Practica 7 (Soluciones)

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OBJETIVOS Generales

Preparar soluciones de concentración requerida, a partir de especificaciones de reactivos de alta pureza. Valorar una solución acida por medio de titilación aplicando el principio de equivalencia. Titular una solución básica a partir de la solución valorada. Particulares

Aplicar las diferentes formas de expresar de la concentración. Aprender y practicar correctamente el uso de la valorización, neutralización y titilación. INTRODUCCION 1. ME MEZ ZCL CLA AS

Mezcla: Es la unión entres si de dos o mas sustancias componentes las que

al unirse conservan sus propiedades individuales. Mezcla heterogénea: Es aquella en la que sus componentes están

repartidos y irregularmente lo que permite identificarlos con facilidad. Mezcla homogénea: Es aquella en la que sus componentes están

distribuidos uniformemente impide se les identifique a simple vista. 2. SO SOLU LUCI CION ONES ES

En las sol soluci uciones ones líquida líquidass el solvente solvente se enc encuent uentra ra en estado estado líq líquid uido. o. Los sólidos cuando están fundidos, también forman soluciones sólidas. Una solución sólida ó líquida constituye una fase siempre que sea homogénea. Dos líquidos inmiscibles que formen dos capas contienen dos fases separadas por una superficie definida. Un gas ó mezcla de gases homogénea y constituye una sola fase. Un gas disuelto en un líquido forma una solución heterogénea y tiene dos fases. Las soluciones líquidas están compuestas por solventes en estado líquido, estado que permanece


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independiente de la naturaleza. Una solución sólido sólido – sólido sólido se forma los sólidos fundiendo los sólidos; en este estado forman soluciones sólidas. La solución gaseosa se obtiene disolviendo un gas en otro. Puesto que los gases se mezclan en cualesquiera proporciones, todo mezcal de gases será homogéneo y constituirá una solución. CARACTERISTICAS DE LAS SOLUCIONES

La solución es una sustancia homogénea que, dentro de ciertos límites, tiene una composición que puede variar continuamente. Las mezclas tienen regiones macroscópicas que varían en composición y propiedades. Las propiedades y la composición de una solución son uniformes, mientras no sea examinado el nivel molecular. Al componente presente en mayor cantidad se le llama solvente, a cualquier otro componente se le llama soluto. TIPOS DE SOLUCIONES: Se distinguen seis tipos de soluciones, dependiendo del estado físico original de los componentes, estas son las más importantes. Las cuales se presentan a continuación: Componente 1

Componente 2

Estado de la solución resultante

Ejemplos

Gas

Gas

Gas

Aire

Gas

Líquido

Líquido

Agua gaseosa (CO2 en agua)

Gas

Sólido

Sólido

H2 gaseoso en paladio

Líquido

Líquido

Líquido

Etanol en agua

Sólido

Líquido

Líquido

NaCl en agua

Sólido

Sólido

Sólido

Bronce (Cu/Zn),


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soldadura (Sn/Pb) SOLUBILIDAD

Los solventes tienen capacidad limitada para disolver a un soluto. Cuando el soluto y la solución están en equilibrio, la solución saturada, a una temperatura dada, esto es, contiene a la máxima cantidad de soluto que puede diluir. A la concentración concentración de soluto cuando la solución está saturada saturada a una determinada temperatura, se le conoce conoce como solubilidad de una sustancia en determinado solvente. La solubilidad de una sustancia en otra está determinada por la naturaleza del solvente y del soluto y de las condiciones de temperatura y presión del sistema. FORMAS DE DETERMINAR LA CONCENTRACION DE UNA SOLUCION Para medir la medida de concentración. MOLARIDAD

La molaridad es la unidad de concentración más común. Es el número de moles de soluto que hay en un litro de solución. Una solución uno molar (1M) de NaOH en agua tendrá 1 mol de hidróxido en un litro de solución M =(n =(n soluto)(litro solución) Donde: M = molaridad n = numero de moles V = volumen de solución Conociendo que n = m/PM, la cantidad de soluto puede calcularse M= nV=mVPM m=MV(PM)


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MOLALIDAD

Es el número de moles de soluto que hay en 1000g de solvente. Así, una solución acuosa 1 m de NaOH contendrá contendrá un mol de hidróxido (40g) en 1000g de agua. m=(n soluto)(1000g solvente) NORMALIDAD

Es el número de pesos equivalentes – gramo de soluto que hay en un litro de solución. El peso equivalente de una solución es aquel que puede reaccionar con 1 g de hidrogeno o con 8 g de oxigeno. Un equivalente – gramo (eq – g) de un ácido, una base o una sal es igual al peso molecular gramo de sustancia dividido entre el numero de cargas positivas o negativas que contiene, o, el numero de hidrógenos y oxidrilos sustituible (Z). N=(eq-g soluto)( L solucion)=( eq-g)(V)8 eq-g soluto=(masa soluto)(peso equvalente soluto) peso equvalente soluto=(PM)(Z) FRACCION MOL

La fracción molar del componente x es el número de moles de este componente entre el número de moles totales de los dos componentes de la solución. Fracción molar del componente 1 = (n1)/(n1+n2)=x1 Fracción molar del componente 2 = (n2)/(n1+n2)=x2 La suma de las fracciones molares será siempre igual a 1 y x 1 + x2 =1 •

La fracción molar multiplicada por 100 dará el % mol.


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FRACCION PESO

Es una de las formas más simples de expresar la concentración de los componentes de una solución y es la cantidad, en gramos, de soluto por cada 100g de solución. Es independiente de las condiciones de presión y temperatura del sistema. Generalmente se utiliza para expresar la concentración de ácidos y bases, la pureza de compuestos químicos y la composición de aleaciones. ACIDOS Y BASES

Son muchas las reacciones químicas que ocurren en las soluciones acuosos. Hay soluciones acuosas que tienen características de ácidos o bases, debido a que las sustancias que se disuelven (Solutos) se disocian en iones hidronio (H2O+) en iones oxhidrilos o hidróxidos (OH), o en algún otro tipo de iones, dependiendo del compuesto que se ha agregado al agua. COMO DISTINGUIR UN ACIDO Y UNA BASE

Las características principales de los ácidos son: – Conduc Conducen en la cor corrien riente te eléct eléctric rica a en diso disoluc lución ión acuo acuosa. sa. – Mod Modific ifican an el colo colorr de numero numerosos sos col colora orante ntess orgánic orgánicos, os, como como el el papel tornasol azul a rojo – Ata Atacan can much muchos os metal metales es con con despren desprendim dimient iento o de hidro hidrogeno geno.. – Rea Reacci cciona onan n con los hidró hidróxido xidoss neutral neutralizan izando do sus sus propieda propiedades des.. – Tam Tambié bién n reaccio reaccionan nan con con los carb carbonat onatos os para para produci producirr dióxido dióxido de de carbono. – Ti Tien enen en un un pH ba bajo jo,, es de deci cirr meno menorr a siet siete. e. Estas propiedades se deben a los iones hidrogeno (H +) liberados por los ácidos en solución acuosa. Las bases son sustancias capaces de liberar iones hidroxilo, en solución acuosa. Las bases mas comunes son los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos. Hidróxido de sodio, hidróxido de Potasio, hidróxido de magnesio entre otras.


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Las bases se caracterizan por: – – – – – – –

Tenerr un Tene un sab sabor or cá cáus usti tico co (a (ama marg rgo) o) Conduc Con ducen en la cor corrien riente te eléc eléctri trica ca en en diso disoluc lución. ión. Modific Mod ifican an el el color color de de alguno algunoss colora colorante ntess orgán orgánico icos. s. Neutra Neu traliza lizan n las las pro propied piedade adess de los áci ácidos dos.. Cuando Cua ndo se se disoci disocian an en agu agua a produc producen en iones iones hidr hidrófi ófilos los.. Lass base La basess tien tienen en un un pH ma mayo yorr de 7 y meno menorr de 14. 14.

Reacción de neutralización. neutralización.-- es el tipo de reacción química en la que reacciona un

acido u oxido acido con una base u oxido básico, por lo general produciendo agua como uno de los productos. La valoración es un proceso de medida cuantitativa que me dará como resultado

una relación numérica que tiene que ver con la cantidad de soluto presente en la mezcla con el solvente. Valoración Valoració n de ácidos y bases.- es cuando se adiciona igual numero de

equivalentes de acido y base y formamos una sal y agua. Donde su pH será de 7 (neutro). Titulación.- Es el proceso de medir el volumen de un reactivo que se necesita

para reaccionar con una masa o volumen medidos de otro reactivo El punto final de la titulacion será cuando se haya agregado el volumen suficiente de un reactivo A de concentración conocida para reaccionar con otro reactivo reactivo B de concentración desconocida. Puede calcularse la concentración o la cantidad desconocida del reactivo B por medio de los datos de la titulación (volumen agregado) y de la ecuación ecuación química de la reacción. Por lo que también la titulacion es conocida como el procedimiento para determinar la concentración de un acido o una base en solución, por medio de la adición de una base o un acido de concentración conocida.


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MATERIAL

NOMBRE

USO

Matraz Erlenmeyer

Recipiente de paredes delgadas, cuerpo en forma cónica, de base circular y boca ancha. Se utiliza para hacer titulaciones.

Vaso de precipitados

Cilindro con vertedor. Utilizado para precipitaciones.

Pipeta aforada o volumétrica

Es un tubo cilíndrico que se ensancha formando un bulbo. Su extremo inferior termina en punta y el superior presenta un aforo. Mide valores predeterminados.

Matraz aforado o volumétrico

Su cuerpo es en forma de pera que se continúa por un tubo cilíndrico largo llamado cuello el cual presenta marca llamada aforo. Se utiliza en la la preparación de soluciones valoradas.

Bureta

Tubo de vidrio o acrílico transparente, de diámetro constante a lo lago de su graduación, el extremo inferior termina en su punta. Tiene una llave de paso para regular la salida del líquido. Mide volúmenes en forma mas exacta, también se utiliza para titular soluciones.

Embudos: sencillo Embudos: y de separación.

Son utensilios de diferentes materiales. Vidrio, porcelana, plastico, etc., de tallo largo, corto o sin tallo. Pueden utilizarse para llenar utensilios de boca pequeña y/o para filtrar sustancias o separar sustancias.

ILUSTRACION


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Sopo So porte rte unive universa rsall

Utilizad Utiliz ado o como como base base o soport soporte e de otros otros uten utensil silios ios.. Los hay de hierro colado, aluminio o con base de porcelana.

Pinzas para bureta

Son dos tenazas separadas por un resorte que se controla con una llave de mariposa con las que se ajustan las tenazas al diámetro de la bureta.

Vid Vi dri rio o de de rel relo oj

Utensi Uten sili lio o de de diá diám met etro ross div diver erssos. Se uti utili liza za en cristalizaciones en pequeña escala y para pesar compuestos sólidos.

Balanza

Su función es medir la cantidad de masa de las sustancias.. Ya sea utilizando sus opciones de peso sustancias Tara o realizando las diferencias de masas.

Fenolftaleina Fenolftaleína: C20H14O4. Cristales blanco-amarillentos. Punto de fusión: 260ºC. El indicador, si no se dispone de la disolución, puede preparase disolviendo 1 g en 600 ml de etanol y añadiendo agua hasta un litro.

Salvo en exposición menor con la piel, deberá ser llevada bajo cuidado médico.


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Ingestión Puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrósis. Se recomienda beber agua o leche y NO inducir el vómito. Inhalación Puede producir irritación, edema y corroción del tracto respiratorio, bronquitis crónica. Se recomienda llevar a la persona a un lugar con aire fresco, mantenerla caliente y quieta. Si para la respiración practicar reanimación cardio pulmonar. Piel Puede producir quemaduras, úlceras, irritación. Remover de la zona afectada toda la vestimenta y calzados y hacer correr agua por al menos 20 minutos. Ojos Puede producir necrósis en la córnea, inflamación en el ojo, irritación ocular y nasal, úlcera nasal. Lavar el o los ojos expuestos con abundante agua por al menos 15 minutos. Cuando se utiliza como indicador para la determinación cualitativa y cuantitativa del pH en las volumetrías de neutralización se prepara disuelta en alcohol al 70%. El intervalo de viraje de la fenolftaleína, es decir, el intervalo de pH dentro del cual tiene lugar el cambio de color del indicador, no sufre variaciones entre 0 y 100 ºC y está comprendido entre 8,0 y 9,8. El cambio de color de este indicador está acompañado de un cambio de su estructura; su color en medio básico es rojo-violeta y en medio ácido es incoloro. La fenolftaleína es un componente frecuente de los medicamentos utilizados como laxantes, aunque se tiende a restringir su uso por sus posibles efectos cancerígenos. NaOH de alta pureza El NaOH se encuentra en estado liquido , su color es rosa transparente Nombre Técnico: Hidróxido de Sodio Formula molecular: NaOH Peso molecular: 40gr/mol Propiedades físicas: •

Color : blanco (en sólido como lenteja ) Olor: inoloro


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•

Estado: Sólido o en solución.

Propiedades Químicas: • •

Función química: Hidróxido Tipo de reacción: Corrosiva, exotérmica.

Preparación usar: • • •

Disolvente: agua (H20) Neutralizante: Acido (HCL preferiblemente) Estandarizar frente: FAP, ácido benzóico, o yodato ácido de potasio.

Manejo y precauciones: Tener mucha precaución al manejar soluciones concentradas, ya que es muy corrosivo(tanto en solución como en sólido). Siempre que se preparen soluciones patrón de álcalis como NaOH o KOH se debe proteger la cara, así como usar guantes y ropa adecuada. Si el reactivo entra en contacto con la piel, inmediatamente lave el área con abundantes cantidades de agua. En caso de ingestión acuda lo mas pronto posible a un centro de salud. Se contamina fácilmente con CO2 de la atmósfera originando carbonato y disminuyendo su concentración efectiva. En solución guárdese en un recipiente preferiblemente plástico de sello hermético, lo cual garantiza una estabilidad por dos semanas máximo. Anaranjado de metilo (C14H14N3NaO3S), solución 0,1%

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CALCULOS Y RESUL R ESULTADOS TADOS

1.- Preparación de la solución ácida Calcular la cantidad en volumen del HCl comercial necesario necesario para preparar 100 mL de solución 0,5 N. La concentración del ácido clorhídrico comercial comercial es de 37,5% masa y su densidad es de 1,17 g/mL.

HCL 37.5 % Peso = 1.1 [g/mL]

ρ

H2o

HCL

V2 = ?

0.1 N V3 = 100 [mL]

+ +

M1 V1 + M2 V2 = 0M3 V3

M1 V1 = M3 V3

V1 + V2 = V3

PM HCl = 36.5 [g/mol]

M1 = (fracción peso) ( ρ ) (1/PM) (1000) M1 = (0.375) (1.17 [g/mL]) (mol/36.5 [g]) (1000[mL / L ]) M1 = 12.02 [mol/L] M3 = N / Z = 0.1 / 1 = 0.1 M3 = 0.1 M M1 V1 = M3 V3

V 1 =

M 3V 3 M 1

=

0.1M (100[mL]) 12.02M

VHCl = V1 = .831 [mL] V H 2O = V 2 = 99.16[mL] V1 + V2 = V3

11

V2 = V3 - V1 V2 = 100 [mL] – 0.831 [mL]


2.- Preparación de la solución básica a)

calcul calc ular ar la la cant cantid idad ad de de NaOH NaOH nec neces esar aria ia par para a prep prepar arar ar 100 100 mL mL de de solución 0,5 M a partir del reactivo de alta pureza. Na OH

H2O

Na OH

= 1 [g/mL]

0.5 M

99 % Peso

ρ

V1 =? PMNa OH = 40 [g/mol]

V2 =?

V3 = 100 [mL]

Vsolvente = Vsolución V1 = V3 = 100 [mL] ( 1 L / 1000 [mL] = 0.1 L

M =

n soluto V solución

n soluto

=

MV solución

n soluto

=

(0.5[mol / L ])( ]) (0.1L)

nsoluto = 0.05 mol

n soluto

=

m soluto

m soluto

=

n solución PM soluto

m soluto

=

0.05[mol ](40[ g / mol ])

PM soluto msoluto = 2 [g]

2 [g]

2.02 [g]

99 %

100 %

RESULTADOS EXPERIMENTALES EXPERIMENTALE S DE LA SOLUCION ACIDA EXPERIMENTALES

12

msoluto = mNa OH = 2.02 [g]


TITULACIONES

V 1 HCl

=

12.8mL

V PROHCl

N HCl =

∴

=

12 .8mL

m Na2CO3

1 L 1000mL

=

V PROHCl * PE Na2CO3

=

0.0128 L

0.3 g g 0.0128 L(10 6 / 2) mol

=

0.0737 N

N EXP = 0.0737 N

POR OTRA PARTE SABEMOS QUE N TEO

=

0.1 N

ERROR EXPERIMENTAL PARA LA NORMALIDAD

%error= N TEO − N EXP N TEO

X 100 10 0% =

0.1 N − 0.0737 N 0.1 N

X 100 10 0% = 26.3%

RESULTADOS EXPERIMENTALES DE LA SOLUCION BASICA

TITULACION

V HCl 13

=

14.7 mL


POR UNA PARTE V A N A

= V B N B

V HCl N HCl = V NaOH N NaOH

⇒

N NaOH

∴

=

V HCl * N HCl V NaOH

=

0.0147 L (0.0128 N ) 0.020 02 0 L

=

0.009408 N

N EXP = 0.009408 N

POR OTRA PARTE SABEMOS QUE N TEO

=

0.1 N

ERROR EXPERIMENTAL PARA LA NORMALIDAD

%error= N TEO − N EXP N TEO

X 10 0% =

0.1 N − 0.009408 N 0.1 N

X 100 10 0% = 90.59 2%

CONCLUSIONES Los objetivos de la práctica se cumplieron satisfactoriamente, satisfactoriamente, la neutralizaci neutralización ón del acido clorhídrico con el hidróxido de sodio se logro pudiendo llegar al vire el cual fue de color canela. El fenómeno se cumplió cumplió en cada uno de los tres matraces Erlenmeyer, ¡claro! la primera con la instrucción de la profesora para no tener errores ni accidentes. Al valorar la concentrac concentración ión del acido clorhídrico

14


con respecto a nuestros volúmenes experimentales, se obtuvo que esta fue de 0.109N, teniendo un error experimental del 7.8%, que es muy bueno. Con respecto a la sustancia básica, básica, con el vaciado del acido clorhídrico se llego a la neutralización neutralización (formación de sal y agua), y se obtuvo un vire incoloro, incoloro, lo cual era lo esperado. El volumen promedio entro dos diferentes neutralizaciones neutralizacio nes realizadas fue de 21.5 mL, que nos arrojo analíticamente una normalidad de 0.1171N, y representánd representándonos onos un error experimental de 13.19%, que es un resultado bueno. Para mejores resultados se debe de tener cuidado en: Realizar el pesado de las sustancias de manera correcta, y al trasladar el vidrio de reloj no tenemos que ir muy rápido, ya que la sustancia es muy propensa a viajar fácilmente por el aire, ya que es concentrada (polvo) La medición del volumen correcto para el acido clorhídrico experimentalmente experimenta lmente y cuando valoramos debe de ser impecable, ya que alguna variación en esto ocasiona errores sistemáticos. Lavar perfectamente todos los materiales antes de ser utilizados (todos). La limpieza es importantísima. Llegar al vire, porque con una gota mas de acido la coloración de la solución cambia críticamente, críticamente, y se hecha a perder. Ver la pureza de cada una de las sustancias. Esta práctica nos sirvió que para perderle el miedo a los materiales del laboratorio y a tener muchísimo cuidado con las sustancias que pueden dañar nuestro organismo, organismo, al igual que nos sirvió a perderle miedo en general a la Química; aprendimos que la Química es fundamental para un ingeniero industrial, no solo por el tema de soluciones (que son muy utilizadas pro las empresas),, sino por todos los temas del curso, los que vienen y ojala los que empresas) vendrán. Aplicaciones en la industri industria: a:

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En general la practica es de gran utilidad para realizar estudios en empresas fabricantes de medicamentos, medicamentos, es muy important importante e en empresas de todo tipo en general las fabricantes de alimentos, de pinturas, petróleo, en donde EL CONTROL DE CALIDAD es la base de sus procesos y de su demanda, así que la concentración concentració n en todos estos productos es de suma importancia, es básico, y en donde tenemos amplias áreas de oportunidad.

CUESTIONARIO

1. Definir Definir los siguientes siguientes conceptos conceptos:: molaridad, molaridad, molalidad, molalidad, Normalid Normalidad, ad, % peso y % mol. Molalidad. Número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de

disolvente.

Molaridad (M). Número de moles de soluto en un litro de solución. Porcentaje de composición en masa. Porcentaje en masa de cada elemento

que forma un compuesto.

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Fracción molar. Relación del número de moles de un componente de una

mezcla con el número total de moles de todos los componentes de la misma. 2. ¿Cuál es el significado de los siguientes conceptos? : parte alícuota, valoración, indicador, solución ácida, solución básica y punto

equivalente. La valoración es un proceso de medida cuantitativa que me dará como

resultado una relación numérica que tiene que ver con la cantidad de soluto presente en la mezcla con el solvente.

Solución Ácida: Las características principales de los ácidos son: – Conducen Conducen la cor corrient riente e eléctr eléctrica ica en diso disoluci lución ón acuo acuosa. sa. – Mod Modifica ifican n el colo colorr de nume numeroso rososs colora colorantes ntes orgá orgánico nicos, s, como como el el papel tornasol azul a rojo – Atac Atacan an mucho muchoss metale metaless con con desp desprend rendimien imiento to de hidro hidrogeno geno.. – Reac Reaccion cionan an con con los los hidró hidróxidos xidos neut neutrali ralizand zando o sus sus propie propiedades dades.. – Tam Tambié bién n reaccio reaccionan nan con los los carbona carbonatos tos para para produci producirr dióxido dióxido de carbono. – Ti Tiene enen n un pH baj bajo, o, es es deci decirr meno menorr a sie siete. te. Estas propiedades se deben a los iones hidrogeno (H +) liberados por los ácidos en solución acuosa. Soluciones básicas: básicas: son sustancias sustancias capaces de de liberar iones hidroxilo, en solución acuosa. Las bases mas comunes son los hidróxidos de los metales alcali alc alinos nos y alc alcali alinot notérr érreos eos.. Hid Hidró róxid xido o de so sodio dio,, hid hidróx róxido ido de Pot Potas asio, io, hidróxido de magnesio entre otras. Las bases se caracterizan por:

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– – – – – –

Tenerr un sa Tene sabo borr cáus cáusti tico co (am (amar argo go)) Condu Con ducen cen la la corr corrien iente te eléct eléctric rica a en diso disoluc lución ión.. Modif Mo difica ican n el color color de algun algunos os color colorant antes es orgáni orgánicos cos.. Neutra Neu traliz lizan an las las pro propie piedad dades es de de los los ácido ácidos. s. Cuando Cua ndo se se disoci disocian an en agua agua produ producen cen iones iones hidr hidrófi ófilos los.. Lass bases La bases tie tienen nen un pH pH mayor mayor de 7 y me menor nor de 14. 14.

Punto equivalente: es cuando se adiciona igual numero de equivalentes de acido y base y formamos una sal y agua. Donde su pH será de 7 (neutro). 1. Dete Determinar rminar M, M, N, % m y % mol del HCl HCl concentrad concentrado o original. original.

Tenemos: 

HCl

masadelsol uto PM PM Valencia N = Litrosdeso lución

= 1.19 [g/mol]

N = 0.1 N

g − eq  =     L 

V solución = 100 [mL] Masa del Soluto = (N) (Litros de Solución) (PM / Valencia)

PMHCl = 36.5 [g/mol] Sustituyendo

Masa del Soluto = (0.1) (0.1) (36.5 / 1) Masa del Soluto = 3.55 [g]

Efectuamos la relación 3.55 [g]

37.5 %

X

100 %

ρ =

Sustituyendo: V =

18

9.46[ g ] 1.19[ g / mL]

X = 9.46 [g]

= 7.9495[mL]

masa volúmen

Volúmen =

masa ρ

El volumen del ácido es de 7.9495 mL


nHCl = 0.05 [mol] nT = 5.544 [mol]

%mol HCl = (0.05/5.544) X 100 = 0.901 % %mol H2O = (5.4943/5.544) X 100 = 99.09 % %PESO Masa Total = 100.698 [g] %Peso HCl = (1.8/100.698) X 100 = 1.78 % %Peso H2O = (98.898/100.698) X 100 = 98.212 %

2. Dete Determine rmine el vo volumen lumen de HCl HCl concentrad concentrado o que fue necesario necesario para para la preparación de 100 mL de la solución 0.5 N de HCl. H HCL O 2 0.1 N 37.5ρ% =Peso 1 [g/mL] ρ = 1.19 [g/mL] V3 = 100 [mL]

+

V1 =?

M 1

M 1

=

=

X 1 ρ PM

×

0.37 5(1.19) 36.5

M 1 = 12.22 M

19

1000

× 10 0

M 2

=

0

N = ZM

M = M 3 =

N Z

0.1 1

= 0.1


POR UNA PARTE:

M1 V1 + M2 V2 = M3 V3

M1 V1 + 0 = M 3 V3 M1 V1 = M3 V3

V 1 =

V 1 =

M 3V 3 M 1

0.1(100 10 0[mL] 12.22

= .81[mL]

3. Determine la masa de NaOH que se requirió para preparar 10 mL de solución 0.5 M de NaOH.

M = 0.5 M

M =

V solución = 100 [mL] = 0.1 [L] PMHCl = 40 [g/mol

molesdesol uto ut o litrosdesolución

n = M * litros de solución n = (0.5) * 0.1 = 0.05 moles

De:

n

=

masa

m = n * PM

PM

m = 0.0 5 * 40 = 2 m = 2 [g]

4. Dete Determine rmine la N exacta exacta de la soluci solución ón de HCl HCl que valoró. valoró.

20


N HCl

=

m Na2CO3

=

V PROHCl * PE Na2CO3

0.1 g g 0.0175 L(106 10 6 / 2) mol

=

0.1078 N

5. Dete Determine rmine la norma normalidad lidad e exacta xacta de(0.5) la solución sol ución que que titulo titulo n =de * 0.1 = 0.05 moles

V HCl

=

21.5mL

POR UNA PARTE V A N A

= V B N B

V HCl N HCl = V NaOH N NaOH

⇒

N NaOH ∴

N EXP

=

=

V HCl * N HCl V NaOH

=

0.0215 L(0.1078 N ) 0.020 02 0 L

=

0.11319 N

0.11319 N

6. RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS a) ¿Cuántos equivalentes-gramo de H 2SO4 existen en?: i)

2 mL

Conversión:

de

H2SO4 2[ mL] •

a

15 N

1[ L ] 1000[ mL]

N =

00 2[ L] = 0.002

g − equivalent es Litrosdesoluto

g-equ = N * Litros de solución

g-equ = 15 * 0.002

21 g-equ = 0.03


ii)

50 mL de H2SO4

Conversión:

50[mL] •

a

0.25 N

1[ L]

=

1000[mL]

N =

0.05[ L]

g − equivalent es Litrosdesoluto

g-equ = N * Litros de solución g-equ = 0.25 * 0.05

g-equ = 0.0125

b) Calcular el volumen de H2SO4 concentrado de densidad 1.19 [g/mL] Y 93 % en peso que se necesita para preparar preparar 500 mL de H H2SO O4 2 93 % ρ Peso = 1 [g/mL] 0.5 N ρ = 1.19 [g/mL] V3 = 500 [mL] V1 = ?

22


C) Calcular el volumen de k.o. concentrado con densidad 1.19

y 38% en g ml

peso de HCl que se necesita para preparar 18 L de acido H HCL O 2 38 % 0.002 Peso N ρ = 1 [g/mL] V31.19 = 100 [mL] ρ = [g/mL]

+

V1 =?

M = 1

M = 1

0.3(1.19) 36.5

X 1000

M =12.389 1

M =0 2

N=ZM

M= ⇒

Z N

23

Χ1 ρ PM PM

X 1000


M = 3

=0.002

0.002 1

PERO M V +M V =M V 1 1

2

2

3

3

M V +0= M V 1 1

3

3

V = 1

M 3 V3 M1

V = 1

=2.9058ml

0.0028 (18000 ml ) 12 .389

D) DETERMINAR EL VOLUMEN DE HNO

DILUIDO CON DENSIDAD 1.11g/ml y 3

19% EN PESO DE HNO QUE PUEDE PREPARARSE DILUYENDO EN AGUA A 3

24


PARTIR DE 50 ml DE ACIDO CONCENTRADO CON DENSIDAD 1.42 g/ml Y 68% PESO DE HNO . 3 H2O ρ Peso = 1 [g/mL] 68 % 19 ρ = 1.11 1.42 [g/mL]

VV = =50 100 mL [mL] 3 1

+

M = 1

Χ1 ρ

PM

X 1000

M = 1

0.68(1.42) 63

M =15.327 1

M =0 2

25

X 1000


M = Χ 3 ρ

3

PM

X 1000

M = 3

0.19(1.11) 63

X 1000

M =3.348 3

M V +M V =M V 1 1

2

2

3

3

M V +0= M V 1 1

3

V = 3

V =

M 1V 1 M 3

26

3

3

228.9m

15.327(50ml ) 3.348

=


Molalidad=

n soluto Kg solucion ρ =

masa Masa=

volumen

ρ Vol

Masa=228.9(1.11g/ml)=254.08gr Cantidad de HNO en la solución diluida 3

254.08

100%

X

19%

X=48.275gr/ml

Cantidad de agua (solvente) en la solución diluida 254.08

100%

X n soluto

19% =

masa soluto PM

27

X=205.805gr

=0.2058Kg


n

=

soluto

0.7663moles

48.275 27 5

=

63 Molaridad=

3.723

0.7663moles 0.2058 Kg

mol

=

Kg

Masa del Soluto = (N) (Litros de Solución) (PM / Valencia) Masa del Soluto = (3) (0.5) (98 / 2) = 73.5 [g] Masa del Soluto = 73.5 [g]

Efectuamos la relación 73.5 [g]

93 %

X

100 %

ρ =

Sustituyendo:

V =

X = 79.03 [g]

79.03[ g ] 1.19[ g / mL]

=

masa volúmen

66.413 41 3[ mL]

8. R esolver los siguientes problemas:

28

Volúmen =

masa ρ

El volumen del H 2SO4 es de 66.413 mL


I. ¿Cuántos equivalentes-gramo de

existen en?: H 2SO 4

a) 2 mL de

15 N H 2SO 4

N =

equivalent es

gramo

⇒

V soluto( L )

equivalent es

gramo = N * V soluto( L ) = 15N (0.002 002 L ) = 0.03eq

gr

2ml 1L 1000 mL

= 0.002 002 L

b) 50 mL de

0.25 N H 2SO 4

N =

equivalent es

⇒

V soluto( L )

equivalent es

29

gramo

gramo = N * V soluto( L ) = 0.25N (0.05L ) = 0.0125 eq

gr


50ml 1L = 0.05L 1000 mL

30

Practica 7 (Soluciones)

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