manual quimica v 2.0 (1)
TRANSCRIPT
UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA GENERAL
MANUAL DE LABORATORIO
BARANQUILLA
2000
INTRODUCCION
El objetivo principal para el cual se emprendió la tarea de elaborar un Manual de Laboratorio, fue el
de proporcionar al estudiante de Química General, un conocimiento básico que le permita iniciarse
en el estudio de la asignatura en forma experimental.
El Manual está concebido para el Laboratorio de Química General que corresponde a los semestres
básicos del campo científico metodológico de los planes de estudio de Ingenierías, Licenciatura en
Ciencias Naturales, Biología, Química y Farmacia, Física y Química.
Están diseñadas para que el estudiante, pueda familiarizarse con los equipos y materiales de uso
común en los laboratorios y reactivos, adquiera la habilidad y destreza en el manejo de los mismos,
practique las técnicas de laboratorio, encarando su labor con un criterio analítico y no solo con la
curiosidad de comprobar fenómenos.
Para su manejo se sigue la siguiente metodología.
Presenta una información general de las normas de seguridad en los laboratorios.
Instrucciones para la presentación del informe de Laboratorio.
Instrucciones para el cuaderno de notas del Laboratorio.
Cada práctica tiene un título, sus objetivos, una información básica de la teoría a tratar en la
misma, el procedimiento que debe seguir, datos, cálculos, preguntas en algunas se dan
recomendaciones.
Al final del manual se han colocado una serie de dibujos del material de laboratorio que
usaremos en las diferentes prácticas, así como tablas y anexos que complementan la
información del mismo.
1.- NORMAS GENERALES DE SEGURIDAD PARA TRABAJAR EN EL
LABORATORIO DE QUIMICA.
El trabajo en el laboratorio es una actividad interesante no solo por lo que se puede aprender dentro
de él, sino también por la oportunidad que tenemos de desarrollar en forma práctica nuestros
conocimientos teóricos, pero para ello es necesario conocer algunos riesgos que se pueden presentar
en el mismo y que por lo tanto debemos tener precauciones. Para ello existen algunas normas
generales en las cuales debemos poner atención y ser responsables del trabajo que estamos
realizando, estas son importantes y decisivas en el éxito del trabajo del mismo.
La siguiente lista de precauciones y cuidados le advierte sobre peligros que son frecuentes en el
Laboratorio:
Debe conservar el lugar de trabajo limpio y seco.
Leer con antelación a la práctica, la técnica a seguir y planear la realización de la misma.
Anotar datos y resultados en un cuaderno de notas de cada práctica de Laboratorio.
Leer las etiquetas con cuidado para usar el reactivo en forma correcta. Los reactivos sólidos se
deben manejar con una espátula, los líquidos corrosivos o nocivos con pipetas adheridos a una
bomba de succión.
Lavar con antelación los materiales de vidrio a utilizar y al finalizar dejarlos limpios.
El estudiante debe saber en dónde se halla el equipo de seguridad y de primeros auxilios.
En caso de tener contacto de una sustancia corrosiva con la piel u ojos, debe lavarse la parte con
suficiente agua, e informar al profesor o instructor de laboratorio.
No saboree sustancias químicas; no huela directamente los vapores, para hacerlo ahueque la
mano y llévese una pequeña muestra de vapor a la nariz.
Al calentar una sustancia coloque la salida de los vapores hacia una parte donde no cause daño
a usted o sus compañeros.
No deje abiertas las llaves del gas sin que el mechero correspondiente esté encendido. No las
debe forzar.
No introduzca tubos o varillas de vidrio en tapones sin antes lubricarlos con agua o vaselina en
el orificio de estos.
No usar material de vidrio roto o sentido.
Nunca utilice sustancias sin rótulo o desconocidas.
Use siempre la bata de laboratorio en forma correcta.
No utilice material de otro grupo de trabajo pídalo al profesor o ayudante del mismo.
Si rompe algún material favor avisar al profesor o monitor, este debe ser repuesto en el
laboratorio siguiente
Está prohibido fumar o ingerir alimento dentro del laboratorio.
No caliente probetas, pipetas, buretas, matraces aforados, ya que se rompen fácilmente.
No cargue recipientes de reactivos para su mesa en especial los grandes; déjelos en el sitio que
le asignó el profesor.
No retorne los sobrantes de los reactivos a los frascos de origen ya que puede contaminarlos;
para evitar tener residuos de reactivos, tomar pequeñas cantidades de las sustancias con las
cuales trabaja.
Al utilizar las espátulas mirar que estén secas y limpias.
Tape los reactivos cuando los haya utilizado, ya que la humedad y gases del medio lo
contaminan, o puede algún estudiante derramarlo.
Arrojar los residuos sólidos a las canecas de la basura y mantenga limpio el sumidero de los
vertederos de estos residuos.
Coloque los recipientes de vidrio de tal manera que no se puedan romper, lo mismo para los
recipientes en donde están los reactivos.
1.1. ANTIDOTOS DE VENENOS.
ACIDO ACETICO: Eméticos, leche de magnesia, tiza, jabón, aceite.
ARSENICO: Leche, huevo crudo, aceite dulce, agua de cal, harina y agua.
MONOXIDO DE CARBONO: Colocar al paciente donde haya aire fresco, solicitar para aplicar
Oxígeno con un motor para pulmones, aplicar respiración artificial por lo menos una hora hasta que
llegue el equipo para suministrar Oxígeno. Inhalación de amoníaco o nitrato de Amilo.
CLOROFORMO: Baño con agua fría en cabeza y pecho, respiración artificial.
ETILENO: Lo mismo que para el monóxido de carbono.
ACIDO HIDROCIANICO: Peróxido de hidrógeno, respiración artificial, respirar amoníaco, sulfato
ferroso seguido por carbonato potásico, eméticos, abrigar bien.
YODO: Eméticos, lavado de estómago, comidas almidonadas en abundancia, tiosulfato de sodio.
ACETATO DE PLOMO: Eméticos, lavado de estómago, sodio, potasio o sulfato de magnesio,
leche, albúmina.
NITRATO DE PLATA: Sal y agua.
ACIDO CLORHIDRICO: Magnesia, carbonatos alcalinos, albúmina, hielo.
ACIDO NITRICO: Lo mismo que para el ácido clorhídrico.
ACIDO FOSFORICO: Lo mismo que el anterior.
HIDROXIDO DE SODIO O POTASIO: Vinagre, jugo de limón, jugo de naranja, aceite, leche.
ACIDO SULFURICO: Lo mismo que para el ácido clorhídrico, además jabón o aceite.
QUEMADURAS CON REACTIVOS QUIMICOS: Lavar tan pronto sea posible con grandes
cantidades de agua.
QUEMADURAS CON ACIDOS: Lavar con agua, procurar agua de cal más aceite de linaza crudo
mezclado en proporciones iguales o con una mezcla de bicarbonato de soda y agua de jabón
espumoso y aplicar libremente.
QUEMADURAS CON ALCALIS: Lavar con grandes cantidades de agua, neutralizar con vinagre
débil, jugo de cidra o limón. Para quemaduras fuertes en la vista, lavar con solución débil de
vinagre o aceite de oliva o con soluciones saturadas de ácido bórico.
QUEMADURAS CON BROMO: Colocar solución fuerte de tiosulfato de sodio hasta que todo el
color del bromo desaparezca, luego lavar el tiosulfato de sodio con bastante agua.
1.2.-CUADERNO DE NOTAS.
El Laboratorio de Química general es una actividad de aprendizaje de técnicas y a la vez forma
al estudiante en el manejo de los materiales, reactivos y equipos que necesita para desarrollar las
prácticas que se requieren para su aprendizaje. Por esto es necesario e importante que el estudiante
haya leído y estudiado la práctica con anterioridad y si tiene dudas pueda investigar en la Biblioteca
o con otros compañeros lo que no entienda con solo leer la técnica que se les entrega.
Algunas investigaciones llevadas a cabo por científicos han perdido su credibilidad por no tener en
sus manos unas hojas o un cuaderno de notas donde se pueda corroborar lo que se hizo en el
Laboratorio, para ello es necesario que los estudiantes lleven un cuaderno en donde puedan
consignar todos los datos hallados en la experiencia y luego puedan compararlos con los
compañeros.
Este medio permite al estudiante organizar su pensamiento ya que en el están consignados todos los
datos de la experiencia, en el podrán mirar si la experiencia realizada les resultó como querían o no.
Estos datos deben estar en orden de tal manera que otro estudiante pueda entender y utilizar estos
para sus cálculos.
Aquí mencionaremos algunas reglas que deben seguir para las anotaciones del Laboratorio.
Utilice cuadernos de pasta dura.
No arranque hojas, numérelas y escriba siempre con tinta.
No borre nada, si se equivocó, tache con una cruz, y luego proceda a realizar los nuevos
cálculos. De tal manera que se pueda leer lo anteriormente hecho.
Haga anotaciones concisas y completas, en forma ordenada, clara y legible.
No deje espacios en blanco.
Antes de entrar al Laboratorio analice el trabajo a realizar.
Llene la hoja de datos de cada experiencia y asegúrese que las cantidades están bien escritas.
Haga los cálculos que le ayudarán a verificar la consistencia de sus datos.
Trabaje con orden y limpieza.
Si la libreta se le mancha accidentalmente, es algo normal en un Laboratorio.
1.3.- EL INFORME DE LABORATORIO.
Cualquier investigador, está obligado a presentar un informe del tema investigado. Todo informe de
laboratorio debe llevar las pautas de un escrito científico. Los pasos a seguir para presentar un
informe de Laboratorio o un informe científico son los siguientes:
El título.
La información básica, es decir un resumen de la teoría en que está fundamentada la
investigación a realizar.
El método a seguir para realizar la experiencia o la investigación. Esto debe ser resumido.
Datos y resultados. Este comprende dos partes: a.- Datos primarios.
b.- Datos secundarios o resultados.
Discutir o analizar los resultados.
Dar recomendaciones y conclusiones de la experiencia .
Bibliografía.
CONTENIDO
Página
1. Uso del Mechero y Trabajo en vidrio.......................................................... 1
2. Relaciones entre masa y volumen................................................................ 5
3. Transformaciones de la materia.................................................................. 11
4. Tipos de Reacción......................................................................................... 15
5. Porcentaje de Oxígeno en el Clorato de Potasio........................................ 18
6. Proporciones definidas y Múltiples............................................................. 21
7. Determinación de la Estequiometría de una Reacción Química.............. 24
8. Determinación de la fórmula de una sal hidratada.................................... 28
9. Ley de Charles............................................................................................... 31
10. Peso molecular de un líquido vaporizable.................................................. 35
11. Volumen molar de un gas.............................................................................. 39
12. Soluciones........................................................................................................ 43
13. Determinación de la curva de solubilidad,................................................... 46
14. Propiedades Coligativas................................................................................. 48
15. Calor de Reacción........................................................................................... 51
16. Equilibrio Químico......................................................................................... 57
17. Neutralización................................................................................................. 60
18. Punto de equivalencia entre una base y un ácido......................................... 65
19. ¿Cuánta presión se necesita para formar las palomitas de maíz................ 67
20. Identificación de un desconocido.................................................................... 69
21. Actividad de laboratorio para distinguir entre dos sales usando método-
logías sencillas.................................................................................................. 71
22. Ley de Boyle..................................................................................................... 72
1
PRACTICA N° 1 TRABAJO SEGURO EN EL LABORATORIO
PRACTCA DIARIA
“LA SEGURIDAD EN EL LABORATORIO ES UN COMPROMISO IMPOSTERGABLE DE TODOS LOS
IMPLICADOS EN ESTE ESCENARIO”
1. INTRODUCCION Suena espeluznante, en ocasiones, hablar de seguridad en un mundo sometido por fuerzas
de diversa índole y sobre todo cuando de seguridad frente a lo desconocido se trata. Esto
último es a lo que realmente nos exponemos cuando iniciamos un curso en el que el objeto
de estudio es la materia en lo que respecta su comportamiento químico. Ella, cual verdadero
exponente de un serpentario, nos depara muchas sorpresas, especialmente si además de
principiantes, somos atrevidos, llámese mejor imprudentes, en su manejo o tratamiento.
Aún los expertos, están sometidos a los riesgos a que se exponen ellos, sobre todo se al
igual que el serpentologo incauto, pretende utilizarlas sin el menor grado de precaución.
Si los profesionales suelen cometer errores en el manejo de reactivos e instrumentos del
laboratorio, con mas razón, quienes inician o cursan una carrera en la que deben
diariamente encarar sustancias e instrumentos de diversa complejidad en el manejo. Esto
obliga a todos a conscientizarse y a aprender hábitos o costumbres seguras en las prácticas
que diariamente aborda.
El manejo de sustancias, equipos y aparatos de laboratorio está íntimamente ligado a daños
que puedan suscitarse por mala manipulación o por negligencia es la observación oportuna
de medidas preventivas, pues los accidentes en el laboratorio, en general, no ocurren, son
provocados, pues muchos son los estadísticas que señalan que pese a la existencia de
medidas preventivas, el comportamiento humano fue un factor desencadenante en la
mayoría de estos accidentes.
ALGO CNSOLADOR: “La seguridad se puede aprender.”
La manipulación segura de productos químicos y de materiales de laboratorio se aprende y
para esto, nuestro conocimiento sobre ellos debe ir siempre emanado de responsabilidad y
ante todo de concientización. El comportamiento seguro es observado antes, durante y
después de los procedimientos prácticos, se debe tener en cuenta las indicaciones, reglas y
consejos de prudencia emanados de estudios serios hechos por expertos en materia de
seguridad.
2. OBJETIVOS
Propiciar en el estudiante la formación de hábitos, costumbres y actitudes
responsables en el manejo y utilización de reactivos e instrumentos de Laboratorio.
Resaltar la importancia del manejo apropiado de la tabla de seguridad es trabajo de
laboratorio.
Afianzar el conocimiento de reglas básicas de seguridad en los procedimientos
prácticos.
Afianzar el conocimiento y significado de los símbolos de peligro ligados al
manejo de reactivos y material de laboratorio.
Concienciar al personal sobre los riesgos específicos y consejos de prudencia que
2
aparecen en las prácticas de acuerdo al propósito de cada una de ellas.
Potencias a los estudiantes la búsqueda de información adicional, diferente a la que
ofrecen las etiquetas de cada producto.
3. MATERIALES. Tabla de seguridad Merck, papel, lápiz, marcador, Pictogramas, videos, documentos,
artículos, versiones sacados de la práctica.
4. ACTIVIDADES. Se inicia la actividad con una descripción breve de los accidentes que han tenido
ocurrencia en los laboratorios de la Universidad; sus probables causas y
consecuencias ; las medidas de seguridad que se adoptaron y su posible prevención
en otras condiciones diferentes a las que se desencadenaron; costo individual,
social y psicológico del mismo, medidas correctoras implementadas en el futuro y
respuesta institucional frente al siniestro. Esta puede complementarse con la reseña
de accidentes del mismo o parecido tipo ocurridos en otros escenarios, laboratorios
de empresas, domicilios, etc. La fuente del material presentado puede ser de origen
docente, estudiantil o documental.
A continuación, la estructura en forma colectiva, un listado de reglas de seguridad
importantes y de riguroso cumplimiento tanto por docentes como por estudiantes,
listado éste que debe ser el producto del análisis de las situaciones planteadas en la
primera actividad.
La tercera actividad consiste en la socialización de la tabla de seguridad y en el
análisis de ella en grupo de tres estudiantes, determinado; aspectos que podemos
resaltar de ella, utilidad, fuentes adicionales de información. Sobre esta actividad
cada grupo deberá realizar un escrito sobre BUENAS PRACTICAS EN EL
TRABAJO DE LABORATORIO, en el genero literario que crea pertinente,
observando fielmente los criterios de puntuación y ortografía.
La cuarta actividad, o de cierre consiste en la socialización de cada escrito,
sustentación de las mismas, discusión de ellos y la estructuración y tareas.
5. EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS. a. Consulta de ficha u hoja de seguridad de las siguientes sustancias: ácido
sulfúrico, ácido clorhídrico, ácido nítrico, anhídrido acético, hidróxido de
sodio, amoníaco, ácido cianhídrico.
b. Elabore los pictogramas de riesgo correspondientes a cada uno de estas
sustancias, cúbralos con papel adhesivo y ubíquelos en lugares visibles.
3
PRACTICA N° 2
USO DEL MECHERO Y TRABAJO EN VIDRIO
1.- OBJETIVOS. Conocer el mechero, la llama y las zonas de calentamiento.
Demostrar habilidad con el manejo del vidrio en cuanto a corte y doblado de tubos de vidrio
2.- INFORMACION BASICA.
La fuente primaria de calentamiento en el Laboratorio son los mecheros (Fig. 1) utilizando el gas
natural como medio de combustión. De los mecheros utilizados en el Laboratorio, el que más se
utiliza es el Bunsen, el cual consiste de un tubo para la entrada del gas (A), por un orificio pequeño
a una cámara de mezclado con aire (B), la cual mediante un anillo (C), es posible abrir o cerrar, para
regular el paso del aire de acuerdo a la necesidad. La cámara (B) se prolonga en un tubo separable
(D), de 10 – 12 cm de longitud, del cual sale una llama cónica.
Cuando la llama está bien regulada (Fig. 2b), es posible distinguir dos zonas; la externa que es la
zona de Oxidación (O), de color Violeta pálido y la interna que es la zona de Reducción (R), de
color azul pálido, el punto (P) es la parte más caliente de la llama.
Los objetos que deseamos calentar se deben colocar en la parte de arriba de este punto. Para obtener
una llama excelente deje penetrar el aire, ya que el gas es una mezcla de hidrocarburos que al
quemarse se combinan con el oxígeno del aire, formando agua, monóxido y dióxido de carbono,
desprendiendo energía calorífica.
El monóxido de Carbono se forma cuando la combustión es parcial.
CH4 (g) + O2 (g) ----------- C (s) + 2 H2O (g)
2 CH4 (g) + 3 O2 (g) ---------- 2 CO (g) + 4 H2O (g)
CH4 (g) + 2 O2 (g) --------- CO2 (g) + 2 H2O (g)
El vidrio es una sustancia dura, de brillo especial, frágil, insoluble y maleable a altas temperaturas,
es un líquido superenfriable de gran viscosidad. La apariencia física del vidrio es la misma frío o
caliente, por eso esté atento a la manipulación del mismo.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
Mecheros Bunsen. Cartulina.
Tubo de vidrio. 50cm x2 mm Pinza para crisoles.
Alfiler. Cerillas
Lima triangular. Fuente de gas.
4.- PROCEDIMIENTO.
Mecheros. Desarme el mechero y observe con cuidado sus partes. (ig. 1b)
Arme nuevamente el mechero y una el tubo de goma a la tubería de distribución de gas.
Cierre la cámara (B) con el anillo (C).
Prenda un cerillo y abra la llave del gas y enciéndalo.
Con el anillo (C) regule la entrada del aire y ajústelo hasta obtener una llama azulada. Si
4
tenemos exceso de aire la llama será de color amarillo pues no hay combustión completa,
dejando depósitos de carbón.
Cuando el mechero está bien ajustado se observa una llama azul en la boca del mechero.
Introduzca rápidamente por espacio de 2 ó 3 segundos una lámina de cartulina.
En forma horizontal. Sobre la llama.
En forma vertical sobre la llama.
En forma vertical en el interior.
En forma horizontal en el interior.
Introduzca en la zona de reducción de la llama un tubo de vidrio y encienda el gas que sale por
la parte superior. Levántelo lentamente y cuando cese la combustión marque esta posición en la
fotografía de las láminas anteriores.
Introduzca un cerillo fijado cerca de su cabeza con un alfiler con el mechero apagado y luego
encienda el mechero sin encender el cerillo. Levante con la pinza el alfiler al cono superior.
Mirar qué sucede? Por qué? Qué conclusiones puede sacar?
Con la entrada de aire completamente cerrada sostenga con una pinza para crisoles un tubo de
vidrio en la parte superior de la llama, hasta que además de humedad, se observe un deposito en
el vidrio. ¿Qué se condensa en el vidrio? Explicar la luminosidad de la llama.
Manejo de Vidrio. El calor torna maleable al vidrio y el secreto para trabajarlo está en el calentamiento del mismo en
forma eficiente.
Colocar el vidrio sobre la mesa de trabajo.
Hacer una incisión fina con la lima triangular, alrededor del tubo. (Fig. 3ª)
Coger el tubo con ambas manos presionar con los pulgares colocados debajo de la incisión.
(Fig. 3b)
Si con el jalado y una presión moderada no se parte el tubo, vuelva a repetir los pasos
anteriores, mojando el tubo.
Pulir los extremos de los tubos, si calienta demasiado este tiende a cerrarse, para evitar esto se
introduce una punta de grafito para ensanchar la boca del tubo.
Para doblar el vidrio se calienta uniformemente el tubo haciéndolo girar simultáneamente (Fig.
4ª) hasta que empiece a ablandarse. Se observa una llama de color amarillo debido al sodio que
contiene el vidrio.
Cuando el tubo se ablande (no dejar que se doble) retírese de la llama y hágase el codo deseado.
El codo debe quedar uniformemente curvado sin ninguna zona aplanada o retorcida. (Fig. 4b)
No toque el vidrio caliente con los dedos. No coloque el vidrio directamente sobre la mesa.
5
6
5.- PREGUNTAS.
De los nombres de dos mecheros diferentes al utilizado en el Laboratorio e indique las
diferencias.
Dibuje el mechero utilizado y dé el nombre de sus partes.
Cuál es la composición del gas natural usado? Escriba sus reacciones.
Dibuje la llama y sus partes, indique las temperaturas de las diferentes zonas de la llama, de
acuerdo con el mechero.
Cuál es la composición del vidrio?.
Doblar un tubo en ángulos de 90 grados, cada brazo debe tener 5 cm, otro en ángulo de 45
grados, y otro en ángulo de 135.
Cerrar por un extremo uno de los tubos de 15 cm de longitud.
El contacto con la llama del mechero el vidrio emite una llama de color amarillo debido al sodio
que contiene. Dé una explicación de este hecho.
¿Qué se entiende por materiales de tipo refractario y no refractario? ¿Cuáles se pueden calentar
directamente sobre la llama del mechero?
.
7
PRACTICA N° 3
RELACIONES ENTRE MASA Y VOLUMEN.
1.- OBJETIVOS. Manejo de la Balanza y su uso en la determinación de la masa de las diferentes muestras a
trabajar.
Utilizar el material de vidrio para la medida de volúmenes.
Utilizar estos datos para hallar la densidad de estas sustancias e identificarlas pro medio de ella.
2.- INFORMACION BASICA.
¿Qué observa usted al colocar un corcho en un vaso de precipitado con agua? ¿Cuál es la razón por
la que el corcho flota en la superficie del agua? ¿Qué se observa al colocar un tornillo de hierro en
el vaso de precipitado con agua? ¿Porqué algunos objetos flotan en el agua y otros no?
La densidad de una sustancia está relacionada con el volumen y la masa de la sustancia entre más
alta o menos alta es la densidad de un objeto este puede o no flotar en al agua. La masa de una
sustancia puede ser medida, mas sin embargo la identidad de la misma no se puede determinar con
ella, tampoco podemos identificar la sustancia midiendo su volumen, en ambos casos cuando varía
el tamaño de la muestra variará el volumen o la masa de la sustancia. Sin embargo la densidad de la sustancia permanecerá constante ya que es independiente del tamaño
y el modelo de la sustancia. La densidad es una propiedad característica de la materia; es una
propiedad intensiva que depende de dos propiedades extensivas.
La expresión matemática para la densidad se muestra en la ecuación siguiente:
Densidad = masa/ volumen ó D = M/ V
La densidad de un líquido, una solución o un sólido puede tener las unidades de gramos por
centímetros cúbicos. g /cm3 o g / ml
Para hallar la densidad de una sustancia en el Laboratorio es necesario hallar los siguientes datos:
Medir la masa de la muestra.
Medir su volumen.
La masa de una sustancia se mide en una balanza (Fig. 1). Si es un líquido, el volumen se mide en
una probeta. Para las sustancias sólidas, el volumen se halla midiendo el volumen del líquido desplazado por la muestra, si el sólido es regular podemos hallar su volumen matemáticamente.
Estos datos se usan para hallar la densidad de la muestra problema.
En esta experiencia usted determinará la densidad de una sustancia, midiendo su masa y su
volumen varias veces para hallar un promedio de los mismos. Consultando una tabla de referencia
usted usará la densidad calculada para determinar que sustancia es.
El profesor o instructor indicará e ilustrará el procedimiento a seguir en el manejo y utilización de la
balanza.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS. Vaso de precipitado. Regla.
Probetas
Balanzas
Muestras de material.
Papel milimetrado.
8
4.- PROCEDIMIENTO.
Medida de la masa. Registre la identificación del número de la muestra de la sustancia asignada sobre la hoja de
datos.
Registrar las medidas de masa en la Tabla I de la hoja de datos.
Medir la masa de la muestra con una aproximación de 0.01 g y anotarla en la hoja.
Quite la muestra de la balanza.
Coloque la balanza en cero.
Repita el procedimiento 2 y 3 veces.
Medida de volumen.
Anote todas las medidas del volumen en la Tabla II de la hoja de datos.
Coloque suficiente agua en la probeta de 100 ml para cubrir la muestra.
Mida y anote el volumen de agua con una aproximación de 0.5 ml
Introduzca cuidadosamente la muestra en la probeta.
Mida y anote el volumen de la muestra más agua.
Repita el procedimiento varias veces.
5.- CALCULOS.
Promedie los datos de masa para cada muestra de la sustancia dada. Escriba el promedio de la
masa en la Tabla I.
Promedie los datos de volumen para cada muestra de sustancia dada, escriba el promedio en la
Tabla II.
Grafique en una hoja de papel milimetrado el promedio de la masa en gramos sobre la ordenada
y el promedio del volumen sobre la abscisa.
Calcular la pendiente de la curva, esta es una proporcionalidad constante o la densidad de la
sustancia.
Sobre la base de la densidad buscada sugerir la identidad de la muestra dada.
6.- PREGUNTAS.
Dos muestras metálicas una de las cuales fue conocido para ser plomo denibelizado. La primera
muestra tiene una masa de 7.60 g y desplazó 0.90 ml de agua. La segunda muestra tiene una
masa de 8.40 g y desplaza un volumen de 0.74 ml de agua. Cuál de las muestras tiene plomo?
Una muestra de forma esférica de masilla insoluble en agua pesó 10.51 g y cuando se colocó en
agua desplazó 8.50 ml. Cuál es la densidad de la masilla?
La masilla fue elongada por balanceo a una forma diferente a la esfera original. ¿Cuántos ml de
agua serán desplazados colocando la masilla alargada en el agua?
¿Cuál sería la masa de un cubo de plomo de 1.0 cm de arista?
La densidad del oro es 19.3 g/ml Cuál sería la masa de un cubo de oro de 1.0 cm de arista? ¿
Qué volumen de agua desplazaría?.
¿por qué no se deben pesar sustancias directamente sobre el platillo de la balanza?
Cuando se pesan objetos calientes sobre el platillo de la balanza se obtiene una masa algo
inferior a la que posee el objeto frío. Lo anterior ocurre debido a las corrientes de convección.
¿Qué se entiende por corrientes de convección?
¿En qué consiste el error de paralaje?.
Los líquidos contenidos en recipientes de estrecha capilaridad muestran en su parte inferior un
menisco ¿Cuál es la razón por la que el menisco del mercurio sea contrario al resto de otros
9
líquidos? Explique.
Elabore una lista de material de vidrio: a) volumétrico : graduado y aforado. b) no volumétrico:
refractario y no refractario.
Elabore una lista de material de porcelana: refractaria y no refractaria.
Elabore una lista de materiales metálicos.
10
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________ FECHA: _______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
DATOS DE MASAS:
MUESTRA DETERMINACIÓN Masa (g)
1 2 3 Promedio
1
2
3
4
MEDIDA DE VOLUMENES:
MUESTRA 1. DETERMINACIÓN Volumen (ml)
1 2 3 Promedio
Agua + muestra
Agua
Muestra
11
.PRACTICA N° 4
TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
1.-OBJETIVOS.
Ilustrar por medio de la observación de algunos fenómenos, las características de los cambios
físicos y de los cambios químicos, que ocurren en la materia.
Identificar el tipo de proceso que ocurre en cada una de las actividades determinando
igualmente los cambios en las propiedades de cada uno de los ensayos.
2.- INFORMACION BASICA.
Nuestra comprensión de la naturaleza y la composición de la materia, están íntimamente ligadas con
la comprensión actual de la gran variedad de cambios que experimentamos o que vemos a nuestro
alrededor, por ejemplo: La sal de cocina disuelta en agua, la ignición de la madera, el doblaje del
cobre, la trituración del hielo, el hierro enmohecido, la dinamita en explosión, la quema de petróleo,
etc.
La ocurrencia de esta variedad de cambios o alteraciones en la naturaleza se denomina fenómenos.
Los fenómenos suceden cuando en una sustancia se produce alguna alteración en sus propiedades.
Por ejemplo: la mezcla no uniforme de azufre en polvo (sustancia que no es atraída por un imán),
con limaduras de hierro (sustancia que es atraída por un imán), es un fenómeno, debido a que los
estados de agregación originales propios de las dos sustancias se han alterado.
Existen fenómenos físicos y químicos.
Son fenómenos físicos o cambios físicos los que se llevan a cabo sin la formación de nuevas
sustancias es decir, sin alterar la composición química, por ejemplo: la mezcla de azufre en polvo
con limaduras de hierro; el paso del agua de la fase líquida a la fase gaseosa (cambio de fase). No se
producen nuevas sustancias, pues cada una de ellas conserva su naturaleza.
Son fenómenos químicos o cambios químicos los que se llevan a cabo con la formación de
nuevas sustancias es decir, alterando la composición química. También se les llama procesos
químicos o reacciones químicas, por ejemplo: el producto resultante de un fuerte calentamiento de
la mezcla de limaduras de hierro y azufre en polvo; la dinamita en explosión. Se han producido
nuevas sustancias, pues los productos obtenidos poseen propiedades diferentes a las sustancias
originales o de partida.
Los fenómenos químicos (cambios químicos, procesos químicos, transformaciones químicas o
reacciones químicas), generalmente van acompañados por cambios visibles, como:
Formación de coloración
Cambio de coloración
Desprendimiento de un gas.
Formación de precipitado
Absorción de calor o luz (energía)
Desprendimiento de calor o luz (energía)
12
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
1 Mechero Cinta de Magnesio
1 Espátula Cinc en granallas
1 Cuchara de combustión Cobre en cristales
4 Tubos de ensayo Agua
1 Pinza para tubo de ensayo Acido Clorhídrico (diluido)
1 Pinza metálica Estaño en cristales
1 Tubo capilar de vidrio Cloruro de sodio
1 Pipeta de 10 ml Acido oxálico
1 Triángulo de alambre de soporte Sulfato de cobre hidratado
1 Tapa de crisol o una cápsula pequeña de Solución 1,0M de carbonato de sodio
porcelana
1 Varilla de agitación Solución 1.0 M de cloruro de calcio.
1 Trípode o aro de hierro Cerillas.
1 Gradilla
1 Vaso de 50 ml
4.- PROCEDIMIENTO
1. a.- Tome 8 cm de cinta de magnesio y sujétela con la pinza metálica por un extremo; caliente
directamente con el mechero. Observe y registre lo ocurrido.
b.- Realice el mismo procedimiento anterior, pero con un capilar de vidrio. Observe y registre
lo ocurrido
c.- Tome unos cristales de cobre o estaño con una espátula y colóquelos en una cuchara de
combustión, limpia y seca. Caliente unos minutos; enfríe y agregue una gotas de agua; caliente
de nuevo. ¿Qué ocurre?. Registre lo observado.
d.- Repita el procedimiento anterior, pero utilizando cloruro de sodio o sal común.
2. a.- En un tubo de ensayo coloque el contenido de una espátula de sulfato de cobre hidratado
y agregue agua hasta la mitad del tubo. El contenido del tubo de ensayo se agita con la
varilla de agitación hasta disolución completa de la sal agregue una granalla de zinc.
Observe lo que ocurre a la solución y a la granalla en el transcurso de la experiencia.
b.- Tome una granalla de cinc con una espátula limpia y seca; introdúzcala en un tubo de
ensayo; luego, con la pipeta, agregar 2 ml de ácido clorhídrico diluido. Registre las
observaciones.
3. a.- Tome ácido oxálico en una espátula y deposítelo en un tubo de ensayo. Sujetélo con una
pinza para tubo de ensayo por su parte superior y, agitando suavemente, caliente la parte
inferior del tubo sobre la llama del mechero. Cuando el ácido oxálico empiece a fundirse
disminuya el calor, hasta que todo el sólido se haya fundido. Observe las características del
líquido.
b.- Deje el líquido en el tubo de ensayo y permita que se enfríe en el ambiente. Observe el
proceso de solidificación a medida que el líquido se va enfriando. Observe las características
13
del sólido cuando la solidificación haya concluido.
c.- En la tapa invertida de un crisol, o en una cápsula de porcelana, colocada encima de un
triángulo de alambre sobre un trípode o anillo de hierro, coloque el contenido de dos espátulas
de ácido oxálico. La tapa o cápsula se calienta con el mechero hasta que el sólido se haya
fundido y se haya calentado aún más. Entonces, se pone en contacto la llama del mechero, o de
una cerilla, directamente con la muestra fundida, para que ésta se encienda. Cuando esto
suceda observe el proceso de combustión y sus características. Efectúese en campana de
extracción.
4. a.- Agregue en un tubo de ensayo solución de carbonato de sodio 1.0M, aproximadamente la
cuarta parte. A otro tubo de ensayo de tamaño idéntico al anterior agregue hasta la cuarta parte
solución de cloruro de calcio 1,0M. Observe la apariencia de las soluciones. Vierta las
soluciones en un vaso de 50 ml y agite un poco con la varilla de vidrio. Observe los resultados.
Guarde esta mezcla para la parte siguiente.
b.- Agregue hasta la mitad en un tubo de ensayo idéntico a los anteriores, ácido clorhídrico
diluido o ácido muriático. Vierta la solución de este tubo sobre la mezcla contenida en el vaso
de 50 ml de la sección a, agite un poco con la varilla de vidrio. Observe los resultados.
5. CUESTIONARIO. 1. Teniendo en cuenta cada una de las actividades realizadas y con base en las observaciones
hechas, clasifique cada caso como un cambio físico o un cambio químico. En cada caso explique
sus razonamientos.
1. ¿Qué propiedades cambian en cada caso? Establezca diferencias físicas, químicas o
generales.
2. Diga si cada una de las transformaciones ocurridas en los procesos siguientes, implica un
cambio físico o un cambio químico.
Un huevo se hierve hasta quedar duro, luego se descascara.
Un huevo cocido se rebana, se come y se digiere.
Se inyecta gasolina en un carburador, se mezcla con aire, se convierte la mezcla en vapor,
se quema, y los productos de la combustión se expanden en el cilindro.
La fermentación de la leche para producir yogur, kumis.
La pulverización de la leche y posterior mezcla con azúcar de caña.
La aplicación de agua oxigenada en una herida de la piel.
La respiración efectuada por los seres humanos.
Una mezcla hidro alcohólica con expansión volumétrica.
La acción de la orina sobre un clavo de hierro expuesto al aire.
La introducción de un anillo de oro en agua regia.
Una solución de ácido sulfúrico en agua con concentración volumétrica.
Un incendio forestal en los bosques colombianos.
La dilatación de una varilla de cobre y posterior deformación.
La acción de la luz solar sobre las plantas.
Fermentación del jugo de uva para producir vino; destilación del vino para obtener brandy.
Fermentación del jugo de caña diluido para obtener la mezcla de la cual se obtiene el
aguardiente.
Pasar de bailar salsa a bailar bolero.
14
4.- Complete la siguiente tabla de acuerdo al tipo de cambio ocurrido en los ensayos realizados.
SUSTANCIAS CAMBIO FISICO CAMBIO QUIMICO CAMBIO
NUCLEAR
Cinta de magnesio
Capilar de vidrio
Cinc y ácido
Cobre o estaño
Sal común
Sulfato de cobre y cinc
Calentamiento de ácido
oxálico
Contacto de ácido
oxálico con la llama del
mechero
Mezcla de soluciones
de carbonato de sodio y
cloruro de calcio
Acido clorhídrico y
mezcla de soluciones
de carbonato de sodio
con cloruro de calcio
15
PRACTICA N° 5
TIPOS DE REACCION QUIMICA
1.- OBJETIVOS.
Predecir como reaccionarán las sustancias en contacto en cada ensayo. Establecer a qué tipo de reacción corresponde cada ensayo.
Identificar cuál de los tipos de reacciones empleadas se llevan a cabo por transferencia de
electrones.
Señalar las evidencias o manifestaciones que demuestran que en efecto ocurrió un cambio
químico.
2.- INFORMACION BASICA. La REACCION QUIMICA se concibe como proceso en el cual dos o más sustancias o compuestos
interaccionan para dar origen a otras con propiedades diferentes y características. El fenómeno
puede darse por ruptura y formación de nuevos enlaces. Existen algunas manifestaciones que
evidencien la realización del fenómeno, tales como el enfriamiento, la liberación de calor, la
producción de gases, cambios de color, formación de precipitados, cambios en las propiedades
organolépticas y otras más.
Muchos autores concuerdan en clasificar las reacciones químicas en cuatro tipos sencillos a saber:
Reacción de combinación, síntesis o adición.
Reacciones de descomposición
Reacciones de doble descomposición, intercambio o metástasis.
Reacciones de desplazamiento o sustitución sencilla.
Algunos autores incluyen las reacciones de Neutralización como un quinto tipo. La verdad es que
cualquiera que sea la forma como transcurra la reacción, todos los tipos antes citados pueden
agruparse en dos grandes categorías:
Reacciones con transferencia de electrones
Reacciones sin transferencia de electrones.
Sugiérese al estudiante consultar cada clase de reacción antes del desarrollo de la práctica.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
Tubos de ensayo Cerillas
Tubos de ensayo con tubuladura lateral Oxido de calcio
Vasos de precipitado Fenolftaleina
Espátula Tiras o granallas de zinc
Pipetas de 5 ml Limaduras de hierro
Balanza Carbonato de calcio
Cuchara metálica Acido clorhídrico Concentrado
Mechero Acido sulfúrico Solución 10% p/V
Acido nitrico 10%P/V Sulfato cúprico penta hidratado 10% P/V
Pitillos Agua destilada
Manguera Sodio metálico
16
Tapón de caucho perforado Cloruro de sodio Solución 1% P/V
Pinzas para tubos Nitrato de plata Solución 0.05N
Tubos de vidrio en U. Permanganato de potasio
Sulfito de sodio Azufre pulverizado
Acido clorhídrico solución 10% P/V. Acido sulfúrico concentrado.
Soportes universales. Dicromato de potasio
Gradilla Oxido mercúrico
4.-PROCEDIMIENTO
Tome con la espátula aproximadamente 2 g de óxido de calcio, viértalos en un tubo de ensayo
que contiene 10 ml de agua destilada. Agite y observe cuidadosamente. Adicione 2 gotas de
solución etanólica de fenolftaleina al 0,1% p/v. ¿Qué ocurrió? ¿Qué puedes inferir?
Tome una cuchara metálica y deposite en ella unos 3 g de limadura de hierro y 2 g de azufre
pulverizado. Mezcle y caliente durante cinco minutos aproximadamente. Observe y anote
impresiones. Realice el experimento sustituyendo las limaduras de hierro por granallas o tiritas
de zinc. Anote los cambios apreciados.
Pese 2 gramos de carbonato de calcio. Viértalos en un tubo de ensayo pyrex. Colóquele un
tapón de caucho perforado con un tubito de vidrio en U con un extremo más largo. Sujete el
conjunto con la pinza, introduzca la rama larga del tubito en U en una solución de óxido de
calcio en agua destilada (Fig. 1). Caliente por 5 minutos el tubo de ensayo que contiene el
carbonato de calcio. ¿Qué cambios evidenció?. Finalizado el calentamiento, enfríe el tubo y
adicione 5 ml de agua destilada. Agite y luego agregue 2 gotas de fenolftaleina. ¿Qué nexo
encuentra entre esta última parte y el procedimiento 1?
Tome dos granallas de zinc, viértalas en un tubo de ensayo. Agregue gota a gota 2 ml de ácido
clorhídrico al 10%p/v. Acerque a la boca del tubo una cerilla encendida. ¿Qué ocurre?. ¿A qué
se debe el comportamiento de la llama?. Realice el mismo ensayo sustituyendo el ácido
clorhídrico por sulfúrico y posteriormente por nítrico al 10%p/v. ¿Qué diferencias encuentra?
Vierta en un tubo de ensayo 5 ml de sulfato cúprico pentahidratado al 1%p/v. Agregue una
laminita o 2 granallas de zinc. Mantenga en contacto las sustancias y realice observaciones con
intervalos de 10 minutos durante una hora. Anote todas las observaciones del caso. Al final,
saque con cuidado la laminita o las granallas y detalle la superficie de ella. Limpie con un papel
el depósito que queda en la tira de zinc. ¿Qué apariencia presenta?, ¿Qué pudo ocurrir?
Coloque 5 ml de agua destilada en un tubo de ensayo. Parta una pequeñísima cantidad de sodio
metálico con la espátula. Deposite en el tubo de ensayo con mucho cuidado, toda vez que la
reacción del sodio con el agua es bastante enérgica. Acerque una cerilla encendida a la boca del
tubo de ensayo. Agregue una 2 gotas de fenolftaleina. Anote todas sus observaciones.
Agregue 5 ml de cloruro de sodio al 1% p/v en un tubo de ensayo. Vierta a continuación 2 ml
de nitrato de plata 0,05N ¿Qué fenómeno observa?. Detállelo.
Tome 1 g de carbonato de calcio y pase a un tubo de ensayo. Agregue 2 ml de agua destilada y
agite. Anote sus observaciones. Luego agregue 5 ml de ácido clorhídrico concentrado. Anote las
observaciones. Realice el mismo ensayo pero en un tubo de ensayo con tubuladura lateral a la
que acoplarás una manguerita antes de la adición del ácido. Una vez vertido el ácido,
colóquele un tapón de caucho al tubo de ensayo e introduce el extremo de la manguerita en una
solución compuesta por 1 g de óxido de calcio en 10ml de agua destilada. ¿Qué ocurre?. Emite
juicios acerca de los cambios operados. (Fig.2)
En 10 ml de agua destilada disuelve unos cristales de permanganato de potasio. Acidula con 2 o
3 gotas de ácido sulfúrico concentrado. Adiciona unos cristales de sulfito de sodio. ¿Qué
cambios se dan?. Realice el ensayo sustituyendo el permanganato por dicromato de potasio.
17
Disuelva un gramo de óxido de calcio en 10 ml de agua destilada. Introduzca un pitillo hasta el
fondo y sople suavemente por unos 5 minutos. ¿Con cuál de los procedimientos anteriores
encuentra semejanza? Y ¿Por qué?
5.-PREGUNTAS.
- Clasifique cada uno de los fenómenos de acuerdo con los tipos de reacciones consultados.
- ¿En cuál de estos procedimientos ocurren reacciones por transferencia de electrones?.
Identifique la(s) sustancia (s) que actúan como agentes reductores y como agentes oxidantes.
- Existe(n) reacciones que expliquen la serie de actividades de los metales? . ¿Cuáles?. ¿Qué
metal es más activo?
- Escriba las reacciones y balancéelas.
- Anote en cada caso las evidencias que sustenten que el fenómeno sucedió.
18
PRACTICA N° 6
PORCENTAJE DE OXIGENO EN EL CLORATO DE POTASIO.
1.- OBJETIVOS.
Se busca ilustrar una reacción de descomposición térmica de un compuesto y, con base en el estudio
experimental de los pesos de reactivos y productos, determinar la composición porcentual de un
elemento (el oxígeno) en el compuesto (KClO3)
2.- INFORMACION BASICA. En este experimento encontraremos el porcentaje del elemento O2 en el compuesto KClO3 por su
descomposición térmica. Hay muchas sustancias que deben ser calentadas para su descomposición
liberando generalmente una sustancia gaseosa y produciendo simultáneamente un residuo sólido de
otra sustancia. Por ejemplo, al calentar muchas sales hidratadas se libera agua como gas, quedando
residuo de sal sólida anhidra. La diferencia entre el peso de la sal antes y después de calentarla,
corresponde al agua de hidratación. Los carbonatos de varios metales se descomponen al
calentarlos, liberando gas carbónico y quedando el óxido del metal, como residuo sólido.
La diferencia en el peso, antes y después del calentamiento corresponde al gas carbónico liberado.
En esta práctica el KClO3 se descompone en presencia del catalizador MnO2, en Oxígeno gaseoso y
en KCl sólido, por acción del calor.
Si no se utilizara un catalizador, para facilitar la reacción de descomposición, habría que calentar a
temperaturas mucho más altas para que la reacción se llevara a cabo. Se ha comprobado
experimentalmente que al bióxido de manganeso no le ocurre nada en absoluto durante el
calentamiento y que se le recupera, igual en cantidad y calidad, después de la reacción. La pérdida
de peso luego del calentamiento corresponde al oxígeno liberado.
Al saber cuánto oxígeno hay en un determinado peso de KClO3 s puede calcular el % en peso del
elemento en el compuesto KclO3.
3.-MATERIALES Y REACTIVOS. 1 tubo de ensayo de 2.5 cm de diámetro KClO3 puro y seco.
1 espátula MnO2
1 balanza digital o de platillo
1 pinza y su nuez
1 soporte
1 mechero
1 astilla pequeña de madera.
Cerillas.
Gradilla
4. PROCEDIMIENTO. Pesar un tubo de ensayo con una precisión de mas o menos 0.01 g.
Agregue al tubo unos 2 g de KClO3 y vuelva a pesar el tubo.
Registre estos pesos en la hoja de datos.
Agregue al tubo de 0.6 a 0.7 g de MnO2 y vuelva a pesar el conjunto.
Anote el resultado.
Mezcle bien el contenido del tubo y con la pinza sujete el tubo en posición inclinada.
Caliente la parte inferior del tubo con llama pequeña. El clorato se funde y parece ebullir al
19
escaparse las burbujas de oxígeno. Este se puede detectar acercando a la boca del tubo una
astilla en combustión parcial.
Cuando haya disminuido el desprendimiento de oxígeno, caliente el tubo con una llama más
elevada. El calor se debe aumentar lentamente ya que se podría perder algo de clorato como
humo.
Apague el mechero y deje enfriar el conjunto.
Pese el conjunto ya frío y anote el peso en la hoja de datos.
Agregue agua al residuo para su disolución.
5.- DATOS.
Peso del tubo de ensayo limpio y seco. __________
Peso del tubo de ensayo más KClO3 __________
Peso del tubo de ensayo más KClO3 más MnO2 __________
Peso del tubo de ensayo más residuo __________
6.- PREGUNTAS.
De acuerdo a sus datos determine, explicando sus cálculos, el porcentaje en peso del oxígeno en
el compuesto.
Escriba una ecuación química que describa la naturaleza de la reacción de descomposición del
KClO3.
Calcule el porcentaje teórico de O2 en el compuesto y compárelo con el porcentaje
experimental. Explique la diferencia.
Se tiene el carbonato de un metal puro y seco. Al tomar una muestra de 2.15 g del carbonato y
someterlo a un calentamiento fuerte, se obtuvo un residuo cuyo peso fue de 1.03 g. El carbonato
del metal puede ser uno de los siguientes.
CaCO3
MgCO3
Na2CO3
K2CO3
FeCO3
¿Cómo se puede identificar el carbonato del metal con base en los dato dado?
Explique sus resultados.
Se requiere analizar una muestra de KClO3 para determinar su pureza. Se sabe que el KClO3 de
la muestra está contaminada con cloruro de potasio y otras sales no volátiles. Se tomó 2.45 g de
la muestra y después de un fuerte calentamiento el peso se redujo a 1,63 g. Calcule el porcentaje
en peso de clorato de potasio puro en la muestra.
20
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________ FECHA: _______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
PESO TUBO DE ENSAYO LIMPIO Y SECO: ___________________ g.
PESO TUBO CON KClO3: ___________________ g.
PESO DE KClO3 : __________ g.
PESO DEL TUBO + KClO3 + MnO2: ___________________ g.
PESO DE MnO2 : _________ g.
PESO DEL TUBO DESPUÉS DECALENTADO: ___________________ g.
PESO DE OXÍGENO: ___________ g.
PESO DE KCl: ___________ g.
21
PRACTICA N° 7
PROPORCIONES DEFINIDAS Y MULTIPLES.
1.- OBJETIVOS. Comprobar en forma experimental los enunciados de la Ley de las proporciones Múltiples y
definidas.
2.-INFORMACION BASICA. La Ley de las proporciones definidas dice que muestras diferentes de una misma sustancia
contienen los mismos elementos en las mismas proporciones. Esta Ley no es universal, ya que en
algunos compuestos esta no se cumple. Enunciada por J.L. Proust, definida por Jhon Dalton debido
a la relación que tiene con la teoría atómica.
La Ley de las proporciones múltiples fue enunciada por Dalton, y se refiere a la relación que existe
entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar compuestos diferentes,
el cual se obtiene variando las condiciones de la reacción.
Esta dice: Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar compuestos
diferentes, los pesos de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija de otro, están
en relación de números enteros pequeños.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS. Tubos de ensayo. Clorato de potasio
Pinzas para tubos de ensayo Perclorato de potasio.
Balanza Cerillas.
Gradilla de madera.
Espátula.
4.- PROCEDIMIENTO. Para el Clorato de potasio.
Pesar un tubo de ensayo limpio y seco.
Adicionar entre 1 – 2 g de Clorato de Potasio, cuidando no se adhiera a las paredes del tubo.
Caliente el tubo suave y uniformemente rotándolo en la llama, hasta cuando la sal se haya
fundido (fig.1), luego caliente fuertemente hasta que todo el oxígeno se haya desprendido
totalmente. Para saber esto es necesario colocar una astilla de madera encendida en la boca del
tubo, si esta se aviva, nos indica que no ha terminado el proceso, lo contrario indica el final del
mismo.
Deje enfriar el tubo sobre la gradilla y péselo.
Para el Perclorato de Potasio.
Repetir los pasos para el Clorato de potasio
Anote sus datos en la hoja de datos.
5.-CALCULOS. Calcular la cantidad de oxígeno desprendido en la descomposición del Clorato y Perclorato de
Potasio.
Calcular la cantidad de cloruro de potasio producido en la descomposición del Clorato y
Perclorato de Potasio.
22
Calcular el porcentaje de oxígeno en ambos, de acuerdo a los datos experimentales, repórtelo a
la hoja de datos.
Calcular el número de moles de Cloruro de Potasio en la descomposición del clorato y
perclorato de potasio.
Compruebe con estos datos la Ley de las proporciones definidas y múltiples usando datos de
otros grupos.
6.- PREGUNTAS.
¿Qué otras sustancias puede usted utilizar para la comprobación de estas leyes? Explique.
¿Qué errores se cometieron al realizar esta experiencia? Explique su respuesta.
De ejemplos de compuestos donde no se cumpla la ley de las proporciones definidas.
Proporciones múltiples
Proporciones definidas
Fig. 1.- Calentamiento del tubo de ensayo en ángulo de 45º.
23
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________ FECHA: _______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
KClO3
PESO DEL TUBO LIMPIO Y SECO _____________________ g.
PESO DEL TUBO + KClO3 _____________________ g.
PESO DEL KClO3 _____________________ g.
PESO DEL TUBO DESPUÉS DE CALENTADO _____________________ g.
PESO DEL O2 _____________________ g.
PESO DEL KCl _____________________ g.
KClO4:
PESO DEL TUBO LIMPIO Y SECO _____________________ g.
PESO DEL TUBO + KClO4 _____________________ g.
PESO DEL KClO4 _____________________ g.
PESO DEL TUBO DESPUÉS DE CALENTADO _____________________ g.
PESO DEL O2 _____________________ g.
PESO DEL KCl _____________________ g.
24
PRACTICA N° 8
DETERMINACION DE LA ESTEQUIOMETRIA DE UNA REACCION QUIMICA
1.- OBJETIVOS. Ilustrar algunos principios del análisis gravimétrico y la utilidad práctica.
Presentar a los estudiantes una técnica general a seguir en el análisis gravimétrico para recoger
cuantitativamente un precipitado y pesarlo.
2.- INFORMACION BASICA. Cuando una reacción química que está en disolución produce un precipitado que es insoluble en
agua, de su peso y las cantidades utilizadas de las disoluciones reactantes se puede, por
razonamiento estequiométrico, sacar inferencias sobre la estequiometría de la reacción o sobre la
concentración de una especie en una de las disoluciones.
Se prepararán soluciones acuosas de sales solubles como son el Pb(NO3)2 y el NaI (KI), de
concentraciones 0.5M. Se mezclarán ciertos volúmenes de estas soluciones y se observará lo que
pasa en la reacción, es decir la formación de un precipitado de sal insoluble de yoduro de plomo
Luego a partir de los volúmenes relativos de las soluciones, de su molaridad y los pesos de los
precipitados formados en cada caso, se puede con razonamiento estequimétrico, deducir cuál es la
estequiometría de la reacción y la fórmula del yoduro de plomo producido.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS. 2 Vasos de 50 ml Nitrato de plomo
1 matraz aforado de 50 ml Yoduro de sodio
2 Erlenmeyer de 100 ml Agua destilada
5 tubos de ensayo 13x100 mm
Tapones de caucho
2 pipetas graduadas de 5 ml Cerillas.
1 embudo Trípode.
Papel filtro 1 malla de asbesto.
1 balanza
1 mechero o estufa.
1 vidrio reloj
1 pinza o soporte para embudo.
Estufa
4.- PROCEDIMIENTO. Preparar una solución 0.50 M de Yoduro de sodio y de Nitrato de plomo. En los matraces
aforados.
Marcar los cinco tubos de ensayo del 1 al 5.
Con las pipetas graduadas de 5 ml, transfiera a cada tubo los volúmenes indicados en la tabla.
Tubo ml 0.5 M NaI ml 0.5M Pb(NO3)2
1 4.0 0.5
2 4.0 1.0
3 4.0 2.0
4 4.0 3.0
5 4.0 4.0
Tomar papel de filtro previamente pesado y colocarlo en el embudo, proceder a filtrar la
25
solución para recoger el precipitado en el mismo.
Agite el tubo de ensayo y viértalo rápidamente en el embudo con el papel de filtro, coloque
debajo de este el tubo correspondiente y recoja en el varios mililitros del filtrado, tape y agite
nuevamente hasta que el tubo quede limpio.
Al final agregue agua al embudo tratando de mojar todo el papel de filtro. Esto se hace para
remover el nitrato de sodio del papel filtro húmedo del embudo.
Abrir el papel filtro y colocarlo en el vidrio de reloj.
Colocar el conjunto en una estufa a 100 grados centígrados o caliéntelo con el mechero, hasta
sequedad completa del papel.
Retire el papel con el precipitado y péselo. Anotar los datos en la hoja de datos.
5.- DATOS. Peso papel filtro seco ______________
Peso papel más precipitado (1) ______________
Peso del precipitado (1) ____________
Peso papal filtro (2) ______________
Peso papel más precipitado (2) ______________
Peso del precipitado (2) ____________
Peso papel filtro (3) ______________
Peso papel más precipitado ______________
Peso precipitado (3) ____________
Peso papel filtro (4) ______________
Peso papel más precipitado (4) ______________
Peso precipitado (4) ____________
Peso papel filtro (5) ______________
Peso papel más precipitado(5) ______________
Peso precipitado (5) ____________
6.- PREGUNTAS. Calcular el número de moles de nitrato de plomo y yoduro de sodio utilizados en cada uno de
los tubos. Haga una tabla.
Hacer un gráfico colocando en el eje de la Y los gramos de yoduro de plomo y en el eje X
mililitros de nitrato de plomo adicionados.
De la gráfica deduzca en cual de estos tubos hay la cantidad justamente requerida de solución
de nitrato de plomo que reacciona con todo el yoduro de sodio. Utilizando la tabla anterior
determine la relación de moles de nitrato de plomo a moles de yoduro de sodio. Con base en
esta relación deduzca la estequiometría de la reacción y la fórmula del yoduro de plomo.
De acuerdo a la respuesta al punto anterior ¿Cuál es la naturaleza del filtrado? Si a este se le
evapora todo el agua ¿Queda algún residuo? ¿De qué? ¿Cuánto de él? Responda las mismas
preguntas para el tubo por usted trabajado.
Se requiere saber cuanta sal, NaCl, hay en una muestra de agua marina, para lo cual se trató 50
g del agua con un exceso de solución de nitrato de plata, AgNO3. El precipitado de AgCl
formado se filtró, se lavó con agua destilada y luego se secó. Su peso fue de 1.23 g. Calcule el
porcentaje (peso a peso) de NaCl presente en el agua marina.
26
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________ FECHA: _______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
Ensayo
Número
Volumen
NaI (KI), (ml)
Volumen
Pb(NO3)2 ml
Moles Pb(NO3)2 Moles NaI (KI) Relación . moles
NO3 -/moles I
- Peso de
PbI2 Iniciales Finales Iniciales Finales
1 4.0 0.5
2 4.0 1.0
3 4.0 2.0
4 4.0 3.0
5 43.0 4.0
27
PRACTICA N° 9
DETERMINACION DE LA FORMULA DE UNA SAL HIDRATADA
1.- OBJETIVOS. Determinar el porcentaje de agua en un hidrato conocido de una sal.
Expulsar el agua de una sal hidratada por descomposición.
2.- INFORMACION BASICA.
Muchas sustancias sólidas contienen en su interior moléculas de agua y son compuestos cristalinos
secos.. Estas sustancias se les llama hidratos y cuando se trata de sales se les da el nombre de sales
hidratadas. En general la cantidad de moles de agua por cada mol de sustancia anhidra es un
número entero, como podemos verlo en la tabla siguiente:
Tabla : Algunos hidratos
Nombre Fórmula
Cloruro de Aluminio Hexahidratado AlCl3. 6H2O
Sulfato de Níquel Heptahidratado NiSO4. 7H2O
Acido Oxálico Dihidratado H2C2O4.2H2O
Hidróxido de Bario Octahidratado Ba(OH)2.8H2O
Carbonato de Sodio Monohidratado Na2CO3.H2O
A muchos de estos hidratos se les puede remover el agua con un simple calentamiento. La sal o la
sustancia sin el agua se dice que es anhidra. La reacción inversa de las sales anhidra, suele ocurrir
fácilmente al colocarla en contacto con el agua o con materiales húmedos.
La reacción siguiente es un ejemplo de deshidratación por el calor.
∆
Na2SO4.7 H2O (s)-------------------- Na2SO4 (s) + 7 H2O (g)
3. MATERIALES Y REACTIVOS.
Balanzas Tapones de caucho.
Tubos de ensayo con tubuladura lateral. Trípode
Tubos de ensayo. Malla de asbesto
Mechero. Sulfato de cobre hidratado.
Beaker de 500 ml Espatulas
Tubos de condensación Pinzas
Nuez.
Termómetro
Cerillas.
4. PROCEDIMIENTO. Pese un tubo de ensayo vacío.
Agregue una cantidad de sulfato cúprico hidratado al tubo y péselo.
Monte el conjunto como lo ilustra la Fig. 1.
Caliente el tubo con la sal, en forma suave al comienzo, hasta recoger unos 2 cm de altura de
agua en el tubo inferior.
Observe los posibles cambios de color de la sal al ser calentada.
Retire el tubo de ensayo de la parte inferior y el tapón con el tubo de condensación.
28
Caliente por 4 minutos fuertemente para retirar todo el agua de la sal. Deje enfriar a temperatura ambiente y péselo.
Agregue el agua destilada al tubo con sal anhidra y observe los cambios de color y de
temperatura.
Realice el mismo proceso con sal de Epson.
5. DATOS. Peso del tubo de ensayo vacío _________
Peso del tubo mas la sal hidratada _________
Peso del tubo después de calentado _________
Cambio de color al calentar la sal hidratada _________
Cambio de color al agregar el agua de hidratación _________
Cambio de temperatura al agregar el agua de hidratación
de la sal anhidra. _________
6. PREGUNTAS.
1..Calcule el peso de la sal anhidra. El peso del agua expulsada. Calcular el número de moles de
sulfato de cobre anhidro. Número de moles de agua. Fórmula del sulfato cúprico hidratado. Dé el
nombre de la sal obtenida. Calcular el porcentaje de agua en el sulfato cúprico hidratado.
2. Con base en las observaciones ¿Cuál es el color del sulfato cúprico hidratado? ¿Cuál el de la sal
anhidra?
3. Dar la reacción que ocurre al calentar fuertemente el sulfato cúprico pentahidratado.
4. Explique con base en una reacción, lo que ocurrió cuando usted le adicionó al sulfato cúprico
anhidro el agua que retiró durante el calentamiento de la sal hidratada.
5 Con frecuencia al escribir ecuaciones en las reacciones química se omite el agua de hidratación
¿Está esto justificado?
6 a)Calcular a partir de la fórmula el porcentaje de agua en el fosfato sódico hidratado, Na3PO4
12 H2O.
b) ¿Por qué se escribe la fórmula Na3PO4 12 H2O. y no Na3PO16H24?
.
7 Las instrucciones para preparar una solución que contiene iones Cu2+
indican que la solución se
prepara de forma que contenga 10 g de iones cobre por litro. ¿Qué peso de sulfato de cobre
anhidro es necesario para preparar un litro de esta solución?. ¿Qué peso de sulfato de cobre
pentahidratado sería necesario?.
8 El sulfato de sodio anhidro se utiliza como agente secante de solventes o soluciones orgánicas
húmedas. Explique la naturaleza de su acción secadora.
29
PRACTICA N° 10
COMPOSICION PORCENTUAL DE UN COMPUESTO ; PESOS ATOMICOS
RELATIVOS.
1. OBJETIVOS. Determinar experimentalmente la composición de un compuesto.
Calcular el peso atómico relativo de un elemento químico.
2. INFORMACION BÁSICA. Los dos métodos generales para la determinación experimental de la composición de un
compuesto puro son la sisntesis y el análisis. En la síntesis, se forma el compuesto a partir de los
elementos, o de combinaciones sencillas de estos, de forma que puedan medirse los pesos de los
elementos , necesarios para formar un peso dado de compuesto. En análisis, un peso dado del
compuesto se descompone para dar elementos individuales, o combinaciones de los elementos
de composición conocida, cuyos pesos pueden medirse.
En este experimento se va a determinar por síntesis la composición de un compuesto. Se deja al
estudiante una alternativa, a menos que se le indique lo contrario, cada alumno elegirá una. En
general, se hace reaccionar una cantidad pesada de un metal con un exceso de un no metal para
formar compuestos. Se determina después cuidadosamente el peso del compuesto.
Metal + No metal --------- Compuesto
(Mg o Cu) (O2 o S) (Oxido magnesico o Sulfuro cuprico)
El peso del no metal que ha reaccionado se determina restando el peso del metal del peso del
compuesto.
Peso del compuesto - peso del metal = peso del no metal.
De los pesos de los elementos que dan lugar a un peso dado de compuesto se calcula la
composición porcentual en peso. El instructor designará el compuesto cuya composición
porcentual desea determinarse.
Durante un centenar de años y hasta 1961 se utilizó el oxígeno como patrón de pesos atómicos.
Los métodos primitivos de determinación de pesos atómicos relativos implicaban la
determinación experimental de relaciones en peso en las reacciones químicas. Por ejemplo se
encontró que 40 g de calcio era el peso que se combinaba con 16 g de oxígeno. Si suponemos
que los átomos de Ca y O se combinan en una relación 1:1, 40 g de Ca contienen el mismo
número de átomos de 16 de O y los átomos de Ca serán 2(1/2) veces mas pesado que los átomos
de O. Si elegimos para representar el eso de un átomo de O 16uma, el peso de un átomo de Ca
en la misma escala será de 40 uma.
Utilizando los datos que ha obtenido el alumno dbe calcular el peso atómico del Mg (Cu) en la
escala del O-16. El átomo de azufre tiene un peso de 32,066 en esta escala. Supóngase en estos
cálculos que los átomos de Mg y O se combinan en relación 1:1, la relación Cu y S es 2:1,
En la nueva escala de C-12. el O tiene un peso atómico de 15,999 uma. Si el alumno repite sus
cálculos en esta escala, ¿Encontrará el mismo valor para el peso atómico del Mg (Cu)? Explique.
Calcular el error porcentual de la determinación.
30
3. MATERIALES Y REACTIVOS. Crisol con tapa. Pipeta de 1 ml.
Mechero vidrio reloj.
Cinta de magnesio
Balanza
Trípode
Triangulo de pipa
Pinzas para crisol
Varilla de agitación
Agua destilado
4.. PROCEDIMIENTO Oxido magnésico. Tómense de 0.4 a 0.6 g de cinta de magnésio . La cinta debe estar enrollada
y envuelta formando una bolita de unos 2 cm de diámetro. Para formarla, comenzar con un pequeño
cerco de magnesio, enróllese y envuélvase con tensión suave la cinta en todas las direcciones para
obtener una bola de estructura hueca. El objetivo de esto es disponer de una superficie máxima de
contacto entre el magnesio y el aire.
Calentar fuertemente, enfriar y pesar un crisol limpio con tapadera. Colocar el magnesio en el crisol
y pesar con el mismo tapado. Todas las pesadas deben efectuarse con precisión de 0.01 g. Colocar
el crisol con su contenido en un triángulo de tierra de pipa sobre un trípode o soporte. Retirar la
tapadera del crisol con una pinza. Calentar el fondo del crisol con una llama fuerte, sostener la tapa
con las pinzas cerca al crisol mientras se calienta. Cuando el magnesio entre en ignición póngase la
tapadera.
Aunque el óxido formado en la combustión, está finamente dividido y parte de este puede perderse
en forma de humos blancos a menos que el crisol esté bien tapado. Después de unos minutos,
levante la tapa del crisol 2-3 cm para que penetre el aire y tenga lugar la combustión del magnesio.
Cuando esta se inicia se vuelve a tapar el crisol. Se continúa introduciendo aire en el crisol en
periodos cortos . Esto tiene como finalidad lograr una combustión lenta del magnesio y evitar así la
perdida del óxido en forma de humos blancos. Cuando la mayor parte del magnesio se haya
quemado, se levanta la tapa y se cubre siete u ocho partes de la boca del crisol, calentando luego el
fondo del mismo durante 5 minutos.
Si hubiese verificado la combustión en oxigeno puro, el producto de la reacción sería solamente
óxido de magnesio. Pero el Mg es un metal activo y al quemarse en el aire se une al oxígeno y al
nitrógeno, obteniéndose una mezcla de óxido y nitruro magnesico, para convertir este en óxido se
procede como se indica a continuación:
Después d enfriar el crisol, se pulveriza el producto cuidadosamente con una varilla de vidrio,
cuidando no tener perdida del mismo. Se debe limpiar la varilla de tal manera que todo el material
quede en el crisol. Se humedece el producto con 10 gotas de agua destilada, Esto da lugar a la
transformación del nitruro de magnesio en hidróxido.
Mg3N2 + 6 H2O -------------- 3Mg(OH)2 + 2NH3
Volver a calentar el crisol tapado, primero suavemente para evitar proyecciones y luego fuertemente
durante 5 0 10 minutos. Este calentamiento tiene por objeto provocar la descomposición del
hidróxido de magnésico a óxido.
31
Mg(OH)2 ------------ MgO + H2O
Se retira la llama y se deja enfriar el crisol. Se pesa y a partir de los datos obtenidos se calcula el
porcentaje en peso de Magnesio y oxígeno en el MgO. Así utilizando la formula del MgO y una
tabla de pesos atómicos, calcular la composición porcentual verdadera y el error hallado en %.
Escribir las ecuaciones para la combustión del Mg en el aire.
Sulfuro de cobre.
-Calentar enfriar y pesar el crisol limpio sin tapa, con precisión de 0.01 g. Pesar con preciisón 0.01
g de un trozo de alambre fino de cobre.
-Enrollarlo de fora que quede comodamente en el crisol.
-Colocar el alambre en el crisol y cubrirlo con azufre, aproximadamente 1 g,
-Colocar el crisol en el triángulo y calentar moderadamente hasta que el azufre deje de quemarse en
los bordes de la tapa.
-Calentar fuertemente por 3 minutos. Deje enfriar y pesar el crisol con el contenido sin tapa.
-¿Qué peso de azufre se ha combinado con el peso dado de cobre?
-¿Qué ha pasado con el azufre sobrante?
-¿Serían diferentes los resultados si hubiese colocado en el crisol el doble de la cantidad de azufre al
comenzar el experimento?
-¿En qué ley fundamenta el alumno la respuesta?
-Calcular con los datos obtenidos la composición porcentual a partir de la formula y después el error
porcentual hallado. Escribir la ecuación de la reacción.
5. CALCULOS.
Composición porcentual del óxido megnésico. - Peso del crisol con tapa _______g - Peso del crisol con tapa y Mg. ________g Peso del Mg ________g - Peso del crisol, tapa y óxido de Mg. ________g Peso de oxígeno _________g - Porcentaje de oxígeno % Porcentaje de Mg % -Porcentaje de Oxígeno calculado con la fórmula % - Porcentaje de error en el experimento %
_ Ecuaciones para la combustión Composición porcentual del sulfuro de cobre.
- Peso del crisol _________g - Peso del cobre __ _______g Peso del crisol y el cobre _________g
- Peso del crisol y el sulfuro de cobre _________g - Peso del azufre _________g - Sobrante de azufre _________g - Resultado si se usa mas azufre _________g
- Ley - Porcentaje de Cu % Porcentaje de azufre % - Porcentaje de azufre calculado con Cu2S %
- Error porcentual - Ecuación de reacción.
32
Pesos atómicos relativos. Peso atómico del…………………., escala del O
Peso atómico del…………………, escala del 12 C Explicación
Valor aceptado , escala del carbono 12 Error porcentual.
33
PRACTICA N°11
LEY DE CHARLES
1.- OBJETIVOS
Comprobar la ley de Charle.
Haciendo medidas del cambio de volumen de un gas con cambios de temperatura a una presión
determinada .
Calcular y comparar las relaciones T1 / T2 y V1 / V2
2.- INFORMACION BASICA.
El físico Francés Jacques Charles analizó los cambios en los volúmenes de algunos gases causados
por los cambios de temperatura. El encontró que estos gases se expandían relativamente a la misma
cantidad cuando se calentaban de 0 0C a 80
oC a presión constante. Joseph Gay – Lussac, mostró
que muchos gases se podían sumar a la lista de Charles. Más importante aún, demostró que por cada
grado Celsius de aumento, a presión constante, cada gas se expandía en 1/ 273 de su volumen a cero
grado centígrado.
Derivando la siguiente ecuación: V = Vo ( 1 + t)
V = Vo ( 1 + (273
1) t )
V = 273
t)273Vo(
V = (Vo/ To) T
donde : V = es el volumen de una cantidad dada de gas
Vo= Volumen del gas a cero grado centígrados.
= Coeficiente de expansión
To = 273
T = t + 273
La ley de Charles establece que el volumen de una cantidad dada de gas varía de forma directa con
la temperatura absoluta, suponiendo que la presión es constante.
En esta experiencia se deducirá la expresión matemática que relacione el volumen de una pequeña
cantidad de aire atrapado por un sello móvil de mercurio en un tubo a su temperatura centígrada y
absoluta. También deducimos la relación entre las escalas de temperaturas centígradas y absolutas.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS. Tubos de 15 mm de longitud y 2.5 mm de diámetro cerrado en un extremo.
Beaker de 400 ml Cápsula de porcelana
Regla de 30 cm Mercurio
Mechero Agua
Pinza para crisoles Hielo
34
Aro Sal
Nuez Papel milimetrado
Rejilla Cerillos.
Termómetro
4.- PROCEDIMIENTO.
Caliente el lado abierto del tubo sostenido por una pinza pasándolo varias veces por la llama
del mechero .
Invierta el tubo sobre la cápsula de porcelana con mercurio y deje que suba una columna de 5
mm a el .
Retírelo lentamente y manipúlelo evitando romper o fraccionar la columna de mercurio.
Llene el beaker con hielo picado.
Adicione la sal y mezcle bien
Introduzca con cuidado el tubo, con la boca hacia arriba y el termómetro en el beaker.
Espere 5 minutos para asegurarse que el aire confinado en el tubo tiene la temperatura del baño.
Lea la temperatura.
Saque el tubo rápidamente y mida la altura de la columna
Haga varias medidas de altura y de temperatura, variando estas en 5 y 10 grados.(5 hasta 35)
Tome la altura y temperatura ambiente.
Repita los pasos anteriores a 50 y 75 grados centígrados.
Repítalo también en agua hirviendo.
Léase el barómetro para conocer la presión atmosférica.
5.- CALCULOS.
Calcular el volumen a cada una de las temperaturas tomadas. Repórtelo en la hoja de datos.
Calcular el coeficiente de expansión cúbico del aire confinado. Compárelo con el tabulado.
6.- PREGUNTAS.
Hacer un gráfico de volumen del gas vs. Temperatura. Extrapole la línea hasta que intercepte el
eje horizontal de temperatura. Hallar la pendiente y el intercepto con la ordenada.
Deducir la ecuación que relaciona el volumen y la temperatura centígrada, usando parámetros
gráficos.
Hallar la relación entre la escala centígrada y la temperatura absoluta, definiéndola de tal
manera que su volumen sea directamente proporcional a ella. Escriba la ecuación.
En la gráfica halle la temperatura centígrada más baja que se pueda obtener.
Calcular el valor de la relación T1 / T2 y V1 / V2 ¿Son iguales estos valores? Si no lo son
calcular el porcentaje de desviación entre T1 / T2 y V1 / V2.
En este experimento se ha comparado la relación de dos temperaturas con la de dos volúmenes
de la columna de aire dilatada y contraida : T1 / T2 = V1 / V2 ¿Podría realizarse la composición
con las longitudes de las columnas de aire, esto es, T1 / T2 = V1 / V2 ¿ Explique.
Conociendo la presión barométrica y la densidad del mercurio 13,6 g / ml. Calcúlese la altura de
una columna de aceite (d = 0.8 g/ ml) que equivaldría a la columna de mercurio del barómetro.
35
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________ FECHA: _______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
Nº Temperatura en ºC Altura de la columna
de Hg cm
Volumen confinado
en cm3
Coeficiente de expansión
Calculado Tabulado porcentaje
de error
36
PRACTICA N° 12
PESO MOLECULAR DE UN LIQUIDO VAPORIZABLE
1.- OBJETIVO.
Determinar la masa molecular de un compuesto líquido no identificado, midiendo la densidad
de vapor, a una temperatura y presión dadas y utilizando la ecuación de estado.
2.- INFORMACIÓN BASICA Lo más simple y directo en la determinación de la densidad de vapor es el método usado por
Dumas. En este método una cantidad del líquido o compuesto sólido es introducido en un matraz
tarado, el cual tiene un orificio pequeño abierto a la atmósfera. El matraz es calentado a una
temperatura conocida sobre el punto de ebullición del compuesto. La formación del vapor purga el
aire presente en el matraz a través del orificio.
Cuando la muestra se ha vaporizado completamente, el matraz está lleno del vapor del compuesto,
el cual estará a una presión conocida (atmosférica). Se suspende el calentamiento y se enfría el
matraz a la temperatura ambiente. El vapor se condensa y el aire dispuesto a llenar al matraz
preverá el escape del vapor.
Se pesa el matraz nuevamente y con la diferencia de los dos pesos se tendrá el peso del vapor
requerido para llenar el matraz. La masa molecular del compuesto se puede calcular usando la
ecuación de estado para gases ideales ya que el volumen del matraz puede hallarse fácilmente
PV = n RT
PV = (w/M) RT de donde M = d RT/P
M = Masa molecular del compuesto.
n = Número de moles del compuesto.
T = Temperatura en grados kelvin.
w = peso en gramos del compuesto
d = Densidad del compuesto.
P = Presión atmosférica
V = Volumen en litros.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS. Balón de fondo plano Líquido vaporizable
Papel de aluminio Pipeta de 5 ml.
Bandita de caucho Alfiler
Beaker de 1000 ml Cerillas.
Termómetro
Mechero
Pinza metálica para balón.
Nuez
Malla de asbesto
Balanza
Probetas de 500 ml
Carborundos
Barómetro
37
4.- PROCEDIMIENTO
Haga una tapa de 6 cm de lado con el papel de aluminio para el balón.
Ajuste esta al balón con la bandita de caucho
Haga un agujero en la tapa con un alfiler
Pese el balón con la tapa
Destape el balón y agregue el líquido vaporizable. 4 ml
Tápelo y agárrelo por el cuello con una pinza
Sumérjalo en el Beaker de 1000 ml
Llene el Beaker con agua lo mas alto posible.
Adicione carborundos.
Caliente hasta ebullición del agua.
Mida la temperatura de ebullición cuidando no tocar las paredes del Beaker.
Deje el balón en reposo por 4 minutos.
Mida la presión atmosférica
Retire el balón del baño y deje enfriar.
Pese el balón con el residuo.
Mida el volumen del matraz llenándolo de agua completamente y medirlo en una probeta.
5.- CALCULOS.
Calcule la presión del vapor con la siguiente ecuación:
Log Ps =4.81 (1 – Tb/T)
Ps = presión del vapor del compuesto.
Tb. = Temperatura de ebullición normal del compuesto
T = Temperatura a la que se desea la presión del vapor.
Calcule la masa correcta del vapor por la siguiente ecuación:
m2 – m1 = mv – (MaV/ RT) Ps
donde: m1 = masa del matraz solo
m2 = masa del matraz más el vapor
mv = masa del vapor de la muestra
Ma = masa molecular del aire
V = volumen del matraz en litros.
T = Temperatura a la que fueron hechas las pesadas.
Ps = presión del vapor del compuesto.
R = Constante de los gases ideales
Calcule la densidad del gas.
d = mv/V
donde mv es la masa correcta del vapor y V el volumen del matraz
Calcule la masa molecular del compuesto.
M =(RT/P) d
Donde T es la temperatura del baño, P es la presión barométrica, d es la densidad del compuesto.
38
6.- PREGUNTAS
¿Cuál es el objetivo del pequeño agujero en la tapa del matraz?
¿Si el balón está mojado por dentro, como afectaría esto a la medición del peso molecular del
compuesto?
Qué otros procedimientos existen para determinar peso molecular en general.
Si el balón se pesa sin haberse enfriado a la temperatura ambiente. ¿ Cree usted que el peso
obtenido es el ideal?. Por qué. Explíquelo.
Una muestra de 1,211 g de un compuesto líquido puro, de punto de ebullición 90ºC, se
convirtió en vapor a 97,0ºC. El volumen de vapor se midió a 701 mm de Hg y fue de 391,1 ml.
Calcular su peso molecular.
La temperatura T, a la que se desea la presión de vapor; a la que fueron hechas las pesadas; y
finalmente la temperatura del baño, puede cambiar( pues la temperatura ambiente puede
hacerlo) durante el experimento. Si la temperatura cambia en 2 ºC ¿Qué porcentaje de error
ocasionaría esto en el volumen del líquido vaporizable?.
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________ FECHA: _______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
TEMPERATURA DE EBULLICIÓN: ______________________ºc.
VOLUMEN DEL BALÓN: ______________________ ml.
PRESIÓN ATMOSFÉRICA: ______________________ at.
PESO DEL BALÓN CON EL RESIDUO: ______________________ g.
PESO DEL BALÓN LIMPIO Y SECO: ______________________ g.
39
40
PRACTICA N° 13
VOLUMEN MOLAR DE UN GAS
1.- OBJETIVO. Determinar experimentalmente el volumen molar de un gas a condiciones de laboratorio y a
condiciones normales.
2.- INFORMACION BASICA.
La Ley de los gases ideales incorporan en una ecuación las relaciones contenidas en las leyes de
Boyle, Charles y Avogadro. Sí la ecuación que liga el volumen, la masa, la temperatura y presión de
un gas es:
PV = nRT donde
P = Presión en atm.
V = Volumen en litros.
n = Número de moles del gas
R = Constante universal de los gases (0.082 at. L / oK mol)
T = Temperatura en oK
El volumen molar es aquel ocupado por un mol de gas ideal, el cual se calcula derivándolo de
medidas realizadas con gases reales a muy bajas presiones; este volumen se considera igual a 22,4 L
a condiciones normales.
Vo = V/ n
donde Vo = Volumen molar
V = Volumen a condiciones normales.
n = Número de moles
Para la mayoría de los gases los volúmenes molares no se desvían mas del 1% del volumen molar
normal, a menos que tengan elevado peso molecular o que se les mida a temperaturas cercanas al
punto de ebullición.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS Bureta de gases de 50 ml Magnesio
Eudiómetro de 50 o 100 ml HCl 6M
Tapones de caucho #00 Agua
Barómetro. Papel de aluminio.
Probeta de 250 ml o de 500 ml Balanza Universal.
Nuez. Beaker de 500 ml
Soporte Pinza
Alambre.
41
4.- PROCEDIMIENTO.
Tomar de 4 a 5 cm de la cinta de magnesio, pesarla y colocarla en una trampa hecha con
alambre.
Colocar esta trampa con el magnesio en el tapón.
Colocar 10 ml de HCl 6M en el eudiómetro.
Agregar agua sin agitar al HCl del eudiómetro.
Colocar el tapón en el eudiómetro.
Llenar el Beaker con agua e invierta el eudiómetro en el para que el HCl reaccione con el Mg
Espere a que todo el Mg reaccione, espere unos minutos, de tal manera que el gas que está en
las paredes suba. Echo esto mida el volumen recogido.
Llene una probeta con agua y coloque allí el eudiómetro, tapando el orificio de tal manera que
el agua que está dentro no salga. Suba y baje este dentro de la bureta hasta que el nivel del agua
en la probeta sea el mismo del eudiómetro mida el volumen.
5.- CALCULOS. Calcular el peso promedio de la muestra. Escriba la reacción entre el Mg y el HCl.
Calcule el número de moles de hidrógeno formado.
Calcule el volumen de hidrógeno formado.
Determine el volumen molar del H2.
a.- Condiciones normales
b.- Condiciones ambientales
Calcule el porcentaje de error.
6.- PREGUNTAS. ¿Para que se hacen coincidir los niveles de los líquidos en el eudiómetro y la probeta ?.
Señale las posibles fuente de error en la experiencia.
Calcular el volumen del hidrógeno seco a condiciones normales a partir del volumen del gas
medido sobre agua a las condiciones del laboratorio.
A partir del peso del hidrógeno medido y de su volumen a CN, calcular la densidad (g / L) del
hidrógeno.
¿Cuál es el valor aceptado para volumen molar?. ¿Cuántas moléculas hay en este volumen de
cualquier gas a condiciones normales o en un mol de cualquier gas?. ¿En honor a quién recibe
el nombre este número? ¿Cuántas moles de átomos “aparentes” de magnesio se necesitaron para
obtener este número de moléculas de hidrógeno?.
¿Poseen volumen molar los llamados gases nobles? si o no Explique.
42
43
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________ FECHA: _______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
PESO DE LA CINTA DE MAGNESIO ______________________ g.
VOLUMEN INICIAL DEL H2 ______________________ g.
VOLUMEN FINAL DEL H2 ______________________ g.
44
PRACTICA N° 14
SOLUCIONES
1.- OBJETIVOS. Aprender a preparar soluciones ácidas, básicas y salinas en sus diferentes unidades a partir de
reactivos químicamente puros..
Determinar por medio de un gráfico la concentración de una solución.
2.- INFORMACION BASICA.
Una solución es una mezcla homogénea de composición variable. La homogeneidad hace referencia
a que a nivel macroscopico solo es observable una sola fase, mientras que la variabilidad indica que
la cantidad de sustancia disuelta es una misma cantidad de disolvente puede ser diferente.
Los componentes de una solución binaria son: el soluto y el solvente ó disolvente. Se concibe
como soluto: el componente que se disuelve o que se encuentra en menor proporción en la
solución. Modernamente es el componente químicamente mas activo en la solución.
El solvente: es el componente que disuelve o que se encuentra en mayor proporción en la solución.
Actualmente es el componente químicamente menos activo en la solución.
Estos últimos aspectos en relación con el soluto y el solvente tienen vigencia o cobran aplicabilidad
cuando tenemos una solución en iguales proporciones. Por ejemplo: 50 gramos de agua en 50
gramos de etanol.
La composición de una solución se expresa en términos de concentración es decir; la relación de
cantidad de soluto contenida en una determinada cantidad de solución o solvente.
Hay muchas formas de representar la concentración de un soluto en el solvente, estos son; la
normalidad (N), la molalidad (m), la molaridad(M), %P/P, %P/V, la fracción molar, partes
por millón (p.p.m.) o partes por billón (p.p.b.).
Veamos como representamos cada una de ellas:
(% en peso) P/P = (peso en g de soluto)/ Peso en g de solución) x 100
(% m/v) P/V = (Peso en g de soluto / Volumen en ml de solución) x100
Molaridad (M) = número de moles de soluto / litros de solución
Normalidad (N) = número de equivalentes del soluto / litros de solución
Fracción molar (f) = número de moles del soluto / número de moles totales
(soluto + solvente)
N = %. D. v. 10 / w equivalente
Aquí prepararemos soluciones diluidas a partir de ácidos concentrados, al cuál se le conoce la
densidad y su porcentaje de pureza, también se prepararán soluciones concentradas y diluidas de
bases y sales.
45
“La cantidad de soluto disuelto en una solución concentrada ha de ser igual a la cantidad de soluto
presente en la solución diluida”
V1.C1 = V2. C2
3.- MATERIALES Y REACTIVOS
Matraces aforados de 100 y 50 ml Ácido sulfúrico Agua destilada
Balanzas Ácido clorhídrico Carbonato de sodio
Espátulas Hidróxido de sodio Varilla de vidrio
Beaker de 50 ml Frasco lavador
Frascos para guardar las soluciones.
Pipetas,
Bombas de succión.
Vidrio de reloj.
4.- PROCEDIMIENTO. Buscar la normalidad o molaridad del ácido concentrado que le tocó según el grupo.
Buscar el volumen de ácido concentrado que necesita para realizar una solución de
concentración 0.1 N ó 0.1M y diluir hasta un volumen de 100 ml , preparar también una
solución 0.2 N ó 0.2 M
Calcular la cantidad de hidróxido de sodio necesaria para preparar 100 ml de una solución 0.1
N
Calcular que volumen s e necesita de cada una de las soluciones 0.1 N y 0.2 N, para preparar
una solución 0.17 N del mismo ácido.
Calcular la cantidad de carbonato de sodio necesaria para preparar una solución 0.5 m, hasta un
peso de 100 gramos de solución.
Preparar 50 ml de solución al 1% P/V de carbonato de sodio en agua.
Preparar 50 gramos de solución al 2% P/P de carbonato de sodio en agua.
Con las soluciones realizadas buscar su densidad utilizando el picnómetro.
Las soluciones de ácidos y bases se conservan par su posterior valoración.
5.- PREGUNTAS. Hacer un gráfico en papel milimetrado la densidad vs concentración, localizar en esta la
densidad de la solución problema, cuyo valor encontrará donde corta la recta la línea y luego la
concentración en el eje de las abscisas.
¿Qué entiende por soluciones sólidas? de ejemplos.
¿Por qué se dice que el agua es un solvente universal por excelencia?
¿Cuál es la diferencia entre una solución diluida y una concentrada?
Explique el proceso de solución de:
a) Gases en líquidos.
b) Un sólido iónico en líquido.
c) Un sólido covalente en líquido.
d) Un líquido en un líquido.
Qué observaciones podrás anotar para cada uno de los sistemas siguientes:
a) Eter en agua
b) Alcohol etílico en agua. c) Tetracloruro de carbono en agua
d) Disulfuro de carbono en agua.
46
e) Glicerina en agua.
¿Qué se entiende por solución? Mencionar dos sustancias que tengan un calor de solución
negativo y dos sustancias que tengan un calor de solución positivo. Qué interpretación puedes
dar sobre los calores de solución positivos y negativos.
Define delicuescencia. Podría un material de un hidrato conducir a delicuescencia? Identifique
su respuesta dando algunos ejemplos de sólidos delicuescentes.
Calcula la molalidad de una solución que se preparó disolviendo 15 gramos de sal de Epson
Na2SO4.10H2O, en 320 gramos de agua destilada.
Si un litro de solución de hidróxido de potasio 2N es tratado con ácido clorhídrico y luego se
evapora, que peso de sal se obtiene?. Si 99,4 gramos de esta sal son contenidos en esta vía de un
litro de solución de hidróxido de potasio, cuál es la normalidad de la base?.
47
PRACTICA N° 15
DETERMINACION DE LA CURVA DE SOLUBILIDAD.
1.- OBJETIVOS Determinar la solubilidad de las sustancias sólidas en un medio acuoso, en este sentido
usaremos el agua como medio de dilución.
2.- INFORMACIÓN BASICA.
Cuando hablamos de solubilidad, estamos diciendo que cantidad de sustancia es posible disolver en
una cantidad determinada de solvente. Sabemos que solubilidad es la máxima cantidad de un soluto,
contenido en una cantidad de solvente a una temperatura dada en el sistema.
Ahora la solubilidad de una sustancia depende de muchos factores de los cuales tenemos aquí los
principales:
Naturaleza del solvente.
Naturaleza del soluto
La temperatura a la cual se hará la disolución
La presión.
Existen otros factores que también influyen en la solubilidad de una sustancia, como son los puentes
de Hidrógeno y la polaridad de la sustancia. Es de gran importancia en la industria y el laboratorio
ya que utilizamos esta para preparar, separar y purificar productos químicos.
La solubilidad de una sustancia sólida a una T y P determinada en una cantidad de solvente es
limitada. La solubilidad se puede expresar en g/100 g de solvente, para una solución saturada.
No hay leyes físicas ni químicas que nos permita decir o determinar la solubilidad de una sustancia
en particular. Mas utilizamos el término de que “lo semejante disuelve lo semejante”, y lo
utilizamos para disolver una sustancia polar en otra, al igual que un líquido polar en uno no polar.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS. Termómetros. Espátula Sulfato de Aluminio
Agitador. Balanza Sulfato de Potasio
Tubos de ensayo Mechero Nitrato de Potasio
Soporte Universal Clorato de Potasio
Pinza metálica Cloruro de amonio
4.- PROCEDIMIENTO
Arme el equipo como está en la figura.
Pese una cantidad de sal asignada y colóquela en el tubo de ensayo.
Agregue 10 ml de agua al tubo, agite hasta disolver la sal, si es necesario caliente suavemente.
Introducir el Termómetro al tubo y tomar la T a la cual se formen los primeros cristales.
Deje enfriar la solución, agite hasta que se disuelva nuevamente. Si es necesario caliente y
anota la T a la cual aparecen los primeros cristales.
Anote los datos de los demás compañeros
48
5- CÁLCULOS.
Calcule la molalidad de la solución preparada por usted.
6- PREGUNTAS. 1- Con los datos obtenidos en el laboratorio por todo el grupo, construir una curva de solubilidad en
papel milimetrado, de la siguiente forma:
En la ordenada coloque los gramos de soluto seco por 100 g de disolvente.
En la abscisa ubique la T. En grados centígrados.
2- En la curva de solubilidad por usted construida ubique las zonas donde se presentan los
siguientes hechos:
Evaporación de agua
Enfriamiento sin cristalización
Cristalización por enfriamiento.
3- ¿A qué se debe la aparición de las burbujas cuando calentamos el agua?
4- ¿Cuál de las sustancias siguientes es soluble en agua? ¿Y por qué?
a.- Nitrato de potasio.
b.- Clorato de potasio.
c- Sulfato de aluminio.
d - Cloruro de calcio.
e - Sulfato de bario.
f - Cromato de potasio.
5 - ¿Qué es temperatura de cristalización?
6 - ¿Qué fuentes de error encuentra usted en esta experiencia y cómo las reduciría?
49
PRACTICA N° 16
PROPIEDADES COLIGATIVAS
1.- OBJETIVOS. Determinar el peso molecular de un soluto no volátil haciendo uso de una de las propiedades
coligativas de las soluciones como lo es ELEVACION DEL PUNTO DE EBULLICION.
2.- INFORMACION BASICA.
Estas propiedades son aquellas en que las soluciones dependen solamente del número de moléculas
del soluto presente y no de la naturaleza de dicha molécula.
Cuando ocurre la disolución, se alteran no solo las propiedades del soluto sino las del disolvente.
3.- ELEVACION DEL PUNTO DE EBULLICION.
El punto de ebullición está definido como la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es
igual ala presión atmosférica.
La presencia de un soluto en una disolución aumenta el punto de ebullición, este efecto se produce
porque el soluto disminuye la presión de vapor del disolvente, por lo tanto se hace necesario
aumentar la temperatura para que la presión aumente y la solución bulla, es decir se eleve el punto
de ebullición del disolvente.
La diferencia entre estos dos puntos se conoce como elevación del punto de ebullición, el cual
podemos expresar de la siguiente forma:
Tb = T – To
donde Tb = elevación del punto de ebullición
T = Temperatura de la solución
To = Temperatura del solvente puro.
En soluciones diluidas la elevación del punto de ebullición es proporcional a la concentración del
soluto. Esta relación se puede expresar de la siguiente manera:
Tb = Kb. m = T – T
donde Kb = Es la constante molal del punto de ebullición cuyo valor
depende del disolvente utilizado.
m = Molalidad de la solución.
Para determinar la constante ebulloscopica se utiliza la expresión matemática siguiente:
Kb = RT2 / 1000 Hv
donde T = Temperatura absoluta de ebullición
R = Constante universal de los gases en calorías.
Hv = Calor latente de ebullición por gramo de sustancia.
Los valores de las constantes ebulloscópica para diferentes solventes se encuentran tabuladas, por lo
tanto podemos hacer uso de las mismas.
En esta experiencia determinaremos el peso molecular de un soluto no volátil, el cual forma
soluciones diluidas. Para esto disolvemos una cantidad dada de este soluto en una cantidad
50
determinada de agua, a la que se le ha determinado su punto de ebullición.
4.- MATERIALES Y REACTIVOS.
Matraz Termómetro Etilenglicol
Soporte universal Mechero Agua
Trípode Malla de asbesto.
Balón de fondo plano. Probetas graduadas de 50 y 250 ml
Carborundo (pedazos de vidrio) Tapón de caucho con dos orificios.
5.- PROCEDIMIENTO.
Montar el equipo como lo indica el dibujo.
Medir 100 ml de agua y agréguelos al balón adicionando carborundos.
Calentar con el mechero lentamente y determine el punto de ebullición del agua. Anótelo.
Desmonte el equipo y déjelo enfriar.
Adiciones nuevamente 100 ml de agua y 22.5 ml de Etilenglicol al balón. Caliente nuevamente
el balón y lea la temperatura, atonal cuando esta permanezca invariable.
Desarme el equipo y déjelo enfriar, no vote los reactivos.
6.- CALCULOS. Determine la molalidad de la solución.
Calcule a partir de la fórmula y del valor del calor latente, la constante molar de ebullición del
agua.
Calcule el peso molecular del soluto a partir de los datos del punto de ebullición.
Comparar el valor obtenido experimentalmente con el valor real y determine el % de error.
7.- PREGUNTAS. Explique las razones de la diferencia en el peso molecular obtenido experimentalmente y el
real.
¿Cuál de las propiedades coligativas se usa mas para la determinación del peso molecular y por
qué?
¿Además de servir para buscar el peso molecular, qué otros usos tienen estas propiedades?
Demuestre que el valor de Tb = Kb. m
¿Para qué se agregan carborundos al balón?
51
Equipo para determinar las propiedades coligativas de las soluciones.
52
PRACTICA N° 17
CALOR DE REACCION
CAMBIO DE ENTALPIA PARA ALGUNAS REACCIONES, Ley DE HESS
1.- OBJETIVOS. Ilustrar como se manifiestan los cambios químicos de entalpía en algunos procesos tanto físicos
como químicos.
Determinar experimentalmente los cambios de entalpía para tres reacciones y, con base en los
valores obtenidos, demostrar las Ley de Hess.
2.- INFORMACION BASICA. En la mayoría de los procesos físicos y químicos de las sustancias hay intercambios energéticos
entre ellas y los alrededores, los cuales se manifiestan en forma de calor liberado o absorbido. Los
procesos donde ocurre liberación de calor, en donde el estado final tiene un contenido de energía
menor que el inicial se dice que el proceso es exotérmico.
H = Hf - Hi 0
H es negativo
Por el contrario, si en el proceso ocurre una absorción de calor, el estado final tiene un contenido
energético mayor que el inicial. En este caso el proceso es endotérmico
H = Hf - Hi 0
H es positivo
En esta práctica determinaremos los cambios de entalpía para tres reacciones exotérmicas, midiendo
los cambios de temperatura que ocurren cuando se llevan a cabo las reacciones respectivas.
Para efectuar las medidas y los cálculos respectivos se hace necesario ciertas aproximaciones.
Asumimos que el calor de reacción solo se usa para incrementar la temperatura de la solución
acuosa y por lo tanto, nada de este calor se pierde en calentar el calorímetro (esto no es del todo
cierto ya que depende del material de que está hecho). Consideraremos también que el calor
requerido para elevar la temperatura de un mililitro de solución es el mismo que el calor requerido
para producir la misma elevación de temperatura en un gramo de agua. Esta es valida ya que
estamos trabajando con soluciones acuosas diluidas.
La unidad mas utilizada en química para medir la energía calórica en la caloría. Esta es el calor que
hay que proporcionarle a un gramo de agua para hacer que aumente su temperatura en un grado
centígrado. Así si conocemos el peso de una cantidad de agua (o solución diluida) y su temperatura
inicial, podemos fácilmente determinar que cantidad de calor ganó o perdió el agua al aumentar su
temperatura o disminuir en una cierta magnitud.
Q = m Cp T
Donde Q = calor a presión constante.
m = masa de agua
Cp = capacidad calorífica del agua = 1 cal/g OC
T = Temperatura final - Temperatura inicial
Vamos a trabajar con HCl. Es un compuesto covalente polar que existe como gas a condiciones
53
ambientales. Se disuelve rápidamente al ponerlo en contacto con el agua, pero en el proceso de
disolución reacciona irreversiblemente con el agua, originando iones de hidronio H3O+ e iones Cl
-,
como se ve en la siguiente ecuación
H2O
HCl (g) + H2O (l) H3O+
(acuoso) + Cl-
(acuoso)
La solución acuosa de los iones originados en la reacción anterior es lo que se llama ácido
clorhídrico.
Hay reacciones en la que es difícil determinar en forma experimental los cambios de entalpía. Un
ejemplo de ello es el calor de combustión del grafito para producir CO, es imposible medirlo ya que
siempre se produce CO2 como un subproducto de la reacción, a pesar de usar cantidades
estequiométricas requeridas para el grafito y el oxígeno para producir CO.
C (grafito) + ½ O2 CO
La aplicación de la Ley de Hess nos permite la determinación directa de los cambios de entalpía en
aquellas reacciones en las cuales es difícil o imposible medirlos directamente. La Ley de Hess, nos
dice que: el cambio de entalpía para cualquier reacción química es constante, independientemente
de sí la reacción ocurre en una o en varias etapas. Así conocemos los cambios de entalpía para
diversa etapas de la reacción, la suma algebraica nos da necesariamente la entalpía para la reacción
final. También por resta algebraica se puede calcular la entalpía de una de las etapas del proceso si
conocemos la entalpía total del mismo.
C (grafito) + ½ O2 CO 1ª etapaH1
CO + ½ O2 CO2S 2ª etapa H2
CO + O2 CO2 Reacción final H3
Mencionamos anteriormente que era imposible determinar experimentalmente el cambio de entalpía
para la combustión del grafito en la producción de CO. Pero es muy fácil medir los calores de la
combustión completa al CO2 para el CO y para el grafito ( H2 y Ht respectivamente) , basta con
asegurarse de que hay exceso de oxígeno para obtener el único producto de la reacción como es el
bióxido de carbono. Así indirectamente podemos calcular el cambio de entalpía para la combustión
incompleta del grafito a CO
H1 = Ht - H2
La entalpía a presión y volumen constante es igual al calor molar.
H = Q/ n donde n = moles de la sustancia.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
Balanza digital o de platillo NaOH en lentejas
Calorímetro Solución de NaOH 0.50 M
Probetas de 100 ml Solución de HCl 0.50 M
Termómetro de 0 – 100 oC o de 0 – 50
oC
Vidrio reloj
54
4.- PROCEDIMIENTO
Reacción 1.
El hidróxido de sodio sólido se disuelve en agua para formar una solución acuosa de iones sodio e
iones hidróxidos. H2O
NaOH (s) Na + (acuoso) + OH
- (acuoso) H 1
Use agua que tenga una temperatura esté uno o dos grados por debajo de la temperatura ambiente.
Mida 100 ml con la probeta de dicha agua y agréguela al calorímetro.
Pese unos 2 g de hidróxido de sodio por diferencia. (pesar rápidamente para que no se hidrate
el hidróxido)
Medir la temperatura del agua en el calorímetro, anótela, ahora agregue el hidróxido al vaso.
Agite suavemente con el termómetro hasta disolución del soluto. Observe y anote la
temperatura mayor alcanzada durante el proceso de disolución.
Neutralice la solución y enjuague el vaso y el termómetro antes de seguir con el paso 2.
Reacción 2.
El hidróxido de sodio sólido reacciona con el ácido clorhídrico diluido para generar una solución
acuosa de cloruro de sodio y agua.
NaOH (s) + H3O+ (ac) + Cl
- (ac) Na
+ (ac) + Cl
- (ac) + 2H2O H2
El procedimiento es el mismo que el de la reacción 1, a excepción de que en vez de 100 ml de
agua se utilizan 100 ml de ácido clorhídrico 0.5 M. Deseche la solución y enjuague al vaso para
la tercera reacción.
Reacción 3.
La solución acuosa de hidróxido reacciona con el ácido clorhídrico para generar una solución
acuosa de cloruro de sodio y agua:
Na+ (ac) + OH
- (acuoso) + H3O
+ (ac) + Cl
- (ac) Na
+ (ac) + Cl
- (ac) + 2 H2O H3
Medir 50 ml de ácido 0.5 M y colóquelos en el calorímetro.
Mida 50 ml de hidróxido y colóquelos en un vaso limpio.
Mida la temperatura de estas dos soluciones que deben ser aproximadamente iguales.
Use el mismo termómetro para las dos soluciones, limpiándolo con agua y secarlo.
Leer las temperaturas y anótelas en su hoja de datos.
Vierta la solución del hidróxido al ácido y agite con el termómetro, mida la temperatura mas
alta alcanzada durante la reacción y anótela en su hoja de calculo.
5.- DATOS.
Reacción 1 Temperatura inicial __________
Temperatura final __________
Reacción 2 Temperatura inicial __________
Temperatura final ___ _______
55
Reacción 3 Temperatura inicial __________
Temperatura final __________
6.-PREGUNTAS.
1.- Calcular el calor liberado en la reacción en calorías. Calcular el (H1) cambio de entalpía para la
reacción I, en Kcal/ mol de hidróxido disuelto.
Q H2O = -Qx = mCp T Cp del agua = 1. cal/g.oC H = Q/N
2.- Calcular el calor liberado en la reacción en calorías. Calcular el cambio de entalpía H2 para la
reacción 2, en Kcl./mol de hidróxido disuelto.
3.- Calcular el calor liberado en la reacción en calorías. Calcule el cambio de entalpía H3 para la
reacción 3 en Kcal/mol de NaCl acuoso formado.
4.- Con base en las tres reacciones anteriores y sus respectivos cambios de entalpía, demuestre la
aplicabilidad de la Ley de Hess, tal como se hizo para las tres reacciones de combustión en la
sección de antecedentes.
5.- A partir de los respectivos cambios de entalpía a 25oC para las siguientes reacciones de
combustión calcule el cambio de entalpía para la formación de un mol de metanoCH4 gaseoso a
25oC, a partir de los elementos C sólido e H2 gaseoso.
CH4 (g) + 2 O2 (g)--------------- CO2 (g) + 2 H2O (l) H1 = -212.8 Kcal.
C (s) + O2 (g) --------------- CO2 (g) H2 = -94.1Kcal
2 H2 (g) + O2 (g) --------------- + 2 H2O (l) H3 = - 136.6 Kcal
56
Montaje para determinar el calor de reacción.
57
58
PRACTICA Nª 18
ENTALPIA DE FORMACION
1. OBJETIVOS. Determinar la entalpía de formación del cloruro de amonio sólido, nitrato de amonio o del
sulfato de amonio a partir de datos experimentales y literales.
2. INFORMACION BASICA. Cuando un cambio ocurre en un sistema químico, el calor es transferido. La cantidad de calor
ganado o perdido en una reacción química puede ser calculada de datos experimentales.
El calor liberado o absorbido como consecuencia de una reacción química es llamado
La “variación de entalpía” de la reacción y se le da el símbolo ∆H. Por ejemplo, cuando una
mol de cloruro de potasio es disuelta en agua, 4.1 kcal de calor es absorbido por el agua y el
cloruro de potasio. La entalpía de disolución del cloruro de potasio en agua, ∆H, es entonces
de 4.1 kcal/mol.
La entalpía de formación de una sustancia (∆H1) es la variación de la entalpía cuando un mol
de una sustancia es formada a partir de sus elementos constituyentes en sus estados normales.
Las condiciones del estado normal son 25ºC y una atmósfera depresión. La entalpía de
cualquier elemento en su estado normal se la ha asignado arbitrariamente el valor de cero. La
entalpía normal de formación se designa por ∆Hfº
Generalmente los datos de laboratorios para calcular la entalpía de formación directamente no
pueden obtenerse, o solo en un equipo complejo. Sin embargo, la entalpía de formación
puede calcularse indirectamente usando la ley de la sumatoria de calor constante, algunas
veces conocida como Ley de Hess.
Esta establece que a presión constante, la variación de entalpía asociada con un proceso es la
misma ya sea que la reacción ocurra en una o varias etapas. La variación de entalpía
asociada con un proceso no depende de la forma en que se desarrolle la reacción, sino que
depende únicamente del estado inicial y final del sistema. Por consiguiente, para un proceso
dado las variaciones de entalpías positivas o negativas de las etapas individuales pueden ser
sumadas para obtener la variación de entalpía neta del sistema.
Por ejemplo: considere la formación hipotética de una sustancia AB como se muestra en el
diagrama de la figura. Hay dos formas posibles de reacción para dar la sustancia AB.
FORMA 1 : A + B ------- AB ∆H1
FORMA 2 : A + C -------- AC ∆H2
AC + B ------ AB + C ∆H3
A + B ------ AB ∆H2 + ∆H3
AC
+ C ∆ H2 ∆H3 + B
A ∆H AB 1
59
La entalpía de formación de AB por la Forma 1 es dada por ∆H1 , mientras que la entalpía de
formación por la Forma 2, es la suma de ∆H2 y ∆H3 . En ambos casos, la entalpía de
formación de AB es la misma.
La reacción para la formación del cloruro de amonio sólido a partir de sus elementos no
puede ser llevada a cabo fácilmente en el laboratorio. Esta reacción puede ser representada
por:
½ N2 (g) + 2 H2 (g) + ½ Cl2 (g) ----NH4Cl (s) ∆H1 (Ecuación 1)
Donde ∆H1 es la variación de entalpía por mol de cloruro de amonio sólido formado. La
formación del cloruro de amonio sólido puede ser considerada como que ocurre en un
determinado número de etapas. Teniendo en cuenta cada una asociada a una variación de
entalpía como se muestra en la Tabla 1. Esencialmente este procedimiento nos da:
∆H1 = ∆H4+ ∆H7 + ∆H8 + ∆H10
TABLA 1. Variación de la entalpía para la formación del cloruro de amonio sólido.
½ N2 (g) + 2 H2 (g) ----------- NH3 (g) ∆H2 (Ecua. 2)
NH3 (g) + H2= (l) ------------ NH3(ac) ∆H3 (Ecua. 3)
½ N2 (g) + 3/ 2 H2 (g) + H2O (l) ----------- NH3(ac) ∆H4 (Ecua. 4)
½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) ------------- HCl (g) ∆H5 (Ecua, 5)
HCl (g) + H2O (l) ----------- HCl (ac) ∆H6 (Ecua. 6)
½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) + H2O (l) ------------- HCl (ac) ∆H5 (Ecua. 7)
NH3 (ac) + HCl ( ac) ------------ NH4Cl (ac) ∆H8 (Ecua. 8)
NH4Cl (s) + H2O (l) ------------ NH4Cl (ac) ∆H8 (Ecua.. 9)
NH4Cl (ac) ------------------- NH4Cl (s) + H2O (l) ∆H8 (Ecua. 10)
Las variaciones de entalpía, ∆H2 , ∆H3 , ∆H5 , ∆H6 pueden ser obtenidas de la literatura .
La suma de entalpía 1 y 3 dará el cambio de entalpía 4, mientras la suma del cambio de
entalpía 8 y 9 pueden ser calculadas de los datos del laboratorio. Para obtener el cambio de
entalpía 10 se invierte la ecuación 9 y se le cambia el signo al cambio de entalpía
correspondiente. La aplicación de la Ley de Hess a este sistema para obtener la entalpía de
formación del cloruro de amonio sólido ∆H1 , envuelve la suma de las ecuaciones 4,7,8 y 10.
½ N2 (g) + 3/ 2 H2 (g) + H2O (l) ----------- NH3(ac) ∆H4 (Ecua. 4)
½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) + H2O (l) ------------- HCl (ac) ∆H5 (Ecua. 7)
NH3 (ac) + HCl ( ac) ------------ NH4Cl (ac) ∆H8 (Ecua. 8)
NH4Cl (ac) ------------------- NH4Cl (s) + H2O (l) ∆H8 (Ecua. 10)
½ N2 (g) + 2 H2 (g) + ½ Cl2 (g) ----NH4Cl (s) ∆H1 (Ecuación 1)
2.1 Calculo de la constante del calorímetro. Cuando una reacción ocurre en un
calorímetro, algo del calor transferido de la reacción es absorbido por el. Si una reacción para
la cual se conoce la entalpía es realizada en un calorímetro, la diferencia entre la entalpía de
la reacción calculada con el cambio de temperatura observado y la entalpía consultada con la
literatura para la reacción dará el calor absorbido por el calorímetro. Si este calor es dividido
por el cambio de temperatura observado, el número resultante de calorías absorbidas por el
calorímetro por grado de temperatura cambia su referencia como la constante del
calorímetro..
60
El número de calorías absorbidas por cambio de grado será esencialmente el mismo para
cualquier reacción pasada por un calorímetro, si el volumen de ka solución es
aproximadamente igual al utilizado en la determinación de la constante del calorímetro.
Además al experimentar usando un vaso de poliuretano como calorímetro no varía
apreciablemente cuando la temperatura observada vería por 15ºC.
La constante del calorímetro para uno en particular puede ser calculada por los datos
experimentales, como se muestra en el siguiente ejemplo:
NaOH (ac) + HCl (ac) ------------ NaCL (ac) + H2O (l)
La reacción envuelta es representada por la reacción de 100.o ml de HCl 1.00M con 100.0 ml
de NaOH 1.05M resultando un ∆T de +6.340
Si asumimos que la solución final contiene solamente cloruro de sodio como Na+ y Cl
- y que
las entalpías de disolución y de mezcla son despreciables, que puede ser probado
experimentalmente, el calor transferido por la reacción es hallada por:
Q1 = - (masa de la solución) (capacidad de calor de la solución) ∆T
Q1 = -(100.0ml )(1.02 g/ml) ( 0.965 cal/ºCg)(6.340)ºC = 1,250 calorías.
Donde 0.965 cal /gºC es la capacidad de calor de una solución de cloruro de sodio 0.5M.
Para halalr la entalpía de reacción es este ejemplo, el calor liberado cuando una mol de agua
es formada debe ser calculado. Debido a que el ácido clorhídrico es el reactivo limite, 0.1 mol
de hidrógenos fue neutralizado, produciendo 0.1 mol de agua con un adicional de 0.05 mol de
OH- en exceso. La entalpía para la producción de un mol de agua se halla por:
Q1
∆H = ------------------------------------------
Número de moles de agua formada-
∆H = -1.250 cal / 0.100 mol de agua.
∆H = -12.500 cal / mol de agua.
El valor establecido, obtenido de la literatura, para la reacción del ácido clorhídrico y la
solución de hidróxido de sodio es – 13600 cal /mol. Por lo tanto la constante del calorímetro
puede ser calculada así:
-(∆H lit. - ∆Hexp.)
K (del calorímetro) = ------------------------------- (moles de agua )
∆T
K = -(13.600 +12500) Cal /gºC ( 0.100 mol)
6.34ºC
K = 17.4 cal/ºC
61
TABLA DE REFERENCIA: Capacidades de calor y densidades de mezcla de reacción a
25ºC
Solución Concentración Capacidad de calor Densidad g/ml
Cloruro de amonio 1.00M 0.939 cal/gºC 1.013
Nitrato de amonio 1.00 0.932 1.029
Sulfato de amonio 0.50 0.932 1.035
Cloruro de sodio 1.00 0.932 1.037
Agua - 0.999 0,997
2.2. Calculo de la entalpía de Neutralización. El cálculo de la entalpía de neutralización
puede ser ilustrada a partir de los siguientes datos experimentales: 100 ml de HCl 0.9764 M
reaccionan con 100 ml de NH3 0.9862M resultando un ∆T de 5.93ºC. La constante del
calorímetro fue hallada del experimento anterior.
De nuevo suponemos que la solución final contiene solamente cloruro de amonio como NH4+
y Cl- y que las entalpías de dilución y de mezcla son despreciables: Esa porción del calor
liberado en la reacción que es absorbido por la mezcla de la rección para incrementar su
temp. Es:
Q1 = - (masa de la solución)(capacidad de calor de la solución ) ∆T
Q1 = -(200 ml)( 1.01g/ml) ( 0.95 cqal/gºC)(5.93ºC)
Q1 = -11.38 calorías.
Esa porción de calor liberado en la reacción que es transferido al calorímetro para
incrementar su temp. Es:
Q2 = - (constante del calorímetro) ∆T
Q2 = -(17,4 cal/ºC) (5.93ºC) = -103 calorías.
El calor total liberado por la reacción de 100.0 ml de HCl 0.9764M Y 100.0 Ml de amoniaco
0.9862M es :
Q3 = Q1 + Q2 = -1138 cal + 103 cal. = -1241 calorías.
Para hallar la entalpía de neutralización, el calor liberado cuando una mol de agua se forma
debe ser calculado como en el ejemplo anterior: Q3 es negativo debido a que la reacción es
exotérmica. En este caso, el HCl es el reactivo limite (0.100 mlx0.9764M) = 0.09764 moles
de agua formada.
Esto significa también que 0.09784 moles de cloruro de amonio como NH4+ y Cl
- han sido
formadas en la solución.
∆H (neut,) = Q3 / ( número de moles de HCl)
∆H (neut) = -1.241 cal / (9,76x10-2
) moles de HCl
∆H (neut) = -12.700 cal / mol
62
La entalpía de neutralización para HCl – NH3 , -12.700 cal/mol ó 12.7 Kcal/mol, es menor
que para HCl – NaOH. La razón para la diferencia en entalpía es que la solución de amoniaco
es una base débil, mas no así la solución de NaOH, de tal manera que algo de esta energía es
requerida para formar un mol de OH-
Cálculo de la entalpía de disolución de una sal sólida. El cálculo de la entalpía de
disolución a partir de datos experimentales puede ser ilustrado por el siguiente ejemplo.
Escogemos una cantidad de cloruro de amonio sólido igual a la producida por la
reacción entre el ácido clorhídrico y el amonio. Esta cantidad es:
La masa de la mezcla de la reacción es = (Vol. Del agua) (densidad del agua) + masa del
NH4Cl
La masa de la mezcla de la reacción es = (200.0ml) (0.988g/ml) + 5.22 g
La masa de la mezcla de la reacción = 205 g
El calor transferido por la mezcla de la reacción es:
Q1 = -(masa de la solución) (capacidad de calor de la solución ) ∆T
Q1 = -(205g) (0.96 cal/ ºC g) (-1.54ºC9 = 303 cal.
Donde 0.96 cal/g ºC es la capacidad de calor de una solución NH4Cl 0.5M . Note que
de acuerdo al signo convencional adoptado, la ∆T negativa significa que Q1 es positivo,
ya que el proceso es endotérmico.
El calor transferido del calorímetro debido a que la temperatura disminuye, es:
Q2 = -(constante del calorímetro) ∆T
Q2 = -(17.4 cal/ºC) (-1.54ºC) = 26.8 cal.
El calor transferido por la disolución de 5.22 g de cloruro de amonio en 100 ml de
agua es hallado por:
Q3 = Q1 + Q2 = 303 + 26.8 cal = 330 cal.
Para hallar la entalpía de disolución, debemos calcular el calor transferido cuando una mol de
cloruro de amonio es disuelta. Este es positivo ya que este proceso de disolución es
endotérmico, La entalpía de disolución se halla por:
∆H (dis) = Q2 / moles de cloruro de amonio. = (330 cal)53.5g/mol) / 5.22g
∆H (dis) = 3380 cal /mol de cloruro de amonio
Dos de los valores de entalpía de la tabla han sido evaluados.
NH3 (ac) + HCl ( ac) ------------ NH4Cl (ac) ∆H8 = -12700 cal /mol
63
NH4Cl (s) + H2O (l) ------------ NH4Cl (ac) ∆H8 = 3380 cal/mol
Si esta última se invierte el signo de la entalpía también se cambia. Así si sumamos las
ecuaciones 8 y 10, obtenemos la ecuación para la reacción hipotética.
NH3 (ac) + HCl ( ac) ------------ NH4Cl (s) + H2O (l) ∆H8 = 16080 cal /mol
En esta experiencia se recolectará el cambio de temperatura con el tiempo para la reacción
del amoniaco acuoso con el ácido clorhídrico, nítrico, sulfúrico. A partir de este cambio , la
capacidad calórica y la masa de los reaccionantes, calculará la entalpía de neutralización para
el sistema. Además recolectará datos de temperatura- tiempo para la disolución del cloruro de
amonio, nitrato de amonio, sulfato de amonio. A partir del cambio de temperatura, la
capacidad de calor y la masa de la solución resultante, calculará la entalpía de disolución.
Entonces combinará estas entalpías experimentales de neutralización y de disolución con las
entalpías de formación dadas en la literatura, para el sistema estudiado. Or aplicación de la
Ley de Hess, calculará la entalpía de formación del cloruro de amonio sólido, nitrato de
amonio o sulfato de amonio.
3. MATERIALES Y REACTIVOS. Beaker de 100 ml Acido clorhídrico 2M
Probeta de 100 ml Hidróxido de sodio 2.05M
Bureta de 50 ml Acido nitrico 2M
Agitador de vidrio Acido sulfúrico 1M
Termómetro Hidróxido de amonio 2.05M
Cronometro Cloruro de amonio
Vaso de poliuretano con tapa Nitrato de amonio
Tapón de caucho Sulfato de amonio
Soporte Papel milimetrado
Nuez regla.
Pinza
4. PROCEDIMIENTO 4.1. Constante del calorímetro
- Medir 50 ml de HCl 2M a temperatura ambiente en una probeta limpia y seca
- Viertalo en una taza de poliuretano limpia y seca
- Mida 50 ml de NaOH 2.05M a temperatura ambiente y viertalos en un beaker de 100 ml limpio
y seco.
- Colocar un termómetro en un tapón de caucho
- Suspéndalo y sopórtalo por aseguramiento del tapón con una pinza y nuez.
- Introduce l bulbo en la solución de la taza de poliuretano, no permita que el termómetro toque
las paredes de la taza.
- Asegurese que el termómetro está bien colocado
- Ajuste la temperatura de la solución de hidróxido por calentamiento o enfriamiento de tal
manera que sea igual a la del ácido.
- Par un periodo de 5 minutos, mida y registre los datos de tiempo y temperatura para las dos
soluciones a intervalos de un minuto
- Mientras se agita la solución de ácido, rápidamente vierta la solución de hidróxido al ácido,
Esté seguro que la solución de hidróxido haya sido añadida a la solución de ácido.
- Registre el tiempo de la mezcla y continúe registrando datos de T- tiempo por un periodo de 15
minutos.
64
- Haga una segunda o una tercera medición si el tiempo se lo permite.
- Calcule la constante del calorímetro como se describió en la literatura.
4.2 Entalpía de Neutralización.
Para esta parte de la investigación, se le asignará un sistema químico. La reacción a estudiar
será NH4OH con ácido clorhídrico. Las concentraciones de los ácidos usados serán: HCl 2.00M,
HNO3 2.00M, ácido sulfúrico 1.00M. La concentración del hidróxido será de 2.05M.
- Medir 50 ml de ácido asignado a temperatura ambiente en una probeta limpia y seca.
- Viértalos en un vaso de poliuretano limpio.
- Medir 50 ml de hidróxido de amonio 2.05M a temperatura ambiente y viértalos en un beaker de
100 ml limpio.
- Ajuste la temperatura del hidróxido de tal manera que sea igual a la del ácido.
- Por un periodo de 5 minutos registre datos de esta temperatura para las dos soluciones.
- Mientras agita la solución del ácido vierta rápidamente la del hidróxido.
- Registre el tiempo de mezcla y siga tomando los datos de tem. –tiempo por un periodo de 15
minutos a intervalos de un minuto. Estos deben ser graficados.
- Haga otra determinación si el tiempo lo permite.
- Calcule la energía de neutralización como s explicó en los párrafos anteriores, tomando un mol
de amonio y un mol de ácido.
4.3. Energía de disolución.
La sustancia usada en esta parte será la sal formada de la reacción del amoniaco con el ácido
asignado. Calcule la concentración de esta sal en gramos por 100 ml, esta será la masa usada en
esta sección.
- Colocar 100 ml de agua destilada en un vaso de poliuretano limpio y seco.
- Por 5 minutos, registre medidas de tiempo- temperatura del agua destilada a intervalos de 30
segundos.
- Mientras agita el agua, añada rápidamente la masa calculada de la sal de amonio.
- Registre el tiempo de mezcla y siga tomando datos de T-tiempo por espacio de 15 minutos a
intervalos de un minuto.
- Debido a que el ∆T para este proceso está entre -1 y -4 ºC la selección de la escala para la
ordenada debe tener un rango desde un grado por encima de la temperatura ambiente hasta 5
grados por debajo de esta.
- Haga otras determinaciones si el tiempo lo permite.
- Calcular la entalpía de disolución de la sal usada como fue descrito anteriormente.
5. CALCULOS.
a. Calcular la constante del calorímetro.
b. Hallar la entalpía de Neutralización de la reacción asignada.
c. Halle ∆T del diagrama de datos temp. – tiempo.
d. Calcular la entalpía de disolución de la reacción y sal asignadas.
e. Halle ∆T del diagrama de datos temp.- tiempo.
f. Calcular la entalpía de formación. Aplicando la Ley de Hess para las tres reacciones
asignadas. La reacción para el cloruro de amonio es:
½ N2 (g) + 2 H2 (g) + ½ Cl2 (g) ----NH4Cl (s) ∆H1 (Ecuación 1)
Estos cálculos pueden ser hechos pro: La suma de las entalpías de la reacción 4 + la entalpía
de la reacción 7 + la entalpía de la reacción 8 + la entalpía de la reacción 10.
6. PREGUNTAS. - Dado : ½ N2 (g) + 3/ 2 H2 (g) ----NH3 (g) ∆H = -11.04 Kcal/mol
- ½ N2 (g) + ½ Cl2 (g) ----HCl (g) ∆H = -22.063 Kcal/mol
65
- Hallar la entalpía para NH4Cl (s) == NH3 (g) + HCl (g)
- Si para la reacción 1 la ecuación es : NH4+ (g) + Cl
- (g) === NH4Cl (ac)
- Hallar la entalpía para la reacción del cloruro de amonio sólido.
HOJA DE DATOS.
Nombres____________________
____________________
__________________
___________________ Fecha: ____________________
1. Constante de equilibrio
Tiempo Temp NaOH Temp. HCl Temp. Mezcla
0
1
2
3
4
5
6 Mezcla
7
8
9
10
11
12
13
14
15
2. Entalpía de Neutralización
Tiempo Tempera. NH3/H2O Temp ácido Temp. Mezcla
0
1
2
3
4
5
6 Mezcla
7
8
9
10
11
12
13
14
15
66
3. Entalpía de disolución
Tiempo Temp. Agua Temp. Mezcla
0
1
2
3
4
5
6 Mezcla
7
8
9
10
11
12
13
14
67
PRACTICA N° 19
EQUILIBRIO QUIMICO.
EL PRINCIPIO DE LE CHATELIER
1.- OBJETIVO
Se estudiará el efecto de la concentración. el área de exposición, la temperatura y la presencia o
ausencia de un catalizador, sobre la velocidad de las reacciones químicas.
Establecer relaciones esenciales entra cada uno de estos parámetros y el tiempo en que
transcurre la reacción, para obtener determinada cantidad de producto o un determinado efecto.
2.- INFORMACION BASICA.
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, y no es normal que los reaccionantes formen
productos y que estos actúen simultáneamente como reaccionantes. En un sistema cerrado es
posible llegar a un estado de equilibrio químico oponiendo reacciones.
Este estado se consigue cuando las velocidades de reacción de productos y reaccionantes son
iguales. Este se reconoce cuando las propiedades macroscópicas, como es el calor, la presión, o la
solubilidad son constantes y cuando hay la energía disponible para producir un trabajo.
3.- MATRIALES Y REACTIVOS.
Reactivos Materiales
K2CrO4 0.1 M Tubos de ensayo
K2Cr2O7 0.1 M Gradillas
Pinzas para tubos de ensayo
Sistema A NaOH 1 M
HCl 1 M
NH3 2 M
H2SO4 1 M
Sistema B KCNS 0.002 M
Fe(NO3)3 0.2M
NaHPO4 sólido.
4.- PROCEDIMIENTO.
SISTEMA A Sistema de equilibrio del ion Cromato (CrO4)
= (ac) ion Dicromato (Cr2O7)
= (ac).
Ponga en tubos de ensayo separados 5ml de cromato de potasio 0.1 M y soluciones de
dicromato de potasio 0.1 M. Observe y anote el color de la solución en cada tubo.
Verter 0.5 ml de cada solución en tubos de ensayo separados, luego gota a gota añada NaOH 1
M a cada tubo, hasta que una de ellas cambie de color. Guarde esta para el paso 5. Utilizando soluciones frescas, repita el paso 2, sustituyendo el NaOH por el HCl. Conserve
estas para el paso 4
Agregue NaOH 1 M a uno de los tubos del paso 3 hasta un cambio de color.
68
Agregue HCl 1 M en gotas completas, a uno de los tubos reservado en el paso 2, hasta cambio
de color.
Repita todos los pasos, sustituyendo el NaOH por el NH3 2M y H2SO4 por el HCl.
Anote las observaciones.
SISTEMA B
En ensayos anteriores se mezclaron soluciones de cloruro de hierro III y tiocianato de potasio, y
dieron una solución roja. Esta coloración es debida al tiocianato de hierro III hidratado. Est
reacción es similar solo que se sustituye el nitrato de hierro con la de cloruro de hierro III.
Vierta dos mililitros de tiocianato de potasio 0.002M en cada tubo de ensayo (3)
A dos de ellos añada lentamente tres o cuatro gotas de nitrato de hierro 0.2 M
Al tercer tubo añada unos cristales de nitrato de potasio. Observe cualquier cambio.
A uno de los tubos del paso 2 añada unos cristales de Na2HPO4 (s). Agite el tubo y observe.
Luego añada unos cristales de KSCN (s) al tubo de ensayo.
Repita el paso 4 con otro tubo, pero luego de observar algún cambio, añada unos cristales de
nitrato de hierro en vez de KSCN (s)
Añada estos datos en la tabla.
5.- DATOS Y OBSERVACIONES.
Sistema A. Cromato = Dicromato De acuerdo con sus observaciones, complete la siguiente tabla.
SOLUCIONES PASO I PASO II PASO III PASO IV PASO V
H2O (l) NaOH (ac) HCl (ac) OH- (ac) H
+ (ac)
CrO4=
Cr2O7=
SOLUCIONES H2O (l) NH3 (ac) H2SO4 (ac) Base (ac) Acido(ac)
CrO4=
Cr2O7=
Sistema B
Basándose en las observaciones, complete la tabla siguiente.
Soluciones PASO I PASO II PASO IV PASO IV PASOV
KSCN (ac) Fe(NO3)3 NA2HPO4(S) KSCN(s) Fe(NO3)
U 2
T 1
B 3 PASOIII
O
N° KNO3 (S)
69
6.- APENDICE.
Balancee la reacción 2 CrO4
=(ac) Cr2O7
=(ac) añadiendo hidrógenos (ac) y agua (l) de
acuerdo a la reacción, en donde se necesite.
Balancee la reacción CrO4 = (ac) Cr2O7
= (ac) añadiendo OH
- (ac) y H2O (l) al miembro
adecuado de la ecuación.
¿Qué conclusión puede sacar en relación con el equilibrio del ion cromato y de los iones de
dicromato y su independencia sobre el hidrógeno y los iones hidróxilo?
Fe(NO3)3 (ac) / KSCN (ac) KNO3 (ac) + (FeSCN) (NO3)2 (ac)
Escriba la reacción iónica neta para la reacción molecular anterior.
¿Qué observó después de agregar unos cuantos cristales de Na2HPO4 a la solución de color rojo
en el sistema B?
¿Qué iones se reducen en la solución añadiendo Na2HPO4?
¿Cuándo se añadieron iones adicionales de SCN-, Qué observó?
Cuando se añadieron cristales adicionales de Fe(NO3)3. ¿Qué observó?
Enuncie el principio de Le Chatelier¿ Cómo se relaciona con esta investigación?
Escriba los iones respectivos según sus observaciones.
IONES REACCIONANTES IONES DEL PRODUCTO
K
+(ac) SCN
- Fe
+3 NO3
- K
+ NO3
- FeSCN
- OTROS
TUBO N°
1
2
3 K+(a) NO3
- SCN
-
70
PRACTICA N° 20
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION 1. OBJETIVOS. - Determinación de la velocidad de una reacción por el método del punto final. - Cuantificación del efecto de las variables concentración y temperatura de la velocidad de reacción 2. INFORMACION BASICA. Todos los procesos del universo tienen asociado un tiempo que nos describe la secesión de acontecimientos; esta variable asociada con otras magnitudes nos determina la razón de cambio de un fenómeno dado. Así mismo, los procesos químicos llevan asociados un tiempo el cual es utilizado para determinar la razón de cambio de productos o reactivos, lo que constituye la velocidad de reacción y su estudio se denomina cinética química. 2.1. Factores que afectan la velocidad de reacción. Al desarrollar una reacción química, esta se verifica a una concentración dada de reaccionantes y a una temperatura determinada, algunos sistemas involucran cantidades pequeñas de sustancias que no se consumen en el proceso pero que producen un incremento en la velocidad de reacción; estas sustancias reciben el nombre de catalizadores. 2.1.1. Efecto de la concentración. Muchas reacciones químicas se verifican con la condición que colisionen los reactantes, estas colisiones deben darse en una orientación que favorezca la ruptura y formación de enlaces implicados en el paso de reactantes a productos. Es obvio que la velocidad de este tipo de reacción es proporcional a este número de colisiones y ésta a su vez es proporcional a la concentración de los reactantes, por lo que un aumento en la concentración de éstas produce un incremento en la velocidad de reacción. 2.1.2. Efecto de la temperatura. Además de colisionar los reactantes en la orientación más favorable también deben hacerlo con la energía suficiente para pasar la barrera energética entre reactantes y productos; este factor se consigue gracias a la energía cinética de los reactantes antes del choque; esta energía es proporcional a la temperatura del sistema, es decir que un aumento en la energía cinética de los reactantes implica un aumento en la temperatura y en consecuencia aumenta la probabilidad de choques afectivos lo cual se traduce en un aumento de la velocidad de reacción. 3. MATERALES Y REACTIVOS. -Tubos de ensayo Solución A (KIO3 0.02M) - Pipetas graduadas de 10 ml. Solución B (NaHSO4, almidón, H2SO4) - Pipetas volumétricas de 10 ml Mecheros - Beaker de 400 ml Tripode - Beaker de 600 ml Nuez, - Termómetro de -10 a 110ºC Rejillas
71
- Cronometro Herlenmeyer de 250 ml. 4. PROCEDIMIENTO El procedimiento está basado en la reacción Redox que se verifica entre el iodato (IO3
-) y el ion bisulfito (HSO3-) en medio acuosos con un pH ácido, la reacción
global sucede en las siguientes etapas: IO3
- + 3 HSO3- ------------ I- + 3 HSO4
- + H+ (1º etapa) 5I- + 6 H+ + IO3
- --------3 I2 + 3 H2O (2º etapa) I2 + HSO3
- + H2O -------- 2 I- + SO4-2 + 3 H+ ( 3º etapa)
Efectos de cambios de concentración de iodato. Utilizando a Solución A de iodato de potasio prepare en los tubos de ensayo las siguientes diluciones: Tubo Nª ml de solución A ml de agua 1 10 0 2 8 2 3 6 4 4 4 6 5 2 8 En otro tubo de ensayo coloque 10 ml de solución B. Tome este tubo y viértalo completamente en el tubo Nº 1 , tomando el tiempo desde la mezcal de las soluciones. Vierta de uno a otro el contenido para que se homogénea la mezcla. Tan pronto aparezca la cloración azul en la mezcla se debe parar el cronometro y registrar el tiempo. Hacer lo mismo con los demás tubos de ensayo. Efectos de la Temperatura. Prepare en cuatro tubos de ensayo 10 ml de una disolución compuesta por 6 ml de Solución A y 4 ml de agua. Tome uno de estos tubos y junto con otro que contenga 10 ml de solución B, colóquelos en un baño maría a 5ºC Espere que las soluciones tengan la misma temperatura que el baño y vierta las soluciones de un tubo a otro para que la mezcla sea homogénea, tomar el tiempo desde el momento en que las soluciones entran en contacto hasta aparición de la coloración azul. Se para el cronometro y se hace lo mismo con los demás tubos de ensayo a diferentes temperaturas. 5. CALCULOS. - La solución A tiene una concentración de iodato igual a 0.02M -Calcular la concentración inicial M de iodato en la mezcla reaccionante del tubo Nº 1 - Calcule la concentración inicial de iodato en la mezcla reaccionante del Nº 2 - Haga un gráfico de la concentración inicial de iodato vs el tiempo gastado, colocando iodato en el eje horizontal y el tiempo en el eje vertical. 6. PREGUNTAS. - Cuál es el mecanismo por el cual actúan los catalizadores par acelerar la velocidad de reacción?
72
- Explique tres aplicaciones de los estudios cinéticos. - ¿Cuál es la diferencia entre cinética química y termodinámica? - Qués el orden de Reacción - Qué es la molecularidad de una reacción? - Justifique el mecanismo de las reacciones de orden cero..
73
PRACTICA Nº 21
NEUTRALIZACIÓN
1.-OBJETIVOS. Conocer los fundamentos de una reacción ácido base. Diferenciar un ácido de una base.
2.- INFORMACION BASICA. Se puede definir la Neutralización, como una reacción entre un ácido y una base (álcali) en la que desaparecen las propiedades de los reactivos y los productos de esta son una sal y agua. HCl puede ser neutralizado por el hidróxido de sodio formando cloruro de sodio y agua.
HCl + NaOH NaCl + H2O En una reacción de Neutralización el punto de equivalencia, (punto en el que el número de equivalentes de líquido utilizado (bureta) es igual al número de equivalentes de la muestra (matraz) ), este se puede observar utilizando un indicador que cambie de color en este punto. Aquí se completa la reacción. Los indicadores más utilizados son el naranja de metilo, fenolftaleina y el azul de bromocresol, los cuales cambian de color de acuerdo a la concentración del ion hidrógeno de la solución o líquido al cual son adicionados. Son usados para probar la acidez o basicidad de las soluciones y para detectar el punto final de una titulación. Naranja de metilo (amarilla) fenolftaleina (incolora) La mayoría de los indicadores son considerados como ácidos débiles, en los cuales ya se al molécula no disociada o el anión, o ambos son coloreados.
HMe =========== H+ + Me- rojo incoloro amarillo
Cuando añadimos ácido hay un desplazamiento en el equilibrio hacia la izquierda, haciendo que la concentración del Hme sea mayor que la concentración del ion Me y la solución se torna roja. Si es en un álcali el equilibrio será hacia la derecha y sucede lo contrario entonces el color de la solución es amarilla. Para ellos es posible determinar su constante de ionización, así:
Hin (ac) ======== H+(ac) + In-(ac)
Ka (Hin) = H+ In -/ HIn
Lo valores de estas constantes pueden ser obtenidos con la medida del pH de una solución de molaridad conocida para cada indicador. En el cuadro siguiente podemos observar algunas de las constantes de ionización de los indicadores. Indicadores Ka a 25°c mol/l pH en el punto final Fenolftaleina 7 x 10-10 9.1 Azul de bromotimol 1 x 10-7 7.0 Litmus 3 x 10-7 6.5
74
Naranja de metilo 2 x 10-4 3.7 El objetivo de toda titulación es determinar los volúmenes precisos de las soluciones que reaccionan. El punto final, es el punto en que la titulación es detenida, y debe coincidir con el punto de equivalencia para las dos soluciones reaccionantes. Para ello se debe tener un cambio agudo de color en este punto, por la adición de una gota, ya sea de ácido o de álcali
Para el punto final, HIn = In - Por lo tanto en el punto final, Ka = H+
El pH ene punto final = - log H = - log Ka En la tabla anterior podemos ver el pH de los indicadores más utilizados. El cambio de color se debe, al cambio de una forma coloreada a otra en el punto final ambas formas estarán presentes en apreciables cantidades lo que no se puede decir es cuando estas dos formas están en igual concentración. Al ojo no es posible juzgar exactamente el punto final de una reacción de esta clase. El rango de pH, es el rango en el cual el indicador puede cambiar de color. Muchos indicadores parecidos a la fenolftaleína son solubles en agua, y por lo tanto son preparados para su uso en alcohol o en una mezcla de alcohol y agua. Nombre Intervalo de pH Cambio de color Preparación Violeta de metilo 0.0 – 1.6 amarillo – azul 0.01 – 0.05% en agua Cristal violeta 0.0 – 1.8 amarillo – azul 0.02% en agua Naranja de metilo 3.2 – 4.4 rojo – amarillo 0.01% en agua Rojo de metilo 4.8 – 6.0 rojo – amarillo 0.02% en 60 ml de etanol + 40 ml de agua Alizarina 5.6 – 7.2 amarillo rojo 0.1% en metanol Rojo neutro 6.8 – 8.0 rojo – ámbar 0.01 g en 50 ml de etanol + 50 ml de agua Fenolftaleina 8.2 – 10.0 incoloro – rosa 0.05 g en 50 ml de etanol + 50 ml de agua. Timolftaleina 9.4 – 10.6 incoloro – azul 0.04 g en 50 ml de etanol + 50 ml de agua El punto final para los indicadores está en el centro de su rango de pH. Este se encuentra cuando un álcali es adicionado a un ácido o viceversa. En el punto de equivalencia el pH debe cambiar agudamente por lo que se debe usar un indicador. El cambio depende grandemente de la fortaleza del ácido o del álcali. Buscar en los libros las gráficas de pH para una solución de amonio 0.1M y HCl 0.1M. De acuerdo con la fortaleza del ácido o la base así debemos buscar en la tabla el indicador necesario para la titulación de estas especies.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS. Beaker de 50 ml fenolftaleina Beaker de 100 ml Hidróxido de sodio Bureta de 25 ml Bicarbonato de sodio Vidrio de reloj Leche de magnesia
75
Varilla de agitación Vinagre Balanza Acido muriático Gotero Agua destilada pHmetro.(si lo hay)
4.- PROCEDIMIENTO. En un vaso de 100 l, disuelva 1.0g de hidróxido de sodio en 50 ml de agua. Adicione
de 3 a 4 gotas de fenolftaleina. Mida el pH de la solución. Retire el electrodo y adicione lentamente vinagre (bureta) hasta un cambio de color en
la solución, mida el pH. Realice lo anterior pero utilizando una solución diluida de ácido clorhídrico. (ácido
muriático) Mida el pH a las siguientes sustancias; vinagre de cocina, gaseosa, cerveza, leche de
magnesia y una solución de bicarbonato de sodio.
5.- PREGUNTAS. ¿A qué se debe la coloración violeta de la solución? ¿Cuál es la coloración que presenta el vinagre cuando adicionamos unas gotas de
fenolftaleina? ¿Qué coloración presenta una solución neutra después de adicionarle unas gotas de
fenolftaleina? ¿Cómo o con qué neutralizaría usted: vinagre, gaseosa, cerveza?. ¿Cómo
determinaría el punto de equivalencia? ¿Utilizando el pH, cómo haría usted una curva de Neutralización?
76
PRACTICA N° 22
PUNTO DE EQUIVALENCIA ENTRE UNA BASE Y UN ACIDO
1.- OBJETIVOS. Observar los diferentes métodos para hallar el punto de equivalencia. Comparar los resultados utilizando varias medidas.
2.-INFORMACION BASICA. La titulación es una forma de análisis volumétrico, donde se mezclan dos soluciones: un volumen de una muestra de concentración desconocida con un volumen conocido del titulante (se añade desde la bureta), hasta que la reacción entre ellos alcance el punto de equivalencia. (punto final) En estas se utilizan indicadores que marcan el punto final de la misma. Así que conociendo el volumen de los dos líquidos y la concentración de uno de ellos, podemos conocer la concentración del otro. Reacciones ácido – base. Cuando el ácido clorhídrico diluido es adicionado a una solución de sulfuro de sodio se produce sulfuro de hidrógeno.
S –2 + 2 H + + 2Cl- ------------ H2S + 2 Cl- ácido clorhídrico Aquí vemos que el ácido es un ácido fuerte ya que dona protones a los iones sulfuro para la formación de sulfuro de hidrógeno. En forma alternada podemos decir que el sulfuro es una base mas fuerte que el cloruro y que en la competencia por los protones del sulfuro gana convincentemente. Es decir hay competencia de electrones entre los agentes oxidantes y reductores. Cuando agregamos ácido clorhídrico diluido es adicionado a una solución de benzoato de sodio, se presenta un precipitado blanco de ácido benzoico C6H5COO- (ac) + 2 H + + 2 Cl- -------------- C6H5COOH (s) + Cl- (ac) ion benzoato ácido clorhídrico ácido benzoico C6H5COO- (ac) + H2SO3 ------------ C6H5COOH- (S) + HSO3
-(Ac) ion benzoato ácido sulfuroso ácido benzoico Es así, que los dos ácidos son más fuertes que el benzoico. Sin embargo que el ácido acético cuando es adicionado a la solución del benzoato de sodio no hay ninguna reacción aparente. El ácido etanoico no protona los iones benzoato, porque el ácido etanoico es un ácido más débil que el benzoico. En la titulación potenciométrica se determina el pH de una muestra durante una titulación ácido – base. Los dos electrodos del pH- metro se sumergen en la muestra y se va registrando el pH con cada adición de la sustancia titulante. Así es posible conseguir la curva de pH (curva de titulación). Cerca del punto de equivalencia existen cambios muy marcados para pequeñas adiciones de titulante. Este tipo de titulaciones es
77
particularmente útil cuando la muestra es coloreada, haciendo difícil o imposible observar un cambio de color en el indicador pH Volumen del titulante ml. Disociación de ácidos y bases débiles. Ácidos: un ácido típico, HA, al disociarse en agua transfiere un protón de la molécula del ácido a la molécula de agua, dando una solución ácida.
HA + H2O H30 + + A- La donación de un protón de la molécula de ácido a la molécula de agua produce un ion negativo que se llama anión (A-). Al escribir la ecuación de equilibrio para la reacción anterior se puede omitir el agua que
es un valor constante, y podemos hacer una simplificación al escribir H+ en lugar de la concentración del agua, por lo tanto la ecuación de equilibrio quedaría así:
Ka = H+ A-
HA Ka esta es llamada constante de ionización del ácido HA y es una constante de equilibrio para la ecuación simplificada de un ácido o ecuación de ionización.
HA H+ + A- Esta constante nos permite entender con mayor precisión los términos de ácido fuerte y ácido débil el primero es el más disociado en solución y tendrá una constante de ionización bastante grande. Esta indica la fuerza del ácido, entre más grande sea la constante mayor será la fuerza del ácido. Un ácido débil tiene la tendencia a disociase en menor cantidad, y su constante será pequeña. Entre los ácidos fuertes más utilizados tenemos: HCl, HNO3, H2SO4. Estos también se les conoce como electrolitos fuertes. Bases: Los mismos principios se pueden aplicar a las soluciones de las bases. Es una sustancia capaz de aceptar un protón (según Bronsted), la concentración del ion H+ decrecerá en la solución y aumentará la concentración de hidróxilos (OH). Los hidróxidos iónicos de los metales, como LiOH, NaOH, Ba(OH)2, son compuestos que contienen iones hidróxidos en el estado sólido y al disolverse en el agua, los iones quedan en solución. Como estos están completamente ionizados, se les denomina bases fuertes y constituyen un ejemplo de electrolitos fuertes. Encontramos además las bases débiles, formadas por moléculas neutras que al reaccionar con el agua dan iones OH- para dar soluciones ligeramente básica.
78
NH3 + H2O NH4+ + OH-
La ecuación de equilibrio para esta se designa por Kb y al considerar que la concentración del agua permanece constante en soluciones diluidas se puede escribir
Kb = NH4+ OH-
NH3 El valor pequeño de Kb nos indica que el equilibrio está desplazado hacia la izquierda y solamente una pequeña cantidad de amoníaco reacciona con el agua, por lo tanto, al amoníaco se le clasifica como una base débil. Cuando conocemos la constante Kb podemos calcular la posición de equilibrio. Los problemas con Kb se manejan de la misma forma que los que incluyen a Ka. Entre más grande sea el valor de Kb, mayor será la fuerza de la base.
B + H2O BH+ + OH- ácido conjugado y la constante de equilibrio Kb será:
Kb = BH4+ OH-
B Disociación de ácidos polipróticos. Son compuestos que tienen dos o más hidrógenos ácidos y se disocian en una forma escalonada; por ejemplo, en el caso del ácido diprótico, H2CO3, cada grado de ionización tiene su propia constante de equilibrio. Para diferenciar las distintas constantes se utilizan subíndices:
H2CO3 H+ + HCO3- K1 == H+ HCO3
-
H2CO3
HCO3- H+ + CO3
-2 K2 = H+ CO3- 2
HCO3-
La constante K1 de un ácido poliprótico es siempre mayor que K2, de suerte que para calcular el valor de la concentración de hidrógenos basta considerar solamente K1; en otras palabras, el segundo paso en la disociación siempre produce muchos menos
hidrógenos que el primero, es decir que K1 K2 K3 .También se utiliza la primera constante para calcular la concentración del anión que se produce en la primera etapa.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
2 vasos de precipitado de 250 ml Acido acético 2 erlenmeyer de 250 ml Hidróxido de sodio 4 balones aforados de 250ml Solución de fenolftaleina Pipeta graduada de 10 ml Agua destilada Bureta de 50 ml Varilla de agitación
79
Vidrio de reloj Espátula Gotero
Balanza de 0,01 g pH metro Conductivimetro
4. PROCEDIMIENTO Preparar soluciones de ácido acético 0.1M
0.1 M de hidróxido de sodio 0.2 M de ácido acético.
Determinar el pH y la conductividad inicial de 50 ml de la solución 0.1M de hidróxido de sodio. Agregue 3 gotas de fenolftaleina
Agregar desde una bureta, ácido acético 0.1 M a la solución anterior. Determine los pH y la conductividad cuando adicione; 5, 15, 25, 35, 45, 46, 48, 49, 50, 51, 52, 53, 54, 55 y 56 de la solución ácida. Registre los cambios que ocurren.
Repita el procedimiento anterior, pero esta vez utilizando ácido acético 0.2 M, haciendo medidas en los siguientes puntos; 5, 10, 15, 20, 21, 22, 23, 24, 25, 26, 27, 28, 29, 30 y 35. Registre las observaciones.
5.-PREGUNTAS. Realizar un gráfico de pH (eje Y) contra volumen de ácido acético adicionado (eje X)
para cada una de las soluciones. Realice el mismo proceso con los datos de conductividad contra volumen adicionado.
De los gráficos anteriores, determine el volumen de Neutralización. ¿Qué volumen obtuvo con el indicador?.¿ Encontró diferencias?
HOJA DE DATOS. Tbala nº 1. Efecto de laa concentración Tubo Nº ml solución B ml solución A ml de agua. Tiempo (seg.) 1 10 10 0 2 10 8 2 3 10 6 4 4 10 4 6 5 10 2 8 Tabla Nº 2. Efectos de la temperatura Tubo Nº ml sol.B ml sol. A ml de agua tiempo (seg) Temperatura
1 10 6 4
2 10 6 4
3 10 6 4
4 10 6 4
80
PRACTICA Nº 23
CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.
1. OBJETIVOS. Determinar la constante del producto de solubilidad por volumetría. 2. INFORMACION BASICA.
El estudio de sistemas químicos que son ligeramente solubles en agua requiere una consideración del equilibrio que está involucrado. Por ejemplo, consideremos una solución saturada de cloruro de plata, AgCl. Este sistema puede ser representado por la ecuación (1) AgCl (s) ============= Ag+ (ac) + Cl- (ac) (Ecuación 1) El cloruro de plata sólido se deposita en el fondo del recipiente y los iones de plata y cloro están en solución. Nosotros podemos estudiar este sistema cuantitativamente mediante la remoción de una parte de la solución que está encima del sólido. Esta puede titularse con cromato de sodio, y de estos datos podemos determinar la cantidad de iones plata. Por las relaciones molares, podemos conocer la cantidad de iones cloruro presentes en la muestra. La concentración de los iones plata y cloruro puede ser expresada en M. Los iones plata y cloruro en la solución están en equilibrio con el cloruro de plata sólido. La constante de equilibrio cuando se relaciona con una solución saturada de un sólido iónico se denomina “constante del producto de solubilidad” Kps. De la ecuación (2) podemos calcular la constante del producto de solubilidad para el cloruro de plata. Kps (AgCl) = [Ag+] [Cl-] (Ecuación 2) Donde los corchetes se refieren a las concentraciones en M. De aquí tenemos un cuadro cuantitativo de la solubilidad del cloruro de plata en agua. En esta práctica, vamos a determinar la constante del producto de solubilidad del yoduro de plomo (II) mediante la titulación de una serie de soluciones de nitrato de plomo (II) con una solución estándar de ioduro de potasio. La aparición de un precipitado amarillo pálido de yoduro de plomo (II) nos va a señalar el punto final de la reacción. Se puede calcular la concentración del ion plomo (II) y del ion yoduro en el punto final. Entonces lod datos conseguidos en varias titulaciones podemos graficarlos y extrapolar la curva de los resultados a una concentración de cero para determinar la constante del producto de solubilidad para el yoduro de plomo. Titulación de una solución salina. La fórmula del yoduro de plomo (II) sólido está compuesta de tre iones: uno de plomo (II) y dos de yoduro. En una solución acuosa saturada, estos iones están en equilibrio con el sólido puro sin disociar como se muestra en la ecuación (3)
81
PbI2 (s) ========= Pb2+ (ac) + 2 I- ( ac) (Ecuación 3) Como todas las reacciones, la situación de equilibrio puede ser descrita por una expresión que tenga un valor constante a una temperatura dada, como se indica en la ecuación (4)
Keq. = (ά Pb2+) (ά I-)2 / (ά PbI2 (s)) (Ecuación 4) En la Ecuación 4 el símbolo ά representa la actividad de la especie presente en el equilibrio.. Por
convención, la actividad de todos los sólidos puros sn disolver tal como el yoduro de plomo sólido
se toma como la unidad, de aquí que ( ά PbI2) = 1
La actividad de un ion puede ser expresada como el producto de dos factores; La concentración del ion, y el coeficiente de actividad del ion, como se muestra en las siguientes ecuaciones:
άPb2+ = n[Pb2+] (ecuación 5)
ά I- = n [I-] (ecuación 6) El estudio detallado de las actividades y de los coeficientes de actividad está fuera del alcance de este experimento. Sin embargo, debe establecerse que el coeficiente de actividad está cerca de la unidad a medida que la concentración iónica de la solución se acerca a cero. Consecuentemente, las actividades de los iones plomo (II) y yoduro se aproximan a la concentración molar de los iones a medida que la concentración iónica total disminuye. En el presente experimento la concentración total iónica incluye contribuciones de los iones NO3
- y K+ a la vez que plomo y yoduro. La constante de equilibrio recibe un nombre especial cuando se relaciona con una solución saturada de un sólido iónico, y es llamada la constante del producto de solubilidad, Kps. La expresión del producto de solubilidad para el yoduro de plomo (II) está dado por la educación 7. Kps = Keq. = (ά Pb2+) (ά I-)2 =r ( Pb2+) r2 (I-)2 (Ecuación 7) Entre mas se consideren las soluciones iónicamente diluidas con respecto al yoduro de plomo saturado, los valores medios del producto de sus concentraciones se aproximan a la constante Kps. En esta experiencia, las concentraciones en el equilibrio de iones plomo (ii) y yoduro pueden ser calculadas a temperatura constante para soluciones de diferentes concentraciones iónicas, cada una de las cuales está saturada con respecto al yoduro de plomo (II). Dichos cálculos pueden basarse en el número de mililitros de KI 0.05M requeridos para titular soluciones de nitrato de plomo de diferentes concentraciones hasta llegar al punto final, en el cual persiste el primer precipitado amarillo pálido de yoduro de plomo. Si el punto final es observado exactamente, la cantidad de ion plomo precipitado va a ser despreciable. Asumiendo además que el ion Plomo es la única especie que contiene plomo (II) en la
82
solución. La concentración del ion plomo (II) en el punto final es simplemente la concentración inicial del nitrato de plomo multiplicado por el factor de dilución.
[Pb2+] = [Pb(NO3) ] x ( Vo / (Vo + V)) (Ecuación 8)
El volumen Vo es el da la solución inicial de nitrato de plomo (II). El volumen final es (Vo +V) , donde V es el volumen de KI que se adiciona en la titulación. La concentración del ión yoduro en la solución en equilibrio es: [I-] = [KI ] x ( Vo / (Vo + V)) (Ecuación 9 ) Se asume nuevamente que el ión yoduro es la única especie que contiene yoduro en la solución y que la cantidad de ión yoduro precipitado es despreciable. La cantidad de KI usada para titular va a ser pequeña en comparación con la cantidad inicial de nitrato de plomo (II), de modo que la concentración de la solución puede ser expresada como la concentración del nitrato de plomo (II) en el punto final, o sea la dada por la ecuaicón8. Un tratamiento mas sofisticado envuelve las fuerzas de los iones, pero esto no es necesario para los propósitos de esta experiencia. . Las concentraciones del ión plomo (II) e ión yoduro en el equilibrio pueden ser calculadas de los datos obtenidos en el laboratorio. Si los coeficientes de actividad para estos iones se conocieron, el cálculo de la constante del producto de solubilidad por medio de la ecuación 7 sería exacto. Desafortunadamente no hay una forma simple de medir o calcular estos coeficientes para soluciones de una concentración finita. Los coeficientes son la unidad para soluciones infinitamente diluidas; pero ninguna solución aunque esté muy diluida es infinitamente diluida. Además las medidas exactas es soluciones muy diluidas son extremadamente diluidas. El problema es cómo determinar el valor del producto de las concentraciones de los iones plomo (II) e yoduro, en una solución saturada, hipotéticamente diluida infinitamente, usando medidas de ión plomo y yoduro de soluciones saturadas que no son infinitamente diluidas. Suponiendo que la concentración del producto determina experimentalmente, se grafique contra la concentración, expresada como plomo. Tal gráfica produce una curva como la que se muestra en la figura 1. La curva muestra como varía el producto en un rango de concentración del plomo (II). De aquí podemos estimar la forma en la cual el producto de la concentración puede variar a concentraciones bajas. De aquí los datos pueden ser extrapolados a concentraciones de cero como se muestra por la línea punteada. Las mejores estimaciones del producto están dadas por el eje vertical interceptado cuando la concentración va hasta cero. En este punto, los coeficientes son igual a la unidad permitiendo obtener de la ecuación 7 la constante del producto de solubilidad para el yoduro de plomo (II) . En el presente caso, la experiencia y la teoría de Debye Hükel de soluciones diluidas de electrolitos han mostrado que la mejor gráfica e el Logaritmo del valor del producto contra √ [Pb2+] /( 1 + √ [Pb2+] ). Esta teoría predice que la gráfica va a ser lineal en la medida en que la solución sea diluida.
83
3. MATRIALES Y EQUIPOS. - Beaker de 150 ml. Papel milimetrado - Probeta de 50 ml Regla -Pipeta volumetrica de 50ml. Curvigrafo Bureta de 25 ml Calculadora Herlenmeyer de 250 ml yoduro de potasio 0.05M Matraz aforado de 250 ml Nitrato de potasio
0.25, 0.25, 0.100, 0.050, 0.020 y 0.010M
4. PROCEDIMIENTO.
Coloque aproximadamente 80 ml de solución de yoduro de potasio 0.050M en un beaker limpio y seco de 150 ml. Lave una bureta con 10 ml de la solución de yoduro Deseche la solución de lavado de la bureta a través del pico. Repita la operación por segunda vez y vote la solución de lavado. Llene la bureta con la solución de KI y retire suficiente solución a través de la extremidad de la bureta para remover cualquier burbuja de aire atrapada. Remueva la gota del pico de la bureta tocando la extremidad con un lado del beaker. Ya que el punto final no es exacto como se acostumbra en una titulación, lea y anote en la tabla de datos el volumen de solución de la bureta, aproximándolo a 0.5ml. Mida el volumen con el menisco inferior. Leer el volumen puede se fácil si un papel de color blanco se mantiene detrás y a unas pocas pulgadas de la bureta. Cinco muestras de 100 ml de soluciones de Nitrato de plomo (II) 0.25M, 0.100M, 0.050M, 0.020M y 0.010M van a ser tituladas con yoduro de potasio 0.050M. Debido a que los datos obtenidos para soluciones diluidas son mas críticos, se puede ganar experiencia titulando primero la solución de nitrato de plomo (II) 0.25M Con una pipeta volumétrica de 50 ml mida 100 ml de solución de nitrato de plomo (II) y colóquelos en un erlenmeyer de 250 ml. Adicione e4l yoduro mediante goteo, de la bureta al erlenmeyer, agitando continuamente para mezclar las dos soluciones Continúe la adición del titulante hasta que el precipitado amarillo pálido de yoduro de plomo (II) aparezca y permanezca después de haber mezclado. Lea y anote el volumen de KI 0.050M en la hoja de datos. Repita la operación con cada una de las demás soluciones de nitrato.
5. CALCULOS. Anote los resultados de los cálculos del 1 al 5 en la tabla de datos Nº 1. Halle la suma de Vo ml de nitrato de plomo (II) usados inicialmente y V ml de yoduro requeridos en la titulación. Utilizando la ecuación 5, calcule la concentración del ión plomo (II) en el punto final para cada concentración de nitrato. Usando la ecuación 6, calcule la concentración de KI en el punto final para cada una de las concentraciones de nitrato inicial. Calcule el producto de los iones en el punto final. Entregue al instructor de laboratorio sus datos sobre el volumen de KI usado en cada titulación. Con estos datos hallar el volumen promedio de KI usado para cada
84
titulación de los datos de la clase. Anote estos datos en la tabla Nº 2. Usando los datos promedios de la clase, repita los cálculos del 1 al 5 y anote estos valores en la tabla Nº 2. Construya una gráfica colocando el producto de los iones en la ordenada y la concentración de ión plomo en la abcisa usando los datos promedios de la tabla Nº 2 . Marque esta gráfica como 1. Extrapole la curva hasta concentración cero, halle el Kps y repórtelo en la tabla Nº 2. Construya otra gráfica colocando el logaritmo del producto de los iones en la ordenada contra la relación del ión plomo y (1 + la raiz cuadrada del ión plomo ) en la abcisa, usando los datos promedios de la tabla de datos Nº 2. Marque cada punto graficando con un pequeño circulo. Señale esta gráfica como 2 Extrapole la curva hasta concentración cero y anote el Kps en la tabla Nº 2. En el gráfico 2 marque con triángulos 5 puntos para indicar el logaritmo de los iones, usando datos de la tabla 1. Compare los datos individuales graficados con los datos promedios de la clase graficados.
6. PREGUNTAS.
a. Cuál método de graficar los datos de este experimento permite la mejor extrapolación cero? Explique.
b. Defina el producto de solubilidad, Kps, ¿Porqué difiere del producto de los iones? ¿Qué condiciones se necesitan para que el producto de los iones se aproxime al Kps?
c. Use la gráfica 2 de los datos experimentales para interpolar un valor del producto de iones cuando la solución inicial del nitrato de plomo es 0.17M. Compare estos datos con el extrapolado de Kps.
d. Cuando un dato experimental es reportado, una estimación del error en el análisis es incluido- Examine la gráfica 2 y determine los valores máximos y mínimos de Kps que pueden ser leídos de los datos extrapolados. El error estimado es: Error = ( Kps (máx) – Kps (min) ) / 2 Anote el mejor valor extrapolado para Kps y el error estimado.
e. Compare sus datos individuales de la gráfica 2 con los datos obtenidos de la clase. ¿Sugiere la gráfica que sus errores fueron sistemáticos o casuales? Explique.
85
HOJA DE DATOS. Datos individuales. Nitrato de Plomo (II)( inicial.) 0.25 0.10 0.050 0.020 0.010 Yoduro de Potasio (titulante) 0.50 0.050 0.050 0.050 0.050 Vo ml de Nitrato 100.0 100.0 100.0 100.0 100.0 V ml del titulante _____ _____ _____ _____ _____ En el punto final. Vo + V ml _____ _____ _____ _____ _____ Concentración ión plomo _____ _____ _____ _____ _____ Concentración ión yoduro _____ _____ _____ _____ _____ Producto de los iones _____ _____ _____ _____ _____ √ [Pb2+] /( 1 + √ [Pb2+] ). _____ _____ _____ _____ _____ Log del producto de iones. _____ _____ _____ _____ _____
Hoja de datos 2 Nitrato de Plomo (II)( inicial.) 0.25 0.10 0.050 0.020 0.010 Yoduro de Potasio (titulante) _____ ____ _____ _____ _____ Vo ml de Nitrato _____ _____ _____ _____ _____ V ml del titulante _____ _____ _____ _____ _____ En el punto final. Vo + V ml _____ _____ _____ _____ _____ Concentración ión plomo _____ _____ _____ _____ _____ Concentración ión yoduro _____ _____ _____ _____ _____ Producto de los iones _____ _____ _____ _____ _____ √ [Pb2+] /( 1 + √ [Pb2+] ). _____ _____ _____ _____ _____ Log del producto de iones. _____ _____ _____ _____ _____ Kps del yoduro de plomo (II) De gráfica 1 _______________________ De gráfico 2 _______________________
86
PRACTICAS OPCIONALES O PARA TRABAJO DE LOS ESTUDIANTES.
TRABAJO Nº 1
¿CUÁNTA PRESION SE NECESITA PARA FORMAR LAS PALOMITAS DE
MAIZ?
1.- INFORMACION BASICA
A la presión que ejercen sobre los objetos las moléculas de los gases en la atmósfera se le llama presión atmosférica. Se necesita llenar con una cantidad mayor de aire el interior de un globo o bomba par que este se infle o expanda. Esto ocurre porque la presión interna aumenta sobre la externa, haciendo que el globo se expanda para que el gas ocupe un volumen mayor y así lleguen a equipararse las presiones. La diferencia entre la presión interna y la externa es la que hace que el globo se infle. Al soplar mas aire dentro del globo (aumentar el número de moles) a un volumen dado, V, se crea una presión interna, P, mayor que la externa (atmosférica). Para equiparar las presiones el globo expande (aumenta el V) de manera que la razón del nuevo valor de n al nuevo valor de V sea la misma P.
Muchas explosiones ocurren al llevarse a cabo reacciones muy rápidas y exoenergéticas que liberan grandes cantidades de gases, como, por ejemplo el bombazo del Oklahoma. Al expandirse el gas y chocar estas moléculas con alta energía contra el edificio ocasionó su destrucción. Note en la ecuación siguiente la gran cantidad de moles de gases que se generaron en esa explosión a partir de reaccionantes sólidos y líquidos que ocupan poco volumen. 31 NH4NO3 (S) + C10H22(l) ----------- 31 N2 (g) + 73 H2O (g) + 10 CO2(g) + CALOR. hay diferentes tipos de maíz. Algunos se comen directo de la mazorca, otros se usan en granos para ensaladas y otros secos son los que se usan para los “pop corn”, estas se forman al crearse una presión interna que hace explotar el grano. Entre las diferentes clases de maíz para pop corn hay variaciones en la dureza de la cáscara y su contenido de agua. Diseñaremos un experimento para determinar la presión que aguanta la cáscara de un maíz antes de explotar y convertirse en pop corn. El contenido del maíz es principalmente almidón y éste se mantiene inalterado antes y después de explotar. Solo cambia su aspecto físico. Es algo así como el cambio que ocurre al abrir una sombrilla: la masa y el material sigue siendo el mismo, pero ocupa más volumen al abrirse. El gas que creará la presión interna en el maíz es agua. 2.- PROCEDIMIENTO. El experimento se llevará a cabo en grupos de tres estudiantes. Cada uno debe participar activamente en este proceso, para el diseño de una técnica para llevar a cabo la experiencia. Para ello es necesario que busquen algunos datos necesarios para determinar la presión interna de la semilla antes de explotar. 1.- Usando la ecuación de estado PV = nRT, debemos conocer los valores de n, V, T, del agua al momento de explotar. ¿Qué experiencia llevarías a cabo o como lo harías para
87
determinar cada una de estas variables? R = 8,205X10-2 atm.L/mol.K n (moles de agua dentro de la semilla) T(aproximada dentro de la semilla) La determinación de esta es difícil. En este experimento se presume que la temperatura es de 225 grados centígrados. V(aproximado dentro de las semillas) 2.- ¿Cuántas semillas debes usar para realizar el experimento? 3.- ¿Qué envase de laboratorio usarás para llevar a cabo el experimento? 4.- ¿Qué precauciones especiales debes tomar para que los datos numéricos que obtengas sean los mas correctos posibles?
a) al determinar el valor de n (moles de agua) b) al determinar el valor del V(volumen de las semillas)
Discutir con el instructor la metodología que plantea el grupo. Lleva a cabo el experimento de acuerdo a lo planificado y aprobado por el profesor.
3.- PREGUNTAS.
¿Cómo afectarían los datos experimentales si no todas las semillas explotan? ¿Qué correcciones harías a tu experimento si esto pasase? ¿Afectaría el experimento si los pop corn se queman luego de explotar? ¿Cómo afectaría al resultado del valor de la presión? Una vez terminado el experimento y obtener los datos necesarios, calcular el valor promedio de la presión del pop corn al explotar. Prepárate para hacer una exposición de la misma. Evalúa los factores que pudieron afectar sus resultados.
88
TRABAJO Nº 2
IDENTIFICANDO UN DESCONOCIDO
1.- INFORMACION BASICA Se te entregará un sólido blanco que podría ser NaHCO3, KHCO3 o CsHCO3. Tu Tarea es identificar este desconocido por una reacción química conocida. Al combinar los carbonatos con un exceso de ácido sulfúrico se forma bióxido de carbono como uno de sus productos. Completa y balancea la siguiente reacción química general considerando que M puede ser, Na, K o Cs.
MHCO3 (ac) + H2SO4 (ac)
2.- PRECAUCIONES. El ácido sulfúrico es corrosivo, evita que el mismo toque tu piel. Si le cae en la piel remuévalo de la parte afectada con abundante agua. No importa que tan pequeña sea esta, debes exponer la piel al agua durante 15 minutos.
3.- DISEÑO EXPERIMENTAL. Diseña detalladamente un experimento basado en la reacción anterior, que permita determinar la identidad del desconocido. Detalla cuidadosamente como debe llevarse a cabo la experiencia, los datos cuantitativos que se deben obtener y cómo estos datos serán analizados.
4.- PREGUNTAS GUIAS ¿Cuántos gramos del bicarbonato serían apropiados utilizar? ¿A cuántos sitios decimales necesitas conocer la masa? ¿Cuántos ml de ácido 4M se requieren – como mínimo – para que todo el bicarbonato reaccione? ¿Cómo determinarías la masa del CO2 que se genera en esta reacción? Sugiere al menos dos maneras en que puedes determinar la masa del bióxido de carbono y escoge aquella que sea la mas adecuada para llevarse a cabo en este experimento. ¿Qué datos experimentales y qué cálculos necesitas hacer para identificar el desconocido? Describe el procedimiento experimental que seguirás en el laboratorio.
5.- PREGUNTAS DE SEGUIMIENTO. ¿Será posible determinar la identidad del desconocido si la incertidumbre de la medidas
hechas con la balanza fuese de 0.2 g? Si el desconocido fuese bicarbonato de calcio, ¿Qué masa de CO2 se hubiese producido si 2.00 g del desconocido hubiese reaccionado con exceso de ácido? ¿Cuál será la fórmula empírica de una sustancia que se compone de 20% de calcio y 80% de bromo? Si por error el instructor te hubiese entregado el carbonato en vez del bicarbonato del metal desconocido (M2CO3 en vez de MHCO3) ¿Cómo esto hubiese afectado tu resultado? Si el desconocido hubiese sido el Ba(HCO3)2 en vez de los posibles desconocidos en este experimento, ¿Cómo esto hubiese afectado tu resultado?
89
TRABAJO Nº 3
ACTIVIDAD DE LABORATORIO PARA DISTINGUIR ENTRE DOS SALES
USANDO METODOLOGIAS SENCILLAS.
1.- PROBLEMA
En un laboratorio un químico manipula unos recipientes con reactivos; luego de una distracción, observa que los envases no se encontraban rotulados. El químico sólo sabe que los recipientes contienen una de dos sales: sulfato de potasio (K2SO4) o cloruro de sodio (NaCl). Explique con argumentos, cómo puede usted basarse en observaciones y pruebas de laboratorio para determinar el contenido de los envases. Trabaje independientemente y describa su experimento, incluyendo metodología y bases teóricas. Algunas referencias, notas de clases e información para actividades de laboratorio, pueden ser usadas. El objetivo de esta práctica es realizar una actividad en el cual el estudiante genere su propia metodología para desarrollar un problema, utilizando el método científico.
2.- PROCEDIMIENTO Usted debe solucionar el problema realizando una guía de laboratorio, metodología, etc. para poder diferenciar las dos sales. Su informe debe presentarlo al profesor con anterioridad a la práctica. El contenido de este incluye los fundamentos teóricos en los cuales se basará para diferenciar las dos sales, los materiales y los reactivos, los procedimientos y las preguntas escritas y desarrolladas por usted mismo. Buena suerte.
90
TRABAJO Nº 4
LEY DE BOYLE
1.-OBJETIVOS.
Hacer medidas del cambio de volumen de un gas, con cambios de presión a una temperatura determinada, para comprobar la Ley de Boyle.
2.-INFORMACION BASICA
La ley de Boyle fue anunciada en 1660 por Robert Boyle, quien por un experimento sencillo halló que un volumen de aire confinado en un tubo de vidrio sobre el cual se podía ejercer presión, varía inversamente con el cambio de la misma, permaneciendo la temperatura constante. Luego trabajó con otros gases y observó el mismo comportamiento. Esto lo llevó a formular la ley que lleva su nombre la cual dice: “El volumen de una masa dada de un gas cualquiera a temperatura constante varía en razón inversa de la presión, o que el producto del volumen por la presión de una masa de gas es constante a una temperatura constante”. Matemáticamente la podemos expresar así: P = Kmt 1/V ó PV = Kmt Donde: P = presión total V = Volumen Kmt = Constante que depende de la masa y de la temperatura. En el desarrollo de esta práctica encerramos un volumen de aire en un aparato de Boyle y tomaremos las variaciones de presión y sus respectivos volúmenes a presiones menores y mayores que la presión atmosférica. La temperatura será la del ambiente y se mantendrá constante durante todo el experimento. (ver fig.) DESCRIPCION DEL EQUIPO: La masa de aire se confina en un tubo calibrado (A). Está conectado por una unión metálica al extremo de una manguera de caucho, que contiene suficiente mercurio. Por medio de la uniones metálicas (BB’) se conectan los tubos abierto y cerrado a través de abrazaderas anulares que se pueden mover verticalmente sobre los soportes metálicos (C) que permite mantener los tubos de vidrio en la posición deseada. Entre los soportes metálicos está una escala milimétrica (D). Por medio de ella y un aditamento se obtienen las lecturas de los niveles de mercurio en ambos tubos. El aditamento de lectura consiste en n cursor que se desplaza a lo largo de la escala milimétrica, al que está unido un espejo (E) con una raya horizontal en el centro para eliminar el error de paralaje y un vernier (F). El aditamento se mantiene en cualquier posición por medio de un resorte de fricción. La abrazadera tubular está provista de un
91
tornillo con ajustes, por medio del cual se ajustan los niveles de mercurio en los tubos, las lecturas se pueden tomar con aproximaciones de 0,1 mm.
3.-MATERIALES Y REACTIVOS. Aparato de Boyle, termómetro y barómetro.
4.-PROCEDIMIENTO. - Lea la presión atmosférica al comienzo y al final en el laboratorio. - Lea la temperatura ambiente del laboratorio. - Coloque el equipo en un sitio donde haya buena luz que permita la lectura clara de las
escalas. - Lleve a un mismo nivel el mercurio en ambos tubos. - Cierre la válvula del tubo cerrado y pruebe si hay escapes, disminuyendo y elevando
la presión lo más que permita el aparato. - Deje que el equipo permanezca en estas condiciones unos minutos y observe si hay o
no cambios en los niveles de mercurio; si no hay cambios proceda a la toma de lecturas.
- Con la presión en el tubo cerrado tan bajo como se pueda, haga la primera lectura, leyendo el volumen en el tubo cerrado y los niveles de mercurio en ambos tubos.
- Haga una serie de 10 lecturas para varios rangos de presión, desde, el más bajo hasta el más alto posible, variando el volumen de 0,5 ml
- Haga las variaciones lentamente para evitar cambios de temperatura, evite derramar el mercurio por el tubo abierto.
- Reporte los datos en la hoja de datos.
5.-CALCULOS. Calcule la diferencia de altura de la rama abierta y la cerrada para cada una de las
lecturas. (P) Calcule la suma algebraica de la presión barométrica con las diferencias de altura en
mm Hg para cada una de las lecturas. (B+P) Calcule la suma anterior en atmósferas. Calcule el volumen en cc, páselos a litros, para todas las lecturas. Calcule el inverso del volumen en litro para cada una de las lecturas. Calcule el producto PV en atmósfera. Litro Calcule el promedio del producto PV de acuerdo al número de lecturas tomadas. Reporte todos los datos en su hoja.
6.-PREGUNTAS
Haga un gráfico de presión vs. Volumen (ordenada, abscisa).
Haga un gráfico de presión vs. Inverso de Volumen, comenzando la escala en cero.
Haga un gráfico de presión adicional e inverso del volumen. Escoja el eje P cerca del centro de la página y asegúrese que P se extienda a más de 770 mm por debajo del eje, en la escala 1/V comience en cero. Determine la presión barométrica por extrapolación y compare su valor con la leída en el barómetro.
92
Nº Rama
abierta
, mm
Hg
Rama
cerrada
mm
Hg
Diferencia
Ra-Rc
Presión
total
Mm Hg
Presión
en
Atm
Volumen
cc
Volumen
Litros
Inverso
1/V en
litros
Constante
. PV
Atm.
Litro.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
93
94
95