Química General 2009 - Universidad Nacional de San Martín

UNIVERSIDAD NACIONAL DE GENERAL SAN MARTIN
ESCUELA DE CIENCIA Y TECNOLOGIA
Química General
2009
Guía de Trabajos de Laboratorio
SEGURIDAD EN EL LABORATORIO:
CUIDADOS EN EL LABORATORIO:
1- Recomendaciones generales:
• El trabajo requiere constante atención por su seguridad y la de sus compañeros. Esto es
válido desde el calentamiento de un tubo de ensayos hasta el trabajo con un aparato de
destilación.
• Los objetos de forma cónica o cilíndrica deben colocarse de forma tal que no se caigan.
• Los vidrios rotos deben recogerse con cuidado y arrojarlos en un lugar adecuado.
• No comer, beber o fumar en el laboratorio.
• No usar lentes de contacto.
• Usar anteojos protectores.
• Usar guardapolvo completamente abotonado.
• Usar el cabello largo atado.
• No usar pulseras o aros que puedan engancharse con los objetos de trabajo
EN CASO DE ACCIDENTE INFORMAR AL PERSONAL DOCENTE
2- Calentamiento:
• Tener cuidado al calentar una sustancia, puede ser INFLAMABLE Y/O TÓXICA; consulte
al docente.
• Al calentar una solución, colocar en el recipiente una varilla de vidrio para evitar
salpicaduras.
• Al calentar un líquido en un tubo de ensayos, dirigir la boca del tubo en una dirección tal
que, de ocurrir una salpicadura, no ponga en riesgo a sus compañeros.
• Armar sus equipos firmemente y alejados del borde de la mesada.
• No colocar material caliente sobre la mesada sin avisar a sus compañeros.
• Controlar la presencia de solventes inflamables antes de encender un mechero.
3- Manejo del material de vidrio:
• No usar material de vidrio en malas condiciones.
• No aplicar con las manos presión en uniones de vidrio o en aparatos que estén pegados; usar
un repasador.
• No someter el material de vidrio a cambios bruscos de temperatura.
• Redondear los extremos de tubos y varillas en la llama.
4- Manejo de reactivos:
•
•
•
•
Evitar el contacto con la piel y la ropa.
Evitar la inhalación de vapores tóxicos.
No llenar pipetas succionando con la boca, usar perita de goma o propipeta.
Los ácido concentrados que emiten vapores irritantes ( HNO3, HCl , H2SO4, acético), el
bromo, el amoníaco y en general todos los solventes orgánicos deben manipularse bajo
campana.
• Descartar los desechos apropiadamente. Todo reactivo químico debe considerarse tóxico y
potencialmente peligroso. No arrojarlos a las piletas, sino a los botellones indicados para su
descarte.
TRATAMIENTO EN CASO DE:
a) Quemaduras:
• En cara, brazos y piernas: En casos leves efectuar un lavado de arrastre con agua de la
canilla y secar suavemente con un pañuelo limpio. Ante quemaduras de mayor
consideración cubrir la herida y acudir inmediatamente a un centro asistencial.
• En el pelo: No correr, cubrirse con una manta de material no sintético para ahogar el fuego.
Luego colocar la cabeza bajo el agua.
• En la ropa: No correr, arrojarse al suelo y girar sobre sí mismo, protegiendo la cabeza.
Ayudar al accidentado cubriéndolo con una manta. Para evitar este tipo de accidentes se
recomienda usar guardapolvo de algodón.
• En los ojos: Lavar con abundante agua. Si se salpicó con ácido, lavar con una solución de
bicarbonato de sodio al 1%; si se trata de álcali, con una solución de ácido bórico al 1%.
• Por ácidos: Lavar el área afectada con abundante agua, no neutralizar con álcali. En caso de
tratarse de ácido sulfúrico, neutralizar con bicarbonato de sodio y sólo después lavar con
agua.
b) Cortes:
• Menores: Lavar la herida, retirar los fragmentos de vidrio, aplicar presión para detener la
hemorragia. Desinfectar y conseguir atención médica.
• Mayores: Si hay hemorragia importante, poner un paño directamente sobre la herida y
aplicar presión con firmeza. Abrigar al accidentado para evitar el shock y conseguir
inmediata atención médica.
c) Ingestión de sustancias tóxicas:
• Ácidos: Tomar mucha agua para diluirlo, luego leche. No tomar eméticos.
• Bases: Tomar mucha agua para diluirlo, luego vinagre, jugo de limón o solución de ácido
cítrico y finalmente leche. Tampoco tomar eméticos
Trabajo Práctico N01
RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO. PREPARACIÓN DE
SOLUCIONES. LÍMITES DE ERROR, CÁLCULOS Y EXPRESIÓN DE
RESULTADOS.
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
1) Solución de azúcar
En un vaso de precipitados de 250 cm3 previamente pesado, colocar 30,0 g de azúcar.
Agregar al vaso 70,0 g de agua destilada. Agitar con varilla de vidrio hasta disolución total.
Medir el volumen de solución en una probeta de 100 cm3.
i) Calcular la concentración de la solución en % m/m.
ii) Calcular la concentración de la solución en % m/V.
iii) Calcular la molaridad y la molalidad de la solución (Sacarosa: C12O11H22).
iv) Con un picnómetro determinar la densidad de la solución.
2) Solución de etanol en agua
En un vaso de 250 cm3 incorporar 50 cm3 de agua destilada (medir la temperatura) y 50 cm3
de alcohol medicinal (etanol 95%) (medir la temperatura). Agitar con varilla hasta
homogeneizar. Notar cambios en la temperatura de la solución respecto a los componentes
iniciales. Medir el volumen de la solución final (probeta de 100 cm3)
i) Calcular la concentración de la solución en % V/V
ii) Determinar la densidad de la solución.
iii) Calcular la molaridad de la solución.
3) Influencia de la concentración sobre la intensidad de color de una solución
Tareas a realizarar:
• Preparación de diluciones de una solución coloreada conocida;
• Construcción de una serie colorimétrica para estimar la concentración de una solución
de la misma sustancia preparada por los docentes;
• Obtención de una curva de calibración espectrofotométrica para determinar la
concentración de la solución anterior.
Se proveerá una solución acuosa “madre” de naranja de metilo 4,580×10–4 mol/L. (El nombre
sistemático del naranja de metilo es: 4-[4-(dimetilamino)fenilazo]bencenosulfonato de sodio;
Mr = 327,34.)
A partir de la solución madre y con el material volumétrico disponible (pipetas de 2, 5, 10 y 25
mL y matraces aforados de 50, 100 y 250 mL) preparar soluciones acuosas de naranja de metilo
cuyas concentraciones se indican en la tabla siguiente.
Solución Nº
1
2
3
4
5
6
7
8
Concentración / mol L–1
9,160×10–5
6,412×10–5
5,496×10–5
4,580×10–5
3,664×10–5
2,748×10–5
1,832×10–5
9,160×10–6
Análisis visual de la relación entre color y concentración:
•
•
•
Alinear todas las soluciones preparadas, en orden creciente de concentraciones
colocadas en tubos de hemólisis de igual diámetro.
Observar y analizar la relación existente entre el color y la concentración de las
soluciones.
Por comparación visual, estimar la concentración de una solución de naranja de
metilo que será provista para tal fin.
Análisis instrumental de la relación entre color y concentración
Se medirá la intensidad de color de las soluciones con un espectrofotómetro.
Representar gráficamente absorbancia vs. concentración. Colocar el valor de
absorbancia de la solución incógnita y, a partir de aquel, interpolar gráficamente el valor de su
concentración; compararlo con el rango obtenido por estimación visual.
LÍMITES DE ERROR, CÁLCULOS Y EXPRESIÓN DE RESULTADOS
El alcance de las conclusiones que pueden obtenerse de datos experimentales depende
de la confiabilidad de las mediciones efectuadas. Éstas están siempre sujetas a incertidumbre a
causa del error experimental. Ninguna de las medidas físicas más corrientemente usada en los
cálculos químicos (masa, volumen, presión, etc.) puede realizarse en forma exacta. El objetivo
de esta sección es aclarar en forma resumida los conceptos principales de la estimación y
cálculo de errores que deben tenerse en cuenta al analizar los resultados de un trabajo
experimental de medición.
Precisión y exactitud
La precisión de una medida está relacionada con la posibilidad de reproducirla, es decir
con la concordancia de los valores obtenidos en determinaciones sucesivas. La precisión
depende del método y del instrumento empleado en la medición.
Ejemplo: se realiza la determinación de la longitud de una mesa con una regla de 10 cm. Como
la regla es mucho menor que la mesa, la precisión de la medida será baja. Al realizarse la
determinación 5 veces se obtienen los valores de 122,1 cm, 129,8 cm, 118,4 cm, 123,3 cm y
127,4 cm. Si la medición se realiza con un metro, los valores obtenidos luego de 5 mediciones
serán: 124,5 cm, 124,0 cm; 124,4 cm, 124,1 cm y 125,0 cm. Obviamente el segundo
instrumento empleado en la determinación de la longitud de la mesa (el metro) es más preciso
que el primero.
La exactitud expresa la concordancia entre el valor medido Mm y el valor verdadero o
valor aceptado Mv. Si conocemos el valor verdadero u aceptado de la magnitud determinada
podemos definir el error absoluto ΔM de la medida como: ΔM=Mv-Mm.
Errores
Los errores pueden clasificarse en sistemáticos y casuales (al azar). Los errores
sistemáticos son de magnitud constante y que corresponden a una ley conocida, siendo por lo
tanto corregibles (por ejemplo, en nuestra determinación de la longitud de la mesa, si la regla
está mal calibrada tendremos un error sistemático; se puede corregir la determinación efectuada
calibrando el instrumento de medición contra un instrumento patrón). En cambio, los errores
casuales dependen de factores impredecibles (en nuestro ejemplo, leer mal o equivocarse en el
transporte de la regla) y por lo tanto la magnitud y el signo de estos errores son imposibles de
predecir. Estos errores obedecen leyes de carácter estadístico y a ellos se refiere la teoría
estadística de errores.
Una determinación con errores sistemáticos conduce a resultados poco exactos, aún
siendo precisos. Por el contrario, la teoría estadística de errores indica que, si los errores son
sólo casuales, en una serie de N mediciones el “mejor valor” está definido como el promedio de
los valores medidos: Mm = Σmi / N. El símbolo Σ significa sumatoria, es decir la suma de todos
los N valores mi medidos. En nuestro ejemplo, en ausencia de errores sistemáticos, el mejor
valor medido con la regla de 10 cm sería (122,1 + 129,8 + 118,4 + 123,3 + 127,4)cm /5 =124,2
cm.
Tomando como valor verdadero el promedio (124,2 cm) podemos calcular el error de
cada medición obteniendo -2,1 cm, 5,6 cm, -5,8 cm, -0,9 cm y 3,2 cm. A estos errores se los
denomina errores absolutos y se calculan aplicando la definición anteriormente dada:
ΔM=Mv-Mm .
Estos errores son números con unidades (en este caso cm). La precisión de la medida
dependerá de la comparación entre el error absoluto y la magnitud medida (no es lo mismo
medir con un error absoluto de 5 cm una mesa de 124 cm que una tabla de 10 cm). Por lo tanto
se define el error relativo ε como el cociente entre el error absoluto y el valor aceptado, es
decir:
ε=ΔM/Mv .
El error relativo porcentual ε% se define como el error relativo multiplicado por 100
ε% = 100 × ΔM/Mv
y resulta, para cada una de las 5 determinaciones con la regla de 10 cm igual a -1,7%, -4,5%, 4,7%, 0,7% y 2,6%.
Como conclusión, a las mediciones con la regla de 10 cm podemos adjudicarle un error
casual del orden del 5%. Por ello, si realizáramos una sola medición de la longitud de otro
objeto con el mismo instrumento y obtenemos como resultado de la medida 181,4 cm, el error
absoluto esperado es 5*181,4cm/100 = 9cm, significando que el valor verdadero estará
probablemente dentro del intervalo 172-190 cm. Como veremos más adelante, el valor
informado en ese caso será (181 ± 9) cm.
Propagación de errores
Cuando las cantidades medidas se usan para calcular el valor de una propiedad, los
errores de medición introducen errores en el resultado calculado. Por ello, los errores
experimentales deben propagarse en el cálculo. Nuevamente la teoría estadística del error nos
indica como realizar la propagación de errores. Las reglas son:
1) El error absoluto de una magnitud que resulta de la suma o resta de mediciones es la suma
de los errores absolutos de cada medición.
Como ejemplo: se determina la masa de sólido contenido en un vaso de precipitados por
diferencia entre la masa del vaso con el sólido y la masa del vaso vacío. La balanza utilizada
tiene una precisión de 0,0005 g.
Masa del recipiente más sólido: (25,4432 ± 0,0005) g
Masa del recipiente: (12,2411 ± 0,0005) g
Masa del sólido: (13,2021 ± 0,0010) g
2) El error relativo de una magnitud calculada como producto o cociente de valores medidos
es igual a la suma de los errores relativos de cada medición.
Ejemplo: se determina la densidad de un líquido midiendo su masa y su volumen.
Masa de líquido: (50,0345 ± 0,0010) g
Error relativo: ε = 0,0010/50 = 2,0 10-5
Volumen de líquido: (50,0 ± 0,1) mL
Error relativo: ε = 0,1/50 = 2,0 10-3
Densidad: 50,0345/50,0 = 1,00069 g.mL
Error relativo: ε = 2,0 10-3 + 2,0 10-5≈ 2,0 10-3
-3
Error absoluto de la densidad: Δδ = 2,0 10 ×1,00069 g.mL = 0,002 g/mL
El resultado de la determinación de la densidad a través de la medida de la masa y el
volumen del líquido es:
δ líquido = (1,001 ± 0,002) g/mL
Cifras significativas
Se denominan cifras significativas a aquellas cifras que tienen valor real, o sea aquellas
que se conservan aún cambiando el número a notación exponencial. Por ejemplo, el número de
cifras significativas en 128,3 es cuatro, en 0,00012 (que puede expresarse como 1,2 10-4) es dos
pero en 0,000120 (1,20 10-4) es tres, en 308,44 es cinco, lo mismo que en 0,030844. En otras
palabras, los números del 1 al 9 se cuentan siempre como cifras significativas mientras que el 0
se considera sólo en el caso de existir otro número distinto de cero a su izquierda.
Es de importancia fundamental manejar en forma correcta las cifras significativas. Para
ello es preciso tener en cuento que:
• En la representación del resultado de una medida sólo debe incluirse una cifra significativa
incierta. Por ello si el resultado de la longitud de una mesa es 124,2 cm y tiene una incerteza
de 5 cm, la manera correcta de informar el resultado es (124 ± 5) cm, ya que con ello se
inclye una única cifra decimal incierta (el 4).
• Cuando deban suprimirse cifras superfluas (no significativas) deberá incrementarse en una
unidad la última cifra retenida si la primera suprimida es 5 o mayor. Por ello en el resultado
de la densidad del líquido (calculado en 1,00069 g/mL con un error absoluto de 0,002 g/mL)
se mantienen las tres primeras cifras decimales y se aproxima la última cifra retenida (0) a
1 ya que la primera eliminada es 6.
• En cálculos complejos se recomienda no aproximar los resultados parciales, sino que se
deben retener todos los dígitos; la aproximación se realiza al expresar el resultado final.
Experimental
En una probeta de 500 cm3 colocar 360 cm3 de agua. Pasar la probeta entre estudiantes y
docentes y leer la probeta. Registrar la medición en el pizarrón. Repetir la operación hasta
colectar al menos 50 mediciones. Graficar una distribución “Nº de veces que se repite una
medida” vs. "valor de la medida”.
Calcular el error relativo de las densidades determinadas en el TP de soluciones.
Trabajo Práctico N02
EQUILIBRIO DE FASES PROPIEDADES COLIGATIVAS – CRIOSCOPÍA
Objetivo:
Aplicar el método crioscópico a la determinación de la masa molecular relativa de un soluto.
Introducción:
La adición de un soluto a un solvente disminuye la temperatura de fusión de éste. Para
un dado solvente, la disminución del punto de fusión es directamente proporcional a la
concentración de partículas disueltas en él. En este experimento se determinará la masa
molecular de la urea (soluto) disuelto en agua (solvente), determinando la temperatura de
fusión de una solución que contiene masas conocidas de ambos componentes. A partir del
punto de fusión observado y determinando el punto de fusión del solvente puro y la constante
crioscópica del mismo, es posible calcular la masa molecular del soluto.
Para determinar masas moleculares mediante la disminución del punto de congelación
de un solvente es necesario primero medir su constante crioscópica por el agregado de una
cantidad pesada de un soluto conocido y registrar la temperatura de fusión de la solución. Se
utilizará como soluto de masa molecular conocida el cloruro de sodio.
Parte experimental:
Arme el aparato ilustrado en la Figura 1
Termómetro
o termistor
Base
Tubo de crioscopía
Vaso de
precipitado
1) Determinación de la temperatura de fusión del solvente puro (agua)
Mida con exactitud 25,0 mL de agua destilada medidos en pipeta aforada o en matraz de
25 mL y viértalo en el tubo. Coloque el mismo dentro de un recipiente con una mezcla
frigorífica (hielo y sal gruesa) hasta que el agua solidifique totalmente.
Una vez que ha comenzado a formarse el sólido lea la temperatura cada 15 segundos
utilizando un termómetro electrónico, continúe con las lecturas de temperatura hasta que ésta
permanezca constante durante unos minutos.
Grafique temperatura en función de tiempo, en papel milimetrado y determine la
temperatura de fusión del solvente.
2) Determinación de la constante crioscópica del agua.
Pese exactamente alrededor de 0,18 gramos de cloruro de sodio y disuélvalos en 25,0
mL de agua destilada medidos como en 1) coloque nuevamente el termómetro electrónico.
Proceda del mismo modo que en el punto 1.
3) Determinación del peso molecular de la urea
Pese con exactitud aproximadamente 0,36 g de urea y disuélvalo en 25 mL de agua
medidos como en 1). Proceda de la misma forma que en el paso 2, reemplazando el cloruro de
sodio por la cantidad pesada de urea.
Nota: Durante estas operaciones la mezcla frigorífica debe agitarse y controlar su
temperatura.
Datos y cálculos necesarios:
Tabla de datos:
Masa de agua utilizada
Masa de cloruro de sodio utilizado
Masa molecular relativa del cloruro de sodio
Masa de urea utilizada
Factor i (vant Hoff)
ΔT = Kc (i)m
w1:
w2:
M2:
w'2:
iNaCl: 2
-1
Kc = ΔT / (i)m
m = w2 l000 g kg / w1 M2
w1 = masa de solvente utilizada; w2 = masa de soluto utilizada; M2 = masa molecular relativa
del soluto.
Resultados:
1) Temperatura de fusión del agua pura:
T0 =
2) Determinación de la constante crioscópica del agua:
temperatura de fusión de la solución con NaCl, T =
descenso del punto de solidificación
T0 -T =
constante crioscópica del solvente
Kc =
3) Determinación de la masa molecular relativa de la urea:
temperatura de fusión de la solución con urea
T' =
descenso del punto de fusión
T0 - T' =
molalidad de la solución
m=
masa molecular de la urea en la solución
M2 =
Cuestionario:
1)¿En qué ley se basan las determinaciones crioscópicas? Enuncie dicha ley y exprese las
condiciones de validez.
2) ¿Qué condiciones deben cumplirse para aplicar el método crioscópico? ¿Cómo influye la
concentración del soluto en la determinación de masa moleculares por el método crioscópico?
3) ¿Cómo sería el descenso crioscópico observado para una solución de un soluto que está en
equilibrio de dimerización:
2 A ⇔ A2 comparado con el que se observaría en ausencia de
esta reacción?
4)¿Qué otros métodos de laboratorio conoce para determinar masas moleculares?
5) ¿Qué clase de error se comete en la determinación de la masa molecular si:
a) la constante crioscópica real es mayor que la determinada?
b) la disolución del soluto es incompleta?
c) durante la fusión se evapora parte del solvente?
d) el solvente está impurificado con un soluto no volátil?
6) a) Explique a qué se debe la forma de la curva temperatura vs. tiempo para el enfriamiento
de la solución de urea en agua y para el agua pura.
b) Indique qué porción de las curvas se utiliza para determinar los puntos de solidificación.
Justifique.
Trabajo Práctico N03
TERMOQUÍMICA
OBJETIVOS: Determinación de la variación de entalpía asociada a procesos químicos.
Aplicación de conceptos termodinámicos: temperatura, calor, entalpía. Verificación de la
ley de Hess
INTRODUCCIÓN
Cuando una reacción ocurre, la variación de energía interna asociada a ese proceso ΔU
puede ser intercambiada (como calor Q y/o trabajo W) con el medio ambiente.
(1)
ΔU = Q + W
Asociado a este ΔU existe una variación de entalpía ΔH
(2)
ΔH = ΔU + Δ(pV)
Si sólo existe trabajo de volumen (W = -pext ΔV) y la presión del sistema es igual a la
presión externa (pext = p) entonces las ecuaciones (1) y (2) pueden reescribirse:
(3)
ΔU = Q - pΔ V
(4)
ΔH = Q + V Δ p
Las ecuaciones (3) y (4) indican que, en ciertas condiciones, el calor intercambiado es igual
a la variación de una función de estado (U o H). Veamos:
• si la reacción ocurre a volumen constante Δ V = 0 la ecuación (3) resulta
QV = ΔU
• si la reacción ocurre a presión constante Δ p = 0 la ecuación (4) resulta
Qp = ΔH
Esto significa que para medir ΔU o ΔH de una reacción alcanzaría con
∗ medir el calor intercambiado como resultado de dicha reacción y
∗ saber en qué condiciones se realizó dicha reacción.
En este trabajo práctico se estudiarán cambios de entalpía debidos a reacciones de
neutralización y dilución midiendo el calor intercambiado a presión constante.
Pero ¿puede medirse el calor? ¿Existe un calor-metro?
La respuesta es: lo que puede medirse es el efecto que el calor intercambiado tiene sobre el
estado térmico de un sistema. Si vinculamos calor absorbido con variación de
temperatura, la forma de medir calor puede ser simplemente medir variación de
temperatura.
Calor: El calor es una de las formas de intercambiar energía entre dos sistemas. Ocurre
siempre que éstos estén en contacto térmico y exista una diferencia de temperaturas entre
los mismos.
El calor absorbido o cedido se manifiesta como una variación de temperatura (siempre que
no exista calor latente, es decir que no exista un cambio de fase).
Q = C ΔT
donde C representa la capacidad calorífica de todas las partes que reciben o ceden calor
(sistema y medioambiente). En general:
Q = Qsist + Qma = Csist ΔT + Cma ΔT
Medir la variación de temperatura del medio ambiente por efecto de una reacción que se
realiza en el laboratorio es poco práctico. Para ello, en lugar de medir Qma lo que suele
11
hacerse es forzarlo a que ese término sea 0. Para ello la reacción se lleva a cabo en un
recipiente adiabático (Qma = 0), y entonces el calor sólo puede ser intercambiado con el
sistema reaccionante (productos) y con el propio recipiente. (Ver Nota)
Q = Qsist = Csist ΔT = m c ΔT + Krecip ΔT
Este recipiente adiabático resulta ser entonces un calorímetro.
Se denomina entonces calorímetro a un recipiente adiabático que permite aislar
térmicamente el sistema a estudiar del medio ambiente. De esta manera todo el calor
liberado en la reacción será absorbido por el sistema y ello se traducirá en un aumento de la
temperatura del mismo. Las mediciones calorimétricas se basan en medir ese calor
intercambiado, a través de la determinación de la variación de temperatura experimentada
por el sistema.
Nota: Si existe un calor latente propio del sistema (cambio de fase o reacción química, QL),
la ecuacione resultante es:
Q = Qsist = QL + Csist ΔT = QL + m c ΔT + Krecip ΔT
PARTE EXPERIMENTAL
Se utilizará como calorímetro un recipiente de Dewar (termo de vidrio) y se medirán las
variaciones de temperatura con un termómetro “diferente”: un termómetro electrónico.
Medición de la temperatura.
El principio de funcionamiento de todo termómetro es la medición de una propiedad que
varía con la temperatura. Así, en los termómetros de mercurio la propiedad que se emplea
para determinar la temperatura es la densidad, es decir el volumen, del mercurio, ya que
éste es función de la temperatura.
En este trabajo práctico, se utilizarán termómetros electrónicos, los cuales poseen un
sistema en base a transistores que permite realizar la lectura directamente en el display de
un tester (colocado en 2000mV se lee, por ej, 226, lo cual indica 22.6°C).
Atención: Conecte la batería de los termómetros sólo una vez que las fichas banana del
termómetro estén conectadas al tester.
A. Determinación de la constante del calorímetro
Se denomina constante del calorímetro Kcalorim a la cantidad de calor que debe entregarse al
calorímetro (paredes internas, agitador, termómetro) para aumentar 1oC su temperatura.
Antes de realizar las determinaciones de las variaciones de entalpía de reacción debe
medirse la constante del calorímetro. Todas las experiencias posteriores deben ser
realizadas con el mismo volumen de líquido que se usó en la determinación de Kcalorim pues
si éste se modifica cambia la constante del calorímetro.
Durante todas las experiencias deberá agitarse suave y continuamente el contenido del
calorímetro.
Técnica:
Se determinará la constante del calorímetro a través de la medición de la temperatura final
que alcanza el sistema al mezclar cantidades conocidas de agua a diferentes temperaturas
iniciales.
Coloque el termómetro en un recipiente con agua a temperatura ambiente. Registre el valor
de la temperatura del termómetro electrónico (T1).
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Coloque en el calorímetro 100 cm3 de agua previamente calentada (aproximadamente a 5055oC, medido con un termómetro de mercurio). Tape y agite suavemente. Coloque el
termómetro electrónico en el calorímetro, de modo que quede soportado por la tapa y que
su parte sensible esté en contacto con el agua caliente. Registre la temperatura 10 segundos
y grafique la temperatura en función del tiempo.
Luego de 10 mediciones de la temperatura del agua caliente, agregue 100 cm3 de agua a
temperatura ambiente. Agite suavemente y vuelva a registrar temperatura en función del
tiempo (cada 10 segundos) hasta obtener otras 10 mediciones de la temperatura final.
Extrapole las dos partes del gráfico (antes y después del mezclado) para determinar T2 y Tf,
las temperaturas del sistema justo antes y justo después del mezclado.
Tablas de datos :
Temperatura del agua fría:
Temperatura del agua caliente:
Volumen de agua fría (V1) :
Volumen de agua caliente (V2) :
Temperatura , estado final :
Masa de agua fría (m1 = δ1 V1) :
Masa de agua caliente (m2 = δ2 V2) :
Teniendo en cuenta que el proceso fue realizado en forma adibática, calcule la constante del
calorímentro resolviendo:
m1 c (tf - t1) + m2 c (tf - t2) + Kcalorim (tf -t2) = 0
donde c es el calor específico del agua.
Repita la determinación y si la concordancia entre ambas está dentro del error
experimental (consultar con los docentes), tome el promedio entre ambas como el
valor correcto de la constante del calorímetro.
B. Determinación de calores de reacción.
Se medirá y comparará la cantidad de calor desarrollado en tres procesos:
1) Dilución de ácido sulfúrico concentrado
H2SO4 (c) → 2 H+(aq) + SO42- (aq)
2) Reacción de ácido sulfúrico concentrado con una solución acuosa de hidróxido de sodio
para formar agua y una solución acuosa de sulfato de sodio
H2SO4 (c) + 2 Na+(aq) + 2 OH- (aq) → 2 Na+(aq) + SO42- (aq) + 2 H2O
3) Reacción de ácido sulfúrico diluido con una solución acuosa de hidróxido de sodio para
formar agua y una solución acuosa de sulfato de sodio
2 H+(aq) + SO42- (aq) + 2 Na+(aq) + 2 OH- (aq) → 2 Na+(aq) + SO42- (aq) + 2 H2O
Técnica:
En todos los experimentos siguientes procurar que la temperatura inicial sea
aproximadamente la misma (temperatura ambiente).
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1) Coloque 200 cm3 de agua medidos con una probeta en el calorímetro. Tápelo y agite
suavemente. Mida la temperatura cada 10 segundos durante 3-4 minutos y grafique en
función del tiempo en forma análoga a lo realizado en la experiencia de determinación de la
constante del calorímetro, Mida con una pipeta aforada 2 cm3 de ácido sulfúrico
concentrado (98% m/m; δ = 1,841 g/cm3 a 18oC) y viértalo en el calorímetro tomando la
precaución de no mojar sus paredes. Tape rápidamente y agite para lograr una buena
homogenización de la solución, midiendo la temperatura cada 10 segundos. Ésta debe
llegar a un valor prácticamente constante. Grafique temperatura en función del tiempo y
determine Ti y Tf, tal como lo hizo en la experiencia anterior. Calcule ΔT1.
Antes de realizar la siguiente experiencia lave con abundante agua el calorímetro y los
accesorios correspondientes.
2) Repita el procedimiento anterior sustituyendo los 200 cm3 de agua por igual volumen de
NaOH 0,75 M. Grafique y determine ΔΤ2.
3) Coloque 100 cm3 de NaOH 1,50 M en el calorímetro y 100 cm3 de H2SO4 (2:100) en un
vaso de precipitados. Antes de tapar el calorímetro, determine la temperatura del H2SO4
diluido.
Enjuague el termómetro para eliminar el H2SO4 y mida la temperatura de la solución de
NaOH. Coloque el termómetro en la tapa del calorímetro. Agregue la solución de H2SO4.
Mezcle rápidamente y tome los datos de temperatura como en las experiencias anteriores.
Grafique temperatura en función del tiempo y determine Ti y Tf, tal como lo hizo en la
experiencia anterior. Con estos valores calcule ΔT3.
Haga cada experiencia por duplicado, verificando cada vez qua la concordancia entre
los resultados de ambas está dentro del error experimental.
Cálculos:
Para cada una de las reacciones estudiadas calcular el ΔH correspondiente, es decir las
variaciones de entalpía debidas a los procesos de dilución, neutralización/dilución, y
neutralización. Para realizar estos cálculos, plantee para cada reacción el ciclo entálpico
correspondiente y tome como datos todos los calores específicos (supóngalos igual al del
agua pura). Considere las densidades de las soluciones diluidas igual a la del agua pura, a la
temperatura de trabajo.
Para realizar estos cálculos, construya la siguiente tabla:
1)
2)
3)
Kcalorim
Volumen de H2SO4 (c) (cm3)
número de moles de H2SO4
Volumen de H2O (cm3)
Volumen de NaOH (aq) (cm3)
Volumen de H2SO4 (aq) (cm3)
Volumen final de solución (cm3)
ΔΤ (en oC)
Qliberado (kJ)
ΔH (kJ/mol H2SO4)
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Compare los valores de ΔH2 con la suma (ΔH1+ ΔH3). Justifique el resultado recordando
que la entalpía es una función de estado. Enuncie la ley de Hess.
NOTA: El ácido sulfúrico, especialmente el concentrado, puede producir quemaduras.
Evite el contacto con la piel y la ropa. Nunca llene la pipeta succionando con la boca: use la
perita de goma o propipeta. Los vapores que emite el ácido sulfúrico concentrado son muy
irritantes.
Cuestionario:
1)¿Por qué en la medición calorimétrica de entalpías de reacción es necesario conocer la
constante del calorímetro? Si en la determinación del ΔH de una reacción se omite
considerar ese término, ¿el valor obtenido será mayor o menor que el verdadero? ¿Depende
el error porcentual cometido en ese caso de la magnitud de ΔH? ¿Y de su signo?
2) Proponga otra técnica para la determinación de la constante del calorímetro.
3) ¿Qué tipo de error comete (por exceso o por defecto) si, en la determinación de la
constante del calorímetro:
a) supone que hay inicialmente más agua en el calorímetro de la que realmente hay?
b) pierde parte del HCl en el momento de transvasarlo al calorímetro?
c) mide las temperaturas inicial y final en Kelvin?
4) En la determinación del calor de neutralización del ácido, ¿es necesario que la base y el
ácido estén en proporciones estequiométricas?
5) ¿Cómo será el error en la determinación del ΔHdil del ácido sulfúrico si:
a) usa una pipeta de doble aforo sin tener en cuenta el segundo aforo?
b) no vacía completamente el calorímetro luego de la experiencia anterior?
c) parte del ácido es vertido en la boca del calorímetro.
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Trabajo Práctico N04
EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE
OBJETIVO
Familiarizarse con los conceptos de neutralización, pH, hidrólisis y empleo de indicadores. Adquirir
destreza en técnicas de titulación ácido-base y en utilizar material volumétrico en general.
1) Medición del pH de soluciones mediante una escala de referencia
Introducción
La medición de pH puede hacerse tanto mediante soluciones indicadoras que viran su color con
distintas condiciones de pH o midiendo con un instrumento denominado peachímetro provisto de
+
un electrodo sensible al ion H que debe calibrarse con soluciones patrón, es decir, de pH conocido.
Técnica
Se utilizarán muestras líquidas y sólidas de uso corriente. Coloque 2 o 3 mL de cada muestra líquida
en un tubo de ensayos, o la misma cantidad de soluciones acuosas de las muestras sólidas. Para cada
muestra:
a) agregue 5 gotas de indicador universal, o
b) moje con ella una pequeña porción de papel indicador universal y compare los colores con los de
la escala de referencia, o
c) introduzca el electrodo de vidrio conectado la peachímetro y lea la indicación de pH.
d) clasifique las sustancias estudiadas en ácidas, básicas y neutras.
2) Valoración de una solución de ácido clorhídrico
Introducción
La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para determinar la
concentración de sustancias en solución.
Dada una solución ácida de concentración desconocida, ésta puede determinarse midiendo el
volumen de la misma requerido para neutralizar una solución básica cuya concentración se conoce.
El punto en el que han reaccionado cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y base
se conoce como punto de equivalencia. Para reconocer el punto de equivalencia puede utilizarse un
indicador que cambie de color en ese punto, o medirse continuamente el pH durante el agregado de
la solución hasta llegar a neutralización. En el caso de usar un indicador, el cambio de color indica
el punto final de la titulación. Un indicador posible es la fenolftaleína que "vira" (pasa de color rosa
en medio básico a incolora en medio ácido) en el intervalo de pH 8,3-10. Cuando se titula una ácido
fuerte con una base fuerte (NaOH con HCl) el punto de equivalencia ocurre a pH=7 (pH de una
solución de NaCl). Pese a esta diferencia de pH entre el punto de equivalencia y el punto de viraje
del indicador (punto final), la fenolftaleína se emplea muy frecuentemente para la titulación de un
ácido fuerte con una base fuerte ya que el error introducido es pequeño. En una titulación debe
entonces elegirse cuidadosamente el indicador de modo que el punto final coincida (dentro de 1 a 2
unidades de pH) con el punto de equivalencia.
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Técnica
a) Uso correcto de la bureta:
Las buretas (figura 1) deben estar perfectamente limpias para que las mediciones de volúmenes sean
reproducibles en todas las titulaciones. Si se necesita engrasar la llave de paso, debe usarse la menor
cantidad posible de grasa o vaselina para lubricarla. Si la llave es de teflón debe extraerse y
limpiarse perfectamente, al igual que la superficie de vidrio, para eliminar partículas de polvo que
podrían rayar la superficie de teflón al girar la llave. Al insertar la llave debe obtenerse el ajuste
correcto de lo contrario se producirán fugas de la solución y se obtendrá un error por exceso en el
volumen consumido.
En una bureta limpia y seca, cuidando que la llave esté cerrada, se añade la solución titulante
usando un embudo dispuesto de modo de permitir la salida del aire desplazado a medida que ingresa
el líquido. Si la bureta estuviese limpia pero húmeda, enjuáguela con varias porciones pequeñas de
la solución titulante antes de llenarla por encima de la última marca de volumen.
Coloque un recipiente debajo de la bureta y abra la llave completamente permitiendo que el líquido
fluya rápidamente, esto hará que la parte debajo de la llave se llene completamente sin que queden
burbujas atrapadas. Logrado esto se llena la bureta nuevamente y se enrasa (es decir, se lleva el
nivel de líquido a la marca de cero).
Las soluciones acuosas mojan la pared del vidrio por lo que la superficie del líquido adquiere una
superficie cóncava llamada menisco. Las lecturas deben efectuarse en la parte inferior del menisco
y para observar más claramente el mismo puede colocarse detrás de la bureta un trozo de cartulina o
de papel de color contrastante. La trayectoria de la vista debe estar en un mismo plano con el
menisco para que no haya errores de lectura (paralaje).
En trabajos de gran precisión conviene calibrar la bureta midiendo diversos volúmenes de agua y
pesándolos con exactitud. Esto permite corregir los volúmenes de solución de acuerdo con una tabla
de calibración preparada previo al experimento.
Al terminar de usar la bureta debe lavarse con agua y detergente y enjuagarse con agua corriente y
luego con agua destilada, quite la llave para asegurara su limpieza.
b) Titulación de la solución de ácido clorhídrico
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Mida con una pipeta aforada 5,0 mL de la solución preparada y colóquelos en un erlenmeyer de 250
mL. Añada 20 o 30 mL de agua destilada con una probeta.
Agregue 5 gotas de fenolftaleína y titule con la solución valorada de NaOH, agitando
continuamente, hasta que el indicador vire a un color rosa pálido persistente durante 30 segundos.
Para evitar errores es conveniente preparar un blanco del color esperado agregando a 50 mL de agua
destilada 5 gotas de fenolftaleína y una gota de la solución de NaOH.
La reacción de neutralización es la siguiente:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
En el punto de equivalencia
+
nº de moles de H = nº de moles de OH
-
considerando la estequiometría,
n
V
HCl
M
xM
HCl
=V
HCl
HCl
=n
=V
NaOH
NaOH
xM
NaOH
xM
NaOH
/V
NaOH
HCl
Tabla de datos
Experiencia
V
HCl
[mL]
V
NaOH
[mL]
M
NaOH
M
HCl
Promedio
Nº 1
Nº 2
Halle el error porcentual del método, propagando los errores en las determinaciones de los
volúmenes y en la concentración de la solución de NaOH. Si la diferencia entre las dos
determinaciones está comprendida dentro del margen de error informe el valor promedio, de lo
contrario titule por duplicado nuevamente.
3) Determinación del % (P/V) del ácido acético en el vinagre
El vinagre es esencialmente una solución diluida de ácido acético en agua. El acético (CH COOH o,
abreviando, HAc) es un ácido monoprótico, de peso molecular 60,00.
3
Técnica
Mida 1 mL de vinagre con una pipeta aforada y colóquelo en un erlenmeyer de 125 mL. Agregue
30 mL de agua y 5 gotas de solución de fenolftaleína. Titule con solución de NaOH valorada hasta
viraje del indicador.
Cálculos
Considerando la estequiometría,
en el punto de equivalencia
HAc + NaOH → NaAc + H2O
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V
xM
NaOH
(V x M)
NaOH
NaOH
= nº de moles de ácido acético en 0,001 L de vinagre
x 60 = g de ác. acético en 0,001 L de vinagre
(V x M)NaOH x 60 x 0,100 = g. de ác. acético en 100 mL de vinagre
0,001
Tabla de datos
Volumen de vinagre:
Volumen de solución de NaOH:
Molaridad de la solución de NaOH:
Resultados:………………….g de ácido acético por 100 mL de vinagre.
4) Determinación de la constante de disociación de un ácido o base débil
Introducción
Cuando una sal se disuelve en agua, los iones de la misma pueden reaccionar con ésta modificando
+
la concentración de los iones H del agua pura. Por ejemplo cuando el acetato de sodio se disuelve
en agua, el ión acetato actúa como una base y acepta protones del agua.
Ac- + H2O ⇔ HAc + OH-
Esta reacción provoca un aumento en la concentración de iones OH y una consecuente disminución
+
de la concentración de iones H . La solución tiene un pH mayor que 7, o sea que es una solución
básica.
Por otra parte, cuando el cloruro de amonio se disuelve en agua, el ión amonio actúa como ácido
reaccionando con el agua formando iones hidronio:
NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H+
Esta reacción aumenta la concentración de iones hidronio y el pH de la solución es menor que 7, es
ácida.
LA REACCIÓN DE LOS IONES DE UNA SAL CON EL AGUA SE DENOMINA
HIDRÓLISIS.
Técnica
En un tubo de ensayos coloque 2 o 3 mL de la solución de concentración conocida. Agregue 5 gotas
de indicador universal o moje una porción de papel pH y compare con la escala de referencia.
Determine el pH aproximado y estime la constante de disociación del ácido o base débil.
La concentración de las soluciones de acetato de sodio y cloruro de amonio es 0.5 M.
Resultados
a) Ecuación correspondiente a la disociación de hidrólisis de la sal estudiada.
19
b) K(constante de disociación del ácido o base débil).
Cuestionario:
1) ¿Qué es el punto de equivalencia en una titulación ácido-base?
2) ¿Cómo se establece la relación de número de moles en el punto de equivalencia en una titulación
ácido-base?
3) ¿Qué error introduciría en una titulación el hecho de quedarse una burbuja de aire atrapada en el
pico de la bureta y que desaparezca durante la titulación?
4) Describa el principio involucrado en la utilización de indicadores ácido-base.
5) En el equilibrio dado para un indicador:
Ka = 10
-5
HIn ⇔ H+ + In-
a) Si el pH es 6, ¿cuánto vale la relación de concentraciones [HIn] / [In ]?
b) Ídem para pH = 8.
-
c) ¿Qué pH se requiere para que la relación de concentraciones [HIn] / [In ]
i) sea mayor que 10 ?
ii) sea mayor que 0,1 ?
6) Indique cuándo puede utilizar fenolftaleína como indicador.
7) Para la titulación de cada una de las siguientes soluciones:
a) HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M
b) NH 0,1 M con HCl 0,1 M (pKb = 4,75)
3
c) HAc 0,1 M con NaOH 0,1 M (pKa = 4,75)
¿Qué indicador de las siguientes eligiría para cometer menos errores? Justifique.
Indicador A: pKa = 4,9 Indicador B: pKa = 8,6
Indicador C: pKa = 6,8 Indicador D: pKa = 3,2
8) Un estudiante encuentra un frasco de NaOH (s) que alguien dejó destapado. El hidróxido de
sodio ha absorbido humedad del aire y el estudiante desea determinar cuál es el porcentaje en peso
real del NaOH. Después de disolver 10g de NaOH. en 25mL de agua, el estudiante determina que se
requieren 74,0mL de HC1 3,0 M para titularlos. ¿Cuál es la pureza del NaOH en porcentaje? Rta.:
88,8%
9) Un químico mide con exactitud 25,0 mL de ácido y le agrega un indicador adecuado. Por medio
de una bureta, le añade lentamente NaOH 0,2 M. Al obtener un cambio permanente de color, se han
consumido 35,2 mL de NaOH; ¿Cuál es la concentración del ácido? Rta.: 0,282 M
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Química general. Segundo cuatrimestre de 2009
Fecha Teórico-prácticos. Día 8.30 a 12.30 hs Ma 18-8 Serie 1. Propiedades.Compos.
porcentual Jue 20-8 Serie 2. Atomos, moléculas.
Fórmula mínma y molecular Ma 25-8 Serie 3. Configuración electrónica Jue 27-8 Serie 3. Tabla periódica. Props.
periódicas Ma 1-9 Serie 4. Uniones químicas Jue 3-9 Serie 5. Estados de agregación.
Gases ideales Ma 8-9 Serie 5. Estados de agregación.
Gases ideales Jue 10-9 Serie 6. Compuestos químicos Ma 15-9 Serie 6. Compuestos químicos Jue 17-9 Serie 7. Soluciones Ma 22-9 Serie 7. Propiedades coligativas Jue 24-9 Serie 7. Propiedades coligativas Ma 29-9 Repaso y consultas Jue 1-10 PARCIAL Ma 6-10 Serie 8. Estequiometría Jue 8-10 Serie 8. Estequiometría Ma 13-10 Serie 9. Termodinámica Jue 15-10 Serie 9. Termodinámica Ma 20-10 Serie 10. Equilibrio químico Jue 22-10 Serie 10. Equilibrio químico Ma 27-10 Serie 10. Equilibrio químico Jue 29-10 Serie 10. Equilibrio químico Ma Jue Ma Jue Ma Jue Ma Jue 3-11 5-11 10-11 12-11 17-11 19-11 24-11 26-11 Serie 11. Equilibrio ácido-base Serie 11. Equilibrio ácido-base Serie 11. Equilibrio ácido-base Repaso y consultas Repaso y consultas PARCIAL RECUPERATORIO Laboratorio 8.30 a 12.30 hs TP Soluciones TP Soluciones TP Coligativas TP Coligativas TP
Calorimetría TP
Calorimetría TP Ácido-base TP Ácido-base 21
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