DISOLUCIONES PRÁCTICA Nº 6 DISOLUCIONES 1 OBJETIVO GENERAL Preparar y estandarizar disoluciones. 1.1 OBJETIVOS ESPECIFICOS Formar disoluciones y analizar los factores que afectan la disolución. Preparar soluciones de ácidos y bases. Estandarizar soluciones de ácidos y bases. Determinar la concentración de soluciones de ácidos y bases. 2 FUNDAMENTO TEORICO 2.1. Definición y formación Disoluciones: las disoluciones son mezclas homogéneas formadas por dos o mas sustancias, ejemplos son la mezcla de cloruro de sodio y agua, mezcla de etanol y agua, etc. Para que dos sustancias se mezclen y formen una disolución es necesario que sean de la misma naturaleza, así, el cloruro de sodio, el etanol y el agua son sustancias polares; sustancias como el cloroformo, benceno, aceite y otros similares son sustancias no polares, en consecuencia cuando se mezcla estas formaran disoluciones. Sin embargo si se mezcla agua (polar) y aceite (no polar) no forman una disolución, observándose dos fases la del aceite y la del agua. 2.2. Unidades de concentración La proporción en las cuales participan la sustancia en las disoluciones se denomina concentración, las unidades más usuales son: a) Molaridad: La molaridad se define como el numero de moles soluto disuelto es un litro de disolución. Molaridad = (M) = número de moles de soluto 1 litro de disolucion b) Normalidad: La normalidad es el número de equivalentes gramo de soluto disueltos en un litro de disolución. Normalidad = (N) = número de equivalent es gramo de soluto 1 litro de disolucion c) Porcentaje de masa: El porcentaje se define como: LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL DISOLUCIONES Porcentaje en masa = masa de soluto x 100 masa de disolucion Existen también otras unidades de concentración, tales como la molalidad, la formalidad, etc. 2.3. Volumetría La volumetría es un método muy empleado en la química analítica cuantitativa; cuyo propósito es determinar la concentración de una solución, mediante la adición de volúmenes de otra solución de concentración conocida (solución estándar o solución patrón); este método también recibe los nombres de valoración o titulación. La sustancia de concentración desconocida suele llamarse analito y el reactivo de concentración conocida se denomina titulante o valorante. El procedimiento de la titulación o valoración se efectúa usualmente mediante un matraz erlenmeyer que contiene el analito y el titulante se agrega mediante una bureta. El punto de equivalencia es aquel en que la cantidad de titulante agregado al analito es exactamente el necesario para que reaccione estequiométricamente. Con el propósito de determinar el punto de equivalencia, se añade generalmente un indicador al analito y se procede a la titulación; si desde la bureta se vacía el titulante hasta completar la reacción, es decir hasta el punto de equivalencia, el indicador permanece sin cambio (o cambia imperceptiblemente); sin embargo si se agrega un exceso (una o mas gotas) del titulante sobre el analito, el indicador cambia bruscamente una de sus propiedades físicas o químicas, digamos el color; este punto se conoce como el punto final de la titulación. Entonces el punto final es una aproximación al punto de equivalencia, puesto que ha sido necesario añadir un exceso del titulante; en términos simples, en una titilación empleando un indicador existirá siempre el error sistemático; sin embargo, deben buscarse las condiciones de manera que este error sea despreciable. El empleo del método de titulación para conocer la concentración de sustancias (analitos) requiere que se disponga de soluciones de concentración conocida y exacta, que en este caso puede ser el titulante, esta solución de concentración exacta suele prepararse disolviendo una cantidad pesada de un reactivo puro en un volumen conocido de solución. En este caso, el reactivo puro se conoce como patrón primario; el reactivo para ser empleado como patrón primario debe cumplir los siguientes requisitos: a) b) c) d) Debe poseer alta pureza (por lo menos 99.9%) No debe descomponerse en condiciones normales de almacenamiento. Debe ser estable durante el secado (por el calentamiento o al vacío) Debe reaccionar estequiometricamente con la sustancia a determinar. La solución que se prepara con un patrón primario se denomina estándar primario. LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL DISOLUCIONES Indicadores de acido base Los indicadores empleados en las titulaciones acido – base, son también ácidos o bases débiles, cuyas distintos formas protonadas tiene diferentes colores. Un ejemplo es la fenolftaleína, la cual es incolora cuando el pH es menor a 8.0 y tiene color rosa, cuando el pH es mayor a 9.6. La estructura molecular de la mayor parte de los indicadores es compleja, de manera que, en forma general denotaremos como ln H a la especie protonada de los indicadores e In- a la especie básica; el equilibrio entre In H y ln- puede expresarse como: lnH === Color A ln- + H+ Color B 3 MATERIALES Y REACTIVOS 3.1 Materiales ITEM 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 MATERIAL CARACTERÍSTICA matraces erlenmeyer de 250de mlprecipitados vasos de 250 vaso deml precipitado de 100 mlde reloj vidrio pipeta graduada pipeta aforada varilla de vidrio cepillo bureta matraces aforados pinza porta bureta soporte universal balanza vaso de precipitado de 1000 ml eudiómetro pinza con nuez tubo de desprendimiento espátula completo hornilla propipeta 250 ml 100 ml 10 ml 20 ml 50 ml 250 ml CANTIDAD 3 2 1 1 1 1 1 1 1 2 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 3.2 Reactivos ITEM 1 REACTIVO CARACTERÍSTICA Agua destilada LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL CANTIDAD DISOLUCIONES Acido clorhídrico Hidróxido de sodio Carbonato de sodio Ácido sulfúrico Fenolftaleína Naranja de metilo 2 3 4 5 6 7 p.a. p.a. p.a. 3M 4 Procedimiento EXPERIMENTO VIRTUAL 4.1 Preparación de HCl 0.1 M Con los datos del frasco de HCl concentrado, calcule el volumen de éste ácido necesario para preparar 250 ml de HCl 0.1 M. En un vaso de precipitados de 100 ml, vierta aproximadamente 50 ml de agua destilada; sobre el agua y mediante una pipeta, vierta el volumen de HCl calculado previamente. Si la mezcla es exotérmica, espera que enfríe y viértala en el matraz aforado de 250 ml. Enjuague el vaso empleado y el agua de lavado viértalo en el matraz aforado. Con agua destilada, complete hasta el aforo y etiquete el matraz. 4.2 Preparación de NaOH 0.1M Con los datos del frasco de NaOH sólido, calcule la masa de NaOH necesarios para preparar 250 ml de solución de Na OH 0.1 M. En un vidrio de reloj, pese esta cantidad, disuelva con agua estilada y espere que enfríe la mezcla. Vierta esta solución es un matraz aforado de 250 ml. Enjuague el vaso empleado y el agua de lavado viértalo en el matraz aforado. Complete hasta el aforo con agua destilada y etiquete el matraz. 4.3 Estandarización de la solución de HCl 0.1 M (Patrón primario, carbonato de sodio anhidro) Pese aproximadamente 1 gramo de carbonato de sodio en una capsula de porcelana y seque durante una media hora a 110 ºC en un horno secador, luego deje enfriar en un desecador. Pese con exactitud 0,20 g de carbonato de sodio anhidro y coloque cada masa en un matraz erlenmeyer. Repita el proceso dos veces mas y coloque a los matraces erlenmeyer restantes. Disuelva el carbonato de sodio con 50 ml de de agua destilada. Añada 2 a 3 gotas de naranja de metilo a cada solución. Llene una bureta de 50 ml con el HCl 0.1 M. Añada cuidadosamente el HCl de la bureta, sobre la solución de carbonato de sodio contenido en el erlenmeyer agitando constantemente, hasta que el indicador vire a color rojo (rojo a rosado) LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL DISOLUCIONES Registre el volumen de HCl vertido y titule las dos muestras restantes de carbonato de sodio de manera similar. 4.4 Estandarización de la solución de NaOH 0.1 M (Patrón secundario, ácido clorhídrico estandarizado) En tres matraces erlenmeyer, mediante una pipeta aforada de 20 mL vierta exactamente 20 mL de la solución de NaOH y dos gotas de fenolftaleína. Utilizar una bureta de 50 mL, en la cual se llena de solución de acido clorhídrico preparada. Añadir cuidadosamente el HCl estandarizado contenido en la bureta, hasta que el indicador vire de rosado a incoloro. Registre el volumen de HCl vertido y titule las dos muestras restantes de Na OH de manera similar. EXPERIMENTO CON SIMULADOR 4.5 Preparación de H2SO4 0.1 M A partir de una solución 3 M, de ácido sulfúrico calcule el volumen de éste ácido necesario para preparar 250 mL de H2SO4 0.1 M. En un vaso de precipitados de 250 mL, vierta aproximadamente 50 mL de agua destilada y sobre el agua y mediante una pipeta, vierta el volumen de H2SO4 calculado previamente. Enjuague el vaso empleado y el agua de lavado viértalo en el matraz aforado. Con agua destilada, complete hasta el aforo. 4.6 Estandarización de la solución de H2SO4 0.1 M (Patrón secundario, hidróxido de sodio estandarizado) En tres matraces erlenmeyer, mediante una pipeta aforada de 10 mL vierta exactamente 10 mL de la solución de H2SO4 preparado Agregar 0.5 mL de fenolftaleína a los tres matraces erlenmeyer. Utilizar una bureta de 50 ml, en la cual se llena de solución estándar de Hidróxido de sodio O.1 M Añadir cuidadosamente el NaOH 0.1 M, contenido en la bureta, hasta que el indicador vire de incoloro a rosado. Registre el volumen de NaOH gastado. Titule las dos muestras restantes. 5 Datos Experimentales EXPERIMENTO VIRTUAL 5.1 Preparación de HCl 0.1 M Pureza de HCl conc. (%) Densidad de HCl conc. (g/mL) Volumen de HCl conc. (mL) LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL Volumen de solución a preparar (mL) DISOLUCIONES 5.2 Preparación de NaOH 0.1M Pureza de NaOH sólido Masa de NaOH a pesar (g) (%) Volumen de solución a preparar (mL) 5.3 Estandarización de la solución de HCl 0.1 M Nº Masa de Na2 CO3 (g) Volumen de HCl empleado (mL) 1 2 3 5.4 Estandarización de la solución de NaOH 0.1 M Nº Volumen de NaOH (mL) Volumen de HCl empleado en la titilación (mL) 1 2 3 EXPERIMENTO CON SIMULADOR 5.5 Preparación de H2SO4 0.1 M Concentración inicial H2SO4 (M) Volumen de solución a preparar Concentración de solución a preparar (M) Volumen de solución de concentración inicial H2SO4 calculado (mL) (mL) 5.6 Estandarización de la solución de H2SO4 0.1 M Nº Volumen de H2SO4 (mL) Volumen de NaOH gastado (mL) 1 2 3 LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL DISOLUCIONES 6 Cálculos EXPERIMENTO VIRTUAL 6.1 Estandarización de la solución de HCl 0.1 M Calcule la concentración exacta del HCl para cada prueba Realice el tratamiento estadístico de datos 6.2 Estandarización de la solución de NaOH 0.1 M Calcule la concentración exacta del NaOH para cada prueba Realice el tratamiento estadístico de datos EXPERIMENTO CON SIMULADOR 6.3 Estandarización de la solución de H2SO4 0.1 M Calcule la concentración exacta del H2SO4 para cada prueba Realice el tratamiento estadístico de datos 7. ACTIVIDAD EXPERIMENTAL (en casa) Materiales 5 Vasos 1 Jeringa de 5 o 10 mL 1 Cucharilla pequeña Reactivos Sal común Azúcar de mesa Agua Alcohol Aceite Detergente de cocina 7.1 FORMACIÓN DE SOLUCIONES PROCEDIMIENTO • • • • • En dos vasos verter.20 mL de agua, y 20 mL de alcohol respectivamente con ayuda de la jeringa A cada vaso agregar una porción exacta de cloruro de sodio (1 cucharilla pequeña Rasa) Inicie cronómetro y agite la mezcla, cuando el soluto se disuelva en alguno de los dos disolventes pare el conómetro. Registre el tiempo de disolución y anota las observaciones del experimento respecto a la solubilidad del soluto en el disolvente. Repita la experiencia, pero en este caso agregue azúcar de mesa como soluto. LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL DISOLUCIONES • • Repita la experiencia por tercera vez utilizando 10 gotas de aceite. Al vaso que contiene aceite y agua añada detergente de cocina y agite. REGISTRO DE DATOS • Registre el tiempo en que se disuelve el soluto y exprese la solubilidad (ej. Soluble, poco soluble e insoluble) • Agua Tiempo (s) Solubilidad Alcohol Tiempo (s) Solubilidad Cloruro de sodio Sacarosa Aceite Se disuelve el aceite al agregar el detergente de cocina? ¿Por qué? Emita sus conclusiones de la experiencia. 7.2 FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD En dos vasos verter 20 mL de agua fría y 20 mL de agua caliente (recién hervida) Agregar una cucharilla rasa de sal común a cada vaso. Iniciar el cronómetro y agitar al mismo tiempo ambos vasos. Registre el tiempo cuando se haya disuelto por completo el soluto en cada vaso. Repita la experiencia, agregando azúcar de mesa como soluto REGISTRO DE DATOS • • Registre el tiempo en que se disuelve el soluto Emita sus conclusiones Tiempo de disolución en Agua Fría Tiempo de disolución en Agua caliente Cloruro de sodio Sacarosa Aceite 8 Cuestionario 1. ¿Explicar que es una solución? 2. ¿Para que se utiliza la unidad de masa equivalente en soluciones y por que? 3. ¿Qué es el punto equivalente, que es el punto final, cual la utilidad de un indicador en una titilación? 4. Calcular la cantidad de sosa cáustica y de agua que se necesitan para preparar 5 litros de una solución al 20% cuya densidad es 1,219 g/ml. ¿Cuál es la normalidad de esta solución? LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL DISOLUCIONES 5. Una disolución de carbonato sódico de densidad 1,105 g/ml contiene 10,22% de carbonato anhidro. Calcular el volumen de la misma que podrá dar lugar por evaporación a 100 g del carbonato hidratado, Na2CO3 10H2O. 6. Se tiene una disolución de dicromato potasico al 1%, cuya densidad relativa es prácticamente la unidad. Calcular el volumen de esta disolución que se necesita para preparar 250 cm3 de disolución 0,1 normal de dicromato al actuar como oxidante 7. 0,350 g de un cloruro metálico anhidro necesitan para su precipitación 24.00 cm3, el peso atómico aproximado del metal es 140, a partir de estos datos, identificar el metal y hallar las formulas de los dos cloruros. 8. a) Que significa polaridad en una molécula? b) Indicar el nombre de tres moléculas polares c) Indicar el nombre de tres moléculas no polares d) Se podrán mezclar cantidades equivalentes de hexano y aceite? Justifique su respuesta. 9. Calcular el numero equivalente de: a) 200 mg Carbonato de sodio b) 100 gr sulfato de cobre penta hidratado c) 1 g hipoclorito de calcio d) medio kilogramo de sal común e) una libra de bicarbonato de calcio. 10. Se dispone en laboratorio de un HCl al 37% y masa especifica 1,19. Asumiendo que los volúmenes son aditivos, determinar la masa de agua que se necesita para preparar un galón de HCl 0,0998 N. 11. Determinar el volumen de acido nítrico concentrado de densidad relativa 1,4 al 66,97% en masa, que debe agregarse a un litro de acido clorhídrico concentrado de densidad relativa 1,198 al 40% en masa, para obtener agua regia. 12. Se dispone de un acido sulfúrico concentrado de densidad 1,824 g/cm3 y 92% en masa. Cuanto se deberá diluir este acido para obtener un acido 2 Normal? 13. Se titularon exactamente 50 cc de una disolución de Na2CO3 con 65.8 cc de HCl 3.0 N de acuerdo a: Na2CO3(ac) + 2 HCl(ac) → NaCl(ac) + CO2(g) + H2O(l) Si la densidad de la solución de Na2CO3 es 1.25 g/cc. ¿Qué porcentaje de Na2CO3 en masa contiene la disolución? 14. 2,2834 g de una mezcla de cloruro de sodio y ioduro de sodio se disuelven en agua. La disolución obtenida se valora adecuadamente con nitrato de palta 0,1 Normal, gastándose 36,35 cm3. Determine la composición centesimal de la mezcla. 15. Se queman 80 litros de fosfamina medidos a 18 °C y 756 mmHg. El ácido fosfórico formado se disuelve en agua y se obtiene un litro de disolución. Calcular la normalidad de la disolución ácida. LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL DISOLUCIONES 9 Bibliografía Babor J. Ibarz, J. (1977)“Química General Moderna”. Sava Editorial Marin 1977 Gray, Harry – Haight, Gilbert. Principios Básicos de Química. Editorial Reverté. 1969. Montecinos Edgar – Montecinos José. Química General. Prácticas de Laboratorio. Petrucci R. – Harwood W. (2003, octava edición). Química General. Madrid, España. Prentice Hall. Raymond, Ch. – College, W. (2002, séptima edición). Quimica.Mexico D.F. MacGraw-Hill. LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL
