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INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDICIPLINARIA DE BIOTECNOLOGIA UPIBI PRACTICA 3 PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES INTEGRANTES: BARRAGÁN VITE BLANCA KAREN DOMÍNGUEZ SANTILLAN BRENDA ENITE GONZÁLEZ TRINIDAD XOCHITL MERINO AGUILAR BARUC

GRUPO: 1AM1

EQUIPO: 4

PROFESORES: • FRANCISCO ESQUIVEL • GUADALUPE MARTINEZ • BENITO RIZO

FECHA DE ENTREGA: 06/03/13

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

Diagrama de bloques

INTRODUCCION La mayor parte de los procesos químicos que se realizan en un laboratorio, no se hacen con sustancias puras, sino con disoluciones, y generalmente acuosas. Además, es en la fase líquida y en la gaseosa, en las que las reacciones transcurren a más velocidad. Por lo tanto, será muy importante saber preparar disoluciones, para después poder trabajar con ellas. Las disoluciones son mezclas homogéneas. Las disoluciones binarias tienen dos componentes: disolvente (el mayoritario o el que da aspecto a la disolución) y soluto (el minoritario). Las disoluciones más frecuentes son aquellas cuyo disolvente es el agua, llamadas disoluciones acuosas. Preparación de soluciones La composición de una solución se debe medir en términos de volumen y masa, por lo tanto es indispensable conocer la cantidad de soluto disuelto por unidad de volumen o masa de disolvente, es decir su concentración. Durante cualquier trabajo experimental, el uso de soluciones se hace indispensable, por lo que es necesario conocer los procedimientos para su elaboración. En la presente práctica se realizarán soluciones utilizando como concentración la molaridad, la normalidad y las relaciones porcentuales. Soluto y Disolvente Las sustancias que están presente en la mayor cantidad se denomina disolvente, que se define como la sustancia en la cual se disuelve otra. Ésta última, que es la que disuelve en la primera, se denomina soluto. Soluto + Disolvente = Solución Solubilidad 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.

La concentración de una disolución puede expresarse de diferentes formas:

•

Gramos por litro: g/L =

•

Porcentaje en masa: % en masa de soluto = x 100

•

Fracción molar: xsoluto =

•

Molaridad: M =

•

Normalidad: N =

•

Molalidad: m =

Al momento de preparar soluciones hay que tomar en cuenta varios aspectos, en el análisis químico son de particular importancia las "unidades" de concentración, y en particular dos de ellas: la molaridad y la normalidad. También punto de equivalencia, fracción molar, la concentración decimal, entre otros.

PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN 1. DENSIDAD Y UNIDADES Es una medida de cuanto material se encuentra comprimido en un espacio determinado; es la cantidad de masa por unidad de volumen. La densidad de una materia representa cuantos gramos o kilogramos hay por unidad de volumen. La densidad es una

propiedad característica, ya que nos permite identificar distintas sustancias. Sus unidades:

2. PESO EQUIVALENTE: para calcular el eso equivalente se debe indicar la reacción química en la cual participa ya que va a variar dependiendo de la reacción química en la que esta participando. 3. EQUIVALENTE QUÍMICO: es la cantidad de sustancia que puede ceder o aceptar un mol de partículas (

, electrones o

ligados) intercambiadas. 4. EXPERCION PORCENTUAL PARA EXPRESAR LA PAREJA DE REACTIVOS COMERCIALES: Porciento masa o porcentaje masa Porciento masa (m/m)= masa de soluto/ masa de solución x 100

5. a) Preparar 100 ml de una solución de sacarosa (C₁₂H₂₂O₁₁) 0.1 M Sacarosa=C₁₂H₂₂O₁₁ M= molaridad PM=342 g/mol M= m PM= peso molecular M=0.1 mol/L PM V V=volumen V=0.1 L

m= M PM V m= (0.1 mol/L) (342 g/mol) (0.1 L) m=3.42 g de sacarosa b) Preparar 10 ml de fenolftaleína al 0.1% V=10 ml % masa volumen= masa del soluto (g) x 100 Volumen de la solución Masa= % masa volumen (Volumen de la solución) 100 Masa= (0.1%) (10 ml) / 100 Masa= 0.01 g ρ (fenolftaleína)= 1.28 ml/ g

ρ=m/V V=m/ρ V= (0.01 g) (1.28 ml/

g) V=0.0128 ml c) Preparar 100 ml de una solución 0.5 N de acido sulfúrico(H₂SO₄) V=0.1 L N=normalidad N=0.5 eq/L N= m . Peq= peso equivalente Pureza=98 % Peq V PM=98 g/mol ρ=1.8 ml/g m= N Peq V m= (0.5 eq/L) (49 g/eq) (0.1 L) m=2.45 g Peq= PM . 2.45 g ----- 98% pureza

Ө x ------ 100% pureza donde: PM: peso molecular del compuesto Ө: número de hidrógenos ionizables Peq= 98 g/mol / 2 Peq= 49 g/mol

x=2.5 g ρ=m/V V=m/ρ V= (2.5 g) (1.8 ml/g) V=4.5 ml

d) Preparar 10 ml de una solución etanol-agua al 20% v/v V=10 ml 20% v/v %v/v= volumen del soluto . x 100 Volumen de la solución Volumen del soluto= (% v/v) (Volumen de la solución) 100 Volumen del soluto= (20% v/v) (10 ml)/ 100 Volumen del soluto= 2 ml e) Preparar 100 ml de una solución de acido clorhídrico(HCl) 0.1 M V=0.1 ml M= 0.1 mol/L M= m . PM= 36.5 g/mol PM V Pureza=36.5 % m= M PM V m= (0.1 mol/L) (36.5 g/mol) (0.1 ml) m= 7.3 g 7.3 g ----- 36.5% pureza

X ----- 100% pureza X= 20 ml f) Preparación de disoluciones i.

100 ml de una solución 0.001 M de HCl a partir de una solución 0.1 M C₁=0.1 M C₁=concentración uno C₂=0.001 M C₁V₁=C ₂V₂ C₂=concentración dos V₁= ¿? V₁=volumen uno V₂=100 ml V₁= C ₂V ₂/ C ₁ V₂=volumen dos V₁= (0.001 M) (100 ml) / 0.1 M V₁ =1 ml ii.

100 ml de una solución 5 x10¯⁴ M de HCl a partir de una solución 0.1 M C₁=0.1 M C₁=concentración uno C₂=5 x10¯⁴ M C ₁V₁=C ₂V ₂ C₂=concentración dos V₁= ¿? V₁=volumen uno V₂=100 ml V₁= C ₂V ₂/ C ₁ V₂=volumen dos V₁= (5 x10¯⁴ M) (100 ml) / 0.1 M V₁ =0.5 ml

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Y RESULTADOS a) Preparar 25 ml de una solución de sacarosa 0.1 M Sacarosa=C₁₂H₂₂O₁₁ M= molaridad PM=342 g/mol M= m PM= peso molecular M=0.1 mol/L PM V V=volumen V=0.025 L m= M PM V m= (0.1 mol/L) (342 g/mol) (0.025 L) m=0.855 g de sacarosa b) Preparar 10 ml de una solución de CH₃CO₂Na (acetato de sodio) 10% p/v PM=82.0338 g/mol V=10 ml % p/v= masa x 100 Volumen del soluto Masa= % p/v (Volumen del soluto) 100 Masa= (10% p/v) (10 ml) / 100 Masa= 1 g c) Preparar 25 ml de una solución 0.5 N de acido sulfúrico(H₂SO₄) V=0.025 L N=normalidad N=0.5 eq/L N= m . Peq= peso equivalente

Pureza=98 % PM=98 g/mol ρ=1.8 ml/g

Peq V m= N Peq V m= (0.5 eq/L) (49 g/eq) (0.025

L) m=0.6125 g Peq= PM . 0.6125 g ----- 98% pureza Ө x ------ 100% pureza donde: PM: peso molecular del compuesto g Ө: número de hidrógenos ionizables Peq= 98 g/mol / 2 Peq= 49 g/mol

x=0.625 ρ=m/V V=m/ρ V= (0.625 g) (1.8 ml/g) V=0.3306 ml

d) Preparar 10 ml de una solución etanol-agua al 20% v/v V=10 ml 20% v/v %v/v= volumen del soluto . X 100 Volumen de la solución Volumen del soluto= (% v/v) (Volumen de la solución) 100 Volumen del soluto= (20% v/v) (10 ml)/ 100 Volumen del soluto= 2 ml e) Preparar 25 ml de una solución de acido clorhídrico(HCl) 0.1 M V=0.025 ml

M= 0.1 mol/L PM= 36.5 g/mol Pureza=36.5 %

M=

m PM V

.

m= M PM V m= (0.1 mol/L) (36.5 g/mol) (0.025 ml) m= 0.091 g 0.091 g ----- 36.5% pureza X ----- 100% pureza X=0.249 ml f) Preparación de disoluciones i. 25 ml de una solución 0.001 M de HCl a partir de una solución 0.1 M C₁=0.1 M C₁=concentración uno C₂=0.001 M C₁V₁=C ₂V₂ C₂=concentración dos V₁= ¿? V₁=volumen uno V₂=25 ml V₁= C ₂V ₂/ C ₁ V₂=volumen dos V₁= (0.001 M) (25 ml) / 0.1 M V₁ =0.25 ml ii.

25 ml de una solución 5 x10¯⁴ M de HCl a partir de una solución 0.1 M C₁=0.1 M C₁=concentración uno C₂=5 x10¯⁴ M C ₁V₁=C ₂V ₂ C₂=concentración dos V₁= ¿? V₁=volumen uno V₂=25 ml V₁= C ₂V ₂/ C ₁ V₂=volumen dos

V₁= (5 x10¯⁴ M) (25 ml) / 0.1 M V₁ =0.125 ml

Analisis de resultados. Se agrego la cantidad correspondiente de agua a los acidos diluyendolos adecuadamente; se tuvieron algunos problemas con las disoluciones ya que el pipeteado nos fallo y la cantidad de agua no fue la correcta, ya que habia agua demas o le faltaron algunas gotas.

En la mayoría de los ácidos y disoluciones se puede ver que la disolución resulto casi un 95% transparente a excepción del etanol y la sacarosa que quedaron un poco blancos. Algo que también se pudo apreciar fue que en casi todas las disoluciones quedaron sin impurezas a excepción del etanol y la sacarosa que se les formo burbujas dentro del matraz.

En el etanol, acetato de sodio y ácido sulfúrico, quedaron las concentraciones en su respectivo nivel, pero en la sacarosa, y el ácido clorhídrico, el nivel de agua fue un poco excedido y eso provoco una disolución menos concentrada.

Conclusiones Al terminar el trabajo de soluciones y análisis volumétrico podemos concluir que con la parte 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. Asimismo se concluye que para obtener los resultados esperados se debe pesar correctamente los reactivos, disolverse en menos agua de la que se pretende aforar esto porque si disolvemos exactamente la cantidad de agua con la que se va aforar a la hora de enjuagar el recipiente la cantidad de agua es mayor y los resultados ya no son los esperados; por lo que se recomienda que los reactivos se acomoden de forma correcta de acuerdo a la sales que estos contengan como nitratos, sulfatos, quelatos, halógenos, etc.

Es muy importante tener presente el conocimiento de las expresiones que nos ayudan a conocer lagunas de las características básicas de una solución, con las cuales se pueden calcular soluciones de diferentes grados de concentración. 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 numero 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.