Practica De Laboratorio 8 54436z

I.

1.1.

OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

 Preparar

soluciones

de

diferentes

concentraciones

y

determinar

concentraciones desconocidas a partir de soluciones valoradas.

1.2.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

 Saber determinar la concentración en masa o volumen de una solución.  Utilizar adecuadamente las definiciones de molaridad, normalidad y molalidad para la preparación de soluciones.  Saber aplicar el concepto de titulación en una solución.  Reconocer en una solución cual es el soluto y solvente, por lo general el soluto se encuentra en menor cantidad en la solución y el solvente en mayor cantidad.

II.

MARCO TEÓRICO

Solvente y soluto Frecuentemente, uno de los componentes es denominado solvente, disolvente, dispersante o medio de dispersión y los demás solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción. Se suele llamar solvente al componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción de masa, aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal (por ejemplo, una disolución conteniendo 50% de etanol y 50% de agua, es denominada solución acuosa de etanol). En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura (ej.: aleaciones paladio-plata), se considera disolvente al metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina. Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución: 

Dispersiones, suspensiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm.



Dispersiones, coloides o disoluciones coloidales: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm.



Dispérsidos o disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm.

Estas últimas se clasifican en: 

Disoluciones con condensación molecular: la partícula dispersa está formada por una condensación de moléculas.



Disoluciones moleculares: cada partícula es una molécula.



Disoluciones iónicas: la partícula dispersa es un ion (fracción de molécula con carga eléctrica).



Disoluciones atómicas: cada partícula dispersa es un átomo.

SOLUTO y SOLVENTE: tienen las mismas características, no hay tanta diferencia entre uno y otro. Características generales 

Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar por centrifugación ni filtración.



Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto.



La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente.



Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.



Sus propiedades físicas dependen de su concentración: Disolución HCl 12 mol/L; densidad = 1,18 g/cm3 Disolución HCl 6 mol/L; densidad = 1,10 g/cm3



Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.



Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc.



Tienen ausencia de sedimentación, es decir, al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom ( Å ).



Se encuentran en una sola fase.

Factores de solubilidad Además de la naturaleza del soluto y la naturaleza del solvente, la temperatura y la presión también influyen en la solubilidad de una sustancia. La temperatura afecta la rapidez del proceso de disolución: si las moléculas del solvente se mueven rápidamente, las moléculas de soluto pueden penetrar con más facilidad. Sin embargo, en una solución gaseosa el efecto de la temperatura es opuesto: con el aumento de temperatura las moléculas de gas se dispersan. El efecto de la presión resulta notorio en los gases, a mayor presión mayor solubilidad; no es importante en las soluciones líquidas ni sólidas. Clasificación Por su estado de agregación De tipo coloidal 

Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos. Pueden observarse casos particulares en la vida cotidiana, como la mayonesa y el icopor.

Sólidas 

Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el zinc en el estaño.



Gas en sólido: un ejemplo es el hidrógeno (gas), que disuelve bastante bien en metales, especialmente en el paladio (sólido). Esta característica del paladio se estudia como una forma de almacenamiento de hidrógeno.



Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las amalgamas se hacen con mercurio (líquido) mezclado con plata (sólido).

Líquidas 

Sólido en líquido: este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas en grandes cantidades líquidas. Un ejemplo claro de este tipo es la mezcla de agua con azúcar.



Gas en líquido: por ejemplo, oxígeno en agua.



Líquido en líquido: esta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de alcohol en agua (cambia la densidad final). Un método para volverlas a separar es por destilación.

Gaseosas 

Gas en gas: son las disoluciones gaseosas más comunes. Un ejemplo es el aire (compuesto por oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que en estas soluciones casi no se producen interacciones moleculares, las soluciones que los gases forman son bastante triviales. Incluso en parte de la literatura no están clasificadas como soluciones, sino como mezclas.



Sólido en gas: no son comunes, pero como ejemplo se pueden citar el yodo sublimado disuelto en nitrógeno1 y el polvo atmosférico disuelto en el aire.



Líquido en gas: por ejemplo, el aire húmedo.

Ejemplos A continuación, se presenta un cuadro con ejemplos de disoluciones clasificadas por su estado de agregación donde se muestran todas las combinaciones posibles:

Soluto Ejemplos de disoluciones Gas

Líquido

Sólido

La Gas

El oxígeno y otros gases El en nitrógeno (aire).

vapor

naftalina

de sublima

se

lentamente

agua en el aire. en el aire, entrando en solución.

El dióxido de carbono en agua, formando agua carbonatada. Las burbujas visibles no son Líquido

el gas disuelto, sino solamente una

Disolvente

efervescencia. El gas disuelto en sí mismo no

El etanol (alcohol común) en agua; varios hidrocarburos el uno con el otro (petróleo).

La sacarosa (azúcar de mesa) en agua; el cloruro de sodio (sal de mesa) en agua; oro en mercurio, formando una amalgama.

es visible en la solución.

El hidrógeno se disuelve El hexano en la

Sólido

en los metales; el platino

cera de

ha sido estudiado como

parafina; el

medio de

mercurio en

almacenamiento.

oro.

El acero, duraluminio, y otras aleaciones metálicas.

Por su concentración

Estos vasos, que contienen un tinte rojo, muestran cambios cualitativos en la concentración. Las disoluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las disoluciones más concentradas de la derecha. Disoluciones empíricas También llamadas disoluciones cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera: 

Disolución diluida: es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.



Disolución concentrada: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.



Disolución insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.



Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente.



Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

Disoluciones valoradas A

diferencia

de

las

disoluciones

empíricas,

las

disoluciones

valoradas

cuantitativamente, si toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión. En función de la naturaleza de solutos y solventes, las leyes que rigen las disoluciones son distintas. 

Sólidos en sólidos: Leyes de las disoluciones sólidas.



Sólidos en líquidos: Leyes de la solubilidad.



Sólidos en gases: Movimientos brownianos y leyes de los coloides.



Líquidos en líquidos: Tensión interfacial.



Gases en líquidos: Ley de Henry.

CONCENTRACIONES: Porcentaje masa-masa (% m/m) Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la disolución:

Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 g de agua, el porcentaje en masa será: [20/(80+20)]x 100=20% o, para distinguirlo de otros porcentajes, 20% m/m (en inglés, %w/w). Porcentaje volumen-volumen (% V/V) Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse simplificada mente como «% v/v».

Por ejemplo, si se tiene una disolución del 20% en volumen (20% v/v) de alcohol en agua quiere decir que hay 20 mL de alcohol por cada 100 mL de disolución. La graduación alcohólica de las bebidas se expresa precisamente así: un vino de 12 grados (12°) tiene un 12% (v/v) de alcohol. Concentración en masa (% m/V) Se pueden usar también las mismas unidades que para medir la densidad aunque no conviene combinar ambos conceptos. La densidad de la mezcla es la masa de la disolución dividida por el volumen de ésta, mientras que la concentración en dichas unidades es la masa de soluto dividida por el volumen de la disolución por 100. Se suelen usar gramos por mililitro (g/mL) y a veces se expresa como «% m/V».

Molaridad La molaridad (M), o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada litro de disolución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una disolución de esta concentración habitualmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 300 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.

Es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiometrias. Sin embargo, este proceso tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura.

Se representa también como: M = n / V, en donde "n" son los moles de soluto (n=gr soluto/PM) y "V" es el volumen de la disolución expresado en litros. Molalidad La molalidad (m) es el número de moles de soluto que contiene un kilogramo de disolvente. Para preparar disoluciones de una determinada molalidad, no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor.

Formalidad La formalidad (F) es el número de peso-fórmula-gramo o Masa Molecular por litro de disolución.

El número de peso-fórmula-gramo tiene unidad de g / PFG. Normalidad La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) por litro de disolución (Vsc).

El número de equivalentes se calcula dividiendo la masa total por la masa de un equivalente: n = m / meq, o bien como el producto de la masa total y la cantidad de equivalentes por mol, dividido por la masa molar:

.

Normalidad ácido-base Es la normalidad de una disolución cuando se utiliza para una reacción como ácido o como base. Por esto suelen titularse utilizando indicadores de pH. En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma: para un ácido, o

para una base.

Donde: 

n es la cantidad de equivalentes.



moles es la cantidad de moles.



H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.



OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.

Por esto, podemos decir lo siguiente: para un ácido, o

para una base.

Donde: 

N es la normalidad de la disolución.



M es la molaridad de la disolución.



H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.



OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.

Fracción molar La fracción molar es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en una solución. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de solvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la siguiente expresión:

III. 3.1.

METODOLOGÍA EXPERIMENTAL

Materiales y reactivos 4.1.1 materiales

Soporte universal

pipetas volumétricas de 5 y 10 ml

propipeta

Bureta de 25 ml

matraz Erlemmeyer de 100 ml

embudo de filtración

Pinza para bureta

vaso de precipitado de 250 ml

fiola de 100 ml

Luna de reloj

pisceta

bagueta

4.1.2. reactivos

Tubos de ensayo:

soporte universal

Gradillas:

Probeta:

Pipeta:

Embudo:

PROCEDIMIENTO: 3.2.

Procedimiento experimental

Matraz Erlenmeyer:

EXPERIMENTO N° 01: Preparar 80 g de solución de cloruro de sodio al 3 % en peso: 1. La sal a utilizar (NaCl) debe estar deshidratada previamente en una estufa a 105° por 120 minutos. 2. Calcular la masa requerida de NaCl y de agua para preparar la solución. 3. Colocar la masa de cloruro de sodio en un vaso de precipitados de 250 ml y agregar la cantidad de agua calculada (considerar la densidad de agua 1g/ml. 4. Agite hasta homogenizar y etiquete la solución (en un frasco pequeño). Cálculos: Datos:

m. solución = 80 g

% 𝑚⁄𝑚 =

% m/m = 3%

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 × 100% 𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

3% =

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 × 100% 80 𝑔

𝒎 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 (𝑵𝒂𝑪𝒍)

= 𝟐, 𝟒𝒈 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 80𝑔 = 2,4𝑔 + 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 = 𝟕𝟕, 𝟔𝒈 Después de realizar los cálculos pesar 2,4g de NaCl y transferirlo al vaso de precipitados, luego adicionarle 77,6g de H2O y luego agitar la solución.

EXPERIMENTO N° 02: Preparar 130 ml de una solución de etanol al 4,5 % v/v. 1. Calcular el volumen de etanol y de agua necesarios para preparar la cantidad de solución requerida. 2. Tomar el volumen de etanol con ayuda de una pipeta y colocarlo en una fiola, añadir agua hasta completar 130 ml. 3. Homogenizar la solución, etiquetar y guardarlo en un frasco.

4. Cálculos: Datos:

V. solución = 130 ml 𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

% 𝑣⁄𝑣 = 𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 × 100%

% v/v = 4,5%

4,5% =

𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 130 𝑚𝐿

× 100% 𝑽 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 (𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯) =

𝟓, 𝟖𝟓 mL 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 130 𝑚𝐿 = 5,85 𝑚𝐿 + 𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑽 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 = 𝟏𝟐𝟒, 𝟏𝟓 𝒎𝑳 Después de realizar los cálculos medir con una pipeta 5,85 ml de C2H5OH y transferirlo a un vaso, luego adicionarle 124,15 ml de H2O y luego agitar la solución.

EXPERIMENTO N° 03: Preparar 100 ml de una solución de NaCl al 5 % m/v. 1. Calcular la masa de cloruro de sodio necesaria. 2. Pasar y depositarla en un vaso de precipitado. Disolver con 30 ml de agua aproximadamente. 3. Trasvasar la solución a una fiola de 100ml, lavar repetidas veces el vaso de precipitado con pequeñas porciones de agua que se pasa n ala fiola y luego proceder a enrasar con agua destilada. 4. Homogenizar la solución, etiquetar y guardarlo.

Cálculos: Datos:

V. solución = 100 ml

% m/v = 5%

% 𝑣⁄𝑣 =

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 × 100% 𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

4,5% =

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 × 100% 𝒎 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 (𝑵𝒂𝑪𝒍) 100 𝑚𝐿

= 𝟓𝒈 Pesar 5g de NaCl, transferir a una fiola de 100 ml, luego adicionarle H2O hasta la línea de enlace, agitar la solución.

EXPERIMENTO N° 04: Preparar 100 ml de una solución de NaCl que contenga 4500 ppm. 1. Calcular previamente la masa de cloruro de sodio requerida. 2. Depositar la masa calculada en un vaso de precipitado y disolver con 30 ml de agua 3. Trasvasar la solución a una fiola de 100 ml y lavar repetidas veces el vaso con agua y pasarlo a la fiola 4. Finalmente enrasar la fiola con agua destilada.

Cálculos: Datos:

V. solución = 100 ml

#𝑝𝑝𝑚 =

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑔) 𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 (𝐿)

#ppm = 4500

4500 𝑝𝑝𝑚 =

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝒎 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 (𝑵𝒂𝑪𝒍) = 𝟎, 𝟒𝟓𝒈 0,10𝐿

SOLUCIONES MOLARES EXPERIMENTO N° 05: Preparar 100 ml de solución de cloruro de sodio 0,45 M 1. Calcular previamente la cantidad de soluto en gramos que se requiere para preparar la solución. 2. Utilizando la espátula y una luna de reloj, pese la cantidad calculada de soluto. 3. Pasar cuidadosamente el soluto a un vaso de precipitados. 4. Utilizando la pisceta, lave la luna de reloj con pequeñas porciones de agua destilada, verificando que no quede soluto adherido en la superficie. 5. Añadiendo una pequeña porción de agua destilada al vaso de precipitados, disuelva completamente el soluto agitando con la bagueta. 6. Complete con agua destilada hasta la línea de aforo de la fiola. Tapar la fiola y mezclar adecuadamente. Cálculos: Datos:

V. solución = 100 ml

molaridad = 0,45 M

M NaCl = 58,5 g/mol

𝑀= 𝑛=

𝑚 𝑀

𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

0,45 𝑀 =

𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 100 𝑚𝐿

𝒏 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 (𝑵𝒂𝑪𝒍) = 𝟎, 𝟎𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍

𝑚𝑁𝑎𝐶𝑙 = 𝑛 × 𝑀 = 0,045𝑚𝑜𝑙 × 58,5𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 2,6325g 𝒎𝑵𝒂𝑪𝒍 = 𝟐, 𝟔𝟑𝟐𝟓𝒈

Pesar 2,6325g de NaCl y transferirlo a la fiola de 100 ml, luego adicionarle agua destilada hasta la línea de enrace, previa agitación.

EXPERIMENTO N° 06: Preparar de soluciones por dilución Se tiene una solución de NaOH de concentración 8 N 1. Preparar 100 ml de solución de NaOH 0,3 N a partir de la solución de NaOH de concentración 8 N

a) Calcular previamente el volumen de la solución concentrada de NaOH dad por el docente necesario para la preparación de la solución 0,3 N de NaOH. b) Medir con una pipeta el volumen calculado y añadirlo a una fiola de 100 ml. c) Adicionar agua destilada a la fiola hasta el aforo o enrase y mezclar adecuadamente. d) Comprobar la concentración de la solución de hidróxido de sodio preparada por titulación. Cálculos: Datos:

N1V1 = N2V2 Condición 1 N1 = 8 N V1 = ¿

Condición 2 N2 = 0,3 N V2 = 100 ml 𝑁1 𝑋 𝑉1 = 𝑁2 𝑋 𝑉2

8𝑁 × 𝑉1 = 0,3 𝑁 × 100 𝑚 𝐿 𝑽𝟏 = 𝟑, 𝟕𝟓 𝒎𝑳 Con una pipeta volumétrica de capacidad 5 ml medir 3,75 ml de solución de NaOH de 8 N, luego transferirlo a una fiola de 100 ml. Adicionar agua destilada hasta la línea de enrace, previa agitación. 2. Preparación de 100 ml de unas solución 0,2 N de H2SO4 a partir de una solución concentrada de ácido sulfúrico.

a) Tomar los datos de densidad y concentración porcentual que figuran en el frasco del reactivo. b) Con estos datos calcular la cantidad en gramos de H2SO4 necesario para la preparación de la solución, registrar los datos calculados. c) Luego calcular la cantidad de ml que se medirá del frasco de reactivo. d) Medir con una pipeta la cantidad de ácido sulfúrico determinada y pasarla a una fiola de 100 ml de capacidad. e) Adicionar agua destilada a la fiola hasta la línea de enrase , tapar la fiola y mezclar la solución.

Datos de la etiqueta: 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 = 1,84

𝑔 𝑚𝐿

%

𝑚 = 95 − 97 𝑚

%

𝑚 𝑝𝑟𝑜𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜 = 96% 𝑚

Cálculos: Datos:

V = 100 ml = 0,10 L 𝑁=

# 𝑒𝑞−𝑔 𝑉

#𝑒𝑞 − 𝑔 = 0,2

H2SO4 = 0,2 N 𝑒𝑞−𝑔 𝐿

× 0,10 𝐿

#𝒆𝒒 − 𝒈 = 𝟎, 𝟎𝟐 𝒆𝒒 − 𝒈

Sabemos: #𝑒𝑞 − 𝑔𝐻2𝑆𝑂4 =

𝑚 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑞 − 𝑔

𝒎 = #𝒆𝒒 − 𝒈 × 𝒑𝒆𝒔𝒐 𝒆𝒒 − 𝒈

Calculamos el peso equivalente: 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑞 − 𝑔 =

𝑀 98 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 𝜃 2 𝑒𝑞 − 𝑔/𝑚𝑜𝑙

𝒑𝒆𝒔𝒐 𝒆𝒒 − 𝒈 = 𝟒𝟗𝒈/𝒆𝒒 − 𝒈

𝒎 = #𝒆𝒒 − 𝒈 × 𝒑𝒆𝒔𝒐 𝒆𝒒 − 𝒈

𝑚 = 0,02 𝑒𝑞 − 𝑔 × 49

𝑔 𝒎 = 𝟎, 𝟗𝟖𝒈 𝑒𝑞 − 𝑔

A) Uso del título: 𝑇𝐻2𝑆𝑂4 =

𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 × %𝑚/𝑚 1,84 𝑔/𝑚𝐿 × 96% = = 𝟏, 𝟕𝟔𝟔𝟒 𝒈/𝒎𝑳 100% 100%

1,7664 g de H2SO4 puro ----------------1ml de solución 0,98 g

------------------------------------- V

V = 0,5548 ml de

H2SO4 B) Con % m/m y densidad: Datos: % 𝑚⁄𝑚 =

m. soluto = 0,98 g

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 × 100% 𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

% m/m = 96% 96% =

0,98 𝑔 × 100% 𝒎 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

= 𝟎, 𝟗𝟕𝟗𝟓𝟗𝒈 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 =

𝑣 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 =

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑣 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 0,97959 𝑔 = = 𝑑𝑒𝑛𝑠. 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 1,84 𝑔/𝑚𝐿

𝑽𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = 𝟎, 𝟓𝟒𝟗𝟔 𝒎𝑳

EXPERIMENTO N° 07: Determinación de la normalidad de una base de concentración desconocida. Procedimiento: 1. Recibir del auxiliar de laboratorio una solución estándar de H2SO4 y el indicar anaranjado de metilo

2. Añadir a un tubo de ensayo unos 2 ml de la solución de 0,2 N de H 2SO4 y en otro tubo el mismo volumen de NaOH de 0,3 N. añadir una gota de indicadora naranjado de metilo a cada uno de los tubos y anotar el color del indicador en medio acido o básico. 3. Enjaguar una bureta de capacidad de 25 ml con unos cuantos ml de la solución de ácido sulfúrico, después de lo cual vierta el contenido por la parte superior de la bureta. 4. Sostenga la bureta a un soporte universal y a través de un embudo cargar la bureta con la solución de ácido sulfúrico arriba de la marca cero, descargar abriendo la llave para dejar la solución sin burbujas. 5. Llevar el nivel de la solución a la marca cero. 6. Tomar con una pipeta dos porciones de 5 ml de la solución de NaOH de concentración desconocida a los dos frascos erlenmeyer de 100 ml y agregar 50 ml de agua destilada a cada uno de los frascos. 7. Agregar unas gotas de anaranjado metilo a cada frasco. 8. Tomar un frasco preparado y colocarlo debajo de la bureta que contiene la solución estándar. 9. Luego de realizar la titulación lavar la bureta con agua destilada y colocarlo

invertida en el soporte universal para próxima titulación. Cálculos: Datos:

v muestra = 2ml

V H2SO4 = 0,2 N

1. NaOH (muestra)

H2SO4 (volumen)

2. V(NaOH)1 = 2ml

V H2SO4(1) = 7,8 ml

3. V(NaOH)2 = 2ml

V H2SO4(2) = 7,6 ml

4. V(NaOH)PROMEDIO = 2 ml

V H2SO4 PROMEDIO = 7,7 ml

𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 × 𝑉 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑁 𝐻2𝑆𝑂4 × 𝑉𝐻2𝑆04 𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 =

𝑁 𝐻2𝑆𝑂4 × 𝑉 𝐻2𝑆𝑂4 0,2 𝑁 × 7,7 𝑚𝐿 = = 0,77 𝑁 𝑉 𝑁𝑎𝑂𝐻 2 𝑚𝐿 𝑵 𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟎, 𝟕𝟕 𝑵

CONCLUSIONES:  En toda mezcla homogénea de dos sustancias cuyas composiciones pueden variar entre ciertos límites, el soluto es la sustancia que se disuelve y el existe en menor cantidad mientras que el solvente es el medio donde se disuelve el soluto y se encuentra en mayor cantidad.  En las soluciones diluidas se observa que el soluto es mínimo y además en las soluciones concentradas se observa que esta solución contiene abundante soluto y que el solvente es capaz de disolver más soluto.  La molaridad, normalidad, molalidad que son formas químicas que definen la concentración de una solución.  El porcentaje en masa, volumen y masa/volumen son formas físicas de expresar la concentración de una solución o disolución.

RECOMENDACIONES:  Dejar los materiales de laboratorio en su lugar adecuado.  Limpiar todo material usado en un experimento.

 Cuidar todo el material del laboratorio  Tener cuidado con algunos reactivos  REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:  Química General : R. Chang K. Whitten. L. Pauling  Manual de laboratorio de Química General : E. Pajares.  Diccionario Enciclopédico Larousse Vol. 1  Química General Moderna, Editorial: Marín

CUESTIONARIO DE QUIMICA GENERAL (SOLUCIONES) 1. Observaciones y resultados. EXPERIMENTO N° 01: Preparación de una solución de cloruro de sodio al 3% en peso:

SOLUTO Sustancia

SOLVENTE Masa(g)

Sustancia

SOLUCION Densidad

Masa (g)

Concentración porcentual

NaCl

2,4g

H2O

1g/mL

77,6g

3% m/m

EXPERIMENTO N° 02: preparación de una solución de etanol al 4,5% v/v SOLUTO Sustancia

SOLUCION Volumen (mL)

Volumen (mL)

Concentración porcentual %v/v

C2H5OH (etanol)

5,85

130

4,5%

EXPERIMENTO N° 03: Preparación de una solución de NaCl al 5% m/v SOLUTO

SOLUCION

Sustancia

Masa (g)

Volumen (mL)

Concentración porcentual %m/v

NaCl

5g

100

EXPERIMENTO N° 04:

5%

Preparación de una solución de NaCl

de

concentración 4500 ppm. SOLUTO

SOLUCION

Sustancia

Masa (g)

Volumen (mL)

Concentración ppm.

NaCl

0,45g

100

4500 ppm.

EXPERIMENTO N° 05:

Preparación de 100 ml una solución 0,45M de

cloruro de sodio. SOLUTO

SOLUCION

Sustancia

Masa (g)

Volumen (mL)

Concentración molar

NaCl

2,6325g

100

0,45 M

EXPERIMENTO N° 06: Preparación de soluciones por disolución. 1.Preparación de una solución 0,3N de NaOH por dilución de una solución más concentrada de NaOH. SOLUCION CONCENTRADA

SOLUCION DILUIDA

Volumen (mL)

Concentración normal

Volumen (mL)

Concentración normal

3,75

8N

100

0,3N

2. Preparación de 100 ml de una solución 0,2 N de H2SO4 a partir de una solución concentrada de acido sulfúrico.

SOLUTO

SOLUCION

Sustancia Densidad %C

H2SO4

1,84 g/ml

95-

Masa

Volumen

Volumen

Concentración

(g)

(mL)

(mL)

normal

0,98g

0,5548

100

0,2 N

97 EXPERIMENTO N° 07: DETERMINACION

DE

LA

NORMALIDAD

DE

UNA

BASE

DE

CONCENTRACION DESCONOCIDA. a) Completar el cuadro siguiente: N°

de Solución de H2SO4

Indicador

prueba

Solución de NaOH

N° de gotas Volumen

Concentración

Volumen

Concentración

(mL)

normal

(mL)

normal

11

7,8 ml

0,2 N

12

2ml

O,3 N

11

7,6 ml

0,2 N

12

2ml

O,77 N

2ml

0,77 N

PROMEDIO

B) Escribir la ecuación de la reacción de neutralización

2. Cuestionario 1. Calcular la molaridad, normalidad y molalidad de la solución de H 2SO4 concentrada del experimento N° 06. Datos: 𝑁=

V = 100 ml = 0,10 L

# 𝑒𝑞−𝑔 𝑉

#𝑒𝑞 − 𝑔 = 0,2

H2SO4 = 0,2 N

𝑒𝑞−𝑔 𝐿

× 0,10 𝐿

#𝒆𝒒 − 𝒈 = 𝟎, 𝟎𝟐 𝒆𝒒 − 𝒈

Sabemos: 𝑁=

# 𝑒𝑞 − 𝑔 𝑉

𝑁=

0,02 𝟎, 𝟎𝟐 × 𝟏𝟎𝟎𝟎 = 𝑵 = 𝟎, 𝟑𝟔 0,5548𝑚𝑙 𝟎, 𝟓𝟓𝟒𝟖𝑳

Calculamos el peso equivalente: 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑒𝑞 − 𝑔 =

𝑀 98 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 𝜃 2 𝑒𝑞 − 𝑔/𝑚𝑜𝑙

𝒑𝒆𝒔𝒐 𝒆𝒒 − 𝒈 = 𝟒𝟗𝒈/𝒆𝒒 − 𝒈

𝒎 = #𝒆𝒒 − 𝒈 × 𝒑𝒆𝒔𝒐 𝒆𝒒 − 𝒈 𝑚 = 0,02 𝑒𝑞 − 𝑔 × 49

𝑔 𝒎 = 𝟎, 𝟗𝟖𝒈 𝑒𝑞 − 𝑔

Hallamos el número de moles de H2SO4 𝒏=

𝑀=

𝒎 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝟎, 𝟗𝟖𝒈 = = 𝟎, 𝟎𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴 𝟗𝟖

𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

𝑀=

0.01 𝑚𝑜𝑙 0,5548𝑚𝐿

𝑴 = 𝟏𝟖

2. Realice los cálculos para la obtención de una solución que contenga el 5% de la sal anhidra de CuSO4. Asumimos masa solución = 1000g % 𝑚⁄𝑚 =

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 × 100% 𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

5% =

𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 × 100% 𝒎 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐(𝑪𝑼𝑺𝑶𝟒) 1000𝑔

= 𝟓𝟎𝒈 𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 = 𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 + 𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 1000𝑔 = 𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 + 50𝑔 𝒎 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 = 𝟗𝟓𝟎 𝒈 Entonces con una masa soluto de 50g y una masa de la solución de 1000g de puede preparar una solución al 5%

3. ¿Qué volúmenes de H2SO4 12 M y agua se deben añadir a 5 litros de H2SO4 6 M, para obtener 15 litros de H2SO4 8 M. 𝑪𝟏 × 𝑽𝟏 = 𝑪𝟐 × 𝑽𝟐

Hallar el número de moles de H2SO4:

𝑀=

𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

6𝑀 =

𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 5𝐿

𝒏 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐(𝟐) (𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒) = 𝟑𝟎 𝒎𝒐𝒍

Hallar el número de moles totales de la última solución:

𝑀=

𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

8𝑀 =

𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 15𝐿

𝒏 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 (𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒) = 𝟏𝟐𝟎 𝒎𝒐𝒍

Determinamos el número de moles que aporta la solución 1:

𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(1) + 𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (2) 120𝑚𝑜𝑙 = 𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(1) + 30𝑚𝑜𝑙 𝒏 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐(𝟏) = 𝟗𝟎 𝒎𝒐𝒍 Calculo del volumen de H2SO4 y agua: 𝑀=

𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(1) 𝑣 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 =

90 𝑚𝑜𝑙 12𝑀

𝑽𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 = 𝟕. 𝟓 𝑳