Práctica No. 7 “Soluciones”

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PRACTICA N° 7

SOLUCIONES

 OBJETIVOS

Objetivo General

• Preparar soluciones con instrumentos de laboratorio haciendo una valoración y una titulación de las mismas utilizando fórmulas matemáticas.

Objetivo Particular

• Preparar soluciones de concentración requerida a partir de especificaciones de reactivos de alta pureza
• Valorar una solución ácida por medio de titulación, aplicando el principio de equivalencia
• Titular una solución básica a partir de la solución valorada

RESUMEN

Se nos proporcionaron  siguientes componentes HCl y NaOH. Para la preparación de la solución acida y la solución básica respectivamente.

Primeramente se calculó el volumen de que se tenía que poner en la solución de HCl para la solución acida y se calculó es peso de NaOH para la solución base. Después se llenaron los matraces aforados de 100 mL con el volumen de HCl y otro el peso exacto de NaOH, utilizando una bureta graduada para el HCl, se llenaron con agua destilada hasta el aforo. Se taparon los matraces aforados y se agitaron para que las soluciones se homogenizaran y con esto las soluciones estaban preparadas.

Después se pesaron 3 muestras de 0.3 gramos de Na2CO3 y se colocó cada muestra de Na2CO3 en un matraz Erlenmeyer respectivamente. Después se le coloco 20 mL de agua destilada diluyendo completamente el Na2CO3 y se le agregaron a las 3 muestras anaranjado de metilo. La solución anterior se mezcló con la de HCl hasta que la primera solución cambie de amarillo a canela y se apuntó el volumen ocupado de la solución para diluir. Este mismo procedimiento se repite esta acción con las otras dos soluciones con la misma solución de HCl, esperando los mismos resultados, y se anota los volúmenes con los que la solución de Na2CO3 y naranja de metilo necesita de la solución de HCl.

En la base nuestro error porcentual fue de 4.8%, el valor teórico de 0.5 N y el Experimental de 0.5406

En el ácido el error porcentual fue de 5.5 %, el valor teórico de N fue de 0.5 y el experimental de 0.5275

INTRODUCCIÓN

Las soluciones tienen una naturaleza homogénea y se componen de dos o más sustancias, se consideran mezclas débilmente unidas de un soluto y un solvente. El soluto es por lo común el componente que está presente en menor cantidad y el solvente el que está en mayor cantidad

Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.

La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite. Pero este si podrá disolverse en otros solventes como solventes orgánicos no polares.

Formulas

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

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b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

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  c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

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Regla para calcular disoluciones o concentraciones

V1 • C1    =    V2 •  C2

Unidades químicas de concentración

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:

a) Fracción molar

b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)

c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)

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.

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Fracción molar

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Para determinar la concentración de una solución se usa habitualmente en el método de titulación que consiste en agregar una solución de concentración conocida (solución valorada) hasta que la reacción sea cuantitativa, con un volumen de solución de la sustancia en análisis.

El punto final de la titulación coincide con el punto de equivalencia, se reconoce visualmente, como regla general, por algún cambio característico dado por un reactivo auxiliar llamado indicador.

EEn el punto de equivalencia el número de equivalentes gramo de una sustancia que se titula es igual al número de equivalentes gramo de la solución valorada que se emplea.

Si los volúmenes de las soluciones de dos sustancias  A y B que corresponden al punto de quivalencia son VA y VB respectivamente, entonces, dichos volúmenes contienen el mismo número de equivalente gramo

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