1. Objetivos Poder formar disoluciones de ácidos y bases, para determinar si los compuestos son

miscibles o no miscibles entre ellos. Estandarizar soluciones de ácidos y bases, de esta manera conseguir la concentración

de las mismas.2. Fundamento teórico2.1 Disolución y formación

Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporciones variables. También se puede definir como una mezcla homogénea formada por un disolvente y por uno o varios solutos.

Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama. También otros ejemplos de disoluciones son el vapor de agua en el aire, el hidrógeno en paladio o cualquiera de las aleaciones existentes.

Una disolución es una mezcla homogénea de sustancias puras. Frecuentemente formada por un solvente, disolvente, dispersante o medio de dispersión, medio en el que se disuelven los solutos, y uno o varios solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.

Se distinguen tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución

Dispersiones, suspensiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm.

Dispersoides, coloides: el tamaño está entre 0,001 μm. y 0,1 μm.

Dispérsidos o disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm.2.2 Características

Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar por centrifugación ni filtración.

La disolución consta de dos partes: soluto y disolvente.

Cuando el soluto se disuelve, éste pasa a formar parte de la solución.

Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto, debido a que los volúmenes no son aditivos.

La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones variables entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente, es decir, tiene que ver con la cantidad de soluto que es capaz de admitir este disolvente.

Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de éste.

Sus propiedades físicas dependen de su concentración.

Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.

Como éstos no se pueden separar por centrifugación o filtración; Sus componentes se obtienen a través de otro métodos conocidos como métodos de fraccionamiento, como es el caso de la destilación o la cristalización.2.3 Solubilidad

Solubilidad es una medida de la capacidad de disolverse de una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (disolvente). Implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad determinada de disolvente, a determinadas condiciones de temperatura, e incluso presión (en caso de un soluto gaseoso). Puede expresarse en unidades de concentración: molaridad, fracción molar, etc.

Si en una disolución no se puede disolver más soluto decimos que la disolución está saturada. En algunas condiciones la solubilidad se puede sobrepasar de ese máximo y pasan a denominarse como soluciones sobresaturadas. Por el contrario si la disolución admite aún más soluto decimos que se encuentra insaturada.

No todas las sustancias se disuelven en un mismo solvente. Por ejemplo, en el agua, se disuelve el alcohol y la sal, en tanto que el aceite y la gasolina no se disuelven. En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a este carácter, la sustancia será más o menos soluble; por ejemplo, los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico.

Entonces para que un compuesto sea soluble en éter etílico ha de tener escasa polaridad; es decir, tal compuesto no ha de tener más de un grupo polar. Los compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad, como son: las parafinas, compuestos aromáticos y los derivados halogenados.

El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación.

2.4 Unidades de concentración

Porcentaje masa/masa o peso/peso (% m/m o %p/p): Esta medición se enfoca en cuánta masa de soluto se disolvió en 100 gramos de disolución. Es importante destacar que la masa de disolución tiene incluida la del soluto, por lo que si se desea saber la masa de solvente involucrado, no hace falta nada más que restarle a la masa de disolución, la masa de soluto agregada. Para poder calcular esto se usa la siguiente ecuación.

% m/m = 100 x (g. de soluto/ g. de disolución)

Porcentaje masa/volumen o peso/volumen (% m/v o % p/v): Esta forma de medir concentración es similar a la anterior, solo que aquí se usa el volumen de la disolución, lo que facilita el cálculo en disoluciones líquidas. Como en el punto precedente, el volumen de disolución tiene incluido tanto el volumen del solvente como el volumen del soluto. Pero, si necesitamos tanto la masa del soluto como su volumen, ¿cómo podemos relacionar esos valores? ¡Exacto! usamos la densidad del soluto, de esa manera podemos obtener ambos valores. La ecuación que se utiliza para poder calcular este parámetro (% m/v) es similar a la anterior:

% m/v = 100 x (g. de soluto/ ml de disolución)

Porcentaje volumen/volumen (% v/v): Siguiendo la lógica anterior, corresponde a la cantidad de ml (mililitros) de soluto en 100 ml de disolución. Es útil cuando se realiza una disolución líquido-líquido (por ejemplo etanol en agua o hexano en benceno). Como en las veces anteriores, la ecuación necesaria para realizar los cálculos sigue la misma tendencia:

% v/v = 100 x (ml de soluto/ ml de disolución) Molaridad o Concentración Molar (M): La molaridad se define como la cantidad de

materia contenida en 1 Litro de disolución. Al igual que en los parámetros anteriores en donde se veía involucrado el volumen, en el volumen de disolución va incluido el volumen del soluto sumado con el del solvente (solo para disoluciones acuosas). En ejercicios, cuando aparezca algo similar a esto: [X], querrá decir concentración molar de X. Para calcular la molaridad se usa la siguiente ecuación:

M = # de moles de soluto/ l. de disoluciónOtra manera de poder calcular la concentración molar es a partir de los gramos del soluto involucrado, debido a que:

# De moles de soluto = g. de soluto/ masa molar de soluto

Lo que implica que:

M = g. de soluto/ (masa molar de soluto por litro de disolución)

Molalidad o Concentración molal (m): La Molalidad tiende a causar confusión por el nombre tan similar con la molaridad y porque ambas involucran cantidad de materia, pero lo que miden es completamente distinto. La Molalidad mide la cantidad de soluto contenido en 1 Kg de solvente. Para calcularse puede usarse cualquiera de las siguientes dos ecuaciones, todo dependerá de los datos que se tengan al momento de hacer los cálculos:

M = # de moles de soluto/ Kg de solvente

M = g de soluto/ (masa molar de soluto por kg de solvente)2.5 Volumetría

La valoración o titulación es un método de análisis químico cuantitativo en el laboratorio que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo conocido. Debido a que las

medidas de volumen desempeñan un papel fundamental en las titulaciones, se le conoce también como análisis volumétrico.

Un reactivo llamado “valorante” o “titulador”, de volumen y concentración conocida (una solución o solución patrón) se utiliza para que reaccione con una solución delanalito,2 de concentración desconocida. Utilizando una bureta calibrada para añadir el valorante es posible determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se alcanza el punto final. El punto final es el punto en el que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un indicador. Idealmente es el mismo volumen que en el punto, el número de moles de valorante añadido es igual al número de moles de analito, algún múltiplo del mismo (como en los ácidos polipróticos). En la valoración clásica ácido fuerte-base fuerte, el punto final de la valoración es el punto en el que el pH del reactante es exactamente 7, y a menudo la solución cambia en este momento de color de forma permanente debido a un indicador. Sin embargo, existen muchos tipos diferentes de valoraciones. Pueden usarse muchos métodos para indicar el punto final de una reacción: a menudo se usan indicadores visuales (cambian de color). En una titulación o valoración ácido-base simple, puede usarse un indicador de pH, como la fenolftaleína, que es normalmente incolora pero adquiere color rosa cuando el pH es igual o mayor que 8,2. Otro ejemplo es el naranja de metilo, de color rojo en medio ácido y amarillo en disoluciones básicas. No todas las titulaciones requieren un indicador. En algunos casos, o bien los reactivos o los productos son fuertemente coloreados y pueden servir como "indicador". Por ejemplo, una titulación o valoración redox que utiliza permanganato de potasio como disolución estándar (rosa/violeta) no requiere indicador porque sufre un cambio de color fácil de detectar pues queda incolora al reducirse el permanganato. Después del punto de equivalencia, hay un exceso de la disolución titulante (permanganato) y persiste un color rosado débil que no desaparece.

Debido a la naturaleza logarítmica de la curva de pH, las transiciones en el punto final son muy rápidas; y entonces, una simple gota puede cambiar el pH de modo muy significativo y provocar un cambio de color en el indicador. Hay una ligera diferencia entre el cambio de color del indicador y el punto de equivalencia de la titulación o valoración. Este error se denomina error del indicador. Por este motivo es aconsejable efectuar determinaciones en blanco con el indicador y restarle el resultado al volumen gastado en la valoración.

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) Debe poseer alta pureza (por lo menos 99.9%)b) No debe descomponerse en condiciones normales de almacenamiento.c) Debe ser estable durante el secado (por el calentamiento o al vacío)d) Debe reaccionar estequiométricamente con la sustancia a determinar.

La solución que se prepara con un patrón primario se denomina estándar primario.

2.6 Indicadores de acido- base

Zona de viraje

Color 1 Color 2

Rojo de cresol (1º) 0.2-1.8 Rojo Amarillo

Azul de timol (1º) 1,2-2,8 Rojo Amarillo

Rojo Congo 3,0-5,2 Azul-violeta Rojo

Naranja de metilo 3,1-4,4 Rojo Amarillo-anaranjado

Azul de bromocresol 3,8-5,4 Celeste Verde

Verde de bromocresol 3,8-5,4 Amarillo Azul-verdoso

Rojo de metilo 4,2-6,2 Rojo Amarillo

Tornasol 5,0-8,0 Rojo Azul

Púrpura de bromocresol 5,2-6,8 Amarillo Púrpura

Azul de bromotimol 6,0-7,6 Amarillo Azul

Rojo neutro 6,8-8,4 Rojo Amarillo

Rojo de cresol (2º) 7.1-8.8 Amarillo Púrpura

Azul de timol (2º) 8,0-9,6 Amarillo Azul

Fenolftaleína 8,2-10,0 Incoloro Magenta

Timolftaleína 9.3-10.5 Incoloro Azul

Un indicador es un pigmento que sufre un cambio de color cuando se modifica el pH. Se deben elegir de modo que coincida dicho cambio o viraje al mismo tiempo que se llega al punto de equivalencia de la valoración ácido-base por lo que sirven para indicar dicho punto. Suelen ser ácidos o bases orgánicas débiles y la zona de viraje de cada indicador se sitúa aproximadamente entre una unidad de pH por debajo y una unidad por encima del valor de su pKa.

Zona de viraje= (pKa-1, pKa+1)

Una clasificación de los indicadores los subdivide en:

Auto indicadores. La propia sustancia valorante o el analito actúan de indicador, pues cambian de color a lo largo de la reacción. Un ejemplo típico es el permanganato de potasio.

Indicadores coloreados. Son los más usados; suelen añadirse al sistema a valorar, introduciendo directamente unas gotas en la disolución del analito, pero otras veces se extraen pequeñas fracciones de ésta y se ensaya externamente con el indicador. Sus coloraciones deben ser intensas para percibir claramente el cambio de color.

Indicadores fluorescentes. Funcionan de modo parecido a los indicadores coloreados, aunque son menos numerosos. El final de la valoración se pone de manifiesto por la aparición, desaparición o cambio de la fluorescencia de la disolución problema sometido a la luz ultravioleta.

Indicadores de adsorción. Son sustancias que cambian de color al ser adsorbidas o desorbidas por los coloides que se forman en el seno de la disolución problema como resultado de la reacción entre el analito y la sustancia valorante.

3. Materiales y reactivos

MaterialesITEM MATERIAL CARACTERÍSTICA CANTIDAD1 tubos de ensayo 102 Gradilla 13 matraces erlenmeyer 250 ml 34 vasos de precipitados de

250 ml250 ml 2

5 vaso de precipitado de 100 ml

100 ml 16 vidrio de reloj 17 pipeta graduada 10 ml 18 pipeta aforada 20 ml 19 varilla de vidrio 110 Cepillo 111 bureta 50 ml 112 matraces aforados 500 ml 213 pinza porta bureta 114 soporte universal 115 Balanza 116 pinza con nuez 117 espátula 118 pro pipeta 1

ReactivosITEM REACTIVO CARACTERÍSTICA CANTIDAD1 Agua destilada2 Alcohol etílico3 Cloruro de sodio4 Acido clorhídrico p.a.5 Hidróxido de sodio p.a.6 Carbonato de sodio p.a.7 Fenolftaleína8 Naranja de metilo9 Cloroformo10 Aceite11 Benceno

4. Procedimiento

Formación de disoluciones.

En 4 tubos de ensayo coloque en cada uno de ellos aproximadamente 5 ml de: agua destilada, alcohol etílico, cloroformo y benceno. A continuación coloque una pequeña porción de cloruro de sodio (el equivalente a un grano de arroz) en cada uno de los tubos de ensayo anteriores, agite y registre sus observaciones.

En 4 tubos de ensayo coloque en cada uno de ellos aproximadamente 5 ml de: agua destilada, alcohol etílico, cloroformo y benceno. A continuación coloque aproximadamente entre 2 a 4 gotas de aceite en cada uno de los tubos de ensayo anteriores. Agite y registre sus observaciones.

Preparación de HCl 0.1 M Con los datos del frasco de HCl concentrado, calcule el volumen de éste ácido

necesario para preparar 500 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.

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.

Estandarización de la solución de HCl 0.1 M Pese con exactitud entre 0.10 a 0,20 g de carbonato de sodio anhidro y coloque

cada una de ellas en matraces erlenmeyer. 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)

Registre el volumen de HCl vertido y titule las dos muestras restantes de carbonato de sodio de manera similar.

Estandarización de la solución de NaOH 0.1 M 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.5. Datos experimentales

Formación de disoluciones Registre con cual o cuales de los disolventes, el cloruro de sodio forma disolución. Registre con cual o cuales de los disolventes, el aceite forma disolución.

Preparación de HCl 0.1MPureza de HCl concentración. (%)

Densidad de HCl concentración. (g/ml)

Volumen de HCl concentración. (ml)

Volumen de solución a preparar (ml)

Preparación de NaOH 0.1MPureza de NaOH sólido (%)

Masa de NaOH a pesar(g)

Volumen de solución a preparar

(ml)

Estandarización de la solución de HCl 0.1 MNº Masa de Na2 CO3

(g)

Volumen de HCl empleado

(ml)

1

2

3

Estandarización de la solución de NaOH 0.1 MNº Volumen de NaOH

medidoVolumen de HCl empleado en la titilación

(ml)

Agua Alcohol etílico Cloroformo Benceno

Cloruro de sodio

Aceite

(ml)

1

2

3

6. Cálculos

Formación de disoluciones Explique por qué se forman disoluciones en un caso y en otro no.

Estandarización de la solución de HCl 0.1 M Calcule la concentración exacta del HCl para cada prueba Realice el tratamiento estadístico de datos

Estandarización de la solución de NaOH 0.1 M Calcule la concentración exacta del NaOH para cada prueba Realice el tratamiento estadístico de datos

7. Resultados

8. Observaciones

El laboratorio de realizo con normalidad, y pudimos atestiguar cuando una bureta se Agripa, así que tuvimos que lavarla muy bien para poder usarla correctamente.

9. Conclusiones

Se pudo formar disoluciones de ácidos y bases determinando si son miscibles o no miscibles según su naturaleza.

Se pudo estandarizar soluciones de ácidos y bases, de esta manera conseguimos la concentración de las mismas.

10. Bibliografía

http://es-puraquimica.weebly.com/disoluciones.html

http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=133138

http://www.ecured.cu/Volumetr%C3%ADa

Http: //quimicactual.webnode.es/news/indicador-acido-base

Guía de laboratorio de química 100 curso básico

Química general- Coronel

11. Anexos

Estos son los compuestos que utilizamos para el laboratorio.

Nuestras dos disoluciones formadas y etiquetadas.

Proceso de titulación de solución de HCl

Titulación finalizada de HCl Titulación de NaOH en su inicio y en su final con el indicador.