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UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO FACULTAD DE CIENCIAS DEL AMBIENTE Escuela Profesional de Ingeniería Ambiental

“PREPARACIÓN DE SOLUCIONES”

Integrantes: MINAYA HILARIO, Jairo Álvaro

ALVARES ROMERO, Yelkin CHUMBES VERAMENDI, Yonel CHAVEZ COLONIA, Richert RAMIREZ FIGUEROA,Michael Curso: Análisis Instrumental

Docente: LEYVA COLLAS, Mario Vladimir

INTRODUCCIÓN El presente informe de laboratorio se basa principalmente en la preparación de soluciones, que están disueltas en un denominado soluto de pequeña cantidad en relación al solvente, las concentraciones de una solución expresa la interrelación de la cantidad de soluto con la cantidad de solvente, llamados unidades de concentración (M, N, %p/p, % p/v, entre otras). Durante cualquier trabajo experimental, el uso de soluciones a una concentración determinada se hace indispensable, por lo que es necesario conocer los procedimientos para su preparación. En la práctica de laboratorio que realizamos, trabajamos sobre todo con soluciones líquidas y pudimos apreciar las reacciones que se producen al mezclarlas, cada solución está compuesta por elementos distintos, tienen diferente naturaleza y

de la mano de factores externos, reaccionaban de

manera diferente. En el presente trabajo ahondaremos más sobre este tema y explicaremos las reacciones que pudimos observar en dicha práctica de laboratorio, para así poder establecer una relación entre los principios teóricos y los hechos experimentales, lo cual nos permitirá desarrollar habilidades y conocimientos en este campo y poder emplearlo en la solución de problemas de nuestra vida diaria.

OBJETIVOS o Conocer las diferentes maneras o formas de preparar una solución acuosa de una determinada concentración. o Calcular las cantidades de soluto y solvente requeridas, mediante el uso de las fórmulas adecuadas. o Comprobar que los datos que existen en la etiqueta de un reactivo pueden servir para hallar concentraciones.

FUNDAMENTO TEÓRICO SOLUBILIDAD En química, la solubilidad mide la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido. Algunos líquidos, tales como agua y alcohol, pueden ser disueltos en cualquier proporción en otro solvente. Sin embargo, el azúcar tiene un límite de solubilidad ya que al agregar cierta cantidad adicional en una solución está dejará de solubilizarse, llamándose a esta solución saturada. Es la proporción en que una cantidad determinada de una sustancia se disolverá en una cantidad determinada de un líquido, a una temperatura dada. En términos generales, es la facilidad con que un sólido puede mezclarse homogéneamente con el agua para proporcionar una solución química.

Concepto La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gramos (g) de disolvente a una temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad de disolvente. Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada. Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20º C la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6 M (molar) y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es 0,009 M (molar). Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M (molar) se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M (molar) se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia. La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.

Factores que determinan la solubilidad - Solubilidad en líquidos: al elevar la temperatura aumenta la solubilidad del soluto gas en el líquido debido al aumento de choques entre moléculas contra la superficie del líquido. También ocurre lo mismo con la presión. - Solubilidad de líquidos en líquidos: Al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad de líquidos en líquidos. En este caso la solubilidad no se ve afectada por la presión. - Solubilidad de sólidos en líquidos: la variación de solubilidad está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución se absorbe calor la solubilidad crece con el aumento de la temperatura, y por el contrario, si se desprende calor durante el proceso de disolución, la solubilidad disminuye con la elevación de temperatura. La presión no afecta a la solubilidad en este caso.

SOLUCIONES QUÍMICAS Una solución (o disolución) 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. No olvidemos que: 

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

Entonces,

reiterando,

ella

su

composición

llamaremos solución o

es

constante.

disolución

a

las

mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones. 

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 (o disoluciones): I) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. III) 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. IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: 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.

-

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.

Modo de expresar las concentraciones Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

Unidades físicas de concentración Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes: a) Porcentaje peso a peso (% P/P): Indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): Se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Unidades químicas de concentración Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son: a) Fracción molar (Xi): Se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.

b) 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.

c) Normalidad (N): La concentración normal o normalidad (N), se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución: N=

n ° equivalente gramo L

d) Molalidad: En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.

En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos. La definición de molalidad es la siguiente: Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m).

PREPARACIÓN A PARTIR DE SOLUCIONES MÁS CONCENTRADAS Si el reactivo está en otra solución pero más concentrada, la solución requerida se prepara por dilución con agua. Casos: 1) Si se requiere un volumen V 2 (en L o mL) de una solución de concentración molar M2 y se dispone de otra solución de otra concentración molar M 1. El volumen V1 a tomar se obtiene con la siguiente relación.

Luego, el volumen de agua a agregar a V1 será:

VH2O = V2 – V1

2) Si se requiere una concentración normal N2 y se dispone de otra concentración normal N1

V 1 ×N 1=V 2×N 2 Luego, el volumen de agua a agregar a V1 será: VH2O = V2 – V1 3) Si se requiere en concentración molar o normal y se dispone en concentración normal y molar respectivamente: (opuestos en unidades).  Primero se homogeniza la unidad de concentración con la siguiente relación: N=Mxθ

El valor θ depende del tipo de reacción en que participa el reactivo: i. Si es como ácido o base, θ es el número de protones (H +) perdidos o ganados (o número de OH-) por molécula o ión. ii. Si es como oxidante o reductor, θ es el número de electrones ganados o perdidos por molécula o ión. iii. Si es como precipitante, θ es la carga de precipitante. iv. Si es como ligando o Ion central, θ es el número de pares de electrones que aporta o recibe respectivamente. 4) Si se requiere en concentración molar o normal y se dispone de concentración en % (p/p) con datos de densidad (D en g/mL) de la solución y peso molecular del soluto o reactivo (PM)  Primero se calcula la molaridad o normalidad de las soluciones N con una de las siguientes relaciones. M=

( p / p )×D×10 ×θ PM

N=

( p/ p)×D×10 ×θ PM

5) Si se quiere en concentración molar o normal y se dispone de concentración % (p/v) y peso molecular del soluto o reactivo (PM); no se requiere de densidad (D) de la solución.  Primero se calcula la molaridad o normalidad de las soluciones que están (p/v) en % con una de las siguientes relaciones:

( p/v) PM M= 0 .1

( p /v ) PM N= ×θ 0 .1  Luego se aplica cualquiera de los casos indicados en B según lo requiera 6) Si se requiere en porcentaje, partes por mil, partes por millón (p/v ó p/p) y se dispone de soluciones más concentradas y respectivas (es decir entre p/v y p/p),usar la relación:

V 1 ×C1=V 2 ×C2 Donde C puede ser: porcentaje (%); partes por mil (°/ °°), partes por millón (ppm) o partes por billón (ppb). 7) Si se quieren en porcentaje (%); partes por mil (°/ °°), partes por millón (ppm) o partes por billón (ppb), peso en peso (p/p) o peso en volumen (p/v) y se dispone de peso en volumen (p/v) o peso en peso (p/p) respectivamente (opuestos en relación).  Primero se homogeniza la unidad de concentración, y para ello utilizamos la siguiente relación: %soluto

( pv )=%soluto ( pp ) xdensidad de la solución

 Luego se calcula el volumen requerido V2 de concentración requerido C2 usando la relación indicada en F.

PREPARACIÓN POR MEZCLA DE SOLUCIONES Si se requiere preparar un volumen V 3 de una solución de concentración C 3 por mezcla de un volumen V1 de otra solución más concentrada (C1) y un volumen V2 de otra menos concentrada (C2). Usar la siguiente relación: V 3 × C3 =V 1 ×C 1 +V 2 × C2

C: Puede ser formalidad, molaridad, normalidad, %,°/00, ppm, ppb. Todos los equivalentes, es decir, C1, C2 y C3 deben ser de la misma unidad.

PREPARACIÓN A PARTIR DEL REACTIVO PURO (100% REACTIVO) O LO INDICADO EN LA ETIQUETA DEL RECIPIENTE QUE LO CONTIENE Si el reactivo soluto está en estado sólido, la solución requerida se prepara aplicando una de las siguientes relaciones: 1) Si se requiere en porcentaje (%); partes por mil (%o) partes por millón (ppm) o partes por billón (ppb) peso de soluto en volumen de solución p/v usar las siguientes relaciones:

2) Si se requiere en molaridad (M), formalidad (F), molalidad (M) o normalidad (N).

3) Si se requiere en porcentaje (%), partes por mil (%o), partes por millón (ppm) o partes por billón (ppb), pero pesos de soluto en peso de solución (p/p); usar las mismas relaciones que en 1 con la diferencia de que en el denominador debe usarse Wg de solución en vez de V(mL). 4) Si se requiere como en 1 y 2, pero volumen de soluto/volumen de solución (v/v), caso de solutos líquidos, usar las relaciones indicadas en los mismos numerales con la diferencia de que tanto en el numerador como en el denominador se debe usar V(mL).

MATERIALES Y REACTIVOS MATERIALES Matraz aforado de 100 ml

Pipeta volumétrica de 5 y 10 ml

Matraz Erlenmeyer de 250 ml

Balanza

Vaso de precipitados de 100 ml

Pisceta

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Preparar 100 ml de HCLO4, 1.5 N a partir de HCLO4 (PF⁼100.5) de 72 % de pureza (p/p) y 1.68 Kg/L de densidad.

2. Preparar 100 ml de HCLO4, 0.25 N a partir del numeral 1.

3 Preparar 100 ml de NaOH, 2.5 M a partir de lentejas o escamas de NaOH.

4. Preparar 100 ml de NaOH, 0.45 N a partir de la solución del numeral 3.

5. Preparar 100 ml de CH 3 , 0.15 N a partir de una solución de ácido acético (PF₌60) al 96 % (p/p), densidad 1.06 g/ml.

6. Calcular los volúmenes de solución de los numerales 3 y 4 necesarios para preparar 100 ml de solución de NaOH, 1.6

RESULTADOS 1. Preparar 100 ml de HCLO4, 1.5 N a partir de HCLO4 (PF⁼100.5) de 72 % de pureza (p/p) y 1.68 Kg/L de densidad.

volume n a preparar

100ml

De la solución de HCl4O a 72% Volumen a tomar

Peso de vol. tomado

normalidad

Volumen de agua a agregar

12.5ml

21g

12N

87.5ml

2. Preparar 100 ml de HCLO4, 0.25 N a partir del numeral 1. volumen a preparar

De la solución de HCl4O a 0.25M 16.7 ml

100ml

Volumen de agua a agregar 83.3

3. Preparar 100 ml de NaOH, 2.5 M a partir de lentejas o escamas de NaOH. volumen a preparar

Peso de NaOH en solido a tomar 10g

100ml

Volumen de agua a agregar 100ml

4. . Preparar 100 ml de NaOH, 0.45 N a partir de la solución del numeral 3. volumen a preparar

Volumen a tomar de la solución de NaOH 2.5M 18ml

100ml

Volumen de agua a agregar 82ml

5. Preparar 100ml de CH 3 COOH 0.15M a partir de una solución de acido acético (PF=60) AL 96 %(P/P), densidad 1.06g/ml.

volumen a preparar

100ml

De la solución de ácido acético de 96% Volumen a tomar

Peso de vol. tomado

normalidad

0.9ml

0.954g

17N

Volumen de agua a agregar

99.1ml

6. Calcular los volúmenes de solución de los numerales 3 y 4 preparar 100ml de solución de NaOH 1.6 molar. volumen a preparar

Volumen de NaOH a 2.5M

100ml

66ml

Volumen de NaOH a 0.45M 44ml

Molaridad final

ANALISIS DE RESULTADOS 1. DATOS:

ρ=

16,8 g ´ P , PM =100.5 =72 ml P

( )

Hallando la molaridad con los datos proporcionados:

M=

( p / p ) x ρ x 10 ´ PM

necesarios para

1.6M

M=

( 1.68 ) x 72 x 10 100.5

; M= 12 molar

Se tiene una concentración inicial de: 12 molar Se requiere preparar una solución de concentración molar: 1.5 molar

V 1 x C1=V 2 x C 2

12 molar x V 1=1.5 molar x 0.1litro V 1=0.0125 litros=12.5 ml .

Por lo tanto se requiere sacar 12.5 ml de ácido perclórico que inicialmente tiene una concentración de 12molar.

2. Tenemos inicialmente: 100ml de ácido perclórico a una concentración de 1.5 normal. Se pide preparar 100ml de ácido perclórico pero a una concentración a 0.25 normal. V 1 x C1=V 2 x C 2 1.5 normal x V 1=0.25 normal x 0.1 litro

V 1=0.0167 litros=16.7 ml .

Por lo tanto se requiere sacar 16.7 ml de ácido perclórico que inicialmente tiene una concentración de 1.5 normal.

3. Datos:

 Volumen de la solución: 100ml  M= 2.5 molar 

´ PM

(NaOH)= 40

Con los datos proporcionados procederemos a determinar el peso del hidróxido de sodio:

N= M x Ѳ = 2.5 normal ´ x Vol sol . W NaOH =M x PM W NaOH =( 2.5 ) x ( 40 ) x (0.1) W NaOH =10 g .

Por lo tanto se requiere pesar una cantidad de 10g. De hidróxido de sodio para 100 ml de dicho compuesto.

4. Tenemos 100ml de hidróxido de sodio a una concentración de 2.5 molar.

Necesitamos preparar 100 ml de hidróxido de sodio a una concentración de 0.45 normal. V 1 x N 1=V 2 x N 2

100 ml x 0.45 normal = V 2 x 2.5 normal V 2=18 ml

Por lo tanto se requiere 18 ml de hidróxido de sodio a una concentración de 2.5 molar para 100 ml de hidróxido de sodio a una concentración de 0.45 normal.

5. Datos:

ρ=

1.06 g ; ml

´ =60 ; PM

( PP )=96

Con los datos hallaremos la molaridad:

M=

M=

( 1.06 ) x 96 x 10 60

=

( p / p ) x ρ x 10 ´ PM

M = 17 MOLAR

Una vez obtenido la molaridad procederemos a obtener el volumen requerido

17 molar x V 1=0.15 molar x 0.1 litro

V 1=0.0009 litros=0.9 ml .

Por lo tanto se requiere sacar 0.9 ml de ácido acético que inicialmente tiene una concentración de 17 molar para poder preparar 100 ml de ácido acético a una concentración de 0.15 molar.

6. Datos:

 100 ml de hidróxido de sodio a una concentración de 2.5 molar…………….. ( V 1 ¿  100 ml de hidróxido de sodio a una concentración de 0.45 normal………… ( V 2 ¿ 

V 1+ V 2=100 ml . →V 1=100 ml−V 2

V 1 M 1 +V 2 M 2=V 3 M 3 2.5 molar x

V 1 + 0.45molar x V 2 = 100ml x 1.6 molar

(100 ml−V 2) + 0.45 molar x V 2 = 160 molar x ml

2.5 molar x

250 ml – 2.5 x

V 2 + 0.45 x V 2 = 160 ml

90ml = 2.05 x V 2 44 ml = V 2 V 1=100 ml−V 2 V 1 100 ml−44 ml V 1=66 ml

 Se requier e sacar del

V1

TABLAS ESTADISTICOS

ACIDO PERCLORICO concentracion (N) vs Mas a del s oluto (g.) concentraci on (N)

mas a del s ol uto (g.)

18 15.08 16 14 12 10 8 6 4 2.51

2 1.5

0.25 FINAL

0 INICIAL

HIROXIDO DE SODIO concentracion (N) Vs masa del soluto (g.) 10

2.5

1.8 0.45 FINAL

INICIAL CONCENTRACION (N)

MASA DEL SOLUTO (g.)

CONCENTRACION (M) Vs VOLUMEN REQUERIDO (ML) VOLUMEN (ml )

2.5

0.45

44

66

CONCENTRACION (M)

NaOH (2 . 5 M)

NaOH (0 . 4 5 M)

CONCLUSIONES 

Se aprendió a preparar soluciones acuosas a diferentes concentraciones con distintos métodos: a partir de soluciones más concentradas, por mezclas de soluciones y a partir de reactivos puros; de tal manera que podamos obtener concentraciones requeridas a investigar.



Para proceder con la parte experimental, se hizo los cálculos teóricos a partir de los datos proporcionados por el profesor con el fin de facilitar el trabajo de preparar las soluciones.



Se consiguió a preparar las soluciones acuosas, que más adelantes lo volveremos a preparar en volumetría.

CUESTIONARIO

1. DATOS:

ρ=

1.84 g ´ P , PM =98 =98.5 ml P

( )

Hallando la molaridad con los datos proporcionados:

M=

M=

( p / p ) x ρ x 10 ´ PM

( 1.84 ) x 98.5 x 10 98

; M= 18.5 molar

Se tiene una concentración inicial de: 18.5 molar Se requiere preparar una solución de concentración molar: 1.5 molar

V 1 x C1=V 2 x C 2 18.5 molar x V 1=1.5 molar x 0.1 litro

V 1=0.008 litros=8 ml .

Por lo tanto se requiere sacar 8 ml de ácido sulfúrico concentrado que inicialmente tiene una concentración de 18.5molar. 2. Tenemos 100ml de hidróxido de sodio a una concentración de 2.5 molar. Necesitamos ver qué pasa con la concentración si agregamos 50 ml de agua a la solución. V 1 x N 1=V 2 x N 2 150 ml x

N 1 normal = 100 x 2.5 normal N 2=1.66

Para el hidróxido de sodio (Ѳ=1) N= M x Ѳ entonces la molaridad será 1.66

Por lo tanto si agregamos 50ml de agua a solución de hidróxido de sodio de 100ml a una concentración de 2.5 molar; la molaridad de esta nueva solución es 1.66 molar por lo tanto es menor. Y la unidad de concentración más apropiada es la molaridad ya que se está trabajando con volúmenes de solución.