Informe Nro3 Edi.docx

INFORME Nro. 3 “Preparación de SOLUCIONES” Materia: Espacio de Definición Institucional (E.D.I) “Laboratorio I”

Profesora: Soledad Moschettoni

Carrera: Profesorado en Química

Curso: 3ero

Alumna: Ramallo, Carolina Soledad

Introducción Las soluciones son mezclas homogéneas que están compuestas por dos o más sustancias (es decir solutos disueltos en solventes, donde el primero es el compuesto que se encuentra en menor proporción y el segundo se encuentra en mayor proporción) donde sus componentes se distribuyen uniformemente resultando una sola fase. Según su estado de agregación, las soluciones se pueden clasificar en: Soluto

Solvente Estado de agregación de la solución resultante Gas Gas Gas Gas Líquido Líquido Gas Sólido Sólido Líquido Liquido Líquido Sólido Líquido Líquido Sólido Sólido Sólido

Ejemplo Aire Agua gaseosa (CO2 en agua) H2 en paladio Etanol en agua Sacarosa en agua Aleaciones (Bronce, latón, etc.)

Además, las soluciones se pueden clasificar según su capacidad para disolver un soluto: -

Solución saturada: contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un solvente determinado a una temperatura determinada.

-

Solución insaturada: contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver.

-

Solución sobresaturada: contiene mayor cantidad que el que puede haber en una solución saturada.

En la mayoría de las soluciones que se encuentran en estado líquido el solvente es agua, por lo que estas soluciones suelen llamarse acuosas o para decir que un soluto se encuentra en solución acuosa se suele indicar con las siglas “ac.”. El agua es un solvente polar, ya que presenta una estructura dipolo en su molécula y en general es excelente para disolver otras moléculas polares, como los solutos orgánicos con radicales OHy H+ en su estructura molecular, como es el caso de la sacarosa C12H22O11, y compuestos iónicos o de considerable porcentaje iónico, disociándolos en aniones y cationes, como los ácidos y bases fuertes y las sales que provienen de ellos (HCl, H2SO4, KOH, NaOH, NaCl, Na2SO4, etc.). El químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) formulo, a finales del siglo XIX, que los ácidos serán aquellas sustancias que se ionizan en agua y forman iones H+ y las bases serán aquellas sustancias que se ionizan en agua y forman iones OH-. En base a esto, Arrhenius clasifico las sustancias según sus propiedades en disolución acuosa, por nombrar algunas diremos que los ácidos tienen sabor agrio y las bases sabor amargo, las disoluciones tanto acidas como básicas conducen la electricidad y producen cambios de color en pigmentos vegetales: los ácidos cambian el color del papel tornasol de azul a rojo y las bases de rojo a azul.

Sin embargo, estas definiciones de ácidos y bases son limitadas en el sentido de que solo se aplican a disoluciones en medio acuoso. En 1932, el químico Johannes Brønsted propuso una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere que estén en medio acuoso: un ácido de Brønsted es un donador de protones y una base de Brønsted es un aceptor de protones. El ácido clorhídrico es un ácido de Brønsted porque “dona” un protón al agua: HCl(ac)  H+(ac) + Cl-(ac) El ion H+ es un átomo que perdió su único electrón, por lo tanto, podemos decir que es un protón. Esta partícula cargada, al ser tan pequeña, no puede existir como una entidad aislada en una solución acuosa, por su fuerte atracción al polo negativo del agua H2O. Entonces, este protón existe, pero de forma hidratada y se lo denomina ion hidronio H3O+: HCl(ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + Cl-(ac) El hidróxido de sodio NaOH, una base fuerte, es un tipo de electrolito fuerte, esto significa que en una solución acuosa se ionizan completamente: NaOH (s)  Na+(ac) + OH- (ac) El ion OH- puede captar un protón y por lo tanto es una base de Brønsted: H+ (ac) + OH- (ac) H2O(l) Una reacción de neutralización es aquella que se da entre un acido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas acido-base los productos son agua y una sal (que es un compuesto iónico formado por un catión distinto de H+ y un anión distinto a OH-) Acido + base  sal + agua Para estudiar cuantitativamente, de forma adecuada, las reacciones de neutralización acido-base se realiza una técnica conocida como valoración o titulación. En una titulación, una solución de concentración exactamente conocida (solución patrón) se agrega de forma gradual a otra solución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos soluciones se complete. Si conocemos el volumen tanto de la solución patrón como de la solución de concentración desconocida que se utilizaran en una titulación (ademas de conocer la concentración de la solución patrón) podemos calcular la concentración de la solución desconocida. Volumen(a) x concentración (a)= Volumen (b) x concentración (b) En el procedimiento para una valoración, primero se transfiere un volumen conocido, de una solución acida de concentración conocida, a un Erlenmeyer. A continuación, se le agrega cuidadosamente una solución de concentración desconocida, contenida en una bureta hasta que

se alcanza el punto de equivalencia, que se define como el punto en el cual el acido ha reaccionado o neutralizado completamente con la base. El punto de equivalencia se detecta por un cambio en el color de un indicador que se ha añadido a la solución de la base. Este indicador de pH, es una sustancia que tiene colores muy distintos en medio acido y básico. Es muy utilizado la fenolftaleína como un indicador porque en medio acido o neutro es incoloro, pero también tiene un color rosa intenso en soluciones básicas. En el punto de equivalencia, la solución básica se torna de un color rosa. Sin embargo, cuando valoramos un ácido débil, como el acido acético, con una base fuerte (como el NaOH) el pH varia de forma distinta: antes de alcanzar el punto de equivalencia existirán en la solución moléculas sin disociar de ácido acético y iones acetato, entonces la disolución se comportará como una disolución amortiguadora. En el punto de equivalencia, la disolución tendrá solo acetato sódico, una sal donde su anión en una base mas fuerte que el agua y que da lugar a un pH básico: CH3COO- +H2O  CH3COOH + OH-

BURETA

SOLUCION ÁCIDA ERLENMEYER SOLUCION BASICA

El objetivo del trabajo fue poder identificar la concentración de azúcar en una bebida comercial y la concentración de ácido en vinagre comercial. Metodología El trabajo se realizó en grupo, donde cada uno de los/as integrantes tuvo un rol especifico. Sin embargo, estos roles fueron rotando de manera tal que cada uno/a pudo experimentar y sacar sus propias conclusiones. Materiales:       

Bureta Erlenmeyer Vaso de precipitado NaOH HCl Agua destilada Balanza

     

Matraz aforado de 100 ml Vidrio de reloj Pipetas Probetas Mechero Bunsen Encendedor

Procedimiento A:  Preparar soluciones acuosas de azúcar con las siguientes concentraciones: Concentración %m/v 2 4 6 8 10 12 14 16

 Pese un vaso de precipitados de 100 ml.  Transfiera una alícuota de solución de 25 ml, con la pipeta, al vaso de precipitados y determine la masa.  Para cada una de las soluciones, repita el paso 2 y 3.  Realice el cálculo de la densidad para cada una de las soluciones. ρ= masa/volumen  Realice una grafica de densidad en función de la concentración  Tome 25 ml de una bebida comercial (Levite y Coca-Cola)  Pésela en la balanza. Anote el resultado  Realice el cálculo de la densidad de las bebidas comerciales.  Con el valor que obtuvo de densidad, coloque el valor de la densidad en la grafica realizada anteriormente y determine el contenido de azúcar en la bebida comercial. Procedimiento B:  Prepare 100 ml de una solución 0,1 M de hidróxido de sodio a partir de NaOH solido: o Determine la masa de NaOH que se precisa y péselo en un vidrio de reloj. o Lleve la masa de NaOH a un vaso de precipitados de 100 ml y añádale 50 ml de agua destilada. Agite hasta su disolución total con una varilla de vidrio. o Transvase a un matraz aforado de 100 ml. Enrase hasta el aforo, tape el matraz y agite para homogenizar la solución. o Reserve para su posterior utilización  Prepare 500 ml de una solución 0,1 M de ácido clorhídrico: o Calcule el volumen que se necesita para preparar la solución o Tome con la pipeta el volumen de HCl calculado e introdúzcalo en el matraz aforado. o Añada agua destilada al matraz hasta enrasar. o Reserve para su posterior utilización  Una vez obtenidas estas soluciones patrón, valore una base con un ácido:

o En un Erlenmeyer se colocan 10 ml de una solución de NaOH 0,1 M, medidos con una bureta. o Añada 50 ml de agua destilada y 2 o 3 gotas de fenolftaleína o Cargue otra bureta con HCl 0,1 M y enrase. o Agregue gota a gota HCl, con agitación sobre la solución de NaOH hasta que se torne rosado pálido, casi decolorado.  Determine la concentración de acidez de un vinagre comercial mediante la valoración acido-base. o Coloque 5 ml de vinagre en un Erlenmeyer y añádale 50 ml de agua destilada y 2 o 3 gotas de fenolftaleína. o Cargue una bureta con NaOH y agrégueselo, gota a gota, a la solución de vinagre hasta que aparezca un color rosa pálido. o Mida el volumen de NaOH gastado o Anote los resultados y calcule la concentración de acidez del vinagre.

Resultados Parte A:

Se obtuvieron los siguientes datos en base al cálculo analítico de las soluciones azucaradas:

Se realizo el grafico de densidades en función de la concentración:

Las densidades de las bebidas comerciales son: Coca-Cola: ρ= 1,025 gr/ml Levité (jugo): ρ= 1,0024 gr/ml

Parte b:

Preparacion de soluciones patron.

Preparamos 500 ml de solucion de HCl 0,1 M, para ello realizamos los siguientes calculos: HCl concentracion 32% m/m, es decir 32 gr de HCl en 100 gr de sc. Peso molecular HCl: 36,4 gr/mol

0,1 M= 0,1 mol en 1000 ml de sc 1000 ml de sc ------ 0,1 mol de HCl 500 ml de sc ------- 0,05 mol de HCl 1 mol de HCl ------- 36,4 gr HCl 0,05 mol de HCl --- 1,82 gr de HCl Para preparar 100 ml de una solución de NaOH, de concentración de 0,1 M, se utilizó NaOH solido de pureza al 98% y se realizaron los siguientes cálculos: Peso molecular de NaOH: 40 gr/mol 0,1 M= 0,1 mol en 1000 ml de sc 1000 ml ----- 0,1 mol de NaOH 100 ml ------ 0,01 mol de NaOH 1 mol ------ 40 gr 0,01 mol--- 0,4 gr 98% -----------------------------0,4 gr de NaOH 100% ------0,408 gr de NaOH= redondeando= 0,4 gr de NaOH

Valoración de una base con un ácido patrón.

Valoración del ácido acético del vinagre. Se realizaron los siguientes cálculos. Concentración (acido) x Volumen (acido) =concentración (base) x volumen (base) C(a) x 5 ml de vinagre = 0,08 M x 70,6 ml C(a)= (0,08 M x 70,6 ml) / 5 ml C(a)= 1,12 M

Conclusiones  Las soluciones azucaradas se realizaron varias veces debido a que los resultados finales estaban afectados por errores.  Las densidades de las bebidas comerciales se ubican en el grafico de la siguiente manera:  La concentracion de azucar de la coca-cola es de 12 %m/m y de la levite es, aproximadamente, 3,8 %m/m.

 Para formar 500 ml de sc. HCl se necesitaron 1,82 gr de HCl.  La preparacion de las soluciones patron se realizaron varias veces, debido a que el resultado final estaba afectado por errores.  Para formar 100 ml de sc, NaOH se necesitaron 0,4 gr de NaOH  La valoración de la concentración de la base mediante un ácido, dio como resultado 0,08 M  La concentración de ácido acético en el vinagre comercial es de 1,2 M

Bibliografía: Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette; Química general: principios y aplicaciones modernas. Décima edición. PEARSON EDUCATION, Madrid, 2011. Jaramillo P., Margarita, Química básica: Practicas de laboratorio. Editorial Instituto Tecnológico Metropolitano. Segunda edición. 2010 Chang, Raymond; Goldsby, Kenneth A. Química. Editorial Mc Graw Hill Education. Undécima edición. 2013