informe_parte ii

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I. SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
Al trabajar en un laboratorio, existe el peligro potencial de un sufrir un accidente durante el
manejo de las sustancias y de los materiales que se ut izan. Recuerde:
SUSTANCIA PELIGROSA + ERROR HUMANO è ACCIDENTE
Para evitar en la medida de lo posible los accidentes de laboratorio, conviene tener presente
las siguientes reglas fundamentales
• Mantener en absoluto orden el lugar de trabajo.
Como primera regla, para empezar a trabajar. El desord n es causa segura de
accidente.
• Indicaciones del profesor.
Siga cuidadosamente todas las indicaciones que le han sido dadas por el profesor o el
asistente de laboratorio
• Estudiar cada práctica antes de realizarla en el Laboratorio.
Ahorrará tiempo y evitará errores y accidentes innecesarios.
• Seguridad personal y de sus compañeros.
El laboratorio es un lugar para trabajar con seriedad.
• Informar inmediatamente sobre cualquier accidente.
Al profesor o asistente de laboratorio.
• Utilizar mandil abotonado y si el experimento lo requi e use anteojos de
seguridad.
No realice ningún trabajo experimental si esta regla no se cumple.
• No realizar una práctica estando solo en el laboratorio.
La presencia del profesor o el asistente de laboratori garantizan un mejor control
sobre cualquier situación de peligro.
• Al derramar sustancias.
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Trabaje con precaución. Avisar al profesor o asistente de laboratorio si alguna
sustancia se derrama.
• Al calentar tubos de ensayo.
No mirar al interior del tubo durante el calentamiento ni dirigir durante el
calentamiento la boca del tubo de ensayo hacia su cuerpo o hacia otra persona.
• Calentar líquidos en tubos de ensayo.
Al realizarlo partir de las porciones superiores hacia abajo. Si no se toma esta
precaución el vapor que asciende puede causar peligros
salpicaduras del contenido
fuera del tubo cuando se encuentra con la capa superior de líquido (fría).
• Olor de sustancias volátiles o de gases.
Para percibirlo mueva lentamente la mano sobre la boca del recipiente que contiene la
sustancia y aspire con precaución. No dirigir directamente la nariz hacia el recipiente.
• Líquidos volátiles e inflamables.
Evitar mecheros encendidos cerca de los líquidos volátiles e inflamables.
• Recipientes con cantidades de sustancias peligrosas.
Deben ser manipulados por el profesor o asistente de laboratorio.
• Dilución de ácidos.
No agregue agua sobre un ácido. Agregue siempre el ácido concentrado, en pequeñas
cantidades, sobre el agua y agitando continuamente.
• Sustancias corrosivas.
Manipúlelas con máximo cuidado.
• Trabajar con vidrio (introducción de tubos en tapones de hule o corcho).
Asegúrese que el vidrio esté frío antes de cualquier manipulación, a simple vista el
vidrio caliente y frío no se distingue. Al introducir n tubo en un tapón debe lubricar
el vidrio. Al acodar vidrio permita que se enfríe. Nunca fuerce dentro o fuera las
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uniones de hule de los tubos de vidrio o cualquier otro material que se pueda quebrar.
La glicerina o el detergente e incluso el agua facilit n la tarea de quitar dichas
uniones.
• Prohibido comer, beber o fumar en el Laboratorio.
Ni colocar alimentos sobre la mesa de laboratorio.
• Ventilación.
Siempre debemos trabajar en un lugar bien ventilado. En el caso en que debas usar
sustancias que desprendan vapores, hazlo dentro de las campanas de extracción.
• Acceso al laboratorio.
Las puertas de acceso al laboratorio y salida de emerg ncia deben abrir hacia afuera.
• Cabello largo y accesorios.
Enlazarse el cabello largo para evitar accidentes con a llama del mechero. No utilizar
exceso de accesorios sobre su cuerpo.
• No calentar.
Sistemas cerrados, ni directa ni indirectamente.
• Montaje y armado de equipos.
Usar soportes que se apoyen bien en la mesa. Vigilar c
tinuamente los aparatos con
centro de gravedad alto.
• Primeros auxilios.
Tener un adecuado equipo para primeros auxilios, conocer los pasos a seguir en cada
caso luego de un accidente e inmediatamente buscar la
a de un especialista.
• Sustancias corrosivas en contacto con piel y ojos.
Lavar inmediatamente con abundante agua mínimo durante 10 minutos.
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• Limpieza de materia y equipo
Todo el material que vayas a emplear debe estar perfectamente limpio tanto al
principio como al final del experimento, con el propós to de evitar contaminaciones o
reacciones no deseadas durante el desarrollo de la práctica.
CLASIFICACIÓN DE RESIDUOS PELIGROSOS Y NO PELIGROSOS
Las regulaciones ambientales requieren que una persona que ha generado un residuo químico
lo catalogue como peligroso o no peligroso. La información en esta sección ayudará al
generador de residuos químicos a clasificarlos.
Un residuo químico peligroso es cualquier residuo químico líquido, gaseoso o sólido que
exhibe cualquiera de las siguientes características:
Inflamabilidad. Un residuo químico es inflamable si presenta cualquier
e las siguientes
Propiedades:
• Es un líquido cuyo punto de inflamación sea menor a 60 ºC
• No es un líquido pero es capaz bajo condiciones de temperatura y presión estándar, de
causar fuego bajo la acción de una fricción, absorción de humedad o cambios
químicos espontáneos y, cuando arde, se quema vigorosa y persistentemente.
• Es un sólido, líquido o gas que consume o libera oxígeno fácilmente, ya sea a
temperatura ambiente o bajo calentamientos suaves. Est incluye a los peróxidos,
cloratos, percloratos, nitratos y permanganatos.
Corrosividad. Un residuo químico es corrosivo si el residuo posee cualquiera de las
siguientes características:
• Una disolución acuosa que posea un pH menor o igual a
es considerada como corrosiva.
o mayor o igual que 12.5
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• Sólidos que, cuando son mezclados con una parte igual de agua, forman disoluciones
con un pH como se describió en el inciso anterior.
Reactividad. Un residuo químico se caracteriza por ser reactivo si osee cualquiera de las
siguientes propiedades:
• Normalmente es inestable y fácilmente realiza un cambio violento sin detonación.
• Cuando se mezcla con agua, reacciona violentamente, forma mezclas potencialmente
explosivas, o genera gases tóxicos en cantidades suficientes como para representar un
peligro a la salud humana.
• Contiene cianuros o sulfuros que, cuando son expuestos a condiciones de pH entre 2.0
y 12.5, pueden generar gases tóxicos en cantidades suf cientes como para presentar un
peligro a la salud humana.
Toxicidad. Un residuo se considera peligroso por su toxicidad al
nte cuando presenta
niveles excesivos de diversos constituyentes tóxicos entre los que se puede mencionar los
siguientes: arsénico, cadmio, cromo(VI), plomo, mercurio, níquel, selenio, talio, cobre, zinc,
cianuros, disolventes clorados como el cloroformo y el
racloruro de carbono.
PRODUCTOS QUÍMICOS
Etiqueta
La etiqueta es, en general, la primera información que recibe el usuario y es la que permite
identificar el producto en el momento de su utilización. Todo recipiente que contenga un
producto químico peligroso debe llevar, obligatoriamente, una etiqueta bien visible en su
envase (Figura) que, redactada en el idioma oficial del Estado contenga:
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Figura: I-1: Símbolos e indicaciones de peligro de las sustancias y preparados
peligrosos
Fuente: Martínez Grau, Mª Á. y Csákÿ, A. G., Técnicas experimentales en síntesis orgánica,
Ed. Síntesis, Madrid, 2001-2008
• Nombre de la sustancia o del preparado. Incluido, en e caso de los preparados y en
función de la peligrosidad y de la concentración de los distintos componentes, el
nombre de alguno(s) de ellos
• Nombre, dirección y teléfono del fabricante o importad r. Es decir del responsable de
su comercialización
• Símbolos e indicaciones de peligro para destacar los r esgos principales (Figura I-2).
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Símbolo de
riesgo y
Ejemplos
Significado (definición y precaución)
nombre
C Corrosivo
Clasificación: Estos productos químicos causan
Ácido clorhídrico
destrucción de tejidos vivos y/o materiales inertes.
Ácido fluorhídrico
Precaución: No inhalar y evitar el contacto con la
piel, ojos y ropas.
E Explosivo
Clasificación: Sustancias y
preparaciones
que
Nitro glicerina
pueden explotar bajo efecto de una llama o que son
más sensibles a los choques o fricciones.
Precaución: evitar golpes, sacudidas, fricción,flamas
o fuentes de calor
O Comburente
Clasificación:
Sustancias
con
capacidad
de
Oxígeno
incendiar otras facilitando la combustión .
Nitrato
Precaución: evitar su contacto con combustibles.
Peróxido
de
hidrógeno
potasio
de
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Símbolo de
Significa do (definición y precaución)
Ejemplos
riesgo y nombre
F Inflamable
Clasificación: Sustancias y preparaciones: -que
Benceno
pueden calentarse y finalmente inflamarse en
Etanol
contacto con el aire a una temperatura normal sin
Acetona
empleo de energía, o
-sólidas, que pueden inflamarse fácilmente por
una breve acción de una fuente de inflamación y
que
continúan
después
de
ardiendo
haber
o
apartado
consumiéndose
la
fuente
de
inflamación, o -líquidas que tiene un punto de
inflamación inferior a 21 ºC, o gaseosas,
inflamables en contacto con el aire a presión
normal, o -que, en contacto con el agua o el aire
húmedo,
desenvuelven
gases
fácilmente
inflamables en cantidades peligrosas;
Precaución: evitar contacto con materiales
ignitivos (aire, agua)
F+
. Clasificación: Sustancias y preparaciones
Hidrógeno
Extremadamente
líquidas, cuyo punto de inflamación se sitúa
Etino
inflamable
entre los 21 ºC y los 55 ºC;
Éter etílico
Precaución: evitar contacto con materiales
ignitivos (aire, agua).
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Símbolo de
Significado (definición y precaución)
Ejemplos
Clasificación: Sustancias y preparaciones que,
Cloruro de bario
por inhalación, ingestión o penetración cutánea,
Monóxido
pueden implicar riesgos graves.
carbono Metanol
riesgo y nombre
T Tóxico
de
Precaución: todo el contacto con el cuerpo
humano debe ser evitado.
T+ Muy tóxico
Clasificación: Por inhalación, ingesta absorción a
Cianuro
través de la piel, provoca graves problemas de
Trióxido
salud e inclusive la muerte.
arsénico Nicotina
de
Precaución: todo el contacto con el cuerpo
humano debe ser evitado.
Xi Irritante
Clasificación: Sustancias y preparaciones no
Cloruro de calcio
corrosivas
Carbonato
que,
por
contacto
inmediato,
prolongado o repetido con la piel o las mucosas, .
de
sodio
Precaución: los gases no deben ser inhalados y el
contacto con la piel y ojos debe ser evitado.
Xn Nocivo
Clasificación: Sustancias y preparaciones que,
Etanal
por inhalación, ingestión o penetración cutánea,
Diclorometano
pueden implicar riesgos a la salud de forma
Cloruro de potasio
temporal o alérgica;
Precaución: debe ser evitado el contacto con el
cuerpo humano, así como la inhalación de los
vapores.
Figura: I- 2:. : Símbolos e indicaciones de peligro para destacar los riesgos principales
Fuente: http://www.2.udec.cl/sqrt/reglamento/reglresiduos.html
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COMPORTAMIENTO EN EL LABORATORIO.
• Antes de comenzar el experimento:
• Leer la guía experimental atentamente.
• Distribuir las de tareas entre los miembros del grupo.
• Emplear elementos de protección personal necesarios.
• Buscar los materiales y reactivos necesarios.
• Leer las etiquetas detenidamente y utilizar los frasco abiertos en primer lugar.
• Limpiar los recipientes vacíos
Durante la realización del experimento:
• Mantener la mesa de trabajo ordenada: limpiar lo que s derrame y lavar los utensilios
que se van utilizando a medida que se trabaja.
• Reutilizar el equipo siempre que sea posible.
• Volver a colocar el material en su sitio del laboratorio.
• Colocar los residuos en los cubos de basura.
• Echar los residuos líquidos no aprovechables por el desagüe, haciendo correr el agua
mientras tanto. No tirar al desagüe cristal, metal, po celana u otros restos sólidos.
• Comunicar al del laboratorio qué material se ha roto para reponerlo.
• Al abandonar el laboratorio:
• Tapar y guardar los reactivos en el lugar correspondiente .
• Cerrar todas las puertas y cajones de las mesas de trabajo .
• Limpiar la zona de trabajo si se ha roto material de vidrio.
• Asegurarse de que están cerradas todas las llaves de paso d los gases ,agua y
desconectar los equipos
• Volver a colocar los equipos especiales en su lugar,
• Colocar las mesas y sillas en su lugar
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II. PROTECCIÓN AL AMBIENTE Y ELIMINACIÓN DE DESECHOS QUÍMICOS
DISPOSICIÓN DE RESIDUOS QUÍMICOS
La disposición adecuada de residuos químicos es esencial para proteger la salud y mantener la
seguridad de quienes laboran en un laboratorio químico. Llevarla a cabo también reducirá
amenazas presentes y futuras sobre el medio ambiente. Es por ello que la disposición de todos
los residuos químicos, hecha de una manera segura, eficiente, legal, y a un costo adecuado
resulta imperativa.
La minimización de residuos químicos es la reducción, n lo posible, de la cantidad de
residuos químicos peligrosos que son generados o subsecuentemente tratados, almacenados, o
descargados. Incluye cualquier reducción en la fuente, mediante el reciclaje, o de las
actividades de tratamiento que conduzcan a la reducción del volumen total o de la cantidad de
residuos químicos peligrosos, así como a la reducción
e la toxicidad de los residuos
químicos peligrosos.
La reducción en la fuente, el reciclaje, y el tratamie o en el laboratorio son tres tipos de
actividades que reducen el volumen o la toxicidad de cualquier residuo químico peligroso:
1. Reducción en la fuente
Es el mejor acercamiento a la minimización de residuos Puede verse como una actividad que
reduce o elimina la generación de un residuo químico p
groso en un proceso. Un elemento
de reducción en la fuente es, por ejemplo el cambio de reacti os. Así, la generación de
residuos por disolventes puede reducirse o eliminarse ustituyéndolos por materiales menos
tóxicos y más seguros desde el punto de vista ambiental. Por ejemplo, los detergentes
biodegradables pueden sustituir a los disolventes que
vidrio.
usan en la limpieza del material de
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2. Reciclaje
Incluye tanto la reutilización como la recuperación. El reciclaje puede verse como cualquier
actividad que reduce el volumen de residuos peligrosos o tóxicos con la generación de un
material valioso o de alguna forma de energía aprovech
a reutilización, la recuperación,
y el reciclaje deberían ser las primeras consideraciones antes de clasificar un reactivo químico
como un desecho.
3. Tratamiento en el punto de generación (en el laborator o)
El tratamiento para la reducción o eliminación de la t xicidad de un residuo químico
peligroso puede realizarse de dos formas, principalmente:
• Alteración de los constituyentes tóxicos del residuo a formas menos tóxicas o no
tóxicas.
• Disminución de la concentración de constituyentes tóxicos en el residuo, empleando
mecanismos diferentes a la dilución (la dilución de los residuos para lograr las
concentraciones aceptables de disposición de descarga
inaceptable). Idealmente,
estos pasos de tratamiento deberían estar descritos en todos los procedimientos de
laboratorio. Los residuos químicos que se generan habitualmente en los laboratorios
de enseñanza experimental incluyen ácidos y bases inorgánicos, disolventes orgánicos,
metales, un gran número de polvos secos, los reactivos sin reaccionar y los productos
de reacción de experimentos. Los residuos que se gener n en el laboratorio son
usualmente mezclas, disoluciones o sustancias contaminadas, y en ocasiones agentes
químicos. Un programa de minimización de residuos debe involucrar un esfuerzo
continuo, no es un procedimiento que se lleva a cabo una sola ocasión. Una de las
metas finales de cualquier experimento debería ser la
generación de residuos.
e reducir al mínimo la
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EQUIPO Y ACCESORIOS QUE DEBE POSEER UN LABORATORIO QUÍ
• Extintores de incendio: Normalmente se usa el de CO2.
•
ICO
Ducha de seguridad: Para incendio o derrame masivo de y eliminación de desechos
químicos reactivos sobre la vestimenta.
•
Manta de seguridad: Para envolver personas en caso de incendio, provocado por
líquidos inmiscibles con el agua, debe estar elaborada de material no combustible.
•
Frasco lavador de ojos: Para lavado de ojos en caso de caída de reactivos o partículas
sólida s.
•
Arena: Para cubrir sustancias que se están quemando o para a sorber derrames de
reactivos.
•
Botiquín de primeros auxilios: Para primeros auxilios con medicamentos básicos
para quemaduras, intoxicaciones, cortaduras, etc.
El laboratorio debe ser construido de manera que haya facilidad para salir en caso de
incendio u otro tipo de emergencia, tener al menos una salida de emergencia, claridad,
extractores de gases, ventilación natural y artificial.
Las vías de salida no deben estar nunca obstruidas por sillas, basureros o mesas, para que
en un momento de peligro no dificulten el paso.
El estudiante debe conocer la localización del botiquí que contiene material de primeros
auxilios, de las llaves generales de agua, gas y elect icidad, las cuales deben estar
señaladas y fácilmente accesibles. Antes de empezar a trabajar en el laboratorio asegúrese
de conocer la ubicación de todos estos elementos.
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Peligros inherentes al trabajo con sustancias ácidas y básicas
En general los ácidos y álcalis actúan fuertemente sobre la materia orgánica e inorgánica,
cada uno según sus propiedades específicas y concentración. Los ácidos se almacenan
generalmente en frascos de vidrio, con excepción del á
fluorhídrico, HF(ac) y las
bases (álcalis) de alta concentración que actúan considerablemente sobre el vidrio,
especialmente caliente, por eso son almacenados de preferencia en botellas de plástico o
polietileno. Los ácidos y álcalis diluidos actúan lentamente y de forma destructiva sobre
tejidos orgánicos.
La piel libre de heridas raramente es afectada, los ojos sí lo son. Los álcalis y ácidos
diluidos deben ser eliminados del cuerpo o de la vestimenta lavando con mucha agua.
Los siguientes ácidos y álcalis en altas concentracion
son muy peligrosos:
• Ácido sulfúrico, H2SO4 (ac): Deshidratante, oxidante y sulfonante.
• Ácido nítrico, HNO3(ac) : Oxidante y agente de nitración, reacciona de forma explosiva
con el alcohol.
• Ácido clorhídrico, HCl(ac): Produce fuertes irritaciones en el aparato respiratorio.
• Ácido perclórico, HCIO4(ac): Reacciona explosivamente con sustancias orgánicas.
• Amoníaco, NH3(g) o NH4OH(ac): Produce fuertes irritaciones en las vías respiratorias.
• Hidróxido de sodio, NaOH e hidróxido de potasio, KOH: Muy corrosivos especialmente
con tejidos orgánicos.
A causa de estas características, debe tenerse mucho c idado al trabajar con ácidos y
álcalis concentrados, para eliminarlos de la piel o de la ropa se usa agua en abundancia.
En caso del ácido sulfúrico concentrado (18 M) que se a derramado en la mesa de
trabajo o en el piso se usa primero una tela o algodón seco y limpio para absorberlos (si
está fácilmente accesible) para después lavar con agua. En el caso de los ojos, el
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amoníaco es más peligroso que otros álcalis y estos a
vez, más peligrosos que los
ácidos de igual concentración: • El transporte de ácidos y álcalis debe hacerse
cuidadosamente, no sujetar los frascos únicamente por
l cuello, también deben
sostenerse por la base.
• Frascos con álcalis deben ser tapados con tapones de hule o corcho. Tapones de vidrio
son atacados por los álcalis volviéndose imposible sacarlos después de cierto tiempo.
• Frascos conteniendo ácido clorhídrico o amoníaco deb n ser protegidos de
calentamiento (fuentes de calor, luz solar), ya que su presión de vapor sube rápidamente
al aumentar la temperatura y puede producir explosione .
• No se debe pipetear ácidos, o álcalis con la boca; para eso se usa una bomba de hule
(pera) y aún así se requiere práctica.
• Al trabajar con ácidos, debe tenerse especial cuidado pues puede haber
desprendimiento de
vapores peligrosos.
• Al evaporar ácidos u otras sustancias corrosivas, tóxicas e irritantes, hágalo dentro del
extractor de gases.
• Bajos volúmenes de ácidos y álcalis diluidos se pueden desechar en la pila haciendo
que el
agua fluya en abundancia.
Al diluir los ácidos debe agregarse el ácido al agua lentamente y agitando, nunca realice
la operación inversa, pues puede producirse una emisió violenta de calor y en algunos
casos una explosión (caso del ácido sulfúrico concentrado: (H2SO4 , 18 M).
Reglas generales para la protección contra incendios
Además de las sustancias inflamables (alcoholes, éter, disulfuro de carbono, etc.), el gas
de la tubería, la madera, las mangueras, la vestimenta, las instalaciones eléctricas y
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también muchos productos químicos sólidos, constituyen potenciales fuentes de incendio
en los laboratorios; por ello debe observar lo siguiente:
• Quemadores, calentadores con resistencia sin protección, etc., nunca deben utilizarse
sobre madera.
• Las llaves de gas deben estar siempre bien cerradas cu ndo no se esté utilizando los
quemadores. Cuando se perciba olor a gas debe comunica lo inmediatamente al profesor
y no encender fuego antes de que el problema sea resuelto.
• Apague todo aparato eléctrico luego de terminar el trabajo de laboratorio
• Manipule los productos químicos inflamables con mucha
ecaución.
• Abrigos, libros y otros objetos personales no deben colocarse sobre la mesa de trabajo
para ello están los estantes correspondientes.
• No utilice nunca el quemador a la orilla de la mesa, p
evitar que su gabacha o su
ropa se quemen
• Evite que mangueras de otros quemadores o del resto de los aparatos armados
permanezcan cerca de quemadores encendidos.
• Un quemador de gas “calado” debe apagarse inmediatamente.
Precaución: El quemador de gas puede estar muy calient debido al “calado”. Si a pesar
de todas las precauciones anteriores se iniciara un incendio, tenga presente lo siguiente:
• Conserve la calma, actúe rápido pero racionalmente.
• Utilice el extintor de incendios adecuado: polvo quími o o CO2 .
• Cierre las llaves generales de gas y si es posible desconecte la electricidad.
• Si no participa en la extinción del fuego, aléjese del lugar.
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Trabajo con vidrio y aparatos de vidrio
La ruptura de vidrio siempre es causa de peligro en el laboratorio, un recipiente de vidrio
que se quiebre deja no solo pedazos de vidrios cortant
y puntiagudos, sino que también
puede provocar otros accidentes. Se debe cumplir estr ctamente lo siguiente al trabajar
con material de vidrio:
• Los aparatos deben ser armados firmemente, no utilizar cuadernos o libros como
apoyo. Está totalmente prohibido utilizar alambres o c
das para sujetarlos.
• Nunca utilice equipo de vidrio quebrado.
• Varillas y tubos de vidrio deben tener los extremos pulidos, esto s logra calentando
los extremos con la llama del quemador Bunsen, hasta la fusión o raspando los bordes
con un cedazo fuerte, use guantes y anteojos de seguridad al hacerlo, es preferible
hacerlo dentro de la capilla extractora de gases, para evitar respi
partículas.
• Accidentes frecuentes con vidrio ocurren al introducir termómetros y tubos de vidrio
en tapones de hule o mangueras, para evitar esos accidentes debe seguir las siguientes
recomendaciones:
– El extremo del objeto de vidrio, debe ser sumergido en glicerina u otra sustancia
lubricante.
– Nunca aplique mucha fuerza para introducir un objeto d vidrio en un tapón o
manguera
– Proteger ambas manos con una tela (limpión o pañuelo), o guantes gruesos.
– Mucho cuidado al sacar una manguera en un tubo de vidr o, si se dificulta es mejor
cortarla.
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Es frecuente que los tapones de vidrio se peguen firme
nte en los recipientes, en este
caso, se debe golpear el tapón suavemente con un trozo de madera hasta que se afloje, las
manos y los ojos deben estar protegidos.
Los recipientes cerrados no deben calentarse para aflojar un tapón de vidrio.
Frecuentemente se pega la tapa de los desecadores, principalmente cuando estos han sido
sometidos largo tiempo al vacío o se han colocado objetos calientes dentro del mismo.
Para sacar la tapa en estas condiciones se debe, primero quitar el vacío, luego se toma
firmemente la parte inferior del desecador con el brazo izquierdo y se presiona la tapa
fuertemente (pero con cuidado) con la mano derecha en dirección al hombro derecho.
De esta manera se evita una apertura repentina del des cador que en la mayoría de los
casos hace que se derrame la sustancia contenida en él..
Prácticas y controles en el lugar de trabajo
Unas prácticas de trabajo y una formación adecuadas pueden contribuir a reducir las
exposiciones peligrosas. Para casi todos los disolvent
peligrosos, es posible encontrar
un substituto con características semejantes pero cuyos efectos sobre la salud no sean tan
graves.
La ventilación es importante y debe tenerse muy presenta al emplear disolventes.
Debe tenerse en cuenta también la utilización de equipos apropiados (extintores de
incendios, material adsorbente, etc.), que estarán dis
para casos de emergencia,
derrames,etc.
Los equipos de protección personal, como pantallas frontales, guantes y mascarillas con
filtros, deben estar disponibles en los puestos que así lo requieran y se hará uso de los
mismos conforme a las recomendaciones oportunas. Permanecerán guardados en un lugar
limpio y alejado de un posible contacto con los vapores del disolvente.
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La manipulación adecuada de las sustancias y el cuidad al desechar los residuos, son la
clave para disminuir los riesgos inherentes a las mismas.
Las siguientes son definiciones de los términos más utilizados en
descripción de las
características de las sustancias que usará durante las prácticas de laboratorio en los
cursos de Química.
Toxón: Especie química con efectos dañinos. Toda sustancia qu mica es un toxón
dependiendo del período de exposición, lo cual imp lica que haya grados de exposición
que dan cierta seguridad en lo que concierne a la salud del ser humano. Son excepciones
los carcinógenos y mutágenos químicos.
Toxicidad: La capacidad de una sustancia de dañar los tejidos orgánicos vivos cuando ha
alcanzado lugares susceptibles dentro del cuerpo o sobre él. Una sustancia muy tóxica
causará daño a un organismo si se le administra en ca
dades muy pequeñas, mientras
que una de baja toxicidad produce efecto si la cantidad es muy grande.
No se puede hacer referencia a toxicidad sin considerar:
• Cantidad de sustancia suministrada o absorbida (dosis).
• Vía de administración de la dosis: absorción cutánea, ingestión o inhalación.
• Tipo de la lesión.
• Gravedad de la lesión
• Tiempo requerido para producir la lesión.
La cuantificación de la toxicidad debe hacerse relacionando la cantidad de toxón (dosis)
con el peso del organismo para producir un efecto determinado. Cuando el efecto es la
muerte del Organismo, a la dosis se le conoce como dosis letal .
El peligro de un toxón se relaciona con su toxicidad y con el riesgo de exposición de
parte del individuo, además debe considerarse la especie, el sexo y la edad del mismo al
igual que los factores ambientales: temperatura, humedad, presión, etc. Por ejemplo, de
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las sustancias conocidas es la toxina de la bacteria Clostridium botulinum, causante del
botulismo, para el ser humano es letal una dosis de un picogramo (10-12 g) por kilogramo
de masa, sin embargo, no es peligrosa pues normalmente el ser humano no está expuesto
a ella. Todo lo contrario sucede con el metanol, CH3 OH, sustancia considerada muy
venenosa, pues a pesar de que produce toxicidad en dosis muy pequeñas, es muy alto el
riesgo de exposición.
El peligro de toxicidad de un compuesto depende de su estado físi o y de su solubilidad
en algún disolvente, algunas sustancias en estado sóli o no son dañinas, pero pueden ser
muy tóxicas en forma de polvo, vapor (plomo, cromo, berilio) o como disoluciones.
Tolerancia: Capacidad de un organismo para soportar los efectos de una droga.
Inflamable : Material sólido, líquido, gas, que se enciende y ard fácilmente.
Combustible: Todo material capaz de quemarse independientemente de
temperatura
de autoignición y de su estado físico, sea sólido, líquido o gaseoso.
Temperatura de inflamación, : Temperatura a la que un líquido desprende la cantidad
de vapor suficiente para formar una mezcla inflamable con el aire cercano a la superficie.
Temperatura de autoignición, .: Mín ima temperatura necesaria para iniciar o causar
combustión auto sostenida de cualquier sustancia en au encia de chispa o de llama.
Límite de explosión, : intervalo (%) de mezcla de gas o de vapor inflamable y aire que
puede ser encendida a 20°C y 1 atmósfera de presión.
Detonación: Descomposición química de un material explosivo que
autopropaga
fácilmente, acompañada de una onda sonora de elevada presión y temperatura; esta
reacción puede desencadenarse por impacto mecánico (golpe) o elevación de la
temperatura (calentamiento, chispaeléctrica).
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Almacenamiento de productos químicos
La manera de almacenar un producto químico depende de su estado de agregación y de su
reactividad hacia el recipiente, su estabilidad térmica, descomposición espontánea y otras
propiedades propias de cada uno de ellos.
El envase
• Productos sólidos de ilimitada estabilidad (por ejemplo: NaCl), son almacenados en
botellas transparentes, los sensibles a la luz se almacenan en botellas de color ámbar.
• Polvos higroscópicos o sensibles al aire, son almacenados en recipientes herméticos,
en una atmósfera de gas inerte o en desecadores. La ut
ción de estos recipientes solo
está permitida si la sustancia no se vaporiza durante l almacenaje.
• Productos de fácil descomposición deben ser almacenados a bajas temperaturas, sin
embargo hay que prever las medidas de seguridad a tomar, en caso de que los productos
de descomposición sean corrosivos, venenosos, etc.
• Para algunos productos hay prescripciones especiales d almacenaje, por ejemplo,
sodio metálico en aceite parafínico, fósforo blanco en agua, etc.
• Sustancias líquidas son normalmente almacenadas en botellas para líquidos, aquí
valen las mismas observaciones de almacenaje hechas para sólidos. Líquidos que hierven
a temperatura ambiente, cuando son almacenados herméticamente, requieren que el
envase sea de vidrio grueso, para abrir primero hay qu
garantizando de nuevo el cierre hermético Debido a su
enfriar, luego se cierra
a presión de vapor, muchos
líquidos tienden a reaccionar con la tapa del recipiente que los contiene y por ello la
selección de la tapa debe ser bien seleccionada.
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Los tapones
• De corcho: Son resistentes a los disolventes orgánicos excepto al alcohol . Son
atacados por ácido sulfúrico concentrado, por el ácido nítrico concentrado, por los
halógenos y por
los álcalis. Su resistencia aumenta si es sumergido en un baño de
parafina a 120o C por unos minutos.
• De hule: Son empleados principalmente en botellas con álcalis, de ácido clorhídrico
concentrado, ácido fosfórico al 70% y ácido sulfúrico al 20%. Son destruidos
rápidamente por los halógenos (flúor, cloro, bromo, yodo), ozono, álcalis concentrados y
ácido sulfúrico de elevadas concentraciones. Con muchos disolventes orgánicos tales
como benceno, éter, piridina, disulfuro de carbono, hidrocarburos clorados, etc, el hule
se hincha, se expande, lo que hace difícil quitar los apones de los frascos que contienen
estos disolventes.
• De PVC: Son resistentes a álcalis concentrados, ácido clorhídrico concentrado y al
ácido sulfúrico concentrado hasta aproximadamente 60o C. Con excepción de los
alcoholes e hidrocarburos alifáticos, los disolventes rgánicos provocan la hinchazón de
PVC.
• De polietileno: Son resistentes hasta 100o C al ácido clorhídrico concentrado, ácido
fluorhídrico al 40%, ácido nítrico y álcalis al 50%. Con el ácido sulfúrico concentrado el
polietileno reacciona con decoloración alrededor de lo 40oC, sin embargo, puede ser
empleado hasta esta temperatura. La estabilidad del po
frente a los disolventes
orgánicos es muy limitada.
• De teflón: El politetrafluoretileno (teflón), posee propiedades
traordinarias de
estabilidad; no es atacado por el ácido fluorhídrico, cido nítrico o agua regia . El ácido
sulfúrico concentrado o hidróxidos de altas concentraciones solo actúan sobre el teflón a
23
temperaturas superiores a 300oC. Frente a la mayoría de los disolventes orgánicos el
teflón es también estable y además puede ser calentado hasta 200oC sin que se deforme.
El almacenaje
El almacenaje de productos químicos inflamables en refrigeradoras, solo es permit
si
estas son a prueba de explosión y aún así, los recipientes se deben cerrar herméticamente.
El almacenaje de productos químicos obliga a la utilización siempre una etiqueta de fácil
lectura y resistente, tal regla vale también para recipientes que son empleados por un
corto período (por ejemplo, frascos de reacción).
La etiqueta
La etiqueta que identifica un reactivo debe ser preparada de una manera tal que las
personas sin conocimientos especiales puedan ayudar en caso de peligro, especial
importancia requiere el material con que se escribe e
a etiqueta, la mayoría de las tintas
utilizadas en lapiceros se destiñen rápidamente en la atmósfera de laboratorios químicos,
se recomienda el uso de marcadores de tinta indeleble o bien utilizar etiquetas impresas
cubiertas con plástico adhesivo. Al sacar líquido de
n recipiente se debe tomar la
precaución de no dañar la etiqueta con las gotas remanentes, se tiene como regla general,
verter el líquido del lado opuesto a la etiqueta, limpiándose con un trapo las gotas que
quedan en el exterior del recipiente.
Cilindros de gas y aparatos al vacío.
Los cilindros contienen los gases más importantes en el estado gaseoso (H2 , O2, N2, CO)
o licuado: (CO2 , SO2 , NH3, Cl2 , C2H2 ). En el primer caso, las presiones internas son muy
altas, llegando hasta 200 atm. Para los gases licuados la presión interna es la producida
por la presión de vapor del líquido almacenado. Los cilindros de CO2, exigen cuidados
especiales, dado que la temperatura crítica del dióxido de carbono es de 31,5o C, sobre
esta temperatura la presión en el cilindro aumenta considerablemente. Las temperaturas
24
críticas del cloro, dióxido de azufre, amoníaco y acetileno son 143,5oC, 157oC, 132,4o C y
35,9o C respectivamente.
.
Eliminación de productos químicos
En el laboratorio se manejan gran cantidad de productos y se efectúan diversas
operaciones
que conllevan la generación de residuos,
la mayoría de los casos
peligrosos para la salud y el medio ambiente. Aunque el volumen de residuos que se
generan en los laboratorios es generalmente
pequeño n relación al proveniente del
sector industrial, no por ello debe minmizarse el prob ema.
Unas adecuadas condiciones de trabajo en el laboratorio implican inevitablemente el
control, tratamiento y eliminación de los residuos generados en el mismo, por lo que su
gestión es un aspecto imprescindible en la organización de todo laboratorio.
Otra cuestión a considerar es la de los derrames, que i bien tienen algunos aspectos
coincidentes con los métodos de tratamiento para la eliminación de residuos, la actuación
frente a ellos exige la consideración de otros factores como la rapidez de acción,
aplicación de métodos de descontaminación adecuados, etc.
Para una correcta realización de lo indicado anteriormente
personas responsables, así como facilitar una completa
s aconsejable designar
formación a todo el personal del
laboratorio sobre estos temas.
Clasificación de los residuos
El tipo de tratamiento y gestión de los residuos del laboratorio depende, entre otros
factores, de las características y peligrosidad de los mismos, así como de la posibilidad de
recuperación, de reutilización o de reciclado, que para ciertos productos resulta muy
aconsejable.
Si consideramos su peligrosidad se podría establecer la iguiente clasificación.
25
• Residuos no peligrosos
Estos residuos, considerando sus propiedades, pueden e iminarse mediante vertidos,
directamente a las aguas residuales o a un vertedero. Si aún no considerándose peligrosos,
son combustibles, se pueden utilizar como combustibles suplementarios, como ocurre,
por ejemplo, con los aceites, que, si son "limpios", se pueden eliminar mezclándolos con
combustibles; los aceites fuertemente contaminados, en cambio, deberán ser procesados
en función de los contaminantes que contengan (metales clorados, etc.).
• Residuos químicos peligrosos
Combustibles: Pueden utilizarse como combustible suplementario o incinerarse. Debe
controlarse la posible peligrosidad de los productos de combustión.
No combustibles : Pueden verterse a las aguas residuales o vertederos
ntrolados
siempre que previamente se haya reducido su peligrosidad mediante tratamientos
adecuados.
Explosivos: Son residuos con alto riesgo y normalmente deben ser manipulados fuera del
laboratorio por personal especializado.
Gases: Su eliminación está en función de sus características de peligrosidad (tóxica,
irritante, inflamable). Para su eliminación, deberán t erse en cuenta las normativas sobre
emisión existentes.
• Residuos biológicos
Deben almacenarse en recipientes específicos convenientemente señalizados y retirarse
siguiendo procesos preestablecidos. Normalmente se est rilizan y se incineran.
• Residuos radiactivos
Para su eliminación deben considerarse sus características físico -químicas así como su
actividad radiactiva y vida media (tiempo de semidesintegración). Su almacenamiento
26
debe efectuarse en recipientes específicos debidamente señalizados y deben retirarse de
acuerdo a los procedimientos establecidos.
La eliminación de productos químicos requiere siempre
dependen del material a ser eliminado.
cauciones especiales que
27
III. EXPERIMENTOS Y TECNICAS DE LABORATORIO QUIMICA GENERAL I
3.1. Practica Laboratorio N° 1: Reconocimiento y usos del material del laboratorio.
I. OBJETIVOS:
• Familiarizar al estudiante con los nombres y uso del material de laboratorio.
• Conocer el nombre de cada instrumento utilizados en el laboratorio para realizar las
prácticas.
• Comprender e identificar la utilidad de los instrumentos y equipo de laboratorio.
II: MARCO TEÓRICO:
En la preparación de una práctica de laboratorio, el e
diante debe conocer el uso de los
materiales y equipos comunes de un laboratorio de química, al igual que los reactivos, para de
esta manera poder llevar a cabo con éxitos los experimentos que realiza. Lo que se expresa en
los siguientes:
- Conocer los materiales comunes de uso en un laboratorio de química y para que se utilizan.
- Conocer los equipos comunes de uso en un laboratorio e química y su utilidad.
- Conocer cuáles son las unidades de medida comunes en química
RECONOCIMIENTO Y USO DE LOS EQUIPOS DE COMUNES LABORATORIO
1- La Balanza: Instrumento utilizado para determinar la masa.
2- Desecador: Es utilizado para mantener en ambiente seco el material afectable por la
humedad o el dióxido de carbono (CO2). Para mantener seco el espacio interior del desecador
se coloca una sustancia desecante en la parte inferior
desecador que puede ser sulfato de
28
calcio anhidro (CaSO4) o cloruro de calcio anhidro (CaCl2). Los desecadores pueden ser de
vidrio o plásticos.
FIGURA 3.1—1: Desecador
3- Termómetro: El tipo más común de termómetro es un capilar de vidrio que termina en un
bulbo que contiene Hg. Este capilar a su vez está colocado en un tubo de vidrio graduado de
manera que cada 10 divisiones representan un grado centígrado La longitud de la columna de
Hg es proporcional a la temperatura,dado que el Hg, al igual que todas las sustancias cambian
su volumen cuando la temperatura varia.
4- Mechero: Los dos usos del mechero en el laboratorio son calentar líquidos o soluciones y
para el trabajo con material de vidrio. Actualmente para calentar líquidos o soluciones es más
común utilizar planchas de calentamiento.
FIGURA 3.1—2: Mechero
29
5 - Centrifuga: Una centrifuga se utiliza para separar mezclas de sust ncias que están
contenidas en recipiente, por ejemplo líquidos de sales cristalizadas o precipitados difíciles de
filtrar.
6- Piceta: Es un envase provisto de un dispositivo que permite emitir un chorro fino de agua
destilada,
Solución u otro líquido. Se usa para lavar material de vidrio.
7- Agitadores: Son varillas de vidrio de 3-5 mm de diámetro y de longitud conveniente.
Ambos extremos son redondeados. Se usa para agitar un líquido o como herramienta durante
la filtración.
8- Manejo y medida de reactivos sólidos
Los sólidos son siempre dispensados de las botellas que las contienen (plásticas o de vidrio,
dependiendo del reactivo). Para tomar una cantidad de reactivo de la botella que lo contiene
debe colocar una pequeña cantidad (de acuerdo a lo que se necesite) en un envase para sólidos
(vidrio de reloj, vaso de precipitado), nunca inserte una espátula en la botella y no devuelva el
sólido sobrante, ya que esto puede contaminar el reactivo. Los reactivos sólidos son siempre
medidos por peso, para lo cual se usa la balanza.
8- Manejo y medida de reactivos sólidos
Los sólidos son siempre dispensados de las botellas que las contienen (plásticas o de vidrio,
dependiendo del reactivo). Para tomar una cantidad de
ctivo de la botella que lo contiene
debe colocar una pequeña cantidad (de acuerdo a lo que se necesite) en un envase para sólidos
(vidrio de reloj, vaso de precipitado), nunca inserte una espátula en la botella y no devuelva el
sólido sobrante, ya que esto puede contaminar el reactivo. Los reactivos sólidos son siempre
medidos por peso, para lo cual se usa la balanza.
9- Manejo y medida de líquidos
Utilizados para colocar o medir volúmenes de líquido a ser vertidos en otro material.
30
a) El beaker o vaso de precipitado: Se utiliza para contener líquidos o para medir volúmenes
cuando no se requiere precisión en la medida o cuando
trata de medir un volumen
aproximado.
b) El Cilindro graduado: Se utiliza para medir volúmenes de líquidos, cuando no se requiere
una alta precisión en la medida. La lectura del volume se determina visualizando la base del
menisco (curva en el tope de la columna de líquido). Si el liquido es opaco o forma un
menisco convexo se lee la posición del tope del menisc
Como precaución no coloque
líquidos calientes en el cilindro graduado.
c) Las Pipetas: Son utilizadas para medir volúmenes de líquidos con alta precisión en la
medida. La lectura del volumen se determina visualizando la base del menisco. No tome
líquidos volátiles o corrosivos sin utilizar la pera d succión. Existen dos tipos de pipetas
aforadas y graduadas.
d) La Bureta: Son tubos largos de vidrio, cilíndricos de calibre uniforme en la porción
graduada, cuyo extremo inferior se cierra con una llave de vidrio. La bureta es el equipo de
laboratorio utilizado para realizar titulaciones. La lectura del volumen se determina
visualizando la base del menisco.
31
FIGURA 3.1—3: Manejo y medida de líquidos
32
10-Matraces aforados: Un matraz aforado es un recipiente de fondo plano, en
a de pera
con un cuello delgado y largo. Una línea fina alrededor del cuello indica el volumen que
contienen a una temperatura determinada (generalmente 0 °C).
11- Equipos de Filtración: Generalmente los sistemas de filtración son utilizados para separar
un sólido que ha precipitado de una solución, para separar sólidos de líquidos o de soluciones,
donde el sólido no es soluble en la mezcla de solvente donde se encuentra y para transferir
precipitados. Para la filtración se utilizan embudos d filtración (filtración por gravedad) o
equipos de filtración por succión. Para la filtración en estos equipos se utiliza
filtro. Hay papeles de filtro de diferentes tamaños y
papel de
erente porosidad, de acuerdo al tamaño
del embudo de filtración y del tipo de precipitado que se desea separar. Existen dos tipos de
papel de filtro, cualitativo y cuantitativo. El papel
colectar precipitados para análisis cuantitativos (se
filtro cuantitativo es utilizado para
quiere conocer el peso del precipitado
con precisión). Los cualitativos son para filtrar precipitados donde no se requiere conocer el
peso del precipitado.
33
3.1—4 FIGURA: Equipos de Filtración:
34
3.1—5 FIGURA: Materiales de uso Común en laboratorio.
12- Tipos de Reactivos: Para el análisis químico deben emplearse reactivos de
a pureza.
Generalmente se emplean reactivos para análisis (p.a.) Los reactivos de baja pureza son
denominados como reactivos técnicos.
LIMPIEZA DEL MATERIAL DE VIDRIO
El buen desarrollo del trabajo experimental requiere d una limpieza adecuada del material de
vidrio.
Un material de vidrio mal lavado, acarrea errores en el experimento a realizar y se pueden
obtener resultados no reproducibles.
1. El material de vidrio debe lavarse con agua y detergente (no usar exceso de detergente) y
posteriormente con agua destilada.
35
2. Para comprobar si el material de vidrio está limp io, se lo llena con agua destilada y después
se deja escurrir. Si se forman gotas que se adhieren a las paredes del recipiente quiere d cir
que hay una capa de grasa en las paredes. Un material de vidrio bien limpio debe permitir que
el agua destilada escurra sin dejar residuos.
3. Si el material de vidrio se requiere completamente eco para el experimento que se va a
realizar, debe secarse en la estufa (nunca con papel, paños o la bata).
4. Otra manera de secar el material de vidrio es mediante el uso de acetona técnica.
5. Si se requiere de una limpieza a fondo del material de vidrio, se pueden utilizar soluciones
especiales para ello, tales como potasa alcohólica o mezcla sulfocrómica.
6. Cuando un material de vidrio, por ejemplo una pipet
una bureta va a ser utilizado, luego
de su limpieza con agua destilada, debe ser lavada varias veces con el líquido que va a
contener, para de esta manera eliminar la posibilidad e contaminación.
UNIDADES DE MEDIDA
Generalmente, en el laboratorio de química, necesitamos medir unidades de longitud, masa,
volumen, tiempo, temperatura y presión. Estas unidades son expresadas de la sigu iente
manera:
Longitud: La unidad primaria de longitud es el metro (m), que es
distancia, en condiciones
normales, entre dos líneas grabadas en un patrón que se conserva en el Bereau International
des Poids et Mesures, Sérves, Francia.
Masa: La unidad peso es el kilogramo (Kg.), el gramo (g) o el miligramo (mg). El kilogramo
es definido como la masa de 1,000028 decímetros cúbicos de agua.
Vo lumen: La unidad de volumen es el litro, la cual es igual al
de un kilogramo de
agua pura, a una temperatura de 3,98 °C y una presión de 760 mm Hg. El mililitro (mL) es la
milésima parte de un litro. Un mililitro es aproximadamente igual a un centímetro cúbico (cc
o cm3). El centímetro cúbico es el volumen de un cubo cuyas aristas tienen un cm de longitud.
36
Tiempo: La unidad estándar del tiempo es el segundo solar, el cual corresponde a 1/86400 de
la media de un día solar. Este estándar es difícil de
ilizar y los relojes son utilizados como
estándares secundarios. Las unidades de medida comunes en experimentos de laboratorio son
horas, minutos o segundos. Algunos experimentos pueden llevar meses y años, caso común en
la simulación de procesos geoquímicos en el laboratori .
Temperatura: La temperatura se define en términos de las variaciones en la presión de un
volumen constante de un termómetro con mercurio (Hg).
a unidad de temperatura es el
grado.
Presión: La unidad común de presión es la atmósfera (atm). Una
ósfera se define como la
presión ejercida por una columna de mercurio (Hg) a 0 °C correspondiente a 760 mm.
MASA
1 Kilogramo (Kg)=1000 g
1 gramo (g) Peso de aproximadamente 15 gotas de agua
LONGITUD
1 metro (m)= 100 centímetros (cm)
VOLUMEN
1 litro (L)= Volumen de 1 Kg. de agua a su máxima densidad
1 mililitro (mL)= 0,001 L. Volumen de 1 g de agua a 4 °C, su temperatur de máxima
densidad = 15 gotas de agua
PRESIÓN
1 atmósfera (atm)=Presión ejercida por una columna de Hg a 0 °C
37
TEMPERATURA
CENTÍGRADOS
FAHRENHEIT
- 273
-459
Cero Absoluto
- 183
-297
Punto de ebullición del oxígeno
- 79
-108
Punto de sublimación del CO2
0
+32
Punto de fusión del hielo
+100
+212
Punto de ebullición del agua
Tabla 3.1-1: Equivalencia de Temperatura ºF/ºC
PARTE EXPERIMENTAL
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA
Reconocimiento y limpieza del material de vidrio:
En la primera parte de la práctica al estudiante se le entregara un material de vidrio, el cual
deberá reconocer e indicar su utilidad. Antes de este
material de vidrio y utilizar las normas correctas par
nto el estudiante deberá limpiar el
posterior uso en un experimento.
Uso del termómetro:
En esta parte de la practica al estudiante se le entregara un termómetro, un beaker con hielo,
uno con agua fría, agua a temperatura ambiente y agua caliente. El estudiante deberá realizar
las medidas de las temperaturas correspondientes. Las
edidas de temperatura deben
realizarse 5 veces, para ello se debe dejar que el ter ómetro se equilibre a la temperatura
ambiente entre cada medida.
Presente los resultados de las medidas de temperatura
Realice un gráfico de temperatura en función del tiempo.
forma de tablas.
38
3.2. Practica Laboratorio N°2 : Mechero de Bunsen
I. OBJETIVOS:
• Conocer y manipular correctamente el Mechero de Bunsen.
• Analizar el proceso de combustión y diferenciar los procesos de combustión completa
e incompleta por la coloración de la llama que se prod e.
II: MARCO TEÓRICO:
MECHERO DE BUNSEN.Existen
muchos tipos de mecheros de gas utilizados en los laboratorios de química,
describiremos el mechero de Bunsen, creado en 1866 por el Químico Aleman
Robert
Bunsen que quema diferentes gases, tales como gas de hulla, gas de gasolina, gas natural,
acetileno, butano, propano, etc. . El que usamos en el laboratorio quema gas propano.
Fuentes de calor en el laboratorio: Combustión – Mechero de Bunsen
Algunas técnicas de laboratorio y muchos procesos físico-químicos (fusión, ebullición,
descomposición térmica, destilación de líquidos, ester lización de muestras, etc.) necesitan
calentamiento; gran cantidad de experimentos de laboratorio requieren el uso de una fuente
calórica de fácil manejo y de simple construcción y para ello se utiliza la energía producida
durante la combustión en los quemadores o mecheros de
Mechero de Bunsen es el más común de estos instrumentos.
FIGURA 3.2—1: Mechero de Bunsen
en laboratorios científicos el
39
.La. Combustión
La combustión es una reacción química exotérmica en la que un material (combustible) se
combina con otro (comburente, generalmente el oxígeno gaseoso presente en el aire),
desprendiendo calor y luz.
Los tipos más comunes de combustible son los materiales orgánicos que contienen carbono
( C) e hidrógeno, (H), los hidrocarburos. El producto de su combustión puede incluir
monóxido de carbono ( CO), dióxido de carbono (CO2), agua (H2O) y cenizas. Un
combustible debe alcanzar una temperatura mínima, llamada temperatura de ignición o de
inflamación, para iniciar la combustión.
Las llamas producidas durante la combustión son las fuentes de ca or más comunes y se
originan en reacciones de combustión muy exotérmicas,
na llama está constituida por
mezclas de gases incandescentes. El fuego es el signo
e de una reacción química de
combustión, la sustancia que arde se combina con el oxígeno del aire. Solo los gases pueden
arder con llama.
Por tanto, para que un combustible sólido o líquido pr
a llamas, antes se debe gasificar.
Una sustancia solo empieza a arder cuando se calienta a una determinada temperatura, la
llamada temperatura de ignición. El calor producido durante la combustión mantiene una
temperatura por encima de la temperatura de ignición,
manera que la reacción se
“autosostiene”, continúa mientras haya combustible y una adecuada cantidad de oxígeno.
Cuando la temperatura de la mezcla reaccionante es lo
icientemente alta como para que la
sustancia empiece a gasificarse, aparece el fenómeno luminoso denominado fuego.
Mechero de Bunsen: descripción y manipulación
En la Figura 3.2-1 se muestra un diagrama del Mechero de Bunsen y en la Figura 3.2.2 se
muestra el detalle de su constitución.
40
FIGURA 3.2—2: Detalle del Mechero de Bunsen
En el Mechero de Bunsen el gas (combustible ) llega a través de un tubo de goma o plástico
desde la llave de gas situada en la mesa del laborator o, la entrada de gas en el quemador se da
a través de un orificio regulado con una válvula de seguridad ubicada en la base del mismo; el
aire (mezcla gaseosa en donde está el comburente ) penetra a través de las aberturas
(ventanillas) en el tubo giratorio (cañón), la mezcla as - aire ( combustible - comburente ) se
logra en la parte inferior del tubo del quemador, la expansión del gas a través del pequeño
orificio succiona el aire exterior produciéndose, de e e modo, una mezcla gas -oxígeno que
asciende por el cañón hasta la boca del mismo que es donde se enciende. El encendido se
logra con una chispa (Figura3.2.-3) o un fósforo encendido con lo cual se logra que la mezcla
alcance la temperatura de ignición iniciándose la combustión.
FIGURA 3.2—3: Encendido del Mechero
41
En el Mechero de Bunsen se logran tres tipos de combustión para el combustible: completa,
semi-completa e incompleta .
Combustión completa: Se produce cuando el combustible (por ejemplo, el hidrocarburo
propano, C3 H8) reacciona con suficiente oxígeno; los productos resultantes son dióxido de
carbono, CO2 (g) y agua, H2O(l).
La ecuación que representa este proceso es la siguiente:
2 C3 H8(g) + 10 O2(g) è 6 CO 2(g) + 8 H2O(l) + energía
La combustión se denomina completa o perfecta, cuando odo el combustible se ha oxidado al
máximo, es decir, no quedan residuos de combustible sin quemar. La llama producida en este
caso es muy limpia, su color es gris -azulado, poco luminoso y de gran poder calorífico . En la
llama de combustión completa se distinguen varias zonas, tal como se describe en la Figura
N°.4.
Si se posee la información, es muy importante indicar el estado físico en que se encuentran
las sustancias que participan en el proceso, sea como
activo o como producto. Así, si la
sustancia es un sólido como subíndice al lado de la fórmula se debe anotar (s) , si es un líquido
(l) y si la sustancia es un gas se anota (g) .
Combustión semi-completa: Se produce cuando el combustible reacciona con una no
adecuada cantidad de oxígeno; los productos resultante son el gas monóxido de carbono
(muy tóxico) , CO(g) y el agua, H2O(l).
La ecuación que representa este proceso es la siguiente:
2 C3 H8(g) + 7 O 2(g) è 6 CO(g) + 8 H2O(l) + energía
Combustión incompleta: Se produce cuando la entrada de aire es muy restringid
no hay
suficiente oxígeno, el hidrógeno en las moléculas de p opano sí reaccionan con el oxígeno y
forman agua, pero el carbono de las moléculas no se quema, se libera y como es un sólido se
pone incandescente con el calor producido, la infinida de microscópicas e incandescentes
42
partículas de carbón encendido (pequeñísimas brazas) d n una luminosidad amarilla a la
llama, la que además posee bajo poder calorífico. Los productos resultantes son carbono, C(s)
y H2O(l). Cuando el carbono incandescente entra en contacto on una superficie más fría se
deposita en forma de hollín (tizne), estas partículas de carbón ensucian y contaminan los
recipientes cuando se calienta con este tipo de llama y por ello no es recomendable cuando se
trabaja en el laboratorio y es necesario realizar algú tipo de calentamiento.
La ecuación que representa este proceso es la siguiente:
2 C3 H8(g) + 7 O2 (g) è 6 C(s) + 8 H2O(l) + energía
En el quemador el tipo de combustión y por tanto de la llama producida y las temperaturas
máximas y mínimas se controlan ajustando las entradas de aire en el cañón,
FIGURA 3.2—4: Tipos de Combustión
.4 Tipos de combustión en el Mechero de Bunsen
En las diferentes prácticas que realizaremos durante e te curso de Laboratorio,
simultáneamente con cada una de las técnicas puestas en práctica, se hará una descripción del
equipo utilizado, se darán recomendaciones y sugerencias sobre su adecuada utilización, su
limp ieza y su almacenamiento. El diseño, capacidad y en general el detalle en la construcción
43
de cada instrumento está relacionado con un uso en particular; conocer el detalle de cada
o
de estos aspectos es objetivo fundamental de la presente práctica.
PARTE EXPERIMENTAL
Procedimiento
Conocimiento y manipulación del Mechero de Bunsen
Descripción del quemador
Observe el Mechero de Bunsen y de acuerdo con el diagrama de la Figura 3.2-2, identifique
cada una de sus partes: base, cañón, válvula reguladora de gas y entradas de aire.
Encendido del Mechero de Bunsen
Nota: El profesor explicará la forma en que el mechero de Bunsen se enciende y
posteriormente cada estudiante lo hará personalmente).
1. Asegúrese de que la llave de entrada del gas, la válvula reguladora del gas y las entradas de
aire estén cerradas y que las mangueras de la conexión del gas estén bien ajustados.
2. Colóquese los anteojos de seguridad y si su cabello es largo, recójalo .
3. Abra totalmente la llave de entrada del gas al quem or, ubicada en la parte superior de su
mesa de trabajo; cuide que la manguera que conduce el gas no esté cerca de ningún
quemador encendido.
4. Encienda un fósforo o pequeño encendedor, acerque l llama a la boca del cañón del
quemador y con la mano libre abra lentamente la válvul reguladora de gas. Regule con la
válvula la cantidad de gas de manera que obtenga una l
10 cm aproximadamente.
¡Cuidado! Si usted abre mucho la válvula reguladora de gas obtendrá una llama de gran
tamaño que podría encenderle y quemarle la cara, pelo
situación se dé.
ropa. Evite que esta lamentable
44
5. Describa la llama producida. ¿Con qué tipo de combustión se asocia este tipo de llama?
Explique.
6. Utilice una pinza para crisol para sostener una cápsula de porcelana limpia y seca. Durante
unos segundos coloque la cápsula sobre la llama. Describa y explique lo observado.
7. Abra lenta y cuidadosamente las entradas de aire. ¿Qué observa? ¿Con qué tipo de
combustión se asocia la llama que se produce? Haga un
iagrama simple de la llama
destacando sus zonas características
8. Coloque de nuevo sobre la llama la cápsula de porcelana limpia y seca. Compare lo
observado ahora con lo observado en el punto 6.
9. Coloque (en forma horizontal) una varilla de madera o fósforo directamente sobre la salida
de gas en el cañón del Mechero de Bunsen encendido con combustión completa. ¿Qué
observa? ¿Considera usted que en esta zona de la llama hay suficiente energía como para ue
la madera se encienda? Explique.
10. Para apagar el Mechero de Bunsen, cierre las entradas de aire, inmediatamente después la
válvula reguladora del gas y por último la llave de entrada de gas que se ubica en la mesa.
. Cuestionario
1. El gas propano (C3H8) y el O2 forman una mezcla homogénea que puede permanecer
mucho tiempo sin que ocurra reacción entre ellos; cuan
a esta mezcla se le acerca un
fósforo encendido se inicia una reacción que produce gran cantidad de energía en forma de
luz y calor. Explique que función tiene la llama del f
ro en este proceso.
2. ¿Investigue por qué si los gases propano y butano c ecen de un olor, los utilizados en los
laboratorios y en los hogares sí lo poseen?
3. Un ama de casa enciende su cocina de gas de la siguiente forma:
a. Abre primero la llave de paso de la tubería para qu el gas llegue a la cocina.
45
b. Gira la perilla hasta la mínima posición.
c. Encienda un fósforo y lo acerca al disco.
d. Regula con la perilla la llama deseada.
¿Cree usted que el ama de casa encendió la cocina en la forma más segura posible?
¿Qué recomendaría usted?
4. Explique la diferencia entre combustible y comburente.
5. Un estudiante tiene la costumbre de cerrar lentamente la entrada del gas del Mechero de
Bunsen, sin cerrar la entrada de aire, con lo cual la
ustión empieza a ocurrir dentro del
cañón. A esto se le llama comúnmente “calado del quemador”. ¿Desde el punto de vista de las
normas de seguridad para el trabajo en el laboratorio, es correcto este procedimiento?
Explique
Que interpretación le a usted a lo observado en este gráfico.
3.2—5 FIGURA. Trabajos en vidrio
46
3.3. Practica Laboratorio N°3 : Medidas y errores. La balanza.
Medidas volumétricas, Densidad
I. OBJETIVOS:
• Determinar la masa de algunas sustancias utilizando la balanza.
• Utilizar los recipientes apropiados para medir volúmen
de líquidos.
• Utilizar el termómetro adecuadamente
• Familiarizar al estudiante en el uso y equivalencias de diferentes escalas para medir la
temperatura.
II: MARCO TEÓRICO:
En la preparación de una práctica de laboratorio, el estudiante debe conocer el concepto de
medida (masa, volumen, tiempo, longitud). En cualquier medida que se realiza existe cierta
incertidumbre en cuanto a que el resultado obtenido es válido, expresando esta incertidumbre
como el error en la medida. Para poder realizar con éx to los experimentos y obtener
resultados confiables en el laboratorio es necesario conocer las fuentes de errores en una
medida determinada, cuales pueden eliminarse y cuales minimizarse.
Lo que se expresa en los siguientes objetivos:
• Conocer cuáles son las principales fuentes de error cuando se realiza una medidadeterminada.
• Conocer que es un error determinado y un error indeterminado.
• Entender los conceptos de precisión y exactitud.
• Aprender a utilizar una balanza: como se pesa.
• Realizar medidas volumétricas y saber cuáles son los e
• Establecer la diferencia entre los conceptos masa y peso.
res involucrados.
47
• Diferenciar propiedades intensivas de propiedades extensivas de la materia.
• Definir el concepto de densidad y establecer la difere cia entre densidad relativa y
densidad absoluta.
• Determinar experimentalmente los valores de densidad para muestras de sustancias
sólidas y líquidas.
ERRORES
Los errores que se producen al medir una magnitud determinada pueden provenir de:
1. La magnitud que se mide.
2. El equipo utilizado.
3. El operador que realiza la medida.
Los errores inherentes a una medida se pueden clasificar según su origen como er ores
determinados e indeterminados. Un error determinado es aquel que puede calcularse y el error
indeterminados es debido acciones fortuitas, el efecto de un error indeterminado sobre una
serie de valores puede, a menudo, ser reducido a límites aceptable
pero nunca puede ser
enteramente evitado
ERROR DETERMINADO O SISTEMÁTICO: Los errores de observación producidos por
imperfecciones en el instrumento de medida o por deficiencias en el método experimental se
denominan Errores Determinados o Sistemáticos. Este tipo de error puede ser constante o
variar de forma regular. Algunas de las causas que pueden producir errores sistemáticos son
las imperfecciones en el equipo de medida, mala operación del equipo con el que se mide,
calibración incorrecta de un instrumento, alteración d la constancia en las condiciones
experimentales. Este tipo de error tiende a dar valores reproducibles. Pueden ser difíciles de
detectar porque la repetición de las medidas no lo revelan.
ERROR INDETERMINADO O CASUAL: Los errores de observación producidos por
descuidos momentáneos del experimentador o por pequeña variaciones en las condiciones de
48
experimentación se denominan Errores Casuales o Indeterminados. Este tipo de error puede
ser descubierto ya que produce medidas poco reproducibles. Pueden ser descubiertos por
repetición de las medidas.
PRECISIÓN Y EXACTITUD
La medida de una propiedad determinada está dada por dos características principales: El
valor verdadero y la reproducibilidad del valor medido, denominándose estas dos
características exactitud y precisión respectivamente.
EXACTITUD: El termino exactitud denota la proximidad de una medid a su valor aceptado
o verdadero. Se refiere a la cercanía de la magnitud m dida al valor verdadero o aceptado,
está relacionada con la apreciación del instrumento de medida y los errores sistemáticos.
PRECISIÓN: Se utiliza para describir la reproducibilidad de un resultado. Se refiere a la
similitud entre los valores medidos entre sí, está relacionada a los errores indeterminados o
casuales. La exactitud implica una comparación con relación a un valor verdadero o aceptado,
en contraste con la
Precisión la cual compara un resultado con el valor de varias medidas hechas de la misma
manera.
Ejemplo N°1
Se tienen las siguientes medidas:
3,45
13,56
13,27
13,33
3,34
3,35
4,01
3,33
Si el valor verdadero corresponde a 3,33, ¿qué opina usted sobre la exactitud de los valores
medidos?
49
TRATAMIENTO ESTADISTICO DE DATOS
MEDIA: La media, media aritmética y promedio son términos sinónimos qu se refieren al
valor numérico obtenido dividiendo la suma 'de una serie de medidas dividida entre el numero
de medidas.
Donde:
Xi: valores medidos
n: numero de medidas
X = S Xi/n
Calcule la media para los valores del ejemplo N°1I
DESVIACIÓN ABSOLUTA: Corresponde a la diferencia (valor absoluto) entre un alor
medido y el que se toma como mejor de la serie. Generalmente la media se utiliza como el
valor denominado mejor de la serie. Corresponde a una
anera de expresar la precisión de un
resultado.
d = ¦ x - xi¦
Donde:
x: media
xi: valor medido
Calcule la Desviación absoluta para los valores del ej mplo N°1
Si se obtiene el promedio de la desviación absoluta, un valor de medida puede expresarse
como: Medida ±
Desviación absoluta promedio: Por ejemplo 16,2 ± 0,1
ERROR ABSOLUTO: Se define como la diferencia entre el valor medido y el valor
aceptado o verdadero.
E = Xv - Xm
50
Donde:
Xv: Valor aceptado o verdadero
Xm: Valor observado o medido
ERROR RELATIVO: Representa el porcentaje de error en una medida determinada y viene
dado por la expresión:
% e = ? X/X*100
Donde:
% e: El error porcentual
? X: El error de la medida
X: La medida que se realiza
Si para los datos del ejemplo N° 1 el valor verdadero es 3,33 calcule el error absoluto y
relativo de las medidas.
NÚMERO DE CIFRAS SIGNIFICATIVAS: El número de cifras significativas es la
cantidad medida o tabulada diferente a cero contada de izquierda a derecha. Ejemplos:
NÚMERO DE CIFRAS SIGNIFICATIVAS
38,9
Tiene tres cifras significativas
45832
Tiene cinco cifras significativas
0,005
Tiene una cifra significativa
0,0050
Tiene dos cifras significativas
0,0500
Tiene tres cifras significativas
1
Tiene una cifra significativa
1,2
Tiene dos cifras significativas
1,0
Tiene dos cifras significativas
51
DENSIDAD
Una importante propiedad intensiva de la materia es la densidad. El término dens dad es una
magnitud referida a la cantidad de masa contenida en u
determinado volumen y puede
utilizarse en términos absolutos o relativos. Como pro
d intensiva que es, el valor de
densidad no depende de la cantidad de masa presente.
Densidad absoluta
La densidad absoluta, también llamada densidad real, e presa el valor de la masa por unidad
de volumen. Cuando no se hace ninguna aclaración al re pecto, el término densidad suele
entenderse en el sentido de densidad absoluta y se determina a través de la sencilla igualdad:
D = masa / volumen
Densidad relativa
La densidad relativa o aparente expresa la relación en re la densidad de una sustancia y la
densidad del agua, resultando una magnitud adimensional, sin unidades.
La unidad derivada del SI para la densidad es kg/m3 , la cual es demasiado grande para la
mayoría de las aplicaciones químicas, la unidad g/cm3 y su equivalente, g/mL, se utilizan casi
siempre para expresar el valor de densidad de los sólidos y los líquidos.
Sustancia
Densidad
Sustancia
Densidad
aceite
0,92
éter
0,714
acero
7,80
gasolina
0,680
acetona
0,791
glicerina
1,261
ácido acético
1,049
hidrógeno
0,09 x 10-3
agua
1,000
hielo
0,920
52
Sustancia
Densidad
Sustancia
Densida d
alcohol etílico
0,789
madera
0,600 – 0,900
aluminio
2,700
mercurio
13,556
butano
0,026
oro
19,321
carbono
2,252
oxígeno
1,43 x 10-3
cobre
8,961
plata
10,491
de 0,018
plomo
11,361
de 1,263
plumas
0,0025 – 0,0035
dióxido
carbono
disulfuro
carbono
Tabla 3.3-1: Cuadro Densidad (g/mL) a 25 °C de algunas sustancias
FUENTE:
Técnicas y Experimentos en Química, Carlos Armas Ramír
988
Aunque toda la materia posee masa y volumen, la misma masa de sustancias diferentes ocupa
distinto volumen; notamos que el plomo o el acero son esados, mientras que la misma
cantidad de madera o plástico son livianos, lo cual nos permite afirmar que la densidad es la
propiedad de los materiales que nos permite medir qué tan livianos o pesados son, cuanto
mayor sea la densidad de un cuerpo, más pesado nos parecerá.
La densidad de un cuerpo está relacionada con su flotabilidad, una sustancia flotará sobre otra
si su densidad es menor. La madera flota sobre el agua y el plomo se hunde en ella porque el
plomo posee mayor densidad que el agua mientras que la
embargo ambas sustancias se hundirán en la gasolina, d
nsidad de la madera es menor, sin
ensidad más baja.
53
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
FIGURA 3.3—1:Tipos de Balanza
Balanzas; termómetro, cilindro graduado de 50ml, bureta de 50 mL; pipeta de 25 mL
volumétrico de 25 mL; hielo picado;
vaso químico de 50 mL; erlenmeyer de 250 mL,
NaCL.
IV PARTE EXPERIMENTAL
1. Uso de la balanza
En esta parte de la practica cada uno de los estudiant
deberá aprender las normas básicas del
uso de la balanza, para ello con ayuda del preparador
el profesor, pesara dos veces un
material volumétrico. El estudiante debe escoger el material volumétrico a pesar. El material
volumétrico que el estudiante elija estará dado por sus conocimientos del Laboratorio
2. Calibración del material volumétrico
2.a. Calibración del cilindro graduado de 10 mL.
Tome el cilindro graduado limpio de 10 mL, llénelo con agua hasta el enrase de 10 mL.
Vierta el líquido en un beaker limpio y seco previamen e pesado, pese la cantidad de agua
vertida.
54
Repita la operación en las mismas condiciones 4 veces
s. Con el uso de un termómetro
determine la temperatura del agua.
2.b. Calibración de la pipeta volumétrica de 10 mL.
Tome una pipeta volumétrica, de 10 mL, llenarla con ag a hasta el enrase de 10 mL.
Vierta el líquido en un beaker limp io y seco previamente pesado, pesar la cantidad de agua
vertida.
Repita la operación en las mismas condiciones 4 veces
.
Con el uso de un termómetro determine la temperatura d l agua.
3. Con los datos obtenidos
Verifique sus medidas en el laboratorio.
Presente los datos tabulados utilizando el número de cifras significativas correcto.
Realice los cálculos de errores correspondientes.
Determine el volumen del agua, considerando la tempera ra de la misma y la densidad del
agua a esa temperatura.
Con los datos obtenidos calcule el factor de corrección del instrumento utilizado:
fc = volumen calculado /volumen leído
Procedimiento determinar densidades
(Recuerde que debe anotar todas sus observaciones y datos en el cuaderno . Elabore cuadros
de datos, debidamente identificados, para anotar todos los valores que obtendrá al realizar la
experiencia.
Densidad de líquidos
1. Lave, seque y pese independientemente en la misma b
50 mL y otra de 100 mL. Anote los datos obtenidos.
a probeta de 25 mL, una de
55
2. Coloque 20,0 mL de agua destilada en cada una de las probetas. Asegúrese de que el
menisco del líquido coincide con el volumen sugerido. Qué es menisco de un líquido y qué
recomendaciones deben seguirse para una lectura más confiable y precisa de un volumen?
3. Seque la probeta en caso de existir humedad externa. Pese probeta y contenido y determine
la masa del agua contenida en cada uno de los instrume tos volumétricos. Anote valores
obtenidos.
4. Elimine las muestras de agua, seque las probetas totalmente y repita los puntos anteriores
utilizando alcohol etílico, etanol, en vez de agua. Anote todas sus observaciones y datos
obtenidos. No deseche los volúmenes de alcohol al finalizar cada uno de los tres ensayos.
Consulte a su profesor sobre el recipiente en donde se recogerán las muestras de alcohol
utilizadas.
5. Lave y seque la probeta de 50 mL. Anote el valor del peso del instrumento
6. Coloque un volumen cualquiera entre 25 y 35 mL de a eite vegetal en la probeta. Recuerde
lo relacionado con la lectura del menisco del líquido. Seque la probeta en caso de existir
humedad externa.
7. Pese probeta y muestra de aceite. Anote el dato obt
y determine la masa del aceite
contenida en la probeta. No deseche la muestra de aceite al finalizar el ensayo. Consulte a su
profesor sobre el recipiente en donde se recogerán las muestras utilizadas.
Parte. Densidad de sólidos
1. Lave y seque la probeta de 100 mL. Anote el corresp
ente valor del peso de la probeta.
2. Determine la masa de 5 monedas de S/ 1.00. Garantic que las monedas coincidan con el
año de su emisión. Anote el dato obtenido. ¿Por qué es importante atender es a
recomendación con respecto a la fecha en que fueron hechas las monedas?
56
3. Llene la probeta con agua hasta la marca de 70,0 mL. Recuerde todo lo relacionado con la
lectura del menisco del líquido.
4. Vierta lentamente, una a una, las monedas dentro del agua contenida en la probeta. Anote
sus observaciones y anote el nuevo volumen que registra el agua en la probeta.
5. Repita los pasos anteriores utilizando monedas de S/ 0.20.. ¿Es necesario utilizar en este
ensayo igual cantidad de monedas (5) que en el ensayo
erior? ¿Es necesario que estas
nuevas monedas sean del mismo año de emisión? Explique.
6. Determine por igual procedimiento los valores de masa y volumen del acero y el caucho,
utilizando objetos constituidos por estos materiales
Cálculos (para presentar el Informe respectivo)
Densidad de líquidos
Con los datos obtenidos al realizar la práctica densid
e los líquidos calcule:
• La masa del volumen de agua en cada una de las mediciones realizadas
• La densidad del agua para cada uno de los ensayos realizados.
• Compare los valores de densidad del agua y del alcohol
nidos en los tres ensayos y con
base en el valor oficial de densidad de estos dos líquidos (ver TABLA N°1), determine los
respec tivos valores de % de error en cada una de esas determinaciones. Consulte sobre la
expresión matemática (la fórmula) utilizada para hacer esa determinación. ¿En cuál de los
tres ensayos es el % de error menor? ¿Qué concluye ust d sobre la precisión de cada una
de las probetas al medir un determinado volumen? ¿Cree usted que experimentalmente
podría obtenerse un menor margen de error al determinar la densidad de un líquido
¿Explique sus respuestas.
57
• Determine la densidad del aceite utilizado en la práctica y con base en el valor obtenido,
calcule el % de rendimiento en su medición, considerando que el valor real (verdadero)
para la densidad del aceite es 0,91 g/mL.
Densidad de sólidos
o Realice el mismo tipo de cálculo que realizó en la densidad de líquidos para determinar la
densidad del metal (o aleación) del que están hechas las monedas e igualmente determine
la densidad del acero (o del caucho) con el que se construyeron utilizados en la práctica.
Cuestionario
1.¿Cuál es la diferencia en exactitud y precisión. Explique en cuanto a exactitud la diferencia
entre los frascos volumétricos y los erlenmeyers?
2.¿Cuál es la unidad en el sistema internacional para cada una de las siguientes dimensiones :
Volumen, Masa
3.¿Cuales son los requisitos que debe cumplir una balanza para obtener buenos resultados?.
Explique
4.Haga un esquema de la balanza y precise sus partes más delicadas.
5.De acuerdo a lo anterior, que recomendaciones sugier en el uso de la balanza describa en
forma breve el método simple de pesada, ilustrando con un ejemplo.
6. Enumere el material de laboratorio que se utiliza pa a medir volúmenes de líquidos.
7. Explique la diferencia en su uso y pureza entre el agua corriente y la destilada. ¿Con cual
hay que enjuagar el equipo antes de usarlo y por qué? ¿Sería más importante enjuagar una
probeta o una bureta con agua destilada? ¿Por qué?
8. Investigue los materiales (cristalería) que se utiliza en los laboratorios y su función.
58
9 ¿Cómo explica usted la diferencia (en caso de que la
a) entre el valor de densidad
obtenido por usted para cada uno de los líquidos utilizados directamente y el valor reportado
en la literatura química?
10. Aunque no se hizo en la práctica, de todos es sabido que la gran mayoría de los aceites
flotan sobre el agua. ¿Qué explicación podemos dar a este fenómeno físico? ¿Cree usted que
el aceite flotará sobre el alcohol?
59
3.4. Practica Laboratorio N°4 : Métodos de separación y purificación: mezclas
I. OBJETIVOS:
• Diferenciar mezcla homogénea de mezcla heterogénea e identificar las fases o
componentes en cada una de ellas.
• Separar los componentes de una mezcla a través de las écnicas: decantación,
filtración, cristalización, sublimación y destilación.
II: MARCO TEÓRICO:
Es muy probable que el concepto de mezcla sea de fácil comprensión para el lector, aún sin
conocer una definición formal de lo que es una mezcla. Estamos muy familiarizados con las
mezclas, forman parte de nuestra actividad cotidiana y son la base de importantes procesos
industriales. Prácticamente todos lo materiales a nuestro alrededor son mezclas. El aire, el
agua (a causa de las impurezas) y los alimentos, son mezclas. Mezclas son también los
materiales que entran en la constitución de la ropa, las medicinas, los muebles; los mares, que
constituyen las tres cuartas partes de nuestro planeta, constituyen la
ayor mezcla existente;
las materias primas de todas las industrias (petróleo, gas natural, minerales, aire, aguas
pluviales) son mezclas. En fin, es inagotable la lista de materiales y sustancias en nuestras
vidas en donde las mezclas están presentes.
Una mezcla es la unión física de dos o más sustancias en iguales
proporciones variables, conservando cada una de estas
diferentes estados, en
ustancias sus propiedades, los
componentes de las mezclas pueden separarse por medios físicos, (filtración, centri
destilación).
60
Mezclar es una operación muy importante en la industri , el mezclado es una operación cuyo
objetivo fundamental es conseguir la máxima interacción entre varios componentes y una
distribución lo más homogénea posible de los mismos. El mezclado se realiza para lograr: la
mezcla de partículas sólidas (mezcla de sólidos pulver
un sólido insoluble en un líquido, la mezcla de líquid
os previamente), la suspensión de
miscibles la dispersión de partículas
en un medio semisólido, (preparación de pastas y crema ).
Haciendo de nuevo referencia al diagrama de clasificación de la materia estudiado en la
práctica anterior, podemos visualizar la posición de las mezclas en esta clasificación:
FIGURA 3.4—1: La Materia y su clasificación
Como se anotó anteriormente, una mezcla es la combinación, la unión física de dos o más
sustancias en proporciones o cantidades variables. En una mezcla los componentes, las
sustancias mezcladas, no se asocian químicamente y por ello conservan su identidad, la
asociación entre las sustancias mezcladas es básicamente un proceso físico y por tanto no hay
cambios estructurales que signifiquen un cambio químico. Por ejemplo, en una mezcla tan
simple como el agua de azúcar, la naturaleza química t nto del agua, H2O, como del azúcar,
sacarosa, C12H22O11 , no cambia y por ello, con técnicas apropiadas, se pueden separar de
nuevo sin cambio alguno.
61
Mezclas homogéneas o disoluciones
Son las que presentan una sola fase luego de mezclar s
componentes independientemente
del estado físico inicial de cada uno de ellos; al obs rvarlas no hay posibilidad de distinguirlos
debido a que la unión entre las partículas diferentes de cada uno de los componentes es muy
significativa.
De forma muy gráfica podemos representar homogeneidad
heterogeneidad de la siguiente
manera:
FIGURA 3.4—2: Tipos de mezclas
Las disoluciones son mezclas homogéneas pues las sustancias que las c forman presentan
una distribución regular de sus propiedades, por lo tanto al dividir la disolución en partes
iguales o distintas, cada una de las porciones present
las mismas propiedades físicas y
químicas que el resto.
El componente de una disolución que se encuentra en menor proporción recibe el nombre de
soluto (o solutos en caso de ser varios), el componente presente en mayo proporción se
denomina disolvente. En la disolución las partículas de soluto están dispersas, esto es,
62
distribuidas totalmente en forma desordenada pero homogénea entre las partículas del
disolvente.
Puesto que la materia puede presentarse regularmente en tres estados de agregación -sólido,
líquido y gaseoso -, soluto y disolvente podrían estar en cualquiera de estos estados l formar
la disolución. Así, podríamos suponer que hay posibilidad de obtener en la naturaleza posibles
combinaciones de soluto – disolvente, sin embargo solo existen
variedades de m zclas
homogéneas o disoluciones las cuales se agrupan finalmente en tres tipos: disoluciones
sólidas, disoluciones líquidas y disoluciones gaseosas, clasificación realizada
Disoluciones sólidas.
Son aquellas mezclas en que los sólidos, líquidos y gases se disuelven homogéneamente en un
sólido. Este tipo de disoluciones es poco usual. Ejemplo : Acero (hierro y carbono, ambos
sólidos), amalgamas (mercurio y zinc, líquido y sólido) y el bronce (cobre con estaño, ambos
sólidos).
Disoluciones líquidas.
Son las más comunes, son aquellas mezclas en que los sólidos, líquidos y gases se mezclan
homogéneamente en un líquido. Ejemplo: azúcar en agua (sólido en líquido), alcohol en
agua, líquido en líquido, oxígeno en agua (gas en líquido).
Disoluciones gaseosas.
Las disoluciones gaseosas son mezclas homogéneas, constituidas por uno o más gases
disueltos en otro gas. Ejemplo: aire, dióxido de carbono con nitrógeno.
.Los métodos que se describen a continuación y que son objeto de estudio de esta práctica son
procesos físicos y por tanto no afectan la constitución química ni las propiedades de los
componentes de las mezclas Industrialmente son varias as técnicas utilizadas en los
diferentes procesos de purificación de sustancias y po supuesto el equipo utilizado para tal
fin es en la mayoría de los casos muy especializado, la creciente tecnología ha permitido dar
63
paso a maquinaria y técnicas que garantizan altos rend mientos en la separación y purificación
de sustancias, sin embargo la esencia de todos y cada
o de esos procesos a gran escala de
una u otra forma se relaciona con los tradicionales y omunes métodos experimentales de
filtración, decantación, destilación, centrifugación, etc.
Los investigadores en las diferentes ramas del quehace científico con frecuencia se
encuentran en la necesidad de separar las distintas fases de un sistema heterogéneo o de
fraccionar disoluciones para obtener sus componentes. ara ello disponen, en el primer caso,
de métodos mecánicos como la sedimentación, decantación, filtración, etc., en los cuales los
componentes del sistema no sufren transformaciones ni físicas ni químicas.
Para la separación de los componentes de otras mezclas se utilizan métodos como la
destilación y la cristalización, en los cuales uno o más de los componentes para poder ser
separados del resto deben ser sometidos a variaciones más o menos drásticas en la
temperatura o la presión, que provocan cambios en el e ados de agregación sin los cuales no
se podría lograr tal separación. En los laboratorios ( o solo de Química) muchas de estas
técnicas se aplican constantemente a diferente escala. Seguidamente se hace una descripción
general de las técnicas de separación y Purificación d uso más frecuente en los laboratorios.
Decantación
Este método (Figura 2) consiste en la separación de un sólido insoluble en determinado
disolvente. El método se basa en la diferencia de dens dades de los materiales mezclados y se
emplea para separar mezclas heterogéneas, básicamente
adas por sólidos suspendidos en
líquidos (por ejemplo arena u otros sedimentos mezclados con agua).
La mezcla heterogénea se deja reposar hasta la sedimentación total del sólido que se
encuentra mezclado con el líquido y se procede a la se
ación de ambas fases, la sólida y la
líquida. En el momento que el sólido se haya asentado en el fondo del recipiente, el proceso se
inicia con la suave y cuidadosa inclinación del recipiente, trasvasando la mayor cantidad de
64
líquido a otro recipiente, tratando de que la mayor cantidad de sólido se mantenga en el
recipiente original. Para evitar salpicaduras durante el trasvase, se recomienda verter el
líquido a lo largo de una varilla de vidrio, tal como
lustra a continuación:
FIGURA 3.4—3: Decantación
La decantación no es un método 100 % efectivo para separar sólidos en contacto con líquidos,
pues no siempre es fácil evitar que algunas partículas sólidas sean arrastradas por el líquido
que se vierte. Es por este motivo que esta técnica generalmente se realiza simultáneamente
con la filtración. Decantación y filtración simultánea sí g antizan la separación total de
ambas fases
Filtración
Se utiliza para separar totalmente a los sólidos insolubles de un líquido con el que estén
mezclados.
El método se basa en que los componentes poco solubles de la mezcla (en suspensión) se
hacen pasar por una pared porosa o filtro en el que se retienen los sólidos. La retención de las
partículas depende del tamaño de los poros del filtro
del tamaño de las mismas partículas
del sólido que se desea separar. Al igual que en la decantación, las mezclas que se pueden
separar por este método son las heterogéneas; el método de filtración es de uso frecuente en
los laboratorios, en la industria y en el tratamiento e aguas residuales; las diferentes formas
65
de filtración lo son a causa del medio filtrante y son comunes las llamadas coladeras, los
tamices, algunas telas de algodón, una piedra porosa,
pel filtro o capas de arena
pulverizada.
En los laboratorios se practica la filtración tal como se indica en la Figura .3 y al igual que en
la decantación (generalmente ambas técnicas se realizan simultáneamente) se utiliza la varilla
de vidrio para evitar pérdidas de líquido durante el proceso. Con porciones de disolvente,
utilizando un frasco lavador (pizeta) se hacen lavados para recoger la totalidad de partículas
que hayan quedado en el recipiente original e igualmente deben hacerse al menos dos lavados
minuciosos del residuo retenido en el filtro. El resultado final del proceso de filtración es:
residuo , el material sólido que queda retenido en el filtro y filtrado , el líquido que pasa a
través del filtro y que es recogido en otro recipiente,
FIGURA 3.4—4: Filtración
Cristalización
La cristalización se utiliza como método de purificación de sólidos mezclados con otras
sustancias. A través de la cristalización se logra sep rar, con alto grado de pureza, un sólido
que forma parte de una mezcla de sólidos o de una disolución en la que esté disuelto, esta
separación es posible cuando dicha sustancia puede formar cristales y de esta forma separarse
de los otros componentes de la mezcla. La mezcla sólid a separar por cristalización puede
66
estar constituida por dos o más sólidos o por un sólid
y un líquido. Este método de
separación y purificación se basa en los diferentes grados de solubilidad que tienen los sólidos
en los diversos disolventes a distintas temperaturas.
Para que los componentes de la mezcla sean separados p
cristalización la mezcla sólida
debe disolverse o mezclarse al máximo en un líquido caliente (disolvente), procediéndose
luego al enfriamiento de la mezcla líquida, generalmente colocando el recipiente dentro de
una mezcla agua -hielo, un baño frío. Durante el enfriamiento las partículas (cristales puros)
del sólido de interés van apareciendo y sedimentando, eparándose poco a poco del resto de
los componentes que se mantienen disueltos, al finalizar el proceso los cristales se depositan
(sedimentan) totalmente en el fondo del recipiente. Para recuperar el sólido cristalizado se
emplean en serie otras de las técnicas discutidas: decantación, filtración, con los respectivos
lavados para garantizar separación completa. En la Figura N°4 se resumen las etapas del
proceso.
FIGURA 3.4—5: Cristalización
Los cristales recién formados y recuperados con estas écnicas pueden ser sometidos a un
calentamiento indirecto para ser secados totalmente, t l como se aprecia en la Figura .5 :
FIGURA 3.4—6: Secado de cristales
67
Destilación
La destilación, Figura N°6, es el método utilizado en los laboratorios para separar los
componentes líquidos de una mezcla sea esta homogénea
heterogénea. Consiste en separar
por medio del calentamiento dos o más líquidos mezclados, tomando como base la diferencia
que existe entre sus respectivos puntos (temperaturas)
bullición. El proceso de destilación
consta de dos fases o etapas: en la primera cada líquido se vaporiza y en la segunda el
respectivo vapor se enfría y se condensa por medio de
refrigerante, recuperándose de
nuevo el líquido purificado.
La destilación puede ser:
· simple , si la mezcla contiene un único componente volátil que se desea separar.
· fracciona da, si la mezcla contiene dos o más componentes volátiles que se separan mediante
una serie de vaporizaciones-condensaciones en una misma operación.
FIGURA 3.4—7: Destilación simple
68
Como se muestra en la Figura .6, para efectuar la destilación se coloca la muestra en un
matraz (balón de vidrio) de destilación, por calentami to el líquido se evapora (se debe
conocer la temperatura de ebullición del líquido que se desea separar) y posteriormente, luego
de pasar los vapores por el refrigerante y condensarse se recogen en otro recipiente. El
líquido destilado posee un alto grado de pureza. Este
odo de separación no se puede
utilizar para separar cualquier sustancia, solo es útil si las sustancias no se descomponen
químicamente con el calentamiento.
La destilación se emplea en los laboratorios e indust ias para purificar disolventes como el
agua o el éter y en la refinación del petróleo, para s parar sus diferentes componentes, como
la gasolina, aceite, diesel o las parafinas.
Por ejemplo, si la mezcla a separar es agua-alcohol etílico, (el punto de ebullición normal del
agua es de 100°C y el del alcohol es 78 °C), el proceso global, las etapas, se pueden resumir a
través de las siguientes figuras:
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales y reactivos
- Mechero Bunsen, soporte metálico, trípode , triángulo de arcilla, aro metálico , cedazo con
asbesto,3 tubos de ensayo,3 beakers de 250 mL , probeta de 100 mL , pizeta, agitador de vidrio,
espátula acanalada , vidrio de reloj, papel de filtro , imán , mezcla arena , sal, mezcla azufre,
hierro, agua destilada , etanol, C2 H5OH, azufre, S (polvo), hierro, Fe (polvo) , yodo, I 2, hielo
FIGURA 3.4—8: Destilación de mezcla agua/ alcohol
69
IV PARTE EXPERIMENTAL
Procedimiento
I Parte. Propiedades de una mezcla
1. Caliente aproximadamente 250 mL de agua del tubo en un beaker de 400 mL. El agua
caliente se utilizará posteriormente al realizar el punto 4 de la II parte del procedimiento
2. Coloque un poco (media espátula) de mezcla alcanfor - sal (mentol-azúcar) en un vidrio de
reloj.
3. Observe la mezcla y anote todo lo referente a: color, olor, cantidad y tipo de fases, tamaño
y forma de las partículas, existencia o no de formas cristalinas y todo aquello que usted
considere importante para el logro de los objetivos de esta práctica. Consulte sobre la forma y
lugar en que se eliminan los residuos.
4. Coloque una “punta de espátula” de la mezcla en un
bo de ensayo limpio y adiciónele
agua destilada hasta las ¾ partes de su capacidad. Agite, observe y anote lo observado.
5. Repita el ensayo anterior sustituyendo el agua por n volumen igual de alcohol etílico,
C2 H5OH , y posteriormente realice un tercer ensayo el ensayo ustituyendo el alcohol por
diclorometano, CH2Cl2. En cada caso agite, observe y anote lo observado.
II Parte. Separación de una mezcla
1. Coloque en un vaso de precipitados ±100 mL de agua destilada y adicione ± 10 g (mitad de
la espátula) de mezcla alcanfor - sal. Agite la totalidad de la mezcla preparada.
2. Instale un sistema de filtración tal como se indica en la figura siguiente, Figura .9 .
70
FIGURA 3.4—9: Decantación-filtración
3. Decante y simultáneamente filtre lenta y cuidadosamente la mezcla. Utilice la pizeta con
agua destilada para realizar al menos dos enjuagues del residuo en el papel. Describa lo
observado.
4. Coloque en un vidrio de reloj un pequeño volumen del filtrado recogido luego de la
filtración y a modo de tapa, cuidadosamente, coloque e vidrio sobre un vaso de precipitados
con agua en ebullición, tal como se indica en la Figura .9. Observe los cambios que se van
produciendo en el residuo y cuando considere que no se dan más cambios, retire la fuente de
calor y anote lo observado.
71
FIGURA 3.4—10: Cristalización
5. Con el agitador de vidrio limpio y seco recoja una
y pequeña cantidad del sólido
cristalizado y pruebe el sabor. ¿Qué percibe? ¿Era de esperar este resultado?
Nunca pruebe sustancias sin la autorización expresa de su profesor.
6. Coloque en un extremo del vidrio de reloj limpio y eco una pequeña cantidad de azufre, S,
observe esta muestra del elemento no metálico y anote toda observación que considere
importante.
7. Coloque en el lado opuesto al azufre una pequeña cantidad de de hierro, Fe, en polvo,
observe esta muestra del elemento metálico y anote tod
observación que considere
importante.
8. Mezcle, con ayuda de la espátula, ambos elementos hasta lograr la homog neidad y pase un
imán sobre la masa sólida. Anote y explique sus observ ciones. ¿Qué nombre recibe esta
técnica de separación?
9. Coloque unos pocos cristales de yodo, I2 , en un beaker de 150 mL limpio y seco. Observe
los cristales y anote las características de este elem
o no metálico.
10. Adicione a los cristales de yodo una pequeña cantidad (punta de espátula) de cloruro de
sodio, NaCl, agite con el agitador de vidrio para mezclar los sól
ha formado?
. ¿Qué tipo de mezcla se
72
11. Tape el beaker con un vidrio de reloj y coloque en este unos trocitos de hielo.
12. Caliente muy suavemente, durante máximo 10 segundos el beaker con la mezcla yodo sal.
La llama del quemador debe ser pequeña y de combustión completa. Observe y anote. ¿Qué
concluye? ¿Qué nombre recibe la transformación directa del yodo sólido a yodo gas y qué
nombre recibe el proceso ocurrido en la superficie cón
a del vidrio de reloj? ¿Experimenta
la sal esos procesos?
13. Adicione un pequeño volumen de alcohol etílico, C2H5OH, al residuo en el pequeño
beaker. ¿Qué observa? ¿Sabe usted cuál es el nombre de la mezcla obtenida (sin considerar la
sal presente?
III Parte. Destilación (Demostración general)
1. En la Figura 8 se muestra un esquema de un sistema de destilación similar al
que se encuentra sobre una de las mesas del laboratori . El profesor iniciará la
destilación de la mezcla seleccionada y discutirá con os estudiantes sobre
utilidad, limitaciones y aspectos generales de esta técnica de separación-
purificación.
Cuestionario
1. ¿Será posible separar completamente dos líquidos inmiscibles por el método de
decantación? Explique.
2. La cristalización como método de separación de muchas sustancias se basa en
elconcepto de solubilidad de las sustancias. ¿Qué debemos entender por solubilidad
para una sustancia ?
3. ¿En que se basa la técnica de destilación?
4. Explique cada uno de los siguientes tipos de destila ón.
73
a) Fraccionada.
b) A presión reducida.
c) Por arrastre con vapor. Explique cómo se realizan y cuándo se usan.
5. ¿Considera usted que cualquier mezcla de líquidos mi cibles es posible de separar
con el método de destilación? Explique.
6. En muchas experiencias de laboratorio se hace refere cia a “baño María”. ¿A qué se
hace referencia? ¿Cuándo se recomienda utilizar el baño María?
7. Aunque no se utilizó en esta práctica, con frecuencia se utiliza como método de
separación la centrifugación. ¿En qué consiste esta técnica y cuando es recomendable
utilizarla?
8. Proponga un método para separar una mezcla de agua-azúcar y alcohol
9. Explique los factores que afectan a la solubilidad de los compuestos químicos.
74
3.5. Practica Laboratorio N°5 : La clasificación periódica
I. OBJETIVOS:
• Correlacionar las electronegatividades y forma de reaccionar de algunos elementos
con su comportamiento entre el grupo y su posición en la Tabla Periódica,
• Demostrar la similitud entre las propiedades químicas físicas de algunos elementos,
• Determinar la acidez y basicidad de algunos óxidos y relacionar esta propiedad con
su posición en la Tabla Periódica,
• Ordenar la reactividad de los elementos del Grupo VII.
II. MARCO TEÓRICO:
Los elementos químicos presentan una “periodicidad” en sus propiedades, lo que ha hecho
posible su ordenamiento en grupos (Columnas) y períodos (filas). Esto facilita el estudio de la
Química, porque puede corregirse la manera de reaccion
el elemento siguiente si se sabe la
del anterior.
Los elementos fuertemente electronegativos son no-metales, mientras que los fuertemente
electropositivos son los metales. Los metales fuertem
e positivos se combinan con el agua
para producir hidróxidos con la liberación de Hidróg no. Los menos reactivos se combinan
con los ácidos no oxidantes y también liberan hidrógeno. Todos ellos producen óxidos
básicos.
Los metales, por el contrario, forma óxidos ácidos. Su forma de reaccionar está condicionada
también por su capacidad de reacción con los metales,
experimentales coincidan con su colocación en la Tabla Periódica.
e allí que los resultados
75
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Vaso de 500 mL, vaso de 50 mL, cilindro graduado, 6 tubos de ensayo, papel e aluminio,
papel de filtro, papel tornasol, pedacitos de metales, Zn, Al, Cu, Mg, Na, Sn, Fe; cristales de
B2 O3, agua de bromo, agua de cloro, CCL 4, Yodo 0,1M en KI, fenolftaleína, NaBr 0,1M,
NaCl 0,1M, NaI 0,1M, NaOH 0,1M, HNO3 conc., NH4 OH 6M, Al (NO3 )3 1M, HCl 6M
IV PARTE EXPERIMENTAL
A. Reacción de los Metales con el agua:
a.
Llene una probeta graduado de 100 mL con agua. No dej que quede ninguna burbuja
de aire.
b.
Solicite al profesor un pedacito de sodio metálico del tamaño de una lenteja envuelto en
papel de aluminio. Haga 5 agujeritos en el papel con un alfiler.
c.
Coloque ahora el sodio dentro del cilindro con la ayud de unas tenazas. ¿Qué sucede?.
Anote los mililitros de gas que se recogen al cabo de
líquido del vaso y échelo en un tubo de ensayo. Guárd
minuto. Tome un poquito del
para la parte (a). Regrese el
sodio que le queda al profesor. .
d.
Repita la operación, pero empleando ahora un pedacito de Magnesio. Anote sus
resultados.
e.
Eche un poco de agua destilada en un tubo de ensayo. Añada ahora dos gotas de
fenolftaleína. ¿Qué sucede?. Haga lo mismo con el agua con sodio y con Magnesio,
¿Qué sucede ahora en cada caso?
f.
Compare el color producido con el que aparece cuando se añade fenoftaleína a 2 mL de
NaOH 0,1M. Anote sus observaciones.
76
B. Reacciones de los metales con los Ácidos:
a.
Ponga 3 mL de agua y 3 mL de HCl 6M en cada uno de los 3 tubos de ensayo. Al tubo
Nº 1 añada un pedacito de cinc; al tubo Nº 2, un pedacito de cobre; al tubo Nº 3, un
pedacito de aluminio.
Anote sus observaciones en la hoja de informe.
b.
Repita la experiencia anterior empleando ahora pedacit s de
Estaño, Hierro y
Magnesio.
C. Los óxidos de algunos elementos:
a.
Ponga cerca de 50 mL, de agua en un vaso . Utilizando nas tenazas, con mucho
cuidado queme un pedacito de cinta de Magnesio encima del agua tratando de que las
cenizas caigan dentro del agua. Agite fuertemente con un baqueta . Pruebe ahora la
disolución preparada con el papel tornasol. Pruebe también disoluciones del HCl y
NaOH. ¿Es el óxido de magnesio ácido o básico? ¿Por qu ?.
b.
Prepare un poco de Hidróxido de Aluminio añadiendo 4 mL de NH4 OH 6M a 5 mL;
de Al (NO3) 3 1M, Caliente por un minuto y deje enfriar. ¿Qué se forma?
c.
Decante la disolución y elimine el líquido que sobrena
. Lave el precipitado con unos
10 mL más de agua y pruebe la disolución con papel tor asol. Resultados. Es éste
óxido, ácido o básico? Explique.
d.
Disuelva una pequeña cantidad de óxido de Boro en agua destilada caliente. Enfríe.
Haga ahora la prueba del papel tornasol a esta disolu
e.
sultados.
Ponga cerca de 1 g de Na 2CO3 en un tubo de ensayo limpio y seco. Añada ahora 6 mL
de HCl 6M.
77
Adapte un tubo de desprendimiento (el profesor le indicará como e arma el aparato) y
haga burbujear el gas que se desprende en un tubo de ensayo que contiene 5 mL de
agua. Cuando cese la reacción pruebe la disolución co papel tornasol. Anote sus
resultados.
C). Reacción de algunos elementos con los Halógenos:
a.
En cada uno de dos tubos de ensayo con tapa coloque 2
de NaI
0,1M
respectivamente. Añada ahora a cada tubo un poco de agua de cloro.
Añada ahora 1 ó 2 mL de CCl4
a cada tubo de ensayo. Tape los tubos y agite
fuertemente. Observe el color que aparece en CCl4
¿A qué se debe? Anote sus
resultados. ¿Qué puede decir acerca de la acción del CCl4. Explique.
b.
Repita la experiencia usando NaCl y KI, agua de Bromo
CCl4 .. Anote sus
resultados.
c.
Repita la experiencia una vez más, usando ahora NaCl y NaBr, con
1
de Yodo
0,1M y CCl4. .¿Qué observa ahora?
d.
Escriba las ecuaciones para las reacciones que se han fectuado. ¿Cuáles son sus
conclusiones acerca de la reactividad de los halógenos? De acuerdo con sus resultados
experimentales compare el carácter no- metálico de los elementos dentro del grupo.
¿Cómo cambia el carácter no- metálico a medida que descendemos en la Tabla
Periódica? Explique.
RESULTADOS:
A. Reacción de los metales con el agua:
a.
Reacción con el Sodio,
¿Qué sucede al agregar fenolftaleína?
b.
Reacción con el Magnesio,
78
¿Qué sucede al agregar fenolftaleína?
c.
¿Cuál de los dos metales es mas activo? ¿Por qué?
B. Reacción de los metales con los ácidos:
a.
Explique cuál de los dos tubos hay una mayor reacción?
b.
¿Cómo reacciona cada metal en este caso? Son sus reacciones más o menos rápidas que
las producidas en (a)?
c.
De acuerdo con (a) y (b) cómo cambia el carácter metá ico cuando nos movemos de
arriba abajo en un grupo determinado? ¿Por qué?
79
3.6. Practica Laboratorio N°6 : Estudio de algunos metales de transición
I. OBJETIVOS:
• Observar los colores característicos de los diferentes stados de oxidación de algunos
metales de transición.
• Ilustrar cómo ocurren estos cambios de estados de oxid ción en reacciones oxidación
reducción.
• Identificar los estados de oxidación de algunos metales de transición utilizando
pruebas específicas.
II: MARCO TEÓRICO:
Los elementos de transición exhiben estados de oxidación variable y coloración fuerte. En la
primera serie de metales de transición los electrones 4s y 3d se pueden transferir a otras
sustancias. Por lo tanto, son posibles varios estados e oxidación.
A diferencia de los cationes, aniones y oxianiones de
entos representativos, los cuales
son incoloros, los iones oxianiones de los metales de transición, como el cromato, CrO4 2(amarillo),. El dicromato, Cr2O7 2-
(naranja) y permanganato, MnO4-4
(púrpura) presentan
coloración.
El color de los metales de transición y sus compuestos se debe a los electrones d en sus
estructuras. Cuando no hay electrones d presentes, co o en el Sc 3+
orbitales d están completos, como el Cu+ y Zn2+
, o cuando todos los
80
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Mechero, cápsulas de evaporar, embudo , probeta, tubos de ensayo, Zinc, NH4 OH (1:4), HCl
(1:4); 6 M NaOH, H2 SO4 (1:6), 0.16M Cr2 (SO4)3 , 0.25 K2CrO4 , H2O2 (3%), MnO2 ,
NaOH, KNO3 , HNO3 (1:5) 0.1 M Fe(NO3)3 HCl (conc), 1M KCNS, NaF, 0,1M K4 Fe
(CN), 0,1M (FeSO4 , 0,1% fenantropina, 1M NaC2 H3O2 , H2SO4 (con), Na s SO3 .
IV . PARTE EXPERIMENTAL:
A. Reacciones del cromo:
a.
Agregue 5 mL de solución de NH4 OH (1:4) a 5 mL de una solución de Cr2(SO4 )3 .
Observe y anote el resultado.
Agregue 5 mL de NaOH a 5 mL de una solución de Cr2 (SO4)3
Observe y anote el resultado. Agregue un exceso de NaOH hasta la disolución. Gu rde
esta disolución para la parte C.
¿Que propiedad del Cr(OH)3 se demuestra con este comportamiento? ¿Cuál es el estado
de oxidación del Cr en el (Cr (OH) 4)2+ o el equivalente CrO2
b
A 5 mL de una solución de cromato de potasio agregue ácido clorhídr co (1:4) hasta que
ocurra un cambio de coloración.
Explique el resultado. A la mitad de esta solución agr ue NH4 OH hasta restaurar el
color original.
¿Cuál es el estado de oxidación del cromo en K2 CrO4 ?
¿Cuál es el estado de oxidación del ión producido en la solución ácida?
c
. A 5 mL de la solución alcalina de la parte a agregue peróxido de hidrógeno hasta que
ocurra un cambio de coloración.
81
¿Cuál de los estados de oxidación del cromo se ha producido?
d.
A 5 mL de K2CrO4 agregue H2 SO4 hasta producir un cambio de coloración. A esta
solución agregue H2 O2 . Observe y anote el resultado.
e.
A 5mL de Cr 2(SO4)3 agregue 2 gránulos de zinc. Caliente suavemente y observe y
anote el cambio de coloración.
Este color es característico del Cr (II). Decante la solución y agite con el aire en el tubo
de ensayo hasta que ocurra un cambio de coloración.
Observe y anote el resultado.
¿En cuál de los estados de oxidación es estable el cromo en presencia del aire?
B. Reacciones del manganeso :
a.
Agregue 5 mL de NaOH a 5 mL de una solución de MnSO4 . Observe y anote los
resultados. Agregue 10 mL más de NaOH. ¿Qué indica es o sobre la naturaleza del
Mn(OH)2 .
b.
Mezcle 1 gramo de MnO2 con 1.5g de NaOH y 1.5g KNO3
en una cápsula de
evaporar. Caliente hasta que la masa se derrita.
Enfríe. Agregue agua, mezcle y filtre el contenido a u
beta llena con agua hasta la
mitad. Guarde la solución para la parte C. ¿Cuál es el color del filtrado) Este es el color
característico del ión manganato, MnO42c.
Anote sus resultados en la hoja de informe.
Acidule 10 mL de la solución de la parte 2 con HNO3 y filtre. ¿Cuál es el color del
filtrado? Este es el color característico del ión permanganato, MnO4 . El precipitado
chocolate que queda en el papel filtro es MnO2 . ¿Cuál es el estado de oxidación del Mn
en MnO2 , MnO4 .
C. Reacciones del hierro:
82
a.
Coloque 1 gota de Fe(NO3)3 . 0,1 M En un tubo de ensayo, agregue 1 gota de HCl
concentrado y diluya con agua hasta
1 mL. Agregue 1 gota de KCNS 1M. Anote el
resultado.
b.
Coloque 1 gota de Fe(NO3 )3 0,1M en un tubo de ensayo y diluya con agua hasta 1 mL.
Agregue 5 gotas de K4 Fe(CN)6 0,1 M. Anote el resultado.
c.
Repita las pruebas 1 y 2, pero esta vez utilice FeSO4 en lugar de Fe(NO3)3. Anote
resultados.
d.
Coloque una gota de FeSO4 0.1M en un tubo de ensayo y agregue 5 mL de agua.
Agregue 0.5 mL de 0-fenantrolina y 0,5 mL de acetato de sodio. Anote el resultado.
e.
A una gota de Fe (NO3 )3 0.1M agregue 1 gota de ácido sulfúrico concentrado y 0,1g de
Na2 SO3 . Diluya con agua hasta 5 mL. Agregue 0- fenantrolina al 0.1% y 0.5 mL de
acetato de sodio 0.1M. Observe y anote la coloración ¿Qué indica el resultado?
RESULTADOS:
ESTUDIO DE ALGUNOS METALES DE TRANSICIÓN
A. Reacciones del Cromo:
a.
b.
c.
Cr2 (SO4 )3
+
NH4 OH
______________
+
NaOH
______________
+
exceso de NaOH
______________
K2CrO4
Cr2 (SO4) 3
+
HCl
+
NH4OH
+
exceso de NaOH
+
H2O2
______________
______________
______________
83
d.
e.
K2CrO4
Cr2 (SO4) 3
+
+
H2O2
+
Zn
H2 SO4
______________
______________
B. Reacciones del Manganeso:
a.
B
+
MnSO4
MnO2
NaOH
______________
+
NaOH en exceso
+
NaOH + KNO3
______________
______________
C. Reacciones del Hierro:
a.
Fe (NO3)3
+
KCNS
______________
+
NaF
______________
b.
Fe (NO3)3
+
K4Fe (CN)6
______________
c.
FeSO4
+
KCNS
______________
+
K4Fe (CN)6
______________
d
Fe (NO3 )3
+
0-fenantrolina
______________
e
. Fe (NO3)3
+
H2 SO4+ Na2SO3+
______________
Ecuaciones:
1-
Cr+3
+
OH-
_____________
2.
Cr (OH)3 (s) +
OH-
_____________
3.
CrO4 -2
+
H3O+
_____________
4.
Cr2 O7-2
+
OH-
_____________
5.
CrO2-
+
H2O2 + OH- _____________ CrO4 -2 + H2 O
6.
K2Cr 2O7 + H2 O2 + H2SO4
_______ K2 SO4 + Cr2(SO4 )3 + H2O + O2
84
7.
Cr+ 3
8.
Mn+2
+
9.
MnO2 +
NaOH + KNO3
10-
Na2 MnO4 + HNO3
11.
Fe+ 2
+ K+
+ Fe (CN)6-4
+ H2O
______________
12.
Fe+ 3
+ K+
+ Fe (CN)6-4
+ H2O
______________
13.
Fe+ 3
+SCN-
+
Zn
______________
OH-
______________
______ Na 2MnO4 + KNO2 + H2 O
_______ NaMnO4 + MnO2 + H2 O + NaNO3
85
3.7. Practica Laboratorio N°7 : Compuestos electrolíticos y no electrolíticos
I. OBJETIVOS:
• Afianzar en el concepto de enlace químico: Iónico y Co
e.
• Usar correctamente el conductímetro
• Determinar el enlace que forma un compuesto químico me iante su conductividad
eléctrica.
II. MARCO TEÓRICO:
Para explicar el tipo de enlace químico que forma un compuesto, es conveniente utilizar
modelos o representaciones conceptuales para darle sencillez. Atendiendo a estos modelos
podemos concentrar dos grupos: los que conducen la cor iente eléctrica (electrolitos) y los que
no conducen la corriente eléctrica ( no electrolitos). A la primera división se les llama enlace
iónico y a la segunda, enlaces covalentes.
El enlace iónico se forma por una transferencia total
electrones de la capa de valencia y
generalmente ocurre cuando se combina un elemento metálico con uno no metálico. Por
ejemplo, el sodio pierde un electrón al combinarse con el cloro, donde el sodio queda con 10
electrones (configuración del gas noble, neón) y el cloro gana un electrón para completar 18
electrones (configuración del argón, gas noble). En este tipo de enlace los eleme tos siempre
buscan quedar con la configuración del gas noble más c rcano.
NaCl è
Na+
Cl-
Los compuestos que forman enlaces iónicos tienen las s
propiedades:
86
Conducen la electricidad en estado acuoso, Son fuertes electrolitos, En estado sólido puro,
tienen alto punto de fusión,Forman redes cristalinas tridimensionales.
Los compuestos que forman enlaces covalentes comprenden la mayoría de los compuestos
orgánicos y muchos inorgánicos. Este tipo de enlace se produce cuando los átomos que
participan en el compuesto comparten sus electrones de la capa de valencia, sin que sea
exclusividad de ninguno.
Los compuestos covalentes presentan las siguientes pro
ades:
Malos conductores de la corriente eléctrica, En estado sólido presentan bajo punto de fusión,
No son electrolitos.
En esta experiencia se comprobará los diferentes tipos de enlace mediante la conductividad
eléctrica que presenta los compuestos.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Conductímetro, vaso químico de 50 y 250cc, policial, t rmómetro, ácido clorhídrico
concentrado, HCl diluido, ácido benzoico, ácido acético glacial y diluido, NaCl sólido, NaCl
diluido, sacarosa, sulfato hidrogenado de sodio, sulfa o de sodio 0,5 N hidróxido de amonio
15%, glicerina.
87
IV. PROCEDIMIENTO:
A. Conductividad Eléctrica:
Arme un conductímetro según indicación del profesor. Conéctelo a la fuente de la corriente de
la mesa. Una vez que lo haya conectado, no una los ele rodos ni los toque, recuerde que la
corriente que circula por la fuente es de 110 voltios
cirá un fuerte descarga.
En sendos vasos químicos de 50 cc tome muestras de las siguientes sustancias en estado puro:
etanol, glicerina, benceno, clorato de potasio (s) 1
cloruro de sodio (s) 1g, Una vez
colocada la muestra en el vaso químico introduzca los lectrodos dentro. Para comprobar la
conductividad no permita que los electrodos se unan en ningún momento dentro del vaso que
contiene la muestra. Cada vez que realiza una prueba de conductividad eléctrica lave bien los
electrodos con agua destilada. Anote sus resultados en la sección de informe.
Tome muestras de las siguientes sustancias en estado d luido: cloruro de sodio, clorato de
potasio, HCl conc., HCl dil., ácido acético glacial, ácido acético diluido, CuSO4 diluido.
Coloque unos 10 cc de la muestra en un vaso químico de 50cc y ejecute el procedimiento del
paso 2, Anote sus resultados.
Desconecte el sistema eléctrico.
RESULTADOS:
A. Conductividad eléctrica.
Resultados de las sustancias puras.
88
Sustancia
Conductividad
Tipo de electrolito
Enlace
Tipo de electrolito
Enlace
Etanol (1)
Glicerina (1)
Benceno (a)
KCl03 (s)
NCl (s)
Agua destilada (1)
Resultado de sustancias diluidas
Sustancia
NaCl (ac)
KCl03 (ac)
HCl conc.
HCl – (ac)
Hac (glacial
HAc (ac)
CuSO4 (ac)
Sacarosa (ac)
Conductividad
89
CUESTIONARIO.
1.-¿Qué relación existe entre la conductividad de una sustancia y el tipo de enlace que tiene?
2.-¿Si
usted
tiene
una
sustancia
sólida
desconocida
cómo
puede
determinar
experimentalmente el tipo de enlace que la forma?
3.-¿Qué enlace químico es más difícil de romper, un enlac iónico o uno covalente Explique.
90
3.8. Practica Laboratorio N°8 : Reacciones químicas
I. OBJETIVOS:
•
Reconocer algunos cambios asociados con una reacción química
•
Aprender a expresar los cambios químicos mediante ecua iones.
II: MARCO TEÓRICO:
Una sustancia se puede caracterizar por sus propiedade físicas y químicas. Las propiedades
físicas son exhibidas por las sustancias sin ningún cam io en su composición química.
Ejemplos de las propiedades físicas son: el color, densidad, punto de ebullición, punto de
fusión, etc.
Una propiedad química se refiere al tipo de cambio que sufre la estructura íntima de la
materia. Por ejemplo: Los metales alcalinos como el so
y el potasio son caracterizados por
reaccionar vigorosamente con el agua. La reacción con el agua es una propiedad química de
los metales alcalinas. De un cambio químico, como lo es la reacción del sodio con el agua,
resulta la formación de una nueva sustancia con propiedades físicas y químicas diferentes a
las sustancias que reaccionaron originalmente.
Un cambio químico lo podemos observar por un cambio de color, formación de un gas,
formación de un sólido. Estas características son indi ativas de que ha ocurrido un cambio
químico.
Por conveniencia las reacciones químicas se han clasif cado de la siguiente manera:
a.
Reacciones de precipitación
b.
Reacciones ácido – base o de neutralización
c.
Reacciones de complexión o formación de complejos
d.
Reacciones de óxido-reducción o Redox.
91
1. Las reacciones de precipitación son caracterizadas por la formación de un
precipitado o sólido cuando se mezclan dos sustancias
más generalmente en fase
acuosa. Un ejemplo de este tipo de reacción es el siguiente:
è
Ba (NO3)2 + Na 2SO4
BaSO4
+ 2 NaNO3
2. Reacciones ácido – base. Un ácido se puede definir como una sustancia que dona
protones H+ , mientras que una base es aquella sustancia que acepta esos protones.
Una reacción ácido – base produce sal más agua. Por ejemplo:
HCl(a)
+
è
NaOH(ac)
NaCl(a)
+ H2 O
3. Reacciones de complejación: Es una reacción entre un ión metálico y una
molécula o anión el cual puede formar enlaces por donación de electrones al ión
metálico. Los enlaces que forman los iones o moléculas al donar un par de
electrones son llamados enlaces coordinados. El número de átomos enlazados al
ión metálico es el número de coordinación del complejo y los grupos que están
unidos al ión se les llama ligandos.
Por ejemplo:
Cu2+(ac)
[Cu (NH3)4 ] 2+ (ac) + 4H2 O
+ 4NH4OH è
El complejo de cobre tiene cuatro moléculas de amonio
su número de
coordinación es cuatro.
4. Reacciones de óxido – reducción: En este tipo de reacciones cambia el número de
oxidación de los reactantes durante el curso de la reacción. El reactivo que decrece
su número de oxidación es producido, y el reactante qu aumenta su número de
oxidación es oxidado
Por ejemplo:
Cuº
+ 2 Ag+1 (ac)
è
Cu2+ (ac)
+ 2 Agº
92
En este proceso el cobre es oxidado y la plata es reducida.
La experiencia estudiará únicamente tres de estas reac
Precipitación,
Neutralización y de Oxidación-Reducción.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Gradilla, tubos de ensayo, ácido sulfúrico al 10%,nitr to de bario al 5%, sulfato de cobre al
5%, nitrato de plata al 1%, cloruro de sodio al 5%, sulfato de potasio y aluminio al 5%,
hidróxido de sodio 2N, amonio al 20%, ácido nítrico di ido, yoduro de potasio al 5%, HCl
diluido, KMnO4 0,05N, FeSO4 0,1N
IV. PARTE EXPERIMENTAL:
A. Reacciones de Precipitación:
1.
Coloque en un tubo de ensayo 5 cc de AgNO3 al 1%, agregue HCl diluido, hasta que
ocurra un cambio. Anote sus resultados en la sección d
2.
ormes.
En un tubo de ensayo limpio coloque 5 mL de Ba(NO3) 2 al 5%, agregue CuSO4 gota a
gota hasta que halla precipitación completa.
3.
En otro tubo agregue 5 mL de AlK(SO4 )2 al 5%, más 0,5 mL de NaOH 2N. Observe lo
que sucede. Agregue luego de formado el precipitado blanco un exceso de NaOH y
observe lo que sucede. Anote sus observaciones en la sección de informes,
B. Reacciones de neutralización ó Ácido Base.
1.
Coloque en un tubo de ensayo 5 mL de agua destilada y 10 gotas de HNO3 diluido.
Adicione 2 gotas del indicador fenolftaleína, agregue NaOH diluido gota
gota hasta
que ocurra un cambio de color. En este punto cuando ocurre un cambio de color se dice
que ha ocurrido la neutralización del ácido por la base.
93
2.
Coloque 5 mL de agua en un tubo de ensayo, agregue 1 mL de NH3 diluido y agregue 2
gotas del indicador naranja de metilo. Adicione ácido cético diluido gota a gota hasta
que ocurra un cambio de coloración. Anote sus resultados.
A.
1.
Reacciones Redox:
Tome dos tubos de ensayo. Al primer tubo de ensayo agregue 5 mL de una solución de
FeSO4 0,1M y al segundo 5 mL de una solución de KI al 5%.
2.
Agregue a cada tubo 1 mL de H2SO4 diluido y agite.
3.
Agregue 0,5 mL de KMnO4 0,5 M a ambos tubos y observe en que tubos de ensayo
ocurre reacción.
RESULTADOS:
A. Reacciones de Precipitación.
¿Qué ocurre al agregar HCl al AgNO3 ? ____________________________
¿De qué es el precipitado?______________________________________
¿Qué coloración presenta?______________________________________
Escriba la ecuación balanceada para la reacción.
____________________________________________________________
¿Qué sucede al agregar CuSO4 al BaNO3 ?__________________________
¿De qué es el precipitado?_______________________________________
¿Qué coloración presenta?_______________________________________
Escriba la ecuación balanceada para la reacción.
_____________________________________________________________
¿Qué se forma al reaccionar AlK(SO4 )2 con NaOH?_____________________
¿Qué sucede al precipitado al agregar exceso de NaOH?_ _____________
94
______________________________________________________________
Escriba la ecuación para toda la ecuación
______________________________________________________________
B. Reacciones de Neutralización:
Escriba la ecuación para la neutralización entre HNO3 y el NaOH.
______________________________________________________________
¿Qué coloración presenta el naranja de metilo con NH 3 ?
______________________________________________________________
¿Qué color presenta el indicador fenolftaleìna en medio ácido?
____________________ ¿Y en medio básico?________________________.
C. Reacciones Redox:
1. ¿Qué sucede al agregar el H2 SO4 a los tubos que contiene FeSO4 y KI ?
_______________________________________________________.
2. Coloque en la siguiente tabla los resultados observados:
Tubo
Contenido
1
FeSO4 ,
H2SO4
KMnO4
2
KI
H2 SO4
KMnO4
3.
Observaciones
Escriba la reacción balanceada para el tubo 1.
95
4.
Escriba la ecuación balanceada para el tubo 2.
5.
¿Qué observa en ambos tubos al cabo de unos minutos?______________ ¿De qué
color
es
el
precipitado?_____________________
¿De
qué
el
precipitado?__________________________________
Cuestionario
1. Clasifique las siguientes reacciones como reacciones de precipitación, redox o
complejación.
a.
Cuº(s) + HNO3(ac) è
b.
LiOH(ac)
c.
KMnO4 (ac) + H2SO4(ac)
d. .
Fe3+(ac)
+ HBr (ac)
+ SCN-
Cu 2+
Li+(ac)
è
è
è
+ H2 O
+ NO2(g)
+ Br -
+
H2 O
Mn2 +(ac)
+ KI(ac) I2(g)
+ K+ (ac)
[Fe (SCN) ]3+(ac)
2. Calcular en los siguientes compuestos el número de oxidación del elemento indicado.
a
Br
en BrO-3
b
P
en H3 PO4
3. Indique el ligando y el número de coordinación en los siguientes compuestos.
[Co(H2O)6]2+
; [ Ni (DMG)2 ]2+
; [Pt (NH3)2 (H2 O4) ] 3+
4. En la siguiente reacción que Ion se oxida y cual se re
ClO-3 + Fe 2+
Cl-
+ Fe 3+
e.
96
3.9. Practica Laboratorio N°9 : Interpretaciones Molares de las Ecuaciones
I. OBJETIVOS:
• Comprobar que para todo proceso químico existe la ley
la conservación de la masa.
• Destacar la importancia de una ecuación balanceada
• Calcular a partir de la ecuación balanceada la cantid d de producto que se formará y
compararlos con las cantidades que se obtienen en la práctica.
II: MARCO TEÓRICO:
La estequiometria que trata las relaciones cuantitativas de masa en una reacción química,
constituye unos de los pilares en el desarrollo de la uímica moderna como ciencia exacta La
primera observación cuantitativa importante la realizó Lavoisier en 1774. El observó que
cuando el estaño reacciona con el oxígeno en un sistema cerrado, el peso de los reactivos y
productos es el mismo. Esto vino a respaldar la ley de la conservación de la masa, que
establece que la masa no se crea ni se destruye.
A partir de este enunciado nosotros podemos realizar
a serie de operaciones que nos
permiten establecer la cantidad de masa que se formará en una reacción química, conociendo
la cantidad de reactivos utilizado.
Para llevar a cabo el análisis y el cálculo de los dat
estequiometría de la reacción.
debemos tener en cuenta la
Antes de esto, la ecua ión debe estar correctamente
balanceada.
Una vez obtenidos los resultados experimentales debemos conocer cuál es el porcentaje de
error experimental, para ello aplicamos la siguiente relación.
97
Peso teórico – peso experimental x 100
% error
=
Peso teórico
En esta experiencia estudiaremos la reacción entre el
lfato de cobre y el nitrato de bario,
cuya ecuación es la siguiente:
CuSO4
+ Ba(NO3)2
çè
BaSO4
+ Cu(NO3)2
Blanco
Luego estudiaremos la reacción entre el Cu (NO3 )2 y el hidróxido de sodio.
Cu(NO3)2
+
2NaOH çè
CuO + 2NaNO3
+ H2 O
Nos basamos siempre en la cantidad de precipitado que e obtenga para efectuar los cálculos
químicos.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
: Mechero de Bunsen, Trípode, balanza, espátula, vasos
micos, baqueta, papel filtro
Watman Nº 42, sulfato de cobre, nitrato de bario, hidróxido de sodio 2M.
IV PARTE EXPERIMENTAL
A. formación del Sulfato de Bario:
1.
Pese sobre el papel encerado 1g de CuSO4 anhidro. Páselo a un vaso precipitado de 50
mL y diluya la sal con 15 mL de agua. Agite con ayuda e una baqueta hasta total
dilución.
2.
Pese sobre otro papel encerado 2.5g de Ba(NO3)2 , páselo a un vaso precipitado de 50
mL y disuelva la sal con 15 mL de agua. Agite hasta ob ener una completa dilución de
la sal.
98
3.
Agregue todo el contenido del vaso que contiene el nitrato de bario en el vaso que
contiene el sulfato de cobre. Agite por unos instantes. Anote sus observaciones en la
hoja de informe.
4.
Monte un sistema de filtración y proceda a filtrar la solución. Lave las paredes del vaso
químico con ayuda de una botella lavadora. Seque el producto poniéndolo sobre un
vidrio reloj y luego sobre un baño maría. Guarde el filtrante para la parte B.
5.
B.
1.
Pese el producto obtenido y calcule el porcentaje de error. Anote sus resultados.
Obtención del óxido de cobre.
A la solución filtrante guardada del paso 4 de la parte A., añádale en pequeñas
porciones NaOH 2M hasta completar 10 mL.
Pruebe que la reacción sea básica con ayuda del papel
icador. En caso que no sea
básico agregue NaOH 2M hasta obtener pH básico.
2.
Caliente hasta que observe un cambio nítido en la coloración acompañ o de la
formación de un precipitado chocolate.
3.
Deje enfriar la solución. Una vez que la solución esté
oceda a filtrar como lo hizo
anteriormente. Seque el precipitado en un baño maría colocándolo sobre un vidrio reloj
y éste a su vez sobre un baño. Anote sus resultados.
4.
Calcule el % de error para su experiencia.
RESULTADOS:
A. Formación del sulfato de bario.
Peso del papel encerado + CuSO4
___g
Peso por papel
___ g
Peso del CuSO4
___ g
Peso del papel necesario + Ba(NO3)2
___ g
99
Peso del papel
___ g
Peso del Ba(NO3) 2
___ g
Peso del papel filtro + el filtrado
___ g
Peso del papel filtro
___ g
Peso del filtrado (BaSO4 )
___ g
Peso teórico de BaSO4
___ g
% error
___ %
¿Qué sucede al mezclar las soluciones?_____________________________
¿Qué se ha formado?____________________________________________
Escriba la ecuación para la reacción:
B. Obtención del óxido de cobre :
Peso del papel filtro + óxido de cobre
___ g
Peso del papel filtro
___ g
Peso del óxido de cobre
___ g
Peso teórico del óxido de cobre
___ g
% error
___ %
¿Qué sucedería si no se calienta la solución?______________________
¿A qué le atribuye el error obtenido en esta experiencia?________________
Escriba la ecuación balanceada para la ecuación.
CUESTIONARIO:
1. ¿Indique qué ocurre al mezclar las soluciones de Ba(NO3 )2 y CuSO4 ?
2. ¿Qué reactivo limita la reacción? ¿Qué reactivo qu da en exceso?
3. ¿Cuántos gramos de BaSO4 se producirán al reaccionar 3.50g de Ba(NO3)2 con suficiente
CuSO4 ?
100
3.10.
Practica Laboratorio N°10 : Estequiometría
I. OBJETIVOS:
• Determinar el porcentaje de agua en un compuesto hidratado
• Determinar la fórmula de un compuesto hidratado a partir de datos analíticos.
• Observar cambios de coloración y cambios energéticos q
ocurren durante la
formación y reacción de un hidrato
• Determinar la relación molar entre reacciones y produc os en una reacción química.
II: MARCO TEÓRICO:
Las sustancias químicas que intervienen en una reacción química, podemo representarlos mediante
una ecuación química a fin de determinar la relación molar entre el reactivo y el producto de la
reacción
Ejemplo
2 KClO3 <====> 2 KCl
+ 3 O2
2 Moléculas
2 Moléculas
3 Moléculas
2 Mol-g
2 Mol-g
3 Mol-g
2 Mol-kg
2 Mol-kg
3Mol-kg
La ecuación química esta balanceada cuando los elementos de las sustancias reaccionantes es igual a
los elementos de la sustancia producida.
LEYES PONDERALES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS:
Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier.
Ley de las proporciones constantes o de Proust.
Ley de las proporciones múltiples o de Dalton.
. Ley de los equivalentes o de Richter -Wenzel
101
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Crisol con tapa, triángulo, mechero, CuSO4 , Termómetro, mortero y pistilo, amoníaco (6M)
H2 SO4 (3M ó 6M) Probeta graduado.
III. PARTE EXPERIMENTAL:
A. Porcentaje de agua en Hidrato:
a.
Coloque un crisol con su tapa en un soporte que lleva
riángulo.
b.
Caliente el crisol por 2 ó 3 minutos. Déjelo enfriar a temperatura de ambiente. Pese
cuidadosamente el crisol y su tapa. Anote el peso.
c.
Añada 1 ó 2 gramos de sulfato de cobre previamente pul erizado en un mortero. Pese
el crisol con la tapa y la muestra y anote el peso.
d.
Caliente el crisol suavemente por 5 minutos con la tapa ligeramente separada para que
el agua pueda escapar. Arregle la llama de manera que
forme el cono interno azul.
Caliente por 10 a 12 minutos más, tratando de que el
remo del cono azul toque el
fondo del crisol (el crisol tomará un color rojizo durante este período).
e.
Pasado este tiempo, retire la llama; tape bien el crisol y deje enfriar a temperatura
ambiente. Se necesitan cerca de 10 minutos. Pese nuevamente y anote el peso.
f.
Caliente el crisol tapado por 6 minutos más. Enfríe a temperatura ambiente y pese.
Repita este procedimiento hasta lograr una diferencia
0.05g entre dos pesadas,.
Guarde el CuSO4 anhídrido para la parte B.
B. Formación y Reacción de un Hidrato.
a.
Transfiera el sulfato de cobre (II) de la parte A a un tubo de ensayo.
b.
Coloque el termómetro dentro del tubo y agregue gota a gota. Observe el cambio de
coloración y anote el cambio de temperatura.
102
c.
Después de anotar la temperatura agregue suficiente agua para disolver los cristales
completamente. Ahora agregue amoníaco (6M) poco a poco hasta que ocurra un cambio
de coloración. Anote los resultados.
d.
Agregue ácido sulfúrico (3M o 6M) hasta que ocurra un ambio de coloración. Anote
los resultados en el Cuadro siguiente.
C. Relación Molar en una reacción Química.
a.
Limpie y seque el crisol. Caliente por 2 a 3 minutos.
éjelo enfriar a temperatura
ambiente y pese cuidadosamente. Anote el peso.
b.
Añada 1 a 2 gramos de NaHCO3 en el crisol y pese nuevamente. Anote el peso.
c.
Coloque el crisol con la muestra en el triángulo y caliente suavemente por 5 a 6
minutos. Aumente la intensidad de la llama y caliente fuertemente por 4 minutos más.
Déjela enfriar a temperatura ambiente y péselo. Anote su peso.
d.
Caliente el crisol con la muestra 5 minutos más, déjelo enfriar y pese nuevamente.
RESULTADOS:
A. Porcentaje de agua en un compuesto.
Peso crisol + CuSO4 . x H2O
_______
Peso crisol
_______
Peso de CuSO4 x H2 O
Peso del crisol + CuSO4 ( la pesada)
______
______
______
Peso del crisol + CuSO4 (2da pesada)
Peso del crisol + CuSO4 (3ª pesada)
______
Peso del agua
_____
Peso del crisol + CuSO4 (anhidro)
______
% de agua (experimental)
______
103
% de agua (teórico)
______
Mols de H2 O/mol de CuSO4
______
Fórmula del compuesto hidratado
______
B. Formación de un Hidrato:
Cambio de coloración
Observación
__________________
___________
Agregar H2O al CuSO4
__________________
___________
Agregar NH3 (ac) al CuSO4 . x H2 O
__________________
___________
Agregar H2 SO4 al Cu(NH3 )4 2+
__________________
___________
a. Calentar CuSO4 . x H2 O
C. Relación molar en una reacción:
Peso del crisol + NaHCO3
______________
Peso del crisol
______________
Peso del NaHCO3
______________
Peso del crisol + Na2 CO3 ( 1ª pesada)
______________
Peso del crisol + Na2 CO3 (2ª pesada)
_____________
Peso del crisol
____________
Peso del Na 2 CO3
_____________
Mol de NaHCO3
______________
Mols de Na2 CO3
______________
Relación molar, NaHCO3 /Na2 CO3
______________
104
Cuestionario
Problemas:
1.
El yeso CaSO4 . 2H2 O cuando se calienta a 175º C pierde sus dos moléculas de agua. Si
tenemos 0.8453g de una mezcla de yeso y Na 2 SO4 y se pierden 0.756g al calentarla a
175ºC, cuál es el % de Na2 SO4 en la muestra original:
2-
El CaCl2 anhidro se transforma en CaCl2 6H2 O al contacto con el agua. ¿Cuál es el %
de agua por peso cuando se forma el hexahidrato?
3-
Al calentar 5.00 g de CdBr2 . x H2O disminuye el peso en 1.04g. Asumiendo que al
calentar la pérdida de peso se debe a la pérdida de agua. ¿Calcule la fórmula exacta del
bromuro de cadmio hidratado.?
4.
Escriba la ecuación para las siguientes reacciones:
a. Cu2+ + H2 O
b. Cu (H2 O)4 2+ + NH3
c. NaHCO3 + calor
105
3.11.
Practica Laboratorio N°11 : Volumen molar
I. OBJETIVOS:
• Aprender a manipular las sustancias gaseosas
• Demostrar experimentalmente la relación que existe ent
el peso molecular y el
volumen molar.
• Reafirmar el concepto de peso equivalente.
II. MARCO TEÓRICO:
Para entender mejor el comportamiento de los gases vamos a determinar dos valores
importantísimos, que están relacionados entre ellos. En experimentos anteriores vimos que un
mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de partículas. Ahora vemos que, como
una consecuencia de la teoría cinética, una mol de cualquier gas ocupa siempre el mismo
volumen; 22.4 litros, que se conoce como “volumen molar”.
Como es mucho más fácil obtener la masa de una sustanc a gaseosa midiendo su volumen que
obteniendo el peso de una manera directa en nuestra experiencia vamos a descomponer un
peso conocido de una sustancia que deje en libertad el gas que se desea medir. Recogiendo el
volumen de agua que debe equivaler al volumen del gas. Desde luego, debemos considerar
Presión y Temperatura para poder trabajar luego en condiciones normales y poder emplear así
la ecuación.
PV = nRT
Si sabemos que el volumen molar de cualquier gas es 22.4 litros en condiciones normales y
que el “peso equivalente” de un elemento es el peso de dicho elemento que se combina o
reacciona con 8 gramos de Oxígeno O2 , 1.008g de Hidrógeno entonces el volumen de 1.008g
106
de Hidrógeno (0.5 mol) en condiciones normales debe ser 11.2 litros, ya que su peso fórmula
es 2.016. El equivalente de un metal puede determinarse fácilmente si lo hacemos reaccionar
con un ácido . Por ejemplo:
Cd + 2HCl ----------- CdCl2 + H2
Si tomamos una muestra pesada del metal y lo hacemos reaccionar con el ácido, recogemos el
Hidrógeno que se libera y medimos el volumen en las condiciones experimentales, aplicando
las leyes de los gases podemos calcular el volumen en condiciones normales y llegar al peso
equivalente si, como hemos visto, un gramo de Hidrógeno (H2 ) desplaza 11.2 litros del gas.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
KClO3 puro y seco, cinta de magnesio, HCl conc; tub os de ensayo, vaso químico de 300 mL
eudiómetro, tubo de ensayo grande, tubos de desprendimiento.
IV. PARTE EXPERIMENTAL:
A. Determinación del volumen molar:
FIGURA 3.11—1: Equipo para determinar el Volumen Molar
107
a.
Arme un aparato como el que se indica en la figura ant
hasta casi alcanzar el nivel del tapón. Ponga agua en
, llene el matraz con agua
vaso, de manera que la cánula
del aparato liberador esté siempre sumergida.
Llene el tubo del liberador aspirando por la cánula y establezca un sifón en equilibrio.
Ajuste el tubo de ensayo vacío y cerciórese de que el
arato está hermético. (El
profesor debe aprobar las condiciones antes de que se mpiece la experiencia.
b
Quite el tubo de ensayo ( ase gúrese de que está bien seco) y añada ½ g de KClO3 y 2g
de MnO2 Pese todo el sistema (1).
C
Ajuste el tubo al aparato, teniendo el cuidado de que la operación se lleve a cabo
después de haber colocado en el mismo nivel las superficies del agua en el va so y en el
matraz.
d.
Retire el vaso y en su lugar ponga otro vaso bien limpio y seco. Comience a calentar la
sustancia en el tubo de ensayo, primero suavemente luego con más intensidad, hasta
cuando se haya liberado todo el oxígeno. Si llega a entrar aire en el aparato comience el
experimento de nuevo- La cánula debe permanecer sumergida y no debe salir del agua
en ningún momento del proceso de la descomposición.
e.
Cuando se haya obtenido todo el gas, retire la llama
nivelar los niveles de agua. Desconecte el tubo de ens
agua desplazado.
f.
Anote sus resultados en la hoja de informes.
RESULTADOS:
EL VOUMEN MOLAR Y EL PESO EQUIVALENTE.
A. Determinación del Volumen Molar:
Peso del tubo con la mezcla:
_____________________
Peso del tubo con el residuo;
_____________________
Peso del oxígeno liberado:
_____________________
friar el sistema. Vuelva a
Péselo y mida el volumen de
108
Volumen de agua desplazado:
_____________________
Temperatura del experimento:
_____________________
Presión barométrica:
_____________________
Tensión acuosa:
_____________________
Volumen molar del oxígeno:
Calculado)
_____________________
Valor teórico:
_____________________
% de error
_____________________
109
3.12.
Practica Laboratorio N°12 : El peso equivalente
I.-OBJETIVOS:
•
Aprender a manipular las sustancias gaseosas
•
Conocer el peso equivalente de un metal con respecto al hidrógeno, aplicando la ley
general de los gases.
II: MARCO TEÓRICO:
El peso equivalente químico es un número relativo, indica que cantidad de sustancia entra en
combinación con 1,008 partes en peso de hidrógeno o co
0 partes de oxígeno, o también
a qué cantidades de estos sustituyen en una combinación.
Para ilustrar el concepto de peso equivalente químico, estudiemos algunos compuestos desde
el punto de vista de su composición cuantitativa y expresemos el porcentaje en peso de cada
uno de los elementos que los forman,
Valencia.- Es la capacidad de combinación de los elementos y es un número entero pequeño.
El equivalente de un elemento pude hallarse experimentalmente po métodos químicos:
Determinando la cantidad de hidrógeno, oxigeno u otros elementos combinados o sustituidos,
cuyo equivalente es conocido.
Para realizar los cálculos de los equivalentes de los ácidos, bases, y sales partiendo de su
fórmula hace falta basarse en el principio de que:
El equivalente de un ácido.- Es igual a su peso molecular dividido por su número de los
átomos de hidrogeno contenidos en su molécula y capace
Ejemplo: El peso molecular de H3 PO4 , es igual a 98.
Y su equivalente será : 98/3
e ser sustituidos por un metal.
110
El peso equivalente de una base.- Es igual a su peso molecular dividido por la valencia del
metal o el número de los grupos hidroxilo contenidos e la molécula de la base.
Ejemplo : El peso molecular del Ca(OH) 2 es 74 y su equivalente es 74/2
El equivalente de una sal.- Es igual a su peso molecular dividido por el producto del
número de átomos del metal en la molécula de la sal y la valencia de este metal.
Ejemplo : El peso molecular del Al2 (SO4 ) 3 es 342 y su equivalente será:
342 / 2x3 = 57
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
cuba hidroneumática, magnesio, probeta de 100mL, ácido clorhídrico concentrado, balanza
analítica, solución 1N de ácido clorhídrico, matraz Erlenmeyer de 250mL, carbonato de
calcio, vaso de precipitado de 100mL, bureta de 25mL, hornilla eléctrica.
IV PARTE EXPERIMENTAL
Peso Equivalente del Magnesio.
a)
Amar el equipo de acuerdo al diagrama mostrado.
b)
Pesar aproximadamente 0,5gr de Mg.
c)
En un tubo de prueba completamente seco depositar el Mg.
d)
En una pera de bromo
cerrar la llave y agregar
aproximadamente 20ml ácido
clorhídrico 6M.
e)
En otro matraz llenarlo completamente de agua y colo ar el tapón de jebe bihorado
conectado a la probeta de 100ml donde se recogerá el agua desplazada.
f)
Revisar las conexiones cuidando que no se produzcan fugas por las conexiones.
g)
Agregar ácido clorhídrico a la muestra abriendo la llave de la pera de bromo, deje
reaccionar la mezcla hasta la desaparición del metal.
111
h)
Con la probeta medir el agua desalojado por dicho gas desprendido, una vez terminada
que todo el magnesio se ha consumido y medir la temperatura del agua recolectada
FIGURA 3.12—1: Equipo para determinar peso equivalente
RESULTADOS
Peso equivalente del Magnesio:
Peso de la cinta de magnesio.
____________________
Vo lumen leído en el eudiómetro
_____________________
Presión barométrica:
_____________________
Temperatura:
_____________________
Tensión acuosa:
_________________________
Vo lumen calculado (gas seco):
_________________________
Equivalente del magnesio:
_________________________
Valor teórico:
_________________________
% de error:
_________________________
112
CUESTIONARIO:
1. ¿Cuáles fueron las causas de su error?
2 Determinar el peso equivalente experimental del magnesio
3 Determinar el % de error del peso equivalente del
Mg +2HCl --------> MgCl2
gnesio
+ H2
4. De acuerdo con sus resultados, ¿Cuál sería el peso atómico del Magnesio?
5. ¿Cómo afectarían los resultados, si todo el magnesio no reaccionara? Si el Mg tuviera
impurezas?
6. Qué relación existe entre el peso equivalente y el peso atómico?
113
IV. EXPERIMENTOS Y TECNCIAS DE LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL
II
4.1. Practica Laboratorio N°1: Preparación de soluciones I
I. OBJETIVOS:
• Identificar las diferentes formas de expresar la concentración de las soluciones
• Determinar la cantidad de reactivos que serán utilizados en la preparación de
disoluciones
• Preparar soluciones con diferentes formas de expresar la concentración en %.
II: MARCO TEÓRICO:
Una mezcla homogénea de dos o más componentes se llama olución. Las soluciones pueden
ser sólidas (bronce, aceros, etc.), líquidas (sangre, orina, etc.), o gaseosas (aire). Las
soluciones más comunes son las soluciones líquidas.
En las soluciones es conveniente definir a uno de los omponentes como SOLVENTE y otro
de los componentes como SOLUTO. El componente de una solución cuyo estado físico se
conserva cuando se forma la solución se conoce como solvente. Por ejemplo, cuando el
Cloruro de Sodio (NaCl, sólido) se mezcla con agua, la solución resultante es líquida. En
consecuencia, el agua es el solvente el NaCl es el soluto. Si varios componentes de una
solución conservan su estado físico, el que se encuentre en ma
antidad será el solvente.
El término CONCENTRACIÓN se utiliza para designar la cantidad de soluto disuel
una
determinada cantidad de solvente o de solución. Las formas más utilizadas de expresar la
concentración de una solución son:
Concentración de soluciones:
1.
Porcentaje masa-masa (% m/m): gramos de soluto por cada 100 gramos de solución.
114
2.
Porcentaje masa -volumen (% m/v) : gramos de soluto por cada 100 mL de solución.
3.
Partes por millón (ppm): miligramos de soluto por cada litro de solución.
También se pueden encontrar expresiones como: i) masa/volumen ( g/mL, mg/mL, g/L) o
bién en ii) partes por millón (ppm).
% m/m : Indica la cantidad en gramos de soluto que se encuentra en 100 gramos de solución.
Por ejemplo, una solución al 3,5 %m/m significa que en cada 100 g de solución hay 3,5 g de
soluto.
%
m
gramos de soluto
=
x100
m gramos de solucion
% m/v : Indica la cantidad en gramos de soluto que se encuentra en 100 mililitros de
solución. Por ejemplo, una solución al 13,8 %m/v significa que en cada 100 mL de solución
hay 13,8 g de soluto.
%m / v =
gramos de soluto
x100
mililitros de solucion
Masa/Volumen de Solución (g/mL, mg/mL, g/L): Esta forma de expresar la concentración
indica la cantidad en gramos o en miligramos de soluto disueltos en 1 litro , o en 1 mililitro de
solución.
Partes Por Millón (ppm): Esta forma de expresar la concentración indica la cantidad en
miligramos de soluto disueltos en 1 litro de solución.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Material :
Balanza analítica, Agua destilada, Vidrio de reloj , Vasos de precipitados d 100 mL ,
115
Matraces volumétricos de 100 mL , Matraz volumétrico d 250 mL, Matraz volumétrico de
25 mL , Embudo de vidrio , Pipeta graduada de 5 mL, Pi etas graduadas de 10 mL, Matraces
volumétricos de 10 mL, Agitadores, Propipetas, Pizeta
Reactivos
Cloruro de sodio, Sacarosa, , Ácido clorhídrico, Etanol
.
IV PARTE EXPERIMENTAL
Formas de preparar soluciones % m/m
1.- Para preparar una solución 5 %m/m a partir de un sólido (NaCl), se calcula la masa del
soluto que se requiere para preparar la solución. En la balanza adecuada se tara un vaso o
matraz de tamaño conveniente. Se pesa el sólido necesa
conjunto se retira de la balanza
sin apagarla. Se agrega un pequeño volumen del solvent y con una varilla se agita hasta
disolver el sólido. Usando un pequeño volumen del solvente se lava la varilla y se retira de la
solución. Luego se añade agua hasta que el marcador digital de la balanza marque la masa de
la solución deseada. Las últimas porciones del solvente se pueden agregar con pisceta, pipeta
o gotario.
2.- Para prepara una solución a 10%(NaCl) m/m a partir de una solución más concentrada, se
calcula el volumen de la solución que contiene la masa del soluto que se necesita. En una
balanza electrónica se tara un vaso o matraz de tamaño conveniente y co una pipeta se
agrega la solución concentrada hasta que el marcador digital de la balanza marque la masa de
la solución deseada. Sin apagar la balanza se retira e vaso o matraz y se agregan pequeñas
porciones de solvente. El conjunto se coloca, nuevament
hasta completar la masa deseada.
la balanza y se añade solvente
116
Formas de preparar soluciones % m/v
1.- Para preparar una solución 5%m/v (Sacarosa)a partir de un sólido se procede a pesar el
soluto en un vaso de precipitado de tamaño adecuado y se agregan pequeñas porciones de
solvente. Luego se agita con una varilla para disolver totalmente el sólido y se transfiere a un
matraz aforado de volumen adecuado. Con nuevas porcion s del solvente se lava el vaso y
finalmente, se “enrasa” el matraz de aforo. Para ello, se agrega solvente hasta que el nivel del
líquido esté unos 2 a 3 mm por debajo del aforo. En seguida, con un gotario o pipeta se
completa el volumen hasta que el nivel del líquido quede tangente a la línea del aforo. Luego
la solución se homogeniza y se transfiere a un recipiente rotulado y previamente cebado.
2.- Para preparar una solución 10%m/v (sacarosa) a partir de una solución más concentrada,
se calcula el volumen de la solución que contiene la masa del soluto que se necesita. En un
vaso de precipitado que contenga un pequeño volumen de solvente se agrega exactamente,
utilizando una pipeta, el volumen requerido de soluto
luego se transfiere con la ayuda de
una varilla de agitación al matraz de aforo de tamaño adecuado. Con nuevas po ciones del
solvente se lava el vaso y finalmente, se “enrasa” el
raz de aforo. Para ello, se agrega
solvente hasta que el nivel del líquido esté unos 2 a 3 mm por debajo del aforo. En seguida,
con un gotario o pipeta se completa el volumen hasta que el nivel del líquido quede tangente
a la línea del aforo. Luego la solución se homogeniza y se transfiere a un recipiente rotulado y
previamente cebado.
En esta sesión de laboratorio usted preparará las siguientes soluciones:
a)
50 gramos de Hidróxido de Sodio al 2 %m/m
b)
50 mL de solución de Hidróxido de Sodio al 0,5 %m/v
117
c)
50 mL de solución de sulfato de cobre 0,2 M, a partir de la sal hidratada.
d)
50 ml de una solución de Acido Clorhídrico 0,2 M.
e)
Preparar 10 mL de una solución etanol-agua al 20% v/v
Cuestionario
1. ¿Cuántas moléculas de agua hay en dos mL de una disolución de HCl , cuya densidad
y % en masa son 1.19 g/mL y 37% en masa respectivamente?.
2. Una planta de producción de NaOH, concentra una disolución que contiene 88% en
masa de agua y 12% en masa de NaOH. Si la densidad de esta
lución es de 1,1309
g/mL:
a) ¿Cuántos iones OH- hay por mL de disolución?
b) ¿Cuántos moles de iones sodio hay por mL de disolución?
3. ¿Qué volumen (mL) de una disolución de etanol (C2H6 O) que tiene 94% de pureza en
masa, contiene 0.2 moles de etanol? . La densidad de la diso ución es 0.807 g/mL.
4. Una aleación que contiene hierro (54.7% en masa), níq
(45.0 %) y
manganeso (0.3%) tiene una densidad de 8.17 gramos sobre cm3: ¿Cuántas
moles de hierro hay en un bloque de aleación que mide
m x 20cm x15cm?.
118
4.2. Practica Laboratorio N°2 : Preparación de soluciones II
I. OBJETIVOS:
• Identificar las diferentes formas de expresar la concentración de las soluciones
• Determinar la cantidad de reactivos que serán utilizados en la preparación
e
disoluciones
• Preparar soluciones con diferentes formas de expresar
oncentración en M, N , m
II: MARCO TEÓRICO:
Una mezcla homogénea de dos o más componentes se llama olución. Las soluciones pueden
ser sólidas (bronce, aceros, etc.), líquidas (sangre,
rina, etc.), o gaseosas (aire). Las
soluciones más comunes son las soluciones líquidas.
En las soluciones es conveniente definir a uno de los omponentes como SOLVENTE y otro
de los componentes como SOLUTO. El componente de una solución cuyo estado físico se
conserva cuando se forma la solución se conoce como solvente. Por ejemplo, cuando el
Cloruro de Sodio (NaCl, sólido) se mezcla con agua, la solución resultante es líquida. En
consecuencia, el agua es el solvente el NaCl es el soluto. Si varios comp
solución conservan su estado físico, el que se encuent
ntes de una
n mayor cantidad será el solvente.
El término CONCENTRACIÓN se utiliza para designar la cantidad de soluto disuel
una
determinada cantidad de solvente o de solución. Las formas más utilizadas de expresar la
concentración de una solución son:
Concentración de soluciones:
1. Molaridad (M): moles de soluto por cada litro de solución.
2. Normalidad (N): equivalentes de soluto por cada litro de solución.
119
3. Molalidad (m): moles de soluto por cada kilogramo de solución.
4. Partes por millón (ppm): miligramos de soluto por cada litro de solución.
Molaridad: Indica la cantidad de moles de soluto que se encuentr en 1 litro de solución. Por
ejemplo, una solución 2 M, significa que en cada 1 litro de solución hay 2 moles de soluto.
M =
moles de soluto
Litros de solucion
Normalidad: Indica la cantidad de equivalentes de soluto que se en entra en 1 litro de
solución. Por ejemplo, una solución 2 N, significa que en cada 1 litro de solución hay 2
equivalentes de soluto.
%m / v =
equivalentes de soluto
Litros de solucion
Masa/Volumen de Solución (g/mL, mg/mL, g/L): Esta forma de expresar la concentración
indica la cantidad en gramos o en miligramos de soluto disueltos en 1 litro , o en 1 mililitro de
solución.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Material :
Balanza analítica, Agua destilada, Vidrio de reloj , Vasos de precipitados de 100 mL ,
Matraces volumétricos de 100 mL , Matraz volumétrico d 250 mL, Matraz volumétrico de
25 mL , Embudo de vidrio , Pipeta graduada de 5 mL, Pi etas graduadas de 10 mL, Matraces
volumétricos de 10 mL, Agitadores, Propipetas, Pizeta
Reactivos
Cloruro de sodio, Sacarosa, Fenolftaleína , Ácido clorhídrico, Etanol
.
120
IV PARTE EXPERIMENTAL
Preparación de soluciones
a) Preparar 50 mL de una solución de sacarosa 0.1M
b) Preparar 10 mL de una solución al 0.1 % en etanol
c) Preparar 50 mL de una solución 0.5 N de ácido sulfúrico
d) Preparar 100 mL de una solución de ácido clorhídrico 0.1M
e) Preparación de diluciones
i) 50 mL de una solución 0.001 M de HCl a partir de una solución 0.1 M
ii) 50 mL de una solución 5 x 10-4 M de HCl a partir de una solución 0.1 M
Cuestionario
1. Una muestra de 35 ml de HCl 12M se diluyó a un volumen final de 125 ml. Calcule la
molaridad de la solución obtenida.
2. ¿Cuántos moles de soluto contiene 1/2 litro de una solución 0.125M de ácido
sulfúrico?
3. Se tiene una disolución de HNO3 que tiene una densidad de 1.42 g/mL y una pureza
del 70%.
a) Calcula la molaridad de la disolución
b) De la disolución se tomaron 5 mL y se llevaron a un volumen final de 500 mL.
Calcula
la concentración de la nueva disolución.
c) Se requieren preparar 100 mL de una disolución 0.6 M a partir de la disolución .
Calcule el volumen de disolución que se debe utilizar para obtener la conc ntración
deseada.
121
4. Se tiene una disolución de HCl que tiene una densidad de 1.18 g/mL y una pureza del
37%.
a) Calcula la molaridad de la disolución b) De la disolución se tomaron 16 mL y se
llevaron a un volumen final de 0.25 L. Calcula la concentración de la nueva
disolución.
c) Se requieren preparar 250 mL de una disolución 0.75 M a partir de la disolución.
Calcule el volumen necesario para obtener la concentración deseada.
5. Se desea preparar una disolución 0.2 M de NaOH, pero sólo se tienen dos matraces
aforados de 50 mL, una pipeta graduada de 10 mL, 2 g de NaOH previamente pesado.
No se cuenta con una balanza para pesar una menor cantida
e NaOH. Diga como
preparar la disolución 0.1 M de NaOH en las condiciones anteriores.
122
4.3. Practica Laboratorio N°3 : Solubilidad y producto de solubilidad
I. OBJETIVOS:
• Determinar la variación de la solubilidad de los compuestos al cambiar su
concentración y su temperatura
• Graficar la curva de solubilidad por efecto de la temperatura
• Estudiar los precipitados y el producto de solubilidad
II: MARCO TEÓRICO:
Definimos solubilidad como:
-La máxima cantidad de soluto que puede disolverse en un volumen fijo de un disolvente a
una temperatura determinada ó cómo -La concentración de su disolución saturada a una
temperatura determinada.
La solubilidad depende en general de la temperatura y e la naturaleza del soluto y del
disolvente :“ semejante disuelve a semejante” ,solutos iónicos y covalentes polares serán
solubles en solventes polares y aquellos solutos que sean de aturaleza apolar serán solubles
en solventes apolares, por ejemplo el NaCl es un sólid
por eso es soluble en agua que
es un solvente polar,en el caso del etanol es una s tancia polar por eso se puede mezclar
con agua, en cambio el Yodo molecular I2 es una sustancia apolar por lo cual no es soluble en
agua pero si lo es en tetracloruro de carbono CCl4.el cuál es un disolvente apolar.
Obteniendo la Curva de solubilidad para los compuestos ionicos.
123
FIGURA 4.3—1: Grafica de la Curva de Solubilidad
Fuente:Ralph H Petrucci pag 545 Octava edicion
En la mayoría de los casos, la solubilidad de una sust ncia sólida aumenta con la temperatura.
Cuando se disuelve la máxima cantidad de soluto a una emperatura dada, se tiene una
solución saturada. Si contiene menor cantidad se dice nsaturada. En contraste con los sólidos,
la solubilidad de los gases en agua siempre disminuye al aumentar la temperatura. Esto lo
podemos observar simplemente al calentar agua, vemos q
mucho antes de hervir o sea
llegar a los 100 ºC se ven claramente burbujas que se orman en las paredes del recipiente esto
es debido a que el oxígeno disuelto en el agua se torna insoluble.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales:
Agitadores de vidrio, Vasos de precipitado de 50 mL, Pipetas graduadas de 10 mL, Pipetas
graduadas de 5 mL, Balanza analítica, Baño maría, Mech ro.
Reactivos
Solución de NaOH 0.5N, Solución de HCl 0.5 N, NaCl, H2O, KNO3
Ácido fenilcarboxílico
124
IV PARTE EXPERIMENTAL
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Armar el equipo tal como se muestra en la figura:
FIGURA 4.3—2: Equipo para determinar la Solubilidad.
A.- Solubilidad del KNO3, con la temperatura
En un tubo de ensayo limpio y seco pese 3 g de KNO3 +2 g de H2 O
Adaptar el tubo de prueba al aparato mostrado en la figura .
Luego calentar el vaso de precipitado y su contenido, agitando mientras a baño Maria hasta
que se disuelva la sal, dejar enfriar, cuando aparezcan los primeros cristales anote la
temperatura
Luego repetir la experiencia 6 veces adicionado 1 g de agua
Tabular los datos obtenidos
125
Hacer la grafica de solubilidad colocando en el eje de las abscisas la temperatura
T°C
T1
T2
T3
T4
T5
T6
g sal/100g de H2O
B. Determinación de la solubilidad de alcoholes
1. En una gradilla colocar cinco tubos de ensaye limpios, secos y etiquetados para su
identificación. A cada uno de los tubos agregar 1 mL de agua.
2. Agregar etanol con una pipeta a uno de los tubos y
itar vigorosamente, anotando los
mililitros adicionados (no exceder de mas de 1 mililit o de etanol así como de propanol).
3. A los tubos sobrantes agregar: propanol, butanol y pentanol respectivamente, agitar
vigorosamente y observar (no exceder de 0.5 mL de butanol y pentanol).
4. El tubo sobrante es un testigo de comparación.
5. Determine la solubilidad de cada alcohol en agua, r istrando sus resultados en g de
alcohol / mL de agua
C - Influencia del fenómeno de acidez sobre la solubilidad del ácido
fenilcarboxílico
1. En tres vasos de precipitado limpios y secos de 50
esar 0.5g de ácido benzoico y
numerarlos,
2. Al vaso número uno adicionarle 5 mL de agua, al vas número 2 adicionarle 5 mL de una
solución de hidróxido de sodio 0.5N, al vaso número 3
ácido clorhídrico 0.5 N. agitar vigorosamente.
3. Anotar sus resultados
icionarle 5 mL de una solución de
126
RESULTADOS
1. Investigar a que se debe la variación de la solubilidad de KNO3 función de la temperatura.
2. Investigar por que varía la solubilidad de los diferentes alcoholes en agua.
3. ¿Qué relación hay entre la estructura molecular de n soluto y la estructura molecular de su
disolvente ideal?
CUESTIONARIO Y PROBLEMAS
1.- ¿ Porqué se utiliza el agitador de alambre?
2.- ¿Porqué el bulbo del termómetro no debe tocar las paredes del tubo de prueba?
3.- ¿Qué objeto tiene graficar una curva de solubilidad?
4.-Analizar en detalle las partes de la curva de solubilidad interpretando cada zona del gráfico.
5.-¿Qué es una solución sobresaturada? ¿Por qué se habla
n estado metaestable?
6 .- La solubilidad de una sal es 64,3 y 13,5 a 80 °C y 17 °C, respectivamente. ¿Qué cantidad
de sal sólida y agua hace falta tomar para obtener 500g de sal, si la re cristalización se
verifica a 80°C con la solución saturada que se enfría a 17 °C.
7 .- A la temperatura de 60°C un sistema agua - fenol (H2O - C6 H5 OH ) se separa en dos
capas líquidas. La primera contiene 16,8 % en peso de fenol y la segunda 55,1 % . Si el
sistema contiene 90 g de agua y 60 g de fenol, calcule el peso de cada fase.
127
4.4. Practica Laboratorio N°4 : Propiedades coligativas
I. OBJETIVOS:
• Comprender las propiedades coligativas de soluciones.
• Determinar las constantes ebulloscópica molal (kb) y crioscópica molal (kc) del agua a
partir de soluciones de cloruro de sodio.
II: MARCO TEÓRICO:
Propiedades coligativas:
Las propiedades de una solución son una mezcla de las propiedades del soluto y solvente. En
soluciones diluidas de cualquier solvente, existen algunas propiedades físicas que no depende
de la naturaleza del soluto. Estas propiedades, llamadas propiedades coligativas, dependen
únicamente de la concentración de soluto.
Propiedades coligativas son la presión osmótica, el descenso de la presión de vapor del
solvente, el ascenso del punto de ebullición con referencia al del solvente puro y el descenso
del punto de congelación con referencia al del solvent
uro.
El ascenso del punto de ebullición de soluciones se describe mediante la relación
Tb
temperatura de ebullic ión de la solución,
Tb0
temperatura de ebullición del solvente puro,
Kb
constante de proporcionalidad llamada constante ebulloscópica molal que depende de
la naturaleza del solvente, y
m
concentración molal de la solución.
De manera análoga, la relación para el descenso del punto de congelación es
128
Tc
temperatura de congelación de la solución,
Tc0
temperatura de congelación del solvente puro,
kc
constante de proporcionalidad llamada constante crioscópica molal que depende de la
naturaleza del solvente, y
m
concentración molal de la solución.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales
2 vasos de precipitado de 500mL, Termómetro, Tubo de ensayo, Hornilla eléctrica
Reactivos
Cloruro de sodio (NaCl), Hielo machacado, agua destilada
IV PARTE EXPERIMENTAL
Ascenso del punto de ebullición
1. Llenar 3/4 de un vaso de precipitado con agua desti
a, y llevarlo a ebullición sobre la
hornilla.
2. Registrar la temperatura de ebullición del agua Tb0 con el termómetro. Al hacer lecturas
con el termómetro, el bulbo no debe hacer contacto con el fondo ni las paredes del vaso.
3. Retirar el vaso de la hornilla, dejar enfriar por u lapso corto de tiempo, y transvasar 200 g
de agua caliente al otro vaso.
4. Agregar 10 g de cloruro de sodio al segundo vaso, disolver c
mezcla a ebullición.
5. Registrar la temperatura de ebullición de la mezcla Tb.
amente, y llevar la
129
6. Retirar el vaso de la hornilla, dejar enfriar por un lapso corto de tiempo, añadir 15 g de
cloruro de sodio a la mezcla anterior, disolver, y lleva la nueva mezcla a ebullición.
7. Repetir los pasos 5 y 6 hasta completar 55 g de cloruro de sodio.
Descenso del punto de congelación
1. Preparar una mezcla frigorífica en un vaso con hielo machacado mediante la adición de sal
sobre el hielo en un proporción de 1 a 3 en peso.
2. Agregar 10 g de agua destilada en el tubo de ensayo, e introducir el tubo en la mezcla
frigorífica.
3. Introducir el termómetro en el tubo evitando el contacto con las paredes, y remover el tubo
con precaución hasta congelamiento.
4. Registrar la temperatura de congelación del agua Tc0.
5. Retirar el tubo, descongelar el agua, agregar 0,25
de cloruro de sodio, y disolver
completamente.
6. Introducir el tubo en la mezcla frigorífica, introducir el termómetro en el tubo, y remover
hasta congelamiento.
7. Registrar la temperatura de congelación de la mezcla Tc.
8. Repetir los pasos 5 y 6 hasta completar 1 g de cloruro de sodio.
Cálculos y resultados
Ascenso del punto de ebullición
1.
Completar la siguiente tabla a partir de los datos exp
Mezcla
Masa H2O(g)
Masa NaCl(g)
1
100
5
2
100
12
3
100
20
4
100
30
m
ales,
Tb
? Tb
130
2. Con los datos calculados de la tabla anterior, determinar la constante ebulloscópica molal
kb del agua.
3. Determinar el error relativo del valor experimental de kb con respecto al valor teórico de
0,52 ºC kg/mol para el agua.
Descenso del punto de congelación
1.
Completar la siguiente tabla con los datos experimentales,
Mezcla
Masa H2O(g)
Masa NaCl(g)
1
10
0,25
2
10
0,50
3
10
0,75
4
10
1,00
m
Tc
? Tc
2. Con los datos calculados de la tabla anterior, dete minar la constante crioscópica del agua
kc.
3. Determinar el error relativo del valor experimental de kc con respecto al valor teórico de
1,86 ºC kg/mol para el agua.
Cuestionario
1) Represente gráficamente las curvas de presión de va or de un compuesto en función de la
temperatura: a) para las fases líquida y sólida del compuesto puro y b) para una solución de un
soluto no volátil en el compuesto. Señale el descenso crioscópico y el ascenso ebulloscópico.
2) Defina constante crioscópica y constante ebulloscópica molal y dé las unidades
correspondientes.
3) ¿Qué condiciones deben cumplirse para aplicar el método crioscópico en la determinación
de la masa molar de una sustancia?
4) ¿Con qué método se comete menos error al determinar masas molares: con el
ebulloscópico o con el crioscópico? ¿Por qué?
131
5) ¿Qué tipo de error (por exceso o por defecto) se comete en la determinación de la masa
molar si: ¿la constante crioscópica real es mayor que a medida experimentalmente? ¿la
disolución del soluto no es completa? ¿durante la fusión se evapora parte del solvente? ¿el
solvente está impurificado con un soluto no volátil?
7) Si el valor de la constante Kc es alto, ¿aumenta la precisión del método? ¿Por qué?
9) Al determinar la curva de enfriamiento de una solución suele suceder que la temperatura
descienda primero, para luego aumentar y estabilizarse, ¿por qué?
10) ¿Por qué en las curvas de enfriamiento obtenidas en el laboratorio es necesario extrapolar
los datos para obtener las temperaturas de fusión?
132
4.5. Practica Laboratorio N°5 : Calorimetría
I. OBJETIVOS:
• Consolidar los conceptos teóricos relacionados a la te
inámica y a las formas de
transferencia de energía
• Determinar experimentalmente el calor transferido al poner en contacto dos cuerpos de
diferen te temperatura
• Calcular la entalpía de disolución de líquidos y sólidos
• Calcular la entalpía neutralización para un ácido y un
ase fuerte
II: MARCO TEÓRICO:
Calorimetría y Calor Específico
La medida del flujo de calor ( q )que acompaña a todo cambio químico es posible
experimentalmente mediante la medición de variaciones e temperatura ? T. Por supuesto,
tales mediciones de ? T han de realizarse de modo controlado Esto se consigue sólo si la
reacción transcurre en condiciones de presión y/o volumen constante en un recipiente
adiabático que idealmente no permita el flujo de calor a los alre edores. Los procedimientos
experimentales que permiten determinar un flujo de calor constituyen la Calorimetría,
denominándose calorímetro a cualquier aparato que mida (q.). Se distinguen dos tipos
principales de calorímetros: aquellos que funcionan a
resión constante (por ejemplo, en
condiciones de atmósfera abierta) y aquellos que funcionan en condiciones de volumen
constante (bombas calorimétricas). Los dos tipos de calorímetros son muy importantes en
Termodinámica ya que, como sabrás, los flujos de calor en condiciones de presión o volumen
constante equivalen a variaciones de funciones de estado:
133
? H= qp (variaciones de entalpía)
? A= qV (variaciones de la función de Helmholtz)
En este experimento trabajarás en condiciones de atmósfera abierta por lo que debes expresar
tus mediciones calorimétricas como entalpías de reacción. Conocer bien el significado de
capacidad calorífica de una sustancia. Una aproximación termodinámica rigurosa nos dice que
la capacidad calorífica a presión constante (Cp )
relaciona los cambios de entalpía y
temperatura:
Por otro lado, una aproximación empírica nos define Cp como el flujo de calor (q) necesario
para elevar la temperatura de un objeto o de una sustancia pura un 1 K ( 1 oC).
Para substancias puras, es mucho más práctico expresar su capacidad calorífica por mol, o
bien por unidad de masa. En particular, la capacidad calorífica por gramo de
denomina calor específico (Ce)
ancia se
que es la forma más habitual de expresar capacidad
calorífica.
sustancia Calor especifico (J/gºC) Capacidad colorifica molar(Joul/mol 1ºC)
Agua
4,184
75,4
Hielo
2,03
36,6
Aluminio 0,89
24,0
Carbono
0,71
8,5
Hierro
0,46
25,1
cobre
0,39
24,7
Tabla 4.5-1: Tabla de calores específicos y capacidad calorífica m lar de algunas
sustancias a 25 oC
Fuente: Química
La ciencia básica . M.D.Reboiras
Internacional, Thomson Editores Spain Paraninfo S.A.
COPYRIGHT
Pag245
©
2006
134
Para incrementos de temperatura moderados ? T~10-100 K, la capacidad calorífica o calor
específico son aproximadamente constantes con T. En estas condiciones, podemos emplear la
familiar expresión que relaciona flujo de calor (q), con el calor específico ( Ce) de una
sustancia y los cambios de (T ) de una masa (m):
El Calorímetro
Un calorímetro es un reactor o vaso bien aislado. Idealmente, un calorímetro es un sistema
adiabático que impediría el intercambio de energía con
exterior, ya sea por flujo de calor,
ya sea por emisión de radiación electromagnética. Un calorímetro para medir calores de
reacción en disolución y en condiciones de presión constante consiste de un vaso con doble
revestimiento y cámara de aire cerrado con una tapa de material aislante tal como corcho,
poliestireno, etc. El revestimiento interno del calorí
tro suele ser de material reluciente (una
fina película metálica). La tapa está perforada para introducir un termómetro (o un dispositivo
de agitación) el cuál debe estar en contacto con la disolución pero sin tocar las paredes del
calorímetro.
•
FIGURA 4.5—1: Calorímetro
135
El calorímetro
en condiciones de atmósfera abierta ya que cualquier gas a presión
atmosférica se considera a efectos prácticos como un buen aislante térmico. Pa a
comprobarlo, podemos comparar la capacidad calorífica de 1 mL de agua líquida con la de un
1 mL de N2(g) a 25 o C. Aplicando la ecuación de estado del gas ideal tenemos que:
Por otro lado, suponiendo que el H2 O tiene una densidad de 1.0 g/mL
Ce( 1mL H2O(l)) ˜ 4.18· J / K mL
lo que supone una diferencia de tres órdenes de magnitud entre la capacidad calorífica por
unidad de volumen entre el agua líquida y el nitrógeno gas.
Ahora que en la disolución dentro del calorímetro tiene lugar una reacción química tal como
una neutralización ácido-base. Esta es una reacción exotérmica y desprende energía en forma
de calor. Por ser el calorímetro un sistema adiabático el calor de reacción no puede escapar
hacia los alrededores y se transforma en un aumento de la temperatura en el interior del
calorímetro, es decir, tanto la disolución como el calorímetro en sí mismo absorben el calor de
reacción. Esto mismo lo expresamos con fórmulas como sigue:
- ? Hreacción = qcalorímetro+ qdisolución = Ccalorímetro · ? T + mdisol · Cdisol ·? T (1)
? H reacción midiendo ? T con la ayuda del Termómetro. Obviamente, también neces tamos
conocer la masa y capacidad calorífica de la disolució
Además, también necesitamos
conocer C calorímetro, la capacidad calorífica del calorímetro también llamada constante del
calorímetro. Mientras que mdiso l y Cd iso l pueden conocerse fácilmente, la determinación de C
calorímetro requiere un experimento previo o calibración del caloríme tro.
136
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales : 1 vaso Dewar (calorímetro),2 vasos de precipitados de 50 mL ,1 bureta ,1
probeta ,1 vidrio de reloj,vaso de precipitados de 250 mL, Cuentagotas, varilla y frasco
lavador.,
Reactivos :, NaOH(aq) 2M, HCl(aq) 2M, CuSO4 ·5H2O(s), Fenolftaleína , Cinc en polvo
IV PARTE EXPERIMENTAL
Determinación de C calorímetro
El experimento es sencillo: si llevas a cabo una reacc ón química en el calorímetro cuya ? H
reacción sea conocida podrás averiguar C calorímetro aplicando la relación [1].
Una reacción de neutralización ácido-base es una reacción idónea para calibrar el calorímet o.
Se trata de una reacción rápida que consume completame e al reactivo limitante y es
fuertemente exotérmica. Por ejemplo:
HCl (aq) + NaOH(aq) ? NaCl(aq) + H2O(l)
? Hneutralización = - 57.3 kJ por
mol de H2O
El procedimiento experimental consta de las siguientes etapas y pasos: Preparación de las
disoluciones
1) Extrae del frasco de HCl(aq) 2 M ,aproximadamente 50 mL en un vaso de precipitados.
Carga la bureta con el ácido. No olvides lavar previamente la bureta con una pequeña porción
de HCl y evitar la aparición de burbujas.
2) Descarga exactamente 45 mL de HCl 2 M en el calorímetro, cuyo interior debe estar
perfectamente limpio y seco.
3) Añade 2 gotas del indicador ácido-base fenolftaleína. Deja pasar 2 ó 3 minutos y entonces
sumerge el termómetro en la disolución para leer la temperatura inicial T. Anota el resultado.
137
4) En un vaso de precipitados pequeño, agregar 50 mL de NaOH 2 M medidos con la probeta.
Toma la temperatura de la disolución de NaOH.
5) Después de la lectura de las temperaturas iníciales, ajusta bien el termómetro en la tapa del
calorímetro para que el bulbo del termómetro esté sumergido en la disolución.
• ¿Qué temperatura inicial Ti tienen los reactivos? (Ha de ser la misma con una precisión de
±0.1 oC)
Reacción de Neutralización y Toma de Temperaturas frente al tiempo.
Esta parte del experimento requiere trabajar en equipo: Un compañero-a se encargará de leer
el cronómetro mientras el otro agita suavemente el calorímetro y lee la Temperatura en
intervalos de un minuto. Se trata de determinar una curva de temperaturas en función del
tiempo que luego deberás analizar.
Asegúrate de que el bulbo del termómetro esté en conta
con la disolución dentro del
calorímetro.
1) Si los reactivos están a la misma temperatura (±1 oC), e trasvasa la disolución de NaOH al
calorímetro evitando en lo posible salpicaduras y pérdidas de reactivo. Se observa cualquier
posible cambio de color y se tapa entonces rápidamente el calorímetro. Se pone en marcha el
cronómetro.
2) La temperatura del termómetro se lee con precisión de 0.1 ? C y se anota a intervalos de un
minuto. Entre lectura y lectura (alrededor de 20 lectu as), se agita suavemente el calorímetro
sin despegarlo de la meseta.
Ejemplo
Tiempo(minuto)
1
2
3
TºC
138
• La fenolftaleína es el más conocido de los ácidos orgánicos débiles que sufren un cambio de
color como consecuencia de su equilibrio entre su form ácida (incolora) y básica (rosa
violáceo) cuya extensión está determinada por el pH del medio. Es pues un indicador visual
ácido-base. Para un pH por encima de 8, la forma básica de l fenolftaleina predomina.
¿Observaste algún cambio de color al mezclar los react
?
¿Cómo lo interpretas?
Determinación de la Temperatura Final
La representación gráfica de tus datos experimentales
be mostrar las siguientes tendencias:
Una vez obtenida experimentalmente la curva de temperaturas debes analizarla.
FIGURA 4.5—2: Grafico de temperatura vs tiempo
La Temperatura Inicial Ti de los reactivos corresponde a una Temperatura de Equilibrio
Termodinámico. Necesitamos conocer la Temperatura Final de Equilibrio Tf después de la
reacción. La neutralización es prácticamente instantánea de modo que T asciende
bruscamente (T1). Para alcanzar la temperatura final Tf, la disolución y el interior del
calorímetro deben alcanzar un equilibrio térmico despu s de unos pocos minutos.
139
Entonces, deberás observar una serie de lecturas Tn similares muy parecidas entre sí seguidas
de otros datos que indican un descenso lento, pero continuado, de T. A partir de los datos
intermedios debes obtener por extrapolación gráfica un valor de Tf.
• ¿Por qué crees que el calorímetro no alcanza una temperatura constante?
Calor de disolución de sólidos
a) Colocar en un beacker 30 mL de agua, medir su tempe
ura y dejar el termómetro dentro
dela solución
b) Pesar 0,5 g de yoduro de potasio
c) Disolver la sal en el beacker con agua y medir la temperatura alcanzada por la solución
d) Repetir la reacción de disolución pero ahora emplea do 0,5 g de nitrato de amonio
e) Comparar los resultados obtenidos
f) Calcular el cambio de entalpía de las reacciones de disolución
g) Expresar el cambio de entalpía en J/mol
Transferencia de calor entre dos cuerpos
a) Colocar en un beacker 30 mL de agua, medir su tempe
ura y dejar el termómetro dentro
de la solución
b) Pesar un trozo de metal (aluminio, cobre, zinc, etc), y calentarlo en el mechero por
aproximadamente 5 minutos
c) Introducir el trozo metálico en el beacker con agua y cubrir con un vidrio de reloj
d) Medir la máxima temperatura alcanzada por el agua
e) Calcular el calor transferido y la temperatura del
agua
zo metálico antes de sumergirlo en el
140
Cálculos Termoquímicos para obtener C calorímetro
1. Calcula mediante factores de conversión el calor total que se desprendió en la
neutralización de los 45 mL de HCl 2 M sabiendo que ? H neutralización = - 53.7 kJ/mol
H2 O.
(Los factores de conversión deben convertir los 45 mL de HCl neutralizados en kJ de calor
producidos) ? Hreacción=
2. A partir del ? T=Tf- Ti que has observado, calcula el calor absorbido por la disolución de
NaCl resultante. Supón volúmenes aditivos. La densidad y calor específico de la disolución de
NaCl son: ?=1.04 g/mL y Cdisolución = 3.93 J / K-g).
qdisolución = mdisolución · Cdisolución ·(Tf- Ti) =
3. Obtén finalmente la constante del calorímetro C calorímetro. Recuerda que –
? Hreacción =qcalorímetro+ qdisolución
y que Ccalorímetro= qcalorímetro / (Tf-Ti)
Ccalorímetro= .
4. Compara Ccalorímetro con el que han obtenido tus compañeros.
Cuestionario
1) ¿Qué requisitos debe reunir una reacción química para
er determinar su ? H con
precisión mediante mediciones calorimétricas tales como las realizadas en el trabajo
práctico?
2) Si se desea determinar el cambio de entalpía asociado
mediante una experiencia calorimétrica, ¿es necesario
calorímetro empleado? Justifique.
una reacción química
nocer la constante del
141
3) ¿Se verá afectado el valor de la constante del calorímetro si las temperaturas se
expresan en K en lugar de °C?
4) La variación de entalpía que acompaña a la reacción:
MOH (s) + HCl (aq) ? M+ (aq) + Cl- (aq) + H2O
donde M es un metal, es ? H = - 24 kcal mol-1. Se desea determinar experimentalmente
esta entalpía mediante un calorímetro que contiene 100 cm3 de HCl (aq), similar al
usado en el laboratorio, cuya constante es 0,03 kcal K-1 (incluyendo el termómetro),
utilizando un termómetro graduado al 0,1° C. ¿Cuál es
mínima masa de MOH (s)
que debe pesarse si se desea que el error cometido en
determinación de ? T sea
menor del 5%? Desprecie el error de la constante del calorímetro.
Datos: Capacidad calorífica del agua = 1,00 cal g-1 K-1.
5) En el mismo calorímetro del ejercicio anterior se neutralizan 70 cm3 de HCl 0,01 M
con 30 cm3 de NaOH 0,02 M. Sabiendo que el ? H de neutralización es -13,6 kcal por
mol de agua formada, calcule la variación de temperatura producida en el alorímetro.
Considere que las soluciones de ácido y base son lo su icientemente diluidas como
para que en el proceso de mezclado de las mismas pueda despreciarse el calor de
dilución. Suponga que la densidad y el calor específico de las soluciones son los del
agua pura.
6) Explique por qué todas las reacciones de neutralización de ácido fuerte con base
fuerte tienen un valor de ? H = -13,6 kcal mol-1 .
142
4.6. Practica Laboratorio N°6 : Equilibrio químico
I. OBJETIVOS:
• Conocer el concepto de reversibilidad química y las características principales del
estado de equilibrio.
• Establecer las condiciones bajo las que en un sistema
co se puede establecer un
equilibrio.
• Demostrar el cumplimiento del Principio de Le Chatelier en algunos sistemas
químicos en equilibrio.
• Explicar el efecto que tiene un cambio en la concentración, la temperatura y la presión
en diferentes sistemas en equilibrio.
• Diferenciar equilibrio químico homogéneo de equilibrio químico heterogéneo
II: MARCO TEÓRICO:
El Pricipio de Le Chatelier establece en forma general que: “ toda vez que un factor externo
perturba el equilibrio de un sistema, éste reacciona t atando de anular el efecto perturbador”.
Basándose en este principio podemos predecir lo que ocurriría al efectuar ciertos cambios en
las condiciones de un sistema que se halla en estado de equilibrio.
Cuando algún factor externo, cambio de presión, concentración, temperatura, etc., perturba a
un sistema en equilibrio, éste se pierde momentáneamente, entonces el sistema comienza a
reaccionar químicamente hasta que se restablece el equilibrio, pero en este nuevo
ado de
equilibrio, las condiciones son diferentes a las que s hallaba anteriormente el sistema, en
lenguaje químico se dice que el factor perturbador ha ido causante que el equilibrio se
desplace hacia la reacción directa o hacia la reacción inversa. or desplazamiento se entiende
143
como el cambio en las condiciones de equilibrio. En un sistema en equilibrio químico
representado por:
A + B D C + D
Reactantes
Productos
Si se hace variar algunas de las concentraciones, el sistema se desplaza tendiendo a eliminar
el exceso del componente y si se hace disminuir la concentración de alguno de los términos, el
sistema tiende a regenerarlo.
La formación de productos poco solubles (precipitados), poco disociados (agua, complejos) o
gaseosos, son tres procedimientos para desplazar de un modo prácticamente total el equilibrio
en un sentido.
El equilibrio que se estudiará será el de CrO4-2 / Cr2O7 -2. En solución acuosa el ión cromato,
CrO4-2 (ac), puede ser transformado en el ión dicromato Cr2O7-2 (ac) y viceversa. La
predominancia de una u otra especie depende de la concentración del ión H+ presente en la
solución. Esta concentración puede aumentarse agregando una especie que proporcione iones
H+ , como por ejemplo HCl, o disminuirse agregando por ej mplo iones OH- (ac) mediante la
especie que proporcione dichos iones, como por ejemplo NaOH. Los iones OH- se unen a los
iones H+ produciendo agua.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Re activos:
FeCl3 0,01 M; NH4SCN 0,01 M; K2CrO4 0,05 M; HCl 1 M; CaCl2 0,01 M; Na2 C2O4 0,01 M;
HCl concentrado (12 M); NaOH 2M;
Material:
Gradilla con tubos de ensayo , buretas, vasos de precipitados, probeta de 10 mL.
144
IV PARTE EXPERIMENTAL
1.- Equilibrio ión cromato / ión dicromato:
2 CrO4-2 + 2 H +
D
Cr2 O7-2 + H 2O
En dos tubos de ensayo coloque separadamente hasta la
tad del tubo, una solución de
cromato de potasio (K2CrO4) 0,1 M y dicromato de potasio (K2Cr2O7 ) 0,1 M. Estas soluciones
servirán de patrón de los iones cromato y dicromato re
ctivamente. Anote el color de cada
una de las soluciones.
Coloque una pequeña cantidad de cada una de las soluci nes en dos tubos de ensayo distintos
y rotule cada tubo, luego a cada tubo agregue gota a gota NaOH 1 M hasta que observe algún
cambio. Anote sus observaciones. A continuación a cada uno de los tubos agregue gota a gota
HCl 1 M hasta que ocurra algún cambio. Anote sus obser
es.
En dos tubos de ensayo limpios coloque unas gotas de solución de K2 CrO4 0,1 M y K2Cr 2O7
0,1 M en forma separada. A continuación agregue gota a ota a cada tubo solución de HCl 1
M, hasta que observe algún cambio. Anote sus observaciones. Luego, a cada uno de los tubos
agregue gota a gota solución de NaOH 1 M, hasta que ocurra algún cambio. Anote sus
observaciones
-
Explique los resultados de las experiencias realizadas.
2.- Equilibrio del Cromato de Bario (BaCrO 4) sólido con una solución saturada de sus
iones:
BaCrO4(s) D Ba+2 (ac) +
CrO 4-2 (ac)
Coloque unas gotas de K2 CrO4 0,1 M en un tubo de ensayo limp io y rotule, agregue luego 2
gotas de NaOH 1M y a continuación gotas de Nitrato de ario, Ba(NO3) 2, hasta que observe
145
algún cambio. Anote sus observaciones. Luego agregue gota a gota solución de HCl 1M.
¿Qué puede observar?.
Coloque en otro tubo limpio y rotulado unas gotas de K2Cr2O7 0,1M, agregue luego 2 gotas
de HCl 1M y 10 gotas de Nitrato de Bario. Anote sus observaciones. A continuación agregue
NaOH 1M gota a gota, ¿Qué observa?.
Sugiera una forma de invertir los cambios y reacciones que observó en las dos experiencias
anteriores, realice experimentos.
Coloque unas gotas de K2CrO4 en un tubo de ensayo, identifíquelo y en otro tubo la misma
cantidad pero de K2Cr2O7 , rotule. Luego agregue gotas de nitrato de bario, Ba(NO3)2, a cada
uno de los tubos. Anote sus observaciones. ¿Qué puede concluir?.
3.- Sales férricas en presencia de sulfucianuro.
Fe+3 + 3Cl- + 6K+ + 6SCN- D Fe(SCN)6 -3 + 6K+ + 3ClAmarillo
incoloro
rojo
En un vaso de precipitado coloque 1 mL de FeCl3 y agregue 1 mL de solución de KSCN y
luego 8 mL de agua. Con esta mezcla usted obtendrá un roducto coloreado que corresponde
al Hexaciano de Hierro (III).
Distribuya la solución anterior en 5 partes aproximadamente iguales, colocándola en 5 tubos
de ensayo rotulados.
Deje un tubo como patrón y a cada uno de los restantes agregue uno de los reactivos indicados
en el cuadro que aparece más abajo.
Antes de agregar cada reactivo debe preverse lo que irá a suceder al equilibrio de este sistema,
en forma teórica y después confirme agregando cada reactivo.
-
Anote todas las operaciones que se van a realizar en e cuadro siguiente:
146
Reactivos
Desplazamiento Observación
Causa
FeCl3
KSCN
NaOH
K4Fe(CN)6
OBSERVACIONES
a)
El Fe(OH) 3 es un compuesto muy insoluble de color rojo ladrillo.
b)
El Fe 4(Fe(CN)6) 3, ferrocianuro férrico, es un compuesto insoluble de color azul,
conocido como el azul de prusia.
Cuestionario
1.- ¿Qué sucede cuando agrega NaOH 1M a la solución de Cromato de Potasio y a la solución
de Dicromato de Potasio?. Explique.
2.- A las mismas soluciones anteriores, usted agregó HCl explique qué sucedió en cada caso.
3.- Del experimento número 2, ¿qué puede decir de las sol bilidades de BaCrO4 y BaCr 2O7 .
4.- Escriba la ecuación que representa la reacción de Fe +3 con SCN- para formar Fe(SCN)6+3.
5.- Escriba la expresión de la constante de equilibrio pa a la reacción anterior.
6.- Explique brevemente el fenómeno que ocurre al agregar NaOH y K4 Fe(CN)6 a la solución
del experimento 3.
7.- ¿Cuál es el motivo por el cual al mezclar el ión cromato con el ión bario y cuando se
mezcla el ión dicromato con el ión bario, en ambos casos existe presencia de un precipitado?.
147
4.7. Practica Laboratorio N°7 : Equilibrio Ionico
I.- OBJETIVO:
• Determinar la constante de ionización de una solución
osa de ácido acético y la
constante de ionización del hidróxido de amonio por hidrólisis del cloruro de amonio.
II: MARCO TEÓRICO:
Cuando una o más especies químicas (reactivos) reaccio an en determinadas condiciones para
formar otras especies químicas (productos), se estable
una relación constante entre los
productos formados y los reactivos iniciales. Esta rel
es la expresión del equilibrio
químico que se establece durante la reacción.
El equilibrio químico de una reacción puede determinarse cuando ninguna de las propiedades
macroscópicas
observables
del
sistema
estudiado
(reactivos
apreciablemente con el tiempo, es decir, cuando no hay
y
productos)
varía
más cambios químicos ni
transferencia de energía observables.
Para una reacción general tal como:
aA + bBç è cC + dD,
donde A y B son los reactivos; C y D los productos, y
c, y d los coeficientes
estequiométricos de la ecuación balanceada, se puede e presar matemáticamente la ley de
equilibrio químico en términos de concentración molar:
keq =
[C ] c .[ D ] d
[ A ]a [ B ]b
donde K es la constante de equilibrio.
148
La constante de disociación del agua (Kw) se obtiene considerando que la concentración del
agua en equilibrio es constante:
Kw = Ke q x [H2 O]2 = [H3 O+] [OH -] = 10-14 a 25oC
es decir,
[OH-] = [H3O+] = 10-7 mol/l.
Por convención, pH = - log [H3 O+], de donde se deduce que el pH del agua es 7.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales:
Papel indicador, 5 vasitos de 50 ml, buretas de 50 ml, Varilla de vidrio, Pipeta de 10
Reactivos:
CH3 COOH 0.2M, CH3 COONa 0.2M, NH4 Cl 1M
IV PARTE EXPERIMENTAL
a.-
Determinación de la constante de ionización del acido
Tome 5 vasos de 50 ml limpios y secos y márquelos como
ético
C, D y E y colóquelos en la
mesa de trabajo en este orden .
A cada vaso ponga las cantidades de las soluciones del ácido acético 0.2M y de acetato de
sodio 0.2M indicadas en la tabla 01. Mida los volúmenes exactamente, usando una bureta,
agite contenido de cada vaso con una varilla de vidrio.
149
Tabla 01
VASOS CH3 COONa 0.2M CH3COOH 0.2M
A
16 ml
4 ml
B
14 ml
6 ml
C
12 ml
8 ml
D
8 ml
12 ml
E
6 ml
14 ml
Calcule la concentración molar corregida del ácido acético y del acetato de sodio en cada una
de las soluciones obtenidas, utilizando la ecuación siguiente:
c
corregida
= Cinicial
V
V
mL ,inicial
mL, total
Las concentraciones molares corregidas resúmalas en la tabla 02:
Tabla 02.
VASO CH3 COOH CH3COONa log[ CH 3COONa] /[CH 3CCOH ]
moles/litro
moles/litro
A
B
C
D
E
Temperatura ambiente = ____o C.
Con una varilla de vidrio limpia humedezca el papel indicador de escala corta de pH y anote
los valores de pH de cada una de las soluciones:
150
Tabla 03.
VASOS A B C D E
pH
Calcule el pKa para cada tubo, utilizando la siguiente ecuación:
pH = pKa L + log
[CH 3 COONa ]
[CH 3 COOH ]
y teniendo en cuenta que la constante de disociación d ácido acético es igual a:
Ka =
[CH 3 COO − ][ H 3 O + ]
[CH 3 COOH ]
Resuma los valores de pKa en la tabla 04:
Tabla 04.
VASOS pKa Ka (mo les/litro)
A
B
C
D
E
Valor promedio: pKa = ____________
Valor promedio: K a = ______________ mol/l.
b.-
Determinación de la constante de ionización del hidróxido de amonio por
hidrolisis del cloruro de amonio
Tome 5 vasitos limpios y secos de 50 ml de capacidad,
colóquelos en este orden en la mesa de trabajo.
rquelos como A, B, C, D y E y
151
En cada vaso vierta de las buretas las cantidades de solución de cloruro de amonio y de agua
indicadas en la tabla 05. Agite con varilla las soluciones en cada vaso.
Tabla 05.
VASOS NH4 Cl 1M H2O
A
10 ml
10 ml
B
8 ml
12 ml
C
6 ml
14 ml
D
4 ml
16 ml
E
2 ml
18 ml
Calcule la concentración molar corregida de NH4 Cl en cada una de las soluciones, mida su pH
utilizando papel indicador de escala corta de pH, y de
cálculos para cada vaso.
c
corregida
= Cinicial
V
V
mL ,inicial
mL, total
Anote los resultados en la tabla 06:
Tabla 06.
VASOS
A
B
C
D
E
NH4Cl(moles/litro) pH [H3 O+]
a el valor de [H3 O+]. Efectúe los
152
Temperatura ambiente = ___________ oC
Sabiendo que la hidrólisis del ion amonio se realiza s
NH4+ + H2O ç è NH3 + H 3O+,
la ecuación siguiente:
se deduce que su constante de hidrólisis (Kh) es
igual a:
Kh =
[ NH 3 ][ H 3 O + ]
+
[ NH 4 ]
=
[ NH 3 ][ H 3 O + ][OH − ]
+
−
[ NH 4 ][OH ]
=
KW
Kb
donde Kw es la constande de ionización de agua y Kb la constante de ionización del hidróxido
de amonio. Calcule la constante de ionización del hidróxido de amonio, Kb, utilizando los
datos de la tabla 06.
Anote los resultados en la tabla 07:
Tabla 07.
VASO Kb, mol/litro
A
B
C
D
E
Valor promedio de K b = __________ moles/litro
153
4.8. Practica Laboratorio N°8 : Determinacion del pH
I. OBJETIVOS:
• Definir el concepto de pH y relacionar su valor numéri o con el carácter ácido o
básico de los sistemas o muestras analizadas.
• Reconocer la existencia de una escala de pH para establecer el nivel de acidez o
alcalinidad de una sustancia de interés.
• Demostrar que los indicadores ácido - base son especies químicas que permiten
establecer con mucha aproximación el carácter ácido o
alino de sustancias y
materiales de uso común.
• Interpretar el concepto de zona de viraje de un indicador ácido-base.
• Relacionar el color que presenta un indicador en conta o con una muestra en estudio
con su respectivo valor de pH.
•
II: MARCO TEÓRICO:
El agua puede actuar como base y como ácido según el medio en que actúe.
El agua muestra características tanto de ácido como de base , cuando reacc ona consigo
mismo para establecer el equilibrio dinámico.
H2 O + H2 O
çè
H3 O+ + OH-
[ H 3O + ][ OH − ]
Kc =
[ H 2 O]2
La concentración [H2 O] prácticamente es constante, luego:
Kc[H2 O] 2 = {H3 O+] [ OH-]
A la expresión:
154
Kc[H2 O] 2 =Kw, se denomina la constante del producto iónico del agua.
Kw = [H3 O+] [ OH-]
El agua se disocia muy poco y experimentalmente se encontrado que su valor a 25 °C es :
α = 1,81 x10-9 Según la ecuación de disociación se tiene:
+
-
[H3 O ] = [ OH ] =
100
[
18
g
L ](1,81x10 −9 ) = 1,0x10 −7 M
g
mol
Luego :
Kw = [H3 O+] [ OH-] = (1,0 x10 -7 M )2 = 1,0x10 -14 M2
La disociación del agua es endotérmica , y según el pr
de Chatelier al aumentar la
temperatura Kw debe aumentar .
Cuando:
[H3 O+] = [ OH-] La solución es neutra
[H3 O+] > [ OH-] La solución es ácida
[H3 O+] < [ OH-]
La solución es básica
Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH- son a menudo números muy pequeños
y por lo tanto inconvenientes para trabajar con ellos Soren Sorensen propuso en 1909 una
medida más práctica llamada pH . El pH de una disolución se define como:
pH =
- log [H+ ]
En la práctica se presenta varias soluciones de pH conocidos a los cuales adicionando
indicadores coloreados ácidos básicos se prepara una e cala de colores en la que cada color
corresponde a un pH determinado.
El pH de una solución problema de denomina adicionando a la solución un indicador luego se
compara el color obtenido con la escala colorimétrico prepa da.
La escala de valores de pH está entre 0 y 14. Por ejemplo el agua pura no es ni ácida ni
alcalina, es neutra. Cuando se disuelven otras sustancias en ella, se obtienen disoluciones que
155
serán ácidas o alcalinas.
FIGURA 4.8—1: Escalas de pH
156
INDICADORES.Los indicadores son; por lo general ácidos o bases débiles que presentan diferente color al
estado ionizado y no ionizado , lo cual depende del pH de la solución en que se encuentre
dado que el grupo disociable de ellos puede ser ácido o básico.
La disociación de estos indicadores esta sujeta a una
tante K; y en las vecindades de la
misma presentará variaciones de color, dependientes de su mayor o menor disociación.
Indicadores
pk
Limites
Color
violeta de metilo
1,5
0- 3
amarillo - violeta
Azul de timo l
1,5
0,5 - 2,8
Rojo - amarillo
Anaranjado de Metilo
3,8
3,1 - 4,4
Rojo - amarillo
Azul de bromo fenol
3,98
3,0 - 5,0
Amarillo - azul
Verde de bromocresol
14,68
3,7 - 5,7
Amarillo - azul
Rojo de metilo
5,00
4,2 - 6,3
Rojo - amarillo
Azul de bromotimol
7,00
6,0 - 8,0
Amarillo -azul
Fenolftaleina
9,20
8,2 - 10,2
Incoloro,-
rojo
grosella
Rojo de fenol
7,9
6,9 - 8,9
Amarillo -rojo
Amarillo de Alizarina
11,0
10,0- 12,0
Amarillo -anaranjado
Tabla 4.8-1: Indicadores acido/base
Fuente: R,H. Petrucci , Química General Octava edición -2003. Pag 725
157
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
MATERIAL
10 tubos de pruebas, 2 pipetas graduadas de 5 mL, 1 gradilla para tubos de pruebas, papel de
tornasol, etiquetas.
REACTIVOS
Solución 0,1 M de NaOH, Solución 0,1 M de HCl, Solución 0,1 M de CH 3COOH, Solución 0,1
M de NH3, Solución indicadora de Metil naranja, Solución indicadora de Azul de bromotimol,
Solución indicadora de Fenolftalein, solución indicadora de Amarillo de alizarina, Solución
indicadora de Indigo de carmín, Solución indicadora de Rojo de metilo
IV PARTE EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO A
1.- En un tubo coloque 10 ml de solución 10-1
M de HCl a partir de entonces , etiquete
colocando N°1.
2.- En otro tubo preparar 10 mL de una solución de 10-2 M de HCl a partir de la solución
10-1 M. En la etiqueta correspondiente coloque N°2.
(Se prepara colocando en un tubo 1 mL de 10-1 M y adicionado 9mL de H2O )
3.- En otro tubo preparar 10 mL de solución de 10-3 M de HCl a partir de la solución 10-2 M .
En la etiqueta correspondiente coloque el N°3. Se prep
rá igual que la solución anterior
colocando en el tubo, 1 mL de la solución 10 -2 M y adicionado 9 mL de H2 O .
4.-En otro tubo prepare 10mL de solución 10 -4 M de HCl a partir de l a solución 10-3 M.
Luego marque con el N°4.
5.- En otro tubo prepare 10 mL de solución 10-5 M de HCl a partir de la solución 10-4 M .
Coloque el N°5
158
6.- Luego con los cinco tubos restantes coloque a cada ubo: N° 1, N°2 y N°3 °5.Adicione a
cada uno de ellos la mitad de las soluciones anteriores correspondientes. De esta manera se
ha preparado dos series de soluciones.
7.- Adicionar; En la serie 1 : 1 gota del indicador metil naranja.
En la serie 2: 1 gota del indicador azul de bromotimol.
FIGURA 4.8—2: Experimento A
EXPERIMENTO B
El procedimiento en el mismo que ha utilizado en este caso Na OH 10-1 M
Preparar dos series de soluciones en las etiquetas coloque :
: N° 13, N°12, N°11,N° 10, N°9 indicando de esta mane
pH correspondiente.
Adicionar : En la serie 1: 1 gota de fenoltaleina
En la serie 2 : 1 gota de alizarina.
Guardar estas soluciones standar para poder determinar el pH de muestras de soluciones
problemas.
FIGURA 4.8—3: Experimento B
159
EXPERIMENTO C
Determinar el pH de una solución problema utilizando la escala colorimétrica preparada de la
siguiente manera:
n
Determine con papel de tornasol el medio de la solució problema que el profesor le entrego.
n
En dos tubos de ensayo tome 2 mL de solución problema
adicione una gota del indicador
respectivo.
n
Compare los colores con el standar preparado y calcul el pH. De la solución.
EXPERIMENTO D
Determinación del pH en una solución básica desconocida
1. Mida 5 mL de la solución básicas desconocida en su pro ta
2. Divídala en partes iguales en dos tubos pequeños
3. Añada 2 gotas de indicador de carmín a uno de ellos y 5 gotas de amarillo de alizarina al
otro.
4. Compare los colores de estas soluciones con los colore
de la serie
preparada
anteriormente.
5. Determine que pH encontró.
EXPERIMETO
E
Determinación del pH en reacciones de hidrólisis ( car
to de sodio, cloruro de amonio y
cloruro de sodio, agua destilada y acetato de sodio).
1. Lave y seque cuidadosamente una luna de reloj.
2. Coloque separadamente en esta luna 6 trocitos de papel indicador universal.
3. Deje caer cuidadosamente una gota de cada reactivo sob e los trocitos del papel indicador.
4. Observe detalladamente y anote el pH. De cada sal comp rando la coloración de cada
trocito de papel indicador con el patrón correspondiente.
160
5. Llene el siguiente cuadro
Sal
Na2CO3
NH4Cl
NaCl
Agua
NaCH3COO
destilada
pH
1. Cuestionario
2. Indique los diferentes tipos de indicador y sus respe tivos rangos de viraje.
3. Escriba la reacción que se produce en la hidrólisis de carbonato de sodio y cloruro de
amonio
4. Hállase el pH . De una disolución 0,10 M de HCl
5. Una disolución contiene iones H+ y CN- y moléculas HCN en equilibrio ¿ Qué efecto
tendrá sobre su pH. La adición de cada una de las sust ncias siguientes: Agua , ácido
cianhídrico, cianuro sódico?
161
4.9. Practica Laboratorio N°9 :acido-base
Introducción al Análisis Volumétrico
I. OBJETIVOS:
• Definir el concepto de ácido y base de acuerdo con los criterios de Arrhenius y de
Brönsted-Lowry.
• Explicar el proceso de valoración ácido-base, su importancia y utilidad en análisis
químico.
• Manipular correctamente el equipo de laboratorio de uso común durante una
valoración.
• Definir el concepto de punto de equivalencia durante una valoración y diferenciarlo
del concepto punto final de la valoración.
• Definir el concepto de patrón primario.
• Valorar una disolución de hidróxido de sodio con un pa rón primario.
• Demostrar la utilidad de los indicadores ácido-base en la obtención del punto final de
la valoración.
• Determinar la concentración desconocida de una disolución ácida a través de su
valoración con una disolución alcalina de concentración conocida
II: MARCO TEÓRICO:
El análisis volumétrico se determina la concentración de una solución de analito (solución
problema) haciendo uso de la solución patrón (solución de concentración conocida).
162
El reactivo patrón debe tener la capacidad de reaccion r completamente con la sustancia que
se analiza, en cantidades químicamente equivalentes. El volumen de la solución patrón
requerido para completar la reacción con el analito se considera la señal o parámetro analítico.
La siguiente expresión resume lo expuesto y es vital su uso para realizar cálculos
volumétricos:
V1 (mL) x N1 (meq/mL)
Solución analito
=
V2 (mL) x N2 (meq/mL)
Solución patrón
En volumetría ácido-base, el analito y la sustancia patrón deben tener car
erísticas opuestas,
esto es, si uno es un ácido el otro debe ser una base.
La concentración de la solución patrón es un parámetro
tantísimo, pues la exactitud de l
análisis volumétrico está directamente relacionada con la calidad de dicho parámetro. Para
determinar la concentración de la solución patrón se r curre a reactivos de elevada pureza,
cuya masa se mide con la máxima rigurosidad. Esta sustancia se conoce con el nombre de
patrones primarios.
El objetivo de esta valoración volumétrica es la adici
de la solución patrón en una cantidad
que es químicamente equivalente a la sustancia con que reacciona (analito). Esta condición se
alcanza en lo que se conoce como punto de equivalencia. En la práctica, el punto de
equivalencia se puede observar a través de algún cambi físico asociado, cambio que ocurre
en el punto final de la valoración.
El método habitual para detectar el punto final en una valoración ácido-base, supone el uso de
una sustancia complementaria que se añade al sistema y que experimenta un cambio de color
como resultado de las variaciones de pH que se produce en las proximidades del punto de
equivalencia. Estas sustancias complementarias se conocen con el nombre de indicadores de
punto final o simplemente indicadores.
163
Existen ciertos términos que en volumetría que se util zan en forma habitual y será de mucha
ayuda poder definirlos para poder entender la explica
del profesor ante un experimento
que deban llevar a cabo:
a) PESO EQUIVALENTE: Para reacciones ácido-base es la masa en gramos de una
sustancia que en solución libera un mol de iones hidrogeno (H+). El peso miliequivalente
(meq) es igual al peso equivalente dividido por 1000,
ra, el peso equivalente corresponde
al peso molecular divido por el número de protones lib ados.
Ejemplo: (P.E) H2SO4 = (M.M )H2SO4 / 2;
(P.E )H3PO4 = (M.M )H3PO4 / 3
Antes de definir el equivalente (eq) se hace necesario conocer el tipo de reacción
analizada. La concentración de una solución no puede s
expresada en término de
normalidad (eq/L) sin este tipo de información.
b) PATRÓN PRIMARIO : Sustancia sólida de elevada pureza y estabilidad ant agentes
atmosféricos y se emplean para valorar soluciones: En volumetría ácido-base los patrones
primarios no son muy numerosos y entre ellos destacar el carbonato de sódico, el tetraborato
sódico, el THAM, el oxalato sódico para ácidos y el ácido oxálico, ácido succinico y ftalato
ácido de potasio para bases.
c) VALORACIONES : proceso mediante el cual se logra conocer el volumen de una solución
patrón para llevar a cabo la reacción completa con el
alito contenido en una masa o
volumen conocido de muestra.
d) PUNTO FINAL: instante de la valoración volumétrica en el cual, por observación de un
cambio físico (cambio de color de un indicador, aparición de una turbidez, etc.) se considera
que se ha agregado una cantidad químicamente equivalente de sustancia patrón a la sustancia
bajo análisis.
164
e) INDICADORES: En volumetría ácido-base los indicadores son ácidos o bases orgánicas
débiles que presentan color dependiendo del medio en q
se encuentren. Un indicador sólo
sirve para un determinado intervalo de pH. Las características de los indicadores usados
normalmente vienen señaladas en tablas.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales:
Pipeta de 20 ml (doble aforo), 2 Erlenmeyers, Bureta de 25 ml (embudo y vaso de precipitado
para el llenado y enrase de la bureta)
Reactivos:
Solución de HCL de concentración a determinar, Solución de NaOH (solución valorada
solicitar su concentración exacta), Solución de indica or de Fenolftaleína
IV PARTE EXPERIMENTAL
1.
ENSAYO A LA GOTA
Antes de realizar cualquier valoración (técnica utilizada para determinar la concentración de
una solución), y con el objeto de no gastar una gran cantidad de solución valorante, es
recomendable realizar el ensayo a la gota para determinar “si es que lo está” cuanto más
concentrado está la solución problema.
Se trabajará con una solución de ácido clorhídrico 0,1M y una solución de hidróxido de sodio
(solución problema) cuya concentración se desconoce.
En un matraz erlenmeyer coloque unos 30 mL de agua des ilada y con la ayuda de un gotario
adiciona una
gota de la solución problema (solución d
NaOH).Agregue una gota de
indicador fenolftaleína y desde la bureta adicione got a gota (contando el número de gotas)
165
de la solución ácida hasta que note un cambio de color
(cambio de color del indicador
fenolftaleína es de incoloro pH= 8,3 a rosado pH= 10,0)
Con el número de gotas de solución de HCl gastado calcule aproximadamente el volumen de
solución de ácido se necesitan para neutralizar la got de solución problema (NaOH). Si es
necesario usted debe realizar una dilución, preparando una solución de hidróxido de sodio con
su concentración aproximada a la concentración del áci
disponible.
Ejemplo de cálculo:
Nº de gotas de la solución Problema Nº de gotas de solución de FACTOR DE DILUCIÓN
(NaOH)
ácido (conc. Conocida)
1
5
5
1
10
10
1
20
20
Tome alícuotas de la nueva solución y adicione en matraces erlenmeyer, agregue gotas del
indicador y adicione desde la bureta la solución valorante. Repita esta técnica tantas veces
como sea necesario. (Recuerde que la precisión de los
os obtenidos es un criterio para el
número de repeticiones que usted debe realizar).
2. VALORACIÓN DE HCl (patrón secundario) FRENTE A TRIS-HIDROXIMETIL
AMINOMETANO (patrón primario)
Tome una alícuota de 10 mL de tris-hidroximetil aminometano (patrón primario) de
concentración exactamente conocida, agregue 2-3 gotas de Verde de bromo cresol como
indicador, agua por las paredes del erlenmeyer y valore agregando desde la bureta la solución
de HCl agitando enérgicamente la solución del erlenmeyer hasta cambio de viraje del
indicador, de azul a amarillo. Anote los volúmenes gastados y determine la concentración de
166
HCl. El trabajo se debe hacer como mínimo en duplicado, si los valores dan distintos debe
hacer un triplicado.
3.
VALORACIÓN
DE
NaOH
(patrón
secundario)
FRENTE
A
HCl
PREVIAMENTE VALORADO.
Tome una alícuota de 10 mL de NaOH, agregue 2-3 gotas de fenolftaleína, agua por las
paredes del erlenmeyer y valore desde la bureta con solución de HCl previamente valorado,
agite enérgicamente la solución del erlenmeyer después de cada adición de valorante, hasta
cambio de viraje del indicador, de fucsia a incoloro.
Anote los volúmenes gastados y
determine la concentración de NaOH. La valoración debe hacerse por lo menos dos veces, si
los volúmenes dan distintos debe hacer un triplicado.
4.
DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE CO3= / HCO3Usted dispondrá de una muestra líquida que contiene CO3 = / HCO3 -, la cual deberá
determinar la concentración de ambas especies.
4.1. De acuerdo del método de doble indicador: Tome una alícuota de 10 mL de la muestra
problema y adiciónelo al matraz erlenmeyer, agregue in cador fenolftaleína y valore con una
solución de HCl de concentración conocida, hasta obser ar un cambio de color, anote el
volumen gastado. Al mismo matraz adicione un segundo indicador (verde de bromo cresol) y
continué hasta observar un cambio de color, anote el v
n total gastado.
Ejemplo:
VA = Corresponde al volumen de la solución de HCl gastado cuando:
CO3= + H + ↔ HCO3− + HCO3− Preexistente
VB = Corresponde al volumen de la solución de HCl gastado cuando todo:
HCO3− + HCO3− preexistente ↔ H 2 CO3 (CO2 + H 2 O
167
Pero el cálculo de la concentración del ión bicarbonat
a depender de si B > 2A; en
tal caso se realizan de la siguiente manera:
C HCO 3− =
CCO 3= =
( B − 2 A)·C HCl
Volumenmuestra( mL)
A·C HCl
Volumenmuestra( mL)
2. Titulación: Determinación de la concentración de ácido acét co en vinagre
El vinagre es esencialmente una solución diluída de ác do acético en agua. El ácido acético
(CH3COOH, escriba la fórmula desarrollada, ¿cuál es el hidrógeno ácido?) es un ácido
monoprótico cuya masa molar es 60 g.mol- 1.
Mida 2,00 mL de vinagre de alcohol con una pipeta afor da y colóquelo en un Erlenmeyer
de 125 mL. Agregue 50 mL de agua y 5 gotas de solución de fenolftaleína. Titule con una
solución valorada de hidróxido de sodio (NaOH) 0,1 M hasta viraje del indicador.
Calcule la concentración del ácido acético en el vinagre expresada como %m/V
Cuestionario
1)Un frasco de NaOH (s)
destapado. El hidróxido de sodio, que es higroscópico, ha
absorbido humedad del aire. Determinar cuánto NaOH existe realmente en la muestra
humedecida. Para ello determina que, después de disolv r 10,50 del sólido en 25 mL de agua,
se requieren 75,0 mL de HCl 3,0 M para titularlo. ¿Cuál es la pureza el NaOH expresada
como %m/m?
2) Seo mide 25,0 mL de un ácido monoprótico y le agrega un indicador adecuado. Por
edio
de una bureta, le añade lentamente NaOH 0,25 M. Al obtener un cambio permanente de color,
se han consumido 35,2 mL NaOH. ¿Cuál es la concentraci n molar del ácido?
3) Para el siguiente equilibrio, en el que HIn es la forma ácida de un indicador:
168
HIn ? In- + H+ KHIn =10-5
a) si el pH es 6, ¿cuánto vale la relación de concentr ciones [HIn]/[In-]?
b) para pH 8.
c) ¿qué pH se requiere para que la relación de concentraciones: [HIn]/[In-] i) sea mayor que
10 y ii) sea menor que 0,1
4) Indicar cuándo puede usar fenolftaleína como indicador. 5) Para la titulación de cada una
de las siguientes soluciones:
a) HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M
b) NH3 (amoníaco) 0,1 M con HCl 0,1 M (pKb = 4,75)
c) HAc (ácido acético) 0,1 M con NaOH 0,1 M (pKa = 4,75)
¿qué indicador de los siguientes elegiría para cometer menos error? Justificar.
Indicador A: pKaA = 4.9 Indicador B: pKaB = 8.6
Indicador C: pKaC = 6.8 Indicador D: pKaD = 3.2
5) Se titulan 10,00 mL de NaOH 0,1 M con HCl 0,2 M utilizando fenolft leína como
indicador:
¿cuál es el pH en el punto de equivalencia?
169
4.10.
Practica Laboratorio N°10: Cinética química
I. OBJETIVOS:
•
Desarrollar los conceptos básicos de la cinética química.
•
Estudiar la influencia cualitativa de distintos factores, tales como concentración de
reactivos, temperatura y catalizadores sobre la velocid
de una reacción química.
II: MARCO TEÓRICO:
Toda reacción química requiere un tiempo para su reali ación, pero algunas son prácticamente
instantáneas y otras extremadamente lentas. En ambos casos, es sumamente difícil medir la
velocidad. Por ejemplo: entre el grafito o el diamante y el oxígeno no se produce reacción
apreciable en mucho tiempo en condiciones normales.
C (s) + O2 (g) è _ CO2 (g)
En cambio, la reacción de neutralización entre un ácido mineral y una base es prácticamente
instantánea.
2 H+ + OH -
è _ H2 O
Existe otro tipo de reacciones cuyas velocidades son p
ectamente medibles, como por
ejemplo, la descomposición del pentóxido de dinitrógeno:
2N2O5 (g) _ è 4NO2 (g) + O2 (g)
La ecuación tal como se ha escrito no dice nada del mecanismo de l reacción. Algunas
reacciones ocurren en una sola etapa pero, es más frecuente que ocurran en forma de
secuencia y la suma de las etapas nos dé la reacción t al. El estudio de la velocidad y del
mecanismo de las reacciones se conoce con el nombre de CINÉTICA QUÍMICA.
170
Los factores que determinan la velocidad de una reacción son múltiples. No depende
solamente de la composición de las sustancias reaccion
es, sino también de su forma física,
de lo íntimamente mezclados que se encuentren, de la temperatura
de la presión, de las
concentraciones de los reaccionantes, de la irradiación con luz visible y ultravioleta o de otro
tipo y de la presencia de sustancias que afecten a la
cción sin experimentar ellas mismas
ningún cambio (catalizadores).
Estas simples ideas cualitativas pueden expresarse en orma cuantitativa. Para unareacción
genérica en un sistema homogéneo:
a A + b B +.....? p P + q Q ....
se define la velocidad de reacción r cómo:
De modo puramente empírico, la velocidad de reacción puede relacionarse con los factores
que la controlan mediante las siguientes expresiones:
exp ley de Arrhenius
Factor Temperatura
siendo n y m los llamados órdenes parciales de reacción y que deben determinarse
empíricamente. Por el otro, la temperatura controla la magnitud de la constante de velocidad k
tal y como se refleja en la Ley de Arrhenius.
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
MATERIALES
Tubos de ensayo, Pipetas , Gradilla , Virutas y clavo de hierro
REACTIVOS
Sulfato de manganeso 2,8, Oxalato de sodio 0,2 M (en H2SO4 1 N), Sulfato ferroso 0,1 M (en
H2 SO4 1 N), Permanganato de potasio 0,02 M y 0,004 M ,acido oxálico.
171
IV PARTE EXPERIMENTAL
A Preparación del testigo de comparación: Coloque en un tubo de ensayo 5 mL de agua
destilada y agregue dos gotas de solución de permanganato de potasio.
B Ensayos
1. Coloque 5 mL de las soluciones de sulfato ferroso y ox
de sodio en tubos de ensayo,.
Agregue 2 gotas de la solución de permanganato de pota io 0,02 M a cada tubo. Observe y
registre.
2. Coloque 5 mL de la solución de oxalato de sodio en un ubo de ensayo. Mientras que en
otro tubo coloque 2,5 mL de la misma solución y 2,5 mL de agua destilada. Agreguea cada
tubo 2 gotas de solución de permanganato de potasio 0,02 M. Observe y registre:
3. Coloque 5 mL de solución de oxalato de sodio en un tub
e ensayo y agregue dos gotas de
sulfato de manganeso. En otro tubo de ensayo coloque 5 mL de solución de oxalato. Agregue
a ambos tubos dos gotas de solución de permanganato de potasio 0,02 M. Observe y registre.
4. Coloque 5 mL de solución de oxalato de sodio en dos tu os de ensayo y agregue dos gotas
de solución de permanganato de potasio 0,02 M a cada uno. Caliente uno de los tubos a
aproximadamente 55°C en baño de agua. Observe y registre.
5. En dos tubos de ensayo coloque 5 mL de la solución de ermanganato de potasio 0,004 M
(en H2SO4 1N). En uno de ellos introduzca un clavo de hierro y
el otro un trozo de
virulana. Observe y registre.
Efecto de la temperatura sobre la velocidad de una reacción química
1. Tome seis tubos de ensayo y en cada uno agregue 5 mL d una solución 0,0005 M de
permanganato de potasio.
2. A cada tubo agregue 1 mL de H2SO4 0,25 M.
172
3. Tome otros seis tubos de ensayo y en cada uno agregue
de una solución de ácido
oxálico. Para mayor facilidad llene la bureta con ácid oxálico y utilice esta para medir
los 9 mL necesarios.
4. Caliente agua en un vaso de precipitado, manteniendo la temperatura a 25 C.
5. Coloque los dos primeros tubos de ensayo con permangan to de potasio y con ácido
oxálico en el vaso de precipitado con el agua cuando la temper tura sea de 25 C.
6. Después de 5 min., usted puede asumir que la temperatu
actantes es igual a la
temperatura del baño de agua.
7. De forma rápida pero con precisión agregue el ácido oxálico en el tubo de ensayo que
contiene el permanganato de potasio.
8. Mida el tiempo requerido para que el ácido oxálico rea
es con el permanganato de
potasio
9. Repita los experimentos a las siguientes temperaturas 5, 45, 55, 65 y 75 C.
Efecto de un catalizador
Uno de los fenómenos más interesantes que aparecen en l estudio de las Reacciones
Químicas, es la existencia de catalizadores. Así, un catalizador es una sustancia que al estar
presente en el medio de reacción acelera la velocidad de reacción. El catalizador no se
consume en la reacción aunque, evidentemente, debe participar temporalmente en el proceso
reactivo.
La reacción anterior puede servir para ilustrar el efecto de un catalizador sobre la velocidad
de reacción:
1. Vierte en dos tubos de ensayo aproximadamente 2 mL de una disolución de ácido oxálico
HOOC-COOH .
2. Agrega 3 gotas de disolución de KMnO4 a cada uno de los tubos y agita el contenido.
3. Deja uno de los tubos como testigo. Añade 1 mL de MnSO4(aq) al otro.
173
• Según tus observaciones, ¿qué efecto tiene la presencia de MnSO4 en el medio de reacción?
• Se dice que el MnSO4 actúa como un autocatalizador en la oxidación de oxálico por
permanganato. ¿Por qué crees que esto es así?
• ¿Crees que el efecto catalítico del MnSO4 es generalizable para cualquier otra reacción
química?
Resultados:
a) Represente en forma de tablas los resultados obtenidos.
b) Escriba la ecuación química de la reacción que ocurre.
c) Realice un gráfico de tiempo (eje X) vs. temperatura de la reacción.
d) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos
Cuestionario
1. Describa, brevemente, lo observado en cada uno de los
yos realizados.
2. ¿Qué conclusiones puede obtener de los diferentes ensayos?
3. Defina cada uno de los términos que se enumeran a continuación: Velocidad de
reacción, Orden de reacción , Energía de activación, Constante de velocidad específica
de reacción
4. Explique cómo influyen los distintos factores, sobre la velocidad de reacción.
5. Cómo explica que el orden de una reacción pueda no coincidir con su molecularidad?
174
Practica Laboratorio N°11 : Ensayos de oxidación-reducción.
4.11.
Pila Galvánica.
I. OBJETIVOS:
• Diferenciar entre pila electrolítica y pila galvánica.
• Construir una pila galvánica y Calcular la fuerza electromotriz de una pila
• Determinar los procesos que tienen lugar en los electr dos de una pila electrolítica.
• Determinar en un proceso REDOX, la acción que realiza l agente reductor y el agente
oxidante
II: MARCO TEÓRICO:
Las reacciones de oxidación-reducción, o “reacciones redox” son aquellas en las que las
sustancias participantes intercambian electrones. La pérdida de electrones por parte de un
reactivo (oxidación) viene acompañada de la ganancia de electrones por parte del otro
reactivo (reducción). La especie que pierde electrones se dice que se oxida y la especie que
gana electrones se reduce.
Una reacción típica de este tipo es la que se produce
Zn (s) + 2 H+(ac)
è
re zinc y HCl.
Zn +2 (ac) + H2(g)
La semirreacción de oxidación muestra como los átomos de Zn se oxidan a iones Zn +2
Zn (s) è Zn +2 (ac) + 2 emientras que en la semirreacción de reducción, los ion s H+ se reducen, proporcionando
moléculas de H2 :
2 H+ (ac) + 2e - è
H2 (g)
Por lo tanto, la oxidación y la reducción ocurren a la vez, en la misma reacción, no se puede
producir una sin la otra, no hay cambio en el número d electrones en una reacción redox. Los
175
electrones perdidos en la semirreacción de oxidación s n los ganados por otra especie en la
semirreacción de reducción.
El concepto de número de oxidación se usa para represe ar la carga que tendría un átomo si
los electrones del enlace se asignasen arbitrariamente al elemento más electronegativo. En la
molécula de HCl se dice que el hidrógeno tiene un número de oxidación +1 y el cloro un
número de oxidación –1.
En una reacción de oxidación-reducción, uno de los reactivos es el agente oxidante
otro el
agente reductor.
Un agente oxidante es aquél que efectúa la oxidación d otra especie mientras él se reduce.
Para ello debe aceptar electrones de esa especie (con o que el número de oxidación de dicha
especie aumenta).
Un agente reductor efectúa la reducción de otra especie mientras él se oxida. Para ello debe
ceder electrones a esa especie (con lo que el número de oxidación de dicha
specie
disminuye).
En el ejemplo anterior, el H+ es el agente oxidante y el Zn es el agente reductor.
En el estudio de la electroquímica se denomina electrodo a una pieza de metal, M. Un
electrodo sumergido en una disolución que contiene iones del mismo metal, M+ n, se denomina
semicélula o semipila.
A la diferencia de potencial existente entre un electr do y la disolución con la que está en
contacto, se denomina potencial de electrodo.
Los cambios que se producen en el electrodo o la disolución como cons cuencia del equilibrio
redox son demasiado pequeños para ser medidos. Las medidas deben basarse en una
combinación de dos semicélulas distintas. Es decir, de emos medir la tendencia de los
electrones a fluir desde el electrodo de una semicélula hasta el e ectrodo de la otra. Los
electrodos se clasifican según tenga lugar en ellos la oxidación o la reducción. Si tiene lugar
176
la oxidación el electrodo se denomina ánodo y si tiene lugar la reducción, cátodo. La
combinación de las dos semicélulas conectadas de un modo adecuado se denomina célula o
pila electroquímica .
Por acuerdo internacional, un potencial estándar de electrodo, E °, mide la tendencia que tiene
un electrodo a generar un proceso de reducción. Para resaltar que E ° se refiere a una
reducción, escribiremos un par de reducción como subíndice de E °, como se muestra en la
siguiente semirreacción:
Cu+2(1 M) + 2 e -
çè Cu (s)
E °(Cu+ 2/Cu)= ¿? V
Para establecer una escala de potenciales de semirreacción, se ha adjudicado un valor
arbitrario de referencia a un determinada semipila y s han medido los potenciales de todas
los demás semipilas en función de ella.
El electrodo escogido como referencia es el electrodo estándar de hidrógeno, constituido por
una disolución de H+ de concentración 1 M, a través de la cual se burbujea gas H2 a 1 atm de
presión, y al cual se le asigna un valor de potencial e 0,000 voltios. Así, para determinar el
valor de E ° de un electrodo estándar como el de la semirreacción anterior, se compara con el
electrodo estándar de hidrógeno, de manera que la pila vendría representada de la siguiente
forma:
Pt | H2(g, 1 atm) | H+(1M) || Cu+2 (1M) | Cu(s)
El potencial estándar de una célula, E° cel, es la diferencia de potencial o vo ltaje de una
célula formada por dos electrodos estándar. La diferencia se toma del siguiente modo:
E ° cel = E ° + − E ° − = E ° cátodo − E ° ánodo
De esta manera se obtienen los potenciales de cualquie electrodo; para el esquema de pila
planteado se obtiene:
E ° cel = E ° (Cu +2 / Cu ) − E ° ( H + / H
2)
= 0,340 V
177
= E ° (Cu +2 / Cu ) − 0V = 0,340 V
E ° (Cu +2 / Cu ) = 0,340 V
Cuando se enfrentan dos electrodos, se reducirá el que tenga mayor tendencia a reducirse, esto
es, el que tenga mayor potencial estándar de reducción; en el otro electrodo ocurrirá la
oxidación.
Por otra parte, una reacción será espontánea siempre que DE° sea mayor que cero , puesto
que:
∆G o = − nF ∆E o
(1)
donde n = número de electrones transferidos, F = const
e de Faraday (96485 C/mol e -) y ? G
es la variación de la energía libre de Gibbs.
El criterio para la espontaneidad de un proceso es que ? G<0. Por lo tanto, según la ecuación
(1), el potencial de la celda E cel debe ser positivo para que ? G sea negativo. Por lo ta
predecir el sentido de un proceso espontáneo en una reacción de oxidación-reducción es
sencillo si utilizamos las siguientes ideas:
Si E cel es positivo, la reacción tiene lugar de forma espontá ea en sentido directo para las
condiciones indicadas.
Si E cel es negativo, la reacción tiene lugar de forma espontá ea en sentido inverso para las
condiciones indicadas.
Si E cel = 0 la reacción está en equilibrio en las condiciones indicadas.
178
2.- Pila galvánica
La pila galvánica es una pila electroquímica en la que una reacción química origina una
corriente eléctrica. Está formada por dos electrodos (
ductores sólidos) comunicados
eléctrica e iónicamente.
Conductor sólido para que los electrones puedan circul r del electrodo negativo al positivo.
Un tabique poroso o puente salino (formado por un tubo en “ U” taponado en los extremos con
algodón y que contiene una disolución de un electrolito fuerte como NaCl, Na O3 ó KCl).
Cualquiera de estos sistemas permiten la difusión de iones de una semicelda a la otra, para
mantener la neutralidad eléctrica.
En las pilas, como se comentó anteriormente, se denomina
• Ánodo, al electrodo negativo, donde tiene lugar la oxidación y
• Cátodo, al electrodo positivo, donde tiene la reducción.
FIGURA 4.11—1: En la figura se representa un ejemplo de pila voltaica.
Zn /Zn(NO3)2 (1 M) // Cu(NO3 )2 (1 M) / Cu
179
Un de las cubas contiene una solución de Zn(NO3) 2 y un electrodo de Zn; la otra contiene una
solución de Cu(NO3)2 y un electrodo de Cu. Ambas cubas están unidas por un puente salino
y los electrodos eléctricamente. Un voltímetro medirá la diferencia de potencial entre los
electrodos, que corresponde con el paso de los electrones por el circuito externo.
Al cerrar el circuito eléctrico, por tanto, los electr nes fluirán por el circuito externo, del
ánodo (Zn) al cátodo (Cu), lo que se pone de manifiesto como una diferencia de potencial
medida por el voltímetro.
¿Qué reacciones ocurren por tanto?: Cada átomo de cinc que se oxida cede dos electrones,
que pasan a otra cuba por el circuito externo, donde r
cen a un ión Cu+2, que se deposita en
el electrodo de cobre, como Cu metálico.
Simultáneamente, los iones del puente salino tienen que emigrar para neutralizar la carga el
los compartimentos de la celda, pues si observamos cad una de las reacciones, en el ánodo
aumenta el número de iones positivos mientras que en el cátodo disminuye. Al ir los aniones
hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo se logra la neutralidad eléctrica de ambas cubas.
La fuerza electromotriz, ε, como ya se ha dicho es la diferencia de potencial entre los
electrodos de una pila que se mide con el voltímetro y corresponde al potencial de reducción
del electrodo positivo o cátodo, que es aquél en el qu tiene lugar la reducción, menos el
potencial de reducción del electrodo negativo o ánodo, que es aquél en el que tiene lugar la
oxidación.
Obtención de la fem, e .
Sabiendo que el potencial estándar de reducción del cobre es de +0,34 V y el potencial
estándar de reducción del zinc es –0,76 V, aplicando la fórmula:
e o pila = e ° cátodo −e °anódo
sustituyendo los valores de los potenciales estándar de reducción, obtenemos el εºpila (1,10 V)
180
Cuando las concentraciones de las disoluciones no son 1 M, la fuerza electromotriz de
la pila también varía. La ecuación de Nernst muestra la relación entre f.e.m. estándar y
concentraciones de las disoluciones:
La reacción transcurre de la forma:
Zn (s) + Cu+2(ac)
çè Zn+2 (ac) + Cu
La ecuación de Nernst:
e pila = e ° pila −
[ ]
[ ]
0.0592
Zn +2
log10
2
Cu +2
Siendo: εºpila el valor de la fem de la pila cuando la concentración de cada soluto es 1 M
(estándar), 2 el número de electrones que se intercambian en este proceso, [Cu+2] la
concentración molar de la especie que se ha reducido (en este caso iones Cu+2 a Cu metal) y
[Zn+2] la concentración molar de la especie que se ha oxidado (en este caso Zn metal a iones
Zn+2). La resolución de esta ecuación da el valor de la fu rza electomotriz de la pila.
Determinación de constantes de equilibrio
Cuando se establece el equilibrio en la reacción química, ésta se detiene y la fem de la pila es
cero (εpila = 0); en ese momento, se está en condiciones de calcular la con ante de equilibrio,
a 25 ºC, para la reacción de oxidación-reducción que se efectúa en la pila.
0 = e o pila −
0.0592
log10 K eq
n
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Material :
Tubos de ensayo y gradilla, Tubos de ensayo, un tubo en U, dos algodones, una placa de
aluminio, una placa de cobre. y Pb metálicos
Reactivos:
181
Disoluciones 0,1 M de Zn(NO3)2, Cu(NO3)2 y Pb(NO3) 2., Sulfato de cobre (II) pentahidratado
(CuSO4 ·5H2O), Cloruro de aluminio hexahidratado (AlCl3·6H2O)
IV PARTE EXPERIMENTAL
1.- Ensayos de oxidación-reducción
En estas experiencias se observarán algunas reacciones de oxidación-reducción en las que
intervienen varios metales e iones metálicos. Analizan
los resultados se podrá determinar la
fuerza relativa de los metales como agentes reductores.
Procedimiento experimental
a.- Poner en seis tubos de ensayo limpios:
1)
Zn(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2
2)
Zn(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Pb(NO3) 2
3)
Cu(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Zn(NO3)2
4)
Cu(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Pb(NO3)2
5)
Pb(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Zn(NO3) 2
6)
Pb(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2
Los trozos de metal deben estar limpios.
b.- Dejar en contacto cada uno de los metales con cada una de las disoluciones.
c.- Escribir las reacciones químicas que han tenido lugar y decir por qué son o no espontáneas
cada una de ellas.
Parte experimental
Preparar (por mesa de laboratorio) las disoluciones de cloruro de aluminio(III) 0,01M y
sulfato de cobre(II) 0,01M a partir de las correspondientes sales hidratadas
182
Cada alumno llena un tubo de ensayo (hasta sus dos ter ras partes) con una disolución
0,01M de cloruro de aluminio y sumerge en él la placa de aluminio. En otro tubo de ensayo,
lleno también hasta las dos terceras partes con la disolución 0,01M de sulfato de cobre (II),
sumergirá una placa de cobre.
Se unen ambas placas por un hilo conductor, el cual a u vez está unido a un medidor de
corriente. Para ello, mediante dos pinzas de cocodrilo se conectan los electrodos a los dos
bornes de un voltímetro de corriente continua.
Además, ambas disoluciones han de conectarse por un tu o en “U” lleno con una disolución
de un electrolito fuerte (NaCl) en cuyos extremos se habrán dispuesto dos tapones de algodón
(esto permite el paso de iones y no deja que las disol iones se mezclen). El puente salino se
coloca invertido, de forma que conecte los dos tubos d ensayo (véase la figura de la pila
Daniell ).
De acuerdo con los potenciales de reducción , las reacciones que ocurren son:
Al (s) D Al+3 (ac) + 3 e Cu +2(ac) + 2e - D Cu (s)
Al (s) + Cu +2 (ac) çè
Al+ 3(ac) + Cu (s)
1.- ENSAYOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
Combinación
Zn + Cu(NO3)2
Zn + Pb(NO3)2
Cu + Zn(NO3)2
Cu + Pb(NO3) 2
Pb + Zn(NO3)2
Pb + Cu(NO3) 2
Escribir la reacción química que ocurre en su caso
183
Justificar los resultados experimentales obtenidos, en función de los potenciales estándar de
reducción.
2.- PILA GALVÁNICA.
Resultado
Fuerza electromotriz estándar de la pila ( εºpila) =
Voltios
Fuerza electromotriz de la pila (εpila) (medida experimentalmente) =
Voltios
Fuerza electromotriz de la pila (εpila) (cálculo por la ec. de Nernst) =
Voltios
Escribir la expresión de la constante de equilibrio y
cular su valor indicando los cálculos
Cuestionario
1.- Calcular el número de oxidación de los diferentes átomos, en los siguientes compuestos: a)
Na2Cr2O7 , b) KMnO4, c) O2 , d) MgCl2, e) H2SO4 y f) Na2 S2O3 .
2.- Determinar si el ácido nítrico oxidará al Fe +2 , reduciéndose a monóxido de nitrógeno.
Datos: e°(Fe+3 /Fe+2)= +0,77V; e°(NO3-/NO)= +0,96V.
3.- ¿Cuál o cuáles de las siguientes especies pueden actuar como oxidante y cuál o cuáles
como reductor?: a) Fe; b) Fe +2; c) Fe+ 3; d) Ag+.
4.- Dada la reacción de oxidación-reducción:
Al (s) + Cu +2 (ac)
çè Al+ 3 (ac) + Cu (s)
Explicar razonadamente: ¿qué especie se oxida, cuál se reduce, cuál es el oxidante y cuál el
reductor?
5.- Describir lo que representan las notaciones químicas:
a)
Zn/ZnSO4 (1M)
b)
Zn/ZnSO4 (1M)//CuSO4 (1M)/Cu
184
6.- ¿Cuál es la fuerza electromotríz de una pila formada por una barra de cobre sumergida en
una disolución 0,1 M de sulfato de cobre (II), y una b
e zinc sumergida en una disolución
1M de sulfato de zinc?¿Cómo variarán las concentracion
de Zn(II) y Cu(II) y el peso de las
barras de zinc y cobre, si éstas se conectan mediante
conductor externo? Escribir las
semirreacciones. e°(Zn +2/Zn)= -0,76V; e°(Cu+2/Cu)= 0,34V; (RT/F)= 0,059V.
185
4.12.
Practica Laboratorio N°12: Electrólisis
I. OBJETIVOS:
• Realizar experiencias de electrólisis y verificar las leyes de Faraday.
• Clasificar diferentes materiales en conductores y aisl dores eléctricos
II: MARCO TEÓRICO:
Leyes de Faraday sobre la electrólisis
Las dos leyes de Faraday se refieren a las masas de su ancias depositadas en los electrodos
de una celda durante la electrólisis y pueden resumirse en la siguiente fórmula
m,
gramos de elemento depositado en un electrodo,
PA,
peso atómico del elemento
z,
valencia,
F
constante de Faraday cuyo valor es 96500 culombios / eq-g,
Pe
peso equivalente-gramo del elemento,
Q
carga eléctrica en culombios,
I
intensidad de la corriente en amperios
t
tiempo en segundos
La Primera Ley de Faraday dice: "La masa de un elemento depositado en cualquiera de los
electrodos durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica
que pasa a través del electrolito ".
La Segunda Ley de Faraday dice: "Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso
de una corriente son directamente proporcionales a sus pesos equivalentes". También se
186
puede establecer esta ley diciendo que: “La misma cantidad de electricidad producirá
cantidades equivalentes químicamente de todas las sust cias".
III. MATERIALES Y REACTIVOS:
MATERIAL
Multitester y cables de conexión, Conector para batería de 12V, Dos electrodos de grafito,
vasos de precipitados de 500 ml, Tubos de ensayo, Buretas
REACTIVOS
, Solución saturada de cloruro de sodio., Solución H2 SO4, aceite, detergente..
IV PARTE EXPERIMENTAL
Electrólisis del agua acidulada - Leyes de Faraday.
En un vaso de precipitados colocar 100 cm3 de agua acidulada con H2 SO4 e invertir sobre
electrodos inatacables colocados en la parte inferior, dos buretas para recoger gases (Figura).
Mediante un tubo de látex ubicado en el extremo superior de cada bureta enrasar ambas hasta
la marca A. Conectar ambos electrodos a la fuente, ajustando la corriente a aproximadamente
0,2 amperios con la resistencia variable. Tome nota exactamente del valor de la corriente. Con
un cronómetro mida el tiempo mientras circula la corriente por la c
electrolítica.
Se deja circular la corriente durante el tiempo necesa io para que el gas de una de las buretas
alcance un volumen suficientemente grande como para me
con poco error. Mida el
volumen de los gases recogidos en cada bureta. Calcular la cantidad de cada gas recogido en
las condiciones del experimento (suponer comportamient ideal de los gases). Por otro lado,
calcular la misma cantidad empleando las leyes de Faraday. Comparar los valores obtenidos.
187
FIGURA 4.12—1: Electrolisis del Agua
Nota: No mueva los electrodos durante la experiencia para evitar variaciones bruscas de
corriente
Conductores eléctricos y conductores iónicos
Utilizar un circuito como el de la Figura 2 para deter
nar si algunos materiales conducen o
no la corriente eléctrica, La determinación se realiza usando un multímetro (tester) en modo
“ohmetro” (R x 1 o R x 10) en cuyas terminales se colocarán chapas de cobre. Para que las
medidas de conductividad, especialmente si se trata de soluciones, sean comparables usar
siempre las mismas chapas de cobre a una distancia apr
Si el material conectado es conductor de la corriente
imadamente constante.
ctrica, se cierra el circuito y el tester
indicará la resistencia. A mayor resistencia, mayor es la oposición al paso de la corriente
eléctrica.
Medir la conductividad de:
a) agua destilada; agregarle NaCl sólido y repetir la
pero ahora usar H2SO4 (conc.) en lugar de NaCl.
b) Agua corriente
c) Aceite,
d) Detergente,
edida. Realizar la misma experiencia,
188
e) Madera,
d) Cualquier otra sustancia
FIGURA 4.12—2: Ohmetro
Nota: Las puntas de prueba se conectan a los materiales a analizar, incluyendo metales,
líquidos y soluciones de electrolitos. Nunca sumergir
directamente en los líquidos y las soluciones a medir
puntas de prueba del tester
rque se corroen
Cuestionario
1. ¿Cuál es la diferencia entre “hidrólisis” y “electrólisis”?
2. ¿Es posible llevar a cabo la reacción de obtención de
no y oxígeno a partir de
agua? Explica tu respuesta.
3. Mediante la relación de volúmenes, identifica en qué t o se está produciendo el
oxígeno y en cuál el hidrógeno.
4. Escribe la semireacción de reducción del agua para produ ir H2
5. ¿Cómo se modifica el pH en la vecindad del electrodo d nde se produce el gas
hidrógeno?
6. Escribe la semireacción de oxidación del agua para producir O2
189
7. ¿Cómo se modifica el pH en la vecindad del electrodo donde se produce el gas
oxígeno?
8. Dibuja sobre la figura 1 la dirección del flujo de la
9. Señala sobre la figura 1, en qué dirección de desplaza
riente eléctrica.
os iones SO4 2-
10. Repite el experimento utilizando agua destilada en lugar de la solución de Na2 SO4 1M
y explica la diferencia observada,
11. Escriba las ecuaciones correspondientes a los procesos que tienen lugar en el ánodo y
el cátodo de una celda electrolítica, cuando circula corriente, suponiendo que tiene
a) NaOH (aq) y electrodos inatacables.
b) CuSO4 (aq) y electrodos inatacables.
c) Na2SO4 (aq) y electrodos inatacables
d) AgNO3 (aq) y electrodos inatacables.
12. Se electrolizan 125 g de una solución de sulfato de potasio 12% m/m durante 4 h
haciendo circular una corriente constante de 8 A.
a) Calcular el número de moles de cada producto obteni o.
b) Calcular la concentración de la solución al termina
ectrólisis.
190
Índice
I.
SEGURIDAD EN EL LABORATORIO .............................................................................. 1
II.
PROTECCIÓN AL AMBIENTE Y ELIMINACIÓN DE DESECHOS QUÍMICOS.....11
III. EXPERIMENTOS Y TECNICAS DE LABORATORIO QUIMICA GENERAL I.......27
3.1.
Practica Laboratorio N°1: Reconocimiento y usos del material del laboratorio... 27
3.2.
Practica Laboratorio N°2 : Mechero de Bunsen ....................................................38
3.3.
Practica Laboratorio N°3 : Medidas y errores. La balanza. ...................................46
3.4.
Practica Laboratorio N°4 : Métodos de separación y purificación: mezclas .......59
3.5.
Practica Laboratorio N°5 : La clasificación periódica...........................................74
3.6.
Practica Laboratorio N°6 : Estudio de algunos metales de transición.................79
3.7.
Practica Laboratorio N°7 : Compuestos electrolíticos y no electrolíticos............85
3.8.
Practica Laboratorio N°8 : Reacciones químicas...................................................90
3.9.
Practica Laboratorio N°9 : Interpretaciones Molares de las Ecuaciones..............96
3.10. Practica Laboratorio N°10 : Estequiometría.........................................................100
3.11. Practica Laboratorio N°11 : Volumen molar .......................................................105
3.12. Practica Laboratorio N°12 : El peso equivalente .................................................109
IV. EXPERIMENTOS Y TECNCIAS DE LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL II113
4.1.
Practica Laboratorio N°1: Preparación de soluciones I ........................................113
4.2.
Practica Laboratorio N°2 : Preparación de soluciones II......................................118
4.3.
Practica Laboratorio N°3 : Solubilidad y producto de solubilidad .....................122
4.4.
Practica Laboratorio N°4 : Propiedades coligativas ...........................................127
4.5.
Practica Laboratorio N°5 : Calorimetría...............................................................132
4.6.
Practica Laboratorio N°6 : Equilibrio químico ....................................................142
191
4.7.
Practica Laboratorio N°7 : Equilibrio Ionico ........................................................147
4.8.
Practica Laboratorio N°8 : Determinacion
4.9.
Practica Laboratorio N°9 :acido-base ....................................................................161
del pH.........................................153
4.10. Practica Laboratorio N°10: Cinética química .......................................................169
4.11. Practica Laboratorio N°11 : Ensayos de oxidación-reducción.............................174
4.12. Practica Laboratorio N°12: Electrólisis ..................................................................185