informe fisicoquimica 8

Fisicoquímica I 2012

INTRODUCCIÓN

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.

Sin embargo, en la naturaleza, la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras. Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en disolución hace del estudio de las disoluciones un apartado importante de la química-física.

1 Ingeniería Ambiental y Recursos Naturales


1. OBJETIVO

Aprender a preparar soluciones empleando las unidades físicas y químicas.

2. FUNDAMENTO TEORICO

SOLUCIONESEn química, una solución o disolución (del latín disolutio) es una mezcla homogénea, a nivel molecular de una o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites.

Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado disolvente o solvente. También se define disolvente como la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más solutos y uno o más disolventes. Una disolución será una mezcla en la misma proporción en cualquier cantidad que tomemos (por pequeña que sea la gota), y no se podrán separar por centrifugación ni filtración.Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama)

CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES:

Son mezclas homogéneas.La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían 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. Una disolución que contenga poca cantidad es una disolución diluida. A medida que aumente la proporción de soluto tendremos disoluciones más concentradas, hasta que el disolvente no admite más soluto, entonces la disolución es saturada. Por encima de la saturación tenemos las disoluciones sobresaturadas. Por ejemplo, 100g de agua a 0ºC son capaces de disolver hasta 37,5g de NaCl (cloruro de sodio o sal común), pero si mezclamos 40g de NaCl con 100g de agua a la temperatura señalada, quedará una solución saturada.



Sus propiedades físicas dependen de su concentración: a) Disolución HCl (ácido clorhídrico) 12 mol/L Densidad = 1,18 g/cm3

b) Disolución HCl (ácido clorhídrico) 6 mol/L Densidad = 1,10 g/cm3

Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc.

Tienen ausencia de sedimentación, es decir al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Ángstrom ( ºA ) .

El hecho de que las disoluciones sean homogéneas quiere decir que sus propiedades son siempre constantes en cualquier punto de la mezcla. Las propiedades que cumplen las disoluciones se llaman propiedades coligativas.

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

PÒR SU ESTADO POR SU CONCENTRACION

SÓLIDAS SOLUCION 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 SOLUCION 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 SOLUCION SOBRE SATURADA: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada.

Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.


http://www.monografias.com/trabajos11/teosis/teosis.shtml

http://www.monografias.com/trabajos/tomadecisiones/tomadecisiones.shtml


En función de la naturaleza de solutos y solventes, las leyes que rigen las disoluciones son distintas.

Sólidos en sólidos: Leyes de las disoluciones sólidas.Sólidos en líquidos: Leyes de la solubilidad.Sólidos en gases: Movimientos brownianos y leyes de los coloides.Líquidos en líquidos: Tensión interfacial.Gases en líquidos: Ley de Henry.

Por la relación que existe entre el soluto y la disolución, algunos autores clasifican las soluciones en diluidas y concentradas, las concentradas se subdividen en saturadas y sobre saturadas. Las diluidas, se refieren a aquellas que poseen poca cantidad de soluto en relación a la cantidad de disolución; y las concentradas cuando poseen gran cantidad de soluto. Es inconveniente la utilización de esta clasificación debido a que no todas las sustancias se disuelven en la misma proporción en un determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada. Ej: a 25ºC en 100g de agua se disuelven 0,000246g de BaSO4. Esta solución es concentrada (saturada) porque ella no admite más sal, aunque por la poca cantidad de soluto disuelto debería clasificarse como diluida. Por ello es más conveniente clasificar a las soluciones como no saturadas, saturadas y sobre saturadas.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONESEn química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para altas.

UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V = (cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)



a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:

a) Fracción molar

b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)

c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)

a) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.

b) Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.



c) Molalidad: En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.

En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.

La definición de molalidad es la siguiente:

Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)

VALORACIÓN ÁCIDO-BASE

En una valoración ácido-base se añade una de las disoluciones gota a gota desde una bureta sobre la otra disolución (matraz Erlenmeyer), hasta que se produce un cambio de color debido al indicador.

Una valoración ácido-base (también llamada volumetría ácido-base, titulación ácido-base o valoración de neutralización) es una técnica o método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido o base, neutralizándolo con una base o ácido de concentración conocida.1 Es un tipo de valoración basada en una reacción ácido-base o reacción de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante. El nombre volumetría hace referencia a la medida del volumen de las disoluciones empleadas, que nos permite calcular la concentración buscada.

MÉTODO Y MATERIAL EMPLEADO

El material básico empleado para una valoración ácido-base es:

A. BuretaB. Mesa o soporte de fondo blanco - se emplea para apreciar el cambio de

color de la disolución.C. PipetaD. Indicador de pH o Indicador ácido-base (se emplean muchos diferentes,

según la reacción))E. Matraz Erlenmeyer (matraz cónico)



F. Disolución estándar (una disolución de concentración conocida, como la de Na2CO3 en agua)

G. Disolución o muestra cuya concentración queremos conocer.

En una valoración ácido-base a veces es necesario el uso de un indicador ácido-base que sufra un cambio de color y/o de un pH-metro para conocer el punto final. En otros casos las propias sustancias que intervienen experimentan un cambio de color que permite saber cuando se ha alcanzado ese punto de equivalencia entre el número de equivalentes de ácido y de base.

En otras valoraciones o volumetrías, (redox, complexometría, de precipitación) se registra la concentración de una sustancia en función del volumen de sustancia valorante añadida, para determinar el punto final.

En una valoración ácido-base se prefiere medir el pH como una medida de cómo transcurre la transferencia de hidrones, H+, entre el ácido y la base. Para ello se emplean electrodos específicos conectados a un potenciómetro. Cerca del punto de equivalencia o punto final de la valoración se observa un cambio muy brusco de dicho potencial.

Clases de valoración ácido-base

Se pueden clasificar en dos grandes grupos:

Alcalimetrías: Determinación de la concentración de una base empleando un ácido fuerte de concentración conocida como sustancia valorante. Se emplea casi siempre ácido clorhídrico, HCl; a veces ácido sulfúrico, H2SO4; y casi nunca los ácidos nítrico (HNO3) y perclórico, (HClO4).

Acidimetrías. Determinación de la concentración de un ácido empleando una base fuerte de concentración conocida como sustancia valorante, como el NaOH.

CURVAS DE VALORACIÓN

Si representamos el pH medido por un electrodo en función del volumen añadido de sustancia valorante se obtienen curvas de valoración o curvas de titulación, similares a la de la figura. Se observa el rápido cambio del pH para un volumen determinado. El punto de inflexión de esta curva se llama punto de equivalencia y su volumen nos indica el volumen de sustancia valorante consumido para reaccionar con el analito.3

En ausencia de sistema medidor del pH, se pueden usar indicadores ácido-base, sustancias que mediante un cambio de color nos indican que se ha llegado al punto de equivalencia.



3. MATERIALES

MATERIALES REACTIVOSVaso precipitadoPizeta Luna relojFiola de 100mlBuretaProbetaSoporte universalPipeta

Na(s)

NaOHHClFenolftaleínaH2O

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

A. Preparación de solución de un sólido. Preparamos NaOH a 0.5M en 100mL. primeramente calculamos

cuantos de sustancia necesitamos.

MNaOH ¿

W NaOHMV (L )

WNaOH = MxVxM

WNaOH = 0.5 (mol/L)x0.1x40(g/1MolNaOH)

WNaOH = 2gNaOH

Una vez pesada la sustancia diluimos y aforamos en una fiola de 100ml con H2O.



Y ya tenemos nuestra solución de NaOH al 0.5M en 100ml.

B. Preparación de solución de un líquido.

La preparación de HCl 0.25M a 100ml. Tenemos HCl concentrado al 33%, con su densidad de 1.16g/ml. Primeramente calculamos la concentración del HCl.

C=1.16(g/L)x33x1036.5

C= 10.48M

Ahora remplazamos en la formula C1.V1=C2.V2 para obtener el volumen del HCl Concentrado.

10.48xV1=0.25Mx100mlV1=2.39ml

El volumen encontrado se adiciona a una fiola y aforamos a 100ml.

Tenemos una solución a 0.25M HCl con 100ml

C. Reacción acido-base Se necesita hallar el peso de sodio (Na) que reacciona con el

agua. Colocamos una muestra de sodio en un vaso precipitado seco y

limpio y adicionamos agua hasta que reaccione completamente y luego lo pasamos a una fiola para aforarlo a 100ml.



2Na + 2H2O 2NaOH + H2

Reactantes ProductosECUACION PRINCIPAL

Ahora procedemos a neutralizar la solución. En un vaso precipitado adicionamos 10ml de NaOH y agregamos una gota de fenolftaleína y en la bureta adicionamos la solución de HCl a 0.25N.

Se adiciono gota a gota el HCl hasta que se neutralizo cambiando de rosa grosella a incoloro, gastando 1.2ml de HCl.Se formo la siguiente reacción.

NaOH + HCl NaCl + H2O

Ahora procedemos a calcular la normalidad (N)

N1xV1=N2xV2

0.25(Equiv/L)x1.2ml=Nx10ml

N2= 0.03Equiv/L



Calculamos WNaOH

WNaOH=N2xVxPM = 0.03x0.1x40 =0.12g

De acuerdo a la ecuación principal 2mol Na 2mol NaOH

46g/mol 80g/mol X 0.12g

X=0.069g

5. RECOMENDACIONES

Manipular con cuidado los ácidos debido a su propiedad corrosiva y toxica; y mezclar con el agua en el momento que se lava en el caño.Al usar los ácidos puros es recomendable tapar inmediatamente sacada la muestra para uso.Ser cuidadoso con la manipulación de materiales de vidrio.Dejar limpio los materiales usados y la mesa de trabajo.

6. CONCLUSIONES

De este informe concluyo que la solubilidad no es solo diluir una sustancia en otra, ya que esto consiste en un proceso quimico-fisico que esta sometido a diferentes factores que predominan, como es el caso de la presión y la temperatura

Los procesos para preparar soluciones no son tan complejos como se podía pensar, solo hay que tener presente las características de la solución a preparar, es decir, su solubilidad, que cantidad de soluto se requiere, etc. Para facilitar estos estudios los científicos crearon formulas, tanto para las unidades físicas como para las químicas y para el proceso de dilución. Es necesario conocer cuáles son las ecuaciones para cada caso, tener cuidado en la realización de los análisis y podremos estar seguros que nuestros resultados son bastante confiables.

También se pudo observar y analizar con detenimiento cada uno de los pasos a seguir en el proceso de titulación. Las titulaciones se realizan agregando cuidadosamente un reactivo de concentración conocida a una solución de la sustancia hasta que la reacción entre ambas esta completa, la cual se conoce por ciertos cambios que se presentan en la solución problema, es decir, que hay que llegar al punto de equivalencia entre las dos soluciones.



7. BIBLIOGRAFIA

BROWN, T.L. LEMAY, H.E. & BURSTEN, B.E. “Química: La ciencia central”. Pearson-Prentice, novena edición. México 2004.

R. Chang, Química, McGraw-Hill. 4ª Edición. México, 1992, pp. 1052.


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