PRÁCTICA 3: PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

INTRODUCCIÓN

Esta práctica consistía en la preparación de dos disoluciones de concentración conocida, observando el resultado y aprendiendo el procedimiento de preparación de las disoluciones.

En este caso, una de las disoluciones se preparaba con un soluto sólido (sulfato de cobre pentahidratado) y la otra, a partir de otra disolución de concentración conocida (ácido clorhídrico diluido).

El material que hemos utilizado ha sido el siguiente: 

- Vasos de precipitado: los vasos de precipitado en este caso nos han servido como recipientes para preparar las disoluciones. En el primer caso, lo utilizamos para disolver el sulfato de cobre pentahidratado, y en la segunda no utilizamos el vaso de precipitado.

- Vidrio de reloj: lo utilizamos para coger el sulfato de cobre pentahidratado y transportarlo hasta que lo juntamos con el agua.

- Varilla de agitar: en esta práctica hemos utilizado la varilla de agitar para remover el sulfato de cobre pentahidratado cuando lo disolvemos con el agua.

- Espátula de laboratorio: la utilizamos en el primer experimento para coger de forma precisa el sulfato de cobre pentahidratado. 

- Balanza: la balanza la utilizamos para pesar el sulfato de cobre pentahidratrado, y coger la cantidad necesaria.

- Matraz aforado: lo utilizamos en la primera disolución para verter la disolución de sulfato de cobre pentahidratado, y una vez dentro del matraz, añadir el agua necesaria.

- Probeta: la probeta la utilizamos en el segundo experimento para echar el agua antes de añadir el ácido clorhídrico.

- Pipeta y aspirador de cremallera: utilizamos ambos utensilios para extraer el ácido clorhídrico diluido y añadirlo al agua que anteriormente hemos echado en la probeta en la segunda disolución.

- Sulfato de cobre pentahidratado; es el soluto sólido que utilizamos en la primera disolución. La fórmula es CuSO2.

- Ácido clorhídrico diluido: es la disolución que utilizamos en la segunda disolución. Su fórmula es HCl.

Este es todo el material que hemos utilizado en esta práctica.

Los conceptos clave de esta práctica son: 

• Disolución: 

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.

Entonces, reiterando, llamaremos solución  o disolución a las mezclas  homogéneas que se encuentran en  fase líquida. Es decir,  las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida,  como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones. 

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua.

Características de las soluciones (o disoluciones): 

I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. 

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. 

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. 

    Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

    Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto.  El solvente es aquella fase en  que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto  y de solvente  de una disolución  se utiliza una magnitud denominada concentración. 

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas,  sobresaturadas.  

- Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña.  Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. 

- Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.  Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa  en 100 gramos de agua.  

- Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto.  Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.  

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.  

- Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

• Concentración en mol/L: 

Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M).
Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de disolución.
La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir: M = n/V. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto. 

La molaridad se refiere al número de moles de soluto que están presentes por litro de solución.  Por ejemplo, si una solución tiene una concentración molar de 2.5M, sabemos que hay 2.5 moles de soluto por cada litro de solución.  Es importante notar que el volumen de solvente no es tomado en cuenta sino el volumen final de la solución. 

Molaridad = moles de soluto / litros de solución M = mol soluto / L solución

Tras la introducción teórica explicamos cada una de las partes detalladamente.

PARTE 1: PREPARACIÓN DE UNA DISULUCIÓN DE SULFATO DE COBRE PENTAHIDRATADO EN AGUA DE CONCENTRACIÓN 0,01 MOL/L

Queríamos preparar un litro de disolución de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4) en agua (5H2O). Para ello:

-Primer paso: Calculamos la masa del sulfato de cobre. Para ello primero vamos a calcular el número de moles con la siguiente fórmula: c=n/v  ; n=c.v    n= 0'01.1 n=0'01 mol de CuSO4. Una vez obtenido el número de moles aplicamos la fórmula para calcular la masa: n=m/M ; m=n.M -->  m= 0'01. 250 --> m=2'5g. Masa molar del CuSO4= 250 g/mol.

-Segundo paso: A continuación, al obtener la masa, en un vidrio de reloj añadimos el sulfato de cobre necesario pesándolo en la balanza.

-Tercer paso: Después de pesar el sulfato de cobre lo depositamos en un vaso de precipitado, y añadimos agua hasta los 100 mL para disolverlo, mezclándolo.

                                               

-Cuarto paso: Una vez disuelto volcamos el contenido del vaso de precipitado en el matraz aforado y lo enrasamos hasta llegar a la marca del matraz (su volumen es de 1 litro).
Para añadir el agua usamos un vaso de precipitados y para una mejor precisión hicimos uso de un cuentagotas, puesto que al enrasar necesitamos que quedara con la forma de la figura A.

PARTE 2: PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN DE ÁCIDO CLORHÍDRICO DE CONCENTRACIÓN 0,1 MOL/L

Una vez realizada la primera disolución nos dispusimos a preparar la segunda; a partir de una disolución de ácido clorhídrico, de concentración 1mol/L. Y la haremos reacionar con agua (H2O) para obtener 50mL de disolución de ácido clorhídrico en agua de concentración 0,1mol/L.

-Primer paso: Calculamos el volumen de la disolución, a partir de una su concentración, C=0,1 mol/L y un volumen de 50mL. En primer lugar determinamos el número de moles: C=n/v; 0,1=r/0,05; n=0,005 mol de HCL. A continuación calculamos de ácido clorhídrico: C=L/V; n=0,005/v; V=0,005L; V=5mL.

-Segundo paso: Añadimos en una probeta 25mL de agua (H2O).

-Tercer paso: Nos ayudamos de una pipeta y el aspirador para extraer el volumen calculado anteriormente; y lo vertemos en la probeta que contiene el agua. Siempre intruduciendo el ácido en segundo lugar para evitar salpicaduras, ya que el ácido es corrosivo.

-Cuarto paso: Por ultimo enrasamos hasta los 50m/L.

 * En el vídeo añadimos agua, pero solo para enrasar.

 CONCLUSIONES

En esta práctica hemos realizado dos disoluciones. 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 proporciones variables. Consta de un disolvente y un soluto hallándose el segundo siempre en menor cantidad.

Podemos saber que las prácticas que hemos realizado son disoluciones por el hecho de que la mezcla era perfectamente homogénea ya que tanto el HCl como el CuSO4.5H2O no era apreciable en la mezcla final.

Por ello al ser disoluciones podemos usar la fórmula aprendida que relaciona el número de moles con la concentración y el volumen.

n=C.V

Por lo tanto esta práctica nos ha servido para comprobar como los ejercicios de reacciones químicas con moles realizados en el aula, tienen una función práctica en el laboratorio al poder realizar disoluciones con la concentración que nosotros deseemos.

En ella hemos podido mediante algunos cálculos conocer el número de moles, de CuSO4.5H2O en la primera y de HCl en la segunda, necesarios para preparar partiendo de un sólido o de una líquido con concentración mayor, una disolución con la concentración adecuada.

En la primera disolución hemos partido de un sólido, como es el sulfato de cobre pentahidratado, y conociendo su masa molar hemos sido capaces de, pasando por el número de moles, saber cuántos gramos debemos mezclar con agua para obtener una disolución 0,01 mol/L de 1 litro.

En la segunda en la cual partíamos ya de una disolución de ácido clorhídrico en agua de 1mol/L y queríamos obtener una de 0,1 mol/L. Para lograrlo hemos hecho el mismo proceso, calculamos el número de moles necesarios partiendo de la concentración de la primera disolución y como el número de moles ha de ser el mismo cambiando la variable de la concentración podemos  conocer el volumen de disolución necesario para que la concentración sea de 0,1 mol/L.