INFORME-1-ANALISIS

UNIVERSIDAD NACIONAL

“SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO”

LABORATORIO N° 01:

“PREPARACIÓN DE SOLUCIONES”

FACULTAD : CIENCIAS DEL AMBIENTE

ESCUELA PROFESIONAL : INGENIERÍA AMBIENTAL

ASIGNATURA : ANÁLISIS INSTRUMENTAL

CICLO : 2015-I

INTEGRANTES :

HEREDIA GUTIERRES GUADALUPE ISIDRO CATIRE FERNANDO JIMENEZ GARCIA LADIS NAYDA RODRIGUEZ MAGUIÑA ELIZABETH MERCEDES DEL R. TORRE ALBERTO LIZBETH MELINA

DOCENTE : LEYVA COLLAS, Mario

HUARAZ-PERÚ

LABORATORIO N° 01- PREPARACIÓN DE SOLUCIONES 2015-I

2015

INTRODUCCIÓN

En el siguiente informe se tratará sobre la preparación de soluciones acuosas, de

importancia para el desarrollo del curso.

Como se sabe las reacciones químicas en su mayoría ocurren en un medio

acuoso, donde participan los reactivos y productos de un reacción, como el tema a

tratar es soluciones se definirá que es una solución, un soluto, un solvente, como

se representa su concentración, ya sea por molaridad, normalidad, porcentaje

peso, peso o volumen, volumen.

Las concentraciones son parte de un análisis cuantitativo para ello se deberá

saber las cantidades necesarias de soluto para una solución, esta es

proporcionada por el docente a cargo. De acuerdo a ello se harán diluciones, a las

cuales se llegará gracias al uso de las ecuaciones.

Para poder entender mejor los conceptos ya dados deberemos practicarlos en el

laboratorio, así poder aplicar la teoría ya aprendida.

EL GRUPO.

1


OBJETIVOS

Presentar las diferentes maneras o formas de preparar una solución

acuosa de una determinada concentración.

Preparar algunas soluciones acuosas a usar en volumetría.

Realizar ejercicios y problemas de cálculos de conversión de

unidades de concentración.

2


I. MARCO TEÓRICO

Las soluciones acuosas se preparan por dilución del soluto de interés (que

puede estar en su forma pura o en una mezcla acuosa también

concentrada) con una determinada cantidad de solvente de acuerdo a la

concentración buscada. Para su mejor entendimiento, definiremos algunos

términos que se utilizarán en la práctica.

- SOLUTO:

Componente de una disolución que está en menor proporción.

- SOLVENTE:

Componente mayoritario de una disolución por oposición del soluto. En el

caso de agua y alcohol, a ambos se les considera solventes.

- SOLUCIÓN:

Desde el punto de vista cualitativo la solución se puede clasificar cono

concentrada, o como diluida, si la proporción de soluto disuelto en la

solución es alta, o baja, respectivamente. Esta clasificación funciona

cuando se compara dos soluciones diferentes pero del mismo soluto. Por

ejemplo, si se tiene dos soluciones acuosas de H2SO4 uno al 98% y otro al

70%, la primera se pude clasificar como concentrada y la segunda como

diluida con respecto al a primera. Como no existe una línea divisoria precisa

entre los términos concentrado y diluido, esta clasificación es de uso muy

limitado. Por ello, es preferible usar la descripción cuantitativa de la

solución, por medio de las denominadas unidades de concentración del

soluto en la solución.

La concentración de un soluto disuelto en una solución es una propiedad

intensiva y es una característica importante de la solución.

Como una solución consta de uno o varios solutos disueltos en un solvente,

la concentración de cada soluto se puede expresar como la proporción

entre las cantidades de cada soluto y de solución, o entre las cantidades de

3


cada soluto y solvente. La proporción más usada es entre las cantidades de

soluto y disolución.

Tipos de unidades usados para describir cuantitativamente la concentración

de un soluto disuelto en una solución acuosa: Partes por ciento o

porcentaje, partes por millón (ppm), partes por billón (ppb), fracción molar,

molalidad, molaridad, normalidad, mg de CaCO3/L.

Las concentraciones se pueden dar por dos tipos:

I.1. Concentración con unidades de masa o volumen del soluto:

- Porcentaje peso a peso de soluto %(p/p): sirve para expresar la

concentración del soluto en soluciones relativamente concentradas. Se

define como el número de unidades de masa de soluto puro que hay

disuelto, por cada 100 unidades de masa de la solución total.

% ( p/ p)soluto=W (soluto)gW (solución) g

∗100

- Porcentaje peso a peso de soluto %(V/V): Esta unidad de concentración

se usa cuando el soluto es un líquido miscible con el solvente. Se define

como el número de volúmenes de soluto líquido puro que hay disuelto

por cada 100 volúmenes de la solución.

% (V /V )soluto=V (soluto)mLV (solución)mL

∗100

- Porcentaje peso a volumen de soluto %(P/V) : cuando se combinan peso

y volumen es necesario especificar las unidades de cada uno, para

evitar ambigüedades. La concentración de un soluto en porcentaje peso

a volumen, se define como el número de gramos de soluto puro que hay

dispuestos por cada 100 mL de solución (o cualquiera otra proporción

equivale a ésta). Se emplea con frecuencia para expresar la

concentración de solutos sólidos que se disuelven en H2O.

% ( PV )soluto= W ( soluto ) gV ( solución )mL

∗100

También se puede hallar a partir del %(p/p) soluto y la densidad de la

solución, siendo la ecuación:

4


% ( PV )soluto=% ( PP )soluto∗D (solución )= W (soluto )gV (solución )mL

∗100

I.2. Concentración con moles de soluto.

- Fracción molar:

La concentración de soluto como fracción molar (X), se define como el

número de moles (mol) de cada soluto que hay disueltas por cada 1 mol

de componentes (todos los solutos y el solvente) de la solución, es decir

por cada 1 mol de componentes de la mezcla. Esta unidad de

concentración no depende de la temperatura de la solución.

X ( soluto )= n (soluto )n ( solución )

- MOLALIDAD: Es la proporción entre soluto y solvente. Es el número de

moles de soluto que hay disueltas por cada 1 kilogramo de solvente (o

cualquier otra proporción correspondiente a ésta). Esta unidad tiene la

ventaja de que, como la masa no cambia con la temperatura, la

molalidad del soluto tampoco cambia cuando varía la temperatura de la

solución. Recuérdese que las unidades de concentración que involucran

volúmenes varían al cambiar la temperatura de la solución.

Molalidad ( soluto )= n ( soluto )molW ( solvente )Kg ,g

- Molaridad (M): Es una de las unidades más importantes y más usadas

para expresar concentración de cada soluto en una solución. La

molaridad de un soluto se define como el número de moles de soluto

que hay disueltas por cada 1 litro de la solución.

Molaridad (soluto )= n ( soluto )molV (solvente ) L,mL

- Normalidad: La normalidad es la relación entre los equivalentes de una

sustancia y los litros de una solución. Los equivalentes se refieren a las

cargas por mol de una sustancia: para el caso de los ácidos se refiere a

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la cantidad de cargas de los hidronio H+, para las bases a la cantidad de

cargas negativos de los grupos hidroxilo OH- y para las sales se refiere

a las cantidades positivas de los elementos metálicos que sustituyen los

hidrógenos de los ácidos.

N= equivalentes solutoLde solución

I.3. 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 V2 (en L o mL) de una solución de

concentración molar M2 y se dispone de otra solución de otra

concentración molar M1. 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×N1=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).

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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

PM

N=%( p / p )×D×10

PM×θ

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:

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M=

% ( p /v )PM0.1

N=

% ( p/v )PM0 .1

×θ

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 ) xdensidadde lasolución Luego se calcula el volumen requerido V2 de concentración

requerido C2 usando la relación indicada en F.

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I.4. Preparación por mezcla de soluciones

Si se requiere preparar un volumen V3 de una solución de concentración

C3 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×C1+V 2×C2

C: Puede ser molaridad, molaridad, normalidad, %,°/00, ppm, ppb.

Todos los equivalentes, es decir, C1, C2 y C3 deben ser de la misma

unidad.

I.5. 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:

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2) Si se requiere en molaridad (M), molalidad (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).

10


II. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

II.1. MATERIALES

Matraz Erlenmeyer

Probeta

Vaso de precipitados

Fiolas

Pipeta Volumétrica calibrada

Propipetas

Marcadores de vidrio

II.2. REACTIVOS

H2SO4

Escamas de NaOH

CH3COOH

Agua destilada

II.3. EQUIPOS

Balanza Analítica

11


III. Procedimiento Experimental

- Cálculos

1) En el primer experimento preparamos 100 ml de H2SO4 1,5N a

partir de H2SO4 (PF=98) de 95% de pureza %(p/p) y 1.84 g/ml de

densidad.

N=%( p / p )×D×10

PM×θ

Dónde: ᶿ=2

N=95×1,84×1098

N=35.67N

×2

V 1=1.5×10035.67

V 1=4.205ml

V H 2O=100ml−4.205ml=95.795ml

Parte Experimental:

Se extrajo 4.205 ml de H2SO4, a partir de los cálculos

realizados, para verterle en una fiola de 100ml.

Luego se enrazo con 95.795 ml de agua destilada,

completando así los 100 ml requeridos de la solución. (Anexo

01)

2) En el segundo experimento preparamos 100 ml de H2SO4 0.25 N a

partir de la solución anterior.

V 1=100×0.251.5

V 1=16.67ml

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V H 2O=100ml−16.67ml=83.33ml

Parte Experimental:

A partir de los cálculos realizados se extrajo 16.67 ml de H2SO4, para

verterle en una fiola de 100ml.

Luego se enrazo con 83.33ml de agua destilada, completando así los

100 ml requeridos de la solución. (Anexo 02)

3) En el tercer experimento preparamos 100 ml de NaOH 1.8 M a

partir de lentejas o escamas de NaOH.

M=

WPMV (L)

msto=M xV (L ) x PM

msto=1.8×0.1×40

msto=7.2gr

V H 2O=100ml−7.2ml=92.8ml

Parte Experimental:

Luego de realizar los cálculos, se procede a pesar en la balanza

analítica 7,2gr de NaOH, posteriormente la cantidad pesada se echa

a un matraz para disolverlo con agua destilada, una vez disuelto el

NaOH se vierte en una fiola de 100ml, agregar agua destilada hasta

enrazar. (Anexo 03)

4) En el cuarto experimento preparamos 100 ml de NaOH 0.45 N a

partir de la solución anterior.

N3=M 3×θ3

N3=1.8×1

N3=1.8N

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→V 1=100×0.451.8

V 1=25ml

V H 2O=100ml−25ml=75ml

Parte Experimental:

Después de los cálculos matemáticos realizados, se procedió a medir

25ml NaOH 1.8 M, del experimento anterior, para luego verterle en

una fiola de 100ml y se enrazo con agua destilada (75ml) hasta

obtener la solución requerida. (Anexo 04)

5) En el quinto experimento preparamos 100 ml de CH3COOH 0.85 M a

partir de una solución de ácido acético (PF=60) al 96% (p/p), con una

de densidad 1.06g/ml.

M=96×1.06×1060

M=16.96M

V 1=0.85 x10016.96

V 1=5.012ml

Parte Experimental:

Para realizar este experimento sacamos con una pipeta (10ml)

5.012ml de CH3COOH obtenido del volumen calculado, lo

transferimos a una fiola de 100 ml.

Luego lo enrazamos con 94.988 ml de agua destilada completando

así los 100ml de la solución.

14


6) No llegamos a realizar el sexto y séptimo experimento, por lo que en el

octavo experimento preparamos 100 ml de NaOH 0.95 M a partir de los

numerales 3) y 4), calculamos los volúmenes de los numerales ya

mencionados.

Sabemos que:

V 3×C3=V 1×C1+V 2×C2100×0.95=V 1×1.8+V 2×0.45 ------- (1)

V 3=V 1+V 295=V 1+V 2 ------- (2)

Entonces:

Despejando V1: de (2) y reemplazo en (1), obtenemos como resultado:

V1 = 37.04 ml

V2 = 62.96 ml

PARTE EXPERIMENTAL:

De los volúmenes obtenidos a partir de los cálculos sacamos 37ml (aprox.)

del numeral 3) y enrazamos con 63ml (aprox.) del numeral 4) completando

así los 100ml de la solución. (Anexo 05)

15


IV. Resultados

1.

Tabla 1. Solución H2SO4 36.67N

2.

Tabla 2. Solución H2SO4 0.25 N

3.

Tabla 3. Solución NaOH 1.8 M

Vol. a

preparar

Masa de Hidróxido de Sodio

en lentejas a tomar

Vol. agua

agregar, para

100ml

100 ml 7.2 g 92.8 ml

Observaciones: Durante el procedimiento se observó que la reacción es

Exotérmica.

La reacción que se produjo fue:

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Vol.a preparar

De la solución de H2SO4 de 95 %Vol. agua a

agregar, para 100ml

VOLUMEN A TOMAR NORMALIDAD

100ml 4.205 ml 35.67 N 95.795 ml

Vol. a

preparar

Volumen a tomar de la solución

de H2SO4 1.5 N

Vol. Agua

agregar, para

100ml

100ml 16,67 ml 83.33ml


NaOH + H2O Na+ + OH-

En el agua, el hidróxido de sodio se separa en cationes de sodio (sodio con

una carga positiva) y el anión hidróxido (hidrógeno y oxígeno cargados

negativamente), lo que disminuye la acidez del agua.

4.

Tabla 4. Solución NaOH 0.45 N

5.

Tabla 5. Solución CH3COOH 16.96 M

6.

Tabla 6. Solución NaOH 0.95 M

Volumen a preparar Volumen de NaOH1.8 M

(Exp. 3)

Volumen de NaOH0.45 M(Exp. 4)

100ml 37.04 ml 62.96 ml

17

Vol. A preparar Volumen a tomar de la solución de

NaOH 1.8 M

Vol. Agua

agregar para

100ml

100ml 25 ml 75 ml

Vol.A preparar De la solución de CH3COOH de 16.96M

Vol. agua a agregar

para 100mlVolumen a tomar Molaridad

100ml 5.012ml 16.96 M 94.988 ml


V. Cuestionario

1. Preparar un cuadro similar al experimento N°1, en la que se usa ácido

clorhídrico concentrado en vez de ácido sulfúrico.

o Entonces preparamos 100 ml de HCl a 1.5N a partir de HCl de 95 % de

pureza y 1.84 g/ml de densidad:

M=% (P/P ) . D .10

M

M=95 x1,84 x 1036.5

N=M xθ

N=47.89

C1.V 1=C2 .V 2

V 1=1.5 .10047,89

V H 2O=100ml−3.13ml=96.87ml

Tabla 7. Solución HCl 1.5N

18

M=47,89

N=47,8904

V 1=3.13

Vol. A

preparar

Volumen a tomar de la solución

de HCl a 1.5N

Vol. Agua

agregar para

100ml

100ml 3.13 ml 96.87 ml


2. ¿Por qué no se agregaría 1 litro de agua a la solución del experimento

N°3? De agregarse un litro. ¿la molaridad sería mayor o menor de lo

buscado?; ¿cuál sería la unidad de concentración más apropiada en este

caso y cuál es el valor?

No se puede agregar un litro de agua porque: la muestra sería

demasiado diluida, la unidad de medida no sería la más apropiada, y

además, en el laboratorio no hay suficiente reactivo para que reaccione

con esta cantidad de agua.

La molaridad sería demasiado menor.

Lo recomendable sería trabajar con partes por mil (%o).

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CONCLUSIONES

Realizamos diversas formas de preparar soluciones concentradas, a

partir de los datos que se nos presentó.

Hallamos los volúmenes a partir de las molaridades, normalidades y

otras concentraciones:

a) Se obtuvo la solución de ácido sulfúrico a una concentración

de 1.5 N.

b) A partir del experimento anterior se obtuvo ácido sulfúrico a

una concentración de 0.25 N

c) Se llegó a determinar la solución de NaOH a concentraciones

de 1.8 M y 0.45 N.

d) También se llegó a obtener ácido acético a una concentración

de 0.85 M.

e) Y por último se llegó a obtener una mezcla de solución NaOH

0.95 M a partir de dos soluciones. (NaOH 1.8 M y 0.45 N).

De los materiales de vidrio utilizados cabe resaltar que la fiola es el

más apropiado para realizar diluciones y el vaso de precipitado para

disolver las escamas de NaOH.

Mientras más cantidad solvente, la solución será más diluida.

La solución se debe preparar con agua destilada para poder

estabilizar la concentración.

20


RECOMENDACIONES

Antes de preparar cada solución, realizar previamente y correctamente

los cálculos.

Tener a disposición todos los materiales necesarios a utilizar.

Saber que material e instrumento utilizar para pesar y medir

adecuadamente cada reactivo.

Trabajar en orden para evitar equivocaciones; rotular cada material que

contenga alguna solución.

Usar la propipeta como seguridad y así evitar la ingestión de la

sustancia a medir.

21


BIBLIOGRAFÍA

Manual de Química de las Disoluciones (2ª ED.).Vicente Verenguer

Navarro; José M. Santiago Pérez, Club Universitario, 2003

Ávila J.C. et al. Equilibrios químicos en disolución: Aplicaciones

Analíticas. (2005). Ed. Universidad de Granada. Granada.

Harvey D. Química Analítica moderna. (2002). Ed. McGraw-Hill. Madrid.

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Disoluciones_quimicas.html

http://soquimicpabel.blogspot.com/2013/04/soluciones-quimicas.html

Soluciones acuosas: teoría y aplicaciones. Módulo de apoyo académico en

Química - Escrito por Francisco Julián Trujillo Santacoloma

Diccionario de química física - J M Costa

ANEXOS

22

http://soquimicpabel.blogspot.com/2013/04/soluciones-quimicas.html

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Disoluciones_quimicas.html


Anexo 01

Anexo 02

Anexo 03

Anexo 04

23

Ilustración 3. Solución de NaOH 1.8M

Ilustración 1. Solución de H2SO4 1.5N

Ilustración 2. Solución de H2SO4

0.25N


Anexo 05

24

Ilustración 5. Solución de NaOH 0.95 M

Documents

INFORME-1-ANALISIS