UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA

FACULTAD DE INGENIERÍA DE PETROLEO,

PETROQUIMICA Y GAS NATURAL

GUIA DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

CONTENIDO: OPERACIONES EN QUÍMICA GENERAL

CODIGO DEL CURSO: PQ-111

CICLO 2013-II

PROFESORES: LIC. CARLOS MINAYA AMES

ING. JUAN DE DIOS GARAY SIFUENTES

2013

INSTRUMENTO DE LABORATORIO

MATERIAL DE ACUERDO A SU FABRICACIÓN:

1. VIDRIOVaso de Precipitado (Beaker)

Material de laboratorio de vidrio, que se usa como recipiente y también para obtener precipitados.

Para realizar mezclas y vaciar líquidos con facilidad por tener bocas anchas, se les

llama también Beaker, unos son de boca circular y otros de boca en pico, éstos son los más recomendables porque evita se derrame los líquidos fuera de los experimentos

Balón Base RedondaSon recipientes de vidrio, esféricos, de fondo redondo, provistos de un cuello, sirven para calentar líquidos. Hay balones con cuello más largo y soldado a él un tubo estrecho inclinado ligeramente hacia abajo (balones de destilación fraccionada), sirven para separar por destilación líquidos mezclados.

Matraz ErlenmeyerEmplea para preparar soluciones o líquidos que deban ser calentados y evitar que el calor los pueda hacer salpicar fuera del recipiente

25 mlA

150 ml

8.6cm x 6.2 cm de base

250 ml 50 ml a 250ml

Balón Base PlanaSon balones con fondo plano; los hay de varias clases, Matraces aforados: Son matraces de cuello estrecho y largo, cuya capacidad está dada por una señal de enrase circular alrededor del cuello, con tapón esmerilado. Si se trata de determinaciones muy exactas, antes de llegar a la marca deben colocarse en un baño a la misma temperatura a la cual Fueron graduados, por espacio de media hora y luego si completar a la marca. Sirven principalmente para preparar soluciones volumétricas y diluir una solución hasta un volumen determinado cuando no hay que utilizar toda la cantidad de sustancia sino parte alícuota de la misma.

Probeta GraduadaSon cilindros huecos de vidrio, que descansan sobre un pie, pueden ser graduadas o no, con o sin tapón esmerilado, con o sin vertedero o pico; se utilizan para medir líquidos o gases sin gran exactitud

Pera de Bromo ó Pera decantación

Son tubos piriformes o cónicos terminados en su parte inferior en un tubo corto con llave, a veces llevan en su parte superior un tapón esmerilado. Sirven para separar por reposo líquidos no miscibles.

250 ml

De 100ml10ml a 100ml

250ml

Tubo de EnsayoEl tubo de ensayo o tubo de prueba es parte del material de vidrio de un laboratorio de química. Consiste en un pequeño tubo de vidrio con una punta abierta (que puede poseer una tapa) y la otra cerrada y redondeada, que se utiliza en los laboratorios para contener pequeñas muestras líquidas. Aunque pueden tener otras fases. Como realizar reacciones en pequeña escala, etc.

FiolaTambién llamados "matraces aforados" son recipientes de vidrio de cuello muy largo y angosto, en el cual tienen una marca que señala un volumen exacto a una temperatura determinada que está grabada en el mismo recipiente y generalmente es 20ºc.Se emplean en operaciones de análisis químico cuantitativo, para preparar soluciones de concentraciones definidas.

EmbudoSon recipientes de vidrio, porcelana, metal o plástico, de forma cónica, abiertos por un extremo, soldados por el otro a un tubo estrecho llamado vástago. Sirven para filtrar o sea para separar sólidos sus- pendidos en un líquido. En su parte cónica se coloca la materia filtrante, papel de filtro, algodón, carbón vegetal, arena, etc., según la mezcla que se vaya a filtrar

100ml

Matraz KitasatoSon de forma cónica, tienen la ventaja de presentar al fuego mayor superficie, con lo cual se acelera la ebullición de los líquidos; se calientan sobre tela metálica. Los hay también con tubuladura lateral, que sirven para filtración al vacío.

BuretaSon aparatos volumétricos usados en análisis cuantitativo, destinadas a entregar un volumen definido de líquido. Son tubos cilíndricos graduados en toda su longitud en mililitros y décimas de mililitro de arriba hacia abajo y cerrados en uno de sus extremos mediante una llave de vidrio. La llave de la bureta debe mantenerse en- grasada para evitar que se pegue; enjuagarlas con un poco de la solución que se va medir, y mantenerlas tapadas en su extremo superior mediante un tubo de ensayo invertido

PipetaSe distinguen de ellas dos tipos: aforadas y graduadas; sirven para extraer por succión, líquido de un recipiente y transvasarlo a otro. Las primeras o de llenado tienen una marca en la parte superior y están graduadas para entregar espontáneamente una sola cantidad determinada de líquido a la temperatura indicada, por lo cual no deben soplarse. Son tubos de vidrio cilíndricos, con un ensanchamiento (ampolla) en la parte media, terminadas en punta en su parte inferior, con un orificio de salida de 0,5 a 1 milímetro de diámetro.

100mla 250ml

±5%

50 ml1.8 cm

de base

0 - 10 ml

La señal de enrase debe encontrarse en el vástago por lo menos a 1 centímetro por encima del ensanchamiento y a unos 10 o 12 centímetros por debajo del extremo superior. Son más exactas que las buretas para transvasar líquidos. Las segundas o de vacía- do, consisten en tubos de vidrio, cilíndricos, graduados en mililitros y fracciones de éstos, y estirados en punta en su extremo inferior; la graduación va de arriba hacia abajo; con ellas se puede medir una cantidad cual- quiera de líquido; sirven para medir pequeños volúmenes expresados en números fraccionarios. En general las pipetas deben guardarse suspendidas y no horizontales, tapadas arriba para impedir la entrada de polvo.

Luna de RelojEl vidrio de reloj es una lámina de vidrio en forma circular cóncava-convexa. Se llama así por su parecido con el vidrio de los antiguos relojes de bolsillo. Se utiliza en química para evaporar líquidos, pesar productos sólidos o como cubierta de vasos de precipitados, y contener sustancias más o menos corrosivas.

Placas PetriLa capsula de Petri es un recipiente redondo, de cristal o plástico, con una cubierta de la misma forma que la placa, pero algo más grande de diámetro, para que se pueda colocar encima y cerrar el recipiente. Forma parte de la colección conocida como el «material de vidrio». Se utiliza en los laboratorios principalmente para el cultivo de bacterias y otros microorganismos, soliéndose cubrir el fondo con distintos medios de cultivo (por ejemplo agar) según el microorganismo que se quiera cultivar

8 x 8 cm

2. PORCELANAMorteroSon casquetes más o menos esféricos, de vidrio, de porcelana, de ágata, etc., con un pistilo o mano, que sirven para triturar o pulverizar sólidos.

CapsulaPueden ser de porcelana, de vidrio, de níquel, de plata, cobre, platino, etc. Son casquetes semiesféricos que sirven para evaporar líquidos a fuego directo

EmbudoEl embudo es un instrumento empleado para canalizar los líquidos en recipientes con bocas estrechas usado principalmente en cocina y laboratorio, también se puede usar en autos para llenar tanques de gasolina.

CrisolSuele ser de porcelana, de un metal inerte o de algún tipo de material refractario. Se utiliza para calcinar o fundir sustancias. Se calienta a fuego directo. Es similar a las cápsulas

Triángulo de PorcelanaSirve para colocar a fuego directo sobre el aro de hierro, crisoles, vasos de precipitados, cápsulas, etc., para los cuales los aros de hierro son muy grandes.

75ml

EspátulaEs una hoja de metal ancha, fina y flexible y se utiliza para limpiar, alisar, rascar (la pintura, por ejemplo), levantar incrustaciones, etc.

Espátula cucharaAparatos aplanados, a veces con cucharilla en uno de sus extremos, empleados para sacar sustancias de los frascos; se construyen de diversos materiales, madera, porcelana, cuerno, etc. Es uno de los materiales de laboratorio. Se utiliza para tomar pequeñas cantidades de compuestos que son básicamente polvo. Se suele clasificar dentro del material de metal y es común encontrar en recetas técnicas el término punta de espátula para referirse a esa cantidad aproximadamente

FiltroEl papel de filtro es un papel que se corta en forma redondeada y se introduce en un embudo, con el fin de ser filtro para las impurezas insolubles y permitir el paso a la solución a través de sus poros.El "papel filtro" se usa principalmente en laboratorios analíticos para filtrar soluciones homogéneas. Normalmente está constituido por derivados de celulosa y permite el manejo de soluciones con pH entre 0 y 12 y temperaturas de hasta 120°C.

10.5 mango12.5 cm

parte metal

3. METALMechero BunsenUn mechero o quemador Bunsen es un instrumento utilizado en laboratorios científicos para calentar o esterilizar muestras o reactivos químicos. Fue inventado por Robert Bunsen en 1857 y provee una transmisión muy rápida de calor intenso en el laboratorio. Es un quemador de gas del tipo de premezcla y la llama es el producto de la combustión de una mezcla de aire y gas.

NuezEs parte del material de metal utilizado en un laboratorio de química para sujetar otros materiales, como pueden ser, aros, agarraderas, etc.Es una pieza que posee dos agujeros con dos tornillos opuestos. Uno de los agujeros se utiliza para ajustar la doble nuez (generalmente a un pie universal), mientras que en la otra se coloca y ajusta la pieza a sujetar

PinzaLas hay de varias formas y usos; para tubos de ensayo, para crisol, para bureta, para soporte, pinzas de Mohr. Esta ultimas para obturar tubos de caucho.

Aro de MetalEs uno de los accesorios para ajustar en el soporte universal y calentar bien a fuego directo o con malla diversos recipientes.

15.4 cm 7cm de base

22 cm largo8 cm de base

RejillaSon mallas de hierro más o menos finas, a veces con un circulo de asbesto en el centro (malla de asbesto). Son usadas cuando no se requiere calentamiento a fuego directo, el asbesto es buen aislante del calor.

TrípodeSon anillos de hierro con tres patas que sirven principalmente para colocar vasijas al fuego. Se consideran como accesorios de éste los triángulos refractarios con tubos de gres, mallas metálicas y mallas de asbesto que se colocan sobre ello.

Soporte Universal

Consta de una varilla de hierro, vertical, enroscada a un pie, también de hierro; mediante diversos accesorios, nueces, pinzas simples y dobles, aros de hierro, etc., sostiene balones, cápsulas, tubos, retortas, etc

BalanzaEs un instrumento utilizado para medir las masas de los cuerpos.La balanza clásica se compone de una barra metálica llamada cruz, provista de tres prismas de acerro llamados cuchillos. Sobre las aristas de los cuchillos de

18 cm x 18.5 cm

20 x 13.3 cm

61.5 cm

Triple de brazo 2610g

las extremidades se cuelgan los platillos. El central descansa sobre una columna vertical.Cuando la balanza es exacta, la masa de los cuerpos se puede determinar por simple pesada. En caso contrario, se utiliza el método de doble pesada o de Borda. Las balanzas de precisión se colocan dentro de cajas de cristal para protegerlas del polvo y evitar pesadas incorrectas por corrientes de aire.

4. PLÁSTICO O POLIURETANO

PicetaSon frascos cerrados con un tapón atravesado por dos tubos. Por uno de ellos se sopla, saliendo el agua por el otro. Se utilizan para enjuagar el material de laboratorio. También los hay de plástico, con un sólo orificio de salida, por el que sale el agua al presionar el frasco.

Tapón

Hechas de caucho, los hay de diferentes tamaños sirven para tapar tubos de ensayo, matraces.

Manguera PlásticaEstán hechas de plástico, sirven para trasportar líquidos de un lugar a otro.

96 cm

Gotero

Se utilizan para contener reactivos o pequeñas muestras de disoluciones.

Embudo

Es un embudo con la base agujereada. Se acopla por su extremo inferior mediante un corcho taladrado al matraz kitasato. Encima de los orificios se coloca un papel de filtro.

Se utiliza para filtrar sustancias pastosas.

DiapasonSirven como complemento del estudio audiométrico y como control de posibles errores con el audiómetro. Exploran frecuencias graves y medias. Su función es la de averiguar, de manera sencilla y rápida, si la lesión que produce la sordera se encuentra en el oído medio o en el interno.

5. MADERA

Gradillas Las gradillas son instrumentos de laboratorio que están situaos al lado del fregadero y que sirven como escurridores, por lo que no son graduadas ni están calibradas.Hay diferentes clases de gradillas: las de plástico, las de metal y las de madera.Las de plástico, por ejemplo, son ligeras y no requieren ensamblaje, además de ser autoclavables. Las otras también son ligeras, pero no tanto. Están marcadas permanentemente con índices y coordinadas. Las gradillas medias son ideales para uso en lugares compactos como incubadoras y campana de flujo laminar.

Gancho de MaderaEsta herramienta sirve para sujetar los tubos de ensayos, mientras se calientan o se trabajan con ellos.

Soporte PipetasEs un soporte de madera donde se colocan los tubos de ensayo.

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FACULTAD DE ING. PETROLEO, PETROQUIMICA Y GAS NATURAL

CURSO: QUÍMICA GENERAL

PQ-111

PRÁCTICA DE LABORATORIO N°1

OPERACIONES BÁSICAS

1. OBJETIVOS Conocer los aspectos teóricos correspondientes a ciertas técnicas de uso

común en el laboratorio. Tales técnicas se denominan Operaciones.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

2.1.1 Precipitación, Decantación y FiltraciónEsta serie de técnica son empleadas con la finalidad de efectuar la

operación de separación de la fase sólido-líquido. Esta es la operación de

fases que se aplica con más frecuencia en las prácticas de laboratorio por

la gran cantidad de reacciones de reconocimiento o de separación, que

producen precipitados.

La formación de un precipitado es la manifestación más común de que se

ha realizado una reacción química. Mezclando dos soluciones

perfectamente límpidas, el precipitado formado puede variar desde una

ligera opalescencia hasta un sólido en cantidad apreciable. Estas

reacciones de precipitación son utilizadas en Química Analítica y en

síntesis químicas y están regidas por toda una técnica especializada que

escapa al alcance de la presente práctica. Pero se puede indicar que en el

proceso de precipitación se debe tener en cuenta los siguientes factores:

solubilidad del precipitado y carácter físico del mismo; se refieren

evidentemente a la cantidad y calidad del precipitado y, al otro factor, su

pureza: que se refiere a la parte operativa de la operación en sí. Por

ejemplo, de acuerdo al carácter físico del precipitado se procederá luego a

separado por filtración de la solución que lo contiene. De otm lado, si el

estado físico del precipitado lo permite, podrá asentarse rápidamente lo

que hará posible una decantación.

Al realizar una reacción de precipitación, el reactivo que se agregue

deberá dejarse resbalar por las paredes internas del tubo (o vaso) que

contenga el otro reactivo, manteniendo éste segundo tubo ligeramente

indinado con respecto a la vertical. El reactivo debe agregarse hasta que

no se note más formación de precipitado.

Conseguido un precipitado lo primero que debe hacerse es dejado

reposar con el objeto de que se asiente, es decir, que todas las partículas

vayan al fondo y que sobre-nadando el líquido perfectamente límpido.

Luego de efectuada la precipitación, muchas veces es indispensable la

separación del precipitado del resto del líquido, esto se consigue mediante

las operaciones de decantación y filtración. La decantación consiste en

dejar asentar el precipitado en el fondo del recipiente. Si el líquido queda

límpido se debe efectuar enseguida la decantación. Mediante ella se

consigue una separación grosera, que muchas veces puede ser suficiente

en las pruebas que se realizarán y que las indicaremos diciendo: ‘Separe

por Decantación”. Pero, en otros casos, principalmente en las pruebas,

analíticas, es necesaria una mejor separación y para conseguir esto, el

próximo paso es filtrar, lo cual se indicará diciendo: “Filtre” por

Decantación, o simplemente ‘Filtre” cuando no sea conveniente esperar

que el precipitado se asiente para poderlo decantar, o que el grano del

precipitado sea de tales características que pueda procederse

directamente por filtración. Este es un proceso simple de retener el

precipitado a través de una malla muy fina: el papel de filtro. Es una de las

más importantes y variadas; puede realizarse en frío o en caliente, con

vacío o sin él, con papel de filtro tarado (es decir, cuyo peso de cenizas se

conoce), etc.

El embudo y el vaso colector deberán hallarse perfectamente limpios y

cuando se necesite proteger el filtrado se empleará una luna de reloj, para

filtración sin succión, el vástago del embudo deberá ser suficientemente

largo (14 a 20 cm) y deberá mantenerse lleno de líquido a fin que dicha

columna de líquido actúe como succionador. Para que el vástago del

embudo esté lleno es preciso que el papel de filtro se adapte

perfectamente al embudo; a esto ayuda notablemente el cortar uno de los

extremos del papel al doblarlo.

Evidentemente, la filtración presupone que el tamaño máximo de los poros

del filtro se mantenga por debajo del tamaño mínimo de las partículas de

la sustancia que ha de filtrarse. Además, el filtro debe resistir la acción

química de la solución filtrante. Teniendo en cuenta estos dos factores hay

que escoger convenientemente el papel de filtro para filtrar los diferentes

precipitados, pues los hay con grano muy fino (caso del sulfato de bario) y

con grano grueso, que es el que comúnmente se emplea en las prácticas

de laboratorio. Los ácidos fuertes y los álcalis se filtran mejor a través de

lana de vidrio o de asbesto, y para filtrar coloides se emplearán

membranas especiales.

2.1.2 CalentamientosLa práctica común de calentamientos en el laboratorio se reducirá,

principalmente, a realizar calentamientos con el fin de aumentar la

velocidad de reacción química, para evaporar, para secar o para disolver.

Muy a menudo emplearemos tubos de ensayo para estudiar reacciones

químicas. Por lo tanto, para este caso observar las siguientes reglas:

a) Caliente siempre de modo que la llama no se dirija al fondo del tubo o

por encima del líquido.

b) Según el caso; pase la llama del mechero por el tubo, o dele a éste

movimientos rotativos sobre la llama del mechero.

c) Para evitar ebullición tumultuosa es aconsejable agregar vidrio molido

o trozos de porcelana porosa.

d) Para el caso de un calentamiento suave, es mejor sujetar el

directamente con la mano, esto evitará extremar el calentamiento que

podría malograr la sustancia que se calienta y originar pérdidas.

Cuando se trata de efectuar evaporaciones, y estas pueden consistir en

una reducción de volumen o en una evaporación a sequedad, en ambos

casos se usarán recipientes amplios y poco profundos como son las

cacerolas, cápsulas y ocasionalmente, vasos precipitados. El

calentamiento deberá efectuarse usando rejillas metálicas con asbesto, si

se usan planchas eléctricas. Solo en los casos que se usen baños de aire,

o baño maría, irán los recipientes directamente en contacto con el agente

calefactor (aire caliente, agua caliente, no más de 100 0C; aceite caliente,

no más de 2500C, etc.) y esto no podrá usarse aún para evaporar a

sequedad.

Cuando se trata de secar un precipitado, generalmente con el objeto de

pesario, se llevará a una estufa a 11 00C. Para lograr este mismo fin se

usará el radiador, colocando el crisol de porcelana tal como se aprecia en

la figura.

No debe permitirse que la llama se acerque a la boca del crisol, porque las

corrientes de aire que se producen podrían levantar las partículas livianas

del precipitado.

La regulación conveniente de la altura del radiador con respecto al

mechero dará la temperatura apropiada para caso. Si el precipitado está

húmedo, el calentamiento debe graduarse al principio hasta que se

expulse el agua.

Cuando, se trata de crisoles filtrantes, recuérdese que éstos no pueden

calentarse directamente sobre la llama de un mechero.

Durante la evaporación, deben cubrirse los líquidos de modo que no

pueda caer en el recipiente polvo u otro material extraño, pero la vez, la

cubierta empleada (generalmente luna de reloj) deben permitir el escape

de vapor, para lo cual deben colocarse sobre el borde del recipiente unos

pequeños ganchitos de vidrio u otro material y sobre estos descansará la

cubierta empleada.

2.1.3 Densidad de Sólidos y LíquidosLa densidad de una sustancia es la relación de la masa de ella contenida

en la unidad de volumen. El modo más lógico de hallar la densidad de un

sólido consiste en pesar una muestra del mismo (con lo que se averigua

su masa) y hallar el volumen que esta muestra ocupa. En este

experimento, se le proporcionará al estudiante varias piezas metálicas de

diferentes formas geométricas, para que determine la densidad de cada

una de ellas y luego, por comparación con una tabla de densidades,

puede identificar el metal de que están hechas las distintas piezas. La

densidad es una propiedad física característica de cada sustancia.

Para medir las densidades de los líquidos, puros o soluciones, se pueden

emplear dos procedimientos sencillos: uno de ellos consiste en obtener

por diferencia de pesos, el peso de la solución: el otro método para

determinar la densidad de un líquido seria utilizando el densímetro o

aerómetro. La importancia de la medición de densidades radica en que,

“para una determinada temperatura”, a cada concentración de una

solución le corresponde una densidad precisa. Esto permite que

conociendo la densidad de una solución, se pueda encontrar la

concentración correspondiente, puesto que, dichas relaciones se

encuentran tabuladas en los manuales de química. Es importante recalcar

que al introducir el instrumento, en este caso, el densímetro, en el líquido

cuya densidad se va a determinar NO SE DEBE SOLTAR

BRUSCAMENTE, porque en cuyo caso puede chocar con el fondo del

recipiente que contiene el líquido.

3. PARTE EXPERIMENTAL3.1 Material Necesario

- Tubos de ensayos - Vidrio molido

- Probeta de 25 ml - Densímetro

- Embudo - Papel de filtro

- Vaso de precipitado

3.2 Reactivos - solución de yoduro de potasio

- solución de nitrato de plomo 0.2

- solución de sulfato de cobre al 10%

- solución de nitrato día plomo 0.2M

- alumbre al 5%

- solución de carbonato de Sodio

3.3 Experimentos

3.3.1Experimento N°1i. Hervir con ayuda del mechero, Linos 10 ml de agua de caño, sin que se

produzcan salpicaduras en el tubo die ensayo. Fíjese a donde apunta el

tubo.

ii. Repetir la operación anterior, pero esta vez, agregando el vidrio molido

que se le ha entregado.

3.3.2 Experimento N°2i. Enjuagar bien, con agua destilada, un tubo de ensayo; medir luego con

una probeta 10 ml de solución de yoduro de potasio. A continuación mida

con la probeta 5 ml de solución de nitrato de plomo 0.2M y agregue

lentamente a la solución del tubo de ensayo. Observar La formación de un

precipitado. Deje reposar el tubo y continúe con el siguiente paso.

ii. Eche en un tubo de ensayo bien limpio unos 5 ml de solución de sulfato

de cobre al 10% y hágalo reaccionar con Fa solución de nitrato de plomo

0.2M, empleando 5 ml que los agregará lentamente. Deje reposar La

solución y continúe con el siguiente paso.

iii. Tome unos 5 ml de solución de alumbre al 5% y agréguele lentamente

unos 5 ml de la solución de carbonato cíe sodio. Observe lo que sucede y

deje reposar la solución.

iv. Filtrar sucesivamente cana una de las 3 soluciones. Tener en cuenta, que

para filtrar deberá tomar un papel de filtro y pesario separadamente y

anotar el peso de cada uno. Doblar el papel de filtro y colocarlo en el

embudo debajo del cual debe haber un vaso pequeño, agitar el contenido

del tubo y pasar rápidamente el precipitado al filtro. Colocar un tubo de

prueba debajo del embudo y reúna algunos ml del filtrado, con ellos

enjuagar las paredes del tubo que contiene la solución a filtrar y

rápidamente vierta el contenido al filtro para así recocer todo el

precipitado del tubo Repetir el enjuague del tubo si es necesario,

recogiendo el filtrado en un vaso.

Lavar las paredes del filtro con un pequeño chorro de agua del frasca

lavador o pipeta para dilatar los residuos del nitrato de potasio que es

soluble. Puesto que el yoduro de plomo es ligeramente soluble en agua en

agua, es necesario usar menor la cantidad posible de agua. Finalmente,

enjuagar el tubo con 1 ml de alcohol etílico colocando dicha solución

cobre el precipitado que está en el filtro con el objeto de eliminar toda el

agua. Estas precauciones son válidas para el punto i). En las pruebas ii) y

iii) proceder normalmente. Luego quitar el papel de filtro cori cuidado y

colocarlo sobre otro papel de filtro extendido y secar en el radiador a

110°C. Finalmente, pesar el papel de filtro seco conteniendo las

sustancias correspondientes. Anotar los pesos en su cuaderno.

3.3.3Experimento N°3i. Después de comprobar la nivelación de la balanza Llene un vaso limpio

de 100 ml con aproximadamente la mitad de la solución de cloruro de

sodio que hay en la mesa. Anote el peso con aproximación al décimo de

gramo (0.1 gr). Mida el volumen de la solución con una probeta de 250 ml

con una aproximación al décimo de ml. Pesar el vaso sin el líquido. Por

diferencia de pesos obtenga el peso de la solución. Luego, calcular la

densidad de la solución.

ii. Utilizando la misma solución de la probeta graduada, completar con la

misma solución el volumen hasta 250 ml. Agitar para favorecer a mezcla y

luego enfriar hasta 20°C si fuera posible.

iii. En la solución se sumerge lentamente y con cuidado un densímetro seco,

determinando la lectura por el nivel del líquido. Hacer 3o 4jg-uras y tomar

la medida. Determinada a densidad el densímetro se lava con agua

limpia, se seca y se guarda en su estuche.

3.3.4Experimento N°4i. Medir el volumen de algunas sustancias sólidas por desplazamiento de

agua. Colocar unos 15 ml de agua destilada en una probeta graduada de

25 ml de capacidad. Anotar dicho volumen con una aproximación de 0.1

ml en su cuaderno. Pesar una muestra de metal en la balanza al

decigramo. Anote esta masa con una aproximación de 0.1 gr.

ii. Transferir esta masa pesada de metal a la probeta graduada que

contenga la cantidad, medida de agua, golpear ligeramente la probeta

para eliminar las burbujas de aire. Anotar el volumen leído con la

aproximación de 0.1 ml.

iii. Este nuevo volumen es metal más el agua. La diferencia entre este

volumen y el Volumen original de agua seré el volumen de la muestra de

metal que peso.

iv. El mismo procedimiento se deberá repetir para cada sólido que se le haya

asignado para la determinación de la densidad.

4. PREGUNTASi. ¿cómo cree que actúa el vidrio molido en el calentamiento?

ii. ¿Qué diferencia hay entre ambos calentamientos?

iii. ¿En qué consiste a decantación?

iv. ¿Qué características debe tener un papel de filtro?

v. ¿Qué embudo ofrece mayores ventajas para la filtración, uno de vástago

largo o uno de vástago corto? ¿Por qué?

vi. ¿Qué diferencia observa entre los precipitados?

vii. ¿Qué recomendaría en cada caso para una buena separación de fases?

viii. Indicar los tiempos que demore la filtración de cada uno de los

precipitados y cualquier otra observación que crea conveniente, como por

ejemplo, las ecuaciones de las respectivas reacciones.

ix. Indicar cómo afectará el valor de la densidad de sólidos calculada, cada

uno de los hechos siguientes:

- Una parte del metal que queda fuera del agua

- En la probeta graduada queda atrapada una burbuja de aire bajo el

metal

- Se toma equivocadamente alcohol (densidad 0.79 gr/ml), en vez de agua

(densidad 1 gr/ml)

x. idéese un método para determinar la densidad de un sólido que flota en el

agua.

xi. Se dispone die un objeto de metal cuya forma es la de un cono de

revolución ce 3.5 cm de altura y 2.5 cm de diámetro básico. ¿De qué

metal estará constituido si su masa es de 41.82 gr

xii. Suponga que durante el experimento en la determinación cíe la densidad

de líquidos, se pesa primero la probeta graduada seca y luego la probeta

con agua. ¿Será la densidad calculada mayor o menor que la hallada por

el procedimiento normal? Explicar la razón expuesta.

xiii. Aplicando el valor encontrado de la densidad del líquido a la Tabla 1,

determinar la concentración en porcentaje de la solución de cloruro de

sodio. Si en la tabla no se indica el valor encontrado para la densidad,

éste se halla por el método de interpolación de los más próximos (mayor y

menor) de la tabla.

x. Explicar la diferencia entre densidad y gravedad específica.

Tabla N°1Densidad Relativa y Concentración de la Solución de Cloruro de Sodio

D420 % D4

20 % D420 % D4

20 %1.005 1 1.049 7 1.093 13 1.140 19

1.013 2 1.056 8 1.101 14 1.148 20

1.020 3 1.063 9 1.109 15 1.156 21

10.271 4 1.071 10 1.116 16 1.164 22

1.034 5 1.068 11 1.124 17 1.172 23

1.041 6 1.086 12 1.132 18 1.180 24

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CURSO: QUÍMICA GENERAL

PQ-111

PRACTICA DE LABORATORIO N°2DETERMINACION DE LA COMPOSICION PORCENTUAL DE UNA

MUESTRA

1. OBJETIVOSA. Determinar la composición cíe una muestra

B. Ver experimentalmente el producto de solubilidad de un compuesto

2. FUNDAMENTO TEORICOSe va a determinar la composición de una mezcla desconocida de Cloruro

de Bailo di hidratado, BaCl2.2H20 y Cloruro de Bario Anhidro, BaCI2. Se

determinará la concentración porcentual del agua por la medida cíe la

pérdida cíe peso, como vapor de agua, cuando se somete la muestra al

calor y la convierte completamente en 82012 anhidro. El bario es

determinado disolviendo el BaCl2 anhidro en agua y adicionando a esta

solución un exceso de ion sulfato en forma de ácido sulfúrico.

Se formará el sulfato cíe bario insoluble

Ba+2 + SO4 → BaSO4

El precipitado de BaSO4 puede ser filtrado, lavado, secado y pesado

3. PARTE EXPERIMENTAL3.1 Material Necesario:

- Crisol de porcelana - Mechero

- Aro metálico - Balanza analítica

- Triángulo de cerámica - Vaso de 250 ml

- Tijeras - Probeta deloml

- Luna de reloj - Papel de filtro

- Erlenmeyer - Varille de vidrio

- Embudo - Mufla

3.2 Reactivos- Muestra cíe cloruro de bario dihidratado

- HCI concentrado

- H2S043M

3.3 Experimentos 3.3.1 Experimento N°1: Determinación Porcentual del Aguai) Enjuagar el crisol, secano al fuego, enfilado a temperatura ambiente y

pesado cuidadosamente, al miligramo.

ii) Pesar aproximadamente 2 gr de muestra en el crisol.

iii) Prender el mechero y colocar el triángulo de cerámica sobre el aro

metálico.

iv) Calentar el crisol durante 10 mm, luego incrementar la temperatura,

bajando el aro soporte cíe tal, manera que la base del crisol esté en la

punta del cono azul brillante de la llama.

v) Calentar 3 mm a esta temperatura, luego enfriar al medio ambiente o en

un desecador, pesado en una balanza analítica, al miligramo.

vi) Repetir el paso anterior, hasta que no se observe pérdida de peso.

3.3.2 Experimento N2: Determinación del Barioi) Limpiar el lado exterior del crisol que contiene la muestra anhidra y

ponerlo en el vaso de 250 ml.

ii) Adicionar agua destilada al crisol, y con la varilla de vidrio limpiar hasta

que la muestra sea disuelta, lavar las puntas de su pinza y sacar el

crisol.

iii) Adicionar 1 ml de HOI concentrado y diluir con agua destilada hasta

150 mí, calentar la solución en una mufla cerca del punto de ebullición.

iv) Adicionar 8 ml cíe H2SO4 (3M), conforme esto ocurre agitar la solución

la varille, observe la formación del precipitado blanco.

v) Calentar a ebullición durante 10 mm y dejar sedimentar el precipitado

en la base; preparar el sistema de filtración.

vi) Pesar el papel de filtro y una luna reloj (juntos) en la balanza analítica.

vii) Proceder al filtrado, recibiendo en el Erlenmeyer si el filtrado muestra

alguna turbiedad, poner otro vaso limpio bajo el embudé y pasar al

filtrado a través del filtro otra vez.

viii) Enjuagar con 3 porciones de 10 ml de acetona para ayuda a secar el

precipitado.

ix) Quitar el papel cíe filtro y secano, una posibilidad es poner el filtro en la

luna de reloj y transferir estos a la estufe, cubrirlo con un vaso invertido

y secar a 110°C.

4. CUESTIONARIOi) Muestre la reacción cuando se calienta la muestra de Cloruro de Bario

di hidratado.

ii) Calcular el porcentaje de agua en la muestra y hallar el error cometido.

iii) Cuál es el peso del Bario hallado experimentalmente, y cuál es el error.

iv) Cuando se está filtrando, el nivel del líquido en el embudo sobrepase el

tope del papel de filtro. ¿Qué sucede con los resultados obtenidos?

¿Son confiables? ¿Por qué?

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FACULTAD DE ING. PETROLEO, PETROQUIMICA Y GAS NATURAL

CURSO: QUÍMICA GENERAL

PQ-111

PRÁCTICA DE LABORATORIO N°3GASES

1. OBJETIVOSA. Determinar el volumen molar del hidrógeno en condiciones de

laboratorio y calcular luego su valor en condiciones normales (EC y 1

atm).

B. Encontrar la forma de pesar un gas.

C. Determinar la densidad del hidrógeno.

D. Estudiar y comprobar la propiedad de difusión de los gases de

acuerdo a la Ley de Graham.

E. Demostrar experimentalmente que la ley de Boyle es una propuesta

importante de los gases.

F. Demostrar que en los gases, el producto de la presión por el volumen

es contante, si río varía la temperatura.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO2.1. Volumen Molar de un GasSupóngase que se introducen dos gases, exactamente a la misma temperatura

y presión, en dos recipientes die volumen exactamente igual.

A determinada temperatura, las moléculas gaseosas a esa temperatura,

tendrán la misma energía cinética media sin tener en cuenta su tamaño o

masa. Las moléculas más pesadas viajarán con más lentitud, las más ligeras

con más rapidez, pero la energía cinética tradicional media será igual para

todas las moléculas. Si las energías cinéticas son iguales la diferencia de

presión que ejercen los gases únicamente depende del número de presión que

ejercen los gases únicamente depende del número de moléculas de cada gas.

Como ambos gases estén a la misma presión, debe haber igual número de

moléculas en los dos recipientes.

De acuerdo a esto, Avogadro, en 1911, considera que los elementos en fase

gaseosa no están formados por átomos aislados, sino por moléculas que

contienen generalmente átomos. Así el hidrógeno y el doro están formados por

moléculas de H2, y Cl2. Según Avogadro, las moléculas ya sea de elementos o

de compuestos, son las que estén asociadas a un volumen constante es decir,

que Avogadro propuso que en las mismas condiciones de presión y

temperatura, volúmenes, iguales de gases diferentes contienen el mismo

número de moléculas. Este enunciado se conoce como el Principio de

Avogadro, Avogadro concluyó que, si una molécula de doro es combinada

siempre con una molécula de hidrógeno, iguales volúmenes de gases debían

contener el mismo número de moléculas. Este principio se ha comprobado

tantas veces que frecuentemente suele. Considerando como ley de este

principio se deduce que 1 mol de cualquier gas ocupa aproximadamente el

mismo volumen a EC y 1 atmósfera de presión (condiciones normales CH)

dicho volumen es denominado “volumen molar” del gas a CN.

Sean n el número de moles de un gas y V el volumen. Entonces para dos

gases en condiciones semejantes el principio de Avogadro establece que si

V1V2 entonces: n1 = n2 también si el número de moles de das gases es igual en

condiciones semejantes, entonces sus volúmenes serán iguales.

De esto se concluye que 1 mol de cualquier gas a CH, ocupa el mismo

volumen que 1 molde cualquier otro gas a TPN.

Sin, =n2 y V1 = V se tiene que: V1/V1 = V =/n.

Por ejemplo la masa de 1 mol de oxígeno es 32.0 g y la de litro de oxígeno, 1,4,

3, g por tanto; 1 mol de oxígeno ocupará;

(32g) (1 litro)/(1 mol) (1.43 g) 22.4 11 moles/ mol

La masa de un mol de hidrógeno es de 2.016 g y la de 1 oxigeno 0.0599. Por

tanto 1 mol de hidrógeno ocupará;

(2.016 c) 81 litro / (1 mol) (0,899 g) = 22,4 It/mol

para casi todos los gases este valor es de 22.414 litros condiciones normales.

Para calcular el volumen molar a otras condiciones de presión y temperatura es

necesario aplicar la ecuación PV = n RT.

2.2 Ley de Graham de Difusión Gaseosa En el estado gaseoso, las moléculas se encuentran alejadas, se desplazan o

muevan más rápidamente que en el estado líquido y ocupan el volumen total

del recipiente que las contiene. Las interacciones entre las partículas son muy

débiles

Los gases a diferencia díe los sólidos se difunden. Se esparcen o dispersan

con mucha rapidez. Se puede describir el fenómeno de “difusión’ como la

tendencia mostrada por cualquier sustancie para extenderse del espacio

aprovechable que para ello dispone. Tratándose de los gases que se aplica

apropiadamente el término a la capacidad de las moléculas gaseosas para

pasar a través de aberturas pequeñas, tales como: paredes porosas de globos,

de cerámica o porcelana que no se halle vidriada, en cuyos clavos se

denomine «efusión” pero cuando el movimiento de las moléculas de un gas se

realiza a través de otras ciases de gases o entre dos gases uno hacia el otro se

denomine propiamente “difusión”.

Basándose en la teoría cinética molecular, es evidente que al aumentar la

temperatura de un gas se aumentara rapidez de difusión o efusión, debido de

que al aumentar la temperatura se aumenta la velocidad de las moléculas,

predicándose así, un número mayor de impactos en ¡as paredes del recipiente

en una unidad de tiempo determinada. También resulta evidente que

aumentando la presión de un gas se producen más impactos sobre las paredes

del recipiente, aumentando su velocidad de difusión.

Tanto la difusión como la efusión, se describen cuantitativamente por la Ley de

Graham, m que establece “que a una determinada temperatura, las

velocidades de difusión o fusión de dos gases son inversamente proporcionales

a las raíces cuadradas de sus pesos moleculares o densidades”.

donde: V1, = velocidades de difusión de los gases 1 y 2. Mj, M2

pesos moleculares de los gases 1 y 2.

d1. d2=densidades de los gases 1 y2

2.3 La Lev de DoyleEn general las moléculas de un gas se encuentran muy alejadas de otras. Se

mueven al azar en todas direcciones, chocándose en ellas mediante un

movimiento caótico continuo que cubre todo el espacio supone que el gas

ejerce presión sobre las paredes del recipiente que lo contiene debido a que las

moléculas del gas chocan con las paredes del mismo. La presión ejercida por

un gas depende de dos factores; el número de moléculas por unidad de

volumen y la energía cinética, media de las moléculas. Un cambio de

cualquiera de estos factores modificará la presión del gas. Si el número de

moléculas de un volumen constante aumenta, la presión se incrementa, pero

aumenta energía cinética de las moléculas, la presión también aumenta.

Si el número de moléculas de un recipiente permanece constante pero el

volumen disminuye la presión aumenta inversamente según el volumen

disminuye, la presión aumenta inversamente siguen el volumen disminuye,

mientras la temperatura, la masa del gas se mantenga invariable. Esta es, en

esencia, la primera de las leyes que describen el comportamiento del estado

gaseoso. Se la conoce como ley de Boyle y fue enunciada por Robert Boyle en

1662, quien la dedujo corno ley de Boyle y observación de datos

experimentales. En los países latinos se la describirá: “Le de Boyle-Mariotte”

porque este último investigador la enuncio independientemente en Francia 15

años más tarde. La Ley de Boyle se enuncia: “A temperatura constante, el

volumen ocupado por una masa de gas es inversamente proporcional a la

presión ejercida sobre él”.

La expresión matemática de la Ley es:

(PV)m = constante (K) o P1V1 = P2P2 = K

donde: P1 y Vi representan, respectivamente, la presión y volumen iniciales

Utilizando dicha fórmula es posible conocer el volumen que ocupará un gas

cuando se varían las condiciones de presión. Inversamente la misma ley

permite conocer la presión cuando el volumen varía. Esto obviamente siempre

que sean conocidas las condiciones iniciales de presión y de volumen.

Representando gráficamente la ecuación: (PV)m = K se obtiene una curva

denominada hipérbola equilátera o curva de las isotermas.

3. PARTE EXPERIMENTAL3.1 Materiales NecesariosUna bureta, 1 vaso de 400m1. 1 soporte universal, 1 pinza, 1 probeta, 1

recipiente tubular de 4cm a 25 cm.

Un tubo pyrex de 40 cm de longitud y 6mm de diámetro interno, 2 tapones de

goma N04, con perforaciones, algodón hidrófilo o waipe, dos goteros con bulbo

de 25 ml, una regla de 30 o 50.

Un tubo neumático, un soporte con pinzas tipo nueces, una ampolla de nivel

(para, un termómetro de 10 a 1 100C. un tubo en U, una manguera, una regla

de madera de 50 cm.

3.2 Reactivos Ácido clorhídrico, HCI 6 N: una cinta de magnesio de cm de longitud.

Ácido clorhídrico concentrado, en gotero, hidróxido de amonio concentrado, en

gotero.

3.3 Experimentos 3.3.1 Experimento N°1: Volumen Molar de un Gasi. Llenar el recipiente tubular con agua de caño hasta el borde.

ii. Colocar dicho recipiente dentro de vaso de 400 ml el cual es usado con el

objeto de colectar el agua de rebose.

iii. Fijar el recipiente tubular con una pinza al soporte de pie.

iv. Determinar el volumen muerto de la bureta (solicita la información

respectiva al profesor de práctica).

v. Mida con una probeta 10 ml de HCI BM y colóquela dentro de la bureta.

Inclinándola ligeramente.

vi. Enjuague la probeta y llénela con agua de caño y enrase con agua de la

probeta, la bureta hasta la graduación cero(0) aprox. procurando arrastrar

el ácido que hubiera podido quedar en la pared interna de la bureta.

vii. Colocar la cinta del magnesio doblada en forma de U, en la boca de

probeta (observar la parte esquema de la hoja de informe). Coloque

rápidamente un pequeño disco de papel en la boca de la bureta con el

dedo índice e inmediatamente invierta a bureta. Así, introdúzcala dentro

del recipiente tubular preparado previamente, tal como se observa en la

figura de la hoja de informe. Mantener bien cegada la llave de la bureta

para evitar fuga del gas.

viii. Observar la generación de hidrógeno mediante la reacción Nevada a cabo

entre el Mgs y el HCI 6M.

ix. Cuando toda la porción de Mg se ha disuelto, desplazar suavemente

hacia arriba o hacia abajo la bureta para igualar los niveles de agua de la

bureta y del recipiente tubular Leer la graduación correspondiente y

calcular el volumen de hidrógeno húmedo a la presión y temperatura de

laboratorio.

3.3.2 Experimento N°2: Ley de Graham de Difusión Gaseosai. Instalar el equipo mostrado en el diagrame de la hoja de informe, teniendo

en cuenta de que el tubo quede perfectamente seco y limpio.

ii. Colocar un pedazo de algodón o nipa en la oquedad de cada tapón de

jebe

iii. Agregar cuidadosamente sobre el algodón de uno de los tapones de jebe

unas cuatro gotas de HCI cc. Haciendo uso del gotero respectivo y unas

cuatro de hidróxido de amonio cc, sobre el algodón del otro tapón y en

forma simultánea. Tapar enseguida los frascos de reactivos para evitar la

formación de gases.

iv. Colocar en forma simultánea, es decir, al mismo tiempo, los tapones en

cada extremo del tubo de vidrio.

v. Observar cuidadosamente la superficie interna del tubo hasta ubicar el

lugar de formación de un anillo blanco de cloruro de amonio (NH&I),

retirar de inmediato los tapones y lavar con agua de caño para evitar la

formación de humos blancos irritantes.

vi. Ubicado el anillo, señalar el tubo y proceder a medir las distancias, con

una regia entre el anillo blanco y uno de los extremos del tubo en la que

se colocó el algodón con el ácido clorhídrico por ejemplo y anote como Xl,

haga lo mismo con el otro extremo y anótelo como X”.

vii. Lavar limpiar y secar el tubo de vidrio, luego repetir el experimento y sacar

o tomar el promedio de los resultados.

3.3.3 Experimento N°3: comprobación de la ley de Boyle-Mariottei. Una vez montado el equipo de la figura mostrado en la parte esquemas

de la hoja de informe se deja un volumen de aire menor que la graduación

que presente el tubo neumométrico y se cierra este para evitar la salida

dei aire. Luego se sube y se baja la ampolla de nivel para expulsar las

burbujas de aire que puedan encontrarse en la manguera de jebe o tubos

de goma. Asegúrese de que se haya escapes de aire en el equipo.

ii. Para asegurar que todas las uniones están bien cerrados se hace

descender la ampolla de nivel y se observará si el nivel en el tubo

neumométrico permanece constante. De detectarse algún escape es

probable que se tenga que reemplazar del empalme de goma. Luego

dejarse el aparato hasta que el agua se iguale a le temperatura ambiente.

iii. Colocar las ampolla de nivel a una altura conveniente de tal modo que el

agua que contiene enrase con el agua del tubo neumométrico (con un

error menor de 0,1 ml).

iv. Levantar la ampolla hasta que la diferencia de niveles sea 50 cm (640.

cm> medir dicha altura, con la regla de 50 cm que se encuentra en la

mesa de trabajo. Registrar el volumen ocupado por el gas.

v. Luego, descender la ampolla por debajo del nivel de la mesa a una

distancia de 50 cm (ó 40 cm). Registrar el volumen ocupado por el gas, en

dicha posición.

vi. Anote la temperatura del agua y la presión atmosférica.

4. CUESTIONARIOi. Determinar el número de moles de ácido usado para un determinado peso

de Mg conocido.

ii. ¿Cuánto es el volumen de hidrógeno obtenido medido en condiciones

normales?

iii. ¿Qué peso de hidrógeno se ha recogido?

iv. Calcular la densidad del hidrógeno (teórica) y la densidad experimental y

determine el % de error.

v. ¿Cuántos moles de magnesio reaccionan en el experimento?

vi. ¿Podría Ud. determinar el número de moléculas de hidrógeno recogidas

en el experimento?

vii. ¿Cuántos litros de hidrógeno a TPN pueden producirse en la reacción de

6,54 g de zinc con ácido clorhídrico?

viii. Explique Ud. Porqué se usa el NH4OH (cc) y el HCI (cc) para realizar el

experimento de la Ley de Graham.

ix. El metano (CH4) se difunde a través de una abertura muy pequeña a la

velocidad de 2135 ml por segundo (mi/s), contra la misma abertura, a qué

velocidad se difundirá el argón bajo las mismas condiciones de presión y

temperatura?

x. Un recipiente prior se llenó con cantidades iguales de 02 y un gas de

masa molecular desconocida. El oxígeno escapó con una velocidad 1,77

veces mayor que el gas, desconocido ¿Cuánto sería la masa molecular

del gas desconocido?

xi. ¿Qué significa desviación positiva y desviación negativa en el

comportamiento de los gases?

xii. ¿Cuáles son los principales fuentes de error en este experimento. Cómo

obtendría valores más precisos?

xiii. Al comprimirse un gas que se calienta espontáneamente, y al

expansionarse se enfría. ¿Podría este fenómeno introducir algunas

fuentes, de error en el experimento. Por no permanecer la temperatura

constante?

xiv. ¿Cómo se explica la teoría cinética de les gases la Ley de Boyle?

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FACULTAD DE ING. PETROLEO, PETROQUIMICA Y GAS NATURAL

CURSO: QUÍMICA GENERAL

PQ-111

PRACTICA DE LABORATORIO N°4NEUTRALIZACION DE ACIDOS Y BASES: TÉCNICA DE TITULACIÓN

1. OBJETIVOSA. Conocer experimentalmente la neutralización ácido — base.

B. Aprender la técnica de titulación de soluciones y compuesto en medio

acuoso.

C. Aprender la preparación e solución die normalidad conocida y la

Estandarización de las un mismas.

D. Visualizar las propiedades oxidantes y reductoras de los átomos

neutros y de los iones.

E. Papel que juega el pH en los procesos Redox

2. FUNDAMENTO TEÓRICO:En el experimento de equilibrio de ácido - base se pudieron observar

como los indicadores se pueden usar para determinar el PH de una

solución. La curva de titulación que hay un cambio grande de PH en el

punto de neutralización cuando se adiciona una base, durante la titulación

de un acedo - base.

Si titulamos un ácido fuerte tal como HCI con una base fuerte como

NaOH, ocurre la reacción;

Na+ + 0H- + H30+ + Cl- —— 2H2O + Na+Cl-

Como la reacción se lleva en medio acuoso a concentración del ion

hidrogenado en el punto de equivalencia, se determina por la disociación

de agua (donde [H+] [OH-])

2H2O H3O+ + OH- ; Kw = [H+] [OH-] = 10-14

Se selecciona un indicador que cambia de color a un PH= 7 de tal manera

que se detecte cuando se alcanza el punto de neutralización. Cuando se

titula un ácido fuerte tal como HCL 0.1 N con una solución de NaOH 0.1M,

no afectará apreciablemente el valor de la molaridad del HCI, si la

titulación se termina a PH = 6 ó PH = 8.

OxidaciónDesde el punto de vista teórico, se denomina oxidación al proceso en el

cual hay pérdida de electrones y reducción al proceso en el cual hay

ganancia dic electrones. Agente oxidante el que gana electrones (se

reduce)

Dos procesos de óxido reducción están representados por las ecuaciones

Redox. Ejemplo:

10 FeSOo4 + 2KMnO4 + 8H2S04 = 2FeÁSO43 + K2S4 + 2MnSO4 + 8H20

En este caso, el ácido sulfúrico proporciona el medio acido en el cual se

produce la reacción.

Reacción en el cual el ácido día el medio y también funciona como

oxidante o reductor.

3Cu + 8HN03 = 3Cu(N0

3Ñ + 2H0 + 4H20

Reacción en medio alcalino.

2NaCrO2- 28r2 + NaOH 2Na2CrO4- 6Nabr + H20

Reacción en medio neutro

6Fe(OH)2 – 3/2 C2 + 3H20 = 6Fe(OH)3

3. PARTE EXPERIMENTAL3.1. Material Necesario

- Vaso de bOúmi

- Botella con tapa 2 buretas

- probeta de 1 00 mi

- 1 Erlenmeyer

- 10 Tubos de prueba

3.2. Reactivos

- Solución stock de NaOH 1 M

- Solución estándar de HCl.

- Fenolftaleína

- CuSO4O.5N, Kl 0.5N, H25042N, MnCI20.5N KMnO4, 0.05N,

K2SO3 0.5N, agua de doro, agua de bromo

3.3. Experimentos 3.3.1 Experimento N°1: Preparación de una Solución Estándar de

NaOH.i. Preparar 250 ml de una solución aproximadamente 0.1 M de la NaOH,

mediante la dilución de una solución stock.

ii. Para la dilución usar agua recientemente hervida y enfriada para

eliminar el CO2 que se disuelve en el agua fría cuando está expuesta a

la atmósfera. El CO2 disuelto reaccionara con el NaOH para formar

CO3.

iii. Poner la solución en una botella limpia y taparla cuidadosamente para

prevenir absorción de CO2 o evaporación de la solución.

iv. Lavar cuidadosamente las dos buretas y enjuagadas con agua

destilada, para comprobar que está limpia, rociar agua sobre las

paredes y si se forman burbujas en la superficie, volver a lavar

nuevamente las buretas.

v. Se enjuaga una bureta con 3 porciones de HCI, llenando luego esta con

HCI hasta el tope, verificando que no haya burbujas de aire atrapadas.

vi. Con la otra bureta proceder como en el paso anterior pero con la

solución preparada aproximadamente 0.5 M de la NaOH.

vii. Echar 20 ml de solución estándar de HCI a un Erlenmeyer, añadir 3

gotas de indicador fenolftaleína.

viii. Titular con la solución preparada de NaOH antes de que alcance el

punto final. Es útil que se familiarice con el cambio de color en el punto

final de la titulación.

3.3.2 Experimento N°2: Determinación de la Normalidad de una

Solución de Ácido Sulfúrico.i. Pedir una solución de ácido sulfúrico de concentración desconocida,

en el rango de 0.05 a 0.75N.

ii. Titular aproximadamente 25 ml de ácido con la base de NaOH

estandarizada, utilizar suficiente cantidad de base consumiendo entre

20 y 25 ml de NaOH.

iii. Repetir la titulación hasta ordenar 3 valores de normalidad.

3.3.3 Experimento N°3: Oxido Reduccióni. Introducir durante 3-5 minutos en la solución de sulfato de cobre, un

clavo de hierro cuya superficie se ha ampliado con papel esmeril.

¿Qué ocurre?

ii. Añadir a 2-3 ml de solución de Kl, un volumen igual de agua de doro.

¿Por qué cambia el color de la solución? Escriba mediante la ecuación

de la reacción. ¿Cuál es la sustancia que imparte la coloración

amarilla a la solución?

iii. Añadir a 2 ml de la solución de sulfato de potasio, un volumen igual de

H2S04 diluido, 1 ml de solución de permanganato de potasio. El color

violeta del último desaparece. Escriba la ecuación de la reacción.

iv. Añadir a la solución de H2SO. una solución alcalina y después agua de

bromo. Fijarse en los cambios ocurridos y escribir las ecuaciones de

las reacciones.

4. PREGUNTAS:i. En la práctica han notado la titulación de ácido fuerte con una base

fuerte, se pueden usar indicadores de colores a PH 7-8-9.

ii. Calcular el volumen de NaOH 0.1N que se adiciona a 50 ml de HCI

0.1N para obtener una solución final cuyo PH sea 6,7,8.

iii. Calcular el porcentaje de error en el volumen de NaOH adicionando

cuando la titulación termina a PH=6 y a PH=B. Notar que en estas

soluciones se deben considerar dos fuentes de iones hidrógeno e

hidróxidos del exceso de ácido a base y la producida de la disociación

del agua.

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº6

CINETICA QUIMICA - VELOCIDAD DE REACCIÓN

1. OBJETIVOS

A. Determinar experimentalmente la velocidad de una reacción química.

B. Apreciar la influencia que ejerce sobre esta, la concentración de las

sustancias reacciones y la temperatura.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

La velocidad de una reacción química, depende de la naturaleza de las

sustancias reaccionantes y es proporcional al producto de sus

concentraciones molares.

Cuando reaccionan A y B, la velocidad de reacción (V) se calcula por la

ecuación:

V= k(A)(B)

donde: K = constante de velocidad de reacción, depende de la naturaleza

de los reaccionantes y de la temperatura.

(A) (B); concentraciones molares.

La velocidad de reacción se mide por la variación de la concentración molar

por unidad de tiempo.

En la reacción entre el ácido sulfúrico y el tiosulfato de sodio:

1.Na2S2O3 + H2 SO H2S203 + Na2SO4

2.H2S203 —- H,O + SO2 +54

El azufre precipita en forma de lodo. El tiempo desde el principio de la

reacción hasta la aparición de las primeras huellas del lodo depende de la

concentración de las sustancias reaccionantes y la temperatura.

3. PARTE EXPERIMENTAL3.1 Material Necesario

- 2 Buretas - 1 Termómetro

- 1 Pipeta de 0ml - 1 Vaso de 50 ml

- 8 Tubos de ensayo - 1 Vaso de 150 ml

- 1 Cronómetro - 1 Pipeta

3.2 Reactivos - Tiosulfato de sodio al 7.5% - H2S04 concentrado (36 N)

- H2S04 al 10% en volumen

3.3 Experimentos 3.3.1Velocidad de Reacción en Sistemas Homogéneas

II. Vierta, con una bureta, el volumen de la solución de tiosulfato de

sodio y agua, indicado en la tabla, en 4 tubos de ensayo numerados.

lII. Vierta 1 mI, de H2SO4concentrado sobre el tubo N01 y tome el tiempo

desde el momento en que los líquidos entren en contado hasta la

aparición del precipitado.

iii. Realizar el mismo experimento con los demás tubos de ensayo.

Nº Tubode

Ensayo

Volumen (m)Concentración

de Na2S2O3Tiempo (t)

Velocidad de

reacción V = 1/t

Na2S2O3

(a)H2O(b)

1 1 9 1/102 2 8 1/53 3 7 3/104 4 6 2/5

3.3.2 Influencia de la Temperatura Sobre la Velocidad de Reaccióni. En 4 tubos de ensayo, numerados del 1 al 4, poner 8 ml. De solución de

tiosulato de sodio.

ii. En otros 4 tubos, numerados del 1A al 4A poner 4m1 de H2SO4 aI 10%.

iii. Colocar todos los tubos de ensayo en el vaso de 500 ml con agua y

calentar hasta 300C aproximadamente.

iv. Medir la temperatura y mezclar el contenido del tubo 1 y lA, y medir el

tiempo hasta la aparición del precipitado.

v. Aumentar la temperatura del vaso en 100C aproximadamente, y repetir el

experimento con los tubos 2 y 2k.

vi. Realizar el experimento con los demás tubos, siempre aumentando la

temperatura en 100C aproximadamente, cada vez.

4. PREGUNTASi. Graficar en papel milimetrado la concentración actual, (S203) (en la

ordenada ) y el tiempo, t (en la abscisa).

ii. Graficar en papel milimetrado [log [S203] Vs. T (tiempo)]

iii. Valor de la constante de velocidades específicas (k), considerando una

Rxn, de 1er. Orden, a partir de la gráfica adecuada.

iv. Calcular el valor de la pendiente m, así como el valor de la constante.

v. Enumerar las conclusiones del efecto de la variación de la

concentración sobre el tiempo de reacción.

vi. ¿Qué valor tiene el tiempo de reacción con relación a la velocidad de

Rxn, del sistema estudiado.

vii. Calcular la constante de velocidad de reacción para cada temperatura.

viii. Calcular la inversa de la temperatura absoluta, 1/1.

ix. Calcular log. K

x. Graficar en papel milimetrado los datos de temperatura OC vs. Tiempo

(seg.)

xi. Graficar log Kv. S 1/It

xii. Calcular el valor de la pendiente m, así como la energía activación E de

la reacción.

xiii. ¿Qué relaciones se deducen del gráfico de la temperatura Vs. Tiempo?

xiv. Representar gráficamente la relación entre el cambio de la

concentración de la solución y la velocidad de reacción. Colocar en la

abscisa la concentración y la velocidad de reacción en las ordenadas.

Usar papel milimetrado ¿Qué tipo de curva representará la relación

hallada? ¿Pasa ésta línea por el origen de coordenadas? Y si es así,

¿porqué?

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº7

INDICADORES DE ACIDO-BASE. MEDICIÓN DEL PH

1. OBJETIVOS:

A. Estuchar algunas propiedades generales de los líquidos y las soluciones

acuosas binarias.

B. Conocer los indicadores de pH y su forma de uso.

C. Preparar soluciones diversas.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

Se denomina solución a un sistema homogéneo: compuesto por la mezcla

de dos o más sustancias denominarlas: soluto (el que se disuelve) y

solvente (medio de disolución)

Como la mezcla puede efectuarse en diferentes fases, podemos encontrar:

A. Soluciones liquidas (mezcla de 2 líquidos, sólidos en líquido, gas en

líquido).

B. Soluciones gaseosas (mezcla de dos gases).

C. Soluciones sólidas (mezcla de 2 sólidos).

2.1. Soluciones Acuosas :

Debido a su alta polaridad, el agua es capaz de disolver con facilidad a

las especies iónicas o de considerable porcentaje iónico, disociándolas en

aniones (parte negativa) y cationes (parte positiva) ejemplo: disuelve con

facilidad a los ácidos y bases fuertes (aún de enlaces covalentes) y las

sales provenientes de ambas: HCI, NaOH, KOH, NaCl, H2SO4 Na2SO4.

Las sustancias covalentes polares, con radicales H+ y OH- en sus

estructuras, se ionizan parcialmente Ejemplo: CH3COoH HCOOH,

NH4OH. Otras permanecen sin disociarse manteniéndose como molécula.

Ejemplo: sacarosa: (C6H1206)2

Principales formas cíe expresar la concentración de una solución:

a. % en un peso (%p/p) gr soluto / 100 gr solución

b. % vol (% y/y): mi soluto/100 mi solución

c. Peso en volumen (%p/v) gr soluto/100 ml solución.

d. Molaridad (M): moles soluto/volumen de solución

e. Normalidad (N): peso equivalente/litro solución

f. Molalidad (m): moles soluto/Kg solvente

2.2. Bases en Solución

Ácido: Sustancia donadora de protones

HCI + H20 = H30+ + CL

Acido 1 Base 1 Acido 2 Base 2

Base: Receptora de protones

NH3 + H20= 0H- + NH4+

Base 1 Acido 1 Base 2 Acido 2

Como podemos observar, el agua es anfótera, se comporta como un

ácido o como una base.

2.3. Auto ionización del Agua

El agua se ioniza ligeramente en la proporción de 10-7 moles/Lt (a 25ºC).

H20 + H20 = H30+ + OH

El producto cíe la concentración molar:

Kw = (H+) (OH-) = 10-14

Es una constante denominada producto iónico del agua. Cuando se

disuelve un ácido en agua, aporta protones Ht aumentando la

concentración de iones hidronio, H3O~ como consecuencia, deberá

disminuir la concentración de los iones oxidrilo 0H para mantener Kw

invariable. La forma de expresar la concentración de H30+ en solución, es

mediante el pH.

pH = -log(H3O+)

en general: -Iog(H30+) (OH-) -log Kw

pH + pOH = pKw = 14

(H30+) = 10-pH y - (0H-) = 10-pOH

En soluciones diluidas cíe ácido o base fuerte, se considera que la

disociación ha sido completa. Ejemplo: una solución de KOH 0.1M

contiene: (OH-) 0.1

pOH = -log 0.1 = 1

pH+pOH =14

pH = 13

Un ácido o base débil se disocia parcialmente. Ejemplo: una solución de

ácido fórmico 0.1 M:

HC00H + H20 = H30+ - HCOO-

0.1 - x x x

(x) = disociación parcial del ácido (H30+) (HC00-)

= Sistema en equilibrio

Se considera que en el equilibrio:

(H 2O+ )(HCOO )

HCOOH=Ka=1.8 x10−4

( x )( x )0 .1−x

1 .8 x10−4

Para hacer el cálculo de x, se considera que este valor, frente a 0.1, es muy

pequeño, por lo tanto, no se toma en cuenta (en el denominador) una vez

determinado x se podrá calcular el PH de la solución.

Las sales provenientes de un ácido (anión) débil y - base (catión) fuerte

presentan reacción ligeramente básica debido a un proceso de hidrólisis:

NaCOOH+ H+−OH−

H2O=Na+OH++HCOOH

En este caso el NaOH es un electrólito fuerte, por lo tanto la solución

presentará un PH ligeramente alto.

Por la misma razón, las sales formadas por un catión débil y. un anión

fuerte en solución presenta un pH ligeramente ácido:

NH 4Cl+H+−OHH2O

=NH 4 OH + H++Cl−

El pH de una solución se determina mediante un indicador ácido-base (en

solución), un papel pH o un potenciómetro. Las 2 primeras se basan en el

cambio de color debido al pH. Un indicador acido-base consiste en un par

ácido base débil en la cual el ácido (lnd) y su base conjugada (md) tiene

diferente color, la concentración de ambas formas están relacionadas

mediante la constante de disolución del ácido.

Hlnd + H20 = H30 + lnd

Color 1 Color 2

Ka=(H2O )( ln d )

(Hind ) debido a que:

( ln d )(Hind )

= KaH 3O

La mayoría de los indicadores, a concentraciones altas de (H30+); están

bajo la forma básica.

Cuando Ka = (H3O+), las concentraciones de las formas ácida y básica

son iguales:

2.4. Algunos Indicadores

Nombre Común Intervalo de PHCambio de color

Acido Base

Azul de Timol (ácido) 1.2 – 2.8

Azul de bromofenol 3.0 – 4.6 Amarillo Violeta

Anaranjado de metilo 3.1 – 4.5 Rojo Amarillo

Verde de bromocresol 3.8 – 5.4 Amarillo Azul

Rojo de metilo 4.4 – 6.3 Rojo Amarillo

Purpura de bromocresol 5.2 – 6.8

Azul de bromotimol 6.0 – 7.6

Rojo de fenol 6.8 – 8.4 Amarillo Rojo

Rojo de gresol 7.2 – 8.8

Azul de timol (básico) 8.0 – 9.0 Amarillo Azul

Fenolftaleína 8.0 – 9.8 Incoloro Rojo

Amarillo de alizarina 10.1 – 12.0 Amarillo Lila

Carmín Indigo 11.4 – 13.0

3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

3.1. Materiales Necesarios

Probeta de 300 – 250 y 100 ml - Varilla de vidrio

Matraz de 500 ml - 9 tubos de prueba

Denímetro 1 – 14 (aerómetro) - 2 pipetas graduadas de 20 ml

Fiola de 100 ml - Piceta con agua destilada

Erlenmeyer de 250 - 2 vasos de 100 ml

Bureta - 1 gradilla porta tubos

3.2. Reactivos

Solución saturada de K2SO4 - 8 indicadores en frascos goteros

de 100ml

MgSO4 cristalizado - Solución de HCl 1 M

Soluciones de NaCl sal 22.5 y

7.5

- Solución de NaOH 1 M

NaOH 1N - Muestra de pH desconocida

Fenolftaleína - NH4COONa(s)

Papel tornasol - NaHCO3(s)

Papel pH universal - NaCO3(s)

3.3. Experimentos

3.3.1 Experimento Nº1: Preparación de Soluciones

i. Preparación cíe una solución diluida a partir de una solución

concentrada y agua. Preparar 250 ml de solución de K2S04 cuya

densidad relativa (dr) es de 1.025 a partir de la solución saturada. Utilizar

para los cálculos los datos de la tabla N01. Una vez calculado el volumen

a tomar de solución saturada, medirla en una probeta y enrasar con

agua destilada a 250 ml. Luego medir la densidad relativa con ayuda del

densímetro secarlo y guardado. Determinar las discrepancias, en %, de

las densidades relativas calculada y hallada. Una discrepancia

considerable indica un error en los cálculos o en el trabajo.

ii. Preparación cíe una solución a partir de dos soluciones de diferente

concentración. Preparar 100 ml de una solución de NaCl al 9.4% a partir

de las soluciones al 7.5 y 22.5% cíe la misma sal. Para los cálculos de

los volúmenes a tomar, utilizar los datos de la Tabla N01. Una vez

realizada la mezcla de los volúmenes de las soluciones, determinar la

densidad relativa de dicha solución. Establecer la discrepancia entre los

valores calculados y hallados de las densidades relativas.

iii. Preparación de una solución a partir de una cantidad pesada de una

sustancia sólida y agua

Preparar 250 ml de una solución de K2S04 al 6.5% (tener en cuanto que

esta sal cristaliza con 7 moléculas de agua). Pesar la cantidad calculada

de sal, verterla en el vaso, y agitando, disolverla en la mitad de agua.

Transferir la solución a la probeta y completar el volumen de 250 ml con

agua destilada. Agitar minuciosamente Determinar la densidad relativa y

encontrar la discrepancia entre el valor hallado y el dado en la tabla.

iv. Preparación de una solución de ácido diluido a partir del ácido

concentrado, Preparar 100 ml de H2S04 0.1 N a partir de la solución de

H2S04 18M.

v. Preparar 100 ml de una solución de álcali diluido a partir del álcali sólido.

Calcular el peso necesario que debe tomarse para obtener la disolución

NaOH 10N.

Anotar todas las preparaciones que se deben de tomar en cuenta en las

disoluciones anteriores.

3.3.2 Experimento N2: Indicadores de PH

a. Indicadores de color como una función de pH

i. Con ayuda de una pipeta graduada y agua destilada, preparar 10 ml de

soluciones de HCI y NaOH: 10-1,10-2 10-4, 10-10,10-12, 10-14, M, en los

tubos de prueba limpios y numerados.

ii. Agregar exactamente 2 gotas die indicador a cada tubo de prueba y

observar la variación de color conforme el pH aumenta.

iii. Repetir los pasos anteriores para los restantes indicadores, anotando la

variación de color en los tubos.

b. Determinación del pH

i. En los tubos separados y rotulados, disolver en aproximadamente 5mI

de agua destilada, 05 grs de las siguientes sustancias CH3COONa,

NaHCO3, Na2COa, NH4CI.

ii. Observar con ayuda del papel tornasol y el pH Universal, que pH,

aproximadamente tiene cada una de las soluciones.

iii. Con ayuda del anaranjado de metilo y fenolftaleína determinar el valor

aproximado del pH.

c. Determinación del pH die una muestra desconocida.

i. Poner 10 ml de la muestra en un tubo de ensayo.

ii. Adicionar dos gotas del indicador que es un ácido débil (ver la Tabla

Nº1) y anotar el color observado.

iii. Repetir el procedimiento anterior con, los demás indicadores anotando el

color observado.

TABLA Nº1

DENSIDADES RELATIVAS Y CONCENTRACIONES

DE LAS SOLUCIONES Y ALGUNAS SALES

NaCl K2SO4

d420 % d4

20 %

1.041 6 1.006 1

1.049 7 1.015 2

1.056 8 1.023 3

1.063 9 1.031 4

1.071 10 1.048 6

1.148 20 1.065 8

1.156 21 1.073 9

1.164 22 1.082 9.92(*)

1.172 23

(*) solución saturada

4. PREGUNTAS

i. Dé ejemplos die soluciones liquidas no acuosas

ii. ¿Qué son ácidos y bases débiles?

iii. ¿Cuál es la diferencia entre una solución ácida, básica y neutra?

iv. ¿Cuáles son los pH de una solución 0.02 N de HCI una solución de KOH

0.02 N?

v. Para el Experimento N02-b, indique el color de la muestra para cada

indicador y determine en forma aproximada el pH die la muestra.

Si el pH de una solución de ácido fórmico (HCHO2) es de 2.35, ¿Cuál es la

constante de disociación del ácido fórmico?

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº8

REACCIONES DE HIDRÓLISIS

1. OBJETIVO

A. Comprobar experimentalmente el comportamiento de los electrólitos

cuando están en solución acuosa.

B. Diferenciar los tipos de reacciones entre electrólitos.

C. Estudiar el equilibrio en el sistema solución precipitada.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO:

2.1 Reacciones iónicas :

Las reacciones químicas en las soluciones de electrólitos no son

reacciones entre moléculas sino entre iones (aniones (-) y cationes (-)).

Ejemplo; la reacción entre el nitrato de plata y el cloruro de sodio se puede

representar:

Ag+ + NO3 + Na+ + CI = AgCI(s) + Na+ + NO3

De la ecuación se deduce de que los 4 aniones que toman parte en la

reacción, solo dos reaccionan entre sí: Ag y CI; los aniones Na y NO 3 no

entran en reacción. En algunas reacciones, los 4 iones reaccionan entre sí,

por ejemplo:

Zn++ + SO4- + Ba + S = ZnS(s) + BaSO4(s)

2.2 Ecuaciones de ¡as Reacciones de Intercambio en las Soluciones

Las propiedades químicas pueden representarse por ecuaciones de 3 tipos:

a. Moleculares

Ejemplo: BaCI2+ H2SO4 = BaSO4 + 2HCI

b. Ion-moleculares

Ejemplo: Ba++ + 2Cl + 2H + S04- = BaSO4(s) + 2H + 2Cl

c. iónicas

Ejemplo: Ba++ + S04- = BaSO4(s)

Observar que en este solo se indican a los iones que entran en reacción.

2.3 Tipo de Reacciones iónicas

2.3.1 Reacción con Formación de Precipitado

Para obtener un compuesto insoluble (precipitado) hace falta partir de

dos sustancias solubles que contenga los iones necesarios. En la

reacción el precipitado se presenta en forma molecular:

Zn + SO4- + 2k+ + S- = ZnS + 2K+ + SO4

-

Al+++ + 3CI + 3Na+ + P04- = AIPO4 + 3Na+ + 3Cl

2.3.2 Reacciones con formación de gas:

Los gases que se forman como resultado de las reacciones iónicas de

intercambio son sustancias gaseosas complejas.

Ejemplo: CH4 NH3 H2S; HCI; HBr; etc

Tipos de reacciones:

2Na+ + S + 2H - SO4 = H2S(s) + 2Na+ + S04-

FeS(s) + 2H+ + SO4 = H2S + Fe+ + SO4-

Como el FeS es escasamente soluble, se puede representar

Fe2+ + S- + 2H + SO4- = H2S + Fe++ + SO4

-

(Fe++ + S- = FeS(s))

2.3.3 Reacciones con formación de un electrolito débil:

a) Neutralización: (Electrolito débil: H20)

Na+ + OH + H+ + NO3 = H2O + Na+ + NO3

AI(OH)++ + 2Cl + H+ + Cl = H20 + AI+++ + 3Cl

b) Desplazamiento de los ácidos débiles de sus sales por los ácidos

fuertes

2K+ + 2N + 2H + S04 = 2HCN + 2K+ +3C-

Si el ácido débil formado es poco soluble se descompone en agua y

anhídrido, ejemplo:

2Na+ + CO3- + 2H+ + 2Cl = H2CO3. 2Na+ + 2Cl

H2CO3 = H20 - CO2

c) Desplazamiento de las bases débiles de sus sales por las bases

Fuertes

NH4+ +Cl + K+ - OH = NH4 OH +K+ +Cl

Cu++ + SO4- + 2Na+ + 20H = Cu(OH)2 + 2Na+ + SO4

-

d) Conversión de las sales neutras en ácidos:

Los ácidos polibásicos se disocian en iones por etapas

Ejemplo:

H2CO3 + H+ + HCO3 Keq1 = 4.0 x 10-7

HCO3 = H+ + CO3 Keq2 = 5.6x10-11

e) Hidrólisis

Se denomina así a la reacción de una sustancia con los iones del

agua. Este proceso es reversible. En el agua pura (pH = 7), 11 = OH.

Si en la hidrólisis de las sales, uno de los iones de la sal se combina

con uno de los iones del agua, traería como consecuencia la

disminución de la concentración del otro ión del agua, produciéndose

una variación del PH.

Ejemplo 1: KCN = K+ - CN-

CN- + H+ + OH- = HCN + OH-

Ejemplo 2: NH4NO3 = NH4+

+ NO3 pH = 7

NH4 – H+ - OH = NH4OH + H+ pH = 7

Las ecuaciones Las ecuaciones para estas reacciones se escriben

así:

K+ + Cn + H+ + OH = HCN + K+ + OH

NH4+

+ N03 + H+ + OH = NH4OH + H+ + NO3

“Las sales formadas por una base fuerte y un ácido débil tienen en

solución reacción alcalino. Las sales formadas por una base débil y

un ácido fuerte tienen en la solución reacción ácida”

Las bases de las bases polivalentes débiles se hidrolizan por etapas.

Ejemplo:

Fe+++ + 3Cl- + H + OH- = Fe (OH)++ + 2Cl- + H+ + Cl-

Fe(OH)++ + 2Cl- - H+ OH- = Fe (OH)2+ + Cl- + H+ + Cl-

El aumento de Ven la solución impide que continúe la hidrólisis en

cambio la disolución y el aumento de la temperatura favorece la

hidrólisis. Las sales formadas por ácidos y bases fuertes casi no se

hidrolizan.

f) Electrólisis anfóteros.

Entre los hidróxidos hay algunos que son solubles tanto en medio

ácido como en alcalino.

Ejemplo:

Zn++ + 20H- = Zn(OH)2(s) = 2H+ + ZNO-

Esta dualidad que se desarrolla con la formación de un ion complejo

se debe a que una solución puede disociarse tanto en medio ácido

como en medio básico.

2.3.4 Reacciones que se desarrollan con la formación de un ion complejo.

Ejemplo. Si a una solución de yoduro mercúrico (escasamente soluble en

el agua):

Hgl2 = Hg++ + 2l-

se le adiciona Kl, se forman los iones complejos:

Hg++ +4Kl = (Hgl4)- + 4K muy estables.

Otro ejemplo: AgCl(s) + 2NH3 = (Ag(NH4)2)+ + Cl-

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 Material Necesario

- Tubos de ensayos - gradilla - cápsula de porcelana

- Pipeta graduada de 10 ml

- Espátula

- varilla de vidrio

3.2 Reactivos

- H20 destilada y hervida

- Soluciones saturadas de: BaCl2, Na2SO4, NaNO3, NaCI, K2003, NH4 CH3

CO, ZnS, Na3PO4, MgCl2.

- Ácidos: HCl, 2n: H2SO4 concentrado.

- Soluciones: Na3PO41N, FeCl30.5N, NaOH 2N, NaS 0.5N, ZnSO40.5N,

CuSO40.5N, NH4OH al 10%, Na2SO41N, BaCl2, Hg(Nº3)20.5N, Kl 0.5N,

Na2(S04)3 0.5N, Bi(NO3)3 0.5 N.

3.3 Experimentos

3.3.1 Experimento N01: Reacciones lónicas:

i) Escoger entre los reactivos disponibles aquellos por cuyas reacciones

entre sí pueden obtenerse los precipitados de: Mg3(PO4)2, Fe(OH)3,

CuS. Describa el color y apariencia de los precipitados. Escribir las

ecuaciones iónicas-moleculares de estas reacciones.

ii) Echar en 3 tubos de ensayo 2 ml de: Na2SO4, ZnSO4 y Al2(S04)3,

respectivamente, luego añadir a cada tubo de ensayo 2ml de BaCI2.

Escribir las ecuaciones iónicas-moleculares. ¿Qué ion sirve de

reactivo para el ión sulfato?

iii) Echar en un tubo de ensayo unos 0.5 g de NaCI y añadir 2-3 ml de

H2SO4 conc. Observar el desprendimiento del cloruro de hidrógeno.

Escribir las ecuaciones de la reacción. ¿Porqué no se usa ácido

diluido?

iv) Verter, en un vaso de 50 mI, 5 ml de HCI 2N. Añadir 5 ml de NaOH

2N gota a gota. Agitar con una varilla y ensayar con papel de tornasol

rojo y azul. Seguir añadiendo álcali hasta el cambio de color en el

papel. Evaporar a sequedad la solución neutra obtenida. ¿Qué es el

residuo? Probar el sabor. Escribir las reacciones. Escribir otras

ecuaciones que dan como resultado el mismo compuesto del residuo

obtenido.

3.3.2 Experimento Nº2: Hidrólisis:

i) Verter en 6 tubos de ensayo numerados, 3 ml de solución neutra (a la

fenolftaleína). Introducir en 5 tubos varios cristales pequeños de

K2CO3, Na3PO4, NaCI; AICl3 y NH4CH3COO, respectivamente. Sacudir

las soluciones y comparar su coloración con el color de la solución del

indicador, que se encuentra en el sexto tubo, mirándolos sobre el

fondo de un papel blanco.

Anotar lo observado en la siguiente tabla:

Nº de Tubo Sustancia Color del indicador

Reacción

¿Qué sales se han hidrolizado? Escribir las reacciones de hidrólisis.

3.3.3 Experimento Nº3: Desplazamiento del Equilibrio de la Hidrólisis.

i) Echar en un tubo de ensayo varias gotas de solución Bi (N03)3 y diluir

gradualmente la solución con agua destilada. Se forma un precipitado.

Escriba la solución con agua destilada. Se forma un precipitado.

Escriba la ecuación de la reacción varias gotas de HNO3. ¿Qué

sucede al precipitado? explicar esto basándose en la ecuación de la

constancia de equilibrio iónico.

3.3.4 Experimento N04: Hidróxidos Anfóteros:

i) Obtener un precipitado de Al (OH)3 y vaciado junto con la solución en

dos tubos de ensayo; en uno de ellos agregar NaOH en exceso y en

el otro exceso de HCl. ¿Qué sucede? Escribir las reacciones.

¿Porqué los hidróxidos anfóteros se disuelven en ácidos y álcalis?

3.3.5 Formación de un ion complejo:

i) Obtener el precipitado de Cu(OH)2. Escribir la reacción. Descartar la

solución y añadir al tubo con el precipitado una solución de NH4 ¿Qué

ocurre? Escriba las reacciones teniendo en cuenta la formación del

complejo (Cu(NH3)4).

ii) Añadir a la solución de una sal mercúrica varias gotas de una solución

de Kl. ¿Qué se forma?, Escribir las reacciones. Escribir la ecuación

del producto de solubilidad del Hgl2. ¿Qué pasa si aumenta la

concentración de L? Añadir a la solución, al exceso, la solución de Kl.

¿Porqué se disuelve el precipitado?

PRACTICA DE LABORATORIO Nº9

EQUILIBRIO QUIMICO DE SALES POCO SOLUBLES

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

1. OBJETIVOS

A. Determinar la solubilidad y el producto de solubilidad.

B. Apreciar experimentalmente el significado de la constante de equilibrio.

C. Observar los efectos en el valor de las constantes al cambiar la

composición de las sustancias

D. Conocer el afecto del ion común

2. FUNDAMENTO TEORICO.

Cuando un compuesto, tal como Pb12, se disuelve en agua para dar una

solución saturada que contiene un exceso de Pb12 no disuelto, dicho

proceso puede ser descrito por la siguiente reacción:

Pbl2(s) → Pbl+2(aq) + 2l-(aq) ; Kps = (Pb+2)(l-)2

La constante Kps es conocida como el producto de solubilidad. Para la

práctica vamos a determinar dicha constante mediante la titulación, de un

volumen conocido de solución de Kl, con una solución de nitrato de plomo

Pb(NO3)2.

La constante de equilibrio químico es la relación entre el producto de las

concentraciones molares de las sustancias obtenidas en la reacción y el

producto de las concentraciones molares de las sustancias iniciales en el

momento en que se alcanza el equilibrio, por ejemplo:

Fe3+ + 35CN- → Fe(SCN)3 Keq = [Fe (SCN)3]/[Fe3+][SCN-]3 Si se varia la

concentración de uno de los componentes de la reacción, se provocará un

desplazamiento de la reacción y como consecuencia de ello, la variación de

la concentración de los demás constituyentes, pero el valor de la Keq,

permanecerá inalterable.

En la reacción el Fe3 con el 50W, forma al tiocinatato de hierro Fe(SCN)3

que es de color rojo, cuya intensidad depende de la concentración. Es fácil

observar el desplazamiento del equilibrio por la variación de la intensidad de

coloración de la solución.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1. Material Necesario

- 1 vaso de 150 mI - 4 tubos de ensayo

- 1 probeta de 100 ml - 2 erlenmeyeres de 250 ml

- 1 pipeta de 150 ml - 1 termómetro

- 1 bureta de 50 ml - 1 bagueta

3.2. Reactivos

- Solución de Kl 5 x 10-3 M

- Solución de Pb(NO3)2 5 x 10-3M

- Solución de KSCN 3 x 103M

- Solución de FeCl3 10-3M

- KCl sólido

- Soluciones saturadas de BaCI2, Na2SO4, NaNO3 y NaCl

3.3. Experimentos

Experimento N01: Condiciones para la Precipitación:

i. Mezclar en un tubo de ensayo 2 ml de c/u de las soluciones saturadas

de Ba012 y Na2SO4. ¿Qué sucede?

ii. Repartir el experimento con 2 ml de solución saturada de NaNO3 y

NaCl ¿Qué observa?

iii. Explique en qué condiciones se produce una precipitación.

3.3.3 Determinación de la Solubilidad y Producto de Solubilidad

i. Usando la probeta, agregue 40 ml de solución de Kl 0,005 M a un

erlenmeyer.

ii. Titular, con una solución 0,005M de Pb(NO3)2 agitando

cuidadosamente hasta la aparición de un color amarillo tenue o de

cristales brillantes separados y pequeños.

iii. Lo anterior constituye el punto final de La titulación y

aproximadamente corresponde a la solución saturada de Pbl2.

iv. Mida la temperatura de la solución saturada.

v. Repita el experimento hasta obtener tres valores

3.3.4 Equilibrio químico

i. Poner en un vaso (de 150m1) 50 ml de agua destilada y añadir 8 ml

de soluciones de FeCl3 y KSCN, luego trasladar en partes iguales la

solución que contiene coloración roja a 4 tubos de ensayo.

ii. Añadir a uno de los tubos 2 ml de solución de FeCl3

iii. Añadir a un tercer tubo un poco de KCI sólido y agitar vigorosamente.

iv. Comparar los colores de todos los tubos de ensayo

4. PREGUNTAS

Volumen de Kl

[Kl]

Volumen de Pb (NO3)2

[Pb (NO3)2]

Volumen de solución saturada de Pbl2

[l] promedio

[Pb++] promedio

Producto de solubilidad

i. Muestre los cálculos para el producto de solubilidad.

ii. Si la solución de Kl se titulara con un exceso de Pb(N03)2 ¿Cuál sería el

error positivo o negativo) en la constante de producto de solubilidad?

iii. Escriba la ecuación para la Keq termodinámica para la solución del Pbl2

sólido.

iv. A temperatura cte. la solubilidad del Pbl2 disminuye en presencia de un

exceso de Kl. lndique, si la Keq disminuye, aumenta o permanece

constante.

v. Dado el sistema reversible.

C02(g) +H2(g) = H20 + CO(g)

Comparar si es igual el desplazamiento del equilibrio en dos de estos

sistemas, en iguales condiciones si a un sistema se añade 100 g de

vapor de agua y a otro 100 g CO.

vi. La constante de equilibrio del sistema

CO + H20 = H2 + CO2

Es igual a cierta temperatura a la unidad. Si las concentraciones iniciales

son: [CO] = 1, [H2O] = 3.

¿Cuáles serán las concentraciones de todas las sustancias en

equilibrio?

vii. Cuando agrega soluciones de FeCl3 y KSCN a cada tubo ¿Qué

observa? Explique los cambios observados.

viii.Cuando Ud., agrega KCl solido a un tubo de prueba, se observa que hay

una variación en el color de la solución, explicar lo ocurrido.

PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº10

DETERMINACIÓN DE LA DUREZ DEL AGUA

1. OBJETIVOS

Determinar la dureza total en la muestra de agua y expresarla en sus

correspondientes unidades.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

Dureza Total: El análisis es volumétrico por formación de complejos. Los

iones calcio y magnesio son complejados o quelatos con el agente

complejante: Na2H2EDTA (sal sódica del ácido etilendiaminotetrácico) Un

agente quelante es una molécula, generalmente orgánica, que es soluble en

agua y puede sufrir reacciones con los iones metálicos, en este caso calcio

y magnesio, forman quelatos solubles.

Ca2+ + Na2H2 EDTA → CaH2EDTA (quelato solubles) + 2Na+

Mg2+ + Na2H2EDTA → MgH2EDTA (quelato solubles) + 2Na+

El enlace calcio-EDTA o magnesio-EDTA es covalente coordinado. Estos

dos quelatos son estables a pH10 por lo que se debe ajustar el análisis a

este PH. Para ello se utiliza tampón de NH4OH/NH4CL

Es posible separar por este método, los iones calcio y magnesio. Para ello

solamente se cambia el pH a 12. A este pH 12 solamente el quelato de

calcio es estable, o en otras palabras, a pH 12 no forma quelatos de

magnesio. De modo que cuantitativamente:

# miliequivalentes (Ca2+ + Mg2+) = # miliequivalentes Na2H2EDTA (ph=10)

# miliequivalentes Ca2+ = # miliequivalentes Na2H2EDTA (ph12)

# meq Mg2+ = 4 meq (Ca2+ + Mg2+) - # meq Ca2+

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 Material Necesario

- Fioladelo0ml

- Matraz de 250 o 500 ml

- Pipetas volumétricas

- Vasos de precipitación de 100 y 250 ml

- Bureta

3.2 Reactivos

- Indicador negro de ericromo T

- Solución Tampón: NH4OH/NH4CI, pH = 10

- Solución EDTA 0.02 N

3.3 Experimentos

Se analizarán cuatro muestras

a) Agua de caño de la FIA

b) Agua de caño de su casa

c) Agua destilada

d) Agua desionizada

i. Utilizando una flota, tomar 100 ml de muestra de agua y verter en el

matraz erlenmeyer de 250 o 500 ml.

ii. Agregar 2 ml de Tampón ph 10 y agregar aproximadamente 0.1

gramos de negro de ericromo T con lo que la solución se tomará roja

iii. Enrasar la bureta con la solución de EDTA 0.02 N, previo lavado con

un poco de la misma soluci9ón y proceder a titular hasta el viraje a

color azul.

iv. Anotar el gasto. Repetir esta titulación dos veces

3.4 Diagrama de Rulo

3.5 Cálculos

≠miliequivalentes (Ca2 y Mg2+) = # miliequivalentes EDTA

V (Mg+2 + C+2) N(Mg+2 + Ca+2) = VEDTA NEDTA

N (Mg2 + Ca+2) =

V EDTA N EDTAV (Mg+2+Ca+2 )

3.6 Resultados

Agua de la FIA

AguaCasa

AguaDestilada

AguaDesionizada

PH

Gasto (ml) EDTA

Dureza (ppm)

4. CUESTIONARIO

i. Químicamente y microscópicamente, cuál es la diferencia entre el agua

destilada y agua desionizada.

ii. Una muestra de agua de río, requiere 18.4 ml de solución EDTA 0.30 M

por cada 240 ml de muestra a pH 10 ¿Cuál es la dureza en mg de

CaCO3/Lts y demás unidades.

iii. Es lo mismo sal de soda que lejía

iv. Qué opinión tienes, del agua que consumimos en esta zona (FIA) con

respecto a su dureza.