Instituto Universitario Politécnico“Santiago Mariño” Extensión Caracas Coordinación de Laboratorios GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL Elaborado y recopilado por: Ing. Marisela González Lic. César Gámez Caracas, Julio de 2010. CONTENIDO PROGRAMÁTICA DEL LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL 1. Conocimiento y manejo del material de laboratorio. 2. Demostración experimental de la conservación de la masa. 3. Cambios físicos y químicos de la materia. 4. Solubilidad de sustancias y dependencia de la temperatura. 5. Concentración de soluciones. 6. Equilibrio Acido - Base. 7. Reacciones de Oxido Reducción. 8. Celdas electroquímicas. 2 3 4 5 o vaso de precipitado o fiola 6 NORMAS GENERALES PARA EL TRABAJO DE LABORATORIO 1. El laboratorio es un sitio de trabajo, como tal exige del alumno una actitud sería, responsable y de gran concentración en lo que está haciendo. 2. Llegar puntualmente al laboratorio. 3. Traer una bata de laboratorio para protegerse de la acción corrosiva de sustancias que usa con alguna frecuencia. 4. Realizar un chequeo minucioso del material de su equipo antes y después de su trabajo para asegurarse de que todo esté en su lugar y en perfectas condiciones. En caso de detectar cualquier anormalidad debe repórtalo de inmediato al profesor. 5. Prestar especial atención a las instrucciones que le imparte el profesor. 6. Al realizar cualquier ensayo siga estrictamente las instrucciones de la Guía Práctica de Laboratorio. 7. Abstenerse de efectuar experiencias no contemplada en la guía ni autorizadas por el profesor. 8. Antes de usar cualquier reactívo lea cuidadosamente su etiqueta para cerciorarse que corresponde exactamente al requerido para el ensayo en cuestión. 9. No toque con las manos ni pruebe el sabor de una sustancia o solución, si no ha sido autorizado por el profesor. 10. Si necesita preparar una solución a partir de un acido concentrado, debe agregar siempre el ácido al agua, nunca invierta el procedimiento. 11. “No utilizar el gotero o la pipeta para extraer directamente muestra de los frascos de reactivo, esta práctica podría contamínalos”. 12. “No devolver los sobrantes de reactivo utilizados a los frascos de origen”. 13. Cuando caliente una sustancia en un tubo de ensayo debe tener cuidado de no dirigir la boca del tubo hacia otras personas porque la ebullición repentina puede arrojar violentamente el contenido y causarles daño de cierta consideración. 7 14. Para probar el sabor de los líquidos, tome una gota con un agitador y llévelo a la punta de la lengua, luego enjuáguese la con agua. 15. Cuando desee conocer el olor de un liquido o vapor, no acerque directamente el recipiente a la cara o viceversa, sino que debe formar una corriente hacia usted, agitando la mano sobre la boca de aquel. 16. No tire desperdicios sólidos en el fregadero, deposítelos en el recipiente dispuesto para tal fin. 17. Si por accidente se derrama ácidos o bases en el mesón o el piso debe proceder a lavar de inmediato con abundante agua. 18. Si sufre alguna quemadura puede tratarlo con una parte de bicarbonato de sodio y azúcar. 8 PLANIFICACIÓN DE LAS PRÁCTICA DE LABORATORIO Para el desarrollo de las prácticas de laboratorio, seguiremos el procedimiento usual que exige el cumplimiento de las etapas o secciones. PRE-LABORATORIO: Persigue fundamentalmente preparar al estudiante para las experiencias a realizar. Este objetivo puede lograrse promoviendo una discusión general sobre el problema planteado en la cual deben intervenir en forma activa los integrantes del grupo. Son muchos y variados los asuntos que pueden tratarse en pre-laboratorio pero el profesor debe orientar la discusión alrededor de los siguientes aspectos. 1. 2. 3. 4. Información, la básica sobre el trabajo a realizar. El profesor debe hacer todo el esfuerzo posible por no dar a los estudiantes demasiada información sobre las experiencias que debe llevare a cabo. Procedimiento a seguir. Tipos de datos que deberá recabar. Teorías de laboratorio. LABORATORIO: n esta etapa del trabajo, los alumnos con las orientaciones recibidas del profesor y las instrucciones que le proporciona la guía, procederán a realizar las prácticas. El profesor limitará su acción a observar atentamente el trabajo que cumplen los alumnos y sólo intervenir en casos necesarios. POS-LABORATORIO: En la etapa final de la práctica de laboratorio, el alumno esta en la capacidad de presentar un informe, la cual realiza los cálculos interpretando según la sección elaborada en dicho laboratorio. El informe elaborado sobre cada práctica, deberá ser presentada al profesor y debe llevar fundamentalmente los pasos siguientes: • • • • • • • Portada Introducción . Marco teórico Procedimiento experimental Datos y resultados Conclusiones Bibliografía NOTA: En el laboratorio se evaluará la asistencia a las prácticas, presentación personal del trabajo práctico, las pruebas cortas y los informes. Además, el laboratorio tendrá un porcentaje evaluativo de la siguiente manera: 20 % por todas las prácticas realizadas en el semestre (incluyendo un promedio de notas tanto de exámenes como de informes). 9 PRÁCTICA N° 1 CONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL DE LABORATORIO OBJETIVOS 1. - Identificar del material de laboratorio de uso más frecuente. 2.-Conocer los pasos básicos para el uso del mechero. 3.- Aplicar normas esenciales para el trabajo con material de vidrio. BASE TEÓRICA Matraz Erlenmeyer, cónico o fióla; se utiliza para disolver sólidos en líquidos, lavar gases, realizar titulaciones y calentar sustancias. Las Buretas sirven para medir líquidos con alta precisión y buena exactitud al realizar titulación de soluciones. El Embudo se utiliza para transvasar líquidos y filtrar. El cilindro graduado se usa para medir volúmenes de líquidos. Al realizar reacciones, ya sean por calentamiento o enfriamiento, el instrumento químico por excelencia es el Tubo de Ensayo. Para preparar volúmenes exactos de soluciones de concentración conocida, se utiliza el Matraz Aforado. El Vaso precipitado es utilizado para calentar, titular y hervir líquidos en disoluciones. En la Pipeta, se miden pequeñas cantidades de líquidos o extraen de los recipientes que los contienen. Otro equipo muy importante es el Embudo Separador, permite separar una mezcla de líquido. Para pulverizar o triturar sustancias sólidas es recomendable utilizar el Mortero con Mazo. La cápsula de porcelana se utiliza para calentar, evaporar, fundir y cristalizar soluciones. El Mechero es la principal fuente de calor en un laboratorio. El Soporte universal, es la pieza básica en el montaje de los sistemas y aparatos, para fijar pinzas y anillos de hierro. Trípode, sobre él se colocan las rejillas metálicas o triángulos para disponer los materiales a calentar. También es muy importante conocer lo que es una Cuba Hidroneumática la cual se utiliza para recoger gases por desalojamiento de agua. Estos son algunos de los instrumentos más utilizados en el laboratorio. Es importante, también conocer las diferentes zonas de la llama, así el estudiante podrá diferenciar y definir cuál es la parte oxidante (donde ocurre la reacción completa); la parte reductora, es donde ocurre la combustión incompleta, y por último, la zona fría que es la parte azul de la llama. 10 MATERIALES Mechero Fósforo Cápsula de porcelana Alambre de hierro Muestra sólida Dos (2) Cilindros graduados de 50 ml Vaso de precipitado Erlenmeyer de 50 ml PARTE EXPERIMENTAL 1. USO DEL MECHERO Los objetivos de este experimento son: a.- Encendido y ajuste del mechero. b.- Conocer las zonas de la llama y tipo de llamas. a- Medir y distinguir las distintas temperaturas de las diferentes zonas de la llama. A. ENCENDIDO Y AJUSTE DEL MECHERO 1. Conecte el mechero a la llave de suministro de gas por medio de una manguera de goma, que esté adaptada a la base del mechero. 2. Asegúrese que esté cerrada la llave de suministro de gas, la válvula reguladora de gas y la entrada de aire. 3. Abra la llave de suministro de gas. 4. Encienda un fósforo y manténgalo lateralmente por encima del tubo del mechero 5. Contrólese la corriente de gas, mediante la válvula reguladora del mechero conserve aún el fósforo encendido sobre el tubo del mechero. 6. Regule la entrada de aire moviendo cuidadosamente el regulador de aire hasta obtener una llama amarilla el cuál indica la necesidad de más aire. Si la llama eleva separándose del mechero redúzcase la corriente de gas. Si la llama hace humo negro o arde en el interior del tubo cerca de ajuste de aire, apague el mechero, déjese enfriar, redúzcase la toma de aire y vuelva a encender el mechero. 11 12 B- ZONAS DE LA LLAMA. TIPOS DE LA LLAMA 1. Observe la llama que se forma cuando cierra completamente las ventanillas para entrada de aire (observe la luminosidad). Anote sus observaciones. 2. En estas condiciones sostenga sobre la llama una cápsula de porcelana, observe el fondo de la cápsula y anote sus observaciones. 3. Observe la llama con abundante entrada de gas y entrada de aire adecuado (observe luminosidad).¿Percibe algún olor?. 4. Observe la llama con entrada de gas y entrada de aire adecuado. Observe sus diferentes zonas. Anote sus observaciones. C- TEMPERATURAS DE LAS DIFERENTE ZONAS DE LA LLAMA Explore las partes de la llama con un alambre de hierro (usando el color de alambre caliente como un termómetro). ¡Recuerde que el hierro es buen conductor del calor!. Suponga estas temperaturas aproximadas (según color que tome el alambre). Rojo Oscuro ....................................... 500 650 °C Rojo Cereza ....................................... 650 755 °C Anaranjado ........... ........................... 750 900 °C Amarillo ............................................ 900 - 1.100 °C Blanco. ......................................... ...Sobre - 1.100 °C 2. MANEJO Y TRABAJO CON MATERIAL DE VIDRIO En la determinación del volumen de un líquido es muy importante considerar la técnica de lectura del menisco (curva de la superficie de un líquido que se produce en respuesta a la superficie de su recipiente). 1. Mide 40 ml de agua en un cilindro graduado. 2. Mida el mismo volumen escogido anteriormente pero en un vaso de precipitado. 3. Transvasa el volumen anterior a un cilindro graduado limpio y seco. 4. Lee el volumen en el cilindro y registra tus datos en tu cuaderno de laboratorio. 5. Repite lo anterior pero con un erlenmeyer y transvasa el contenido al cilindro graduado seco. Anote sus observaciones. 6. Determine la masa de un sólido por la formula d=m/v, donde: d: densidad, m: masa y, v: volumen. 6.1 Identifique la muestra sólida irregular. Determine su masa y registrarla en la tabla. 6.2 Vierta suficiente agua en un cilindro graduado hasta que puedas leer un volumen entre 20 ml y 30 ml. Registra este valor en el cuaderno. 13 6.3. Sumerge con cuidado la muestra sólida (insoluble en agua) en el cilindro con agua. Observa que el volumen del agua aumentará por la presencia del cuerpo sólido por diferencia de lectura conocerá el volumen de este cuerpo sólido. Mide y registra dicho valor. 6.4. Calcula la densidad de la muestra sólida utiliza la siguiente formula: d=m / v, donde d = densidad del sólido, m = masa del sólido y, v = volumen del sólido. 6.5. Repite todos los pasos anteriores con otra muestra sólida. Registra todos los datos en una tabla. 6.6. Compara las densidades de las muestras sólidas. Anota sus observaciones. 6.7. Tomando los valores de densidad de las restantes muestras, clasifícalas en función de su densidad. Anota sus resultados. 14 PRÁCTICA N° 2 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA OBJETIVOS 1. Manejo de la balanza de platillo y/o analítica (digital). 2. Demostración experimental de la Ley de la Conservación de la Masa. BASE TEÓRICA 1. LA BALANZA Cuando se utiliza un instrumento de medida es conveniente conocer la capacidad del instrumento, o sea, la máxima cantidad que se puede medir en él. La balanza en un laboratorio es probablemente el instrumento más importante que ha contribuido al desarrollo de la química como la ciencia cuantitativa. Para calcular la apreciación de un instrumento se toman dos lecturas consecutivas, se efectúa la diferencia y se divide entre el número de divisiones que hay entre las dos lecturas. Apreciación = (Lectura Mayor - Lectura Menor) # de divisiones Error Absoluto: Se define como la diferencia entre el valor medido y el valor aceptado o verdadero. E = Xv - Xm donde, Xv: valor aceptado o verdadero Xm: valor observado o medido Error Relativo (ε): Representa el error en una medida determinada y viene dada por la expresión: Error Relativo Porcentual (% ε): Representa el porcentaje de error en una medida determinada y viene dada por la expresión: ε = ΔX / X % donde, ε: error relativo ε: error relativo porcentual ΔX: el error de la medida X: la medida que se realiza 15 ε = (ΔX / X) x 100 % 2. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Los cambios químicos que ocurren entre los materiales, se rigen de acuerdo a las leyes ponderables: Ley de la conservación de la materia y la ley de las proporciones definidas. La Ley de la Conservación de la Masa, es una de las leyes fundamentales de la química por ser la base para comprender muchas de las relaciones cuantitativas que existen entre las sustancias que intervienen en una reacción química. La Ley de la Conservación de la Masa se comunica a través de la generalización: "La masa total de la sustancia que intervienen en un cambio es igual a la masa total de las sustancias después del cambio". También se puede enunciar: "La materia no se crea ni se destruye sólo se transforma", hecho de singular importancia para explicar el reciclaje de los materiales, la contaminación ambiental y el ciclo de ¡os elementos como el carbono, el nitrógeno y hasta el ciclo hidrológico del agua. A+B __________ C+D La masa total entrando (Reactantes: A y B) es igual a la masa total saliendo (Productos: C y D). MATERIALES: Balanza Muestra sólida (Pb, Zn, Fe) Fiola Tapón de goma Cilindro graduado Tabletas de Alka Seltzer PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1. MANEJO DE LA BALANZA a. La Balanza se debe colar sobre una base firme. b. Colocar el conjunto de pesas en el extremo izquierdo del brazo. c. Coloca la muestra en el centro del platillo y proceda de la siguiente manera. d. Mueva las pesas hasta que encuentre el peso deseado. Anote el resultado. e. Determinar la apreciación, error absoluto, error relativo y error porcentual (ver la siguiente tabla, realizar por el estudiante en su cuaderno de laboratorio). 16 Apreciación: ___________________ MUESTRA ERROR ABSOLUTO ERROR RELATIVO ERROR PORCENTUAL 2. DEMOSTRACIÓN DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA: a. Mida 50 ml de agua en un cilindro graduado. b. Pese una fióla de 125 ml. c. Agregue el agua a la fiola. d. Determine la masa de una tableta de Alka Seltzer. e. Calcule la masa total, sumando la masa de la fiola y el tapón, la masa del agua y la masa de la pastilla. Anótela en su cuaderno. f. Agregue la pastilla efervescente en el matraz que contiene agua y tape rápidamente. g. Cuando observe que la pastilla se disuelve totalmente determine la masa nuevamente calculada. h. ¿Qué puede concluir?. 17 PRÁCTICA N° 3 CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS DE LA MATERIA OBJETIVOS 1. 2. 3. 4. Diferenciar entre compuestos puros y mezclas heterogéneas. Observar las propiedades de algunas sustancias antes del cambio. Identificar si ha ocurrido un cambio físico o un cambio químico. Escribir la ecuación química que representa el cambio. BASE TEÓRICAS Las sustancias son porciones de materia que se distinguen por presentar (bajo ciertas condiciones) propiedades físicas e invariables. Por ejemplo, los cristales de cloruro de sodio (sal común, NaCl) aunque sufran algunas operaciones físicas, como disolución y posterior evaporación, seguirán siendo las mismas sustancias. La expresión de sustancias es equivalente a cuerpo puro o especie química. Las sustancias puras pueden ser simples y se denominan elementos (Na, Ca, Fe, Au, etc), o pueden ser compuestos (HCl, CaSO4, K2O). Se conocen millones de compuestos, cuyas propiedades han sido determinadas; cada uno tiene sus elementos en una relación de pesos fijos. Poseen propiedades físicas y químicas bien definidas que pueden emplearse para diferenciar los otros compuestos. MATERIALES: Cinta de magnesio Cápsula de porcelana Balanza Mechero Pinza Cilindro Graduado Vaso Precipitado Trípode Rejilla Metálica PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1. PARTE A 1.1. Mida 30 ml. de H20 en un cilindro graduado y anote sus propiedades físicas. 18 1.2. Transvase el H 2 0 en un vaso precipitado y caliente hasta obtener la evaporación. ¿Se produce alguno cambio?. 1.3. Escriba la reacción química. 1.4. ¿Qué tipo de cambio ha ocurrido? 2- PARTE B 2.1. Pese una cinta de Magnesio (de aproximadamente 3 – 5 cm). Anote sus propiedades físicas (estado físico, aspecto óptico, color, tenacidad, etc.) 2.2. Acerque a la llama de un mechero la cinta de Magnesio y retírela una vez iniciada la reacción. a) ¿Qué diferencia existe entre las propiedades del material antes y después de la reacción?, b) ¿Al arder el magnesio se altera la composición del material? c) ¿A que tipo de sustancias corresponden las cenizas producidas? 2.3. Escriba la reacción química. 2.4. ¿Que tipo de cambio ha ocurrido? 19 PRÁCTICA N° 4 SOLUBILIDAD DE SUSTANCIAS Y DEPENDENCIA DE LA TEMPERATURA OBJETIVOS 1.- Determinar experimentalmente el efecto de la temperatura sobre la solubilidad de un sólido. 2- Diferenciar un proceso de disolución endotérmica de uno exotérmica. 3.- Construir una gráfica de solubilidad de una sal a diferentes temperaturas. BASE TEÓRICA La solubilidad es una propiedad característica por cuanto su valor es constante para una determinada sustancia considerando una determinada cantidad de solvente y temperatura. Esta propiedad se establece en gramos de soluto por cada 100 g de agua y varía con la temperatura. En el proceso de disolverse el soluto en el solvente se puede desprender o absorber energía térmica, lo que generalmente se refleja en cambios de temperatura sobre el proceso que estamos observando en general. Los cuerpos sólidos son más solubles en caliente que en frío, pero en ciertos casos ocurre el contrario, tal como en algunos compuestos de calcio poco solubles, como el hidróxido de calcio: Ca(0H)2 y acetato calcico (CH3COOCa). La presentación gráfica de las sustancias en función de la temperatura, a presión atmosférica, constituye las correspondientes curvas de solubilidad. A continuación se presentan las influencias de la temperatura sobre la solubilidad de algunas sales en agua (ver figura 1). El análisis de estas curvas muestran, por ejemplo, la elevada solubilidad del nitrato de plata (122 g a O °C) y su rápida elevación al aumentar la temperatura (160 a 10 °C). En conclusión, se puede decir que el proceso de disolución de una sustancia va acompañado de un efecto térmico, pues equivale a un proceso de fusión, realizado con absorción de calor seguido de un proceso de interacción con las moléculas de disolventes que desprenden calor, puesto que el proceso de fusión es fuertemente endotérmico y la interacción molecular, es en general, poco intensa. 21 20 MATERIALES: Balanza Mechero Trípode Anular Rejilla Metálica Vaso Precipitado Agitador Tubo de ensayo Cilindro Graduado NH4Cl Termómetro Cronòmetro Agua destilada Papel Milimetrado Sal (NaCl) Pipeta Perilla HCl PORCEDMIENTO EXPER IMENTAL a.- EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA SOLUBILIDAD DE UN SÓLIDO 1.- Mida 100 ml de agua en un cilindro graduado y colóquelo en el vaso precipitado. 2.- Pese 36 g de sal y agregue al vaso. Agite continuamente hasta lograr la disolución máxima de la sal. 3.- Comience a calentar, agitando. Con la ayuda de un reloj registre simultáneamente a cada minuto la temperatura, hasta lograr la total disolución (St) de la sal. 4.- Construir el gráfico T vs St. La solubilidad del NaCl se presenta en el siguiente cuadro, expresando masa de NaCl / masa de H20. TBase (°C) 0 20 40 60 80 100 S (g/100 ml sol.) 35,7 36 36,6 37,3 38,4 39,8 b.- DISOLUCIÓN DE ÁCIDO EN AGUA (PROCESO EXOTÉRMICO) 1- Dispón de un tubo de ensayo limpio con 3 ml de agua, toma la temperatura con un termómetro. 2- Agrégale suavemente 5 ml por las paredes internas del tubo de ácido clorhídrico concentrado (HCl), toma nuevamente la temperatura o toca el tubo de ensayo. Anote lo observado. 21 C- DISOLUCIÓN DE CLORURO DE AMONIO (NH4Cl), PROCESO ENDOTÉRMICO 1.- En un tubo de ensayo limpio agregue 3 ml de agua, tome la temperatura con un termómetro. 2.- Usa un canal de papel de filtro agregue una pequeña cantidad de cloruro de amonio. 3. - Usa un agitador y disuelve el NH4CL(s), tome nuevamente la temperatura. Observa Las paredes externas del tubo donde hay solución y tóquelo. Anote sus observaciones. T (°C) Fig. 1: Influencia de la temperatura sobre solubilidad de algunas sales en agua. 22 PRÁCTICA N° 5 CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES OBJETIVOS 1. Preparar experimental una solución de una sal utilizando Unidades Físicas de Concentración (% P/P, % V/V y % P/V). 2. Preparar un volumen de una solución determinada. BASE TEÓRICA: La concentración de una solución indica la cantidad de soluto o material disuelto referido a la cantidad de solvente. Las Unidades físicas de la concentración son: % P/P, indica la cantidad en gramo de soluto en 100 g de solución, % V/V, indica la cantidad en cm3 (volumen, ml) de soluto en 100 cm3 (volumen, ml) de solución y; % P/V, indica la cantidad en gramo de soluto en 100 cm3 de solución. Una forma cuantitativa de expresar la concentración de una solución es usando la relación siguiente: % = Peso Soluto x 100 % Peso Solución MATERIALES: Cilindro Graduado Pipeta, Vaso graduado Matraz aforado de 50 ml Balanza Varilla de Vidrio (agitador) Papel de Filtro PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL A. Preparación de 50 ml de Solución acuosa de alcohol al 40 % en V/V. 1. Caliente el volumen de soluto (alcohol que se necesita para preparar 50 ml de solución. 2. En un cilindro graduado limpio y seco, mide el volumen de alcohol (Calculando en el punto 1) con la mayor precisión posible. 3. En un matraz aforado de 50 ml limpio y que contenga cierta cantidad de agua destilada (ejemplo I5 ml). Se agrega el volumen de alcohol medido en punto 2. 23 4. 5 Una vez disuelto el alcohol, se vuelve, agregar agua destilada hasta alcanzar la marca de 50 ml que señala el matraz aforado. Añade las últimas porciones de agua destilada con gotero ó pipeta. Agita para uniformar la solución. Agregue la solución recién preparada a un frasco. Etiquétela para identificar. B. Prepare 60 g de solución de NaCL al 20 % P/P. 1. Calcule la cantidad en gramos de soluto que se requiere para preparar la solución. 2. Determine la masa del solvente de la siguiente manera: Masa sol. = Masa ste. + Masa sto. C. 3. Vierta en un matraz aforado de 50 ml limpio y seco los gramos de soluto usando un canal de papel. 4. Agregue cierta cantidad de agua destilada dentro del matraz 1,5 ml de agua) se tapa y se agita hasta disolver el soluto. 5. Una vez disuelta se vuelve agregar Agua destilada, hasta alcanzar el aforo. 6. Agregue la solución recién preparada en un frasco. Colóquele una etiqueta para identificarla. Preparación 50 ml de solución acuosa de ácido clorhídrico al 3 % V/V a partir de una solución al 25 % V/V. 1. Calcularla masa de ácido clorhídrico presente en los 50 ml. de solución a preparar. Usa su concentración. 2. Determinar el volumen de solución original en la cual se encuentra presente los gramos de soluto de la solución a preparar. Para ello usa la concentración madre. 3. En una campana y con mucho cuidado mide el volumen de solución original calculando en paso 2. Para ello usa un cilindro limpio y seco. 4. En un matraz aforado de 50 ml limpio y seco, que contenga cierta cantidad de agua destilada (por ejemplo, 30 ml), agrega con cuidado y por las partes internas el ácido clorhídrico mide en el paso 3. 5. Una vez agregado el ácido agita para disolver continuamente agregando agua hasta llegar al aforo. 6. Agregue la solución recién preparada en un frasco y etiquételo. 24 PRACTICA N° 6 EQUILIBRIO ACIDO - BASE OBJETIVOS 1. Observar el cambio de color de alguno indicadores, 2. Reconocimiento de ácidos y bases mediante la determinación de pH. 3. Determinar la concentración de una solución ácida mediante la titulación con una base de concentración conocida, usando un indicador apropiado. BASE TEÓRICA Los ácidos se reconocen por su efecto sobre los indicadores, enrojecen el papel tornasol azul con la mayoría de los metales y producen efervescencia con los carbonatas. Las Base o hidróxidos contienen generalmente un metal, por ejemplo: el Hidróxido de Sodio (NaOH), de Magnesio (Mg(OH)3) y de Calcio (Ca(OH) 2), entre otros. Se reconocen porque azulean el tornasol rosado y enrojecen la fenolftaleina (un indicador líquido). La reacción de un ácido y una base recibe el nombre de neutralización y los productos resultantes son una sal y agua. El cloruro de sodio, el carbonato de calcio, sulfuro de magnesio y bicarbonato de sodio, son algunas de las sales que pueden ser citadas como más comunes. Para determinar experimenta/mente la concentración de una solución problema por medio de otra solución de concentración conocida llamada solución patrón, se hace mediante la titulación; la cual consiste en añadir a un determinado volumen de solución problema (de concentración desconocida) el volumen de solución patrón (de concentración conocida), necesario para que los controladores de sustancias presentes en ambas solución sean equivalente. El punto final o punto de equivalencia de un análisis volumétrico, es aquel en el cual el volumen de solución patrón añadido es exactamente el requerido para reaccionar totalmente con el volumen de la solución que se titula. Para llegar al punto de equivalencia los químicos acostumbran a añadir ciertas sustancias llamada indicadores, los cuales permiten indicar, a través de cambios de color, el instante en que la cantidad de reactivo agregado es equivalente a la cantidad de sustancias que se titula. MATERIALES: Acido Clorhídrico Acido Nítrico Indicador (Fenolftaleina) Papel Tornasol Universal Soporte Universal Bureta de 50 ml Acido Acético Hidróxido de Sodio (Solución) Papel Tornasol (rosado, azul) Pinza Vaso Precipitado Gotero 25 PARTE EXPERIMENTAL A. RECONOCIMIENTO DE ÁCIDOS Y BASES 1. Coloque 2 ml de cada una de las muestras de ácidos y bases suministrados por el profesor en tubos de ensayo perfectamente limpios y secos. Observe su acción ante los indicadores especificados. 2. Compare el color de cada uno de los papeles recién impregnados con los colores del papel indicador universal, realizando el experimento como se ilustra en la siguiente figura. Anote las observaciones en la tabla de datos Nº 1. Tabla de datos Nº 1 ACIDOS NOMBRE FORMULA INDICADORES AZUL ROSADO 26 FENOLFTALEINA pH B. VALORACION DE UNA SOLUCION ACIDA A PARTIR DE UNA BASE. 1. Con la ayuda de una pinza y de un soporte universal, monte una bureta de 50 ml. Llena con la solución patrón de hidróxido de sodio de concentración conocida, como en la figura siguiente: 2. Vierta en un vaso precipitado 10 ml de ácido acético (CH3COOH, o mejor conocido como vinagre) y 5 gotas de fenolftaleina. 3. Colocar el vaso de precipitado debajo de la bureta y deja caer gota a gota la solución de hidróxido de sodio hasta que aparezca una ligera coloración violeta; en ese momento anote el volumen de hidróxido de sodio añadido. 4. Determine la concentración de la solución ácida. Volumen = Concentración = 27 PRACTICA N° 7 REACIONES DE OXIDO REDUCIÓN (REDOX) OBJETIVOS 1. Analizar el cambio operado en la oxidación y reducción de una sustancia. 2. Determinar el poder relativo de los iones metálicos como agentes oxidantes y reductores. 3. Ajustar las ecuaciones por oxido-reducción. BASE TEÓRICA: Las reacciones de oxido - reducción se definen como aquella que corresponden transferencia de electrones. En toda reacción de oxido - reducción existen dos procesos opuestos: Oxidación y Reducción. Puesto que el proceso de oxidación se define como la perdida de electrones en una sustancia, es de suponer que el agente oxidante deberá ser la que ocasiona (en la otra) la perdida de electrones y que, al actuar así, gasta electrones para sí, por lo que se dice que queda reducida. Algunos de los agentes oxidantes más comunes son Mn 02, ErO4 =, Cr 2 07 C=, MnO4 =,N03 - y C14. Por otra parte, los agentes reductores constituyen la causa de que otras sustancias sean reducidas y actuar casi ella mismas son oxidadas. De esta manea la mayoría de los agentes reductores están representados por elementos cuyos números de oxidación son los más bajos entre varios números de oxidación y de allí su tendencia a perder electrones. Algunos de .los agentes reductores más comunes son: Fe++, Cl4, Nhy+, Nh3, S03 •= y 5=. Finalmente conviene señalar que, como resultado del ajuste de las semireacciones, tanto para el agente oxidante como para el agente reductor, es posible el balanceo de las ecuaciones químicas. Existen dos métodos para balancear ecuaciones químicas, el método del cambio del número de oxidación y el método del ion electrón. MATERIALES SUSTANCIAS Tubo de ensayo KMnO 4 Agitador H2SO4 concentrado Cristales de FeSO4 30 28 PARTE EXPERIMENTAL A. AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCT OR 1. 2. 3. Vierta en un tubo de ensayo limpio y seco 10 ml de solución diluida de KMnO4, y adicionales 20 gotas de H2SO4 concentrado. Remueva la mezcla con un agitador agregándole una pequeña cantidad de Cristales de mmFeS04. Observe el cambio. A partir de la ecuación: KMnO 4 + H2 SO4 + 5FeSO4 = Fe2(SO4)3 + K2 SO4 + MnSO4 + H20 ¿Cuál de las sustancias se ha oxidado y cual se ha reducido? ____________________________________________________________ ¿Cuál actúa como agente oxidante y cual como agente reductor? ____________________________________________________________ 4. Ajuste la semi-reacción para el agente oxidante y la semi-reacción par el agente iimreductor, por el método parcial de ion electrón 5. Proceda a ajustar el número de átomos (elementos), a la suma de las semireacciónes y al balanceo de la ecuación a través del método del ion electrón. 29