ESCUELA_POLITECNICA_NACIONAL_INGENIERIA

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Laboratorio de Química Analítica Ambiental
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ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
INGENIERÍA AMBIENTAL
PRACTICA Nº 1
“Preparación de soluciones”
Realizado por:
· Juan Tamayo
· Viviana Yánez
· Stefany Obando
Fecha de realización: 24 de abril del 2017	 
Fecha de entrega: 8 de mayo del 2017		 
1.- TEMA: Preparación de soluciones
2.- OBJETIVOS:
Conocer la metodología adecuada para la preparación de varios tipos de soluciones.
3.- TEORÍA:
Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias. Una de las sustancias se llama solvente, normalmente está en mayor cantidad. La otra (u otras) son el soluto, que se dispersa o disuelve en el solvente.
Las propiedades físicas y químicas de las disoluciones dependen de las cantidades relativas de soluto y disolvente presentes. Por otra parte, para disponer de la cantidad deseada de un producto que se encuentra en disolución, o para calcular la cantidad presente de una sustancia dada en una mezcla problema hace falta saber expresar la concentración de las disoluciones.
La concentración de las soluciones puede tener varias formas de expresión:
1. Expresiones de la concentración en unidades físicas
a) % m / m : gramos de soluto en 100 gramos de solución 
b) % m / V: gramos de soluto en 100 cm3 de solución 
c) % V / V: cm3 de soluto en 100 cm3 de solución 
2. Expresiones de la concentración en unidades químicas 
a) Molaridad: se simboliza con la letra M y expresa el Nº de moles de soluto por litro de solución. 
b) Formalidad: se simboliza con la letra F y expresa el Nº de masas formulares gramo de soluto por litro de solución. 
c) Normalidad: se simboliza con la letra N y expresa el Nº de masas equivalentes gramo de soluto por litro de solución.
d) Molalidad: se simboliza con la letra m y expresa el Nº de moles de soluto por kg de solvente. 
e) Fracción molar: se simboliza con la letra x y expresa el Nº de moles de un componente sobre número total de moles de la solución. 
	MATERIALES
	REACTIVOS
	EQUIPOS
	Vasos de precipitación 250 ml
	Agua destilada
	Balanza analítica
	Espátulas
	Cloruro de sodio
	
	Balones aforados de 100 ml con tapa
	Ácido clorhídrico
	
	Piseta
	Hidróxido de sodio
	
	Pipeta serológica 10 ml
	Metanol
	
	Propipeta
	
	
	Probeta 100 ml
	
	
	Varillas de agitación de vidrio 
	
	
4.- PROCEDIMIENTO:
Preparación de 100 ml de una solución de cloruro de sodio 
1) Pesar en una balanza un vaso de precipitación, tarar el vaso y adicionar con una espátula cloruro de sodio hasta completar 2 g.
2) Registrar el peso exacto alcanzado.
3) Medir 90 ml de agua y adicionarlos al vaso que contiene el cloruro de sodio.
4) Agitar hasta completa disolución del sólido.
5) Transferir la solución a un matraz volumétrico de 100 ml y aforar con agua. 
6) Tapar y agitar.
Preparación de 100 ml de una solución de metanol 
1) Con una pipeta serológica medir 5 m de metanol y depositarlos en un matraz volumétrico de 100 ml. 
2) Adicionar agua para mezclar y posteriormente aforar con agua. 
3) Tapar y agitar.
Preparación de 100 ml de una solución de ácido clorhídrico
1) Colocar 50 ml de agua en un matraz volumétrico de 100 ml. 
2) Usando una pipeta serológica, medir 0,8 ml de ácido clorhídrico.
3) Agregar el ácido lentamente al matraz con agua, deslizándolo gota a gota por las paredes del recipiente.
4) Agitar ligeramente la disolución y aforar con agua. 
5) Tapar y agitar.
Preparación de 100 ml de una solución de hidróxido de sodio
1) Pesar en una balanza un vaso de precipitación, tarar el vaso y adicionar con una espátula hidróxido de sodio hasta completar 0,4 g.
2) Registrar el peso exacto alcanzado.
3) Medir 90 ml de agua y adicionarlos al vaso que contiene el hidróxido de sodio.
4) Agitar hasta completa disolución del sólido.
5) Transferir la solución a un matraz volumétrico de 100 ml y aforar con agua. 
6) Tapar y agitar.
5.- ANÁLISIS DE RESULTADOS:
1) Calcular la concentración de cloruro de sodio en molaridad (M) y en % p/p. 
2) Calcular la concentración de metanol en molaridad (M) y en %v/v.
3) Calcular la concentración de ácido clorhídrico en molaridad (M) y normalidad (N).
4) Calcular la concentración de hidróxido de sodio en molaridad (M) y normalidad (N).
6.- CONCLUSIONES:
· Se pudo observar la solubilidad de los reactivos en una solución acuosa y posteriormente calcular sus diferentes concentraciones.
· Se logró un manejo correcto de la balanza analítica, pipetas y matraces volumétricos, aplicando las medidas de seguridad para manipular reactivos concentrados.
· Se pudo observar tanto en reactivos solidos como líquidos su relación con el agua y que de todos se pudo obtener una mezcla homogénea.
· Se pudo comprobar que el agua es un solvente universal.
7.- RECOMENDACIONES:
· Siempre entrar al laboratorio protegidos de todas maneras para no causar ningún daño a nuestro cuerpo físico.
· Trabajar en grupo para una mejor eficacia de la práctica y mejorar la comunicación entre compañeros.
· Tomar las muestras lo más preciso posible para no tener problemas en los diferentes cálculos.
8.- BIBLIOGRAFIA:
P. Atkins y L. Jones . 2006. Principios de Química: los caminos del descubrimiento. 3ª Ed. Ed Médica Panamericana.
9.- CONSULTA:
a) ¿Se puede pesar un producto sólido depositándolo directamente sobre el plato de la balanza? ¿Por qué? 
No, porque tu resultado no será alterado por una cantidad residual de lo que has pesado antes y además para que tus residuos no puedan reaccionar con otros elementos a pesar o incluso contaminarlos.
b) ¿Cómo prepararía 100 mL de disolución 0,005 M de sulfato de cobre a partir del sólido?
c) ¿Qué peso de NaOH se necesita para preparar 500 mL de una disolución 0.1 M?
d) ¿Qué consideraciones hay que hacer para preparar disoluciones que tienen solutos líquidos, como los ácidos clorhídrico, nítrico y sulfúrico?
Que hay que ser muy cuidadosos al momento de tomar la muestra ya que pueden ser tóxicos para la piel o algún órgano importante, así que se debe tener el menor contacto posible y ser precisos en su extracción.
e) ¿Qué le pasará a la concentración de una disolución 1 M de HCl si se deja largo tiempo en un recipiente destapado?
El agua se podría evaporar provocando que la disolución aumente su concentración de HCL.