Solubilidad

Química. Propiedades químicas. Estequiometría. Disolución. Concentración. Agua. Alcohol. Tetracloruro de Carbono. Soluto

  • Enviado por: Francisco Santibañez
  • Idioma: castellano
  • País: Chile Chile
  • 10 páginas

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'Solubilidad'

The Mackay School

Departamento Ciencias Naturales

Química

19/11/7

Laboratorio Solubilidad

Índice

Marco Teórico 3

Hipótesis……………………………………………………………………………………...……..5

Objetivo 6

Variables 6

Materiales 6

Procedimiento 6

Análisis de datos 7-8

Conclusión 9

Evaluación 10

Planificacion A

Marco Teórico:

Antes de profundizar en el tema, es necesario aclarar algunos conceptos para que el experimento y su finalidad se entiendan los más claro posible.

Estequiometría:

En química, la estequiometría es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica aunque históricamente fueron enunciadas sin hacer referencia a la composición de la materia según distintas leyes y principios

El primero que enunció los principios de la estequiometría fué Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:

La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos están implicados

Disoluciones:

Una disolución o solución es una mezcla homogénea, a nivel molecular de una o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites.

Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado disolvente. También se define disolvente como la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más solutos y uno o más disolventes. Una disolución será una mezcla en la misma proporción en cualquier cantidad que tomemos (por pequeña que sea la gota), y no se podrán separar por centrifugación ni filtración.

Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama)

Se distingue de una suspensión, que es una mezcla en la que el soluto no está totalmente disgregado en el disolvente, sino dispersado en pequeñas partículas. Así, diferentes gotas pueden tener diferente cantidad de una sustancia en suspensión. Mientras una disolución es siempre transparente, una suspensión presentará turbidez, será traslúcida u opaca. Una emulsión será intermedia entre disolución y suspensión.

1.- Son mezclas homogéneas

2.- La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente. Una disolución que contenga poca cantidad es una disolución diluida. A medida que aumente la proporción de soluto tendremos disoluciones más concentradas, hasta que el disolvente no admite más soluto, entonces la disolución es saturada. Por encima de la saturación tenemos las disoluciones sobresaturadas. Por ejemplo, 100g de agua a 0ºC son capaces de disolver hasta 37,5g de NaCl (cloruro de sodio o sal común), pero si mezclamos 40g de NaCl con 100g de agua a la temperatura señalada, quedará una solución saturada.

3.- Sus propiedades físicas dependen de su concentración:

4.- Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc.

5.- Tienen ausencia de sedimentación, es decir al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom ( ºA ) .

6.-sus componentes se unen y se genera el solvente mediante el proceso denominadao decontriacion.

Concentración:

Es la magnitud química que expresa la cantidad de un elemento o un compuesto por unidad de volumen. En el SI se emplean las unidades mol·m-3. Cada substancia tiene una solubilidad que es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una disolución, y depende de condiciones como la temperatura, presión, y otras substancias disueltas o en suspensión. En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para altas

Solubilidad:

La solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido. Puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o en porcentaje de soluto; en algunas condiciones se puede sobrepasarla, denominándose solución sobresaturada.

Ádemas la solubilidad es la propiedad que tienen unas sustancias de disolverse en otras,a temperatura determinada .

La sustancia que se disuelve se llama (soluto) y la sustancia donde se disuelva se llama (solvente). No todas las sustancias se disuelven en un mismo solvente, por ejemplo en el agua, se disuelve el alcohol y la sal. El aceite y la gasolina no se disuelven.

En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a estos la sustancia será más o menos soluble, por ejemplo: Los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico.

Entonces para que sea soluble en éter etílico ha de tener poca polaridad, es decir no ha de tener más de un grupo polar el compuesto. Los compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad como son: las parafinas, compuestos aromaticos y los derivados halogenados.

El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación.

La solubilidad varía con la temperatura. En la mayoría de los casos: a mayor temperatura del solvente, mayor solubilidad del soluto.

  • Disolvente

  • Soluto

Hipótesis:

La solubilidad de los alcoholes, en este caso con el alcohol etílico, disminuye con el aumento del número de átomos de carbono, pues el grupo hidroxilo constituye una parte cada vez más pequeña de la molécula y el parecido con el agua disminuye a la par que aumenta la semejanza con el hidrocarburo respectivo. Las sustancias solubles en agua son aquellas que presentan las mismas características: polares. En otras palabras, en la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a estos la sustancia será más o menos soluble, por ejemplo: Los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico.

Objetivos:

-Determinar la solubilidad de cierta de algunos solutos en agua, alcohol y tetracloruro de carbono.

-Comprobar que la solubilidad depende del carácter polar o apolar de las sustancias.

Variables a considerar:

Independientes:

-Temperatura

-Masa del soluto

-Polaridad

Dependientes:

-Solubilidad

-Concentración (cantidad de un elemento o un compuesto por unidad de volumen)

Planificación B

Materiales:

-Balanza Digital

- 4 Tubos de Ensayo

Reactivos:

-Fenolftaleína

-Alcohol etílco

-Tetracloruro de Carbono

-Naftaleno

-NaCl

-Yodo

Procedimiento

1. Mase un g de los siguientes sólidos: cloruro de sodio, naftaleno, yodo y fenolftaleína. Repartalos en tubos de ensayos bien limpios y secos. Añada a cada tubo 10 cm3 de agua destilada; agítelos bien fuerte y observe. Indique el grado de solubilidad apreciado en términos de soluble (s), algo soluble (as) y poco soluble (ps).

2. Repita las actividades ahora aplicando alcohol etílico como solvente.

3. Repita una vez más, usando tetracloruro de carbono como solvente.

4. Resuma las observaciones utilizando una tabla.

Análisis

Tabla que demuestra la solubilidad del soluto en determinados solventes

Solvente
-------------------------

Solutos

Agua

Alcohol

Tetracloruro de Carbono

Cloruro de Sodio

Soluble

Poco soluble

Poco soluble

Naftaleno

Poco soluble

Poco soluble

Poco soluble

Yodo

Algo soluble

Soluble

Algo soluble

Fenolftaleína

Poco soluble

Poco soluble

Poco soluble

Como vemos en esta tabla de datos, los solutos cambian su solubilidad según el solvente que se utilice, el cloruro de sodio es muy soluble en agua, pero muy poco soluble en alcohol y tetracloruro de carbono, en estos dos últimos solventes al mezclarlos con cloruro de sodio (el soluto), este se queda debajo del tubo de ensayo, en cambio cuando se mezclo con agua queda muy poco sin disolver, esto probablemente porque estaba un poco sobresaturada. Para los otros solutos también se comprueba la hipótesis, los solutos apolares son solubles en solventes apolares, comprobando así la teoría de lo semejante disuelve lo semejante; esto quiere decir que la estructura molecular del soluto con el solvente deben ser similares para que uno disuelva al otro.

Pareja soluto solvente

%m/m

%m/v

M (mol/L)

m (mol/Kg)

Densidad (g/mL)

NaCl + H20

9.09

9.09

1,5

1.72

0.1

Naftaleno + H20

9.09

9.09

0.71

0.78

0.1

Yodo+ H20

9.09

9.09

0.28

0.31

0.1

Fenolftaleína + H20

9.09

9.09

0.35

0.39

0.1

En esta primera tabla, se resume básicamente las concentraciones masa/masa, masa/volumen, la molalidad y densidad. En este primer caso se utilizó como solvente el agua destilada en estado líquido, y como soluto el cloruro de sodio, naftalno, yodo y fenolfaleína, todos en estado sólido.

Para calcular la concentración masa/masa, se debe dividir la cantidad de soluto por la masa de solvente por la masa de solución y luego multiplicar por cien. Como la masa es igual para todas las soluciones, no hay discrepancias entre las concentraciones de estas soluciones. Ejemplo de cálculo:

Masa soluto/masa solución= 1g/11g x100= 9,09%

Un procedimiento similar se debe realizar para la concentración masa volumen, como las denidades de los solutos para el cálculo son irrisorias, se omitieron:

Masa soluto/volumen disolución x 100= 1g/11ml x100= 9.09% Nuevamente no hay discrepancias.

Para la molaridad se debe considerar los moles, o sea g/Peso molecular, y además el volumen de la disolución (L). Ejemplo calculo de NaCl + H2O:

Moles soluto/Volumen disolución= 0,017moles/0,011L= 1,5(mol/L)

En este caso las discrepancias se dan por los pesos moleculares de cada soluto.

En cuanto a la molalidad, para calcularla, se debe considerar tanto los moles como el volumen (L) del disolvente. Un ejemplo del cálculo es:

Moles naftaleno/Kg agua= 0,0078moles/0,01Kg=0,78(mol/Kg). Nuevamente las discrepancias se dan por el peso molecular.

Si bien la densidad no es una forma de expresar la concentración, ésta es proporcional a la concentración (en las mismas condiciones de temperatura y presión). Por esto en ocasiones se expresa la densidad de la solución a condiciones normales en lugar de indicar la concentración; pero se usa más prácticamente y con soluciones utilizadas muy ampliamente. También hay tablas de conversión de densidad a concentración para estas soluciones; aunque el uso de la densidad para indicar la concentración es una práctica que está cayendo en desuso.

Pareja soluto solvente

%m/m

%m/v

M (mol/L)

m (mol/Kg)

Densidad (g/mL)

NaCl + alcohol

9.09

9,09

1,5

1.72

0.1

Naftaleno + alcohol

9.09

9,09

0,71

0.78

0.1

Yodo + alcohol

9.09

9,09

0.28

0.31

0.1

Fenolftaleína + alcohol

9.09

9,09

0.35

0.39

0.1

En esta tabla lo único que cambió fue el disolvente, en este caso se utilizó el alcohol (l). Como el peso molecular no se utiliza, y la densidad del alcohol se omitió, los cálculos registran exactamente lo mismo.

Pareja soluto solvente

%m/m

%m/v

M (mol/L)

m (mol/Kg)

Densidad (g/mL)

NaCl + CCl4

9.09

9,09

0.15

1.72

0.1

Naftaleno + CCl4

9.09

9,09

0.071

0.78

0.1

Yodo + CCl4

9.09

9,09

0.028

0.31

0.1

Fenolftaleína + CCl4

9.09

9,09

0.035

0.39

0.1

Nuevamente, como lo único que se cambió fue el disolvente, (ahora tetracloruro de carbono (l)), los cálculos nuevamente originaron lo mismo.

(E)

Conclusión

En conclusión podemos afirmar que la hipótesis se comprobó y los objetivos se cumplieron, ya que todas las observaciones previamente realizadas fueron apuntando a nuestra hipótesis, es decir que la solubilidad de un soluto depende mucho del carácter polar o apolar de las sustancias tal cual se mencionó en la hipótesis. ”Lo semejante disuelve a lo semejante”.

Evaluación

El procedimiento a lo largo del experimento fue bastante bueno. Las herramientas estaban en excelentes condiciones lo que nos ayudó a recopilar los datos de una forma certera y rápida. Pero eso sí que sufrimos de ciertas privaciones que causaron pequeños errores lo cual siempre es un inconveniente en este tipo de experimentos. Claro es la privación de algunos reactivos, algunos no pudieron realizar parte de este experimento debido a que no había tetracloruro de carbono. Otro clave error es la utilización de los materiales por los demás grupos, no tienen el cuidado apropiado al sacar ciertas cantidades de reactantes y al hacerlo mezclan con otros reactantes en los mismos envases, lo cual puede hacer diferir los resultados. La limpieza fue muy pobre, incluso la balanza estaba con yodo. Por un lado no se si existe un elemento que mida la solubilidad, pero en nuestro caso la solubilidad fue medida a simple vista. Para finalizar cabe destacar que claramente se podría haber realizado un mejor experimento si se hubiera tenido más cuidado en la obtención de los reactantes.