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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y TEXTIL Departamento Académico de Ciencias Básicas

INFORME N°9 LABORATORIO DE QUIMICA I QU117 B “solucione, aguas y coloides”

ALUMNOS:    

Terrones Fernández Ersim Antony. Torres Mora Abel. Tafur Trujillo Víctor Manuel. Tineo Quispe Cristian.

PROFESORES:  Pérez Estrella Mauro.  Nieto Juárez Jessica. PERÍODO ACADEMICO: 2017-II REALIZACION DEL LABORATORIO:

22/10/2017

ENTREGA DE INFORME:

29/10/2017

ÍNDICE OBJETIVO GENERAL ............................................................................................................................ 3 INTRODUCCIÓN ..................................................................................................................................... 4 FUNDAMENTO TEÓRICO .................................................................................................................... 5 1.

Soluciones: ................................................................................................................... 5

2.

Coloides: ....................................................................................................................... 8

PARTE EXPERIMENTAL..................................................................................................................... 10 1.

Preparación de soluciones (NaCl) ............................................................................... 10

2.

Coloides y propiedades ............................................................................................... 12

3.

Propiedades coligativas .............................................................................................. 13

4.

3.1.

Ebullioscopia ........................................................................................................ 13

3.2.

Crioscopia ............................................................................................................ 14

Identificación de algunos iones presentes en el agua.................................................. 17 4.1.

Identificación del ion sulfato SO4-2 ........................................................................ 17

4.2.

Identificación del ion cloruro ................................................................................. 18

4.3.

identificación del ion magnesio............................................................................. 19

4.4.

Identificación del ion calcio ................................................................................... 20

CONCLUSIÓN ....................................................................................................................................... 21 RECOMENDACIONES......................................................................................................................... 22 BIBLIOGRAFÍA ...................................................................................................................................... 23

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OBJETIVO GENERAL

Conocer la preparación de soluciones y coloides de manera experimental, comprobar el aumento en la temperatura de ebullición de un solvente por adición de un soluto soluble, comprobar el descenso en la temperatura de congelación de un solvente por adición de un soluto soluble, determinar la masa molar de una sustancia orgánica e identificar algunos iones presentes en el agua potable.

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INTRODUCCIÓN Una solución o disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular de dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí. La cantidad de soluto y la cantidad de solvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites, a medida que aumente la proporción de soluto tendremos soluciones más concentradas, hasta que el solvente no admite más soluto, entonces la solución es saturada. Algunas de las propiedades coligativas como la ebullioscopia y crioscopia serán demostradas en el presente informe.

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FUNDAMENTO TEÓRICO

1. Soluciones: Las soluciones son sistemas homogéneos fraccionables formados por dos o más sustancias puras. Al componente más abundante en la solución se lo llama solvente y al menos abundante soluto. Ejemplo: Agua salada, es un sistema homogéneo formado por dos sustancias (agua y sal), la primera es el soluto y la segunda el solvente.  Las soluciones más frecuentes son:  Sólidas:  Ejemplo: las aleaciones, como ser: latón (aleación de cobre y zinc).  Líquidas:  Sólido en líquido: sal en agua.  Líquido en líquido: alcohol en agua.  Gases en líquidos: oxígeno en agua.  Gaseosas:  Ejemplo: aire: solución formada por oxígeno, nitrógeno, dióxido de carbono.

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 Propiedades de las soluciones:  Su composición química es variable.  Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.  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.  Propiedades coligativas: Se le denomina Coligativas a aquellas propiedades que no dependen de la naturaleza del soluto presente, sino del número de moléculas de soluto en reacción con el número total de estas presentes en la disolución, por adición de un soluto no volátil, aplicable al menos en soluciones diluidas.  Propiedades comunes: 

coligativas

más

Presión de vapor: Esta propiedad surge del análisis de la relación solvente/soluto de la solución en la que estemos trabajando. Es una consecuencia de la disminución de la concentración efectiva del solvente, por la presencia de las partículas del soluto. La presión de vapor es la presión ejercida por un vapor en equilibrio con su líquido. Cuando se añade un soluto no volátil a un disolvente puro, la presión de vapor del disolvente es menor en esa solución que si el disolvente es puro. Con esto se puede establecer que la adición de un soluto no volátil lleva a una disminución de la presión de vapor del disolvente. Esto se debe a que en una solución el número de partículas de disolvente se reduce debido a la presencia del soluto. Ecuación:

6



Temperatura de congelación: El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la que dicho líquido se solidifica debido a una reducción de energía. El punto de congelación varía dependiendo de la densidad del líquido. El proceso inverso se denomina punto de fusión. Ecuación:



Temperatura de ebullición: El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la Presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas. Ecuación:



Presión osmótica: La presión osmótica puede definirse como la presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable. La presión osmótica es una de las cuatro propiedades coligativas de las soluciones (dependen del número de partículas en disolución, sin importar su naturaleza). Ecuación:

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2. Coloides: En física y química un coloide, sistema coloidal, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema conformado por dos o más fases, normalmente una fluida (líquido) y otra dispersa en forma de partículas generalmente sólidas muy finas, de diámetro comprendido entre 10 -9 y 10-5 m. La fase dispersa es la que se halla en menor proporción. Normalmente la fase continua es líquida, pero pueden encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación de la materia.

 Tipos de coloides:

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 Efecto Tyndall: Es el fenómeno físico que causa que las partículas coloidales en una disolución o un gas sean visibles al dispersar la luz. Por el contrario, las disoluciones verdaderas y los gases sin partículas en suspensión son transparentes, pues prácticamente no dispersan la luz. Esta diferencia permite distinguir entre mezclas heterogéneas y mezclas homogéneas. El efecto Tyndall se observa claramente cuando se usan los faros de un automóvil en la niebla o cuando entra luz solar en una habitación con polvo, y también es el responsable de la turbidez que presenta una emulsión de dos líquidos transparentes como son el agua y el aceite de oliva.

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PARTE EXPERIMENTAL 1. Preparación de soluciones (NaCl) Objetivo: preparar 100 mL de solución de NaCl 0.8 M. Procedimiento:  Tare el vaso de 100 mL.  Halle la masa de cloruro de sodio necesario para preparar la solución.  Disuelva la sal con un agua desionizada.  Traslade a la fiola de 100 mL y finalmente enrase al volumen deseado.

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 Cálculos  Calculamos la masa necesaria de soluto para preparar 100ml = 0.1 L de solución de NaCl 0.8 M  Nos ayudamos de la siguiente fórmula: Molaridad = También:  

numero de moles de soluto volumen en litros de la solucion

m

n=M

Donde M = masa molar del soluto; m = masa del soluto Calculamos: M del NaCl= 23g/mol +35.5g/mol = 58.5 g/mol Reemplazando: 𝑚 1 0.8𝑀 = × 58.5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 0.1 𝐿 𝑚 = 4.68 𝑔 CUADRO DE DATOS

COMPONENTES

Masa (g)

soluto

4.68 g

NaCl

Propiedades de la solución preparada Estado de Electrolítica/ color agregación No electrolítica liquido

electrolítica

Blanquisa transparente

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2. Coloides y propiedades Objetivos:  Conocer las propiedades de los coloides.  Saber la diferencia entre coloides y soluciones.  Reconocer la presencia del fenómeno del efecto Tyndall. Observaciones:  Al adicionar 10 mL de agua en el tubo de ensayo y agregarle 4 gotas de solución saturada de FeCl3 la solución adquiere un color amarillo claro.  Al adicionar 10 mL de agua y poner el tubo de ensayo a temperatura de ebullición luego al agregarle 4 gotas de solución saturada de FeCl3 la muestra adquiere un color naranja oscuro.  La diferencia de propiedades en cada una de las muestras, observando que el de color amarillo claro es una solución y el naranja oscuro es un coloide.  La solución dispersa el haz de luz, y el coloide no dispersa el haz de luz.

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Procedimiento:  Identificar cada tubo de ensayo con la letra A y B para poder identificar la diferencia.  Adicionar a cada uno de los tubos de ensayo aproximadamente 10 mL de agua.  Agregar al tubo de ensayo A 4 gotas de solución saturada FeCl 3 y anotar el color de la solución y sus propiedades anotando cada una de ellas en la hoja de datos.  Calentar al tubo de ensayo B con ayuda de una pinza y el mechero hasta la temperatura de ebullición del agua luego retirar el mechero y adicionar 4 gotas de solución saturada FeCl3 y anotar el color del coloide y sus propiedades anotando cada una de ellas en la hoja de datos.  Observar las propiedades de cada una de las muestras y anotar sus diferencias.

3. Propiedades coligativas 3.1. Ebullioscopia Objetivo Determinar la caída o diferencia que se presenta entre la temperatura de ebullición de una solución pura y una solución con solvente. Procedimiento: - Armar el sistema con un mechero, un vaso de precipitado y un termómetro. - Adicionar hasta aproximadamente la mitad del vaso agua destilada. - Encender el mechero conectado previamente a la salida del gas - Esperar la ebullición del agua y tomar los datos de temperatura. - Terminado el proceso anterior lavar el vaso y echar aproximadamente las ¾ partes del vaso con NaCl 0.8 M - Someter al calentamiento del mismo modo que el proceso anterior. Resultados: muestra Solvente puro Concentración de la solución … 0.8 M

Temperatura de ebullición (ºC) 98 95

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Observaciones: -

3.2.

Al momento de calentar el solvente puro la temperatura de soluciones elevada Cuando se procedió del calentamiento con la adición de otro componente sufrió una caída de temperatura de ebullición. La temperatura de ebullición del solvente puro siempre es mayor.

Crioscopia Objetivo Determinar la sustancia desconocida en este caso el soluto, mediante un proceso de diferencias de temperatura del mismo modo apoyándonos de la constante de crioscopia molal del solvente. Procedimiento - Sumergir un tubo 18x150 que contiene 8 g de naftaleno solvente) y 2 g de una sustancia de masa molecular desconocida (soluto), en un vaso que contiene agua hasta los ¾ de su volumen. - Calentar el sistema con el vaso hasta la ebullición. - Observar la fusión del sólido, apague el mechero en el preciso momento. - Tomar los datos de la temperatura desde la fusión hasta que se observe la formación turbia (solidificación) del sistema y la posterior solidificación completa.

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Observaciones: - Para el soluto no volátil su coeficiente de van off es 1 - Cuando la temperatura bordea los 80 grados la solución queda completamente fundida. - Al dejar enfriar notamos que retoma a su estado natural a los 78 grados ( estado sólido ) Datos Sustancia Solvente ( naftaleno) Soluto desconocido

Masa 8g 2g

Sustancia Solvente ( naftaleno) Soluto desconocido

Teb. 78 85

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Cálculos: Determinaremos la masa molar de la sustancia desconocida (soluto) con la siguiente ecuación: ΔTC =i×KC×m

Donde: i

: coeficiente de van´t hoff del soluto

KC : constante crioscopica molal del solvente m : molalidad de la solución ΔT: descenso de la temperatura de congelación del agua (°C) nsto : moles del soluto nste : moles del solvente Msto : masa molar del soluto mste : masa del solvente msto : masa del soluto datos Kc TF T0 i Msto msto mste

6.90 kg/mol 95ºC 80ºC 1 X g/mol 2g 0.008 kg

Càlculos: ΔTC =i×KC×m (TF. - To)=i×KC×m (95- 80) = (1)(6.90)×

2 (0.008) 𝑋

X = 115g/mol Msto = 115 g/mol

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4. Identificación de algunos iones presentes en el agua 4.1. Identificación del ion sulfato SO4-2 Procedimiento    

vertemos 3ml de agua potable en un tubo de 13*100 añadimos 3 gotas de hcl(1.1)(l) añadimos solución saturada de ba(no3)2(ac) se formara precipitado baso4(s)

Observaciones   

después de añadir 3 gotas de hcl en el agua no se observó ningún cambio en el agua después de agregar el bacl se nota que la solución toma un color blanquecino debido a la formación de baso4 luego de agregar 3ml de agua tiende a recuperar su coloración

Reacción química so2-(ac) + bacl2(ac)  baso4(s) +2cl-

Conclusiones  la presencia del hcl, es para darle un carácter ácido a la solución y.  la solución toma un color blanquecino debido a la precipitación del ba(so4)  con éste experimento se comprueba la presencia del ión sulfato

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4.2.

Identificación del ion cloruro Procedimiento  disponer de 3ml de agua de agua potable en un tubo de ensayo de 13*100  agregue 2 gotas de ácido nítrico hno3 6m  luego agregamos 2 gotas de agno3 0,1 m  se formara un precipitado agcl

Observaciones  después de añadir gotas de hno3 al agua no se nota cambio alguno  después de agregar gotas de agno3 el sistema se vuelve blanco y forma precipitado del mismo color  una vez agregado el nh4 oh se observan 2 fases, una líquida incolora y un precipitado blanco Reacción química cl- +agno3(ac) agcl + no3Conclusiones    

el hno3 le brinda a la disolución un carácter ácido, necesario para la reacción al añadir agno3 se forma el precipitado de color blanco de agcl al entrar en contacto con el nh4 oh se formó el agnh3 que es la fase incolora que se observa al final del proceso la experiencia demuestra la presencia del ión cloruro

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4.3.

identificación del ion magnesio Procedimiento  verter 5 ml de agua potable en un tubo de ensayo de 13*100  agregar 10 gotas de (nh4)2co3 1,5m  luego centrifugar y decantar la solución a otro tubo de ensayo de 13*100  luego adicionar 10 gotas de na2hpo4 0,5n  se formara un precipitado que es el mghpo4

Observaciones  

una vez agregado el nh4oh permanece incoloro, es decir sin cambios luego de agregar gotas de (nh4)2 c2o4 se forman 2 fases, una blanca en la parte superior y otra incolora en la inferior, formándose además un precipitado blanco en esa parte Reacción química

ca+2(ac) + (nh4)2co3(ac)  caco3(s) +2nh4+(ac)

Conclusiones   

el nh3 proporciona acidez al medio la fase incolora es la de nh4cl y el precipitado es el oxalato de calcio cac2o4 el experimento demuestra la presencia del ión calcio 19

4.4.

Identificación del ion calcio Procedimiento  verter 3ml de agua potable en un tubo de ensayo de 13*100  agregar 5 gotas de nh3(ac) 15 n  además agregar 3 gotas de (nh4)2c2o4  se formara un precipitado el cual es

Observaciones   

después de agregar gotas de (nh4)2 co3 se observa una mínima tendencia blanquecina después de llevar la solución a la centrifugadora se observó un precipitado blanco después de agregar gotas de na2 hpo4 se observa también un precipitado blanco

Reacción química mg+2(ac) + na2hpo4  mghpo4(s) +2na+(ac)

Conclusiones 



la presencia del (nh4 )2 co3 es para darle el medio alcalino la cual mantendrá la concentración de po43 adecuada para tal reacción dado que el h3po4 es débil y en medio ácido estaría muy poco disociado la presencia de sales de amonio es necesaria para regular el ph, dado que si éste fuese muy elevado el mg+2 precipitaría como hidróxido 20

CONCLUSIÓN  a partir de la crioscopia se obtiene un cambio de temperatura respecto ebulloscopia pero ambos son pequeños.  la temperatura de congelación de las disoluciones es más baja que la temperatura de congelación del disolvente puro.  El descenso crioscopica, o depresión del punto de fusión, es diferente entre el punto de fusión de un solvente puro y una solución de este con un soluto a una concentración dada.  La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la desviación de la temperatura de ebullición.

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RECOMENDACIONES  Trabajar cuidadosamente con los tubos de ensayo debido a que se pueden quebrar fácilmente.  Echar las medidas exactas de sustancias al momento de hacer las mezclas.  Tener cuidado con el uso del mechero bunsen.  Ser muy observador al momento de anotar las temperaturas de ebullición.  Repetir las soluciones en algunos casos hasta que salga la mezcla deseada.

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BIBLIOGRAFÍA -

Guía de laboratorio de química I Química general I – ultima edición Quimica-La-ciencia-central-Brown-11a-Edicion Enlaces web:

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(https://www.euroinnova.co/mf1312_1-crioscopia-elementales-en-laboratorio-y-enprocesos-en-la-industria-quimica-y-afines-online) (https://www.tplaboratorioquimico.com/wp-content/uploads/2014/12/lpropiedades coligativass. 282x300.jpg)

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