química, laboratorio 8

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAFacultad de Ingeniería Geológica, Minera y Metalúrgica

Octavo Laboratorio de Química I

Solubilidad: Preparación de Soluciones

Profesor: Lembi Castromonte Reinaldo

Integrantes: Roncal Goicochea Jerson Smith

Herrera Milla Eduardo

18 de noviembre del 2013

QUÍMICA I - Laboratorio 8 1


I. Introducción:

Una disolución (también llamada solución) se define como una mezcla homogénea, a nivel molecular, de dos o más sustancias en la cual no ocurre sedimentación. Una disolución se compone de un disolvente y uno o más solutos cuyas proporciones pueden variar de una disolución a otra. En contraste, una sustancia pura tiene composición fija; el disolvente es el medio en el cual se disuelven los solutos y éstos suelen disolverse para dar iones o moléculas en disolución.Las disoluciones incluyen combinaciones diferentes en las cuales un sólido, líquido o gas actúan ya sea como disolvente o como soluto. Por lo general, el disolvente es líquido, por ejemplo, el agua de mar es una disolución acuosa de muchas sales y algunos gases como dióxido de carbono y oxígeno; el agua carbonatada es una disolución saturada de dióxido de carbono; las disoluciones son comunes en la naturaleza y son sumamente importantes en todos los procesos vitales, en todas las áreas científicas y muchos procesos industriales. Los fluidos corporales de todas las formas de vida son disoluciones; las variaciones de concentración de los cuatro fluidos corporales, en especial los de la sangre y la orina, dan a los médicos indicios valiosos sobre la salud de las personas. También son comunes las disoluciones en las cuales el disolvente no es líquido. El aire es una disolución de composición variable. Los empastes dentales son amalgamas sólidas o disoluciones de mercurio líquido disuelto en metales sólidos; las aleaciones son disoluciones de sólidos disueltos en metales.



II. Objetivos:

Aprender a preparar soluciones con concentraciones dadas.

A partir de soluciones dadas, preparar otras soluciones con

diferentes grados de concentración (molaridad, normalidad,

molalidad).

Aprender a graficar las curvas de solubilidad de algunas sustancias

utilizando datos experimentales.

Describir los factores que favores el proceso de disolución.

III. Fundamento teórico:

Dispersiones

Es el ordenamiento de las partículas de un cuerpo en el seno de otro cuerpo, lo que se reparte se denomina "fase dispersa" (medio discontinuo) y quien permite la dispersión se denomina "fase dispersante" (medio continuo).

Clasificación de las dispersionesSegún el tamaño y el tipo de la partícula dispersa, las dispersiones se clasifican en: suspensiones, soluciones y coloides.

a) SuspensionesEs un tipo de dispersión que tiene como característica la sedimentación, ello es debido a la poca afinidad que existe entre la fase dispersa y la fase dispersante. Son visibles a simple vista. Ejemplos: arena en el agua, arcilla el agua, tinta china, leche de magnesia, jarabes, etc.

b) ColoidesEs un tipo de dispersión donde las partículas dispersas llamadas "MICELAS" se encuentran en constante movimiento tipo zigzag, lo cual le da estabilidad al coloide, este movimiento se denomina "BROWNIANO"; otra propiedad importante de los coloides es la difracción de los rayos de la luz, fenómeno llamado "EFECTO TYNDALL".Las partículas en un sistema coloidal pueden estar constituidos por unos cientos o miles de moléculas sencillas, por una sola



molécula gigante como por ejemplo: almidón, hemoglobina, virus, etc.

Los coloides y tienen afinidad al medio dispersante se denominan liófilos pero si no tienen afinidad al medio dispersante se denominan liófobos.Los coloides se puede separar por los siguientes métodos: electroforesis, diálisis, centrifugación, floculación.

FASE DISPERS

A

FASE DISPERSANT

ESISTEMA EJEMPLOS

sólido líquido soldetergente en agua, pinturas, tinta de bolígrafo

líquido líquido emulsiónleche homogenizada, mayonesa, crema para la cara

gas líquido espumacrema batida, espuma para afeitar, espuma de cerveza

sólido sólido sol sólidoesmeralda, rubí, gemas de color, ciertas aleaciones

líquido sólidoemulsión

sólidaungüentos, geles (queso, gelatina), mantequilla

gas sólidoespuma sólida

piedra pómez, esponja, hule, lava, dentífrico

sólido gasaerosol sólido

humos, partículas de polvo en el aire, virus aéreos

líquido gasaerosol líquido

nubes, neblina, vaho, spray de aerosol.

gas gas no existe forman soluciones gaseosas

c) Soluciones



Es un tipo de dispersión homogénea, en la solución se mezclan dos o más especies químicas (átomos, iones, moléculas).

Componentes de la solución:

1. Soluto (STO):Es el componente que se disuelve, por lo general se encuentra en menor proporción, la solución puede contener más de un soluto y además da el nombre a la solución.

2. Solvente (STE):Es el componente que disuelve (el permite la disolución), por lo general se encuentra en mayor proporción, la solución sólo puede contener un solvente. El disolvente indica el estado físico de la disolución.El solvente más utilizado es el agua debido a que disuelve a casi todas las sustancias debido a su alta constante dieléctrica, y a la polaridad de su molécula. Ejemplos: agua de mar.

SOLVATACIÓNEs la interacción entre solvente y el soluto pero que no llegan a generar una reacción química, en el proceso de solvatación debemos recordar:

Soluto: iónicoSolvatación polar → disuelve

Soluto: covalente polar

Solvente polar → disuelve Soluto: apolar

La solvatación puede ser molecular o iónica

Solvatación Molecular

a. Solvatación ApolarEs aquella en donde el soluto es covalente apolar y el solvente es covalente apolar. Ejemplo:

Soluto covalente apolar : bencenoSolvente covalente apolar : tetracloruro de carbono

b. Solvatación PolarEs aquella en donde el soluto es covalente polar y el solvente es covalente polar. Ejemplo:

Soluto covalente polar : sacarosa



Solvente covalente apolar : agua

Solvatación IónicaEs aquella en donde el soluto es iónico y el solvente es covalente apolar. Ejemplo:

Soluto iónico : cloruro de sodio Solvente covalente apolar : agua

ENTALPÍA DE SOLUCIÓN

1. Solución Exotérmica (H<0)En este tipo de solución la interacción STE-STO es mayor que la interacción STE-STE y STO-STO, entonces existen las condiciones favorables para que se forme la solución.

2. Solución endotérmica (H<0) En este tipo de solución la interacción es menor que la interacción STE-STE y STO-STO, por lo tanto no existen las condiciones favorables para que se forme la solución pero ésta se forma debido a que el sistema tiende a la mayor entropía.

SOLUBILIDAD DEL SOLUTO



i. La solubilidad de la mayoría de solutos sólidos y líquidos es directamente proporcional a la temperatura.

ii. La solubilidad de los gases en los líquidos es inversamente proporcional a la temperatura y directamente proporcional a la presión (ley de Henry)

iii. La interacción soluto-solvente, se ve favorecida por el desorden molecular. Por lo general, moléculas polares disolverán a otras moléculas polares o a compuestos iónicos; mientras que moléculas no polares solubilizan a otras moléculas no polares.

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Por la naturaleza del soluto

Solución IónicaEs aquella que tiene como soluto a un compuesto el cual al disolverse se disocia o ioniza por lo cual esta soluciones son conductoras de la electricidad. Ejemplo cloruro de sodio en agua, sulfato de calcio en agua, etc.

Solución MolecularEs aquella que tiene como soluto a un compuesto el cual al disolverse se disgrega a nivel molecular por lo cual esta soluciones son no conductoras de electricidad. Ejemplo: agua azucarada.

Por la naturaleza del solvente



Sólido Solución sólida- Solvente Líquido Solución líquida

Gaseoso Solución gaseosa

solución soluto solvente ejemplo (STO+STE)

SOLIDA

sólido SOLIDO

latón (Zn+Cu), bronce (Sn+Cu)

líquido amalgama (Hg+metal)

gas oclusión de H2 en Pd

LIQUIDA

sólidosalmuera (NaCl+H2O), dextrosa

(C6H12O6+H2O)

líquido

aguardiente (etanol+H2O), vinagre (ácido

acético+H2O), agua

LIQUIDO

oxigenada (H2O2+H2O)

gas agua gasificada (CO2 en agua)

GASEOSA gas GASEOSO aire seco (N2, O2, Ar…)

Por su naturaleza química

Solución ÁcidaEs aquella cuya concentración de [H1+] > [OH1-]Ejemplo: H 2SO 4( ac)

Solución BásicaEs aquella cuya concentración de [H1+] < [OH1-]Ejemplo: NaOH (ac)

Solución NeutraEs aquella cuya concentración de [H1+] = [OH1-]



Ejemplo: NaC l(ac )

Por la cantidad de soluto

Solución diluida (no saturada)Es aquella solución cuya cantidad de soluto se encuentra muy alejada de lo que indica la solubilidad a una determinada temperatura.

Solución concentrada (no saturada)Es aquella solución cuya cantidad de soluto se encuentra muy cercana a lo que indica la solubilidad a una determinada temperatura.

Solución saturadaEs aquella solución cuya cantidad de soluto que contiene, es la que indica la solubilidad a una determinada temperatura (máxima).

Solución sobresaturadaEs aquella solución cuya cantidad de soluto que contiene es mayor a lo que indica la solubilidad a una determinada temperatura. Se caracteriza por ser inestable, cualquier perturbación cristaliza el exceso de soluto.

Por la conductividad eléctrica

Solución electrolíticaSon aquellas que son capaces de conducir la electricidad, debido a que se presentan iones en movimiento, los cuales son portadores de carga. A estas disoluciones se las denomina también soluciones iónicas.

Solución no electrolíticaEs aquella que no es capaz de conducir la electricidad, debido a que no presentan iones en movimiento. A estas disoluciones también se les denomina disoluciones moleculares.

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN

Molaridad (M)Es el número de moles del soluto por litro de solución.

M=nSTO

V solución( l)

=mSTO

mmolar×V solución(l )

=10× ρsolución×%m

mmolar

Normalidad (N)Es el número de equivalente gramo de soluto por litro de solución.

N=N °Eq−g

V solución(l )

=mSTO

mEq×V solución(l)

=M×θ



Molalidad (m)Es el número de moles de soluto en 1 kg de solvente.

m=nSTO

kgSTE

=mSTO

mmolar×kgSTE

= 1000×%mmmolar STO×(100−%m)

Fracción molar de solutoEs la relación entre las moles de soluto y las moles de la solución.

f mSTO=

nSTO

nsolución

Fracción molar de solventeEs la relación entre las moles de solvente y las moles de la solución.

f mSTE=

nSTE

nsolución

Operaciones con soluciones:

División de solucionesConsiste en bajar o disminuir la concentración de una solución valorada agregando una cantidad determinada de solvente. Se cumple:Moles de soluto concentrado = moles del soluto diluido

Mezcla de solucionesEn este proceso se busca tener una solución de concentración indeterminada a partir de dos soluciones del mismo soluto. Se cumple:

nSTO3=nSTO1

+nSTO2

IV. Parte experimental:

Experimento 1:

Procedimiento:

Preparar 20 ml de solución de CuSO4 . 5H2O al 5% en masa.

Cálculos previos:

ρ=mv

= m20

=1.022→m=20.44 g

Luego: x= 5100

×20.44→x=1.022 g(CuSO4 .5H 2O)



Pero: 1.022 g……………………… CuSO4(159.5)

X ……………………….. CuSO4.5H2O (249.5)

1.022159.5

= x249.5

→∴ x=1.6 gdeCuSO4 .5H 2O

Datos y observaciones:

- Para preparar la solución pedida, se necesitan aproximadamente 1.6

g de CuSO4 .5H 2O

- En un vaso de precipitados, se agregan: 1.6 g de CuSO4 .5H 2O y se agrega un poco de agua (menos de 20 ml), disolver bien hasta formar la solución homogénea, luego agregar esta solución a un probeta y luego agregar suficiente agua hasta completar el volumen pedido (20 ml).

Experimento 2:

Procedimiento:Preparar 50 ml de solución de NaCl 2M.

Cálculos Previos:

M= nV (l )

= n501000

=2→n=0.1

Pero: n= mmmolar

= m58.5

=0.1→∴m=5.85 gde NaCl


- Para preparar la solución pedida, se necesitan aproximadamente 5.85 g

de NaCl.

- En un vaso de precipitados, se agregan: 5.85 g de NaCl y se agrega un

poco de agua (menos de 50 ml), disolver bien hasta formar la solución homogénea, luego agregar esta solución a un matraz y luego agregar suficiente agua hasta completar el volumen pedido (50 ml).



Experimento 3:

Procedimiento:

Preparar 50 ml de solución con densidad 1.02 g/cm3 de NaCl al 2% de masa utilizando la solución anterior.

Cálculos Previos:

M=10×ρ solución×%m

mmolar

→M=10×1.02×258.5

→M=0.3487

Luego: N1×V 1=N2×V 2 ; N=M ×θ→N=M×1→N=M

2×V=0.3487×50→V =8.72ml


- En una probeta, medimos 8.72 ml de la solución obtenida en el

experimento 2.

- Luego echamos este volumen en el matraz y luego diluimos la

solución hasta completar el volumen pedido (50 ml).

Experimento 4:

Procedimiento:

Preparar 50 ml de solución de NaCl 0.1N utilizando la solución preparada en el experimento Nº 2.

Cálculos Previos:

N1×V 1=N2×V 2 ; N=M ×θ→N=M×1→N=M

2×V 2=0.1×50→V 2=2.5ml


- En una probeta, medimos 2.5 ml de la solución obtenida en el

experimento 2.



- Luego echamos este volumen en el matraz y luego diluimos la

solución hasta completar el volumen pedido (50 ml).

Experimento 5:

Procedimiento:

Graficar la curva de solubilidad de una sal NaCl, utilizando datos experimentales. Para graficar la curva de solubilidad del cloruro de sodio es necesario determinar su solubilidad a diferentes temperaturas (20°, 40°, 60°, 80 °C).


20 30 40 50 60 70 80 90 10032.5

33

33.5

34

34.5

35

35.5

36

36.5

37

Curva de Solubilidad del NaCl en agua

T° (Temperatura) g/100 ml de H20

25 -----

30 34.3

40 35.5

50 35.5

60 35.85



70 -----

80 36.3

90 36.6

V. Conclusiones generales: El estudio de las soluciones es muy importante ya que nos permite

saber cuánto de alguna determinada sustancia está presente en una

muestra.

VI. Aplicación a la especialidad:

Para separar suspensiones (metales en solución) por métodos

sencillos.

En el proceso de flotación (sustancias no miscibles).

En la obtención de soluciones concentradas de Au, en el proceso de

lixiviación.

VII. Recomendaciones:

Las mediciones se deben hacer con precisión, tener cuidado a la

hora de pesar los reactivos y medir cuidadosamente el volumen en la

probeta.

Al preparar las soluciones, primero disolver bien el soluto, en un vaso

de precipitados, en un cierto volumen de solvente (menor que el

pedido), luego diluir la solución hasta completar el volumen pedido.

VIII. Desarrollo del cuestionario y problemas:

1. Cuál es la diferencia entre:

- soluto y solvente

Soluto: Es el componente que se disuelve, por lo general se encuentra en menor proporción, la solución puede contener más de un soluto y además da el nombre a la solución.



Solvente: Es el componente que disuelve (el permite la disolución), por lo general se encuentra en mayor proporción, la solución sólo puede contener un solvente. El disolvente indica el estado físico de la disolución.

- molaridad y molalidad; molaridad y normalidad

Molaridad: Es el número de moles del soluto por litro de solución.

Normalidad: Es el número de equivalente gramo de soluto por litro de solución.

Molalidad: Es el número de moles de soluto en 1 kg de solvente.

2. ¿Cómo determinaría que una solución está saturada, y insaturada o sobresaturada? Explicar.

- Al analizar la solución:

a) Si al agregar más soluto a la solución, éste se disuelve normalmente sin la necesidad de calentarla. Entonces la solución es insaturada.

b) Si al agregar más soluto a la solución, éste ya no se disuelve normalmente y se deposita en el fondo como cristal. Entonces la solución es saturada.

c) Si al agitar o al agregar más soluto, se observa la inmediata formación de cristales (solución inestable). La solución es sobresaturada.

3. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se requieren para preparar 5 l de una solución de hidróxido de sodio 0.01M?

M= nV (l )

=

mmmolar (NaOH )

V (l)

→0.01=

m405

∴m=0.08g

4. ¿Cómo prepararía 500 ml de una solución de ácido sulfúrico al 30% en masa (ρ=1.22g /cm3)? Describir el procedimiento.



- Cálculos previos:


mmolar

→M=10×1.22×3098

→M=3.7347

Luego: N1V 1=N2V 2∀θ=2∧N=M×θ

- Procedimiento:

Debemos de partir de una solución cuya concentración es conocida, y con la fórmula respectiva podemos obtener cualquier volumen a determinadas concentraciones.

5. Calcular la molalidad de cada una de las siguientes soluciones a cosas.

- Una solución de ácido fosfórico al 12% en masa

En 1 kg se STE: 12%×1kg=120 g

m=n

kgSTE

=

1201601

→∴m=0.75

- Una solución de ácido fosfórico 2M de HCl (ρ=1.1g /ml)


mmolar

→2=10×1.1×%m160

→%m=29.09

Luego:

29.09%×1kg=290.9 gm=n

kgSTE

=

290.91601

→∴m=1.82

- Una solución de ácido fosfórico 3.6N que se utiliza en reacciones en

las que reemplazan todos los iones hidrógeno (ρ=1.21g /ml)

Del dato: θ=3 ;(H 3PO 4)

N=M ×θ→3.6=M×3→M=1.2




mmolar

→1.2=10×1.21×%m160

→%m=15.868

Luego: 15.868%×1kg=158.68 g

m=n

kgSTE

=

158.681601

→∴m=1

6. Describir la preparación de 1 l de una solución 0.646M de HCl, a partir de una solución 2M de HCl.

- Cálculos previos:

N1V 1=N2V 2∀θ=1∧N=M×θ

∴N=M

Luego:

0.646×1=2×V 2

∴V 2=3.23l=323ml

- Procedimiento:

En una probeta medimos 323 ml de la solución inicial 0.646 M.

Luego la diluimos con agua hasta completar el volumen pedido.

7. Explicar porque una solución de HCl en benceno no conduce la electricidad, mientras que si lo hace en agua.

Una solución de HCl en benceno no conduce la electricidad ya que poseen diferente naturaleza polar y apolar respectivamente lo que hace que no ocurra una disolución y esto hace que no existan iones disociados que permitan la conducción de la electricidad. Todo lo contrario pasa con el agua ya que tanto el HCl como el agua son polares y por tanto ocurre la ionización del HCl lo cual hace que permite un desplazamiento de cargas (electricidad).

IX. Bibliografía:QUÍMICA I - Laboratorio 8 17


http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Disoluciones_quimicas.html http://www.monografias.com/trabajos97/soluciones-quimicas/soluciones-

quimicas.shtml


química, laboratorio 8

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