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Informe sobre preparación de soluciones para análisis diferentes siendo necesario para cualquier pruebas de detección de contaminantes en agua
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UNIVERSIDAD NACIONAL
“SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO”
FACULTAD DE CIENCIAS DEL AMBIENTE ESCUELA ACADÉMICO – PROFESIONAL DE INGENIERÍA AMBIENTAL
ANÁLISIS INSTRUMENTAL
TEMA: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
DOCENTE: LEYVA COLLAS MARIO
INTEGRANTES:
MORENO PAUCAR, Roderick
FLORES ROMERO,Roshimary
MONTALVO JULCA,Andrea
VELASQUEZ ALEJANDRO Daniel
HUARAZ- ANCASH-PERÚ
2015
INTRODUCCIÓN
El presente informe de laboratorio se basa principalmente en la
preparación de soluciones, que están disueltas en un denominado
soluto de pequeña cantidad en relación al solvente, las
concentraciones de una solución expresa la interrelación de la
cantidad de soluto con la cantidad de solvente, llamados unidades
de concentración (M, N, %p/p, % p/v, entre otras).
Durante cualquier trabajo experimental, el uso de soluciones a
una concentración determinada se hace indispensable, por lo que
es necesario conocer los procedimientos para su preparación.
En la práctica de laboratorio que realizamos, trabajamos sobre
todo con soluciones líquidas y pudimos apreciar las reacciones que
se producen al mezclarlas, cada solución está compuesta por
elementos distintos, tienen diferente naturaleza y de la mano de
factores externos, reaccionaban de manera diferente.
En el presente trabajo ahondaremos más sobre este tema y
explicaremos las reacciones que pudimos observar en dicha
práctica de laboratorio, para así poder establecer una relación entre
los principios teóricos y los hechos experimentales, lo cual nos
permitirá desarrollar habilidades y conocimientos en este campo y
poder emplearlo en la solución de problemas de nuestra vida diaria.
OBJETIVOS
o Conocer las diferentes maneras o formas de preparar una
solución acuosa de una determinada concentración.
o Calcular las cantidades de soluto y solvente requeridas, mediante
el uso de las fórmulas adecuadas.
o Calcular ejercicios y problemas de cálculos de conversión de
unidades de comcentraciòn.
FUNDAMENTO TEÓRICO
SOLUBILIDAD
En química, la solubilidad mide la capacidad de una determinada
sustancia para disolverse en un líquido.
Algunos líquidos, tales como agua y alcohol, pueden ser disueltos en
cualquier proporción en otro solvente. Sin embargo, el azúcar tiene un
límite de solubilidad ya que al agregar cierta cantidad adicional en una
solución está dejará de solubilizarse, llamándose a esta solución
saturada.
Es la proporción en que una cantidad determinada de una sustancia se
disolverá en una cantidad determinada de un líquido, a una temperatura
dada.
En términos generales, es la facilidad con que un sólido puede
mezclarse homogéneamente con el agua para proporcionar una solución
química.
Concepto
La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia)
que se puede disolver en 100 gramos (g) de disolvente a una
temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad
de disolvente.
Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente.
Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para
disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre
de solubilidad.
La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una
sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de
disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite
más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del
recipiente). Se dice entonces que está saturada.
Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente
determinado es la concentración que corresponde al estado de
saturación a una temperatura dada.
Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a
otros. Así a 20º C la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6
M (molar) y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es
0,009 M (molar). Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M (molar) se
suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado;
por debajo de 0,1 M (molar) se considera como poco soluble o incluso
como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.
La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya
siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor
parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.
Factores que determinan la solubilidad
- Solubilidad en líquidos: al elevar la temperatura aumenta la
solubilidad del soluto gas en el líquido debido al aumento de choques
entre moléculas contra la superficie del líquido. También ocurre lo
mismo con la presión.
- Solubilidad de líquidos en líquidos: Al aumentar la temperatura
aumenta la solubilidad de líquidos en líquidos. En este caso la
solubilidad no se ve afectada por la presión.
- Solubilidad de sólidos en líquidos: la variación de solubilidad
está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el
proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución se absorbe
calor la solubilidad crece con el aumento de la temperatura, y por el
contrario, si se desprende calor durante el proceso de disolución, la
solubilidad disminuye con la elevación de temperatura. La presión no
afecta a la solubilidad en este caso.
SOLUCIONES QUÍMICAS
Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes,
perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla
íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características
individuales. Esto último significa que los constituyentes son
indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida
o gas) bien definida.
No olvidemos que:
Una solución que contiene agua como solvente se llama solución
acuosa.
Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse
que en cualquier parte de ella su composición es constante.
Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las
mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es
decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase
sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se
hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como
disoluciones.
Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también
se consideran como soluciones.
Las soluciones son distintas de los coloides y de
las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño
molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas
del solvente.
Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en
el agua.
Características de las soluciones (o disoluciones):
I) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples
como decantación, filtración, centrifugación, etc.
II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización,
cromatografía.
III) Los componentes de una solución son soluto y solvente.
Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad
y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas,
como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de
carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se
puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).
Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor
cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es
aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente
puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el
agua.
IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a
nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto
explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de
separar sus componentes por métodos mecánicos.
Mayor o menor concentración
Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias,
por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para
saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una
disolución se utiliza una magnitud denominada concentración.
Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican
en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.
- Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es
pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en
100 gramos de agua.
- Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del
solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal
de mesa en 100 gramos de agua.
- Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una
determinada temperatura cuando no admite más cantidad de
soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100
gramos de agua a 20º C.
- Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de
soluto que la permitida a una temperatura determinada. La
sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por
descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una
botella de refresco gaseoso.
Modo de expresar las concentraciones
Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de
soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución.
También debemos aclarar que los términos diluidos o concentrados
expresan concentraciones relativas.
Las unidades de concentración en que se expresa una solución o
disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades
químicas.
Unidades físicas de concentración
Las unidades físicas de concentración están expresadas en función
del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:
a) Porcentaje peso a peso (% P/P): Indica el peso de soluto por cada
100 unidades de peso de la solución.
b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): Se refiere al volumen de
soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos
de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
Unidades químicas de concentración
Para expresar la concentración de las soluciones se usan también
sistemas con unidades químicas, como son:
a)Fracción molar (Xi): Se define como la relación entre los moles de
un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles
totales presentes en la solución.
b)Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un
litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene
cuatro moles de soluto por litro de solución.
c)Normalidad (N): La concentración normal o normalidad (N), se
define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución:
N=n° equivalente gramoL
d)Molalidad: En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo
mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto
que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los
cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.
En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que
estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.
La definición de molalidad es la siguiente:
Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de
disolvente (m).
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).
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×θ
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:
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.
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 formalidad, molaridad, normalidad, %,°/00, ppm, ppb.
Todos los equivalentes, es decir, C1, C2 y C3 deben ser de la misma
unidad.
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:
2) Si se requiere en molaridad (M), formalidad (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).
MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales usados en la práctica de laboratorio:
MATERIALES
Matraz aforado de 100 ml
Pipeta volumétrica de 5 y 10
ml
Matraz Erlenmeyer de 250
ml
Balanza
Vaso de precipitados de
100 ml
Pisceta
Reactivos usados en la práctica de laboratorio:
Ácido Sulfúrico Lentejitas o escamas de NaOH
Acido Acetico
CÁLCULOS Y RESULTADOS
1) En el primer experimento preparamos 100 ml de H2SO4 1.5 N a
partir del ácido sulfúrico 95% de pureza, PM =98, y densidad 1.84
g/L.
N=95 %×184 gr /ml×1098
N=36
×2
V 1=1.5×100
36V 1=4.2ml
V H 2O=100ml−4.2ml=95.8ml
En el cual obtuvimos los resultados que se detallan en la siguiente
tabla:
Vol.a preparar
De la solución de H2SO4 de 95%
Vol. agua a agregar para 100mlVolumen a
tomarPeso del
vol. Tomado
Normalidad
100ml 4.2ml 4.2ml 36N 87ml
El Ácido Sulfúrico concentrado se distingue por su alta afinidad al
agua. Al mezclar los dos componentes se provoca una enorme
generación de calor, la cual puede ser rastreada a la producción
exotérmica de varios hidratos del Ácido Sulfúrico.
Singularidad
● La afinidad del SO4H2 por el agua es tan elevada que no sólo la
elimina de los materiales que la contienen, si no que con
frecuencia elimina también el hidrógeno y el oxígeno de los
compuestos, y especialmente si contienen estos elementos en
igual proporción a la que están en el agua.
H2 SO4 + H2O SO4H2·H2O (monohidrato)
2) En el segundo experimento preparamos 100 ml de ácido sulfúrico
0.25N a partir de la solución 5.1.
V 1=100×0.25
1.5V 1=16.7ml
V H 2O=100ml−16.7ml=83.3ml
En el cual obtuvimos los resultados que se presentan en la
siguiente tabla:
3) En el tercer experimento preparamos 100 ml de NaOH 1.8M a
partir de lentejas o escamas de NaOH.
msto=1.8×0.1×40
msto=7,2g
Vol. A
preparar
Volumen a tomar de la
solución de acido sulfurico
0.25 N
Vol. Agua
agregar para
100ml
100ml 16.7ml 83.3ml
V H 2O=100ml−7,2ml=92.8ml
Vol. A
preparar
volumen de hidróxido de
sodio en lentejas a tomar
Vol. Agua
agregar para
100ml
100ml 7.2g de sol. 92.8
En la experimentación se observó una reacción exotérmica
debido a que las lentejas de NaOH al diluirse en el agua tienen la
tendencia de emitir calor.
+ H2O
Lentejas de
NaOH Solución de NaOH
4) En el cuarto experimento preparamos 100 ml de NaOH 0.45N a
partir de la solución 3 En el cual obtuvimos los siguientes
resultados:
V 1=100×0.45
1.8V 1=25ml
V H 2O=100ml−25ml=75ml
Reacción exotérmica
NaOH + H2O Na+ + OH-
La
Reacción que se produjo fue:
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.
5) En el quinto experimento preparamos 100 ml de CH3COOH 0.5M a
partir de una solución de ácido acético (PF=60) al 96% (p/p),
densidad 1.06g/ml.
Vol. A
preparar
Volumen a tomar de la
solución de NaOH 1.8M
Vol. Agua
agregar para
100ml
100ml 25ml 75ml
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
M= 96 %×106×1060
M=16,96¿ Ahora :
V sto=0.5×100/16.96V sto=2.95ml¿Entonces :
V H2O=100ml−2.95ml=95.05ml
La disociación del ácido acético será:
En disolución acuosa, el ácido acético puede perder el protón
del grupo carboxilo para dar su base conjugada, el acetato.
Esto hace que sea un ácido débil y que, en concentraciones
adecuadas, pueda formar disoluciones tampón con su base
conjugada.
6) Ya que en el sexto y séptimo experimento no se realizaron, en el
octavo experimento preparamos 100 ml de NaOH 0.95 M a partir
de 3 y 4, previó cálculo de los volúmenes de los numerales ya
mencionados.
Sabemos que:
V 3×C3=V 1×C1+V 2×C2
V 3=V 1+V 2…(1)
Vol.a preparar
De la solución de CH3COOH de 16.96M
Vol. agua a agregar para 100ml
Volumen a tomar
Peso del vol.
Tomado
Molaridad
100ml 2.95ml 2.95ml 16.96M 95.05 ml
Entonces:
100 x 0.95 =V1 x 1,8 + V2 x 0,45… (2)
Despejando V1: de (1) y reemplazo en (2), teniendo como
resultado:
V1 = 37,04ml
V2 = 62,96ml
Volumen a preparar
Volumen de NaOH 0.45N
(Exp. 4) V2
Volumen de NaOH 1.8M
(Exp. 3) V1
100ml 62.96ml 37.04ml
CUESTIONARIO
1. ¿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?
o 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.
o La molaridad sería demasiado menor.
Lo recomendable sería trabajar con partes por mil (%o).
CONCLUSIONES
o Existen diversas formas o maneras de preparar soluciones
concentradas, todo depende de lo que requiramos.
o Mientras más soluto haya, mayor será la concentración de la
solución; y mientras menos soluto haya, menor será la
concentración de la solución.
o Mientras haya cantidad solvente, la solución será más diluida.
La pureza, el porcentaje en peso o en volumen, y la densidad, son indispensables para poder hallar concentraciones
RECOMENDACIONES
o Antes de preparar las soluciones, realizar correctamente los
cálculos.
o Tener a disposición todos los materiales a utilizar.
o Trabajar en orden para evitar equivocaciones.
o Pesar y medir adecuadamente los reactivos.
o Usar la propipeta como seguridad para los acidos.
ANEXO
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.
Páginas webs:
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Disoluciones_quimicas.html
http://soquimicpabel.blogspot.com/2013/04/soluciones-
quimicas.html
http://quimik1101.obolog.com/soluciones-quimicas-96371
http://www.monografias.com/trabajos73/preparacion-soluciones/
preparacion-soluciones.shtml
http://apuntescientificos.org/disolucionesuvm.html
http://www.azsa.es/ES/CalidadyProductos/Documents/30%20000-
H2SO4_98.pdf