fundamentos de la práctica en el laboratorio micainorgánica.pdf · pdf...
TRANSCRIPT
FUNDAMENTOS DE LA
PRÁCTICA EN EL
LABORATORIO DE
QUÍMICA
INORGÁNICA
DESCRIPCIÓN BREVE Libro sobre los fundamentos prácticos
llevados a cabo en un laboratorio de
química inorgánica. Especialmente en lo
que respecta a preparación de soluciones
y propiedades de la materia.
LILIANA CANTÚ SIFUENTES
BRENDA R. CRUZ ORTIZ
UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE
COAHUILA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FUDAMENTOS DE LA PRÁCTICA EN EL
LABORATORIO DE
QUÍMICA INORGÁNICA
PARA:
QUÍMICOS Y QUÍMICOS FARMACOBIÓLOGOS
LILIANA CANTÚ SIFUENTES
BRENDA R. CRUZ ORTIZ
Primera edición
México, Diciembre del 2016
ISBN: 978-607-506-273-0
Foto de portada: L. Miguel López Valdez
© Esta obra es propiedad de la Universidad Autónoma de
Coahuila. Derechos reservados por los autores
Queda prohibida la reproducción parcial o total por cualquier
medio, sin la autorización escrita de la Universidad Autónoma de
Coahuila.
Agradecimientos:
Agradecemos el apoyo de la Secretaria de Planeación, a través del Programa
de Apoyo al Desarrollo de la Educación Superior (PADES) otorgado en el año
2016 a la Universidad Autónoma de Coahuila.
Contenido PRÁCTICA 1. Fórmula empírica de un compuesto ........................1
PRÁCTICA 2. Determinación del número de moléculas de
agua en una sal hidratada .........................................................................4
PRÁCTICA 3. Reactivo limitante y Reactivo en Exceso. ............ 11
PRÁCTICA 4. Porcentaje de rendimiento ......................................... 15
PRÁCTICA 5. Preparación de soluciones ......................................... 19
PRÁCTICA 6. Titulación ácido base .................................................... 23
PRÁCTICA 7. Titulación de una muestra de medicamento
antiácido.......................................................................................................... 26
PRÁCTICA 8. Introducción al estudio de los complejos de
coordinación. ................................................................................................ 31
PRÁCTICA 9. Equilibrio químico: El principio de Le Chatelier
............................................................................................................................. 35
PRACTICA 10. Celdas electrolíticas. Electrodepósito de cobre
............................................................................................................................. 39
1
PRÁCTICA 1. Fórmula empírica de un compuesto
OBJETIVO:
El propósito de este experimento es llevar a cabo una reacción química, la cual
forma un compuesto y determinar la fórmula empírica del compuesto.
INTRODUCCIÓN:
La fórmula de un compuesto indica cuáles elementos, y las cantidades relativas
de estos elementos, están presentes en el compuesto. Por ejemplo, la fórmula
CaCl2 indica que el compuesto contiene un átomo combinado de calcio por cada
dos átomos de cloro. Desde el punto de vista molar, la fórmula indica que un mol
del compuesto contiene dos moles de cloro combinado por cada mol de calcio
combinado. Esto puede expresarse como razón molar.
(2 mol Cl / 1 mol de Ca)
La razón molar indica los subíndices que deben usarse en la fórmula (es decir,
Ca1 Cl2 , el número 1 se omite cuando se escribe la fórmula).
Puede deducirse empíricamente (por experimentación) la fórmula más sencilla
de un compuesto, determinando la cantidad en gramos de cada elemento
presente en una muestra de un compuesto. Esto se lleva a cabo, haciendo
reaccionar cantidades conocidas de elementos de un compuesto y determinando
la cantidad de cada uno individualmente. Una vez se conocen las cantidades en
gramos de cada elemento en un compuesto, puede calcularse el número de
moles de cada uno de ellos. Pueden encontrarse las razones molares a partir del
número de moles y usarse para deducir la fórmula empírica del compuesto.
En este experimento, se determinará la fórmula empírica de un compuesto
producido al reaccionar el metal magnesio con el oxígeno del aire. Esto se
efectuará, pesando una muestra de magnesio y haciéndola reaccionar con el
oxígeno del aire en un crisol cerrado. Entonces se determina la masa del producto
y puede hallarse la masa del oxígeno que reaccionó con el magnesio, restando
la masa del magnesio de la masa del producto. Un problema que se presenta es
que, a altas temperaturas, también reaccionará algo de nitrógeno con el
magnesio. Este problema es superado, haciendo reaccionar el compuesto
magnesio - nitrógeno con agua y calentando para pasar al compuesto magnesio-
oxígeno.
MATERIALES Y EQUIPO:
1 CRISOL CON TAPA
1 TRIÁNGULO DE PORCELANA
1 SOPORTE CON ANILLO DE HIERRO
2
1 MECHERO BUNSEN
1 PINZAS PARA CRISOL
SUSTANCIAS:
15 CM. DE CINTA DE MAGNESIO.
PROCEDIMIENTO:
1.- Lave, enjuague y seque el crisol con su tapa.
2.- Coloque el crisol con su tapa sobre el triángulo de porcelana que, a su vez
esté sobre un anillo de soporte universal.
3.- Colóquese el mechero Bunsen debajo del crisol y caliéntese durante 5
minutos.
4.- Ajuste el mechero y el anillo, de tal forma que la parte caliente de la flama
alcance el fondo del crisol.
5.- Después del calentamiento quite el mechero y deje enfriar el crisol a
temperatura ambiente.
6.- Mientras se enfría el crisol tome aproximadamente 15 cm de cinta de
magnesio, si es necesario límpiela hasta que quede plateada. Córtela en pedazos.
7.- Una vez frío pese el crisol con su tapa y anote la masa.
8.- Enrolle los pedazos de la cinta de magnesio y colóquelos en el fondo del crisol
y pese nuevamente (el crisol, la tapa y el magnesio). Anote la masa.
9.- Caliente el crisol sobre el triángulo de porcelana suavemente al principio,
moviendo la flama de un lado a otro por unos minutos. Después caliente el crisol
con la flama completa por unos 15 minutos. NO CALIENTE EL CRISOL
DESTAPADO.
10.- Al cabo de 15 minutos deje enfriar el crisol 3 a 5 minutos y después, usando
las pinzas para crisol ajuste la tapa dejando una pequeña abertura.
11.- Caliente nuevamente el crisol durante 10 minutos más, retire la flama y deje
enfriar durante algunos minutos.
12.- Levante la tapa con precaución, usando las pinzas, y caliente el crisol
fuertemente. Si el contenido del crisol brilla en forma intensa y desprende humo
blanco, coloque la tapa y caliente por 5 minutos más.
13.- Repita el proceso hasta que vea que ha reaccionado todo el magnesio. Esto
será cuando el contenido no brille en forma intensa.
14.- Una vez que estime que todo el magnesio ha reaccionado caliente
fuertemente unos minutos manteniendo el crisol destapado.
15.- Tápese el crisol y deje enfriar a temperatura ambiente. Una vez frío agregue
de 10 a 15 gotas de agua destilada. Tápese y caliéntese suavemente durante 5
minutos.
16.- Déjelo enfriar y pese el crisol con la tapa y el producto. Anote la masa.
3
RESULTADOS:
Crisol + tapa ____________
Crisol + tapa + Mg ____________
Crisol + tapa + producto ____________
Masa de magnesio ____________
Masa de producto ____________
CUESTIONARIO
1.- Escriba la ecuación balanceada para la reacción que se llevó a cabo.
2.- Calcule la masa de oxígeno que se combinó con el magnesio.
3.- Calcule el número de átomos de magnesio que se tenían.
4.- Calcule el número de moles de oxígeno que se combinaron con el magnesio.
5.- Cual es la fórmula empírica del compuesto que se obtuvo
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS
4
PRÁCTICA 2. Determinación del número de moléculas de
agua en una sal hidratada
OBJETIVOS:
Examinar el comportamiento de un grupo de sales hidratadas y anhidras.
Establecer el número de moléculas de agua en un hidrato usando el análisis
gravimétrico.
INTRODUCCION:
Los compuestos en los que las sales se encuentran combinadas con una
proporción definida de agua, se llaman hidratos, el agua asociada con las sales
se denomina agua de hidratación o de cristalización. Las sales pueden asociar
una o varias moléculas de agua. Por ejemplo, el sulfato de cobre (II) forma los
siguientes hidratos: CuSO4·5H2O, CuSO4·3H2O, CuSO4·H2O, y en forma
experimental se ha comprobado que existe un equilibrio entre la sustancia
anhidra y el hidrato:
CuSO4 + 5H2O → CuSO4·H2O + 4 H2O → CuSO4·3H2O + 2 H2O → CuSO4·5H2O
El agua se une al compuesto anhidro mediante enlaces covalentes coordinados
(pares de electrones del oxígeno), o bien puentes de hidrógeno.
En las sales hidratadas, el agua posee una determinada presión de vapor que es
en función de la temperatura. Los hidratos pueden deshidratarse por
calentamiento, ya que al aumentar la temperatura aumenta la presión del vapor
de agua de cristalización. Sin embargo con frecuencia también se producen otras
transformaciones (reacciones de condensación, descomposición del compuesto
anhidro, etc.)
Muchas sales, tanto las anhidras como las que contienen agua de hidratación, se
humedecen en contacto con el aire y finalmente se licúan dando una solución
saturada.
PROBLEMA
¿Cuántas moléculas de agua tiene un hidrato desconocido? y ¿cuál es la fórmula
de este compuesto?
5
MATERIALES Y REACTIVOS:
MATERIALES REACTIVOS
3 crisoles Pequeñas cantidades de:
1 anillo de hierro Sulfato de cobre anhidro
1 soporte Sulfato de cobre pentahidratado
1 mechero Fisher Sulfato de sodio anhidro
1 pinzas para crisol Sulfato de sodio decahidratado
1 tela de asbesto Cloruro de calcio anhidro
3 vasos de precipitado de 50 mL Hidróxido de sodio
1 desecador Cloruro de cobalto anhidro
Balanza Cloruro de cobalto hexahidratado
NOTA: Las sales pueden sustituirse por sales anhidras e hidratadas que se tengan
a disposición. (Siempre en pares de la sal)
PROCEDIMIENTO.
PARTE A
COMPORTAMIENTO DE SALES HIDRATADAS Y ANHIDRAS
Se inspeccionara un grupo de sales anhidras e hidratadas proporcionadas.
En el cuadro 1 anotar las observaciones sobre apariencia física y color:
Cuadro 1
NOMBRE FORMULA OBSERVACIONES
PARTE B
DETERMINACION DEL NÚMERO DE MOLECULAS DE AGUA DE UN HIDRATO POR
ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO
Es conveniente (de ser posible) hacer el análisis por triplicado. Marcar con un
lápiz los crisoles con las letras A, B.
6
El calentamiento de los crisoles se puede hacer sobre una tela de asbesto, o
puede hacerse directamente utilizando un triángulo de porcelana.
TECNICA PESO CONSTANTE:
1.- Calentar los crisoles casi al rojo con una flama intensa, usando un mechero
Fisher, por aproximadamente 5 minutos. (Puede sostener el crisol con unas
pinzas y así mantenerlo directamente en la flama)
2.- Dejar enfriar los crisoles, colocar cada uno de ellos en el interior de los vasos
de precipitado dentro del desecador. Dejar enfriar a temperatura ambiente. Pesar
cada crisol con mucho cuidado. Repetir el procedimiento de calentado, enfriado
y pesado hasta obtener un “peso constante”, esto es, hasta que la diferencia entre
una pesada y otra sea de más – menos 1 mg.
TRATAMIENTO DE LA MUESTRA
1.- Para determinar el número de moléculas de agua de la sustancia problema
(asignada por el profesor) agregar de 100 a 150 mg de la misma a cada uno de
los crisoles y pesarlos cuidadosamente.
2.- Calentar un crisol con la muestra lentamente al principio y después aumentar
el calentamiento moderadamente. No permitir que llegue al rojo. Continuar el
calentamiento por aproximadamente dos o tres minutos. Quitar el crisol del
fuego, y colocarlo dentro del vaso de precipitados en el desecador (realizar esta
operación con pinzas). Dejar enfriar a temperatura ambiente.
3.- Proceder con la segunda y la tercera muestra de la misma manera, Pesar cada
crisol y anotar los resultados en la tabla correspondiente.
4.- Para estar seguros de que toda el agua de hidratación ha sido eliminada,
recalentar cada muestra, enfriar como se indico anteriormente, y volver a pesar.
Repetir este procedimiento hasta que la muestra alcance un peso constante.
Registrar los resultados.
5.- Conociendo el número de moléculas de agua de la sustancia problema, se
puede determinar la fórmula empírica de la sustancia empleada.
DIAGRAMA DE FLUJO:
7
HOJA DE DATOS
ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO DE UN HIDRATO DESCONOCIDO
Muestra
A
Peso 1
constante
Masa constante del crisol
1er calentamiento
2º Calentamiento
3er Calentamiento (si es necesario)
2 Masa del crisol y sal hidratada (g)
Peso 3
constante
Masa constante del crisol con la sal
anhidra
1er calentamiento
2º Calentamiento
3er Calentamiento
4 Masa de la sal hidratada
Masa de la sal anhidra
Masa del agua perdida (g)
Porcentaje de agua en el hidrato
% de agua promedio en el hidrato
desconocido
Formula de la sal anhidra
Moles de agua perdidos
Moles promedio de agua perdidos
Moles de la sal anhidra obtenida
Relación de los moles de sal promedio
con los moles de agua (valores
promedios)
Formula del hidrato desconocido
8
HOJA DE DATOS
ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO DE UN ANHIDRO DESCONOCIDO
Muestra
A Peso 1
constante
Masa constante del crisol
1er calentamiento
2º Calentamiento
3er Calentamiento (si es necesario)
2 Masa del crisol y sal (g)
Peso 3
constante
Masa constante del crisol con la sal
anhidra
1er calentamiento
2º Calentamiento
3er Calentamiento
4 Masa de la sal hidratada
Masa de la sal anhidra
Masa del agua perdida (g)
Porcentaje de agua
% de agua promedio
Formula de la sal anhidra
Moles de agua perdidos
Moles promedio de agua perdidos
Moles de la sal anhidra obtenida
Relación de los moles de sal promedio
con los moles de agua (valores
promedios)
Formula del hidrato desconocido
CALCULOS:
9
OBSERVACIONES:
CUESTIONARIO
a) ¿Cuál es el significado de los siguientes términos: higroscópico,
delicuescente, eflorescente?
b) ¿Cuáles tienen propiedades delicuescentes?
c) ¿Cuáles podrían usarse como desecantes?
d) ¿Alguna exhibe fluorescencia?
e) ¿Las propiedades del hidrato son idénticas a las del compuesto anhidro?
10
f) ¿Qué diferencia hay entre humedad y agua de cristalización?
CONCLUSIONES:
REFERENCIAS
11
PRÁCTICA 3. Reactivo limitante y Reactivo en
Exceso.
OBJETIVOS.
Aplicar los conceptos de reactivo limitante, reactivo en exceso.
INTRODUCCIÓN.
Una reacción de neutralización es la reacción de un ácido con una base, que
generalmente da como productos una sal y agua. Existen reacciones de
neutralización en las cuales se desprende un gas, como lo es la siguiente
reacción:
2HCl + Na2CO3 2NaCl + H2CO3
El ácido carbónico es inestable y se descompone en agua y dióxido de carbono y
el resultado general es la siguiente ecuación
2HCl + Na2CO3 2NaCl + H2O + CO2
MATERIAL.
Bolsa de plástico con cierre (tipo Ziplock) (4)
Probeta de 100 mL (1)
Alambres Forrados (de los utilizados para cerrar las bolsas de basura) (8)
Espátula
REACTIVOS.
Bicarbonato de sodio comercial (NaHCO3)
Vinagre Blanco Casero (5% CH3COOH)
PROCEDIMIENTO.
PARTE I.
1. Escribe una ecuación que represente la reacción que ocurrirá entre el
bicarbonato de sodio y el vinagre blanco casero y balancéala.
2. Determina el volumen de una bolsa de plástico con cierre (Tipo Ziplock) de la
siguiente manera: llena la bolsa con agua y ciérrala, vuelve a abrir el cierre de la
bolsa y vierte el agua en una probeta para medir el volumen de agua que
utilizaste.
12
3. Calcula la masa del bicarbonato de sodio necesaria para llenar de CO2 toda la
bolsa cuando este reaccione con el vinagre.
4. Pesa la cantidad de bicarbonato de sodio que calculaste y vacíala en la bolsa
en una de las esquinas y sella la esquina con un alambre forrado.
5. En la otra esquina coloca 70 mL de vinagre (ácido acético) y sella también la
esquina con alambre. Cuida que los reactivos no se mezclen.
6. Saca completamente el aire de la bolsa y ciérrala.
7. Retira los alambres de las esquinas de la bolsa y permite que se mezclen los
reactivos. Deja que termine la reacción y realiza tus observaciones.
PARTE II.
1. Necesitará 4 bolsitas iguales con cierre hermético.
2. Etiquételas con los números del 1 a la 4 y coloque las siguientes cantidades
de bicarbonato de sodio 0.5g, 1 gr, 2 gr y 2.5 gr respectivamente en una de las
esquinas de la bolsa y sujete con un alambre al igual que en el experimento
anterior.
3. Añada 60mL de vinagre a cada una de las bolsitas, saque el aire y cierre
perfectamente el cierre hermético.
4. Coloque las bolsas sobre la mesa e inicie la reacción aflojando el alambre.
5. Observe la reacción y cheque las cantidades de CO2 producidas en cada bolsita.
Explique.
DIAGRAMA DE FLUJO
13
OBSERVACIONES Y RESULTADOS
CUESTIONARIO
1. Escribe y explica los cálculos que realizaste para determinar la cantidad de
carbonato de sodio que pusiste.
2. ¿Cuánto carbonato ácido de sodio necesitarías si quisieras producir 15000
litros de CO2, a condiciones normales de presión y temperatura?
3. ¿Qué pasaría si la cantidad que pusiste de vinagre en el primer experimento
fuera menor fuera menor?
4. Identifica cuál de los reactivos es el limitante y cual está en exceso en todos
los casos.
14
CONCLUSIONES
REFERENCIAS
15
PRÁCTICA 4. Porcentaje de rendimiento
OBJETIVO.
Relacionar los fundamentos teóricos de estequiometria de reacción con la
práctica experimental. Partir de un reactivo para realizar reacciones de
combinación, descomposición, desplazamiento sencillo y doble y óxido
reducción. Volver al material inicial y calcular el porcentaje de rendimiento de
reacciones en serie.
INTRODUCCIÓN.
En las reacciones químicas los reactantes y los productos tienen el mismo
número y clase de átomos, aunque agrupados en forma distinta.
Si una reacción química tiene lugar en un sistema cerrado, en el que no hay
entrada ni salida de la materia, la masa se conserva, es decir, es la misma antes
y después de ocurrida la reacción. Éste fenómeno que fue observado y
comprobado por Antonie Lavoisier a finales del siglo XVIII, marca el comienzo de
la química moderna al establecer principios fundamentales a partir de los
estudios cuantitativos de las reacciones químicas. Los estudios cuantitativos
tuvieron mayor validez conforme se utilizaron balanzas más precisas. Lavoisier
en Francia en 1783 y Lomonosov en Rusia en 1776 fueron los primeros en utilizar
balanzas de precisión correspondientes a su época.
La Ley de la Conservación de la Materia pone de manifiesto que no podemos
deshacernos de esta última. Un ejemplo de ello se hace evidente cuando
arrojamos desperdicios al desagüe o a un río, éstos “parecen desaparecer”, por
lo que nos olvidamos de ellos irresponsablemente, pero esto no ocurre así. Los
desperdicios pasan a formar parte de las corrientes en donde pueden sufrir
cambios químicos o transformarse en contaminantes tóxicos, o bien conservar
su identidad sin ninguna consecuencia. Cualquiera que sea su suerte, los átomos
no se destruyen, “la materia se conserva”.
MATERIAL.
Matraz erlenmeyer de 50 mL
Parrilla de calentamiento
Baño de arena
5 Pipeta pasteur
Vaso de precipitados de 50 mL
16
REACTIVOS.
Cobre metálico
Magnesio metálico
Ácido nítrico concentrado
Ácido clorhídrico 6M
Hidróxido de sodio 6M
Acetona
Agua destilada
PROCEDIMIENTO.
- Obtener una pequeña muestra de Cu metálico y pesarlo. (Aproximadamente
0.25 g)
- Colocar el Cu metálico en el fondo de un matraz (pesado previamente) y agregar
cuatro gotas de HNO3 concentrado en la campana para obtener nitrato de cobre
(II) (la reacción también genera dióxido de nitrógeno). Anotar su aspecto y color.
(Si aún queda Cu sin reaccionar, agregar unas gotas más de ácido nítrico).
- Añadir gota a gota, solución de hidróxido de sodio hasta obtener hidróxido de
cobre (II). Anotar su aspecto y color. (Asegúrese de que todo el nitrato de cobre
haya reaccionado)
- Calentar en baño de arena hasta que suceda algún cambio y se obtenga el óxido
de cobre (II). Anotar su aspecto y color.
- Decantar y extraer con la pipeta Pasteur el líquido.
- Lavar con dos porciones de 3 mL de agua destilada caliente.
- Agregar gota a gota, ácido clorhídrico hasta que se observe otro cambio de
color al obtenerse el cloruro de cobre (II). Anotarlo.
- Añadir pequeñas porciones de magnesio hasta que el líquido sobrenadante
quede completamente incoloro y se deje de producir gas. Decantar.
- Agregar gota a gota más ácido clorhídrico hasta cerciorarse de que todo el
magnesio ha reaccionado. (Puede calentar ligeramente para acelerar la reacción).
- Lavar el producto con pequeñas porciones de agua destilada extrayéndola con
la pipeta Pasteur.
- Lavar, por último con acetona extrayéndola también con la pipeta Pasteur.
- Evaporar el residuo de acetona, dejar enfriar a temperatura ambiente y pesar.
- Comparar el peso del cobre resultante con el peso del cobre inicial para poder
determinar el porcentaje de rendimiento de las reacciones en serie.
17
OBSERVACIONES Y RESULTADOS
CUESTIONARIO.
1. Hacer un diagrama secuencial de bloques de los pasos a seguir en forma
condensada.
2. Anotar todas las reacciones ocurridas. Balancear las reacciones y clasificarlas.
18
3. Calcular el % de rendimiento de la reacción.
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
19
PRÁCTICA 5. Preparación de soluciones
OBJETIVO:
Que el alumno aprenda el proceso de la preparación de soluciones, así como a
realizar los cálculos necesarios para esto.
INTRODUCCIÓN:
La mayor parte de los materiales con los que interactuamos en la vida cotidiana
son mezclas de sustancias puras. Muchas de estas mezclas son homogéneas; es
decir sus componentes están entremezclados de manera uniforme en el nivel
molecular. Las mezclas homogéneas se llaman soluciones. En el mundo que nos
rodea abundan ejemplos de soluciones. El aire que respiramos es una solución
de varios gases. El latón es una solución sólida de zinc y cobre. Los fluidos que
corren por nuestro cuerpo son soluciones y transportan una gran variedad de
nutrimentos indispensables, sales y otros materiales.
Las soluciones pueden ser gases, líquidos o sólidos. Cada una de las sustancias
de una solución es un componente de la solución, el disolvente por lo regular es
el componente que está en mayor proporción y el o los demás componentes se
llaman solutos.
La concentración de una solución puede expresarse cualitativa o
cuantitativamente. Se emplean los términos concentrada o diluida para describir
a una solución en forma cualitativa una solución con una concentración baja de
solutos se denomina como diluida, y una con una concentración alta de solutos
se denomina como concentrada.
En química se usan expresiones cuantitativas de la concentración tales como %
en masa, Molaridad, molalidad, normalidad, ppm,etc.
MATERIAL.
1 Probeta de 50 mL
2 matraces aforados de 100 mL
2 matraces aforados de 50 mL
1 pizeta
Frascos para guardar las soluciones de HCl y NaOH
REACTIVOS.
NaCl
20
Sacarosa
HCl
NaOH
PROCEDIMIENTO.
a) SOLUCIONES AL TANTO PORCIENTO PESO VOLUMEN (P/V)
Se expresa el número de gramos de soluto que hay en 100 mL de solución.
1.- Preparar 20 mL de una solución al 25 % (p/v) de NaCl.
2.- A partir de la solución anterior preparar 10 mL de una solución al 10 % (p/v)
b) SOLUCIONES MOLARES
Una solución 1 M es cuando se tiene 1 mol de soluto en 1000 mL de solución a
su vez, 1 mol de soluto es la cantidad en gramos que corresponde a su peso
molecular.
De la misma manera, una solución es 0.253 M cuando contiene 0.253 moles de
soluto en 1 litro de solución.
Por otra parte si un mol de soluto, que es la unidad de cantidad se disuelve en
alguno de los siguientes volúmenes resultarán las concentraciones que se
anotan:
1 mol en 1 litro ---- 1 M
1 mol en 5 litros----0.2 M
Esto es, en todos los casos para hablar de molaridad o sea de concentración,
siempre debe calcularse cuantas moles hay en 1000 mL de solución.
1. Prepare una solución 1M de HCl
2. A partir de la solución anterior prepare 50 mL de solución de HCl 0.45 M
3.- Prepare 100 mL de NaOH 1 M
4. A partir de la solución anterior prepare 50 mL de NaOH 0.35 M
c) SOLUCIONES MOLALES
Una solución 1 molal (1 m) es cuando contiene una mol de soluto disuelta en
1000 gramos de solvente. En este tipo de soluciones, a diferencia de las
soluciones molares, la cantidad de solvente siempre es la misma,
independientemente de la cantidad de soluto o de la clase de soluto.
Una solución 0.02 m de sacarosa es la que se prepara poniendo 0.02 moles de
sacarosa en 1000 gr de agua; en cambio una solución 0.02M de sacarosa es la
que se prepara poniendo 0.02 moles del soluto y agregando agua hasta
completar 1000 mL de solución.
21
1.- Prepare 100 mL de una solución 0.02 m de sacarosa en agua.
DIAGRAMA DE FLUJO
OBSERVACIONES.
22
CUESTIONARIO.
1.- ¿Qué es un equivalente químico?
2.- ¿Cuál es la diferencia entre un equivalente químico de un ácido monoprótico
y uno diprótico?
3.- Suponiendo que titula con NaOH 0.2 M 20 mL de la solución que preparó del
ácido, cuanto NaOH gastará en la titulación.
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
23
PRÁCTICA 6. Titulación ácido base
OBJETIVOS.
- Comprender el fundamento teórico de la titulación ácido – base
- Reconocer la importancia de la titulación como método de análisis químico
- Aplicar el método de titulación ácido-base para determinar la concentración de
ácido clorhídrico en la solución
INTRODUCCIÓN.
El estudio cuantitativo de las reacciones de neutralización permitió el desarrollo
de un método de análisis volumétrico conocido como titulación ácido–base.
Recordemos que la reacción que se realiza entre un ácido y una base en solución
acuosa de como producto la formación de una sal y agua.
A través de la titulación es posible determinar la concentración en que se
encuentra un ácido o una base en disolución acuosa. Para efectuar la titulación
se añade una disolución de concentración conocida, llamada disolución estándar
o titulante, en otra disolución, cuya concentración se desconoce. La adición se
realiza lentamente por medio de una bureta o microbureta, hasta que la reacción
química entre las dos soluciones se realice en su totalidad.
La titulación se lleva a cabo en presencia de un indicador de pH, que cambia de
color cuando la reacción de neutralización ya se efectuó por completo.
Cuantificando los volúmenes empleados de ambas disoluciones durante la
titulación durante la titulación es posible determinar la concentración de la
solución titulada.
Recordemos que la concentración de una disolución indica la cantidad de soluto
disuelto en una determinada cantidad de disolvente. Existen varias unidades de
concentración de una disolución; algunas de las más frecuentes son el porcentaje
de masa o volumen y la molaridad.
MATERIAL
3 Matraces Erlenmeyer de 125 mL
1 bureta de 50 mL
1 pinzas para bureta
1 soporte universal
1 punta de plástico
24
REACTIVOS:
Solución de NaOH
Solución de HCl
Fenolftaleina
PROCEDIMIENTO
El procedimiento se deberá realizar por Triplicado
1.- Coloque exactamente 10 mL de la solución de HCl 0.45 M que preparó en la
práctica anterior.
2.- En la bureta perfectamente limpia, colocar el NaOH 0.35 M preparado con
anterioridad, cuidar de que no se formen burbujas en la punta de la bureta.
3.- Colocar la punta de plástico en la bureta, esto servirá para que las gotas
añadidas sean pequeñas.
4.- Colocar entre 5 – 6 gotas de indicador de fenolftaleina al matraz con el ácido.
Observar.
5.- Titular el ácido con el hidróxido hasta el vire del color (deberá aparecer un
color rosa pálido que permanece por lo menos 30 segundos).
6.- Realizar los cálculos para obtener la concentración del ácido.
NOTA:
Si en las titulaciones gasta volúmenes muy diferentes del NaOH, deberá realizar
una cuarta titulación y descartar la titulación diferente.
.
DIAGRAMA DE FLUJO
25
OBSERVACIONES Y RESULTADOS.
CUESTIONARIO.
Escriba la ecuación de la reacción que se llevó a cabo.
Con los datos de las tres titulaciones obtenga un promedio y calcule la
concentración M del ácido
CONCLUSIONES
REFERENCIAS
26
PRÁCTICA 7. Titulación de una muestra de medicamento
antiácido
OBJETIVO.
Predecir cuál es la cantidad en mL y en cucharaditas de un medicamento antiácido
necesaria para neutralizar HCl, el ácido contenido en el jugo gástrico.
Aplicar el método de titulación ácido – base para comprobar si la predicción fue
correcta o no.
INTRODUCCIÓN.
El análisis químico se emplea para determinar y cuantificar la composición
química de una sustancia o mezcla y puede ser de dos tipos: análisis cualitativos
y análisis cuantitativos.
En un análisis cualitativo se pretende identificar las sustancias presentes en la
muestra que se desea analizar.
La determinación de constantes físicas, como los puntos de fusión y ebullición,
son parte del análisis cualitativo de la muestra. En caso de que en la muestra
estén presentes varios tipos de sustancias, es preciso realizar la separación de
los componentes mediante la aplicación de métodos de separación y purificación
de compuestos químicos, para posteriormente analizar cada uno de ellos.
Un análisis cuantitativo tiene como objetivo determinar la concentración o
cantidad en que se encuentra una sustancia específica en una mezcla.
El análisis cuantitativo puede ser de varios tipos, entre ellos están el análisis
gravimétrico y el análisis volumétrico.
El análisis volumétrico se fundamenta principalmente en las reacciones acido –
base o redox. En este tipo de análisis se cuantifica el volumen que se requiere de
la disolución de un compuesto químico, para efectuar por completo la reacción.
Esta disolución es de concentración conocida. El volumen depende de la
concentración en que se encuentra la sustancia que se desea analizar.
La titulación es un método de análisis volumétrico.
El pH del jugo gástrico es aproximadamente 1.5; corresponde a una
concentración de ácido clorhídrico 0.03M. Un adulto en promedio produce 2
litros de jugo gástrico al día. Algunos factores, como el estrés, estimulan la
secreción de ácido en el organismo, lo que aumenta la concentración de iones H+
en el estómago y origina algunos trastornos, como la inflamación y dolor. Una
27
forma de reducir temporalmente la concentración de iones H+
es tomar algún
medicamento antiácido. Los antiácidos comerciales neutralizan el exceso del
ácido clorhídrico en el jugo gástrico.
Un antiácido común es el producto conocido como leche de magnesia, el cual es
una suspensión de hidróxido de magnesio. Existen otros antiácidos cuyo
ingrediente activo, el que tiene propiedades terapéuticas es el bicarbonato de
sodio.
MATERIAL.
3 Matraces Erlenmeyer de 125 mL
1 bureta de 50 mL
1 pinzas para bureta
1 soporte universal
1 punta de plástico
REACTIVOS.
Solución de HCl
Fenolftaleina
Leche de Magnesia comercial (cuidar que el ingrediente activo sea únicamente
hidróxido de magnesio)
Bicarbonato de sodio comercial
PROCEDIMIENTO
a) Antiácido: Leche de magnesia:
Predicción del resultado:
Efectúa los cálculos para predecir cuántos mL de leche de magnesia tendría que
tomar una persona para neutralizar el jugo gástrico equivalente a 15 mL de
solución 0.1N (o la normalidad que haya encontrado del ácido preparado con
anterioridad).
La etiqueta del envase del antiácido indica cuál es la concentración del hidróxido
de magnesio del producto.
Esto corresponde al dato teórico.
Posterior al cálculo teórico, realice la titulación del ácido por duplicado y
compruebe si corresponde al dato teórico o no.
b) Bicarbonato de sodio
Haz una solución de bicarbonato de sodio al 0.25%.
Efectúa los cálculos para predecir cuántos mL de solución de bicarbonato de
sodio 0.25 % tendría que tomar una persona para neutralizar el jugo gástrico
28
equivalente a 15 mL de solución 0.1 N (o la normalidad que haya encontrado del
ácido preparado con anterioridad).
Este dato será el teórico.
Posterior al cálculo teórico, realice la titulación del ácido por duplicado y
compruebe si corresponde al dato teórico o no.
DIAGRAMA DE FLUJO.
29
OBSERVACIONES.
CUESTIONARIO.
1. Para la leche de magnesia, calcule cuantas cucharaditas (el volumen de una
cucharadita es de 5 mL) serían necesarios para neutralizar el jugo gástrico
equivalente a 15 mL de solución 0.1 N).
2.- ¿Coinciden con su predicción los resultados obtenidos en el experimento? Si
no es así, explique a que se puede atribuir.
3. ¿Descubriste como se establece la dosificación de un medicamento antiácido?
Descríbelo
4. Consulta para los antiácidos conocidos la composición, acción farmacológica,
interacciones medicamentosas, etc.
30
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS
31
PRÁCTICA 8. Introducción al estudio de los complejos de
coordinación.
OBJETIVO.
Realizar reacciones de formación de complejos en solución.
Relacionar los fundamentos teóricos de los complejos con la práctica
experimental preparando en el laboratorio complejos metálicos de cobre (II) y
cobalto (II) con el edulcorante artificial conocido como sacarina (sacarinato de
sodio).
INTRODUCCIÓN.
Los compuestos de coordinación, también llamados complejos, son compuestos
en los que un átomo o ion metálico “coordina”, es decir, liga directamente a un
cierto número de moléculas neutras o iones negativos llamados “ligantes”.
Como los ligantes actúan como donantes de un par de electrones, es evidente
que un ligante, para actuar como tal debe tener por lo menos un par de
electrones disponibles. Entre los ligantes neutros más comunes, además del NH3,
están el CO, NO, entre otros. El agua también se comporta como ligante, en las
soluciones acuosas todos los iones están hidratados, es decir forman iones
complejos con las moléculas de agua, llamados acuo-iones. Además de las
moléculas neutras citadas, se puede decir que todos los aniones tienen pares de
electrones disponibles y pueden en ciertas condiciones actuar como ligantes.
Análogamente, no todos los cationes tienen igual tendencia a aceptar los pares
de electrones de ligante y formar así complejos. Los mejores aceptores y por ello
mejores formadores de complejos, son los que tienen una alta carga (+2, +3, +4)
diámetro pequeño y orbitales externos no completamente llenos. Estas
condiciones las cumplen los iones de metales de transición.
Los enlaces entre el catión y los ligantes se llaman enlaces coordinados. El
número de estos enlaces se llama número de coordinación del catión. Los iones
complejos juegan un importante papel en muchos procesos químicos y
biológicos.
32
MATERIAL Y REACTIVOS
1 Vaso de precipitado de 500 ml
2 Matraces Erlenmeyer de 250ml
Tapones de hule para los matraces Erlenmeyer
1 Probeta 100 ml
1 Trampa de Vacío
1 Embudo Buchner
1 Matraz Kitasato
1 Pizeta
1 Vidrio de reloj
Sulfato Cúprico Anhidro
Amoniaco concentrado
Alcohol etílico
Papel filtro
PROCEDIMIENTO
1. Disuelva 8 gr de sulfato cúprico anhidro en 70 ml de agua, agitando
continuamente.
2. Observe el color de la disolución ¿A qué se debe?
3. Adicione lentamente 25 ml de amoniaco concentrado (utilice la campana
para gases).
4. Ahora Adicione 90 ml de alcohol etílico lentamente y agitando
continuamente. En esta mezcla se formará un precipitado cuya fórmula
empírica es CuSO4 4NH3 .H2O ¿Qué color tiene?
5. Filtre, utilizando un sistema de vacío en el cual colocará un disco de papel
filtro previamente pesado.
6. Lave el precipitado con dos porciones de 10 ml de alcohol etílico.
7. Coloque el papel filtro con el precipitado sobre un vidrio de reloj
8. Deje secar y pese el precipitado.
DIAGRAMA DE FLUJO
33
OBSERVACIONES
CUESTIONARIO
1. Escriba los siguientes datos sobre el complejo que preparó:
Nombre del compuesto:
Fórmula:
No. de oxidación:
No. de Coordinación:
Nombre del ligando:
No. de oxidación del ion complejo:
2. Proponga una secuencia de ecuaciones químicas que describan los cambios y
reacciones observadas.
3. Determine:
Rendimiento Teórico.
Rendimiento Real.
% de Rendimiento
34
CONCLUSIONES
BIBLIOGRAFÍA
35
PRÁCTICA 9. Equilibrio químico: El principio de Le
Chatelier
OBJETIVO.
En esta práctica tendrá la oportunidad de estudiar el sistema de equilibrio de la
fase gaseosa y comprobar por tanto el principio de Le Chatelier que dice “Toda
variación en alguna de las condiciones de un sistema en equilibrio, produce un
desplazamiento que se opone a la causa que lo produce”.
INTRODUCCION.
Muchas de las reacciones químicas son reversibles. Por lo tanto, es normal que
los reactivos formen productos y los productos actúen simultáneamente como
reactivos.
En un sistema cerrado, se puede llegar a un estado de equilibrio químico
oponiendo reacciones. Semejante estado ocurre cuando las velocidades de las
reacciones opuestas son iguales.
En la presente práctica se producirá gas NO2, de acuerdo a la reacción:
Cu(s) + 4HNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2H2O + 2NO2(g)
El gas NO2 es de color café rojizo y las dos moléculas del gas que se unen entre
sí para formar moléculas de N2O4 que son incoloras. Así en un sistema cerrado,
puede estudiar la reacción:
2NO2(g) ↔ N2O4(g)
como un ejemplo del equilibrio químico.
MATERIAL.
Matraz erlenmeyer de 250 mL
1 embudo de seguridad
4 tubos de ensayo
4 tapones para los tubos de ensayo
1 gradilla
1 tapón de hule bihoradado para matraz
36
2 vasos de precipitados de 250 mL
1 equipo de calentamiento
REACTIVOS.
Alambre de cobre en trozos pequeños
Ácido nítrico
PROCEDIMIENTO:
1.- Bajo la campana de ventilación, monte el dispositivo para producir gas.
2.- Cubra el fondo del matraz con pequeños trozos de cobre metálico, y agua
necesaria para que el extremo del tubo quede inmerso en ella.
3.- Produzca gas NO2, añadiendo lentamente HNO3 concentrado por el tubo de
seguridad.
PRECAUCIÓN: Tanto el ácido como el gas son muy corrosivos.
4.- Recoja cuatro muestras en tubos de ensayo. Tape herméticamente cada tubo
con un tapón de hule.
5.- Una vez que haya terminado la recolección de gas detenga la producción
añadiendo una gran cantidad de agua al matraz productor.
6.- Deje en reposo unos minutos los tubos que contienen gas, separe los tres
tubos que tengan un color más uniforme. Si no es muy uniforme el color, colecte
dos tubos más.
7.- De los tres tubos que separó, coloque aparte uno para que sirva de referencia.
8.- Coloque uno de los tubos de prueba en un vaso de agua que haya hervido
pero que ya no esté calentándose. Sujete el tubo de tal manera en que su pulgar
evite que la presión del gas proyecte el tapón. Mantenga el tubo dentro del agua
caliente un minuto si es posible. Retírelo y compárelo con el tubo de referencia.
Compárelo nuevamente cuando ya se haya enfriado.
9.- Tome el tercer tubo y póngalo en un baño de hielo durante 1 minuto. Retire
el tubo y compárelo con el de referencia, compare los tubos después que el
enfriado se ha calentado a temperatura ambiente.
10.- Ahora repita los pasos anteriores pero intercambiando los tubos, el que
primero calentó, ahora se pone en baño de hielo y viceversa. Compare
nuevamente los contenidos de los tubos.
37
DIAGRAMA DE FLUJO.
OBSERVACIONES
38
CONCLUSIONES
REFERENCIAS
39
PRACTICA 10. Celdas electrolíticas. Electrodepósito de
cobre
OBJETIVOS.
Comprender los conceptos básicos de electroquímica.
Construir una celda electrolítica y efectuar un electrodepósito de cobre.
Comprender el funcionamiento de la celda.
Reconocer la importancia de los procesos electroquímicos y sus aplicaciones.
INTRODUCCIÓN.
La electrolisis es el proceso por el cual se aplica energía eléctrica para lograr que
una reacción redox no espontanea ocurra. La celda electrolítica es el aparato
empleado para llevar a cabo la electrólisis.
La electrólisis es la base de un gran número de importantes procesos
industriales, como la obtención de aluminio, magnesio y sodio a partir de sus
sales metálicas.
Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el
cobre, el oro y la plata. Una de las ventajas del proceso electrolítico es que el
metal obtenido es de gran pureza.
Mediante la electrólisis también es posible obtener hidrógeno y oxígeno a partir
del agua, o bien cloro y sodio a partir de cloruro de sodio. El proceso conocido
como galvanotecnia o electrodepósito, que se utiliza para dar recubrimiento
metálico a una gran variedad de objetos metálicos, es una importante aplicación
de los métodos electrolíticos.
La celda electrolítica empleada para dar recubrimiento metálico a los objetos se
construye utilizando dos electrodos; el objeto que se va a revestir es el cátodo y
el ánodo es una lámina del metal que va a formar el recubrimiento.
Ambos se sumergen en una disolución electrolítica y se conectan a una fuente
de corriente eléctrica. El voltaje necesario para efectuar la reacción redox, en
condiciones estándar, se puede determinar a partir de los potenciales
correspondientes.
El electrodepósito también se utiliza para depositar metales y aleaciones en
piezas metálicas que precisen un recubrimiento resistente y duradero.
40
MATERIAL Y REACTIVOS
Pila de 9 V
Par de caimanes
Vaso de precipitados de 50 mL
Lija de agua
Alambre de cobre
Moneda de 50 centavos (mexicanos)
Solución de sulfato de cobre al 5%
PROCEDIMIENTO.
1. Lija una alambre de Cu de aproximadamente 10 cm de longitud para quitar
cualquier impureza presente en la superficie. Este alambre será el ánodo de
la celda electrolítica.
2. Lava con jabón una moneda de 50 centavos. Frótala con una fibra sintética
y posteriormente enjuágala con agua. Seca con una toalla de papel. Es
importante que la moneda este bien limpia y seca para mejorar la adherencia
del cobre.
3. Pesa la moneda utilizando un vidrio de reloj o una charola de aluminio. La
moneda será el cátodo de la celda electrolítica.
4. Coloca 20 mL de solución de sulfato de cobre (II) al 5% a un vaso de
precipitados de 50 mL. Esta solución será el electrolito de la celda. Añade
unas gotas de ácido sulfúrico para aumentar la conductividad eléctrica.
5. Dobla ligeramente el extremo superior el electrodo de cobre para fijarlo al
borde superior del vaso de precipitados.
6. Sumerge el electrodo en la disolución de sulfato de cobre (II) y fíjalo al borde
superior del vaso de precipitados.
7. Conecta el extremo de un caimán a la moneda de 50 centavos y sumérgela
parcialmente en la disolución de sulfato de cobre (II), evitando el contacto
con el alambre de cobre; los electrodos no se deben tocar.
8. Por medio de los caimanes conecta los electrodos a una pila de 9 V. el
alambre de cobre al ser el ánodo de la celda, se conecta al polo positivo de
la pila y la moneda, por ser el cátodo de la celda, se conecta al polo negativo.
9. Deja conectada la pila entre 3 y 5 minutos para permitir el paso de la
corriente eléctrica hasta que la moneda tenga un fino recubrimiento de
cobre. Evita tener un recubrimiento grueso, ya que se puede desprender
parcialmente de la moneda con lo que se alteraría el resultado. Registra el
tiempo exacto que la corriente pasó a través de la celda.
10. Desconecta la pila, sujetando la moneda con el caimán, colócala en el vidrio
de reloj o la charola de aluminio (evita tocarla), desconecta el caimán de la
moneda. Seca en la estufa a 100 °C por cinco minutos.
41
11. Con ayuda de unas pinzas retira el vidrio de reloj o la charola de aluminio
que contiene la moneda de la estufa y deja que se enfríe a temperatura
ambiente.
12. Pesa la charola de aluminio o vidrio de reloj con la moneda.
DIAGRAMA
42
OBSERVACIONES
Peso de la moneda _________
Peso de la moneda recubierta con cobre _________
Peso del cobre depositado sobre la moneda _________
Moles de cobre depositados en la moneda _________
CUESTIONARIO
Indica cuales son las reacciones que se efectuaron en la celda electrolítica
durante el proceso.
Ánodo (oxidación)
Cátodo (reducción)
Reacción global
¿En qué momento se inicia el proceso de electrólisis?
Consulte y describa un proceso en donde se utilice este proceso.
43
CONCLUSIONES
BIBLIOGRAFÍA
44
Toxicidades, Propiedades y Medidas de seguridad de las
sustancias empleadas.
45
46
47
Fundamentos de la Práctica en el Laboratorio de Química Inorgánica.
Este libro se terminó de reproducir el 7 de diciembre de 2016 con un tiraje de
250 discos. Y fue elaborado por miembros de la Academia de Química
Inorgánica de la Facultad de Ciencias Químicas de la Universidad Autónoma de
Coahuila en la ciudad de Saltillo, Coahuila. México.