UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

INFORME DE PRACTICA DE LABORATORIO

           NOMBRE:

LIQUIDOS

           NOMBRE DE LOS INTEGRANTES:

RAMIREZ BARRIENTOS, ALEJANDRO STING…………….. (20150283B)

         

           NOMBRE DEL MAESTRO:

MARY APOLAYA ARNAO

           MATERIA:

QUIMICA GENERAL

           SECCION:

OBJETIVOS

Estudiar algunas de las propiedades generales de los líquidos y algunas propiedades de las soluciones acuosas

FUNDAMENTO TEORICO

Además del estado gaseoso, la materia comúnmente se encuentra al estado líquido. Entre las propiedades que caracterizan a un líquido tenemos su temperatura de ebullición o punto de ebullición, la cual se define como la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido equipara la presión del líquido ejercida sobre la superficie. Los líquidos con alta presión de vapor, tienen temperaturas de ebullición bajas, mientras que aquellos que tienen baja presión de vapor les corresponden una temperatura de ebullición elevada. Soluciones son sistemas homogéneos, mezclas de dos o más sustancias (solutos disueltos en solventes) donde sus componentes se distribuyen uniformemente resultando una sola fase líquida, sólida o gaseosa

Soluciones acusas

Soluciones líquidas donde la fase dispersante es el agua se denomina soluciones acuosas. El agua es un disolvente polar debido a la estructura de dipolo de su molécula. En general los disolventes polares son excelentes para disolver otras moléculas polares. El agua disuelve con facilidad a muchos compuestos iónicos o de considerable porcentaje iónico (electrolito fuerte), disociándolos en aniones y cationes estos sucedecon los ácidos fuertes, bases fuertes y las sales provenientes de ambos: HCl, H2SO4,KOH, NaOH, NaCl, Na2SO4.El agua también es un buen solvente para solutos polares con radicales OH- y H+ en su estructura, tal es el caso de la sacarosa (azúcar de caña, C12H22O11) donde las moléculas de sacarosa permanecen sin disociarse en la disolución; otras se ionizan parcialmente (ácidos y bases débiles: HCN, HC2H3O2, NH4OH)

Composición cuantitativa de una solución

Hay varias formas de expresar la concentración o cantidades relativas de subcomponentes; porcentaje en peso (gr de soluto/100 de solución); partes por millón (soluto/litro de solución o mg soluto /Kg de muestra); molaridad (moles de soluto/1t de solución); Normalidad (peso equivalente gr/lt de solución); Molalidad (moles de soluto/Kg de solvente).Soluciones Acidas y Básicas.-Según Arrhenius un ácido se define como una sustancia que al disociarse produce iones H+, mientras que una Base es aquella que en solución acuosa se disocia y produce iones OH-. La fuerza de un ácido o de una base dependerá de su grado de disociación.

HCl → H+ + Cl- (disociación completa) 0,1 M 0,1 M HC2H3O2→ H+ + C3H3O2

- Ka = 1,8 x 10-5

Según la teoría de Bronsted – Lowry, ácido es toda sustancia donadora de protones y base aquella capaz de aceptarlos.

El HCl cede protones:

HCl +H2O → H3O+ + Cl-

Pares conjugados: Ácido1- base1; HCl - Cl-

Ácido2- base2; H3O+ - H2O

En cambio el NH3 es un aceptor:NH3 + H2O → NH4

+ + OH- base1 ácido2 ácido1 base2

El agua es de carácter anfotérico, comportamiento de ácido y de base.

Auto ionización del agua

El agua se autoioniza muy ligeramente en la proporción 10-1

Mol/lt a25°C.H2O + H2O → H3O + OH-

El producto de las concentraciones molares: (H3O+) (OH-) = Kw = 10-14 Se denomina producto iónico del agua y es una constante.Cuando se disuelve un ácido en agua, aporta protones H+ aumentando la concentración de iones hidronio H3O+; debe entonces disminuir los oxidrilos OH - para mantener invariable el valor de Kw. La escala de pH es una forma de expresar la concentración de H3O+ en una solución acuosa y se expresa por:pH = -log (H3O+) y en general -log (H3O+) (OH-) = -log Kw pH + pOH =pKw =14(H3O+) = 10-pH y (OH-) = 10-pOH

En soluciones diluidas, un ácido o una base fuerte se consideran completamente disociados. Así, en una solución 0,1 M de KOH se tiene:(OH-) = ( K + ) = 1 0 -1 ; pOH = 1 ; pH = 13

Un ácido o una base débil solo se disocia parcialmente

HCOOH + H 2O → H3O+ + COOH - M: molar idad M - x x x(H3O+) (HCOO-) = Ka = 1,8 x 10-4 HCOOH

Debido a una ligera hidrólisis las sales de anión débil y catión fuerte presentan reacción algo básica. NaCOOH + H2O → HCOOH + Na+ + OH- y las sales de catión débil y anión fuerte son ligeramente ácidas. NH4Cl + H2O → NH3 + Cl- + H3O+

El pH de una solución se determina mediante un indicador ácido-base o con un instrumento (potenciómetro).

Un indicador es una sustancia que cambia de color dentro de un determinado rango de pH

Indicadores y su cambio de color

Ejemplo de calculoSe tiene una solución acuosa de etanol, C2H5OH, al 60% cuya densidad es 0,891 gr/ml

Se puede determinar su molaridad (M), molalidad (m) como sigue:- 1 litro de solución peso 891 gramos, de los cuales el 60% es de C2H5OH, o sea 534,6gLas moles de C2H5OH serán:

534.6g46 g/mol=11.62 moles

las mismas que están contenidas en 1 lt de solución

Luego la molaridad, M, de la solución de etanol al 60% es 11,62 mol/lt.- Para calcular la molalidad, m, se debe calcular las moles de soluto, C2H5OH, contenido en 1 Kg de solvente, agua.

Gramos de H2O = 891 - 534,6 = 356,4 gr H2O

m = 11.62356.4mol x 103 = 32,3 molal

Hay propiedades de las soluciones que dependen del número de partículas del soluto, tal como las de descenso del punto de congelación y aumento del punto de ebullición de la solución con respecto al solvente puro.

La relación entre el descenso del punto de congelación y la molalidad es proporcionalmente directa en soluciones diluidas, matemáticamente se expresa así: Tc = Kc m Tc+ - T = Kc mDonde:Tc: es el descenso del punto de congelación de la solución con respecto a la del soluto puro.K c: es la constante crioscópica molal, que depende del solvente.m: es la molalidad de la solución. La molalidad, m, está relacionada a la cantidad en gramos de soluto y solvente y de sus respectivos pesos moleculares por la siguiente ecuación:

m= W 2x 1000M 2xW 1

Dónde: w2 y w1 son los pesos de soluto y solvente en la solución respectivamente.M2y M1 son los pesos moleculares del soluto y del solvente respectivamente

EXPERIENCIA N°1: (DETERMINACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICION DEL ALCOHOL ETILICO).

MATERIALES Y REACTIVOS:

Soporte. Pinza y nuez. Cuerda o pita. Termómetro de -10 a 110°c Agitador de alambre. Tubo de prueba 13*100mm. Tuvo capilar de 0.5*100mm. Vaso pírex de 400 ml. Rejilla de asbesto. Trípode. Mechero bunsen. Liga de jebe Probeta de 25 ml. Alcohol etílico.

PROCEDIMIENTO:

Llenar el tubo con 2.5 ml de alcohol, introducir un capilar con el extremo cerrado hacia arriba.

Sujetar el termómetro con una cuerda, sumergir todo el conjunto en un vaso de 100 ml (el conjunto debe quedar aproximadamente a 1 cm del fondo del vaso.

Calentar el vaso con un mechero de gas suavemente a través de una rejilla de asbesto y agitando el agua con movimientos verticales.

Retirar la llama luego que se nota el desprendimiento de la primera burbuja en el tubo que contiene alcohol, observar el desprendimiento de la última burbuja e inmediatamente leer la temperatura correspondiente.

RESULTADOS DEL LABORATORIO:

La temperatura la cual la P (atmosférica)=P (alcohol).TEMERATURA =75°C.

EXPERIMENTO N°2:

MATERIALES Y REACTIVOS:

1 gradilla. 6 tubos de ensayo de 10*100mm. 1 piceta con agua destilada recientemente hervida. HCl 6M. NaOH 6M. NH4Cl (1g). NaCH3COO (1g). NaHCO3 (1g). Na2CO3 (1g). Papel indicador universal. Anaranjado de metilo. Fenolftaleína.

PROCEDIMIENTO:

Con tubos separados disolver las sustancias (HCl, NH4Cl, NaCH3COO, NaHCO3, NaCO3, NaOH) con 5 ml de agua destilada.

Con el indicador universal observar el pH de cada una de las soluciones, apoyarse para la toma de datos de la circunferencia de pH.

Luego agregar a cada muestra una gota de fenolftaleína y observar cuales de estas cambian de color.

Finalmente agregar una gota de anaranjado de metilo para las muestran que no coloreadas por la fenolftaleína.

RESULTADOS:

SOLUCIÓN FENOLFTALEÍNA ANARANJADO DE METILO

INDICADOR UNIVERSAL

NH4Cl INCOLORO ANARANJADO 7CH3COONa ROSADO FUERTE 9Na2CO3 GROSELLA FUERTE 11NaHCO3 ROSADO PALIDO 8NaOH GROSELLA TENUE* 13HCl INCOLORO ROJO 1

OBSERVACIONES:

FENOLFTALEINA:

8-9.8

INCOLORO GROSELLA

ANARANJADO DE METILO:

3.1-4.5

ROJO NARANJA

EXPERIMENTO 3: (determinación de la concentración de una solución de sacarosa o cloruro de sodio)

Materiales y reactivos:

- Recipiente tubular de 25X4 cm de diámetro- Densímetro- Termómetro- Solución de sacarosa o solución de NaCl

Procedimiento:

a) Vierta la solución de sacarosa o NaCl al recipiente tubular hasta unos 2cm al borde superior, mida la temperatura e introduzca al densímetro para la lectura correspondiente

b) Usando la Tabla N°1 determine la concentración de NaCl en % en pesoc) Lave el densímetro con agua de caño

Calculo:

1.1009– 1.08572

= 1.1009−1.100

X X = 0.11842

El porcentaje en masa será 14 – X = 13.8816%

Con el uso de la tabla se determinara la concentración de NaCl en % en peso

Densidad20°C4°C

Porcentaje en pesoNaCl

1.00531.01251.02681.04131.05591.07071.08571.10091.11621.13191.14781.16401.1804

1.191.20

12468

10121416182022242628

Experimento 4: (determinación del peso molecular de una sustancia no volátil por crioscopia)

Materiales y reactivos:

- 1 tubo de prueba de 18X150nm- 1 vaso de 250ml- 1 termómetro- 1 soporte trípode- 1 soporte de pie- 1 rejilla de asbesto- 1 mechero de gas- Naftaleno y sustancias problema

Procedimiento:

a) Coloque en un tubo de prueba de 18X150nm 8 g de naftaleno, C 10H3 y 2 g de la sustancia de peso molecular desconocida

b) Sumerja el tubo en un vaso de 250ml llene con agua destilada hasta sus ¾ partes

c) Caliente el agua para que se funda el contenido, introduzca un termómetro y retirar rápidamente el tubo del agua( manténgase sujeto con la pinza)

d) Agite circularmente la masa fundida( solución) con el termómetro cuidando de no golpear fuertemente las paredes del tubo y controle la T°; cuando la solución se torne turbia( opaca) anote la T° e inmediatamente retire el termómetro para que no quede atrapado en la masa solida

e) Use los datos de la tabla de contantes molales del punto de congelación y ebullición de la guía y calcule el peso molecular de la sustancia

Cálculos:

m= N °moles desolutokgde solvente 0.6087 = N °moles desoluto8.10−3

Kc=ΔT °m 6.9 =(80.2−76)

m m=0.6087

N° moles de soluto= gramosde soluto

peso olecular de soluto

4.869610-3=2

pesomolecular de soluto

Peso molecular de soluto = 410.7114 g/mol

Cuestionario:

1. ¿En qué momento empieza a hervir un líquido?

Comienza a hervir cuando la T° del líquido aumenta hasta el punto en que la presión de vapor se iguala a la de la atmosfera

2. ¿A qué se debe la presencia de burbujas en un líquido en ebullición?

Se debe a que la ebullición se da en todo el líquido porque todo el vapor que se forma escapa a la atmosfera es así que se forman burbujas de vapor en el líquido que suben a la superficie

3. ¿Qué diferencia hay entre ebullición y evaporización?

Evaporización: proceso físico que consiste en el paso lento y gradual de un estado líquido hacia un estado gaseoso tras haber adquirido suficiente energía para vencer la tensión superficial. A diferencia de la ebullición, la evaporización se produce a cualquier temperatura.

Ebullición: proceso físico en el que la materia pasa a estado gaseoso cuando la T° del líquido aumenta hasta el punto en que su presión de vapor es igual a la presión de la atmosfera.

4. ¿Cómo influye la presión barométrica en el punto de ebullición de un líquido?

Se sabe que el punto de ebullición varía según la presión barométrica así si este aumenta el punto de ebullición aumenta y viceversa.

5. ¿Cuál es la estructura de la sacarosa? ¿Porque se disuelve en agua?

La sacarosa es un disacárido formado por los monosacáridos glucosa y fructuosa los cuales son unidades básicas de carbohidratos que contienen fuerzas intermoleculares débiles, debido a esto el agua puede romper fácilmente las uniones entre dichos carbohidratos y disolverlos.

Donde podemos afirmar que

“LO SEMEJANTE DISUELVE, LO SEMEJANTE”

6. ¿Cuál es la diferencia entre soluciones acidas, básicas y neutras?

La diferencia está en que la solución acida posee un concentración mayor a 10 -7, la solución básica posee una concentración menor a 10-7 y la solución neutra posee una concentración igual a 10-7.

7. Si el pH del jugo de toronja es 3(pH=3) y el de la cerveza es 5 (pH=5) ¿Cuántas veces es más acido el jugo de toronja que la cerveza?

pH =-log [H+] 10- pH = [H+]

10-3=[H+ TORONJA] 10-5 ---------- 100%

10-5=[H+ CERVEZA] 10-3 ---------- x

X = 10-4%

Lo que implica que el jugo de naranja es 10-4 veces más acido que la cerveza

8. Determine los pH de una solución 0.02N de HCl y de una solución 0.02N de NaOH

HCl + H2O H3O+ + Cl- (se disocia completamente por ser acido fuerte)[H3O+] = [H+] =0.02N=0.02MpH= -log[H+] = 1.698

NaOH Na+ + OH-

[OH] = 0.02N = 0.02MpOH = -log[OH] = 1.698pH + pOH =14 pH = 12.302

9. ¿Porque la solución NH4CH3COO es de carácter neutro?

La solución de NH4CH3COO es neutro, ya que surge de la combinación de ácido acético con amoniaco. En este caso el amoniaco funciona como base neutralizando al ácido

10. A 25°C una solución 0.001M de amoniaco esta ionizado en un 13%.Calcular la concentración molar de las diferentes especies en equilibrio y la constante de ionización para el amoniaco.

NH4 NH3 + H+

X=13%*0.001=0.00013

En el equilibrio: Constante de equilibrio:

Kc=(0.00013)2/0.00087

Kc=1.942*10-5

11. Determine la molaridad, molalidad, X, de la solución de NaCl estudiada en la práctica.

0.001-X X X

0.00087 0.00013 0.00013

REACCION

EQUILIBRIO