UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS

LABORATORIO Nº 6LIQUIDOS Y SOLUCIONES

I. OBJETIVOS

Estudiar algunas de las propiedades físicas de los líquidos, de las soluciones binarias y la determinación del peso molecular de una sustancia por crioscopia

II. FUNDAMENTO TEORICO

Propiedades de las soluciones:

Es difícil dar una definición para expresar clara y brevemente en qué se diferencian las soluciones de las mezclas y los compuestos, a pesar del hecho de que las soluciones se encuentran entre las sustancias más comunes de la naturaleza. Una solución es una sustancia homogénea que, dentro de ciertos límites, tiene una composición que puede variar continuamente. Las propiedades y la composición son uniformes, mientras no sea analizada al nivel molecular. Existen substancias, sin embargo, que no pueden ser clasificadas claramente como soluciones ni como mezclas. Tal sustancia tiene propiedades y composición que podrían ser descritas bien como heterogéneas o como homogéneas, según sea el experimento que se va a realizar. Por tanto, no hay una línea divisoria nítida entre las mezclas y las soluciones.

Tipos de soluciones:

Hay muchos tipos posibles de pares de soluto-solvente. La mezcla de dos gases satisface a nuestra definición de solución. Otros tipos de soluciones importantes son:

1.-Líquido en líquido 4.-Líquido en sólido2.-Sólido en líquido 5.-Gas en sólido3.-Gas en líquido 6.-Sólido en sólido

De estos, los tres primeros son comunes, y los tres últimos, llamados soluciones“sólidas”, se presentan menos frecuentemente. El mercurio disuelto en zinc, el gas hidrógeno disuelto en vanadio metálico, y el zinc disuelto en cobre son ejemplos de soluciones en las cuales un líquido, un gas y un sólido, respectivamente, están disueltos en un sólido. A parte de sus propiedades mecánicas, las soluciones sólidas no difieren considerablemente de las soluciones líquidas.

Unidades de concentración:

Generalmente, sólo se especifican las cantidades relativas de los componentes, ya que las propiedades de las soluciones no dependen de las cantidades absolutas de los materiales presentes. La cantidad relativa de una sustancia es conocida como concentración, y se expresa en cinco grupos comunes de unidades:

1. Unidades de fracción molar: La fracción molar del componente 1 es el número de moles del componente 1 dividido entre el número total de moles de todos los componentes de la solución. Para una solución formada por los componentes 1 y 2 tenemos:

Donde el símbolo x representa la composición expresada en las unidades de fracción molar. Siempre se cumple que la suma de las fracciones molares es igual a la unidad

2. Molalidad: Se define como el número de moles de soluto que hay en 1000 g de solvente. Se simboliza comúnmente por la letra m minúscula. Es una unidad útil en los cálculos que implican los puntos de congelación y de ebullición de las soluciones, pero el hecho de que sea difícil pesar los solventes líquidos hace de esta una unidad inconveniente para el trabajo común de laboratorio.

3. Molaridad: Es la unidad de concentración más común. Es el número de moles de soluto que hay en un litro de solución, siendo su símbolo una M. Es una unidad muy conveniente para trabajos de laboratorio, ya que las soluciones acuosas de molaridad conocidas pueden ser preparadas fácilmente pesando pequeñas cantidades de soluto, y midiendo el volumen de la solución en recipientes calibrados. Sin embargo, como el volumen de la solución depende de la temperatura, la concentración expresada en unidades de molaridad también depende de la temperatura. Esta es una desventaja que no tienen las unidades fracción molar ni molalidad.

4. Formalidad: La formalidad de una solución es el número de pesos de la fórmula gramo que hay en un litro de solución; el símbolo de esta unidad es F. La formalidad es muy similar a la molaridad, y su empleo evita la dificultad de asignar un peso molecular a algunas substancias que no contienen moléculas discernibles.

5. Normalidad: El peso equivalente de cualquier materia es el peso de ella que reaccionaría con 7,999 g de oxígeno o 1,008 g de hidrógeno. La normalidad de una solución es el número de pesos equivalentes gramo del soluto que hay en un litro de solución. La normalidad es una unidad conveniente para ciertos cálculos del análisis cuantitativo.

Propiedades Coligativas de las Soluciones

Muchas de las propiedades importantes de las soluciones dependen del número de partículas de soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto.Estas propiedades se denominan propiedades coligativas (o propiedades colectivas), porque tienen un mismo origen; esto es, todas ellas dependen del número de partículas de soluto presentes, independientemente de que estas partículas sean átomos, iones o moléculas. Las propiedades coligativas son la disminución presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, la depresión del punto de congelación y la presión osmótica. Para el estudio de las propiedades coligativas de las soluciones es importante tener en mente que se está hablando

acerca de soluciones relativamente diluidas, cuyas concentraciones son menores a 0.2 M.

Disminución de la presión de vapor

Si un soluto es no volátil (es decir, no tiene presión de vapor medible) la presión de vapor de su solución siempre es menor que la del disolvente puro. Así que la relación entre la presión de vapor de su disolución y la presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación está dada por la ley de Raoult, que establece que la presión parcial de un disolvente sobre una solución, P1 , está dada por la presión vapor del disolvente puro, Po1, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución, X1:

P1 = X1 Po1

En una solución que sólo contenga un soluto, X1 = 1-X2, donde se ve que la disminución en la presión de vapor, DP, es directamente proporcional a la concentración del soluto presente (medida en fracción molar).Una de las interrogantes que se puede plantear sería ¿por qué la presión de vapor de una disolución es menor que la del disolvente puro? Como se sabe, una fuerza motora en los procesos físicos y químicos es un incremento en el desorden: a mayor desorden creado más favorable es el proceso. La vaporización aumenta el desorden de un sistema porque las moléculas en el vapor no están cercanamente empacadas y por lo tanto tienen menos orden que las del líquido. Como solución está más desordenada que la disolvente puro, la diferencia en el desorden entre una disolución y un vapor es menor que la que se da entre un disolvente puro y un vapor. Así las moléculas del disolvente tienen menor tendencia abandonar el disolvente puro para transformarse en vapor, y la presión de vapor de la solución es menor que la del disolvente.Si ambos componentes de una solución son volátiles (esto es, tienen presiones de vapor medibles), la presión de vapor de la solución es la suma de las presiones parciales individuales. La ley de Raoult se cumple también en este caso:

Donde PA y PB son las presiones parciales sobre la disolución de los componentes A y B; PoA y PoB son las presiones de vapor de las sustancias puras; y XA y XB son sus factores molares. La presión total está dada por la ley de Dalton de las presiones parciales.

PT = PA + PB

El benceno y el tolueno tienen estructuras similares y, por ende, fuerzas intermoleculares semejantes:

En una disolución de tolueno y benceno, la presión de vapor de cada componente obedece a la Ley de Raoult. La figura muestra la relación de dependencia entre la presión de vapor total de una disolución tolueno-benceno y la composición de la disolución. Nótese que sólo se necesita expresar la composición de la disolución en términos de la fracción molar de un componente. Para cada valor de Xbenceno, la fracción molar del tolueno, Xtolueno, está dada por (1- Xbenceno). La disolución benceno tolueno es uno de los pocos ejemplos de una disolución ideal, que es cualquier disolución que obedece la Ley de Raoult. Una característica de una disolución ideal es que el calor de disolución es siempre cero.La mayoría de las disoluciones no se comporta idealmente en este aspecto. Se puede considerar los siguientes datos, considerando las sustancias volátiles como A y B:

CASO I: Si las fuerzas intermoleculares entre las moléculas de A y B son más débiles que las que se dan entre las moléculas de A (entre sí) y las moléculas de B (entre sí), entonces hay una mayor tendencia de estas moléculas a abandonar la disolución que en caso de una disolución ideal. En consecuencia, la presión de vapor de la disolución es mayor que la suma de presiones predichas por la Ley de Raoult para la misma concentración. Este comportamiento da lugar a una desviación positiva. El calor de disolución es positivo (es decir, el proceso de mezclado es endotérmico).

CASO 2: si las moléculas de A atraen a las moléculas de B con mayor fuerza de lo que atraen a las de su misma clase, la presión de vapor es menor que la suma de presiones predichas por la Ley de Raoult para la misma concentración. Aquí se tiene una desviación negativa. El calor de disolución es negativo (esto es, el proceso de mezclado es exotérmico).

Elevación del punto de ebullición

En virtud de que la presencia de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de una solución, debe afectar también el punto de ebullición de la misma. El punto de ebullición de una disolución es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala la presión atmosférica externa. En la figura, dado que a cualquier temperatura la presión de vapor de la solución es menor que la del disolvente puro (línea continua). En consecuencia, la línea punteada intersecta la línea horizontal que marca P = 1atm a una temperatura mayor que el punto de ebullición del disolvente puro.

Este análisis gráfico muestra que, el punto de ebullición de la disolución es mayor que la del agua. La elevación del punto de ebullición Tb, se define como:

Tb = Tb – Tbº

Donde Tb es el punto de ebullición de la disolución y Tbº es el punto de ebullición del disolvente puro. Como Tb es proporcional a la disminución de la presión de vapor, también es proporcional a la concentración (molalidad) de la disolución. Esto es,

Tb a mTb = Kbm

Donde m es la concentración molal del soluto y Kb es la constante de proporcionalidad.Esta última se denomina constante molal de la elevación del punto de ebullición; sus unidades son ºC/m.

Aquí es importante comprender la selección de la unidad de concentración. Se está trabajando con un sistema (la disolución) cuya temperatura no se mantiene constante, de modo que no se puede expresar la concentración en unidades de molaridad, pues ésta cambia con la temperatura:

Tf mTf = Kfm

Donde m es la concentración del soluto en unidades de molalidad y Kf es la constante molal de depresión del punto de congelación. Al igual que para Kb, las unidades de Kf son ºC/m.Nótese que en caso de la elevación del punto de ebullición se requiere que el soluto no sea volátil, pero no hay tal restricción para el caso de la disminución del punto de congelación. Por ejemplo, el metanol (CH3OH), un líquido bastante volátil hierve a temperatura de sólo 65 ºC, usándose a veces como anticongelante en los radiadores de automóviles.

Depresión del punto de congelación

La figura anterior muestra que al bajar a presión de vapor de una disolución, la curva sólido–líquido se desplaza hacia la izquierda (véase la línea punteada). En consecuencia esta línea punteada interseca a la línea horizontal en una temperatura inferior a la temperatura de congelación del agua. La depresión del punto de congelación Tb se define como:

Tf = Tºf -Tf

Donde Tb es el punto de congelación del disolvente puro y Tf es el punto de congelación de la disolución. De nuevo, Tf es proporcional a la concentración de la disolución.

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO 1

Diagrama de flujo

Datos:

- 2,5 ml. De Alcohol Etílico.- Termómetro de -10 ºC a 110 ºC- Tubo de ensayo- Capilar

Cálculos:

Se observa que al momento que sale la última burbuja del alcohol etílico, la temperatura que marca el termómetro es de 80 ºC.

Conclusiones y Observaciones:

- Se observa que la ebullición del alcohol empieza mucho antes de que lo haga el agua, con lo cual se comprueba que tiene punto de ebullición menor.

EXPERIMENTO 2

Diagrama de flujo

Datos:

- Solución Sacarosa (Solución de Cloruro de Sodio)- Densímetro

Cálculos:

Observando el densímetro, se observa que mide 1,0857; Y usando la tabla se concluye que el porcentaje en peso, es decir la concentración es de 12%.

Conclusiones y Observaciones:

- Se puede concluir que el porcentaje de concentración depende de la densidad de la solución.

EXPERIMENTO 3A

Diagrama de flujo

EXPERIMENTO 3B

Diagrama de flujo

Datos:

- HCl (0.5 M)- NaOH (0.5 M)- NH4Cl (0.5 M)- NaHCO3 (0.5 M)- Na2CO3 (0.5 M)- CH3COONa (0.5 M)

IV. CUESTIONARIO

Experimento 1:

Determinación del punto de ebullición de alcohol etílico.

1. En el procedimiento seguido, explique porque la temperatura se lee durante el enfriamiento, justo en el momento en que el alcohol comienza a ascender dentro del capilar.

2. Presente otro procedimiento para determinación del punto de ebullición de alcohol etílico.

3. En relación a las fuerzas intermoleculares, explique el ordenamiento de las temperaturas de ebullición de las moléculas: dietiléter, n-butanol, n-butóxido de sodio:

Experimento2:

Determinación de la Concentración de una solución de cloruro de sodio.

1. Determine el % en peso de cloruro de sodio de la solución problema. Utilice datos experimentales y tabla siguiente. (Use método de extrapolación).

Observando el densímetro, se observa que mide 1,0857; Y usando la tabla se concluye que el porcentaje en peso, es decir la concentración es de 12%.

Experimento 3A:

Determinación del peso molecular de una sustancia no volátil por crioscopía.

1. Determine el peso molecular del soluto. Muestre detalle de sus cálculos.

2. Identifique cuál de los siguientes compuestos es el más parecido al soluto desconocido de su corrida experimental: bifenilo, antraceno, para diclorobenceno, cloruro de berilio.

3. ¿Qué sucedería con el punto de congelamiento de su solución de naftaleno, si:a. El peso molecular del soluto fuese menor.

b. La masa del soluto usado en éste experimento se redujera a la mitad sin cambiar la cantidad de naftaleno.

c. La cantidad de naftaleno fuera doblada sin cambio en la cantidad de soluto.

d. La sustancia desconocida actuara como un electrolito en el naftaleno.

e. Prediga cuál sería el punto de congelamiento de una solución conteniendo su soluto (0.400g) en ciclohexano (5.00 g) . La constante de de depresión de punto de congelamiento (cte. crioscópica para ciclohexano es 20.5 oC/m).

Experimento 3B:

Determinación de la acidez mediante el uso de indicadores.

1. Muestre sus resultados experimentales en una tabla.

2. ¿Qué color muestra una solución con pH=3, empleando indicador anaranjado de metilo?.

INDICADOR

COLOR INTERVALO

DE pHACIDO BASE

Violeta de metilo Amarillo Violeta 0.3 – 2.0

Azul de timol Rojo Amarillo 1.0 – 2.5

Rojo de o-cresol Rojo Amarillo 1.0 – 2.0

Anaranjado de metilo Rojo Amarillo 3.0 – 4.4

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4.4 – 6.0

Azul de bromocresol Amarillo Azul 6.0 – 8.0

Rojo neutro Rojo Amarillo 7.0 – 8.0

Rojo de cresol Amarillo Rojo 7.0 – 9.0

Fenoltaleína Incoloro Rojo 8.0 – 10.0

Timolftaleína Incoloro Azul 9.4 – 10.6

Amarillo d alizarina Amarillo Violeta 10 – 12.0

1,3,5-Trinitrobenceno Incoloro Rojo 12 – 13.4

3. Presente 08 ejemplos de soluciones de electrolitos débiles y 08 ejemplos de soluciones de electrolitos fuertes.

ELECTROLITOS FUERTES

 Son aquellos que forman soluciones buenas conductoras de la electricidad. Ya que al disolverse en el agua su disociación es completa, entonces no se realiza un equilibrio, pues la reacción solo procede en un solo sentido. Así cuando el NaOH se disuelve en agua, todas las moléculas se disocian en Na + y OH-. De manera similar cómo se comportan los demás electrolitos fuertes.Los compuestos iónicos pertenecen a esta categoría, lo mismo que algunos compuestos covalentes.Estos electrolitos están disociados en un 100%. A mayor concentración de iones se obtendrá un electrolito fuerte.

Ejemplos

ácido nítrico cloruro de sodio hidróxido de sodio cloruro de potasio ácido perclórico ácido sulfúrico ácido clorhídrico hidróxido de potasio

ELECTROLITOS DEBILES:

Son los que forman soluciones malas conductora ya que los iones formados tratan de reunirse nuevamente para formar la molécula inicial lo que se traduce finalmente en el establecimiento de un equilibrio entre dichos iones y las moléculas no disociadas.El agua es un electrolito sumamente débil.Este se obtiene a menor concentración de iones.

Ejemplos Amoníaco o hidróxido de amonio Etilamina ácido acético ácido benzoico ácido láctico glicerina kerosene cloruro mercurioso

4. ¿A qué se denomina hidrólisis?.

Las disoluciones acuosas de sales pueden ser neutras, ácidas o básicas; debido a que alguno de los iones procedentes de la sal reacciona con el agua, lo que se denomina hidrólisis, reacción que consiste en la transferencia de un protón entre el ion de la sal y el agua, determinándose el pH por el ácido o base conjugada que quede libre.

De los iones procedentes de las sales (las cuales ce disocian totalmente en sus iones), solamente se hidrolizarán los aniones procedentes de ácido débil (serán bases fuertes), o los cationes procedentes de base débil (serán ácidos fuertes).

Cuantitativamente, la hidrólisis se mide por medio de la constante de equilibrio para la reacción correspondiente, Kh, que se llama CONSTANTE DE HIDROLISIS

5. Muestre la reacción de hidrólisis de carbonato de sodio, Na2CO3 y la reacción de hidrólisis de bicarbonato de sodio, NaHCO3.

Carbonato de Sodio Na2CO3 :

Para su formación H2CO3 + 2NaOH Na2CO3 (ac) + 2H2O(l)

Ocurrirá hidrólisis cuando CO3 =

+ H2O(l) HCO3- (ac) + OH-

(l)

La reacción produce iones OH-, la disolución de carbonato de sodio debe ser básica

6. ¿Por qué la solución de acetato de sodio es de un pH básico?.

El acetato de sodio es un producto con un pH básico, (es una base conjugada de un ácido débil; una base de este tipo es fuerte), debido a que uno de los iones procedentes de la disociación de la sal tiene una reacción de hidrólisis, es decir, intercambia protones con el H2O. El que reacciona de esta manera es el ion acetato, robando un protón del agua y convirtiéndose en ácido acético y dejando al H2O como OH, por lo que a la solución resultante se le confiere un carácter básico.

Acetato de Sodio CH3COONa :

La disociación de acetato de sodio (CH3COONa) en agua esta dada por:

CH3COONa (s) Na+(ac) + CH3COO -

(ac)

El ion Na+ hidratado no tiene propiedades ácido - base. El ion acetato CH3COO -, sin

embargo, es la base conjugada del ácido débil CH3COOH y tiene una afinidad

apreciable por los iones H+, por lo tanto la reacción de hidrólisis está dada por:

CH3COO - (ac) + H2O(l) CH3COOH (ac) + OH-

(ac)

Ya que la esta reacción produce iones OH-, la disolución de acetato de sodio debe ser básica

7. ¿Por qué la solución de cloruro de amonio es de un pH ácido?.

Cloruro de Amonio NH4Cl :

El NH4Cl es una sal que se formará a partir de un ácido fuerte HCl y de una base débil

NH3. La disociación inicial de la sal en agua es:

NH4Cl (s) + H2O NH4+

+ Cl-

El catión (NH4+) de la sal se hidrolizará.

NH4+

(ac) NH3(ac) + H+(ac)

La reacción produce iones H+, la disolución de cloruro de amonio debe será ácida

V. BIBLIOGRAFIA

Mahan H. Bruce; Myers, Rollie J. - Química Curso Universitario - Wilmington: Addison-Wesley, 1990.-- 950 p.Brady, James E.; Humiston, Gerard E. - Química Básica - México : Limusa,1992.-- 1009 p.Reid, Robert C.; Sherwood, Thomas K. Autor(es) Instit. -Propiedades de losgases y liquidos. : su estimación y correlación - México, D. F. : Centro Regionalde Ayuda Técnica, 1968.-- 719 p.