sábado, 19 de noviembre de 2011

PRACTICA 1 PREPARACION DE DISOLUCIONES

INTRODUCCION 

Las soluciones se definen como mezclas homogéneas de dos o más especies moleculares o iónicas. Las soluciones gaseosas son por lo general mezclas moleculares. Sin embargo las soluciones en la fase liquida son indistintamente mezclas moleculares o iónicas.
Cuando una especie molecular o iónica se dispersa hasta el grado de que, a una temperatura dada, no se disuelva más, se dice que la solución está saturada. Los componentes de una solución son las sustancias puras que se han unido para obtenerla y convencionalmente reciben los nombres de soluto y solvente. Este último es el componente que se halla presente en mayor cantidad.
Para expresar la concentración de las soluciones se utilizan los términos de diluida y concentrada. Pero estos términos son imprecisos, ya que no indican la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de solución o de disolvente, es decir, la concentración exacta.
Las unidades físicas de concentración vienen dadas en masa o en volumen. La primera es la comúnmente usada. Por ejemplo, una solución al 10% m/m contiene 10 gramos de soluto en 90 gramos de disolvente. Se utilizan soluciones % m/m; % v/v, % m/v.
Las unidades químicas en la que se expresan las concentraciones son los moles y los equivalentes – gramos. Se utilizan soluciones molares, normales y molales.
Molaridad: es un valor que representa el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución (mol / L). Para preparar una solución de una molaridad dada, se pesa la cantidad calculada de la sustancia (soluto), se disuelve en una pequeña cantidad de solvente (agua destilada u otro) y finalmente se completa hasta el volumen deseado con el solvente.
Normalidad: un valor que representa el número de equivalentes – gramos de soluto contenidos en un litro de solución (equiv.gr./ L). Muchas veces es conveniente expresar la concentración en unidades de masa empleando la molalidad.
Molalidad: es un valor que representa el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de disolvente (mol / Kg.disolv.).
OBJETIVOS
Que el alumno :
aprenda las diferentes maneras de preparar disoluciones,
prepare disoluciones,comprenda las diferencias entre las distintas clases de disoluciones porcentuales  y distinga la diferencia entre las disoluciones molares y normales, tomando en cuenta la reacción química que se verifica entre los reactivos.

RESULTADOS 



Parte I: preparación de disoluciones a partir de sólidos y líquidos.
A.      Preparar 100mL de disolución de CuSO4 0.100 M, a partir de CuSO4 sólido:
1.       Pesar los gramos de CuSO4 necesarios para preparar 100 mL de una disolución 0.100 M, lo que corresponde a    1.59 gramos   .
B.       Preparar 100mL de disolución de CuSO4 0.0100 M a partir de CuSO4 0.100 M (dilución).
1.       Usar una pipeta graduada para tomar el volumen necesario de sulfato de cobre 0.100 M para realizar la dilución, lo que corresponde a    10 mL   .
Parte II: preparación de disoluciones porcentuales masa/masa y masa/volumen.
A.      Preparar 100 gramos de una disolución de NaCl al 3.00% en masa.
1.       Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución requerida, lo que corresponde a    3 gramos   .
2.       La cantidad de agua necesaria para preparar la disolución requerida es    97 gramos   . Si la densidad del agua destilada es de 1.0g/mL, los gramos de agua necesarios corresponden a    97 mL   .
3.       Colocar    97 mL    de agua destilada en un matraz volumétrico.
B.       Preparar 100mL de disolución de NaCl al 3.00% masa/volumen.
1.       Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución requerida, lo que corresponde a    3 gramos   .
Parte III: disoluciones molares y normales.
A.      Preparar 100mL de HCl 0.100 M, a partir de HCl concentrado (37.0% en masa y densidad de 1.18g/mL).
1.       Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado de 100 mL.
2.       Con una propipeta tomar el volumen necesario de ácido concentrado, para preparar la disolución requerida, esto es    0.83 mL   .
B.       Preparar 100mL de H2SO4 0.100 M, a partir de H2SO4 concentrado (98% en masa, densidad de 1.87).
1.       Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.
2.       Con una propipeta tomar el volumen necesario de ácido sulfúrico concentrado para preparar la disolución requerida, esto es    0.53 mL   .
C.       Preparar 100 mL de HCl 0.100 N, a partir de HCl concentrado (37% de pureza y densidad de 1.18 g/mL).
1.       Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.
2.       Usar una propipeta para tomar el volumen necesario de ácido concentrado, a fin de preparar la disolución requerida, esto es    0.83 mL   .
D.      Preparar 100 mL de H2SO4 0.100 N a partir de H2SO4 concentrado (98 % en masa, densidad de 1.87 g/mL). Suponer que el H2SO4 participará en una reacción en la que se neutralizarán los dos protones.
1.       Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.
2.       Con una propipeta tomar el volumen necesario de ácido concentrado para preparar la disolución, esto es    0.26 mL   .

Cuestionario


2.       Si la fórmula de molaridad es M = n/l, ¿por qué se pesa la masa del soluto para preparar la disolución y no se usan directamente los moles?
Porque “mol/l” son las unidades empleadas para expresar la concentración de la disolución; sin embargo, para conocer el número de moles, se requiere conocer la masa del soluto, ya que:
n = masa/PM     o     n = M*V.
3.       ¿Por qué en la disolución porcentual en masa se considera la masa del agua, mientras que en la disolución porcentual masa/volumen no se toma en cuenta?
La disolución porcentual en masa, es una relación que expresa los gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100 gramos de solución. Está forma de expresar la concentración implica al momento de preparar una solución, pesar separadamente el soluto y el solvente. En el caso de la disolución porcentual masa/volumen se expresan los gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100 ml de solución.
4.       ¿Existen diferencias entre una disolución 0.100 M y una disolución 0.100 N de ácido clorhídrico? Explicar por qué.
No existen diferencias entre una disolución 0.100 M y una disolución 0.100 N de ácido clorhídrico, puesto que N = no. de equivalentes/l y el ácido clorhídrico sólo posee un equivalente (H),  la Molaridad y la Normalidad son equivalentes.


5.       Al preparar una disolución 0.100 N de ácido sulfúrico ¿Se debe establecer la reacción química que se dará al utilizar este reactivo? ¿Y si se prepara la disolución 0.100 M se debe tomar en cuenta el mismo criterio? Justifique su respuesta.
No ya que cuando se va a preparar una solución de la misma substancia que tiene el mismo No. de equivalentes que tiene para compartir, por ello no es necesario realizar todo el procedimiento.
6.       Clasifica las reacciones señaladas en el punto 7, con base en el tipo de reacción (neutralización acido-base o redox).

a)      Neutralización
b)      Neutralización
c)       Neutralización
d)      Redox
e)      Redox

7.       Indica el número de equivalentes para los compuestos, en los que ocurren las siguientes reacciones.

a) H3PO4 (ac)        +             2 NaOH (ac)                          Na2HPO4 (ac)       +             2 H2O
R = 5

b) Ca (OH)2 (s)     +             2HCl (ac)                                CaCl2 (s) +             2H2O
R = 4

c) HNO3 (ac)         +             NaOH (ac)                             NaNO3 (ac)           +             H2O
R = 2

d) 2HNO3 (ac)      +             3H2S (g)                                 2NO (g)      +    3S0 (g)    +    4H2O
R = 8

e) 3NaNO3 (ac)    +    8Al0 (s)    +    5NaOH (ac)    +    18H2O                    8NaAl (OH)4 (ac)    +    3NH3 (g)
R = 8

8.       El frasco de donde se obtuvo el H2SO4  tiene las siguientes especificaciones: masa molar = 98.09 g/mol, densidad = 1,87g/mL, % de pureza = 98. Reportar la concentración del H2SO4  en:
a)      % masa (considerando 100mL de disolución)

(100mL)( = 187g        ;       187g                      100%

                                                                                                               Xg                      98%             X = 183.26g
                            (183.26g H2SO4  ÷ (2g H2O +183.26g H2SO4)) × 100% = 98.92043614%
b)      % masa/volumen (considerando 100mL de disolución)

                                     (183.26g ÷ 100mL) × 100% = 183.26%

c)       Molaridad (considerando 100mL de disolución)

                                      183.26 ÷ 98.09g/mol = 1.868284229mol
                                     1.868284229mol ÷ 0.1L = 18.68284229M

d)      Normalidad (considerando 100mL de disolución)

                         N= M × #eq
                               18.68284229 × 2 = 37.3656N
                                                                                          
                                    
                    

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