guía de TP - Universidad Nacional de La Plata

Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Universidad Nacional de La Plata
Facultad de Ciencias Exactas
Departamento de Química
Cátedra de Introducción a la Química
Edición 2012
Índice
Reglamento e instrucciones para las clases
Bibliografía recomendada
Estructura de la materia. Átomos y moléculas. Formulación y nomenclatura
Cantidades químicas
Estequiometría
Soluciones
Trabajo práctico: uso de material de laboratorio
Estructura de la materia. Estructura atómica
Estructura de la materia. Unión química y geometría de las moléculas
Reacciones de óxido-reducción. Introducción teórica
Trabajo práctico: reacciones de óxido-reducción
Trabajo práctico: comportamiento de los gases
Trabajo práctico: densidad de gases
Trabajo práctico: determinación de pesos moleculares por el método de V. Meyer
Teoría cinética de los gases
Termodinámica y termoquímica
Trabajo práctico: calor de neutralización
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Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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REGLAMENTO E INSTRUCCIONES PARA LAS CLASES
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Las clases son obligatorias. Se permite un máximo de 20 % de inasistencias
justificadas. El total de inasistencias no debe superar el 10 % de los trabajos de
laboratorio (1 por cuatrimestre).
La tolerancia para la entrada es de 5 minutos luego del comienzo del turno. Excepto
cuando se hagan las pausas o recreos programados para la clase, los alumnos
deben estar en el laboratorio.
Durante los trabajos de laboratorio es absolutamente imprescindible contar con
guardapolvos de manga larga (no chaqueta), el que deberá estar prendido durante
la realización del trabajo, y con gafas de seguridad que regularmente provee la
Facultad y que deberán mantenerse colocadas correctamente durante el laboratorio.
La ausencia de estos elementos implicará la no realización del TP y la necesidad de
recuperarlo en otra instancia.
Por razones de seguridad, los alumnos deberán abstenerse de utilizar ojotas o
sandalias abiertas y shorts durante los trabajos de laboratorio.
Por el mismo motivo, se recomienda que el cabello largo se lleve recogido.
Durante la realización de trabajos de laboratorio, todos los efectos personales
(abrigos, mochilas, etc.) deberán ubicarse en las mesadas laterales del laboratorio
pero no en las mesadas de trabajo.
Debido a que las clases se desarrollan en un laboratorio, no está permitido bajo
ningún concepto ingerir alimentos durante las clases.
La ingestión de bebidas podrá hacerse, si el docente lo permitiese, excepto durante
los trabajos de laboratorio.
Durante la realización de los trabajos de laboratorio, los alumnos deberán seguir las
instrucciones de la guía de TP y de los docentes, deberán abstenerse de realizar
mezclas no autorizadas de compuestos y se desplazarán, en caso necesario, con
sumo cuidado dentro del laboratorio.
Instrucciones más precisas serán indicadas por los docentes durante las clases
correspondientes.
BIBLIOGRAFÍA
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Química. Raymond Chang.
Química General. Ralph H. Petrucci y William S. Harwood.
Química: la ciencia central. Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay y Bruce E.
Bursten.
Química General. Kennet W. Whitten, Kennet D. Gailey, Raymond E. Davies.
Introducción a la Química. Varios autores, coordinador Héctor P. Tedesco.
Principios de Química. Peter Atkins, Loretta Jones.
Fundamentos de Química. Steven S. Zumdahl.
Principios básicos de Química. Jorge Martínez y Edgardo Donati.
Chemistry: molecules, matter and change. Peter Atkins, Loretta Jones.
Chemistry. Martin S. Silberberg.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Estructura de la Materia
Átomos y Moléculas. Formulación y Nomenclatura
Temario: Teoría atómica de Dalton. Noción de átomo. Descubrimiento de la estructura
atómica. Rayos catódicos y electrones. Experiencias de Thomson y Millikan. Nociones de
radioactividad. Experiencia de Rutherford y modelo sencillo del átomo. Número atómico y
másico. Noción de elementos. Isótopos. Introducción a tabla periódica. Moléculas y fórmula
molecular. Iones y carga iónica. Introducción a número de oxidación. Formulación y
nomenclatura: óxidos, hidruros covalentes, hidruros metálicos, peróxidos, hidrácidos,
hidróxidos, oxácidos, sales neutras y sales hidrogenadas.
1. a) Describir el experimento de Thomson con los tubos de descarga eléctrica y el
experimento de Millikan con las gotas de aceite. b) ¿Cuál fue el experimento que permitió
establecer la existencia del núcleo atómico? c) Establecer cuál fue el modelo de átomo
después de esos experimentos.
2. Discutir las nociones de átomos, moléculas e iones.
3. Distinguir los diferentes tipos de elementos (metálicos y no metálicos) y su ubicación en
la tabla periódica.
4. Describir el número de partículas elementales que tendrá cada especie con las
características indicadas. Representarlas adecuadamente buscando su símbolo en la tabla
periódica: a) Z=15, A=31, sin carga; b) Z=11, A=23, +1; c) Z=17, A=35, -1; d) Z=20, A=40,
+2;
e) Z=51, A=119, sin carga; f) Z=1; A=3, sin carga.
5. Discutir el concepto de isótopos. Dé ejemplos.
6. Discutir el significado de número de oxidación. Relacionarlo con la idea de carga iónica.
7. Construir las fórmulas generales de óxidos para elementos con estados de oxidación
entre +1 y +8. ¿Cómo podrían nombrarse?
8. Construir las fórmulas generales de hidruros metálicos para metales con estados de
oxidación entre +1 y +3. ¿Cómo podrían nombrarse?
9. Indicar las fórmulas de los peróxidos de bario y de hidrógeno. ¿Cómo podrían
nombrarse?
10. Indicar las fórmulas de los hidrácidos de los cuatro primeros elementos del grupo VIIA y
del azufre. Nombrarlos adecuadamente.
11. a) Escribir las fórmulas de: óxido de cloro (V), hidruro de calcio, dióxido de manganeso,
heptóxido de dicloro, óxido de cobalto (III). b) Nombrar los siguientes compuestos: Br2O, KH,
H2S, Mn2O7, BaO2, BaO, Ni2O3
12. Indicar una manera general de construir la fórmula de los hidróxidos y de los oxácidos.
En este último caso analizar las excepciones de boro, fósforo y arsénico.
13. a) Escribir las fórmulas de los oxácidos de N (+3 y +5) y Cl (+1, +3, +5 y +7) y
nombrarlos. Escribir los hidróxidos de Mn (+2), Al (+3) y Cs (+1). b) Nombrar los siguientes
compuestos: HIO3, H2SO3, H3PO3, HClO, LiOH y H2CO3.
14. Nombrar los siguientes iones: Cl-, Fe+3, Cu+2, NH4+, ClO-, CN-, CrO42-, S2-, SO42-, NO2-,
Al3+, HS-, K+, HPO42-, HCO3-, H2PO4-.
15. Construir las fórmulas generales de las sales haciendo todas las combinaciones posibles
entre los iones del ejercicio anterior. Nombrar cada sal.
16. Poniendo símbolos generales como N para no metales, M para metales y dejando sólo
los símbolos particulares para oxígeno (O) e hidrógeno (H), tratar de escribir las fórmulas
generales para óxidos, oxácidos, hidróxidos, sales neutras y sales hidrogenadas.
Preguntas y problemas complementarios
1. Construir todos los compuestos posibles por combinación entre los siguientes iones: I-,
Fe+2, O2-, H+, ClO4-, CO3-2, Cr2O72-, Na+, SO32-, NO3-, Au3+, HSO4-, Ba+2, PO43-, HAsO3-2, Mn2+.
Nombrar cada compuesto formado.
2. Nombrar los siguientes compuestos: Na2O2, PbO2, FeH2, FeAsO4, As2O5, P2O3,
Ca(NO3)2, HIO3, Fe(ClO4)3, Sn(OH)2
3. Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos: pentóxido de dibromo, óxido de
manganeso (IV), trióxido de azufre, hidruro de potasio, peróxido de sodio, hidróxido de
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cromo (III), sulfuro de cromo (III), trióxido de cromo; cromato de potasio, hidrógeno sulfito de
potasio
4. Escribir las fórmulas de cinco sales oxigenadas que contengan hierro (II) y nómbrelas.
5. Escribir las fórmulas de cinco sales no oxigenadas que contengan sodio y nómbrelas.
6. Escribir las fórmulas de los oxoácidos de bromo suponiendo que los forma con los
estados de oxidación +1, +3, +5 y +7. Nómbrelos.
7. Escribir las fórmulas de tres sales hidrogenadas de arsénico utilizando calcio.
Nombrarlas.
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Cantidades Químicas
Temario: Sistemas materiales: homogéneos y heterogéneos. Mezclas y sustancias puras.
Propiedades extensivas e intensivas. Dalton y la escala de masas (pesos) atómicos.
Postulados de Avogadro. Masas atómicas y moleculares relativas y absolutas. Unidad de
masa atómica. Concepto de mol y número de Avogadro. Masas molares (átomo-gramo y
molécula-gramo). Sustancias puras y composición centesimal. Fórmula mínima y molecular.
Relaciones entre número de partículas y masas.
1. Discutir las diferencias entre sistemas homogéneos y heterogéneos. ¿Qué son las
propiedades extensivas e intensivas? Distinguir mezclas y sustancias puras. Indicar algunas
de las propiedades que caracterizan a las sustancias puras.
2. ¿Qué concepto introdujo Avogadro? ¿Cuáles son sus postulados más importantes?
3. Discutir los conceptos de unidad de masa atómica, mol, masas atómicas y moleculares
relativas y absolutas, masas molares.
4. La masa atómica relativa del Cr es 52. Indicar cuál es la masa en umas y en gramos de
un átomo, de un mol de átomos, de 1,5x1022 átomos y de 0,166 moles de átomos.
5. ¿Cuál es la masa molecular relativa del (NH4)2SO4? Indique cuál es la masa en umas y
en gramos de una molécula, de un mol de moléculas, de 1,5x1022 moléculas y de 0,166
moles de moléculas.
6. Calcular la composición centesimal de las siguientes sustancias: H2O, H2O2, CaCO3,
Na3PO4.
7. Calcular la fórmula mínima de un compuesto que tiene un 85 % de mercurio y el resto de
cloro. Si una molécula pesa 7,8x10-22 g, obtener la fórmula molecular.
8. En cada caso, indicar la masa en gramos que contendrá 1,2x1021 átomos de oxígeno:
a) H3PO4, b) CaCO3; c) O2; d) H2O
9. En cada caso, indicar el número de moléculas que contienen 0,16 g de hidrógeno:
a) H2CO3; b) H2; c) Al(OH)3; d) H2O
10. Calcular cuántos átomos de hidrógeno, cuántos gramos de oxígeno y cuántos moles de
átomos del metal están contenidos en:
a) 0,15 g de Al(OH)3, b) 2,5x1022 moléculas de CaHPO4; c) 0,77 moles de K3PO4
Preguntas y problemas complementarios
1. Calcular la masa en gramos y en umas correspondiente a: a) 0,045 moles de moléculas
de K ClO4 b) 3,6x1024 moléculas de HNO3 c) 0,66 moléculas-gramo de PbO2
2. En cada caso, calcular el número de moléculas necesarias para contener 1,2 g del
metal: Na2O2, PbO2, FeH2, FeAsO4
3. En cada caso, calcular la masa en umas necesaria para contener 0,088 moles de
átomos de fósforo: P2O3, K3PO4, PH3, Ca3(PO4)2
4. Calcular los gramos y átomos de oxígeno contenidos en: a) 1,4 g de Na2O2, b) 0,155
moles de PbO2, c) 2,5x1022 umas de FeAsO4, d) 6,1x1023 moléculas de As2O5, e) 1,28 moles
de P2O3, f) 0,79 g de Ca(NO3)2, g) 25 moléculas de HIO3
5. Calcule la composición centesimal de: Na2O2, PbO2, FeH2, FeAsO4, As2O5, P2O3,
Ca(NO3)2, HIO3, Fe(ClO4)3, Sn(OH)2
6. Un compuesto contiene 54,5 % de C, 36,4 % de O y el resto de hidrógeno. Si 1 molécula
contiene 1,3x10-23 g de hidrógeno, obtenga su fórmula molecular.
7. Un óxido de fósforo contiene 56 % de oxígeno. Calcule su fórmula molecular sabiendo
que en 2,5x1022 moléculas hay 1x1023 átomos de fósforo.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Estequiometría
Temario: Nomenclatura. Balanceo de ecuaciones. Análisis macro y microscópico de una
ecuación química equilibrada. Conservación de la masa. Exceso y defecto. Pureza y
rendimiento.
Cantidades químicas
1. La población mundial es alrededor de 6000 millones. Suponer que cada persona sobre la
Tierra participa en un proceso de contar partículas idénticas a una velocidad de dos
partículas por segundo. ¿Cuántos años llevaría contar 6,0 x 1023 partículas? Suponer años
de 365 días.
2. ¿Cuántos átomos hay en 5,10 moles de azufre (S)?
3. ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77,4 g de Ca?
4. ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15,3 moles de átomos de Au?
5. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de los siguientes elementos? a) Hg, b)
Ne, c) As, d) Ni.
6. ¿Cuál es la masa en gramos de 1,00 x 1012 átomos de plomo (Pb)?
7. ¿Cuántos átomos contiene una masa de 3,14 g de cobre (Cu)?
8. ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos: 1,10 g de hidrógeno, ó 14,7 g
de cromo?
9. ¿Cuál de las siguientes cantidades de sustancia tiene mayor masa: 2 átomos de plomo ó
5,1 x 10-23 moles de helio?
10. Calcular la masa molecular (en uma) de cada una de las siguientes sustancias: a) CH4,
b) NO2, c) SO3, d) C6H6, e) NaI f) K2SO4, g) Ca3(PO4)2
11. Calcular la masa molar de cada una de las siguientes sustancias: a) Li2CO3, b) CS2, c)
CHCl3 (cloroformo), C6H8O6 (ácido ascórbico, o vitamina C), e) KNO3, f) Mg3N2
12. Calcular la masa molar de un compuesto si 0,372 moles tienen una masa de 152 g.
13. ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0,334 g de C2H6?
14. Calcular el número de átomos de C, H y O en 1,50 g del azúcar glucosa (C6H12O6).
15. La urea [(NH2)2CO] se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcular el número de
átomos de N, C, O e H en 1,68 x 104 g de urea.
16. Las feromonas son un tipo especial de compuestos secretados por las hembras de
muchas especies de insectos con el fin de atraer a los machos para aparearse. Una
feromona tiene la fórmula molecular C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta feromona
secretada por un insecto hembra es alrededor de 1,0 x 10-12 g. ¿Cuántas moléculas contiene
esta cantidad?
17. La densidad del agua es 1,00 g/mL a 4°C. ¿Cuántas moléculas de agua están presentes
en 2,56 mL de agua a dicha temperatura?
18. La fórmula de la herrumbre se puede representar como Fe2O3. ¿Cuántos moles de
átomos de Fe hay en 24,6 g del compuesto?
19. Con frecuencia se agrega fluoruro de estaño(II) (SnF2) a los dentífricos como un
ingrediente para evitar las caries. ¿Cuántos gramos de flúor hay en 24,6 g del compuesto?
Composición porcentual, fórmula empírica y molecular
20. ¿Cuál es el significado de la palabra “empírica” en el término “fórmula empírica”? Si se
conoce la fórmula empírica de un compuesto, ¿qué otra información adicional se necesita
para determinar su fórmula molecular?
21. El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcular la composición
porcentual en masa de Sn y de O en SnO2.
22. El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en especial en jabones y
cosméticos. Su fórmula molecular es C9H10O. a) Calcular la composición porcentual en
masa de C, H y O del alcohol cinámico. b) ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico están
presentes en una muestra de 0,469 g?
23. Todas las sustancias listadas a continuación se utilizan como fertilizantes que
contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas contiene mayor cantidad de
nitrógeno por unidad de masa? a) Urea (NH2)2CO, b) Nitrato de amonio NH4NO3
c) Guanidina HNC(NH2)2 d) Amoniaco NH3
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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24. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de
dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44.,4%;
H: 6,21%; S: 39,5%; O: 9,86%. Calcular su fórmula empírica. ¿Cuál es su fórmula molecular
si su masa molar es 162 g, aproximadamente?
25. ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compuestos que tienen la siguiente
composición? a) 2.1% de H, 65,3% de O y 32,6% de S, b) 20,2% de Al y 79,8% de Cl,
c) 40,1% de C, 6,6% de H y 53,3 % de O, d) 18,4 % de C, 21,5% de N y 60,1 % de K.
26. La masa molar de la cafeína es 194,19 g. ¿Cuál es la fórmula molecular de la cafeína,
C4H5N2O o C8H10N4O2?
27. El glutamato monosódico (MSG) es un saborizante de alimentos que tiene la siguiente
composición porcentual en masa: 35,51% de C; 4,77% de H; 37,85% de O; 8,29% de N;
13,60% de Na. Si su masa molar es 169 g, ¿cuál es su fórmula molecular?
Estequiometría de reacciones
28. ¿Cuántos gramos de azufre (S) son necesarios para que reaccionen completamente con
246 g de mercurio (Hg) para formar HgS?
29. Calcular la masa en gramos de yodo (I2) que reaccionará completamente con 20,4 g de
aluminio (Al) para formar yoduro de aluminio (AlI3).
30. Balancear las siguientes ecuaciones:
a)
C + O2 Æ CO
b)
CO + O2 Æ CO2
c)
H2 + Br2 Æ HBr
d)
K + H2O Æ KOH + H2
e)
Mg + O2 Æ MgO
f)
O3 Æ O2
g)
H2O2 Æ H2O + O2
h)
N2 + H2 Æ NH3
i)
Zn + AgCl Æ ZnCl2 + Ag
j)
S8 + O2 Æ SO2
k)
NaOH + H2 SO4 Æ Na2 SO4 + H2 O
l)
Cl2 + NaI Æ NaCl + I2
m)
KOH + H3PO4 Æ K3PO4 + H2 O
n)
CH4 + Br2 Æ CBr4 + HBr
o)
NaHCO3 Æ Na2CO3 + H2O + CO2
p)
P4O10 + H2 O Æ H3PO4
q)
HCl + CaCO3 Æ CaCl2 + H2O + CO2
r)
Al + H2SO4 Æ Al2(SO4)3 + H2
s)
CO2 + KOH Æ K2CO3 + H2 O
t)
CH4 + O2 Æ CO2 + H2O
u)
Be2C + H2O Æ Be(OH)2 + CH4
31. Considerar la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso:
2 CO(g) + O2(g) Æ 2 CO2(g). Si la reacción se inicia con 3,60 moles de CO, calcular el
número de moles de CO2 que se producen. Suponga que hay suficiente oxígeno para
reaccionar con todo el CO.
32. El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede preparar por calentamiento de silicio en cloro
gaseoso: Si(s) + 2 Cl2(g) Æ SiCl4(l). En una reacción se producen 0,507 moles de SiCl4.
¿Cuántos moles de moléculas de cloro se utilizaron en la reacción?
33. La producción anual de dióxido de azufre, como resultado de la combustión de la hulla
de combustibles fósiles, de los escapes de los automóviles y otras fuentes, es de
aproximadamente 26 millones de toneladas. La ecuación para la reacción es:
S(s) + O2(g) Æ SO2(g) ¿Qué cantidad de azufre, presente en los materiales originales,
produce esta cantidad de SO2?
34. Cuando se calienta el polvo para hornear (bicarbonato de sodio o hidrógeno carbonato
de sodio, NaHCO3) se libera dióxido de carbono gaseoso, que es el responsable de que se
esponje la masa. a) Escribir una ecuación balanceada para la descomposición de dicho
compuesto (uno de los productos es Na2CO3). b) Calcular la masa de NaHCO3 que se
requiere para producir 20,5 g de CO2.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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35. Cuando el cianuro de potasio (KCN) reacciona con ácidos se desprende un gas
venenoso, mortal, el cianuro de hidrógeno (HCN): KCN(aq) + HCl(aq) Æ KCl(aq) + HCN(g).
Calcular la cantidad en gramos de HCN que se formará si una muestra de 0,140 g de KCN
se trata con un exceso de HCl.
36. La fermentación de los azúcares es un proceso bioquímico complejo que produce, en
ciertas condiciones, alcoholes. Por ejemplo, la glucosa se convierte por fermentación en
etanol y dióxido de carbono: C6H12O6 (glucosa) Æ 2 C2H5OH (etanol) + 2 CO2. Si se
fermentan 500,4 g de glucosa, ¿cuál es la cantidad de etanol, en gramos y en litros, que se
obtendrá? (Densidad del etanol = 0,789 g/mL).
37. En el compuesto cristalino de color azul denominado sulfato de cobre(II) pentahidratado
(CuSO4.5H2O), cada unidad de sulfato de cobre(II) está asociada con cinco moléculas de
agua. Cuando este compuesto se calienta a suficiente temperatura pierde todas las
moléculas de agua y cambia su color a blanco. La reacción es: CuSO4.5H2O Æ CuSO4 + 5
H2O. Si se calientan 15,01 g del compuesto azul hasta transformarlo totalmente en el
compuesto blanco, ¿cual será la masa del compuesto blanco obtenido?
38. La recuperación del oro, es decir, la separación del oro de otros materiales, usualmente
implica el uso de cianuro de potasio: 4 Au(s) + 8 KCN(aq) + O2 + 2 H2O Æ 4 KAu(CN)2(aq) +
4 KOH(aq) (note que por esta reacción el oro sólido se transforma en una sustancia soluble
en agua). ¿Cuál es la mínima cantidad de KCN, en moles, que se necesita para extraer 29 g
(alrededor de una onza) de oro?
39. La piedra caliza (CaCO3) se descompone, por calentamiento, en cal viva (CaO) y dióxido
de carbono. Calcular cuántos gramos de cal viva se pueden producir a partir de 1 kg de
piedra caliza.
40. El óxido nitroso (N2O) también se denomina “gas hilarante”. Se puede preparar por la
descomposición térmica de nitrato de amonio (NH4NO3). El otro producto es agua. a) Escribir
una ecuación balanceada para esta reacción. b) ¿Cuántos gramos de N2O se formarán si se
utilizan 0,46 moles de NH4NO3 para la reacción?
41. El fertilizante sulfato de amonio [(NH4)2SO4] se prepara mediante la reacción entre
amoniaco (NH3) y ácido sulfúrico: 2 NH3(g) + H2SO4(aq) Æ (NH4)2SO4(aq) ¿Cuántos kg de
NH3 se necesitan para producir 1,00 x 105 kg de (NH4)2SO4?
42. Un método común para la preparación de oxígeno gaseoso en el laboratorio utiliza la
descomposición térmica de clorato de potasio (KClO3). Considerar que la descomposición es
completa y calcular el número de gramos de O2 gaseoso que se obtendrá a partir de 46,0 g
de KClO3. (Los productos son KCl y O2).
Concepto de reactivo limitante: exceso y defecto
43. Dada la reacción entre Fe(OH)3 y H2SO4 para dar Fe2(SO4)3 y H2O, a) nombrar reactivos
y productos. b) calcular la masa de Fe(OH)3 (en gramos) que reaccionan completamente
con 12,5 g de H2SO4 c) calcular el número de moléculas de Fe2(SO4)3 que se obtienen para
la misma cantidad de H2SO4 dada en el inciso b). d) calcular los gramos y moles de cada
reactivo que deberán reaccionar para obtener 2,5x1020 moléculas de la sal. e) calcular los
moles y moléculas de cada producto que se obtienen por reacción de 8 moles de Fe(OH)3.
44. Dada la reacción entre Na2CrO4 y Pb(NO3)2 para dar PbCrO4 y NaNO3 . Calcular: a) los
gramos de PbCrO4 que se obtienen cuando un mol de Na2CrO4 reacciona totalmente con
Pb(NO3)2 en exceso; b) los gramos de PbCrO4 que se obtienen cuando un mol de Pb(NO3)2
reacciona totalmente con Na2CrO4 en exceso; c) los gramos de PbCrO4 que se obtendrán si
se hace la reacción mezclando un mol de Na2CrO4 con un mol de Pb(NO3)2; d) los gramos
de PbCrO4 que se obtendrán si se hace la reacción mezclando un mol de Na2CrO4 con dos
moles de Pb(NO3)2; e) los gramos de PbCrO4 que se obtendrán si se hace la reacción
mezclando dos moles de Na2CrO4 con un mol de Pb(NO3)2.
45. En un recipiente se introducen 74 gramos de H2SO4(aq) y 1,64 moles de Zn(s), éstos
reaccionan para dar H2(g) y ZnSO4(aq). a) Calcular el número de moléculas de la sal que se
forman; b) indicar cuál es el reactivo en exceso y cuantos gramos de éste quedan sin
reaccionar; c) calcular la masa de reactivo en defecto que debe agregarse para que
reaccione completamente el reactivo que estaba en exceso; d) calcular el aumento de masa
de sal al reaccionar las cantidades del inciso c).
46. Para la reacción entre sulfuro de hierro (III) y oxígeno para dar óxido de hierro (III) y
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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dióxido de azufre, calcular: a) la masa de dióxido de azufre que se formará al reaccionar
0,35 g de oxígeno con 0,007 moles de sulfuro de hierro (III); b) el número de moléculas de
reactivo en exceso que queda sin reaccionar; c) ¿cuántos gramos del reactivo en defecto
deberán agregarse para que reaccione totalmente el reactivo en exceso?
47. Se hacen reaccionar 3,4 g de amoníaco con 30 L de oxigeno en CNTP para producir
NO y H2O. a) ¿Cuántos moles de NO se obtienen? b) ¿Cuántos gramos del reactivo en
defecto se necesita agregar para que reaccione totalmente todo el reactivo en exceso?
48. El cloro reacciona con hidróxido de sodio para dar cloruro de sodio, hipoclorito de sodio
y agua. Se mezclan 7,52 g de cloro y 3,8 x 1021 moléculas de hidróxido. Calcular: a) la masa
de cada sal que se forma en la reacción; b) el número de moléculas del reactivo que no
reaccionaron; c) el número de moles de reactivo en defecto que debe agregarse para que
reaccione completamente el otro reactivo; d) el aumento de masa de cada producto que se
producirá si se agregan y reaccionan los moles calculados en el inciso c).
Pureza y rendimiento
49. Para la reacción entre MnO2 y HCl para dar Cl2(g), MnCl2 y H2O, calcular: a) la masa de
ácido necesaria para reaccionar con 1,45 g de un mineral que contiene principalmente MnO2
(pirolusita), cuya pureza en MnO2 es de 85%; b) los gramos de cloro que se obtendrán en el
caso anterior.
50. El KClO3 se descompone por calentamiento en KCl y O2. Al calentar 61 g de una
muestra impura de KClO3 y recoger todo el oxígeno formado, se obtuvieron sólo 10 L de
oxígeno en CNTP. a) Calcular la pureza de la muestra. b) ¿Cuántos moles y moléculas de
KCl se habrán obtenido?
51. Cuántos gramos de carbonato de calcio de 80% de pureza son necesarios para producir
386 mL de CO2 en CNTP a partir de la siguiente reacción: CaCO3
→
CO2 + CaO
52. 10 g de hidróxido de calcio se hacen reaccionar con 10 g de HCl. ¿Cuántos gramos y
moléculas de la sal se obtendrán si el rendimiento de la reacción es del 100%? ¿Y si el
mismo fuera del 70%?
53. Se mezclan 8 g de una muestra 70% de pureza de NH4Cl con 1,2 g de una muestra del
95% en Ca(OH)2 para dar cloruro de calcio, amoníaco y agua. Calcular: a) los moles y
gramos de NH3 a obtener con un rendimiento del 100%; b) los moles y gramos de NH3 a
obtener si el rendimiento es del 87%.
54. El Fe reacciona con H2SO4(aq) para dar FeSO4 e H2. Si, cuando se hacen reaccionar
100 g de Fe con un exceso de ácido, se obtienen 200 g de la sal. ¿Cuál es el rendimiento de
la reacción?
55. Para obtener SO3 se hacen reaccionar 18 g de azufre 90% de pureza con 0,25 moles de
oxígeno. Al terminar la reacción se obtienen 7 g de producto. Calcular el rendimiento de la
reacción.
56. El cloro se obtiene en el laboratorio a partir de la reacción del HCl con el MnO2. Los
productos son: Cl2, MnCl2 y H2O. Si el rendimiento de la reacción es del 85% y se obtienen
6,023 x 1022 moléculas de cloro, a) calcular cuántos gramos de una muestra de MnO2 65%
de pureza se han empleado en la reacción; b) si reaccionaron 20 g de una muestra de HCl,
determinar la pureza del mismo.
57. En la reacción entre 10 g de muestra de Fe2O3 y suficiente cantidad de carbón se
obtienen 2,5 g de hierro, mientras que el carbón forma CO2. Calcular la pureza de la
muestra, a) si el rendimiento fue del 100%; b) si el rendimiento fue del 95%. c) Calcular la
masa de carbón del 55% de pureza necesario para producir los 2,5 g de hierro con un 100%
de rendimiento.
58. Calcular el número de equivalentes presentes en:
3 moles de HCl (como ácido)
140 g de carbonato de aluminio (como sal)
50 g de sulfato de cobre pentahidratado (como sal)
0,12 moles de ácido sulfúrico (para dar hidrógeno sulfato de sodio)
0,12 moles de ácido sulfúrico (para dar sulfato de sodio)
0,12 moles de ácido sulfúrico (para dar hidrógeno sulfato de aluminio)
59. Calcular los moles de ácido fosfórico necesarios para obtener la cantidad indicada de
las siguientes sales. Calcular además el número de equivalentes de ácido fosfórico
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
10
necesarios para cada reacción.
a) 20 g de dihidrógeno fosfato de calcio.
b) 1,2x1022 moléculas de monohidrógeno fosfato de calcio.
c) 0,45 equivalentes de fosfato de aluminio.
d) 0,45 equivalentes de monohidrógeno fosfato de aluminio.
e) 0,45 equivalentes de dihidrógeno fosfato de aluminio.
f) 0,78 moles de fosfato férrico.
60. Calcular la masa en gramos y en umas correspondientes a 2,5 equivalentes de:
a) ácido nítrico que se combina con hidróxido.
b) hidróxido de bario, que pierde ambos OH-.
c) nitrato de hierro (II) (como sal).
d) ácido carbónico que se neutraliza totalmente.
e) monohidrógeno fosfato de cromo (III) actuando como ácido y como sal.
Indique posibles productos en todos los casos.
61. 3 g de H2SO4 y 2,7 g de Cr(OH)3 del 85% de pureza reaccionan para formar la sal
neutra. Calcular: a) los equivalentes de cada reactivo que habrán reaccionado; b) la cantidad
de moléculas del reactivo en exceso que no reaccionaron; c) los gramos, moléculas,
equivalentes y moles de sal que se formaron.
NOTA: Las letras “g”, “l” o “s” entre paréntesis luego de la fórmula química de una sustancia
indican el estado de agregación gaseoso, líquido o solido, respectivamente. El símbolo “aq”
significa: “en solución acuosa”.
“CNTP” significa “condiciones normales de temperatura y presión y es equivalente a “TPN”,
que significa ¨presión y temperatura normales”. Ambos se usan para indicar que el volumen
de un gas se ha medido a 273 K y 1 atm (condiciones en las cuales 1 mol de moléculas
ocupa 22,4 L).
Problemas adicionales de estequiometría
1. Calcular los gramos, moléculas y moles de amoníaco que podrían formarse por la
reacción de 10 g de nitrógeno y 10 g de hidrógeno.
2. Se mezclan 8 g de ácido sulfúrico con 2,7 g de hidróxido de cromo (III). a) Calcular los
moles de cada reactivo que habrán reaccionado cuando se forma la sal neutra. b) ¿Cuántas
moléculas del reactivo que se encuentra en exceso no reaccionaron? c) ¿Cuántas
moléculas, gramos y moles de la sal se formaron? d) Realizar los mismos cálculos para el
caso en que el producto de reacción sea la sal hidrogenada.
3. Cuando al sulfato de cobre(II) (aq) se le agrega cinc sólido, se forma cobre metálico y
sulfato de cinc(II) (aq). Calcular la masa y el número de moles de átomos de cobre que
podrán obtenerse en cada uno de los siguientes casos: a) se mezclan 0,44 moles de sulfato
de cobre(II) (aq) y 1,2 g de cinc. b) Se mezclan 4 g de cada reactivo. c) Se mezclan 0,88
moles de sulfato de cobre(II) (aq) y 1,4 moles de átomos de cinc.
4. 10 g de hidróxido de sodio se hacen reaccionar con 10 g de ácido clorhídrico. ¿Cuántos
gramos y moléculas de la sal se obtienen? ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio y de
ácido clorhídrico reaccionaron? Cuántas moléculas de cloruro de sodio se obtuvieron?
5. El carbonato de calcio reacciona con el HCl para dar dióxido de carbono, cloruro de
calcio y agua. a) Calcular la masa de dióxido de carbono que obtendrá si reaccionan 4,3 g
de carbonato de calcio con 6,7x1022 moléculas de ácido. b) ¿Cuántas moléculas del reactivo
en exceso quedarán sin reaccionar cuando se mezclan 100 g de cada reactivo?
6. ¿Cuántos g de una muestra de KClO3 del 75% de pureza deberán descomponerse
térmicamente para obtener 2 g de KCl? Teniendo en cuenta que el O2 es un gas y no
permanece en el sistema, determinar en cuánto habrá cambiado la masa del sistema luego
de la reacción.
7. Se mezclan 3 g de H2SO4 del 90% de pureza con 2,7 g de Cr(OH)3 del 85% de pureza.
a) Calcular los moles de cada reactivo que habrán reaccionado cuando se forma la sal
neutra. b) ¿Cuántas moléculas de qué reactivo no reaccionarán? c) ¿Cuántos gramos,
moléculas y moles de la sal se forman?
8. Se coloca una muestra de 75% de pureza de Zn en contacto con cantidad suficiente de
ácido y se obtienen 3,5 L de H2 medidos en CNTP. Si el rendimiento de la reacción fue del
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
11
90%, ¿cuánto pesó la muestra de Zn utilizada para la reacción?
9. El Zn y el Al reaccionan con el HCl dando ZnCl2 y AlCl3. Si 1 g de una mezcla que sólo
contiene Al y Zn al reaccionar con el ácido liberan 0,04 moles de H2. ¿Cuál es el porcentaje
de ambos metales en la muestra original?
10. Se mezclan 4,2 equivalentes de Al(OH)3 con 0,95 g de ácido carbónico para dar la sal
neutra (carbonato de aluminio). Calcular: a) el número de equivalentes de cada reactivo que
reaccionarán; b) el número de equivalentes de cada producto que se formarán; c) la masa
en gramos de reactivo en defecto que se deben agregar para que el otro reactivo reaccione
completamente.
11. Repetir todos los cálculos para el caso en que se forma la sal hidrogenada (carbonato
ácido de aluminio, o hidrógeno carbonato de aluminio).
Respuestas (problemas impares)
1. 1585489 = más de un millón y medio de años. 3. 1,93 moles. 5. Hg: 3,33x10-22 g; Ne: 3,35
x 10-23 g; As:1,24 x 10-22 g, Ni: 9,74 x 10-23 g. 7. 2,98 x 1022 átomos de cobre. 9. 2 átomos de
plomo. 11. 73,89; 76,14; 119,38; 176,13; 101,10; 100,93 g/mol. 13. 6,69 x 1021 moléculas.
15. N: 3,37 x 1026, C: 1,68 x 1026; O: 1,68 x 1026; H: 6,73 x 1026 átomos. 17. 8,57 x 1022
moléculas. 19. Sn: 78,8%; O: 21,2%. 21. NH3 : 82,2%. 23. 0,308 moles de Fe. 25. 287,86 g
de I2. 27. a: H2SO4; b: AlCl3; c: CH2O; d: KCN. 29. NaC5H8O4N. 31. 3,60 moles de CO2. 33.
13 millones de toneladas de S. 35. 0,058 g de HCN. 37. 9,59 g de CuSO4. 39. 19,18 g de
KCN. 41. b: 20,24 g de N2O. 43. a: 9,08 g de Fe(OH)3; b) 2,56 x 1022 moléculas de
Fe2(SO4)3. 45. a: 4,55 x 1023 moléculas de ZnSO4; b: 57,86 g de Zn; c: 86,72 g de H2SO4; d:
142,87 g de ZnSO4. 47. a) 0,20 moles de NO; b) 14,82 g de NH3. 49. a) 2,07 g HCl; b) 1,01 g
de Cl2 . 51. 2,16 g de carbonato de calcio de 80% de pureza. 53. a) 0,0308 moles 0,523 g; b)
0,0268 moles, 0,455 g de NH3. 55. 52%. 57. a) 35,7%; b) 37,6%; c) 0,73 g de C. 59. a) 0,171
moles; 0,171 equiv. b) 0,0199 moles; 0,0398 equiv. c) 0,15 moles; 0,45 equiv. d) 0,225
moles; 0,45 equiv. e) 0,45 moles; 0,45 equiv. f) 0,78 moles; 2,34 equiv. 61. a) 0,061
equivalentes; b) 1,13 x 1021 moléculas de Cr(OH)3; c) 4,00 g, 6,14 x 1021 moléculas, 0,061
Eq., 0,0102 moles de sulfato de cromo (III).
Adicionales: 1. 0,714 moles de amoníaco. 3. a) 0,018; b) 0,0251; c) 0,88 moles de cobre. 5.
a) 1,89g de CO2; b) 4,40 x 1023 moléculas de HCl. 7. a) 0,0276 moles H2SO4 y 0,0184 moles
Cr(OH)3; b) 2,34 x 1021 moléculas; c) 9,2 x 10-3 moles, 3,61 g de sal. 9. Zn=39%; Al=61%.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
12
Soluciones
Temario: Definición de solución. Soluto y solvente. Soluciones diluidas, concentradas y
saturadas. Unidades físicas de concentración: %p/p, %p/v, g/l. Unidades químicas de
concentración: molaridad (M), Normalidad (N), molalidad (m) y fracción molar (x). Mezcla de
soluciones y dilución. Estequiometría de soluciones.
1. Un químico le entrega una solución preparada disolviendo una masa conocida de la
sustancia pura A en agua destilada y llevando a volumen en un recipiente volumétrico ¿Qué
datos necesita para calcular la concentración en las siguientes unidades: a) %p/p, b) %p/v,
c) m, d) M, e) x, f) N? g) Si luego de preparada la solución descubre que, por error, se ha
usado la sustancia pura B en lugar de la A para preparar la solución, ¿qué unidades de
concentración debe recalcular?
2. Si la sustancia del problema 1 no era pura, ¿debe recalcular las concentraciones? ¿qué
otro dato debe conocer para ello?
3. Una solución acuosa contiene 8,2 % p/p de azúcar y tiene una densidad de 1,03 g/mL
¿Cuántos gramos de azúcar hay en 400 mL de solución?
4. ¿Cuál es el % p/v de una solución de densidad 1,05 g/mL que contiene 10 g de cierta sal
disuelta en 200 g de agua?
5. ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 250 g de CaCl2 en 1500 mL de
solución?
6. Calcular la densidad de una solución que fue preparada disolviendo 0,25 moles de
K3PO4 en 400 g de agua. El volumen final de la solución es de 424 mL.
7. ¿Cuál es la molaridad de una solución de NH4OH 28 % p/p y densidad 0,90 g/mL?
8. Se prepara una solución disolviendo 300 g de Mg(ClO3)2 en 1500 g de agua. Si la
densidad de la misma es de 1,25 g/mL, calcular la concentración expresada en %p/p, %p/v,
M y m.
9. Una solución de NaCl tiene dos rótulos: 2,5 %p/v y 2,3 %p/p ¿Cuál es su densidad?
10. Se prepara una solución de K2Cr2O7 1,0 %p/v partiendo de una droga que tiene una
riqueza en K2Cr2O7 del 90 %p/p. a) Calcular los moles de soluto y gramos de impurezas
presentes en 2 litros de solución. b) Para calcular el %p/p de la solución, ¿qué otro dato
necesita?
11. Una solución de H2SO4 es 0,21 M. Calcular su normalidad sabiendo que se utilizará
como: a) ácido diprótico, b) ácido monoprótico.
12. Calcular la masa de cada una de las siguientes sales que debería disolver en agua para
poder preparar 300 mL de solución 0,35 N (actuando como tales): NaCl, CaCl2, K3PO4,
Fe2(SO4)3, (NH4)2SO3, Ca(IO3)2.
13. Calcular %p/v, M, m y %p/p de una solución H3PO4 0,77 N (como ácido triprótico) cuya
densidad es 1,09 g/mL.
14. Se prepara una solución de Cr2(SO4)3 disolviendo 0,528 g de la sal en suficiente cantidad
de agua para completar 200 mL de solución. a) Calcular la concentración molar de la sal, la
concentración molar de los iones Cr3+ y la concentración molar de los iones SO42-, b)
Calcular la concentración normal de la sal, y la de sus iones. Compare los valores de las
concentraciones molares y normales. c) Calcular el volumen de solución que contiene 2,5 x
1020 iones SO42-.
15. Calcular la concentración molar de las soluciones resultantes de agregar 50 mL de una
solución de NaNO3 0,11 M a: a) 50 mL de agua destilada. b) 100 mL de agua destilada. c)
50 mL de una solución de NaNO3 0,30 M. d) 100 mL de una solución de NaNO3 4 %p/p y δ =
1,07 g/mL.
16. Se tienen 20 g de una solución de CaCl2 25 %p/v y δ = 1,08 g/mL. Calcular los gramos
de agua que se deben agregar a esta solución para obtener una solución final que tenga
una concentración: a) 0,445 M. b) 15 %p/p. c) 5,5 %p/v
17. ¿Cuál es el %p/p y el %p/v de una solución de HNO3 de δ = 1,41 g/mL de la cual se
debieron tomar 2,0 mL para preparar 300 mL de una nueva solución 0,12 M?
18. Un litro de HCl 12 M se diluye a 20 L. Calcular la molalidad de la solución diluida si su
densidad es 1,02 g/mL.
19. ¿A qué volumen habrá que diluir 10 mL de Pb(NO3)2 1,0 M para obtener una solución
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
13
que contenga 10 mg/mL de Pb+2?
20. Calcular la concentración M, y g/L de todos los iones presentes al mezclar 100 mL de
una solución 0,21 M de MgCl2 con: a) 50 mL de agua. b) 150 mL de solución de MgCl2 0,45
M. c) 220 mL de solución de Mg(NO3)2 0,37 M. d) 220 mL de solución de AlCl3 15 %p/p y δ =
1,1 g/mL. e) 110 mL de solución de Al(NO3)3 0,12 M.
21. Se hace una dilución 1:5 (un volumen de ácido en 5 volúmenes de agua) de 10 mL de
solución de H2SO4 98 %p/p y δ= 1,84 g/mL. a) ¿Cuál es la concentración de la solución
diluida en términos de M, %p/p, N y %p/v? b) ¿Cuántos gramos de agua hay en la última
solución?. c) Repetir los cálculos si la dilución fue 1/5 (un volumen de ácido en 5 volúmenes
finales).
22. Se mezclan tres soluciones de HNO3: solución 1) 20 mL 30 %p/p y δ= 1,22 g/mL;
solución 2) 45 mL 0,22 M y solución 3) 300 g 1,2 M y δ = 1,1 g/mL. Calcular la concentración
M y el número total de moles de ácido de la solución mezcla.
23. Se tienen 140 mL de una solución de Ba(OH)2 0,025 M (solución 1), y 90 mL de solución
de KOH 10 %p/v (solución 2). La solución 1 y la solución 2 se mezclan obteniéndose la
solución F (final). a) ¿Cuántos iones Ba+2 hay en la solución 1? ¿y en la F? b) ¿Cuántos
iones OH- hay en la solución 1? ¿y en la F? c) ¿Cuál es la concentración normal de OH- de
la solución 2? ¿Y en la F? d) ¿Cuál debería ser la concentración normal de OH- en la
solución 1 para que la normalidad de OH- en la solución F sea igual a la 2? Expresar este
último resultado en términos de normalidad y molaridad de Ba(OH)2 y de molaridad de OH-.
24. La solución F anterior se transfiere a un matraz de 2,0 L y se lleva a volumen con agua
destilada. a) ¿Ha variado el número de iones respecto al que había antes de la dilución?
¿Cuántos mL de agua se agregaron? b) Calcular la M y la N de cada ión (K+, Ba+2 y OH-) en
el matraz.
25. Se necesita conocer con exactitud la concentración de una solución de HCl. Para ello se
toman 10 mL de dicha solución y se les agrega cuidadosamente una solución de NaOH 0,55
M hasta que la reacción entre el HCl y el NaOH se complete. Si el volumen de la solución de
NaOH agregado fue 23,2 mL ¿Cuál es la concentración de la solución de HCl? ¿Cómo se
llama el proceso utilizado?
26. Se mezclan 80 mL de solución 0,052 M de Ba(OH)2 con 70 mL de solución 0,18 %p/v de
Ba(OH)2 y 100 mL de solución 0,028 M de H2SO4. Calcular la concentración de todos los
iones en la solución mezcla (tenga presente que al mezclarlas se forma cierta cantidad de
BaSO4, que es insoluble en agua).
27. ¿Cuántos mL de solución 0,44 M de Na2SO4 se deben agregar a 120 g de solución de
CaCl2 15 %p/p para que todo el ión calcio de la solución de CaCl2 precipite como CaSO4
(insoluble)?
28. Se tiene una solución de H2SO4 cuya densidad es de 1,15 g/mL. De ella se extraen 20
mL y se los neutraliza completamente con 28 mL de una solución de NaOH 0,25 M. a) ¿Cuál
es el %p/p de la solución de H2SO4? ¿Cuántos gramos de ácido reaccionan?. b) Repetir el
cálculo si la solución original era de NaHSO4 en lugar de H2SO4.
29. El PbCO3 es insoluble en agua. A 125 mL de solución de Pb(NO3)2 se les agrega, gota a
gota, una solución de Na2CO3 hasta que el agregado de una gota no produce más
precipitación de PbCO3. Se separa el precipitado, se seca y se pesa, obteniéndose una
masa de 1,2 g. a) Calcular la concentración de la solución original de Pb(NO3)2,
expresándola en mg/L de Pb (II). b) Si la concentración de la solución de Na2CO3 era 1,0 M,
¿cuántas gotas de dicha solución se agregaron? (1 gota equivale a 0,05 mL de solución).
30. 22 mL de solución 0,015 M de K2CrO4 se mezclan con 45 mL de solución 10 %p/p y δ =
1,05 g/mL de AgNO3. a) ¿Cuál es la masa de precipitado (Ag2CrO4) formado? b) ¿Cuántos
gramos del reactivo en exceso quedan sin reaccionar? c) ¿Cuál es la concentración de los
iones que no reaccionaron?
31. ¿Cuál es el %p/p de una solución de H2SO4 de densidad 1,8 g/mL, si para neutralizar 40
mL de la misma se requirieron 400 mL de NaOH 2,0 M?
32. Se añaden 250 mL de Ba(NO3)2 0,12 M a 250 mL de una solución 0,30 M de H2SO4. a)
¿Qué masa en gramos de BaSO4 precipitará? b) ¿Cuál será la concentración molar y normal
de los solutos presentes en la solución luego de la precipitación?
33. En el problema anterior se ha supuesto que el BaSO4 es totalmente insoluble en agua.
En realidad, el BaSO4 es muy poco soluble, pero una pequeña cantidad de la sal se disuelve
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
14
en agua. Si la solubilidad del BaSO4 es de 0,023 g/100 mL ¿cuál será la masa del
precipitado? ¿Cuál será la concentración de sulfato de bario en la solución?
34. Se mezclan 20 mL de HNO3 30%p/p y δ = 1,22 g/mL con 45 mL de otra solución del
mismo ácido 0,22 N y 300 g de otra 1,2 M y δ = 1,1 g/mL. Calcular la concentración M y el
número de equivalentes de ácido contenidos en la solución final.
35. ¿Cuál es el %p/p de una solución de H2SO4 de δ= 1,8 g/mL si para neutralizar 40 mL de
la misma se requirieron 250 mL de Ca(OH)2 2,0 N?
Problemas adicionales
1. ¿Cuál será el peso molecular relativo de una sustancia si al disolver 3,0 g de la misma
en 150 mL de agua destilada se obtiene una solución 0,80 M? (suponer que no hay cambio
de volumen al disolverse el sólido).
2. Calcular el %p/v, %p/p y molalidad en cada caso: a) 0,15 g de Zn(NO3)2 disueltos en 8,5
moles de agua (densidad de la solución: 1,05 g/mL). b) 1,4.1022 moléculas de (NH4)2SO4
disueltas en 40 mL de solución (densidad de la solución: 1,1 g/mL). c) 0,24 moles de
Ba(NO3)2 en 400 g de agua (densidad de la solución: 1,03 g/mL). d) 0,018 moles de Na2CO3
disueltos en 400 mL de agua (densidad del agua: 1,0 g/mL; densidad de la solución: 1,03
g/mL). e) 40 g de alcohol etílico (C2H6O) en 80 g de agua (densidad del alcohol: 0,79 g/mL).
Suponga volúmenes aditivos.
3. Calcular qué volumen de cada una de las siguientes soluciones acuosas contiene 2,3 x
1022 moléculas de soluto: a) Cu(NO3)2 0,60 M. b) HNO3; Xsoluto = 0,09 y δ = 1,1 g/mL. c)
Ba(OH)2 8,2 %p/p y δ = 1,05 g/mL. d) Al(NO3)3 1,8 M.
4. Las soluciones concentradas de HNO3 tienen un 63 %p/p de pureza y una densidad de
1,41 g/mL. a) Calcular los moles de ácido en un frasco que contiene 1,000 Kg de solución.
b) ¿Cuál es la concentración molar de dicha solución concentrada? c) Si se toman 45 mL de
la solución concentrada, ¿cuántos moles de soluto hay en ese volumen? ¿Cuál es su
concentración molar? ¿Cual es la concentración molar de la solución que queda en el
frasco?
5. Se diluyen con agua, hasta un volumen final de 300 mL, 4,5 mL de la solución
concentrada del problema anterior ¿Cuántos moles de soluto hay en los 300 mL? ¿Cuál es
la concentración M y %p/v? b) Los 300 mL de la solución diluida se dividen en 3 frascos
goteros de 100 mL ¿Qué rótulo se debe poner a cada frasco?
6. ¿A qué volumen habrá que diluir 100 mL de HCl 6,0 M para obtener una solución 1,5 M?
7. Calcular las nuevas concentraciones molares que se obtienen al agregar 80 mL de
solución de Cu(NO3)2 0,39 M a: a) 500 mL de agua destilada. b) 150 mL de solución del
mismo soluto 0,15 M. c) 230 mL de solución del mismo soluto 1,4 %p/p y δ = 1,1 g/mL. d)
200 g de solución del mismo soluto 2,1 %p/v y δ = 1,1 g/mL.
8. ¿Qué volumen habrá que tomar de una solución de MnCl2 3,2 M para obtener 200 mL de
solución que contenga 5,0 mg/mL de Mn2+?.
9. Se mezclan 1,2 mL de solución de NaNO3 63 %p/p y δ = 1,42 g/mL con 20 mL de
solución de NaCl 0,50 M y se agrega agua destilada hasta completar 750 mL. Calcular la
molaridad de la solución respecto a cada ión presente.
10. Se tiene una solución de HCl 36 %p/p y δ = 1,18 g/mL, de la cual se toman 15 mL y se
diluyen hasta 500 mL; de esta última solución se toman 20 mL. A estos 20 mL se les agrega
gota a gota una solución de AgNO3, deteniéndose el agregado cuando ya no se observa que
se forme un precipitado de AgCl al caer la gota. El volumen de solución de AgNO3 agregado
es 5,2 mL ¿Cuál es la concentración de la solución de AgNO3?
11. ¿Qué volumen de agua habrá que agregar a 400 mL de solución de HNO3 2,5 M para
que al tomar 25 mL de la nueva solución se neutralicen exactamente 2,22 g de Ba(OH)2?
12. Se hacen reaccionar 15 g de Ca(OH)2 impuro con 30 g de NH4Cl de acuerdo a:
2 NH4Cl + Ca(OH)2 → 2 NH3 (g) + CaCl2 + 2 H2O.
El gas (amoníaco) formado se recoge disolviéndolo en agua destilada (el amoníaco es muy
soluble en ésta), obteniéndose 25 mL de una solución 3 M de amoníaco. Calcular la pureza
del Ca(OH)2.
13. Se hacen reaccionar 150 mL de HCl 36 %p/p y δ = 1,16 g/mL con 120 g de CaCO3 90
%p/p. La reacción es: 2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2(g) + H2O. El gas obtenido (CO2) se
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
15
hace burbujear en 150 mL de agua destilada, obteniéndose una solución 15 %p/v. Calcular
el rendimiento, de la reacción (suponer que no hay cambio de volumen).
14. Calcular el peso equivalente y el número de equivalentes de cada uno de los siguientes
solutos en 100 mL de solución: a) Ba(OH)2 0,25 N (reaccionará perdiendo ambos OH- ). b)
HNO3 20%p/v (reaccionará como ácido). c) Na3PO4 1,2 M (reaccionará como sal).
15. Calcular las nuevas concentraciones normales que se obtienen al agregar 80 mL de
solución de Cu(NO3)2 0,78 N a: a) 500 mL de agua destilada, b) 150 mL de solución del
mismo soluto 0,15 M, c) 230 mL de solución del mismo soluto 1,4%p/p y δ = 1.1 g/mL, d)
200 g de una solución del mismo soluto 2,1%p/v y δ = 1,1 g/mL.
16. Se mezclan 1,2 mL de NaNO3 63%p/p y δ = 1,42 g/mL con 20 mL de NaCl 0,50 M y se
agrega agua destilada hasta completar 750 mL. Calcular la normalidad de la solución
respecto a cada ión presente.
17. Se tiene una solución de H2SO4 cuya densidad es de 1,15 g/mL. De ella se extraen 20
mL y se los neutraliza completamente con 28 mL de una solución de NaOH 0,20 M. ¿Cuál
es el %p/p de la solución de H2SO4? ¿Cuántos equivalentes de ácido reaccionan?
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
16
Uso de material de laboratorio
TRABAJO PRÁCTICO
Temario: Orientación del alumno en el laboratorio y en las técnicas correctas de trabajo
experimental. Manejo de material de laboratorio (balanzas, material volumétrico, etc.) y su
uso adecuado. Aproximación a algunas metodologías a utilizar posteriormente (preparación
de soluciones, titulación, etc.). Importancia de la medida, su expresión y errores de la
misma. Propagación de errores en las operaciones comunes entre magnitudes.
Introducción
El objetivo esencial de este trabajo de laboratorio es mostrar la importancia de la medida en
las ciencias experimentales y la necesidad de expresarla adecuadamente. Toda medida
tiene dos componentes: el número y la unidad. El número de la medida incluye una
estimación de la precisión (definida más abajo) con que el número ha sido medido. En estas
clases se discutirán los conceptos esenciales de toda medida: precisión, exactitud, cifras
significativas y traslado de errores (cuando las magnitudes medidas son utilizadas en el
cálculo de otras). Un objetivo adicional es la familiarización del estudiante con instrumentos
habituales en el laboratorio y la adquisición de habilidades manuales.
El aprovechamiento de estas clases será evaluado en los trabajos prácticos y problemas en
los que se realicen o utilicen medidas a traves de:
• la capacidad de elegir instrumentos adecuados de acuerdo a la medida a realizar.
• La expresión adecuada de una medida directa o indirecta.
Descripción del material de vidrio de uso común en el laboratorio
Pipetas
Son tubos de vidrio que sirven para medir volúmenes fijos o variables de
líquido. Se clasifican en:
Graduadas: son cilíndricas y tienen grabada una escala en la que se
puede leer el volumen contenido. Entre éstas encontramos las pipetas de
Mohr (fig. 1a, cuya escala no llega al extremo inferior) y las serológicas
(fig. 1b, en las cuales la escala llega al extremo inferior). En estas últimas
el líquido puede descargarse completamente.
Aforadas: Se denomina “aforo” a la marca en el vidrio que indica hasta
donde debe llegar el líquido. Las pipetas aforadas miden volúmenes fijos, 1a 1b
1c 1d
que se indican por una leyenda grabada en la pipeta. Las pipetas llamadas
“de simple aforo” (fig. 1c) tienen una sola marca (aforo) en la parte superior. En éstas se
deja escurrir totalmente el líquido. Las pipetas llamadas “de doble aforo” tienen una marca
superior y una inferior (fig. 1d); el volumen medido es el comprendido entre los dos aforos.
Las pipetas aforadas se utilizan cuando se necesita medir volúmenes con mayor precisión;
las pipetas graduadas pueden ser más convenientes al no estar limitadas a la medida un
volumen fijo, pero tienen menor precisión. Para su uso correcto debe tenerse en cuenta que:
• Se deben utilizar con propipetas.
• Las pipetas deben secarse externamente para evitar la caída de líquido adherido al
exterior de la pipeta, cuyo volumen no se incluye en la lectura (se cometería un error por
exceso).
• Antes de usarse la pipeta debe enjuagarse un par de veces con la solución a medir, para
eliminar otros líquidos remanentes.
Propipetas
Son peras de goma que permiten llenar o vaciar pipetas sin succionar
directamente con la boca (ver figura de la derecha. La pipeta se
conecta a la apertura inferior de la pera). Deben usarse para pipetear
sustancias tóxicas o soluciones cuyos vapores sean nocivos o
molestos.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
17
A: Válvula para expulsar el aire de la pera de goma.
S: Válvula para succionar el líquido.
E: Válvula para expulsar el líquido.
Vasos de precipitados
Son recipientes que sirven para contener o calentar líquidos.
Algunos poseen una graduación que permite estimar el volumen
de líquido contenido.
Matraces
Son recipientes que permiten contener o medir volúmenes fijos de líquidos.
Tienen un aforo en su cuello que indica hasta dónde se los debe llenar para
medir el volumen indicado. Generalmente se usan para preparar soluciones.
Frasco Erlenmeyer
Son recipientes de forma cónica y boca estrecha. Resultan convenientes cuando
se quieren evitar pérdidas por evaporación o cuando se desea agitar el líquido
contenido. Poseen una graduación que permite estimar el volumen
contenido.
Probetas
Son recipientes cilíndricos graduados que sirven para medir distintos
volúmenes de líquidos contenidos.
Buretas
Son tubos graduados que tienen una llave o robinete en su parte inferior para
permitir el desalojo controlado de líquidos.
Para usar correctamente una bureta debe tenerse en cuenta que:
• El robinete debe estar correctamente engrasado para que gire fácilmente y no
pierda líquido. La bureta debe estar completamente seca en su parte exterior,
especialmente el vástago, por las razones anteriormente explicadas para el caso
de las pipetas.
• Se debe tener la precaución de mover el robinete rodeándolo con la mano y
evitando que se mueva lateralmente y se afloje o salga de su alojamiento.
Recomendaciones generales
• El material de vidrio debe estar perfectamente limpio, desengrasado y seco.
• El material de vidrio graduado (pipetas, buretas, matraces y probetas) no debe ser
calentado a temperaturas mayores que la indicada para su calibración.
• Para medir el volumen de un líquido que moja el vidrio (agua), debe hacerse coincidir la
parte inferior del menisco con el aforo. Para el caso del mercurio, que no moja al vidrio,
debe hacerse coincidir la parte superior del menisco. En el caso de que se use material
graduado para medir volúmenes parciales puede tomarse cualquier criterio para el enrase,
siempre y cuando se mantenga en todas las medidas.
•
Aforo
Agua
Hg
Otros materiales de laboratorio
Mortero
Consta de un recipiente de boca ancha y un pilón o mazo generalmente
de cerámica o de vidrio. Se usa para moler sólidos dividiéndolos
finamente.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Balanza de cadena
Es un instrumento que permite comparar la masa de cuerpos de hasta 200 g, con una
precisión teórica de 0,1 mg. Está constituida por una palanca de brazos iguales llamada
cruz. De los extremos de la cruz penden dos platillos; en ellos se coloca el cuerpo cuya
masa se desea conocer (usualmente en el platillo izquierdo), y las masas patrón de
comparación (comúnmente llamadas pesas), en el platillo derecho. Unida a la cruz en su
punto medio y extendiéndose hacia abajo se halla una larga aguja llamada fiel, cuyo
extremo cae frente a una escala graduada que marca las desviaciones de la cruz respecto
de la posición horizontal.
La parte superior de la cruz está divida en diez partes iguales sobre las cuales se puede
colocar una pieza de metal de 100 mg llamada jinetillo. Si el jinetillo se coloca sobre la
división con la marca “.1” produce el mismo efecto que si se colocaran 100 mg en el platillo
derecho, en la siguiente, 200 mg, y así sucesivamente. El manejo del jinetillo se realiza por
medio de una varilla que se manipula desde afuera de la caja de la balanza (lado derecho).
Unida al brazo derecho de la cruz hay una cadena que permite ir agregando cantidades de
masa de entre 0 y 100 mg por medio de una perilla. En la perilla hay una escala graduada (0
a 100 mg de a 1 mg). Por fuera de la perilla hay una escala graduada (0 a 10, de a 1)
llamada vernier, que permite leer hasta la décima de mg (fig. 8).
Uso del vernier: El vernier está construido de tal manera que 10 divisiones del vernier
ocupan la misma longitud que 9 divisiones de la escala de medida. La forma de medir
utilizando el vernier se ejemplifica en la siguiente figura de la derecha:
La escala superior es la de medida del
instrumento, la escala inferior es la del
vernier. La marca “A” corresponde al punto
de referencia de la medida. Se ve que la
medida es mayor que 4,7 y menor que 4,8
unidades. Como la primera división del
vernier que coincide con una división de la
escala es la división 4 (indicada en la figura con un círculo y la letra “B”), la medida es 4,74
unidades.
Para realizar una pesada se debe verificar qué posición de la escala indica el fiel cuando la
balanza está descargada. Esta posición se conoce como “posición de equilibrio” o bien,
“cero de la balanza descargada”. Luego se coloca el cuerpo de masa desconocida en el
platillo izquierdo y se van agregando pesas de masa conocida en el platillo derecho (ver
precauciones) en orden decreciente. Se utilizan pesas de hasta 1 g como mínimo. Las
masas menores a 1 g se agregan ubicando el jinetillo en las distintas posiciones sobre la
cruz (incrementos de a 100 mg), y las masas menores a 100 mg se agregan por medio de la
perilla unida a la cadena.
Antes de cada cambio de pesas la balanza se “traba” o se
“arresta” (es decir se fija la cruz por medio de una perilla
ubicada en la parte delantera de la caja de la balanza),
Luego de cada agregado de pesas la balanza se destraba
suavemente para comprobar si se ha llegado a la posición
de equilibrio. Una vez alcanzado el equilibrio se suman las
masas de las pesas colocadas en el platillo derecho. A este
número se le suma la masa del jinetillo de acuerdo a su
posición relativa (primer decimal después del gramo); y
luego se leen los mg en la escala de la perilla unida a la
cadena (segundo y tercer decimal). El último decimal
(décima de mg) se lee en la escala del vernier, siendo aquél
la marca de esta escala que coincide con una línea
(cualquiera) de la escala de la perilla.
Suponiendo que en el platillo derecho se colocaron las
siguientes pesas:
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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una de 50 g y una de 1g, que el jinetillo se encuentra en la posición 6 de la cruz y que el 0
de la escala del vernier se encuentra entre las líneas 35 y 36 del disco, y que coincide una
línea del disco con la tercera línea del vernier (figura). Entonces deberá leerse una masa de
51,6353 g
Precauciones para el uso de esta balanza:
• Cuando la balanza no se usa o al colocar o quitar las pesas, debe estar trabada (o
colocada en posición de arresto) por medio de la perilla situada en el frente de la
balanza.
• Debe situarse en un lugar conveniente, lejos de corrientes de aire o radiaciones de
calefacción y protegida de las vibraciones.
• Debe estar correctamente nivelada, para lo cual posee un nivel de burbuja en la base o
una plomada y un punto de referencia.
• No debe colocarse ninguna sustancia directamente sobre los platillos sino sobre
recipientes adecuados.
• Los cuerpos a pesar deben estar a la temperatura de la balanza.
• No debe sobrecargarse (carga máxima: 200 g).
• Debe mantenerse limpia.
• Las pesas deben manejarse con pinzas, preferentemente con puntas de hueso o plástico.
Las pesas deben distribuirse en el platillo sistemáticamente, ubicando las mayores en la
parte central del platillo para evitar oscilaciones. Cuando no se usa la caja de pesas
debe permanecer cerrada.
• Al terminar la operación de pesada se deben guardar las pesas en la caja correspondiente.
Balanza granataria
Consta de dos platillos, en uno de los cuales se coloca la sustancia a pesar (nunca
directamente sobre el platillo), y en el otro las pesas que equilibran la masa de la sustancia.
La precisión teórica de esta balanza es de 0,01 g.
Las recomendaciones para su uso son las
mismas que para la balanza de cadena. La
posición de equilibrio se observa mediante
dos puntas de metal unidas a cada uno de
los platillos que quedan ubicadas delante de
una escala graduada.
Mecheros
Se emplean para calentar sustancias. Los más comunes son:
Mechero de Bunsen (fig. a): permite regular la entrada de aire.
Mechero de Meker (fig. b): proporciona una llama oxidante y muy
caliente. Permite regular la entrada de aire y de gas. Permite tener
una mayor superficie de calentamiento.
En la figura de la derecha se observan dos tipos de llamas que
pueden producirse en un mechero. La primera es una llama en la
que la entrada de aire es insuficiente, la combustión del gas es
incompleta y la llama es de color amarillo. Si se coloca un recipiente
de vidrio sobre ella, éste se tizna por el depósito de partículas de
carbón que no han sido quemadas.
En la segunda, las entradas de aire y gas son correctas. Se
observan cuatro zonas: (1) cono frío, en donde no hay combustión;
(2) cono de reducción, en donde hay poco oxígeno; (3) cono de
oxidación, allí el oxígeno es abundante; (4) zona de fusión, cuya
temperatura es de aproximadamente 1500 oC. Esta llama se
distingue de la anterior por su color azul.
a
b
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Termómetros
Nuestros sentidos nos permiten comparar estados térmicos y decidir si un cuerpo está más,
menos o igualmente caliente que otro. Por otra parte, es un hecho experimental (ley cero de
la termodinámica), que dos cuerpos que tienen distintos estados térmicos, alcanzan el
mismo estado térmico luego de un tiempo de ser puestos en contacto, es decir, alcanzan un
equilibrio térmico.
Los estados térmicos no son magnitudes. Recordemos que las magnitudes son
comparables (relación de igualdad y desigualdad), sumables y divisibles. Si bien los estados
térmicos son comparables, no cumplen las otras condiciones (por ejemplo, no se suman: si
mezclamos agua a 80 oC con agua a 20 oC, no obtenemos agua a 100 oC).
Para comparar cuantitativamente los estados térmicos se elige una escala de referencia
arbitraria. A los estados térmicos de un sistema, llamado termómetro, formado por un bulbo
de vidrio conteniendo mercurio conectado a un capilar de vidrio a lo largo del cual el
mercurio puede expandirse o contraerse, se le asignan números relacionados con la
longitud de la columna de mercurio. De este modo, podemos medir el estado térmico de un
cuerpo comparándolo con el de un termómetro que ha alcanzado equilibrio térmico con el
cuerpo a medir. Este ordenamiento numérico es una escala de lo que llamamos
“temperatura.” La temperatura puede definirse como el número que representa el estado
térmico de un cuerpo, tomando como referencia un estado térmico perfectamente definido.
Debe reconocerse claramente la diferencia entre temperatura y calor (es decir: energía
térmica). El calor es una forma de energía, es decir es una magnitud, en tanto que la
temperatura es un número definido como se ha indicado más arriba. Como ejemplo práctico
de la diferencia entre calor y temperatura, piense en lo que sucede si hace que dos
recipientes con distintas cantidades de agua reciban energía térmica de dos fuentes de calor
iguales durante el mismo tiempo. La cantidad de calor que reciban los dos líquidos será la
misma, sin embargo, el recipiente que tiene menos agua alcanzará mayor temperatura.
Sintetizando, los termómetros son instrumentos que miden los estados térmicos de los
cuerpos. El principio de funcionamiento de muchos termómetros es la dilatación térmica de
las sustancias, de modo que para construirlos se eligen sustancias que se dilatan mucho
para pequeñas variaciones de su estado térmico, por ejemplo Hg, alcohol, gases o metales
sólidos.
A presión constante, las sustancias puras tienen estados térmicos definidos cuando dos de
sus fases se encuentran en equilibrio (por ejemplo: liquido en equilibrio con vapor:
ebullición). Estos estados térmicos definidos se utilizan para establecer escalas
termométricas.
Errores de medida
Algunos errores característicos:
• Error de paralaje: es el que se comete al no colocar la
línea de visión paralela a la superficie del líquido. En la
figura se observa: a) la línea de la visual demasiado alta,
con lo que la lectura será mayor que la correcta (error por
exceso); b) la forma correcta, c) la línea visual demasiado
baja, lectura menor que la forma correcta (error por
defecto).
• Error por burbuja: no deben quedar burbujas en el líquido.
si hay burbujas, el líquido debe retirarse y volver a
cargarse. Las burbujas ocupan un volumen que se lee
como si fuera de líquido, por lo tanto se comete un error por exceso.
• Error de lectura: la precisión de la escala grabada en pipetas, buretas, vasos y matraces
está relacionada con el diámetro del recipiente, en el punto en el que se encuentra la
escala. Para convencernos de ello comparemos dos matraces aforados idénticos,
excepto por el diámetro del cuello en el cual se encuentra el aforo: uno de 0,8 cm de
diámetro y otro de 1 cm de diámetro. Si nos pasamos un milímetro (0,1 cm) del aforo al
llenarlos con una solución, habremos agregado a cada uno un volumen en exceso igual a
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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πr2 h. Debido a la diferencia de radios, este exceso será en el primero de 0,05 cm3 y en el
segundo de 0,08 cm3 (calcular).
• Error de calibración: es un error intrínseco relacionado con la construcción del
instrumento de medida. La correlación correcta entre el valor leído en el instrumento y el
volumen contenido en el mismo depende de la calidad del instrumento y del cuidado en
su mantenimiento.
Clasificación de errores
a) Errores sistemáticos: son los que se cometen siempre en el mismo sentido (por ejemplo,
siempre por exceso). Los errores por burbujas y calibración son sistemáticos.
b) Errores aleatorios: son los que se pueden producir en ambos sentidos. El error de
paralaje es un ejemplo de este tipo de error.
Exactitud y precisión de las medidas
En realidad el único tipo de cantidad física que puede medirse con exactitud perfecta es un
conjunto específico de objetos discretos, por ejemplo, el número de libros de una biblioteca
o el número de personas en un cierto lugar. Al medir cualquier cantidad susceptible de variar
en forma continua, siempre existe cierta incertidumbre ya que una medida exacta en este
caso debería expresarse con un número infinito de dígitos lo cual, obviamente, no es
posible. Mientras numerar objetos discretos sólo exige valores enteros tales como: 1, 2, 3,...,
etc., la medida de una variable continua como, por ejemplo, la masa, podrá tomar cualquiera
de los infinitos valores entre, por ejemplo, 1 y 2.
Así, para una variable continua, no existen valores exactos, sino valores aceptados. Estos
valores aceptados se obtienen realizando un gran número de determinaciones, examinando
cuidadosamente y eliminando si es posible, todos los errores relacionados con la medida.
La exactitud de una medida se expresa a través del llamado error absoluto: diferencia (en
valor absoluto) entre el valor aceptado (real) y el valor promedio obtenido.
ε ABSOLUTO = ValorACEPTADO − ValorPROMEDIO
El error absoluto dividido por el valor aceptado constituye el llamado error relativo. El error
relativo porcentual se obtiene multiplicando el error relativo por 100.
ε RELATIVO =
ε ABSOLUTO
ValorACEPTADO
ε PORCENTUAL = ε RELATIVO × 100
La precisión es una indicación de la consistencia mutua entre varias determinaciones
repetidas; es decir, es una medida de la reproducibilidad de un procedimiento de medida.
Calcularemos a la precisión como la desviación promedio de una serie de medidas
realizadas sobre una misma magnitud en las mismas condiciones. La desviación promedio
se calcula haciendo el promedio de las desviaciones individuales, las cuales, a su vez, se
calculan como la diferencia en valor absoluto entre una medida individual y el promedio de
las medidas efectuadas.
La causa por la cual las medidas obtenidas por un experimentador pueden no coincidir con
el valor aceptado está relacionada con procedimientos incorrectos en la medida pero
también con una serie de errores. Éstos pueden ser conocidos (errores sistemáticos), en
cuyo caso son determinados y pueden acotarse si no eliminarse. Otros, en cambio, son
casuales y no pueden eliminarse sino minimizarse realizando un gran número de medidas
(errores aleatorios).
La precisión estará fundamentalmente ligada a los errores de tipo aleatorio ya que ellos
provocarán la desviación de la medida. El hacer un instrumento más preciso es condición
necesaria para que el mismo sea más exacto, sin embargo no es condición suficiente ya que
un error sistemático puede desviar la medida muchísimo de su valor verdadero.
Como un ejemplo de que precisión no es necesariamente exactitud, imaginemos la intención
de arrojar dardos al centro de un blanco; si todos los tiros dan en un costado del blanco pero
todos muy cercanos entre sí, se tendrá buena precisión pero pésima puntería (exactitud). En
cambio, se tendrá puntería (exactitud) si todos los tiros impactan en o cerca del centro.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Podría suceder que, en el primer caso, corrigiendo la técnica usada para arrojar el dardo
(eliminando un error sistemático) logremos que todos los tiros den cerca o en el blanco, con
lo que aumentaremos la exactitud.
Ejemplo de cálculo de la precisión y la exactitud
(Se recomienda recalcular las cifras presentadas en el ejemplo)
Los resultados obtenidos en una serie de medidas de la concentración de una solución son
los siguientes: 0,1010 N, 0,1020 N, 0,1012 N y 0,1015 N. El “mejor valor” o valor promedio
es: 0,1014 N (calculado como la suma de todos los valores y dividiendo por el número de
determinaciones).
Los valores absolutos de las desviaciones de cada medida individual respecto del valor
promedio son: 0,0004, 0,0006, 0,0002 y 0,0001. La desviación promedio, que se calcula
sumando las desviaciones individuales y dividiendo por el número de medidas, es 0,0003 N.
Así, el resultado se expresa correctamente como: 0,1014 ± 0,0003 N.
Puede también definirse una “Desviación Promedio Relativa”. Esta se obtiene dividiendo la
desviación promedio por el promedio; en el caso anterior sería: 0,0003 / 0,1014 = 0,0039.
Respecto de la exactitud de la medida, supongamos que el valor aceptado para la
normalidad sea 0,1024, entonces: Error absoluto = 0,0010; error relativo = 9,8.10-3; error
relativo porcentual = 0,98%
Cifras significativas
Debe resultar obvio, de acuerdo a lo dicho más arriba, que el resultado de una medida no
puede expresarse con una cantidad cualquiera de cifras. El número de cifras del número
que expresa una medida dependerá de la precisión de la misma. Por ejemplo, consideremos
una medida, repetida cinco veces en las mismas condiciones con el mismo instrumento, en
la que se obtienen los valores 1,0543; 1,0581; 1,0633; 1,0522 y 1,0612. Resulta claro que
las cifras 1 y 0 son “seguras” para esta medida, que la siguiente (5 o 6) está afectada de
cierta incertidumbre y que las siguientes no representan nada realmente medido: no son
significativas.
Por lo tanto, se debe expresar la medida con el número de cifras que realmente tengan
algún significado (cifras significativas). Convencionalmente se acostumbra denominar cifras
significativas (c.s.) a todas las cifras seguras y una más. Esta última estará afectada por un
cierto error. Así, la medida anterior se escribirá correctamente como: 1,06. Este número
expresa la medida, e implica que la última cifra puede variar en más o menos una unidad. La
medida tiene, entonces, 3 c.s.
Como es lógico, el cambio en la unidad utilizada en una medida no cambia el número de
cifras significativas. Si la medida anterior fuera una longitud expresada en metros, es decir
1,05 m, es obvio que podría decirse que son 105 cm ó 0,00105 km ó 1,05 x 10 –3 km, sin que
la precisión de la medida cambie. Por lo tanto: los ceros a la izquierda, o las cifras
involucradas en la notación exponencial no son c.s. (justamente permiten la variación de la
unidad utilizada). En cambio sí son c.s. los ceros a la derecha. En el mismo ejemplo, 1,05 m
tiene 3 c.s., pero 1,050 m tiene 4 c.s. ya que escribir 1,050 m implica que la última cifra (el
cero) es la que se supone afectada por un error de una unidad. En otras palabras, 1,05 m
puede indicar una longitud que se encuentra entre 1,04 y 1,06 m, mientras que 1,050 m
indicaría una longitud comprendida entre 1,049 y 1,051 m. A continuación mostraremos
algunos ejemplos:
0,000435600
6 c.s.
1,2
2 c.s.
120.000,000
9 c.s.
2,5 x 1020
2 c.s.
1 c.s.
0,001 x 103
Por favor trate de convertir cada uno de los números anteriores (manteniendo en esencia al
número) en medidas con 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10 c.s.
Propagación de errores
Cuando los resultados de una o más medidas se utilizan para calcular otra cantidad (como,
por ejemplo, cuando se miden la masa y el volumen de un cuerpo para calcular su
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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densidad), los errores de cada medida causan un error en la cantidad calculada. Si se
conoce el error de cada una de las medidas usadas en el cálculo, puede estimarse el error
en la cantidad calculada por medio de las siguientes propiedades:
SUMA y RESTA: El error en una cantidad calculada obtenida por la suma o la diferencia de
las medidas efectuadas es la suma de los errores absolutos correspondientes a las
cantidades medidas.
En la suma de dos longitudes L1 = 5,0 metros y L2 = 0,284 m, el error absoluto de L1 es 0,1
m y el error absoluto de L2 es 0,001 m. El error en la cantidad sumada será 0,1 m + 0,001
cm = 0,1 m, y el resultado deberá expresarse como 5,3 m.
MULTIPLICACIÓN y DIVISIÓN: El error relativo en un producto o cociente es la suma de los
errores relativos en las cantidades individuales involucradas.
Si la masa de un cuerpo es M = 5,0 gramos y su volumen es V = 0,284 mL, el error relativo
en M es 0,1 g/5,0 g = 0,02 y el error relativo en V es 0,001 mL/0,284 mL = 0,0035 mL. El
error relativo en el valor de la densidad será 0,02 + 0,0035 ≅ 0,02. La densidad será 17,60
g/mL con un error relativo de 0,02, es decir con un error absoluto de 0,02 x 17,60 g/mL=
0,35 g/mL ≅ 0,4 g/mL y el resultado deberá expresarse como 17,6 ± 0,4 g/mL.
Sensibilidad
La sensibilidad es una medida de la magnitud de la respuesta de un instrumento a una
perturbación dada. La sensibilidad de un termómetro, por ejemplo, es la variación en la
longitud de la columna termométrica cuando la temperatura cambia en un grado. En el caso
de una balanza es la variación de la posición de equilibrio del fiel de la balanza cuando se
sobrecarga uno de los platillos con cierta masa.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Actividades a Desarrollar
CADA GRUPO CONTARÁ CON: UNA REGLA MILIMETRADA, UNA BALANZA GRANATARIA, UNA BALANZA
DE CADENA, UNA CAJA DE PESAS, DOS OBJETOS DE METAL, BURETAS, PIPETAS, VASOS DE
PRECIPITADOS Y TERMÓMETROS.
Las actividades no se realizarán necesariamente en el orden aquí detallado, sino en el que
resulte más adecuado para el aprovechamiento del tiempo y del equipo disponible.
1.- Preparación de soluciones
Preparación de una solución de H2SO4
Se deberá traer calculado el volumen de solución de ácido sulfúrico concentrado (densidad
= 1,84 g/mL y 98% p/p de riqueza) necesario para preparar 100 mL de una solución 0,1 M.
Este volumen se mide con una pipeta graduada adecuada con el agregado de una propipeta
(no debe pipetearse directamente con la boca). Lentamente y agitando se agrega el
volumen requerido desde la pipeta a un vaso de precipitado con 50 mL (aproximadamente)
de agua destilada (nunca debe agregarse agua a un ácido concentrado porque pueden
originarse proyecciones de ácido). Una vez disuelto el ácido, se deja enfriar la solución y se
trasvasa mediante un embudo a un matraz, tratando que el líquido sólo toque al matraz por
debajo del aforo. Luego se agrega agua destilada hasta poco antes del aforo; por último, se
enrasa (se lleva hasta el aforo) mediante una pipeta o una piseta. Se tapa el matraz y se
agita para homogeneizar la solución. Se trasvasa a un recipiente limpio y seco. Luego se
tapa y se rotula.
Preparación de una solución de NaOH
Se deberá traer calculada la masa de NaOH necesaria para preparar 100 mL de una
solución 0,1 M.
Se pesa dicha cantidad en una balanza granataria sobre vidrio de reloj. Se trasvasa el sólido
a un vaso de precipitado, enjuagando el vidrio de reloj con pequeñas cantidades de agua
destilada para posteriormente agregarlas también al vaso. Se disuelve la totalidad del sólido
en un volumen aproximado de 50 mL y se trasvasa la solución a un matraz de 100 mL. Se
lleva a volumen con un procedimiento similar al descripto anteriormente. Se tapa el matraz,
se homogeneiza y se trasvasa a un frasco limpio y seco. Se tapa y se rotula el frasco.
2.- Expresión correcta de medidas experimentales en diversos instrumentos.
Determinación de la precisión de un instrumento
Pesada de un cuerpo
Se determina la masa del mismo objeto en una balanza granataria y posteriormente en una
electrónica, con el siguiente procedimiento:
El objeto utilizado es un pequeño recipiente al que se le va agregando arena seca hasta que
su masa medida en la balanza granataria sea la indicada por el ayudante. El objeto se
coloca luego en el platillo de una balanza electrónica y se anota la masa indicada por ésta.
El procedimiento se repite 5 veces vaciando y volviendo a llenar el recipiente cada vez.
Considerando las masas medidas en la balanza electrónica como “valores aceptados”, se
calcula la precisión (desviación promedio) de las medidas en la balanza granataria.
El mismo procedimiento se repite para medir la precisión de una balanza de cadena, usando
la balanza electrónica como referencia. En todas las medidas en la balanza granataria y de
cadena deben usarse las mismas pesas a fin de que las medidas no estén afectadas por
eventuales diferencias entre pesas del mismo valor nominal.
Medidas volumétricas
Se mide un volumen determinado en una pipeta de 20 mL y luego se trasvasa con cuidado
todo el volumen a una bureta (enrasada en el “cero” de la bureta con agua destilada). Se
mide el volumen en la bureta. Se anota este volumen. Se enrasa nuevamente la bureta en
cero y se repite la operación al menos cinco veces. Considerando los volúmenes medidos
en la bureta como valores aceptados se calcula la precisión (desviación promedio) de las
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
25
medidas en la pipeta.
Se repite el procedimiento anterior utilizando una probeta de 100 mL en lugar de la pipeta.
Se repite el procedimiento anterior utilizando un vaso de precipitados de 50 mL.
Termometría
Se mide la temperatura de un baño de agua utilizando varios termómetros con diferentes
precisiones. Debe leerse las temperaturas con el número correcto de cifras significativas.
3.- Determinación de la sensibilidad de diversos instrumentos
Pesada de un cuerpo
En la balanza granataria se coloca una pesa de 10 mg y se determina la desviación (en
número de unidades) respecto de la posición de equilibrio anterior. Se repite con 20 mg y 30
mg. Se determina la sensibilidad en términos de unidades por mg.
Se repite lo anterior en una balanza de cadena pero añadiendo masas mediante la cadena
respectiva: 1, 2 y 3 mg.
Termometría
Se colocan varios termómetros, de los cuales solamente uno tiene una escala grabada, en
un baño de agua destilada; se mide la temperatura con el único termómetro que presenta
una escala y se señala con un marcador la posición de la columna termométrica en cada
uno de los otros termómetros. Posteriormente se somete al baño a un ligero calentamiento
(aproximadamente 10 a 20°C). Se retira el mechero, se mide la temperatura, se marca la
posición de la columna en todos los termómetros y se vuelve a medir la temperatura. Se
expresa la sensibilidad en cada caso como la variación de la altura de la columna de Hg por
°C. Se debe intentar correlacionar los valores encontrados con la cantidad de mercurio
presente en el bulbo del termómetro y con la sección del capilar del mismo.
4.- Propagación
experimentales
de
errores
en
las
operaciones
matemáticas
con
valores
Determinación de la precisión en la suma o resta de valores experimentales.
Se mide un volumen de 20 mL de agua destilada con una pipeta y se trasvasa a una bureta
de 50mL previamente enrasada en cero. Luego se miden otros 20 mL de agua destilada con
el vaso de precipitados de 50 mL y se trasvasa ese volumen a la misma bureta. Se anota el
volumen medido. Se enrasa nuevamente la bureta en cero y se repite la operación al menos
cinco veces.
Determinación de la precisión en el producto de valores experimentales
Se determinará la densidad de una solución de CuSO4. Para ello se coloca un volumen
arbitrario de solución en un tubo de ensayo apoyado en un vaso de precipitados. Se pesa
todo en una balanza analítica (la cual consideramos que posee una precisión de ±0,0001g).
Se trasvasa el volumen a una bureta previamente enrasada con solución de CuSO4 en cero.
Se mide el volumen. Se pesa el tubo de ensayo vacío colocado en el vaso de precipitados
nuevamente en la balanza analítica. A partir de la diferencias de masas se calcula la masa
de solución. Este dato y el volumen medido en la bureta se utilizan para calcular la densidad
de la solución. Se repite la operación, sin necesidad de utilizar exactamente el mismo
volumen de solución, al menos cinco veces. Se calcula la densidad promedio y su
desviación promedio.
Operación de titulación
Colocar en un erlenmeyer, 10 mL de la solución de NaOH preparada anteriormente (medir
con pipeta aforada previamente enjuagada con la solución). Colocar 2 ó 3 gotas de
fenolftaleína. Agregar agua destilada (aproximadamente 50 mL). Desde bureta previamente
enjuagada, llena y enrasada con H2SO4, se agrega gota a gota dicha solución hasta ver
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
26
desaparición del color rosa. El cambio de color se produce cuando se agrega igual cantidad
de equivalentes de ácido que de hidróxido contenidos en el erlenmeyer.
Anotar el volumen gastado y calcular el título de la solución valorada usando el número de
cifras correctas (observe el número de cifras del título de la solución de H2SO4).
Se realizará una discusión sobre el error cometido en el título de la solución considerando
los errores relativos cometidos en cada una de las medidas involucradas en la operación.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
27
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el TP en la medida que el trabajo
experimental lo permita.
1. a) Indique el número de cifras significativas que tiene cada una de las siguientes
medidas correctamente expresadas: 1,25 cm; 0,2254 mm; 1,2x104 m; 0,000005 grs;
6,02x102 kg; 1x102 torr; 5,00000x102 kg; 0,00500 m. b) Escriba las siguientes cantidades
con 4 cifras significativas: 1,22457; 0,00004; 45982114; 0,0033774; 1,22x108; 4,5886x106.
2. Escriba correctamente la masa de cada uno de los siguientes cuerpos para los cuales se
obtuvieron los siguientes valores (todos expresados en gramos) con una misma balanza y
un mismo operador: Cuerpo 1: 22,4452; 22,4450; 22,4455; 22,4453.
Cuerpo 2: 17,4590; 17,4632; 17,4213; 17,4421.
Cuerpo 3: 1,345; 1,351; 1,352; 1,256; 1,360.
3. Un volumen cuyo valor aceptado es 16,42 ml, fue medido con tres instrumentos distintos.
Indique y justifique cuál es más preciso y cuál es el más exacto:
Inst.1: 16,55; 16,75; 16,82; 16,61; 16,44; 16,79.
Inst.2: 17,05; 17,10; 17,05; 16,95; 16,10; 16,95.
Inst.3: 16,41; 16,40; 16,44; 16,42; 16,40; 16,44.
4. Se han obtenido lecturas individuales utilizando cierto instrumento que fueron
expresadas del siguiente modo: 22,45 mL; 16,2 mL; 10 mL; 0,991 mL. Escriba
correctamente estas medidas si en realidad el instrumento tenía una precisión igual a: a)
0,01 mL; b) 0,05 mL; c) 0,1 mL; d) 0,2 mL; e) 1 mL; f) 0,005 mL. Idem si se aquellas medidas
se tratan en realidad de promedios de lecturas individuales.
5. Un termómetro modifica su altura de mercurio en 2,00 cm cuando la temperatura se
modifica en 5,00 grados. ¿Cuál es la sensibilidad del termómetro? ¿Cuál es la precisión del
mismo si se acepta que la menor diferencia de alturas que puede distinguirse es 0,5 mm?
¿Cuales de las siguientes lecturas individuales (todas están correctamente expresadas)
pueden haber sido realizadas con ese termómetro?: 14,564 °C; 12 °C; 10,2 °C; 10,22 °C;
9,85 °C; 16,48 °C; 13,444 °C.
6. Realice las siguientes operaciones respetando el número correcto de cifras (todas son
cantidades experimentales correctamente expresadas):
a) 1,25 g + 0,00789 g + 12,5667 g
b) 15 x 10 g + 4,5 g + 34,57 g
c) 1457,4 mg + 1,22 kg + 45,2 g + 3,888 g
d) 1,288 x 0,0005/121
e) (0,34 x 25,999) + (12,88/0,007) + 0,471 + 144
f) 22 x 102 + 450 x 10 + 85,32
7. Se prepara una solución de Na2SO4 disolviendo 20,00 grs de soluto en agua destilada y
llevando a volumen en un matraz de 100,0 mL. Calcular el % p/v y la M de la solución
resultante con el número correcto de cifras significativas (acepte que el peso molecular tiene
suficientes cifras). Repita los cálculos si se pesaron:
a) 2,00 grs;
b) 0,20 grs;
c) 2,0000 grs utilizando en todos los casos el mismo matraz.
8. Se titulan 10,00 mL de una solución de HNO3 0,224 M gastándose 1,25 mL de una
solución de KOH. ¿Cuál es la M y el % p/v de esta última?
9. En un recipiente se dejan caer 0,225 mL, 10,8 mL, 2,45 mL y 100 mL. ¿Cuál es el
volumen presente en el recipiente expresado correctamente?
10. En un recipiente se agregan 120,5 mL de solución de CuSO4 0,355 M, 25 mL de
solución de CuSO4 1,224 % p/v y 35x10 mL de agua. Calcular el volumen total presente en
el recipiente y la concentración molar de la solución.
11. Una masa de KOH es pesada varias veces en 3 balanzas arrojando los siguientes
resultados:
Balanza A: 0,9598 g 0,9676 g 0,9502 g 0,9722 g.
Balanza B: 0,9217 g 0,9220 g 0,9209 g 0,9212 g.
Balanza C: 0,9439 g 0,9477 g 0,9459 g 0,9411 g.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
28
Exprese la masa en cada balanza con las cifras significativas correctas e indique y justifique
cuál es más precisa.
12. La masa pesada es disuelta en agua suficiente para preparar 50 mL de solución (con
precisión 0,01 mL). Luego se titulan 10,00 mL de esta solución gastándose 12,50 mL de una
solución de HNO3 0,27000 M. Calcular la masa de KOH en los 50 mL de la solución original
con cifras significativas correctas e indique cuál fue la balanza más exacta.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
29
Estructura de la materia. Estructura atómica
TEORIA SEMINARIO
Temario: Radiación electromagnética. Efecto fotoeléctrico. Espectros atómicos. Series
Espectrales. Ecuación de Rydberg. Teoría atómica de Bohr. Alcances y limitaciones del
modelo de Bohr. Concepto de dualidad onda-partícula. Principio de incertidumbre de
Heisenberg. Modelo moderno del átomo. Función de onda y orbital atómico. Números
cuánticos. Distribución radial de la probabilidad. Extensión a átomos plurielectrónicos.
Configuración electrónica. Regla de Hund y Principio de Exclusión de Pauli. Tabla periódica
y configuración electrónica. Propiedades periódicas: radio atómico, potencial de ionización,
electroafinidad, radio iónico, carácter metálico. Variaciones en la tabla periódica.
1. Describa la naturaleza de la radiación electromagnética. Defina e indique las unidades
de las magnitudes: a) longitud de onda (λ); b) número de onda ( ν ); c) frecuencia (ν).
2. Arme una tabla con los valores de longitud de onda, número de onda, frecuencia y
energía (utilizando la ecuación de Planck en el último caso) para las siguientes radiaciones:
a) λ = 5800 Å, b) ν = 3,3.10-4 cm-1, c) ν = 0,05 Hz.
3. a) Describa el efecto fotoeléctrico y la ecuación que lo interpreta. b) ¿Qué es la energía
umbral (Eu)? Calcule su valor para un fotocátodo de plata sabiendo que no se observa el
efecto fotoeléctrico hasta que la energía de la radiación incidente sea mayor que 7.52.10-12
ergios. c) Para el caso anterior, calcule la velocidad de los electrones emitidos por la plata
cuando se irradia con luz de λ= 885 Å (me= 9,11 .10-28g).
4. Suponga que un ingeniero quiere diseñar un interruptor que trabaje mediante efecto
fotoeléctrico. Para arrancar un electrón del metal que desea emplear en el dispositivo, se
requieren 6,7 x 10-19 J/átomo. Indique si el interruptor funcionará cuando se irradie al metal
con luz de una longitud de onda igual o mayor de 540 nm.
5. ¿Qué son los espectros atómicos? Explique la diferencia entre espectros de emisión y
de absorción.
6. ¿Qué son las series espectrales? ¿Qué ecuación permite predecir cuantitativamente las
líneas observadas en el espectro de emisión del hidrógeno?
7. a) Discuta las hipótesis del modelo de Bohr. b) Indique una expresión para la energía del
electrón para un átomo hidrogenoide. c) ¿Cómo varía el radio en el átomo de Bohr de
acuerdo al nivel cuántico en el que se encuentra el electrón?.
8. Relacione la expresión de Bohr para la energía del electrón con las líneas observadas en
el espectro de emisión del hidrógeno.
9. La serie de Balmer corresponde a las transiciones (saltos) del electrón del átomo de
hidrógeno que se efectúan entre cualquier nivel inicial n>2 hasta n final = 2. Decir cuál es el
nivel inicial que corresponde a las siguientes líneas espectrales de la serie de Balmer:
6564,7 Å, 4862 Å, 4341,7 Å.
10. En el espectro de ciertas estrellas se han observado hasta 30 líneas de la serie de
Balmer. Calcular, admitiendo el modelo atómico de Bohr, el radio del átomo de hidrógeno
para la órbita n = 30 y la longitud de onda que se esperaría para un tránsito electrónico que
involucre ese nivel en la serie de Balmer. Calcule también el valor de la frecuencia, del
número de onda y de la energía de esa transición electrónica.
11. Calcule la longitud de onda correspondiente a la emisión de luz cuando el electrón en el
átomo de hidrógeno salta desde n=3 hasta n=1.
12. Calcule la diferencia de energía en la excitación de un electrón del átomo de hidrógeno
desde n = 4 a n = 5 y desde n= 1 hasta n = ∞. ¿Qué propiedad química está relacionada con
este último valor?
13. Cuando un átomo absorbe energía se excita a otro estado de mayor energía. ¿Cuál de
las siguientes transiciones requerirá radiación de mayor longitud de onda? a) de n = 2 a n =
4; b) de n = 1 a n = 4; c) de n = 1 a n = 5; d) de n = 3 a n = 5.
14. Compare los radios y las energías de las órbitas para H, He+ y Li2+ utilizando el modelo
atómico de Bohr. Compare las energías de ionización en cada caso y justifique.
15. Discuta las limitaciones del modelo de Bohr.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
30
16. Explique el concepto de dualidad onda-partícula de De Broglie. a) Calcule la longitud de
onda asociada a un electrón que se mueve a 3000 cm/s. b) Si el concepto de De Broglie
fuera aplicable a una bala de 2 gr de masa que se mueve a la misma velocidad que el
electrón del inciso anterior, calcule cuál sería su longitud de onda asociada. Discuta el
resultado.
17. Discuta el principio de incertidumbre de Heisenberg. ¿Cuál es la principal consecuencia
de este principio sobre la concepción de los modelos atómicos posteriores?
18. Explique brevemente las consideraciones de la mecánica cuántica para la descripción de
la estructura electrónica. ¿Qué es la función de onda orbital?. ¿Qué son los números
cuánticos y cuál es su significado físico?
19. ¿Qué es la distribución radial de la probabilidad? Grafíquela para los orbitales 1s, 2s y
2p.
20. ¿Qué son los átomos plurielectrónicos y cuáles son las reglas de llenado de su
configuración electrónica? Enuncie la Regla de Hund y el Principio de Exclusión de Pauli.
Muestre la aplicación de ambas en la construcción de la configuración electrónica.
21. Indique si las siguientes combinaciones de números cuánticos pueden describir a un
dado electrón en un átomo: (2, 2, 0, 1/2); (3, 1, -2, 1/2); (3, 2, -2, 1/2); (2,-1, 0, 1/2).
Justifique.
22. Explique cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener los
números cuánticos dados en los apartados siguientes: a) n = 2; b) n = 3 y l = 1; c) n = 4, l = 2
y ml = 1; d) n = 3, l = 2, ml = 0 y ms = ½.
23. Escriba las estructuras electrónicas en los siguientes casos (no es válido consultar la
tabla periódica): a) átomo neutro con Z = 13; b) ión bipositivo con Z = 12; c) ión
mononegativo con Z= 17; d) átomos neutros con Z= 20, Z= 33 y Z= 26.
24. Explique la construcción de la tabla periódica en base a la configuración electrónica de
los átomos. Ubique a los elementos del ejercicio anterior en grupos y períodos de la tabla
periódica.
25. Escriba la estructura electrónica de los siguientes iones: Ca2+, Zn2+, Br-, O2-, Cu2+, Fe3+,
Fe2+, Al3+ y de los correspondientes átomos neutros.
26. Escriba la fórmula del ión que forma cada átomo para adquirir la configuración de gas
noble: a) Br; b) Ca; c) I; d) S; e) N; f) Mg.
27. Escriba la estructura electrónica de los elementos ubicados en los siguientes lugares de
la tabla periódica: a) grupo IIIA y período 2, b) grupo IIA y período 4, c) grupo IA y período 3,
d) grupo VIA y período 4.
28. Describa las siguientes propiedades periódicas: potencial de ionización, electroafinidad,
radio atómico y carácter metálico. Justifique su variación a lo largo de períodos y grupos de
la tabla. Discuta los conceptos de carga nuclear efectiva y apantallamiento.
29. Indique y justifique las anomalías observadas en el potencial de ionización y en la
electroafinidad a lo largo de un período.
30. Analice la variación de la tendencia a formar iones positivos e iones negativos en la
tabla. Indique cómo varía el radio iónico respecto del radio del átomo original. Establezca
una tendencia de su variación en la tabla.
31. Escriba la configuración electrónica de los siguientes átomos o iones: Na+, F-, Ne y Mg2+.
¿Qué tienen en común estas especies? Ordénelos por orden creciente de radio justificando
esta clasificación.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
31
Estructura de la materia. Unión química
y geometría de las moléculas
TEORIA-SEMINARIO
Temario: Uniones Químicas: iónicas y covalentes. Concepto de electronegatividad.
Variación en la tabla periódica. Clasificación de las uniones covalentes: simples y múltiples,
polares y no polares. Momento dipolar. Teoría de Lewis: estructuras de Lewis. Número de
oxidación y carga formal. Paramagnetismo. Geometría molecular. Teoría de Repulsiones de
Pares de Electrones de Valencia.
1. Describa la clasificación de las uniones químicas y ejemplifique.
2. Describa las uniones covalentes y establezca una clasificación en base a la polaridad de
los enlaces presentes. Defina el momento dipolar
3. a) Calcule el momento dipolar del HCl suponiendo que existe una carga igual a la de un
electrón sobre cada uno de los átomos y sabiendo que la longitud del enlace es de 1.27 A.
b) Si el momento dipolar experimental de esa moléculas es de 0,22 e.A (donde e es la carga
del electrón) calcule la carga real que reside sobre cada átomo. En base a los resultados de
a) y b) discuta la naturaleza del enlace.
4. ¿En qué consiste la representación de Lewis de las estructuras moleculares?
5. Escriba los nombres y dibuje las estructuras de Lewis de las siguientes especies:
a) Cl2O; b) Cl2O7; c) NH3; d) SO3; e) ClO-; f) NH4+; g) N2O4; h) HNO3; i) H2SO4; j) CO3-2 .
6. Escriba los nombres y las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos e iones:
a) KClO3; b) NaNO2; c) NaH2PO4; d) H3PO4; e) CaCl2; g) NH4NO3.
7. Utilice las estructuras de Lewis para discutir el concepto de número de oxidación.
Calcúlelo para todos los elementos en los siguientes ejemplos: O2, Cl2O7, H2SO4, H2SO3,
NH4+, CO32-, S2O32-, S4O62-, S2O82-.
8. Discuta el uso de la carga formal como criterio para decidir cuál es la estructura de Lewis
más adecuada para representar una molécula. Asignar una carga formal a cada átomo en
las siguientes estructuras de Lewis:
9. Tres posibles estructuras de Lewis para el ión tiocianato, NCS-, son:
Determine las cargas formales de los átomos en cada estructura. ¿Cuál de ellas sería la
más adecuada?
10. Con la ayuda de las cargas formales, indique qué fórmula de Lewis es más probable que
sea correcta para cada molécula dada.
a)
b)
c)
11. Explique en qué consiste el concepto de resonancia. Dibuje las estructuras posibles
para: O3, CO3-2 y N2O.
12. ¿Por qué el H2CO3 no presenta resonancia y el ión carbonato sí?
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
32
13. El NO2 es un gas paramagnético a temperatura ambiente. Cuando se enfría por debajo
de 0°C su peso molecular aumenta y su paramagnetismo desaparece. Si se vuelve a
calentar a temperatura ambiente se revierte el fenómeno. Interprete este fenómeno en base
a estructuras de Lewis.
14. Escriba las estructuras de Lewis para cada una de las siguientes moléculas, mostrando
las estructuras resonantes contribuyentes donde sea apropiado:
a) MgO
b) SO3
c) C6H6
d) BF3
15. Describa el método de repulsión de pares electrónicos (RPEV) para predecir la
estructura espacial de las sustancias. Establezca la diferencia entre pares de enlace y pares
solitarios. Discuta el orden creciente de repulsiones entre pares solitarios y pares de enlace.
16. Emplee RPEV para predecir las estructuras moleculares de: CO2; H2O; BF3; SO3; H2CO;
CH4; SF6.
17. Use el método para proponer una geometría para: a) PCl5; b) H2Se; c) BCl3; d) SO2; e)
XeF2. Indique cuáles de las moléculas anteriores tendrán momento dipolar distinto de 0.
18. Usando el método de RPEV, prediga la geometría de cada una de las siguientes
moléculas: BeH2, NH3, XeF4, ClF3, SF4, CHCl3, BrF5.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Reacciones de óxido-reducción
Introducción teórica
Temario: Estados de oxidación. Ecuaciones con y sin transferencia de electrones. Equilibrio
de ecuaciones por el método del ion-electrón. Comprobación experimental de las
propiedades redox de diversas sustancias. Determinación experimental del peso equivalente
redox de una sustancia. Estequiometría de procesos redox.
Ajuste de ecuaciones, Introducción teórica
En un enlace iónico los electrones se transfieren por completo de un átomo a otro. Por
ejemplo, en el cloruro de sodio, uno de los electrones del sodio ha sido transferido al cloro.
Podemos imaginar la reacción total como dos procesos separados:
I
Na·
→
Na+ + e..
..
→
:Cl: II
:Cl· + e¨
¨
Cada uno de los procesos I y II se denomina “hemirreacción” (es decir “media reacción”). Un
proceso tal como el de la hemirreacción I, en el cual existe pérdida de electrones, se
denomina oxidación. Un proceso en el cual se ganan electrones, como el de la
hemirreacción II, se denomina reducción. Una sustancia que pierde electrones se dice que
se oxida; una sustancia que gana electrones se dice que se reduce.
En cambio, en un enlace covalente polar, como el que existe entre el cloro y el hidrógeno en
el cloruro de hidrógeno, uno de los átomos (el más electronegativo, que es en este caso el
cloro) ejerce mayor atracción sobre los electrones compartidos que forman el enlace que el
otro átomo. Como resultado, el átomo de cloro tiene una carga parcial negativa y el de
hidrógeno una carga parcial positiva. La
palabra
“parcial” indica que no se han transferido
totalmente
los electrones de un átomo a otro. No hay,
por lo tanto
iones, sino que la molécula es un “dipolo
eléctrico”
δ-
δ+
H
Cl
En la figura de la derecha se grafica la densidad total de carga negativa de la molécula de
HCl.
Como no existen en este caso partículas eléctricamente cargadas debe recurrirse a otro
concepto para expresar transferencias de carga. Se ha encontrado razonable, para expresar
en forma cuantitativa el estado de los átomos, tanto en los compuestos iónicos como en los
covalentes polares y no-polares, definir los llamados “números de oxidación” de los átomos.
Para ello se escribe la estructura de Lewis de un compuesto y se “asignan” todos los
electrones compartidos de cada unión al átomo más electronegativo de la unión. En el caso
del HCl se asignan al átomo de cloro los 6 electrones no compartidos y los dos compartidos
quedando el átomo de hidrógeno sin electrones “asignados.” Los números de oxidación se
calculan ahora de la siguiente manera:
Cloro:
Nro. de e- de valencia del átomo neutro = 7
Nro. de e- de “asignados” = 8
Nro. de oxidación del Cloro en el cloruro de hidrógeno = 7 - 8 = -1
Hidrógeno:Nro. de e- de valencia del átomo neutro = 1
Nro. de e- de “asignados” = 0
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Nro. de oxidación del H en el cloruro de hidrógeno = 1 - 0 = +1
Se representa a la izquierda la estructura de Lewis del ácido perclórico.
Practicar el concepto de números de oxidación, sabiendo que el orden
O Cl O H creciente de electronegatividades es H < Cl < O:
a) Verificar que se han indicado todos los electrones de valencia de cada
O
átomo.
b) Asignar los electrones compartidos según las electronegatividades de cada
átomo.
c) Calcular el número de oxidación de cada átomo.
El resultado deberá ser Cl = +7; O = -2; H = +1.
Frecuentemente pueden calcularse los números de oxidación sin recurrir a las estructuras
de Lewis, usando las siguientes reglas:
•
El número de oxidación de un átomo en estado elemental (es decir, que no forma parte
de un compuesto), como: Na, O2, H2, Cl2, etc., es cero.
•
La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un compuesto sin
carga eléctrica es cero.
•
El número de oxidación de un ión monoatómico como: Na+, Cl-, S2-, Fe3+, etc., es igual
a su carga.
•
La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión poliatómico
como: SO42-, NO3-, NH4+, etc., es igual a la carga del ión.
•
El hidrógeno combinado tiene un número de oxidación +1, excepto en los hidruros
metálicos (compuestos que forma con metales de los grupos IA y IIA, como HNa,
H2Ca, por ejemplo), en los que le corresponde el estado -1.
•
El número de oxidación del oxígeno es, en general, -2, excepto en los peróxidos (como
el agua oxigenada, H2O2), en los cuales es -1.
O
Las reacciones en las que cambian los números de oxidación de los átomos se conocen
con el nombre de reacciones de oxidación-reducción (o redox).
Se dice que los átomos que aumentan su número de oxidación (pierden electrones) “se
oxidan” y que los átomos que disminuyen su número de oxidación (ganan electrones) “se
reducen”.
Es evidente que un proceso de reducción implica simultáneamente un proceso
equivalente de oxidación y que el número de electrones ganados por un átomo, debe ser
igual al número de electrones cedido por otro átomo en el mismo proceso total.
Por ejemplo, la reacción de una sal de plata, en la cual ésta se halla como ión
monovalente (Ag+), con cinc metálico (Zn°), producen la reducción de la plata y la oxidación
del cinc. Si escribimos las hemirreacciones:
Zn°
→
Zn2+ + 2 e(oxidación)
2 ( Ag+ + e-
→
Ag° )
Zn° + 2 Ag+
→
Zn2+ + 2 Ag°
(reducción)
Es evidente que en este caso, la reacción de reducción debe producirse dos veces por
cada vez que ocurra la de oxidación, para que el número de electrones ganados y cedidos
en el proceso total sea el mismo.
Se define como:
- Oxidante, o agente oxidante a la sustancia que hace que se oxiden otras sustancias
sustrayéndoles electrones. El agente oxidante se reduce, ya que contiene al elemento cuyo
número de oxidación disminuye.
- Reductor, o agente reductor a la sustancia que hace que otras sustancias se reduzcan
proveyéndoles electrones. El agente reductor se oxida, ya que contiene al elemento cuyo
número de oxidación aumenta.
En la ecuación anterior, el Zno se oxida y, por lo tanto, es el agente reductor, y el catión
Ag+ se reduce, siendo el agente oxidante.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Método del ión-electrón
Ha sido muy fácil equilibrar la reacción entre el Zn y el ión Ag+, ya que se trata de un
ejemplo sencillo.
En casos más complejos, como se verá inmediatamente, puede resultar difícil balancear
las ecuaciones por simple inspección. Un método práctico para esta tarea es el método
llamado del “ión-electrón.”
Para escribir una reacción de óxido-reducción balanceada por el método del ión-electrón
se debe proceder de la siguiente manera:
a) Establecer cuáles son los reactivos y cuáles los productos de la reacción. Por ejemplo:
el ión permanganato oxida al ión ferroso a ión férrico, en solución acuosa ácida,
reduciéndose a ión manganoso: Reactivos = iones MnO4- y Fe2+; Productos = Mn2+ y Fe3+ .
b) Reconocer cuál de los reactivos actúa como oxidante (el MnO4-) y cuál como reductor
(el Fe2+). Calcular el nro. de oxidación de los átomos de los productos y reactivos cuyo nro.
de oxidación cambia.
Por ejemplo: nro. de oxid. del Mn: en el MnO4- = +7; en el Mn2+= +2; cambio = -5.
Por ejemplo: nro. de oxid. del Fe: en el Fe2+ = +2; en el Fe3+= +3; cambio =+1.
c) Comenzar a escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, indicando las
especies químicas que realmente intervienen en la reacción, bajo la forma que exista en
mayor proporción en solución acuosa (por ejemplo escribir el ión permanganato y no el
permanganato de sodio o de potasio). Indicar los electrones perdidos (aumento del número
de oxidación) o ganados (disminución del número de oxidación) de acuerdo a lo calculado
en el punto anterior. Para el ejemplo, lo escrito hasta este punto será:
MnO4- + 5 e- →
Mn2+
2+
Fe
→
Fe3+ + ed) Completar ahora el balance de las ecuaciones, equilibrando los átomos de hidrógeno
y de oxígeno. Para ello es necesario usar las especies H+ y H2O, si la reacción ocurre en
medio ácido (como en nuestro ejemplo), o las especies OH- y H2O si el medio es alcalino. En
nuestro ejemplo, resulta conveniente agregar H+ a los reactivos de la hemirreacción de
reducción para convertir el exceso de átomos de oxigeno de los reactivos en el producto
agua. Así:
MnO4- + 5 e- + 8 H+ →
Mn2+ + 4 H2O
2+
3+
Fe
→
Fe + eComprobar que de esta manera han quedado equilibradas las ecuaciones en tipo y número
de átomos.
e) Comprobar ahora que las hemirreacciones han quedado balanceadas en carga
eléctrica. Por ejemplo, la hemirreacción de reducción tiene -1-5+8=+2 cargas en la derecha
y también +2 cargas en la izquierda.
NOTA: SI SE ENCUENTRA QUE ESTO NO SUCEDE, ENTONCES HAN SIDO MAL CALCULADOS LOS
CAMBIOS EN EL NÚMERO DE OXIDACIÓN Y DEBEN VERIFICARSE Y CORREGIRSE.
f) Multiplicar ambas hemirreacciones por los mínimos números posibles que hagan que
el número de electrones captados en la reducción sea igual al número de electrones cedidos
en la oxidación (Ejemplo: Multiplicar la hemirreacción de oxidación por 5)
g) Sumar algebraicamente ambas hemirreacciones para obtener la ecuación iónica total.
Peso equivalente Redox
Cuando estudiamos las reacciones ácido-base definimos el término equivalente-gramo; y
afirmamos que un equivalente-gramo de cualquier ácido reacciona con un equivalentegramo de cualquier base.
En las reacciones redox se define el peso equivalente redox de una sustancia como el
peso de la misma que gana o pierde (según se trate de una reducción o una oxidación), un
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
36
mol de electrones. Resulta evidente, ya que balanceamos las ecuaciones de modo que el
número de electrones ganados sea igual al número de electrones perdidos, que un peso
equivalente redox del agente reductor reacciona con un peso equivalente redox del agente
oxidante.
El peso equivalente de un agente oxidante se calcula entonces dividiendo su peso
molecular por el número de moles de electrones que se ganan por mol de sustancia, por
ejemplo:
Cálculo del peso equivalente del permanganato de potasio cuando se reduce en medio
ácido:
MnO4- + 8 H+ + 5 e-
→
Mn2+ + 4 H2O
Peso equiv. del ag. oxidante: PM(KMnO4)/ 5 = 158 g/mol / 5 eq/mol = 31,6 g/ eq
El peso equivalente de un agente reductor se calcula entonces dividiendo su peso
molecular por el número de moles de electrones que se pierden por mol de sustancia.
Por ejemplo:
Cálculo del peso equivalente del sulfito de sodio cuando se oxida en medio ácido:
SO32- + H2O
→
SO42- + 2 H+ + 2 e-
Peso equiv. del ag. reductor: PM(Na2SO3)/ 2 = 126 g/mol / 2 eq/mol = 63 g/ eq
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
37
Reacciones de óxido-reducción
PROBLEMAS
Considere que todas las sustancias están en solución acuosa y que todas las sales están
disociadas en sus iones, a menos que se indique otro estado por medio de un subíndice
entre paréntesis. Los subíndices generalmente utilizados son: (s) = sólido; (l) = líquido; (g) =
gas; (aq) = solución acuosa.
1. Indicar si las siguientes reacciones son de óxido-reducción. Para las reacciones redox
indicar agente oxidante y agente reductor:
a) Nitrato de plata + ácido clorhídrico → cloruro de plata(s) + ácido nítrico
b) Cobre(s) + ácido nítrico → Dióxido de nitrógeno(g) + nitrato de cobre(II) + agua
c) Cloruro de amonio + hidróxido de calcio → amoníaco + cloruro de calcio + agua
d) Ácido sulfhídrico + hidróxido de cromo(III) → sulfuro de cromo(III)(s) + agua
e) Cloro + hidróxido de sodio → cloruro de sodio + hipoclorito de sodio + agua
f) Carbonato de calcio(s) → dióxido de carbono + óxido de calcio(s)
g) Ácido sulfhídrico + cloro → azufre(s) + ácido clorhídrico
h) Cloruro de hierro(III) + cloruro de estaño(II) → cloruro de estaño(IV) + cloruro de hierro(II)
i) Sulfato de cobre(II) + cinc(s) → sulfato de cinc + cobre(s)
2. Ajustar las siguientes ecuaciones iónicas en disolución ácida. Si es necesario pueden
agregarse protones o agua (pero no oxhidrilos). Calcular el peso equivalente de los agentes
oxidantes y reductores en cada una de las ecuaciones.
a) Ion hierro(II) + ión permanganato → ión hierro(III) + ión manganeso(II)
b) Bromo + dióxido de azufre → ión bromuro + ión sulfato
c) Cobre(s) + ácido nítrico concentrado → ión cobre(II) + dióxido de nitrógeno(g)
d) Dióxido de plomo(s) + ión cloruro → cloruro de plomo(II) + cloro(g)
e) Agua oxigenada + ión permanganato → ión manganeso(II) + oxígeno(g)
f) ión bromuro + ión dicromato → bromo + ión cromo(III)
g) Cinc(s) + nitrato de plata → nitrato de cinc(II) + plata(s)
h) Cobre(s) + ácido nítrico diluido → ión cobre(II) + monóxido de nitrógeno(g)
i) Ioduro de potasio + agua oxigenada → iodo + agua
j) Ion cromato + ácido clorhídrico → cloruro de potasio + cloro(g) + cloruro de cromo(III)
3. Ajustar las siguientes ecuaciones iónicas en solución básica. Si es necesario agregue
oxhidrilos o agua (pero no protones). Calcular el peso equivalente de los agentes oxidantes
y reductores en cada una de las ecuaciones.
a) Ion permanganato + ión nitrito → dióxido de manganeso(s) + ión nitrato
b) Ion manganeso(II) + ión permanganato → dióxido de manganeso(s)
c) Hidróxido de cromo(III) + ión hipoclorito → ión cromato + ión cloruro
d) Ion permanganato + ión sulfito → dióxido de manganeso(s) + ión sulfato
e) Ion hipobromito + agua oxigenada → ión bromuro + oxígeno(s)
f) Ioduro de potasio + agua oxigenada → hidróxido de potasio + iodo
g) Nitrato de sodio + cinc(s) → amoníaco + ión cincato (ZnO2=)
4. Ajustar las siguientes ecuaciones moleculares:
a) Ácido nítrico diluido + sulfuro de cinc(s) → azufre + monóxido de nitrógeno(g) + nitrato de
cinc + agua
b) Hidróxido de manganeso(II) + agua oxigenada → dióxido de manganeso(s) + agua
c) Arsénico(s) + ácido nítrico + agua → ácido arsénico + monóxido de nitrógeno
d) Iodo + tiosulfato de sodio → ioduro de sodio + tetrationato de sodio
5. Ajuste las ecuaciones moleculares del inciso 1.
6. El dicromato de potasio es un fuerte agente oxidante en medio ácido. En solución
acuosa ácida oxida al sulfito de sodio a sulfato de sodio, reduciéndose a Cr(III). a) Escriba y
balancee la ecuación neta. b) Calcular, para la reacción que ha escrito, los pesos
equivalentes del dicromato de potasio y del sulfito de sodio. c) Una muestra de 50 mL de
solución de dicromato de potasio reacciona exactamente con 1,5 g de sulfito de sodio.
Calcular la N y M de la solución de dicromato.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
38
7. Calcular la masa de permanganato de potasio necesaria para preparar 250 mL de una
solución 0,10 N para ser utilizada: a) como sal. b) como oxidante en medio ácido. c) como
oxidante en medio alcalino.
8. Se hacen reaccionar 100 mL de una solución acuosa de I2 con 5,8 mL de solución de
tiosulfato de sodio 0,0025 N. a) Escriba la ecuación correspondiente. b) Calcular el peso
equivalente del I2 y del tiosulfato de sodio. c) ¿Cuántos equivalentes gramo hay en un mol
de I2 y en un mol de tiosulfato? d) Calcular la N y M de la solución de iodo.
9. ¿Cuántos equivalentes de un agente reductor se necesitarán si se quiere reducir 0,12
mol de dicromato de potasio?
10. ¿Qué masa de dicromato de potasio se necesitarán para oxidar 2,5 x 10-3 equivalentes
gramo de Sn (II)?
11. El oxalato de sodio, Na2C2O4 es la sal de sodio del ácido oxálico y se disocia en solución
en cationes sodio y aniones oxalato (C2O42-). Balancee la siguiente reacción: KMnO4 +
Na2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O + CO2. a) Calcular la N y la M de una
solución de KMnO4 si 20 mL de ella reaccionan exactamente con 0,268 g de Na2C2O4. b)
Determine el peso de Na2C2O4 para preparar 1,2 L de solución 0,600 N del mismo.
12. El HNO3 oxida el Cu a Cu2+, reduciéndose a NO2. a) Equilibre esta reacción por el
método del ión electrón. Note el número de moles de iones NO3- necesarios para oxidar un
mol de Cuo. b) Escriba ahora la ecuación molecular correspondiente, teniendo en cuenta
que el ión Cu2+ aparece en los productos como Cu(NO3)2, ya que el NO3- es el único anión
presente. Observe cuántos equivalentes de HNO3 han reaccionado con un mol de Cu.
Proponga un comentario al principio de la relación equivalente a equivalente en las
reacciones redox que tenga en cuenta esta observación. Busque otros ejemplos de esta
situación.
13. Si 25,0 mL de solución de iodo son equivalentes a 0,125 g de dicromato de potasio. ¿A
qué volumen deben diluirse 1000 mL de la solución de iodo para que su concentración sea
0,06 N?
14. Se mezclan 20 g de MnO2 de 70 % p/p con 10 mL de solución de HCl de 36 % p/p y
densidad 1,18 g/mL. Calcular los gramos de Cl2 formados.
15. 0,10 g de una mezcla que contiene sulfato ferroso y sulfato férrico son disueltos en agua
y titulados con permanganato de potasio 0,0040 M. La titulación requiere 15,8 mL de dicha
solución. ¿Qué porcentaje p/p de la mezcla era sulfato ferroso?
16. Se hacen reaccionar 0,203 g de dicromato de potasio con solución de ioduro de potasio
en exceso. El iodo formado en la reacción anterior se titula con solución de tiosulfato de
sodio,gastándose 5,0 mL de esta solución. ¿Cuál es la molaridad del tiosulfato?
17. Se calientan 0,4125 g de una muestra de pirolusita (mineral que contiene principalmente
MnO2) con 10 mL de ácido oxálico 1,0 N en medio ácido (H2SO4). El MnO2 contenido en la
pirolusita se reduce a Mn(II) mientras el ácido oxálico se oxida a CO2. El ácido oxálico que
queda en exceso se titula, oxidándolo también a CO2, con permanganato de potasio 0,10 N.
En esta última titulación se gastan 27,5 mL. Calcular el % p/p de MnO2 en la muestra de
pirolusita.
18. ¿Qué volumen de H2S 0,21 M reaccionará con 10 mL de solución de HNO3 65 % p/p y
densidad 1,39 g/cm3. Los productos de reacción son S y NO2. b) ¿Cuántos gramos y
equivalentes gramo de azufre se formarán?
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
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Reacciones de óxido-reducción
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivos:
Realizar e interpretar reacciones químicas, en particular, las de óxido reducción.
Analizar el comportamiento de las sustancias en procesos redox y extrapolar dicho
comportamiento a otras reacciones.
Parte experimental
Materiales y drogas a utilizar
Material a emplear: tubos de ensayo, gradilla, pipetas, buretas, erlenmeyers, mechero,
pipeta doble aforo, embudos.
Drogas: Zn, Cu, Sal de Mohr, Na2SO3. Soluciones de: AgNO3 0.1 M, NaOH 5 M, CuSO4 0.5
M, HCl 6 M, HNO3(c) , HNO3 10 %, KMnO4 0.1 M, IK 1 %, H2SO4 1:10, K2Cr2O7 5 %, H2O2
50 %, almidón, Reactivo de Nessler, H3PO4 y CCl4.
Reacciones a realizar
1.- De desplazamiento de metales: En tubos de ensayo efectuar las siguientes
reacciones (el subíndice (c) significa concentrado y el (d), “diluido):
Zn + AgNO3
Cu + AgNO3
a
f
Zn + CuSO4
Cu + ZnSO4
b
g
Zn + HCl
Cu + HCl
c
h
Zn + HNO3(c)
Cu + HNO3(c)
d
i
Zn + HNO3(d)
Cu + HNO3(d)
e
j
Observar. Escribir las ecuaciones que interpretan las reacciones y equilibrarlas por el
método del ión electrón. Ordenar los elementos Zn, Cu, H2 y Ag por su tendencia a oxidarse.
Observar las diferencias de comportamiento entre el ácido nítrico y el clorhídrico.
2.- Reducción de dicromato de potasio.
a. Colocar en un tubo de ensayo 1-2 mL de solución de K2Cr2O7 5 %, agregar 1 mL de
H2SO4 1:10 y añadir una pizca de Na2SO3 hasta cambio de coloración. Interpretar con
ecuaciones. Como el Na2SO3 es incoloro y su producto también, los cambios de color que se
observen se deberán a la hemirreacción del K2Cr2O7.
b. Colocar en un tubo de ensayo 1 a 2 mL de IK 1 %, agregar 1-2 mL H2SO4 1:10 y
añadir gota a gota solución de K2Cr2O7 5 %. Interpretar con la ecuación correspondiente.
Dado que el producto de oxidación del IK es mucho más coloreado que el producto de
reducción del dicromato en esta experiencia se podrá observar la hemirreacción de
oxidación.
3.- Reacciones del agua oxigenada.
a. Como agente reductor en medio ácido: En un tubo de ensayo colocar 1 mL de KMnO4,
diluirlo con un poco de agua destilada, agregar gotas de H2SO4 1:10 y H2O2. Interpretar con
ecuaciones.
b. Como agente reductor en medio alcalino: Repetir la experiencia anterior pero
agregando gotas de NaOH en lugar de H2SO4. Interpretar con ecuaciones.
c. Como agente oxidante en medio ácido: En un tubo de ensayo colocar 1-2 mL de IK 1
%, gotas de H2SO4 1:10 y H2O2. Luego agregar 1-2 mL de CCl4. Interpretar con ecuaciones.
El agregado de CCl4 se realiza para visualizar mejor el producto, ya que éste es más soluble
en fase orgánica.
4.- Comprobación del peso equivalente de una sal ferrosa: En el siguiente
experimento se titulará una sal ferrosa con KMnO4 en medio ácido. En estas condiciones, el
ión ferroso de la sal es oxidado a ión férrico por el permanganato. Escriba las
hemirreacciones correspondientes.
Procedimiento experimental: Pesar aproximadamente 0,45 g de sal ferrosa en balanza
analítica (¿Por qué?). Disolverla en agua destilada acidificada, llevando a volumen en un
matraz de 100,00 mL. Tomar 10,00 mL de la solución preparada, colocarlos en un
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
40
erlenmeyer y agregar 2-3 mL de H2SO4 1:10. Titular con solución de KMnO4 0,01 M hasta
ligera coloración de la solución del erlenmeyer. Anotar el volumen gastado y calcular la
concentración de la sal. Con este dato y sabiendo cuántos gramos se pesaron y en qué
volumen se disolvieron, calcular el peso equivalente de la sal en el proceso redox. Comparar
con el peso equivalente de la misma como sal.
Note que éste es un procedimiento general para determinar el peso equivalente de
cualquier sal ferrosa aunque no se conozca su fórmula.
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que el
trabajo experimental lo permita.
1. Comparando la acción del HNO3 diluido sobre el Zn y sobre el Cu, ¿cuál de estos metales
resulta mejor agente reductor?
2. ¿Cuáles de las siguientes sustancias servirían para probar el poder reductor del sulfito?
Cr2O72-, Fe2+, Ag, MnO4-, S2-. ¿Cuáles podrían probar su poder oxidante?
3. ¿Cómo puede explicarse que el cobre no reaccione con el HCl pero sí con el HNO3?
4. En base a las reacciones vistas en el laboratorio, prediga que ocurrirá al enfrentar: Ag y
HCl; ZnSO4 y Cu; H2 y CuSO4; H2 y ZnSO4
5. En base a las reacciones vistas en el laboratorio, ordene en forma creciente de tendencia a
oxidarse a las siguientes especies: Ag, Cu, Zn, H2. Realice lo mismo con la tendencia a
reducirse de las especies asociadas a cada una de aquellas.
6. Sabiendo que el Sn no es oxidado por el NiCl2 mientras que el Sn es oxidado por el HCl,
trate de completar (si es que ocurren) los siguientes procesos:
a) Ni + HCl →
b) SnCl2 + Ni →
c) H2 + SnCl2 →
d) H2 + NiCl2 →
7. Se sabe que la tendencia a reducirse de ciertos iones es la siguiente:
Ag+ > Cu2+ > Pb2+ > Fe2+ > Zn2+ .
En base a ello, deduzca si ocurrirán o no las siguientes reacciones (en el caso de que ocurran,
complételas):
a) Fe + CuSO4
AgNO3 + Fe
ZnSO4 + Ag
b) Ag + CuSO4
Pb + CuSO4
FeSO4 + Pb
FeSO4 + Cu
Zn + AgNO3
c) Zn + Pb(NO3)2
8. En base a las siguientes ecuaciones, ordene las especies que correspondan en orden
creciente de poder oxidante. En forma similar, ordene aquellas especies posibles en orden
creciente de poder reductor.
a) Y + X2+
→
no reaccionan
b) Z3+ + Y
→
Z2+ + Y2+
c) W+ + X
→
X2+ + W
2+
d) W + Y
→
no reaccionan
e) Z2+ + W+
→
no reaccionan
9. En el laboratorio se realizaron las siguientes reacciones:
a) A2+ + B+ → B + A3+
b) A2+ + C2+ → no reaccionan
c) A + C2+ → C + A2+
En base a esta información, complete si es que ocurren las siguientes ecuaciones (distinga los
dos pares redox: A/A2+ y A2+/A3+):
d) A3+ + A
→
e) B
+ C2+ →
f) A
+ C
→
g) A3+ + C
→
+
3+
h) B
+ A →
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
41
10. Para poder determinar el peso equivalente de una sal reductora del mismo modo en que
operó en la práctica, es imprescindible conocer, entre otras cosas (indique si es F o V y
justifique adecuadamente):
a) fórmula de la sal
b) equivalentes de la sal reaccionantes
c) equivalentes del agente oxidante reaccionantes
d) volumen de solución de la sal que fue titulada
e) masa de la sal utilizada para preparar la solución
f) volumen que se preparó de la solución de agente oxidante
g) fórmula del agente oxidante y producto de su reducción
11. 0,2530 g de una sal que contiene estaño son utilizadas para preparar 250,0 mL de
solución acuosa en medio ácido. Luego 20,00 mL de la misma son titulados gastándose 15,75
mL de solución de K2Cr2O7 0,05830 % p/v. ¿Cuál de las siguientes sales fue la utilizada para
preparar la solución? Sn3(PO4)2, SnCl2.2H2O, SnCl4, SnSO4, SnCl2, Sn(NO3)2, Sn(SO4)2.
Calcular los pesos equivalentes de todas las sales teniendo en cuenta el comportamiento redox
del estaño.
12. Para calcular el peso equivalente de un agente oxidante se preparan 150,0 mL de una
solución disolviendo 0,8774 g de la sustancia. Luego a 10,00 mL de aquella solución se le
agregan 10,00 mL de cierto agente reductor 0,1500 N quedando éste en exceso. Finalmente,
se titula dicho exceso con 12,50 mL de una solución de KMnO4 0,007333 M en medio ácido.
Calcular el peso equivalente del primer agente oxidante.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
42
Comportamiento de los gases
TRABAJO PRÁCTICO
Conceptos previos
Naturaleza de los gases. Presión de un gas. Barómetro. Unidades de presión. Error
absoluto, relativo y porcentual.
Objetivos
Reconocer las variables que afectan el estado de un gas y establecer las relaciones
existentes entre ellas.
Experiencia 1
Se determinarán la presión y el volumen de gas contenido en la rama cerrada del equipo
mostrado en el Esquema 1
Rama Cerrada
1
•
L
2
•
Δh
Mercurio
Rama Abierta
Unión flexible
Procedimiento:
Fijar las posiciones de las ramas del equipo. Medir la longitud de la columna de gas en la
rama cerrada (L) y medir desde la mesada (nivel de referencia) las alturas de las columnas
de mercurio de la rama abierta (hA) y cerrada (hC), usando una regla. Calcular la diferencia
de las alturas de las ramas Δh. Desplazar las ramas y realizar nuevamente las medidas
descriptas. Repetir la operación por lo menos otras ocho veces. Medir la temperatura
ambiente antes y después de la experiencia.
Cálculo del volumen (V) del gas contenido en la cámara cilíndrica de la rama cerrada a partir
de la Longitud (L) y del radio del cilindro (r):
V = (π x r2) x L
Cálculo de la presión (PGAS) a la que se encuentra el gas contenido en la cámara cilíndrica
de la rama cerrada. Igualando las presiones de los puntos (1) y (2) en el mercurio que se
encuentran a la misma altura en ambas ramas obtenemos la expresión:
P1 = P2
PGAS = Patm + Pcolumna Δh
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
43
Nota: si el nivel de la rama abierta es menor que el nivel de la rama cerrada, la expresión
resultante de igualar las presiones de los puntos 1 y 2 (al mismo nivel) es PGAS + Pcolumna h
= Patm
Medición de la presión atmosférica: Se utiliza un Barómetro de fortín.
•
•
Confeccionar una tabla con valores L, hA, hC, Δh, V, P, PV, PV2.
Graficar en papel milimetrado, P vs. V, PV vs. V y PV2 vs. V
Experiencia 2
Se determinarán la presión y la temperatura de gas contenido en la rama cerrada del equipo
mostrado en el Esquema, manteniendo el volumen constante:
Rama Móvil (abierta)
Termómetro
Δh
Marca de nivel
Rama fija
Ampolla de vidrio
(Cámara de gas)
Baño de agua
Procedimiento:
Sumergir la ampolla en un baño de agua. Establecida una temperatura del baño, mover la
rama libre del manómetro de mercurio hasta que el nivel de la rama fija llegue a la marca
establecida en la rama cerrada (que indica el volumen que se desea mantener durante toda
la experiencia). Tomar el valor de la temperatura del baño (t) con un termómetro y las alturas
de las columnas de mercurio de la rama abierta (hA) y cerrada (hC) para dicha temperatura
usando una regla y calcular Δh. Calcular la presión del gas para esa situación de forma
similar a la experiencia anterior. Incrementar la temperatura del baño empleando un
mechero.
Medir valores experimentales desde temperatura inicial del baño (ambiente) con
incrementos sucesivos cada 5-10 °C aproximadamente, siempre manteniendo el volumen
constante para cada nueva situación de temperatura.
•
•
Construir una tabla con los valores de t, hA, hC, Δh, P
Graficar en papel milimetrado, P vs. t (ºC).
Experiencia 3
Se observará la formación de un sólido al encontrarse dos sustancias gaseosas, en el
equipo mostrado en el Esquema:
NH3
HCl
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
44
Procedimiento:
En uno de los extremos del tubo colocar un tapón cuya parte interna tiene un soporte con un
hisopo embebido en solución acuosa concentrada de amoníaco y, al mismo tiempo pero en
el otro extremo, colocar un tapón similar con un hisopo embebido en solución acuosa
concentrada de ácido clorhídrico. Notar el desprendimiento de NH3 y HCl gaseosos a partir
de las soluciones. Observar la formación de un anillo tenue, sobre la parte interna del tubo
de vidrio, correspondiente a la formación de NH4Cl sólido. Marcar sobre el vidrio la posición
inicial del anillo una vez observado.
•
•
Medir las distancias desde los extremos de los hisopos hasta el anillo.
Relacionar estas distancias con los pesos moleculares de los reactivos.
Barómetro de Fortín
Consta de un tubo de vidrio (c), de 1 m de longitud,
con un diámetro interior de 10 a 20 mm, cuyo
extremo inferior se encuentra sumergido en una
cubeta (e) que al igual que el tubo contiene Hg.
(similar a la experiencia de Torricelli). La cubeta
está formada por un cilindro de vidrio de 4 a 5 cm
de diámetro cerrada en su parte superior por un
disco no metálico (b) por cuyo centro pasa el tubo
de vidrio. Una punta de marfil (d) marca el cero de
la escala. El fondo de la cubeta es móvil por medio
de un tornillo (f), lo que permite hacer coincidir el
cero de la escala con el nivel de mercurio en la
cubeta. El tubo de vidrio y la cubeta se hallan
protegidos por una vaina metálica (a) que en su
parte superior posee ventanas longitudinales que
permiten leer el nivel de Hg dentro de la columna;
en el borde de la ventana se halla grabada la escala
(g) en milímetros y junto a esta escala se desplaza
un vernier (h) cuya aproximación es de 0.1 mm.
Junto a la columna de metal se coloca un
termómetro que permite conocer la temperatura
cuando se mide la presión (no se incluyó en el
esquema). Este instrumento se utilizará para medir
la presión atmosférica en todos los trabajos
prácticos que lo requieran.
c
h
g
a
d
Información de seguridad
Si bien los tiempos de exposición y las concentraciones alcanzadas en el laboratorio no
comprometen la seguridad de los alumnos, se incluye en esta guía un resumen de las
Fichas de Seguridad para conocer los potenciales riesgos de las sustancias que se utilizan.
• Mercurio
Vías de exposición: la sustancia se puede absorber por inhalación, a través de la piel.
¡También como vapor! Riesgo de inhalación: por evaporación de esta sustancia a 20°C se
puede alcanzar muy rápidamente una concentración nociva en el aire. Efectos de exposición
de corta duración: la inhalación del vapor puede originar neumonitis. La sustancia puede
causar efectos en el riñón y en el sistema nervioso central. Los efectos pueden aparecer de
forma no inmediata. Se recomienda vigilancia médica. Peligros químicos: por calentamiento
intenso se producen humos tóxicos. Reacciona violentamente con metales alcalinos,
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
45
acetileno, azidas, amoníaco, cloro, dióxido de cloro, carburo sódico y óxido de etileno. Ataca
al cobre y a otros muchos metales formando amalgamas.
• Amoníaco
Vias de exposición: La sustancia se puede absorber por inhalación. Riesgo de inhalacion: Al
producirse una pérdida de gas se alcanza muy rápidamente una concentración nociva en el
aire. Efectos de exposición de corta duración: Corrosivo. Lacrimógeno. La sustancia es
corrosiva de los ojos, la piel y el tracto respiratorio. La inhalación de altas concentraciones
puede originar edema pulmonar. La evaporación rápida del líquido puede producir
congelación. Peligros quimicos: Se forman compuestos inestables frente al choque con
óxidos de mercurio, plata y oro. La sustancia es una base fuerte, reacciona violentamente
con ácidos y es corrosiva (p.ej: aluminio y cinc). Reacciona violentamente con oxidantes
fuertes, halógenos e interhalógenos. Ataca el cobre, aluminio, cinc y sus aleaciones. Al
disolverse en agua desprende calor.
• Cloruro de hidrógeno
Vías de exposición: la sustancia se puede absorber por inhalación. Riesgo de inhalación: al
producirse una pérdida de gas se alcanza muy rápidamente una concentración nociva de
éste en el aire. Efectos de exposición de corta duración: corrosivo. La sustancia es corrosiva
de los ojos, la piel y el tracto respiratorio. La inhalación de altas concentraciones del gas
puede originar edema pulmonar. Los efectos pueden aparecer de forma no inmediata.
Peligros químicos: la disolución en agua es un ácido fuerte, reacciona violentamente con
bases y es corrosiva. Reacciona violentamente con oxidantes formando cloro, un gas tóxico.
En contacto con el aire desprende humos corrosivos de cloruro de hidrógeno. Ataca a
muchos metales formando hidrógeno.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
46
Comportamiento de los gases
PROBLEMAS
Temario: Ley de Boyle-Mariotte. Ley de Charles - Gay Lussac. Ley de Avogadro. Ley de
Graham. Gas ideal. Densidad de gases. Ley de Dalton.
1. Una fuerza de 600 N actúa sobre una superficie rectangular de 1m x 3m. ¿Cuál es la
presión ejercida en: pascales, bares y Kg/m2?
2. Calcular la presión ejercida por una columna de agua de 8m de altura. Dar el resultado
en pascales, mm de Hg, atm y Kg/m2.
3. Calcular la presión que ejerce cada uno de los siguientes cilindros sobre la superficie en
que están apoyados: a) de mercurio, de 2 cm de diámetro y 10 cm de alto. b) de mercurio,
de 2,8 cm de diámetro y 10 cm de alto. c) de agua, de 2 cm de diámetro y 10 cm de alto. d)
de agua, de 2 cm de diámetro y 136 cm de alto. La densidad del mercurio es 13.6 g cm-3 y la
del agua 0.9999 g cm-3 a la temperatura de trabajo. Comparar los resultados obtenidos.
4. ¿Por qué en el trabajo práctico trabaja con mercurio en lugar de algún otro líquido?
5. A partir de la experiencia de Boyle-Mariotte surge la relación inversamente proporcional
entre P y V; ¿de qué modo podría comprobar que la relación es P V = cte. y no PV2 = cte?
6. ¿Cómo se garantiza de mantener el número de moles constante y la temperatura
constante en el experimento de B-M?
7. En una experiencia de Boyle se tiene un bulbo de 0,5 cm de diámetro. Cuando la
diferencia de alturas entre las ramas es 6 cm (siendo mayor el nivel de mercurio en la rama
abierta a la atmósfera) y la presión externa es 760 torr, la longitud del bulbo en el cual está
contenido el gas es de 15 cm. ¿Cuál será el volumen ocupado por el gas cuando la
diferencia de alturas se incremente a 13 cm?
8. ¿Cómo se garantiza de mantener el número de moles constante y el volumen constante
en el experimento de C-GL?
9. ¿Qué ventajas tiene utilizar la escala absoluta respecto de la centígrada?
10. ¿Cómo debería dejar el equipo de C-GL si previamente las medidas fueron realizadas
desde una muy baja temperatura hasta la temperatura final?
11. En una experiencia de Gay Lussac se encuentra una diferencia de 10 cm entre las
alturas de las ramas (siendo inferior la altura de mercurio en la rama conectada al bulbo de
gas) cuando la temperatura es 40 °C. Si la presión externa es 755 torr, ¿cuál es la presión
del gas? ¿a qué temperatura se igualarán los niveles de mercurio en las dos ramas?
12. Si el gas en el caso anterior es aire con un 80 % en moles de N2 y el resto en O2,
calcular la presión parcial de cada gas a 40 °C y a la nueva temperatura.
13. Si la masa de aire contenida en el bulbo anterior es 0,25 g, calcular la masa de cada
gas y el volumen del bulbo.
14. Un recipiente de 2 L contiene N2 a 250 torr, mientras que otro recipiente de 5 L contiene
O2 a 400 torr. Si se conectan ambos recipientes, ¿cuál es la presión final del sistema?
15. Un recipiente se cierra a presión atmosférica (760 torr) y a 10 °C. Luego es calentado
hasta 100 °C. ¿Cuál es la presión dentro del recipiente? ¿Cuál habría sido si el recipiente
estuviera abierto durante el calentamiento? ¿Qué proporción de las moléculas iniciales
habrían quedado en el recipiente en uno y en otro caso?
16. El N2 tarda 4 minutos en recorrer 10 cm, ¿cuánto tiempo tardaría el CO2 en hacer el
mismo recorrido?
17. Dos gases (A y B) se hacen difundir desde los extremos de un tubo de 25 cm. Los
gases se encuentran a 10 cm del extremo en donde se colocó B. Si A tiene un peso
molecular igual a 16. ¿Cuál es el peso molecular de B?
18. Encontrar la ecuación general de los gases a partir de la expansión isotérmica de un
mol de un gas que cumple las leyes de los gases inicialmente en las condiciones P, V, T
hasta P0, V’, T, seguida de la compresión isobárica hasta P0, V0, T0. Teniendo en cuenta que
el volumen específico se define como el volumen que ocupa una masa de 1g de gas a una
temperatura y presión dadas, extender el resultado a n moles.
19. Calcular la constante R de los gases a partir del valor del volumen molar en condiciones
normales de temperatura y presión (CNTP = 273,16 K y 1 atm).
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
47
Densidad de gases
TRABAJO PRÁCTICO
Conceptos previos
Leyes de los gases. Definición de densidad.
Objetivos
Determinar la densidad del CO2 a temperatura ambiente y presión atmosférica.
Comparar el valor obtenido en la experiencia con el valor tabulado CNTP (Condiciones
Normales de Temperatura y Presión, 273 K y 1 atm) suponiendo que el gas se comporta
como un gas ideal.
Materiales a emplear
• Ampolla de Regnault:
Es una ampolla de vidrio de aproximadamente 500 cm3 de capacidad. Posee dos aberturas
cerradas por llaves de vidrio esmerilado diseñadas para evitar pérdidas de gas. Los tubos de
salida de las llaves de vidrio son adecuados para conectarlos a una bomba de vacío.
• Sistema de vacío:
Se usa una bomba rotatoria de aceite, un tren de vacío y un manómetro.
• Aparato de Kipp (ver esquema):
Se usa para producir CO2 a partir de la reacción entre CaCO3 y HCl.
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
El recipiente superior y el tubo cónico conectado al mismo se retiran y se colocan piedras de
mármol (CaCO3) en el recipiente intermedio. Se vuelve a colocar el recipiente superior y se
agrega a éste la solución de HCl. La solución baja por el tubo cónico, llena el recipiente
inferior y asciende hasta el recipiente intermedio, donde reacciona con el CaCO3,
formándose CO2(g). Estando la llave de vidrio de salida cerrada, el gas se acumula en el
recipiente intermedio y, al aumentar la presión de gas debido a la formación de CO2, la
solución de HCl pasa del recipiente intermedio hacia el inferior y sube por el tubo cónico
hasta el recipiente superior. La reacción se detiene cuando el HCl deja de estar en contacto
con el CaCO3 y la presión hidrostática de la columna de solución de HCl equilibra la presión
de CO2. Si se abre la llave de vidrio el CO2 fluye hacia el tren secador (ver más abajo), y la
presión en el recipiente intermedio disminuye, el HCl sube nuevamente al recipiente
intermedio y se forma más CO2. Este sistema regula automáticamente la producción de CO2,
entregándolo a una presión levemente superior a la atmosférica.
TUBO de
seguridad
Solución
de HCl
CO2
CO2
CaCO3
H2 O
H2SO4
(conc)
Gel de
sílice
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
48
El CO2 generado se hace pasa por un tren purificador y desecador que consta de tres
frascos que se colocan en serie entre la salida del Kipp y la ampolla con el fin de purificar el
CO2. El primer frasco contiene agua y sirve para eliminar el HCl que pueda arrastrar la
corriente de CO2, debido a la alta solubilidad del HCl en agua. El segundo frasco contiene
H2SO4 concentrado y sirve para eliminar el agua por su poder deshidratante. El tercer frasco
contiene gel de sílice, un agente desecante que permite eliminar los últimos restos de
humedad del gas.
Procedimiento
Se hace vacío en las ampollas completamente limpias y secas, utilizando la bomba de
vacío. Rápidamente se pesa la ampolla, obteniendo el valor m0 (masa de la ampolla vacía),
en una balanza granataria (precisión 0,01 g).
Se llena luego la ampolla con CO2. Para ello:
a) Se deja funcionar el Kipp durante un tiempo con la llave de salida abierta a fin de
desplazar del sistema el aire con la corriente de CO2.
b) Se cierra entonces la llave de salida del Kipp y se conecta la ampolla vacía por medio de
una de sus llaves de vidrio a la salida del tren desecador. Se abre la llave de salida del Kipp
y luego, lentamente la llave de vidrio de la ampolla. El CO2 contenido en el tren de
purificación y en el Kipp comienza a entrar en la ampolla y el nivel de la solución de HCl en
el recipiente intermedio del Kipp asciende. En cuanto haya contacto entre la solución de HCl
y el CaCO3, se abre la otra llave de la ampolla, permitiendo la circulación del CO2 durante
unos 10 a 15 minutos. Transcurrido ese tiempo se cierran rápidamente las llaves de vidrio,
primero la llave de la ampolla que comunica a ésta con la atmósfera, luego la que la conecta
al Kipp y, por último, la llave del Kipp. De esta forma conseguimos que la presión dentro de
la ampolla sea un poco mayor que la atmosférica. A continuación se da un rápido giro de
180o a una de las llaves de la ampolla. De este modo se equilibra la presión interna de la
ampolla con la atmosférica, permitiendo la salida del exceso de CO2.
A continuación se pesa la ampolla obteniendo el valor m1 (masa de la ampolla + masa de
CO2).
Posteriormente se llena la ampolla con agua destilada (hervida para eliminar los gases que
pudiera tener disueltos, y enfriada a temperatura ambiente) y se vuelve a pesar utilizando
una balanza de precisión de 0,1 g. Obtenemos así m2 (masa de la ampolla + masa de agua).
Datos experimentales
masa de la ampolla vacía (m0)
masa de la ampolla con CO2 (m1)
masa de la ampolla con H2O (m2)
temperatura ambiente (Tamb)
temperatura del agua (Tagua)
presión atmosférica (Patm)
Datos complementarios
Densidad del H2O a la temperatura de trabajo, de tablas.
•
Calcular el volumen de gas (Vgas) usando la masa de agua (magua) y la densidad del
agua (δagua) a la temperatura de trabajo: Vgas = Vampolla = Vagua = magua / δagua y magua
= m2 – m0
• Calcular la densidad del gas (δ) a la presión atmosférica y la temperatura ambiente con
la masa de gas (mgas) y el volumen de gas (Vgas): δ = mgas / Vgas y mgas = m1 - mo
• Llevar la densidad obtenida a CNTP usando la ecuación del gas ideal:
PV / T = P0V0 / T0 y como V = mgas / δ y V0 = mgas / δ0
P / (T δ) = P0 / (T0 δ0) de donde se puede despejar la densidad del gas en CNTP (1
atm, 273 K)
• Calcular los errores absoluto y relativo cometidos en la experiencia, comparando con
datos tabulados.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
49
Información de seguridad
Abrir las llaves o robinetes lentamente, recordando que se trabaja con importantes
diferencias de presión.
PROBLEMAS RELACIONADOS CON EL TP
1. ¿Cómo puede decidir si existe aire residual en la ampolla durante el proceso de vacío?
2. ¿Qué diferencia hay entre el manómetro conectado al tren de vacío y los manómetros
usados en las leyes de los gases?
3. ¿Por qué la columna de Hg del manómetro no tiene 76 cm de altura?
4. ¿Por qué usa agua destilada hervida y fría para determinar el volumen de la ampolla?
5. ¿Por qué se determina primero la masa de CO2 y luego la de agua? ¿Qué error se
cometería si procediera al revés?
6. ¿Por qué no debe tocarse la ampolla luego de pesarla vacía y antes de pesarla con
CO2? ¿Por qué no se tiene la misma precaución antes de pesarla con agua?
7. ¿Cómo verifica si su ampolla “pierde” vacío?
8. ¿Qué ventajas tiene el uso del Kipp? Describir su funcionamiento.
9. ¿Cuál es la presión del dióxido de carbono dentro del Kipp cuando está cerrado?
10. ¿Por qué se usan dos balanzas de diferente precisión? Si las precisiones de las
balanzas son 0,01 g y 0,1 g, ¿con cuál se comete mayor error?
11. ¿Por qué al conectar la ampolla con el Kipp inicialmente el burbujeo en los frascos del
tren lavador es violento para luego volverse más suave y finalmente prácticamente
anularse hasta que se abre la llave extra a la atmósfera?
12. ¿Por qué debe equilibrar presiones dentro de la ampolla? ¿Existe alguna alternativa?
13. ¿Por qué la presión del gas debe ser la atmosférica? ¿Qué error se cometería si se
conectara la ampolla a un manómetro?
14. ¿Qué ocurre si el tren lavador no contiene agua? ¿Qué tipo de error (por exceso o por
defecto) cometería en la densidad? ¿Y si no contiene H2SO4 o sílica gel?
15. ¿Qué ocurre si a través del tren lavador se introduce vapor de agua en la ampolla?
16. ¿Qué tipo de errores cometería si al realizar vacío queda cierta cantidad de aire que
luego es desplazado por el dióxido de carbono?
17. Idem si luego el aire no es desplazado por el dióxido de carbono. Compare el error con
el caso anterior.
18. Idem si no realiza el balance de presiones antes de pesar la ampolla con gas.
19. Idem si no se llena completamente con agua la ampolla.
20. Idem si se llena con agua común en lugar de agua destilada y se utiliza la densidad de
esta última en los cálculos.
21. Idem si quedan muchas burbujas en la ampolla cuando se llena con agua.
22. Idem si la temperatura subió durante el llenado sin que usted lo notara.
23. ¿Qué tienen en común y en qué se diferencian los métodos de Regnault y de Víctor
Meyer?
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
50
Densidad de gases
PROBLEMAS
1. ¿Qué masa de carbonato de calcio del 70 % de pureza y qué volumen de solución de
HCl 10 % p/p y densidad 1,07 g/mL serán necesarios para llenar una ampolla de Regnault
de 800 mL en condiciones normales? Repita los cálculos si se pierde un 25 % del gas en el
tren lavador.
2. ¿Qué masa de aire (80 % en moles de N2 y el resto en O2) quedará en una ampolla de
Regnault (de 500 mL de capacidad) cuando se hace vacío a 25 °C si la presión es 1,5 cm de
mercurio?
3. ¿Cuál será la masa contenida en una ampolla de Regnault de 500 mL a 25 °C y 760 torr
si se llena solo con CO2? ¿y si se llena con un 90 % en moles de CO2 y el resto de vapor de
agua? Repita el último cálculo si el resto es aire con 80 % en moles de N2 y el resto de O2.
4. Calcular el PMR de un gas cuya densidad es 0,67 g/L a 22 °C y 765 torr.
5. Calcular la densidad de un gas en CNTP si el valor es 1,76 g/L a 30 °C y 750 torr.
6. En una experiencia similar a la del T.P. se obtuvieron los siguientes datos: Patm=729,6
torr, t=25,0 ºC
a. masa de la ampolla vacía=162,354 g
b. masa de la ampolla con gas=163,071 g
c. masa de la ampolla con agua=661,754 g
d. densidad del agua a la temperatura del trabajo=0,9988 g/mL
7. Calcular el peso molecular del gas con el que se llenó la ampolla.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
51
Determinación de pesos moleculares por el método de Víctor Meyer
TRABAJO PRÁCTICO
Conceptos previos
Leyes de los gases. Composición centesimal, fórmula mínima y fórmula molecular
Objetivos
Hallar la fórmula molecular de un compuesto a partir de la determinación de su peso
molecular y su composición química (por análisis químico).
Aplicar las leyes de los gases.
Usar datos tabulados y experimentales, analizando su efecto en la expresión del resultado
final.
Consideraciones teóricas
Partiendo de la ecuación general del gas ideal y reemplazando el número de moles de gas
(n) por la relación entre la masa del gas (m) y su peso molecular (M), se obtiene:
PV = n RT =
m
RT
M
De esta expresión podemos despejar el peso molecular relativo del gas:
M =m
RT
PV
Esta es la fórmula que se utilizará en el TP. Si, mediante un análisis elemental cuantitativo,
se determina la composición centesimal de la sustancia y con ella la fórmula mínima, el peso
molecular determinado por el método de Víctor Meyer puede usarse para calcular la fórmula
molecular.
El método de Víctor Meyer se utiliza para muestras que a temperatura ambiente son líquidas
o sólidas y pasan al estado gaseoso a la temperatura a la cual se encuentra el tubo de
vaporización. No es aplicable a sustancias que se descomponen al calentarse. El método se
basa en la Ley de Avogadro, según la cual, al vaporizarse la muestra en el tubo de
vaporización, ésta desaloja un volumen de aire que contiene el mismo número de moléculas
que la muestra. Cuando el aire desalojado llega a la campana para gases se encuentra a
una temperatura menor que la que existe en el tubo de vaporización. Se hace la suposición
entonces de que su volumen disminuye en la misma cantidad que disminuiría el volumen de
la muestra si ésta pudiera existir como gas a esa temperatura y se comportara como un gas
D
ideal.
F
La suposición del cumplimiento de las
leyes de los gases es una de las
G
mayores fuentes de error del método.
Debido a esto y a los errores
E
experimentales, el método permite
H2O
obtener experimentalmente un peso
molecular con un error del 5 al 10 %. Sin
embargo, esto no es de gran
importancia debido a que los datos se
utilizan para calcular el número de
veces que la fórmula mínima (calculada
A
a partir de la composición centesimal de
la muestra) está contenida en la fórmula
molecular.
Equipo y procedimiento operativo
El equipo consta de un tubo de
vaporización A, contenido dentro de una
camisa B aislada térmicamente (el
aislante térmico no se muestra). El
B
C
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
52
líquido calefactor contenido en el fondo
de la camisa es calentado por el
mechero y sus vapores mantienen a
temperatura constante todo el tubo
calefactor.
El punto de ebullición del líquido calefactor (en nuestro caso, agua líquida) debe ser
superior en 20-30 oC al punto de ebullición de la sustancia problema para asegurar la
vaporización completa de la misma. El refrigerante D condensa los vapores y retorna el
líquido calefactor al interior de la camisa (reflujo). La campana para gases E sirve para
recoger el aire desplazado por la sustancia problema y se prepara llenando la probeta con
agua e invirtiéndola sobre el cristalizador.
Lo primero que debe hacerse es llevar a régimen el aparato. Para ello se enciende el
mechero y se hace circular agua por el refrigerante sin colocar el tapón F. El aire del tubo de
vaporización se expande hasta que la temperatura alcanza un valor uniforme en todo el
tubo, lo cual se puede verificar mediante un retorno constante de vapor condensado desde
el refrigerante, o bien observando que no haya burbujeo del tubo de desprendimiento
sumergido en el cristalizador con agua. En estas condiciones el equipo debe permanecer un
mínimo de 15 minutos. Este detalle es de fundamental importancia para el éxito de la
experiencia. Dado que, durante la puesta en régimen del equipo, el aire que contiene el tubo
de vaporización se expande, es importante que el tubo de desprendimiento G no esté ya
colocado en la probeta invertida de la campana para gases.
Mientras el aparato alcanza una temperatura constante se introduce un tubo flexible hasta el
fondo del tubo de vaporización y se insufla aire para arrastrar vapor de agua o restos de
muestra que puedan haber quedado de experiencias anteriores. Si esta operación no se
realiza durante al menos 15 minutos puede ocurrir que, al realizar el experimento, en lugar
de desplazar aire se desplazaran esos vapores, los cuales al llegar a la campana para
gases condensarían, obteniéndose en la campana un volumen menor al que corresponde
(recordar que la muestra es líquida a temperatura ambiente). En el diseño del equipo se tuvo
en cuenta que el tubo de vaporización fuera largo para evitar que, aún con un buen
insuflado, parte de la muestra evaporada llegara a la campana.
Una vez que el equipo está en régimen y que se terminó con el proceso de purgado se
introduce el tubo de desprendimiento en la campana para gases.
Se pesa la ampolla vacía y tapada, colocada sobre un soporte. Se introduce el líquido a
medir y se pesa nuevamente. Consultar con el ayudante la cantidad de líquido a pesar. La
masa de muestra que se pesa debe ser la adecuada para que el aire desplazado no
sobrepase ni la capacidad de la campana, ni la del tubo de vaporización. Tampoco debe ser
muy pequeña, ya que entonces la lectura del volumen de gas tendría mayor error. Una vez
pesado el líquido, la ampolla debe utilizarse inmediatamente.
Para ello se afloja levemente la tapa de la ampolla, se introduce en el tubo de vaporización y
se tapa éste rápidamente. Debe mantenerse el tapón del tubo de vaporización ajustado para
evitar pérdidas. Antes de poner la ampolla en el tubo de vaporización la presión del equipo
es igual a la atmosférica. Cuando la ampolla cae al fondo del tubo de vaporización, el líquido
se vaporiza rápidamente, destapando la ampolla. La presión en el tubo aumenta, lo que
provoca el desplazamiento del aire que contenía el tubo de vaporización hacia la campana
de gases hasta que la presión dentro del tubo vuelve a ser igual a la atmosférica. Por esa
razón, al finalizar la experiencia se puede retirar el tapón de goma sin que se produzca
ninguna modificación. Recién en este momento se puede apagar el mechero, ya que de
hacerlo antes podría reabsorberse agua hacia el equipo.
Se efectúan las lecturas de volumen de aire, temperatura ambiente y altura de la columna
de agua en la campana para gases. Se mide la presión atmosférica en el barómetro de
Fortin.
Datos experimentales
- masa de la ampolla vacía (m1)
- masa de la ampolla con la muestra problema (m2)
- volumen de aire recogido en la campana (V)
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
53
- temperatura del aire en la campana (t)
- presión atmosférica (Patm)
- altura de la columna de agua (h) en centímetros de agua.
Cálculo de la presión del gas en la campana
Por tratarse de un líquido en reposo la presión ejercida en (1) es
igual a la presión ejercida en (2), ya que ambos están al mismo
nivel. En (1) la presión es la atmosférica (Patm). En (2) la presión es
la suma de la presión del aire dentro de la campana (P) más la
presión del vapor de agua a esa temperatura (Pv) más la presión
que ejerce la columna de agua (Ph). De esta expresión se despeja
el valor de P.
Patm = P + Pv + Ph
2
1
1
2
Datos complementarios
- presión de vapor de agua a la temperatura de la campana para gases (Pv), obtenida de
tablas.
- composición centesimal de la muestra.
- valor de la constante R
• Calcular el peso molecular usando la presión del aire dentro de la campana (P),
temperatura del aire en la campana (T), volumen de aire recogido en la campana (V) y la
masa de muestra problema m.
• Determinar la fórmula mínima a partir de la composición centesimal proporcionada.
• Obtener la fórmula molecular correcta.
• Calcular los errores absoluto y relativo cometidos en la experiencia.
Información de seguridad
Las muestras líquidas utilizadas en el TP son sustancias orgánicas que normalmente se
utilizan como solventes y hay que tener ciertos cuidados al momento de utilizarlas. Se debe
trabajar en lugares ventilados, con guantes protectores, guardapolvo y gafas de seguridad.
Esto se debe a que su inhalación produce tos, somnolencia y dolor de cabeza y a que puede
absorberse a través de la piel y causar enrojecimiento y dolor, lo que también puede ocurrir
en ojos. Su ingestión puede causar dolor abdominal y vómitos, por lo que no se debe comer,
ni beber, ni fumar durante el trabajo práctico. Algunas de las sustancias son inflamables y
explosivas. El contacto prolongado puede producir dermatitis, y una de las sustancias es un
posible carcinógeno.
PREGUNTAS RELACIONADAS CON EL TP
1. ¿Cuáles son las suposiciones y aproximaciones que realiza durante el trabajo práctico?
2. ¿Qué condiciones debe cumplir la sustancia problema y cuáles el líquido calefactor?
3. ¿Qué función cumple el refrigerante?
4. ¿Cómo se asegura de que la temperatura en el tubo de vaporización sea la predicha
cuando el aparato está en régimen?
5. ¿Por qué no puede introducirse la salida del tubo de vaporización dentro de la campana
para gases antes de que el equipo entre en régimen?
6. Antes del agregado de sustancia, ¿qué debe haber dentro del tubo de vaporización?
¿Cómo se asegura de ello?
7. ¿Qué se recoge en la campana para gases? ¿Por qué no se recoge sustancia
problema?
8. Indique la presión presente dentro del tubo de vaporización antes y después de la
introducción de la ampollita con la sustancia problema.
9. ¿Cómo es el volumen ocupado por el gas dentro del tubo de vaporización comparado
con el que se recoge en la campana de gases?
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
54
10. ¿Qué ocurre si insufla en forma insuficiente? ¿Qué tipo de error (por exceso o por
defecto) se cometerá en la determinación del peso molecular?
11. Ídem si la ampollita queda detenida en la zona superior del tubo de vaporización.
12. Ídem si, por error, anota una masa de líquido pesada menor a la realmente introducida
dentro del tubo de vaporización.
13. Ídem si el punto de ebullición del líquido del baño calefactor es inferior al de la sustancia
problema.
14. Ídem si no arroja la ampollita inmediatamente.
15. ¿Por qué el equipo de Víctor Meyer es de gran longitud? ¿Qué ocurriría si no lo fuese?
16. ¿Para qué se recubre con amianto el equipo de Víctor Meyer?
17. ¿Por qué no conviene superar una cierta masa máxima de la sustancia agregada?
18. ¿Por qué no debe retirarse el mechero sin destapar el tubo de vaporización?
19. ¿Por qué puede sacarse el tapón del tubo de vaporización luego de la experiencia sin
provocar variaciones?
20. ¿Por qué, aún con los errores del método, se determina la fórmula molecular sin
problemas?
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
55
Determinación de pesos moleculares por el método de Víctor Meyer
PROBLEMAS
1. Un compuesto gaseoso cuyo peso molecular aproximado es 16 contiene 74,87 % de
carbono y 25,13 % de hidrógeno. Hallar sus fórmulas mínima y molecular.
2. 1 g de una sustancia orgánica contiene 0,5143 g de carbono, 0,0857 g de hidrógeno y
0,4 g de nitrógeno y en él hay 4,3x1021 moléculas. Calcular la fórmula molecular.
3. Un fluoruro de plata contiene 85,08 % de plata. Cuál de las siguientes es entonces su
fórmula mínima? a) AgF2 b) Ag2F c) AgF d) Ag3F2 e) AgF3
4. Determinar la fórmula molecular de un compuesto cuyo PMR es 168 y cuya composición
centesimal es H: 2,4%, C: 42,8%, N: 16,7% y el resto de oxígeno.
5. Cuando una muestra de oxígeno se recoge sobre agua a 24 °C y 745 torr, se satura con
vapor de agua. A esa temperatura, la presión de vapor del agua es 24,38 torr. ¿Cuál es
la presión parcial del oxígeno?
6. ¿Cuál será la altura de agua en una campana para gases en la que se recogió CO2 si la
presión del mismo a 20°C es 693 torr? La presión atmosférica es 0,97 atm y la presión
de vapor del agua a la temperatura de trabajo es 21,67 mmHg.
7. ¿Cuál es la masa máxima de C2Cl3H que puede agregarse en un equipo de Víctor Meyer
cuya campana de gases tiene una capacidad máxima de 40 mL? La presión externa es
760 torr y la presión de vapor del agua es 18 torr a 20 °C (temperatura de la
experiencia).
8. ¿Cuál será el PMR de un gas si en una experiencia de Víctor Meyer se recogieron 35 mL
a 735 torr y 15 °C cuando se arrojó una ampolla con una masa de líquido igual a 188
mg?
9. ¿Cuál sería el volumen recogido en el problema anterior si por razones de incorrecto
insuflado hubiera salido del tubo de vaporización una corriente gaseosa conteniendo un
25 % en moles de una sustancia arrojada en una experiencia anterior? Suponga que no
cambió la presión del gas. ¿Cuál hubiera sido el error en el peso molecular?
10. La fórmula mínima de un gas es CClH2 y el PMR determinado por el método de Víctor
Meyer fue 105. ¿Cuál es la fórmula molecular?
11. En una experiencia de Víctor Meyer se recogen 30 mL de gas a 22 °C en la campana de
gases; la presión externa es 765 torr, la presión de vapor del agua a 22 °C es 25 torr y el
nivel de líquido en la campana está a 12,5 cm por encima del nivel externo. ¿Cuántos
moles de gas están contenidos en la campana? Calcular las presiones parciales de los
gases contenidos en la campana si del tubo de vaporización salió exclusivamente aire
con un 80 % en moles de N2. ¿Qué volumen ocupaban estos moles en el interior del
tubo de vaporización si el baño calefactor era agua y se encontraba en régimen? El nivel
de agua en la salida del tubo de vaporización concordaba con el nivel exterior.
12. La masa de aire (80 % en moles de N2) contenida en la campana de gases de un equipo
de Víctor Meyer es 39 mg luego de arrojar una ampollita conteniendo cloroformo.
Calcular la masa de cloroformo que contenía la ampollita (ignorando los errores del
método).
13. En un equipo de Víctor Meyer, se utiliza una ampolla con cloroformo (CCl3H). En la
campana se obtienen 36 mL de gas, la altura de la columna de agua es de 10 cm, el
termómetro adosado marca 31 °C y la presión de vapor del agua a esa temperatura es
de 33,6 mmHg. La presión atmosférica leída en el Barómetro de Fortín es de 758 mmHg.
(a) Calcular la masa de cloroformo que tenía la ampolla. (b) Analizar las siguientes
situaciones experimentales: i) En lugar de usar cloroformo se utiliza acetato de etilo
(C4O2H8) ¿El volumen recogido será menor o mayor que 36 mL? Calcular la masa de
acetato de etilo que debería pesarse para que el volumen recogido sea 36 mL. ii) Se
repite la experiencia en las mismas condiciones, pero por insuficiente insuflado de aire,
al arrojar la ampolla se desplaza hacia la campana una mezcla de un 60% de aire y 40%
de muestra procedente de la experiencia anterior. ¿Cuál será el volumen recogido en la
campana? iii) Se repite la experiencia en las mismas condiciones, pero se obtiene un
volumen de 48 mL de gas y la columna de agua desciende 2 cm por debajo del nivel del
agua en el cristalizador. ¿Qué masa de cloroformo se pesó? iv) ¿Que valor del peso
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
56
molecular del compuesto se habría obtenido si parte de la muestra se hubiera perdido
por demorar al tapar el tubo de vaporización? v) Si, por un error en la pesada, la masa
agregada hubiera sido en realidad mayor que la usada en el cálculo, ¿Cómo sería
(mayor, menor, igual), el valor del peso molecular obtenido?
14. ¿Cuál será el peso molecular de un gas si en una experiencia de Víctor Meyer se
recogieron 35 mL a 735 torr y 15 °C al arrojar una ampolla con una masa de líquido de
188 mg?
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
57
Teoría cinética de los gases
TEORÍA-SEMINARIO
1. ¿Cómo se define un gas ideal en función de sus propiedades macroscópicas? ¿Y desde
el punto de vista microscópico?
2. Enunciar los postulados de la teoría cinética de los gases.
3. Deducir la expresión de la presión de un gas.
4. Relacionar la temperatura con la energía cinética del gas.
5. Encontrar relaciones entre las variables p, V y T a partir de la teoría cinética de los
gases, para deducir:
a) Ley de Boyle-Mariotte
b) Ley de Gay-Lussac
c) Ley de Graham
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
58
Termodinámica y termoquímica
TEORIA-SEMINARIO
1. Definir sistema, entorno y universo. Definir sistema adiabático, sistema cerrado y sistema
abierto.
2. Definir los siguientes términos: energía, trabajo, calor, temperatura, variable
termodinámica. Explicar la experiencia de Joule para medir la equivalencia entre calor y
trabajo.
3. Enunciar el primer principio de la termodinámica. Discutir el significado de energía
interna.
4. ¿Qué es una función de estado?
5. En un proceso determinado un sistema absorbe 50,0 calorías mientras desarrolla un
trabajo contra el medio externo de 30,0 calorías. ¿Cuál fue la variación de energía
interna del sistema, la del entorno y la del universo?
6. Exprese el trabajo realizado en la expansión de un gas ideal: a) en forma isotérmica y
reversible, b) en forma irreversible, c) contra el vacío.
7. Un gas encerrado en un recipiente con pistón móvil de libre movimiento, ocupa un
volumen de 3,20 L. Si se expande hasta 4,90 L contra la presión externa de 720 mmHg.
Calcular el trabajo realizado por el sistema en L-atm, cal., joule y ergios.
8. Un gas ideal se encuentra encerrado en un cilindro con un pistón sin roce. Inicialmente el
gas ocupa un volumen de 1,00 L y esta sometido a una presión externa de 10,0 atm.
a) Calcular el trabajo realizado por el sistema cuando se expande a 0oC contra las
presiones indicadas a continuación:
i) contra el vacío.
ii) contra una presión exterior de 1,00 atm.
iii) en dos etapas: 1ro. contra una Pext= 5,00 atm y 2do. contra una Pext= 1,00 atm.
De acuerdo a los resultados de i) y ii) proponga si el trabajo realizado por el gas
aumentará o no al aumentar el número de etapas a 3, 4 ó 5.
b) Considere si al aumentar indefinidamente el número de etapas, el trabajo de
expansión realizado por el gas aumentará también indefinidamente o llegará a un
máximo.
c) Utilice el razonamiento anterior para definir transformación reversible.
d) Calcular el trabajo que hay que realizar para comprimir el gas en forma reversible
hasta el estado inicial.
e) Calcular el trabajo que en la compresión del gas hasta el estado inicial por medio de
una presión externa de 10,0 atm.
9. Indique cómo puede calcularse la cantidad de calor puesta en juego en procesos en los
que una sustancia pura cambia su temperatura y en los procesos de cambio de estado
de una sustancia pura.
10. Defina entalpía en función de otras variables y funciones termodinámicas. Indique la
ventaja del uso de la entalpía en procesos químicos.
11. 1,00 moles de oxígeno se encuentran a 25oC y 1,00 atm en un recipiente cerrado por un
pistón móvil. Se entregan al sistema 175 calorías en forma reversible e isobáricamente
con lo que la temperatura alcanza 50oC. Calcular: a) los volúmenes inicial y final, b) el
trabajo realizado por el sistema (en calorías y Joules), c) ΔE del sistema, del entorno y
del universo. d) ΔH del sistema.
12. Las densidades del hielo y del H2O(l) a 0oC son respectivamente 0,9163 y 0,9998 g/cm3.
Calcular la diferencia entre ΔE y ΔH para la fusión de 1,00 mol de H2O a 0oC y a la
presión de 1,00 atm. Exprésela en diferentes unidades adecuadas.
13. La densidad del H2O(g) a 100oC es 0,600 g/L. La densidad del H2O(l) a 100oC es 0,9583
g/cm3. Calcular la diferencia entre ΔE y ΔH para la vaporización de 1,00 mol de H2O(l) a
100oC y a la presión de 1,00 atm.
14. Considere los resultados obtenidos en los problemas 12 y 13 y observe la importancia de
la diferencia en el número de moles gaseosos de los estados inicial y final sobre el valor
de la diferencia entre ΔE y ΔH. Deduzca la relación entre ΔE y ΔH para el caso particular
de una reacción química.
Guía de Introducción a la Química – Edición 2012
59
15. Enuncie la ley de Hess.
16. El calor de formación de Fe2O3 (S) es de -195,6 Kcal/mol. El de CO2 (g) es de -94,1
Kcal/mol y el de CO(g) es de -26,4 Kcal/mol. Con estos datos deduzca si la reacción
Fe2O3 (S) + 3 CO (g) → 2 Fe(S) + CO2 (g) será endo o exotérmica a 25oC y 1,00 atm.
17. Calcular el calor de formación del CH4 y la variación de energía interna durante la
reacción. Datos: ΔH de combustión del H2 = -68,3 Kcal/mol; ΔH de combustión del CH4 =
-212,8 Kcal/mol; ΔH de combustión del C = -94,1 Kcal/mol. Todos los datos
corresponden a T= 298 K
18. El calor de combustión del carbono es -94,1 Kcal/mol, el del hidrógeno es -68,3 Kcal/mol
y el de formación del metanol (CH3OH) es -49,0 Kcal/mol. Calcular cuánto se elevará la
temperatura al quemar 3,20 g de metanol en un calorímetro de equivalente en agua igual
a 50 cal/oC y que contiene 18,94 Kg de agua a 25oC. El calor específico del agua es
0,9983 cal/g.oC.
19. En la combustión completa de C2H6(g) y C2H4(g) se desprenden 372,9 Kcal/mol y 337,3
Kcal/mol, respectivamente (considere que se forma H2O(l)). Calcular la variación de
entalpía de la reacción: C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g), si la entalpía de formación del agua
líquida es -68,3 Kcal/mol.
20. Calcular el calor necesario para obtener sulfuro de carbono a partir del fosgeno (COCl2)
según la ecuación:
COCl2(g) + 2 H2S(g) → 2 HCl(g) + H2O(g) + CS2(l)
si los calores de formación son los siguientes: COCl2(g): -53,3 Kcal/mol; CS2(l): 21
Kcal/mol, H2S(g): -4,82 Kcal/mol, HCl(g): -22,06 Kcal/mol, H2O(g): -57,82 Kcal/mol.
21. Explique la dependencia de la variación entalpía de una reacción química con la
temperatura.
2do. Principio.
1. Describa el concepto de entropía. Comente una interpretación molecular de la misma.
Explique el uso de la variación de entropía del universo como criterio de espontaneidad.
Describa el cálculo de la variación entropía del sistema, del entorno y del universo en
procesos sencillos.
2. Calcular el cambio de entropía para la reacción en equilibrio Cu(S) → Cu(l) (fusión) si el
calor latente de fusión del Cu es 41,6 cal/g y su temperatura de fusión es de 1083 oC.
3. El calor latente de evaporación del agua es 539 cal/g. ¿Cuál será el cambio de entropía
asociado al equilibrio Liq.- Vap. de 150 g de H2O(l) que pasa a H2O(V) a P = 1,00 atm?
4. Exprese mediante ecuaciones generales la variación de la entropía con la temperatura.
Escriba brevemente la tercera ley de la termodinámica. Explique el concepto de energía
libre de Gibbs. Describa el uso de la energía libre de Gibbs como criterio de
espontaneidad. Compare con el uso de la entropía con el mismo fin.
5. Para la reacción: Ag2O(S) → 2 Ag(S) + ½ O2(g) a 25 oC y 1 atm,
a) ΔH = 7,31 Kcal y ΔS = 0,0158 Kcal/oK.
b) Calcular suponiendo que ΔH y ΔS son independientes de la temperatura: ΔG a 25oC
y 1 atm; ΔG a 300oC y 1 atm; la temperatura a la cual ΔG es cero a 1 atm.
c) ¿En qué condiciones la reacción será espontánea?
60
Calor de neutralización
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivos:
- Determinar la entalpía de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte.
- Aplicar la ecuación de la calorimetría.
Introducción:
La Termoquímica es la parte de la Química que estudia las cantidades de calor
asociadas a las reacciones químicas. En este trabajo práctico mediremos, en ciertas
condiciones experimentales el calor que se desprende de un sistema en el que un ácido y
una base fuerte reaccionan neutralizándose. Se observará que dicha reacción es
exotérmica, es decir que transcurre liberando calor al medio ambiente. Las reacciones que
transcurren con absorción de calor del medio ambiente se llaman endotérmicas.
La medida, en condiciones de presión constante, del calor intercambiado en una
reacción química en la que sólo se produce trabajo de cambio de volumen coincide con la
variación de entalpía de la reacción.
La ecuación termoquímica de la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una
base fuerte se escribe:
H+(aq) + OH-(aq) ==> H2O
ΔH298 = -13,7 Kcal/mol.
Nótese que una ecuación termoquímica debe contener los datos de la ecuación química
ordinaria, y además:
a) debe indicar el estado de agregación en que se hallan reactivos y productos, pues al
cambiar el mismo se producen cambios de entalpía. En este caso, el estado se indica como
“en solución acuosa”
b) debe indicar el valor de ΔH (o del ΔE de la reacción) y la temperatura a la que fue
medido.
Otro ejemplo de ecuación termoquímica, en este caso para la combustión del carbono:
C(grafito) + O2(g) ==> CO2(g)
ΔH298 = -49 kcal/mol
Calorimetría
Para medir experimentalmente los ΔH de reacción se utiliza la calorimetría.
La calorimetría utiliza como uno de sus conceptos principales el hecho experimental que
establece que, si se ponen en contacto dos cuerpos A y B a diferentes temperaturas TA y TB,
se transferirá una cantidad de calor Q desde el cuerpo más caliente hacia el más frío, de
modo tal que, al terminar el proceso, el estado térmico de ambos cuerpos sea idéntico. Esta
afirmación se conoce como Principio Cero de la Termodinámica y es la que nos permite
definir la temperatura medida con un termómetro (un termómetro es, por ejemplo, el cuerpo
B, cuando se quiere medir la temperatura del cuerpo A).
Para expresar cuantitativamente las cantidades de calor Q, es conveniente definir:
Calor específico: (c) cantidad de calor que es necesario entregar a 1 g de una sustancia
pura determinada para aumentar su temperatura en 1 ºC.
Capacidad calorífica: (C) es la cantidad de calor que hay que entregar a un cuerpo
(puro o no, homogéneo o heterogéneo) para que su temperatura se eleve en un grado.
De acuerdo a lo anterior, para un cuerpo heterogéneo A,
formado por las masas m1, m2 y m3 de las sustancias puras 1,
C
2 y 3, de calores específicos c1, c2 y c3, la capacidad calorífica
D
será: CA= m1 x c1+ m2 x c2 + m3 x c3. Generalizando, C = Σi m
i x c i.
La unidad de cantidad de calor es la caloría. Una caloría es
la cantidad de calor que es necesario entregar a 1 g de agua
E
destilada, para aumentar su temperatura en 1 ºC (definición
aproximada).
B
A
61
De acuerdo a estas definiciones, la cantidad de calor Q (calorías), que debe entregarse a
un cuerpo de masa m (gramos) y calor específico c (cal/g ºC) para elevar su temperatura en
ΔT ºC es:
Q = m.c.ΔT
(1).
Esta es la ecuación básica de la calorimetría.
Desarrollo del trabajo práctico
El objeto de la práctica es medir calorimétricamente el ΔH de una reacción de
neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte.
La figura de la derecha es un esquema del calorímetro a utilizar. Está formado por un
vaso térmico de vidrio A (comúnmente llamado “termo”). El termo tiene paredes dobles
espejadas (para disminuir la pérdida de calor por radiación), entre las cuales se ha hecho
vacío (para disminuir la pérdida de calor por conducción). El termo tiene una tapa de
material aislante, a través del cual pasan los elementos que se describen a continuación.
Dado que la transmisión de calor es mínima en estas condiciones, el sistema puede
considerarse prácticamente adiabático.
Dentro del termo hay una ampolla de neutralización B, en la misma se cargará el
volumen de ácido de título conocido que se neutralizará posteriormente en el calorímetro.
El termómetro C mide con suficientes cifras significativas el cambio de temperatura
producido por la reacción. Se utilizará un termómetro de alta precisión o bien un termómetro
diferencial de Beckmann (descripto más abajo). Se incluye un agitador D, para facilitar la
mezcla de las soluciones y una pera de goma E, para expulsar el ácido de la ampolla hacia
el calorímetro.
El sistema se opera de la siguiente manera: se coloca la solución de la base fuerte en el
termo y la solución de ácido fuerte en la ampolla y se arma el calorímetro. En el momento
adecuado, mediante la pera de goma se vacía la solución de ácido sobre la solución básica.
Al reaccionar estos dos compuestos en el interior de este sistema, la energía térmica
desprendida será absorbida por la solución formada y por el conjunto de los elementos que
forman el calorímetro, es decir, termómetro, agitador, termo, ampolla, tapa, etc. Como el
calorímetro es prácticamente adiabático, la energía térmica quedará confinada dentro del
calorímetro. Por lo tanto, el calor liberado por la reacción será el mismo que el calor
absorbido por la solución y los componentes del calorímetro. Dicho de otra manera, la suma
de los calores (liberados o absorbidos) es igual a cero (∑Q = 0).
Veamos esto en mayor detalle. El calor absorbido por la solución contenida en el termo
será igual a m.c.ΔT, donde m es la masa de solución que contiene el calorímetro y c el calor
específico de dicha masa. En la práctica las soluciones se consideran como si fueran agua
pura (por ejemplo, la masa de 100 mL de una solución 0,3 M de NaOH se considera como
100 mL de agua, de densidad 1 g/cm3, los cuales pesan, por lo tanto 100 g. Asimismo, el
calor específico se considera igual a 1 cal/g oC).
El calor absorbido por los componentes del calorímetro (termómetro, agitador, termo,
ampolla, tapa, etc.) es igual a la capacidad calorífica del calorímetro (es decir, la sumatoria
de la masa de cada elemento por su calor específico, recordar definición dada más arriba)
multiplicada por el aumento de temperatura. La capacidad calorífica del calorímetro se
denomina comúnmente “equivalente en agua del calorímetro” y se simboliza con la letra E.
El equivalente en agua del calorímetro se medirá también en el trabajo práctico. El calor total
absorbido por el calorímetro será entonces E. ΔT
Si llamamos Qt al calor desprendido por la reacción en el calorímetro de neutralización,
la ecuación que expresa que la suma de los calores (liberados o absorbidos) es igual a cero
(∑Q = 0), puede escribirse como:
0 = m.c.ΔT + E. ΔT + Qt
(2)
Como se verá más adelante, Qt, el calor total desprendido al mezclarse las soluciones,
debe dividirse en un calor de neutralización y un calor de dilución.
62
Medida de la diferencia de temperaturas
Si el sistema calorimétrico fuera
perfecto en su aislación, sería
o
adiabático y en este caso tomando Temp / C
una serie de lecturas de temperatura a
medida que transcurre el tiempo
ΔT
antes, durante y después de la
reacción obtendríamos un gráfico con
rectas perpendiculares al eje de
temperatura ya que el sistema no
tiempo
intercambia calor con el medio
ambiente. El único cambio de temperatura observado será debido al calor desarrollado por
la reacción química. Como puede observarse el cálculo de ΔT es, en este caso, directo.
En realidad no existen sistemas perfectamente adiabáticos, sino que siempre existe un
intercambio de calor entre el sistema (calorímetro) y el medio ambiente. Un gráfico típico de
una marcha calorimétrica es el que se observa a la derecha (figura b), en el que el
calorímetro
b
(inicialmente
a
o
temperatura levemente Temp/ C
inferior a la ambiente)
acepta energía térmica
del ambiente y, luego
de
producida
la
t /min
reacción química (que,
en este caso eleva la temperatura del calorímetro por encima de la del ambiente), la
transferencia de energía térmica se produce en sentido contrario
Para el cálculo de ΔT se procede en este caso, de la manera indicada en el diagrama
siguiente:
b
Temp / oC
1
ΔT
2
a
tiempo
Se prolongan las pendientes de las rectas a y b.
Se traza una línea recta c paralela al eje de ordenadas de manera que las áreas 1 y 2
sean tan iguales como pueda apreciarse.
Se proyectan sobre el eje de ordenadas los puntos formados por las intersecciones entre
las rectas a y b con la recta c; así obtenemos T1 y T2.
La diferencia entre estos dos valores (T2 - T1) es la mejor aproximación al ΔT buscado.
Calor de dilución
Cuando reaccionan una solución de un ácido fuerte con una solución de una base fuerte,
el calor desprendido corresponde a la suma de los procesos de neutralización y de dilución
63
del ácido y de la base. Los calores de dilución son pequeños con respecto al calor de
neutralización. En las condiciones de este trabajo práctico (ver más adelante) sólo el calor
de dilución del ácido (que es la solución originalmente más concentrada) debe tenerse en
cuenta.
NOTA: A EFECTOS DEL CÁLCULO DEL ΔT POR EL MÉTODO GRÁFICO, EL ALUMNO DEBERÁ
CONCURRIR AL T.P. CON PAPEL MILIMETRADO.
Reacción de neutralización incluyendo ácidos y/o bases débiles
Se entienden por ácidos o bases fuertes los que se hallan totalmente ionizados en
solución. Los ácidos o bases débiles son los que se hallan parcialmente ionizados en
solución. Ejemplos:
ácidos fuertes
bases fuertes
ácidos débiles
bases débiles
HCl, H2SO4, HNO3
NaOH, KOH, Ca(OH)2
CH3COOH, HCN, H2CO3
NH4OH
Si se hace reaccionar un ácido fuerte con una base fuerte, se verifica que:
HCl + NaOH
→
NaCl + H2O
ΔH = -13,7 kcal/eq
HCl + KOH
→
KCl + H2O
ΔH = -13,7 kcal/eq
HNO3 + NaOH
→
NaNO3 + H2O
ΔH = -13,7 kcal/eq
En todos los casos la cantidad de calor desprendido es igual a 13,7 kcal/eq. Esto es
debido a que, como los ácidos y bases está totalmente ionizados, la reacción que se
produce es:
H+ + OH→
H2O
ΔH = -13,7 kcal/eq
que es la reacción de neutralización.
Se define como calor de neutralización a la cantidad de calor que se desprende cuando
reaccionan un peso equivalente de un ácido fuerte con un peso equivalente de una base
fuerte.
Si el mismo proceso se produce entre un ácido débil y una base fuerte o viceversa, por
ejemplo:
CH3COOH + NaOH
→
CH3COONa + H2O,
HCN + NaOH
→
NaCN + H2O,
el calor liberado en la reacción es menor que el correspondiente al de neutralización ya
que parte de dicho calor deberá utilizarse para producir la disociación del ácido o de la base
débil, es decir, en este caso, el valor de ΔH será la diferencia entre el calor de neutralización
y el calor de disociación del electrolito débil.
Termómetro de Beckmann
1. El termómetro diferencial de Beckmann (ver figura a la derecha) es capaz
de medir con mucha precisión (0,005 oC) un ascenso o un descenso de
temperatura (no superior a los 5-6 oC) que sufra el sistema en el cual se
ha colocado. En este termómetro, la cantidad de mercurio contenida en el
bulbo puede modificarse a voluntad de modo de poder medir aquellas
diferencias en un rango muy amplio de temperaturas (normalmente entre
–50 y 200 oC). Para ello cuenta con un reservorio adicional de mercurio
ubicado en la parte superior de la escala.
2. El bulbo inferior es continuado hacia arriba por el capilar cuya longitud
oscila entre los 30 y 40 centímetros y que atraviesa la zona donde está
ubicada la escala de aproximadamente 6 oC. Esta escala está graduada
a la centésima de grado y puede leerse en ella hasta 5 milésimas de
grado (lo que suele hacerse frecuentemente con el auxilio de una lupa).
El capilar tiene en su parte superior un estrangulamiento en el cual puede
“cortarse” la columna de mercurio permitiendo transferir parte del
mercurio hacia el reservorio superior. Una escala auxiliar, cercana al
Escala
64
reservorio superior, permite calibrar el termómetro de modo de poder utilizarlo para medir
diferencias en la zona deseada. Durante el trabajo práctico, el docente a cargo ilustrará
sobre el modo de calibración.
Realización del trabajo práctico
A) Determinación del equivalente en agua del calorímetro.
Preparar el calorímetro como se indica en la figura 1, con un termómetro común
graduado al 0,5 del grado centígrado.
Colocar en el calorímetro 10 mL de agua que se encuentre a temperatura ambiente.
Calentar 100 mL de agua destilada a 100 ºC y colocarla dentro del calorímetro, tapando
inmediatamente. Agitar. Efectuar lecturas de temperatura cada 30 segundos, hasta que se
estabilice la temperatura (aproximadamente 10 min).
Calcular gráficamente la temperatura final.
ii) Datos experimentales y cálculos:
masa de agua a temperatura ambiente: m1 = 10 g
masa de agua a 100 ºC: m2 = 100 g
temperatura ambiente (Ta) =
temperatura final (Tf) =
La ecuación 1, en este caso es (estúdiela detenidamente y asegúrese de entender todos
sus términos, con sus respectivos signos):
E(Tf - Ta) + 10 g . 1 cal/gºC . (Tf - Ta) + 100 g . 1 cal/g ºC (Tf - 100 ºC) = 0
E=
− 10 g . 1 cal / g 0C. (T f − Ta ) + 100 g . 1 cal / g 0C.(100 − T f )
T f − Ta
B) Determinación del calor de neutralización
Colocar dentro del calorímetro, aproximadamente 150,0 mL de agua destilada y 20,0 mL
de la solución de NaOH
Colocar 10,00 mL de ácido dentro de la ampolla
Armar el calorímetro como se indica en la Figura 1, teniendo especial cuidado durante la
manipulación del termómetro de Beckmann.
Tapar y tomar lecturas de la temperatura cada 30 segundos hasta que se estabilice.
Insuflar aire en la ampolla para desalojar el ácido. Simultáneamente, tomar las lecturas
de temperatura cada 15 segundos hasta que la misma se estabilice y continuar 2 o 3
minutos más tomando lecturas cada 30 segundos.
Enjuagar varias veces con agua destilada el calorímetro y el termómetro.
C) Determinación del calor de dilución
Repetir los pasos anteriores, pero agregando 20,0 mL de agua en vez de la solución de
la base. El ΔT medido corresponderá al producido por el calor de dilución del ácido.
Resumen de datos y cálculos
1) Experiencia de neutralización:
Equivalente en agua del calorímetro (debe utilizar el valor hallado experimentalmente).
Volumen de la solución básica problema: a mL
Volumen de la solución ácida problema: b mL
Agua destilada: c mL
Marcha calorimétrica. Construir una tabla: tiempo (minutos) vs. temperatura (ºC)
Cálculo gráfico del Δt total. (este último valor, como ya se explicó, corresponde al
65
cambio de temperatura producido por el calor desprendido por la reacción de neutralización
mas el calor correspondiente a la reacción de dilución).
2) Experiencia de dilución:
Equivalente en agua del calorímetro
Volumen de solución ácida problema: b mL
Volumen de agua destilada: a + c mL
Cálculo gráfico del Δt de dilución
Cálculo del calor de neutralización. El valor Δt de neutralización corresponde al
proceso de neutralización y viene dado por:
Δt neut = Δt total - Δtdilución
con la ecuación (2) hallamos Q, que es el calor correspondiente a la neutralización de los
protones contenidos en el volumen de ácido utilizado (componente en defecto). Con este
dato se calcula el calor de neutralización por equivalente.
Cálculo de errores.
Hallar el valor del error relativo porcentual utilizando el valor aceptado (13,7 kcal/eq).
66
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el TP en la medida que el trabajo
experimental lo permita.
1. ¿Cuáles son las aproximaciones que se realizan en el práctico?
2. ¿Por qué no considera la dilución de la base? ¿Cómo modificaría la experiencia para
que sea necesaria considerarla?
3. Un termo tiene inicialmente en equilibrio térmico 30,0 mL de agua a 22,0 °C. Se agregan
100 mL de agua a 95,0 °C observándose una temperatura final de 62,2 °C. Calcular el
equivalente en agua del calorímetro.
4. Calcular el calor liberado cuando se mezclan 15 mL de solución de H2SO4 0,15 M y 25
mL de solución de KOH 0,12 M. El calor de neutralización es 13,6 kcal/eq (desprecie el
calor de dilución)
5. Si la mezcla anterior se realiza en un termo con E = 40 cal/o que contiene 100 mL de
agua, ¿cuál es la variación de temperatura que sufrirá el sistema?
6. Si al agregar 15 mL de HNO3 0,25 M a 125 mL de agua en el termo anterior, se produce
una variación de temperatura de 0,04 °C, calcular el calor de dilución por equivalente.
7. ¿Es posible usar en ambas determinaciones (calor total y calor de dilución) diferentes
Beckmann? Justifique.
8. ¿Por qué es importante que el termo sea adiabático?
9. Indique cómo serían las curvas que se obtendrían en la práctica si el termo no es
totalmente adiabático y a) la temperatura externa es menor a la del termo; b) la
temperatura externa es mayor a la del termo; c) la temperatura externa es intermedia a
la inicial y a la final del termo; d) cualquiera de las anteriores, si el equilibrio térmico se
alcanza en un tiempo extremadamente corto.
10. Indique dos razones por las cuales es necesario agregar agua al termo en la experiencia
en la que se utiliza el Beckmann.
11. Cuando se utilizan termómetros de menor precisión que los Beckmann, pueden usarse
soluciones más concentradas o se agrega menos agua al termo o, eventualmente se
cambia el termo. Justifique adecuadamente las razones.
12. ¿Cómo es el calor liberado por la neutralización de cierta cantidad de equivalentes de un
ácido débil respecto del liberado en la neutralización de igual cantidad de equivalentes
de un ácido fuerte? Justifique.
13. El calor determinado en la práctica, ¿coincide con la variación de alguna/s función
termodinámica? ¿Por qué?
14. ¿Por qué es necesario usar otro termómetro durante la determinación del equivalente en
agua? ¿Cuál es el signo que debe tener el equivalente en agua?