Práctica 1: Preparación de una disolución a partir de una sustancia

Práctica 1: Preparación de una disolución a partir de una sustancia sólida.
Objetivo: Vamos a preparar 125 mL de una disolución 0,2M de NaOH a partir de
hidróxido sódico del 97% de pureza.
Cálculos: Se trata de averiguar la cantidad de NaOH de la muestra (que tiene un 97% de
pureza) que hay que pesar, para posteriormente disolverla en el matraz aforado hasta tener
un volumen de 125 ml de disolución.
Sería el equivalente a un ejercicio como el siguiente: Calcular la cantidad de NaOH del
97 % de pureza necesaria para preparar 125 mL de disolución 0,2M
125 ml disolución
0,2M
NaOH
97% pureza
Pm = 40 gr/mol
moles de
NaOH
en los 250 ml
de disolución
gr. de NaOH
en los 250 ml
de disolución
moles = M*VL = 0,2*0,125 = 0,025 moles
gr = moles*Pm = 0,025*40 = 1 gr NaOH
En los 125 mL de disolución debe haber exactamente 1 g de
NaOH. Como la muestra de que disponemos no es pura
deberemos pesar un poquito más:
gr. de
muestra que
contienen 2gr
NaOH
n º grmuestra 97%
que contienen 2 g NaOH
=2
100
= 1,03gr
97
El material de laboratorio:
Vidrio de reloj
Cucharita
Balanza electrónica
Embudo
Matraz aforado de 125 cm3
Frasco lavador
Vaso de precipitados con agua destilada
Varilla de vidrio
Pipeta o cuentagotas
El procedimiento:
(1) Colocamos el vidrio de reloj en la balanza y la taramos a cero. (si no es posible se anota
su peso en limpio y le sumamos la cantidad a pesar). Una vez que tenemos el vidrio de
reloj en la balanza y marcando cero, empezamos a añadir NaOH de la muestra, con la
ayuda de la cucharita (nunca volcando el bote) hasta que marque la cantidad de 1,03 gr.
(2) Ahora colocamos el embudo sobre el matraz aforado y volcamos la muestra que hemos
pesado y con la ayuda del frasco lavador limpiamos el vidrio de reloj sobre el embudo para
asegurar de que toda la muestra que había se arrastre.
(3) Ahora vamos echando agua destilada desde el vaso de precipitados y nos ayudamos con
una varilla de vidrio. Pegamos el vaso a la varilla dejando que el agua derrame lentamente
y de esa forma evitamos salpicaduras. Cuando el matraz aforado está lleno de agua en algo
más de la mitad lo agitamos para que se disuelva y continuamos echando agua de la misma
forma.
(4) Cuando falta poco para llegar al enrase, continuaremos echando agua pero ya con un
cuentagotas o una pipeta para no pasarnos.
Fíjate que de esta forma la sal ha quedado disuelta exactamente en 125 cm de disolución.
Sin embargo si hubiésemos echado la sal en un vaso de precipitados y luego volcado 125
cm3 de agua lo habríamos hecho mal.
(5) Finalmente se guarda en un bote limpio cerrado y debidamente etiquetado con el
nombre de la sustancia, concentración y la fecha. Se lava todo el material y se coloca.
Práctica 2: Preparación de una disolución a partir de otra disolución.
Objetivo: Vamos a preparar de 125 ml de una disolución 0,5M de HCl a partir de ácido
clorhídrico del 20% de pureza y densidad de 1,18 gr/ml.
Cálculos: Se trata de averiguar el volumen de HCl de la muestra (que tiene un 20% de
pureza) que hay que medir, para posteriormente añadirle agua en el matraz aforado hasta
tener un volumen de 125 ml de disolución. (Fíjate que partimos de una disolución
concentrada de ácido a la que añadimos agua para obtener otra disolución más diluida.)
VL
6,47M
HCl
20% pureza
ρ = 1,18 gr/ml
Pm = 36,5 gr/mol
Concentración de la disolución
concentrada de la muestra:
g/l =
ρ ⋅ 1000 ⋅ % 1,18 ⋅ 1000 ⋅ 20
=
100
100
0,125 L disolución
0,5M
El razonamiento es: en los 125 ml de disolución
diluida 0,5M debe haber exactamente los mismos
moles que en el volumen VL que hemos de tomar de
ácido concentrado de la muestra 6,47M, puesto que
para formar la disolución solo le hemos añadido agua y
ésta no contiene ácido.
moles V de disolución 6,47M = moles 0,250L de disolución 0,5M
M*VL = M´*V´L
g / l = 236g HCl / L disoluc
M=
g / l 236
=
= 6,47 moles / litro
Pm 36,5
El material de laboratorio:
Probeta
Embudo
Matraz aforado de 125 cm3
Frasco lavador
Vaso de precipitados con agua destilada
Varilla de vidrio
Pipeta o cuentagotas
6,47*VL = 0,5*0,125
VL = 0,0097 L = 9,7 mL de disoluc.concentrada
Práctica 3: Valoración ácido - base
Objetivo: Vamos a calcular la concentración de una disolución de NaOH a partir de ácido
clorhídrico de concentración conocida.
Fundamento: A la reacción que tiene lugar entre un ácido y una base se llama de
neutralización y el resultado siempre es una sal y agua y podemos determinar cuando
finaliza con la ayuda de un indicador.
•
•
El compuesto que deseamos valorar, en este caso el ácido, se ha colocado en la
bureta y se llena hasta que marque el cero.
En un erlenmeyer o en vaso de precipitados se coloca el otro compuesto, en este
caso la base, con unas gotas de indicador. Vamos a poner, por ejemplo 30 mL de
NaOH 0,2M
Los indicadores son sustancias que tienen la propiedad de tener un color diferente
según que el medio sea ácido o básico. Por ejemplo la fenolftaleína es de color rosa
en medio básico y transparente en medio ácido
HCl + NaOH → NaCl + H2O
•
•
•
•
Al caer las primeras gotas de ácido, reaccionarán gastando base, y en el erlenmeyer
además del agua habrá: el NaCl que se ha formado, el NaOH que ha quedado sin
reaccionar y nada de HCl. Como hay NaOH seguirá de color rosa.
Llegará una gota de HCl que sea la que gasta todo el NaOH. En ese momento hemos
neutralizado a la base. En el erlenmeyer además del agua habrá: el NaCl que se ha
formado, nada de NaOH porque ha reaccionado todo y nada de HCl. Como ahora no
hay NaOH el indicador vira de color y así nos indica que hemos completado la
neutralización.
Cerramos la llave de la bureta y medimos la cantidad de ácido que hemos gastado,
en este caso ____ mL. (La bureta tienen el cero arriba y está numerada hacia abajo,
por lo que simplemente hay que anotar el número que marca.)
Si continuásemos vertiendo ácido en el erlenmeyer habrá la misma cantidad de NaCl,
puesto que ya no se forma más, y el HCl que echemos quedaría en exceso.
Ahora que sabemos el volumen de ácido necesario para neutralizar a los 20 mL de NaOH
0,2M podemos calcular la concentración de HC. Para ello hay que escribir la reacción y
tendremos en cuenta el el nºmoles = M*VL.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
1 mol HCl –––– 1 mol NaOH
M*____ moles −− 0,2*0,030 moles NaOH
de donde:
M=
0,2 * 0,030
=
____
En el caso de no disponer de una disolución de NaOH de concentración conocida,
simplemente podríamos pesar una cierta cantidad de NaOH y disolverla en agua (da igual
el volumen de agua porque los moles de NaOH que pongamos en el erlenmeyer vienen
determinados por la cantidad de NaOH pesados: nºmoles = nºgramosNaOH / Pm ) El resto
del procedimiento sería exactamente igual.
Supongamos que hemos pesado 1,6 gr de NaOH puro y los disolvemos en un poco de agua
destilada.
Una vez que se ha completado la reacción, que lo sabremos por el viraje del indicador,
medimos el volumen de ácido gastado ___ mL y hacemos la siguiente estequiometría:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
1 mol HCl –––– 1 mol NaOH
M*____ moles −− 1,6/40 moles NaOH
o lo que es igual:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
1 mol HCl –––– 40gr NaOH
M*___ moles – 1,6gr NaOH
moles=M*VL
OBSERVACIONES: No resuelvas nunca una estequiometría aplicando alegremente que
M*V = M´*V´ porque eso es cierto solamente cuando las reacciones son mol a mol (como
pasa en este caso, pero no siempre)
Práctica 4: Determinación del grado de alcohol de un vino.
Práctica 5: Determinación de la pureza en CaCO3 de un mármol
Fundamento: Para averiguar la pureza en carbonato de calcio de un mármol se pesa una
determinada cantidad de muestra de mármol y se trata con ácido clorhídrico en exceso. A
partir del volumen de CO2 obtenido en las condiciones del laboratorio (la presión la
mediremos en el barómetro y la temperatura en el termómetro) podremos calcular la
cantidad de CaCO3 real que había en la muestra de mármol, sabiendo que reacciona según:
2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
Procedimiento: Con la ayuda de un mortero machacamos bien la muestra de mármol
(porque la velocidad de reacción es mayor cuando más pequeños son los trozos ya que así
se aumenta la superficie de contacto entre los reactivos) se pesan no más de 0,2 g de
muestra (si tomamos una cantidad mayor corremos el riesgo de que el volumen de CO2
obtenido sea mayor que el volumen del recipiente donde lo vamos a recoger y medir, que
va a ser una bureta de 50 mL)
Se colocan los 0,2 gr de caliza en un erlenmeyer y se cubre con agua destilada. Como el
dióxido de carbono que se forma en la reacción es un gas lo recogemos sobre agua, en una
bureta, realizando un montaje como el de la figura:
Ahora añade el ácido clorhídrico y observa cómo comienza a desprenderse un gas (CO2)
que va subiendo por la bureta y desplazando el agua. Debes añadir HCl en exceso para
garantizarte que reacciona todo el CaCO3 de la muestra. (Sabrás que la reacción ha
terminado ya no salga más CO2).
2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2↑ + H2O
Recogida de datos: (supondré unos datos cualquiera para ilustrar las operaciones, pero cada
alumno debe hacerlos con los que realmente ha obtenido.)
P = 720 mm Hg = 720/760 = 0,95 atm
T = 25 ºC = (273+25) = 298 ºK
masa de muestra = 0,2 g
VCO2 = 40 mL = 0,040 L
Materiales: Haz una relación de todos los materiales que has tenido que utilizar para la
realización de esta práctica.
Cálculos: La cantidad de CO2 obtenido (0,040 L medidos a 25ºC y 0,95 atm) no nos vale para
utilizarla directamente en la estequiometría de la reacción porque no está medido en
condiciones normales, sino en la que ese día había en el laboratorio. Por tanto lo que haremos
es (aplicando la ecuación de los gases perfectos) calcular los moles de CO2 que hay en ese
volumen en esas condiciones:
PV = nRT ⇒
0,95*0,040 = n*0,082*298
⇒
nCO2 = 1,56.10−3 moles CO2
Ahora podemos calcular la cantidad de carbonato de calcio necesaria para obtenerlo, ya
que, como vemos en la reacción, 1 mol de CaCO3 (100gr) produce 1 mol de CO2
2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
100 gr CaCO3 ––––– 1 mol CO2
x
––––– 1,56.10−3 moles CO2
de donde, x = 0,16 gr de CaCO3.
Ahora sabemos que en los 0,2 gr de mármol había 0,16 gr de CaCO3 y el resto eran
impurezas, así que la pureza en carbonato de calcio del mármol será:
pureza =
0,16gr CaCO 3
⋅ 100 = 80 %
0,2gr mármol
Práctica 6: ENSAYOS CUALITATIVOS
Los ensayos siguientes generalmente se realizan en un tubo de ensayo, salvo que se
diga lo contrario. En todos los casos debes:
• Escribir las reacciones que tienen lugar y ajustarlas
• Anotar todas las observaciones que veas, como cambios de color, elevación de
la temperatura, aparición de gases o precipitados e identificarlos, etc.
• Lavar y recoger todo el material al terminar cada ensayo.
Ensayo 1:
Coloca media cucharadita de azufre en un tubo de ensayo y caliéntalo hasta que funda.
Coloca un trozo de papel de filtro impregnado de rojo de metilo o de tintura de tornasol en
la boca del tubo. Observa el cambio de color y explícalo. Observa como sublima el azufre
sobre las paredes del tubo.
Ensayo 2:
Corta unos 4 o 5 cm de cinta de magnesio y límpiala con ácido clorhídrico del 20 %. (La
pones en un tubo de ensayo y le agregas el HCl la dejas solo un momento y le agregas agua
del grifo para detener la reacción, La lavas y secas). Toma la cinta de magnesio limpia y
seca con una pinza de madera y acércala a la llama. (Ten cuidado que arde produciendo
muchísimo calor.) El residuo colócalo en un tubo de ensayo y agrégale agua destilada y
unas gotas de fenolftaleína.
Ensayo 3:
En un vaso de precipitados disuelve en unos 20 mL de agua destilada un poco de óxido de
calcio. Fíltralo después para eliminar el óxido no disuelto. Con la ayuda de una pajita sopla
un rato. Escribe todas las reacciones que tienen lugar y explica a qué se debe que se
enturbie al soplar (Cuida que al soplar no salga el líquido y te manche). ¿Cómo se
eliminaría la turbidez?
Ensayo 4:
Descomposición del agua mediante electrolisis: Colocamos agua destilada sobre un vaso
de precipitados y le añadimos unas gotas de ácido sulfúrico. Coloca los electrodos. (El
positivo debe ser de oro o platino, porque si fuese de cobre se oxida rápidamente y el óxido
de cobre hace de aislante y la descomposición se detiene). Los gases se recogen en tubos
con agua.
Escribe la reacción de ionización del agua. ¿Porqué se le añaden unas gotas de ácido?
Ensayo 5:
En un tubo de ensayo coloca una o dos pastillas de clorato potásico, previamente
machacada, con una pizca de dióxido de manganeso y caliéntala hasta que funda. Enciende
un palillo de dientes y apágalo. Acerca el palillo aun con la punta al rojo a la boca del tubo.
Ensayo 6:
Llena como un tercio del tubo de ensayo con agua oxigenada y añádele una pizca de
dióxido de manganeso. Enciende un palillo de dientes y apágalo. Acerca el palillo aun con
la punta al rojo a la boca del tubo.
El profesor hará el montaje de la figura ¿qué crees que le ocurrirá al cobre?
Si tomamos unas virutas del estado en que quedó el cobre y le agregamos ácido sulfúrico
concentrado verás que el cobre vuelve a brillar con su color característico ¿Porqué? Ahora
calentamos le cobre con el sulfúrico concentrado. Observa la reacción.
Ensayo 7:
En un tubo de ensayo coloca un trocito de cinc y agrégale 3 o 4 mL de ácido
clorhídricodiluido. El profesor pasará el gas desprendido por el cobre, tal como quedó del
experimento anterior ¿qué ocurrirá?
Ensayo 8:
Machaca unos 4 o 5 gramos de carbonato de sodio y agrégale ácido clorhídrico diluido. El
profesor hará el montaje de la figura, donde se ha colocado un trocito de vela encendida
dentro de un vaso de precipitados. Observa lo que ocurre y explícalo.
Ensayo 9:
En un tubo de ensayo coloca unas virutas de cobre y agrega 2 o 3 mL de ácido nítrico
concentrado. (Procura no respirar los gases que se forman porque son tóxicos). Una vez
finalizada la reacción agrega unas gotas de agua y observa el cambio de color.
Ensayo 10:
Llena como un tercio del tubo de ensayo con agua destilada. Agrégale unos cristales de
sulfato de cobre y agita hasta que se disuelva. Agrega un trozo de hierro, que puede ser un
clavo. Déjalo sobre la gradilla y dentro de un rato observa lo que ocurre y explícalo
escribiendo las reacciones que tienen lugar.
Si en lugar de un clavo hubiéramos puesto un trozo de oro ¿qué habría ocurrido? (Consulta
la tabla de potenciales de reducción)
Ensayo 11:
En un tubo de ensayo pon unos 3 o 4 mL de yoduro de potasio disuelto y agrégale unas
gotas de disolución de nitrato de plomo. Calienta un poco el tubo y observa lo que ocurre.
Deja que se enfríe el tubo y ponlo bajo el grifo para que termine de enfriar y observa lo que
ocurre. Míralo a la luz y describe lo que ves.
Ensayo 12:
Pon en el tubo de ensayo unos 2 o 3 mL de disolución de nitrato de plata y agrégale unas
gotas de ácido clorhídrico diluido. Observa lo que ocurre si se le agregas poco a poco unas
gotas de hidróxido de amonio. ¿Qué ocurre si añades más clorhídrico?
Ensayo 13:
Como no tenemos una campana de gases, fuera del laboratorio haremos el siguiente
experimento. Machacamos 6 o 7 gr de pirita (sulfuro de hierro) y le agregamos ácido
clorhídrico. El gas que se produce lo hacemos burbujear sobre una disolución de hidróxido
de sodio. Escribe las reacciones y deduce que se obtiene finalmente.
(El burbujeo debe continuar hasta que la disolución del vaso de precipitados tenga carácter
ácido.)
El residuo de la reacción se filtra y se etiqueta para utilizarlo en otro ensayo.
Ensayo 15:
Prepara unos 5 mL de cloruro de aluminio por reacción de éste con ácido clorhídrico del
20%. Pon unos 2 mL de ácido en un tubo de ensayo y agrega unas virutas de aluminio.
(Quizá tengas que calentar un poco para que se inicie la reacción). Debes esperar a que la
reacción finalice y quede aluminio en exceso, de esa forma te garantizas que reaccionó
todo el clorhídrico. Una vez terminado fíltralo .
Ensayo 16:
Toma 4 tubos de ensayo y coloca en cada uno 1 o 2 mL de cloruro de aluminio, cloruro de
cobre II, sulfato de cinc y cloruro de cadmio. Agrega a cada uno, gota a gota sulfuro de
sodio.
Ensayo 17:
Toma 4 tubos de ensayo y coloca en cada 1 o 2 mL de cloruro de aluminio, cloruro de
cobre II, sulfato de cinc y cloruro de cadmio. Agrega a cada uno, gota a gota hidróxido de
amonio.
Ensayo 18:
En un tubo coloca 2 o 3 mL permanganato potásico y agrégale unas gotas de ácido
sulfúrico para establecer medio ácido. Agrega gota a gota cloruro de hierro II hasta que
cambie de color.
Ensayo 19:
En un tubo de ensayo coloca unos 2 mL de agua destilada y disuelve en ella un poco de
cloruro sódico. Agrégalo sobre otro tubo donde haya permanganato potásico acidulado.
Observa el gas que se produce, pero no lo huelas directamente.
Práctica 7: Variación de Entalpía de una reacción
Fundamento: La variación de entalpía de una reacción es igual al calor ganado o perdido
en la reacción cuando transcurre a presión constante, es decir para una reacción que se hace
en un recipiente abierto, donde la presión es constante e igual a la atmosférica.
Vamos a medir la entalpía de la reacción de neutralización del HCl y del NaOH:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
El calor puesto en juego en la reacción (qp = ∆H) lo vamos a medir con un calorímetro,
simplemente midiendo la temperatura de los reactivos y luego la temperatura de los
productos y teniendo en cuenta que el calor puesto en juego es q = m ⋅ c e ⋅ ∆T
Para mayor sencillez haremos las siguientes aproximaciones:
Como vamos a utilizar disoluciones diluidas consideraremos que sy calor específico es
igual al del agua (ce H2O=4,18 Julios/gramo.ºC)
No tendremos en cuenta el equivalente en agua del calorímetro
Procedimiento: Vamos a tomar una cantidad cualquiera HCl y una cantidad cualquiera de
NaOH, por ejemplo, en dos probetas vamos a tomar 100 mL de HCl 0,5M y 200 mL de
NaOH 0,2M (de los preparados en otra ocasión).
Con un termómetro medimos la temperatura inicial de los
reactivos (ambos estarán a la misma temperatura, la del
laboratorio)
Vertimos ambas disoluciones dentro del calorímetro y
esperamos dos o tres minutos hasta que el termómetro del
calorímetro marque la temperatura de la reacción.
Recogida de datos:
HCl 100 mL de HCl 0,5M
NaOH 200 mL de NaOH 0,2M
Temperatura inicial de los reactivos __20ºC_____
Temperatura final (del calorímetro) __22ºC____
Materiales: Haz una relación de todos los materiales que has tenido que utilizar para la
realización de esta práctica.
Cálculos:
Empezaremos por calcular dos cosas: 1º El calor desprendido en esa reacción y 2º cuantos
moles de NaOH se han formado.
Por último calcularemos el calor que se habría desprendido si se forma 1 mol de NaOH, ya
que las energías se tabulan por mol.
1º el calor desprendido en la reacción, considerando que la masa es aproximadamente de 300 g y
que el calor específico es igual al del agua, será:
Julios
q p = m ⋅ c e ⋅ ∆T = 300g ⋅ 4,18
⋅ 2º C = 2508 Julios
g⋅º⋅C
2º moles de NaOH formados: Como hemos puesto unas cantidades cualquiera de ácido y
de base obviamente la reacción habrá transcurrido hasta que se gaste el reactivo limitante:
Los moles de cada reactivo han sido (moles=M.VL):
→ NaCl + H2O
HCl
+
NaOH
0,05 moles HCl 0,04 moles NaOH
Obviamente se habrán formado 0,04 moles de NaCl (y habrá sobrado 0,01 mol de ácido)
Pues ya casi está. Hasta ahora tenemos que en la obtención de 0,04 moles de NaCl se ha
desprendido un calor a presión constante de 2,508 kJ, es decir, que la variación de entalpía de la
reacción ha sido ∆H=−2,508kJ / 0,04moles
Solo nos queda averiguar la energía desprendida en la formación de un mol:
∆H =
− 2, ,508
= 62,7 kJ / mol
0,04
Comprobación: Ahora, como comprobación, calcularemos la variación de entalpía de la
reacción a partir de los valores tabulados:
Entalpías de formación estándar: ∆HoHCl(gas) =−92,3 KJ/mol; ∆HoNaOH(s) =−‒425,6 KJ/mol;
∆HoNaCl(s) =−411,0 KJ/mol; ∆HoH2O(l) =− 285,8 KJ/mol
Entalpías de disolución: ∆HoHCl(gas) =−74,8 KJ/mol; ∆HoNaOH(s) =−‒44,0 KJ/mol;
∆HoNaCl(s) =+3,9 KJ/mol
∆H°reacc = ∑∆H°f (productos) − ∑∆H°f (reactivos)
∆H°reacc = (∆H°NaCl + ∆H°H2O) – (∆H°HCl+∆H°NaOH)
Al sustituir los calores de formación hay que tener en cuenta que debemos ponerlos en el estado en
que se encuentran en la reacción: "todos están disueltos".
Por ejemplo en el caso del NaCl tendríamos: ∆Hacuoso = ∆Hformac +∆Hdisoluc
∆H°reacc = ([−411,0+3,9]+[−285,8]) – ([−92,3‒74,8]+[‒425,6-44,0]) = −56,2 kJ/mol
Como ves, a pesar de las aproximaciones, no hay demasiada diferencia entre el valor obtenido
y el obtenido teóricamente a partir de las tablas. (error del 10%). No obstante hay otra pequeña
aproximación: Los valores que hemos obtenido en las condiciones del laboratorio (que han sido
de poco menos de 1 atm y 20º), mientras que los valores estándar se tabulan para 1 atm y 25ºC