\UNIVERSIDAD CENTRAL DE VENEZUELA FACULTAD DE CIENCIAS INSTITUTO DE CIENCIAS DE LA TIERRA LICENCIATURA EN GEOQUÍMICA LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL II (5211) GUIA DE LABORATORIO Prof. Liliana López Modificaciones Menores: Prof. Franco Palmiotto Caracas Marzo de 2007 PRACTICA DE LABORATORIO 1. MEDIDAS Y ERRORES. 2 La importancia de la medida. Exactitud y precisión. Notación científica. Cifras significativas. Sistema de medidas internacional SI. Unidades de longitud. Unidades de volumen. Unidades de masa. Medidas de densidad. Gravedad específica. Medidas de temperatura. Error de una medida. Calculo del error derivado de medidas. INTRODUCCIÓN La medida de un valor es fundamental en toda ciencia experimental. El entendimiento del concepto científico esta siempre basado en una medida. Por esta razón, es importante entender este concepto y cuando la medida realizada es correcta o presenta errores. Por esta razón los objetivos de esta práctica son los siguientes: OBJETIVOS 1. Conocer cuáles son las principales fuentes de error cuando se realiza una medida. 2. Entender los conceptos de precisión y exactitud. 3. Aprender a calcular el error de una medida realizada en el laboratorio. ERRORES Los errores que se producen al medir una magnitud determinada pueden provenir de: La magnitud que se mide. El equipo utilizado. El operador que realiza la medida. Los errores inherentes a una medida se pueden clasificar, según su origen como errores DETERMINADOS E INDETERMINADOS. Un ERROR DETERMINADO es aquel que puede calcularse y el ERROR INDETERMINADO es debido a acciones fortuitas. El efecto de un error indeterminado sobre una serie de valores puede, a menudo, ser reducido a límites aceptables, pero nunca puede ser enteramente evitado. ERROR DETERMINADO O SISTEMÁTICO: Los errores de observación producidos por imperfecciones en el instrumento de medida o por deficiencias en el método experimental se denominan Errores Determinados o Sistemáticos. Este tipo de error puede ser constante o variar de forma regular. Algunas de las causas que pueden producir errores sistemáticos son las imperfecciones en el equipo de medida, mala operación del equipo con que se mide, la calibración incorrecta de un instrumento, la alteración de la constancia en las condiciones experimentales. Este tipo de error tiende a dar valores reproducibles. Son difíciles de eliminar porque la repetición de la medida no lo revela. ERROR INDETERMINADO O CASUAL: Los errores de observación producidos por descuidos momentáneos del experimentador o por pequeñas variaciones en las condiciones de experimentación se denominan Errores Casuales o Indeterminados. Este tipo de error puede ser descubierto ya que produce medidas poco reproducibles. Puede ser descubierto por repetición de la medida. PRECISIÓN Y EXACTITUD La medida de una propiedad determinada está dada por dos características principales: El valor verdadero o aceptado y lo reproducible del valor medido, denominándose estas dos características exactitud y precisión respectivamente. 3 EXACTITUD: El termino exactitud denota la proximidad de una medida al valor verdadero o aceptado. Se refiere a la cercanía de una magnitud al valor verdadero o aceptado, está relacionado con la apreciación del instrumento de medida y los errores sistemáticos. PRECISIÓN: Se utiliza para describir lo reproducible de un resultado. Se refiere a la similitud entre los valores medidos entre sí, está relacionada con los errores indeterminados o casuales. La exactitud implica la comparación con relación a un valor verdadero o aceptado, en contraste con la precisión que compara un resultado con el mejor valor de varias medidas hechas de la misma manera. TRATAMIENTO ESTADISTICO DE DATOS Media: La media, media aritmética y el promedio son términos sinónimos que se refieren al valor numérico obtenido dividiendo la suma de una serie de medidas dividida entre el número de medidas: X=Σ Xi Donde X = media Xi = valores medidos n = número de medidas n Desviación Absoluta: Corresponde a la diferencia (valor absoluto) entre un valor medido y el que se toma como mejor valor de la serie. Generalmente la media se utiliza como el valor denominado mejor de la serie. Corresponde a una manera de expresar la precisión de un resultado. di = ǀ Xi - X ǀ Donde Xi = valor medido X = media Desviación Relativa: Corresponde a otra manera de expresar la precisión. Representa el porcentaje de error en una medida determinada y viene dada por la expresión: % di = di X Dondedi = ǀ Xi - X ǀ X = media Xi = valor medido Error Absoluto: Se define como la diferencia entre el valor medido y el valor aceptado o verdadero. E = Xi - Xv Donde Xi = valor medido y/o media Xv = valor verdadero o aceptado 4 Corresponde a la cantidad medida o diferente de cero contada de izquierda a derecha. metro (m) centímetro cúbico (cc. correspondería en notación científica a: 3. Cuando se escribe una cantidad en notación científica se puede resumir como el producto de dos números.Error Relativo: Representa el porcentaje de error de una medida determinada y viene dada por la expresión: %E = _E_ Xv Donde E = Xi – Xv Xi = valor medido y/o media Xv = valor verdadero o aceptado Cifras Significativas: Las cifras significativas de una medida corresponden a todos los dígitos que son conocidos con precisión más un último dígito que es estimado. Lugo y K.0081. Por ejemplo 36.6x104 0.I. cm3) kilogramo (kg) gramos/mililitro (g/mL) kelvin (K) pascal (Pa) joule (J) SIMBOLO m Kg S A K mol NO CORRESPONDEN AL SISTEMA S.1x10-3 o 81x10-4 Unidades de medida S.000. un coeficiente y un exponente de base 10. correspondería en notación científica a: 8. litro (L) celsius (C) atmósfera (atm) caloría (cal) CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRÁCTICA: • Errores determinados e indeterminados • Precisión y exactitud • Tratamiento estadístico de datos analíticos L. (Sistema Internacional de medidas) UNIDADES SI MEDIDA UNIDAD Longitud Metro Masa Kilogramo Tiempo Segundo Corriente Eléctrica Amper Temperatura Kelvin Cantidad de Sustancia Moles UNIDADES DE MEDIDA Longitud Volumen Masa Densidad Temperatura Presión Energía UNIDADES S.I. Reátegui. Marzo de 2007 . P. Notación Científica: La notación científica es la manera de expresar una cantidad medida o calculada en base a potencias de diez.I. López. y Pardey.5 • Cifras significativas • Densidad • Calibración de material volumétrico (pipeta volumétrica y cilindro graduado) • ¿Por qué se debe calibrar el material volumétrico a ser utilizado en el laboratorio? NOTA: Para el día de la práctica traer pera de succión. Fundamentos de Química Analítica.S. España. 501 p. P. 1976. factor de corrección y reporte de resultados. cálculos. 54 p. D. Reátegui. DESARROLLO DE LA PRÁCTICA Calibración del material volumétrico. Escuela de Química. Presentación adecuada de los resultados obtenidos. Cada estudiante debe tener preparado en el cuaderno de laboratorio el procedimiento experimental a seguir para la calibración de un cilindro graduado y de una pipeta volumétrica. Universidad Central de Venezuela.. Editorial Reverte. y Skoog. Marzo de 2007 6 . López. L. deben ser presentados con el con el número de cifras significativas correcto. Lugo y K. Tomo I. Goncalves. Facultad de Ciencias. P. Facultad de Ciencias. Bibliografía Chocrón. Machado. Discusión de los resultados. Los datos. A. F. Escuela de Física. debe discutir acerca de la precisión y exactitud obtenidas tanto con el cilindro graduado como con la pipeta volumétrica. A. 1970. J. y Escalona. 2000 Laboratorio de Principios de Química. Además. tratamiento estadístico. De Sola V. I.N.. Laboratorio de Física I. 291 p. Douglas. Aplicar los conocimientos teóricos de los términos pH y pOH en la práctica.PRACTICA DE LABORATORIO 2. por ejemplo el vinagre que es una solución que contiene por ácido etanoico (ácido acético). Reátegui. En soluciones neutras el pOH de una solución es igual a 7. Medidas de pH. OBJETIVOS 1.0x10-14 (mol/L)2: El sistema que se utiliza para expresar la concentración de protones en solución es la escala de pH.log [H+]. propuesta en 1909 por Søren Sørensen. debido a su polaridad se disocia en dos iones: H2O + H2O ⇒ H3O+ + OHIon Ion Hidronio Hidróxido Esta expresión también puede representarse de la siguiente forma.0x10-14 (mol/L)2: Kw = [H+]x[OH-] = 1. La molécula de agua. 2. Determinar el pH y el pOH de soluciones mediante el uso de papel indicador. Indicadores de papel. P. calculo de pH. L. ESCALA DE pH. Las soluciones acuosas de los ácidos son electrolitos.se utiliza el pOH = . En soluciones neutras el pH de una solución es igual a 7.por litro de agua es igual a 1. Equipos para determinar pH. López. 3. En esta escala el pH corresponde al logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio: pH = . Indicadores líquidos.en solución. pOH y pK. H2O ⇒ H+ + OHEl producto de la concentración de los iones H+ y OH. También muchos productos de la industria química están constituidos por ácidos y bases. para expresar la concentración de iones OH. Marzo de 2007 . Escala de pH.0. muchos productos naturales como las frutas cítricas.0. así mismo. Los ácidos y las bases tienen un papel importante en muchos procesos químicos. Determinar el pH y el pOH de soluciones mediante el uso de indicadores líquidos. Lugo y K. por ejemplo el limón contiene ácido cítrico. donde algunas de estas sustancias son electrolitos débiles y otros electrolitos fuertes. INTRODUCCIÓN De una forma sencilla un ácido puede definirse como una especia química que genera iones H+ en medio acuoso y una base como la especia química que genera iones OH . De igual forma.log [OH-]. Lugo y K. pOH y pK. pOH y pK.1 M CH3COOH 0.7 CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA: • Equilibrio iónico. 1 M HCl 0. 1 M NH4Cl 0. • Conceptos de pH. Reátegui. • Papel indicador de pH.1. b) Determine el pH con los indicadores líquidos.1 M K2CO3 0. 1 M NH4OH 0. • Cálculos de pH.1 M NaCl 0. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1. contante de disociación del agua. Determinación de pH y pOH en soluciones ácidas y básicas para cada una de las siguientes soluciones.1 M HCl 0. • Calcular el pH y el pOH teórico de cada una de las siguientes soluciones: NaOH 0. 1 M a) Coloque 5 mL de cada una de las soluciones en tubos de ensayo y determine el pH con papel indicador.1 M H2O Destilada CH3COONa 0. • Diluciones y Factor de dilución. NaOH 0. L. P.1 M NH4OH 0.1 M CH3COOH 0. 1 M NaCl 0. • Indicadores líquidos de pH. Marzo de 2007 8 .1 M CH3COONa 0. NOTA: Para el día de la practica traer papel indicador de pH. • Uso de los indicadores líquidos de pH. López.1 M NH4Cl 0. 1 M K2CO3 0. producto iónico del agua.1 M H2O Destilada • Conocer el nombre de cada uno de los compuestos donde calculará el pH y pOH teórico. • Escala de pH. e) Utilice 1 mL de la solución de anterior para preparar una solución de pH 11. López.1. g) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos. Diluciones y medidas de pH a) Tome dos tubos de ensayo y en cada uno agregue 5 mL de una solución de HCl 0.2. cual es el pOH de esta solución. f) Demuestre mediante cálculos que el pH de la solución del experimento e es igual a 11.1 M. d) Interprete las diferencias entre los valores de pH teóricos y los obtenidos en los experimentos realizados. Presentación e interpretación de los resultados: a) Represente en forma de tablas los valores de pH obtenidos con el papel indicador para cada una de las soluciones. b) Represente en forma de tabla los valores de pH y el indicador líquido utilizado para cada una de las soluciones. e) Demuestre mediante cálculos que el pH de la solución del experimento d es igual a 12. d) Demuestre mediante cálculos que el pH de la del experimento b es igual a 2. Determine el pH con papel indicador. c) Demuestre mediante cálculos que el pH de la solución del experimento a es igual a 1. Lugo y K. L. d) Tome 1 mL de la solución 0. b) Tome 1 mL de la solución 0.1 M de NaOH y añada 9 mL de agua destilada.1. cual es el pOH de esta solución. Presentación e interpretación de los resultados: a) Represente en forma de tablas los valores de pH obtenidos con el papel indicador para cada una de las soluciones. 2. Reátegui. c) Utilice 1 mL de la solución de anterior para preparar una solución de pH 3. Luego determine el pH de esta nueva solución con papel indicador. luego de agitar determine el pH con papel indicador. b) Represente en forma de tabla los valores de pH y el indicador líquido utilizado para cada una de las soluciones. Determine el pH con papel indicador. 2.2.1 M de HCl y agregue 9 mL de agua destilada. Marzo de 2007 . c) Explique mediante ecuaciones el porqué de cada uno de los valores observados. P. En el primer tubo determine el pH con papel indicador. Mahan. Lugo y K. Facultad de Ciencias. Reátegui. 115 p. A. Química. Escuela de Química. 1979. Meislich.A. 702 p. A. Goncalves. Fondo Educativo Interamericano. 768 p. M. México. Mortimer. D.. Universidad Central de Venezuela.C. P. J. Staley. 54 p. Facultad de Ciencias. Interamericana. and Matta. y Slowinski. Curso Universitario. Universidad Central de Venezuela.D. B. Marzo de 2007 . 1966 Fundamentals of Chemistry. New York. L. 1983 Química. 850 p.S. 1995 Chemistry. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. A.9 BIBLIOGRAFIA Alvarado P. W. J. México.. Arents. E. 813 p.. y Pardey. López. Tercera edición. Masterton. De Sola V. y Turk. E. Escuela de Química. Grupo Editorial Iberoamericana. Laboratory Studies.H. 1974. 2000 Laboratorio de Principios de Química. S. A. H. Bogotá.C. Segunda edición.. Academic Press. Addison-Wesley Publishing Company. Brescia.. Machado. Química General Superior. F. Wilbrahan. F.. 296 p. Marzo de 2007 . 2000) L. López. (Tomado de Goncalves et al. Intervalo de pH de algunos indicadores e intervalo de viraje. Lugo y K.. Reátegui. P.10 Violeta Tabla 4. Concepto de hidrólisis.11 PRACTICA DE LABORATORIO 3. INTRODUCCIÓN Muchas soluciones salinas tiene un pH neutro. • Constante de hidrólisis Kh. las soluciones que contienen sales hidrolizadas pueden ser ácidas o básicas. Reátegui. • Capacidad amortiguadora L. HIDRÓLISIS. Marzo de 2007 . En solución la sal esta completamente ionizada: CH3COONa(acu) ⇒ CH3COO-(acu) + Na+(acu) El ion etanoato es una base de Brønsted-Lowry. el ácido etanoíco (CH3COOH) y de una base fuerte. el hidróxido de sodio (NaOH). pOH. contante de disociación del agua. OBJETIVOS 1. P. 2. Dependiendo de la dirección de transferencia de iones H +. • Uso de los indicadores líquidos de pH. pero una solución de NH4Cl tiene un pH ácido y una de CH3COONa tiene pH básico. se establece un equilibrio con el agua. esto sucede por la hidrólisis de sales. En solución la sal esta completamente ionizada: NH4Cl(acu) ⇒ NH4+(acu) + Cl-(acu) El ion amonio (NH4+) es un ácido lo suficientemente fuerte para donar un H+ a la molécula de agua: NH4+(acu) + H2O(l) ⇒ NH3(acu) + H3O+(acu) CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA: • Equilibrio iónico. pOH de todos los reactivos a utilizar. • Indicadores líquidos de pH. • Papel indicador de pH. el amoníaco (NH3). El etanoato de sodio (CH3COONa) es la sal de un ácido débil. Las sales hidrolizadas se derivan de un ácido fuerte y una base débil o de un ácido débil y una base fuerte. • Escala de pH. formando ácido etanoíco mas iones OHCH3COO-(acu) + H2O(l) ⇒ CH3COO-(acu) + OH-(acu) El cloruro de amonio (NH4Cl) es la sal de un ácido fuerte. Por ejemplo una solución de NaCl o K2SO4 son sales cuyo pH es neutro. Hidrólisis de sales. • Cálculos de pH. donde un catión o un anión de una sal disociada acepta iones hidronio del agua o dona iones hidronio al agua. pero otras pueden tener pH ácido o básico. pK. • Soluciones amortiguadoras. López. Lugo y K. Aplicar los conocimientos previos de pH. importancia. producto iónico del agua. Estudiar en el laboratorio la hidrólisis de sales. el ácido clorhídrico(HCl) y de una base débil. Facultad de Ciencias. López. y Turk. Presentación e interpretación de los resultados: a) Represente en forma de tablas los valores de pH obtenidos con el papel indicador para cada una de las soluciones. Marzo de 2007 . d) Calcule la molaridad de cada una de las soluciones obtenidas...1 g de cada uno de los siguientes reactivos en un tubo de ensayo y posteriormente agregue 10 mL de agua destilada.1. Arents. Escuela de Química. H. Meislich. e) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos. b) Explique el por qué de cada uno de los valores observados. Brescia. c) Para cuales de estos reactivos su comportamiento indica que ocurrió hidrólisis. A.12 • Conocer el nombre y fórmula de cada uno de los reactivos a utilizar en la práctica. 1966 Fundamentals of Chemistry. BIBLIOGRAFÍA Alvarado P. Coloque 0. L. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. F. Universidad Central de Venezuela. P. New York. Academic Press. 296 p. Laboratory Studies. 1. Lugo y K. Adicionalmente en otro tubo de ensayo agregue 10 mL de agua destilada. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1. Reátegui.. 115 p. J. Explique por medio de ecuaciones químicas. Después de agitar caliente suavemente (si es necesario) cada una de las soluciones. NaCl NaNO3 Na2SO4 Na2CO3 CH3COONa NH4Cl Na3PO4 NaH2PO4 NaHSO4 NaHCO3 NH4NO3 AlCl3 Na2HPO4 CH3COONH4 CH3COOH a) Determine el pH de cada una de las soluciones preparadas y del agua utilizando papel indicador.2. • Conocer la solubilidad en agua a 25 °C para los siguientes reactivos: NaCl NaNO3 Na2SO4 Na2CO3 CH3COONa NH4Cl Na3PO4 NaH2PO4 NaHSO4 NaHCO3 NH4NO3 AlCl3 Na2HPO4 CH3COONH4 CH3COOH NOTA: Para el día de la práctica traer papel indicador de pH. A. P. B.A. A. Machado.H. Segunda edición. W. L.. Tercera edición. 277 p. Universidad Central de Venezuela.C. Escuela de Química. 768 p..W. Grupo Editorial Iberoamericana. Química. Bogotá.O. and Ragsdale. Química General Superior. J. De Sola V.13 Goncalves. Academic Press.. Mortimer. R. 1974. 1983 Química. Staley. F. y Pardey. Addison-Wesley Publishing Company.C. México.S. 813 p. D. E. Interamericana. Wilbrahan. Marzo de 2007 .D. Mahan. Reátegui. 54 p. López. Masterton. Curso Universitario. 850 p. Latimer. Fondo Educativo Interamericano. México. 1971 Modern Experimental Chemistry. S. 1979. 702 p. 1995 Chemistry. Lugo y K. y Slowinski. E. G. 2000 Laboratorio de Principios de Química. New York. A. Facultad de Ciencias. and Matta. M. o lo contrario. López.14 PRACTICA DE LABORATORIO 4. utilidad.que puedan ser agregados a la solución.01 unidades. Marzo de 2007 . es decir el nuevo pH de la solución es 4. Lugo y K. Cuando se le agregan cantidades moderadas de un ácido o una base a esta ultima solución. Determinar la capacidad amortiguadora mediante la adición de ácido.10 m de NaOH a 1 L de agua destilada incrementa el pH de en 4 unidades (de 7 a 11). de acuerdo a la siguiente reacción: CH3COO-(acu) + OH-(acu) ⇒ CH3COO-(acu) + H2O(l) Debido a que el ion etanoato no es una base lo suficientemente fuerte para aceptar iones H + del agua. el ácido etanoíco reacciona con los iones OH -. Determinar la capacidad amortiguadora mediante la adición de bases. etanoíco. así tendremos que la adición de 10 mL de una solución de NaOH 0. Por lo que tendremos que una solución amortiguadora es capaz de resistir cambios en el pH en comparación al agua pura. el pH de la solución no presenta cambios significativos. importancia.20 mol/L de ácido etanoíco (CH3COOH) y etanoato de sodio (CH3COONa) su pH es de 4. Cuando un ácido se añade a esta solución. el ion etanoato reacciona formando ácido etanoíco. el pH experimenta pocos cambios. SOLUCIONES AMORTIGUADORAS y pH Soluciones Amortiguadoras (soluciones Buffers o soluciones Tampones). 3. el cual no se disocia completamente en agua (electrolito débil) de acuerdo a la siguiente reacción: CH3COO-(acu) + H+(acu) ⇒ CH3COOH(acu) De esta forma el pH de la solución no cambia. Cuando una base se añade a esta solución. incrementa el pH en 0. 2. una base a la cual se le agrega cierta cantidad de ácido. la adición de 10 mL de una solución 0. Determinar el pH de soluciones amortiguadoras. INTRODUCCIÓN Una SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O SOLUCIONES BUFFERS. Como ejemplo de lo anterior.76. Para una solución que contiene 0.77. es aquella donde el pH permanece relativamente constante cuando se le agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base. OBJETIVOS 1. Estas soluciones se obtienen a partir de un ácido débil y una sal de este o de una base débil y una sal de esta. Reátegui. P.reacciona con los iones H+ u OH. H2O + H2O ⇒ H3O+ + OHPor ejemplo la solución amortiguadora preparada entre ácido etanoíco (CH 3COOH) y etanoato de sodio (CH3COONa) CH3COOH(acu) ⇒ CH3COO-(acu) + H+(acu) CH3COONa(acu) ⇒ CH3COO-(acu) + Na+(acu) El ácido etanoíco y su anión CH3COO. o en comparación con un ácido al cual se le agrega cierta cantidad de base. L.10 M en un litro de la solución de ácido etanoíco (CH3COOH) y etanoato de sodio (CH3COONa). Significado. – CO32NH4+ .15 Una solución amortiguadora no puede actuar de forma eficiente si mucho ácido o base es adicionado al sistema. • Indicadores líquidos de pH. pOH y pK. La cantidad de ácido o base que se puede agregar a una solución amortiguadora antes de cambiar de forma significativa su pH de denomina capacidad de amortiguación o capacidad buffer. • Conceptos de pH.1 M. indispensable en los humanos. • Cálculos de pH.etanoato de sodio. pOH y pK.1 M.1 M: a) 50 mL de una solución amortiguadora de ácido etanoíco .25 9. NOTA: Para el día de la práctica traer papel indicador de pH y pera de succión. Ejemplos de soluciones amortiguadoras importantes corresponden al sistema ácido carbónico . • Realice los cálculos para la preparación de 50 mL de una solución amortiguadora de ion amonio – amoníaco 0.76 10. Lugo y K.NH3 pH 4. • Uso de los indicadores líquidos de pH.25 CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA: • Equilibrio iónico. producto iónico del agua. Marzo de 2007 .amoníaco ESPECIES CH3COOH – CH3COOHCO3. López. • Solución amortiguadora • Capacidad amortiguadora • Nombre y fórmula de todos los reactivos a utilizar en la práctica. L.1 Preparación de las soluciones amortiguadoras 0. P. responsable de mantener el pH de la sangre dentro del intervalo pequeño de variaciones. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1. • Papel indicador de pH. Reátegui. contante de disociación del agua.etanoato de sodio 0. • Escala de pH. • Realice los cálculos para la preparación de 50 mL de una solución amortiguadora de ion bicarbonato – carbonato 0.1 M.anión bicarbonato. b) 50 mL de una solución amortiguadora de ion amonio – amoníaco c) 50 mL de una solución amortiguadora de ion bicarbonato – carbonato. SISTEMA AMORTIGUADOR Ácido etanoíco – anión etanoato Bicarbonato – anión carbonato Ion amonio . • Realice los cálculos para la preparación de 50 mL de una solución amortiguadora de ácido etanoíco . c) Explique el por qué de cada uno de los valores observados. 1. Reátegui. López.16 1.NH3 pH H2O destilada 1 2 3 4 6 8 10 12 Nota: Los volúmenes añadidos de HCl pueden ser diferentes a los presentados en esta tabla.CH3COONH4+ .1 M que se mencionan en la siguiente tabla y determine el pH mediante el uso de papel indicador.2. Lugo y K. c) Agregue las cantidades de HCl 0. Presentación e interpretación de los resultados: a) Represente en forma de tablas los valores de pH obtenidos con el papel indicador para cada una de las soluciones. Marzo de 2007 . b) Represente en forma de tabla los valores de pH y el indicador líquido utilizado para cada una de las soluciones.– CO32- a) Determine el pH con papel indicador. 2.1. en los otros dos agregue 10 mL de las siguientes soluciones amortiguadoras: ácido etanoíco . Tome tres vasos de precipitado y agregue en el primero 10 mL de agua destilada. Explique el significado del cambio. Tome tres vasos de precipitado y agregue en el primero 10 mL de agua destilada.3. b) Determine el pH con los indicadores líquidos. en los otros dos agregue 10 mL de las siguientes soluciones amortiguadoras: ácido etanoíco . P. d) Calcule el pH teórico que debería obtener cuando agrega los mL de HCl al agua destilada. c) Agregue las cantidades de NaOH 0. Volumen de HCl (mL) pH CH3COOH .NH3 HCO3.anión etanoato ion amonio – amoníaco ion bicarbonato – carbonato a) Determine el pH con papel indicador. b) Determine el pH con los indicadores líquidos. L.1 M que se mencionan en la siguiente tabla y determine el pH mediante el uso de papel indicador.anión etanoato ion amonio – amoníaco ion bicarbonato – carbonato CH3COOH . e) A que cantidad de HCl cambia el pH de la solución amortiguadora.CH3COO- pH NH4+ . Laboratory Studies. D. E. Facultad de Ciencias.17 Volumen de NaOH pH pH pH (mL) CH3COOH . México. Reátegui. J. 813 p. F. 296 p. y Turk. Academic Press. Mahan. BIBLIOGRAFÍA Alvarado P. f) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos.A.C. 2. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. México. b) Represente en forma de tabla los valores de pH y el indicador líquido utilizado para cada una de las soluciones. López. Curso Universitario. Lugo y K. A. B. 702 p.. c) Explique el por qué de cada uno de los valores observados. y Pardey.2. Tercera edición.. Universidad Central de Venezuela. A. y Slowinski. Marzo de 2007 . L. Wilbrahan.H. Grupo Editorial Iberoamericana. 54 p. H. Staley. P. J. Machado. S. 850 p. and Matta.. 768 p. Meislich.NH3 H2O destilada 1 2 3 4 6 8 10 12 Nota: Los volúmenes añadidos de NaOH pueden ser diferentes a los presentados en esta tabla.C. Goncalves. 1995 Chemistry.. Addison-Wesley Publishing Company.S. 1979.. New York. 1966 Fundamentals of Chemistry. Universidad Central de Venezuela. E. F. Mortimer. Escuela de Química. A. Fondo Educativo Interamericano. Masterton. A. 1983 Química. Química. M. e) A que cantidad de NaOH cambia el pH de la solución amortiguadora. 2000 Laboratorio de Principios de Química. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. 115 p. Presentación e interpretación de los resultados: a) Represente en forma de tablas los valores de pH obtenidos con el papel indicador para cada una de las soluciones. d) Calcule el pH teórico que debería obtener cuando agrega los mL de NaOH al agua destilada. 1974. Bogotá. W. Interamericana. Segunda edición. Brescia.D. De Sola V. Química General Superior. Arents. Explique el significado del cambio.CH3COONH4+ . es decir con un valor de pH neutro. para neutralizar un mol de ácido sulfúrico. El color de las soluciones que contienen este indicador cambian de azul a rosado cuando el pH de la solución pasa de ácido a básico. que permite determinar en que momento ha ocurrido por completo toda la reacción de neutralización entre el ácido y la base. consiste en agregar paulatinamente un ácido a una base hasta obtener una solución neutra. L. En este caso se conoce la concentración de uno de los reactantes (el ácido o la base). H2SO4(acu) + 2NaOH(acu) ⇒ Na2SO4(acu) + 2H2O(l) 1mol 2moles 1mol 2moles De forma similar. como por ejemplo: HCl(acu) + NaOH(acu) ⇒ NaCl(acu) + H2O(l) 1mol 1mol 1mol 1mol En otros casos. En algunos casos las reacciones son mol a mol. Lugo y K. cuando el ácido sulfúrico reacciona con hidróxido de sodio. P. Marzo de 2007 . el hidróxido de calcio y el ácido clorhídrico reaccionan en una relación 1:2: Ca(OH)2(acu) + 2HCl(acu) ⇒ CaCl2(acu) + 2H2O(l) 1mol 2moles 1mol 2moles La cantidad de ácido o base requerida en una reacción de neutralización puede ser determinada a través de este proceso se conoce la concentración de uno de los reactantes involucrados (el ácido o la base).BASE. López. Aprender a utilizar la bureta y las normas correctas de titulación. El punto en el cual el indicador cambia de color se denomina punto final de la titulación. 4. pipetas. Aplicación de las normas correctas de Titulación. La solución de concentración conocida se denomina solución estándar. 3. Cálculos de normalidad. Reátegui. utilizando principios básicos de estequiometría. OBJETIVOS 1. TITULACIONES ACIDO . las cuales corresponden a reacciones de neutralización. la relación es 1:2 y en consecuencia se necesitan dos moles de la base. La adición de la solución estándar continua hasta que el indicador muestra la neutralización ha ocurrido. Preparación y titulación de soluciones ácido-base. buretas. La neutralización de una solución mediante el proceso de titulación. Manejo del material volumétrico: balones aforados. La fenolftaleina es el indicador comúnmente utilizado para mucha reacciones de neutralización. INTRODUCCIÓN Las reacciones entre un ácido y una base dan como productos una sal y agua. La adición de la solución estándar se realiza con la bureta a la solución de concentración desconocida que se encuentra en una fiola junto con el indicador. Para ello es necesario un indicador.18 PRACTICA DE LABORATORIO 5. en particular balones aforados y pipetas. 2. Consolidar los conceptos teóricos de ácidos y bases. Continuar en el entrenamiento del estudiante en el manejo de material volumétrico . Iniciar al estudiante en técnicas cuantitativas como la determinación de la concentración de una base a partir de la valoración con un ácido de concentración conocida. Lugo y K. P. Marzo de 2007 . Reátegui. López.19 MATERIAL NECESARIO PARA REALIZAR UNA TITULACIÓN L. 20 . • Cálculos pertinentes para preparar soluciones. Reátegui. b) Valore por cuadruplicado alícuotas (25 mL) de la solución de HCl que usted preparó con una solución patrón de NaOH utilizando un indicador mixto. a) Obtenga el valor del blanco. c) A partir del volumen obtenido calcule la concentración del HCl que usted preparó.3. 2. c) Use el indicador adecuado dependiendo de los experimentos anteriores.1. • Fenolftaleina. NOTA: Para el día de la práctica traer papel indicador de pH y pera de succión. • Cálculos para determinar la concentración de la base a partir de su titulación con una solución patrón de un ácido. c) A partir del volumen obtenido calcule la concentración del HCl que usted preparó. Marzo de 2007 21 CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA: • Reacciones de neutralización. • Escriba las ecuaciones químicas que expresan las reacciones de neutralización a realizar en el laboratorio. 2. • Valoración de una solución. Lugo y K. López. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1. A partir de ácido clorhídrico concentrado que se encuentra en el laboratorio. color del indicador.1 M (Realice estos cálculos previos a la practica). • Blanco en una titulación.2. L. Explique cual usa y por qué. Valoración de la solución de HCl preparada utilizando fenolftaleina como indicador. 2. • Solución patrón. prepare 500 mL de una solución 0. su utilidad como indicador en reacciones de neutralización. P. Valoración de la solución de HCl preparada utilizando un indicador mixto a) Obtenga el valor del blanco. a) Valore por cuadruplicado alicuotas (25 mL) de la solución problema de NaOH contra la solución de HCl que usted preparó (y del que ahora conoce su concentración) b) Explique cual de los valores obtenidos utilizará. P. López. Lugo y K. • Nombre y fórmula de cada uno de los reactivos a utilizar en la práctica. Reátegui. Marzo de 2007 . Determinación de la concentración de una solución de NaOH.L. b) Valore por cuadruplicado alicuotas (25 mL) de la solución de HCl que usted preparó con una solución patrón de NaOH utilizando fenolftaleina como indicador. • Cálculos para determinar la concentración de un ácido a partir de su titulación con una solución patrón de base.1. d) No olvide anotar en número de su muestra problema. 1995 Chemistry. A. Bogotá. A. Goncalves. Meislich. 277 p. Laboratory Studies. Química General Superior. Química. 296 p. y Pardey. Latimer. Interamericana. 115 p. Academic Press. Staley. D. Arents. M. A. 702 p. 768 p. Presentación e interpretación de los resultados: a) Represente en forma de tablas los volúmenes utilizados en cada una de las titulaciones. 1974. and Matta.W. G.. Machado. F. . 1979. B. 1966 Fundamentals of Chemistry. México.O.. Escuela de Química. W. Academic Press. Mahan. H.S. México. Tercera edición. Masterton. e) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos.. 850 p. Facultad de Ciencias. Addison-Wesley Publishing Company. and Ragsdale. Escuela de Química. Mortimer. Fondo Educativo Interamericano. Wilbrahan. 1983 Química. y Turk. 2000 Laboratorio de Principios de Química. b) Indique la ecuación química que representa la reacción que ocurre durante la titulación. y Slowinski.4. Curso Universitario. F. J. Universidad Central de Venezuela. A.A.C.. De Sola V. Universidad Central de Venezuela. J. Grupo Editorial Iberoamericana.. New York. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas.. E.D. 54 p. E. Brescia.22 2. ) Realice los cálculos que indican como determino la concentración de la solución de HCl que usted preparo a partir de la valoración con una solución de NaOH conocida. d) Realice los cálculos que indican como determinó la concentración de la solución de NaOH desconocida a partir de la solución HCl que usted preparó y valoró. 813 p. R. Segunda edición. BIBLIOGRAFÍA Alvarado P.H. S. New York. 1971 Modern Experimental Chemistry.C. Facultad de Ciencias. L. mientras que la reducción corresponde a la ganancia de electrones por una especie química. su estado de oxidación cambia. para formar un precipitado blanco de hidróxido de manganeso. de color marrón. 4. Lugo y K. pipetas y buretas. El compuesto de manganeso (IV) mas conocido es el óxido insoluble MnO2. la transferencia de electrones de una especie que se oxida a una que se reduce. Calculo del peso equivalente del agente oxidante y el agente reductor. López. La oxidación es la perdida de electrones. OBJETIVOS 1. ESTADOS DE OXIDACIÓN DEL MANGANESO Los estados de oxidación comunes del manganeso son +2. +4. INTRODUCCIÓN De igual forma que una titulación ácido base lleva a un producto neutro (sal mas agua). 3. TITULACIONES REDOX. Este puede ser precipitado de la solución por la adición de una base. +6 y +7. Marzo de 2007 23 PRACTICA DE LABORATORIO 6. buretas.→ 2MnO2(s) + 2H2O Medio básico: MnO4-(ac) + e. Aprender a utilizar la bureta y las normas correctas de titulación. pero los productos de la reducción dependen fuertemente de que la reacción ocurra en medio ácido o básico: Medio ácido: MnO4-(ac) + 8H+(ac) + 5e. en particular balones aforados. El termino redox se refiere a las reacciones que involucran los procesos de oxidación y reducción de especies químicas. en una titulación redox conlleva a una reacción del tipo redox. En este estado en Mn es un agente oxidante fuerte. Balanceo de reacciones redox. P. +3. este compuesto es un agente oxidante fuerte en medio ácido y es reducido soluciones de HCl en caliente: MnO2(s) + 4H+(ac) + 2Cl. Continuar en el entrenamiento del estudiante en el manejo de material volumétrico. 2. Cuando una sustancia sufre oxidación o reducción.→ 2MnO42-(ac) + 2H2O . pipetas. Manejo del material volumétrico: balones aforados. pero es rápidamente oxidado a hidróxido de manganeso (III). esto es. El precipitado es insoluble en exceso de base. Titulación de soluciones donde ocurren reacciones redox.→ 2Mn2+ (ac) + 4H2O Medio neutro: MnO4-(ac) + 4H+(ac) + 3e. Reátegui. Aplicación de las normas correctas de Titulación.→ Mn2+(ac) + Cl2 + 2H2O El estado de oxidación +7. Consolidar los conceptos teóricos de reacciones redox. El ion Mn2+ es estable en medio acuoso. Iniciar al estudiante en técnicas de valoración mediante el uso de une estándar primario. es de color púrpura (permanganato de potasio). 4. Seguidamente caliente a 70 °C y luego prosiga con la titulación hasta obtener el punto final. • Nombre y formula de todos los reactivos a utilizar en la práctica. DESARROLLO DE LA PRACTICA 1.05 M). a) Obtenga el valor del blanco. Marzo de 2007 24 CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA: • Oxidación y reducción. • Normalidad • Solución estándar. 2. b) Teniendo en cuenta las normas para realizar una titulación correcta.1. f) Calcule el error de la concentración de KMnO4.1. • Cálculos para determinar la concentración del KMNO4 a partir de su titulación con una solución patrón oxalato de sodio. la cual debe ser curada previamente. Determinación de la concentración de la solución de KMnO4 preparada en 1. estándar primario. • Agente oxidante y agente reductor. López.1. Lugo y K. b) Explique como la preparó. • Balanceo de ecuaciones redox. • Valoración de una solución por permanganometría. NOTA: Para el día de la practica traer pera de succión. e) Realice dos veces más la titulación. 2.L. b) Represente en forma de tablas los volúmenes utilizados en cada una de las titulaciones. c) Indique la ecuación química que representa la reacción que ocurre durante la titulación. Preparación de una solución de KMnO 4 a) Prepare 500 mL de una solución de KMnO4 0. e) Reporte los resultados con cuatro cifras significativas. añada a la fiola 90% del valor teórico calculado de la solución de KMnO4. • Reacciones redox.02 M a partir de una solución mas concentrada que se encuentra en el laboratorio. d) Realice los cálculos que indican como determino la concentración de la solución de KMnO4. P. . coloque la solución de KMnO4 en la bureta. g) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos. Reátegui. d) Una vez puesto apunto el sistema. c) Vierta en una fiola de 250 mL una alícuota (25 mL) de una solución de oxalato de sodio (Na2C2O4 0. • Blanco en una titulación. agréguele 15 mL de H2SO4 3M. • Escriba las ecuaciones químicas que expresan las reacciones a realizar en el laboratorio. Presentación e interpretación de los resultados: a) Explique por qué es necesario calentar la solución para la titulación. y Pardey.. y Skoog. España. Escuela de Química. A. 277 p. De Sola V. M.C. Marzo de 2007 25 BIBLIOGRAFÍA Alvarado P. Segunda edición. 115 p.W. B. and Ragsdale.H. 1995 Chemistry. Química General Superior.N. Addison-Wesley Publishing Company. A. Latimer. 2000 Laboratorio de Principios de Química. and Matta. Academic Press. New York. Facultad de Ciencias. P. G. 1979. Meislich. Grupo Editorial Iberoamericana. D. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. Mahan.D. 296 p. E. Tercera edición. J. Goncalves. Lugo y K. Douglas. Interamericana.L. Fondo Educativo Interamericano. 1966 Fundamentals of Chemistry. Bogotá. Fundamentos de Química Analítica.S. Escuela de Química. F. Laboratory Studies. 1970.C. Mortimer. A. New York.. 813 p. E. y Slowinski. y Turk. Masterton.S. Brescia. R. Química. J. H. 1983 Química. F... Facultad de Ciencias. D. Curso Universitario. Arents. Reátegui. México. W. 54 p. Universidad Central de Venezuela. Wilbrahan. Staley. 702 p. López. A. .. 1971 Modern Experimental Chemistry. 850 p.A.. Academic Press. Machado. S. Tomo I. 1974.O. 501 p. Universidad Central de Venezuela. A. 768 p. Editorial Reverte. México. Oxidación y reducción. los electrones del Zn son transferidos a los iones de cobre (II). La facilidad de oxidación de los metales disminuye a medida que vamos descendiendo en la serie electromotriz (Tabla ) es decir. ocurriendo la precipitación de Cu metálico. OBJETIVOS 1. Consolidar los conceptos teóricos de reacciones redox. • Serie electromotriz de los metales. • Reacciones redox. • Balanceo de ecuaciones redox. el estudio del fenómeno de óxido . mientras que la electrólisis es el uso de la corriente eléctrica para producir cambios químicos. INTRODUCCIÓN La electroquímica. Marzo de 2007 26 PRACTICA DE LABORATORIO 7. Consolidar los conceptos teóricos de agente oxidante y agente reductor. Agente oxidante y agente reductor. 2.reducción. . Reátegui. • Nombre y formula de todos los reactivos a utilizar en la práctica. correspondiendo a una reacción redox. Cuando se coloca Zn metálico en una solución de sulfato de cobre. mientras que a medida que descendemos en esta la facilidad de oxidación del metal disminuye. P. Lugo y K. ELECTROQUÍMICA. Serie electromotriz de los metales. de una manera sencilla. los metales del tope de la tabla son oxidados mas fácilmente. sí se agrega Cu metálico a una solución de sulfato de zinc. 3. Esto se debe a que el Zn esta por encima del Cu en la serie electromotriz de los metales. En esta reacción los átomos de Zn (II) pierden electrones (se oxida) y el Zn metálico se disuelve. que ocurre de forma espontánea.L. CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACION DE ESTA PRACTICA: • Oxidación y reducción. Este reacción puede expresarse por medio de la siguiente ecuación química: Zn(s) + Cu2+(acu) ⇒ Zn2+(acu) + Cu(s) Representado por medias reacciones: OXIDACIÓN: Zn(s) ⇒ Zn2+(acu) REDUCCIÓN: Cu2+(acu) ⇒ + Cu(s) Por el contrario. • Agente oxidante y agente reductor. López. Al mismo tiempo los iones de Cu (II) en solución ganan electrones (se reduce). • Escriba las ecuaciones químicas que expresan las reacciones a realizar en el laboratorio. no ocurre reacción porque el Cu metálico no es oxidado por el Zn. Determinar experimentalmente la actividad redox de algunos metales y compararla con su ubicación en la serie electromotriz. para las medias reacciones de oxidación. Reacción con Fe metálico. Reacciones de metales con HCl a) En siete tubos de ensayo limpios coloque pedazos pequeños de aproximadamente el mismo peso de Zn. c) Anote en su cuaderno cada observación. Pb. López. Coloque 5 mL de las siguientes soluciones (0. P. Sn. e) Anote en su cuaderno lo observado.1. Reacción con Zn metálico.1. d) Caliente suavemente aquellas soluciones que no presentaron reacción en frío. c) Anote en su cuaderno cada observación. c) Anote en su cuaderno cada observación. Reacción con Pb metálico. Reátegui.1.1 M) en diferentes tubos de ensayo: Nitrato de cobre (II) Nitrato de plata Nitrato mercúrico Nitrato de zinc Nitrato hierro (III) Nitrato plomo (II) a) Coloque una espiral de Cu en cada uno de los tubos de ensayo. 2. 4. b) Añada a cada uno de los tubos de ensayo 5 mL de HCl 6 M. Coloque 5 mL de las siguientes soluciones (0. . b) Observe lo que sucede durante varios minutos. c) Observe lo que sucede durante varios minutos.1 M) en diferentes tubos de ensayo: Nitrato de cobre (II) Nitrato de plata Nitrato de zinc Nitrato hierro (III) a) Coloque un pequeño trozo de Pb en cada uno de los tubos de ensayo. b) Observe lo que sucede durante varios minutos. b) Coloque una granalla de Zn en cada tubo de ensayo. d) Anote en su cuaderno cada observación. c) Anote en su cuaderno cada observación. 3.1.1.1 M) en diferentes tubos de ensayo: Nitrato de cobre (II) Nitrato de plata Nitrato de zinc Nitrato hierro (III) Nitrato plomo (II) a) Coloque un pequeño trozo de alambre de Fe en cada uno de los tubos de ensayo. Mg y Fe. Cu. b) Observe lo que sucede durante varios minutos. Marzo de 2007 27 DESARROLLO DE LA PRACTICA 1.L. Al. a) Deseche las soluciones donde hubo reacción y sustitúyalas por soluciones nuevas. Reacción con Cu metálico: Coloque 5 mL de las siguientes soluciones (0. 5. Lugo y K. d) Mediante los resultados obtenidos en cada uno de los experimentos. 2. Serie electromotriz de los metales . b) Deje un tubo de ensayo a temperatura ambiente y caliente ligeramente el otro. e) Anote en su cuaderno lo observado. López. Reátegui.1. Presentación e interpretación de los resultados: a) Represente en forma de tablas los resultados obtenidos. P.4. ordene los elementos en orden decreciente de acuerdo a su facilidad de oxidación. c) Anote en su cuaderno cada observación. c) Explique los caso en los que no ocurrió reacción. b) Explique cada uno de los experimentos representando la ecuación química de la reacción respectiva. Marzo de 2007 28 6. Lugo y K.L. d) Compruebe la reacción en ambos tubos determinando el pH con papel indicador. f) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos. Reacción de Mg en medio acuoso a) En dos tubos de ensayo limpios coloque cantidades de aproximadamente el mismo peso de Mg y 5 mL de agua. e) Establezca la serie electromotriz de los metales. Tabla 5. Lugo y K. López. (Tomado de Goncalves et al. Reátegui. Serie electromotriz de los metales.L. Marzo de 2007 29 Tabla 6.. P. 2000) . 115 p. J.. 1983 Química. 1995 Chemistry. E. Addison-Wesley Publishing Company. F. Universidad Central de Venezuela. Reátegui. 702 p.H. G. A. Curso Universitario.. Tercera edición. and Ragsdale. Universidad Central de Venezuela.L. 2000 Laboratorio de Principios de Química. 1974. Interamericana. Laboratory Studies. Academic Press. 850 p. D. López.D. 813 p.. De Sola V. Latimer. Facultad de Ciencias. 1971 Modern Experimental Chemistry.. A. A. Goncalves. F. Química General Superior. W. Brescia. Wilbrahan. México. 1979. y Slowinski. Staley. . B. Academic Press. Marzo de 200 30 BIBLIOGRAFÍA Alvarado P.. y Turk. 768 p. Grupo Editorial Iberoamericana.. y Pardey.S.W. Machado. M. Arents. 296 p. Mahan. and Matta. Escuela de Química.C. 1999 Principios de Química II: Guía de Problemas. Escuela de Química. 277 p. H. 54 p.A. New York. Segunda edición. Química. E. A. Meislich. Bogotá. Facultad de Ciencias. 1966 Fundamentals of Chemistry. Mortimer.O.C. Lugo y K. New York. P. México. Fondo Educativo Interamericano. S. Masterton. J. R. medir su temperatura y dejar el termómetro dentro de la solución b) Pesar un espiral de metal (aluminio. Al realizar un trabajo o transferir calor a un sistema estamos transformando nuestra energía en energía potencial o cinética sobre el sistema. TERMODINÁMICA Capacidad calórica. Calcular la entalpía de disolución de líquidos y sólidos 4. ley de Hess. capacidad calórica. calor de reacción de neutralización OBJETIVOS 1. Determinar experimentalmente el calor transferido al poner en contacto dos cuerpos de diferente temperatura 3. en un cambio de fase o en la disolución de un compuesto. P. espontaneidad NOTA: Para el día de la practica traer un alambre de metal (aluminio o cobre). calor de disolución de líquidos. La mayoría de las reacciones en el laboratorio se llevan a cabo a presión constante: Q = ΔHr ΔHr < 0 reacción exotérmica ΔHr > 0 reacción endotérmica CONOCIMIENTOS TEÓRICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACIÓN DE ESTA PRÁCTICA • Definición de calor y trabajo • Primera ley de la termodinámica • Calor específico. calorimetría a presión constante • Entalpía. Lugo y K. calor de disolución de sólidos. El calor es la forma de energía que fluye a través de los límites o fronteras del sistema en respuesta a un gradiente de temperatura. transferencia de energía. El calor fluye del cuerpo más caliente al más frío. Marzo de 2007 31 PRÁCTICA DE LABORATORIO 8. y calentarlo en el mechero por aproximadamente 5 minutos c) Introducir el trozo metálico en el beacker con agua y cubrir con un vidrio de reloj d) Medir la máxima temperatura alcanzada por el agua e) Calcular la temperatura y el calor transferido del trozo metálico antes de sumergirlo en el agua . La termoquímica estudia el calor absorbido o liberado en una reacción química. Reátegui. cobre). entalpía de reacción • Energía de enlace • Segunda ley de la termodinámica y formación de disoluciones • Tercera ley de la termodinámica.L. Consolidar los conceptos teóricos relacionados a la termodinámica y a las formas de transferencia de energía 2. prediciendo cuando un proceso está favorecido. por ejemplo.Transferencia de calor entre dos cuerpos a) Colocar en un beacker 30 mL de agua. DESARROLLO DE LA PRÁCTICA 1. López. La energía es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor. Calcular la entalpía neutralización para un ácido y una base fuerte INTRODUCCIÓN La termodinámica estudia las formas de energía y sus transformaciones. L. Lugo y K. Bellama. J. Internacional Thomson Editores. Bursten.1016 p. Chang. B.5 g de yoduro de potasio c) Disolver la sal en el beacker con agua y medir la temperatura alcanzada por la solución d) Repetir la reacción de disolución pero ahora empleando 0. medir su temperatura y dejar el termómetro dentro de la solución b) Pesar 0. 1046 p. Marzo de 2007 32 2... Reátegui. J. Mc Graw Hill. Lugo y K.5 g de Hidróxido de sodio e) Comparar los resultados obtenidos f) Calcular el cambio de entalpía de las reacciones de disolución g) Expresar el cambio de entalpía en J/mol 4. medir su temperatura b) Agregar 10 mL de NaOH 2 M que se encuentren a la misma temperatura de la solución de HCl y medir la temperatura alcanzada por la mezcla de reacción c) Calcular el cambio de entalpía de la reacción suponiendo que el volumen total de la solución es de 20 mL. Presentación e interpretación de los resultados a) Represente con ecuaciones las reacciones que se llevaron a cabo en la práctica b) Explique cada uno de los resultados observados c) Compare cada una de las reacciones y justifique su comportamiento empleando las bases termodinámicas BIBLIOGRAFÍA Brown. L. (2002) Química. Umland.A. 999 p. Calor de reacción de neutralización a) Colocar en un beacker10 mL de HCl 2 M. que su densidad y calor específico es el del agua d) Expresar el cambio de entalpía en J/mol 5. (1999) Química General. Reátegui. P. Lemay. Calor de disolución de líquidos: trabajar en la campana de extracción a) Colocar en un beacker 30 mL de agua. R. agitar suavemente y medir la temperatura alcanzada por la solución c) Calcular el cambio de entalpía de la reacción de disolución d) Expresar el cambio de entalpía en J/mol 3. S. Tercera edición. Novena edición. López. López. T. Pearson Educación. Calor de disolución de sólidos a) Colocar en un beacker 30 mL de agua. medir su temperatura y dejar el termómetro dentro de la solución b) Añadir 3 mL de HCl concentrado.. México. Marzo de 2007 . E. (2004) Química la ciencia central.5 g de nitrato de amonio y 0. P. Séptima edición. el tamaño de partículas y los catalizadores sobre la velocidad de reacción • Teoría del estado estacionario • Teoría del estado de transición • Energía de activación • Catalizadores. lo que significa el tiempo necesario para que los reactantes sean transformados en los productos respectivos. Determinar experimentalmente el efecto de la temperatura y del tamaño de las partículas sobre la velocidad de reacción INTRODUCCIÓN Cada reacción química ocurre a una velocidad determinada. la concentración. inhibidores • Nombre y formula de todos los reactivos a utilizar en la práctica • Ecuaciones químicas que expresen las reacciones químicas a realizar en el laboratorio NOTA: Para el día de la práctica traer un gotero y 2 pastillas de alcazeltzer . Análogamente. que esto las hace imprácticas para cualquier propósito. es decir. Efecto de la temperatura Efecto de la concentración Efecto del tamaño de partícula Presencia de un catalizador CONOCIMIENTOS TEORICOS NECESARIOS PARA LA REALIZACIÓN DE ESTA PRÁCTICA • Velocidad de reacción • Orden de reacción • Efecto de la temperatura. III. algunas son tan rápidas que resulta imposible medir con exactitud su velocidad. a tan baja velocidad. Hay operaciones que son termodinámicamente espontáneas pero que transcurren tan lentamente. La velocidad de una reacción se mide como el cambio de concentración de las especies reaccionantes o de los productos por unidad de tiempo. lo que permite además estudiar los efectos que sobre ella tiene cambios en el sistema como son: I.33 PRACTICA DE LABORATORIO 9 CINÉTICA Efectos de la temperatura y de la superficie de reacción sobre la velocidad de reacción OBJETIVOS 1. Consolidar los conceptos teóricos relacionados a la cinética de reacciones químicas 2. IV. II. hay reacciones que se dan a velocidades moderadas y su medición es posible. Sin embargo. Descomposición del Tiosulfato de sodio por acción de un ácido (Efecto de la Concentración) a) Tome tres tubos de ensayos limpios. e) Cuando alcance esta temperatura agregue 1 gota de permanganato de potasio 0. Reátegui. agite bien. 4. b) Tome nota de la temperatura de la solución en uno de los tubos y añada a éste 1 gota de permanganato de potasio 0.2 M y tome nota del tiempo de reacción d) En el tercer tubo.L.02M y tome nota del tiempo de reacción. secos b) Coloque en cada tubo 3 mL de solución de Na 2S2O3 0. P. Efecto del tamaño de partícula a) Para esta experiencia necesita dos sobres de alcazeltzer. c) Agite bien y comience a contar el tiempo que tarda en decolorarse la solución d) Caliente el segundo tubo en baño de María hasta una temperatura de 40 ºC. tome nota del tiempo que transcurre desde el momento de la mezcla de los dos reaccionantes hasta la formación de una turbidez (COLOQUE UN PUNTO EN UNA HOJA PARA TOMARLO COMO REFERENCIA). López. Marzo de 2007 34 DESARROLLO DE LA PRÁCTICA 1.02 M y tome el tiempo que tarda en decolorarse la solución. Presentación e interpretación de resultados a) Escriba las reacciones involucradas en esta práctica debidamente balanceadas b) Represente en forma de tablas los tiempos obtenidos en cada experimento c) Realice un grafico de tiempo (eje X) vs temperatura de reacción para los dos primeros experimentos d) Explique y concluya sobre los resultados obtenidos y las gráficas realizadas . añada 3 gotas de HCl 0. c) En el primer beacker coloque la pastilla de alcazeltzer completa y mida el tiempo de disolución d) En el segundo beacker coloque la pastilla de alcazeltzer previamente triturada y mida el tiempo de disolución. Triture una de las pastillas dentro del sobre b) Tome dos beackers de 100 mL y coloque 50 mL de agua en cada uno. Reducción del permanganato de Potasio por el Oxalato de sodio (Efecto de la Temperatura) a) Tome tres tubos de ensayo y agregue a cada uno 5 mL de Oxalato de sodio 0.1 M. Lugo y K. 3.05 M y 3 mL de ácido sulfúrico 3M. c) Añada en el segundo tubo 3 gotas de HCl 0.02 M. Mida la temperatura de la solución de uno de los tubos y adicione en el primero 3 gotas de HCl 2 M. f) Haga lo mismo con el tercer tubo pero ahora caliente hasta una temperatura de 75ºC 2. P. Bursten. Lemay.. Segunda edición. López. 2000 Laboratorio de Principios de Química. México. Goncalves.. E. Marzo de 2007 35 BIBLIOGRAFÍA Brown. 1979. Machado. Fondo Educativo Interamericano. Química Cuso Universitario. A. Novena edición.. B. Reátegui. Facultad de Ciencias...A. B.. De Sola V. S. J. 54 p. Mahan.2004 Química la ciencia central. y Pardey. F. . T.Bogotá. Universidad Central de Venezuela. Pearson Educación. Lugo y K. 1046 p. Escuela de Química.L.. 813 p. L. P. sus comentarios y sugerencias a estas prácticas de laboratorio para los estudiantes de Química General I y Química General II de la Licenciatura en Geoquímica. Por las discusiones planteadas. . Claudio Bifano R. Marzo de 2007 36 AGRADECIMIENTOS Al Dr. Reátegui. que contribuyeron a mejorar el trabajo realizado. Lugo y K. López. Marzo de 2007 . López. Reátegui.L. P. Lugo y K.