Manual de Laboratorio de Química.

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

PRÁCTICA  No.1

1. OBJETIVOS

• Preparar disoluciones molares y porcentuales.
• Aplicar los métodos más comunes para preparar disoluciones.
• Utilizar algunos aparatos de medición de volúmenes y pesos.

2. RESPONSABILIDAD

• Que el alumno realice todos los cálculos necesarios para la preparación de las disoluciones.

1. INTRODUCCIÓN

La concentración de una disolución nos da información acerca de la cantidad de soluto disuelto en un volumen determinado de disolución. Puesto que las reacciones generalmente se llevan a cabo en disolución, es importante conocer las maneras de expresar la concentración y aprender a preparar disoluciones de concentraciones específicas. Para ello debemos familiarizarnos y manejar fluidamente los conceptos propios de este tema.

Las disoluciones son sistemas homogéneos formados por dos o más especies químicas. A una disolución se la puede considerar compuesta por soluto y disolvente.

Al componente más abundante en la disolución se lo llama disolvente y al menos abundante soluto. Otro criterio que también se utiliza para denominar al disolvente es, aquella sustancia cuyo estado físico es el mismo que el que presenta la disolución. Por ejemplo: 180 g de nitrato de plata (sólido) se disuelven en 120 g de agua (líquido). La disolución es líquida, luego el disolvente es el agua, aunque haya menos cantidad de agua que de nitrato de plata.

Los componentes de la disolución se hallan, cuando están separados, en estado sólido, líquido o gaseoso. La disolución también puede hallarse en cualquiera de esos tres estados.

Ejemplos de diferentes tipos de disoluciones:

Aleaciones: la plata de las monedas es una aleación; esto es la disolución de dos metales: cobre y plata. El bronce es otra aleación: cobre, zinc y estaño; el latón: cobre y zinc. Amalgama: La disolución de mercurio con el oro, la plata u otro metal forma una disolución sólida llamada amalgama: aleación donde interviene el mercurio. La disolución de hidrógeno en paladio, es para algunos una verdadera combinación.

Disoluciones saturadas, diluidas, concentradas.

Si a una cantidad de agua se le va añadiendo lentamente una sal, por ejemplo, dicromato de potasio, se observa que la sal se disuelve en el líquido el que se colorea (la sal es de color anaranjado). Hay un límite, más allá del cual no se disuelve más sal a la temperatura de la experiencia. Se dice que la disolución está saturada a esa temperatura. Por lo tanto, una disolución está saturada a una determinada temperatura, cuando no admite más soluto a esa temperatura.

Cuando la cantidad de soluto disuelta está próxima a la de saturación, la disolución se llama concentrada. En cambio, cuando la cantidad de soluto que se halla disuelta en un disolvente está algo alejada de la saturación, la disolución se llama diluida.

A veces, es posible preparar disoluciones cuya concentración de soluto sea mayor que la de saturación. Para lograrlo es menester guardar ciertas precauciones: recipientes limpios, nada de agitación, enfriamiento lento de la disolución saturada para que no precipite el exceso de cristales, etc.

A esta disolución, que a una temperatura determinada tiene más soluto que el de la disolución saturada a esa misma temperatura, se la llama disolución sobresaturada.

Si se agita o se añade algo de soluto, el exceso que tenía precipita y la disolución vuelve a ser saturada. Hay sustancias que se disuelven en el disolvente en cualquier proporción, se dice que la solubilidad mutua es ilimitada o que son miscibles en cualquier proporción. También hay casos en los que la miscibilidad es parcial o limitada, la cual varía con la temperatura, a mayor temperatura la solubilidad es mayor. Por último, hay casos de insolubilidad, se dice que las sustancias son insolubles o inmiscibles. La solubilidad de los gases en los líquidos depende de la temperatura y la presión varía mucho según los casos.

1. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

• Vaso de precipitados de 100 mL
• Vaso de precipitados de 50 mL
• Pipeta graduada de 10 mL
• 1 Perilla
• Espátula
• Vidrio de reloj
• Probeta de 50 mL
• Varilla de agitación
• Frascos de unos 50 mL y sus tapas
• 2 matraces volumétricos de 50 mL
• Embudo pequeño
• Rótulos engomados
• Piseta con agua

Reactivos

• Ácido clorhídrico [HCl]
• Cloruro de sodio comercial [NaCl]
• Hidróxido de sodio [NaOH]
• Ácido sulfúrico [H2SO4]
• Ácido acético [CH3COOH]
• Metanol [CH3OH]
• Amoníaco [NH3]
• Ácido nítrico [HNO3]
• Glucosa [C6H12O6]
• Acetato de sodio [CH3COONa]

1. METODOLOGÍA

• Formas de expresar la concentración de las soluciones

La concentración de una disolución, es la relación entre la cantidad de soluto y la de disolvente (o la de disolución) a una determinada temperatura.

Se puede expresar la concentración de una disolución de muchas formas; en esta práctica sólo veremos las diferentes formas de expresar la concentración porcentual.

Concentración porcentual: pueden estar indicando:

• Gramos de soluto por 100 g de disolvente

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• Gramos de soluto por 100 g de disolución (% p/p)

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• Gramos de soluto por 100 mL de disolvente

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• Gramos de soluto por 100 mL de disolución (% p/v)

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Si no se indica lo contrario la concentración está dada en % peso en peso (punto b).

• Molaridad: es otra forma de expresar la concentración de una disolución y está indicando el número de moles de soluto que están disuelto por litro de disolución. La molaridad se designa con la letra M.

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• Molalidad: esta forma de expresar la concentración indica el número de moles de soluto que tiene una disolución por cada 1000 g de disolvente.

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• Normalidad: representa el número de equivalentes-gramo de soluto contenidos en un litro de disolución. Se la indica con la letra N.

[pic 7]

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