profe buenos dias, envio pre informe de laboratoiro N02

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y ADISTANCIA

Escuela de ciencias agrícolas, pecuarias y del medio ambiente

CEAD JAG Bogotá

Programa agronomía

Curso. Química general cód. 201102

Laboratorio de química grupo No1

Pre informe de laboratorio N02, practica N04, N05 y N06

Presentado por:

Edilson cordero chaparro

Cód. 13520320

Tutor de práctica

Andrés Ramírez

TUTOR virtual

Javier Eduardo Villamizar

DIRECTOR

Stella Díaz Neira

30 de abril de 2012 I Periodo

Bogotá Cundinamarca

Práctica N04, soluciones

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. En cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.

La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la
cantidad de solvente.
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan:
1. Su composición química es variable.
2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
3. 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.



TIPOS DE SOLUCIONES:
- Gas en líquido.
- Líquido en líquido.
- Sólido en líquido.
- Gas en gas.
- Líquido en gas.
- Sólido en gas.
- Gas en sólido.
- Líquido en sólido.
- Sólido en sólido.

Clasificación de las soluciones

Por su estado	Por su concentración
Solidas	SOLUCION NO-SATURADA; es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación, Ej: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.
Liquidas	SOLUCION SATURADA: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto, Ej: una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC.
Gaseosas	SOLUCION SOBRE SATURADA: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.

Principales clases de soluciones

SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS
Gaseosa Gas Gas Aire
Liquida Liquido Liquido Alcohol en agua
Liquida Liquido Gas O2 en H2O
Liquida Liquido Sólido NaCl en H2O

SOLUBILIDAD: Cantidad máxima de soluto que puede ser disuelta por un determinado solvente. Varía con la presión y con la temperatura. Es un dato cuantitativo.

MISCIBILIDAD: Capacidad de una sustancia para disolverse en otra. Es un dato cualitativo. Separa los pares de sustancias en "miscibles" y "no miscibles".

SOLUCIÓN SATURADA: Solución que contiene la máxima cantidad de soluto que el solvente puede disolver a esa presión y esa temperatura. Si se le agrega más soluto no lo disuelve: si es un sólido en un solvente líquido, el exceso precipita; si es un líquido en solvente líquido, el exceso queda separado del solvente por encima o por debajo según su densidad relativa; si es un gas en un solvente líquido, el exceso de soluto...

Clasificación de las disoluciones
Por su estado de agregación
Sólidas

Sólido en Sólido: Cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el Zinc en el Estaño.

Gas en Sólido: Como su definición lo dice, es la mezcla de un gas en un sólido. Un ejemplo puede ser el Hidrógeno (g) en el Paladio(s).
 Líquido en Sólido: Cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las Amalgamas se hacen con Mercurio (l) mezclado con Plata(s).
Líquidas

Sólidos en Líquidos: Este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas (solutos) en grandes cantidades líquidas (solventes). Ejemplos claros de este tipo son la mezcla del Agua con el Azúcar, también cuando se prepara un Té, o al agregar Sal a la hora de cocinar.

Gases en Líquidos: Por ejemplo, Oxígeno en Agua.

Líquidos en Líquidos: Ésta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de Alcohol en Agua (cambia la densidad final); un método para volverlas a separar es por destilación.
Gaseosas

Sólidos en Gases: Existen infinidad de disoluciones de este tipo, pues las podemos encontrar en la contaminación al estudiar los componentes del humo por ejemplo, se encontrará que hay varios minerales disueltos en gases.

Gases en Gases: De igual manera, existe una gran variedad de disoluciones de gases con gases en la atmósfera, como el Oxígeno en Nitrógeno.

Líquidos en Gases: Este tipo de disoluciones se encuentran en las nieblas.
Ejemplos
A continuación se presenta una tabla con ejemplos de disoluciones clasificadas por su estado de agregación donde se muestran todas las combinaciones posibles.
Ejemplos de disoluciones Soluto
Gas
Líquido
Sólido
Disolvente Gas
El oxígeno y otros gases en nitrógeno (aire)
El vapor de agua en el aire
La naftalina se sublima lentamente en el aire, entrando en solución
Líquido
El dióxido de carbono en agua, formando agua carbonatada. Las burbujas visibles no son el gas disuelto, sino solamente una efervescencia. El gas disuelto en sí mismo no es visible en la solución El etanol (alcohol común) en agua; varios hidrocarburos el uno con el otro (petróleo)
La sacarosa (azúcar de mesa) en agua; el cloruro de sodio (sal de mesa) en agua; oro en mercurio, formando una amalgama
Sólido
El hidrógeno se disuelve en los metales; el platino ha sido estudiado como medio de almacenamiento. El hexano en la cera de parafina; el mercurio en oro. El acero, duraluminio, y otras aleaciones metálicas
Por su concentración

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.

Concentración

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.
Disoluciones Valoradas
A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciones valoradas cuantitativamente, sí 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.
Conocimientos aplicados
En función de la naturaleza de solutos y solventes, las leyes que rigen las disoluciones son distintas.
• Sólidos en sólidos: Leyes de las disoluciones sólidas.
• Sólidos en líquidos: Leyes de la solubilidad.
• Sólidos en gases: Movimientos brownianos y leyes de los coloides.
• Líquidos en líquidos: Tensión interfacial.
• Gases en líquidos: Ley de Henry.

Practica N05, propiedades coligativas

Propiedades coligativas de las soluciones
Las propiedades coligativas son propiedades físicas que van a depender del número de partículas de soluto (sustancia que se disuelve un compuesto químico determinado) en una cantidad determinada de disolvente o solvente (sustancia en la cual se disuelve un soluto).
Propiedades Coligativas La presión de vapor: Esta propiedad está reflejada en la Ley de Raoult, un científico francés, François Raoult quien enunció el siguiente principio: “La disminución de la presión del disolvente es proporcional a la fracción molar de soluto disuelto”.
Este principio ha sido demostrado mediante experimentos en los que se observa que las soluciones que contienen líquidos no volátiles o solutos sólidos, siempre tienen presiones más bajas que los solventes puros.
El cálculo de la presión se realiza mediante la fórmula que se muestra a la derecha. Las soluciones que obedecen a esta relación exacta se conocen como soluciones ideales. Las presiones de vapor de muchas soluciones no se comportan idealmente.
Pasos para calcular la presión de vapor de una solución: El planteamiento del problema puede ser el siguiente: Calcule la presión de vapor de una solución a 26°C que contiene 10 gr. de Urea disuelta en 200 gr. de agua. Masa molecular de la urea: 60 g/mol Masa molecular del agua: 18 g/mol
Paso 1: Calcular el número de moles del soluto y del solvente. Total moles soluto + solvente = 0,1666 + 11,111 = 11,276 mol Paso 2: Fracción molar (Fn) Paso 3: Aplicar la expresión matemática de la Ley de Raoult

Punto de ebullición y de congelación: El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie. Para los líquidos en recipientes abiertos, ésta es la presión atmosférica. La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la elevación en el punto de ebullición de la solución. Esto debido a que las moléculas de soluto al retardar la evaporación de las moléculas del disolvente hacen disminuir la presión de vapor y en consecuencia la solución requiere de mayor temperatura para que su presión de vapor se eleve o iguale a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición del agua pura es 100 ºC.

El agua pura hierve a 100°C y la presión del vapor es de 760 mm de Hg Al preparar una solución de urea 1 molar, ésta solución no hierve a 100°C y la presión de vapor desciende por debajo de 760 mm de Hg Para que la solución de urea hierva hay que aumentar la temperatura a 100,53°C y elevar la presión a 750 mm de Hg El punto de ebullición de cualquier disolvente en una solución siempre es mayor que el punto de ebullición del disolvente puro. Para calcular la variación del punto de ebullición se aplica la siguiente fórmula: Cálculo del punto de ebullición:   Te: diferencia entre los puntos de ebullición de una solución y del disolvente puro. Ke: constante molal de ebullición. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 0,52 ºC Kg/mol m: molalidad El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido se igualan. El punto de congelación se alcanza en una solución cuando la energía cinética de las moléculas se hace menor a medida que la temperatura disminuye; el aumento de las fuerzas intermoleculares de atracción y el descenso de la energía cinética son las causas de que los líquidos cristalicen. Las soluciones siempre se congelan a menor temperatura que el disolvente puro. La temperatura de congelación del agua pura es 0ºC. Cálculo del punto de congelación:   Tc: diferencia entre los puntos de congelación de una solución y del disolvente puro. Kc: constante molal de congelación. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 1,86 ºC Kg/mol m: molalidad Aplicación de las fórmulas: En 392 g de agua se disuelven 85 g de azúcar de caña (sacarosa). Determinar el punto de ebullición y el de congelación de la solución resultante. Masa molecular de la sacarosa: 342 g/mol. Paso 1: determinar la molalidad de la solución: Paso 2: Determinar el punto de ebullición y de congelación Punto de ebullición:   Como el agua hierve a los 100°C, se suma el valor obtenido a 100°C: 100°C + 0,329 = 100,329°C Punto de congelación:   Como el agua se congela por debajo de los 0ºC 0ºC– 1,179 = - 1,179°C.   Presión osmótica: Esta propiedad se     basa en el fenómeno de la ósmosis en el cual se selecciona el paso de sustancias a través de una membrana semipermeable que tiene poros muy pequeños que sólo permiten el paso de las moléculas del disolvente pero no del soluto. Esto permite que dos soluciones de diferentes concentraciones separadas mediante una membrana semipermeable igualen sus concentraciones, debido al paso de las moléculas de solvente de la solución más diluida a la solución más concentrada, hasta alcanzar ambas la misma concentración. El paso del disolvente desde la solución diluida hacia la solución concentrada provoca un aumento de la presión de la solución. Este incremento de la presión que se suma a la presión de vapor de la solución, se conoce como presión osmótica y se representa con la letra    Cálculo de la presión osmótica     C: molaridad o molalidad R: valor constante 0,082 L atm/°K x mol T: temperatura expresada en °K. Si el valor de la temperatura está expresado en ºC, se suma a este valor 273. Ejemplo: Temperatura: 20 ºC, 20ºC + 273 = 293ºK A continuación se presenta un problema tipo de presión osmótica: Halle la presión osmótica de una solución de glucosa que contiene 12 gr. de la sustancia en 500 ml de solución a una temperatura de 298ºK. Masa molecular de la glucosa = (MM): 180 g/mol Paso 1: Cálculo de la molalidad o molaridad:   Paso 2: Cálculo de la presión osmótica  = C x R x T  = 0,13 g/mol x 0,082 x 298°K  = 3,176 atm

Practica N06, características de ácidos y bases, mediciones de pH

Definición de ácidos y bases.

1. Según Arrhenius se denominan ácidos a aquellos electrolitos (sustancias que se disuelven en agua formando iones) que disueltos en agua producen iones H⁺ (ion hidrógeno). Por tanto, dichas sustancias, ácidos, disueltos en agua darían un anión y el catión H⁺.

Habitualmente el anión es un no metal (caso de los hidrácidos) o un grupo formado por no metal (también podría ser Mn, Cr,..) y oxígeno (caso de los oxácidos). Ejemplos de aniones procedentes de los ácidos en disolución acuosa:

De los hidrácidos: F^-, Cl^-, Br^-, I^-, S^2-,...

De los oxácidos: SO₄^2-, NO₃^-, PO₄^3-, SiO₄^2-, CO₃^2-,...

Ejemplos de ácidos en disolución:

·         HCl  →  Cl^-   +  H⁺ 

·         H₂SO₄  →  SO₄^2-  +  2 H⁺

·         HNO₃  →  NO₃^-  +  H⁺

2. Según Arrhenius se denominan bases a aquellos electrolitos (sustancias que se disuelven en agua formando iones) que disueltos en agua producen iones OH^- (ion hidroxilo). Por tanto, dichas sustancias, bases, disueltos en agua darían un anión (OH^-) y un catión (un metal).

Ejemplos de bases en disolución:

·         NaOH  →  Na⁺  +  OH^-

·         Al(OH)₃  →  Al³⁺  + 3 OH^-

Propiedades y manipulación de ácidos y bases.

1. Propiedades de los ácidos:

·         Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.

·         Algunos metales (Zn, Mg,...) reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno (H₂).

·         Presentan sabor agrio, el denominado sabor ácido

·         Reaccionan con el mármol, desprendiendo CO₂.

·         Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores (ver más adelante).

2. Propiedades de las bases:

·         Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.

·         Tienen sabor amargo y son untuosas al tacto.

·         Reaccionan con los ácidos produciendo sustancias totalmente diferentes (bases).

·         Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores (ver más adelante).

Precauciones en la manipulación de los ácidos y de las bases. Al ser muchas de ellas bastante peligrosas han de mostrarse determinadas precauciones cuando se manipulan. Su ingestión o el contacto con el cuerpo pueden producir graves quemaduras (depende de la sustancia y de la concentración de la misma). Medidas a tomar:

·         Evitar respirar los vapores, si se quiere comprobar el olor se debe echar hacia la nariz con la mano y a cierta distancia, nunca poniendo la nariz encima del frasco.

·         No derramarlos sobre piel, ojos o ropas. Llevar guantes, gafas y bata para protegerse.

·         No mezclarlos con ninguna sustancia a menos que sepamos qué sucederá.

·         Seguir las normas del fabricante.

·         En caso de contacto, lavar con abundante agua la zona afectada y acudir al médico si la gravedad lo requiere.

·         En caso de ingestión accidental, se debe acudir al centro hospitalario o llamar al teléfono que viene en los envases de productos de limpieza, indicando la marca / composición del producto ingerido.

·         Los ácidos se pueden neutralizar en suelo y ropa con cal, carbonato de sodio o cenizas. La arena o tierra puede servir para retener y absorber parte de los mismos.

Fortaleza de los ácidos y bases.

Las disoluciones acuosas de los ácidos y de las bases proporciona iones H⁺ y OH^-, respectivamente, a la disolución; por tanto, conducen la corriente eléctrica. Pero como no todos los ácidos y base se disocian igual de bien en los iones que forman la sustancia. Esto lo podemos ver porque algunos ácidos y bases son buenos conductores de la corriente eléctrica en disolución y otros no tanto.

Se denominan ácidos fuertes y bases fuertes a aquellos que se disocian mucho en disolución; es decir, aquellos que tienen todo o gran cantidad de iones H⁺ (ácidos) o de iones OH^- (bases) al disolverse. Serán muy buenos conductores de la electricidad.

Se denominan ácidos débiles y bases débiles a aquellos que se disocian poco en disolución; es decir, aquellos que tienen poca cantidad de iones H⁺ (ácidos) o de iones OH^- (bases) al disolverse. Serán muy buenos conductores de la electricidad.

Indicadores.

Son sustancias que cambian de color al reaccionar con una disolución ácida o básica.

Uno de los indicadores más antiguos es un tinte vegetal denominado tornasol. Vuelve de color rojo las disoluciones ácidas y de color azul las básicas.

Uno de los indicadores más habituales en los laboratorios es la fenolftaleína:

En medio ácido la disolución con fenolftaleína es incolora.

En medio básico la disolución con fenolftaleína es roja.

Existe un indicador universal que cambia de color en función de lo ácido o básico que sea el medio

Escala de pH.

El pH es una medida relacionada con la concentración de iones hidrógeno (H⁺). A mayor concentración de iones H⁺, más ácida es la disolución y su pH es más pequeño. Cuanto más básica es la disolución, menos concentración de H⁺ hay y más de OH^-, el pH es mayor.

El pH de una disolución neutra (ni ácida ni básica) es 7. El de las disoluciones ácidas es menor de siete y el de las básica mayor de siete:

pH	Tipo de disolución
< 7 (menor que siete)	ácida
= 7	neutra
> 7 (mayor que siete)	básica

El color de una disolución a la que le hemos añadido indicador universal nos indicará el pH que tiene.

También existen unos aparatos (pH metros) que nos indican el valor numérico del pH. Estos aparatos deben calibrarse previamente con disoluciones que tiene un pH conocido.

Reacciones de neutralización.

Son reacciones en las que los reactivos son un ácido y una base. El resultado, si la reacción es estequiometria, es una disolución neutra en principio. Reaccionan los iones H⁺ con los iones OH^- para dar agua.

Cuando a un ácido le echamos una base llegará un momento en que se neutralice, lo podemos ver por el cambio de color de un indicador. Si volvemos a echar ácido, volverá a tomar el color original, la disolución volverá a ser ácida.

Si partimos de una disolución básica ocurrirá lo contrario. Llegará un momento que si echamos ácido se neutralice (el color de la disolución con indicador cambia). Si volvemos a echar la base volverá a adquirir el color original, volverá a ser básica.

Para practicar neutralizaciones te recomendamos practiques con la actividad denominada 'neutralización ácido-base'

Por lo general se cumple la siguiente reacción en las neutralizaciones:

Ácido   +  hidróxido (base)   →   sal   + agua  (H₂O)

Observaciones: Según el tipo de ácido y de base que reaccionen, la sal podría no ser tan neutra como se ha indicado, podría tener comportamiento ligeramente ácido o ligeramente básico