LICENCIATURA EN GEOQUÍMICA …gea.ciens.ucv.ve/ggarban/qg2/glqg2.pdfPRACTICA DE LABORATORIO 2. ESCALA DE pH. ... Medidas de pH. Indicadores líquidos. Indicadores de ... Determinación

UNIVERSIDAD CENTRAL DE VENEZUELA FACULTAD DE CIENCIAS

INSTITUTO DE CIENCIAS DE LA TIERRA

LICENCIATURA EN GEOQUÍMICA LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL II (5211)

GUIA DE LABORATORIO

Prof. Liliana López

Caracas Marzo de 2007

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PRACTICA DE LABORATORIO 1. MEDIDAS Y ERRORES. La importancia de la medida. Exactitud y precisión. Notación científica. Cifras significativas. Sistema de medidas internacional SI. Unidades de longitud. Unidades de volumen. Unidades de masa. Medidas de densidad. Gravedad específica. Medidas de temperatura. Error de una medida. Calculo del error derivado de medidas.

INTRODUCCIÓN La medida de un valor es fundamental en toda ciencia experimental. El entendimiento del concepto científico esta siempre basado en una medida. Por esta razón, es importante entender este concepto y cuando la medida realizada es correcta o presenta errores. Por esta razón los objetivos de esta práctica son los siguientes: OBJETIVOS

1. Conocer cuales son las principales fuentes de error cuando se realiza una medida. 2. Entender los conceptos de precisión y exactitud. 3. Aprender a calcular el error de una medida realizada en el laboratorio.

ERRORES Los errores que se producen al medir una magnitud determinada pueden provenir de:

La magnitud que se mide. El equipo utilizado. El operador que realiza la medida.

Los errores inherentes a una medida se pueden clasificar, según su origen como errores DETERMINADOS E INDETERMINADOS. Un ERROR DETERMINADO es aquel que puede calcularse y el ERROR INDETERMINADO es debido a acciones fortuitas. El efecto de un error indeterminado sobre una serie de valores puede, a menudo, ser reducido a limites aceptables, pero nunca puede ser enteramente evitado. ERROR DETERMINADO O SISTEMÁTICO: Los errores de observación producidos por imperfecciones en el instrumento de medida o por deficiencias en el método experimental se denominan Errores Determinados o Sistemáticos. Este tipo de error puede ser constante o variar de forma regular. Algunas de las causas que pueden producir errores sistemáticos son las imperfecciones en el equipo de medida, mala operación del equipo con que se mide, la calibración incorrecta de un instrumento, la alteración de la constancia en las condiciones experimentales. Este tipo de error tiende a dar valores reproducibles. Son difíciles de eliminar porque la repetición de la medida no lo revela. ERROR INDETERMINADO O CASUAL: Los errores de observación producidos por descuidos momentáneos del experimentador o por pequeñas variaciones en las condiciones de experimentación se denominan Errores Casuales o Indeterminados. Este tipo de error puede ser descubierto ya que produce medidas poco reproducibles. Puede ser descubierto por repetición de la medida. PRECISIÓN Y EXACTITUD La medida de una propiedad determinada esta dada por dos características principales: El valor verdadero o aceptado y lo reproducible del valor medido, denominándose estas dos características exactitud y precisión respectivamente. EXACTITUD: El termino exactitud denota la proximidad de una medida al valor verdadero o aceptado. Se refiere a la cercanía de una magnitud al valor verdadero o aceptado, esta relacionado con

L. López, P. Lugo y K. Reátegui. Marzo de 2007

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la apreciación del instrumento de medida y los errores sistemáticos. PRECISIÓN: Se utiliza para describir lo reproducible de un resultado. Se refiere a la similitud entre los valores medidos entre sí, esta relacionada con los errores indeterminados o casuales. La exactitud implica la comparación con relación a un valor verdadero o aceptado, en contraste con la precisión que compara un resultado con el mejor valor de varias medidas hechas de la misma manera. TRATAMIENTO ESTADISTICO DE DATOS Media: La media, media aritmética y el promedio son términos sinónimos que se refieren al valor numérico obtenido dividiendo la suma de una serie de medidas dividida entre el numero de medidas:

nXiX /∑= Donde

=X media =Xi valores medidos

=n numero de medidas Desviación Absoluta: Corresponde a la diferencia (valor absoluto) entre un valor medido y el que se toma como mejor valor de la serie. Generalmente la media se utiliza como el valor denominado mejor de la serie. Corresponde a una manera de expresar la precisión de un resultado.

xixd −= Donde

=x media =xi valor medido

Error Absoluto: Se define como la diferencia entre el valor medido y el valor aceptado o verdadero.

xixd −= Donde:

=x media o mejor valor de la serie =xi valor medido

Desviación Relativa: Corresponde a otra manera de expresar la precisión. Representa el porcentaje de error en una medida determinada y viene dada por la expresión:

100% xxixd ∆

=

Donde: xixx −=∆

=x media o mejor valor de la serie =xi valor medido

Error Absoluto: Se define como la diferencia entre el valor medido y el valor aceptado o verdadero.

XiXv −=Ε Donde:

=Xv valor verdadero o aceptado =Xi valor medido


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Error Relativo: Representa el porcentaje de error de una medida determinada y viene dada por la expresión:

100% xXvX∆

=Ε

Donde: XiXvx −=∆

=Xv valor verdadero o aceptado =Xi valor medido

Cifras Significativas: Las cifras significativas de una medida corresponden a todos los dígitos que son conocidos con precisión mas un ultimo dígito que es estimado. Corresponde a la cantidad medida o diferente de cero contada de izquierda a derecha. Notación Científica: La notación científica es la manera de expresar una cantidad medida o calculada en base a potencias de diez. Cuando se escribe una cantidad en notación científica se puede resumir como el producto de dos números, un coeficiente y un exponente de base 10. Por ejemplo 36.000; correspondería en notación científica a: 3,6x104 0,0081; correspondería en notación científica a: 8,1x10-3 o 81x10-4

Unidades de medida SI (Sistema Internacional de medidas)

UNIDADES SI MEDIDA UNIDAD SIMBOLO Longitud Metro m Masa Kilogramo Kg. Tiempo Segundo s Corriente Eléctrica Amper A Temperatura Kelvin K Cantidad de Sustancia Moles mol

UNIDADES DE MEDIDA

UNIDADES SI NO CORRESPONDEN AL SISTEMA SI

Longitud metro (m) Volumen centímetro cúbico (cc, cm3) litro (L) Masa kilogramo (kg.) Densidad gramos/mililitro (g/mL) Temperatura kelvin (K) Celsius (C) Tiempo segundo(s) Presión pascal (Pa) atmósfera (atm) Energía joule (J) caloría (cal)

CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA:

• Errores determinados e indeterminados • Precisión y exactitud • Tratamiento estadístico de datos analíticos


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• Cifras significativas • Densidad • Calibración de material volumétrico (pipeta volumétrica y cilindro graduado) • ¿Por qué se debe calibrar el material volumétrico a ser utilizado en el laboratorio?

NOTA: Para el día de la practica traer pera de succión. DESARROLLO DE LA PRACTICA Calibración del material volumétrico. Cada estudiante debe tener preparado en el cuaderno de laboratorio el procedimiento experimental a seguir para la calibración de un cilindro graduado y de una pipeta volumétrica. Los datos, cálculos, tratamiento estadístico, factor de corrección y reporte de resultados, deben ser presentados con el con el número de cifras significativas correcto. Presentación adecuada de los resultados obtenidos Discusión de los resultados. Además, debe discutir acerca de la precisión y exactitud obtenidas tanto con el cilindro graduado como con la pipeta volumétrica. Bibliografía Chocrón, P. y Escalona, I. 1976. Laboratorio de Física I. Facultad de Ciencias. Escuela de Física. 291 p. Douglas, A.S. y Skoog, D.N. 1970. Fundamentos de Química Analítica. Tomo I. Editorial Reverte, España, 501 p. Goncalves, J., Machado, F., De Sola V. y Pardey, A. 2000 Laboratorio de Principios de Química. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 54 p.


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PRACTICA DE LABORATORIO 2. ESCALA DE pH. Escala de pH. calculo de pH, pOH y pK. Medidas de pH. Indicadores líquidos. Indicadores de papel. Equipos para determinar pH.

OBJETIVOS

4. Aplicar los conocimientos teóricos de los términos pH y pOH en la práctica. 5. Determinar el pH y el pOH de soluciones mediante el uso de papel indicador. 6. Determinar el pH y el pOH de soluciones mediante el uso de indicadores líquidos.

INTRODUCCIÓN De una forma sencilla un ácido puede definirse como una especia química que genera iones H+ en medio acuoso y una base como la especia química que genera iones OH- en solución. Los ácidos y las bases tienen un papel importante en muchos procesos químicos, así mismo, muchos productos naturales como las frutas cítricas, por ejemplo el limón contiene ácido cítrico. También muchos productos de la industria química están constituidos por ácidos y bases, por ejemplo el vinagre que es una solución que contiene por ácido etanoico (ácido acético). Las soluciones acuosas de los ácidos son electrolitos, donde algunas de estas sustancias son electrolitos débiles y otros electrolitos fuertes. La molécula de agua, debido a su polaridad se disocia en dos iones:

H2O + H2O ⇒ H3O+ + OH- Ion Ion Hidronio Hidróxido Esta expresión también puede representarse de la siguiente forma.

H2O ⇒ H+ + OH- El producto de la concentración de los iones H+ y OH- por litro de agua es igual a 1,0x10-14 (mol/L)2:

Kw = [H+]x[OH-] = 1,0x10-14 (mol/L)2: El sistema que se utiliza para expresar la concentración de protones en solución es la escala de pH, propuesta en 1909 por Søren Sørensen. En esta escala el pH corresponde al logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio: pH = - log [H+]. En soluciones neutras el pH de una solución es igual a 7,0. De igual forma, para expresar la concentración de iones OH- se utiliza el pOH = - log [OH-]. En soluciones neutras el pOH de una solución es igual a 7,0.


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pH [H+] mol/L [OH-] mol/L 0,0 1x100 1x10-14 A 1,0 1x10-1 1x10-13 C 2,0 1x10-2 1x10-12 I 3,0 1x10-3 1x10-11 D 4,0 1x10-4 1x10-10 O 5,0 1x10-5 1x10-9 6,0 1x10-6 1x10-8 7,0 1x10-7 1x10-7 NEUTRO 8,0 1x10-8 1x10-6 9,0 1x10-9 1x10-5 B

10,0 1x10-10 1x10-4 A 11,0 1x10-11 1x10-3 S 12,0 1x10-12 1x10-2 I 13,0 1x10-13 1x10-1 C 14,0 1x10-14 1x100 O

Tabla 1. Relación entre pH, pOH, [H+] y.[OH-]. CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA:

• Equilibrio iónico, producto iónico del agua, contante de disociación del agua. • Conceptos de pH, pOH y pK. • Cálculos de pH, pOH y pK. • Escala de pH. • Indicadores líquidos de pH. • Uso de los indicadores líquidos de pH. • Papel indicador de pH. • Calcular el pH y el pOH teórico de cada una de las siguientes soluciones:

NaOH 0,1 M NH4Cl 0, 1 M CH3COOH 0,1 M NaCl 0,1 M CH3COONa 0, 1 M K2CO3 0,1 M NH4OH 0,1 M H2O Destilada

• Conocer el nombre de cada uno de los compuestos donde calculará el pH y pOH teórico.

NOTA: Para el día de la practica traer papel indicador de pH. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1.1. Determinación de pH y pOH en soluciones ácidas y básicas para cada una de las siguientes

soluciones. NaOH 0,1 M NH4Cl 0, 1 M CH3COOH 0,1 M NaCl 0,1 M CH3COONA 0, 1 M K2CO3 0,1 M NH4OH 0,1 M H2O Destilada

a) Coloque 5 mL de cada una de las soluciones en tubos de ensayo y determine el pH con papel indicador.


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b) Determine el pH con los indicadores líquidos. 1.2. Presentación e interpretación de los resultados:

a) Represente en forma de tablas los valores de pH obtenidos con el papel indicador para cada una de las soluciones.

b) Represente en forma de tabla los valores de pH y el indicador líquido utilizado para cada una de las soluciones.

c) Explique mediante ecuaciones el por qué de cada uno de los valores observados. d) Interprete las diferencias entre los valores de pH teóricos y los obtenidos en los

experimentos realizados. 2.1. Preparación de soluciones y medidas de pH

a) Tome dos tubos de ensayo y en cada uno agregue 5 mL de una solución de HCl 0,1 M. En el primer tubo determine el pH con papel indicador. En el segundo tubo de ensayo añada tres gotas de violeta de metilo y observe el color de la solución.

b) Tome 1 mL de la solución 0,1 M de HCl y agregue 9 mL de agua destilada, luego de agitar determine el pH con papel indicador. Añada tres gotas de anaranjado de metilo y observe el color de la solución.

c) Utilice la solución de pH 2 para preparar una solución de pH 3. Luego determine el pH de esta nueva solución con papel indicador. Añada tres gotas de violeta de metilo y observe el color de la solución.

d) Tome una solución 0,1 M de NaOH y añada 9 mL de agua destilada. Determine el pH con papel indicador.

e) Utilice la solución de pH 12 para preparar una solución de pH 11. Determine el pH con papel indicador.

2.2. Presentación e interpretación de los resultados:



c) Demuestre mediante cálculos que el pH de la solución del experimento a es igual a 1. d) Demuestre mediante cálculos que el pH de la del experimento b es igual a 2. e) Demuestre mediante cálculos que el pH de la solución es igual a 12, cual es el pOH de esta

solución. f) Demuestre mediante cálculos que el pH de la solución del experimento d es igual a 12,

cual es el pOH de esta solución. g) Demuestre mediante cálculos que el pH de la solución del experimento e es igual a 11, cual

es el pOH de esta solución. h) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos.

INDICADOR COLOR CARACTERISTICO

VIOLETA DE METILO Amarillo pH < 0 Violeta pH > 3

ANARANJADO DE METILO Rojo pH < 3 Amarillo pH > 4,5

ROJO DE METILO Rojo pH < 4,4 Amarillo pH > 6,0

AZUL DE TIMOL Naranja pH < 1,5 Amarillo entre pH 3 a pH 8 Azul pH > 9,5

Tabla 2. Intervalo de pH de algunos indicadores y color característico.


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BIBLIOGRAFIA Alvarado P, A.. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 115 p. Brescia, F., Arents, J., Meislich, H. y Turk, A. 1966 Fundamentals of Chemistry. Laboratory Studies. Academic Press. New York, 296 p. Goncalves, J., Machado, F., De Sola V. y Pardey, A. 2000 Laboratorio de Principios de Química. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 54 p. Mahan, B.H. 1979. Química. Curso Universitario. Segunda edición. Fondo Educativo Interamericano, S.A. Bogotá. 813 p. Masterton, W. y Slowinski, E. 1974. Química General Superior. Tercera edición. Interamericana, México, 702 p. Mortimer, E.C. 1983 Química. Grupo Editorial Iberoamericana, México, 768 p. Wilbrahan, A.C., Staley, D.D. and Matta, M.S. 1995 Chemistry. Addison-Wesley Publishing Company. 850 p.

Tabla 3. Intervalo de pH de algunos indicadores e intervalo de viraje. (Tomado de Goncalves et al., 2000)


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Tabla 4. Intervalo de pH de algunos indicadores e intervalo de viraje. (Tomado de Goncalves et al., 2000)


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PRACTICA DE LABORATORIO 3. SOLUCIONES AMORTIGUADORAS y pH Soluciones Amortiguadoras (soluciones Buffers o soluciones Tampones). Significado, importancia, utilidad.

OBJETIVOS

1. Determinar el pH de soluciones amortiguadoras. 2. Determinar la capacidad amortiguadora mediante la adición de ácido. 3. Determinar la capacidad amortiguadora mediante la adición de bases.

INTRODUCCIÓN Una SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O SOLUCIONES BUFFERS, es aquella donde el pH permanece relativamente constante cuando se le agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base. Estas soluciones se obtienen a partir de un ácido débil y una sal de este o de una base débil y una sal de esta. Como ejemplo de lo anterior, la adición de 10 mL de una solución 0,10 m de NaOH a 1 L de agua destilada incrementa el pH de en 4 unidades (de 7 a 11). Para una solución que contiene 0,20 mol/L de ácido etanoíco (CH3COOH) y etanoato de sodio (CH3COONa) su pH es de 4,76. Cuando se le agregan cantidades moderadas de un ácido o una base a esta ultima solución, el pH experimenta pocos cambios; así tendremos que la adición de 10 mL de una solución de NaOH 0,10 M en un litro de la solución de ácido etanoíco (CH3COOH) y etanoato de sodio (CH3COONa), incrementa el pH en 0,01 unidades, es decir el nuevo pH de la solución es 4,77. Por lo que tendremos que una solución amortiguadora es capaz de resistir cambios en el pH en comparación al agua pura, o en comparación con un ácido al cual se le agrega cierta cantidad de base, o lo contrario, una base a la cual se le agrega cierta cantidad de ácido.

H2O + H2O ⇒ H3O+ + OH- Por ejemplo la solución amortiguadora preparada entre ácido etanoíco (CH3COOH) y etanoato de sodio (CH3COONa)

CH3COOH(acu) ⇒ CH3COO-(acu) + H+

(acu) CH3COONa(acu) ⇒ CH3COO-

(acu) + Na+(acu)

El ácido etanoíco y su anión CH3COO- reacciona con los iones H+ u OH- que puedan ser agregados a la solución. Cuando un ácido se añade a esta solución, el ion etanoato reacciona formando ácido etanoíco, el cual no se disocia completamente en agua (electrolito débil) de acuerdo a la siguiente reacción:

CH3COO-(acu) + H+

(acu) ⇒ CH3COOH(acu)

De esta forma el pH de la solución no cambia. Cuando una base se añade a esta solución, el ácido etanoíco reacciona con los iones OH-, etanoíco, de acuerdo a la siguiente reacción:

CH3COO-(acu) + OH-

(acu) ⇒ CH3COO-(acu) + H2O(l)

Debido a que el ion etanoato no es una base lo suficientemente fuerte para aceptar iones H+ del agua, el pH de la solución no presenta cambios significativos.


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Una solución amortiguadora no puede actuar de forma eficiente si mucho ácido o base es adicionado al sistema. La cantidad de ácido o base que se puede agregar a una solución amortiguadora antes de cambiar de forma significativa su pH de denomina capacidad de amortiguación o capacidad buffer. Ejemplos de soluciones amortiguadoras importantes corresponden al sistema ácido carbónico - anión bicarbonato, responsable de mantener el pH de la sangre dentro del intervalo pequeño de variaciones, indispensable en los humanos.

SISTEMA AMORTIGUADOR ESPECIES pH ácido etanoíco - anión etanoato CH3COOH - CH3COO- 4,76 ácido carbónico - anión bicarbonato H2CO3 - HCO3

- 6,46 ion amonio - amoníaco NH4

+ - NH3 9,25 CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA:

• Equilibrio iónico, producto iónico del agua, contante de disociación del agua. • Conceptos de pH, pOH y pK. • Cálculos de pH, pOH y pK. • Escala de pH. • Indicadores líquidos de pH. • Uso de los indicadores líquidos de pH. • Papel indicador de pH. • Solución amortiguadora • Capacidad amortiguadora • Nombre y fórmula de todos los reactivos a utilizar en la práctica. • Realice los cálculos para la preparación de 50 mL de una solución amortiguadora de ácido

etanoíco - etanoato de sodio. • Realice los cálculos para la preparación de 50 mL de una solución amortiguadora de ion

amonio – amoníaco.

NOTA: Para el día de la practica traer papel indicador de pH y pera de succión. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1.1 Preparación de las soluciones amortiguadoras:

a) 50 mL de una solución amortiguadora de ácido etanoíco - etanoato de sodio. b) 50 mL de una solución amortiguadora de ion amonio – amoníaco

1.2. Tome tres vasos de precipitado y agregue en el primero 10 mL de agua destilada, en los otros dos agregue 10 mL de las siguientes soluciones amortiguadoras:

ácido etanoíco - anión etanoato CH3COOH - CH3COO- ion amonio - amoníaco NH4

+ - NH3

a) Determine el pH con papel indicador. b) Determine el pH con los indicadores líquidos. c) Agregue las cantidades de HCl 0,1 M que se mencionan en la siguiente tabla y determine el

pH mediante el uso de papel indicador.


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Nota: Los volúmenes añadidos de HCl pueden ser diferentes a los presentados en esta tabla.

Volumen de HCl (mL)

pH CH3COOH - CH3COO-

pH NH4

+ - NH3 pH

H2O destilada 1 2 3 4 6 8 10 12




c) Explique el por qué de cada uno de los valores observados. d) Calcule el pH teórico que debería obtener cuando agrega los mL de HCl al agua destilada. e) A que cantidad de HCl cambia el pH de la solución amortiguadora. Explique el significado

del cambio. 2.1. Tome tres vasos de precipitado y agregue en el primero 10 mL de agua destilada, en los otros dos agregue 10 mL de las siguientes soluciones amortiguadoras:

ácido etanoíco - anión etanoato ion amonio - amoníaco

a) Determine el pH con papel indicador. b) Determine el pH con los indicadores líquidos. c) Agregue las cantidades de NaOH 0,1 M que se mencionan en la siguiente tabla y determine

el pH mediante el uso de papel indicador.

Volumen de NaOH pH CH3COOH - CH3COO-

pH NH4

+ - NH3 pH

H2O destilada 1 2 3 4 6 8 10 12

Nota: Los volúmenes añadidos de NaOH pueden ser diferentes a los presentados en esta tabla.


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c) Explique el por qué de cada uno de los valores observados. d) Calcule el pH teórico que debería obtener cuando agrega los mL de NaOH al agua

destilada. e) A que cantidad de NaOH cambia el pH de la solución amortiguadora. Explique el

significado del cambio. f) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos.

BIBLIOGRAFÍA Alvarado P, A.. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 115 p. Brescia, F., Arents, J., Meislich, H. y Turk, A. 1966 Fundamentals of Chemistry. Laboratory Studies. Academic Press. New York, 296 p. Goncalves, J., Machado, F., De Sola V. y Pardey, A. 2000 Laboratorio de Principios de Química. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 54 p. Mahan, B.H. 1979. Química. Curso Universitario. Segunda edición. Fondo Educativo Interamericano, S.A. Bogotá. 813 p. Masterton, W. y Slowinski, E. 1974. Química General Superior. Tercera edición. Interamericana, México, 702 p. Mortimer, E.C. 1983 Química. Grupo Editorial Iberoamericana, México, 768 p. Wilbrahan, A.C., Staley, D.D. and Matta, M.S. 1995 Chemistry. Addison-Wesley Publishing Company. 850 p.


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PRACTICA DE LABORATORIO 4. HIDRÓLISIS. Concepto de hidrólisis, importancia. Hidrólisis de sales.

OBJETIVOS

1. Aplicar los conocimientos previos de pH, pOH, pK. 2. Estudiar en el laboratorio la hidrólisis de sales.

INTRODUCCIÓN Muchas soluciones salinas tiene un pH neutro, pero otras pueden tener pH ácido o básico. Por ejemplo una solución de NaCl o K2SO4 son sales cuyo pH es neutro, pero una solución de NH4Cl tiene un pH ácido y una de CH3COONa tiene pH básico. esto sucede por la hidrólisis de sales, donde un catión o un anión de una sal disociada acepta iones hidronio del agua o dona iones hidronio al agua. Dependiendo de la dirección de transferencia de iones H+, las soluciones que contienen sales hidrolizadas pueden ser ácidas o básicas. Las sales hidrolizadas se derivan de un ácido fuerte y una base débil o de un ácido débil y una base fuerte. El etanoato de sodio (CH3COONa) es la sal de un ácido débil, el ácido etanoíco (CH3COOH) y de una base fuerte, el hidróxido de sodio (NaOH). En solución la sal esta completamente ionizada:

CH3COONa(acu) ⇒ CH3COO-(acu) + Na+(acu)

El ion etanoato es una base de Brønsted-Lowry, se establece un equilibrio con el agua, formando ácido etanoíco mas iones OH-

CH3COO-

(acu) + H2O(l) ⇒ CH3COO-(acu) + OH-

(acu) El cloruro de amonio (NH4Cl) es la sal de un ácido fuerte, el ácido clorhídrico(HCl) y de una base débil, el amoníaco (NH3). En solución la sal esta completamente ionizada:

NH4Cl(acu) ⇒ NH4+

(acu) + Cl-(acu)

El ion amonio (NH4

+) es un ácido lo suficientemente fuerte para donar un H+ a la molécula de agua:

NH4+

(acu) + H2O(l) ⇒ NH3(acu) + H3O+(acu)


• Equilibrio iónico, producto iónico del agua, contante de disociación del agua. • Constante de hidrólisis Kh. • Cálculos de pH, pOH. • Escala de pH. • Indicadores líquidos de pH. • Uso de los indicadores líquidos de pH. • Papel indicador de pH. • Soluciones amortiguadoras. • Capacidad amortiguadora • Derivar la expresión que representa la constante de hidrólisis del cloruro de amonio y el


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etanoato de sodio. • Conocer el nombre y fórmula de cada uno de los reactivos a utilizar en la práctica. • Conocer la solubilidad en agua a 25 °C para los siguientes reactivos:

NaCl NH4Cl NH4NO3 NaNO3 Na3PO4 AlCl3 Na2SO4 NaH2PO4 Na2CO3 NaHSO4 CH3COONH4 CH3COONa

NOTA: Para el día de la practica traer papel indicador de pH. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1.1. Coloque 0,1 g de cada uno de los siguientes reactivos en un tubo de ensayo y posteriormente agregue 10 mL de agua destilada. Después de agitar caliente suavemente cada una de las soluciones. Adicionalmente en otro tubo de ensayo agregue 10 mL de agua destilada.

NaCl NH4Cl NH4NO3 NaNO3 Na3PO4 AlCl3 Na2SO4 NaH2PO4 Na2CO3 NaHSO4 CH3COONH4 CH3COONa

a) Determine el pH de cada una de las soluciones preparadas y del agua utilizando papel indicador.

b) Agregue 1 mL de HCl 6 M en las soluciones donde los reactivos son insolubles y anote sus resultados.



b) Explique el por qué de cada uno de los valores observados. c) Para cuales de estos reactivos su comportamiento indica que ocurrió hidrólisis. Explique por

medio de ecuaciones químicas. d) Explique lo que ocurre al agregar HCl en las soluciones donde los reactivos son insolubles. e) Calcule la molaridad de cada una de las soluciones obtenidas. f) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos.

BIBLIOGRAFÍA Alvarado P, A.. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 115 p. Brescia, F., Arents, J., Meislich, H. y Turk, A. 1966 Fundamentals of Chemistry. Laboratory Studies. Academic Press. New York, 296 p. Goncalves, J., Machado, F., De Sola V. y Pardey, A. 2000 Laboratorio de Principios de Química. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 54 p. Latimer, G.W. and Ragsdale, R.O. 1971 Modern Experimental Chemistry. Academic Press, New York, 277 p.


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Mahan, B.H. 1979. Química. Curso Universitario. Segunda edición. Fondo Educativo Interamericano, S.A. Bogotá. 813 p. Masterton, W. y Slowinski, E. 1974. Química General Superior. Tercera edición. Interamericana, México, 702 p. Mortimer, E.C. 1983 Química. Grupo Editorial Iberoamericana, México, 768 p. Wilbrahan, A.C., Staley, D.D. and Matta, M.S. 1995 Chemistry. Addison-Wesley Publishing Company. 850 p.


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PRACTICA DE LABORATORIO 5. TITULACIONES ACIDO - BASE. Manejo del material volumétrico: balones aforados, pipetas, buretas. Aplicación de las normas correctas de Titulación. Preparación y titulación de soluciones ácido-base. Cálculos de normalidad.

OBJETIVOS

1. Consolidar los conceptos teóricos de ácidos y bases. 2. Aprender a utilizar la bureta y las normas correctas de titulación. 3. Continuar en el entrenamiento del estudiante en el manejo de material volumétrico , en

particular balones aforados y pipetas. 4. Iniciar al estudiante en técnicas cuantitativas como la determinación de la concentración de

una base a partir de la valoración con un ácido de concentración conocida. INTRODUCCIÓN Las reacciones entre un ácido y una base dan como productos una sal y agua, las cuales corresponden a reacciones de neutralización. En algunos casos las reacciones son mol a mol, como por ejemplo:

HCl(acu) + NaOH(acu) ⇒ NaCl(acu) + H2O(l) 1mol 1mol 1mol 1mol En otros casos, cuando el ácido sulfúrico reacciona con hidróxido de sodio, la relación es 1:2 y en consecuencia se necesitan dos moles de la base, para neutralizar un mol de ácido sulfúrico.

H2SO4(acu) + 2NaOH(acu) ⇒ Na2SO4(acu) + 2H2O(l) 1mol 2moles 1mol 2moles De forma similar, el hidróxido de calcio y el ácido clorhídrico reaccionan en una relación 1:2:

Ca(OH)2(acu) + 2HCl(acu) ⇒ CaCl2(acu) + 2H2O(l) 1mol 2moles 1mol 2moles La cantidad de ácido o base requerida en una reacción de neutralización puede ser determinada a través de este proceso se conoce la concentración de uno de los reactantes involucrados (el ácido o la base), utilizando principios básicos de estequiometría. Para ello es necesario un indicador, que permite determinar en que momento ha ocurrido por completo toda la reacción de neutralización entre el ácido y la base. La fenolftaleina es el indicador comúnmente utilizado para mucha reacciones de neutralización. El color de las soluciones que contienen este indicador cambian de azul a rosado cuando el pH de la solución pasa de ácido a básico. La neutralización de una solución mediante el proceso de titulación, consiste en agregar paulatinamente un ácido a una base hasta obtener una solución neutra, es decir con un valor de pH neutro. En este caso se conoce la concentración de uno de los reactantes (el ácido o la base). La solución de concentración conocida se denomina solución estándar. La adición de la solución estándar se realiza con la bureta a la solución de concentración desconocida que se encuentra en una fiola junto con el indicador. La adición de la solución estándar continua hasta que el indicador muestra la neutralización ha ocurrido. El punto en el cual el indicador cambia de color se denomina punto final de la titulación.


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MATERIAL NECESARIO PARA REALIZAR UNA TITULACIÓN


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• Reacciones de neutralización. • Cálculos pertinentes para preparar soluciones. • Solución patrón. • Fenolftaleina, utilidad como indicador en reacciones de neutralización, color del indicador. • Blanco en una titulación. • Valoración de una solución. • Nombre y fórmula de cada uno de los reactivos a utilizar en la práctica. • Cálculos para determinar la concentración de un ácido a partir de su titulación con una

solución patrón de base. • Cálculos para determinar la concentración de la base a partir de su titulación con una

solución patrón de un ácido. • Escriba las ecuaciones químicas que expresan las reacciones de neutralización a realizar en

el laboratorio. Esta practica se realizara en dos secciones de laboratorio, en la primera sección se realizará la valoración de la solución de HCl preparada por cada estudiante. Posteriormente se realizara la segunda parte donde se entregara al estudiante una solución problema de NaOH para determinar su concentración a partir de HCl previamente valorada.

DEBIDO A ESTO ES NECESARIO QUE CADA UNO DE LOS ESTUDIANTES LLEVE AL LABORATORIO UN ENVASE DE VIDRIO DE 500 mL PARA GUARDAR LAS SOLUCIONES VALORADAS DE HCl PARA LA SEGUNDA SECCIÓN DE LA PRACTICA

NOTA: Para el día de la practica traer papel indicador de pH y pera de succión. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1.1. A partir de ácido clorhídrico concentrado que se encuentra en el laboratorio, prepare 500 mL de una solución 0,1 M (Realice estos cálculos previos a la practica). 2.1. Valoración de la solución de HCl preparada utilizando fenolftaleina como indicador.

a) Obtenga el valor del blanco. b) Valore por cuadruplicado alicuotas de la solución de HCl que usted preparó con una

solución patrón de NaOH utilizando fenolftaleina como indicador. c) A partir del volumen obtenido calcule la concentración del HCl que usted preparó.

2.2. Valoración de la solución de HCl preparada utilizando un indicador mixto

a) Obtenga el valor del blanco. b) Valore por cuadruplicado alicuotas de la solución de HCl que usted preparó con una

solución patrón de NaOH utilizando un indicador mixto. c) A partir del volumen obtenido calcule la concentración del HCl que usted preparó.

2.3. Determinación de la concentración de una solución de NaOH.

a) Valore por cuadruplicado alicuotas de la solución problema de NaOH contra la solución de HCl que usted preparó (y del que ahora conoce su concentración)

b) Explique cual de los valores obtenidos utilizará. c) Use el indicador adecuado dependiendo de los experimentos anteriores. Explique cual usa y

por qué. L. López, P. Lugo y K. Reátegui. Marzo de 2007

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d) No olvide anotar en número de su muestra problema. 2.4. Presentación e interpretación de los resultados:

a) Represente en forma de tablas los volúmenes utilizados en cada una de las titulaciones. b) Indique la ecuación química que representa la reacción que ocurre durante la titulación. c) Realice los cálculos que indican como determino la concentración de la solución de HCl

que usted preparo a partir de la valoración con una solución de NaOH conocida. d) Realice los cálculos que indican como determino la concentración de la solución de NaOH

desconocida a partir de la solución HCl que usted preparó y valoró. e) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos.

BIBLIOGRAFÍA Alvarado P, A.. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 115 p. Brescia, F., Arents, J., Meislich, H. y Turk, A. 1966 Fundamentals of Chemistry. Laboratory Studies. Academic Press. New York, 296 p. Goncalves, J., Machado, F., De Sola V. y Pardey, A. 2000 Laboratorio de Principios de Química. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 54 p. Latimer, G.W. and Ragsdale, R.O. 1971 Modern Experimental Chemistry. Academic Press, New York, 277 p. Mahan, B.H. 1979. Química. Curso Universitario. Segunda edición. Fondo Educativo Interamericano, S.A. Bogotá. 813 p. Masterton, W. y Slowinski, E. 1974. Química General Superior. Tercera edición. Interamericana, México, 702 p. Mortimer, E.C. 1983 Química. Grupo Editorial Iberoamericana, México, 768 p. Wilbrahan, A.C., Staley, D.D. and Matta, M.S. 1995 Chemistry. Addison-Wesley Publishing Company. 850 p.


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PRACTICA DE LABORATORIO 6. TITULACIONES REDOX. Manejo del material volumétrico: balones aforados, pipetas, buretas. Aplicación de las normas correctas de Titulación. Titulación de soluciones donde ocurren reacciones redox. Balanceo de reacciones redox. Calculo del peso equivalente del agente oxidante y el agente reductor.

OBJETIVOS

1. Consolidar los conceptos teóricos de reacciones redox. 2. Aprender a utilizar la bureta y las normas correctas de titulación. 3. Continuar en el entrenamiento del estudiante en el manejo de material volumétrico , en

particular balones aforados, pipetas y buretas. 4. Iniciar al estudiante en técnicas de valoración mediante el uso de une estándar primario.

INTRODUCCIÓN De igual forma que una titulación ácido base lleva a un producto neutro (sal mas agua), en una

titulación redox conlleva a una reacción del tipo redox. El termino redox se refiere a las reacciones que

involucran los procesos de oxidación y reducción de especies químicas, esto es, la transferencia de

electrones de una especie que se oxida a una que se reduce. Cuando una sustancia sufre oxidación o

reducción, su estado de oxidación cambia. La oxidación es la perdida de electrones, mientras que la

reducción corresponde a la ganancia de electrones por una especie química.

ESTADOS DE OXIDACIÓN DEL MANGANESO

Los estados de oxidación comunes del manganeso son +2, +3, +4, +6 y +7. El ion Mn2+ es estable en

medio acuoso. Este puede ser precipitado de la solución por la adición de una base, para formar un

precipitado blanco de hidróxido de manganeso. El precipitado es insoluble en exceso de base, pero es

rápidamente oxidado a hidróxido de manganeso (III), de color marrón. El compuesto de manganeso

(IV) mas conocido es el óxido insoluble MnO2, este compuesto es un agente oxidante fuerte en medio

ácido y es reducido soluciones de HCl en caliente:

MnO2(s) + 4H+(ac) + 2Cl- → Mn2+

(ac) + Cl2 + 2H2O

El estado de oxidación +7, es de color púrpura (permanganato de potasio). En este

estado en Mn es un agente oxidante fuerte, pero los productos de la reducción dependen fuertemente de

que la reacción ocurra en medio ácido o básico:

Medio ácido: MnO4-(ac) + 8H+

(ac) + 5e- → 2Mn2+ (ac) + 4H2O

Medio neutro: MnO4-(ac) + 4H+

(ac) + 3e- → 2MnO2(s) + 2H2O

Medio básico: MnO4-(ac) + e- → 2MnO4

2-(ac) + 2H2O


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• Oxidación y reducción. • Agente oxidante y agente reductor. • Reacciones redox. • Balanceo de ecuaciones redox. • Solución estándar. • Blanco en una titulación. • Valoración de una solución. • Nombre y formula de todos los reactivos a utilizar en la práctica. • Cálculos para determinar la concentración del KMNO4 a partir de su titulación con una

solución patrón oxalato de sodio. • Escriba las ecuaciones químicas que expresan las reacciones a realizar en el laboratorio.

NOTA: Para el día de la practica traer pera de succión. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1.1. Preparación de una solución de KMnO4

a) Prepare 500 mL de una solución de KMnO4 0,1 M a partir de una solución mas concentrada que se encuentra en el laboratorio.

b) Explique como la preparó. 2.1. Determinación de la concentración de la solución de KMnO4 preparada en 1.1.

a) Obtenga el valor del blanco. b) Teniendo en cuenta las normas para realizar una titulación correcta, coloque la solución de

KMnO4 en la bureta, la cual debe ser curada previamente. c) Vierta en una fiola de 250 mL una alícuota de una solución de oxalato de sodio, estándar

primario, agréguele 15 mL de H2SO4 3M. d) Una vez puesto apunto el sistema, añada a la fiola 90% del valor teórico calculado de la

solución de KMnO4. Seguidamente caliente a 70 °C y luego prosiga con la titulación hasta obtener el punto final.

e) Realice dos veces mas la titulación. 2.4. Presentación e interpretación de los resultados:

a) Explique por qué es necesario calentar la solución para la titulación. b) Represente en forma de tablas los volúmenes utilizados en cada una de las titulaciones. c) Indique la ecuación química que representa la reacción que ocurre durante la titulación. d) Realice los cálculos que indican como determino la concentración de la solución de

KMnO4. e) Reporte los resultados con cuatro cifras significativas. f) Calcule el error de la concentración de KMnO4. g) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos.


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BIBLIOGRAFÍA Alvarado P, A.. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 115 p. Brescia, F., Arents, J., Meislich, H. y Turk, A. 1966 Fundamentals of Chemistry. Laboratory Studies. Academic Press. New York, 296 p. Douglas, A.S. y Skoog, D.N. 1970. Fundamentos de Química Analítica. Tomo I. Editorial Reverte, España, 501 p. Goncalves, J., Machado, F., De Sola V. y Pardey, A. 2000 Laboratorio de Principios de Química. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 54 p. Latimer, G.W. and Ragsdale, R.O. 1971 Modern Experimental Chemistry. Academic Press, New York, 277 p. Mahan, B.H. 1979. Química. Curso Universitario. Segunda edición. Fondo Educativo Interamericano, S.A. Bogotá. 813 p. Masterton, W. y Slowinski, E. 1974. Química General Superior. Tercera edición. Interamericana, México, 702 p. Mortimer, E.C. 1983 Química. Grupo Editorial Iberoamericana, México, 768 p. Wilbrahan, A.C., Staley, D.D. and Matta, M.S. 1995 Chemistry. Addison-Wesley Publishing Company. 850 p.


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PRACTICA DE LABORATORIO 7. ELECTROQUÍMICA. Oxidación y reducción. Agente oxidante y agente reductor. Serie electromotriz de los metales.

OBJETIVOS

1. Consolidar los conceptos teóricos de reacciones redox. 2. Consolidar los conceptos teóricos de agente oxidante y agente reductor. 3. Determinar experimentalmente la actividad redox de algunos metales y compararla con su

ubicación en la serie electromotriz. INTRODUCCIÓN La electroquímica, de una manera sencilla, el estudio del fenómeno de óxido - reducción, mientras que la electrólisis es el uso de la corriente eléctrica para producir cambios químicos. Cuando se coloca Zn metálico en una solución de sulfato de cobre, los electrones del Zn son transferidos a los iones de cobre (II), correspondiendo a una reacción redox, que ocurre de forma espontánea. En esta reacción los átomos de Zn (II) pierden electrones (se oxida) y el Zn metálico se disuelve. Al mismo tiempo los iones de Cu (II) en solución ganan electrones (se reduce), ocurriendo la precipitación de Cu metálico. Este reacción puede expresarse por medio de la siguiente ecuación química:

Zn(s) + Cu2+(acu) ⇒ Zn2+

(acu) + Cu(s) Representado por medias reacciones:

OXIDACIÓN: Zn(s) ⇒ Zn2+(acu)

REDUCCIÓN: Cu2+

(acu) ⇒ + Cu(s) Por el contrario, sí se agrega Cu metálico a una solución de sulfato de zinc, no ocurre reacción porque el Cu metálico no es oxidado por el Zn. Esto se debe a que el Zn esta por encima del Cu en la serie electromotriz de los metales, para las medias reacciones de oxidación. La facilidad de oxidación de los metales disminuye a medida que vamos descendiendo en la serie electromotriz (Tabla ) es decir, los metales del tope de la tabla son oxidados mas fácilmente, mientras que a medida que descendemos en esta la facilidad de oxidación del metal disminuye. CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA:

• Oxidación y reducción. • Agente oxidante y agente reductor. • Reacciones redox. • Balanceo de ecuaciones redox. • Serie electromotriz de los metales. • Nombre y formula de todos los reactivos a utilizar en la práctica. • Escriba las ecuaciones químicas que expresan las reacciones a realizar en el laboratorio.


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DESARROLLO DE LA PRACTICA 1.1. Reacción con Cu metálico: Coloque 5 mL de las siguientes soluciones (0,1 M) en diferentes tubos de ensayo:

Nitrato cúprico (II) Nitrato de plata Nitrato mercúrico Nitrato de zinc Nitrato férrico (III) Nitrato plumboso

a) Coloque una espiral de Cu en cada uno de los tubos de ensayo. b) Observe lo que sucede durante varios minutos. c) Anote en su cuaderno cada observación.

2.1. Reacción con Zn metálico.

a) Deseche las soluciones donde hubo reacción y sustitúyalas por soluciones nuevas. b) Coloque una granalla de Zn en cada tubo de ensayo. c) Observe lo que sucede durante varios minutos. d) Anote en su cuaderno cada observación.

3.1. Reacción con Pb metálico. Coloque 5 mL de las siguientes soluciones (0,1 M) en diferentes tubos de ensayo:

Nitrato cúprico (II) Nitrato de plata Nitrato de zinc Nitrato férrico (III)

a) Coloque un pequeño trozo de Pb en cada uno de los tubos de ensayo. b) Observe lo que sucede durante varios minutos. c) Anote en su cuaderno cada observación.

4.1. Reacción con Fe metálico. Coloque 5 mL de las siguientes soluciones (0,1 M) en diferentes tubos de ensayo:

Nitrato cúprico (II) Nitrato de plata Nitrato de zinc Nitrato férrico (III)

a) Coloque un pequeño trozo de alambre de Fe en cada uno de los tubos de ensayo. b) Observe lo que sucede durante varios minutos. c) Anote en su cuaderno cada observación.

5.1. Reacciones de metales con HCl

a) En siete tubos de ensayo limpios coloque pedazos pequeños de aproximadamente el mismo peso de Zn, Sn, Al, Cu, Pb, Mg y Fe.

b) Añada a cada uno de los tubos de ensayo 5 mL de HCl 6 M. c) Anote en su cuaderno cada observación. d) Caliente suavemente aquellas soluciones que no presentaron reacción en frío. e) Anote en su cuaderno lo observado.


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6.1. Reacción de Mg en medio acuoso a) En dos tubos de ensayo limpios coloque cantidades de aproximadamente el mismo peso de

Mg. b) Deje un tubo de ensayo a temperatura ambiente y caliente ligeramente el otro. c) Anote en su cuaderno cada observación. d) Compruebe la reacción en ambos tubos determinando el pH con papel indicador. e) Anote en su cuaderno lo observado.


a) Represente en forma de tablas los resultados obtenidos. b) Explique cada uno de los experimentos representando la ecuación química de la reacción

respectiva. c) Explique los caso en los que no ocurrió reacción. d) Mediante los resultados obtenidos en cada uno de los experimentos, ordene los elementos

en orden decreciente de acuerdo a su facilidad de oxidación. e) Establezca la serie electromotriz de los metales. f) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos.

Tabla 5. Serie electromotriz de los metales


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Tabla 6. Serie electromotriz de los metales. (Tomado de Goncalves et al., 2000)


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PRÁCTICA DE LABORATORIO 8. TERMODINÁMICA

Capacidad calórica, transferencia de energía, calor de disolución de líquidos, calor de disolución de sólidos, calor de reacción de neutralización

OBJETIVOS 1. Consolidar los conceptos teóricos relacionados a la termodinámica y a las formas de transferencia de energía 2. Determinar experimentalmente el calor transferido al poner en contacto dos cuerpos de diferente temperatura 3. Calcular la entalpía de disolución de líquidos y sólidos 4. Calcular la entalpía neutralización para un ácido y una base fuerte

INTRODUCCIÓN

La termodinámica estudia las formas de energía y sus transformaciones, prediciendo cuando un proceso está favorecido. La energía es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor. Al realizar un trabajo o transferir calor a un sistema estamos transformando nuestra energía en energía potencial o cinética sobre el sistema. El calor es la forma de energía que fluye a través de los límites o fronteras del sistema en respuesta a un gradiente de temperatura. El calor fluye del cuerpo más caliente al más frío.

La termoquímica estudia el calor absorbido o liberado en una reacción química, en un cambio de fase o en la disolución de un compuesto, por ejemplo. La mayoría de las reacciones en el laboratorio se llevan a cabo a presión constante:

Q = ∆Hr ∆Hr < 0 reacción exotérmica ∆Hr > 0 reacción endotérmica

CONOCIMIENTOS TEÓRICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACIÓN DE ESTA PRÁCTICA

• Definición de calor y trabajo • Primera ley de la termodinámica • Calor específico, capacidad calórica, calorimetría a presión constante • Entalpía, ley de Hess, entalpía de reacción • Energía de enlace • Segunda ley de la termodinámica y formación de disoluciones • Tercera ley de la termodinámica, espontaneidad

NOTA: Para el día de la practica traer un trozo de metal (aluminio, cobre, zinc, etc). DESARROLLO DE LA PRÁCTICA 1.Transferencia de calor entre dos cuerpos

a) Colocar en un beacker 30 mL de agua, medir su temperatura y dejar el termómetro dentro de la solución b) Pesar un trozo de metal (aluminio, cobre, zinc, etc), y calentarlo en el mechero por aproximadamente 5 minutos c) Introducir el trozo metálico en el beacker con agua y cubrir con un vidrio de reloj d) Medir la máxima temperatura alcanzada por el agua e) Calcular el calor transferido y la temperatura del trozo metálico antes de sumergirlo en el agua


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2. Calor de disolución de líquidos: trabajar en la campana de extracción

a) Colocar en un beacker 30 mL de agua, medir su temperatura y dejar el termómetro dentro de la solución b) Añadir 3 mL de HCl concentrado, agitar suavemente y medir la temperatura alcanzada por la solución c) Calcular el cambio de entalpía de la reacción de disolución d) Expresar el cambio de entalpía en J/mol

3. Calor de disolución de sólidos

a) Colocar en un beacker 30 mL de agua, medir su temperatura y dejar el termómetro dentro de la solución b) Pesar 0,5 g de yoduro de potasio c) Disolver la sal en el beacker con agua y medir la temperatura alcanzada por la solución d) Repetir la reacción de disolución pero ahora empleando 0,5 g de nitrato de amonio e) Comparar los resultados obtenidos f) Calcular el cambio de entalpía de las reacciones de disolución g) Expresar el cambio de entalpía en J/mol

4. Calor de reacción de neutralización

a) Colocar en un beacker10 mL de HCl 1M, medir su temperatura b) Agregar 10 mL de NaOH 1M que se encuentren a la misma temperatura de la solución de HCl y medir la temperatura alcanzada por la mezcla de reacción c) Calcular el cambio de entalpía de la reacción suponiendo que el volumen total de la solución es de 20 mL, que su densidad y calor específico es el del agua d) Expresar el cambio de entalpía en J/mol

5. Presentación e interpretación de los resultados

a) Represente con ecuaciones las reacciones que se llevaron a cabo en la práctica b) Explique cada uno de los resultados observados c) Compare cada una de las reacciones y justifique su comportamiento empleando las bases termodinámicas

BIBLIOGRAFÍA Brown, T., Lemay, E., Bursten, B. (2004) Química la ciencia central. Novena edición, Pearson Educación, México, 1046 p. Chang, R. (2002) Química. Séptima edición. Mc Graw Hill, 999 p. Umland, J., Bellama, J. (1999) Química General. Tercera edición. Internacional Thomson Editores, S.A.1016 p.


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PRACTICA DE LABORATORIO 9. CINÉTICA.

Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción. OBJETIVOS

1. Consolidar los conceptos teóricos relacionados a la cinética de reacciones químicas. 2. Determinar experimentalmente el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción.

INTRODUCCIÓN Cada reacción química ocurre a una velocidad determinada, lo que significa el tiempo necesario para que los reactantes sean transformados en los productos respectivos. La velocidad de una reacción química puede ser modificada de varias formas, las cuales significan cambios en el sistema como son:

I. Efecto de la temperatura. II. Efecto de la concentración. III. Efecto del tamaño de las partículas. IV.Presencia de un catalizador.


• Velocidad de reacción. • Orden de reacción. • Efecto de la temperatura, la concentración y el tamaño de las partículas sobre la velocidad

de reacción. • Teoría del estado estacionario • Teoría del estado de transición. • Energía de activación. • Catalizadores, inhibidores. • Nombre y formula de todos los reactivos a utilizar en la práctica. • Escriba la ecuación química que expresa las reacción a realizar en el laboratorio.

DESARROLLO DE LA PRACTICA 1.1. Efecto de la temperatura sobre la velocidad de una reacción química

a) Tome seis tubos de ensayo y en cada uno agregue 5 mL de una solución 0,0005 M de permanganato de potasio.

b) A cada tubo agregue 1 mL de H2SO4 0,25 M. c) Tome otros seis tubos de ensayo y en cada uno agregue 9 mL de una solución de ácido

oxálico. Para mayor facilidad llene la bureta con ácido oxálico y utilice esta para medir los 9 mL necesarios.

d) Caliente agua en un vaso de precipitado, manteniendo la temperatura a 25 C. e) Coloque los dos primeros tubos de ensayo con permanganato de potasio y con ácido oxálico

en el vaso de precipitado con el agua cuando la temperatura sea de 25 C. f) Después de 5 min., usted puede asumir que la temperatura de los reactantes es igual a la

temperatura del baño de agua. g) De forma rápida pero con precisión agregue el ácido oxálico en el tubo de ensayo que


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esta práctica tiene modificaciones. Ver práctica siguiente

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contiene el permanganato de potasio. h) Mida el tiempo requerido para que el ácido oxálico reacciones con el permanganato de

potasio i) Repita los experimentos a las siguientes temperaturas 35, 45, 55, 65 y 75 C.


a) Represente en forma de tablas los resultados obtenidos. b) Escriba la ecuación química de la reacción que ocurre. c) Realice un gráfico de tiempo (eje X) vs. temperatura de la reacción. d) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos.


AGRADECIMIENTOS Al Dr. Claudio Bifano R. Por las discusiones planteadas, sus comentarios y sugerencias a estas prácticas de laboratorio para los estudiantes de Química General I y Química General II de la Licenciatura en Geoquímica, que contribuyeron a mejorar el trabajo realizado.


PRACTICA DE LABORATORIO 9 CINÉTICA Efectos de la temperatura y de la superficie de reacción sobre la velocidad de reacción OBJETIVOS

1. Consolidar los conceptos teóricos relacionados a la cinética de reacciones químicas

2. Determinar experimentalmente el efecto de la temperatura y del tamaño de las partículas sobre la velocidad de reacción

INTRODUCCIÓN Cada reacción química ocurre a una velocidad determinada, lo que significa el tiempo necesario para que los reactantes sean transformados en los productos respectivos. La velocidad de una reacción se mide como el cambio de concentración de las especies reaccionantes o de los productos por unidad de tiempo Hay operaciones que son termodinámicamente espontáneas pero que transcurren tan lentamente, es decir, a tan baja velocidad, que esto las hace imprácticas para cualquier propósito. Análogamente, algunas son tan rápidas que resulta imposible medir con exactitud su velocidad. Sin embargo, hay reacciones que se dan a velocidades moderadas y su medición es posible, lo que permite además estudiar los efectos que sobre ella tiene cambios en el sistema como son:

I. Efecto de la temperatura II. Efecto de la concentración III. Efecto del tamaño de la partículas IV. Presencia de un catalizador

CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACIÓN DE ESTA PRÁCTICA

• Velocidad de reacción • Orden de reacción • Efecto de la temperatura, la concentración, el tamaño de partículas y los

catalizadores sobre la velocidad de reacción • Teoría del estado estacionario • Teoría del estado de transición • Energía de activación • Catalizadores, inhibidores • Nombre y formula de todos los reactivos a utilizar en la práctica • Ecuaciones químicas que expresen las reacciones químicas a realizar en el

laboratorio

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA 1. Reducción del permanganato de Potasio por el Oxalato de sodio

a) Tome tres tubos de ensayo y agregue a cada uno 10 gotas de Oxalato de sodio 0,1 M y 10 gotas de ácido sulfúrico 2M, agite bien.

b) Tome nota de la temperatura de la solución en uno de los tubos y añada a éste 4 gotas de permanganato de potasio 0,1 M.

c) Agite bien y comience a contar el tiempo que tarda en decolorarse la solución d) Caliente el segundo tubo en baño de María hasta una temperatura de 40 ºC. e) Cuando alcance esta temperatura agregue 4 gotas de permanganato de potasio

0,1M y tome el tiempo que tarda en decolorarse la solución. f) Haga lo mismo con el tercer tubo pero ahora caliente hasta una temperatura de

75ºC 2. Descomposición del Tiosulfato de sodio por acción de un ácido

a) Tome tres tubos de ensayo limpios, secos b) Coloque en cada tubo 3 mL de solución de Na2S2O3 0,1 M. Mida la temperatura

de la solución del primer tubo y adicione 2 mL de HCl 2M, tome nota del tiempo que transcurre desde el momento de la mezcla de los dos reaccionantes hasta la formación de una turbidez

c) Caliente el segundo tubo a una temperatura de 10ºC por encima de la temperatura del primero. Cuando alcance esta temperatura añada 2 mL de HCl 2 M y tome nota del tiempo de reacción

d) Caliente el tercer tubo a una temperatura de 10ºC por encima de la temperatura del tubo 2. Cuando alcance esta temperatura, añada 2 mL de HCl 2M y tome nota del tiempo de reacción.

3. Efecto del tamaño de partícula

a) Para esta experiencia necesita dos sobres de alcazeltzer. Triture una de las pastillas dentro del sobre

b) Tome dos beackers de 100 mL y coloque 50 mL de agua en cada uno. c) En el primer beacker coloque la pastilla de alcazeltzer completa y mida el

tiempo de disolución d) En el segundo beacker coloque la pastilla de alcazeltzer previamente triturada y

mida el tiempo de disolución. 4. Presentación e interpretación de resultados

a) Escriba las reacciones involucradas en esta práctica debidamente balanceadas b) Represente en forma de tablas los tiempos obtenidos en cada experimento c) Realice un grafico de tiempo (eje X) vs temperatura de reacción para los dos

primeros experimentos d) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos y las gráficas realizadas

BIBLIOGRAFÍA Brown, T., Lemay, E., Bursten, B.2004 Química la ciencia central. Novena edición, Pearson Educación, México, 1046 p. Goncalves, J., Machado, F., De Sola V. y Pardey, A., 2000 Laboratorio de Principios de Química. Universidad Central de Venezuela. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 54 p. Mahan, B., 1979. Química Cuso Universitario, Segunda edición. Fondo Educativo Interamericano, S.A.- Bogotá, 813 p.

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