Experimento. Determinar la solubilidad del cloruro de sodio en agua

Experimento. Determinar la solubilidad del cloruro de sodio en agua.
Marco teórico.
Un sistema es cualquier cosa que elijamos como objeto de estudio, formado por partes que
interactúan entre ellas y con su entorno. Sistema es la parte del universo que se aísla para su
estudio. Tiene partes que interactúan entre ellas, tiene límite entre él y sus alrededores.
En la naturaleza, generalmente, la materia se encuentra en forma de mezclas, por ejemplo, la
atmósfera terrestre es una mezcla de aire (nitrógeno, oxígeno y dióxido de carbono,
principalmente y diversas partículas de diferentes tamaños). Los océanos son una mezcla
compleja de iones y gases disueltos en el agua o en suspensión (Iones como el sodio,
magnesio, cloruros, carbonatos, sulfatos y gases como el oxígeno y el dióxido de carbono).
El mundo consiste de mezclas y las más maravillosas son las de las células y las de las
bacterias simples, formadas por una mezcla de iones, las moléculas orgánicas y biomoléculas.
En una bacteria simple como la Listeria monocytogenes, contiene una mezcla compleja acuosa
de iones inorgánicos y pequeñas moléculas orgánicas y biomoléculas gigantes. Es un sistema
altamente organizado que realiza la trama de la vida.
Casi todos los gases, líquidos y sólidos que forman nuestro mundo son mezclas de dos o más
sustancias juntas, mezcladas de manera física pero no combinadas químicamente. Las
mezclas como el agua de mar y el suelo son mezclas complejas. Las mezclas vivientes como
un árbol o una célula son sistemas más complejos, una célula de una bacteria sencilla contiene
más de 5000 compuestos diferentes.
Una mezcla heterogénea está formada por dos o más fases. Una fase es una parte
homogénea de un sistema, que es diferenciable del resto del sistema.
Hay dos tipos de mezclas: las homogéneas como las soluciones y las heterogéneas como las
emulsiones, suspensiones y coloides. Una mezcla tiene dos características fundamentales: su
composición es variable y conserva algunas de las propiedades de sus componentes.
Un coloide es una mezcla heterogénea en que uno de sus componentes está disperso como
pequeñas partículas en otro componente, llamado medio de dispersión. En un coloide las
partículas son macromoléculas o agregados de moléculas pequeñas que no son lo
suficientemente grandes para depositarse (10 a 2000Ao; 1Ao = 10–10m). Ejemplos de coloides el
humo, la leche y la gelatina. La diferencia esencial entre una solución y un coloide es el tamaño
de las partículas que las forman.
En la formación de soluciones acuosas, la combinación del proceso de la separación del
solvente y el proceso de mezcla del soluto con el agua se llama hidratación. Los calores iónicos
de hidratación siempre son negativos debido a las intensas fuerzas ión-dipolo.
La mayoría de los sistemas tienden a aumentar su entropía (volverse desordenados). Una
solución tiene mayor entropía (más desorden) que el soluto y el solvente puros.
La combinación de los cambios de entropía y entalpía determinan si se forma una solución.
Una sustancia con una entalpía de solución positiva se disuelve sólo si el aumento de entropía
es suficientemente grande para que lo supere.
Una solución es un sistema homogéneo, una mezcla homogénea en donde sus partes no
tienen límites o barreras que separen a sus componentes, forman una sola fase. En una
solución las partículas son átomos individuales, iones o moléculas pequeñas. Una solución se
forma cuando una sustancia se dispersa uniformemente en otra.
Una solución es una mezcla formada por uno o más solutos disueltos en un solvente, donde el
soluto es el componente que se disuelve y el solvente es el componente que disuelve. Para
uso práctico, generalmente, se dice que el solvente es el componente que se encuentra en
mayor proporción y que el soluto es el componente que se encuentra en menor proporción. Sin
embargo, para el estudio formal se utilizan otros conceptos como miscibilidad y energía
libre/mol.
Cuando un sistema está formado por dos o más componentes que son solubles entre ellos, es
difícil decidir cuál es el soluto y cuál es el solvente. La miscibilidad es la propiedad que tienen
algunas sustancias de disolverse unas en otras en todas las proporciones. Ejemplo: el etanol
en agua.
En general, se describe a una solución en función de una sustancia disuelta en otra; el soluto
se disuelve en el solvente. Se considera al solvente como el componente en mayor cantidad de
la solución. Sin embargo, no es tan simple decir cuál es el componente que actúa como soluto
y cuál como solvente. Para el estudio formal se utilizan otros conceptos como miscibilidad y
energía libre/mol. La miscibilidad es la propiedad que tienen algunas sustancias de disolverse
unas en otras en todas las proporciones. Ejemplo: el etanol en agua.
Todas las sustancias en fase líquida o sólida experimentan fuerzas de atracción que mantienen
juntas las partículas individuales. También, las fuerzas intermoleculares actúan entre una
partícula del soluto y el solvente que la rodea.
Un factor importante que determina si se forma o no una solución es la intensidad relativa de
las fuerzas intermoleculares dentro y entre el soluto y el solvente. Se puede predecir cuáles
solutos se disolverán en cuáles solventes a partir del conocimiento de las fuerzas
intermoleculares.
Las fuerzas ión-dipolo son un factor determinante en la solubilidad de compuestos iónicos en
agua. Cuando una sal se disuelve, cada ión sobre la superficie del cristal de la sal atrae al
extremo opuestamente cargado del dipolo de la molécula de agua. Las fuerzas de atracción
superan a las que hay entre los iones y se rompe la estructura del cristal. A medida que los
iones se separan, más moléculas de agua los rodean formando capas de hidratación. Las
capas de hidratación más cercanas al ión están unidas por puentes de hidrógeno a las
moléculas de agua que están un poco más alejadas. Para los iones monoatómicos, el número
de moléculas de agua en la capa de hidratación más cercana depende del tamaño del ión.
Cuatro moléculas de agua pueden formar un tetraedro con iones pequeños como el Li+,
mientras que iones más grandes como el Na+ y el F–, los rodean 6 moléculas de agua de forma
octaédrica.
Como regla general, se espera que se formen soluciones cuando las fuerzas de atracción entre
soluto y solvente son comparables en magnitud con las que existen entre las partículas del
soluto o entre las solvente. Por ejemplo, el compuesto cloruro de sodio se disuelve fácilmente
en agua debido a la interacción entre los iones y las moléculas polares de agua.
Se presentan tres de interacciones de atracción en la formación de una disolución: las
interacciones soluto-soluto; las interacciones solvente-solvente y las interacciones solutosolvente.
Cuando se agrega agua al cloruro de sodio, las moléculas de agua se orientan sobre la
superficie de los cristales de cloruro de sodio. El extremo positivo del dipolo del agua se orienta
hacia los iones Cl–, y el extremo negativo del dipolo del agua se orienta hacia los iones Na+.
Las atracciones ion-dipolo entre los iones Na+ y Cl– y las moléculas del agua tienen la suficiente
fuerza para separar los iones de sus posiciones dentro del cristal. Una vez separados del cristal,
los iones Na+ y Cl– son rodeados por moléculas de agua.
El cloruro de sodio se disuelve en agua porque las moléculas del agua tienen una atracción
suficiente por los iones Na+ y Cl– para vencer la mutua atracción de los iones Na+ y Cl– en el
cristal. Para formarse la solución de cloruro de sodio acuoso, las moléculas de agua también
deben separarse unas de otras para dejar espacio para las partículas del soluto.
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La solubilidad del soluto en el solvente es una expresión de la composición de la solución
saturada a una determinada temperatura, porque es una propiedad característica que depende
de la temperatura. La solubilidad de un soluto en un solvente determinado, en la mayoría de los
casos, aumenta con el incremento de la temperatura.
A una temperatura determinada sólo puede existir una solución saturada, pero puede haber un
gran número de soluciones no saturadas y sobresaturadas. La concentración o composición de
la solución saturada queda definida por la solubilidad del soluto
Generalmente, cuando a una solución saturada a una temperatura determinada se le
disminuye su temperatura, se precipita (cristaliza) de la solución saturada el exceso de soluto
que representa la diferencia de solubilidades del soluto a las dos temperaturas. Sin embargo,
en ciertos casos, es posible que permanezca el soluto en solución aunque se disminuya la
temperatura de saturación de la solución. Como en estos casos, la cantidad de soluto presente
en la solución es mayor que en una solución saturada normal a una temperatura dada, se dice
que la solución está sobresaturada. Se forma una solución en equilibrio metaestable, que por la
adición de un cristal del soluto a la solución sobresaturada precipita inmediatamente el exceso
de soluto que estaba en solución, resultando una solución saturada. La solución sobresaturada
es inestable.
Solución saturada es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto disuelto en una
cantidad determinada de solvente a una temperatura fija. El sistema llega al equilibrio cuando
el soluto en exceso no disuelto, está en equilibrio con el soluto disuelto.
La solubilidad es una propiedad que tienen las sustancias para formar una mezcla homogénea,
depende de la naturaleza química de los componentes, de la presión y de la temperatura del
sistema.
La solubilidad (S) de un soluto se define como la máxima cantidad de soluto que se disuelve en
una cantidad fija de un solvente a una temperatura específica. Se forma una solución saturada
a esa temperatura. Se expresa como X gramos de soluto/100g de solvente, a T = YoC.
(Solubilidad)presión y temperatura = cantidad de soluto disuelto en gramos/100g de solvente.
Diferentes solutos tienen solubilidad diferente en un mismo solvente a una misma temperatura,
por ejemplo el cloruro de sodio, NaCl, tiene una solubilidad S= 39.12 g de NaCl/100g de agua a
100oC y el cloruro de plata, AgCl, S= 0.0021 g de AgCl/100g de agua a 100 oC.
Ejemplo de solutos que pueden formar soluciones sobresaturadas: Sulfato de litio, Li2SO4;
acetato de sodio, CH3-COONa, y tiosulfato de sodio Na2S2O3.
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Factores que afectan la solubilidad de un compuesto sólido en un líquido:
- La naturaleza del solvente. En general, los sólidos iónicos se disuelven bien en solventes
polares, mientras que los sólidos covalentes se disuelven mejor en solventes no polares.
- La temperatura. Para separar las partículas del retículo cristalino se consume una cantidad de
energía llamada energía o calor de disolución. Cuando las partículas separadas se unen al
solvente se libera la energía llamada de solvatación, que depende de dos procesos: interacción
solvente-solvente que absorbe energía y la interacción soluto-solvente, que desprende energía.
Al proceso de interacción entre las moléculas del soluto y del solvente se llama solvatación.
Cuando el solvente es el agua, se le llama hidratación.
Al pasar las partículas de soluto del retículo cristalino a la solución, aumente la entropía, con lo
que favorece el proceso de disolución.
Si en el proceso de solución hay absorción de energía y el calor de disolución es negativo, un
aumento en la temperatura favorece la disolución. Si al disolverse un soluto se desprende
energía, al aumentar la temperatura disminuye la solubilidad.
Concentración de una solución. Es la relación entre la cantidad de soluto disuelto en una
cantidad determinada de solución o de solvente, a una temperatura determinada. La
concentración de una solución es la relación entre la cantidad de soluto o de solución y se usan
diversas unidades como % en peso, % en volumen, normalidad, formalidad, molaridad,
molalidad, fracción mol, entre otras.
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Aunque no hay reglas absolutas acerca de la solubilidad de las sales, en general, se cumple
que:
- Las sales de amonio y de los metales alcalinos son solubles.
- Los nitratos y cloratos son solubles.
- Los cloruros, bromuros y yoduros son solubles, excepto los de plata, plomo, mercurio (I) y
cobre (I).
- Los sulfuros son insolubles, excepto los de los metales alcalinos y alcalinotérreos.
- Los sulfatos son solubles, excepto los de estroncio, bario y plomo.
- Todos los hidróxidos, fosfatos, carbonatos y sulfitos son poco solubles, excepto los alcalinos y
de amonio.
Se considera, sustancias ligeramente solubles cuando se disuelve entre 0.1 y 0.01mol/L de
solvente. Sustancias insolubles si se disuelve menos de 0.01mol/L de solvente.
Aunque la solubilidad tiene un significado cuantitativo, solución diluida y concentrada son
términos cualitativos que se refieren a las cantidades relativas de soluto en la solución.
Problema. ¿Cómo preparar una solución saturada de cloruro de sodio en el laboratorio para
medir la solubilidad del cloruro de sodio en agua, en condiciones ambientales; y luego
recuperar el cloruro de sodio?.
Hipótesis. Dado que la molécula del agua es polar y el cloruro de sodio es un compuesto
iónico, entonces por la interacción de las fuerzas intermoleculares se formará una solución al
mezclar el cloruro de sodio con el agua, que se podrá recuperar por evaporación del agua.
Objetivos. El estudiante preparará una solución saturada de cloruro de sodio en agua, a
temperatura y presión ambientales.
El estudiante determinará experimentalmente la solubilidad del cloruro de sodio en agua, a
temperatura y presión ambiente, recuperando el cloruro de sodio disuelto.
Material y sustancias.
* Alumno: traer cerillos y trapo limpio.
Cloruro de sodio.
Cloruro de sodio (sal de mesa)
Agua.
Papel filtro.
Embudo.
Balanza
Probeta de 10 mL
Tubo de ensayo de 16x150 mm.
Agitador de vidrio.
Vaso de precipitados de 250 mL.
Cápsula de porcelana.
Pinzas para crisol.
Soporte universal completo (anillo, tela de alambre con asbesto, mechero).
Procedimiento.
1. Preparar una solución saturada, poniendo 10
mL de agua en un tubo de ensayo limpio, luego
agregar un poco de cloruro de sodio y agitar
enérgicamente hasta disolverlo. 2. Agregar más
cloruro de sodio y agitar fuertemente para tratar
de disolverlo, continuar haciendo esto hasta que
después de agitar fuertemente ya no se disuelva
el cloruro de sodio. 3. Filtrar la mezcla para
quitar el cloruro de sodio sin disolver para
obtener la solución saturada. 4. Medir la masa
de la solución para determinar la cantidad de
soluto y solvente. 5. Determinar la masa de la
cápsula de porcelana, vaciar la solución
saturada de cloruro de sodio y calentar (cuidando que no salpique la solución) hasta que esté
completamente seco el cloruro de sodio, evitando quemarlo. 6. Determinar la masa de cloruro
de sodio obtenido y del agua que formó la solución saturada. 7. Expresar la solubilidad del
cloruro de sodio en agua, a temperatura ambiente.
Masa de cloruro de sodio recuperado
materialesdelaboratorio.net
balanzasbasculas.blogspot.com
(Haz un esquema del proceso con el equipo utilizado).
Datos y cálculos.
Masa de la probeta =
Masa de la solución saturada =
Volumen del solvente =
Masa de la cápsula de porcelana =
Masa de la cápsula de porcelana con la solución saturada =
Masa de la cápsula de porcelana con soluto seco =
Masa del soluto seco =
Masa del solvente =
Para calcular la solubilidad se establece la relación (regla de tres) siguiente:
g de NaCl recuperado – g de agua de la solución saturada
X g NaCl – 100 g agua.
X g NaCl = (g de NaCl recuperado)(100 g agua)/g de solvente utilizado) por lo tanto:
(Solubilidad)temperatura = cantidad de soluto disuelto en gramos/100g de solvente.
También de la siguiente forma: g de soluto recuperado/g de solvente utilizado = X g de
soluto/100 g de solvente.
adairpescador.blogspot.com
Resolver el cuestionario y los problemas siguientes:
1. Define solución y escribe 4 ejemplos.
2. Define solubilidad e indica las unidades en que se mide.
3. Indica cuáles son los factores que afectan a la solubilidad de una sustancia y explica cómo la
afecta cada uno de ellos.
4. Define soluto y solvente e indica las unidades en que se mide cada uno de ellos.
5. Define solución saturada, diluida y concentrada.
6. Define concentración y escribe 4 ejemplos de las unidades en que se mide.
7. Escribe los datos que se requiere conocer para poder utilizar una gráfica de solubilidad.
8. ¿Qué representa la curva de solubilidad de un compuesto?
9. ¿Qué diferencias hay entre el cloruro de sodio que se utilizó y el que se obtuvo?
10. Escribe las diferencias entre una mezcla homogénea y una heterogénea. Escribe 4
ejemplos de cada tipo.
11. Al agregar cloruro de sodio a un tubo con agua y agitar fuertemente. 1) Si se disuelve todo
el cloruro de sodio ¿Qué tipo de solución se forma? 2) Si no se disuelve todo el cloruro de
sodio agregado ¿Qué tipo de mezcla se forma? ¿Cuáles son sus componentes?
12. Explica el procedimiento para preparar una solución saturada.
13. Explica la relación entre las fuerzas intermoleculares y el proceso de solubilidad.
14. Explica en qué consiste el proceso de solvatación del cloruro de sodio, y haz un esquema
en el que representes la solvatación del cloruro de sodio.
15. Explica la diferencia entre solvatación e hidratación.
16. Escribe el valor de la solubilidad de un soluto sólido a 25oC.
17. Explica qué es la miscibilidad de una sustancia.
18. Explica el procedimiento para preparar una emulsión.
Problemas. Para resolverlos utilizar 1. La gráfica de la página 4 o la Fig 4.3 del IPS. HaberSchaim Uri y otros. (1976). Curso de Introducción a las Ciencias Físicas. Editorial Reverté.
México.
1. Se disuelven 100g de nitrato de potasio en 100 mL de agua a 100oC. Si se hierve hasta
reducir a la mitad la cantidad de agua ¿Se precipitará el nitrato de potasio?.
1. Utilizar la Fig 4.3 del IPS. Haber-Schaim Uri y otros. (1976). Curso de Introducción a las
Ciencias Físicas. Editorial Reverté. México.
2. ¿Cuál es la temperatura requerida para disolver 110 g de nitrato de sodio en 100 mL de
agua.
3. Se prepara una solución con 20 g de cloruro de sodio en 100 mL de agua a 20oC. ¿Está
saturada la solución? ¿Cómo se sabe que una solución está saturada?
4. Se disuelven 30 g de nitrato de potasio en 100 mL de agua a 20oC. Si se calienta la solución
hasta 100 C. ¿Cuántos gramos de nitrato de potasio se requiere agregar para satura la
solución?
5. Se tiene una solución con 10 g de nitrato de sodio disueltos en 10 mL de agua a 80oC. Si se
enfría la solución ¿A qué temperatura empezará a precipitar el nitrato de sodio?
Actitudes del alumno:
Interés, curiosidad, creatividad e imaginación. Iniciativa, perseverancia y autonomía.
Flexibilidad de pensamiento. Escepticismo informado. Respeto a los demás. Responsabilidad.
Libertad. Honestidad. Solidaridad.
Procesos de razonamiento crítico: Observar y distinguir propiedades de diferentes
compuestos. Comparar y contrastar propiedades; predecir; reconocer causas y efectos; deducir;
elaboración y uso de tablas; analizar las evidencias para concluir; establecer semejanzas y
diferencias; interpretación de datos; elaborar conclusiones; sintetizar para elaborar conceptos.
Comprensión, conexión y aplicación de conceptos.
Fuentes consultadas.
- Brown Theodore L., LeMay Eugene H. Jr., Bursten Bruce E. y Murphy Catherine J.
(Decimoprimera Edición). (2009). Química la ciencia central. Pearson Educación. México.
- Chang Raymond. (2007). Química. Novena Edición. McGraw-Hill. China.
- Silberberg Martin, S. (2002). Química. La naturaleza molecular del cambio y la materia.
McGraw-Hill Interamericana Editores. México.
- Whitten-Davis-Peck-Stanley. (2008). Química. Octava Edición. Cengage Learning Editores.
México.
http://www.uco.es/~qe1marim/practica_6.pdf
Elaborada por: Ramón Tamayo Ortega.
Septiembre de 2013.