PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES LÍQUIDO-LÍQUIDO DE CONCENTRACIÓN CONOCIDA.

OBJETIVO:Preparación de un volumen de disolución 0.1 M de ácido clorhídrico a partir de ácido clorhídrico comercial.FUNDAMENTO:Como ya hemos estudiado en el tema y en las prácticas anteriores, una disolución  es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites.

Frecuentemente, uno de los componentes es denominado solvente, disolvente, dispersante o medio de dispersión y los demás 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 suele llamar disolvente al componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción de masa, aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal (por ejemplo, una disolución conteniendo 50% de etanol y 50% de agua, es denominada solución acuosa de etanol). En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura (ej.: aleaciones paladio-plata), se considera disolvente al metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina.

Wilhelm Ostwald distingue 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   o   disoluciones coloidales : el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm

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

Estas últimas se clasifican en:

Disoluciones con condensación molecular : la partícula dispersa está formada por una condensación de moléculas.

Disoluciones moleculares : cada partícula es una molécula. Disoluciones iónicas : la partícula dispersa es un ión (fracción de molécula con

carga eléctrica). Disoluciones atómicas : cada partícula dispersa es un átomo.

El soluto y el disolvente tienen las mismas características, no hay tanta diferencia entre uno y otro.

Las características generales que se presentan en las disoluciones son las siguientes:

1. 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.

2. Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto.

3. La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían 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.

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

5. Sus propiedades físicas dependen de su concentración:

Disolución HCl 12 mol/L; densidad = 1,18 g/cm3

Disolución HCl 6 mol/L; densidad = 1,10 g/cm3

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

7. Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación,

condensación, etc.

8. Tienen ausencia de sedimentación, es decir, al someter una disolución a un

proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el

tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom ( Å ).

9. Se encuentran en una sola fase.

Además de la naturaleza del soluto y la naturaleza del disolvente, la temperatura y la presión también influyen en la solubilidad de una sustancia.

La temperatura afecta la rapidez del proceso de disolución: si las moléculas del solvente se mueven rápidamente, las moléculas de soluto pueden penetrar con más facilidad. Sin embargo, en una solución gaseosa el efecto de la temperatura es opuesto: con el aumento de temperatura las moléculas de gas se dispersan.

El efecto de la presión resulta notorio en los gases, a mayor presión mayor solubilidad; no es importante en las soluciones líquidas ni sólidas.

Las disoluciones sufren una precisa clasificación, ya sea o por su estado de agregación o por su concentración:

POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN

De tipo coloidal

Son disoluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos. Pueden observarse casos particulares en la vida cotidiana, como la mayonesa

Sólidas

- Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el disolvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el bronce.

Aleación de bronce

- Gas en sólido: un ejemplo es el hidrógeno (gas), que disuelve bastante bien en metales, especialmente en el paladio (sólido). Esta característica del paladio se estudia como una forma de almacenamiento de hidrógeno.

Hidrógeno en paladio

- Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las amalgamas se hacen con mercurio (líquido) mezclado con plata (sólido).

Los conocidos “empastes” son aleaciones de mercurio con otros metales (Amalgama)

Líquidas

- Sólido en líquido: este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas en grandes cantidades líquidas. Un ejemplo claro de este tipo es la mezcla de agua con azúcar.

Agua con azúcar

- Gas en líquido: por ejemplo, oxígeno en agua.

Oxígeno en agua

- Líquido en líquido: esta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de alcohol en agua (cambia la densidad final) o la gasolina.

Gasolina

Gaseosas

- Gas en gas: son las disoluciones gaseosas más comunes. Un ejemplo es el aire (compuesto por oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que en estas soluciones casi no se producen interacciones moleculares, las soluciones que los gases forman son bastante triviales. Incluso en parte de la literatura no están clasificadas como disoluciones, sino como mezclas.

Aire

- Sólido en gas: no son comunes, pero como ejemplo se pueden citar el yodo sublimado disuelto en nitrógeno y el polvo atmosférico disuelto en el aire.

Polvo atmosférico en el aire

- Líquido en gas: por ejemplo, el aire húmedo.

Aire húmedo

POR SU CONCENTRACIÓN

La disolución puede ser analizada en términos cuantitativos o cualitativos dependiendo de su estado.

Disoluciones empíricas

También llamadas disoluciones cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera:

Disolución   diluida : es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.

Disolución   concentrada : tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.

Disolución   insaturada : no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.

Disolución   saturada : Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente.

Disolución   sobresaturada : contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

Estos vasos, que contienen un tinte rojo, muestran cambios cualitativos en la concentración. Las disoluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las disoluciones más concentradas de la derecha.

Disoluciones valoradas

A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciones valoradas cuantitativamente, si toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión.

En esta práctica la disolución que vamos a realizar es líquido-líquido, que es una de las disoluciones más corrientes, y de ellas las disoluciones acuosas. Para conocer en que proporción se encuentra el soluto y el disolvente en una disolución, necesitamos determinar la concentración de ésta. Se puede expresar de diversas maneras:

MOLARIDADEs una medida de la concentración de un soluto en una disolución, o de alguna especie molecular, iónica, o atómica que se encuentra en un volumen dado. Se define como la cantidad de soluto por unidad de volumen de disolución, o por unidad de volumen disponible de las especies. Su fórmula es la siguiente:

MOLALIDAD

La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente. Su fórmula es la siguiente:

% EN MASA

Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la disolución. Su fórmula es la siguiente:

FRACCIÓN MOLAR

La fracción molar es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en una disolución. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de disolvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la siguiente expresión:

% EN VOLUMEN

El Porcentaje en Volumen también puede definirse como la proporción entre el volumen del soluto y el volumen del disolvente, tomando como base de cálculo 100 mL de disolución. Su fórmula es la siguiente:

MATERIALES Y PRODUCTOS:- Soporte y pinzas- Vasos de precipitado- Matraz Erlenmeyer- Vidrio de reloj- Matraces aforados- Pipeta- Ácido clorhídrico comercial- Agua destilada

PRODECIMIENTO:1. Anota la riqueza y la densidad del ácido clorhídrico comercial.

Riqueza: 37% = 37 ml de HCl puro/100 ml de ácido clorhídrico comercial.Densidad: 1.19 g/ml = 1.19 g de HCl/ml de disolución comercial.

2. Calcula el volumen de la disolución comercial que debes medir para preparar la disolución.

0.1 mol HCl / L disolución · 0.25 l disolución · 36.5 g HCl puro / 1 mol HCl · 100 g HCl impuro / 37 g HCl puro · 1ml HCl impuro / 1.19 g HCl impuro =

= 2.07 ml disolución HCl del 37%

Volumen de HCl comercial: 2.07 ml

3. Una vez conocida la masa, mídela con la mayor precisión posible usando la pipeta, y viértela en un matraz aforado, que contenga ya una cierta cantidad de agua destilada, ya que el ácido clorhídrico siempre se tiene que verter sobre agua destilada, nunca al contrario.

4. Añade agua hasta enrasar el matraz aforado

CONCLUSIONES:Durante esta práctica el único problema que tuvimos fue al medir el volumen correcto del ácido clorhídrico, debido a que en lugar de medir 2.07 ml medimos 2.7 ml. Al darnos cuenta, lo que hicimos fue calcular cual sería la molaridad de esta disolución, pero al final decidimos realizarla de nuevo por dos motivos: el primero porque el bote en el cual metimos la disolución lo vaciaron y el segundo porque ya que teníamos que hacerlo de nuevo quisimos hacerlo bien, sin cambiarle el volumen del clorhídrico. A parte de este pequeño inconveniente que tuvimos durante esta práctica, todo lo demás se hizo tal cual lo decía el procedimiento.

* Preguntas sobre la práctica:

1. Calcula cuál es la concentración de esa disolución en:

2.07 ml disolución · 1g disolución / 1.19 ml disolución = 1.74 g disolución

0.1 M = moles HCl / 0.00207 l disolución ; moles HCl = 0.1 · 0.00207 = 0.000207 moles HCl · 36.5 g HCl / 1 mol HCl = 0.0076 g HCl

% en peso = 0.0076 g HCl / 1.74 g disolución · 100 = 0.44 %

g/l = 0.0076 g HCl / 0.00207 l disolución = 3.67 g/l

2. Si quisieras preparar 100 ml de una disolución de ácido sulfúrico 0.5 M, qué volumen de ácido sulfúrico comercial necesitarías

H2SO4 → 96 % ; d = 1.84 g/ml

0.5 moles H2SO4 / l disolución · 0.1 l disolución · 98 g H2SO4 puro / 1 mol H2SO4 ·

· 100 g H2SO4 impuro / 96 g H2SO4 puro · 1 ml / 1.84 g H2SO4 = 2.77 ml de ácido sulfúrico comercial.