl =m Na2 C03 (V HCl)(PE Na2 C03 )N HCl = 0.3 Na2 C03(9.33x10-3L)(53geq)=0.6066 eqL

N NaOH = (N HCl)(V HCl)V NaOH

N NaOH = (.6066 N)(0.0204 L) 0.020 L=0.6187 N

Una vez terminado los cálculos experimentales, procedemos a calcular los errores que obtuvimos en el experimento, los cuales son:

%Error = [ V. teórico-V. experimentalV. teórico x 100 ]

%Error (HCl) = [ 0.5 N - 0.6066 N0.5 N ] X 100=21.32 %

%Error (NaOH) = [ 0.5 N - 0.6187 N0.5 N ] X 100=23.74 %

CONCLUSIÓN

En la práctica de soluciones podemos concluir que con el desarrollo experimental de la práctica nos pudimos percatar de que la concentración de una solución depende directamente de los factores de molaridad y normalidad, las cuales son propiedades que determinan las características de una solución,con lo cual se puede saber que tan básicas o ácidas pueden ser estas soluciones.

Con lo anterior se puede llegar a la conclusión de que es muy importante tener presente el conocimiento de las expresiones que nos ayudan a conocer lagunas de las características básicas de una solución, con las cuales se pueden calcular soluciones de diferentes grados de concentración.

Además el estudio de las soluciones posee una gran importancia, ya que se puede decir que es la base de la química industrial. Una gran economía o pérdida en la industria, la representa el correcto estudio y manejo de los reactivos de una solución, dado que al optimizar estos, depende el ahorro o el desperdicio de los mismos.

CUESTIONARIO

1.- Definir los siguientes conceptos:

Molaridad (M): es el número del PM en gramos de soluto por litro de solución Molalidad (m): es el número de moles de B disueltos en un kg. (1000gr de A)m b = n b / (w a / 1000) = moles B / kg A Normalidad (N): es el número de equivalentes gramo de soluto contenido en el litro de solución %peso.- Es la fracción que hay de las sustancias en la solución o reacción %mol.- Es la fracción en moles que hay de las sustancias en la solución

2.- ¿Cuál es el significado de los siguientes términos?

Parte alícuota: es una muestra de volumen conocido de la solución a tratar. Valoración: es un estudio para conocer la concentración de la solución. Indicador: permiten conocer el intervalo que hay en la distribución o aumento en los (H+) y (OH -) Solución ácida: es una solución en la cual hay una deficiencia de (H+) y un exceso de iones (OH -) en la solución. Solución básica: Punto equivalente:

3.- Determinar M, N, m %mol del HCl concentrado original.

Datos: V = 0.1 L ρ = 1.17 gr/ ml 37.5 % masa PMHCl = 36 gr /ml Masa = V = (1170g/L) (0.1L) = 117 gr 100% ————– 117 gr 100 % —————-117 gr37.5 % ———— X 62.5 %————– X X = 43.87 gr X = 73.12 gr de agua n = m / PM = 43.87 gr / 36 gr/mol = 1.21 mol M = n / V = 1.21 mol / 0.1 L = 12.18 mol/L N = M Z = (12.18 mol/L) (1) = 12.18 normales Molalidad = moles de soluto / kg de agua M= 1.2118mol / 73.125 gr de agua = 0.016 mol /gr% masa = (m soluto / m total) 100 = (43.875 gr / 117 gr) (100) = 37.5 % soluto % masa = (m agua / m total) 100 = (73.125 gr / 117 gr) (100) = 62.5 % agua n total = M total / PM = 117 gr / 36 gr/mol = 3.25 mol % mol = n / n totales) (100) = (1. 21 mol / 3.25 mol) (100)= 37.23 % soluton total = M total / PM = 73.125 gr / 18 gr/mol = 4.06 mol % mol = n / n totales) (100) = (4.0 mol / 3.25 mol ) (100) = 12.5 % agua

4.- Determine el volumen de HCl concentrado que fue necesario para la preparación de 100 ml de la solución 0.5 N de HCl.

m = n PM = (0.05) (36.5) = 1.825 gr 37.5 % ————- 1.825 gr100 % ————– X X = 4.86gr

V = m /ρ = 4.86 gr / 1.17 gr/mlV = 4.15 ml

5.- Determine la masa de NaOH que se requirió para preparar 100 ml de la solución 0.5M de NaOH.

M = n / v n = v = (0.10) (0.5) = 0.05 moles m = n PM = (0.05) (40) m = 2gr

0.5 N M = 0.5 / 1 = 0.5 M

7.- Determine la normalidad exacta de la solución básica que titulo:

N = M Z = (12.18 mol/L) (1) N = 12.18 normales

8.- Resolver los siguientes problemas:

a) cuantos equivalentes – gramo de H2SO4 existen en:i) 2 ml de H2SO4 15 Neq – gramo = N V = (15gr/L)(0.002L) = 0.03 grii) 50ml de H2SO4 0.25 Neq- gramo = N V = (0.25gr/L)(0.05 L) = 0.0125 gr

b) calcular el volumen de H2SO4 concentrado de densidad 1.19gr/ml y 93% en peso que se necesita para preparar 500 ml de solución 3N.m = v = (1190gr/L) (0.5 L) = 595 gr100% —————- 505 gr 100% ————595 gr93% —————– X 7 % ———– XX = 553.35 gr de soluto X = 41.65 gr de aguaN = m /PM = 553.35 gr de soluto / 98 gr/mol N = 5.64 moles de solutoM1 = n / V = 5.64 mol / 0.5 L = 11.29 mol/LM2 = N / z = 3N / 2 = 1.5 mol /LV1 = V2 M2 / M1 = (0.5 L) (1.5 mol/L) / (11.29 mol/L) = 0.0604L

V2 = V – V 1 = 0.5 – 0.0664 = 0.4336 Ln = M V = (1.5 mol/L) (0.5L) = 0.75 molm = n PM = (0.75 mol) (98gr/mol) = 73.5 gr93 % —————- 73.5 gr 100 % ————– X X = 79.03 grV = m / = 79.03 gr / 1.19 gr/ml V = 66.41 ml de H2SO4

c) Calcular el volumen de HCl concentrado con densidad 1.19 gr /ml y38% peso de HCl que se necesita para preparar 18 L de ácido 0.002 Nm = v = (1190gr/L) (18 L) = 21420 gr100% —————- 21420 gr 100% ———— 21420 gr38% —————– X 62 % ———– XX = 8139.6 gr de soluto X = 13280.4 gr de aguan = m /PM = 8139.6 gr de soluto / 36 gr/mol = 226.1 moles solutoM1 = n / V = 226.1 moles soluto / 18 L = 12.56 mol/LM2 = N / z = 0.002N / 1 =0.002 mol / L

d) Determinarel volumen de HNO3 diluido con densidad 1.11 g/mL y 19% peso de HNO3 que puede prepararse diluyendo con agua a partir de 50 mL de acido concentrado con densidad 1.42 g/mL y 68% peso de HNO3. Además calcular las molaridades y molalidades del ácido concentrado y del diluido.

Acido concentradoρ=m/vm= *v= 1.42 g/mL (50mL) = 71 g%m=(msoluto/mtotal) x 100mtotal= (100*msoluto)/%m= (100*71g)/68%= 104.41 gv= m/ = 104.41g/ 1 g/mL = 104.41 mLn=m/PM = 71g/63 g/mol = 1.13 mol

M= nsoluto/vsolucion= 1.13mol/ 0.10441L = 10.82 mol/L

msolvente=mtotal- msoluto= 104.41 g – 71 g = 33.41 g

molalidad= nsoluto/msolvente= 1.13 mol/0.03341 kg = 33.8 mol/kg

Acido diluidoρ=m/vm= *v= 1.11 g/mL (104.41mL) = 115.9 g%m=(msoluto/mtotal) x 100mtotal= (100*msoluto)/%m= (100*115.9g)/19%= 610 gn=m/PM = 71g/63 g/mol = 1.13 mol

M= nsoluto/vsolucion= 1.13mol/ 0.61L = 1.85 mol/Lmsolvente=mtotal- msoluto= 610 g – 71 g = 539g

molalidad= nsoluto/msolvente= 1.13 mol/0.539 kg = 2.1 mol/kgPARA DETERMINAR EL VOLUMENM1V1=M2V2 V1= M2V2/M1 = 10.82 mol/L (0.10441L)/ 1.85 mol/L = 0.6107 L

BIBLIOGRAFÍA

Reid. Robert C y Sherwood, Thomas K. Química 2Editorial Santillana México.1997.

B. S., DANIEL SCHAUM. Química General. 1ra. EdiciónEd. Mc GRAW HILL, 1970. Pag. 9, 17, 133, 122.

FREDERICK LONGO. Química General. 1ra. ed. México Ed. Mc GRAW HILL, 1989. p: 44-58.

MASTERTON, WILLIAM L.Química General Superior. 6ta. ediciónEd. Mc Graw Hill, 1989. p: 211-239.