PRACTICA DE LABORATORIO N°05: PREPARACION DE SOLUCIONES

I.-OBJETIVO.- Que el alumno prepare soluciones de diferentes concentraciones en unidades químicas (moralidad). También que establezca experimentalmente la correlación entre correlación de una solución y su densidad.

II.- Fundamento teórico.-

Las sustancias homogéneas se clasifican en sustancias puras (las que poseen una composición definida, sin importar su cantidad y constituyen los elementos y los compuestos), y en mezclas homogéneas (son las llamadas soluciones que, si bien son homogéneas, poseen composiciones variables).5 Este sistema de clasificación es esencial en química, por permitir reconocer con facilidad si una materia homogénea es una sustancia pura o una solución.

Las soluciones resultan de la mezcla de varias sustancias puras diferentes, cuya unión no produce un cambio químico (no hay reacción), sino solo un cambio físico (las sustancias no pierden su identidad, y por tanto, sus propiedades). Las soluciones poseen composiciones variables al arbitrio, se pueden cambiar las proporciones de una sustancia respecto a la otra, por ejemplo pueden ser de 2 a 1 o 5 a 1. Ello depende de la solución deseada.5

1. DIFERENCIAS ENTRE MEZCLAS HOMOGENEAS Y HETEROGENEAS.

Para establecer estas diferencias, se parte del concepto de fase, que es una porción de materia con propiedades uniformes. El concepto de mezcla se refiere a la combinación de dos o más sustancias puras. Cuando se combinan sustancias puras y forman una sola fase se tiene una mezcla homogénea. Al contrario, si se combinan sustancias puras y forman varias fases, se forma una mezcla heterogénea. Un ejemplo de ello, es si se mezcla agua y azúcar se forma una mezcla homogénea, porque se tiene una sola fase, si se analiza cualquier porción de ella se encuentran propiedades idénticas. En este caso se usa el término miscible para describir la solubilidad mutua para formar soluciones. Si por el contrario, se mezclan agua y aceite, se forma una mezcla heterogénea, porque se tienen dos fases distintas (cada una con propiedades diferentes). Aquí se utiliza el término inmiscible para describir la insolubilidad de las sustancias existentes y por lo tanto no forman soluciones.5 En la formación de una mezcla homogénea o heterogénea, no solo se mezclan sustancias puras; también se pueden combinar soluciones entre si, mezclas entre si o mezclas con soluciones.

2. COMPONENTES Y TIPOS DE SOLUCIONES.

Los componentes de una solución son el soluto y el solvente. El soluto se encuentra en menor cantidad dentro de la solución y es la fase de menor proporción. Es la sustancia que se disuelve hasta un tamaño de magnitud atómico, molecular o iónico de (10-8 a 10-7 cm). El solvente es la sustancia que disuelve al soluto, se encuentra en mayor cantidad y es la fase de mayor proporción. Las soluciones pueden presentarse en los tres estados ordinarios de la materia: Sólido, líquido y gaseoso, pudiéndose encontrar el soluto y el

solvente en cualquiera de estos tres estados. Las soluciones en las cuales el agua es el solvente se denominan soluciones acuosas. Las soluciones acuosas son comunes en la naturaleza y de suma importancia en todos los procesos vitales, áreas científicas y diversidad de procesos industriales. Los fluidos corporales de todas las formas de vida son soluciones acuosas, fenómenos naturales como la corrosión, oxidación, precipitación, sedimentación, fermentación etc.; ocurren mediante la acción de soluciones acuosas, la industria farmacéutica, alimenticia, de refrescos y bebidas alcohólicas, de detergentes, jabones y champú, de disolvente y protectores, hacen uso de soluciones acuosas en algún momento de sus procesos de elaboración, producción, envasado o transporte. Una solución o mezcla homogénea se forma si se presenta interacción molecular apropiada entre el soluto y el solvente. El mecanismo con que se efectúa un proceso de interacción molecular es la solvatación o solubilidad.5 La solubilidad es la cantidad mínima de soluto que puede contener una determinada cantidad de solvente en ciertas condiciones de presión y temperatura.

3. CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

Cuando hablamos de concentración, esto indica la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente, y puede ser expresada en términos Cualitativos y Cuantitativos.

3.1. CONCENTRACION EN TERMINO CUALITATTIVO.

Es cuando nos referirnos simplemente a la cantidad relativa de soluto en la solución, en este caso se usan los términos DILUIDO y CONCENTRADO.

3.1.1. SOLUCIÓN DILUIDA.- Este término describe una solución que contiene una cantidad relativamente pequeña de soluto, en comparación con la solubilidad de dicha sustancia.

3.1.2. SOLUCIÓN CONCENTRADAS.- Son aquellas soluciones donde la cantidad de soluto es grande, con respecto al volumen total de la solución; estas se subdividen en:

3.1.3. SOLUCIONES INSATURADAS.- Tienen menos soluto disuelto que el que pudiera contener. 3.1.4. SOLUCIONES SATURADAS.- Contiene la máxima cantidad de soluto que se puede disolver a una presión y temperatura determinadas, no es posible disolver más soluto.

3.1.5. SOLUCIONES SOBRESATURADAS.- Tiene un exceso de soluto disuelto a una determinada presión y temperatura. Esta solución permanecerá sobresaturada mientras no se perturbe, ya que al golpear suavemente el recipiente el exceso de soluto precipitara, por lo tanto, estas soluciones son muy inestables.

3.2. CONCENTRACIÓN EN TÉRMINO CUANTITATIVO.

En términos cuantitativos, los químicos utilizan diferentes expresiones para la concentración, con el fin de establecer las relaciones porcentuales entre las cantidades de las sustancias presentes. Estas expresiones vienen dadas en UNIDADES FÍSICAS y QUÍMICAS.

3.2.1. UNIDADES FÍSICAS.- La relación entre soluto y solvente se expresa generalmente en partes de soluto en peso o volumen, por cada 100 partes en peso o volumen de solvente o de solución; estas unidades son las siguientes:

3.2.1.1. CONCENTRACIÓN PORCENTUAL MASA SOBRE MASA (% M/M).- Se define como la cantidad en gramos de soluto contenido en 100 g de solución.

3.2.1.2. CONCENTRACIÓN PORCENTUAL MASA SOBRE VOLUMEN (%M/V).- Se define como la cantidad en gramos de soluto contenido en 100 cm3 de solución.

3.2.1.3.- CONCENTRACIÓN PORCENTUAL VOLUMEN SOBRE VOLUMEN (%V/V).- Se define como la cantidad en cm3 de soluto contenido en 100 cm3 de solución.

3.2.1.4.- CONCENTRACIÓN EN PARTES POR MILLON (p.p.m).- Corresponde a la cantidad en miligramos de soluto disueltos en un litro de solución o a la cantidad de miligramos de soluto disueltos en un kilogramo de solución. Esta unidad de expresión de la concentración de una solución se emplea, preferiblemente, para soluciones en que la cantidad de soluto es muy baja.

3.2.2. UNIDADES QUÍMICAS.- Existen cuatro modos de expresar la concentración utilizando unidades de medida, propias de las teorías químicas, en tres de ellas se utiliza el mol como unidad (molaridad M, moralidad m y fracción molar X) y en la última se utiliza el peso equivalente como unidad de concentración (normalidad N).

3.2.2.1. MOLARIDAD (M).- Expresa la concentración en moles de soluto disueltos en un litro de solución.5

3.2.2.2. MOLALIDAD (m).- Expresa la concentración en moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente.

3.2.2.3. FRACCIÓN MOLAR (X).- Es el número de moles de soluto o de solvente respecto al número total de moles de la solución. El porcentaje molar (%mol) de un compuesto no es más que la cantidad de moles de un compuesto expresado en base 100 o simplemente la fracción molar por cien.

3.2.2.4. NORMALIDAD (N).- Expresa la concentración de una solución en equivalentes-gramo de soluto por litro de solución. Equivalente-gramo es la cantidad de sustancia que reacciona con 1,008g de hidrogeno, es decir, con un átomo-gramo de este elemento. El número de equivalentes-gramo de una sustancia depende de si esta corresponde a un ácido, un hidróxido (base) o a una sal.

- La densidad es una magnitud escalar referida a la cantidad de masa en un determinado volumen de una sustancia. La densidad media es la razón entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa.

III.- MATERIALES.-

-Fiolas

-Vasos de precipitación

-Balanza

-Densímetro

-Azúcar rubia

IV.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.- Preparar un litro de una solución 0.5 molar de sacarosa a partir del azúcar rubia comercial (95 % de sacarosa y Masa molecular-gramo

=342 gramos). Para lo cual se empleara la balanza y una fiola de 1 litro. (Pesar 180 gramos de azúcar).

Empleando la solución 0.5 molar y con la ecuación de dilución preparar, cuatro soluciones más diluidas de 0.1; 0.2; 0.3 y 0.4 M, empleando fiolas de 250 mL.

A continuación se emplea un densímetro y una probeta de 250 mL para determinar las densidades de las soluciones (gramos/ mL), también determine la densidad del agua potable (0 M de sacarosa).

V. REPOTE.-

1. Realizar los cálculos para el numero de gramos de azúcar comercial (conteniendo 95 % de sacarosa) necesarios para preparar 1 litro de solución 0.5 molar.

M= nV

n=M∗V

n=0.5∗1→n=0.5moles

P .M .=C12H 22O11=342grmol

m=n∗P .M .

m=0.5moles∗342 grmol

m=171 gr al95%

x=171gr∗10095

→x=180gr de C12H 22O11

2. Realizar los cálculos de dilución y llenar la siguiente tabla, la cual incluye las mediciones de densidad.

C1V 1=C2V 2

v1=0.1∗2500.5

=50mL

v2=0.2∗2500.5

=100mL

v3=0.3∗2500.5

=150mL

v4=0.4∗2500.5

=200mL

v5=0.5∗2500.5

=250mL

TABLA

CONCENTRACION MOLAR (M)

VOLUMEN (ml) DENSIDAD (gr/ml)

0.1 50 ml 1.015 gr/ml0.2 100 ml 1.030 gr/ml0.3 150 ml 1.041 gr/ml0.4 200 ml 1.055 gr/ml0.5 250 ml 1.070 gr/ml

3. Convertir las 5 concentraciones a) gramos de sacarosa/100 mL, b) mg sacarosa/1 mL, c) gr sacarosa/1 litro.

a)

b)

c)

4. Preparar una gráfica densidad vs concentración en moler/litro, para ello en la escala horizontal escribir la concentración. Comente y obtenga conclusiones.

Conclusiones.-

La densidad mide la cantidad de masa por unidad de volumen de una sustancia. La concentración describe la cantidad de una sustancia disuelta en otra sustancia. Son directamente proporcionales, cambiar la concentración de una solución cambia la densidad de la misma.

INVESTIGACION.-

1. Hallar la moralidad y la normalidad de una solución de 2000 mL de que contiene 400 gramos de NaOH.

Molaridad = moles de soluto en 1000 cc de solución moles = masa / PM PM NaOH = 23+16+1 = 40grs/mol moles = 400 grs/ 40 grs/mol moles = 10 10 moles ----------------------------2000 cc X ------------------------------------- 1000 

X = 5 Molar Como el NaOH se disocia en Na+ + OH- participa solo 1 ion por lo que el equivalente gramo es = PM /1 cuando esto ocurre la Normalidad es = a la Molaridad lo que queda demostrado por 1 eqgr = 40 gr luego 1 eqgr ------------------- 40 grs X -------------------------- 400 grs 

X = 10 eqgrs 10 eqgrs ----------------------- 2000 cc X --------------------------------- 1000 

X = 5 Normal 

2. Se tiene 5 litros de una solución 0.8 molar de NaOH. ¿Cuántos litros de agua debemos agregar para obtener otra solución de concentración 0.02 molar de NaOH? 

0.8 moles ---------------- 1litro X ---------------------------- 5 

X = 4 moles 

0.02 moles------------------1000cc 4 moles ----------------------x 

X = 200000 cc de solución es decir 200 litros como inicialmente se tenía 5 litros para llegar a los 200 litros se deberá añadir 200-5 = 195 litros de agua este mismo problema se puede calcular con la formula M1*V1 = M2*V2 reemplazando se tiene 0.8*5 = 0.02*X 

X = 200 litros de solución luego de solvente habría que agregar 200-5 = 195 litros 

3. Se tiene 1 litro de una solución acuosa cuya densidad es 1.2 g/mL con una concentración al 20% en masa de NaOH. Hallar la molaridad, normalidad, moralidad y la fracción molar del soluto.

La solución tiene 20 grs de NaOH disueltos en 100 grs de solución por lo que tiene 100grs solucion-20grs de soluto = 80 grs de solvente o de agua Molaridad= moles de soluto en 1000 cc de solución v solución = masa solución/ densidad de la solución V solución = 100 grs / 1.2 grs/cc V = 83.3 cc moles soluto = masa soluto /PM soluto moles = 20grs/40 grs/mol moles = 0.5 moles 

0.5 moles ----------------- 83.3 cc X -----------------------------1000 

x = 6 Molar 

1 eqgr -------------------- 40 grs X ------------------------- 20 

X = 0.5 eqgrs 0.5 eqgrs ----------------------- 83.3 cc X ---------------------------------- 1000 

X = 6 Normal 

moralidad = moles de soluto en 1000 grs de solvente 

0.5 moles ---------------------- 80 grs solvente X -------------------------------- 1000 

X = 6.25 molar 

fracción molar de : NaOH = moles NaOH /moles de NaOH+ moles de H2O moles de NaOH = 0.5 moles de agua = masa H2O/PM H2O PM H2O = 1*2+16 = 18grs/mol moles H2O = 80/18 X = 4.44 moles de H2O fracción NaOH = 0.5/ 0.5+ 4.44 X = 0.10 fracción H2O = 4.44/ 4.94 

X = 0.898 para comprobar el resultado la suma de las dos fracciones molares debe ser = 1 luego 0.1+0.898 = 0.9987

BIBLIOGRAFIA:

Brown T., LeMay Jr., Bursten B., Química. La ciencia central. Editorial Prentice Hall Hispanoamericana SA. 1998. Séptima edición   

Umland J. y Bellama J. Química General. Editorial ITE Latin América. 2004. Tercera Edición.

Chang R. Química. Editorial Mc Graw Hill. México.1992. Primera edición en español.