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Practica No 7 “SOLUCIONES”

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL Unidad Profesional Interdisciplinaria de Ingeniería y Ciencias Sociales y Administrativas

Química Aplicada Practica 7 “Soluciones”  Cruz LLaguno Sergio Sebastián  Escalona Arrieta Raúl David  Botello Valdez Cristian



Cervantes Torres Juan Pablo  Carrera Romero José Arturo

Sec: 1IM29 Ingeniería industrial Fecha de entrega: 31 de May0 del 2019

Practica No 7 “SOLUCIONES”

Objetivos  Preparar soluciones de concentración requerida, a partir de especificaciones de reactivos de alta pureza.  Valorar una solución acida por medio de titulación, aplicando el principio de equivalencia.  Titular una solución básica a partir de la solución valorada.

Introducción Una solución es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa. Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante. Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones. Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente. Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua. Características de las soluciones 1. Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. 2. Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. 3. Los componentes de una solución son soluto y solvente. Soluto: es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua). Solvente: es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua. 4. En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones).

Practica No 7 “SOLUCIONES” Mayor o menor concentración La solubilidad: es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura. Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución se utiliza una magnitud denominada concentración. Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas. Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua. Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C. Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse. Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Disoluciones valoradas o Cuantitativas: A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciones valoradas cuantitativas, sí 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. Las medidas más utilizadas para expresar la concentración de las disoluciones cuantitativas son:

Practica No 7 “SOLUCIONES” 

Porcentaje Masa a Masa (%m/m): Expresa la cantidad de gramos de soluto que existen por cada 100 gramos de disolución.



Porcentaje Volumen a Volumen (%v/v): Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la solución.



Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.



Molalidad (m): En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.



Normalidad (N): Es la cantidad de equivalentes químicos de soluto por cada litro de solución.

𝑁=

𝐸𝑞𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑃𝑒𝑠𝑜𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

𝐸𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑃=

o 𝑁 = 𝑍𝑀

𝑚𝑎𝑠𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑃𝑒𝑞 𝑃𝑀 𝑧

Practica No 7 “SOLUCIONES”

Material o equipo utilizado          

2 matraces aforados de 100 ml. 3 matraces Erlenmeyer de 250 ml. 1 vaso de precipitados de 250 ml. 2 buretas de 25 a 50 ml. 1 pipeta volumétrica de 10 ml. 1 embudo. 1 soporte universal. Una pinza doble para bureta. Balanza digital 1 vidrio de reloj.

Reactivos     

HCl concentrado. NaOH de alta pureza Anaranjado de metilo Fenolftaleína Na2CO3 anhidro

Desarrollo experimental 1. Preparación de una solución acida. a) Calculamos la cantidad en volumen de HCl comercial necesario para preparar 100 ml de solución a 0.5N. Nota: La concentración del ácido clorhídrico comercial es de 37.5% masa y su densidad es de 1.17 g/ml. Solución V=100 ml = 0.1 L 0.5N 𝑔 𝑃𝑀 36.5 𝑚𝑜𝑙 𝑔 𝑃𝑒𝑞 = = = 36.5 𝑒𝑞 𝑧 𝑒𝑞 1 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑎𝑠𝑎 = 𝐸𝑞 ∗ 𝑃𝑒𝑞 = 0.05 𝑒𝑞 (36.5

𝑔 ) 𝑒𝑞

HCl 37.5% masa 𝜌 = 1.17 𝑔/𝑚𝑙 PM= 36.5 g/mol Z=1 Eq/mol 𝑒𝑞 ) (0.1𝐿) 𝐿 = 0.05 𝑒𝑞

𝐸𝑞 = 𝑁𝑉 = (0.5

1.825 g  37.5% X  100% X= 4.8667 g

= 1.825𝑔 𝑽=

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝟒. 𝟖𝟔𝟔𝟕 𝒈 = = 𝟒. 𝟏𝟓𝟗𝟔 𝒎𝒍 𝝆 𝟏. 𝟏𝟕𝒈/𝒎𝒍

Practica No 7 “SOLUCIONES”

b) Colocamos los 4.16 ml de HCl concentrado en un matraz aforado de 100 ml con ayuda de la probeta para mayor exactitud.

c) Agregamos al matraz con HCl agua destilada a una tercera parte del matraz para mezclar ambas sustancias. d) Terminamos de llenar con agua destilada el mismo matraz hasta la marca de aforo, tapamos y agitamos la solución para homogenizar.

2. Preparar la solución básica. a) Calcular la cantidad de NaOH necesaria para preparar 100ml de solución a 0.5M a partir del reactivo de alta pureza. Solución

NaOH

Practica No 7 “SOLUCIONES” V=100 ml =0.1 L PM=40 g/mol 0.5M 𝑛 𝑚𝑜𝑙 𝑀 = 𝑉  𝑛 = 𝑀𝑉 = 0.5 𝐿 (0.1𝐿) = 0.05 𝑚𝑜𝑙 𝒏=

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝑷𝑴

𝒈

 𝒎𝒂𝒔𝒂 = 𝒏𝑷𝑴 = 𝟎. 𝟎𝟓 𝒎𝒐𝒍 (𝟒𝟎 𝒎𝒐𝒍) = 𝟐𝒈𝒓𝒂𝒎𝒐𝒔

b) Utilizando el vidrio de reloj pesaremos los 2 gramos de NaOH en la balanza electrónica. c) Colocamos los 2 gramos de NaOH en el otro matraz aforado con ayuda del embudo para no derramarlo. d) Agregamos agua destilada y fuimos diluyendo el NaOH hasta el aforo del matraz.

e) Tapamos el matraz y agitamos la solución para homogenizar. 3. Valoración de la solución acida a) Pesamos tres muestras de 0.3 g de Na2CO3 (anhidro). b) Colocamos cada muestra de Na2CO3 en cada uno de los matraces Erlenmeyer. c) Agregamos 20 ml de agua destilada con ayuda de la probeta, y posteriormente diluimos completamente.

Practica No 7 “SOLUCIONES” d) Agregamos 3 gotas de anaranjado de metilo como nuestro indicador.

e) Titulamos cada muestra con la solución de HCl preparada en el punto 1 contenida en la bureta. f) Con un goteo continuo de la bureta titulamos hasta un cambio de color amarillo a canela.

Practica No 7 “SOLUCIONES” Datos arrojados Matraz 1 2 3 Promedio

Volumen (ml) 10.7 10.5 10.5 10.57 ml

4. Valoración de la solución básica. a) Colocamos 20 ml de la solución NaOH preparada en dos matraces Erlenmeyer. b) Agregamos tres gotas de fenolftaleína como nuestro indicador. c) Titulamos cada solución básica con el HCl contenido en la bureta hasta obtener el cambio de color púrpura a incoloro.

Datos arrojados Matraz 1 2 Promedio

Volumen (ml) 19.1 18..4 18.75 ml

Practica No 7 “SOLUCIONES” CONCLUSIÓN Se cumplió con los tres objetivos de la práctica, preparamos soluciones con la concentración requerida, realizamos cálculos para determinar la cantidad de HCl comercial que agregaríamos a 100mL de agua y para determinar la cantidad de NaOH que combinaríamos con 100mL de agua, valoramos la solución acida utilizando Na2 CO3 y utilizamos la fórmula para determinar la Normalidad experimental del HCl en donde nuestro porcentaje de error no fue tan alto, pero aun así tenemos que considerar como factores la precisión con la que mi compañero agrego el volumen de HCl comercial a la probeta de 10mL, así como el la precisión del volumen de agua destilada, también titulamos una solución básica a partir de la solución acida que ya habíamos valorado y aplicamos el principio de equivalencia para determinar la Normalidad experimental del NaOH en donde nuestro porciento error fue un poco más alto, debido a errores de lectura y de medición. CUESTIONARIO 1- Definir los siguientes conceptos: Molaridad, molalidad, Normalidad, %Peso, %mol. Molaridad: Concentración de una solución expresada en el número de moles disueltos por litro de disolución. Molalidad: Número de moles de soluto que hay en una disolución por cada 1 000 g de disolvente. Normalidad: Número de equivalentes de soluto por litro de solución. %Peso: Indica la masa de soluto por masa de solución. %mol: El cociente entre los moles de soluto y el total de moles de la disolución.

2- ¿Cuál es el significado de los siguientes términos?: Parte alícuota: Volumen de líquido que es una fracción conocida de un volumen mayor; porción de una disolución. Valoración: se trata de un método de análisis basado en la medida precisa de un volumen de un reactivo de concentración conocida, necesario para reaccionar completa y estequiométricamente con el analito en la muestra. Indicador: Compuesto químico, por lo general de naturaleza orgánica, que tiene la propiedad de manifestar un cierto tipo de color según el pH de la solución en la que está disuelto. Solución ácida: es aquella que tiene un pH inferior a 7 Solución básica: es aquella que tiene un pH mayor a 7

Practica No 7 “SOLUCIONES” Punto equivalente: El punto de equivalencia o punto estequiométrico de una reacción química se produce durante una valoración química cuando la cantidad de sustancia valorante agregada es estequiométricamente equivalente a la cantidad presente del analito o sustancia a analizar en la muestra, es decir reacciona exactamente con ella.

3- Determinar M, N, m; %m, %mol del HCl concentrado original. 37.5%𝑚𝑎𝑠𝑎 − − − − − − − 𝜌 = 1.17

𝑔 𝑚𝑙

𝑇𝑜𝑚𝑎𝑛𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑚𝑜 𝑟𝑒𝑓𝑒𝑟𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑜𝑠 𝑑𝑎𝑡𝑜𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑖𝑛𝑐𝑖𝑠𝑜 4. 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝐻𝐶𝑙 = 1.825𝑔 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 4.8667𝑔 𝑔 𝑒𝑞 𝑃𝑀𝐻𝐶𝑙 = 36.5 𝑍 = 1 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑔 𝑃𝑀𝐻2𝑂 = 18 − − − − − 𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 4.1596 𝑚𝑙 = 0.004156𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 3.0417𝑔 4.8667𝑔 𝑁 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑔 = 0.05 𝑚𝑜𝑙 36.5 𝑚𝑜𝑙 3.0417𝑔 𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = = 0.1689 𝑚𝑜𝑙 𝑔 18 𝑚𝑜𝑙 𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 0.2189 𝑚𝑜𝑙 0.05 𝑚𝑜𝑙 %𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑥 100 = 22.8415 % 0.2189 𝑚𝑜𝑙 0.1689 𝑚𝑜𝑙 %𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑥 100 = 77.1585% 0.2189 𝑚𝑜𝑙 %𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 37.5% %𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 100% – 37.5% = 62.5% 𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 0.05𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑀 = = = 12.0204 𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 0.0041596𝐿 𝐿 𝑁 = (𝑍)(𝑀) = (1 𝑒𝑞/ 𝑚𝑜𝑙)(12.0204 𝑚𝑜𝑙/𝐿) = 12.0204 𝑒𝑞/𝐿 4- Determine el volumen de HCl concentrado que fue necesario para la preparación de 100mL de la solución 0.5N de HCl. Solución V=100 ml = 0.1 L 0.5N 𝑔 𝑃𝑀 36.5 𝑚𝑜𝑙 𝑔 𝑃𝑒𝑞 = = = 36.5 𝑒𝑞 𝑧 𝑒𝑞 1 𝑚𝑜𝑙

HCl 37.5% masa 𝜌 = 1.17 𝑔/𝑚𝑙 PM= 36.5 g/mol Z=1 Eq/mol 𝑒𝑞 ) (0.1𝐿) 𝐿 = 0.05 𝑒𝑞

𝐸𝑞 = 𝑁𝑉 = (0.5

1.825 g  37.5%

Practica No 7 “SOLUCIONES” 𝑚𝑎𝑠𝑎 = 𝐸𝑞 ∗ 𝑃𝑒𝑞 = 0.05 𝑒𝑞 (36.5

𝑔 ) 𝑒𝑞

X  100%

X= 4.8667 g

= 1.825𝑔 𝑽=

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝟒. 𝟖𝟔𝟔𝟕 𝒈 = = 𝟒. 𝟏𝟓𝟗𝟔 𝒎𝒍 𝝆 𝟏. 𝟏𝟕𝒈/𝒎𝒍

5- Determine la masa de NaOH que se requirió para preparar 100mL de la solución 0.5M de NaOH. Solución NaOH V=100 ml =0.1 L PM=40 g/mol 0.5M 𝑛 𝑚𝑜𝑙 𝑀 = 𝑉  𝑛 = 𝑀𝑉 = 0.5 𝐿 (0.1𝐿) = 0.05 𝑚𝑜𝑙 𝒏=

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝑷𝑴

𝒈

 𝒎𝒂𝒔𝒂 = 𝒏𝑷𝑴 = 𝟎. 𝟎𝟓 𝒎𝒐𝒍 (𝟒𝟎 𝒎𝒐𝒍) = 𝟐𝒈𝒓𝒂𝒎𝒐𝒔

6- Determine la N exacta de la solución de HCl que valoró. 𝑁𝐻𝐶𝑙 =

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 𝑉𝐻𝐶𝑙 𝑃𝑒𝑞𝑁𝑎2 𝐶𝑂3

𝑍𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 = 2

𝑁𝐻𝐶𝑙 =

𝑒𝑞 𝑚𝑜𝑙 0.3𝑔

(0.01057𝐿) (

53 𝑒𝑞 ) 𝑚𝑜𝑙

𝑔 𝑚𝑜𝑙 𝑔 (106 ) 𝑚𝑜𝑙 = 53 𝑒𝑞 𝑃𝑒𝑞𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 = 𝑒𝑞 𝑚𝑜𝑙 2 𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑀𝑁𝑎2 𝐶𝑂3 = 106

= 0.5355𝑁

Porciento error 𝑁 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑎 = 0.5 𝑁 𝑁 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = 0.5355 𝑁 0.5𝑁 − 0.5355𝑁 %𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = | | 𝑥100 = 7.1% 0.5𝑁

7- Determinar la normalidad exacta de la solución básica que tituló. (𝑁𝑏𝑎𝑠𝑒)(𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒) = (𝑁𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜)(𝑉𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜) (𝑁𝐻𝐶𝑙 )(𝑉𝐻𝐶𝑙 ) 𝑁𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 (0.5355𝑁)(0.01875𝐿) 𝑁𝑁𝑎𝑂𝐻 = = 0.5020𝑁 0.02𝐿

Practica No 7 “SOLUCIONES” Porciento error 𝑁 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑎 = 0.5 𝑁 𝑁 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = 0.5020𝑁 0.5𝑁 − 0.5020 %𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = | | 𝑥100 = 0.4% 0.5𝑁

8- Resolver los siguientes problemas: I.

¿Cuántos equivalentes – gramo de H2SO4 existen? En: a) 2mL de H2SO4 15N 𝑒𝑞 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 → 𝑒𝑞 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑁 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 2𝑚𝑙𝑥1𝐿 𝑒𝑞 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (15𝑁) ( ) = 𝟎. 𝟎𝟑 𝒆𝒒 1000𝑚𝑙 𝑁=

b) 50mL de H2SO4 0.25N 𝑒𝑞 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 → 𝑒𝑞 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑁 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 50𝑚𝑙𝑥1𝐿 𝑒𝑞 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (0.25𝑁) ( ) = 𝟎. 𝟎𝟏𝟐𝟓 𝒆𝒒 1000𝑚𝑙 𝑁=

II.

Calcular el volumen de H2SO4 concentrado con densidad 1.19 g/mL y 93% en peso que se necesita para preparar 500mL de solución 3N. 𝑔 𝑒𝑞 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 = 500𝑚𝑙 = 0.5𝐿 − −→ 𝑃𝑀𝐻2 𝑆𝑂4 = 98 − −−→ 𝑍 = 2 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑔 𝑃𝑀𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 98 𝑚𝑜𝑙 𝑔 𝑃𝑒𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = = = 49 𝑒𝑞 𝑍𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑒𝑞 2 𝑚𝑜𝑙 500𝑚𝑙𝑥1𝐿 𝑒𝑞 = (𝑁)(𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛) = (3𝑁) ( ) = 1.5 𝑒𝑞 1000𝑚𝑙 𝑔 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑒𝑞(𝑃𝑒𝑞) = (49 ) (1.5 𝑒𝑞) = 73.5𝑔 𝑒𝑞 73.5𝑔 − − − − − 93% (73.5𝑔)(100%) 𝑥 − − − − − − − 100% 𝑥= = 79.0323𝑔 93% 79.0323𝑔 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑔 = 𝟔𝟔. 𝟒𝟏𝟑𝟕 𝒎𝑳 1.19 𝑚𝑙

Practica No 7 “SOLUCIONES” III.

Calcular el volumen de HCl concentrado con densidad 1.19 g/mL y 38%peso de HCl que se necesita para preparar 18L de ácido 0.002N. 𝑔 𝑒𝑞 𝑃𝑀𝐻𝐶𝑙 = 36.5 − −→ 𝑍 = 1 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑔 36.5 𝑔 𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑒𝑞 = 𝑒𝑞 = 36.5 𝑒𝑞 1 𝑚𝑜𝑙 𝑒𝑞 = (𝑁)(𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛) = (0.002𝑁)(18𝐿) = 0.036 𝑒𝑞 𝑔 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑒𝑞)(𝑃𝑒𝑞) = (0.036 𝑒𝑞) (36.5 ) = 1.314𝑔 𝑒𝑞 1.314𝑔 − − − − − 38% (1.314𝑔)(100%) 𝑥 − − − − − − − 100% 𝑥= = 3.4579𝑔 38% 3.4579𝑔 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑔 = 𝟐. 𝟗𝟎𝟓𝟖𝒎𝑳 1.19 𝑚𝐿

IV.

Determinar el volumen de HNO3 diluido con densidad 1.11 g/mL y 19%peso de HNO3 que puede prepararse diluyendo con agua a partir de 50mL de ácido concentrado con densidad 1.42 g/mL. Además, calcular las molaridades y molalidades del ácido concentrado y del diluido.

HNO3

HNO3

V=50 ml

V=___ ml

P= 1.42 g/ml

P= 1.11 g/ml

%m=68%

%m=19%

𝑚𝑎𝑠𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 = (50 𝑚𝑙) (1.41

𝑔 ) 𝑚𝑙

= 71 𝑔 𝑚𝑎𝑠𝑎𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = (71 𝑔)(0.68) = 48.28 𝑔 𝑚𝑎𝑠𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (71 𝑔)(0.32) = 22.72𝑔

Base de calculo= 1000 ml 𝑚𝑎𝑠𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 = (1000 𝑚𝑙) (1.11

𝑔 ) 𝑚𝑙

= 1110 𝑔 𝑚𝑎𝑠𝑎𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = (1110 𝑔)(0.19) = 210.9𝑔

210.9 𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 → 1 𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 48.28 𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 → 𝑥

Practica No 7 “SOLUCIONES” 𝑥=

48.28 𝑔 ( 1𝐿) = 0.2289 𝐿 = 𝟐𝟐𝟖. 𝟗 𝒎𝒍 210.9 𝑔

Bibliografía

https://quimicayalgomas.com/quimica-general/estequiometria-y-solucionesquimicas/soluciones-quimicas/ http://www.profesorenlinea.com.mx/Quimica/Disoluciones_quimicas.html https://sites.google.com/site/quimica11alianza/temas-de-clase/solucione-quimicas https://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica/C%C3%A1lculos_de_concentraci% C3%B3n_y_preparaci%C3%B3n_de_soluciones