UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DEINGENIERÍA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS PRÁCTICA No. 7 Soluciones EQUIPO #2: Boleta: 1.- Martínez Saavedra Daniel Alonso 2.- Martínez Velázquez Tania 2014601118 3.- Mejía Derrant Aline 2014602368 4.- Molina Jiménez Edgar Axel 2013601134 Firma: 2014601130 PROFESORA: TAPIA AGUILAR GUADALUPE QUÍMICA APLICADA LAB. 1IM24 OBJETIVOS - Preparar soluciones de concentración requerida, a partir de especificaciones de reactivos de alta pureza 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. para simplificar.. y el solvente puede ser también un gas. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada. MARCO TEÓRICO . es decir.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. moléculas. son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. entonces serán una solución sólida. sabor. ya sean átomos. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Los cambios de estado. El soluto puede ser un gas. densidad. oxígeno y nitrógeno del aire. un líquido o un sólido. cuando se producen. Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular. Las mezclas de gases. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias. o pares de iones. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. están formadas por un mismo tipo de componentes elementales. admitiéndose que las sustancias consideradas son puras. un líquido o un sólido.Valorar una solución ácida por medio de titulación. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente. a una situación de laboratorio. son soluciones. Las soluciones en química. sólo afectan a su ordenación o agregación. aplicando el principio de equivalencia . La concentración de una solución constituye una de sus principales características. El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir. el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color. En la mayoría de las sustancias. la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración. pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve. pues la solución está saturada. Estas son algunas de las características de las soluciones: Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas. el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua. En una solución de azúcar en agua. Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. La solubilidad de las sustancias varía. se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más. la mayor solubilidad se da en soluciones que moléculas tienen una estructura similar a las del solvente. Así. La sal de cocina. Presentan una sola fase. se le añade un anticongelante (soluto). Al aumentar la cantidad del soluto. algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles.Solubilidad La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra. es decir. para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles. En general. si se le sigue añadiendo más azúcar. puede suceder que. sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente. . Algunos líquidos. pero impide el paso de las del soluto). Propiedades físicas de las soluciones Cuando se añade un soluto a un solvente. 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. la solubilidad de un soluto es la cantidad de este. se alteran algunas propiedades físicas del solvente. haciendo a esta última más diluida. Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente. como el agua y el alcohol. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio. son homogéneas. pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. Si se dejan en reposo durante un tiempo. expresado en litros.5 = 1. 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). es decir. Existen distintas formas de decir la concentración de una solución. 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. .6 M (0. contenida en un cierto volumen de solución.6 molar). pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M).2 y. Los gramos por litro indican la masa de soluto. como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos. Así. por tanto.5 = 58. permiten el paso de la luz. Por ejemplo. el número de moles será 70/58. expresada en moles. hay que calcular el número de moles de NaCl.2/2= 0. 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. Son totalmente transparentes. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto. 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. es decir. y no se pueden separar por centrifugación ni filtración. 23 + 35. La disolución consta de dos partes: soluto y solvente. La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto.5 g/mol. contenida en un determinado volumen de disolución. es decir: M = n/V. M = 1. expresado en litros. expresada en gramos. las fases no se separan ni se observa sedimentación. es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente. una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua. el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto. a la temperatura dada. es decir. La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones variables entre ciertos límites. éste pasa a formar parte de la solución. aunque no siempre es así. es no saturada. densidad = 1. Ej: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37. Cuando el soluto se disuelve. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto. ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación. es decir. densidad = 1.5 NaCl. 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. . .18 g/cm³ Disolución HCl 6 mol/L. tiene que ver con la cantidad de soluto que es capaz de admitir este disolvente.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. Al disolver una sustancia. es decir. Sus propiedades físicas dependen de su concentración: Disolución HCl 12 mol/L. debido a que los volúmenes no son aditivos. GASEOSAS Solución Sobre Saturada: representan un tipo de disolución inestable. a elevada temperatura y se enfría lentamente. el exceso existente precipita. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37. el solvente no es capaz de disolver más soluto. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso. EQUIPO MATERIAL MATRAZ AFORADO Matraz Erlenmeyer VASO DE PRECIPITADOS IMÁGEN USO Se utilizaron para poder hacer la solución y poderla homogenizar Se utilizaron para poder hacer la valoración de la solución acida y básica.5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC. Son inestables. al añadir un cristal muy pequeño del soluto. ya que a la temperatura que se tome en consideración.LIQUIDAS Solución Saturada: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante. Se usó para poder introducir el NaOH . presenta disuelto soluto que el permitido para temperatura dada. 04 gramos de NaOH En él se coloca los gramos e NaOH VIDRIO DE RELOJ PIPETA Se tomó la cantidad necesaria de ácido . BALANZA Con ella se pesó 2.BURETA EMBUDO SOPORTE Se emplearon para introducir las soluciones y así poder titularlas Sirvió para poder agregar en el matraz aforado el NaOH Se usó para poder sostener las pinzas y las buretas PINZAS PARA BURETA Sostuvieron las buretas para una buena titulación. 2 g/l en agua a 20°C Protección respiratoria: En caso de formarse polvo. quemaduras. usar equipo respiratorio adecuado. Su disolución saturada a 0ºC tiene una concentración de 37% y una densidad es de 1. Si se inhala puede producir irritación.19 g/cm3 HIDRÓXIDO DE SODIO NaOH Solubilid 111 g/100 mL (20 °C) / 13. úlceras. Puede el anhídrido ftálico (C8H4O3) en presencia . En caso de incendio pueden formarse vapores tóxicos de NOx. corrosivo.89 g/100 ad en agua: mL (alcohol etílico a 20 °C) MEDIDAS DE SEGURIDAD Su ingestión puede producir gastritis. Si toca la piel puede producir quemaduras. edema. y corrosión del tracto respiratorio.NOMBRE FORMU LA REACTIVOS QUÍMICOS CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS ÁCIDO CLORHÍDRICO HCL Es un gas incoloro de olor picante. fumante al aire a consecuencia de su avidez por el agua y formación de un hidrato. Es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y No deben tomarla niños menores de dos años. Evitar la ingestión ya que causa problemas gastrointestinales. nec rosis. No ponerlo en la piel causa ulceras graves. Protección de las manos: Usar guantes apropiados . bronquitis crónica. irritación.5 (5 g/l Solubilidad: 5. SOx. ANARANJAD O DE METILO FENOFTALEÍ NA C14H14 N3NaO 3S pH X6. gastritis hemorrágica. 5 M a partir del reactivo de alta pureza b) Pesar en la balanza granataria la cantidad de NaOH.Valoración de la solución ácida a) Pesar dos muestras de 0.Preparación de la solución básica a) Calcular la cantidad de NaOH necesaria para preparar 100 mL de solución 0..5 N.5% masa y su densidad es de 1.C20H14O4 de ácido sulfúrico. Además es una sustancia cancerígena.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. utilizando un vidrio de reloj c) Agregar agua hasta el agoto. 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..1 g de Na2CO3 (anhidro) b) Colocar cada muestra de Na2CO3 en cada matraz Erlenmeyer . ocurrir idiosincrasia al fármaco.. La concentración del ácido clorhídrico es de 37. 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. 1 L M = nNaOHV nNaOH = (0.. V1 = M3 V3M1= (0.7 M M1V1 + M2V2 = M3V3 Procedemos a calcular el volumen de ácido clorhídrico. Procedemos a calcular la masa de NaOH.1 L M1 = (0.5 M )(0.5 g)(1000mlL) = 11.27 ml.05 mol)(40 gmol ) mNaOH = 2g .17 gml + V2 0.1L) = 0. diluyendo 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.365)(1. NaOH 0. hasta obtener el vire de rojo purpura a incoloro. anotando los datos y utilizando el promedio de éstos CÁLCULOS HCl H2O HCl 36.5 molL)(0.27 x 10-3 L V HCl = 4.5% 0.05 mol mNaOH = nPM = (0.1 L)11. anotando los volúmenes obtenidos.17 gml)(mol36.c) Agregar 20 completamente mL de agua destilada.5M y V = 0.5 N ρ = 1.5 M V1 = ¿x? V3 = 0.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. utilizando el promedio 4.7 M=4. 5 N . depende el ahorro o el desperdicio de los mismos. la representa el correcto estudio y manejo de los reactivos de una solución. 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.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. Una gran economía o pérdida en la industria.020 L=0.0. de NaOH.6066 N)(0.06 g. teórico x 100 ] %Error (HCl) = [ 0.0204 L) 0.6187 N0.0.2g ----------97.3 Na2 C03(9. teórico-V.1 % X--------------100% X = 2. con las cuales se pueden calcular soluciones de diferentes grados de concentración.32 % %Error (NaOH) = [ 0. . las cuales quedan de la siguiente manera: N HCl =m Na2 C03 (V HCl)(PE Na2 C03 ) N HCl = 0. Ahora procedemos a calcular la Normalidad de las soluciones. procedemos a calcular los errores que obtuvimos en el experimento. los cuales son: %Error = [ V.5 N ] X 100=23.33x10-3L)(53geq)=0.5 N .6066 eqL N NaOH = (N HCl)(V HCl)V NaOH N NaOH = (.6187 N Una vez terminado los cálculos experimentales. experimentalV. dado que al optimizar estos.5 N ] X 100=21. Además el estudio de las soluciones posee una gran importancia.6066 N0. ya que se puede decir que es la base de la química industrial.con lo cual se puede saber que tan básicas o ácidas pueden ser estas soluciones. las cuales son propiedades que determinan las características de una solución. Valoración: es un estudio para conocer la concentración de la solución.1 L ρ = 1..17 gr/ ml 37.125 gr / 117 gr) (100) = 62.87 gr X = 73.18 mol/L N = M Z = (12. m %mol del HCl concentrado original.5 % ———— X 62.5 % agua n total = M total / PM = 117 gr / 36 gr/mol = 3. N.2118mol / 73.25 mol .Es la fracción que hay de las sustancias en la solución o reacción %mol. Datos: V = 0.5 % masa PMHCl = 36 gr /ml Masa = V = (1170g/L) (0. (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.Determinar M.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.21 mol / 0.87 gr / 36 gr/mol = 1.1L) = 117 gr 100% ————– 117 gr 100 % —————-117 gr 37.Es la fracción en moles que hay de las sustancias en la solución 2..21 mol M = n / V = 1.18 mol/L) (1) = 12.5 % soluto % masa = (m agua / m total) 100 = (73.5 %————– X X = 43. 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.¿Cuál es el significado de los siguientes términos? Parte alícuota: es una muestra de volumen conocido de la solución a tratar.1 L = 12.016 mol /gr % masa = (m soluto / m total) 100 = (43.125 gr de agua = 0....875 gr / 117 gr) (100) = 37. Solución básica: Punto equivalente: 3.18 normales Molalidad = moles de soluto / kg de agua M= 1.12 gr de agua n = m / PM = 43.CUESTIONARIO 1. .125 gr / 18 gr/mol = 4.25 mol ) (100) = 12.5M de NaOH.002L) = 0.gramo = N V = (0..25 mol) (100)= 37.825 gr 100 % ————– X X = 4.18 normales 8.5 N M = 0.5 N de HCl..Determine la masa de NaOH que se requirió para preparar 100 ml de la solución 0.Resolver los siguientes problemas: a) cuantos equivalentes – gramo de H2SO4 existen en: i) 2 ml de H2SO4 15 N eq – gramo = N V = (15gr/L)(0.% mol = n / n totales) (100) = (1.0125 gr . 21 mol / 3.17 gr/ml V = 4.5) = 0.25gr/L)(0.86 gr / 1. M=n/v n = v = (0.Determine el volumen de HCl concentrado que fue necesario para la preparación de 100 ml de la solución 0..05 L) = 0.5) = 1.05) (40) m = 2gr 0.15 ml 5.06 mol % mol = n / n totales) (100) = (4.86gr V = m /ρ = 4.03 gr ii) 50ml de H2SO4 0.10) (0. m = n PM = (0.5 M 7.Determine la normalidad exacta de la solución básica que titulo: N = M Z = (12.5 % ————.18 mol/L) (1) N = 12.1.05) (36.25 N eq.0 mol / 3.23 % soluto n total = M total / PM = 73.05 moles m = n PM = (0.5 % agua 4.825 gr 37.5 / 1 = 0. 13 mol M= nsoluto/vsolucion= 1.29 mol/L) = 0.5 gr 93 % —————.4336 L n = M V = (1.41g/ 1 g/mL = 104.6 gr de soluto / 36 gr/mol = 226.5L) = 0.19 gr/ml V = 66.56 mol/L M2 = N / z = 0.65 gr de agua N = m /PM = 553.b) calcular el volumen de H2SO4 concentrado de densidad 1.002 mol / L d) Determinarel volumen de HNO3 diluido con densidad 1.5 mol/L) / (11.73.35 gr de soluto / 98 gr/mol N = 5.5 gr 100 % ————– X X = 79.41 ml de H2SO4 c) Calcular el volumen de HCl concentrado con densidad 1.75 mol) (98gr/mol) = 73.5 mol /L V1 = V2 M2 / M1 = (0. Además calcular las molaridades y molalidades del ácido concentrado y del diluido.0604L V2 = V – V 1 = 0.42 g/mL (50mL) = 71 g %m=(msoluto/mtotal) x 100 mtotal= (100*msoluto)/%m= (100*71g)/68%= 104. Acido concentrado ρ=m/v m= *v= 1.4 gr de agua n = m /PM = 8139.002N / 1 =0.1 moles soluto M1 = n / V = 226.03 gr / 1.13mol/ 0.1 moles soluto / 18 L = 12.21420 gr 100% ———— 21420 gr 38% —————– X 62 % ———– X X = 8139.6 gr de soluto X = 13280.03 gr V = m / = 79.75 mol m = n PM = (0.35 gr de soluto X = 41.5 L = 11.42 g/mL y 68% peso de HNO3.29 mol/L M2 = N / z = 3N / 2 = 1.5 mol/L) (0.64 mol / 0.11 g/mL y 19% peso de HNO3 que puede prepararse diluyendo con agua a partir de 50 mL de acido concentrado con densidad 1.505 gr 100% ————595 gr 93% —————– X 7 % ———– X X = 553.0664 = 0.5 L) (1.002 N m = v = (1190gr/L) (18 L) = 21420 gr 100% —————.64 moles de soluto M1 = n / V = 5.10441L = 10.5 L) = 595 gr 100% —————.19 gr /ml y 38% peso de HCl que se necesita para preparar 18 L de ácido 0.82 mol/L .41 g v= m/ = 104. m = v = (1190gr/L) (0.41 mL n=m/PM = 71g/63 g/mol = 1.5 – 0.19gr/ml y 93% en peso que se necesita para preparar 500 ml de solución 3N. 9g)/19%= 610 g n=m/PM = 71g/63 g/mol = 1.10441L)/ 1. Química 2 Editorial Santillana México.85 mol/L = 0. Mc GRAW HILL.82 mol/L (0. 6ta.61L = 1. MASTERTON.03341 kg = 33. Química General Superior.41 g – 71 g = 33. p: 44-58. Química General. 122.13 mol M= nsoluto/vsolucion= 1.msoluto= 610 g – 71 g = 539g molalidad= nsoluto/msolvente= 1. DANIEL SCHAUM. ed. B. 17. México Ed.msoluto= 104. 133. 1970. 1ra. 9. edición Ed. Robert C y Sherwood. p: 211-239..6107 L BIBLIOGRAFÍA Reid. Pag.13 mol/0. S. Mc GRAW HILL.8 mol/kg Acido diluido ρ=m/v m= *v= 1. WILLIAM L. . FREDERICK LONGO. Edición Ed.9 g %m=(msoluto/mtotal) x 100 mtotal= (100*msoluto)/%m= (100*115.13mol/ 0.1997. Thomas K.msolvente=mtotal.1 mol/kg PARA DETERMINAR EL VOLUMEN M1V1=M2V2 V1= M2V2/M1 = 10. 1ra.41 g molalidad= nsoluto/msolvente= 1.539 kg = 2. Mc Graw Hill.41mL) = 115.13 mol/0. 1989. 1989.11 g/mL (104. Química General.85 mol/L msolvente=mtotal.