laboratorio química 2014-1-parte 2

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Laboratorio 5

“REACCIONES QUIMICAS”

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PREPARACIÓN PARA EL LABORATORIO 5

Nombre:…………………………………………………………Código:…..….…… Lea detenidamente el Laboratorio 5 y complete el siguiente formato:

1. Escriba la ecuación de la reacción entre el nitrato de plomo y yoduro de potasio en medio acuoso y cuando los reactivos están al estado sólido.

2. Investigue los estados de oxidación de los elementos del dicromato de potasio, ácido sulfúrico, etanol, zinc, óxido de cobre, nitrato cúprico, óxido de zinc, nitrato de plomo y yoduro de potasio.

3. Defina y ponga ejemplos de agente oxidante y agente reductor.

4. El dicromato de potasio es un agente oxidante o agente reductor

5. La oxidación de un alcohol primario a que sustancia da origen:

6. ¿Cuál es el fundamento de la prueba de la determinación de la alcoholemia en la sangre? Investigue.

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LABORATORIO 5

REACCIONES QUÍMCAS

Objetivos:

a. Identificar las reacciones químicas de desplazamiento. b. Identificar las reacciones químicas exotérmicas. c. Identificar las reacciones redox. d. Identificar las reacciones de oxidación. e. Escribir correctamente ecuaciones químicas indicando los estados de

agregación. f. Identificar productos químicos peligrosos para el ambiente.

Equipos y materiales:

- 1 superficie metálica - 1 mechero bunsen - 4 tubos de ensayo - 2 morteros con sus pilones respectivos - 1 vaso de precipitación de 100 mL

Reactivos y soluciones:

- Agua destilada - Fósforos o encendedor - Óxido de cobre (II) - Cinc en polvo. - Ácido clorhídrico 2M - Ácido nítrico concentrado - Nitrato de plomo (II)0.2 M - Yoduro de potasio0.2 M - Dicromato de potasio - Ácido sulfúrico concentrado - Etanol 96º

Equipos y materiales:

- 1 superficie metálica - 1 mechero bunsen - 4 tubos de ensayo - 2 morteros con sus pilones respectivos - 1 vaso de precipitación de 100 mL

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PROCEDIMIENTO Y CUESTIONARIO:

EXPERIMENTO 1: Reacción entre el Zn(s) y el CuO(s)

1. Pese 0.4 g de óxido de cobre (II) (CuO) y 0.32 g de cinc en polvo y mézclelos removiendo hasta conseguir una mezcla uniforme de color gris.

2. Disponga la mezcla con forma de una “salchicha” de aproximadamente 2 cm de largo sobre una superficie metálica. Caliente un extremo de la “salchicha” desde arriba con la llama de un mechero bunsen.

3. Observe lo ocurrido. Coloque el sólido formado dentro de un tubo de ensayo y caliéntelo con un mechero bunsen. Observe lo ocurrido. Luego déjelo enfriar. Observe lo ocurrido.

4. Al tubo de ensayo que contiene el sólido enfriado agregue ácido clorhídrico 2 M y agítelo. Observe lo ocurrido.

5. Decante el líquido del tubo de ensayo dejando sólo el sólido, luego agregar ácido nítrico concentrado (ésta acción realizarla en la campana extractora). Observe lo ocurrido.

(a) CuO(s) + Zn(s) ZnO(s) + Cu(s)

(b) ZnO(s) ZnO(s) (c) ZnO(s) + HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2O(l) (d) Cu(s) + HNO3(cc) Cu(NO3)2(ac) + NO2(g) + H2O(l) 1. ¿Qué sucede cuando se calienta la “salchicha con el mechero”?

2. ¿Cuáles son los productos de la reacción?

3. Ud. podría afirmar que la reacción fue ¿exotérmica o endotérmica? ¿Por qué?

∆

∆

blanco amarillo

negro Plateado blanco castaño

solución azul

marrón

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4. ¿Qué sucede cuando se calienta el sólido blanco, obtenido en la experiencia de

la “salchicha”? ¿Qué ocurre cuando el sólido se enfría en el tubo de ensayo? ¿A qué se debe este fenómeno?

5. ¿Qué ocurre cuando se agrega el ácido clorhídrico al tubo de ensayo?

6. ¿Cuál es el sólido que no se disuelve en el ácido clorhídrico?

7. ¿Qué ocurre cuando al sólido de la experiencia anterior se le adiciona ácido nítrico?

8. ¿Cuál es el gas que se desprende de la reacción? ¿De qué color es este gas?

9. ¿Cuál es el compuesto que está en la solución y que tiñe a ésta de azul?

10. ¿Por qué el ácido nítrico puede disolver al sólido (obtenido en la pregunta 5) y el ácido clorhídrico no?

11. El nitrato de cobre (II) obtenido en nuestra experiencia de laboratorio, ¿se puede desechar por el fregadero? ¿Por qué?

12. De las reacciones presentadas anteriormente (a, b, c y d), ¿cuál(es) de ellas son reacciones de desplazamiento?

13. De las reacciones presentadas anteriormente (a, b, c y d), ¿cuál(es) de ellas

son reacciones redox? ¿Por qué?

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14. De las reacciones presentadas anteriormente (a, b, c y d), ¿en cuál(es) de ellas los reactantes se encuentran ionizados? ¿Cuáles son los nombres de estos compuestos?

15. De las reacciones presentadas anteriormente (a, b, c y d), ¿en cuál(es) de ellas los productos se encuentran ionizados? ¿Cuáles son los nombres de estos compuestos?

EXPERIMENTO 2 Reacción entre el Pb(NO3)2 y el KI :

1. Pese 0.2 g de nitrato de plomo (II) y 0.2 g de yoduro de potasio, pulverícelos individualmente en un mortero y luego agréguelos en un tubo de ensayo, mézclelos bien. Observe lo ocurrido.

2. Midaen un tubo de ensayo 2 mL de nitrato de plomo (II) (0.2 M) y en otro tubo mida 2 mL de yoduro de potasio (0,2 M), agréguelos en tubos de ensayo por separado y disuélvalos con un poco de agua destilada.

3. Luego vierta la solución que contiene el yoduro de potasio dentro del tubo de ensayo que contiene el nitrato de plomo (II). Observe lo ocurrido.

16.¿Qué ocurre cuando se mezclan el nitrato de plomo (II) y el yoduro de potasio sólidos dentro del tubo de ensayo? 17.¿Qué ocurre cuando se mezclan las disoluciones de nitrato de plomo (II) con la de yoduro de potasio?

18.¿Cuál es el sólido formado en la reacción anterior y de qué color es éste? 19. Escriba la ecuación balanceada de la reacción de la pregunta 16. Además indique los estados de agregación.

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20. Escriba la ecuación balanceada de la reacción de la pregunta 17. Además indique los estados de agregación. 21. La reacción escrita en la pregunta 16, ¿es redox? ¿Por qué? 22.La reacción escrita en la pregunta 16, ¿es de desplazamiento? 23. Por qué cuando el nitrato de plomo (II) y el yoduro de potasio están sólidos noreaccionan (o lo hacen muy lentamente) pero en cambio cuando están

disueltos,lo hacen muy rápidamente? 24. El yoduro de plomo (II) obtenido en nuestra experiencia de laboratorio, ¿se puede

desechar por el fregadero? ¿Por qué? EXPERIMENTO 3 Reacción entre el CH3CH2OH(ac) y el K2Cr2O7(s) : Pese 0,3 g de dicromato de potasio y colóquelo en un vaso de precipitación de 100 mL, adicione gota a gota ácido sulfúrico concentrado, hasta que los cristales estén humedecidos. Luego vierta 20 mL de etanol 96º. Observe lo ocurrido. Cr2O7

2-(ac) + 3 CH3CH2OH(ac) + 8 H+

(ac) 3 CH3CHO(ac) + 2 Cr3+(ac) +7 H2O(l)

25. ¿Qué ocurrió cuando se agregó el etanol al dicromato de potasio? ¿Qué color se apreció? 26. ¿El color obtenido ¿a cuál elemento corresponde? 27.La reacción observada es una reacción típica de oxidación ¿cuál es agente oxidante? 28. ¿Cuál es la utilidad práctica que tiene esta reacción química?

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CUESTIONARIO

1. ¿Por qué la mayor parte de los sólidos se disuelven en agua mediante procesos endotérmicos?

2. Calcule la normalidad de una disolución de ácido sulfúrico , si 80 mL de la misma reaccionan exactamente con 0,364 g de carbonato de sodio.

3. ¿Qué volumen de ácido fosfórico 0,2 N reaccionará completamente con 100 mL de Ba(OH)2 0,0250M?

4. Si se mezclan 100mL de H2SO4 1,0 M con 200 mL de KOH 1,0 M ¿Qué sal se produce y cuál es su molaridad?

5. Calcule la normalidad de una disolución que contiene 4,2 gramos de HNO3 en 600mL de disolución

6. ¿Cuál es la molaridad y la normalidad de una disolución de ácido sulfúrico que es del 19,6% en peso de H2SO4? Su densidad es 1,14g/mL.

7. Calcule el volumen de disolución 6,0 M de NaOH necesario para preparar 500 mL de disolución 0,120M en dicha base

8. Un automóvil importado tiene un tanque de gasolina con capacidad de 38 litros. El octano (C8H18), uno de los constituyentes principales de la gasolina, tiene una densidad de 0,70g/mL. ¿Qué masa de monóxido de carbono será emitido a la atmósfera por la combustión incompleta del contenido de octano puro? (P.A: C = 12; O = 16; H = 1)

9. El vidrio (vidrio suave), cuya composición es: Na2O.CaO.6SiO2, se utiliza para la manufactura de frascos ordinarios. Se le prepara fundiendo una mezcla de carbonato de sodio, carbonato de calcio y dióxido de silicio, sustancias que reaccionan de acuerdo con la ecuación siguiente: Na2CO3 (s) + CaCO3 (s) + 6SiO2 (s) � Na2O.CaO.6SiO2 (l) + 2CO2 (g) Calcular el número de kilogramos de dióxido de silicio (SiO2) que se requieren para producir el vidrio necesario para la fabricación de 200 frascos cada uno de los cuales pesa 250g. (P.A: Si = 28; O = 16; Ca = 40; Na = 23)

10. La explosión del nitrato de amonio puede expresarse por: 2NH4NO3 (s) � 2N2(g) + O2(g) + 4H2O(g) ¿Qué volumen total (en litros) de gases se formarán por la descomposición explosiva de 500g de nitrato de amonio, siendo la temperatura 800ºC y la presión 0,85 atm?

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Laboratorio 6

“ACIDOS Y BASES”

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Nombre:……………………………………………………………………Código:…..….………… Lea detenidamente el Laboratorio 6 y complete el siguiente formato:

1. Investigue por qué los indicadores orgánicos generan diferentes colores en medio ácido y en medio básico.

2. Investigue los principales ácidos fuertes y ácidos débiles, bases fuertes y bases débiles.

3. Escriba la ecuación de la reacción del gas SO2 con el agua.

4. Escriba la ecuación de reacción del hidróxido de sodio y ácido clorhídrico

5. Defina los siguientes términos según la teoría de Bronsted y Lowry: ácido- base, ácido conjugado, base conjugada. De un ejemplo de cada uno.

6. Distinga entre ácido fuerte y ácidos débiles y de un ejemplo de cada clase.

7. ¿Qué quiere decir que el agua es anfiprótica?

8. ¿Cómo puede actuar el amoníaco como base si la fórmula NH3 no muestra iones hidróxido?

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LABORATORIO 6

ÁCIDOS Y BASES Objetivos:

• Identificar los indicadores ácido-base más comunes. • Identificar la naturaleza ácida o básica de algunas sustancias. • Sintetizar algunos ácidos. • Sintetizar algunas bases. • Aplican el concepto de neutralización. • Aprenderán a escribir ecuaciones químicas de neutralización.

Equipos y materiales: 2 vasos de precipitación 100 mL 1 matraz erlenmeyer 250 mL 1 probeta de 50 mL 2 sorbetes 1 chapita metálica 1 pinza metálica 1 luna de reloj 1 espátula Reactivos y soluciones: Agua destilada Fósforos o encendedor Ácido clorhídrico 0,1 M Hidróxido de sodio 0,1 M Solución de fenolftaleína (0,05 g/(50 ml etanol + 50 ml agua)) Solución de rojo de metilo (0,02 g/(60 ml etanol + 40 ml agua)) Flor de azufre Óxido de calcio Cinta de magnesio 1 pequeño papel de lija

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PROCEDIMIENTO

Parte 1 Mediante el empleo de indicadores concluiremos si una solución es ácida o alcalina: EXPERIMENTO 1: Agregue en un tubo de ensayo2 mL una solución de ácido clorhídrico 0,1 M, enseguida adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Observe lo que sucede. 1. ¿Se aprecia cambio de color? 2. ¿Cuál es el nombre comercial del ácido clorhídrico? EXPERIMENTO 2 Agregue en un tubo de ensayo de2ml, una solución de hidróxido de sodio 0,1 M, enseguida adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Observe lo que sucede. 3. ¿Se aprecia cambio de color?, ¿Cuál color es este? 4. ¿Cuál es el nombre comercial del hidróxido de sodio? 5. Completar la siguiente tabla :

Medio ácido Medio básico Fenolftaleína

EXPERIMENTO 3 Repetir el procedimiento anterior pero esta vez use como indicador una solución de rojo de metilo. 6. Completar la siguiente tabla indicando colores:

Medio ácido Medio básico Rojo de metilo

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EXPERIMENTO 4 El profesor le alcanzará tres soluciones y usted utilizará el equipo pHmeter Schott Instrument handylab pH11/SET para determinar el pH.

pH Solución 1

Solución 2 Solución 3

Parte 2: Realizaremos Síntesis de algunas sustancias: EXPERIMENTO 4 En un matraz erlenmeyer de 250 ml agregue 100 ml de agua destilada y adicione 3 gotas de indicador rojo de metilo, luego introduzca un sorbete (de los usados para tomar bebidas gasificadas) y sople por espacio de 5 minutos. Observe lo ocurrido.

CO2(g) + H2O(l) H2CO3(ac) 7. Después de los 5 minutos de haber soplado, ¿cambia el color del indicador rojo de

metilo? ¿Por qué? 8. ¿Cuál es el nombre del compuesto formado? EXPERIMENTO 5 En una cápsula coloque un poco de flor de azufre y haga un montículo con él; encienda la parte superior del montículo. Tape la cápsula con una luna de reloj y cuando el ambiente del recipiente este lleno de gas, añada unas gotas de agua con ayuda de la piceta y unas gotas de indicador rojo de metilo. Observe lo que sucede. S(s) + O2(g) SO2(g) 9. ¿A qué color cambia la solución? ¿Qué indica esto?

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10. Escriba la ecuación química que ocurre entre el gas que se encuentra en el vaso de

precipitación y el agua. Indique los estados de agregación. 11. ¿Cuál es el nombre del compuesto que hace cambiar el color de la solución? EXPERIMENTO 6 En un vaso de precipitación de 100 ml agregue 50 ml de agua destilada y luego con ayuda de una espátula adicione una pizca de óxido de calcio, agite hasta disolver el sólido; luego adicione 2 gotas de fenolftaleína. Observe lo que sucede. CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac) 12. ¿Cuál es el nombre comercial del óxido de calcio?

13. ¿Qué ocurre cuando se agrega la fenolftaleína? ¿Por qué ocurrió esto?

14. ¿Cuál es el nombre IUPAC y el nombre comercial del compuesto que hace virar el color de la fenolftaleína?

EXPERIMENTO 7 Sostenga con una pinza metálica una tira de cinta de magnesio y enciéndala con ayuda de un mechero bunsen. Observe lo que sucede. Luego coloque los restos de la cinta de magnesio dentro de un vaso de precipitación de 100 mL y adicione 50 mL de agua destilada; disuelva el sólido y luego agregue 2 gotas de fenolftaleína. Observe lo que sucede. 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) 15. ¿Qué sucede cuando se agrega la fenolftaleína? ¿Por qué ocurre esto?

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16. Escriba la ecuación química de la reacción entre los restos de la cinta de magnesio

y el agua. Indique los estados de agregación. 17. ¿Cuál es el nombre del compuesto que hace virar el color de la fenolftaleína? 18. Los compuestos usados en nuestra experiencia anterior fueron el CO2(g), SO2(g),

CaO(s) y MgO(s). Sabiendo que el C y el S son no metales y el Ca y el Mg son metales, ¿qué propiedad general podría inferir acerca de la naturaleza de los óxidos de los no metales y de los metales al combinarlos con el agua?

Parte 3: Neutralización EXPERIMENTO 8 En una vaso de precipitación de 100 mL agregue 10 mL de hidróxido de sodio 0,1M y 2 gotas de fenolftaleína, agite y luego adicione 10 mL de ácido clorhídrico 0,1 M. Observe lo ocurrido. Na(OH)(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l) 19. ¿Qué ocurre con el color de la fenolftaleína? ¿Por qué ocurre esto? 20. ¿Como se denomina la sal formada?

21. Además de la sal, ¿qué otro compuesto se forma?

EXPERIMENTO 9 En un matraz erlenmeyer de 250 mL adicione 1 mL de hidróxido de sodio 0,1M y 90 mL de agua destilada, luego agregue 2 gotas de fenolftaleína. Introduzca un sorbete a la solución y sople hasta que cambie de color. Observe lo que sucede. 22. ¿Qué ocurre con el color de la fenolftaleína? ¿Por qué ocurre esto?

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23. Escriba la ecuación química entre el aliento y el agua. Indique los estados de agregación.

24. ¿Cuál es el nombre de la sal formada y que otro compuesto se forma?

25. De lo experimentado en esta parte, cuando reacciona un ácido con una base se forma una sal y ¿qué otro compuesto siempre se forma?

CUESTIONARIO

1. Nombre los compuestos y escriba balanceadas: a) las ecuaciones moleculares b) las ecuaciones iónicas totales y c) las ecuaciones iónicas netas de las reacciones que ocurren entre los siguientes pares ácido-básicos:

a) H2C03 + Sr(OH)2 b)H2SO4 + Ba(OH)2 c)H3PO4 + Ca(OH)2 d) H2S + KOH 2. Nombre los compuestos y escriba balanceadas: a) las ecuaciones moleculares

b) las ecuaciones iónicas totales y c) las ecuaciones iónicas netas de las reacciones que ocurren entre los siguientes pares ácido-básicos a)HClO4 + NaOH b)HCl + Fe(OH)2

3. Escriba la ecuación molécula, iónica total, iónica neta de la formación de cada una de las sales, mediante la reacción ácido básica adecuada: a)KCl b) Ca(ClO4)2 c) NaNO3 d) Al(C2H3O2)3 e ) nitrato amónico f)sulfato de sodio

4. Escriba las fórmulas de las bases conjugadas de los siguientes ácidos: a) HNO2, b)H2SO4, c) H2S d) HCN e)HCOOH

5. Escriba la fórmula del ácido conjugado de cada una de las siguientes bases: a)HCO3

- b) HS-, c) CO32-, d)H2PO4-, e)PO4

3- f)SO42-

6. ¿Qué es la constante del producto iónico del agua? 7. Escriba la fórmula de cuatro ácidos fuertes , cuatro ácidos débiles, cuatro bases

fuertes, y cuatro bases débiles 8. ¿Qué cantidad de NaOH en gramos se necesita para preparar 546 ml de una

disolución con pH 10? 9. Calcule la concentración de iones H+ de una disolución 0,62M de NaOH 10. Calcule el pH de una disolución 0,76M KOH 11. Calcule el pH de una disolución 2,8x10-4 M Ba(OH)2

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Laboratorio 7

“ELECTROQUIMICA”


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1. Defina los siguientes términos: ánodo, cátodo, fuerza electromotriz, potencial estándar de oxidación, potencial estándar de reducción

2. ¿Por qué están separados los dos componentes de una celda electroquímica?

3. Haga un diagrama de celda para una celda electroquímica que consta de un electrodo de Al en contacto con un disolución 1M de Al(NO3)3 y un electrodo de un Ag en contacto con un disolución 1M de AgNO3

4. Analice las ventajas y desventajas de las celda de combustibles sobre las

plantas de energía convencionales en la producción de electricidad

5. Discuta la espontaneidad de una reacción de una reacción electroquímica en términos de su fem, fuerza electromotriz estándar ( Eº celda)

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LABORATORIO 7

ELECTROQUÍMICA

Objetivos:

• Aprender la manera como se construyen y funcionan las celdas galvánicas. • Aprender a instalar correctamente un voltímetro, para determinar las

polaridades de la celda. • Diagramar una celda galvánica. • Identificar y escribir reacciones anódicas y catódicas. • Identificar electrodos inertes en una celda. • Aprenderán a usar la tabla de potenciales estándares de reducción y

oxidación. • Identificarán reacciones espontáneas y no espontáneas, observando

únicamente el signo del potencial estándar de celda. • Construir y observar el funcionamiento de las celdas electrolíticas. • Construir una celda de combustible (aluminio)

Reactivos y soluciones: Agua destilada Sulfato de cinc 1 M (26,95 g ZnSO4 . 6 H2O/100 ml) Cloruro de estaño 1 M (18,96 g SnCl2(s)/100 ml) Cloruro de hierro (II) 2 M (32,56 g FeCl2 . 2 H2O/100 ml) Cloruro de hierro (III) 2 M (54,03 g FeCl3 . 6 H2O/100 ml) 2 barras de grafito 1 lámina de cinc 1 lámina de estaño 1 pequeño de papel lija Sal Común Papel de aluminio Papel Tissue Tiras de papel de filtro Nitrato de amonio (solución saturada) Sulfato de sodio 0,05 M (1,34 g Na2SO4 . 7 H2O/100 ml) Fenolftaleína Rojo de metilo PROCEDIMIENTO Y CUESTIONARIO: Celdas galvánicas: EXPERIMENTO 1 En sus respectivos vasos de precipitación vierta las soluciones siguientes: 40 ml de sulfato de cinc 1,0molar, 45 mL de Cloruro Estañoso 1,0 M y en el tercer vaso 20 ml de una mezcla de Cloruro Férrico y 20 mL de Cloruro Ferroso.

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En cada uno de estos vasos se colocarán los siguientes sólidos, que servirán como electrodos: lámina de estaño, lámina de cinc y en el tercer vaso un electrodo inerte (C). Experimento: seleccione dos de los vasos de precipitación previamente preparados y conecte los electrodos a un voltímetro en paralelo por medio de alambres provistos de pinzas, de tal manera que un electrodo esté conectado al terminal negativo del voltímetro y el otro electrodo al terminal positivo. Para cerrar el circuito conecte ambos vasos con una tira de papel de filtro previamente humedecido con una solución saturada de nitrato de amonio (puente salino). ¿Cómo saber cuando la instalación con el voltímetro es correcta? …………………………………………………………………………………………………………………………

puente salino

V

Sn(s) C(grafito)

Fe3+(ac)

Fe2+(ac)

Sn2+

(ac)

…………………………………………

celda 1

V

Zn(s) Sn(s)

Zn2+

(ac) Sn2+

(ac)

puente salino

…………………………..…………………

celda 2

(CADA VEZ QUE SE ELIJAN NUEVAS PAREJAS DE VASOS DE PRECIPITACIÓN, ESTOS SE CONECTARÁN CON PUENTES SALINOS

NUEVOS).

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1. Escriba la semireacción que se produce en el ánodo de la celda 1. Indique el potencial estándar de esta semi reacción, Eºoxidación. Use la tabla de potenciales de oxidación.

2. ¿En el ánodo se producen reducciones? 3. Escriba la semireacción que se produce en el cátodo de la celda 1. Indique el

potencial estándar de esta semi reacción, Eºreducción. Use la tabla de potenciales de reducción.

4. En el cátodo se producen ¿oxidaciones o reducciones?

5. Escriba la semireacción que se produce en el cátodo de la celda 2. Indique el

potencial estándar de esta semi reacción, Eºreducción. 6. Desde su punto de vista ¿cuál de las celdas es la más eficiente en términos de

voltaje?

7. Escriba la semireacción que se produce en el ánodo de la celda 3. Indique el potencial estándar de esta semi reacción, Eºoxidación. Use la tabla de potenciales de oxidación.

8. Escriba la reacción global de la celda 3. Indique el potencial de celda estándar, Eºcelda.

9. En las celdas 1, 2 y 3 ¿cuáles son los electrodos activos y/o inertes?

Zn(s) / Zn2+(ac) // Fe3+

(ac), Fe2+(ac) / C(grafito)

puente salino

V

Zn(s) C(grafito)

Fe3+(ac)

Fe2+(ac)

Zn2+

(ac)

celda 3

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10. En electroquímica ¿Qué es un electrodo?

11. Diseñe una pila con materiales inusuales y exprese su comportamiento con

esquemas y ecuaciones, si le es posible indique el voltaje esperado. 12. ¿Hay diferencias entre los potenciales de celda, Ecelda (medidos con el voltímetro) y

el potencial estándar de celda, Eºcelda (obtenidos de una tabla)?. ¿Por qué?, ¿Cómo evitarlo?

13. Los signos de los potenciales estándar de celda, Eºcelda, ¿son positivos o negativos?.

Estos signos indican que las reacciones son ¿espontáneas o no espontáneas? EXPERIMENTO 2 Celda de Combustible Aluminio - Aire Reacciones propuestas: Al(s) + 3OH−(aq)→Al(OH)3(s) + 3e− O2(g) + 2H2O(l) + 4e− →4OH−(aq) Global: 4Al(s) + 3O2(g) + 6H2O(l)→4Al(OH)3(s) Acondicionar papel de aluminio de aproximadamente 13 x 13 cm, luego prepare 20 ml de una solución saturada de Cloruro de Sodio (electrolito). Muela finamente carbón activado en un mortero y arme la celda de acuerdo al esquema siguiente:

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El papel Tissue debe tener menor tamaño que el trozo de papel aluminio y debe ser humedecido con la solución saturada de NaCl, una vez hecho esto humedecer también el carbón activado. Usando el multimetro determine el ánodo y el cátodo del sistema. Responda las siguientes preguntas: 1.- ¿Por qué se debe agregar sal para que la pila funcione? 2.- ¿Qué hace que la pila creada se comporte como una celda de combustible? 3.- ¿Esta pila es más o menos poderosa que una celda galvánica convencional?. Explique. 4.- Visite la biblioteca y explique a detalle cómo funciona esta celda de combustible. EXPERIMENTO 3 Celdas electrolíticas: Llene un tubo en U con una solución diluida de sulfato de sodio 1 M hasta una altura que diste, aproximadamente, 1.5 cm de los bordes; sumerja varillas de grafito y conéctelos a la fuente de corriente continua usando los conectores apropiados.

(PRECAUCIÓN: NUNCA JUNTE LOS POLOS DE LA FUENTE CONTINUA) A la solución que se encuentra en la parte anódica; en el tubo en U, agregue 3 gotas de rojo de metilo y a la solución que se encuentra en la parte catódica agregue 3 gotas de fenolftaleína. Anote los colores iniciales de los indicadores. Encienda la fuente de corriente continua y manténgalo funcionando por aproximadamente 3 minutos. Anote sus observaciones. Apague la fuente de corriente continua y luego invierta la polaridad de la celda electrolítica instalando los conectores a los polos opuestos a los iniciales, enseguida encienda la fuente por espacio de 5 minutos. Anote sus observaciones.

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+ -

C(grafito)C

(grafito)

1.- Llene el siguiente cuadro :

Color inicial en el cátodo

Color inicial en el ánodo

Color después de los 4

minutos en el ánodo

Color después de los 2.5

minutos en el cátodo

Rojo de metilo

----------

----------

Fenolftaleína

----------

---------

2.- ¿Qué indica el cambio de color del rojo de metilo en el ánodo? 3.- Escribir es la(s) semi reacción(es) que se está produciendo en el ánodo. Indique los estados de agregación y el potencial estándar de la(s) semi reacción(s). 4.- En el ánodo se aprecian burbujas que se desprenden del electrodo ¿cuál es el nombre de dicho gas? 5.- ¿En qué electrodo se aprecia la presencia de burbujas? ¿Cuál es el nombre de dicho gas? 6.- Escribir es la(s) semi reacción(es) que se está produciendo en el cátodo. Indique los estados de agregación y el potencial estándar de la(s) semi reacción(s).

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7.- ¿Cuál fue el voltaje y el amperaje de la fuente de corriente continua? 8.- ¿Cual es la relación de oxigeno a nitrógeno en esta electrólisis? 9.- ¿Cuál es el signo del potencial estándar de celda, Eºcelda?. Éste signo nos indica que la reacción es ¿espontánea o no espontánea?

Potenciales estándar de reducción a 25 ºC

Eº ( voltios)

Sn2+

(ac) + 2 e- Sn(s) - 0,14

Fe3+(ac) + 1 e- Fe2+

(ac) + 0,77

Zn2+(ac) + 2 e- Zn(s) - 0,76

2 H+

(ac) + 2 e- H2(g)

0,00

½ O2(g) + 2 H+(ac) + 2 e- H2O(l) + 1,23

O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- 4 OH-

(ac) + 0,40

CUESTIONARIO

1. Según la celda combustible de hidrógeno y oxígeno, Qué volumen de hidrógeno almacenado a 25ºC a una presión de 155 atm se necesita para que funcione un motor eléctrico con una corriente de 8,5ª durante 3 h ? ¿Qué volumen de aire en litros pasará a través de la celda por un minuto para que motor funcione?

2. Sí el costo de la electricidad para producir magnesio por electrólisis del cloruro de magnesio fundido es de 450 soles por tonelada de metal, ¿cuál es el costo de la electricidad necesaria para producir 10 toneladas de aluminio, 30 toneladas de sodio?

3. Una corriente de 1,26 A se pasa a través de una celda electrolítica que contiene una disolución de ácido sulfúrico diluido durante 7,44 horas. Escriba las reacciones de semicelda y calcule el volumen de los gases generados a TPE.

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4. Calcule la fem estándar de una celda que utiliza las reacciones de semicelda Mg/Mg2+ y Cu/Cu2+a 25ºC. escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones de estado estándar

5. Prediga si el Fe3+ puede oxidar el ión I- a I2 en condiciones de estado estándar. 6. Explique la diferencia entre una celda que no es recargable y una celda

recargable.

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Laboratorio 8

“CORROSION DE METALES”

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1. La corrosión del hierro por la humedad ocurren las siguientes reacciones:

a) ¿Cuál es la reacción anódica? b) ¿Cuál es la reacción catódica?

2. Mediante qué indicador puede identificar la presencia del fierro 2+.

3. Investigue qué es un ánodo de sacrificio.

4. Investigar los factores que favorecen la corrosión del hierro.

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LABORATORIO 8

CORROSIÓN DE METALES Objetivos:

• Experimentar con el indicador de Fe+2. • Experimentar con la corrosión del hierro en diferentes medios. • Plantear ecuaciones químicas de corrosión. • Elegir el mejor ánodo de sacrificio para otro metal. • Construirceldas galvánicas

Reactivos y soluciones: Agua destilada 5 clavos pequeños de acero Hexacianoferrato de potasio 0,1 M Sulfato de hierrro (II) 0,1 M Hidróxido sodio 0,1 M Ácido sulfúrico 0,1 M Cloruro de sodio 0,1 M Cloruro de sodio 3,5 % Fenolftaleína 1 Lámina de cobre 1 Lámina de aluminio 1 Lámina de cinc 1 pequeño papel lija Tiras de papel de filtro Cloruro de sodio (solución saturada) Cinta de magnesio Gelatina incolora o agar-agar PROCEDIMIENTO Y CUESTIONARIO: Indicador de hierro (II): EXPERIMENTO 1 En un tubo de ensayo agregue 3 mL de sulfato ferroso 0,1 M, luego adicione 1 gota de hexacianoferrato de potasio. Observe lo que sucede.

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Fe2+(ac) + K+

(ac) + [Fe(CN)6]3-(ac) K Fe[Fe(CN)6](s)

1. Si tuviera que determinar corrosión del metal en un tanque de agua, ¿qué

indicador usaría?, en todo caso una indicación positiva para el Fe+2 sería: …………………………………………………………………………………………………………………….. Corrosión del hierro: EXPERIMENTO 2 Coloque en tres tubos de ensayo 3 mL de:Hidróxido de sodio 0,1 M, Cloruro de sodio 0,1 M, y Acido Sulfúrico 0,1 M respectivamente, luego introduzca en cada uno de ellos un clavo. Deje reposar por espacio de unos 5 minutos mientras observa detenidamente lo que ocurre. Luego determine en que tubo de ensayo y con qué sustancia hay indicación positiva de iones Fe+2. ………………………………………………………………………………………………………………………….. Vierta un poco de la solución que se encuentra en el tubo de ensayo que contiene el Cloruro de Sodio y agregue 2 gotas de fenolftaleína. Anote sus observaciones.

2. Llene el siguiente cuadro :

Acidez de los reactivos

Observaciones durante la reacción

Ensayo de Fe2+

(ac) Aspecto del

clavo después de sumergido

NaCl

NaOH

H2SO4

3. ¿En qué medios (ácido, base o neutro) se aprecia corrosión intensa?

4. ¿En qué medios (ácido, base o neutro) no se aprecia corrosión? 5. ¿Qué color aparece cuando se agrega la fenolftaleína a la solución del tubo de

ensayo que contenía el cloruro de sodio?. Explique.

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6. ¿Cuál es el nombre del gas que se desprende del tubo de ensayo que contiene el

clavo inmerso en ácido?. ¿Es inflamable o toxico? 7. Con ayuda de la tabla de potenciales estándar de oxidación, escriba la reacción de

corrosión en medio ácido. Indique los estados de agregación y el potencial de celda.

EXPERIMENTO 3 Ánodo de sacrificio: Arme celdas galvánicas: coloque 40 ml de cloruro de sodio al 3,5 % y 5 gotas de fenolftaleína en dos vasos de precipitación. Luego conecte ambos vasos con una tira de papel de filtro humedecido con una solución saturada de nitrato de amonio (puente salino). En uno de los vasos se sumergirá un clavo de hierro y en el otro una lamina de cobre. Los electrodos se conectarán a un voltímetro por medio de unos alambres provistos de unas pinzas, de tal manera que el electrodo de hierro este siempre conectado al terminal negativo del voltímetro. Anote sus observaciones y el voltaje generado. Repita la experiencia cambiando la lámina de cobre por una de zinc.

CADA UNO DE ESTOS EXPERIMENTOS SE REALIZARÁ POR SEPARADO, ELIMINÁNDOSE LA SOLUCIÓN QUE CONTIENE EL VASO DE PRECIPITACIÓN

CADA VEZ QUE SE CAMBIE DE ELECTRODO).

8. Llene el siguiente cuadro :

Terminal positivo (Ánodo)

Terminal negativo (Cátodo)

Ecelda

(Voltios)

Formación de OH-(ac)

(¿ánodo o cátodo?)

¿Se produjo un ánodo de

sacrificio?

V

Metal Fe

puente salino

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9. ¿Cuáles son los metales que usaría como ánodos de sacrificio para el hierro?.

Explique. 10. ¿Cuál es el metal que no funciona como ánodo de sacrificio para el hierro? ¿Por

qué sucede ello?.Si quisiera hundir un barco ¿qué metales elegiría como “falso ánodo”?

11. ¿Cuál es la semi reacción que se produce en el la celda que contiene al hierro,

cuando se utiliza cobre en la otra celda? 12. ¿Cuál es la semi reacción que se produce en el la celda que contiene al hierro,

cuando se utiliza cobre en la otra celda? EXPERIMENTO 4: Localización de las zonas Anódicas y Catódicas de un metal deformado.

1. Prepare una disolución de Agar-Agar utilizando 4 g de Agar –Agar o gelatina en 100 mL de una solución de cloruro de sodio al 3% en un vaso de 150 mL; ponga a hervir ligeramente con agitación constante. Deje enfriar un poco la disolución.

2. Cuando la disolución este templada, añada 10 a 12 gotas de una solución de ferricianuro potásico K3[Fe(CN)6] 0,5M y unas 10 gotas de fenolftaleina, siempre con agitación.

3. Prepare dos placas petri; en la primera coloque un clavo normal y un clavo doblado y en la última un clavo recubierto en parte de papel aluminio o cinta de magnesio (hasta la mitad aproximadamente).

4. Vierta en las placas la disolución preparada anteriormente de manera que los clavos y el aluminio queden completamente cubiertos por la disolución. Deje reposar varios minutos y observe las placas en fondo blanco. Anote los resultados y haga un gráfico localizando las zonas coloreadas. Interprete los resultados.

(Un mejor efecto visual se obtendría si dejáramos reposar las placas toda la noche). Nota: Es importante no mover las placas petri una vez colocados lo clavos.

¿Qué sucede en la primera placa con los dos clavos? ¿En cual placa se aprecia la presencia de OH-

(ac)?. ¿Cómo lo dedujo?

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El magnesio ¿es un buen ánodo de sacrificio para el cobre? ¿En cuál placa se aprecia la presencia de Fe2+

(ac)? El magnesio ¿es un buen ánodo de sacrificio para el hierro?

Tabla de Potenciales Estándar de Electrodo a 25°C Reacción de Reducción Eo (V) Reacción de Oxidación Eo (V)

Li+ + e- → Li -3.04 Li → Li+ + e- 3.04 K+ + e- → K -2.92 K → K+ + e- 2.92

Ba2+ + 2e- → Ba -2.90 Ba → Ba2+ + 2e- 2.90 Ca2+ + 2e- → Ca -2.87 Ca → Ca2+ + 2e- 2.87 Na+ + e- → Na -2.71 Na → Na+ + e- 2.71

Mg2+ + 2e- → Mg -2.37 Mg → Mg2+ + 2e- 2.37 Al3+ + 3e- → Al -1.66 Al → Al3+ + 3e- 1.66

Mn2+ + 2e- → Mn -1.18 Mn → Mn2+ + 2e- 1.18 2H2O + 2e- → H2 + 2 OH- -0.83 H2 + 2 OH- → 2H2O + 2e- 0.83

Zn2+ + 2e- → Zn -0.76 Zn → Zn2+ + 2e- 0.76 Cr2+ + 2e- → Cr -0.74 Cr → Cr2+ + 2e- 0.74 Fe2+ + 2e- → Fe -0.44 Fe → Fe2+ + 2e- 0.44 Cr3+ + 3e- → Cr -0.41 Cr → Cr3+ + 3e- 0.41 Cd2+ + 2e- → Cd -0.40 Cd → Cd2+ + 2e- 0.40 Co2+ + 2e- → Co -0.28 Co → Co2+ + 2e- 0.28 Ni2+ + 2e- → Ni -0.25 Ni → Ni2+ + 2e- 0.25

Sn2+ + 2e- → Sn -0.14 Sn → Sn2+ + 2e- 0.14 Pb2+ + 2e- → Pb -0.13 Pb → Pb2+ + 2e- 0.13 Fe3+ + 3e- → Fe -0.04 Fe → Fe3+ + 3e- 0.04 2H+ + 2e- → H2 0.00 H2 → 2H+ + 2e- 0.00

Sn4+ + 2e- → Sn2+ 0.15 Sn2+ → Sn4+ + 2e- -0.15 Cu2+ + 2e- → Cu 0.34 Cu → Cu2+ + 2e- -0.34

2H2O + O2 + 4e- → 4OH- 0.40 4OH- → 2H2O + O2 + 4e- -0.40 Cu+ + e- → Cu 0.52 Cu → Cu+ + e- -0.52

Fe3+ + e- → Fe2+ 0.77 Fe2+ → Fe3+ + e- -0.77 Ag+ + e- → Ag 0.80 Ag → Ag+ + e- -0.80

Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O 1.33 2Cr3+ + 7H2O → Cr2O7

2- + 14H+ + 6e- -1.33 Au3+ + 3e- → Au 1.50 Au → Au3+ + 3e- -1.50 Co3+ + e- → Co2+ 1.82 Co2+ → Co3+ + e- -1.82

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CUESTIONARIO

1. Bosqueje las siguientes celdas y escriba en cada caso la ecuación ajustada de la reacción espontánea y calcule el potencial, indique la dirección del flujo electrónico, el ánodo, el cátodo y la polaridad del electrodo.

a. Una tira de cobre sumergida en una disolución 1M en Cu2+ y una tira de plata sumergida en una disolución 1M de Ag+

b. Una tira de aluminio sumergida en una disolución 1M de Al3+ y una tira de cobre sumergida en una disolución 1M de Cu2+

2. Durante la electrólisis de una disolución acuosa de nitrato de plata AgNO3 se depositaron 0,41g de Ag después de cierto tiempo.

a. Escriba la semi reacción de reducción b. Calcule la cantidad de electricidad utilizada

3. De la reacción entre el magnesio con el ácido clorhídrico, a. escriba la ecuación de la reacción b. indique la sustancia oxidada: . . . . . . . . . . . . . . la sustancia reducida: . .

. . . . . . . . . . . . c. la semi ecuación de reducción d. la semi ecuación de oxidación e. agente oxidante: . . . . . . . . . . . . . agente reductor: . . . . . . . . . . . . . . . . f. moles de electrones necesarios para obtener 2g de hidrógeno: . . . . . . . . .

4. Indique el número de electrones que gana o pierde y si las semi reacciones son de oxidación o reducción

a. Sn 4+ � Sn 2+ b. Ni0 � Ni3+ c. Ag +1 � Ag0 d. Cl2

0 � 2Cl -1

laboratorio química 2014-1-parte 2

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