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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

PREPARACION DE SOLUCIONES

1 INTRODUCCIÓN La preparación de soluciones es una actividad de suma importancia en un laboratorio, dado que requiere de una precisión y conocimiento de la teoría química para poder elaborar soluciones con las características exactas. Estas son usadas como reactivos en otras operaciones de laboratorio por lo que buscar evitar errores es la parte más importante de este capítulo de laboratorio. En este informe se buscará:  Preparar solución de sulfato de potasio con 1.025 de 100ml de densidad relativa a partir de una solución de sulfato de potasio saturada.  Preparación de solución de cloruro de sodio al 9.4% de 100ml a partir de soluciones de 7.5% y 22.5% de la misma solución.  Preparación de sulfato de magnesio al 6.5% a partir de la mezcla de la sal con agua.

2 RESUMEN  En el primer experimento, se harán los cálculos necesarios para determinar la cantidad necesaria de solución saturada y se procederá a diluir la solución con agua destilada hasta alcanzar la densidad relativa especificada en la guía de laboratorio (1.025 g/ml). Para corroborar la densidad obtenida, se hará uso de la balanza y con el volumen de solución que se tenga se calculará y se determinará el error respecto a la densidad teórica buscada.  En el segundo experimento, se determinarán los volúmenes de las soluciones de cloruro de sodio (7.5% y 22.5%) para poder preparar la muestra (100ml de solución de cloruro de sodio al 9.4%) y se mezclarán de acuerdo a los cálculos considerando sus características. Luego, se calculará la relación de masa y volumen de la solución obtenida y de acuerdo a las tablas se compararán los valores obtenidos con los UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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experimentales.

 Para el último experimento se pesará la masa de sal requerida para el proceso considerando que está constituida, en parte, por moléculas agua (sulfato de magnesio heptahidratado) y se mezclará con agua de acuerdo a los cálculos hechos anteriormente con el fin de obtener 100 ml de solución de sulfato de magnesio al 6.5%

3 OBJETIVOS  Lograr que el estudiante realice cálculos que le ayuden a determinar concentraciones o pesos de determinadas soluciones.  Hacer que el estudiante use herramientas de laboratorio tales como el densímetro, probeta, balanzas, etc con el fin de lograr una mejor medición de una solución.  Preparar una solución diluida a partir de una solución concentrada.  Preparar una solución a partir de dos soluciones de diferente concentración.  Preparar una solución a partir de una cantidad pesada de una sustancia sólida y agua.  Preparar una solución de ácido diluido a partir del ácido concentrado.  Preparar 100 ml de una solución de álcali diluido a partir de álcali sólido.

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4 FUNDAMENTO TEÓRICO 4.1

SOLUTO: Se llama soluto a la sustancia minoritaria (aunque existen excepciones) en una disolución o, en general, a la sustancia de interés. Lo más habitual es que se trate de un sólido que es contenido en una solución líquida (sin que se forme una segunda fase) La solubilidad de un compuesto químico depende en gran medida de su polaridad. En general, los compuestos iónicos y moleculares polares son solubles en disolventes polares como el agua o el etanol; y los compuestos moleculares apolares en disolventes apolares como el hexano, el éter o el tetracloruro de carbono

4.2

SOLVENTE: Aquella sustancia que permite la dispersión de otra en su seno. Es el medio dispersante de la disolución. Normalmente, el disolvente establece el estado físico de la disolución, por lo que se dice que el disolvente es el componente de una disolución que está en el mismo estado físico que la disolución. También es el componente de la mezcla que se encuentra en mayor proporción. UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA 3 | Página Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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Las moléculas de disolvente ejercen su acción al interaccionar con las de soluto y rodearlas. Se conoce como solvatación. Solutos polares serán disueltos por disolventes polares al establecerse interacciones electrostáticas entre los dipolos. Los solutos apolares disuelven las sustancias apolares por interacciones entre dipolos inducidos.

4.3

SOLUCIÓN:

Una solución es una mezcla de sustancias puras a nivel de partículas, no se pueden distinguir sus componentes, ya que forma una sola fase. Las partículas de un reactivo que esta disuelto se encuentran separadas entre si, rodeadas de partículas del disolvente.

4.4

TIPOS DE SOLUCIONES

4.4.1 Soluciones Diluidas: Son aquellas en las que hay muy poca cantidad de soluto disuelto, el solvente puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo es la cantidad de minerales en el agua de mesa: tiene una cantidas muy baja que nos permite asimilarlos correctamente.

4.4.2 Soluciones Concentradas: Son aquellas en las que hay bastante cantidad de soluto disuelto, pero el solvente todavía puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo podría ser el agua de mar: contiene una gran cantidad de sal disuelta, pero todavía sería posible disolver más cantidad de sal.

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4.4.3 Soluciones Saturadas: Son aquellas en las que no se puede seguir admitiendo más soluto, pues el solvente ya no lo puede disolver. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta. Lo podemos asociar con el aforo de un cine: si una sala tiene capacidad para 100 personas, éste es el máximo número de personas que podrán entrar. De igual forma, una solución saturada es aquella en la que se ha disuelto la máxima cantidad de gramos de soluto que el solvente puede acoger.

4.4.4 Soluciones Sobresaturadas: Son aquellas en las que se ha añadido más soluto del que puede ser disuelto en el solvente, por tal motivo, se observa que una parte del soluto va al fondo del recipiente. La solución que observamos está saturada (contiene la máxima cantidad de soluto disuelto), y el exceso se va al fondo del recipiente. La capacidad de disolver el soluto en exceso aumenta con la temperatura: si calentamos la solución, es posible disolver todo el soluto.

4.5

SOLUBILID

AD: Solubilidad es una medida de la capacidad de disolverse de una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (disolvente). Implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad determinada de disolvente, a determinadas condiciones de temperatura, e incluso presión (en caso de un soluto gaseoso). Puede expresarse en unidades de concentración: molaridad, fracción molar, etc.

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4.6

UNIDADES DE CONCENTRACI ÓN:

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

4.6.2 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 simplificadamente como «% v/v».

4.6.3 Porcentaje en masa-volumen (% 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 esta, mientras que la concentración en dichas UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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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».

4.6.4 Molaridad La molaridad (M), o concentración molar, es la cantidad de sustancia (n) 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.

4.6.5 Molalidad La molalidad (m) es el número de moles de soluto que contiene un kilogramo de solvente. 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.

4.6.6 Normalidad La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) entre el volumen de la disolución en litros (L)

4.6.7 Concentraciones pequeñas Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en otra, es común emplear las relaciones partes por millón (ppm), partes por "billón"(ppb) UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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y partes por "trillón" (ppt). el billón estadounidense el trillón estadounidense a 1012.

El

millón equivale o millardo a

a

106, 109 y

Es de uso relativamente frecuente en la medición de la composición de la atmósfera terrestre. Así el aumento de dióxido de carbono en el aire, uno de los causantes del calentamiento global, se suele dar en dichas unidades.

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4.7

ESTADOS DE LAS SOLUCIONES

Según el estado físico del soluto y del solvente existen nueve clases teóricamente posibles de soluciones. 4.7.1 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: Como su definición lo dice, es la mezcla de un gas en un sólido. Un ejemplo puede ser el Hidrógeno en el Paladio.



Líquido en Sólido: Cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las Amalgamas se hacen con Mercurio mezclado con Plata.

4.7.2 Líquidas  Sólidos en Líquidos: Este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas (solutos) en grandes cantidades líquidas (solventes). Ejemplos claros de este tipo son la mezcla del Agua con el Azúcar, también cuando se prepara un Té, o al agregar Sal a la hora de cocinar. 

Gases en Líquidos: Por ejemplo, Oxígeno en Agua.



Líquidos en Líquidos:

Ésta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de Alcohol en Agua (cambia la densidad final); UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA 9 | Página Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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un método para volverlas a separar es por destilación.

4.7.3 Gaseosas  Sólidos en Gases: Existen infinidad de disoluciones de este tipo, pues las podemos encontrar en la contaminación al estudiar los componentes del humo por ejemplo, se encontrará que hay varios minerales disueltos en gases. 

Gases en Gases: De igual manera, existe una gran variedad de disoluciones de gases con gases en la atmósfera, como el Oxígeno en Nitrógeno.



Líquidos en Gases: Este tipo de disoluciones se encuentran en las nieblas.

5 REACTIVOS Y MATERIALES 5.1

MATERIALES

 Vaso Precipitado 400mL. Su objetivo principal es contener líquidos o sustancias químicas diversas de distinto tipo, permite obtener precipitados a partir de la reacción de otras sustancias.

 Probeta

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Recipiente milimetrado para 10 |

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líquidos.

 Frasco Lavador Recipiente con agua destilada usada para lavar los tubos de ensayo y el material que haya guardado alguna sustancia.  Pipeta Instrumento usado para succionar y expulsar cantidades pequeñas de sustancias líquidas.

 Pinzas Instrumentos para sostener tubos de ensaño o crisoles.

 Balanza de Laboratorio Instrumento que mide la cantidad de masa.

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA Facultad de Ingeniería Ambiental Química I  Tubos de Ensayo Recipientes tubulares de vidrio para transportar muestras de sustancias o para poder calentarlas.

 Fiola Es un recipiente de vidrio que se utiliza sobre todo para contener y medir líquidos.

 Gradilla Soporte para transportar los tubos de ensayo.

Se emplean en operaciones de análisis químico cuantitativo, para preparar soluciones de concentraciones definidas.

 Varilla de Vidrio Permite mezclar sustancias en un recipiente. UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Página Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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5.2

REACTIVOS

 Sulfato de Potasio K2SO4

 Cloruro de Sodio NaCl

 Sulfato de Magnesio Heptahidratado MgSO4. 7H2O

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6 RESULTADOS EXPERIENCIA 1: PREPARACIÓN ρ=1.025

g mL

ρ=1.082

g mL

K 2 S O4

DE UNA SOLUCIÓN DE

K 2 S O4

A PARTIR DE UNA SOLUCIÓN DE

DE DE

CÁLCULOS PREVIOS Pasando los datos de la tabla de densidades y concentraciones de las soluciones de

K 2 S O4

de la guía de laboratorio a Excel se obtiene:

y (Densidad de la soluciones a una concentracion x) 1.1 1.08

f(x) = 0.01x + 1 R² = 1

1.06 1.04 1.02 1 0.98 0.96

0

2

4

6

8

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10

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Usando la ecuación de la línea de tendencia del grafico anterior para calcular las concentraciones utilizando como dato las densidades (a cierta concentración) de las soluciones de

K 2 S O4 :

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA Facultad de Ingeniería Ambiental Química I Solución de

K 2 S O4

ρ=1.025

de

Solución de

g mL

K 2 S O4

ρ=1.082

de

g mL

concentracion=3.26

concentracion=9.92

Calculo de la masa de soluto (

Calculo del volumen que se empleara de esta solución:

K 2 S O4 ) que se requiere:

Primero: Primero:

msoluto × 100 =9.92 msol

m g ρ= sol =1.025 V sol mL msol g =1.025 → msol=102.5 g 100 mL mL Por ultimo:

msoluto =

3.3415 g × 100 =9.92 → msol=33.68 g msol Por ultimo:

3.26 ×102.5=3.3415 g 100

ρ=

msol g =1.082 V sol mL

33.68 g g =1.082 → V sol ≈ 31 mL V sol mL

EJECUCIÓN  Cálculo de la densidad experimental de la solución de

K 2 S O4

V sol =100 mL msol =m probeta+solucion −m probeta =237.47−136.26=101.21 g ρsol experimental=

msol =1.0121 g /mL V sol

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¿ 1.025 g /mL

 Densidad teórica de la solución

EXPERIENCIA 2: PREPARACIÓN 9.4

NaCl AL

DE UNA SOLUCIÓN DE

NaCl

A PARTIR DE DOS SOLUCIONES DE

AL

7.5

Y

22.5

CÁLCULOS PREVIOS Pasando los datos de la tabla de densidades y concentraciones de las soluciones de NaCl

de la guía de laboratorio a Excel se obtiene:

y (densidad de la soluciones de NaCl a una concentracion x) 1.2 f(x) = 0.01x + 0.99 R² = 1

1.15 1.1 1.05 1 0.95

4

6

8

10

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Usando la ecuación de la línea de tendencia del grafico anterior para calcular las densidades de las soluciones de

NaCl

NaCl al7.5

Solución de

a cierta concentración

Solución de

NaCl al22.5

ρSol de NaClal 7.5 =1.05 g /mL

ρSol de NaClal 7.5 =1.17 g/ mL

V 1 utilizado =a mL

V 2 utilizado =(100−a) mL

m1utilizado dela Sol =1.05 a g

m2utilizado de laSol =1.17 (100−a) g

Lo que queremos es

9.4 g

de

NaCl

para eso utilizamos la siguiente

ecuación

7.5 ( m1 empleadode laSol ) +22.5 ( m2 empleado dela Sol )=9.4 k g …..( I ) Segunda ecuación :

Resolviendo ambas ecuaciones se obtiene que :

V 1 utilizado =89.765 mL

y

V 2 utilizado =10.235 mL

Sin embargo ya que en el momento en que se realizó la experiencia no se contaba con el apoyo del Excel usamos densidades aproximadas de las Soluciones de

NaCl !

al

7.5

V 1 utilizado =88.5 mL

22.5 . Esto hizo que utilizáramos

y y

!

V 2 utilizado =11.5 mL

EJECUCIÓN  Cálculo de la densidad experimental de la solución de

NaCl al

9.4

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V sol =100 mL

msol =m probeta+solucion −m probeta =240.49−136.26=104.23 g ρsol experimental=

msol =1.0423 g /mL V sol

 Cálculo de la densidad teórica de la solución de

NaCl al

9.4

Utilizando la ecuación de la línea de tendencia del grafico anterior:

ρ sol( x=9.4 )=0.0077 ( 9.4 )+ 0.9944=1.067 g /mL

EXPERIENCIA 3: PREPARACIÓN MgS O4

DE

AL

6.5%

DE UNA SOLUCIÓN DE

A PARTIR DEL

MgS O4 .7 H 2 O

CÁLCULOS PREVIOS

m soluto(MgS O )=6.5 k y m sol =100 k 4

V sol =V soluto (MgS O ) +V solvente 4

( mρ )

V sol =

+ MgS O4

k ( 6.5 2.66 )

( mρ )

100 ml=

Agua

( 93.51 k )

+ MgS O4

Agua

k =1.04

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100 mL

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA Facultad de Ingeniería Ambiental Química I m soluto(MgS O )=6.76 g= 4

M MgS O

M MgS O .7 H 4

6.76 g=

120 g × mMgS O .7 H 246 g 4

2

×m MgS O .7 H O

4

2

4

O

2

O

mMgS O .7 H O=13.858 g 4

2

Esto quiere decir que se necesita

13.858 g

de

MgS O4 .7 H 2 O

para preparar

la solución

EJECUCIÓN  Cálculo de la densidad experimental de la solución de

MgS O4

al 6.5%

V sol =100 mL msol =m probeta+solucion −m probeta =241.98−136.26=105.72 g ρsol experimental=

msol =1.0572 g /ml V sol

 Densidad teórica de la solución:

1.04 g/ml

7 OBSERVACIONES Las tres soluciones que se prepararon fueron diluidas. El cálculo de las densidades experimentales se hizo por el método indirecto de las pesadas. Se trató de ser lo más exacto a la hora de pesar y medir volúmenes (operaciones fundamentales) para obtener resultados satisfactorios. En la experiencia 3 se asumió la densidad del MgSO_4: 2.66 g/ml UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Página Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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8 ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS EXPERIENCIA 1: PREPARACIÓN ρ=1.025

g mL

ρ=1.082

g mL

K 2 S O4

DE UNA SOLUCIÓN DE

A PARTIR DE UNA SOLUCIÓN DE

K 2 S O4

DE DE

Comparando la densidad experimental y teórica de la solución se procede a hallar el porcentaje de error:

(

%Error=

ρ experimental−ρ teórica ×100 ρteórica

)

( 1.0121−1.025 )× 100 =−1.258 1.025

%Error=

Podemos ver que el %Error nos salió por defecto, indicando una pequeña discrepancia.

EXPERIENCIA 2: PREPARACIÓN 9.4

NaCl AL

DE UNA SOLUCIÓN DE

A PARTIR DE DOS SOLUCIONES DE

NaCl

AL

7.5

Y

22.5 Comparando la densidad experimental y teórica de la solución se procede a hallar el porcentaje de error:

(

%Error=

ρ experimental−ρ teórica ×100 ρteórica

)

( 1.0423−1.067 ) ×100 =−2.315 1.067

%Error=

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Podemos ver que el %Error nos salió por defecto, indicando una pequeña discrepancia.

EXPERIENCIA 3: PREPARACIÓN MgS O4

DE

AL

6.5%

DE UNA SOLUCIÓN DE

A PARTIR DEL

100 mL

MgS O4 .7 H 2 O

Comparando la densidad experimental y teórica de la solución se procede a hallar el porcentaje de error:

(

%Error=

ρ experimental−ρ teórica ×100 ρteórica

)

( 1.0527−1.04 )× 100 =1.22 1.04

%Error=

Podemos ver que el %Error nos salió por exceso, indicando una pequeña discrepancia.

9 CONCLUSIONES  Se aprendió a determinar cuantitativamente las diferentes cantidades de soluto para preparar soluciones con concentraciones en unidades físicas

 Se aprendió a preparar soluciones diluidas de diferentes concentraciones

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10 CUESTIONARIO 10.1

EN EL LABORATORIO DISPONEMOS DE 2 SOLUCIONES HCL(AC), LA PRIMERA ESTÁ AL 5% CON UNA DENSIDAD 10.095 G/L Y LA SEGUNDA ESTÁ A UNA CONCENTRACIÓN 0.1M. SE DESEA PREPARAR UN LITRO DE DISOLUCIÓN HCL(AC) 0.5M. CALCULAR:

10.1.1

La Molaridad de la primera disolución

M= 1 L 1000 g H

Para

2

N ° Moles L

….. (1)

O

Como la solución es al 5% en masa:

m HCl 5 =5 = 1000 g H O 100 2

mHCl =50 g Hallando el N° de Moles:

N ° Moles Hcl . M HCl=50 g N ° Moles Hcl .36.5 g=50 g N ° Moles Hcl=1.369 En (1)

M=

N ° Moles 1.369 mol = =1.369 M L 1L

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DE DE DE DE

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10.1.2 El volumen necesario que hay que tomar de la primera y segunda disolución original de HCl(ac) para la preparación del litro de HCl(ac) 0.5N Se tiene x L de la primera Se tiene y L de la segunda solución solución  xL  yL  1.369 (x) mol  0.1 (y) mol Resultando 1L, 0.5M Al mezclarlas se tiene:

x+ y=1 L

… (1)

1.369 ( x ) mol+ 0.1 ( y ) mol=0.5 mol

… (2)

En (1) y (2) x=0,315 L y=0.684 L

10.2

SE DISPONE DE HCL CONCENTRADO 36% 1.19 G/ML. PREPARAR MEDIO LITRO DE UNA 0.1M. Para

1 L 1000 g H

2

Y DENSIDAD DISOLUCIÓN

O

Como la solución es al 36% en masa:

m HCl 36 =36 = 1000 g H O 100 2

mHCl =3600 g Hallando el N° de Moles:

N ° Moles Hcl . M HCl=360 g N ° Moles Hcl .36.5 g=360 g N ° Moles Hcl=9.863 mol UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Página Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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Para preparar una solución 0.1M y 1/2L

M . V =N ° moles

0.1 M . 0.5 L=0.05 mol Hallando el volumen de solución

0.05 mol=

9.863mol .V L

Vsol=0.005 L Agregar el agua restante para completar 0.5L.

VAgua=0.5 L−0.005 L=0.495 L

10.3

EXPLIQUE

PASO A PASO CÓMO ESTANDARIZARÍA LAS

SOLUCIONES La estandarización o titulación de una solución sirve para conocer su concentración. Este procedimiento consiste en hacer reaccionar dicha solución con otra de la cual si sabes la concentración (titulante) Se basa en una reacción química como aA + iT -----> Productos En donde a representa las moléculas de A, que reaccionan con t moléculas de reactivo T. El reactivo T (titulante) se adiciona, por lo general con una bureta, en forma creciente y es continua hasta que se ha añadido una cantidad de T químicamente equivalente a la de A. Entonces se dice que se ha alcanzado el punto de equivalencia en la titulación. Para saber cuándo detener la adición de titulante, el químico puede utilizar una sustancia química llamada indicador, que cambia de color cuando hay un exceso de titulante. Este cambio de color puede o no ocurrir en el punto de equivalencia exacto. Al momento en el que el indicador cambia de color se le denomina punto final de la titulación. Por supuesto que es conveniente que el punto final esté lo más cerca posible del punto de equivalencia.

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10.4

Química I

MENCIONE

TODAS LAS UNIDADES EN QUE SE EXPRESAN

LAS SOLUCIONES. 10.4.1 Porcentaje masa-masa (% m/m) Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la solución:

10.4.2 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 simplificadamente como «% v/v».

10.4.3 Porcentaje en masa-volumen (% 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 esta, 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».

10.4.4 Molaridad La molaridad (M), o concentración molar, es la cantidad de sustancia (n) 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 UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA 27 | Página Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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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.

10.4.5 Molalidad La molalidad (m) es el número de moles de soluto que contiene un kilogramo de solvente. 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.

10.4.6 Normalidad La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) entre el volumen de la disolución en litros (L)

10.4.7 Concentraciones pequeñas Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en otra, es común emplear las relaciones partes por millón (ppm), partes por "billón"(ppb) y partes por "trillón" (ppt). El millón equivale a 106, el billón estadounidense o millardo a 109 y 12 el trillón estadounidense a 10 . Es de uso relativamente frecuente en la medición de la composición de la atmósfera terrestre. Así el aumento de dióxido de carbono en el aire, uno de los causantes del calentamiento global, se suele dar en dichas unidades.

11 BIBLIOGRAFÍA  Química General. Raymond Chang 2010 UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Página Facultad de Ingeniería Ambiental Química I

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 Química General. Whitten – Davis 2010  Química. Brown – Lemay 2010  Análisis Químico Cuantitativo. Skoog – West 2007  Whitten Kennet W. y otros. Química General.Tercera edición,Mc. Graw Hill, México, D.F. Diciembre de 1991, pp 341-351.  https://espanol.answers.yahoo.com/question/index? qid=20070819205018AAnNyuR  https://espanol.answers.yahoo.com/question/index? qid=20110327081338AApCgUu  https://espanol.answers.yahoo.com/question/index? qid=20071202082503AAsbeCJ  http://www.ing.unp.edu.ar/asignaturas/quimica/practicos_de_laboratorio_ pdf/lab3.pdf  https://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n#Porcentaje_masamasa.2C_volumen-volumen_y_masa-volumen  https://es.wikipedia.org/wiki/Solubilidad  http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/62-tipos-desoluciones-y-solubilidad.html

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ANEXOS HOJAS DE SEGURIDAD SULFATO DE POTASIO K2SO4 12. Información Ecológica 12.1 Movilidad : -----12.2 Ecotoxicidad : 12.2.1 - Test EC50 (mg/l): Bacterias (Ps. putida) = EC0 1900 mg/l; Clasificación: Muy tóxico. Algas (Sc. cuadricauda) = EC0 0,24 mg/l; Clasificación: Extremadamente tóxico. Crustáceos (Dania Magna) = 1310 mg/l; Clasificación: Muy tóxico. Peces (Leuciscus Idus) = 3500 mg/l; Clasificación: Muy tóxico. 12.2.2 - Medio receptor: Riesgo para el medio acuático = Medio Riesgo para el medio terrestre = Bajo 12.2.3 - Observaciones: Ecotoxicidad aguda en la zona de vertido. 12.3 Degradabilidad : 12.3.1 - Test :------12.3.2 - Clasificación sobre degradación biótica : DBO5/DQO Biodegradabilidad = ----12.3.3 - Degradación abiótica según pH : -------

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CLORURO DE SODIO NaCl Propiedades físicas y químicas Aspecto: Cristales blancos. Olor: Inodoro. pH X6 (50 g/l) Punto de ebullición :1413°C Punto de fusión : 804°C Densidad (20/4): 2,17 Solubilidad: 360 g/l en agua a 20°C Toxicidad aguda: DL50 oral rata: 3000 mg/kg 11.2 Efectos peligrosos para la salud: Por ingestión de grandes cantidades: náuseas, vómitos. Por contacto ocular: Puede provocar: irritaciones No son de esperar características peligrosas. Observar las Precauciones habituales en el manejo de productos químicos.

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SULFATO DE MAGNESIO HEPTAHIDRATADO MgSO4.7H2O Información Ecológica 12.1 Movilidad : ----12.2 Ecotoxicidad : 12.2.1 - Test EC50 (mg/l): Peces (SO4) = > 7000 mg/l; Clasificación: Tóx. Bacterias (SO4) = 2500 mg/l; Clasificación: Tóx. 12.2.2 - Medio receptor: Riesgo para el medio acuático = Bajo HOJA DE DATOS DE SEGURIDAD SULFATO DE MAGNESIO HEPTAHIDRATADO Riesgo para el medio terrestre = Bajo 12.2.3 - Observaciones: Poco tox. 12.3 Degradabilidad : ----12.4 Acumulación : ----12.5 Otros posibles efectos sobre el medio natural : Manteniendo las condiciones adecuadas de manejo no cabe esperar problemas ecológicos

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