Universidad Nacional de Ingeniería.

Materia: Química General.

Nombre del Profesor:

Nombre del estudiante:

Grupo: 2, N o . de Código:

Nombre de laboratorio: Líquidos y soluciones.

Fecha de realización de laboratorio: 14 Noviembre, 2015.

Universidad, 28 noviembre, 2015

Objetivo.

Estudiar algunas de las propiedades generales de los líquidos y algunas propiedades de las soluciones acuosas.Determinar el peso molecular de una sustancia no volátil por crioscopia.

Marco teórico.

Liquido.Un líquido está formado por moléculas que están en movimiento constante y desordenado, y cada una de ellas choca miles de millones de veces en un lapso muy pequeño. Pero, las intensas fuerzas de atracción entre cada molécula, o enlaces de hidrogeno llamados dipolo-dipolo, eluden el movimiento libre, además de producir una cercanía menor que en la que existe en un gas entre sus moléculas. Además de esto, los líquidos presentan características que los colocan entre el estado gaseoso completamente caótico y desordenado, y por otra parte al estado sólido de un líquido (congelado) se le llama ordenado. Por lo tanto podemos mencionar los tres estados del agua (liquido universal), sólido, gaseoso y líquido.

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

Propiedad LíquidosForma Adoptan la forma del

recipiente

VolumenVolumen propio. No

depende del recipiente.

Compresibilidad Casi no se pueden comprimir

Capacidad de fluir Fluyen

Densidad relativa entre los estados

Mayor que los gases, pero menor que los sólidos

Fuerzas intermoleculares

Mayores que en los gases, pero menores que en los

sólidos

Separación entre las moléculas

Más separadas que en los sólidos, mucho menos separadas que en los

gases

Organización de las moléculas

Más organizadas que los gases pero menos que los

sólidos

Movimiento de las moléculas

Se deslizan unas sobre otras

También:

Tensión superficial.Viscosidad.

Soluciones.Soluciones son sistemas homogéneos, mezclas de dos o más sustancias (solutos disueltos en solventes) donde sus componentes se distribuyen uniformemente resultando una sola fase líquida, sólida o gaseosa. En general una solución está formada por un soluto y un solvente. El estado físico del solvente determina el estado físico de la solución. Tanto el soluto como el solvente pueden existir en cualquiera de los tres estados: sólido, líquido y gas.

Soluciones Acuosas.

Soluciones líquidas donde la fase dispersante es el agua se denomina soluciones acuosas.El agua es un disolvente polar debido a la estructura de dipolo de su molécula. En general los disolventes polares son excelentes para disolver otras moléculas polares. El agua disuelve con facilidad a muchos compuestos iónicos o de considerable porcentaje iónico (electrolito fuerte), disociándolos en aniones y cationes estos sucede con los ácidos fuertes, bases fuertes y las sales provenientes de ambos: HCl, H2SO 4, KOH, NaOH, NaCl, Na2SO4.El agua también es un buen solvente para solutos polares con radicales OH- y H+ en su estructura, tal es el caso de la sacarosa (azúcar de caña, C12H22O11) donde las moléculas de sacarosa permanecen sin disociarse en la disolución; otras se ionizan parcialmente (ácidos y bases débiles: HCN, HC2H3O2, NH4OH).

Composición cuantitativa de una solución.

Hay varias formas de expresar la concentración o cantidades relativas de sus componentes; porcentaje en peso (gr de soluto/100 de solución); partes por millón

(mg soluto/litro de solución ó mg soluto /Kg de muestra); molaridad (moles de soluto/1t de solución); Normalidad (peso equivalente gr/lt de solución); Molalidad (moles de soluto/Kg de solvente).

Soluciones Acidas y Básicas.Según Arrhenius un ácido se define como una sustancia que al disociarse produce iones H+, mientras que una Base es aquella que en solución acuosa se disocia y produce iones OH-. La fuerza de un ácido o de una base dependerá de su grado de disociación.

Según la teoría de Bronsted – Lowry, ácido es toda sustancia donadora de protones y base aquella capaz de aceptarlos.

El HCl cede protones:

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

ácido1 base2 ácido2 base1

Pares conjugados: ácido1 - base1 ; HCl - Cl-

ácido2 - base2 ; H3O+ - H2O

En cambio el NH3 es un aceptor:

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

base1 ácido2 ácido1 base2

El agua es de carácter anfotérico, comportamiento de ácido y de base.

Autoionización del agua

El agua se autoioniza muy ligeramente en la proporción 10-1 mol/lt a 25°C.

H2O + H2O → H3O + OH-

El producto de las concentraciones molares (H3O+) (OH-) = Kw = 10-14 se denomina producto iónico del agua y es una constante.

Cuando se disuelve un ácido en agua, aporta protones H+ aumentando la concentración de iones hidronio H3O+; debe entonces disminuir los oxidrilos OH-para mantener invariable el valor de Kw.

La escala de pH es una forma de expresar la concentración de H3O+ en una solución acuosa y se expresa por:

pH = -log(H3O+) y en general -log (H3O+) (OH-) = -log KwpH + pOH = pKw = 14

(H3O+) = 10-pH y (OH-) = 10-pOH

En soluciones diluidas, un ácido o una base fuerte se consideran completamente disociados.

Así, en una solución 0,1 M de KOH se tiene:(OH-) = (K+) = 10-1 ; pOH = 1 ; pH = 13

Un ácido o una base débil solo se disocia parcialmenteHCOOH + H2O → H3O+ + COOH- M: molaridadM - x x x(H3O+) (HCOO-) = Ka = 1,8 x 10-4

HCOOH

Debido a una ligera hidrólisis las sales de anión débil y catión fuerte presentan reacción algo básica.

NaCOOH + H2O → HCOOH + Na+ + OH-

y las sales de catión débil y anión fuerte son ligeramente ácidas. NH4Cl + H2O → NH3 + Cl- + H3O+

El pH de una solución se determina mediante un indicador ácido-base o con un instrumento (potenciómetro).

Un indicador es una sustancia que cambia de color dentro de un determinado rango de pH.

Indicadores y su cambio de color.-

Nombre común Cambio de pHtCambio de color

Acido Base - +

Azul de bromofenol 3,0 – 4,6 Amarillo VioletaAnaranjado de metilo 3,1 – 4,5 Rojo NaranjaVerde de bromocresol 3,8 – 5,4 Amarillo AzulTornazol 5,5 – 8,2 Rojo AzulRojo de metilo 4,4 – 6,3 Rojo AmarilloRojo de fenol 6,4 – 8,2 Amarillo RojoAzul de timol 8,0 – 9,6 Amarillo AzulFenolftaleína 8,0 – 9,8 Incoloro RojoAmarillo de alizarina 10,1 – 12,1 Amarillo Lila

Ejemplo de cálculo: Se tiene una solución acuosa de etanol, C2H5OH, al 60%cuya densidad es 0,891 gr/ml.

Se puede determinar su molaridad (M), molalidad (m) como sigue:- 1 litro de solución peso 891 gramos, de los cuales el 60& es de C2H5OH, o sea 534,6

gr.Las moles de C2H5OH serán:

534.6g46 g/mol=11.62 moles

las mismas que están contenidas en 1 lt de solución.

Luego la molaridad, M, de la solución de etanol al 60% es 11,62 mol/lt.

- Para calcular la molalidad, m, se debe calcular las moles de soluto, C2H5OH, contenido en 1 Kg de solvente, agua.

gramos de H2O = 891 - 534,6 = 356,4 gr H2O

m = 11.62356.4

mol x 103 = 32,3 molal

Hay propiedades de las soluciones que dependen del número de partículas del soluto, tal como las de descenso del punto de congelación y aumento del punto de ebullición de la solución con respecto al solvente puro.

La relación entre el descenso del punto de congelación y la molalidad es proporcionalmente directa en soluciones diluidas, matemáticamente se expresa así:

Tc = Kc mTc

+ - Tc = Kc mdonde:

Tc: es el descenso del punto de congelación de la solución con respecto a la del soluto

puro.Kc : es la constante crioscópicamolal, que depende del solvente.m : es la molalidad de la solución.

La molalidad, m, está relacionada a la cantidad en gramos de soluto y solvente y de sus respectivos pesos moleculares por la siguiente ecuación:

m= W2 x 1000 M2 X W1

donde: w2 y w1 son los pesos de soluto y solvente en la solución respectivamente.M2 y M1 son los pesos moleculares del soluto y del solvente respectivamente.

Materiales.

Soporte.Pinza y nuez.Cuerda o pita.Termómetro de -10 ºC a 110 ºC.Agitador de alambre.Tubo de prueba de 13 x 100 mm.Vaso de 400 ml.Rejilla de asbesto.Trípode.Mechero Bunsen.Liga de jebe.Probeta de 25 ml.Densímetro.Termómetro.Solución de sacarosa (problema) o solución de cloruro de sodio.Tubo de ensayo de 18 x 150 mmVaso de 250 ml1 soporte de asbesto1 rejilla de asbesto 1 mechero de gasNaftaleno y sustancia problema

Observaciones, resultados experimentales y análisis

Experimento 1.

Temperatura ( ºC )

Primera burbuja.

68

Ultima burbuja. 73Se obtuvo como temperatura de ebullición del alcohol etílico 73 °C

Usando la ecuación de Antoine:

log (Pv )=A− BC+t

Las constantes de la ecuación de Antoine para el Alcohol etílico son:

A = 8.04494, B = 1554.3 y C = 222.65

Pv = Pl = 752.69 mmhg

Reemplazamos los en la ecuación:

log (752.69 )=8.04494− 1554.3222.65+ t

T= 78.085 °C (temperatura teórica)

Siendo el punto de ebullición del etanol 78 °C, se deduce un error producido quizá por alguna impureza.

También sabemos que el punto de ebullición del alcohol es menor al del agua.

Experimento 2.

Primero hallamos en el laboratorio la densidad teórica de NaCl fue 1.015 ml / g.

Ahora experimentalmente:

Volumen de NaCl es 50 ml.

masade NaCl=masa total−masadel vaso

Donde:

Masa total: 156,065 g. Masa del vaso: 105,030 g.

Entonces masade NaCl=156,065g−105,030 g=51,035 g

Densidad NaCl= masade NaClvolumen de NaCl

=51,035g50ml

=1,0206gml

Tabla N 1Densidad de soluciones de Cloruro de Sodio a 20C

Densidad 20C % W NaCl Densidad 20C % W NaCl1,0053 1 1,1162 161,0125 2 1,1319 181,0268 4 1,1478 201,0413 6 1,164 221,0559 8 1,1804 241,0707 10 1,19 261,0857 12 1,2 281,1009 14

Como apreciamos en esta tabla, para una densidad 1,02 g/ml le corresponde 4 % W NaCl.

Experimento 3.

Se concluye que el naftaleno tiene el papel del solvente.

Este experimento demoro mucho más que el primero, al principio no se entregó la sustancia correcta. La masa molecular de la sustancia desconocida es de 77.4 g/mol.

Cuestionario. 1. ¿En qué momento empieza a hervir un líquido?

Cuando la temperatura del líquido aumenta hasta el punto en que su presión de vapor es igual a la presión atmosférica, el líquido empieza a hervir.

2. ¿A qué se debe la presencia de burbujas en un líquido en ebullición?Se debe a que la ebullición tiene lugar a todo el líquido porque todo el vapor que se forma escapa a la atmosfera, de esta manera se forman burbujas de vapor en el líquido y suben a la superficie.

3. ¿Cuál es el punto de ebullición experimental y teórico del alcohol etílico? Calcular su % de error justificando la diferencia existente.Ebullición teórico: 78 ºC.Ebullición experimental: 73 ºC.

% deerror= experimentalteorico

×100 %=7378×100 %=93,59 %

Esta diferencia es debido a la presencia de impureza.4. ¿Cuál será la molaridad de la solución de Cloruro de sodio?

4% en peso de NaCl representa:4 gde NaCl

100gdisolucion

Sabiendo que la densidad de NaCl es 1,02 g/ml. Tenemos:

4 g NaCl100gde disolucion

×1mol NaCl

58,44 g NaCl×

1,02g dedisolucion1mlde disolucion

×1000mlde disolucion

1 Ldisolucion

0 ,698mol NaCl1 Ldisolucion

=0.698M

5. Tomando en consideración el experimento 3, ¿Cuál será el descenso de la temperatura de congelación para una sustancia cuyo peso es 400?Usando la ecuación de descenso crioscopico:ΔTf = Kf · m → El descenso será: 4.3°C

6. Calcular el nombre del soluto del experimento 3.Podemos consideras que se trata de un compuesto orgánico no exactamente saber el nombre pero puede tratarse de un compuesto aromático por la elevada masa molecular que presenta, ya que es soluble ante el naftaleno que es una sustancia polar entonces esta también lo es.

Conclusiones.

Se concluye que es posible estudiar sustancias desconocidas aprovechando las propiedades Coligativas de las soluciones

Se concluye que la densidad de una solución es directamente proporcional al % en masa de esta.

Bibliografía.

Química: La ciencia central.

Wikipedia.

Wiki libros.

Química General Petrucci 10 Edición.