Preparacion De Soluciones.docx

PREPARACION DE SOLUCIONES Villarte Jarro Carla Rebeca Departamento de industrias, FCyT UMSS, Cbba Bolivia. Telf.:4291767

Fecha:24/11/2018

Email: [email protected]

Resumen En este informe se aprenderá a preparar soluciones de ácidos, bases y sales a partir de sus soluciones concentradas o de reactivos químicos en estado sólido. Y realizar y registrar los cálculos. A partir de una experiencia Utilizamos los siguientes materiales y reactivos vaso de precipitado de 25 mL, ácido sulfúrico concentrado, 2 pipetas graduadas de 10 mL, 3 matraces aforados de 50 mL, espátula, vidrio de reloj, embudo de filtración, balanza analítica, probeta graduada de 50 mL. hidróxido de sodio sólido cloruro de sodio, agua destilada, ácido nítrico concentrado. Con todos estos materiales procederemos a realizar la práctica, antes de realizar el experimento, calculamos las cantidades de reactivos necesarios para preparar 50 mL de soluciones 3 mol/L de H2SO4, 6 mol/L de HNO3, 1 N de HCl, 6 mol/L de NaOH, 25 g de solución al 15 % de NaCl, y 25 mL de solución 0,1 N de NaCl, esta última a partir de su solución al 15 %., y con los cálculos realizados preparar las soluciones que nos pide el docente o auxiliar y determinaremos y anotamos las observaciones, realizadas en el experimento. El preparado de soluciones. 1

1.INTRODUCCION En este informe se da a conocer la preparación de soluciones de ácidos, bases y sales a partir de sus soluciones concentradas o de reactivos químicos en estado sólido Para poder comprender más sobre la experiencia aclararemos algunos conceptos Mezclas multicomponentes una mezcla multicomponente es un conjunto de dos o más sustancias puras que se juntan sin cambiar químicamente. Por tal motivo es posible separar a los diversos componentes de las mezclas mediante procedimientos físicos relativamente comunes, como la filtración o la destilación. En la naturaleza existen muchas mezclas, con las que interactuamos a diario. Una de ellas es el aire que respiramos, que está formado por moléculas de nitrógeno y de oxígeno mayoritariamente, aunque también contiene otras sustancias, como dióxido de carbono, vapor de agua, etc. El agua de mar también es una mezcla, pues sabemos que contiene sales minerales, materia orgánica en suspensión y seres vivos, entre otros. Tipos de mezclas Mezclas homogéneas: En estas mezclas no resulta posible distinguir sus componentes a simple vista y tampoco bajo microscopía, es decir, las mezclas homogéneas no presentan discontinuidades y tienen propiedades uniformes en toda su extensión. A las mezclas homogéneas se las conoce como disoluciones o soluciones. Mezclas heterogéneas: Estas mezclas sí presentan discontinuidades que dan lugar a la formación de fases diferentes distinguibles, generalmente, a simple vista. Es importante tener en claro que en las mezclas no se producen reacciones químicas entre los elementos mezclados. El análisis de una mezcla se puede realizar de manera cualitativa o cuantitativa: Cualitativo: Interesará identificar qué sustancias están presentes en la mezcla. 2

Cuantitativo: Interesará conocer la cantidad o proporción en la que estas se encuentran. Las mezclas homogéneas pueden ser líquidas, gaseosas o sólidas. Siempre el que determina el estado final de la mezcla es el disolvente, no el soluto. Así por ejemplo, cuando uno disuelve sal de mesa (un sólido) en agua (un líquido), la mezcla resultante es líquida. En este caso, si uno deja evaporar toda el agua, obtendría la sal que disolvió originalmente. Si uno mezcla arena y agua, en cambio, obtendrá una mezcla heterogénea. La arena tenderá a formar una capa en la parte inferior del recipiente. Ejemplos de algunas mezclas: Bicarbonato de sodio en agua – esta es una mezcla de tipo homogénea, con diversos usos medicinales y culinarios. Agua de mar – aunque a simple vista se ve como algo uniforme, es una mezcla heterogénea, suele tener partículas en suspensión y su composición es altamente variable. Su principal componente es el cloruro de sodio (lo que le da la salobridad característica), pero contiene también otras sales que muchas veces se aprovechan en cosmética, industria química, etc. Aceite de cocina mezcla – así se los llama a los aceites que se elaboran a partir de más de una especie oleaginosa; la mezcla más común es la de aceite de girasol y maíz. Conforman una mezcla homogénea. Sangre – es una mezcla heterogénea compuesta de plasma, células, hemoglobina y muchos otros componentes. Jabón de tocador – también es una mezcla heterogénea, se logra combinando sales de ácidos grasos de cadena larga con componentes aromatizantes, colorantes, glicerina, etc. Suelo – es esta una mezcla sumamente heterogénea, contiene partículas minerales, materia orgánica, microorganismos, aire, agua, insectos, raíces y demás. Cerveza 3

La cerveza es una mezcla homogénea. Jarabe contra la tos – por lo general los jarabes son suspensiones (un tipo de mezcla heterogénea), con pequeñas partículas que no se disuelven del todo, a las que se le suman componentes como espesantes, colorantes, etc. Agua con arena – mezcla heterogénea, la arena decanta y se separa formando una fase inferior. Café con azúcar – si es un café soluble, se tendrá una mezcla homogénea, con el azúcar disuelto en él. Detergente en agua – típicamente esta es una emulsión, por lo tanto, una mezcla heterogénea. Lavandina diluida – se trata de una mezcla homogénea muy usada para limpieza y desinfección, también como blanqueador. Esta mezcla contiene cloro activo. Alcohol de uso medicinal – mezcla homogénea de etanol en agua, normalmente se expresa su concentración en grados (el más común es alcohol 96°) Tintura de iodo – se usa como desinfectante Bronce – es una mezcla de cobre y estaño, denominada aleación, que combina las propiedades de estos elementos. Mayonesa – mezcla de huevos, aceite y algunos otros componentes. Cemento – mezcla de caliza y arcilla, tiene la particularidad de fraguar o endurecerse al contacto con el agua, por eso se usa en construcción. Tintura para el cabello Pomada para zapatos Leche vino

4

Solución Una solución es una mezcla homogénea cuyas partículas son menores a 10 ángstrom. Estas soluciones esta conformadas por soluto y por solvente. El soluto es el que está en menor proporción y por el contrario el solvente está en mayor proporción. Tosas las soluciones son ejemplos de mezclas homogéneas. Solución diluida es cuando la cantidad de soluto es muy pequeña. Solución concentrada es cuando la cantidad de soluto es muy grande. Solución saturada es cuando se aumentó más soluto en un solvente a mayor temperatura de la normal (esto es porque cuando ya no se puede diluir, se calienta el solvente y se separan sus partículas para aceptar más soluto) Solución sobresaturada es cuando tiene más soluto que disolvente Soluto y Disolvente La sustancias que está presente en la mayor cantidad se denomina disolvente, que se define como las sustancia en la cual se disuelve otra. Ésta última, que es la que disuelve en la primera, se denomina soluto. Soluto + Disolvente = Solución Dilución de soluciones y solución stock Para diluir una solución es preciso agregar más % de disolvente a dicha solución y éste procedimiento nos da por resultado la dilución de la solución, y por lo tanto el volumen y concentración cambian, aunque el soluto no. Una solución stock es la cual a partir de ella se puede hacer una disolución: Solución Stock Nueva Solución Solubilidad 5

La solubilidad de un soluto en un disolvente es la concentración que presenta una disolución saturada, o sea, que está en equilibrio con el soluto sin disolver porque siempre habrá algunas moléculas o iones que pasen a la disolución. las sustancias se clasifican en: Solubles: si su solubilidad es 0,1 M o >. Poco Solubles: si su solubilidad se sitúa entre 0,1 M y 0,001 M Insolubles: si su solubilidad no llega a 0,001 M Molalidad La molalidad se define como el número de moles de soluto disueltos en 1 kg de disolvente, esto es:

M = [ ( número de moles de soluto ) / ( peso del disolvente en kg ) ]

La unidad de porcentaje peso tiene la ventaja de que no se necesita conocer la masa molar del soluto. Además, el porcentaje peso de una solución es independiente a la temperatura, ya que se define en términos de pesos, el termino de fracción molar no se emplea normalmente para expresar la concentración de soluciones. Sin embargo, es de utilidad para calcular las presiones parciales de los gases y en el estudio de concentración que se emplean con frecuencia, la ventaja del empleo de la molaridad es de que por lo general resulta más sencillo medir el volumen de una solución utilizando matraces volumétricos calibrados con precisión, que pesar al disolvente. Su principal inconveniente es que depende de la temperatura, ya que el volumen de una solución suele aumentar con el incremento de la temperatura. Otro inconveniente es que la molaridad no especifica la cantidad de disolvente presente. Por otra parte, la molalidad 6

es independiente de la temperatura, ya que se define como una relación del número de moles de soluto y el peso del disolvente. Por esta razón, la molalidad es la unidad de concentración de empleo preferente en los estudios que involucran cambios de temperatura, al igual que en aquellos de las propiedades negativas de las soluciones. El problema e importancia de esta investigación es para conocer más sobre la preparación de soluciones Nuestro objetivo es preparar soluciones de concentraciones definidas. También analizar y realizar cálculos para realizar estas preparaciones de soluciones. 2. MATERIALES Y MÉTODOS: En esta experiencia que se realizó sobre preparación de soluciones se usó los siguientes materiales y reactivos 2.1 Materiales usados en el experimento MATERIALES vaso de precipitado de 25 mL 2 pipetas graduadas de 10 mL 3 matraces aforados de 50 mL espátula vidrio de reloj

REACTIVOS ácido sulfúrico concentrado ácido nítrico concentrado hidróxido de sodio sólido cloruro de sodio agua destilada

embudo de filtración

balanza analítica probeta graduada de 50 mL.

2.2 Procedimiento a seguir Antes de realizar el experimento, calcular las cantidades de reactivos necesarios para preparar 50 mL de soluciones 3 mol/L de H2SO4, 6 mol/L de HNO3, 1 N de 7

HCl, 6 mol/L de NaOH, 25 g de solución al 15 % de NaCl, y 25 mL de solución 0,1 N de NaCl, esta última a partir de su solución al 15 %. 1. Pesar con cuidado en el vidrio de reloj la cantidad de soluto calculada. O bien, si el reactivo es líquido medir cuidadosamente con la pipeta graduada el volumen requerido. 2. Transferir completamente el soluto a un vaso de precipitado. Si el soluto es líquido transferirlo directamente al matraz aforado y continuar con el paso 5. 3. Disolver el sólido en una pequeña porción de agua. En caso del cloruro de sodio, completar hasta el peso final requerido. 4. Transvasar la solución al matraz aforado utilizando el embudo. Lavar varias veces el vaso y el embudo con pequeñas cantidades de agua destilada asegurándose de no dejar nada del reactivo. 5. Completar con agua destilada la capacidad (marca de aforo) del matraz volumétrico. 6. Tapar el matraz y homogeneizar la solución invirtiéndolo varias veces. 7. Transferir la solución preparada a un frasco limpio y seco, en el cual se indique con una etiqueta el nombre del reactivo y su concentración. .3. RESULTADOS Y DISCUSION Documentar los cálculos realizados para la preparación de cada una de las soluciones Concentraciones comerciales: HNO3= 15,70195 M

HCl= 11,9 M

H2SO4= 18,38499 M 8

Cálculos 1. 50 ml. H2SO4 3M 50ml H2SO4 ×

3 moles H 2 SO 4 1000 ml H 2 SO 4

1000 ml H 2 SO 4

× 18,38499 moles H 2 SO 4

= 8,16 ml H2SO4

2. 50 ml HNO3 1N=1M 50 ml HNO3 ×

1 moles HNO 3 1000 ml HNO3

1000 ml HNO 3

× 15,70195 moles HNO 3 = 3,18 ml HNO3

3. 50 ml HCl 2M 50 ml HCl

×

2 moles HCl 1000 ml HCl

1000 ml HCl

× 11,9 moles HCl

= 8,4 ml HCl

4. 100 ml NaOH 2N ×

100 ml NaOH

2 eq NaOH 1000 ml NaOH

×

1 mol NaOH 40 g NaOH × 1 eq NaOH 1 mol NaOH

= 8 g NaOH

5. 100 ml NaCl 15 % 100 ml NaCl

×

15 g NaCl 100 ml NaCl

= 15 g NaCl

6. 50 ml NaCl 0,1N 50 ml NaCl

×

0,1 eq NaCl 1000 ml NaCl

×

58,5 g NaCl = 0,2925 g NaCl 1 eq NaCl

Al terminar de calcular los datos de cada una de las reacciones, procedimos a la preparación de soluciones, en la primera preparación lo hicimos con mucho cuidado y bajo campana ya que lo teníamos que hacer con mucho cuidado por el H 2SO4, en esta

9

preparación se observó que la solución se empezó a calentar ya que reacciono con el agua destilada que debíamos poner y tuvimos que ponerlo encima de un trapo húmedo y lo agitamos hasta que quede bien la preparación de la solución. En la segunda preparación de HNO3 se observo de igual manera que la solución se calentó al reaccionar con agua destilada y de igual manera lo pusimos en un trapo húmedo y lo empezamos a agitar como era debido para obtener la solución correcta. En la tercera preparación de HCl se observo de igual manera que en las anteriores. En la preparación de NaOH se observo que al reaccionar con el agua destilada también calentó por lo que tuvimos mucho cuidado y lo pusimos encima de un trapo húmedo Las dos últimas preparaciones de NaCl se observo que estas no se calentaron simplemente se diluyo en el agua destilada. 4. CONCLUSION Al terminar la práctica denominada preparación de soluciones podemos concluir que con el desarrollo experimental de la presente practica nos pudimos percatar de que la concentración de una solución depende directamente de los factores de molaridad y normalidad, las cuales son propiedades que determinan las características de una solución, con lo cual se puede saber que tan básicas o ácidas pueden ser estas soluciones. Con lo anterior se puede llegar a la conclusión de que es muy importante tener presente el conocimiento de las expresiones que nos ayudan a conocer algunas de las características básicas de una solución, con las cuales se pueden calcular soluciones de diferentes grados de concentración. 10

Además el estudio de las soluciones posee una gran importancia, ya que se puede decir que es la base de la industria química, por un sin número de procesos y productos provienen de los compuestos entre solutos y disolventes, como en el caso de la industria de los alimentos, perfumes, farmacéuticos, pinturas, etc. En esta práctica, se pudo observar y comprender de manera clara que son las preparaciones de soluciones, y se pudo efectuar y observar diferentes tipos de preparación de soluciones. REFERENCIAS 1-Bailer, Moeller y Kleinberg: Química Básica. Editorial Alhambra, Madrid (1968) 2.-https://www.ejemplos.co/20-ejemplos-de-mezclas/#ixzz5Xlhi63tZ

3.-Calvet,E: Química General,soluciones. Editorial Salvat, Barcelona (1962)

11