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UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS E INGENIERÍAS

PROGRAMA DE QUÍMICA

QUÍMICA FUNDAMENTAL II

MANUAL DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA FUNDAMENTAL II

Tomada de: http://docencia.izt.uam.mx/esquivel/quimica_general/contenidos.htm

ELABORADO POR LOS PROFESORES: DAIRO PEREZ SOTELO MANUEL PAEZ MEZA

FRANCISCO PAEZ ARIAS

Montería – Córdoba 2010

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SOBRE LA SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

Hay normas de seguridad que deben cumplirse estrictamente para evitar accidentes en el laboratorio. En esta etapa de tu carrera ya debes conocer algunas reglas sobre la seguridad que se debe tener en un laboratorio. Estas reglas están disponible para su consulta en el mismo laboratorio y es necesario que estés al corriente de su contenido, por lo cual, si no lo has leído o no lo recuerdas, es conveniente que lo solicites y comprendas antes de iniciar tu trabajo experimental. A manera de un recordatorio mencionaré a continuación algunos de los puntos más importantes. 1. El uso de bata en el laboratorio es obligatorio cuando se realizan experimentos. Para realizar algunas manipulaciones de sustancias químicas también se recomienda usar guantes, lentes protectores y mascarillas. Para las sesiones de laboratorio es recomendable vestir ropa sencilla, que proteja la mayor parte del cuerpo y preferentemente de algodón, zapatos cerrados, con suelas gruesas y sin tacones o plataformas y traer una panola, fósforos. 2. No introducir ni consumir alimentos o bebidas en el laboratorio. No fumar. 3. Operar un instrumento o aparato solamente cuando sabes hacerlo, de otra manera solicitar la ayuda del profesor o del auxiliar del laboratorio, para adquirir la destreza necesaria. 4. Una vez concluido el uso de un aparato o instrumento, seguir el procedimiento adecuado para apagarlo, desconectarlo, guardarlo y entregarlo al responsable de su custodia. 5. Al concluir una práctica, levantar todos los instrumentos, equipos y accesorios utilizados, verificar que todas las tomas de agua, gas, aire u otras en el lugar de trabajo estén bien cerradas y dejar limpias y secas las mesas de trabajo y el piso del laboratorio, entre otras.

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INSTRUCTIVO PARA LA ELABORACIÓN DE INFORMES

"Al inicio, uno solamente se pregunta sobre la posibilidad de las cosas, y luego uno les reprocha no ser imposiblemente perfectas"

Jean Rostand, 1962.

Ojalá y pudiéramos, al concluir una práctica, compartir estas palabras de Rostand, sin embargo hay muchos aspectos que algunas veces nos impiden demostrar con nitidez la correspondencia entre la teoría y la práctica. Cuando notamos semejanzas notables entre el comportamiento observado y nuestras teorías, adquirimos mayor certeza para manipular los materiales y para utilizar nuestras predicciones como herramientas de trabajo, basadas en los conocimientos adquiridos en la carrera. También somos capaces de determinar cuáles son los factores que influyen - y en qué medida - en las diferencias y/o discrepancias entre nuestras teorías, nuestras operaciones de laboratorio y nuestras observaciones. Una práctica fallida puede ser una excelente práctica, si los alumnos son capaces de identificar y evaluar las fuentes de las discrepancias. Si es factible, una práctica fallida deberá ser repetida con las mejoras pertinentes. Objetivo El reporte final de una práctica tiene el objetivo de mostrar que los/las alumnos/as del equipo han desarrollado un conjunto coordinado de actividades a partir de sus conocimientos teóricos del tema de la práctica, que les ha permitido diseñar el experimento y realizar las mediciones adecuadas; que luego han llevado a cabo el tratamiento y el análisis de sus datos para obtener resultados cuya validez son capaces de delimitar. A partir de esta experiencia los alumnos/as son capaces de discutir y elaborar sus conclusiones y sugerencias para mejorar la realización de la práctica o podrán, alternativamente, elaborar una crítica fundamentada para demostrar la invalidez de las teorías o de los procedimientos seguidos en la realización de la práctica, de ser el caso. Sobre la forma de elaborar el Informe El informe deberá contener las secciones que se detallan abajo, todas escritas en buen español e impresas en tipo de letra y estilo uniforme, que indiquen un trabajo integrado de equipo entre los alumnos que lo presentan como producto de su trabajo. El informe es un producto final del trabajo realizado en la práctica, por lo que incluye la mayoría de las secciones consideradas en el pre-informe, que para la presentación de este informe deben incorporar las mejoras sugeridas por el profesor, más las secciones relativas a la realización del experimento y el tratamiento posterior de la información obtenida. Las páginas del informe estarán numeradas y seguirán la secuencia del siguiente contenido.

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1. Portada 2. Resumen ejecutivo Es la segunda página del reporte. En forma concisa se informará sobre el objetivo de la práctica, el equipo y las consideraciones principales del modelo, se enfatizarán los resultados obtenidos, así cómo las limitaciones a su validez. 3. Objetivos 4. Fundamentos teóricos 4.1 El equipo (si lo hay) 4.2 Hipótesis 4.3 Modelo matemático 5. Diseño de la práctica 5.1 Variables y parámetros 5.2 Elección del sistema 5.3 Hoja de datos 5.4 Equipo y materiales 5.5 Desarrollo de la práctica 6. Realización de la práctica 6.1 Mediciones Se incorporará la hoja de datos original, con la información completa de las mediciones originales y de los parámetros y/o valores de la literatura. Cuando la hoja de datos original haya sufrido modificaciones mayores, al estar realizando la práctica, se elaborará una hoja de datos modificada, con toda la información necesaria en ella, haciendo un comentario autocrítico sobre los cambios requeridos por la hoja original. 6.2 Observaciones Se hará una lista de las observaciones de interés, a juicio de los integrantes del equipo, realizadas durante la realización del experimento, indicando en qué reside su interés para la materia de estudio. 7. Análisis de datos y resultados En esta sección se hará el tratamiento de las mediciones de laboratorio para obtener como resultado los parámetros o funciones propuestas como objetivos específicos de la práctica. 7.1 Cálculos La información de la hoja de datos se verterá en una hoja de Excel, también se podrá usar Matemática o MathLab u otros, y se realizarán las operaciones pertinentes, de acuerdo a las expresiones desarrolladas a partir del modelo, para encontrar los resultados. 7.2 Análisis estadísticos y resultados De acuerdo con las escalas de los instrumentos, se incluirán solamente las cifras significativas en los resultados. Se hará un análisis estadístico, considerando las repeticiones, para reportar los resultados finales con sus incertidumbres. 7.3 Gráficas Si es el caso, se elaborarán gráficas por computadora, para representar el comportamiento de las variables medidas. Se graficarán los valores experimentales

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con sus incertidumbres y se incluirá la estimación teórica del modelo. También se incorporarán otras gráficas requeridas, a juicio de los alumnos o solicitadas específicamente en el instructivo de la práctica correspondiente. Las gráficas se podrán incorporar a la sub-sección de análisis y resultados, si lo consideran conveniente. 7.4 Discusión y conclusiones Se compararán los resultados obtenidos con otros conocidos, ya sea de la literatura o de experimentos realizados previamente por alumnos de grupos anteriores en esta Universidad. Con esta información los integrantes del equipo elaborarán sus conclusiones, con una actitud crítica y autocrítica. 7.5 Sugerencias y recomendaciones Como resultado de su experiencia, los integrantes del equipo propondrán aquí lo que consideren que puede mejorar la realización del experimento. 8. Referencias bibliográficas

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PRÁCTICA #1: LEY DE BOYLE 1. OBJETIVO Estudiar la Ley de Boyle a presiones moderadas por encima y por debajo de la presión atmosférica, utilizando métodos analíticos y gráficos. 2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS Robert Boyle señaló que el volumen de un gas a temperatura constante disminuía cuando aumentaba la presión a que estaba sometido, y que de acuerdo con los límites de su exactitud experimental, “El volumen de cualquier cantidad definida de gas a temperatura constante variaba intensamente a la presión ejercida sobre él”, generalización que se conoce como la Ley de Boyle. Que se expresa matemáticamente así:

P

kV

PV 11 =→α

Donde: V = Volumen del gas P = Presión del gas K1= Factor de proporcionalidad (cuyo factor depende de la temperatura del gas, peso del gas, naturaleza del gas, y las unidades en que se expone presión y volumen. De la ecuación anterior se deduce:

P. V = K1 (1)

De lo cual se deduce que si en cierto estado la presión y el volumen del gas son P1 y V1, mientras que en otro estado son P2 y V2 se cumple a temperatura constante:

P1 V2

= P2 V1

La ecuación P. V = K1 nos mostrará la representación gráfica de dicha ecuación que es la familia de hipérbolas, donde K1 es función únicamente de la temperatura. La presión final P, puede considerarse formada por la presión atmosférica B, más una presión adicional P el signo algebraico depende de si la presión final está por encima o por debajo de la presión atmosférica.

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Por lo tanto la ecuación (1) puede escribirse:

(B + P) V = K

B + P = K/V. Si se hace 1/V = X, entonces la ecuación anterior se hace:

B + P = KX.

P = KX – B (2).

Donde: K = Constante a las condiciones dadas. X = 1/V. B = Presión atmosférica dada en la ciudad. P = Presión de la columna de mercurio. La ecuación (2) es la ecuación de una línea recta obtenida al graficar la presión adicional P (y), Vs 1/V (x). El valor de b será el intercepto en el eje de las presiones (cuando 1/V = 0). Este intercepto da el valor de la presión atmosférica en el momento del experimento. 3. MATERIALES Y REACTIVOS: 1 Tablero milimétrico (el cual debe ser elaborado por el estudiante, si no existe) 1 Tubo en forma de U. (el cual debe ser elaborado por el estudiante, si no existe) 1 Cápsula de porcelana 1 Gotero 1 Termómetro de -10ºC a 100ºC. 1 Regla graduada Mercurio. (Hg).

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4. PROCEDIMIENTO Una vez montado el aparato a utilizar (ver figura), el cual consiste en un tubo de vidrio o de polietileno en forma de “U” cortado por el extremo inferior (brazo más corto) y abierto en el brazo más largo, colocando sobre un tablero milimétrico. 4.1 PASOS 4.1.1 Ubique el montaje en un sitio iluminado para facilitar las lecturas (que son milimétricas). 4.1.2 Introduzca mercurio por el extremo abierto del tubo dejando encerrado un volumen de aire en el otro brazo. 4.1.3 Mida la longitud de la columna de aire, la cual es proporcional al volumen de éste encerrado y la diferencia de altura de la columna de mercurio (en ambos brazos), mida el diámetro del tubo. 4.1.4 Agregue más mercurio por el extremo abierto y encuentre nuevamente la diferencia entre las dos columnas de Hg. 4.1.5 Repita el procedimiento hasta que tenga (10) diez lecturas, más ó menos.

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TABLA DE DATOS Nº de lectura

LONGITUD DE LA COLUMNA DE AIRE EN cm.

DIFERENCIA DE NIVEL DE LA COLUMNA DE MERCURIO EN cm.

1a 2a 3a 4a 5a 6a 7a 8a 9a

10a 5. CALCULOS Y RESULTADOS 5.1 Realizando una gráfica de la presión (p) Vs 1/V ó 1/A x H. Hallar el valor de la presión atmosférica “B” 5.2 Halle la presión absoluta para cada punto y evalúe su producto PV. 5.3 Tómese el promedio de PV y halle el % de desviación de los valores individuales de PV y su promedio. 5.4 Haga una gráfica de p. Vs V. 5.5 ¿Cuál sería la forma de un curva p Vs V para datos formados?

a. A altas temperaturas b. A bajas temperaturas

Comparar con la curva obtenida en el experimento. 6. BIBLIOGRAFIA: 1. BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogotá. 2. CHANG R. química sexta edición. Mc GRAW HILL. México 1999. 3. XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- Limusa. México. 4. GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia, ANDER P. Y SONNESA. Principios de química. LIMUSA. 5. Kennet w. Química General. Mc GRAW HILL. México 1996, PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas

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PRÁCTICA #2: RELACIÓN ENTRE LA PRESIÓN Y EL VOLUMEN DE UN GAS. 1. OBJETIVO Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de un gas a temperatura constante y establecer una relación entre la presión y el volumen. 2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS Las llantas de los automóviles deben mantener el aire a una presión muy por encima de la presión atmosférica para que pueda resistir el peso del vehículo. Cuando una llanta se pincha, se escapa el aire de dentro de la llanta hasta que la presión interna es igual a la atmosférica. Al comprimir un gas, a temperatura y número de moles constantes, su volumen disminuye. Cuando la presión se duplica el volumen se reduce a la mitad, si la presión se triplica el volumen se reduce a la tercera parte, igualmente si la presión se reduce a la mitad, el volumen se duplica y así sucesivamente. El comportamiento experimental de los gases, descrito anteriormente, se puede expresar así: “El volumen de un gas, a temperatura y número de moles constante, es inversamente proporcional a la presión”. Esta expresión se conoce como la Ley de Boyle. Y matemáticamente se puede expresar como:

pV

1α

Además, también matemáticamente se puede decir que cuando dos cantidades son inversamente proporcionales, su producto es una constante, o sea, que la expresión anterior se puede convertir a:

KpV = La anterior ecuación, indica que el producto de la presión por el volumen del gas, a T y n constante, es constante. Como esta igualdad se mantiene siempre para cualquier par de valores, entonces podemos expresar matemáticamente la Ley de Boyle como:

)Constantes n (T, 00 == ff VpVp

En la presente practica en una jeringa se atrapa una cantidad determinada de gas; luego se aumenta la presión colocando pesos (libros) en el extremo superior del émbolo. La presión total que actúa sobre el gas comprende la presión atmosférica mas la presión ejercida por los libros.

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3. MATERIALES Y REACTIVOS: 1 Jeringa desechable de 10 cm3 o de 25 cm3 (Traerla el estudiante) 1 Soporte Universal 2 Pinzas para bureta 1 Tapón de caucho 6 Libros grandes iguales u objetos iguales (Traerlo el estudiante) 1 Termómetro de -5ºC a 100ºC 1 Balanza de brazo triple 4. PROCEDIMIENTO Parte I: Observaciones Cualitativas sobre la Compresibilidad. 1. Hale el émbolo hasta la escala de lectura máxima de la jeringa, tape con un dedo el extremo de la jeringa y trate de empujar el embolo, usted está en esta forma ejerciendo una presión sobre el gas confinado en la jeringa. Anote sus observaciones. 2. Ahora, quite el dedo del extremo de la jeringa y empuje hacia el fondo el émbolo tanto como sea posible, luego, coloque su dedo nuevamente sobre la jeringa y trate de sacar el embolo. Anote sus observaciones. Parte II: Relación Cuantitativa entre la presión y el volumen de un gas. 1. Realice el montaje que se muestra en la figura, empleando una jeringa seca sin colocar todavía ni el émbolo ni los libros. El émbolo se lubricará con un poco de aceite para que los errores debido al rozamiento sean siempre en el mismo sentido. Asegúrese que el extremo de la jeringa penetre completamente en el agujero del tapón de caucho, de tal forma que no se escape aire cuando se haga presión con el embolo. 2. Coloque el émbolo en la escala de lectura máxima. 3. Centre con cuidado un libro (previamente pesado) en la parte superior del émbolo. Lea con la mayor precisión posible y anote el volumen de aire atrapado en la jeringa. Registre la presión en número de libros y el volumen del gas en mililitros. 4. Coloque otro libro igual sobre el primero y determine cuidadosamente el volumen de gas confinado en la jeringa. 5. Continúe en esta forma hasta obtener una presión de 5 ò 6 libros, en todos leer el volumen de gas confinado en la jeringa. 6. Comenzando con un libro, repita el proceso completo para comprobar los resultados y al final sacar un promedio de ellos.

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5. CALCULOS Y RESULTADOS: Parte I: Grafico de presión contra volumen. 1. Calcular el volumen promedio del gas en relación con cada presión en libros, es decir, el volumen promedio para una presión de un libro, para dos libros, etc. 2. En un grafico, dibuje la presión (en libros) sobre el eje de ordenadas y el volumen promedio (mL) sobre el eje de las abscisas. Trace la curva más apropiada. 3. para cada punto en el grafico, multiplique el volumen en mililitros por la presión en libros y compare los productos. Anote sus resultados en la tabla de cálculos. 4. Basado en sus observaciones, establezca una generalización acerca del efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante. Parte II: El inverso del volumen. Para cada uno de los valores del volumen promedio, encuentre el valor del inverso del volumen (1/V), anote sus resultados en la tabla de cálculos. Parte III: Grafico de presión contra 1/V. 1. En el mismo grafico de la parte I, use ahora un color diferente para graficar P contra 1/V. tenga cuidado de que su nueva escala horizontal parta de 1/V = 0 en el eje Y. 2. Dibuje la línea recta más apropiada y halle su ecuación. 3. La línea de este grafico no pasa por el origen. Por qué? 4. Podría determinarse el valor de la presión atmosférica a partir del grafico?

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Tabla de datos y cálculos

Presión (en Nº libros)

Volumen promedio (cm3)

Producto PV

Inverso del volumen (1/V)

1 2 3 4 5 6

6. CUESTIONARIO: 1. ¿Cómo afecta la presión a la densidad de los gases? Explique. 2. Si desea duplicar el volumen de un gas a T constante, ¿Cómo modificaría usted la presión? 3. Sin colocar libros sobre el émbolo, ¿cuál es la presión ejercida sobre el gas? 4. ¿Cuántos libros se necesitan para reducir el volumen a la mitad? 5. Analice los dos gráficos y escriba sus conclusiones con respecto a PV y a 1/V. 6. BIBLIOGRAFIA: 1. BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogotá. 2. CHANG R. química sexta edición. Mc GRAW HILL. México 1999. 3. XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- Limusa. México. 4. GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia, ANDER P. Y SONNESA. Principios de química. LIMUSA. 5. Kennet w. Química General. Mc GRAW HILL. México 1996, PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas

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PRÁCTICA #3: DIFUSIÓN DE GASES Y LIQUIDOS

1. OBJETIVOS

1. Ilustrar la ley de Graham comparando las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas: amoniaco y cloruro de hidrógeno.

2. Comparar la velocidad de difusión con la de los líquidos. 2. TEORIA RELACIONADA La teoría cinética molecular supone que.

1. las moléculas de los gases están en rápido movimiento y 2. que sus velocidades promedio son proporcionales a la temperatura

absoluta. También supone. 3. que a la misma temperatura, la energía cinética promedio de las moléculas

de gases diferentes es igual. La ley de difusión de Graham se basa en las tres suposiciones anteriores.

El amoniaco (NH3), y el cloruro de hidrógeno (HCl), son dos gases que al ponerse en contacto reaccionan para formar un humo blanco compuesto por partículas microscópicas de cloruro de amonio. En este experimento nos proponemos medir experimentalmente las velocidades relativas de difusión de estos gases, que cumplen con la siguiente proporción (ley de Graham).

)constantesP (T, 1

2

1

2

2

1 ===ρρ

M

M

v

v

donde M1,V1 y ρ1 representan respectivamente velocidad de difusión, peso molecular y densidad del primer gas, y M2,V2 y ρ2 los correspondientes valores para el segundo gas. Los líquidos se difunden mas lentamente que los gases, porque las moléculas están mucho mas cerca entre si y no pueden apartarse sin chocar. 3. MATERIALES Y REACTIVOS 2 tubos de vidrio de 100 cm de longitud y 2 cm de diámetro 2 Tubos de ensayo mediano Algodón 2 soportes universales 2 goteros 1 vaso de precipitado de 100mL 1 metro Solución concentrada de HCl Solución concentrada de NH3 Acetona

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4. PROCEDIMIENTO 4.1 Parte I: Limpie primero el interior del tubo de vidrio de difusión con agua destilada, luego con acetona (3mL) y el exterior con una toalla o papel higiénico. Para obtener resultados satisfactorios el tubo debe estar perfectamente limpio y seco. Mida con precisión la longitud del tubo de vidrio de difusión y anótelo en la tabla. Monte el tubo limpio y seco en posición horizontal, usando para ello un soporte universal y una pinza tal y como se ilustran en las figuras.

Coloque dos bulbos de gotero(o dos bolitas de algodón de igual tamaño) en los extremos opuestos del tubo. Con el uso de un gotero agregue 3 a 5 gotas de solución concentrada de amoniaco (NH4OH) al bulbo del lado derecho (o hasta humedecer el algodón y al otro lado agregue simultáneamente con el otro gotero una cantidad igual de ácido clorhídrico concentrado. Anote en la tabla el momento en que finaliza esta operación y desígnelo como tiempo inicial. Cuando se ponen en contacto los gases que se difunden por ambos extremos del tubo, reaccionan para formar un sólido blanco; cloruro de amonio. La localización de un anillo blanco de cloruro de amonio en el tubo indica el punto de contacto de los dos

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gases. Anote el tiempo en que aparece el anillo blanco y desígnelo como tiempo final. Mida cuidadosamente la distancia desde el centro del anillo blanco hasta cada uno de los bordes extremos de los bulbos (o bolas de algodón). Anote estos datos como distancia recorrida. Repita el proceso con un segundo tubo seco y limpio (experimento II). 4.2 Parte II: Coloque una gota de tinta o solución de indicador en un vaso de precipitados de 100 mL lleno de agua. Observe que lentamente se va perdiendo el color y mida el tiempo que demora en dispersarse la tinta o la solución en toda el agua contenida en el Beacker. 5. CALCULOS Y RESULTADOS: Tabla de datos y cálculos EXPERIMENTO I EXPERIMENTO II

HCl NH3 HCl NH3

Longitud del tubo en cm Distancia recorrida en cm Tiempo inicial en s Tiempo final en s Tiempo empleado en s Velocidad de difusión en cm/s Promedio velocidad de difusión de HCl ___________________ cm/s

Promedio velocidad de difusión de NH3 ___________________ cm/s 5. PREGUNTAS Y EJERCICIOS

5.1 Escriba la ecuación para la reacción que ocurre al reaccionar los dos gases. 5.2 ¿Concuerdan los resultados con los que produce la ley de Graham? haga los cálculos respectivos y compare. 5.3 ¿Cual de los dos gases se desplaza mas rápido y porque? 5.4 Dé tres ejemplos de difusión de gas, observados en la vida diaria. 5.5 ¿Por qué al agregar una gota de tinta al agua se pierde el color lentamente? 5.6 Dé tres ejemplos de difusión de líquidos, observados en la vida diaria. 5.7 Dé tres ejemplos de difusión de un gas en un líquido, que usted haya observado en la vida diaria.

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6. BIBLIOGRAFIA 6.1 ANDER P. Y SONNESA. Principios de química. LIMUSA 6.2 CHANG R. química sexta edición. Mc GRAW HILL. México 1999 6.3 XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- limusa. México. 6.4 GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia 6.5 BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogota 6.6 Kennet w. Química general. Mc GRAW HILL. México 1996., PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas

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PRÁCTICA #4: DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR DE UN GAS 1. OBJETIVO Determinar el volumen que ocupa un mol de un gas a 0ºC y 760 mm Hg de presión. Problema: ¿Cómo varía el valor numérico de la relación "volumen de gas/moles de reactivo limitante" (en las mismas condiciones de presión y temperatura) para el hidrógeno y el dióxido de carbono obtenido a través de las siguientes reacciones?

a) Mg +2 HCl MgCl2 + H2↑

b) NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2↑ 2. FUNDAMENTOS El aire normalmente contiene vapor de agua (agua en la fase gaseosa) que proviene principalmente del proceso de evaporación. Considérese un recipiente cerrado que está parcialmente lleno de agua y al cual se le ha extraído el aire. Las moléculas de agua que se mueven con mayor velocidad se evaporan rápidamente y pasan a ocupar el espacio superior en forma de vapor de agua. A medida que se mueven en esa zona, algunas de ellas chocarán con la superficie líquida, se condensarán y retornarán a la fase líquida. El número de moléculas en el vapor aumenta por cierto tiempo hasta que alcanza un punto en el que el número que retorna al líquido es igual al número que lo abandona en el mismo intervalo de tiempo. En estas condiciones existe un equilibrio y se dice que el espacio está saturado. La presión que ejerce el vapor cuando este espacio se encuentra saturado recibe el nombre de "presión de vapor". La presión de vapor de cualquier sustancia depende de la temperatura. A temperaturas elevadas un mayor número de moléculas tiene suficiente energía cinética para escapar de la superficie líquida y pasar a la fase de vapor. En consecuencia, el equilibrio se alcanzará a una presión más elevada. Puesto que la altura de la columna está sobre el nivel del agua entonces: Patm = P’ + Pv + h/13.6 Patm = presión atmosférica (748 mm Hg para la Cd. de Montería). P’ = presión del gas dentro del recipiente. Pv = presión de vapor de agua. h = altura de la columna de agua dentro de la probeta (mm). 13.6 se utiliza para convertir los mm de agua en mm de mercurio. De acuerdo con la temperatura a la que realizó el experimento, seleccione la presión de vapor de agua correspondiente.

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PRESIÓN DE VAPOR DEL AGUA Temperatura (ºC) Presión (mmHg) Temperatura (ºC) Presión (mm Hg)

0. 4.6 23. 21.4 1. 4.9 24. 22.4 2. 5.3 25. 23.8 3. 5.7 26. 25.2 4. 6.1 27. 26.7 5. 6.5 28. 28.3 6. 7.0 29. 30.0 7. 7.1 30. 31.8 8. 7.8 35. 42.2 9. 8.6 40. 55.3 10. 9.2 45. 71.9 11. 9.8 50. 92.5 12. 10.5 55. 118.0 13. 11.2 60. 149.4 14. 12.0 65. 187.5 15. 12.8 70. 233.7 16. 13.6 75. 289.1 17. 14.5 80. 355.1 18. 15.5 85. 433.6 19. 16.5 90. 525.8 20. 17.5 95. 633.9 21. 18.7 100. 760.0 22. 19.8 105. 906.1

3. EQUIPO Y REACTIVOS 1 Tubo de ensayo grande con desprendimiento lateral y tapón. 1 Pedazo de manguera 1 Probeta de 100 mL 1 Vaso de precipitado de 250 mL 1 Soporte con pinza 1 Balanza analítica 1 Frasco lavador 1 Espátula 1 Termómetro de -10ºC a 100ºC 1 Tapón horadado 1 Jeringa de 5 mL (Traerla el estudiante) 1 Regla (Traerla el estudiante) 1 pedazo de lija de agua (Traerla el estudiante) Alambre de cobre medio grueso (Traerlo el estudiante) Cinta de magnesio Soluciones de ácido clorhídrico de 7 M y 3 M. Bicarbonato ácido de sodio

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4. PROCEDIMIENTO Parte I: Procedimiento experimental para obtención de hidrógeno. 1. Registre todos sus datos en la tabla 1. 2. El equipo que debe montar se muestra en la figura 1. 3. Proceda con cada muestra de acuerdo con las instrucciones siguientes. 4. Obtenga cuatro trozos de cinta de magnesio de 3, 4, 5 y 6 cm de longitud. Limpie cada trozo con una lija de agua con el objeto de eliminar el óxido presente en la superficie. 5. Determine la masa de cada trozo con una precisión de 0.001 g. 6. Pase el alambre de cobre a través del orificio de un tapón de hule y atórelo. 7. Doble la cinta de magnesio por la mitad sobre el extremo libre del alambre de cobre y enrede dicho alambre formando una pequeña jaula. Ésta debe entrampar por completo a la cinta para evitar que caiga al fondo de la probeta. 8. En un vaso de precipitados de 250 mL ponga alrededor de 100 mL de agua. 9. En una probeta de 100 mL ponga 10 mL de disolución de ácido clorhídrico 7 M. Llene con agua y tape con el tapón horadado previamente preparado. La cinta debe estar aproximadamente a 7 cm del tapón. 10. Gire la probeta y sumérjala boca abajo en el vaso con agua. Al entrar en contacto el ácido con la cinta comienzan a reaccionar de forma instantánea; para evitar la salida del gas tape el orificio del tapón con su dedo pulgar. Sostenga la probeta con la pinza y deje reaccionar todo el magnesio. 11. Registre el volumen de la mezcla gas-vapor de agua. 12. Registre la altura de la columna de agua en la probeta tomando como límite inferior la superficie del agua contenida en el vaso de precipitados. NO MUEVA LA PROBETA ANTES DE TOMAR DICHA LECTURA PORQUE ENTRA AGUA. 13. Registre la temperatura del sistema.

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Tabla 1.

Long. de la cinta (cm)

Masa de la cinta (g)

Vol de hidrógeno obtenido

(mL)

Diferencia de altura del

nivel de agua (mm)

Vol de H2 a condiciones

normales

Temperatura de trabajo ________ºC y ___________K Presión de trabajo ___________ mm Hg

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5. CÁLCULOS Y RESULTADOS Cálculos y cuestionario 1 1. ¿Se obtuvo el mismo volumen de hidrógeno con las diferentes muestras de cinta? ¿Por qué cree usted que esto sucede? 2. ¿Cuál es el reactivo limitante en cada uno de los experimentos realizados? Justifique su respuesta. 3. ¿Existe alguna relación entre el volumen de hidrógeno obtenido y la masa de magnesio utilizada? Responda a esta pregunta con base en el estudio gráfico de estas dos variables. 4. ¿Por qué cree que se eligieron esos tamaños de cinta? Dé su respuesta basándose en el volumen de gas obtenido. ¿Qué volumen aproximado esperaría encontrar con una cinta de 25 cm? 5. ¿Es el volumen una propiedad extensiva o intensiva? Justifique su respuesta. 6. La cinta de magnesio tuvo que limpiarse antes de que se llevara a cabo la reacción. Si esto no se hubiera hecho y el óxido de magnesio hubiera estado presente, ¿usted cree que el volumen de hidrógeno generado hubiera sido mayor o menor que el valor obtenido? Justifique su respuesta. 7. Calcule la presión que ejerce el hidrógeno en la probeta. Haga las correcciones de presión debidas a que el gas cuyo volumen se determinó es una mezcla de hidrógeno y de vapor de agua y a que el agua de la probeta y del vaso de precipitado se encuentran en diferentes niveles. 8. Calcule para cada experimento la temperatura absoluta del sistema (K). Registre sus resultados en la tabla 1. 9. Calcule para cada caso el valor correspondiente al volumen de hidrógeno en condiciones normales de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 oC). Registre sus resultados en las tablas 1 y 2. 10. Registre los resultados de los cálculos siguientes en la tabla 2. 11. Con base en la reacción efectuada, calcule la cantidad de magnesio (en moles), que corresponde estequimétricamente al volumen de hidrógeno generado. ¿Por qué no hay diferencia entre este valor y el que usted utilizó experimentalmente? 12. Considere la cantidad de magnesio utilizada para calcular el valor del volumen molar del hidrógeno.

Tabla 2. Masa de la cinta de Mg

Vol de H2 experimental

Moles de H2 a CNPT

Moles de Mg (en función del H2 generado)

Presión de H2

Vol de H2

en condiciones normales (mL)

Vol molar

(g) (mol)

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Parte II: Procedimiento experimental para obtener dióxido de carbono. 1. Realice un experimento similar utilizando NaHCO3 sólido y los volúmenes indicados de HCl 2 M. 2. Pese las cantidades de bicarbonato sólido indicadas en la tabla 3 y colóquelas en un tubo de ensayo adaptado con un tubo de desprendimiento. 3. Llene completamente una probeta de 100 mL de capacidad con una disolución saturada de NaCl e inviértalo en un vaso de precipitados que contenga la misma disolución. 4. Coloque la terminal del tubo de desprendimiento dentro de la probeta. Vea la figura 2. 5. Añada con una jeringa 2 mL de HCl 2 M y espere a que se desprenda el gas. 6. Mida el volumen de CO2 desprendido. Registre la diferencia de altura de los niveles de agua.

Figura 2.

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Cálculos y cuestionario 2 1. Haga las correcciones de presión correspondientes. 2. Calcule los volúmenes correspondientes en condiciones normales. 3. Complete la tabla 3 para los cinco volúmenes propuestos. 4. ¿Por qué se utiliza una disolución saturada de NaCl?

Tabla 3 Masa de la

NaHCO3

Vol de CO2 en

condiciones Laboratorio

(mL)

Diferenci de altura del nivel de agua (mm)

Presión de CO2

Vol de CO2 en

CN

Moles

de CO2

Vol molar (mL/mol)

(g)

(mol)

0.05 0.10 0.15 0.20 0.25 Cuestionario final 1. ¿Encuentra diferencias significativas entre los volúmenes molares del CO2 y el H2? 2. ¿Cómo varía el valor numérico de la relación de volumen de gas/moles de reactivo limitante (en las mismas condiciones de presión y temperatura) para el hidrógeno y el dióxido de carbono obtenido a través de las siguientes reacciones?

a) Mg + 2HCl MgCl2 + H2 ↑

b) NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2 ↑ 7. BIBLIOGRAFIA 7.1 INVESTIGACION DE SISTEMAS QUIMICOS. Guía para laboratorio. Buenos aires: reverte 1998 7.2 CHANG R. química sexta edición. Mc GRAW HILL. México 1999 7.3 XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- limusa. México. 7.4 GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia ANDER P. Y SONNESA. Principios de química. LIMUSA 7.5 Kennet w. Química General. Mc GRAW HILL. México 1996 PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas.

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PRÁCTICA #5: MASA MOLECULAR DE UNA SUSTANCIA VOLATIL

1. OBJETIVOS 1.1 Determinar la masa molecular de una sustancia líquida volátil desconocida, aplicando la ecuación de estado de los gases ideales.

1.2 Determinar la densidad de una sustancia desconocida en el estado gaseoso, a las condiciones del laboratorio.

1.3 Aplicar los conceptos de Condiciones Normales para el cálculo de moles de una sustancia en estado gaseoso.

2. MARCO TEÓRICO Un modo de determinar la masa molecular de un líquido volátil, consiste en hacer evaporar una muestra del mismo en un recipiente cerrado al cual se le ha abierto un pequeño orificio para que escape parte del vapor hasta que la presión interna del recipiente (debida al vapor que queda encerrado) sea igual a la presión atmosférica (748 mmHg en la ciudad de Montería). Conocidos el volumen, la temperatura y la presión del gas encerrado en el recipiente, se puede entonces determinar la masa molecular del mismo aplicando la Ecuación de Estado para los Gases ideales (¿Qué es un gas ideal?): PV = n R T Donde: P es la presión atmosférica en atmósfera (atm) V es el volumen del recipiente en litros (L) n es el número de moles de la sustancia en estado gaseoso R es la constante para los gases ideales (¿Cuál es su valor y sus unidades?) T es la temperatura absoluta de K, al cual se encuentra la sustancia en estado gaseoso. Para poder hallar la masa molecular recuérdese las siguientes relaciones: n = w/M M = w/n Donde: n es el número de moles de la sustancia en estado gaseoso w es el peso del líquido condensado (igual al gas que e encuentra en el recipiente) M es la Masa Molecular de la sustancia volátil. Si reemplazamos estas expresiones en la ecuación de estado, obtenemos:

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w P V = R T M Y por lo tanto, la masa molecular se puede calcular reordenando la ecuación anterior, de la siguiente manera:

w R T M = P V 3. MATERIALES 2 Termómetros (-10ºC a 100ºC y 150ºC), 1 Soporte Universal, 1 Aro metálico con nuez, 1 Malla de asbesto, 1 Pinza para bureta, 1 Balón de fondo plano de 250 mL, 1 Beaker de 600 mL, 1 Pipeta graduada de 5 mL, 1 Probeta graduada de 100 mL, 1 Triángulo de porcelana, 1 balanza analitica. Traer una lámina de papel de aluminio de mínimo 10 cm de lado y un alfiler. 4. REACTIVOS Hexano (C6H6), Etanol (C2H5OH), Metanol (CH3OH), Acetona (CH3OCH3), Acetato de Etilo (CH3COOC2H5) y muestra líquida problema. 5. PROCEDIMIENTO

5.1 Pese el balón de fondo plano limpio y seco, conjuntamente con un cuadro de aluminio de 4 cm de lado.

5.2 Vierta en el balón unos 3 mL de la sustancia líquida, haga una caperuza con la lámina de aluminio y colóquela en la boca del balón, asegurándose de que quede bien ajustada, perfore la lámina de aluminio con un alfiler.

5.3 Pese todo el anterior conjunto

5.4 Coloque el balón dentro del beaker con agua y sosténgalo con la pinza en el soporte universal (Ver Figura)

5.5 Coloque el termómetro directamente sobre el orificio que hizo en la lámina de aluminio, para detectar la temperatura del vapor que sale en el momento de la ebullición.

5.6 Empiece a calentar todo el sistema

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5.7 Cuando toda la sustancia líquida se haya evaporado, registre la temperatura. Esta será la temperatura a la cual se encuentra la sustancia en estado gaseoso.

5.8 Baje el balón al triángulo de porcelana y espere a que se enfríe a temperatura ambiente. Examine la caperuza para asegurarse de que no hay gotas del líquido en la superficie externa, si las hay séquelas lo mejor posible. Seque completamente el balón.

5.9 Cuando se haya enfriado, pese el conjunto formado por el balón, la sustancia líquida condensada y la caperuza.

5.10 El volumen que aparece registrado en el balón no corresponde al volumen total del recipiente, por tal razón es necesario medir el volumen del balón, utilizando agua y una probeta graduada.

5.12 Repita todo el procedimiento pero esta vez utilizando la muestra problema.

Tomado de: http://www.scribd.com/doc/4990384/metodo-dumas-

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6. CUESTIONARIO 6.1 ¿Cuál es el volumen del vapor a condiciones normales? 6.2 ¿Cuál es el peso del volumen de gas que se encuentra en el recipiente? 6.3 ¿Cómo se utiliza un baño de María, cómo debe ser el punto de ebullición de la sustancia líquida con respecto al baño de María? 6.4 ¿Por qué los cálculos deben hacerse con el condensado y no con la cantidad inicial tomada? 6.5 A partir de la ecuación de estado para gases ideales, deduzca una expresión para determinar la densidad de una sustancia en estado gaseoso. 6.6 Con los datos obtenidos en el experimento calcule la masa molecular de la sustancia y la densidad de la misma en estado líquido y en estado gaseoso a las condiciones del laboratorio. 6.7 ¿Puede determinarse por este método la masa molecular de cualquier líquido? Explique 6.8 explique si el peso molecular de líquido volátil aumenta o disminuye, si en el experimento se presenta una de las siguientes situaciones:

6.8a El balón estaba mojado cuando se inició el experimento 6.8b El líquido estaba impuro y dejó un residuo sólido en el fondo del balón después de evaporarse. 6.8c El balón + vapor condensado se pesó caliente 6.8d Se descuenta el peso del aire contenido en el recipiente

6.9 Explique en forma clara y analizada las semejanzas y diferencias de este método con el método de Dumas 6.10 explique en forma clara y concisa el método de Víctor Meyer. 7. BIBLIOGRAFIA 7.1 BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogota 7.2 CHANG R. química sexta edición. Mc GRAW HILL. México 1999 7.3 XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- limusa. México.

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PRÁCTICA # 6: CURVAS DE CALENTAMIENTO Y DE ENFRIAMIENTO

1. OBJETIVOS

1. Determinar la Temperatura de fusión y de solidificación del naftaleno.

2. Observar el comportamiento de un sólido sometido a calentamiento y de un líquido sometido a enfriamiento.

3. Graficar e interpretar los datos obtenidos al someter a un sólido a calentamiento y a un liquido a enfriamiento.

4. Calcular las capacidades calóricas o calor específico de la naftalina en estado sólido y en estado líquido.

5. Calcular el calor de fusión y de solidificación de la naftalina o "mata polilla".

2. MARCO TEORICO

Sustancias existen indistintamente en estado sólido, líquido o gaseoso, dependiendo del tamaño de sus fuerzas intermoleculares y de las condiciones de temperatura y Presión. Sabemos que e el estado sólido las moléculas están casi en contacto ya que las fuerzas intermoleculares son muy grandes y por lo tanto, su energía cinética es mínima. En estado líquido las moléculas están separadas por distancias del orden de las distancias intermoleculares, o sea, que sus fuerzas intermoleculares son medias y sus moléculas poseen una energía cinética superior a la del estado sólido. En el estado gaseoso las moléculas están bastante separadas y poseen una gran energía cinética, por lo tanto, sus fueras intermoleculares son mínimas. Según lo anterior, para que suceda un cambio de estado es necesario incrementar o disminuir la energía Cinética, esto se logra cambiando la presión o la temperatura. Sin embargo, los cambios de estado se efectúan a presión constante, o sea, variando la temperatura por adición o sustracción de calor, esto produce un aumento o una disminución de los niveles de energía cinética. Cuando a una sustancia se le agrega o sustrae calor pueden suceder dos procesos muy diferentes, uno en dónde la adición o sustracción de calor es detectado por un cambio en la temperatura del sistema y el calor agregado o sustraído se conoce como calor sensible; y el otro proceso en donde a pesar de que se agrega o se sustrae calor no hay cambio en la temperatura, y el calor agregado o sustraído se conoce como calor latente. En el primer proceso el calor agregado o sustraído solo afecta el incremento o disminución de la temperatura, en el segundo proceso el calor agregado o sustraído afecta el estado físico de la sustancia y produce un cambio de estado. La importancia de estos cambios de estado radica en la creación de equilibrios entre dos fases cuando a una temperatura se iguala el número de moléculas que pasan de un estado a otro y viceversa.

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Los cambios de estado en equilibrio son: FUSIÓN Y SOLIDIFICACIÓN: SOLIDO ⇔⇔⇔⇔ LÍQUIDO EBULLICIÓN Y LICUEFACCIÓN: LÍQUIDO ⇔⇔⇔⇔ VAPOR SUBLIMACIÓN Y SUBLIMACIÓN INVERSA: SOLIDO ⇔⇔⇔⇔ VAPOR El proceso de agregar calor a un sistema se conoce con el nombre de calentamiento y se analiza a través de una gráfica DE TEMPERATURA VS TIEMPO conocida como gráfica de calentamiento.

Tomadode:http://www.google.com.co/imgres?imgurl=http://ve.kalipedia.com/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquim

Iniciamos el proceso de calentamiento, agregando calor a una sustancia; que se encuentra a una temperatura T1, por debajo de la Temperatura de fusión de dicha sustancia. En el proceso de calentamiento se encuentran al menos 5 etapas: ETAPA 1: En esta etapa se observa un cambio de T, por lo tanto, es un proceso sensible y la cantidad de calor agregado solamente es utilizado para incrementar la Energía cinética (Ee.) de las moléculas, que es detectado por un incremento de la T. . El calor específico (Cp) de una sustancia en cualquier estado, se define como la cantidad de calor que es necesaria adicionarle a una sustancia para cambiarle la temperatura 1°C. La cantidad de calor agregado al sistema desde el tiempo t0 al tiempo t1 se calcula mediante la siguiente expresión:

Q = m CP(S) ∆∆∆∆T Donde: m es la masa en gramos de la sustancia Cps, es el calor específico de la sustancia en el estado sólido ∆T es la diferencia de temperatura en oC (Tf—TI)

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En la etapa I se agrega calor desde la temperatura T1 hasta la temperatura de fusión Tf de la sustancia, sin que suceda cambio de estado. ETAPA II: En esta etapa no se observa cambio de Temperatura, por lo tanto, es un proceso latente, en donde la cantidad de calor agregado es utilizado para que las moléculas a la temperatura de fusión adquieran la Ec suficiente para alcanzar el equilibrio Sólido ⇔ Líquido. El calor se agrega desde el tiempo t1 hasta el tiempo t2, cuando la ultima molécula en estado sólido pasa al estado líquido. La cantidad de calor se calcula mediante la expresión:

QLf =m ∆∆∆∆Hf Donde: m es la masa en gramos de la sustancia ∆Hf es el calor latente de fusión de la sustancia

El calor latente de fusión ∆∆∆∆Hf se define como la cantidad de calor que es necesario agregarle a un gramo o a un mol de sustancia en el estado sólido para cambiarla al estado liquido a la temperatura constante de fusión y a presión constante. ETAPA III: ES la otra etapa descrita por un proceso sensible; se agrega calor desde Ia temperatura de fusión Tf hasta la temperatura de ebullición Te, durante el tiempo T2 hasta el tiempo T3. En esta etapa no hay cambio de estado. La cantidad de calor se calcula mediante la siguiente expresión;

Qm=m Cp (l)∆∆∆∆T Donde: m es la masa en gramos de la sustancia Cp (l) es el calor específico de la sustancia en el estado líquido ∆T ES la diferencia de temperatura en OC (Te - Tf)

ETAPA IV; Esta es otra etapa descrita por un proceso latente. Aquí el calor agregado es utilizado para cambiar la sustancia en estado líquido al estado de vapor, a la temperatura constante de ebullición, durante el tiempo t3 hasta el tiempo t4. La cantidad de calor agregado es calculada por la expresión:

QLe =m ∆∆∆∆He

Donde: m es la masa en gramos de la sustancia ∆He es el calor latente de ebullición de la sustancia

el calor latente de ebullición (∆∆∆∆He) se define como la cantidad de calor que es necesario agregarle a un gramo o a una mol de sustancia en el estado liquido para que cambie al estado gaseoso, a la temperatura constante de ebullición.

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ETAPA V; Es otra etapa descrita por un proceso sensible, el calor agregado es utilizado para cambiar la temperatura de una sustancia desde la temperatura de ebullición Te hasta la temperatura final Tf, durante el tiempo t1 hasta el tiempo t5. En esta etapa nuevamente no hay cambio de estado. La cantidad de calor se calcula por la expresión:

Qv=m Cp (g)∆∆∆∆T

Donde: m es la masa en gramos de la sustancia Cp es el calor específico de la sustancia en el estado gaseoso ∆T es la diferencia de temperatura en "C (Tf - Te)

La cantidad total de Calor (QT) es la suma de los calores de cada etapa:

QT = Q1+ Q2 + Q3 +Q4...

Si el signo de la cantidad expresada por QT es (+) significa que el sistema absorbe calor, o sea que se está suministrando calor al sistema.

CURVAS DE ENFRIAMIENTO Cuando a un sistema que se encuentra en estado de vapor, se le extrae calor hasta llevarlo al estado sólido, se dice que el sistema se está enfriando y se analiza a través de una curva de enfriamiento, que es totalmente inversa a la Curva de Calentamiento, o sea, se grafica la Temperatura Vs Tiempo, desde una Temperatura inicial Ti del sistema en estado de vapor hasta una temperatura final TF del sistema en estado sólido. En este proceso también se presentan 5 etapas, que son completamente las inversas a las etapas en el proceso de calentamiento, tal como se observan en la siguiente tabla:

PROCESO CALENTAMIENTO ENFRIAMIENTO Q SENSIBLE

I V Q = m CP(S) ∆∆∆∆T

LATENTE (S⇔⇔⇔⇔L) II IV QLf =m ∆∆∆∆Hf

SENSIBLE III III Qm=m Cp(l)∆∆∆∆T

LATENTE (L⇔⇔⇔⇔V) IV II QLe =m ∆∆∆∆He SENSIBLE V I Qv=m Cp(g)∆∆∆∆T

PUNTO DE FUSIÓN Y DE SOLIDIFICACIÓN

El punto de fusión de una sustancia es la temperatura a la cual la sustancia pasa del estado sólido al estado liquido, esta temperatura permanece constante

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mientras dure el proceso de cambio de estado y es la misma a la cual la sustancia pasa del estado liquido estado sólido. (¿Cómo se llama este cambio?). El punto de fusión al igual que el punto de solidificación de una sustancia es una propiedad intensiva característica de ella que sirve para identificarla. Aunque la temperatura de fusión y de solidificación de una sustancia es la misma a determinadas condiciones, la fusión y la solidificación son dos procesos contrarios ya que mientras el primero requiere él suministro de calor, el segundo se realiza con desprendimiento de calor.

Recuerde que la fusión y la solidificación son cambios físicos, mientras que la temperatura de fusión y de solidificación es una propiedad característica de cada sustancia. ,

3. MATERIALES Y REACTIVOS .

1 Vaso de precipitado de 250 mL, 1 Soporte universal, 1 Aro metálico con nuez. 1 Malla de asbesto, 1 Pinza metálica para bureta con nuez, 1 Tubo de ensayo 13x150. 2 Termómetros de -10 a 150 oC, 1 Pinzas para tubo de ensayo, 1 Cronómetro (traer Alumno), 1 Mortero de porcelana con pistilo, 1 Mechero de Bunsen.

4. REACTIVOS 10 a 15 gramos de Naftaleno. 5. PROCEDIMIENTO

5.1. Parte I. Determinar la rata de calor del mechero a gas Ponga a calentar 200 mL de agua de la llave, tome la temperatura al agua tibia y consígnela como To, espere 3 minutos y tome de nuevo la temperatura y consígnela como Tf. 5.2. Parte II: En esta parte observara el comportamiento de la Naftalina al enfriarse. 1. llene las 3/4 partes de un beaker con agua de la llave a temperatura ambiente coloque en un tubo de ensayo 5 g de naftalina previamente pulverizada y sométala a calentamiento suave hasta que se funda. Durante el calentamiento mueva continuamente el tubo de ensayo de tal manera que la llama recorra toda la parte del tubo donde está la naftalina. Introduzca un termómetro dentro de la naftalina liquida y continué calentando hasta que la temperatura esté entre 85°C y 90°C. 2. Divídase ahora el trabajo de la siguiente forma: Un primer estudiante leerá el tiempo cada 30 segundos, mientras que un segundo estudiante anota las observaciones hechas por los demás miembros del grupo. Cuando todo esté listo observe y anote la temperatura de la naftalina. Cuando el estudiante que lee el tiempo lo indique, introduzca rápidamente la mitad del tubo de ensayo en agua y

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sosténgalo en esa posición. Sostenga el termómetro contra una de las paredes del tubo de ensayo casi rozando el fondo del tubo de manera que quede en esa posición cuando la naftalina se haya solidificado. Registre la temperatura cada 30 segundos en una tabla previamente elaborada, hasta que este por debajo de 40°C. 5.3. Parte III: En esta parte se analizara comportamiento del naftaleno al calentarla. 1. Saque el tubo de ensayo con la naftalina sólida del baño de agua, someta el agua del beaker a calentamiento hasta que alcance la temperatura de 90°C. Anote la temperatura de la naftalina solificada. Mida la temperatura con otro termómetro.

2. Cuando el estudiante que tiene el reloj lo indique, sumerja la mitad inferior del tubo de ensayo en el baño de agua caliente. Anote la temperatura de la naftalina cada 30 segundos, en una tabla previamente elaborada, teniendo en cuenta cuando empieza a fundir y cuando se completa el proceso.

3. Cuando todo el sólido se haya desprendido de las paredes del tubo, empiece a mover el termómetro suavemente de arriba hacia abajo. :

De vez en cuando mida la temperatura del agua con otro termómetro. Si esta llega a ser inferior a 850C antes de que se funda el sólido, proceda a calentar el agua para mantener la temperatura entre 85oC y 90oC. Continué moviendo el termómetros suavemente de arriba hacia abajo en el tubo y anotando la temperatura de la naftalina cada 30 segundos hasta llegar aproximadamente a 90°C. 6. CUESTIONARIO

6.1. ¿Cómo son las temperaturas de fusión y de solidificación para una misma sustancia, iguales o diferentes? Justifique su respuesta. ,

6.2. ¿Que efectos tendría un aumento de la cantidad de naftalina sobre la forma de las curvas de fusión y de solidificación? 6.3. ¿Seria correcto hablar de "calor de fusión" o "calor de solidificación" de una sustancia, en lugar de hablar de su "temperatura de fusión" o “temperatura de solidificación”? Justifique su respuesta.

6.4. ¿Cómo serán las temperaturas de ebullición y condensación de una misma sustancia, iguales o diferentes? Si son diferentes, ¿cuál es mayor? ¿Por qué?

6.5. Calcule (min)

)()(

tiempo

ToTfmCpR l −

=

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R: velocidad o rata de calentamiento en cal/min

m : masa del agua en gramos CP (L): Capacidad calórica o calor especifico del agua líquida en Cal/g°C Tf: Temperatura final del agua después de calentarla t minutos To: Temperatura inicial del agua antes de calentarla

6.6. Con base en los gráficos determine: a. Temperatura de fusión de la naftalina b. Temperatura de solidificación de la naftalina c. Cp para la naftalina sólida d. Cp para la naftalina liquida e. Calores sensibles y calores latentes en cada gráfica f. Calor de fusión g. Calor de solidificación 6.7. ¿El tiempo que tarda una sustancia en cambiar de estado depende de la cantidad de masa?

7. BIBLIOGRAFIA 7.1. XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- Limusa. México. 7.2. GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia, ANDER P. Y SONNESA. Principios de química. LIMUSA 7.3. Kennet w. Química General. Mc GRAW HILL. México 1996, PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas

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PRÁCTICA #7: DETERMINACIÓN DE LA VISCOSIDAD DE UNA SOLUCIÓN

1. OBJETIVOS Objetivo General: Determinar la viscosidad de varias soluciones a temperatura constante, a partir de diferentes métodos. Objetivos Específicos: - Hacer las respectivas calibraciones a temperatura constante de los equipos a utilizar. - Medir los tiempos de flujo de las distintas soluciones a temperatura constante, en los diferentes métodos. - Determinar las viscosidades de las distintas soluciones a temperatura constante. 2. MARCO TEORICO: La viscosidad es una propiedad de transporte que mide la resistencia de un líquido o un gas a fluir que depende del transporte de momento en el sistema considerado. El método para determinar viscosidades, así como la selección del viscosímetro más adecuado, depende del sistema y de la presión requerida en la determinación. Los métodos generales que se describen a continuación son aplicables a líquidos newtonianos, es decir a líquidos que cuando están sujetos a flujo laminar (no turbulento), tienen un coeficiente de viscosidad, independiente del gradiente de velocidad. Los métodos más empleados para la determinación de viscosidades se basan en la medida de la velocidad de flujo de un líquido a través de un capilar. Puede utilizarse viscosímetros de tipo Ubbelohde o Ostwald o una bureta con salida capilar. En estos casos, si la temperatura permanece constante, la viscosidad puede calcularse, a partir de la ecuación de Poiseuille, según la cual:

=η

dtVL

ghr

8

4π

Donde:

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r = es el radio del capilar (cm). g = es la aceleración de la gravedad (981 cm/s). h = es la diferencia de altura entre los niveles que determinan la lectura de tiempo de flujo (cm). L = es la longitud del capilar (cm). ρ = es la densidad del liquido (g/mL). t = es el tiempo de flujo (s). η = es la viscosidad del liquido (poise). Para líquidos muy viscosos el paso a través de un capilar se dificulta y se emplea un método basado en la medida de la velocidad con que una esfera de radio y densidad conocidos desciende a lo largo de un cilindro que contiene el líquido de viscosidad desconocida. Se utiliza entonces el equipo conocido como viscosímetro de esfera descendente. En este caso, la determinación de la viscosidad se lleva a cabo empleando la ley de Stokes, según la cual, la velocidad (v) con que cae la esfera a lo largo de un tubo cilíndrico que contiene un liquido es inversamente proporcional a la viscosidad del fluido.

ηρρ gr

V ee2)(

9

2 −=

En esta ecuación ρe y re representan la densidad y el radio de la esfera usada, ρ y η la densidad y la viscosidad del líquido y g la aceleración de la gravedad.

3. MATERIALES Y REACTIVOS:

1 bureta de 25 mL, 2 Beacker de 100 mL, 1 Embudo, 1 Termómetro (-10ºC a 100ºC), 3 Frascos volumétricos aforados de 100 mL, 1 Picnómetro de 10 mL, 1 Beacker de 500 mL, 1 Soporte universal con pinza para bureta, 2 Pipetas de 5 y 10 mL, 1 Balanza analítica, 1 Aguja de jeringa, 1 Cronometro (traer).

Agua destilada, Etanol, Tetracloruro de carbono, Propanol, Tolueno. 4. PROCEDIMIENTO

Como puede apreciarse en las ecuaciones anotadas, la determinación de viscosidades bien sea por el método de flujo a través de un capilar (viscosímetros de Ubbelohde o bureta) o por el método de la esfera descendente, requiere por una parte conocer la densidad del liquido considerado y los valores de algunas constantes características del equipo utilizado. Estas últimas se determinan por

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calibración con uno o más liquido de viscosidad y densidad conocidas a la temperatura de la experiencia. A continuación se describe el procedimiento para la determinación de las viscosidades mediante los tres métodos mencionados y se incluyen en cada caso, algunos sistemas de particular interés. Cada grupo trabajará uno de los sistemas establecidos, lo cual requiere además de las medidas de tiempo de flujo, la determinación de las densidades respectivas (por el método picnométrico). I. Determinación de viscosidades usando el viscosímetro de Ubbelohde. El viscosímetro usado es de nivel suspendido que trabaja bajo el mismo principio del viscosímetro de Oswald, pero la ventaja de ser independiente del volumen del líquido empleado, y además permite obtener muy buena precisión. De ser posible se trabaja a 25,0°C para lo cual se coloca el viscosímetro dentro de un termostato a dicha temperatura. El líquido se adiciona al tubo A. Mediante una pera de caucho y teniendo el tubo E tapado, se hace subir hasta que el menisco quede por encima del nivel D. En ese momento se abre el tubo E con el cual el líquido empieza a fluir libremente. Al pasar el menisco por el nivel D, se empieza a medir el tiempo empleando un cronometro y se registra hasta que el menisco pase por el menisco C. La lectura se efectúa por duplicado en el caso de las mezclas y por triplicado en la calibración con agua. De esta forma se obtiene el tiempo el tiempo que tarda en fluir el volumen de líquido localizado entre las marcas C y D, a través del capilar B a la temperatura de la experiencia. La determinación de la viscosidad requiere conocer muy precisamente la constante del viscosímetro, esto es, longitud y radio del capilar, o bien emplear un liquido de calibración. Debido a que sus propiedades se conocen muy bien, uno de los líquidos mas recomendado es el agua. se efectúa entonces la determinación del tiempo de flujo por triplicado como ya se indicó, o hasta obtener un valor reproducible. Para asegurar la limpieza del equipo debe guardarse con mezcla crómica y enjuagarlo con agua destilada antes de ser usado. Una vez calibrado el equipo se determina el tiempo de flujo de los líquidos puros y de las mezclas las cuales deben prepararse de modo que cubran todo el rango de fracción molar a intervalos de 0,1. Los sistemas que se estudian son etanol-agua o propanol-agua.

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Fig. 1. Viscosímetro de Ubbelohde.

Cálculos: - Determinación de viscosidades usando el viscosímetro de Ubbelohde. La ecuación de Poiseuille puede simplificarse escribiendo:

η = K ρ.t En la cual K representa la constante del viscosímetro, llamada así puesto que su valor solo depende de las características del equipo. Tomando entonces como referencia el líquido de calibración usado, agua en este caso, la anterior ecuación puede representarse así.

OHOHOH t

t

22

*

2ρ

ρη

η =

Con base en el tiempo promedio de flujo medido para el agua, el valor de su densidad y su viscosidad a la temperatura de trabajo y el valor de tiempo de flujo y densidad medidos para cada uno de los líquidos puros y las mezclas estudiadas, calcular su viscosidad. Comparar los valores obtenidos para las sustancias puras con los reportados en la literatura. Construir una grafica de viscosidad en función de la concentración y analizar su comportamiento en término de las características del sistema considerado. II. Determinación de las viscosidades empleando una bureta Se utiliza en este caso una bureta de punta fina (colocar una aguja de jeringa) que actúa como capilar. Debido al volumen tan grande de la bureta (25mL), es

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necesario efectuar la calibración con diversas sustancias de viscosidad y densidad conocida a la temperatura de interés y que cubra todo el rango de tiempo de flujo de los sistemas (puros o soluciones) de viscosidad conocida. La calibración puede hacerse con líquidos puros como agua, etanol, propanol, tetracloruro de carbono, tolueno y cloroformo. Una vez limpia y seca la bureta se determinan los tiempos de flujos entre las marcas de 5 y 20 mL, de las sustancias que se indican en la tabla en la que se dan las densidades y las viscosidad de algunos líquidos a diferentes temperaturas, que pueden ser empleados. Una vez efectuada la calibración se determina en las mismas condiciones (temperatura y volumen entre marcas) el tiempo de flujo de las mezclas de viscosidad desconocida y su densidad se mide si ella no se conoce. - procedimiento para determinar las viscosidades empleando una bureta. Las medidas que se efectúan por el método de la bureta requieren una calibración un poco diferente. 1. Se mide el tiempo de flujo del líquido puro escogido (Agua) al que se le conoce la densidad y la viscosidad a dos temperaturas de trabajo, luego estos valores se introducen en la ecuación:

tt

ρβραη −= ..

y se obtiene los valores de α y de β específicos del equipo que se está utilizando, con lo que se consigue la calibración deseada. 2. Luego se procede a hacer las mediciones de los tiempos de flujo en la bureta previamente calibrada y las densidades (método picnométrico) de las soluciones problemas a las temperatura de trabajo, estas soluciones deben ser preparadas con anterioridad en concentraciones de 0.5 a 4.0 M, incluyendo los puros. Calculo: Con los valores así hallados se procede a determinar la viscosidad relativa y la viscosidad absoluta de las mezclas empleando el agua como líquido de referencia. Construir la grafica de viscosidad relativa contra la molalidad y la viscosidad absoluta de las mezclas en función de la fracción molar a las temperaturas de trabajo y analizar su comportamiento.

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III. Determinación de viscosidad por el método de la esfera descendente Este viscosímetro se utiliza generalmente para la determinación de la viscosidad de fluidos muy viscosos, para los cuales no resultan apropiados los métodos en que el líquido fluye a través de un capilar. Se considera que si un cuerpo esférico de un material que no se solubilice ni reaccione con el líquido a medir, se deja descender lentamente a lo largo de un cilindro que contiene el fluido en cuestión, el flujo que se logra es de naturaleza laminar. Se coloca el liquido en un cilindro graduado que posee una tapa en la que se ha colocado un tubo a través del cual se hace pasar la esfera a fin de caiga verticalmente y un termómetro para registra la temperatura. La esfera que es utiliza puede ser de vidrio o acero y su radio se escoge de modo que la velocidad de descenso sea lenta. Es necesario conocer tanto el radio como su densidad. La esfera se deja caer y se lee el tiempo que tarda en pasar entre dos marcas previamente realizada. La experiencia se repite dos veces más a fin de obtener datos reproducibles. Como en los casos anteriores, es necesario conocer la constante del viscosímetro, o bien efectuar una calibración. Esta última se lleva acabo utilizando líquidos de densidad y viscosidad conocida y midiendo el tiempo que tarda la esfera en atravesar las marcas. Se deben emplear líquidos de calibración que tengan viscosidades próximas a la del líquido estudiado. Para la calibración uno o dos mezclas de glicerina y agua cuya concentración se indicara teniendo en cuenta las características de la esfera usada. El sistema a estudiar será sacarosa-agua. Calculo: Determinación de viscosidad por el método de la esfera descendente La ecuación de Stokes, usada en este caso puede simplificarse reuniendo todas las características del viscosímetro en una constante K de este modo se obtiene:

η = K (ρe – ρ) t

siendo t el tiempo en que se desciende la esfera entre las marcas establecidas ρe la densidad de la esfera y ρ la densidad del liquido usado. Al emplear un líquido de calibración puede obviarse la determinación de la constante, ya que la viscosidad puede calcularse a partir de la ecuación.

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rre

e

r t

t

)(

)(

ρρρρ

ηη

−−=

Donde el subíndice r se refiere al líquido de referencia usado en calibración. La densidad de la esfera puede hallarse conociendo su peso y el volumen respectivo. Este último puede determinarse a partir del diámetro de la esfera. Calcular la viscosidad de las mezclas estudiadas y comparar su valor con los datos de la literatura. Fig. 2. Viscosímetro de esfera descendente.

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Tabla 1. Viscosidad y densidad de algunos líquidos puros adecuados para la calibración.

Líquidos puros

T (°c) η (cps) ρ (g/mL)

Agua 20 1,0020 0,9982 Agua 25 0,8903 0,9970

Etanol 20 1,190 0,7894 Etanol 25 1,078 0,7850 CCl4 20 0,971 1,5940 CCl4 25 0,917 1,5844

Propanol 20 2,261 0,8038 Propanol 25 1,972 0,7998

Cloroformo 20 0,542 1,4799 Acetona 25 0,304 0,7844 Tolueno 20 0,587 0,8670 Tolueno 25 0,552 0,8623

5. CUESTIONARIO: 1. Menciones los factores que pueden afectar la determinación de la viscosidad y como lo afectan? 2. Consultar el valor de la viscosidad para varios aceites lubricantes y comestibles. Porque los primeros son mas viscosos? 3. Qué aplicaciones tiene la determinación del coeficiente de viscosidad. 4. Qué métodos y equipos se utilizan a nivel industrial para determinar la viscosidad de una sustancia y con qué fin la determinan. 5. Consultar cual de los métodos descritos en la práctica es más preciso y por qué?. 6. Investigue las tipos de viscosidad que existen y defínalas.

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6. BIBLIOGRAFIA 1. GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia, ANDER P. Y SONNESA. Principios de química. LIMUSA 2. Kennet w. Química General. Mc GRAW HILL. México 1996, PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas. 3. MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. Limusa Wiley. 4. CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976. 5. LEVINE, Ira N. Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996.

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PRÁCTICA # 8: EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA SOLUBILIDAD

1. OBJETIVOS 1.1 Estudiar el efecto de la temperatura sobre la solubilidad de una sustancia en agua. 1.2. Representar gráficamente las mediciones de la solubilidad a diferentes temperaturas. 2. MATERIALES Y REACTIVOS 1 Tubo de ensayo grande, 2 Termómetros, 1 Agitador de alambre, 1 Soporte metálico, 1 Gradilla para tubos de ensayo, 1 Espátula metálica, 1 Agitador de vidrio, 1 Mechero de Bunsen, 1 Balanza analítica, 1 Vidrio reloj, 1 Pipeta graduada de 5 mL, 2 Papel filtro, Agua destilada, Clorato de Potasio, Cloruro de Amonio. 3. MARCO TEORICO. Cuando se trata de sustancias parcialmente solubles entre sí, si se añade una pequeña cantidad de soluto a una porción de disolvente, se encontrará que el proceso de disolución se efectúa con relativa facilidad. Al seguir añadiendo soluto se notará que la disolución de este se dificulta. Llegará el momento en que la solución no admitirá más cantidad de soluto si la temperatura no cambia, quedando una porción de soluto sin disolver. Esta solución se conoce como "Solución Saturada". Sin embargo, en la mayoría de los casos, si se calienta la solución se observará que el exceso de soluto sin disolver pasará al seno de la solución. Esto quiere decir que la solubilidad del soluto aumentó, en este caso, con el aumento de la temperatura. Se entiende por solubilidad la concentración de soluto en una disolución saturada, a una temperatura dada. La solubilidad se expresa generalmente como gramos de soluto en 100 gramos de disolvente: (g soluto /100g solvente). Cuando una solución contiene mayor cantidad de soluto que una saturada a la misma temperatura, la solución está sobresaturada. Esta solución puede obtenerse calentando una solución saturada que contenga un exceso de soluto, hasta que dicho exceso se disuelva. Luego se enfría la solución suavemente. En este caso en la solución se presenta un equilibrio inestable, para que precipite el exceso de soluto basta con agitar la solución o "sembrar" un pequeño cristal de soluto.

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4. PROCEDIMIENTO 4.1 Armar el montaje de acuerdo a las instrucciones dadas por el profesor o el auxiliar; el termómetro se introduce en uno de los orificios del tapón de modo que el bulbo quede a 2 cm del fondo del tubo. Para preparar el agitador de alambre, hacer una gaza en un extremo, algo menor que el diámetro interior del tubo y pasar el otro extremo por el segundo orificio del tapón. El anillo del alambre debe estar alrededor del bulbo del termómetro. 4.2 Pesar exactamente 2.5 g de KClO3 y transferirlos al tubo. Agregar 5.0 mL de agua destilada. Calentar el tubo de ensayo y su contenido, agitando mientas se calienta. Continuar calentado hasta que se haya disuelto la sal. Suspender el calentamiento y continuar agitando. Observar cuidadosamente la solución, cuando aparezcan los primeros cristales anotar la temperatura de la solución. 4.3 Enfriar el tubo de ensayo a la temperatura ambiente y añadir 1.0 mL de agua destilada. Repetir el ciclo de calentamiento y enfriamiento, anotando la temperatura de cristalización. 4.4 Repetir el procedimiento añadiendo 1.0 mL de agua cada vez hasta que el volumen total de agua sea de 13 mL. 4.5 Al final, dejar enfriar y filtrar para recuperar el soluto. 5. CUESTIONARIO. 5.1 Tomando como densidad del agua 1,0 g/mL convertir la concentración de la solución a g de soluto / 100 g de H2O en cada uno de los ensayos. 5.2 Construir una gráfica de solubilidad vs. Temperatura. Colocar en el eje x la temperatura y en el eje y la solubilidad. Utilizar papel milimetrado. 5.3 Mencionar tres causas de error en este procedimiento o experimento. 5.4 Plantear sugerencias para mejorar esta experiencia. 5.5 De la gráfica obtenida calcular la solubilidad del KClO3 a 15ºC, a 35º C, a 55ºC y a 75ºC. 5.6 Consultar gráficas relacionadas con el efecto de la temperatura sobre la solubilidad para sustancias como: C12H22O11, KNO3, CaCl2, Na2SO4, NaCl, KCl, NH4Cl, KOH, NH4NO3, Ce2(SO4)3, KF, KOH, BaBr2, KBr, BaCl2, CuSO4, Li2SO4, NaNO3, HCl, SO2, HgCl2, K2SO4, entre otras. Hacer un análisis general de las gráficas y elaborar conclusiones al respecto.

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6. BIBLIOGRAFIA 6.1 BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogota 6.2 CHANG R. química sexta edición. Mc GRAW HILL. México 1999 6.3 XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- limusa. México. 6.4 GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia ANDER P. Y SONNESA. Principios de química. LIMUSA 6.5 Kennet w. Química General. Mc GRAW HILL. México 1996

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PRÁCTICA #9: CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES

1. OBJETIVOS: 1.1 Preparar soluciones conociendo su concentración. Dada una solución problema, determinar experimentalmente su concentración y expresarla en diferentes unidades. 1.3 Estandarizar, valorar o titular soluciones preparadas usando un proceso de neutralización. 2. MATERIALES Y REACTIVOS 1 Matraz aforado de 250 mL, 2 Matraces aforados de 100mL, 1 Balanza analitica, 1 Erlenmeyer de 250 mL, 1 Pipeta de 2 mL, 1 Pipeta de 5 mL, 1 Pipeta de 10 mL, 2 Vidrios de reloj, 1 Beacker de 400 mL, 1 Beacker de 250mL, 2 Beacker de 100 mL, 1 Estufa, 1 Mechero de Bunsen, 2 Soportes universal, 1 Aro metálico, 1 Malla metálica con asbesto, 1 Embudo de vidrio, 1 Cápsula de porcelana, 1 Crisol de porcelana, 1 Espátula metálica, 1 Probeta de 50 mL, 1 Pinza para crisol, 1 Termómetro de -10 a 110 ºC, 1 Pinza para bureta, 2 Erlenmeyers de 100 mL, 1 Agitador de vidrio, 1 Probeta de 50mL. Papel de filtro, Agua destilada, Cloruro de sodio (s), Hidróxido de sodio (s), Ácido clorhídrico concentrado, Ácido clorhídrico 0.1 N, Fenolftaleína en solución. 3. MARCO TEORICO. Mezcla es la unión de dos o más sustancias no enlazadas químicamente y por lo tanto sin relación definida de peso. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Las mezclas homogéneas constan de una sola fase y denominan soluciones. Las mezclas heterogéneas constan de dos o más fases y sus componentes pueden diferenciarse visualmente. Las soluciones pueden ser líquidas, sólidas o gaseosas. Las líquidas se forman al disolver (dispersar hasta el tamaño molecular o iónico) una sustancia en un líquido. Cuando se trata de preparar una solución a partir de un soluto sólido puro, se puede calcular el peso del soluto que necesita usando la siguiente fórmula.

Wg = Vl x PM x M (1) Donde: Vl = Volumen de la solución en litros, M = Molaridad de la solución, PM= Peso molecular del soluto, Wg = Peso del soluto en gramos. Si la concentración de la solución se expresa en Normalidad la fórmula a usar es:

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Wg = Vl x N x Pequiv. (2) Donde:

N = Normalidad de la solución = Peso-equivalente gramo del soluto/ volumen de la solución expresado en litros. La neutralización es una reacción ácido - base en la cual el # de equivalentes de ambas sustancias es igual. La verdadera reacción de neutralización sucede entre los iones hidrógeno del ácido y los iones hidróxido de la base.

H3O+ + OH- 2HOH Una solución de concentración conocida se llama solución valorada. La TITULACIÓN o valoración es un proceso de adición de volúmenes medidos de una solución valorada, a otra no valorada. El propósito es determinar la concentración de la solución no valorada. El instrumento utilizado en la titulación es la bureta. Se puede calcular la concentración de la solución problema en una titulación ácido - base, usando la fórmula.

VA x NA = VB x NB (3) Donde VA = Volumen de ácido, NA = Normalidad del ácido y VB = Volumen de la base, NB = Normalidad de la base El punto final de la titulación se obtiene usando un indicador apropiado, el cual tiene la propiedad de cambiar de color según que la solución sea ácida o alcalina. 4. PROCEDIMIENTO 4.1. PREPARACION DE SOLUCIONES Y DETERMINACION DE SU CONCENTRACION. 4.1.1. Pesar exactamente 5,85g de NaCl y llevarlos a un Beaker pequeño, adicionar agua hasta la disolución completa. Pasar esta solución a un matráz aforado de 100 mL. Enjuagar el Beaker, teniendo cuidado de Vertir el agua de enjuague al matráz. Finalmente, agregar agua destilada hasta que el nivel de la solución llegue al aforo. Rotular esta solución como la Nº 1 4.1.2. Tomar 10 mL de la solución Nº 1 y transferirlos a un matráz de 250 mL. Adicionar agua destilada hasta el aforo. Esta es la solución Nº 2, rotularla. 4.1.3. Pesar conjuntamente un vaso de precipitados de 100 mL y un vidrio de reloj limpio y seco. Vertir sobre el vaso de precipitados 5 mL. de la solución Nº 1 (a la cual llamaremos muestra problema ). Pesar ahora todo el conjunto.

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4.1.4. Evaporar el solvente colocando el vaso de precipitados sobre la malla y calentando lentamente, hasta que la sal y todo el sistema estén completamente secos. Dejar enfriar y pesar de nuevo. Finalmente, repetir la última pesada dos veces más. Datos: - Peso del vaso + vidrio de reloj : _______g - Peso del vaso + vidrio de reloj + 5 mL de solución : _______g - Peso de los 5 mL de solución : _______g - Peso del vidrio + vidrio de reloj + sal seca : _______g - Peso de la sal seca : _______g - Peso del agua evaporada : _______g Cálculos: - Molaridad de las soluciones Nº.1 y Nº.2 - Normalidad de las soluciones Nº.1 y Nº.2 - Porcentaje en peso de la muestra problema - Molaridad de la muestra problema (compare con la S Nº.1) - Molalidad de la muestra problema - Normalidad de la muestra problema - Fracción molar de la muestra problema - Densidad de la muestra problema. 4.2 PREPARACION DE UNA SOLUCION SATURADA DE CLORURO DE SODIO Y DETERMINACION DE SU CONCENTRACION Medir con una probeta graduada 25 mL de agua destilada, verterla en un vaso de precipitados de 100 mL y agregar lentamente cloruro de sodio hasta que no se disuelva más. En este punto la solución se encuentra saturada. Agregar un poco más de soluto. Determinar la temperatura de la solución; filtrar y determinar la concentración, siguiendo los siguientes pasos: 4.2.1. Pesar conjuntamente una cápsula de porcelana y un vidrio de reloj limpio y seco. 4.2.2. Adicionar a la cápsula 5 mL de la solución saturada y tapar con el vidrio de reloj. 4.2.3. Pesar todo el conjunto. 4.2.4. Someter a calentamiento lento, hasta que la sal esté completamente seca. 4.2.5. Dejar enfriar y pesar nuevamente todo el conjunto. 4.2.6. Repetir el calentamiento, enfriamiento y pesada, hasta que se obtenga un peso constante.

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Datos: - Peso de la cápsula + vidrio de reloj : _______g - Peso de la cápsula + vidrio de reloj + 5 mL de solución : _______g - Peso de los 5 mL de solución : _______g - Peso de la cápsula + vidrio de reloj + sal seca : _______g - Peso de la sal seca : _______g - Peso del agua evaporada : _______g Con los datos obtenidos, calcular la concentración de la solución saturada de cloruro de sodio expresada en: % (P/P), %(P/V), XNaCl, XH2O, ppm, M, F, m, N, gNaCl/ 100g H2O 4.3. TITULACION DE UNA SOLUCION. 4.3.1. PREPARAR 100 mL DE SOLUCIÓN ACUOSA DE HIDRÓXIDO DE SODIO (NaOH) 0,1 N. 4.3.1.1. Según la teoría calcule el peso del NaOH puro, necesario para preparar 100 mL de solución 0.1.N. 4.3.1.2. Pese esta cantidad a un vidrio de reloj. (Pese lo más rápidamente posible). 4.3.1.3. Pase el NaOH a un Beacker pequeño. 4.3.1.4. Disuelva el hidróxido de sodio en más o menos 30 mL de agua destilada. 4.3.1.5. Transfiera ahora el contenido del Beacker a un matráz aforado de 100 mL. 4.3.1.6. Enjuague el Beacker y el vidrio de reloj varias veces, con H2O destilada. El agua de lavado debe transferirse al matráz. 4.3.1.7. Complete con agua, el volumen del matráz hasta el aforo. 4.3.1.8. Tape el matráz, agítelo suavemente, rotúlelo y guarde esta solución. 4.3.2. PREPARAR 100 mL DE HCl 0,1 N. ESTA SOLUCIÓN SE PREPARA A PARTIR DEL HCL CONCENTRADO. 4.3.2.1 Con el uso de la ecuación 2, calcule el peso de HCl puro necesario para preparar la solución. 4.3.2.2. Como el HCl concentrado es de 36% p/p de pureza, calcular el peso de este ácido que contiene la cantidad de HCl puro, calculado en el inciso 1. 4.3.2.3. Sabiendo que la densidad del ácido concentrado es de 1.18 g/mL calcular qué volumen de ácido concentrado corresponde al peso calculado en el inciso anterior. 4.3.2.4. Con una pipeta medir el volumen anterior y transferirlo directamente a un matráz de 100 mL. 4.3.2.5. Completar con agua hasta el aforo. 4.3.2.6. Tapar, agitar, rotular y guardar esta solución.

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4.3.3. TITULACIÓN DE LAS SOLUCIONES PREPARADAS. En esta parte de la experiencia se va a valorar las soluciones de HCl y NaOH preparadas anteriormente. Para esto se cuenta con los siguientes materiales: Soluciones de NaOH y de HCl preparadas anteriormente, soluciones estándar de HCl 0,1 N suministrada por el auxiliar, bureta con soporte y pinza, erlenmeyers, fenolftaleína. 4.3.3.1. Enjuagar la bureta con un poquito de solución de NaOH 4.3.3.2. Llenar la bureta con solución de NaOH. Abrir y cerrar rápidamente la válvula de la bureta con el fin de que no quede aire en la válvula. 4.3.3.3. Completar el volumen de la bureta con solución de NaOH 4.3.3.4. Colocar 15 mL de HCl 0,1N estándar, en un Erlenmeyer. 4.3.3.5. Agregar dos o tres gotas de fenolftaleina al HCl del Erlenmeyer. 4.3.3.6. Comenzar a titular lentamente hasta que la solución del Erlenmeyer tome una ligera coloración rosada que perdure por más de 30 segundos (agitar la solución del Erlenmeyer mientras titula), calcular la normalidad del NaOH preparado usando la ecuación (3). Titulación de la solución de HCl preparada. Ya se conoce la concentración real de la solución de NaOH. Esto sirve para calcular la concentración de HCl, proceder así: a. Completar el volumen de la bureta con el NaOH b. Colocar en el Erlenmeyer 15 mL de solución de HCl preparado en el laboratorio. 3 , 4, 5 y 6. Continuar el procedimiento indicado en la parte anterior. 5. PREGUNTAS Y EJERCICIOS 5.1 Consultar que es un indicador 5.2 Dar una lista de 5 indicadores ácido - base indicando su rango de viraje y sus colores característicos. 5.3 De la etiqueta de un frasco de H2SO4 concentrado tomar los datos necesarios para calcular su molaridad. Describir el procedimiento que se realizaría para preparar una solución 1N de H2SO4. 5.4 Exactamente cuál es el punto final de una reacción de neutralización? 5.5 Explicar tres posibles errores del experimento y el efecto que produce cada uno sobre el resultado final. 5.6 Si se disuelven 350 g de H3PO4 del 85% de pureza, con agua hasta completar 10.000 cm3, Calcular: N, M, m, % P/V de la solución resultante si su densidad es de 1.19 g/ cm3, (%P/P). 5.7 Explicar el procedimiento a seguir para determinar la normalidad de un jugo de limón y de una muestra de vinagre. ¿Cómo se determina el porcentaje en peso

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de ácido en cada muestra?, ¿Cuál es el principal ácido componente del jugo de limón y del vinagre respectivamente? 5.8 ¿Por qué las soluciones preparadas de concentración conocida se deben guardar en recipientes herméticamente tapados? 5.9 ¿Una solución saturada es una solución concentrada? 5.10 ¿Como se afectan las propiedades de un disolvente por la adición de n soluto? 5.11 En una mezcla que no contenga agua, en proporción 50:50 en volumen. ¿Quién es el soluto y quien es el solvente? 6. BIBLIOGRAFIA 6.5 Kennet w. Química General. Mc GRAW HILL. México 1996. PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas 6.2 CHANG R. química sexta edición. Mc GRAW HILL. México 1999. 6.1 BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogota. 6.3 XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- limusa. México. 6.4 GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia

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PRÁCTICA # 10: PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES.

PARTE A: DETERMINACIÓN DEL PESO MOLECULAR POR EL MÉTODO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN. 1. OBJETIVOS: 1.1. Determinar el punto de ebullición de un disolvente puro (Te). 1.2. Determinar la variación del punto de ebullición (Te) de este disolvente, por la presencia de un soluto. 1.3. Calcular el peso molecular del soluto. 2. MATERIALES Y REACTIVOS: 1 Tubo de ensayo grande, 2 Termómetros de -10ºC a 110ºC, 1 Tubo de vidrio de 50 cm de longitud, 1 Tapón de corcho bihoradado, 1 Beacker de 400 mL, 1 Soporte universal, 1 Aro metálico, 1 Malla metálica con asbesto, 1 Pinza para condensador, 1 Estufa o plancha de calefacción, 1 Mechero de Bunsen, 1 Vidrio de reloj, 1 Probeta de 50 mL, 1 Espátula metálica, 1 Agitador de vidrio, Balanza analítica, 3 Capilares. Tetracloruro de carbono, Naftaleno, Alcanfor, Azufre, Benceno. 3. MARCO TEÓRICO: De acuerdo con la Ley de Raoult si en 1.000 g de un disolvente se disuelve un mol de cualquier soluto no volátil, no disociable, esto provoca un aumento en el punto de ebullición, que es constante para dicho disolvente. Si se emplean dos moles de soluto en la misma cantidad de disolvente el aumento será proporcionalmente mayor, o sea el doble en este caso. Lo anterior quiere decir que todas las soluciones de un mismo disolvente (acuosas por ejemplo), que tengan la misma molaridad tendrán igual punto de ebullición. Este hecho puede utilizarse para calcular el peso molecular de un soluto desconocido. Cómo se demuestra en teoría, el peso molecular del soluto se puede calcular por la fórmula. 1.000 x Ke x W2 PM = ---------------------------- (Te x W1) Ke = Constante ebulloscópica molal del disolvente. Para el agua Ke = 5,02ºC.Kg/mol. W2 = g de soluto usados en la experiencia W1 = g de disolvente usados en la experiencia Te = Elevación del punto de ebullición, determinada experimentalmente.

Te = Ke. m

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4. PROCEDIMIENTO: 4.1. PREPARACION DE LOS MATERIALES Fabricar capilares de 5 cm de longitud cerrados por un extremo. Se colocan por lo menos 4 de estos tubos capilares, con el extremo abierto hacia abajo, en un tubo de ensayo grande limpio y seco; Armar el montaje de acuerdo a las instrucciones dadas por el profesor o el auxiliar. El fondo del tubo de ensayo debe quedar a unos 3 cm. de fondo del vaso. En uno de los orificios del tapón se introduce un tubo de vidrio de unos 50 cm. de longitud y que salga por debajo de la base del tapón (1 cm.). En el otro orificio se introduce un termómetro de manera que al estar el tapón ajustado en el tubo, el bulbo del termómetro quede a unos 2,5 cm. del fondo del tubo. El segundo termómetro medirá la temperatura del agua del baño. 4.2. DETERMINACION DEL PUNTO DE EBULLICION DEL CCl4 (Te) Retirar el corcho con el termómetro y tubo de vidrio; Verter exactamente 10 mL de CCl4 y ajustar nuevamente el corcho. Colocar cierta cantidad de agua en el Beacker de tal manera que su nivel sea superior al nivel del líquido dentro del tubo de ensayo. Calentar con un mechero de Bunsen hasta alcanzar una temperatura de 88ºC; mantener el calentamiento siempre que la temperatura del agua descienda de 88ºC, pero se deja de calentar cuando la temperatura sobrepase este valor, con este procedimiento se mantiene la temperatura del agua entre 85 y 90ºC. Comenzar la lectura del termómetro dentro del tubo de ensayo en el momento en que se suspendió por primera vez el calentamiento. Se lee a cada minuto a la décima de grado (0.1ºC). Las lecturas se continúan hasta que la temperatura sea prácticamente constante, durante 5 minutos. (La variación debe ser menor de 3 décimas de grado). Se toma el promedio de los últimos cinco valores como el punto de ebullición del CCl4. 4.3. DETERMINACION DEL PUNTO DE EBULLICION DE LA SOLUCION Sacar el tubo de ensayo con el tubo y el termómetro adheridos y enfriarlo en agua corriente. Una vez frío quitar el tapón y añadir 1.5 g de naftaleno (o alcanfor). Montar de nuevo el equipo y determinar el punto de ebullición de la solución, de igual manera que en el paso anterior. Anotar los resultados en la tabla siguiente.

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5. DATOS Y RESULTADOS Lecturas Pto de Ebullición del CCl4 puro

en (ºC) Punto de ebullición de la

Solución en (ºC).

1 2 3 4 5 6 7 8 9

10 Promedio de los 5 últimos valores. Volumen de CCl4 _______________ Peso del CCl4 (d = 1,59 g/mL) _______________ Peso del soluto _______________ Elevación del punto de ebullición _______________ Molalidad de la solución _______________ Moles de soluto _______________ Peso molecular del soluto _______________ 6. CUESTIONARIO. 6.1 Determinar el peso molecular del soluto teniendo en cuenta los resultados del experimento. 6.2 Comparar el PM. Obtenido experimentalmente con el dado por la fórmula molecular del soluto. 6.3 ¿Qué función cumplen los capilares? 6.4 ¿Por qué se empleó tapón de corcho y no de goma? 6.5 ¿Cuál es la función del tubo de vidrio largo? 6.6 ¿Explicar por qué razón el punto de ebullición de la solución es mayor que el punto de ebullición del solvente puro.

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PARTE B. DETERMINACIÓN DEL PESO MOLECULAR POR EL MÉTODO CRIOSCÒPICO.

1. OBJETIVOS 1.1. Determinar el punto de fusión de un disolvente. 1.2. Determinar el punto de fusión de una solución de este disolvente y un soluto no volátil, no disociable. 1.3. Calcular el peso molecular de este soluto. 2. MARCO TEÓRICO. La adición de un soluto a un disolvente hace descender en general el punto de congelación de este. Para un disolvente dado, el descenso del punto de congelación (descenso crioscópico) es directamente proporcional al número, no la clase de moléculas disueltas en una cantidad determinada del disolvente. Se ha determinado experimentalmente que un mol (6.0228 x 1023) de moléculas de cualquier no electrolito disuelto en 1 Kg de agua disminuye su punto de congelación en 1.86ºC; es decir los cristales de hielo empiezan a formarse cuando la temperatura descienda a -1.86ºC. La cantidad en que disminuye el punto de congelación al disolverse 1 mol de un no electrolito en un kg de disolvente se denomina constante crioscópica molal del disolvente. En este caso el disolvente es Naftaleno, cuya Kc. = 6,9. El grado en el que el punto de congelación de un disolvente dado se reduce debido a la presencia de cierta cantidad de un soluto desconocido, puede emplearse para calcular el peso molecular de un soluto. En la experiencia a realizar se va a determinar la masa molecular del S determinando el descenso crioscópico de una disolución en la que se conocen las masas de S y del naftaleno. Del descenso crioscópico determinado, se deduce el número de moles de soluto disueltos en cada 1.000 g de naftaleno. Como se conocen la masa de S que ese número de moles presenta, podrá obtenerse la masa de 1 mol de S. 3. PROCEDIMIENTO 3.1 Pesar con precisión un tubo de ensayo que esté limpio y seco, colocar después en él naftaleno hasta las 3 cuartas partes y volver a pesar. Introducir en el tubo un termómetro y colocar el conjunto en un Beacker con agua. Calentar el baño hasta que el naftaleno empiece a fundir. Enseguida comenzar a anotar la temperatura cada 20 segundos hasta que el sólido funda totalmente y la temperatura aumente. Luego sacar el tubo del baño y empezar a anotar la temperatura cada 20 segundos agitando continuamente hasta cuando la agitación se torne difícil.

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3.2 Posteriormente pesar 1.0 g de S; calentar nuevamente el agua del vaso hasta que el naftaleno funda totalmente y Vertir el S pesado en el disolvente fundido; agitar con el termómetro hasta que se disuelva todo el soluto. Si esto no se consigue, se puede calentar el tubo de ensayo con la mezcla directamente a la llama del mechero. Calentar el vaso con una llama fuerte hasta que el agua alcance una temperatura entre 80 y 85ºC, en ese momento se aparta la llama mientras la temperatura va subiendo gradualmente. A partir de ese momento se aplica una llama pequeña hasta conseguir un fundido transparente. Tener el cuidado de separar el termómetro del tubo en este último caso; tampoco hay que sobrecalentar pues existe el peligro de cada arda el vapor de naftaleno, que es inflamable. Conseguida la disolución total del S en el naftaleno, se determina el punto de solidificación de la disolución en la misma forma que se determinó el del disolvente puro. 4. RESULTADOS Peso del tubo de ensayo _____________ Peso del tubo de ensayo con naftaleno ________________ Peso del naftaleno ________________ Peso del soluto ________________ Punto de congelación de la disolución _________________ Punto de congelación del disolvente _________________ Descenso crioscópico _________________ Masa de S por cada 1.000 g de naftaleno _________________ Masa de un mol de azufre _________________ Fórmula de la molécula de S en solución ___________________ 5. CUESTIONARIO 5.1. Construir una gráfica de calentamiento y una de enfriamiento del naftaleno y de la disolución, en el papel milimetrado (temperatura en función de tiempo). 5.2. Explicar en qué forma podrían afectar las siguientes situaciones el valor calculado del peso molecular. 5.2.1. Perdida de disolvente por volatilización 5.2.2. Perdida de la muestra durante su transferencia al tubo de ensayo. 5.2.3. Las lecturas del termómetro tienen un error de 1ºC en el intervalo de 0ºC a 100ºC. 5.3. ¿Qué significa alotropía? 5.4. ¿Cuáles son las formas alotrópicas del azufre y que nombre reciben? 5.5. ¿Cuál es la fórmula del azufre que usted utilizó en el laboratorio? 5.6. ¿Por qué se tomó naftaleno o alcanfor para esta experiencia y no éter? 5.7. Con los datos obtenidos calcular la concentración de la solución de azufre en naftaleno. En: a). %P/P b). Molalidad c). Molaridad.

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5.8. Determinar el peso molecular del soluto (azufre) 5.9. Explicar por que razón el punto de congelación de la solución es menor que el del solvente puro. 5.10. ¿En los países donde hay invierno, como se aplican las propiedades Coligativas? 6. BILIOGRAFIA 6.1. GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia 6.2. BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogota 6.3. Kennet w. Química general. Mc GRAW HILL. México 1996 PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas

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PRÁCTICA #11: APLICACIÓN DEL PRINCIPIO DE LE CHATELIER A ALGUNAS REACCIONES QUIMICAS REVERSIBLES"

1. OBJETIVO 1.1 Estudiar cualitativamente la reversibilidad de la reacción y aplicar el principio de Le Chatelier a algunas reacciones químicas reversibles. 2. MATERIALES Y RECTIVOS REACTIVOS MATERIALES - K2CrO4 0,1 M 8 Tubos de ensayo - NaOH 0,1 M 1 Gradilla para tubos de ensayo - K2 Cr2O7 0,1 M 2 Pipetas graduadas - Ba(NO3)2 0,1 M 2 Goteros - HCl 0,1 M 1Vidrio de reloj 3. DISCUSION. Una reacción química reversible está en equilibrio cuando las dos reacciones opuestas se verifican a la misma velocidad. Para la reacción:

V1 aA + bB cC + dD (1)

V2 El equilibrio se alcanza cuando V1 = V2. En algunos casos se obtiene el equilibrio cuando casi todo el material de partida ha experimentado cambio químico. En otros casos de reacción reversible se alcanza el equilibrio cuando apenas una pequeña fracción de reactivos ha experimentado cambio. En todos los casos de equilibrio químico las concentraciones de reactivos y productos guardan entre sí una relación constante, que está definida por la Ley de equilibrio según la siguiente ecuación: [C] c. [D]d

Kc = [A] a. [B]b Donde Kc es la constante de equilibrio para la reacción (1), los corchetes representan concentraciones en moles/ litro (M) de reactivos o de productos, elevadas a su respectivo coeficiente en la ecuación (1). Kc es constante (a temperaturas constantes) y no cambia aunque se cambien concentraciones. Esto obliga al equilibrio a desplazarse en uno u otro sentido, cuando se varia una concentración, lo que es en esencia el principio de Le Chatelier.

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El estudio de esta práctica estará dirigido a la ecuación reversible:

OH OCr 2H -2CrO 2-2

72-2

4 +→+ + Ión cromato ión dicromato

Su constante de equilibrio en medio acuoso y a temperatura ambiente es:

[ ][ ] [ ]

14222

42

272 100.3 xHOCr

OCrKc ==

+−

−

La reversibilidad de la reacción se puede estudiar visualmente, aprovechando el hecho de que el ión cromato en solución acuosa es de color amarillo, mientras el ión dicromato es anaranjado. También se estudiará la reversibilidad de la reacción: BaCrO4 (s) Ba2+ (ac) + CrO4

2- (ac) 4. PROCEDIMIENTO 4.1 Equilibrio entre los iones cromato y dicromato en medio acuoso: 4.1a Tome 5 mL de solución 0,1M de dicromato de potasio en un tubo de ensayo rotulado y 5 mL de solución 0,1M de cromato de potasio en otro tubo de ensayo rotulado. Observe cada solución y anote sus características. 4.1b De estas soluciones transfiera 0,5 mL de dicromato de potasio a un tubo de ensayo. Haga lo mismo en otro tubo con el cromato de potasio a cada uno de estos tubos alternadamente adicione gota a gota solución 0,1M de HCl hasta que observe un cambio en cualquiera de las soluciones. Anote las observaciones y guarde estas soluciones para la parte d) del procedimiento. 4.1c Repita la parte b), pero no emplee HCl sino solución 0,1M de NaOH, anote las observaciones y guarde estas soluciones para la parte e) del procedimiento. 4.1d A cada tubo de la parte b) adicione gota a gota alternadamente solución 0,1M de NaOH hasta observar algún cambio. Anote y analice. 4.1e A cada tubo de la parte c) adicione gota a gota alternadamente solución 0,1M de HCl hasta observar algún cambio. Anote y analice. 4.2 Equilibrio entre el cromato de bario y solución acuosa saturada de iones Ba2+. BaCrO4 (s) Ba2+ (ac) + CrO4

2- (ac)

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4.2a Tome 0,5 mL de la solución 0,1M de K2CrO4 en un tubo de ensayo. Adicione dos gotas de solución 0,1M de NaOH, agite. Agregue gota a gota solución 0,1M de Ba(NO3)2 hasta observar un cambio. Observe y anote. Guarde el tubo con su contenido para la parte c. 4.2b Tome 0,5 mL de solución 0,1M de K2Cr2O7 en un tubo de ensayo, adicione dos gotas de solución 0,1M de HCl y agite. Agregue gota a gota solución 0,1M de Ba(NO3)2. Observe y anote, guarde esto para la parte d). 4.2c Al tubo de la parte a) adicione gota a gota solución 0,1M de HCl hasta observar un cambio, anote y analice los resultados. 4.2d Al tubo de la parte b) adicione gota a gota solución 0,1M de NaOH, hasta observar cambio; anote y analice los resultados. 4.2e Coloque en dos tubos de ensayo 0,5 mL de solución 0,1M de K2CrO4 y 0,1M de K2Cr2O7 respectivamente y a cada tubo con solución, adicione 5 gotas (una a una) de solución 0,1M de Ba(NO3)2. Observe, anote y analice. 5. CUESTIONARIO. 5.1 Recordando que en cualquier solución acuosa [H+]/[OH-] = 1.0 x 10-14 analice lo que sucede a la concentración de H+ en equilibrio y que sucede al equilibrio : 2 CrO4

2- + 2H+ Cr2O72- + H2O

Cuando se aumenta la concentración de OH- en solución, al añadir NaOH? 5.2 De acuerdo a 4.2a, 4.2b, 4.2c ¿cuál es más insoluble en agua, el dicromato o el cromato de bario? 5.3 A un litro de solución 0.1M K2CrO4, se le agregan unas gotas de HCl concentrado hasta que el pH de la solución quede en 1.0, calcule la concentración en equilibrio del CrO4

2- y del Cr2O72- . ¿Que concentración es mucho mayor que la otra? ¿De qué color

será la solución obtenida? Asuma que el volumen permanece constante. 5.4 A un litro de solución 0.1M K2Cr2O7 se le agregan gotas de NaOH concentrado, hasta pH = 14. De las concentraciones de equilibrio de CrO4

2- y de Cr2O72- ¿cuál es

mayor? Calcular las concentraciones en equilibrio. De qué color será la solución obtenida. El volumen permanece constante.

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6. BILIOGRAFIA 6.1. GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia. 6.2. BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogota. 6.3. Kennet W. Química general. Mc GRAW HILL. México 1996. PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas.

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PRACTICA #12. MÉTODOS PARA LA DETERMINACIÓN DEL pH.

PARTE A. INDICADORES, HIDROLISIS Y SOLUCIONES BUFFER. 1. OBJETIVOS 1.1 Mediante el uso de indicadores, se determinará el pH de varias soluciones. Se observará la variación de pH por la presencia de un ácido o la presencia de soluciones reguladoras y se compararán con las variaciones producidas en soluciones no reguladoras. 2. MATERIALES Y REACTIVOS 12 Tubos de ensayo, 1 Gradilla para tubos de ensayo, 4 Pipetas graduadas (1 mL, 2 mL, 5 mL y 10 mL), 1 Espátula, 1 Balanza analítica, Frascos volumétricos aforados, 2 Beacker de 100 mL. Solución de NaCl 0,3M, Solución de Na2CO3 0,3M, Solución de CH3COONa 0,3M, Solución de FeCl3 0,3M, Solución de CH3 COOH 0,3M, Solución de HCl 0,1M, Solución de NaOH 0,1M, Solución de Fenolftaleína, Solución de Anaranjado de Metilo, Solución de Rojo de Metilo, Agua destilada. 3. PROCEDIMIENTO 3.1 Dividir los 12 tubos de ensayo en 4 grupos de 3 tubos; en cada grupo distribuir 15 mL de cada una de las siguientes soluciones 0,3M (5 mL en cada tubo): Cloruro de sodio, Carbonato de sodio, Acetato de sodio y Cloruro férrico. Rotular los 12 tubos. Agregar a cada juego de 3 tubos una gota de solución de fenolftaleína, al primer tubo, de rojo de metilo al segundo tubo y de naranja de metilo al tercero. Observar y anotar los resultados en una tabla, deduciendo el pH aproximado (o rango de pH) de cada solución. Los colores característicos de los tres indicadores son: FENOLEFTALEINA: Incoloro a pH< 8, 3 y Rojo a pH > 10 ROJO DE METILO. Rojo a pH < 4.4 y Amarillo de pH> 6.0 NARANJA DE METILO: Rojo a pH <3.0 y Amarillo a pH > 4,4 3.2 En dos tubos de ensayo colocar respectivamente, en el primero 15 mL de ácido acético 0,3 M y en el segundo 7,5 mL de ácido acético 0,3M y 7,5 mL de acetato de sodio 0,3 M. (Qué solución es ésta?).

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Dividir cada una de las dos soluciones en tres tubos de ensayo y mediante indicadores determinar el pH aproximado de cada una de ellas y anotar los resultados en una tabla. ¿Por qué sube el pH después de adicionar acetato de sodio? 3.3 Colocar 5 mL de agua destilada en cada uno de 9 tubos de ensayo. Dividir en 3 grupos de 3 tubos. Agregar a cada uno de los 3 tubos del segundo grupo 1 mL de NaOH 0,1M y a cada uno de los 3 tubos del tercer grupo 1 mL de HCl 0,1M. Determinar el pH aproximado de las 3 soluciones y anotarlo en la tabla de resultados. 3.4 Mezclar 5 mL de ácido acético 0,3M con 5 mL de acetato de sodio 0,3M. De esta solución trasladar 5 mL a otro tubo de ensayo. Al primero agregar 1 mL de NaOH 0,1M y al segundo 1 mL de HCl 0,1M. Repetir el anterior procedimiento 2 veces más. De la misma forma como procedió en los pasos anteriores, determinar el pH aproximado de las 2 soluciones y anotar los resultados en la tabla. Explicar las diferencias de variación del pH entre los 2 últimos pasos. 4. PREGUNTAS 4.1 Elaborar una lista de 10 indicadores estableciendo su rango de viraje 4.2 ¿Qué son soluciones reguladoras? ¿Qué importancia biológica tienen? 4.3 En los procedimientos donde hubo dilución, calcular la nueva concentración de las soluciones. 4.4 Investigue como se prepara un indicador universal. ¿Que clase de sustancias son estas?

5. BILIOGRAFIA 5.1 GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia 5.2 Kennet w. Química general. Mc GRAW HILL. México 1996

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PARTE B. "POTENCIOMETRO E INDICADOR UNIVERSAL" 1. OBJETIVOS 1.1 Adquirir destrezas en el uso de potenciómetro. 1.2 Comparar el pH obtenido para (varias soluciones) usando papel indicador universal y el potenciómetro. 1.3 Observar el efecto amortiguador de las soluciones Buffer. 2. MATERIALES Y REACTIVOS Potenciómetro o pH - metro, Papel indicador universal, 4 Pipetas de 10 mL, 7 Beacker de 50 mL, 1 Beacker de 250 mL, 1 Frasco lavador. Soluciones y sustancias: CH3COOH 0,3 M, CH3COONa 0,3 M, HCl 0,1 M, NaOH 0,1 M, agua destilada. 3. PROCEDIMIENTO 3.1 Instrucciones dadas por el auxiliar referente a los pasos necesarios para calibrar el potenciómetro y su uso. 3.2 Colocar 25 mL de CH3COOH 0,3 M en un beacker de 50 mL. Determinar el pH de esta solución con papel indicador universal y con el potenciómetro. Observar y comparar. 3.3 Mezclar 15 mL de CH3COOH 0,3 M y 15 mL de CH3COONa 0,3 M en un beacker pequeño. Determinar el pH de esta solución por los dos métodos. 3.4 Colocar 15 mL de H2O destilada y 15 mL de HCl 0,1M en un beacker pequeño. En otro beaker mezclar 15 mL de H2O y 15 mL de NaOH 0,1M. En un tercer beacker colocar 25 mL de H2O. Determinar el pH (con papel indicador y con el potenciómetro) a las dos soluciones y al agua del tercer beacker. 3.5 Mezclar 15 mL de CH3COOH 0,3M y 15 mL de CH3COONa 0,3M en un beacker pequeño; adicionar 6 mL de HCl 0,1M. Determinar el pH de esta solución. Anotare y comparar con los resultados obtenidos en 3.3. 3.6 Hacer lo mismo que en el paso anterior, pero en vez de agregar HCl adicionar 6 mL de NaOH 0,1M. Determinar el pH, anotar y comparar con 3.3.

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4. PREGUNTAS 4.1 Calcular la M de las soluciones de HCl y NaOH preparadas en 3.4. 4.2 ¿Cómo está constituida una solución buffer? Dé 4 ejemplos. 4.3 ¿Cuál es la acción de una solución reguladora o buffer? ¿Observó esto en el experimento? Explique brevemente. 4.4 ¿Cómo están constituidos los indicadores universales? 5. BIBLIOGRAFIA 5.1. ANDER P. Y SONNESA. Principios de química. LIMUSA 5.2. CHANG R. química sexta edición. Mc GRAW HILL. México 1999 5.3. XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- limusa. México. 5.4. GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia 5.5. BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogota 5.6. Kennet w. Química general. Mc GRAW HILL. México 1996. PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas

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PRACTICA #13: DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL. 1. OBJETIVOS: 1.1 Con el uso del potenciómetro determinar el pH de varias soluciones de ácido acético. 1.2 Determinar con el potenciómetro el pH de un buffer equimolar de ácido acético - acetato de sodio. 1.3 Calcular a partir de estos datos experimentales, la Ka para el ácido acético. 2. MATERIALES Y REACTIVOS Potenciómetro o pH - metro, 2 Pipetas de 10 mL, 4 Beackers de 50 mL, 6 Matraces aforados de 100 mL, 1 Probeta de 50 mL, Soluciones de CH3COOH 1M, CH3COOH 0,1M, NaOH 0,1 M, y H2O destilada. 3. MARCO TEÓRICO: En la disociación de un ácido débil, la concentración de iones H3O+ depende de la Ka y de la concentración inicial del ácido, a temperatura constante. Este hecho se puede aprovechar para determinar experimentalmente el valor de Ka. Es decir, si logramos determinar el valor de H3O+ (con el uso del potenciómetro a través del pH, es posible calcular Ka). Por ejemplo, para el equilibrio.

CH3COOH + H2O ←→

CH3COO- + H3O+ (1)

La Ley de equilibrio establece que:

[ ][ ]

[ ]+

+−

=OH

OHCOOCHKa

3

33 (2)

Los valores correspondientes al miembro de la derecha de la ecuación (2) se pueden obtener experimentalmente. Por otro lado cuando se trata de soluciones buffer donde las concentraciones del ácido y la sal sean iguales, (H+) es igual a Ka y por lo tanto pH es igual a pka. Esto se puede demostrar usando la ecuación.

pH = pka + log ([Sal]/ [ácido]) (3)

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4. PROCEDIMIENTO 4.1 Colocar 20 o 25 mL de ácido acético 1M en un Beacker pequeño. Mediante el potenciómetro determinar su pH. 4.2 Colocar exactamente 15 mL de ácido acético 1M y diluir con H2O destilada a 30 mL, determinar su pH. 4.3 Colocar exactamente 10 mL de ácido acético 1M en un matráz aforado de 100 mL, diluir con H2O destilada hasta el aforo. Determinar el pH de esta solución. 4.4 Colocar exactamente 5 mL de CH3 COOH 1M en un matráz aforado de 100 mL, diluir con H2O destilada hasta el aforo. Determinar el pH de esta solución. 4.5 Buffer: Colocar exactamente 20 mL de CH3COOH 0,1M y agregar 10 mL de NaOH 0,1 M. Determinar con el potenciómetro el pH del Buffer formado. 5. RESULTADOS Anotar los datos y resultados en una tabla. 6. CALCULOS Y PREGUNTAS 6.1 Calcular la molaridad de las 4 primeras soluciones 6.2 Teniendo en cuenta el pH de esas soluciones calcular sus correspondientes H3O+

OH-. 6.3 Calcular la Ka con cada uno de los 4 resultados anteriores. Hallar el promedio de los 4 valores de Ka 6.4 Con el pH determinado en 4.5 para el Buffer, y con el uso de la ecuación (3) calcular Ka para el CH3COOH 6.5 Comparar los valores obtenidos de Ka con los reportados en la literatura y justificar sus resultados.

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7. BIBLIOGRAFIA 7.1. CHANG R. química sexta edición. Mc GRAW HILL. México 1999 7.2. GARCIA R. AUBAD Y ZAPATA. Ed. cid Medellín-Colombia 7.3. BRICEÑO C Y RODRIGUEZ L. Química general Ed .Educativa. Bogota 7.4. Kennet w. Química general. Mc GRAW HILL. México 1996. PETRUCCI R. H Y HARWOOD W. S. Química general principios y aplicaciones modernas. 7.5. ANDER P. Y SONNESA. Principios de química. LIMUSA 7.6. XORGE A. DOMINGUEZ. Experimento de química general e inorgánica. Noriega- Limusa. México.