Psicologia

• Calcular y preparar soluciones.

• Dilución a diferentes concentraciones

Marco teórico:

Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes, que pueden prepararse por métodos físicos. Son homogéneas cuando poseen una sola fase y sus partículas son parecidas a los iones y moléculas pequeñas. Son estables y no se precipitan.

Una solución está compuesta por:

• Soluto o sustancia disuelta

• Solvente o medio dispersarte

Las soluciones se clasifican en:

Solución saturada, es aquella en la que se ha disuelto, la máxima cantidad de soluto que es capaz de disolver una determinada cantidad de solvente a una temperatura dada.

Solución insaturada, es aquella en la que se ha disuelto, poca cantidad de soluto, de la máxima que es capaz de disolver una determinada cantidad de solvente a una temperatura dada.

Solución sobresaturada, es aquella en la que se ha disuelto una cantidad de soluto mayor que la máxima cantidad de soluto que es capaz de disolver determinada cantidad de solvente a una temperatura dada.

Soluciones concentradas y diluidas: Desde el punto de vista cualitativo se puede hablar de: solución concentrada, como aquella que posee una cantidad considerable de soluto con relación a la cantidad de solvente; solución diluida, como aquella que tiene poca cantidad de soluto con relación a la cantidad de solvente. Las unidades de concentración expresan la relación de las cantidades de soluto y solvente que se tomaron para preparar la solución.

Se usan varias formas de expresar la concentración en términos cuantitativos las cuales son:

PRINCIPALES UNIDADES DE CONCENTRACION:

Porcentaje en peso o (porcentaje en masa) % w/w.

Porcentaje en volumen % v/v.

Porcentaje peso – volumen, % p/v.

Concentración molar o molaridad (M).

Concentración molal o molalidad (m).

Concentración normal o normalidad (N).

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

❖ Balón aforado de 50mL

❖ Balón aforado de 100mL

❖ Balón aforado de 250mL

❖ Vaso de precipitados de 200mL

❖ Vaso de precipitados de 100mL

❖ Embudo

❖ Frasco lavador

❖ Pipeta 5mL

❖ Pipeta 10mL

❖ Pipeteador

❖ Espátula

❖ Agitador de vidrio

❖ Balanza

❖ NaCl (sólido)

Procedimiento:

❖ Preparación de una solución de NaCl al 10% en peso

❖ Preparación de una solución de NaCl al 5% p/v (peso – volumen)

❖ Preparación de una solución 2M de NaCl

❖ Diluciones

❖ Determinar la concentración de una solución salina

PRACTICA No.5 PROPIEDADES COLIGATIVAS

OBJETIVOS:

* comprobar que al adicionar un soluto a un solvente, su temperatura de congelación (fusión) disminuye

* aplicar una de las propiedades coligativas de las soluciones, el descenso crioscópico, para determinar la masa molar de un soluto

* Comprobar la propiedad coligativa conocida como descenso crioscópico, que es: al adicionar un soluto no volátil a un solvente, su temperatura de congelación, disminuye.

* Habilidad de analizar, registrar los datos experimentales observados

MARCO TEORICO:

Las propiedades Coligativas de las soluciones son aquellas que sólo dependen del número de partículas del soluto disueltas y no de su naturaleza. Las propiedades Coligativas son: aumento ebulloscópico, descenso crioscópico, presión osmótica y descenso de la presión de vapor.

La adición de un soluto a un solvente disminuye la temperatura de fusión de éste. Para un dado solvente, la disminución del punto de fusión es directamente proporcional a la concentración de partículas disueltas en él. Para el naftaleno, la relación existente entre el descenso de la temperatura de fusión y la molalidad de la solución es 6,9° Kg/mol, valor que representa la constante crioscópica (Kf).

A partir del punto de fusión observado y conociendo el punto de fusión del solvente puro y la constante crioscópica de éste, es posible determinar la masa molecular del soluto.

Determinación de la masa molar a partir del descenso del punto de solidificación

El agregado de un soluto a un solvente, en general, desciende el punto de solidificación (o cristalización) del solvente.

Si T0f (temperatura en K o ºC) es el punto de solidificación del solvente puro, y Tf (temperatura en K o ºC) es el punto de solidificación de la solución, entonces la variación de las temperaturas ΔTf es:

ΔTf = T0f – Tf

El signo de ΔTf es siempre positivo. El hecho de que el punto de solidificación de la solución sea más bajo que el del solvente puro es en realidad una consecuencia más del descenso de la presión de vapor del solvente en la solución. Como con algunas limitaciones puede aceptarse que para estas soluciones el descenso del punto de solidificación ΔTf será proporcional al descenso relativo de la presión de vapor.

En soluciones diluidas, puede aceptarse que la fracción molar del soluto es proporcional a la molalidad de la solución, en consecuencia:

ΔTf = Kf m

Donde m es la molalidad de la solución y Kf es la constante crioscópica molal. De la ecuación anterior se deduce que el significado físico de Kf es equivalente al descenso del punto de solidificación para una solución de molalidad igual a la unidad; como en general una solución de molalidad igual a 1 no sería lo suficientemente diluida como para que la ecuación fuese válida, Kf debe ser considerada como el descenso de solidificación para una solución de molalidad unitaria supuestamente ideal.

Los valores de Kf se hallan tabulados: para el agua es 1,86, para el benceno 5,12, para el alcanfor 40, etc. Cuanto mayor sea el valor numérico de Kf tanto mayor será el salto del ΔTf observado experimentalmente para una determinada molalidad; de allí que presenten particular interés aquellos solventes de elevado Kf. Para el naftaleno, que es el solvente a utilizarse en esta experiencia, el Kf equivale a 7,0 °C/m, donde m es la molalidad.

En este experimento se determinará la masa molar de un soluto por medio del descenso crioscópico.

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