Trabajo practico n°3 soluciones introduccion concepto de solucion

TRABAJO PRÁCTICO N°3
SOLUCIONES
Introducción
Concepto de solución:
Una solución es un sistema material homogéneo formado por dos o más componentes.
Concentración de soluciones:
En su forma más amplia de expresión, la concentración de un componente en una solución,
es la relación entre la cantidad (masa o volumen) de dicho componente, llamado generalmente
soluto, y la cantidad (masa o volumen) del otro o de los otros componentes, llamado generalmente
solvente; o bien entre esa cantidad de soluto y la cantidad (masa o volumen) de la solución.
Existen dos criterios para definir cuál de los componentes es el soluto y cuál es el solvente:
1. Este criterio designa solvente al componente que se encuentra en cantidad predominante,
siendo el otro el soluto.
2. Este otro criterio, designa solvente al componente cuyo estado físico coincide con el
estado físico de la solución obtenida.
Muchas veces se llega a la misma conclusión aplicando ambos criterios. Cuando ello ocurre,
suele darse preferencia al segundo de los criterios mencionados.
Existen diferentes formas de expresión de la concentración y cada una de ellas tienen
aplicaciones prácticas específicas, de modo que en un caso dado una determinada forma de
expresión sea preferida a cualquiera de las restantes.
Las formas más frecuentes de expresar una concentración son las siguientes:
a) % m / m: gramos de soluto por 100 gramos de solución.
b) % m / v: gramos de soluto por 100 cm3 de solución
c) g / dm3: gramos de soluto por dm3 de solución.
d) gramos de soluto por 1000 gramos de solvente. Empleada en problemas de solubilidad
de sólidos en líquidos.
e) gramos de soluto por 100 cm3 de solvente.
f) Molaridad (M): moles de soluto por dm3 de solución. Empleada en titulaciones de
soluciones
g) Molalidad (m): moles de soluto por kilogramo de solvente. Empleada en el estudio de las
propiedades coligativas
h) Normalidad (N): número de equivalentes de soluto por dm3 de solución. Empleada en
casos de titulaciones de soluciones.
i) fracción molar de soluto (XSTO) es la relación entre el número de moles de soluto y el
número total de moles de todos los componentes de la solución.
Solubilidad
Se denomina solución saturada a aquella que está o puede estar en equilibrio estable y
dinámico con un exceso del soluto sin disolver.
Solubilidad es la concentración de la solución saturada a una P y T dada.
La solubilidad varía con la temperatura y la presión. Las curvas de solubilidad representan la
variación de la solubilidad con la temperatura de la solución. Según el estado físico de los
componentes se pueden distinguir varias clases de soluciones. Las más comunes son:
- Soluciones de gases en gases.
- Soluciones de gases, líquidos y sólidos en líquidos.
- Soluciones de sólidos en sólidos.
Soluciones de sólidos en líquidos:
La solubilidad de los sólidos en los líquidos es siempre limitada y depende de la naturaleza
del solvente, de la naturaleza del soluto, de la temperatura y muy poco de la presión. Unos de los
factores que afectan la solubilidad de una sustancia es la temperatura.
Al representar la variación de la solubilidad con la temperatura observamos en la siguiente
tabla los correspondientes datos:
Temperatura
Solubilidad (g soluto / 100 g de agua)
°C
KClO3
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
3,3
5,0
7,4
10,5
14,0
19,3
24,5
31,5
38,5
48,0
57,0
Na2SO4
hidratado
5,0
9,0
19,4
40,8
Na2SO4
anhidro
48,8
46,7
45,3
43,7
42,5
NaCl
g soluto/ 100
g de solución
Ca(OH)2
35,7
35,8
36,0
36,3
36,6
37,0
37,3
37,8
38,4
39,0
39,8
0,185
0,176
0,165
0,153
0,141
0,128
0,116
0,106
0,094
0,085
0,077
Generalmente la disolución de un sólido en líquido va acompañada por una variación
significativa de temperatura, manifestación del así llamado calor de disolución. Casi siempre se
trata de un enfriamiento, que es tanto más notable cuanto mayor es el aumento de solubilidad en
función de la temperatura (curva de solubilidad con pendiente pronunciada).
Determinación de puntos en la curva de solubilidad
Los puntos que permiten trazar la curva de solubilidad de una solución de sólido en líquido
pueden obtenerse según dos ideas diferentes:
1. Obtener una solución saturada sin preocuparse de pesar o medir con exactitud las
cantidades iniciales de soluto y solvente. Obtenida una solución saturada a una temperatura
prefijada, se determina la concentración de dicha solución (solubilidad) por alguno de los métodos
de análisis químico cuantitativo. La experiencia se repite para diversas temperatura.
2. Poner en contacto una cantidad exactamente pesada o medida de solvente con una
cantidad exactamente pesada de soluto, y determinar a que temperatura ambos componentes
forman una solución saturada. En la práctica, y suponiendo que la solubilidad aumente con la
temperatura, se calienta el sistema a una temperatura elevada de modo que se forma una
solución no saturada y luego se enfría hasta que la solución quede saturada y comiencen a
separarse los primeros cristales. En ese momento se mide la temperatura. La experiencia se
repite para diferentes concentraciones.
Sobresaturación:
Una solución cuya concentración sea menor que la de la solución saturada a una
temperatura dada se llama solución no saturada.
Si se enfría cuidadosamente una solución por debajo de su temperatura de saturación, es
posible obtener en algunos casos una solución que tiene mayor concentración de soluto que la
correspondiente a la solubilidad, sin que se separe ese exceso de soluto. Esta solución se llama
sobresaturada y está en equilibrio inestable. Esto se demuestra agregando un cristalito de soluto;
entonces precipitará el exceso de soluto que estaba en solución.
Agua de cristalización:
Los cristales formados a partir de soluciones acuosas pueden en muchos casos contener
combinadas cantidades definidas de agua, como por ejemplo:
Na2SO4. 10 H2O
A estas sustancias se las denomina hidratos y a veces también hidratos salinos porque casi
siempre se trata de sales. Son ejemplos de excepción: NaOH. 4H2O; H2SO4. 2H2O; Cl2. 8H2O.
Si se disuelve en agua sulfato cúprico anhidro (polvo blanco), la solución resultante es azul
debido a la presencia de los iones hidratados:
Cu (H2O)42+
Al evaporar el agua de la solución se separan de ella cristales azules que tienen la
composición que corresponde a la fórmula CuSO4. 5 H2O.
Calentando estos cristales, ceden nuevamente el agua y queda el polvo blanco de la sal
anhidra.
PARTE EXPERIMENTAL
Reactivos y materiales necesarios:
Clorato de potasio
Sulfato de sodio decahidratado.
Mechero Bunsen, trípode y tela metálica.
Papel de filtro.
Pinza de madera.
Pipeta aforada de 5 o 10 cm3.
Vaso de precipitados de 250 cm3.
Termómetro.
¾ EXPERIENCIA 1:
Calor de disolución.
1. Colocar en un tubo de ensayos 10 cm3 de agua destilada.
2. Introducir dentro del tubo un termómetro y dejarlo el tiempo necesario hasta que se
estabilice la temperatura. Anotar la misma.
3. Tomar aproximadamente 1 gramo de clorato de potasio y mediante un pequeño embudo
de papel hacerlo caer dentro del agua contenida en el tubo de ensayos.
4. Tomar el tubo de ensayos por el extremo superior a fin de evitar la transferencia de calor
de la mano, e introducir el termómetro dentro del mismo .
5. Agitar cuidadosamente el líquido, ya que el termómetro es frágil.
6. Observar el descenso de temperatura y anotar el mínimo valor observado.
7. Considerar que después de transcurrido cierto tiempo, la temperatura del líquido
asciende dado al intercambio calórico con el medio ambiente.
¾ EXPERIENCIA 2:
Sobresaturación.
1. Colocar en un tubo de ensayos limpio y seco, aproximadamente 5 gramos de Na2SO4.
10 H2O (o la sal que el ATP y/o JTP le indique) y 5 cm3 de agua destilada.
2. Calentar con llama pequeña manteniendo la ebullición suavemente durante medio
minuto. En el fondo del tubo, debe quedar sal sin disolver. Si así no ocurriera, repetir el
proceso añadiendo más cantidad de sal.
3. Dejar que los cristales no disueltos sedimenten y decantar la solución límpida a un tubo
de ensayos seco y limpio.
4. Colocar dentro del tubo que contiene la solución decantada, un termómetro y enfriar
colocando el tubo dentro de un vaso de precipitados con agua fría.
5. Cuando la temperatura descienda alrededor de los 25°C, la solución estará
sobresaturada.
6. Registrar esa temperatura.
7. Sacar el termómetro y pegar al bulbo del mismo un cristal pequeño de Na2SO4. 10 H2O.
8. Introducir el termómetro en el líquido, a fin de observar la inmediata cristalización del
exceso de sal y el incremento de temperatura.
9. Registrar dicho valor.
¾ EXPERIENCIA 3:
Curva de solubilidad.
1. Colocar en un tubo de ensayos limpio y seco el clorato de potasio contenido en el sobre
o tubo que se entregará a cada alumno. No debe quedar sal adherida a la pared del
tubo.
2. Medir exactamente con una pipeta aforada 5 cm3 de agua destilada y colocarla en el
tubo.
3. Poner el termómetro dentro del tubo y calentar a baño María hasta que la sal se haya
disuelto totalmente.
4. Sacar el tubo del baño y exponer al aire para uniformar la temperatura de la solución.
Observar cuidadosamente y anotar la temperatura a la cual aparecen los primeros
cristales de KClO3, es decir, la temperatura (T5) de saturación para esa concentración
(C5)
5. En el mismo tubo de ensayos, añadir otros 5 cm3 de agua destilada medidos
exactamente con una pipeta aforada (completando así un volumen total de 10 cm3).
6. Repetir el procedimiento de calentamiento a baño María, enfriar por exposición al aire y
leer la temperatura a la cual aparecen los primeros cristales. Es decir, T10 para C10.
7. Agregar luego otros 5 cm3 de agua destilada exactamente medidos al mismo tubo de
ensayos y proceder como en los pasos previos para obtener así T15 para C15.
8. Utilizar el gráfico de la curva de solubilidad para leer los valores de la concentraciones
C5, C10 y C15 interpolando para las correspondientes temperaturas.
Cálculos:
Llamamos Xi a la masa de sal contenida en la muestra entregada a cada alumno; Vi al
volumen de agua agregado en cada caso, y Ci a la concentración saturada extraída de la curva de
solubilidad. Ahora podemos escribir la siguiente relación (suponiendo densidad del agua 1g/cm3):
Xi g de sal = Ci g de sal
Vi g de agua
100 g de agua
Esta relación nos permite calcular X para las tres diluciones (cuando i = 5, 10 y 15).
Teóricamente los tres valores hallados para X deben coincidir, aunque en la determinación
experimental se cometen errores que pueden alterar dichos valores.
Los valores obtenidos no deben diferir entre sí en más de un 10%. Si dos valores
concuerdan dentro de ese margen y el otro presenta una diferencia mayor, deberá efectuarse el
promedio entre los valores concordantes solamente.
Si los tres valores presentan diferencias mayores del 10%, deberán repetirse las
experiencias.
¾ EXPERIENCIA 4:
Agua de cristalización
1. Colocar en un tubo de ensayos una punta de espátula de CuSO4. 5 H2O (azul).
2. Calentar suavemente en la llama del mechero Bunsen.
3. Observar el desprendimiento de agua que se condensa en la parte superior del tubo, y el
cambio de coloración de los cristales.
4. Enfriar y agregar 10 gotas de agua.
5. Observar y anotar.
INFORME TP N°3
SOLUCIONES
¾ EXPERIENCIA N°1: Calor de disolución
Datos obtenidos:
Temperatura inicial: ...................
Temperatura final: ......................
¾ EXPERIENCIA N°2: Sobresaturación
Datos obtenidos:
Temperatura inicial: ...................
Temperatura final: ......................
Curva de solubilidad
¾ EXPERIENCIA N°3:
Con los datos de solubilidad que figuran en la tabla de la introducción teórica, construir en
papel milimetrado, las curvas de solubilidad correspondientes a : clorato de potasio, sulfato de
sodio anhidro e hidratado, cloruro de sodio e hidróxido de calcio.
Datos obtenidos en el laboratorio:
Volumen de agua añadida Vi (cm3)
Temperatura leída Ti (°C)
5
10
15
Concentración Ci (g/100 cm3agua) según curva
de solubilidad
Masa de sal : Xi = Ci Vi / 100
Promedio : X5 + X10 + X15
3
¾
EXPERIENCIA N°4: Agua de cristalización
Color de los cristales antes de calentar: ................................
Color de los cristales después de calentar: ...............................
Color de los cristales después de agregar 10 gotas de agua:
CUESTIONARIO DE APLICACIÓN:
1) Marcar en un esquema de curva de solubilidad:
a) Un punto correspondiente a una solución saturada.
b) Un punto correspondiente a una solución no saturada.
2) ¿A qué es debida la variación de temperatura observada en la experiencia 1)?
3) ¿A qué es debida la variación de temperatura observada en la experiencia 2)?