Laboratorio de Química General - Primavera 2006.

Los laboratorios de Química General son básicamente cualitativos. Por lo tanto, en la gran mayoría de las experiencias las cantidades de reactivos son aproximadas a menos que se diga lo contrario. Los sólidos son dispensados generalmente en cantidades de “puntas de espátulas”, similar situación ocurre con los líquidos o las soluciones, en “mililitros aproximados”. Para que tenga una medida aproximada de esto, mida exactamente mediante una pipeta adecuada 5 mL agua destilada y adiciónelos a un tubo de ensayo (T.E.). Marque con un plumón o papel engomado la marca de volumen obtenido. Este será su medida de 5 mL.

Estas guías deben ser estudiadas, entendidas y asimiladas antes de enfrentar cada práctico. En alguna oportunidad se puede exigir realizar algún T.P. sin guías.

Trabajo Práctico Nº 1.A.- ÓXIDOS. CLASIFICACIÓN, OBTENCIÓN Y CARACTERIZACIÓN: I.- Caracterización de Óxidos Básicos y Ácidos. Experiencia Nº 1Tome con una pinza de crisol un trocito de cinta de magnesio y hágala arder en la llama del mechero, recoja el producto de la combustión sobre una hoja de papel colocada bajo el mechero ¿De qué color es el producto formado? _______________________________________________________ ¿A qué compuesto corresponde? ___________________________________________________________________ Escriba su nombre y fórmula _____________________________________________________________ ¿A qué tipo de óxido corresponde? ___________________________________________________________________________________________. Coloque sólo el producto obtenido (precipitado de color blanco) (y NO el metal que no ha reaccionado) en un tubo de ensayo (T.E.) y agregue » 4 mL de agua destilada y agite, ¿Se disuelve? _______________________________Caliente suavemente el tubo, agítelo y observe la solubilidad del óxido ____________________________________________________________________________________________________________________________.Enfríe y divida la solución en 2 T.E., evitando de arrastrar el residuo, a uno agregue 3 gotas de solución indicador Tornasol y al otro 3 gotas de solución alcohólica de Fenoftaleina. ¿Observa cambios de coloración en los indicadores? _____________________________________________. ¿A qué especie química presente en la solución puede atribuir Ud. el comportamiento de estos indicadores? ____________________________________ ______________________________________________.(Nota: Si no conoce la coloración que adquiere un indicador dado en un medio ácido (o básico), simplemente adicione » 5 mL de un ácido (o de una base) en un T.E. con agua destilada y agregue gotas del indicador en cuestión).De esto podrá deducir, que el compuesto formado al disolver el producto de la combustión en agua es _________ ________________________________________ de fórmula :__________________________________. Escriba las ecuaciones correspondientes tanto de la combustión del magnesio en contacto con el oxígeno del aire, como de la reacción del óxido de magnesio con el agua. Experiencia Nº 2Realice esta experiencia en campana de extracción y utilice gafas. Traiga para ello, crisol, gafas, fósforos y vaso de pp. de 250 mL. Saque con una pinza de crisol un trocito de fósforo blanco, que se encuentra en una cápsula con agua (Cuidado: El fósforo blanco produce quemaduras de difícil curación). Séquelo con un papel filtro y colóquelo en un crisol limpio y seco. (Nota: Trabaje rápidamente, pues el fósforo arde espontáneamente al aire).  Con un alambre caliente incandescente (el alambre se calienta un poco en la llama del mechero) encienda el trocito de fósforo y TAPE rápidamente el crisol con un vaso de pp. de 250 mL colocado boca abajo (el vaso debe estar seco). ¿Qué observa? _________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________¿Cuál es el producto de la combustión del fósforo?. Escriba el nombre y fórmula de este compuesto: __________ ___________________________________________________________________________________________.¿A qué tipo de óxido corresponde? ______________________________________________________________ .Deje que la reacción continúe (en este lapso de tiempo puede realizar otras experiencias). Cuando la combustión del fósforo sea total y ya no se observe desprendimiento de "humos blancos", retire el vaso y agregue por sus paredes interiores @ 6 mL de agua destilada, agite para solubilizar la mayor parte del sólido blanco que ha sublimado en las paredes frías del vaso. ¿Qué compuesto se forma al reaccionar el anhídrido fosfórico con exceso de agua? Escriba su nombre y fórmula: ____________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________¿A qué tipo de ácido corresponde? _______________________________________________________________Reparta la solución obtenida en 2 T.E. A uno adicione 3 gotas de indicador Tornasol y al otro 3 gotas de indicador Fenoftaleina ¿Qué cambios observa en el color de los indicadores? __________________________________________________________________________ _________y ____________________________________________. Escriba las ecuaciones correspondientes a la combustión del fósforo blanco en presencia del oxígeno del aire y a la del producto formado (en la combustión) con exceso de agua.

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II.- Caracterización de Óxidos Anfóteros. Experiencia Nº 3Coloque en 3 T.E. limpios, pequeñísimas porciones de óxido de zinc (menos que la “punta de espátula” utilizada anteriormente). Al primero de ellos agregue » 5 mL de agua destilada, agite y caliente con llama suave. ¿Qué observa al dejar el tubo en reposo? ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.Compare la solubilidad en agua del óxido de zinc con la del óxido de magnesio ________________________________________________________________________________________________________________________¿Qué deduce de ello? __________________________________________________________________________Al segundo tubo agréguele » 3 mL de HCl diluido (20%) y agite ¿Qué observa? ___________________________ ____________________________________________________________________________________________¿Qué compuesto se ha formado? Escriba su nombre y fórmula __________________________________________ ______________________________________________________________ Escriba la ecuación correspondiente.  Al tercer tubo agregue » 5 mL de solución de NaOH concentrada (20%) agite y caliente hasta obtener la total disolución del sólido ¿Qué compuesto se ha formado? ________________________________________ __ _____ _____________ _________ ____________________________________________________________________.Escriba su nombre y fórmula ___________________________________________________________________.Escriba la ecuación correspondiente. 

III. - Caracterización de Óxidos Mixtos (Salinos): Experiencia previa: NO se realiza.Coloque una pequeña porción de dióxido de plomo (» 1 cm.) en el fondo de un T.E. SECO, desde una bureta deje caer H2SO4 concentrado, en cantidad suficiente para cubrir el polvo (máximo 2 mL de ácido). Sujete el tubo con una pinza para tubos de ensayo y caliente suavemente y agitando continuamente el tubo, con mucho cuidado para EVITAR PROYECCIONES (por tal razón NO dirija la boca del tubo hacia alguno de sus compañeros) ¿Qué gas se desprende como uno de los productos de la reacción? Escriba su nombre y fórmula: Respuesta: oxígeno (O2). Rápidamente, identifique este gas introduciendo para ello hasta la mitad del tubo, una pajuela en ignición (encienda la pajuela y sóplela para que esta quede incandescente). Observe lo que lo ocurre a la pajuela al entrar en contacto con el gas que se desprende: Respuesta: Se enciende. ¿A qué se debe esto? Respuesta: El gas actúa como comburente. Terminada la experiencia, deje enfriar el T.E. en la gradilla y luego de una vez, vacíe su contenido en una cápsula de porcelana común para todo el grupo. ¡NO AL DESAGÜE! Pues el H2SO4 concentrado lo destruye. Escriba la ecuación que ilustra la acción del ácido sulfúrico sobre el bióxido de plomo.El dióxido de plomo tiene un color café, compárelo con el pp. obtenido en la reacción siguiente (Exp 4).

Son dos las razones para no realizar esta experiencia previa en forma práctica: 1.- Existe el peligro de que durante el calentamiento del TE con la mezcla de PbO2 y H2SO4, no se haga con cuidado, y esto genere proyecciones del ácido que pueden quemar a alguna persona.2.- Existen alumnos que al no leer las guías antes del TP, no saben que se espera en esta reacción. Por lo tanto, dejan pasar mucho tiempo antes de introducir la pajuela incandescente en el TE. Así, no observan que la pajuela se enciende solo porque la cantidad de oxígeno generado ya se ha escapado.

Experiencia Nº 4: Coloque en un T.E. limpio, una pequeña porción de ortoplumbato plumboso (Pb3O4) ¿De qué color es esta sustancia? ______________________________ A este óxido agregue 2 mL de agua destilada y » 1 mL de HNO3

concentrado, agite con varilla de vidrio para homogenizar ¿Qué cambios observa al agregar el ácido? ___________________________________________________________________________________________Arme un equipo de filtración simple y utilizando filtro plegado separe el precipitado ¿De qué color es el precipitado retenido por el filtro? ____________________________________. El filtrado recójalo en un vaso de pp. de » 150 mL ¿De qué color es la solución recolectada en el vaso? ________________________________________________________________________________________________________________________________Al líquido filtrado adicione gotas de solución de KI ¿Qué observa? _________________________________________________________________________________________________________________________________.¿A qué compuesto corresponde? Escriba su nombre y fórmula:_________________________________________¿A qué ion presente en el líquido filtrado identificamos con esta reacción? ________________________________.De esto se deduce que el ion plumboso se solubiliza en HNO3 para generar nitrato plumboso (sal presente en el líquido filtrado al estado de iónes: Pb+2 y NO3

-). Como conclusión, se puede deducir que el óxido plumboso-plumboso-plúmbico, de fórmula ____________ _____________________________________________ se clasifica como un __________________________ , porque está constituido aparentemente por una mezcla de dos óxidos. ¿Cuáles son estos óxidos?. Escriba sus nombres y fórmulas respectivas

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Sin embargo, los óxidos mixtos corresponden a compuestos bien definidos, no a simples mezclas. Uno de los productos de esta reacción (el compuesto soluble) es: ____________________________ Mientras que el otro (el compuesto insoluble) es: PbO2. Por lo que la identificación de este último residuo sólido se podría realizar mediante la experiencia previa (No realizada).

IV.- Caracterización de Peróxidos.- Experiencia Nº 5A.- En un T.E. tome 1 mL de solución de KMnO4 y acidifique con gotas de H2SO4 diluido (1:5) ¿Qué color presenta esta solución? __________________________________. Luego adicione gotas de H2O2 ¿Qué observa? _______________________________________________ y __________________________________________¿Qué gas se desprende como uno de los productos de esta reacción? ____________________________ _______¿Cómo podría identificar el gas desprendido? _____________________________________________________ Escriba la ecuación correspondiente entre: KMnO4 , H2O2 en medio ácido

 B.- En un T.E. limpio coloque 4 mL de solución saturada de Ba(OH)2 y agregue 4 mL de H2O2. Coloque luego el tubo en la gradilla y deje reposar la solución unos minutos ¿Qué observa? ________________________________________________ y ___________________________________________________________________ ¿A qué compuesto corresponde?. Escriba su nombre y formula ______________________________________________ .Arme un equipo de filtración simple y filtre esta solución usando filtro liso y lave repetidamente el precipitado con agua destilada, para eliminar el exceso de peróxido de hidrógeno. Luego rompa el fondo del filtro con una varilla de vidrio y arrastre con agua destilada (piseta) el precipitado a un T.E. limpio. Deje reposar hasta que observe que se ha depositado el máximo de sólido en el fondo del T.E. y luego elimine el máximo de líquido sobrenadante simplemente escurriendo.A este precipitado agréguele con cuidado y lentamente 1 mL de H2SO4 diluido (1:5) (Cuidado: la reacción es exotérmica). Luego filtre el líquido sobrenadante utilizando filtro plegado y recibiendo el líquido filtrado en un T.E. limpio. Este líquido filtrado vacíelo sobre 1 mL de una solución diluida de KMnO4 acidificada con gotas de H2SO4 diluido (1:5). ¿Qué observa al vaciar el líquido filtrado sobre la solución de permanganato de potasio? ______________________________________________ y ___________________________________________¿A qué compuesto presente en el líquido filtrado le puede Ud. atribuir la decoloración de la solución acidulada de permanganato?_______________________________________________________________________________. Represente mediante ecuaciones las experiencias realizadas en cada etapa.

De acuerdo a las experiencias que Ud. ha efectuado ¿ Qué comportamiento químico presentan el peróxido de hidrógeno y el permanganato de potasio cuando reaccionan entre sí en medio ácido? ________________________

B.- HIDRÓXIDOS, OBTENCIÓN Y CARACTERIZACIÓN:Experiencia Nº 6A.- Con una pinza coloque sobre un trozo de papel, una lentejuela de NaOH (Cuidado: no la tome con la mano, porque es cáustica), luego trasládela a un T.E. que contiene 10 mL de agua destilada. Para favorecer la solubilización agite con una varilla de vidrio. ¿Qué efecto térmico aprecia Ud. en la paredes del tubo? ____________________________. ¿Qué reacción ha ocurrido entre el hidróxido y el agua que expliquen su observación? ________________________________________________________________________________ Represente la disolución del NaOH sólido en el agua mediante una ecuación.

 Reparta la solución en 2 T.E. y agregue a uno, 3 gotas de indicador Tornasol y al otro 3 gotas de indicador Fenoftaleina ¿Se observan cambios de coloración de los indicadores, en ambos casos? _______________________ y _____________________________________________________________ ¿A qué se debe el comportamiento de estos indicadores? __________________________________________________________________________.  

B.- Tome en un T.E. » 2 mL de solución de sulfato cúprico ¿Qué color presenta la solución? ___________________________________ Luego, adicione lentamente solución de NaOH hasta obtener un precipitado de color azul ¿Qué aspecto presenta este precipitado? ____________________________ ¿A qué compuesto corresponde? Escriba su nombre y fórmula respectiva __________________________________________________________ Caliente fuertemente a la llama del mechero la suspensión obtenida hasta que se produzca un cambio de coloración y luego déjela en reposo durante algunos minutos ¿Qué observa al cabo de cierto tiempo? ____________________

¿A que compuesto corresponde este sólido? escriba su nombre y fórmula _________________________________Escriba las ecuaciones correspondientes a cada etapa.¿Qué nombre recibe el procedimiento mediante el cual Ud. obtiene el óxido correspondiente al calentar al hidróxido? ______________________

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Trabajo Práctico Nº 2. Preparación y Propiedades de las sales A.- Preparación de salesExperiencia Nº 1: Preparación de sulfato doble de Potasio y Aluminio docecahidratado. KAl(SO4)2 12H2O. Para esta preparación Ud. deberá traer 1 frasco de vidrio con tapa, de 50 - 125 mL (por ejemplo un frasco de alimentos colados ó de mermelada).En un vaso de pp. de » 100 mL disuelva 1,7 gramos (balanza granataria) de K2SO4 en 15 mL de agua destilada y agite con varilla de vidrio hasta la completa disolución de la sal. Por otro lado, en otro vaso de pp. de » 100 mL disuelva en 25 mL de agua 3,6 gramos de Al2(SO4)3H2O (balanza granataria), caliente suavemente sobre rejilla de amianto agitando hasta lograr la disolución de la sal y luego proceda a filtrar la sal no disuelta usando filtro plegado (arme previamente el equipo correspondiente). Conseguido esto, caliente ambas soluciones, y luego vacíe el contenido del primer vaso sobre el segundo vaso. Concentre la solución resultante calentando a ebullición hasta reducir el volumen hasta aproximadamente 20 mL (Ud. previamente a marcado en el vaso de pp. este volumen con plumón o lápiz graso). Vacíe de inmediato la solución desde el vaso al frasco de boca ancha que Ud. trajo y agréguele 2 a 3 trozos de porcelana, los que servirán como núcleos de cristalización. Tape el frasco permitiendo el flujo de aire. Guarde esta solución en su cajonera en el frasco rotulado con los nombres de los integrantes del grupo de trabajo. En el próximo trabajo de laboratorio observe el producto obtenido. Anote la fórmula de la sal obtenida ______________________________y clasifíquela ___________________________ Escriba la ecuación correspondiente a la obtención de la sal.  Experiencia Nº 2: Preparación de bisoxalato cuprato(II) de potasio dihidratado.Disuelva en un T. E. 1,5 gramos de CuSO45H2O en 3 mL de agua destilada. Para que la disolución sea completa, caliente a 90ºC en baño maría (use para ello un vaso de pp. de 250 mL con 3/4 partes de agua de la llave, agitando suavemente con el termómetro que está usando para controlar la temperatura de la solución de la sal y la cual NO debe pasar los 90ºC).Separadamente, en un vaso de pp. de » 100 mL coloque 12,5 mL de solución de oxalato de potasio (medidos con pipeta graduada) y, caliéntelos suavemente sobre rejilla hasta que el termómetro registre también una temperatura de 90ºC. Vierta la solución de sulfato de cobre rápidamente sobre la solución de oxalato (ambas deben estar a 90ºC) y agite con varilla de vidrio. ¿Qué observa? _________________________________________________________ ___________________________________________________________________________________________. La solución resultante enfríela a » 10ºC en un baño de agua con hielo y, el precipitado obtenido fíltrelo al vacío. Este precipitado debe lavarse rápidamente con 25 mL de agua destilada fría. La preparación normalmente implica secar en estufa a 50ºC, obvie este paso, deje secar al aire y vacíelo en el frasco correspondiente (común para todo el grupo), ¿Qué color presenta el producto obtenido? _________________________________ . Anote la formula de la sal _________________________________________________ y clasifíquela _________________________. Interprete la obtención de esta sal mediante una ecuación. 

B.- Propiedades de las sales Experiencia Nº 3.En un T.E. coloque una pequeña cantidad de cloruro de amonio sólido y agregue 2 mL de solución saturada de hidróxido de calcio. Coloque en la boca del tubo un papel de tornasol rojo humedecido con agua destilada. Caliente suavemente el tubo que contiene la mezcla ¿Podría identificar el gas desprendido por el olor? ____________ _______________________ ¿Qué observa en el papel tornasol? ________________________________________ ¿Que cambio químico es el responsable de ello y por qué? _________________________________________ ____________________________________________________________________________________________Represente las reacciones involucradas en esta experiencia, mediante las respectivas ecuaciones. Experiencia Nº 4.En 5 T. E. etiquetados coloque respectivamente, pequeñísimas porciones (puntas de espátula) de las siguientes sustancias sólidas: NaCl, NH4Cl, K2CO3, ZnCl2 y FeCl3. A cada uno de estos tubos agregue » 5 mL de agua destilada y agite hasta total disolución de las sales. En seguida reparta cada una de las soluciones en 2 T.E. y,A.- Al primer conjunto de tubos agregue 3 gotas de solución indicador Tornasol y,B.- Al segundo conjunto de tubos, 3 gotas de solución indicadora de Fenoftaleina. ¿Qué observa?  Anote sus observaciones en forma tabulada.

Solución Frente a Ind. Tornasol Frente a Ind. Fenoftaleina Tipo de reacción frente al indicador

NaCl      

NH4Cl      

K2CO3      

FeCl3      

Nota: Tipo de reacción frente al indicador, se refiere a reacción ácida, básica o neutra.¿A qué puede atribuir Ud. el comportamiento de los indicadores en cada uno de estos casos.? _________________

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___________________________________________________________________________________________Interprete los fenómenos observados a través de las ecuaciones correspondientes. Nuevamente disponga una pequeñísima porción de FeCl3 sólido (menos de una punta de espátula) en un T.E. y disuélvalo en 5 mL de agua destilada. Caliente suavemente (» 4 minutos) y luego deje reposar. Después de aproximadamente 5 minutos ¿Qué observa? ________________________________________________________

¿A qué compuesto corresponde?. Escriba su nombre y fórmula _______________________________ _________.Represente el fenómeno observado mediante una ecuación. Experiencia Nº 5.Mezcle en un T.E. 2 mL de solución de Na2SO4 con 2 mL de solución de BaCl2 ¿Qué observa? ______________ ___________________________________________________________________________________________.Escriba la ecuación correspondiente Experiencia Nº 6. (Demostrativa)Con la ayuda de un aparato para medir la conductividad se comparará cualitativamente la conductividad de las siguientes soluciones acuosas (en igualdad de concentraciones). Anote sus observaciones y conclusiones:

  Observacionessol. 0,1 Molar de FeSO4  sol. 0,1 Molar de NaOH  sol. 0,1 Molar de CH3COOH  

CH3COOH concentrado  sol. 0,1 Molar de glucosa  

 Los iónes del soluto, libres en el seno de la reacción, son los responsables de la conducción de corriente eléctrica. ¿Qué entiende Ud. ahora por electrólitos? __________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________ y por NO electrólitos __________________________________________________________________________.

Trabajo Práctico Nº 3. E S T E R E O Q U I M I C A.La construcción de modelos moleculares tiene por objeto visualizar la distribución espacial de elementos que constituyen una molécula o ion, y a partir de ella deducir una serie de conclusiones, tales como: tipo de enlace, ángulo entre los enlaces, etc.

Para que se pueda construir el modelo molecular de una especie química se deben tener presente los siguientes datos:- Naturaleza del enlace (covalente ó iónico).- Número de electrones de la capa de valencia del elemento central.- Número de electrones que aportan los átomos que rodean al elemento central.- Repulsión ínter electrónica.Mediante el análisis y la aplicación de los datos anteriores se puede llegar finalmente a la construcción de un modelo que en forma relativa de cuenta de los datos experimentales (compararlos).

El material que se utilizará en la confección de los modelos consta de:A.- Uniones metálicas que harán de centros metálicos y, B.- Tubos de material plástico de diferentes colores, los que harán de enlaces metal-ligando y que han sigo asignados arbitrariamente para cada enlace. Se construirán los modelos de las siguientes especies químicas: 1.- HgCl2 2.- ClF3 3.- AlCl3 4.-H2O 5.- NH3 6.- CH4

7.- PCl5 8.- SF6 9.- C2H6 10.- CH2=CH2 11.- CH3-COOHA medida que se vayan construyendo cada uno de estos modelos, se deben analizar los mismos, mediante el siguiente esquema:1.- Tipos de enlaces (SIGMA () y PI ()).2.- Angulo entre los enlaces formados (comparar con datos experimentales).3.- Hibridación (del elemento central y/o ligantes, según el caso).4.- Geometría molecular y distribución de pares de electrones en torno al átomo central4.- Ejemplo de otras moléculas o iones que tengan la misma estructura (por lo menos 2 ejemplos en cada caso).

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Con estos datos construya el siguiente cuadro:EspecieQuímica

Distr. de pares de

electrones

Geom.Molecular

Ángulos entre los enlacesTeórico Exp

Hibridacióndel elemen.

central

Ejemplo

HgCl2

ClF3

AlCl3

H2O

NH3

CH4

PCl5

SF6

C2H6

CH2=CH2

CH3-COOH

Comparta con sus compañeros de TP el material para la fabricación de los modelos moleculares con el fin de realizar, sus propios ejemplos de moléculas más complejas.Al final del práctico se le evaluará, para ello construirá una molécula problema.

Trabajo Práctico Nº 4. Preparación y valoración de SolucionesSoluciones Normales son aquellas que poseen un determina do número de equivalentes-gramo de soluto, disueltos en volumen dado solución (litros) o, aquellas que contienen un determina do número de mili equivalentes-gramo de soluto, disueltos en unos determinados mL de solución. Se designan con una letra "N". De esta definición se desprende que una solución será 1,0 N (1 Normal) cuando posea un equivalente-gramo de soluto disuelto en un litro de solución; o también cuando disponga de a equivalente-gramos de soluto disuelto en a litros de solución (a/a = 1); de igual modo será 0,1 N cuando tenga la décima parte del peso de un equivalente-gramo del correspon-diente soluto disuelto en un litro de solución.  PARTE I.- Preparación de Soluciones Normales En este trabajo práctico Ud. preparará (pesando el soluto) 250 mL de una solución aproximadamente 0,1 N de NaOH, (Nota: será aproximadamente 0,1 N porque el NaOH no es un patrón primario), a la que luego determinará exactamente su título, mediante una valoración con un patrón primario. A.- Obviamente, no realice este paso si el frasco plástico tiene ya una marca de volumen (250 mL) realizada por el

ayudante o sus compañeros de TP anteriores. Mida 250 mL de agua de la llave en una probeta o matraz aforado. Vacíela en un frasco plástico y haga una marca que le indique el volumen de 250 mL. Enjuague con pequeñas porciones de agua destilada, por lo menos tres (3) veces, el frasco plástico. Luego agregue agua destilada, hasta aproximadamente, la mitad del frasco.

B.- Pese la cantidad de NaOH, previamente calculada por Ud., y disuélvala en un vaso de pp. con un poco de agua destilada (recuerde que esta disolución es exotérmica). Una vez disuelta adiciónela al frasco plástico previamente preparado y complete el volumen hasta la marca que ya había determinado. No se preocupe demasiado del volumen final, recuerde que esta solución será titulada.

C.- Hecho esto tape el frasco y AGITE la solución para homogenizarla.D.- Etiquete la solución, no anote el título aún. PARTE II.- Valoración de soluciones de ácidos y base Para determinar la concentración de una sustancia en solución, se recurre a su valoración o titulación. Este método se basa en que una sustancia reacciona exactamente equivalente-gramo a equivalente-gramo con otra sustancia; por lo tanto, basta conocer los eq-g de una de las que ha reaccionado para determinar los eq-g de la otra sustancia. En el caso de un ácido (o base), cuya concentración se desea determinar, se le hace reaccionar con una base (o ácido) de concentración conocida. A esto se le llama “Reacción de Neutralización”. El punto de Equivalencia (Punto Final) de la Valoración, se determina utilizando un indicador Ácido-Base adecuado.Específicamente, en este caso, Ud. Valorará su solución de NaOH recién preparada para determinar su Normalidad exacta, con una solución de ácido oxálico de Normalidad conocida (0,100 N). Este ácido representa una sustancia estándar (patrón) en valoración ácido-base, puesto que se pueden preparar a partir de él, soluciones de normalidad muy exacta, mediante pesada directa de esta sustancia. Anote la Normalidad exacta de esta solución de ácido oxálico ( __ , _______ Normal). II.1.- Valoración de la solución de NaOH

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Lave su bureta con pequeñas porciones de agua destilada y, luego ambiéntela con su solución de NaOH (recién preparada). Llénela con la solución de NaOH (inclusive el vástago) cuya normalidad desea determinar y enrase a cero (u otro número) ANÓTELO.En un vaso de pp. de aprox. 100 mL limpio y seco (o ambientado), coloque ± 40 mL de solución de ácido oxálico. Luego, utilizando una pipeta aforada (observe si esta tiene uno o doble aforo) mida exactamente 10 mL de ácido oxálico 0,100 Normal (u otro volumen, de acuerdo a la pipeta que disponga) y transfiéralos a un matraz Erlenme-yer de 100 mL (no sople ni sacuda la pipeta), luego agregue »20 mL de agua destilada y unas 3 gotas de solución indicadora de Fenoftaleina (No adicione indicador en exceso, recuerde que el indicador también gasta solución valorante). Proceda posteriormente a valorar, para ello, deje caer gota a gota la solución de NaOH desde la bureta sobre el ácido que se encuentra en el Erlenmeyer, el cual deberá agitar continuamente en forma circular con la mano, hasta que la primera gota de exceso de NaOH haga virar el indicador a un color rosa pálido. (Recuerde que el punto final de la valoración se obtiene en la aparición del color). Lea en la bureta el volumen de NaOH gastado y ANOTE ESTE VALOR.Repita esta operación por lo menos 3 veces, no debiendo tener una variación mayor de 0,1 mL en los volúmenes de NaOH gastados entre una y otra valoración. Si obtiene un resultado que no esté de acuerdo a lo indicado, simplemente DESCÁRTELO. Saque el promedio de los volúmenes gastados en las valoraciones y utilizando este valor con 2 cifras significativas proceda a calcular la Normalidad de su solución de NaOH con 4 (cuatro) cifras significativas: 0, _______ Normal. (No olvide de ANOTAR este resultado en su cuaderno y en la etiqueta de su solución de NaOH. Escriba la ecuación que represente la reacción entre el ácido oxálico y el hidróxido de sodio. PARTE III: Determinación del Peso Equivalente de un Ácido DesconocidoPara encontrar el Peso Equivalente de un determinado ácido se necesita determinar sus equivalente-gramos ó mili equivalentes-gramos. Para esto, se recurre a la valoración de una solución que pose un peso determinado de dicho ácido mediante una base de Normalidad conocida, por usted recién determinada.

  Procedimiento 1.- Ud. recibirá en un papelillo una muestra de un ácido sólido a la cual deberá determinar su Peso Equivalente. Anote el número de la muestra. ____________________. 2.-Pese exactamente en balanza analítica entre 0,4 a 0,5 [g] de su muestra y, anote la cantidad pesada. _________3.-Traslade cuantitativamente la muestra de ácido pesada desde el platillo de la balanza a un vaso de pp. de » 100 mL, con una pequeña cantidad de agua destilada, utilizando para ello su piseta. Disuélvala en un volumen de » 30 mL de agua destilada, agitando continuamente con varilla de vidrio. Sólo si fuera necesario acelere la disolución calentando suavemente sobre rejilla de asbesto. Deje enfriar la solución. 4.- Vacié cuidadosamente desde el vaso de pp. a un matraz aforado de 100 mL (previamente lave la varilla de vidrio con agua destilada de modo que esta caiga en el interior del vaso de pp.). Utilice para tal objeto el embudo de vidrio. Enjuague el vaso de pp. y el embudo con 3 a 4 porciones mínimas de agua destilada. Complete en seguida con agua destilada hasta un poco antes del aforo y, luego usando una pipeta o piseta, AFORE exactamente. Tape el matraz y AGITE para homogenizar la solución.5.- Utilizando una pipeta aforada (observe si ésta tiene un ó doble aforo) mida exactamente 10 mL de la solución del ácido (u otro volumen, según las pipetas de que disponga) y transfiéralos a un matraz Erlenmeyer de » 100 mL. Agregue » 20 mL de agua destilada y 3 gotas de solución indicador Fenoftaleina y titule con su solución de NaOH de Normalidad conocida.Repita esta operación tantas veces como sea necesario hasta que en valoraciones sucesivas las diferencias de volúmenes de solución de NaOH gastados no sean superiores a 0,1 mL . Cada vez, ANOTE los volúmenes de NaOH gastados en las valoraciones. Finalmente saque el promedio de los volúmenes gastados y proceda a realizar los cálculos correspondientes, los cuales le permitirán calcular e informar el Peso Equivalente del ácido desconocido.

Para la nota de este trabajo práctico sólo se considera la exactitud (cercanía) al Peso Equivalente real del ácido. Sin embargo, con el fin de ayudar a encontrar los errores de cálculo (la fuente de error más grande en este práctico no es la valoración misma sino los cálculos). En su hoja de informe (adjunta al final de estas guías) Ud. deberá consignar, el número de su muestra, los gramos de muestra que exactamente pesó, la normalidad de su solución de NaOH (4 cifras significativas), los volúmenes de solución de NaOH gastados, el promedio de los volúmenes anteriores (2 cifras significativas), el Peso Equivalente y los cálculos respectivos. Para el cálculo de la nota se considera solamente un aspecto:La exactitud, se refiere a la cercanía del valor de Peso Equivalente informado por Ud. y el valor real del Peso Equivalente de la muestra. Por ello, la nota se determina utilizando el porcentaje de error.Vo = valor real del P.E. y Vi = valor informado del P.E.

En valores absolutos

2º.- Por ende, cálculos errados conducen a un error muy grande.

NOTA: Desprenda la última hoja de esta guía para informar en ella el Peso Equivalente de su muestra. Este informe debe ser entregado antes de retirarse del laboratorio.

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Trabajo Práctico N° 5. Estudio de curvas de Neutralización e Indicadores.En este Trabajo Práctico se estudiarán la forma de la curva de neutralización de algunas de los siguientes tipos de reacciones:a. ÁCIDO FUERTE (HCl) con una BASE FUERTE (NaOH).b. ÁCIDO DÉBIL (CH3COOH) con una BASE FUERTE (NaOH). c. BASE DÉBIL (NH3) con un ÁCIDO FUERTE (HCl). d. ÁCIDO POLIPRÓTICO (H3PO4) con una BASE FUERTE (NaOH).e.- SAL (Na2CO3) con un ÁCIDO FUERTE (HCl) Cada alumno deberá estudiar el comportamiento de la curva correspondiente a la neutralización a y además, cualquier otra, pudiendo elegir entre los casos: b, c, d y e.  Normalmente en una valoración se determina el volumen gastado sólo en el punto final con el fin de determinar la concentración de una solución determinada, es decir, la consabida relación V * M = V * M ó V * N = V * N. Tal como se realizó en el T.P. Nº 3 Soluciones (anterior). Pero esta vez además, deberá determinar cada uno de los puntos intermedios con el fin de conocer la forma total de la curva pH versus volumen de valorante. Para ello, utilice uno de los sistemas (pH-metro, agitador magnético, bureta) indicados en la figura.

 Solicite la bureta, la barrita magnética y la escala de colores de pH a su ayudante técnico. CUIDADO DEL ELECTRODO Y PH-METRO.El pH-metro ha sido previamente calibrado, por lo que Ud. NO necesita mover ninguna perilla. Sólo deberá levantar cuidadosamente el electrodo, lavarlo con agua destilada, secarlo y sumergirlo en la solución respectiva. Posteriormente, cuando finalice una valoración dada deberá enjuagarlo nuevamente con agua destilada, secarlo y sumergirlo en la solución de referencia (pH = 4,00). Es primordial secarlo previamente con el fin de no contaminar la solución de referencia. Si no tiene con que secarlo, es mejor que no lo sumerja en la solución de referencia. En caso de presentar problemas de calibración, llame al profesor o ayudante.EL ELECTRODO DE TRABAJO DEBE ESTAR SIEMPRE SUMERGIDO EN LA SOLUCIÓN RESPECTIVA PARA QUE PUEDA MEDIR ADECUADAMENTE EL PH DURANTE UNA VALORACIÓN (Esto significa sumergirlo en la solución hasta el orificio de drenaje que posee el electrodo). ESTE ELECTRODO ES DE ELEVADO COSTO. POR LO TANTO, CUIDE EN TODO MOMENTO DE NO SOMETER EL ELECTRODO DE TRABAJO, A UNA AGITACIÓN MUY ENÉRGICA POR PARTE DE LA BARRA MAGNÉTICA. Recomendaciones previas: a. Lave el material y enjuáguelo con la mínima cantidad de agua destilada. b. No olvide ambientar previamente, tanto las pipetas con las correspondientes soluciones problemas (CH3COOH, HCl, NH3, Na2CO3 o H3PO4) y la bureta con la solución valorante de NaOH y/o HCl, según el caso. Evite la presencia de burbujas en la columna líquida, pues su presencia falsean la valoración. c. Realice previamente el cálculo teórico, para saber el volumen de base y/o de ácido, que deberá gastar en la neutralización de los 40 mL (u otro volumen, de acuerdo a sus pipetas disponibles) de la solución problema correspondiente. Para ello, utilice las concentraciones molares de los reactivos, las cuales se encuentra anotadas en cada uno de los frascos respectivos. Procedimiento:Para realizar las experiencias, proceda de la manera siguiente: Muestra (ácida o básica) fuerte. curva a.1.- Mida exactamente 40 mL de la solución de muestra (cuya concentración está anotada en el frasco) con pipeta aforada y transfiéralos a un vaso de pp. (debe ser un vaso y no un erlenmeyer ya que debe disponer: electrodo y bureta directamente sobre la solución problema). Sumerja la barra agitadora y comience a agitar suavemente con el agitador magnético. Inserte el electrodo de pH (previamente lavado con agua destilada y secado) de manera que

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quede sumergido en la solución. Si la cantidad de líquido es insuficiente como para que el electrodo quede correctamente sumergido agregue otros 10 mL de muestra problema (Considere esto en sus cálculos). Mida el pH inicial.Añada 3 - 5 gotas de Indicador Universal. Observe la coloración inicial que adquiere el Indicador y compárela con el color de la correspondiente ESCALA DE COLORACIONES vs. pH que se les ha proporcionado. Esta escala le permitirá seguir visualmente el curso de la reacción, puesto que relaciona el pH de la solución problema con el volumen gastado de la solución de NaOH. Tenga presente que el Indicador Universal funciona entre los rangos de:

pH = 4,0 (rojo) a pH = 10 (violeta)Por lo tanto, la solución permanecerá de color rojo antes de pH 4 y de color violeta después de un pH 10 Desde una bureta, agregue mL a mL (Ud. define los rangos de volúmenes adicionados) de una solución de valorante de concentración conocida (anotada en el frasco) y observe atentamente y anote tanto el pH experimental como la coloración que adquiere el Indicador, después de cada adición de valorante. Cada color que aparece en la solución correspondiente a un determinado valor de pH. Nota1: Usted deberá decidir previamente la cantidad de puntos experimentales que deberá tomar en cada región de las curvas para obtener un estudio acabado del comportamiento experimental.Nota2: Es posible que, al comienzo de la valoración no se observe ningún cambio de coloración, aun cuando se haya adicionado un gran volumen de la solución de la base fuerte, pues deberá tenerse presente que el Indicador comienza a virar a un pH inicial de 4.Continúe agregando solución de valorante, tal como se señaló anteriormente, hasta llegar a un volumen de ± 3 mL antes del volumen calculado por usted como el Punto de Equivalencia. En este punto haga mediciones más finas, porque el cambio de pH es muy brusco. Para ello, forme una gota o bien media gota en la punta del vástago de la bureta y arrástrela a la solución con una varilla de vidrio mojada con la misma solución problema (agite la varilla en la solución problema); esto les permitirá observar la máxima gama de coloraciones del Indicador y, en consecuencia, los correspondientes valores de pH, en la valoración. Se procede a titular en la forma indicada hasta obtener una coloración constante del Indicador y luego se adiciona de mL en mL de la base hasta ± 4 mL más allá del Punto de Equivalencia. Nota: 1 gota » 0,05 mLAnote en su cuaderno tabuladamente: los mL de valorante gastados, el pH obtenido mediante el pH-metro, y los cambios de colores según la escala de color que se le proporcionó. Tabule los resultados de la siguiente forma:Muestra problema : __________ [ ] = __ _____ M . volumen de muestra problema ___ (generalmente 40 mL).Valorante : __________ [ ] = _______ M.

mL. de valorante agregados

pH experimental(según pH-metro)

pH observado(según escala de color de pH)

0    ...    

Etc.    Extraiga, lave y seque el electrodo, una vez terminada cada valoración 2.- Muestras (ácidas o básicas) débiles. Curvas b, c , d o e. Realice una experiencia similar a la anterior reemplazando la solución problema (40 mL) por una elegida por Ud. Anote tanto la concentración de la muestra problema como la del ácido o base valorante (anotadas en cada frasco). Las soluciones valorantes siempre debe ser: ya sea la base fuerte, NaOH o el ácido fuerte, HCl. Si fuera necesario reemplace la solución valorante debido a la naturaleza de la muestra problema elegida. Como Ud. sabe en estos casos, deberá trabajar con mayor cuidado ya que es necesario obtener más puntos experimentales. Estos le permitirán visualizar tanto la(s) región(s) del tampón como la hidrólisis respectiva.

Indicaciones para realizar el informeSe deberá entregar un Informe, sobre el trabajo efectuado, ciñéndose a las normas siguientes:1.- Para cada una de las experiencias (2) (a = obligatoria. b, c, d y e = se eligen) se deberá confeccionar un gráfico (en papel milimetrado o mediante alguna planilla electrónica), el cual deberá incluir la curva teórica (dibujada con puntos y con una línea entera); los puntos experimentales (dibujados como círculos), ambos dibujados en el mismo gráfico y los colores observados según la ESCALA DE COLORACIONES vs. pH. Con tal objeto, disponga en el eje de las ordenadas (eje Y) los valores de pH y en el eje de las abscisas (eje X) los valores correspondientes a los volúmenes de base y/o ácido fuerte agregados. En la parte trasera de cada grafico se deben indicar la tabla de valores experimentales (volumen valorante y pH). 2.- En la construcción de las curvas teóricas se deberán realizar los cálculos pertinentes a cada una de las reacciones de neutralización citadas anteriormente, tomando en cuenta las concentraciones Molares de cada uno de los reactivos usados (estos están anotadas en los frascos correspondientes). Tales cálculos deberán efectuarse tomando en consideración:a) pH inicial, o sea el pH de la solución problema sin adicionar valorante.b) pH cuando se han adicionado: 1,2,3 ....etc. mL, de la solución titulante (NaOH y/o HCl) a la solución problema, ambos de concentración conocidas. c) pH en el punto de equivalencia.d) pH pasado del punto de equivalencia: es decir, cuando se han adicionado, 1, 2, 3, 4 etc. mL en exceso de la solución titulante (NaOH y/o HCl).

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Datos: CH3COOH Ka = 1,8 10-5 NH3 Kb = 1,8 10-5

H3PO4 Ka1 = 7,5 10-3 Ka2 = 6,2 10-8 Ka3 =3,6 10-13 H2CO3 Ka1 =4,2 10-7 Ka2 =4,8 10-11

Trabajo Practico Nº 6. Oxidación / ReducciónLa facilidad con que se efectúa la transferencia de electrones de una sustancia a otra varía ampliamente con la naturaleza de las especies químicas que intervienen en el proceso de oxido reducción. Conviene por lo tanto ordenar las substancias de acuerdo a su tendencia relativa a experimentar oxidaciones y/o reducciones (Tabla de potenciales Redox ). El trabajo que sigue tiene por objeto estudiar comparativamente el poder oxidante o reductor de algunas especies químicas que intervienen en reacciones de desplazamiento. Experiencia N° 1 : Desplazamiento de iónes haluros.1ª parte: Identificación de los halógenos por su coloración. Estas experiencias preliminares tienen por objeto observar las coloraciones de los halógenos y los iónes haluros disueltos: a) en agua y b) en tetracloruro de carbono (CCl4). Debe tenerse en cuenta que en ninguno de estos casos hay reacción química entre los halógenos y el solvente orgánico (o el haluro y el agua), pues este último es solo un buen disolvente de los halógenos (¿Por qué ?). En un T.E. limpio agite 1 mL de CCl4 con 3 ó 5 mL de una solución acuosa saturada de cloro. Anote las coloraciones que adquieren tanto la capa acuosa como la orgánica. Repita el ensayo agitando 1 mL de CCl4 con 1 mL de las siguientes soluciones acuosas: solución saturada de bromo, solución saturada de yodo, solución 1 M de NaCl y solución 1 M de NaI: Anote el color para ambas capas de solventes en cada ensayo, completando el siguiente cuadro:

Color de las capas Color de las capasHalógeno halógeno en solución

acuosacapa superior

(H2O)capa inferior

(CCl4)

Cl2

Br2

I2

Ion haluro haluro en solución acuosa capa superior (H2O)

capa inferior (CCl4)

Cl-

Br-

I-

2ª parte: Reacciones de desplazamiento.En un T.E. limpio, coloque 1 mL de solución 0,1 M de bromuro de sodio y agregue 1 mL de solución saturada de cloro. Agite la mezcla y luego adicione 1 mL del solvente tetracloruro de carbono; enseguida agite nuevamente la mezcla y espere que se separen las capas correspondientes y luego anote los colores por Ud. observados en la Tabla que a continuación se indica. Repita esta experiencia mezclando:

1 mL de NaI 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de cloro 1 mL de NaBr 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de yodo1 mL de NaCl 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de bromo 1 mL de NaI 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de bromo1 mL de NaCl 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de yodo

agite ambos reactivos y, en cada uno de los casos agregue posteriormente CCl4 y, luego vuelva a agitar la mezcla.

Sustancias mezcladas Color de las soluciones acuosas antes de mezclar

Color de la capa orgánica después de mezclar y agitar.

X 2 X- halógeno haluro  

Cl2 Br-      

Cl2 I-      

Br2 Cl-      

Br2 I-      

I2 Cl-      

I2 Br-      

Nota: En las experiencias Cl2 / I- y Br2 / I-, como los reactivos no están en cantidades estequiométricas, en la fase acuosa se debería observa una tenue coloración café, debido a la formación del ion triyoduro: (I3

-) (Un compuesto iónico, por lo tanto debe estar en la fase acuosa).

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En caso de tener evidencia de reacción positiva escriba la semireacción de oxidación y de reducción correspondiente y, finalmente escriba la reacción total (resultante de la suma de las dos semireacciones). En caso de tener evidencia de reacción negativa escriba también ambas reacciones según procedimiento indicado por el docente. Basándose en sus observaciones ordene los halógenos X2 de menor a mayor poder oxidante y frente a ellos ordene los iónes haluros (X-) de mayor a menor poder reductor  En base a lo anterior concluya que:El oxidante más fuerte es: El oxidante más débil es:El reductor más fuerte es: El reductor más débil es : Si el par: F2 / F- fuera incluido en esta secuencia ¿Dónde estaría ubicado?  Experiencia N° 2: Desplazamiento de iónes metálicos.En un T.E. haga interactuar trozos de metal con 1 mL de una solución acuosa de sal, de acuerdo a la lista que a continuación se señala. Transcurrido 5 a 10 minutos, observe el color de la solución y examine la superficie del metal y la posible aparición de gases (burbujeo) .

Cinc en solución de nitrato de plata 0,5 M Cinc en solución de sulfato de cobre 0,5 MCinc en solución de ácido clorhídrico 0,5 M Cobre en solución de sulfato de cinc 0,5 MCobre en solución de ácido clorhídrico 0,5 M Cobre en solución de nitrato de plata 0,5 M

  Tabule sus resultados:

    Evidencia de reacción Superficie Metálica Emisión de gases

Metal Catión Color inicial Color final  

Znº granalla Ag+      

Znº granalla Cu2+      

Znº granalla H+      

Cuº viruta Zn2+      

Cuº lámina H+      

Cuº lámina Ag+      

Nota: Como en la 2ª experiencia la decoloración de la solución de CuSO4 es muy lenta, realice una comparación entre la coloración de la solución original de CuSO4 con aquella que presenta la mezcla (Znº + CuSO4). Además, con fines de aumentar la cinética del proceso prefiera las granallas de Znº opacas, es decir, aquellas que no tienen brillo metálico.

En caso de tener evidencia de reacción, ya sea positiva o negativa, escriba las correspondientes semireacciones de oxidación y de reducción y, la ecuación final, que resulta de la suma de las dos semireacciones.Basándose en sus observaciones ordene los iónes metálicos (M+n) de acuerdo a su poder oxidante creciente y frente a ellos los metales (M°) en el orden decreciente a su poder reductor. Incluya en esta secuencia el par: H+(ac) / H2 (g).  De acuerdo a ello concluya:El Oxidante más fuerte es: El Oxidante más débil es:El Reductor más fuerte es: El Reductor más débil es:

Experiencia N° 3: Determine si el Ion Férrico es un oxidante más fuerte o más débil que el Br2 y/o el I2. Para ello agregue a 1 mL de solución 0,1 M de bromuro de sodio; 1 mL de solución 0,1 M de cloruro férrico y, » 1 mL del solvente CCl4. Agite y observe la coloración producida en la capa de este solvente. Repita la experiencia utilizando solución 0,1 M de yoduro de sodio. En caso de evidencia de reacción, escriba la ecuación que la represente, a partir de las semireacciones de oxidación y reducción correspondientes.De acuerdo a lo anterior: El Agente Oxidante es: y el Agente Reductor es:Ubique el par: Fe3+ / Fe2+, en la reacción establecida para los Halógenos.

TRABAJO PRACTICO Nº 7. TERMOQUÍMICA. CALOR DE REACCIÓN.Este trabajo práctico tiene por objeto la determinación, en forma aproximada, de los calores de reacción correspondientes a 4 procesos en solución acuosa, con el fin de ilustrar algunos aspectos del primer principio de la termodinámica. Para medir el calor liberado o absorbido en las reacciones estudiadas, se emplea un matraz Erlenmeyer como recipiente de reacción y como calorímetro simplificado. Además, se supone que la densidad del agua y las capacidades caloríficas del agua y del vidrio no varían apreciablemente dentro del rango de temperatura en que se desarrollan los experimentos.

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densidad del agua = 1 [g / mL] Calor específico del agua = 1 [cal / gramo ºC]Calor específico del vidrio = 0,2 [cal / gramo ºC]

Experiencia Nº 1 : Disolución de hidróxido de sodio en agua.A.- Pese un matraz Erlenmeyer de 125 mL limpio y seco, con una precisión de 0,1 g.peso del matraz : ____________________

B.- Coloque en dicho matraz 100 mL de agua destilada, agite cuidadosamente con un termómetro hasta que se alcance una temperatura constante (aproximadamente la temperatura ambiente). Registre esta temperatura con una precisión de ± 0,2 ºC. temperatura inicial : __________________

C.- Pese alrededor de 0,8 gramos de hidróxido de sodio (4 lentejas), con una precisión de ± 0,01 g. Esta operación debe realizarse lo mas rápidamente posible, pues se trata de un compuesto delicuescente.peso del NaOH : ___________________

D.- Agregue el NaOH recién pesado al agua contenida en el matraz. Agite el matraz hasta que el NaOH se disuelva completamente. Coloque el termómetro dentro del matraz y registre la temperatura máxima alcanzada, con una precisión de ± 0,2 ºC.temperatura final : _________________ T (delta T) : _________________

E.- Empleando los datos experimentales anteriores, calcule el calor de reacción (H1), expresando el resultado en Kcal/mol.Cálculos:

Ecuación: H1 = ___________________

Experiencia Nº 2 : Reacción de NaOH sólido con HCl en solución acuosa. Repita el mismo procedimiento anterior, pero empleando en la etapa B, 100 mL de HCl 0,25 M en lugar de 100 mL de agua. No es necesario pesar nuevamente el matraz.temperatura inicial : _________________peso de NaOH : _________________temperatura final : _________________ T (delta T) : _________________Cálculos:

Ecuación: H2 = ___________________

Experiencia Nº 3 : Reacción de NaOH con HCl, ambos en solución acuosa.A.- Mida 50 mL de solución acuosa de HCl 0,5 M y transfiérala al matraz de 125 mL. Por otra parte, mida 50 mL de solución acuosa de NaOH 0,5 M y vacíela en un vaso de precipitados de 100 mL. Mida la temperatura de ambas soluciones, promediando los valores en caso de que resulten diferentes. No olvide lavar y secar el termómetro antes de transferirlo de una solución a otra.temperatura inicial : _______________

B.- Agregue la solución de NaOH a la solución de HCl. Mezcle rápidamente y registre la máxima temperatura alcanzada.temperatura final : _________________ T (delta T) : _________________Cálculos:

Ecuación : H3 = ______________

Experiencia 4: Reacción de NaOH con HNO3 , ambos en solución acuosa.Repita las etapas anteriores pero empleando HNO3 0,5 M, en lugar de HCl. temperatura inicial : _________________temperatura final : _________________ T (delta T) : _________________Cálculos:

Ecuación : H4= _________________

Pauta de Informe de Trabajo Práctico de TermoquímicaConfeccione un informe del trabajo práctico en el que consigne: - Datos considerados (calores específicos, pesos de matraces y reactivos utilizados, etc.). - Registro de las temperaturas iniciales y finales de cada experiencia.- Cálculos.- Resultados experimentales de cada experiencia , H i .

Aplicación de los resultados: Demuestre la validez de la Ley de Hess

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1.- Compare H3 con ( H2 - H1). Discuta las similitudes o diferencias observadas.2.- Compare H3 con H4. Explique lo observado.3.- Calcule a qué valor ascendería la temperatura en la reacción 2 si se empleasen 1,5 gramos de NaOH (suponiendo que los valores de H determinados son correctos).

H = qp

qp = (m soluc) Cp T + matraz Cp T / (g / PM )

Trabajo Práctico N° 8. Velocidad de ReacciónExperimentalmente se observa que hay reacciones químicas que proceden en forma rapidísima, mientras otras lo hacen lentamente y que la velocidad de una reacción aumenta con el aumento de la temperatura a la que se efectúa.La Cinética Química es la parte de la Química que trata sobre la velocidad de las reacciones y su objeto incluye tanto el estudio experimental como el desarrollo de teorías que expliquen los resultados experimentales.En general en una investigación de una reacción química se pretende contestar las siguientes preguntas:

1.- ¿ En qué grado procede una reacción antes de alcanzar el equilibrio ?.2.- ¿ Qué efecto calórico acompaña una reacción química?3.- ¿ Cómo es influenciada la posición de equilibrio por cambios de temperatura ?4.- ¿ Con qué rapidez procede la reacción y cómo es afectada la velocidad por cambios de concentración ?5.- ¿ Ocurre la reacción en una etapa o a través de una secuencia de etapas ?6.- ¿ Cómo es influenciada la velocidad de reacción por cambios de temperatura ?

Las preguntas 1, 2 y 3 están relacionadas con la termodinámica de la reacción química, mientras que las preguntas siguientes se relacionan con la cinética y los mecanismos de reacción.

Estudio Cinético de una ReacciónEn la siguiente experiencia se pretende hacer el cálculo del orden de una reacción variando las concentraciones de los reaccionantes. Conocido el orden se podrá calcular el valor de la constante específica de la reacción (k).

La reacción a estudiar es la oxidación de ión yoduro por el ion persulfato, que se realiza, en este caso en presencia de almidón.

S2O82- + 2 I- ® I2 + 2 SO4

2 - (1) Para la determinación de la velocidad se mide el tiempo que demora en aparecer el yodo, el cual proporciona color azul al almidón. A.- Efecto de la ConcentraciónDe acuerdo a la tabla siguiente mezcle en un vaso de pp. seco (Vaso A) los volúmenes que se indican de: yoduro de potasio, nitrato de potasio, tíosulfato de sodio y almidón exactamente medidos y agite.Coloque en otro vaso (Vaso B), los volúmenes de sulfato de potasio y de persulfato de potasio y agite. Vierta el contenido de uno sobre otro (Nota: No agite al mezclar ambos vasos), tomando de inmediato el tiempo mediante un cronómetro o su reloj, desde el vaciado hasta la aparición de la coloración azul.. En cada experiencia mantenga el mismo orden al mezclar los reactivos.

Tabla N°1.  Vaso A Vaso B

# KI Na2S2O3 KNO3 almidón K2SO4 K2S2O8

Conc. 0,1 M 0,001 M 0,1 M 0,1 % 0,1 M 0,1 M

Exp. 1 10 Ml 5 mL --- 5 mL --- 10 mL

Exp. 2 10 mL 5 mL --- 5 mL 5 mL 5 mL

Exp. 3 5 mL 5 mL 5 mL 5 mL --- 10 mL

Nota: Se agrega KNO3 y K2SO4 para mantener constante la fuerza iónica. El volumen final es 30 mL.

Cálculos: Para calcular el orden, es necesario calcular la velocidad de la reacción indicada por: 

Velocidad = x / t = k [S2O82 - ] n * [ I- ] m

 en que "x" representa el número de moles por litro de S2O8

2- consumidos al aparecer el yodo, lo cual queda indicado por la mitad de los moles de tío sulfato presentes inicialmente de acuerdo a la ecuación (1) y (2). 

I2 + 2 S2O32- ® 2 I- + S4O6

2- (2) 

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Haciendo el cociente de las velocidades determinadas para las experiencias 1 y 2 se podrá calcular el orden con respecto al S2O8

2-, mientras que con las determinadas por las experiencias 1 y 3, el orden con respecto al I-. Con todos los datos anteriores y las concentraciones del ión yoduro y persulfato que determinan la velocidad, se calcula la constante de velocidad "k".  Complete para ello la tabla Nº 2.

  [S2O82-] [I-] [S2O3

2-] velóc. reacción k

Exp. 1          

Exp. 2          

Exp. 3          

El orden la reacción es: ____ y ____ para cada componente y el orden total es: ________

 B.- Efecto de la TemperaturaDe las 3 experiencias realizadas en A elija la más lenta para realizar estas experiencias. Esta vez, realizará 2 determinaciones adicionales a 2 temperaturas más altas que la temperatura ambiente, tal como se indica en la Tabla N° 3. Coloque para ello los vasos de pp. en un baño termorregulado común a todo el grupo (uno a 30 ºC y otro a 60 ºC) y una vez alcanzada la temperatura deseada (» 20 min.) continué con la experiencia en forma rápida, con el objeto de mantener la temperatura en forma mas o menos constante.

Tabla N° 3

Temperatura Velocidad de reacción k

T ambiente    

T ambiente + 10ºC    

T ambiente + 20ºC    

Confeccione un gráfico colocando en las ordenadas los valores de ln k (logaritmo natural) y en el eje de las abcisas los valores inversos de las temperaturas expresadas en grados Kelvin (1/T). Deduzca de él, la energía de activación (Ea) del proceso.  C.- Efecto del Catalizador.Nuevamente empleando la experiencia más lenta en A. Realice dos experiencias adicionales, agregando al vaso que contiene persulfato (Vaso B), gotas de solución de Cu(NO3)2 0,2 M de acuerdo a la siguiente tabla. Tabla N° 4

Gotas de catalizador Velocidad de reacción k

1    

2    

 

Trabajo Práctico Nº 9. Constante del Producto de Solubilidad (Kps.) Esta experiencia corresponde a un estudio del equilibrio en soluciones saturadas. Tal equilibrio se establece cada vez que se forma un precipitado de una sal poco soluble. Su conocimiento permite predecir las condiciones necesarias para provocar ó prevenir la formación de un precipitado. Determinación del Kps del cloruro de plomo(II).1.- En 2 vasos de pp. limpios y secos (o ambientados) coloque » 20 mL de soluciones de Pb(NO3)2 0,20 M (_______ M ) en uno y 25 mL de NH4Cl 0,40 M (________M) en el otro. Anote las concentraciones exactas rotuladas en los frascos, de ambas soluciones. 2.- Tome 2 vasos de pp. de aprox. 100 mL LIMPIOS Y SECOS y numérelos, y utilizando las soluciones indicadas en 1.- prepare las siguientes mezclas midiendo cuidadosamente los volúmenes con PIPETAS VOLUMÉTRICAS (En el caso del vaso 2 utilice pipetas graduadas):

Experiencias Vaso con solución de Pb(NO3)2 Vaso con solución de NH4Cl

1 5 mL 10 mL

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2 6,25 mL 8,75 mL

Mezcle ambos juegos de vasos y una vez que se haya formado algo de precipitado de PbCl2 agregue a cada vaso exactamente 5 mL de agua destilada (Volumen final = 20 mL). Luego con el fin de evitar que se formen soluciones sobresaturadas estables. Agite cuidadosamente a intervalos durante 30 minutos, hasta que la precipitación sea completa. 3.- Transcurridos 30 minutos como mínimo, en vasos precipitados de 100 mL, LIMPIOS, SECOS Y NUMERADOS, filtre las mezclas obtenidas en 2.-, utilizando también embudos LIMPIOS Y SECOS. ¡ NO HUMEDEZCA EL PAPEL FILTRO PLEGADO NI LAVE EL PRECIPITADO !.  4.- Procederá ahora a valorar los iones cloruros en solución. Para ello mida cuidadosamente alícuotas de 5 mL de los filtrados, y coloque cada una de ellas en matraces Erlenmeyer (o en vasos de pp.) para ser titulados. Agregue el indicador K2CrO4 1 M con pipeta graduada de acuerdo a la siguiente Tabla.

A los filtrados provenientes del vaso N° 1 0,3 mL K2CrO4 1M

A los filtrados provenientes del vaso N° 2 0,8 mL K2CrO4 1M

Estos volúmenes de indicador K2CrO4 son suficientes para precipitar todo el ión Pb2+ como PbCrO4, que es un precipitado cristalino de COLOR AMARILLO CLARO, y dejar además un exceso de ión CrO4

-2 en solución. 5.- Titule cada una de sus soluciones con solución de AgNO3 aproximadamente 0,1 M, su concentración exacta se encuentra en la etiqueta, ANOTELA (AgNO3 = ________ M). El punto final de la valoración se reconoce porque el precipitado adquiere consistencia grumosa (similar a leche cortada) y, toma un color OCRE. Deje decantar el precipitado y observe la coloración del líquido sobrenadante, el cual debe adquirir UN TINTE ROJIZO debido a la formación de Ag2CrO4. Titule por lo menos 2 alícuotas de cada filtrado. La titulación con solución de AgNO3 tiene por objeto determinar la concentración de iones cloruro (Cl-) en la solución saturada de PbCl2, basándose en la formación de AgCl (precipitado de color blanco de aspecto a leche cortada) este es MÁS INSOLUBLE que el precipitado de Ag2CrO4 (color rojo ladrillo), la PRECIPITACIÓN DE ESTE ULTIMO y, por lo tanto la aparición de la COLORACIÓN ROJA, ocurre después que han precipitado prácticamente todos los iones Cloruros presentes.Nota: Este Trabajo Práctico es de ELEVADO COSTO, por lo tanto NO DESPERDICIE LOS REACTIVOS, Trabaje con sumo cuidado. Pauta de informe de T. P. Nº 9. Producto de solubilidad (Kps.). Con los datos experimentales confeccione un informe indicando el Kps experimental promedio obtenido. Realice los cálculos necesarios para completar el siguiente cuadro de concentraciones.

  [Pb2+]o [Cl-]o volumen. AgNO3 [Pb2+]eq [Cl-]eq

1          

2          

En donde: [ ]o : concentración inicial. [ ]eq : concentración en equilibrio con el precipitado.Volumen AgNO3: el volumen promedio de AgNO3 gastado para titular las alícuotas de un mismo filtrado.

Con estos datos calcule para cada caso: Kps = [Pb2+] (eq) * [Cl-]2 (eq)

Trabajo Practico N° 10. Síntesis de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO45H2O).Cu + 2 H2SO4 ® CuSO4 + 2 H2O + SO2

En un matraz de fondo plano de 125 mL (el más pequeño de que disponga) coloque 2 gramos de Cuº en virutas (o láminas o alambres) y vierta sobre él desde una bureta 6,3 mL de H2SO4 concentrado (98%, d = 1,84 [g/mL]) y 2 ó 3 gotas de HNO3 (con pipeta Pasteur). DEBE 'IRABAJAR EN CAMPANA. Agite, caliente suavemente y luego fuertemente durante 30 minutos (cuide que la solución no se seque por un calentamiento muy enérgico, retire el mechero si ello ocurriera). Nota: Mientras transcurre la reacción entre el Cuº y H2SO4 (aproximadamente 15-30 min.) realice las experiencias que se citan en el cuestionario.

Deje enfriar y, agregue mediante una probeta 30 mL de agua destilada, calentando suavemente para lograr la completa disolución del CuSO4 (10 minutos). Filtre al vacío sobre un embudo Büchner; el líquido resultante debe tener color azul y ser completamente transparente. Vierta sobre una cápsula de porcelana o un vaso de pp. grande si el volumen de solución lo hace necesario y caliente suavemente. Retire el mechero y neutralice el

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exceso de H2SO4 agregando pequeñas porciones de CaCO3; (no deje elevar demasiado la temperatura durante la neutralización, y no agregue exceso de CaCO3). Deje enfriar y filtre al vacío. Lave la cápsula 2 veces con pequeñas porciones de agua destilada procurando verter sólo la parte líquida. Concentre esta solución neutralizada evaporando en un vaso de precipitado de 150 mL (el más grande que posea) hasta la mitad o un tercio del volumen inicial (cuide de no secar la solución, crepitará), calentando en un mechero. Cerca del final de esta concentración la solución puede crepitar, esté atento para evitar esto, cuando observe que el volumen de la solución se reduce demasiado apague el mechero y también, retire la solución de la placa calefactora. (Para minimizar la posibilidad de crepitación puede agregar previamente piedras de ebullición a la solución o disponer dentro de ella una varilla de vidrio). Deje cristalizar (para ello disponga el vaso en una olla con hielo) y luego filtre al vacío y lave los cristales con »5 mL de alcohol. Los cristales se recolectan en un cristalizador común al grupo. El CuSO4 se presenta en cristales triclínicos de color azul con 5 moléculas de agua de cristalización (CuSO4

5H2O). 

Cuestionario1. Coloque en un crisol pequeño una pequeña cantidad de CuSO45H2O sollame y caliente muy suavemente.

Observe el Cambio de color azul a blanco, ¿Cómo explica Ud. este fenómeno?. Escriba la ecuación respectiva.

2. Coloque en un T.E. 2 mL de una solución 4,5 % p/v de CuSO4 y agregue NH3 diluido muy lentamente hasta aparición de un precipitado de color azul celeste. Agregue mas NH3 diluido y observe la intensificación de color azul por formación del ion complejo tetramín Cu(II). Escriba la ecuación respectiva.

3. Coloque en un T.E. 2,5 mL de solución de CuSO4 (4,5% p/v), 2,5 mL de solución alcalina de tartrato de potasio y 3 mL de solución de Glucosa al 4%. Caliente el tubo era un baño de agua mantenido a 60"C. Utilice el baño termorregulado común al grupo o confeccione un baño maría (un vaso de precipitado de 400 mL y agua de la llave, retire de la llama para utilizarlo una vez que ha alcanzado la temperatura deseada).

Se forma primeramente un precipitado amarillo el que lentamente cambia a color rojo. Una vez frío, se recolecta y se centrífuga. Lave y separe mediante una varilla de vidrio una pequeña porción del precipitado, colóquelo en un T.E y disuélvalo en NH3 diluido. Observe que la solución es incolora, esta vez. Escriba la ecuación respectiva.

 INFORME

1. Calcule cuántos gramos de CuSO4 5H2O se deben obtener de esta síntesis si:a)   el Cuº está purob)    tienen un 4% de impurezas

2. ¿Qué función desempeñan las gotas de HNO3 concentrado al comienzo de la síntesis?.3. Explique la formación del precipitado de color amarillo y luego rojo por reducción con glucosa del

complejo bistartrato Cu(II).4. El complejo de cobre aminado en la experiencia N° 2 es azul y en la N°'3 es incoloro. ¿Por qué?.5. Interprete mediante reacciones los fenómenos químicos ocurridos en la experiencia N° 2.

Trabajo Practico Nº 11. Determinación de la Formula y de la Constante de Inestabilidad (K inest) del complejo [Ag(NH3)n]+

 Esta experiencia se basa en la determinación indirecta de la concentración de ion plata que se encuentra en equilibrio con el complejo formado mediante el establecimiento de un segundo tipo de equilibrio. Estos quedan representados por las siguientes ecuaciones: 

[Ag(NH3)n]+ (aq) Û Ag+ (aq) + n NH3 (aq) (1) 

Ag+ (aq) + Br- (aq) Û AgBr (s) (2) 

[NH3]n * [Ag+] K inest = ---------------------- Kps = [Ag+] * [Br-] [Ag(NH3)n

+] Tanto en la reacción (1) como en la (2), la concentración de ion Ag+ libre es la misma. Para lograr el segundo equilibrio se hace intervenir Br- hasta la aparición de AgBr sólido y de este modo se encuentra el límite en el cual la concentración de ion Ag+ y ion Br- satisfacen el producto de solubilidad del AgBr. Parte 1:1.- En cuatro matraces erlenmeyer de 125 mL (o en vasos de pp.) se colocan los reactivos indicados de acuerdo a la tabla (Utilice pipetas volumétricas o milimétricas según corresponda):

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Tabla 1:

# mL AgNO3 0,_____M mL NH3 ______M mL H2O V total volumen valoración

1 5 2,50 17,50 25  

2 5 3,75 16,25 25  

3 5 5,00 15,00 25  

4 5 7,50 12,50 25  

Donde: Vol. total = suma de mililitros de NH3, AgNO3 y H2O. Vol. valoración. = mL de Br- gastados en la valoración.

 2.- Desde una bureta se agrega gota a gota a cada matraz solución de KBr ______ Molar hasta obtener una opalescencia permanente (aparición de opalescencia). Anote los volúmenes gastados y las concentraciones de los reactivos utilizados. Parte 2.- Se repiten las mismas experiencias empleando iguales volúmenes de las soluciones de AgNO3 y NH3 que en la primera parte de la experiencia. Pero, ahora los volúmenes de agua que se agregan en cada caso, serán iguales a las diferencias entre los volúmenes de agua agregados en la primera parte y los volúmenes de solución 0,____ Molar de KBr gastados. Esto con el fin de que el volumen final sea 25 mL.Se titula nuevamente cada matraz con solución de KBr. Una vez lavado el matraz erlenmeyer conviene dejarlo boca abajo para escurrir el agua. Los volúmenes de solución de KBr gastados en esta solución serán los utilizados para el cálculo.

Tabla 2 Vol KBr 0,____ M gastados Log vol KBr Log vol NH3

1      

2      

3      

4      

Nota: Log. vol KBr = Logaritmo decimal del volumen de KBr gastado.Log. vol NH3 = Logaritmo decimal del volumen de NH3 gastado.

Cálculos:A.- Determinación del número de coordinación ( n ).Confeccione una gráfica disponiendo los valores de Log. vol NH3 en la abscisa (eje X) y los valores de Log. vol KBr en la ordenada (eje Y). Realice un análisis de regresión simple. La pendiente de la recta representará el número de coordinación ( n ). Demuéstrelo usando las ecuaciones (1) y (2). Tome en cuenta que al ajustar el volumen a casi 25 mL le permite colocar en el gráfico los Log. de los volúmenes de reactivo, sin necesidad de calcular concentraciones.  B.- Determinación de la constante de inestabilidad.-Dado el valor de Kps para el bromuro de plata, se puede determinar el valor de la constante de inestabilidad (K inest), ya sea a partir de su misma expresión ó a partir del gráfico (previa regresión simple). En este caso el valor de la constante queda incluida dentro del valor de la intersección del recta con el eje de las Y. Demuéstrelo.

Tabla 3

  [NH3] M [Ag+] M [Complejo] M K inest

1        

2        

3        

4        

Nota: Todas las concentraciones deben ser Molares (moles / L ).

Datos: Kps AgBr = 4,9 * 10-13

Este informe debe ser entregado el próximo Martes

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 Desprenda esta hoja y en ella entregue su informe de Peso Equivalente para el ácido desconocido

Informe Trabajo Práctico Nº 4. SolucionesMuestra sólida

 Nombre : ___________________________________________________________ NOTA : ________________ Carrera : _____________________________ Fecha de TP : __________________ Sección : (Este o Oeste) 

Número de muestra  

Peso Equivalente informado [g / eq-g]

 Para el cálculo de la nota se considera solamente un aspecto:La exactitud, se refiere a la cercanía del valor de Peso Equivalente informado por Ud. y el valor real del Peso Equivalente de la muestra. Por ello, la nota se determina utilizando el porcentaje de error.

Vo = valor real del P.E. y Vi = valor informado del P.E.

En valores absolutos

2º.- Por ende, cálculos errados (principalmente factores de 10) conducen a un error muy grande.

Información adicional:

Peso de muestra tomado [gramos]

Normalidad de NaOH preparado [Normal]

mL de NaOH gastados en, la muestra.

Promedio de 3 determinaciones: [mL]

Peso Equivalente informado [g / eq-g]

Cálculos:      

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