Trabajo de laboratorio sobre el tema de la Preparación de las soluciones y determinación de las concentraciones

ERSIDAD CENTROAMERICANA

FACULTAD DE CIENCIA, TECNOLOGÍA y AMBIENTE

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS

COORDINACIÓN DE CIENCIAS NATURALES

Química para Ingenieros

Laboratorio No. 1

Tema: Preparación de soluciones y determinación de concentraciones

Nombre del profesor: Víctor Manuel Valle Pineda

Grupo de trabajo: 0551 (Laboratorio A)

Carrera: Ingeniería Industrial

Elaborado por:

- María de los Ángeles Masís B.

- Gerald Alberto Marenco Orozco

- Clara Guadalupe Luna Sánchez

Managua, 14 de junio de 2012

I. RESUMEN

En la práctica de laboratorio número uno, estudiamos las preparaciones de las soluciones y la determinación de las concentraciones. Experimentamos con los reactivos cloruros de sodio (NaCl), yoduro de potasio (KI), cloruro de hierro (III) (FeCl3), ácido clorhídrico (HCl) y sulfato de cobre (II) (CuSO4). En esta práctica aprendimos a realizar cálculos químico-matemáticos relacionados al campo de las soluciones, llegando a comprobar los distintos cambios físicos que se producen en la preparación de estas mezclas y las variaciones en la concentración de las mismas.

II. INTRODUCCIÓN

En esta práctica se abordaron de manera general las disoluciones, realizando varias demostraciones de estas, y tomando en cuenta las concentraciones utilizadas en cada caso, poniendo cuidado en cada una de las mezclas realizadas y en los solventes y solutos utilizados.

De esta manera esta práctica toma importancia en nuestra carrera porque con ella pudimos comprender el comportamiento de las soluciones y concentraciones, aplicando en el laboratorio los conocimientos abordados en el aula de clases, utilizando de esta manera la parte teórica y relacionándola a la práctica. La teoría sobre soluciones y concentraciones tiene aplicabilidad, incluso, en la vida diaria, desde la preparación de bebidas (café caliente, refrescos naturales y artificiales, etc.); la elaboración de soluciones con detergente y agua; disolver pintura en diluyente, etc.

Además, continuamos practicando las normas y reglas de manipulación de materiales y reactivos del laboratorio, ya que en esta practica trabajamos con ácidos que pueden dañar la piel y sales que al frotarse en zonas sensibles, pueden dañar el tejido humano.

III. OBJETIVOS

General:

* Practicar la formación de soluciones y determinación de sus concentraciones aplicando cantidades específicas de solvente y soluto por medio del método experimental.

Específicos:

* Analizar las propiedades presentes en las soluciones.

* Distinguir los cambios producidos al preparar las soluciones.

* Aplicar las normas de seguridad y manejo establecidas para con los materiales, cristalería y reactivos del laboratorio.

IV. MARCO TEÓRICO

La mayor parte de las sustancias no suele encontrarse en estado puro naturalmente, sino disueltas y mezcladas con otras. (Candel, Satoca, Soler & Tent, 1991).

¿Y qué es una disolución? Chang (1999) plantea que “una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el disolvente es la sustancia que está en mayor cantidad.” (p. 110).

Una disolución acuosa, en particular, alberga como solvente al agua y como soluto, a un componente líquido o sólido. En estas soluciones, ocurre un fenómeno muy particular llamado solubilidad. Esta se define como “la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de solvente a una temperatura específica.” (Chang, 1999. p. 112).

COMPUESTOS SOLUBLES | EXCEPCIONES |

Compuestos que contengan iones de metales alcalinos (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+) y el ion amonio (NH4+)Nitratos (NO3-), bicarbonatos (HCO3-) y cloratos (ClO3-)Haluros (Cl-, Br-, I-)Sulfatos (SO42-) | Haluros de Ag+, Hg2+ y Pb2+Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ y Pb2+ |

COMPUESTOS INSOLUBLES | EXCEPCIONES |

Carbonatos (CO32-), fosfatos (PO43-), cromatos (CrO42-), sulfuros (S2-)Hidróxidos(OH-) | Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y el ion amonioCompuestos que contengan iones de metales alcalinos y el ion Ba2+ |

Tabla 4.1. Reglas de solubilidad para compuestos iónicos en agua a 25 ºC. (Chang, 1999. p. 113) |

Así, de acuerdo a la tabla 4.1, la mayoría de sales (como cloruro de sodio, yoduro de potasio, sulfato cúprico, cloruro férrico, etc.) son solubles en agua porque la molécula de este solvente universal presenta polaridad, así que las cargas negativas y positivas del compuesto se disocian. Se puede agregar, que son buenos conductores de la electricidad por este fenómeno de disociación de cargas. (Gutiérrez & Poveda, 1991).

Podríamos decir que las soluciones de este tipo pueden ser diluidas (convertidas en concentraciones menores). Para los hidrácidos, la solubilidad en agua es un componente fundamental hacia la conversión en ácidos (como el cloruro de hidrógeno puro en ácido clorhídrico), pues sin un compuesto no metal + hidrógeno no se puede disolver en agua, no es llamada hidrácido, menos un ácido. (Marín & Negro, 1982).

Según Candel, et al. (1991), hay cuatro factores que influyen en la solubilidad: superficie de contacto, agitación, temperatura y presión. Pero, dentro de las soluciones acuosas, lo idóneo es aumentar la superficie decontacto (cuando los solutos se encuentran pulverizados y entran en mayor relación con el agua) y la agitación (se separan las pequeñas capas de soluto y se dispersan a través del solvente, lo que provoca aumento de superficie de contacto).

Finalmente, se encuentra que las soluciones no alteran las propiedades químicas, pero sí las físicas como el color, volumen (al agregar solvente), puntos de congelación, punto de ebullición y presión osmótica. El color, por ejemplo, depende de la naturaleza de solutos y solventes; por disociación de iones puede ocurrir una atenuación cromática. (Marín & Negro, 1982).

V. METODOLOGÍA

a) Preparación de soluciones de concentración desconocida

1. Para comenzar con el la práctica de laboratorio de Química para Ingenieros (luego de la evaluación primera) se procedió a pesar en la balanza analítica 1 gramo de cloruro de sodio (NaCl) o sal común, esto en un vaso de precipitado de 50 mL y desde la función "Tare" señalada en la balanza. Con este reactivo pesado, se procedió a mezclarlo con agua hasta la señal del recipiente de los 30 mL con ayuda de un agitador de vidrio. Con la información proporcionada, se procedió a hacer el cálculo de molaridad.

2. Se procedió a pesar un gramo de yoduro de potasio (KI) en otro beaker de 50 mL por la mismabalanza, luego de aplicar función "Tare". Para continuar, se agregó 20 mL de agua para disolverlo con ayuda del agitador de vidrio. El cálculo de molaridad se dejó de prática para la ejercitación posterior.

3. Finalmente, se pesó 0.5 gramos de cloruro férrico (FeCl3) en otro beaker de manera similar a los anteriores. Esta vez se procedió a diluir el reactivo en un vaso de precipitado hasta los 25 mL con ayuda del disolvente universal (agua). Este cálculo de molaridad también se dejó para la ejercitación práctica.

Al terminar, el contenido de cada vaso de precipitado se vertió sobre un recipiente que tenía señalada la solución respectiva.

b) Preparación de soluciones de concentración conocida

1. Para esta parte, se tenía en el laboratorio ácido clorhídrico 3 M, es decir que no se tenía en concentración pura. El manual pedía diluirlo a 1 M en cantidad de 50 mL. Luego de realizar el cálculo considerando la densidad del cloruro de hidrógeno (0.9693 g/mL), dada por el profesor del curso, se determinó que la cantidad requerida de HCl 3M era de 16,6 mL de cloruro de hidrógeno y se diluyó con agua hasta alcanzar el volumen de 50 mL.

2. Para esta preparación, se pedían 50 mL de disolución de sulfato cúprico, pero el profesor de curso manifestó que se prepararía mejor con 200 mL. Alrealizar los cálculos quimicomatemáticos, se determinó que se necesitaba 0.02 gramos de sulfato de cobre (II); estos se pesaron en un matraz de aforo por medio de la balanza analítica, luego de aplicar la función “Tare”. El matraz fue llenado con agua hasta la marca de los 200 mL.

VI. RESULTADOS Y DISCUSIÓN

Para todas las fases del laboratorio, fueron observados algunos cambios importantes. Primero, que la sal común o cloruro de sodio, a pesar de su forma cristalina, fue disuelta en agua por completo. Un evento similar ocurrió con el yoduro de potasio; en estos casos fue necesaria la agitación para dispersar estas sales a través del agua, la superficie de contacto aumentó y se obtuvo una solución prácticamente incolora donde no se distinguían los componentes. Para el gramo de yoduro de potasio, cuando se vertió 20 mL de agua, la medida que marcaba el vaso de precipitado era un poco superior a los 20 mL. Esto es porque toda la materia tiene densidad y ocupa un espacio en el universo; como era poca masa de yoduro de potasio, entonces ocupaba poco espacio, pero considerable a simple vista.

En el caso del cloruro férrico, hubo un mayor cambio de color: de marrón a anaranjado débil. Se recuerda que las propiedades físicas son alteradas en las disoluciones, una de ellas es el color. Aldispersarse

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