2011

GUÍA DE LABORATORIOQUÍMICA GENERAL

Área Salud

INDICE

PLAN DE EVALUACIÓN……………………………………………………………………………………………………………………02

PAUTA DE CORRECCIÓN DE INFORME………………………………………………………………………………………………04

LABORATORIO N°1: Operaciones corrientes de laboratorio……………….……………………………………………..06

LABORATORIO N°2: Preparación de soluciones y determinación de pH………………………..…………………..17

LABORATORIO N°3: Equilibrio químico. Principio de Le Châtelier……………………….……………………………23

LABORATORIO N°4: Reacciones redox……………………………………………………………………………………………..27

LABORATORIO N°5: Determinación de la masa molar del zinc ….…………………………………………...........30

LANORATORIO N°6: Enlace químico……………………………..………………………………………………………………….34

BIBLIOGRAFÍA………………………………………………………………………………………………………………………………….37

2

PLAN DE EVALUACIÓN

• La asistencia es obligatoria en un 100% (los prácticos no se recuperan). Toda inasistencia deberá justificarse única y exclusivamente mediante certificado médico, para ello deberá dirigirse a su respectiva escuela dentro de las 48 horas siguientes a la ausencia.

• Antes de comenzar el práctico deberá entregar el informe correspondiente al laboratorio anterior. También, se hará un control de entrada de conocimientos teóricos de la práctica a realizar y de conceptos prácticos del laboratorio anterior que realizó. Además, al finalizar cada práctico deberá entregar un reporte de resultados.

Ponderación del curso:Controles 60% Nota de presentación 70% Informes 40%Examen 30%

Tabla 1. Resumen de actividades.N°

Sesión Actividad

1 Operaciones corrientes de laboratorioControl de entrada 1

Entrega de reporte de resultados 1

2 Preparación de soluciones y determinación de pH

Entrega de informe 1Control de entrada 2

Entrega de reporte de resultados 2

3 Equilibrio químico. Principio de Le Châtelier

Entrega de informe 2Control de entrada 3

Entrega de reporte de resultados 3

4 Reacciones redoxEntrega de informe 3Control de entrada 4

Entrega de reporte de resultados 4

5 Determinación de la masa molar del zinc

Entrega de informe 4Control de entrada 5

Entrega de reporte de resultados 5

3

6 Enlace químicoEntrega de informe 5Control de entrada 6

Entrega de reporte de resultados 6

7 Examen de laboratorioEntrega de informe 6

• Todo estudiante sorprendido copiando durante el control o en el examen, se le retirará y tendrá nota 1,0.

• El plagio de informes de forma parcial o total tendrá una nota 1,0.

• El desarrollo del práctico se ceñirá estrictamente al horario establecido.

• El estudiante no podrá salir del laboratorio sin autorización del profesor.

• El estudiante que sea sorprendido contraviniendo las normas de seguridad del laboratorio podrá ser expulsado del laboratorio.

• El estudiante debe leer la guía de laboratorio antes de llevar a cabo cada práctico.

• Las consultas teóricas sobre cada experiencia del laboratorio, ecuaciones químicas, cálculos o conceptos que se involucren pueden realizarse previamente durante la semana en la oficina del departamento de química. Recuerde que pueden ser evaluadas en el control de entrada.

• Al finalizar el práctico los estudiantes deben tener en su cuaderno registrado el desarrollo de la guía: cálculos, ecuaciones químicas, observaciones y será revisado por el profesor durante el práctico.

4

PAUTA DE CORRECCIÓN DE INFORME DE LABORATORIO

El informe deberá contener lo siguiente:

1. PORTADA: En la cual se anotan el título del informe, el nombre de los integrantes, curso, fecha de entrega y nombre del profesor. (2 PUNTOS)2. ÍNDICE: Donde se anotan los contenidos del informe con la correspondiente página donde se encuentran. (2 PUNTOS)3. INTRODUCCIÓN: Donde se entregan las bases teóricas del informe y de datos del experimento, como conceptos relacionados con el experimento, características de los procesos a realizar, propiedades de los reactivos, etc. (Puede usar la guía de laboratorio como referencia, pero no debe ser una copia textual de ésta, ya que restará puntaje del informe) (6 PUNTOS)4. OBJETIVOS: Los cuales pueden ser generales o específicos por cada uno de los procesos o resultados que se quieren optimizar. (3 PUNTOS)5. MATERIALES Y MÉTODOS: Esta etapa contiene (4 PUNTOS):

a) Materiales y reactivos: se nombran todos los materiales de madera, vidrio, plástico o metal y los reactivos químicos utilizados. Si son disoluciones se anotan las concentraciones que se utilizaron.

b) Procedimiento: se nombran todos los pasos realizados, además se debe colocar un esquema del experimento (No es una copia textual de la guía).

c) Si por alguna razón se realizan cambios en el procedimiento de la guía éstos deben quedar explicitados en la descripción del método.

d) Número de muestra problema cuando corresponda.6. RESULTADOS Y DISCUSIÓN: Se anotan todos los resultados que se obtuvieron, los cuales son analizados y explicados de acuerdo a las bases teóricas entregadas en la introducción. Debe incluir las ecuaciones químicas de las reacciones del análisis, así como también las ecuaciones algebraicas que muestren como se calcularon los resultados. Cálculos: Detallar un ejemplo de cada uno de los cálculos realizados que llevaron a los resultados. Incluye también la determinación de los parámetros estadísticos.

5

La discusión es una de las partes más importantes del informe porque se entregan todas las explicaciones de la obtención de un resultado, ya sea positivo, de acuerdo a lo que se esperaba obtener y también resultados negativos que la discusión de ellos permita clarificar si existió algún error en los procedimientos. Estas reflexiones deben ser apoyadas por bibliografía. (10 PUNTOS)7. CONCLUSIÓN: Son pequeñas frases que resumen las discusiones que se obtuvieron anteriormente. Son la muestra gráfica del experimento realizado y los resultados obtenidos. (8 PUNTOS)8. BIBLIOGRAFÍA: Contiene toda las fuentes de información que se utilizaron. (5 PUNTOS)

a) Si es de internet, se anota la dirección completa de página. Por ejemplo: http://media.iupac.org/reports/provisional/abstract11/allegra_prs.pdf

b) Si es de un libro se anotan el autor, nombre del libro, edición, año de edición, editorial.Por ejemplo: Raymond Chang, Química, sexta edición, 1999, McGraw-Hill Interamericana Editores.

c) Si es de una revista, autor del artículo, título del artículo, volumen, número de revista, páginas, año de edición.Por ejemplo: N. M. Bedford y A. J. Steckl, Photocatalytic Self Cleaning Textile Fibers by Coaxial Electrospinning, 2, 8, 2448-2455, 2010.

Es importante que la bibliografía que se utiliza sea numerada y quede marcada en las partes del informe, así se entrega una mejor orientación de donde se sacó la información para la parte teórica y para las discusiones. El número de la bibliografía debe ir entre paréntesis cuadrado en superíndice.

Por ejemplo: Los resultados obtenidos están de acuerdo con el valor reportado para la densidad del vidrio [1]

El puntaje del informe incluye evaluación de redacción y de ortografía.

La nota del informe será obtenida de acuerdo a los puntajes que se muestran en la tabla 2.

Tabla 2. Puntaje de informes.PUNTAJ

E NOTAPUNTAJ

E NOTA1 1,1 21 3,62 1,2 22 3,73 1,3 23 3,84 1,5 24 4,05 1,6 25 4,16 1,7 26 4,37 1,8 27 4,58 2,0 28 4,79 2,1 29 4,9

10 2,2 30 5,111 2,3 31 5,3

6

12 2,5 32 5,513 2,6 33 5,614 2,7 34 5,815 2,8 35 6,016 3,0 36 6,217 3,1 37 6,418 3,2 38 6,619 3,3 39 6,820 3,5 40 7,0

LABORATORIO N° 1: OPERACIONES CORRIENTES DE LABORATORIO

OBJETIVOS

• Conocer las normas de seguridad en el laboratorio.• Conocer el material de uso común en el laboratorio de química.• Ser capaz de reproducir y relacionarse con algunas operaciones básicas

como: filtración, decantación y medición de densidad.

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

En el trabajo práctico de laboratorio el estudiante debe desarrollar el hábito de pensar anticipadamente los posibles riesgos existentes al realizar un experimento.

La mayoría de los accidentes que ocurren en un laboratorio se deben al descuido (desorden, apuro y negligencia) o a la ignorancia de peligros posibles de las personas que trabajan en él. Toda persona que trabaje en un laboratorio debe aprender y llevar a cabo las normas que aparecen a continuación:

Normas personales

• Debe asistir obligatoriamente con delantal de manga larga, fotocopia de la guía de laboratorio, cuaderno de laboratorio y lápiz. No se aceptan excusas.

7

• Es obligación usar pantalones largos, zapatos cerrados y mantener el pelo largo amarrado durante el desarrollo del trabajo. Los estudiantes que no acaten lo anterior podrán ser expulsados del laboratorio. Antes de esto podrán realizar el control de entrada, pero tendrán una nota 1,0 en el informe correspondiente a ese laboratorio por no haber participado.

• Debe usar siempre el delantal abrochado adecuadamente para protegerse cuando se manipulen reactivos.

• Por su seguridad se recomienda no usar pulseras ni colgantes.

• Las heridas se deben llevar cubiertas, aunque se utilicen guantes para trabajar.

• Las prendas personales no deben dejarse sobre los mesones del laboratorio; tampoco debe haber sobre ellos libros, ya que pueden estropearse con los reactivos. Además, quita espacio para trabajar adecuadamente.

• Conocer la ubicación del material de seguridad como: extinguidores, duchas de seguridad, lavaojos, etc.

• Después de realizar cada práctico de laboratorio deberá dejar el mesón limpio, el material lavado y ordenado en el lugar donde lo encontró al inicio. Además, debe dejar las llaves de agua y gas cerradas si éstas han sido utilizadas.

• Si se produce un accidente por insignificante que sea, avise de inmediato al profesor.

• Nunca coma, beba ni fume en el laboratorio.

• Durante el desarrollo del práctico debe realizar las operaciones sin prisa y en orden.

• En caso de derrame de líquidos, residuos de sólidos, etc., debe limpiar inmediatamente.

• El laboratorio es un lugar de trabajo, no se debe jugar, ni hacer bromas a los compañeros, ya que podría derivar en alguna situación lamentable.

• No debe realizar experimentos no autorizados por el profesor.

Normas de utilización de productos químicos

8

• Los productos químicos no deben ser tomados con las manos para ello use una espátula (sólidos) o bien una pipeta (líquidos) y jamás deben ser probados.

• No pipetear líquidos con la boca, especialmente ácidos y bases concentradas, para ello emplee una propipeta.

• Antes de usar un reactivo, compruebe leyendo la etiqueta si es el que corresponde y lea las especificaciones de uso y seguridad.

• Las tapas de los reactivos se sostendrán en la mano o sobre alguna superficie muy limpia.

• Los reactivos una vez usados deben quedar debidamente tapados.

• Para evitar la contaminación de los reactivos debe usar una espátula (sólidos) o bien una pipeta (líquidos) limpia y seca. No debe devolver el exceso de reactivo al envase original, por lo tanto debe ser cuidadoso al hacer sus cálculos.

• Cuando se vierta un producto líquido, el frasco que lo contiene debe inclinarse de forma que la etiqueta quede en la parte superior para evitar que si escurre líquido se deteriore dicha etiqueta y no se pueda identificar el contenido del frasco.

• No se frote los ojos cuando las manos estén contaminadas por sustancias químicas. Algunos venenos se absorben rápidamente a través de la piel.

• Si algún reactivo salpica o cae en su piel o en sus ojos, lávelos con abundante agua y avisar inmediatamente al profesor.

Normas para la realización de experimentos

• La evaporación y manipulación de reactivos que provoquen desprendimiento de gases dañinos, debe realizarse dentro de las campanas con el extractor en funcionamiento.

• Si se debe percibir el olor de alguna sustancia, no lo haga directamente, dirija los vapores con la mano hacia la nariz.

• Se debe evitar mirar por la boca de los tubos de ensayo o de otro recipiente cuando se esté realizando una reacción.

• Cuando caliente un tubo de ensayo con reactivo debe calentarlo de lado, utilizando pinzas. No mirar el interior del tubo ni dirigir la boca de éste hacia un compañero o hacia uno mismo.

• No aplicar llama directa a un recipiente que contenga una materia volátil o inflamable, ni situar una llama cerca del recipiente que la contiene.

9

• El mechero debe encenderse sólo cuando sea necesario y apagarlo una vez terminada su utilización.

• Para preparar una solución acuosa de un ácido vierta siempre el ácido concentrado sobre el agua. ¡Nunca agua sobre ácido!

• No calentar sistemas herméticos para evitar explosiones, particularmente en destilaciones y reflujos.

• No abandonar el lugar de trabajo si está realizando una destilación u otra reacción que implique cierto riesgo. Si la ausencia es por motivos justificados, avisar al profesor para que esté alerta.

• Para la eliminación de residuos debe utilizar los recipientes destinados a tal fin.

Normas de utilización de material de vidrio

• Tenga cuidado al trabajar con equipos de vidrio. Este es frágil y se rompe fácilmente. Si por alguna razón se corta lave la herida con bastante agua a presión.

• Lubricar siempre con una delgada capa de grasa las copas del material esmerilado y las llaves de embudos y buretas.

• El material volumétrico como: buretas, pipetas o aforados, no debe ser secado en la estufa, ya que es material especialmente calibrado para fines analíticos.

MATERIALES GENERALES DE LABORATORIO

BALANZAS

Las balanzas se emplean para medir la masa de objetos.

TIPOS DE BALANZAS

a) Balanza Granataria

La balanza granataria es un instrumento utilizado para medir masa. Suele tener capacidades de 2 ó 2,5 kg y medir con una precisión de hasta 0,1 ó 0,01 g. No obstante, existen algunas que pueden medir hasta 100 ó 200 g con

10

precisiones de 0,001 g; y otras que pueden medir hasta 25 kg con precisiones de 0,05 g.

Es muy utilizada en laboratorios como instrumento de medición auxiliar, ya que aunque su precisión es menor que la de una balanza analítica, tiene una mayor capacidad que ésta y permite realizar las mediciones con más rapidez y sencillez, así como por su mayor durabilidad y menor costo.

Figura 1.

b) Balanza analítica

La balanza analítica es un instrumento utilizado para medir masa. Su característica más importante es que posee muy poca incertidumbre, lo que la hace ideal para utilizarla en mediciones muy precisas. La balanza analítica generalmente es digital y puede desplegar la información en distintos sistemas de unidades. Por ejemplo, se puede mostrar la masa de una sustancia en gramos, con una incertidumbre de 0,00001g (0,01 mg).

Figura 2.

Precauciones para el uso de la balanza

1. Una balanza debe estar correctamente nivelada sobre una superficie rígida.2. La balanza debe ser calibrada periódicamente y cada vez que se traslada de

lugar, para ello se utilizan masas patrón.3. Nunca masar directamente compuestos químicos sobre el plato de la

balanza, para ello debe usar un contenedor, el cual puede ser: un vidrio de reloj, un papel adecuado a su necesidad, un vaso precipitado, etc.

4. Antes de masar un compuesto químico o una muestra debe ponerse en cero la lectura con el contenedor, lo que se conoce como tarar la balanza. Esto permite no tener que descontar posteriormente la masa del contenedor.

5. Nunca masar objetos cuando estén calientes.6. Al realizar una serie de mediciones debe evitar cambiar de balanza, es decir

debe usar la misma balanza con la que realizó la primera medida.

11

7. Dejar la balanza completamente limpia y en cero una vez que haya concluido su masada.

12

50

40

30

20

10

0

Probeta

Bureta

Pipeta graduada o pipeta parcial

Pipeta volumétrica o pipeta total

OPERACIONES BÁSICAS DE LABORATORIO

MÉTODOS GRAVIMETRICOS ANALÍTICOS

En un análisis gravimétrico el constituyente a determinar cuantitativamente debe separarse lo más puro posible. Esto implica la precipitación de un compuesto con la sustancia adecuada. Los precipitados que se producen durante el curso de una reacción química, normalmente se separan de sus aguas madres recurriendo a uno de estos tres métodos:

1. FILTRACIÓN

Es un proceso de separación de partículas de sólido insolubles que están en un líquido. Este proceso se puede efectuar utilizando un medio poroso (papel filtro) que deja pasar el líquido y retiene las partículas de sustancia sólida.

13

Matraz volumétrico o de

aforo

Matraz Kitasato

Matraz erlenmey

er

Vaso de precipita

do

Embudo analítico

Embudo Büchner

Vidrio de reloj

Tubo de ensayo

Propipeta Pinza de madera

2. DECANTACIÓN

Se emplea para separar dos o más líquidos que no se disuelven entre sí (no miscibles) y que tienen diferentes densidades. También, para separar las partículas de sólidos insolubles en un líquido y que por mayor densidad sedimentan, es decir se depositan en el fondo del recipiente que las contienen por acción de la fuerza de gravedad.

3. CENTRIFUGACIÓN

Cuando la sedimentación es muy lenta, se acelera mediante la acción de la fuerza centrifuga. La mezcla se coloca en un recipiente, el cual se hace girar a gran velocidad, la sustancia con mayor densidad queda en el fondo del recipiente y sobre ella la de menor densidad.

DETERMINACIÓN DE DENSIDAD

La densidad de una sustancia (d) es el cociente entre la masa (m) y el volumen (V) de dicha sustancia, y nos entrega una idea de que tan “concentrada” está la materia.

d = m V

La masa y el volumen son propiedades extensivas, es decir, dependen de la cantidad de materia. Sin embargo, si se divide la masa de una sustancia por su volumen, se obtiene la densidad, una propiedad intensiva. Las propiedades intensivas son independientes de la cantidad de materia observada. Por lo tanto, la densidad de una gota de agua pura a 25°C será la misma que la densidad del agua pura a la misma temperatura contenida en

14

una piscina. Las propiedades intensivas son especialmente importantes en química porque suelen utilizarse para identificar sustancias.

La densidad de una sustancia depende de la temperatura y del estado de la materia. En general, los sólidos son más densos que los líquidos (aunque el agua es una excepción) y éstos a su vez más densos que los gases.

Una consecuencia importante de las diferentes densidades de los líquidos es que los líquidos de baja densidad flotan en un líquido de densidad alta (siempre y cuando los líquidos no se disuelvan entre sí).

Las unidades de medida de la densidad en el Sistema Internacional de Unidades son el kg/m3. (kg = kilogramo; m3 = metro cúbico). Sin embargo, la unidad de medida de densidad de uso más frecuente es el g/cm3 (g = gramo; cm3 = centímetro cúbico) para sólidos y g/mL (mL = mililitro) para líquidos.

MATERIALES Y MÉTODOS

- Sal de mesa- Balanza granataria- Vaso de precipitado de 250 mL- Vaso de precipitado de 100 mL- Bagueta- Embudo analítico- Matraz Erlenmeyer de 250 mL- Pipeta volumétrica de 10 mL- Probeta de 100 mL- Papel filtro- Pie de metro- Densímetro o areómetro- Agua destilada- Cuerpos sólidos (bolitas de vidrio, piedras, etc.)

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

1. Preparación de una solución saturada de sal de mesa

Agregue aproximadamente 150 mL de agua destilada en un vaso de precipitado de 250 mL. Posteriormente, incorpore sal de mesa (soluto) en el vaso agitando el líquido con una bagueta, detenga la adición del soluto hasta que se observe que no es posible continuar disolviendo la sal (debe observar soluto sin disolver en el fondo del vaso).

Después, separe el soluto sin disolver con la ayuda de un embudo de analítico y un papel filtro (debe preguntar al profesor para instalar el sistema de filtración). El residuo (sólido retenido en el papel filtro)

15

corresponde al soluto en exceso y el filtrado (líquido que pasa a través del papel filtro) corresponde a la solución saturada de sal de mesa.

2. Determinación de densidad relativa

a) Determinación de la densidad de un líquido: a

Determine la densidad de un líquido (en este caso la solución saturada preparada en el punto 1) a través de dos métodos: i) masada de un volumen conocido del líquido y ii) medida con un areómetro o densímetro.

i) Determinación de la densidad de un líquido por masada de un volumen conocido:

En una balanza granataria mase un vaso precipitado de 100 mL (el vaso debe estar limpio y seco). Anote en su cuaderno la masa del vaso como m1.

Mida con una pipeta volumétrica 10 mL de solución saturada de sal de mesa (siempre ayúdese de una propipeta para succionar el líquido) y viértalos en el vaso precipitado de masa m1. Registre el cambio de masa en la misma balanza que midió la masa m1. Anote en su cuaderno la masa del vaso precipitado más los 10 mL de solución saturada como m2.

Calcule la densidad de la solución saturada, recuerde que para ello debe conocer su masa y su volumen. La masa de la solución saturada corresponde a (m2 – m1) y el volumen de la solución saturada corresponde a 10 mL.

densidad = masa solución/volumen solución

densidad = (m2 – m1)/10 mL

ii) Determinación de la densidad de un líquido usando un areómetro o densímetro:

Seleccione un densímetro de escala adecuada. Se le recomienda verificar cómo leer la escala del densímetro antes de utilizarlo.

Introduzca el densímetro dentro de una probeta de 100 mL, posteriormente agregue de la solución saturada de sal de mesa hasta que el densímetro flote. Para facilitar la lectura de la escala mueva el densímetro en forma circular y realice la lectura en la parte inferior de los meniscos (ver figura 3).

16

Figura 3.

b) Determinación de la densidad de un cuerpo sólido:

Para determinar la densidad relativa de un cuerpo sólido es necesario conocer tanto su masa como su volumen. La masa siempre es posible conocerla utilizando una balanza, pero la estrategia para conocer el volumen dependerá de si se trata de un cuerpo de geometría regular o de un cuerpo de geometría irregular.

i) Determinación de la densidad de un sólido de geometría regular:

El volumen de un cuerpo de geometría regular es posible determinarlo a través de su formula geométrica para lo cual se debe conocer las dimensiones del cuerpo, por ejemplo, el diámetro de una esfera, el lado de un cubo, etc.

Procedimiento:Con la ayuda de un pie de metro (ver figura 4), mida el lado o el

diámetro de un cuerpo de geometría regular según corresponda y determine su volumen en centímetros cúbicos (cm3).

Figura 4.

La forma de obtener la medida de la longitud externa de un objeto empleando un pie de metro es la siguiente:

Se coloca el objeto a medir sobre la pinza. Luego, se desplaza el nonius hasta que se ajuste al tamaño del objeto. Después, la medición en centímetros se realiza tomando desde el cero de la regla hasta el cero del nonius, lo cual puede entregar un valor entero con un decimal. Para obtener el valor del segundo decimal se realiza mirando la línea del nonius que coincide con la división de la regla. Por ejemplo, la longitud del diámetro de la esfera de la figura 4 es de 1,64 cm.

Para obtener la masa del cuerpo utilice una balanza granataria. Conocida la masa y el volumen del objeto es posible calcular su densidad.

17

densidad = masa (g)/volumen (cm3)

ii) Determinación de la densidad de un cuerpo sólido de geometría irregular:

El volumen de un cuerpo de geometría irregular es posible determinarlo a través de un método indirecto, el cual consiste en introducir el objeto dentro de una probeta con agua y el volumen de agua que desplaza el cuerpo corresponde a su volumen en mililitros (mL).

Procedimiento: Mase el cuerpo sólido en una balanza granataria. En una probeta de 100 mL agregue 30 mL de agua (Vi) (corriente o destilada), luego introduzca cuidadosamente el cuerpo sólido de geometría irregular dentro de la probeta con agua, evitando que salpique. Anote en su cuaderno el nuevo volumen que indica el agua en la probeta (Vf). El volumen del cuerpo sólido de geometría irregular corresponde a la diferencia entre el volumen final y el volumen inicial de 30 mL. Entonces, el volumen del cuerpo es Vf menos 30 mL.Calcule la densidad del cuerpo de geometría irregular:

densidad = masa (g)/(Vf – 30 mL).

LABORATORIO N° 2: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y DETERMINACIÓN DE pH.

INTRODUCCIÓN

18

Una solución es una mezcla homogénea constituida por dos o más sustancias. Arbitrariamente se dirá que en la mezcla el soluto es la sustancia que se encuentra en menor cantidad y el solvente es la sustancia que está en mayor cantidad.

Las soluciones se pueden clasificar según la naturaleza del solvente y del soluto.

a) Soluciones gaseosas: Soluto y solvente son gases. Ejemplo: aire (mezcla homogénea de nitrógeno y oxígeno principalmente).

b) Soluciones sólidas: Soluto y solvente son sólidos. Ejemplo: Bronce (mezcla homogénea de Cobre y Zinc), soldadura (mezcla homogénea de estaño y plomo). El soluto es un gas y el solvente un sólido. Ejemplo: hidrógeno gaseoso adsorbido sobre paladio metálico (un catalizador).

c) Soluciones líquidas: En este caso el solvente es un líquido y el soluto puede estar en estado sólido, líquido o gaseoso.Por ejemplo: - Soluto sólido-solvente líquido (resultado solución líquida): Solución de NaCl en agua.- Soluto líquido-solvente líquido (resultado solución líquida): Solución de etanol en agua.- Soluto gaseoso-solvente líquido (resultado solución líquida): Solución de HCl (gas) en agua.

Las soluciones también se pueden clasificar por la capacidad del solvente para disolver al soluto.

a) Solución saturada: Contiene la máxima cantidad de soluto que puede disolver un solvente a una temperatura especifica.

b) Solución no saturada: Contiene menos cantidad de soluto de la que puede disolver el solvente.

c) Solución sobresaturada: Contiene más soluto que él puede disolver el solvente a una determinada temperatura. Esta solución es muy inestable, y el “exceso” de soluto tiende a separarse de la disolución a través del proceso de cristalización.

Para expresar la composición de una solución debemos conocer las unidades de concentración, algunas de éstas son: Molaridad (M): expresa la cantidad de moles de soluto disueltos en un litro de solución.Molalidad (m): expresa la cantidad de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.Porcentaje en masa (%m/m) o en peso (%p/p): expresa la cantidad en gramos de soluto disueltos en 100 gramos de solución.Porcentaje masa en volumen o peso en volumen (%p/v): expresa la cantidad en gramos de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.Porcentaje en volumen (%v/v): expresa la cantidad de mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.

19

Fracción molar (Xi): expresa la relación entre el número de moles de un componente y el número de moles totales que existen en una solución.

Algunos solutos en solución acuosa pueden comportarse como un ácido o una base. Según la teoría de Brönsted-Lowry un ácido es una sustancia capaz de liberar un protón al medio y una base es una sustancia capaz de aceptar un protón. Una definición más amplia es la de Lewis que establece que un ácido acepta un par de electrones y una base dona un par de electrones en ambos casos se forma un enlace.

Fuerza de los ácidos y las bases

La fuerza de un ácido HA se expresa en términos de su capacidad para ionizarse o disociarse en agua, es decir, para separarse en los iones H+ y A-.

Ácidos y bases fuertes

Un ácido fuerte es aquel que se ioniza o disocia completamente en medio acuoso. Por otra parte, una base fuerte es aquella que se ioniza o disocia completamente en medio acuoso. Los ácidos y las bases fuertes son considerados como electrolitos fuertes.Ejemplos de ácidos fuertes son: ácido clorhídrico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), ácido yodhídrico (HI), ácido nítrico (HNO3), etc. Ejemplos de bases fuertes: hidróxido de sodio (NaOH), metóxido de sodio (CH3ONa), tert-butóxido de potasio (t-BuOK), etc.

Ácidos y bases débiles

Un ácido débil es aquel que en solución acuosa se ioniza o disocia parcialmente (por lo general menos de un 5%). La reacción de ionización o disociación de un ácido débil es reversible, es decir se produce en ambas direcciones. Para la ecuación se utiliza una doble flecha ( ) indicando que la reacción hacia la derecha no es completa. Las especies que existen en la solución de un ácido débil son: el protón H+, el respectivo anión A- y el ácido que no se ionizo o disocio HA.

Para conocer la concentración de todas las especies que existen en solución es necesario establecer la ecuación de ionización o disociación, considerar que se establece el equilibrio y hacer uso de la constante de acidez del ácido, que no es otra cosa que la constante de equilibrio para reacciones de ionización o disociación. Los ácidos con constantes de ionización o disociación mayores se ionizan o disocian en mayor grado que los que tienen constantes de ionización o disociación menor.

Si se conoce la constante de ionización o disociación de un ácido débil, pueden calcularse las concentraciones de todas las especies en solución.

El pH

El pH es una forma de medir la acidez y fue desarrollado debido a que la concentración del ion hidrógeno en solución puede variar en varios órdenes de magnitud alcanzando valores tan pequeños como 1x10-14 M. Para evitar el uso de valores tan pequeños, se desarrolló una escala logarítmica de valores que

20

informan la acidez de las soluciones. La letra p es un operador matemático definido como el logaritmo negativo (-log), por lo que el pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.

pH= -log [H+]

Donde [H+] es la concentración molar de los iones hidrógenos o protones (en mol/L) en la solución. La definición de pH incluye un signo negativo, para evitar valores negativos en la escala de pH. Observe que un valor pequeño de pH corresponde a una mayor concentración de protones y por lo tanto una mayor acidez.

Para una solución de un ácido fuerte, tal como el HCl que se ioniza en agua casi totalmente, podemos decir que una solución de HCl 0,010 M contiene 0,010 M de H+ y que para esta solución el pH es aproximadamente 2,0.

La concentración del ion hidroxilo, puede también ser expresada logarítmicamente usando el símbolo pOH.

Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, las soluciones ácidas o básicas, a 25°C, pueden identificarse por sus valores de pH, como sigue:

Soluciones ácidas: [H+] > 1x10-7 M, pH < 7 Soluciones básicas: [H+] < 1x10-7 M, pH > 7Soluciones neutras: [H+] = 1x10-7 M, pH = 7

Producto iónico de agua

El agua es capaz de actuar como un ácido y como una base, es decir es una sustancia anfótera. El agua es un electrólito muy débil y, por lo tanto, un mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera ionización. La reacción de ionización del agua es:

H2O (l) H+(aq) + OH-

(aq)

La expresión de equilibrio para la autoionización del agua es (ecuación 1):

KW=[H+][OH+]= 1x10-14 (1)

Reordenando la ecuación 1 tenemos (ecuación 2):

][H

101 ][OH

14-

+

−

= x (2)

y también (ecuación 3)

][OH

101 ][H

14

−

−+ = x

(3)

21

Es importante reconocer que las ecuaciones descritas indican que la concentración de la base es inversamente proporcional a la concentración del ácido. En la medida que la concentración de uno aumenta, la concentración del otro debe disminuir. Una ecuación muy útil resulta si tomamos el logaritmo negativo de la ecuación 1.

-log Kw = -log [H+][OH-]= -log 1x10-14

-log[H+] + -log[OH-] = 14pH + pOH = 14

Para una solución neutra donde [H+] = [OH-], se tendrá:

[H+] = [OH-] = 1x10-7

-log[H+] = -log[OH+] = -log 1x10-7

pH = pOH = 7

OBJETIVOS

Comprensión y aplicación de los diferentes tipos de cálculos fundamentales utilizados en la preparación de soluciones.

Determinación del pH de diferentes soluciones con comportamiento ácido-base.

Identificación y diferenciación entre sustancias ácidas o básicas fuertes y sustancias ácidas o básicas débiles.

MATERIALES Y REACTIVOS

- Ácido clorhídrico concentrado, HCl- Hidróxido de sodio, NaOH- Cloruro de sodio, NaCl- Cloruro de amonio, NH4Cl- Amoniaco concentrado, NH3

- Agua destilada - Pipeta graduada de 10 mL- Pipeta volumétrica de 10 mL- Propipetas- 10 Matraces de aforo de 100 mL- 10 Vasos precipitado de 100 mL- Espátulas- Papel indicador de pH- pH-metro calibrado- Balanza granataria

22

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

PARTE 1: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

1. POR MASADA

a) Preparación de una solución de NaOH 1 M:

En una balanza granataria con la ayuda de una espátula y un vaso de precipitado de 100 mL mase la cantidad necesaria de NaOH para preparar 100 mL de solución de NaOH 1 M. Luego, disuelva el sólido del vaso con una mínima cantidad de agua destilada (aproximadamente 20 mL) y transfiera esta solución cuantitativamente a un matraz de aforo de 100 mL, es decir transfiera toda la solución y enjuagues del vaso. Posteriormente, complete el volumen del matraz agregando agua destilada hasta el aforo. Después, coloque la tapa del matraz y agite aproximadamente unas 20 veces para obtener una solución homogénea. Finalmente, rotule el matraz con el nombre del soluto y su concentración molar.

b) Preparación de una solución de NH4Cl 1 M

Prepare 100 mL de solución de NH4Cl 1 M utilizando el procedimiento descrito en la letra 1a.

c) Preparación de una solución de NaCl 1 M

Prepare 100 mL de solución de NaCl 1 M utilizando el procedimiento descrito en la letra 1a.

2. POR DILUCIÓN.

a) Preparación de una solución de HCl 1 M a partir de HCl concentrado:

Calcule el volumen de HCl concentrado necesario para preparar 100 mL de HCl 1 M. Con la ayuda de una pipeta graduada (siempre utilice una propipeta) vierta el volumen calculado a un matraz de aforo de 100 mL, el cual debe contener unos 20 mL de agua destilada aproximadamente, agite el matraz con movimientos circulares para homogenizar la mezcla. Luego, complete el volumen con agua destilada hasta el aforo del matraz, de manera de obtener 100 mL de solución. Coloque la tapa del matraz y agítelo aproximadamente unas 20 veces

23

con el fin de homogenizar la solución. Finalmente, rotule el matraz con el nombre del soluto y su concentración molar.

b) Preparación de una solución de HCl 0,1 M a partir de HCl 1 M:

Repitiendo el mismo procedimiento de la letra 2a, prepare 100 mL de una solución de HCl 0,1 M a partir de la solución de HCl 1 M.

c) Preparación de una solución de NH3 1 M a partir de NH3

concentrado:

Repitiendo el mismo procedimiento de la letra 2a, prepare 100 mL de una solución de NH3 1 M a partir de NH3 concentrado.

d) Preparación de una solución de NH3 0,1 M a partir de NH3 1 M:

Siguiendo el mismo procedimiento descrito en la letra 2a, prepare 100 mL de una solución de NH3 0,1 M a partir de una solución de NH3 1 M.

e) Preparación de una solución de NaOH 0,1 M a partir de NaOH 1 M:

Siguiendo el mismo procedimiento descrito en la letra 2a, prepare 100 mL de una solución de NaOH 0,1 M a partir de una solución de NaOH 1 M.

f) Preparación de una solución de NH4Cl 0,1 M a partir de NH4Cl 1 M:

Siguiendo el mismo procedimiento descrito en la letra 2a, prepare 100 mL de una solución de NH4Cl 0,1 M a partir de una solución de NH4Cl 1 M.

g) Preparación de una solución de NaCl 0,1 M a partir de NaCl 1 M:

Siguiendo el mismo procedimiento descrito anteriormente en la letra 2a, prepare 100 mL de una solución de NaCl 0,1 M a partir de una solución de NaCl 1 M.

PARTE 2: DETERMINACIÓN DE pH

Utilizando las soluciones previamente preparadas en la parte 1 determine su pH utilizando papel indicador de pH y haciendo uso de un pH-metro calibrado. Compare los resultados obtenidos con los valores de pH calculados.

24

CUESTIONARIO

1. ¿De qué depende el pH de una solución?2. Obtenga el valor del pH calculado para cada una de las soluciones

preparadas y compárelo con el obtenido con el papel indicador de pH y pH-metro.

3. De acuerdo a los valores de pH obtenidos clasifique las soluciones como neutras, ácidas o básicas, fuertes o débiles.

LABORATORIO N° 3: EQUILIBRIO QUÍMICO. PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.

INTRODUCCIÓN

Una reacción se encuentra en equilibrio químico cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. Este proceso se puede generalizar en la siguiente expresión:

aA + bB cC + dDdirecta

inversa

Donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de los reactivos (A y B) y los productos (C y D). La constante de equilibrio (K) está dada por la ley de acción de masas que establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K.

ba

dc

[B][A]

[D][C] K =

La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. Si K es mucho mayor que 1 (esto es, K>>1), el equilibrio se desplazará hacia la derecha, y favorecerá a los productos. Por el contrario, si la constante de equilibrio es mucho menor que 1 (es decir, K<<1), el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.

Existen factores que afectan el equilibrio químico de una reacción estos son: concentración, presión, volumen y temperatura. Para predecir la dirección

25

en la que se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio en estos factores existe el principio de Le Châtelier que establece que: si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración, etc.) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.

Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se restablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial.

Factores que afectan el equilibrio químico

Cambios en la concentración: Si se aumenta la concentración de los productos, el sistema debe desplazarse hacia la izquierda para restablecer el equilibrio, es decir a la formación de reactivos. Por el contrario, si se aumenta la concentración de los reactivos, el sistema debe desplazarse hacia la derecha para restablecer el equilibrio, es decir hacia la formación de productos.

Efecto de cambios en la presión y el volumen: Factores como la presión y el volumen sólo afectan a los sistemas en equilibrio que están en estado gaseoso. Al examinar la ecuación:

nRT PV =

RTV

n P =

Donde P es la presión en atmósferas (atm), V el volumen en litros (L), n el numero de moles (mol), R la constante de los gases cuyo valor es 0,0821 L atm/K mol y T la temperatura en Kelvin (K). Se puede notar que P y V se relacionan en forma inversa: a mayor presión menor volumen, y viceversa. Observe también que el término (n/V) es la concentración molar del gas en mol/L, y varía directamente con la presión.

Un ejemplo que ilustra el efecto del cambio en la presión y el volumen es en la reacción de formación del amoniaco, donde hay cuatro moles en el primer miembro (reactivos) y dos en el segundo (productos); por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha:

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)

Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y, por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2

se combinan dando NH3, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha. Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.

26

Cambios en la temperatura: Si en una reacción exotérmica (libera calor) aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico, tal es el caso de la formación de N2O4 a partir de NO2.

2NO2 (g) N2O4 (g)

exotérmica

endotérmica

Para la formación de NO2 a partir de N2O4 ocurrirá lo contrario debido a que es un proceso endotérmico (absorbe calor).

Efecto de un catalizador: Los catalizadores son sustancias que aceleran las reacciones químicas. No afectaran al equilibrio químico, ya que aceleran la reacción directa e inversa por igual. El único efecto es hacer que el equilibrio se alcanza más rápidamente.

OBJETIVOS

• Observar diferentes reacciones químicas que ilustren el equilibrio químico.

• Observar cambios que ilustren el principio de Le Châtelier.

MATERIALES Y REACTIVOS

- Cloruro de hierro(III), FeCl3x6H2O- Tiocianato de potasio, KSCN- Nitrato de cobre(II), Cu(NO3)2x2.5H2O- Ácido clorhídrico concentrado, HCl - Sulfato de cobre(II), CuSO4x5H2O- Amoníaco concentrado, NH3

- Ácido sulfúrico concentrado, H2SO4

- Gotarios- Tubos de ensayo con gradilla- 1 pipeta graduada de 10 mL- Propipetas- 1 probeta de 50 mL

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

1.- Complejo hexatiocianato de hierro(III): Complejos iónicos se forman cuando ciertos iones se combinan con otros iones o moléculas. El ión Fe3+ con

27

Fe3+(aq) + 6SCN-

(aq) Fe(SCN)63-

(aq)

el ion tiocianato (SCN-) forman un complejo iónico de acuerdo a la siguiente ecuación de equilibrio:

Este complejo presenta un color oscuro rojo-sangre.

Procedimiento: En un tubo de ensayo coloque 0,5 mL de solución de KSCN 0,1 M y adicione 0,5 mL de solución de FeCl3 0,1 M. Agite y anote en su cuaderno las observaciones. Luego, agregue 15 mL de agua destilada. Agite y anote en su cuaderno las observaciones. Después, coloque en un tubo de ensayo 2 mL de la solución anterior y adicione 1 mL de solución KSCN 0,1 M. Agite y anote en su cuaderno las observaciones.

2.- Complejo tetracloro cobre(II): En agua, el cobre(II) está unido a cuatro moléculas de agua, formando el complejo iónico, Cu(H2O)4

2+. Este complejo presenta un color azul característico de soluciones de cobre. Una alta concentración de cloro reemplaza al agua para formar un complejo iónico diferente, tetracloro cobre(II), el cual presenta un color verde.

Cu(H2O)42+

(aq) + 4Cl-(aq) CuCl42-

(aq) + 4H2O(l)

Procedimiento: En un tubo de ensayo coloque 1 mL de solución de Cu(NO3)2

0,1 M y adicione 1 mL de HCl concentrado. Agite y anote en su cuaderno las observaciones. Después, a la solución anterior adicione 5 mL de agua destilada. Agite y anote en su cuaderno las observaciones. En caso de no observar modificación en el color, agregue más agua.

3.- Complejo tetraamin cobre(II): Como fue mencionado anteriormente, el cobre(II) disuelto en agua presenta un color azul, debido al complejo Cu(H2O)4

2+. Una solución acuosa de cobre(II) en medio básico con amoniaco (NH3) forma el complejo, tetraamin cobre(II), Cu(NH3)4

2+, de color azul intenso.

Cu(H2O)42+

(aq) + 4NH3(aq) Cu(NH3)42+

(aq) + 4H2O(l)

Procedimiento: En un tubo de ensayo coloque 5 mL de solución de CuSO4 0,1 M y adicione gotas de NH3 concentrado hasta apreciar un cambio de color en la

28

solución para esto agite cuando agregue las gotas de NH3. Anote en su cuaderno las observaciones. Luego, a la solución anterior adicione gotas de H2SO4 concentrado hasta apreciar un cambio de color en la solución. Anote en su cuaderno las observaciones.

CUESTIONARIO

Para el caso de la reacción que involucra al hierro:

1. Después de formar el producto Fe(SCN)63- de color rojo sangre se

agregaron 15 mL de agua destilada. a) ¿Qué sucedió con el color de la solución resultante?b) ¿La concentración del producto Fe(SCN)6

3- aumentó o disminuyó?c) ¿La reacción se desplazó hacia la formación de productos o

reactivos? Explique.

2. Si aumenta la concentración de reactivo SCN-. ¿La reacción se desplazará hacia la formación de productos o reactivos? Explique.

Para el caso de la reacción que involucra al cobre:

3. Después de formar el producto CuCl42- de color verde se agregó 5 mL de agua destilada.a) ¿Qué sucedió con el color de la solución resultante?b) ¿La reacción se desplazó hacia la formación de productos o

reactivos? Explique.4. Cuando a 5 mL de solución de CuSO4 0,1 M de color celeste se le

adicionaron gotas de NH3 concentrado. ¿En qué medio se realizó la reacción, ácido o básico? Explique.

5. Después de formar el producto Cu(NH3)4

2+ de color azul intenso se agregaron gotas de H2SO4 concentrado. a) ¿Qué sucedió con el color de la solución resultante?b) ¿La reacción se desplazó hacia la formación de productos o

reactivos? Explique.

LABORATORIO N° 4: REACCIONES REDOX

INTRODUCCIÓN

Las reacciones redox son aquellas reacciones químicas en las cuales se produce una transferencia de electrones y pueden intervenir, bien como reactivos o como productos de reacción, átomos, iones o moléculas, que pueden encontrarse en estado sólido, en solución y en forma gaseosa.

Las reacciones redox son las reacciones donde se producen cambios en el estado de oxidación o número de oxidación de algunas especies.

29

El estado de oxidación o número de oxidación se considera como el estado electrónico de capa de valencia de un átomo en un compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros o fraccionarios.

Todas las reacciones redox están constituidas por la suma de dos semirreacciones, la semirreacción de reducción del agente oxidante y la semirreacción de oxidación del agente reductor.

La oxidación es un proceso en el que una especie pierde uno o más electrones; la especie que se oxida cambia de estado de oxidación a valores más positivos. En cambio, la reducción es un proceso en el que una especie gana uno o más electrones y la especie que se reduce cambia de estado de oxidación a valores más negativos (o menos positivos).

Para que una sustancia se oxide es necesario que se halle en contacto con otra que se reduzca, es decir la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente y el número total de electrones cedidos debe ser igual al número de electrones ganados. Por ejemplo, la reducción de Sb3+ por Feo

Semi reacción de oxidación: Feo → Fe2+ + 2eSemi reacción de reducción Sb3+ + 3e → Sb0

Como el número de electrones cedidos y el número de electrones ganados debe ser el mismo, es necesario amplificar por 3 la primera semirreacción y por 2 la segunda semirreacción quedando lo siguiente:

La ecuación redox final balanceada: 3Feo + 2Sb3+ → 3Fe2+ + 2Sb0

OBJETIVOS

• Relacionarse con reacciones del tipo oxido-reducción

MATERIALES Y REACTIVOS

- Nitrato de plata, AgNO3

- Sulfuro de sodio, Na2S- Cristales de yodo, I2- Permanganato de potasio, KMnO4

- Peróxido de hidrógeno al 10%, H2O2 - Ácido sulfúrico concentrado, H2SO4

- Acido clorhídrico concentrado, HCl- Ácido nítrico concentrado, HNO3

- Ácido acético concentrado, CH3COOH- Lamina de cobre- Papel de aluminio- Clavo de hierro o clip- Tubo de ensayo con tapón que contiene pinchado un alambre de cobre enrollado en forma de espiral.

30

- Tubos de ensayo y gradilla- Pinzas de madera para tubos de ensayo- 10 Vasos precipitados 100 mL- Gotarios- Espátulas

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

Experimento 1: Tome un tubo de ensayo y cúbralo con papel aluminio para que la luz no penetre en su interior. Agregue casi hasta arriba una solución de AgNO3 0,1 M. No toque esta solución con los dedos porque ennegrece la piel. Luego, tape el tubo con un tapón que contiene pinchado un trozo de alambre de cobre enrollado en espiral de manera que el cobre este sumergido en la solución de AgNO3. Coloque el tubo en una gradilla y deje reposar unos treinta minutos. Después, saque el tapón y observe cómo se encuentra el trozo de cobre. Anote en su cuaderno las observaciones.

Experimento 2: En un tubo de ensayo coloque 2 mL de Na2S 0,5 M y agregue una pequeña cantidad de I2 sólido. Anote en su cuaderno las observaciones.

Experimento 3: a) En un tubo de ensayo coloque 2 mL de KMnO4 0,02 M y agregue cuidadosamente gota a gota y bajo campana 2 mL de H2O2. Se produce inmediatamente una reacción en la que se observa un gas que burbujea a través de la solución y se forma un precipitado marrón que queda en suspensión inicialmente. Anote en su cuaderno las observaciones.

b) En un tubo de ensayo coloque 2 mL de KMnO4 0,02 M y gotas de H2SO4 0,5 M. Agite y anote en su cuaderno las observaciones. Luego, agregue cuidadosamente gota a gota y bajo campana 2 mL de H2O2.

Experimento 4: Tome tres tubos de ensayo y coloque en cada uno de ellos un trozo de aluminio. Luego, agregue en un tubo de ensayo 3 mL de una solución de HCl 3 M, en otro tubo 3 mL de una solución de H2SO4 3 M, y en otro 3 mL de CH3COOH 3 M. Debe observar que en todos ellos se producen burbujas a través de las soluciones lo que indica que hay reacción, aunque a diferentes velocidades.

Experimento 5: En un tubo de ensayo coloque un trozo de cobre y agregue bajo campana 1 mL de HNO3 concentrado. Se produce inmediatamente una reacción en la que se desprenden unos vapores pardos y la solución se vuelve de color verdoso.

Experimento 6: En un tubo de ensayo agregue bajo campana 1 mL de HNO3

concentrado. A continuación, introduzca un clavo de hierro. Se produce una reacción instantánea y violenta desprendiéndose unos vapores pardos a la vez que se obtiene una solución de color marrón.

31

CUESTIONARIO

1. Escriba las ecuaciones químicas que han tenido lugar en cada uno de los experimentos identificando la especie que se reduce y la que se oxida. Además, describa los fenómenos observados durante la reacción, ya sea cambio de color, formación de precipitado, burbujeo, etc.

2. ¿Por qué son diferentes las velocidades de reacción del aluminio (Al) con HCl, H2SO4 y CH3COOH si poseen la misma concentración (3 M).

LABORATORIO N° 5: DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DEL ZINC

INTRODUCCIÓN

La mayoría de las sustancias pueden existir en cualquiera de los tres estados de la materia: sólido, líquido o gaseoso dependiendo de la presión y la temperatura a la que se encuentran. Los sólidos tienen una forma definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.

Las moléculas tienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de la red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven aleatoriamente y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una de ellas se mueve en forma libre y en esencia independiente de las otras. Los gases sujetos a cambios de

32

temperatura y presión se comportan en forma más previsible que los sólidos y los líquidos.

Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (P), el volumen (V) y la temperatura (T). La ley de Boyle establece que el volumen de una cantidad fija de un gas mantenido a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión de un gas.

V ∝ 1 P

La ley de Charles establece que el volumen de una cantidad fija de gas, mantenida a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

V ∝ T

La ley de Avogadro establece que a presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles (n) del gas presente.

V ∝ n

La combinación de estas tres leyes proporciona la ley de los gases ideales o de estado de un gas ideal:

PV = nRT

En esta expresión R, la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases y es igual a 0,082 L atm/K mol.

En esta práctica usaremos la ley general de los gases para determinar la masa molar de un metal. Gracias a que cuando un metal es tratado por ejemplo con un ácido como el HCl se produce el correspondiente cloruro y se libera gas Hidrogeno (H2).

Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)

Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)

De estas ecuaciones químicas se desprende que por cada cantidad unitaria de materia (1 mol) de hidrógeno que se produce, la cantidad de sustancia o materia de metal consumido corresponde a la cantidad unitaria (1 mol). Esta cantidad de metal consumido es, por definición, la masa molar (MM). Por lo tanto, la relación molar es 1:1, 1 mol de metal produce 1 mol de hidrógeno. Luego, el problema de conocer la masa molar del metal se traduce en encontrar los moles de hidrógeno que se liberan.

33

De la ley general de los gases:

PV = nRT

El volumen (V) del gas se mide experimentalmente utilizando un montaje como el mostrado en la figura 5.

Figura 5.

El gas hidrógeno producido en la reacción burbujea en la probeta invertida, de tal manera que va desplazando al agua. El volumen del agua desplazado equivale al volumen de gas desprendido en la reacción, el cual entonces se lee en la probeta.

Con respecto a la presión que ejerce el gas hidrógeno, ésta se determina a partir de la presión total (PT) dentro del sistema en el que se ha recogido y que es igual a la presión atmosférica (Patm).

PT = Patm

A la presión total, contribuye la presión de vapor del agua (Pvap), la presión ejercida por la columna de agua (Pcolumna) y la presión ejercida por el gas hidrógeno (PH2). Por lo tanto y de acuerdo con la ley de las presiones parciales de Dalton, se puede escribir que:

PT = Pvap + Pcolumna + PH2

La presión ejercida por el gas, será la presión total menos la presión de vapor de agua y la presión ejercida por la columna.

PH2 = PT - (Pvap + Pcolumna)

La presión de vapor de agua tiene diferentes valores a distintas temperaturas, como se indica en la tabla 3.

34

Tabla 3.Temperatura (°C) Pvap agua (mmHg) Temperatura (°C) Pvap agua (mmHg)10 9,2 17 14,511 9,8 18 15,512 10,5 19 16,513 11,2 20 17,514 12,0 21 18,615 12,8 22 19,816 13,6 23 21,0

La presión ejercida por la columna de agua se calcula midiendo la altura que ésta alcanza desde el nivel de agua en la columna (ver figura 5).

Conocido el valor de la altura de la columna y sabiendo que cuando la altura de la columna alcanza 1033 cm. Se tiene una presión de 760 mmHg (1 atm), es posible saber la presión que ejerce la columna de agua.

Resumiendo una vez calculado los moles de gas como se conoce la masa en gramos del metal se puede despejar la masa molar del metal de la siguiente expresión:

n = masa/masa molar

OBJETIVOS

• Determinar la masa molar del zinc. • Adquirir nociones de las leyes que rigen los gases.• Aprender a determinar los moles de un gas por desplazamiento de un

volumen.

MATERIALES Y REACTIVOS

- Zinc puro, Zn- Ácido clorhídrico concentrado, HCl- Soporte universal- Nuez - Pinza - Balanza granataria- Vidrio de reloj- Espátula- Probeta de 100 mL- Tubo de ensayo- Vaso precipitado de 500 mL- Manguera de goma- Tapón con salida de vidrio- Termómetro- Regla- Pipeta volumétrica de 10 mL- Propipeta

35

ACTIVIDAD EXPERIMETAL

Realice el montaje experimental de acuerdo con la figura 5.Llene hasta la mitad un vaso precipitado de 500 mL con agua e

introduzca una probeta invertida llena de agua de modo que no queden burbujas de aire en su interior. A continuación, introduzca el extremo libre de la manguera de goma en el interior de la probeta, evitando la entrada de aire.

Después, coloque 10 mL de HCl 2 M en un tubo de ensayo. Luego, mase 0,3 g de zinc puro en una balanza granataria y agréguelos al tubo de ensayo tapando inmediatamente con el tapón unido a la manguera, evitando la pérdida del gas.

Lea en la probeta el volumen de gas desprendido y con una regla mida la altura de la columna de agua (ver figura 5). Finalmente mida la temperatura del agua con un termómetro.

CUESTIONARIO

1. A partir del valor de la masa molar del zinc que aparece en la tabla periódica, determine el error relativo porcentual que ha cometido.

2. Enumerar las posibles causas de error y como han incidido en la determinación de la masa molar.

LABORATORIO N° 6: ENLACE QUÍMICO

INTRODUCCIÓN

Los tipos de enlace químico de las sustancias, son responsables en gran medida de las propiedades físicas y químicas de la misma.

En este práctico se analizaran sustancias con enlace iónico y aquellas con enlace covalente.

Un enlace iónico es la fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones de cargas opuestas en un compuesto iónico. Cuando se forma una unión iónica uno de los átomos pierde electrones y el otro los gana, hasta que ambos alcanzan la configuración de un gas noble.

36

Un enlace covalente es la unión en que dos electrones son compartidos por dos átomos.Los enlaces covalentes pueden ser polares o apolares.

En los enlaces covalentes polares uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre el par de electrones que el otro. Por ejemplo el HCl es una molécula polar porque posee un enlace covalente polar.

Notación a Notación b

En la notación a, la punta de la flecha señala hacia el átomo que posee la carga negativa parcial y en la notación b las letras griegas δ + y δ - simbolizan las cargas positivas y negativas parciales creadas. Un par de cargas iguales y opuestas separadas por una distancia, como par de cargas del HCl se llama dipolo.

En un enlace covalente apolar los electrones son atraídos con la misma fuerza por los dos átomos.

Los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas diferencias en sus propiedades físicas generales debido a que sus uniones son de distinta naturaleza. En los compuestos covalentes existen dos tipos de fuerzas de atracción. Una de ellas es la que mantiene unidos a los átomos de una molécula y se llama enlace químico. La otra fuerza de atracción opera entre las moléculas y se llama fuerza intermolecular. Como las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las fuerzas que mantienen unidos a los átomos de una molécula, las moléculas de un compuesto covalente se unen con menos fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión y de ebullición. La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, o si se llegan a disolver las soluciones acuosas no conducen la electricidad, porque estos compuestos son no electrólitos. Al estado líquido o fundido no conducen la electricidad porque no hay iones presentes.Por otro lado, las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un compuesto iónico por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos tienen puntos de fusión y ebullición elevados (mayor a 400°C), por lo que a temperatura ambiente son sólidos. En el estado sólido cada catión está rodeado por un número específico de aniones y viceversa. Son duros y quebradizos, solubles en agua, y sus soluciones acuosas conducen la electricidad, debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes. También conducen la electricidad, al estado fundido. Al estado sólido son malos conductores de la electricidad.

Tipos de electrólitos

Los electrólitos fuertes son aquellas sustancias que se disocian o ionizan totalmente en agua conduciendo la corriente eléctrica. Por ejemplo: sales, ácidos y bases fuertes.

37

Los electrólitos débiles son aquellas sustancias que se disocian o ionizan parcialmente en agua conduciendo levemente la corriente eléctrica.

Los no electrólitos son aquellas sustancias que al disolverse en agua no conducen la corriente eléctrica.

OBJETIVOS

• Clasificar sustancias según su tipo de enlace según las características del solvente empleado.

• Comparar y diferenciar entre enlace iónico y enlace covalente de algunas sustancias por medio de pruebas de conductividad eléctrica.

MATERIALES Y REACTIVOS

- Agua destilada- Benceno- Metanol- Cloruro de sodio, NaCl- Ácido acético, CH3COOH - 3 Buretas de 25 mL- 3 Soportes universales- 3 Pinzas para buretas- 3 Vasos precipitados de 100 mL- 3 Vasos precipitados de 500 mL- Varilla de plástico- Pilas de 9 Voltios- Cable eléctrico- Led

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO 1: POLARIDAD DE ENLACE QUÍMICO

Llene tres buretas de 25 mL con solventes, una con agua destilada, otra con benceno y la última con metanol. Monte las buretas sobre soportes universales para esto utilice pinzas. Bajo cada bureta coloque un vaso precipitado.

Tome una varilla de plástico y frótela sobre un paño de lana para electrizarla, cargándola negativamente.

Abra la llave de la bureta que contiene el agua destilada acercando la varilla de plástico al fino chorro de agua. Anote en su cuaderno las observaciones.

Repita la misma operación con la bureta que contiene benceno y con la de metanol. Anote en su cuaderno las observaciones.

38

Clasifique cada una de las sustancias empleadas como polar o apolar colocando una X en la tabla 3.

Tabla 3. Clasificación de sustancias.Sustancia Polar Apolar

Agua destiladaBencenoMetanol

EXPERIMENTO 2: CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA

Pruebe la conductividad del agua destilada, NaCl sólido, solución acuosa de NaCl, construyendo un circuito como el que se muestra en la figura 6 compuesto de una pila, un led y cables.

Figura 6. Circuito eléctrico.

Para realizar las pruebas de conductividad coloque 10 mL de agua destilada en un vaso precipitado de 100 mL.

Sumerja los electrodos del circuito eléctrico y observe si se enciende el foco. Una vez realizada la prueba, retire los electrodos, lávelos con agua destilada (si la sustancia no es agua) y séquelos con una toalla desechable.

Repita los pasos anteriores utilizando una solución diferente y así con cada una hasta terminar.

Clasifique cada una de las sustancias empleadas como electrólito fuerte, débil o no electrólito colocando una X en la tabla 4.

Tabla 4. Clasificación de sustancias.Sustancia Electrólito

fuerteElectrólito débil No electrólito

Agua destiladaNaCl sólido

Solución acuosa de NaCl

Ácido acético

39

BIBLIOGRAFÍA

1. Petrucci Ralph, Química General, octava edición, 2003, Pearson Educación S.A.3. Chang Raymond, Química General, sexta edición, 1999, McGraw-Hill.4. Brown Theodore, Química: La Ciencia Central, quinta edición, 1993, Prentice-Hall.5. Morrison-Boyd, Química Orgánica, quinta edición, 1990, Adisson-Wesley Iberoamericana.6. McMurry John, Química Orgánica, quinta edición, 2001, International Thomson editors.7. Burriel Martí, Química Analítica Cualitativa, 2001, decimoctava edición, Editorial Paraninfo.

40