guia

Universidad Andrés Bello Facultad de Ecología y Recursos Naturales

Departamento de Ciencias Químicas

MANUAL DE LABORATORIO PARA QUIMICA GENERAL

QUI1101

Betsabé Acevedo Pizarro, M.Sc.

Dr Ramiro Arratia Pérez Dr ( C ) Luis Álvarez

Con la colaboración de profesores del Departamento de Química.

Nombre:................................ Carrera:................................ Sección:...............................

Prefacio Los experimentos de Química Inorgánica contenidos en este Manual de Laboratorio están diseñados para ilustrar importantes principios químicos y para aumentar el conocimiento de los estudiantes respecto de las sustancias químicas y sus propiedades. Los conceptos básicos de química se introducen en los experimentos y se refuerzan mediante una serie de preguntas y problemas al final de cada guía de trabajo práctico. En forma adicional se anexan guías de ejercicios, pruebas solemnes, pruebas de laboratorio y Exámenes Ordinarios realizados en la UNAB. Con esta metodología esperamos capacitar a los estudiantes a desarrollar observaciones críticas en el laboratorio y comprender el comportamiento de sustancias químicas y su relación con las leyes fundamentales de la Química.

Aunque cada uno de estos experimentos han sido debidamente probados, no podemos ignorar que podrían surgir problemas adicionales. Sinceramente apreciamos recibir cualquier comentario r sugerencia para mejorar la calidad de este manual. Estamos muy agradecidos al Profesor William H. Fink de la Universidad de California, Davis por facilitarnos copias de los manuales de laboratorio de dicha universidad. También agradecemos al Profesor Bruce Bursten de la Universidad de Ohio, por enviarnos manuales de laboratorios, transparencias y material adicional para la enseñanza de la química.

También estamos agradecidos de los instructores de laboratorio y de los estudiantes de Química II de la Universidad Nacional Andrés Bello por haber aportado sugerencias útiles para mejorar el uso de este manual.

Betsabé Acevedo Pizarro, Héctor Carrasco Altamirano

Marzo 2006

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

La química, además de ser formativa, es esencialmente una disciplina experimental y en su enseñanza se pone especial énfasis en la realización de experimentos que ayuden a la comprensión vertidos en las aulas. Los experimentos químicos se realizan en un lugar especial acondicionado para este efecto que se denomina laboratorio. El laboratorio químico puede ser un lugar potencialmente peligroso, dado que para su funcionamiento cuenta con material de vidrio frágil, aparatos eléctricos y electrónicos, compuestos químicos corrosivos y tóxicos, líquidos inflamables, mecheros, etc. Sin embargo, si se toman las precauciones debidas y se siguen los procedimientos de seguridad adecuados, el laboratorio no involucra riesgos. Por lo tanto, la propia seguridad personal y del grupo de trabajo depende, en gran parte, del conocimiento que se tenga de los posibles peligros y de las precauciones adecuadas que se deben adoptar para evitarlos o reducirlos al máximo.

Los peligros más comunes en el laboratorio químico pueden ser clasificados en tres categorías:

.Fuego y explosión

.Químico

.Material de Vidrio

A continuación estudiaremos las precauciones que se deben tomar son:

1. PRECAUCIONES PARA EL FUEGO Y EXPLOSIÓN

1. Evitar mantener mecheros encendidos sin necesidad.

2. Si se usan mecheros observar las siguientes precauciones:

a) Nunca calentar un líquido inflamable en un recipiente abierto, es decir, sólo se deberá usar mechero cuando el recipiente está provisto de un condensador. En caso contrario, usar baño de agua caliente o calentador eléctrico.

b) En una destilación asegurar una buena refrigeración en el condensador.

c) Nunca traspasar líquido inflamable de un recipiente a otro cerca de una llama.

d) No dejar gotear destilados inflamables o recipientes separados del refrigerante. Use un adaptador.

e) No calentar baños de aceite a elevadas temperaturas.

3. Nunca calentar un aparato cerrado herméticamente aunque utilice un refrigerante puesto. Al aumentar la presión puede producir una explosión.

4. Si se va a efectuar una reacción exotérmica, preparar un baño de hielo o de agua y tenerlo a mano, de forma que éste pueda ser usado en caso que la reacción escape de su control por excesivo aumento de temperatura.

5. Ubicar donde se encuentran los extintores y asegurarse de conocer su funcionamiento.

6. No abandonar su puesto de observador cuando está efectuando una reacción que implique riesgos de inflamación o explosión.

2. PRECAUCIONES QUÍMICAS

1. No tener contacto directo (piel) con los compuestos químicos innecesariamente. Los materiales sólidos deben transferirse con espátulas u otros utensilios apropiados. Si algún compuesto toca la piel, lavarse inmediatamente con abundante agua y jabón. Preguntar al profesor si se tiene dudas en cuanto a la toxicidad de los compuestos químicos. Tener especial cuidado que las heridas no estén en contacto con compuestos químicos. Nunca usar solventes orgánicos, tales como acetona o alcohol para lavar compuestos orgánicos depositados en la piel, puesto que tales solventes aumentan la absorción del producto. Siempre lavarse las manos al final del trabajo en el laboratorio.

2. Nunca probar (o degustar) productos químicos.

3. Evitar la inhalación de humos o vapores de compuestos orgánicos y solventes tanto como sea posible. El laboratorio debe estar bien ventilado cuando se trabaje con sustancias volátiles en sistemas abiertos; trabajar en campana, asegurándose de su buen funcionamiento. Si en una reacción se producen gases nocivos (HCl, HCN, H2S, etc.), trabajar también en campana con una trampa de gases en el sistema. Aunque el olor de los compuestos es, a menudo, criterio de identificación de sustancias, debe ser discreto al efectuar dicha operación. Cabe hacer notar que algunos compuestos son irritables sin ser tóxicos.

4. Recuerde lavar el material con que se trabaja, inmediatamente después de haber sido usado.

3. PRECAUCIONES PARA EL MATERIAL DE VIDRIO

1. La regla fundamental con material de vidrio es: no aplicar nunca presiones indebidas o forzar las piezas de vidrio. Esta regla se aplica a la colocación de termómetros o tubos de vidrio en tapones de goma, mangueras o corchos comunes. Al introducir un tubo de vidrio en un corcho perforado, es conveniente que éste se encuentre lubricado. Además, protéjase con un paño al tomar el vidrio de la parte más al corcho. Estos peligros disminuyen en gran parte, cuando se trabaja con materiales esmerilados.

2. Si se usa material esmerilado, es importante que las uniones estén lubricadas apropiadamente. Se entiende por una buena lubricación, el aplicar una delgada capa de grasa en dos puntos opuestos y en el tercio superior de la unión macho, y luego rotar las partes para lubricar la superficie de las uniones, con un delgado revestimiento.

El material de vidrio debe ser lavado inmediatamente después de su uso. La mayoría de los residuos pueden ser removidos con detergente y agua. Nunca botar los sólidos a los lavatorios; los sólidos deben ser echados en recipientes especiales. Los solventes deben ser vertidos en botellas que para este efecto dispondrá en el laboratorio.

PROCEDIMIENTO EN CASO DE ACCIDENTE

A. FUEGO

La primera reacción deber ser alejarse del peligro. Avisar inmediatamente al profesor. Para ayudar a prevenir la propagación del fuego, alejar todos los recipientes de solventes inflamables de las zonas afectadas y apagar los mecheros. Para una mayor eficiencia en el uso del extinguidor, dirigir la boca de éste hacia la base de las llamas. Si se incendia la ropa no correr, ya que los movimientos rápidos activan el fuego. Rodar por el suelo para sofocarlo y cuidar de que éste no alcance la cabeza.

Los compañeros pueden ayudar a extinguir el fuego usando mantas de asbesto disponibles, delantales, etc.

No titubear en ayudar a un compañero si él esta envuelto en tal emergencia, puesto que unos pocos segundos de retardo pueden resultar seriamente lesionados.

Si las quemaduras son leves, aplicar un ungüento adecuado. En caso de quemaduras serias, no aplicar ningún tipo de ungüento, sino procurar un tratamiento médico al momento (Posta Central).

B. QUEMADURAS QUÍMICAS

El área de la piel afectada por este tipo de quemaduras debe ser lavado inmediatamente con agua y jabón. Si la quemadura es leve aplicar ungüento, y para quemaduras más serias acuda al médico.

Si reactivos corrosivos o calientes caen en los ojos, lavarlos inmediatamente con abundante agua y en seguida con suero fisiológico que el laboratorio dispone. No tocar el ojo. El párpado y el globo del ojo deben lavarse con agua por muchos minutos. Ver al médico tan pronto como sea posible.

C. CORTADURAS

Las cortaduras leves deben tratarse con los procedimientos conocidos de primeros auxilios. Si la cortadura indica que ha sido dañada una arteria, aplicar torniquetes justo antes de la lesión.

Cualquier persona afectada que deba acudir al médico rápidamente, debe ir acompañada, aunque el paciente no lo estime así. Personas en estado de shock, especialmente después de sufrir quemaduras, están a menudo más graves de lo que parece.

NORMAS DE TRABAJO EN EL LABORATORIO

1.- Todo equipo armado por él (o los) estudiante deberá ser revisado por su profesor antes de ser usado.

2.- Los reactivos de uso general deberán permanecer en los lugares asignados a ellos.

3.- Todo reactivo, luego de ser usado, deberá permanecer tapado.

4.- Los desechos sólidos no deben vaciarse en los lavatorios o desagües; habrá depósitos especiales para ellos.

5.- Las mezclas de líquidos o solventes no recuperables deberán guardarse en frascos especialmente rotulados.

6.- Si se necesita trasvasijar en producto sólido, deberá utilizar espátula fina o gruesa, según sea el caso. Nunca use las manos directamente.

7.- Antes de utilizar cualquier material, asegúrese de su limpieza.

8.- Las balanzas deben permanecer limpias y sin tara. Su utilización exige protección del plato (utilizar vidrio de reloj).

PAUTA PARA CONSTRUIR SU INFORME DE LABORATORIO En éste curso, como en los futuros años en que usted estudie Química, debe usar su cuaderno de laboratorio como una ayuda importante en su trabajo de investigación. En él, debe anotar toda la información relativa al trabajo realizado en una forma clara, ordenada y legible. Para sacar el máximo provecho de los datos puestos en su cuaderno aconsejo las siguientes normas:

a) Anotar fecha y nombre del experimento. Luego anotar los datos experimentales tan pronto como sea posible, ojalá después de hacer la observación.

b) Registre claramente los datos obtenidos y si es posible construya una Tabla de

Datos, para mayor claridad.

c) Indique las operaciones realizadas, con detalles. Si se hicieron modificaciones, deberá incluirlas.

d) Anote las conclusiones y comentarios pertinentes.

e) Mientras menos tarde en elaborar su Informe, es mejor. Se recomienda trabajar el

mismo día. El informe de laboratorio debe ser confeccionado pensando que va a ser leído por alguien que no realizó su trabajo experimental, de tal forma que cuando lo lea, quede informado clara y completamente sobre el tema. El siguiente formato es el que deberá seguir para hacer sus futuros informes de laboratorio de Química. 1. Complementación Teórica: En esta parte se debe hablar en forma breve (máximo una página) de los aspectos teóricos del tema sobre el cual usted experimentó. 2. Objetivos: Especifique los objetivos de cada experimento realizado. Si estos no le son claros, debe leer tanto la guía de trabajo como sus apuntes de cuaderno, sino podrá averiguar con su profesora del tema. 3. Aparatos y reactivos: Hacer una lista de los material y reactivo químico (incluya sus fórmulas y concentraciones molares) usados en el trabajo experimental. 4. Desarrollo Experimental o procedimiento: Hacer un resumen del trabajo práctico realizado: si se monto algún equipo o usó algo especial, hacer un esquema para clarificar. No reescribir la guía entregada, sino describir lo que usted hizo.

5. Resultados: Esta parte es la más relevante del trabajo. Deberá mostrar tabla de datos, gráficos o ecuaciones si fuera el caso, o expresar los resultados con palabras. Incluir cálculos, si estos se repiten hacer al menos un ejemplo. 6. Discusiones y conclusiones: Aquí usted podrá discutir respecto a los resultados logrados y los esperados desde la teoría. Para finalizar su informe es necesario exponer claramente las conclusiones a las que llegó. 7. Bibliografía: Nombrar cada texto al que recurrió para la confección de su informe. Se debe incluir el nombre de los autores. Este Manual o apuntes de clases no son parte de la bibliografía.

MATERIAL DE USO HABITUAL EN LABORATORIO

LABORATORIOS

Universidad Andrés Bello

Facultad de Ecología y Recursos Naturales Departamento de Ciencias Químicas

Química General

LABORATORIO Nº 1

MEDICIONES GRAVIMETRICAS Y VOLUMÉTRICAS

INTRODUCCIÓN En los experimentos químicos se realizan mediciones de distinta naturaleza y con diversos instrumentos. Las mediciones más comunes son las que permiten determinar la cantidad de una sustancia expresada en unidades de peso o volumen, gravimetría y volumetría respectivamente. Estas mediciones, al igual que cualquier otra, tienen siempre asociado un error que afecta el resultado final del experimento. El origen de los errores se debe a la imposibilidad de obtener medidas exactas, ya que los aparatos de medición no son absolutamente perfectos y nuestros sentidos tienen una capacidad de percepción limitada. Por lo anterior los números obtenidos a través de mediciones, son siempre inexactos. Entonces nuestro trabajo consiste en cuantificar el error, en ningún caso ignorarlo. En el anexo de esta guía se hace un tratamiento adecuado del manejo de error, así como el manejo correcto de cifras significativas. También esta presente el trabajo de gráficos que usted deberá estudiar para el desarrollo optimo de este trabajo práctico. OBJETIVOS Realizar mediciones de masa y volumen con diferentes aparatos y material volumétrico de laboratorio y en cada caso cuantificar el error. Con los datos obtenidos calcular la densidad de un líquido determinado y el error asociado a la medición. Comparar el error medido en los diferentes experimentos, discutir su magnitud. Calcular el error relativo, en cada medición. PARTE EXPERIMENTAL Experimento Nº 1 Determinación de la densidad de un líquido Etiquete e identifique los tres vasos de precipitados de 50 mL que recibió en su bandeja de trabajo. Verifique que estén limpios y secos. Mase cada vaso tanto en la balanza analítica como en la balanza granataria. Los valores obtenidos tendrán 4 y 2 cifras decimales respectivamente. Anote sus resultados en la siguiente tabla.

Tabla Nº 1: Medición de masa del vaso vació en balanza analítica y granataria Vaso Nº Masa obtenida en

balanza analítica [g] Masa obtenida en

balanza granataria [g] 1

±

±

2

±

±

3

±

±

En el Anexo de este manual podrá informarse respecto del cálculo del error máximo, la incerteza asociada a cada medición y característico para cada instrumento, consulte con su profesor. Por otro lado, en la medición de los volúmenes se trabajará con 3 materiales volumétricos muy usados en el laboratorio: - bureta de 50 mL con su respectivo soporte universal - probeta de 25 mL

- pipeta graduada de 10 mL

A cada vaso (los mismos 3 que ya se masaron en actividad anterior) transfiera 5 mL del líquido utilizando para ello la bureta, la probeta y la pipeta respectivamente. Máselo nuevamente, ahora el vaso y su contenido, solo en la balanza analítica. Repita la operación en cada caso agregando 5 mL más de líquido de tal manera que el volumen final sea de 10 mL, luego de 15, y 20 mL totales de líquido. No olvide masar en la balanza analítica cada vez que se agrega una nueva porción de líquido. Anote sus resultados en la siguiente tabla resumen Nº 2

Note que cada columna incluye el error máximo, la incerteza respectiva a cada medición. En el caso de la masa el ± deberá ser la misma ya que la medición se realizó con el mismo instrumento, la balanza analítica. En el caso del volumen, la situación es diferente ya que cada material volumétrico tendrá su propio valor de incerteza. Note que en la Tabla Nº 2 las columnas de masas dice masa del líquido, por lo que deberá previamente descontar la masa del vaso vacío. No olvide anotar la masa medida en la balanza, que corresponde a la suma del líquido más vaso vacío, para luego informar en la tabla el valor solicitado. Revise el anexo para verificar las fórmulas que necesitará en sus cálculos.

Tabla Nº 2: Medición de volúmenes en los tres materiales volumétricos y de masa en balanza analítica

Vaso1: volumen medido con bureta

Vaso 2: volumen medido con probeta

Vaso 3: volumen medido con pipeta graduada

Volumen agregado [mL]

Masa del líquido medida en balanza analítica [g]


Masa del líquido medida en balanza analítica [g]


Masa el líquido medida en balanza analítica [g]

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

0

Con los datos anteriores deberá calcular la densidad del líquido asignado.

Tabla Nº 3: Cálculo de densidad del líquido

densidad 1 [g/mL]

densidad 2 [g/mL]

densidad 3 [g/mL]

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

Considere que: densidad 1 = masa (medida en balanza analítica volumen (medido con bureta) densidad 2 = masa (medida en balanza analítica volumen (medido con probeta) densidad 3 = masa (medida en balanza analítica volumen (medido con pipeta) La última fila corresponde al valor promedio de las 4 mediciones. Demás esta decir que revise el anexo para verificar la fórmula de cuociente de dos cantidades con error. No olvide informar las unidades correctas y ser consistente en el número de cifras significativas y decimales tanto del error como de la cantidad misma. Escoja la columna de densidad con menor error y con los datos originales construya un gráfico de masa vs volumen. Calcule la pendiente de la recta. De preferencia este gráfico deberá construirse en papel milimetrado

1

Discusión En su informe deberá incluir los siguientes aspectos:

- Discutir los errores individuales, tabla 2, y como afectan al valor de la densidad y su error, tabla 3.

- En el gráfico, ¿qué representa la pendiente de la recta obtenida? - Compare el respectivo valor promedio de densidad de la tabla 3, con el valor de

la pendiente obtenido de la gráfica. - Haciendo uso de su gráfico responda:

¿Cuál será la masa de 18 mL del líquido? ¿Cuál es la masa de 25 mL del líquido?

- Averigüe la densidad del líquido en dos o más libros de Química. Con estos datos discuta la exactitud de sus mediciones.

Experimento Nº 2:

Determinación de la densidad del vidrio, comparación de 2 métodos.

a) Medición del volumen haciendo uso del Principios de Arquímedes

En un vaso de precipitados de 50 mL mase, con una aproximación de 0,0001, entre 25 y 30 g de perlas de vidrio, ( después de masarlas cuéntelas y anote su número). En una probeta de 50 mL mida 25 mL de agua destilada y ponga las perlas de vidrio ya masadas. Tenga precaución de no dejar ocluidas burbujas de aire. De ser así preocúpese de removerlas con cuidado. Lea y anote el nuevo volumen alcanzado por el agua. Realice sus cálculos y exprese la densidad obtenida con el número correcto de cifras significativas y con su respectivo error.

Con el fin de ordenar la información obtenida, en su cuaderno confeccione una tabla con los siguientes datos.

Masa de las perlas de vidrio [g]

Volumen ocupado por las perlas de vidrio [mL]

Densidad del vidrio [g/mL]

±

±

±

Al informar el error en la columna 2 deberá aplicar la fórmula de resta de errores: Volumen final de agua.

b) Medición del volumen a través de la fórmula geométrica.

Con la ayuda de un pie de metro determine el diámetro de una perla de vidrio. Luego determine su volumen a través de cálculos, por la fórmula geométrica.

2

La masa puede obtenerla del experimento anterior, dividiendo la masa total por el número de esferas o si prefiere puede masar una esfera. Realice sus cálculos y exprese la densidad obtenida con el número correcto de cifras significativas. También calcule el error relativo, para todos sus cálculos se sugiere revisar los anexos al final de esta guía. Masa de una perla de vidrio [g]

Volumen a partir de la fórmula geométrica para una perla de vidrio [mL]

Densidad del vidrio [g/mL]

±

±

±

En su informe, en la sección de Discusión, incluya las respuestas a las siguientes preguntas:

1. ¿Cuál de los dos métodos utilizados en la determinación de la densidad del vidrio es más exacto? ¿porqué?

2. Averigüe la densidad del vidrio en dos o más libros de Química. Con estos datos discuta la exactitud de sus mediciones.

3. Discuta la magnitud el error cometido en ambos métodos.

Bibliografía:

Chemistry. The Central Science. T. L. Brown, H. E. Lemay and B. Bursten. 7th Edition, 1997. Química. La Ciencia Central. T. L. Brown ,H. E. Lemay and B. Bursten. 7ª Edición, Prentice Hall Hispanoamericana S.A.., 1998. Química General. K. W. Whitten, R. E. Davis y M. L. Peck, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1998. Química. R. Chang, 4ª Edición, Mc Graw-Hill, 1992. Complementaria: Chemistry. S.Zumdahl. D.C.Heath and Co. 1986 Química General. D. D. Ebbing, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1996. General Chemistry. 2nd Edition. D. A. McQuarrie and P.A. Rock. W.H.Freeman and Co. 1987. Bibliografía de Laboratorio: Chemistry 2A,2B, 2C: Laboratory Manuals. Department of Chemistry, University of California-Davis (1999) Laboratory Experiments: Chemistry the Central Science. J. H. Nelson & K. Kemp, Prentice Hall 1997. General Chemistry Experiments. Raymond M. Keefer y Thomas L. Allen.

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Química General

LABORATORIO Nº 2

REACCIONES, FÓRMULAS Y NOMENCLATURA QUÍMICA

INTRODUCCIÓN Las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos se pueden clasificar en cuatro grandes grupos: 1) Reacción de Síntesis o unión directa En este tipo de reacciones los reactivos son dos o más sustancias y el producto es otra sustancia más compleja.

CaO + H2O → Ca (OH)2 2)Reacción de Descomposición Las reacciones de descomposición son aquellas en que un compuesto se degrada para producir: a) dos elementos b) uno o más elementos y uno o más compuestos c) dos o más compuestos a) Compuesto → dos elementos Mediante descomposición térmica o electrolítica es posible obtener elementos como productos. Algunos óxidos metálicos como el óxido de mercurio (II) se descompone al calentarse para producir oxígeno y mercurio: 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g) b) Compuesto → elemento y compuesto Los cloratos de metales alcalinos como KClO3 se descomponen por calentamiento para producir el cloruro correspondiente y liberar oxígeno:

2KClO3 (s) → 2KCl (s) + 3O2 (g) c) Compuesto → compuesto La descomposición térmica del carbonato de calcio y otros carbonatos produce dos compuestos, un óxido metálico y dióxido de carbono:

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

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3) Reacción de Desplazamiento simple En estas reacciones veremos que un elemento reemplaza a otro que forma parte de un compuesto. Existen condiciones especiales para éste desplazamiento, los metales activos desplazan a metales menos activos o al hidrógeno de sus compuestos en soluciones acuosas. Los metales activos son los que tienen baja energía de ionización y pierden con facilidad electrones para formar cationes. (ver Serie de Actividad de los Metales al final de esta guía). Cualquier metal que se encuentre por arriba del hidrógeno en la serie, al ser añadido a soluciones de ácidos no oxidantes se disuelven para producir hidrógeno y formar un sal. También los metales están ordenados de mayor a menor en actividad. Es decir un metal cualquiera siempre será desplazado por otro que se ubique sobre el en la escala. 1. Metal activo + Sal de metal menos activo → Metal menos activo + Sal de metal

activo. Una reacción característica es:

2AgNO3 (ac) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu(NO3)2 (ac) El cobre es más activo que la plata, por lo que la desplaza y toma su lugar en la sal. 2. Metal activo + ácido no oxidante → hidrógeno + sal de ácido. Un método común para preparar hidrógeno es la reacción de metales activos con ácidos como HCl y el H2SO4.

Zn (s) + H2SO4 (ac) → ZnSO4 (ac) + H2 (g)

Al disolver zinc en ácido sulfúrico, la reacción produce sulfato de zinc, se desplaza hidrógeno del ácido y se desprende en forma de burbujas el H2 gaseoso. 4) Reacciones de metátesis Las reacciones de metátesis son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para formar dos nuevos compuestos, sin que se produzcan cambios en el número de oxidación. En estas reacciones se presentan dos reemplazos simultáneos. Estas reacciones se presentan particularmente entre compuestos iónicos que finalmente forman precipitados.

Pb(NO3)2 (ac) + K2CrO4 (ac) → PbCrO4 (s) + 2KNO3 (ac)

No siempre los procesos anteriores son observables directamente, entonces ¿cómo sabemos cuándo ocurre un cambio químico? Podemos saber que se ha formado una nueva especie cuando ocurran variados procesos, como por ejemplo se observe: a) la formación de un precipitado b) desprendimiento de una sustancia gaseosa c) un cambio de color d) un cambio de temperatura en el medio de reacción.

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OBJETIVOS - Reconocer, por evidencias experimentales, cuándo ocurre una reacción química. - Realizar en el laboratorio diferentes reacciones químicas que correspondan a la clasificación estudiada. - Escribir las ecuaciones químicas de cada reacción, identificando para reactivos y productos su estado físico. PARTE EXPERIMENTAL

Experimento Nº 1 Reacción de Síntesis

a) Con la llama del mechero queme un trozo de cinta de magnesio que esta sujeta con pinzas. Ponga el residuo sobre un vidrio de reloj, agregue 2 ml de agua destilada y gotas de fenolftaleina. Anote sus observaciones. En esta reacción química hay dos ecuaciones involucradas, escríbalas correctamente balanceadas.

EN LA SIGUIENTE ACTIVIDAD TRABAJE BAJO CAMPANA, evite el contacto con los vapores. b) Tome con una pipeta una mínima cantidad de amoníaco. (1 o 2 mL ) y póngalos en un tubo de ensayo. Con otra pipeta, tome una cantidad semejante de ácido clorhídrico y acérquela lentamente al amoniaco dentro del tubo. Observe la formación de los vapores blancos. Finalmente mezcle ambos reactivos. Anote sus observaciones. Escriba la ecuación química balanceadas que da cuenta de esta reacción.

Experimento 2 Reacción de Descomposición

Coloque un gramo de clorato de potasio en un tubo de ensayo; sujételas con las pinzas para tubo de ensayo (NO DIRIJA LA BOCA DEL TUBO DE ENSAYO HACIA SU CARA NI HACIA LA CARA DE SU COMPAÑERO) y se calienta directamente a la llama del mechero; cuando el clorato se funda y desprenda burbujas se acerca a la boca del tubo una astilla de madera en ignición, es decir una vez que encienda la astilla y apague la llama se debe acercar al tubo; registre sus observaciones. Escriba la ecuación química balanceada.

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Experimento 3 Reacción de Desplazamiento

Vierta 3 mL de ácido clorhídrico (1:1) en un tubo de ensayo y agregue u trozo de granalla de cinc. El gas desprendido de la reacción se recoge en otro tubo de ensayo invertido; una vez que el tubo esté lleno de gas, en esa misma posición se lleva a la llama del mechero. Anote sus observaciones. Esta reacción química se puede representar a través de una ecuación, escríbala correctamente balanceada.

Experimento 4 Reacción de Metátesis

a) Coloque en un tubo de ensayo 2 mL de una solución diluida de yoduro de potasio y en otro tubo de ensayo otros 2 mL de nitrato de plomo. Mezcle el contenido de ambos tubos. Anote sus observaciones y la ecuación química correspondiente. b) Efecto Temperatura: El producto formado en la reacción anterior, fíltrelo en un tubo de ensayo y caliente este líquido filtrado en el mechero. Deje enfriar en la rejilla para tubos de ensayo y observe lo que pasa. Serie de Actividad de los Metales

Li K Ca Na

Mg Desplazan al Hidrógeno Al de los ácidos Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb

H ( un no metal) Sb (un metaloide) Cu Hg Ag Pt Au

Bibliografía:

Chemistry. The Central Science. T. L. Brown, H. E. Lemay and B. Bursten. 7th

7

Edition, 1997. Química. La Ciencia Central. T. L. Brown ,H. E. Lemay and B. Bursten. 7ª Edición, Prentice Hall Hispanoamericana S.A.., 1998. Química General. K. W. Whitten, R. E. Davis y M. L. Peck, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1998. Química. R. Chang, 4ª Edición, Mc Graw-Hill, 1992. Complementaria: Chemistry. S.Zumdahl. D.C.Heath and Co. 1986 Química General. D. D. Ebbing, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1996. General Chemistry. 2nd Edition. D. A. McQuarrie and P.A. Rock. W.H.Freeman and Co. 1987. Bibliografía de Laboratorio: Chemistry 2A,2B, 2C: Laboratory Manuals. Department of Chemistry, University of California-Davis (1999) Laboratory Experiments: Chemistry the Central Science. J. H. Nelson & K. Kemp, Prentice Hall 1997. General Chemistry Experiments. Raymond M. Keefer y Thomas L. Allen.

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Química General

LABORATORIO Nº 3

ELECTROLITOS Y REACCIONES NETAS

INTRODUCCIÓN

Muchas reacciones químicas ocurren en solución y casi todas las reacciones que ocurren en plantas y animales tienen lugar en medio acuoso. Muchas reacciones importantes involucran sustancias que son electrólitos. I. DISOCIACION ELECTROLITICA Las sustancias que se disuelven en un determinado solvente se agrupan en dos categorías: Electrólitos y No electrólitos. Un electrolito es una sustancia que, al disolverse, forma una solución que conduce electricidad. Un no electrolito no genera una solución conductora de la corriente eléctrica después de disolverse. Dentro de la categoría de los electrolito se puede distinguir entre los electrólitos fuertes y los débiles. 1. Electrólitos Fuertes. Son sustancias que disocian completamente en solución para formar iones. (Se entiende por disociación la separación del compuesto en su respectivo anión y catión) Algunos ejemplos son: HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, KOH, y casi todas las sales: NaCl, K2SO4 y NH4NO3. 2. Electrólitos Débiles. Son sustancias que disocian parcialmente para formar iones en solución. Algunos ejemplos son: ácido acético CH3COOH, H2O y NH3 (ac). En el último caso, los iones se forman por una reacción química entre agua y amoníaco:

NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH

− (ac) 3. No electrólitos. Son sustancias que no disocian para formar iones en solución. Algunos ejemplos son alcohol etílico C2H5OH y sacarosa C12H22O11.

El estudiante debe relacionar la capacidad conductora de una solución con la naturaleza de las especies que están presentes en la solución Por ejemplo, una solución de HCl en agua contiene los iones H+ y Cl− pero no contiene una cantidad medible de moléculas de HCl.

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Ejemplos de Electrolitos fuertes Compuesto Catión Anión

HCl → H+ + Cl- HNO3 → H+ + NO3

- H2SO4 → 2H+ + SO4

= NaOH → Na+ + OH- KOH → K+ + OH- NaCl → Na+ + Cl- K2SO4 → 2K+ + SO4

= NH4NO3 → NH4

+ + NO3 -

Ejemplos de Electrolitos débiles Compuesto Catión Anión

CH3COOH ↔ H+ + CH3COO

-

H2O ↔ H+ + OH- NH3 ↔ NH4

+ + OH- Llamaremos sustancia principal todas aquellas que estén presentes en concentración apreciable (> 0.010 M) en solución.

II. REACCIONES NETAS Los químicos usamos ecuaciones químicas para expresar concisamente los resultados de una reacción química. Estas ecuaciones desean expresar que reactantes han sido usados y que productos se han formados. Por ejemplo, en vez de usar palabras se escribe NaOH + HCl ↔ H2O + NaCl (INCORRECTO)

Esta ecuación está incorrecta porqué NaOH y HCl en solución no contienen las moléculas NaOH y HCl, y además no hay moléculas de NaCl en solución después que ha ocurrido la reacción. La ecuación correcta para esta reacción es:

H+ + OH- ↔ H2O Esta reacción es llamada Reacción Neta. Una reacción neta resume los cambios que han tenido lugar como un resultado de una reacción química. Para obtener la ecuación neta debemos escribir la ecuación molecular que muestra las sustancias formando moléculas pero disueltas en agua. Tenemos luego la ecuación iónica que muestra los iones que están presentes en solución, en el caso que la sustancia sea un electrolito fuerte. A partir de esta ecuación, por cancelación de iones que se encuentran como reactantes y productos, surge la ecuación neta.

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Finalmente podemos decir que las ecuaciones iónicas son las que mejor describen la realidad de la reacción química. Ejemplo: Se hace reaccionar una solución acuosa de yoduro de sodio con una solución acuosa de nitrato de plomo II. Sabiendo que una de las sustancias que se forman, el yoduro de plomo, es una sustancia insoluble escriba las ecuaciones moleculares, iónicas y netas correctamente balanceadas.

Ecuación Molecular

2 NaI (ac) + Pb(NO3)2 (ac)

� 2 NaNO3 (ac) + PbI2 (s)

Ecuación Iónica 2Na+(ac) + 2I- (ac) + Pb+2(ac) + 2NO3

- (ac)

� 2 Na+ + 2NO3 - (ac) + PbI2 (s)

Ecuación Neta

Pb+2(ac) + 2I- (ac) ↔ PbI2 (s)

Note que en la ecuación iónica el PbI2 aparece como molécula, esto debido a su calidad de compuesto insoluble. Por otro lado que una sustancia sea un electrolito débil implica dos conceptos: (a) La sustancia en solución disociará parcialmente en un determinado solvente para formar iones en solución.

(b) Los iones de un electrolito débil no pueden coexistir a altas concentraciones en la misma solución.

Por lo tanto, puesto que agua es un electrolito débil, podemos predecir que H+ y OH- no pueden coexistir a altas concentraciones. Así, cada vez que mezclemos soluciones que contengan estos iones, podemos predecir que se forma agua: H+ + OH- ↔ H2O

Similarmente, puesto que CH3COOH es un electrolito débil, si mezclamos soluciones que contengan H+ e iones acetato, CH3COO

- podemos predecir que se forma ácido acético CH3COOH.

Ejemplo: Si mezclamos HCl con una solución de acetato de sodio (es una sal y electrolito fuerte) se formará ácido acético.

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Ecuación Molecular

HCl (ac) + CH3COONa (ac)

� CH3COOH (ac) + NaCl (ac)

Ecuación Iónica H+(ac) + Cl-(ac) + CH3COO

-(ac) + Na+(ac)

� CH3COOH (ac) + Na+ (ac) + Cl- (ac)

Ecuación Neta

H+(ac) + CH3COO-(ac) ↔ CH3COOH(ac)

Note que en la ecuación iónica el CH3COOH aparece como molécula, esto debido a su calidad de electrolito débil. Sustancias principales antes de reacción: H+ , Cl- , Na+ , CH3COO

- Sustancias principales después de reacción: Cl- , Na+ , CH3COOH

Producto formado: CH3COOH

Reacción Neta: H+ + CH3COO- ↔ CH3COOH

III. SOLUBILIDAD La solubilidad de una sustancia en un solvente es la cantidad máxima de sustancia que puede ser disuelta en una cierta cantidad de solvente, a temperatura y presión definida. Una solución que contenga la máxima cantidad de un soluto se dice que está saturada respecto al soluto. Es importante distinguir entre el tipo de electrolito y su solubilidad. Algunas sustancias muy solubles (sacarosa) son no-electrólitos, otros como NaCl son electrólitos fuertes, y otros como HgCl2 son electrólitos débiles. Por ejemplo, una solución saturada de AgCl en agua contiene sólo 1.0 x 10-5 M de AgCl. Sin embargo, en la solución saturada tenemos 1.0 x 10-5 M Ag+ y 1.0 x 10-5 M Cl- y no existen cantidades medibles de moléculas de AgCl. Así, aunque AgCl sea levemente soluble en agua, es un electrolito fuerte en el sentido que todo el AgCl en solución existe en la forma de Ag+ y Cl- Diferentes rangos de solubilidad están descritos cualitativamente como sigue: SOLUBILIDAD TERMINO > 0,1 M Soluble 0,1 a 0,01 M Moderadamente soluble < 0,01 M Levemente soluble

OBJETIVOS

En este laboratorio comenzaremos nuestra investigación de disociaciones electrolíticas y de reacciones químicas que involucran electrólitos.

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PARTE EXPERIMENTAL

Experimento 1 a) Para su primer trabajo el profesor le proporcionará un dispositivo eléctrico. Lave los

extremos metálicos de este dispositivo y séquelo antes de sumergirlos en cada solución.

Solución 0,1 M Observación Experimental Clasificación HCl

C2H5OH

NaCl

H2O (potable)

H2O (destilada)

NH3

C6 H12 O6

A partir de sus observaciones clasifique las soluciones en:

• soluciones de electrólitos fuertes • soluciones de electrólitos débiles • soluciones de no electrólitos

Discuta cualquier anomalía o resultado inesperado. Experimento 2 En tres tubos de ensayo, previamente etiquetados, ponga 5 mL de las siguientes soluciones:

1) 0,10 M cloruro de sodio, NaCl 2) 0,10 M ácido clorhídrico HCl 3) 0,10 M cloruro de bario BaCl2

Luego agregue a c/u algunas gotas (2 ó 3) de nitrato de plata, AgNO3 0,1 M. Escriba en su cuaderno de laboratorio todas sus observaciones (por ej. cambio de color, se formó una fase separada que puede ser líquido, sólido o gas, y su color, etc.). El sólido blanco que se obtiene en los tres casos es AgCl. Para cada caso escriba la ecuación molecular, la iónica y la neta. En la confección de su informe considere discutir los siguientes aspectos.

¿Cuales son las sustancias principales presentes en c/u de las soluciones? ¿Qué cantidad de c/u de las sustancias principales está presente (en moles)? ¿Cuál es la concentración molar de c/u de las sustancias principales?

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Experimento 3 En 3 vasos de precipitado de 50 mL, previamente etiquetados, ponga una punta de espátula de las siguientes sustancias sólidas y agregue unos 20 mL de agua destilada. Agite el vaso tratando de disolver el sólido, puede ayudarse con una varilla de vidrio. Anote sus observaciones respecto de las solubilidades de estas tres sales.

Vaso Nº

Sustancia Sólida Escriba la fórmula de la sal

Solubilidad de la sal

1

Sulfato de sodio

2

Sulfato de amonio

3

Sulfato de bario

A cada uno de las mezclas de los vasos mídales su capacidad conductora con el dispositivo empleado en el experimento 1. Clasifique las tres sales en orden de capacidad conductora, anote sus observaciones En su informe haga un análisis comparativo respecto a la solubilidad y la capacidad conductora de cada sistema. Explique lo observado.

Luego agregue a cada vaso unos 2 mL de BaCl2 1.0 M Anote sus observaciones, luego vuelva a medir la conductividad. Escriba en su cuaderno de laboratorio las reacciones químicas que ocurrieron en cada caso.

En la confección de su informe considere discutir los siguientes aspectos.

¿Se aprecia alguna diferencia en la solubilidad de las tres sales? ¿Qué podríamos decir de la conductividad y la cantidad de iones presentes?, ¿existe alguna relación?

Sal Comentario relacionado con la capacidad conductora

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¿Qué ocurre al agregar BaCl2 a cada sistema?, ¿como se puede explicar lo observado en términos de solubilidades?, ¿qué podríamos decir respecto de la conductividad y la cantidad de iones presentes?. Si a través del proceso de precipitación logro sacar iones del sistema que debería esperar que ocurriera con la conductividad ? En la práctica ¿qué ocurrió?, ¿Cómo se explica? Bibliografía: Chemistry. The Central Science. T. L. Brown, H. E. Lemay and B. Bursten. 7th Edition, 1997. Química. La Ciencia Central. T. L. Brown ,H. E. Lemay and B. Bursten. 7ª Edición, Prentice Hall Hispanoamericana S.A.., 1998. Química General. K. W. Whitten, R. E. Davis y M. L. Peck, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1998. Química. R. Chang, 4ª Edición, Mc Graw-Hill, 1992. Complementaria: Chemistry. S.Zumdahl. D.C.Heath and Co. 1986 Química General. D. D. Ebbing, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1996. General Chemistry. 2nd Edition. D. A. McQuarrie and P.A. Rock. W.H.Freeman and Co. 1987. Bibliografía de Laboratorio: Chemistry 2A,2B, 2C: Laboratory Manuals. Department of Chemistry, University of California-Davis (1999) Laboratory Experiments: Chemistry the Central Science. J. H. Nelson & K. Kemp, Prentice Hall 1997. General Chemistry Experiments. Raymond M. Keefer y Thomas L. Allen.

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Universidad Nacional Andrés Bello


Química General

LABORATORIO Nº 4

DIFERENCIA ENTRE ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES.

DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE ACIDEZ

INTRODUCCIÓN Electrolitos Un electrolito es una sustancia química capaz de disociarse parcial o totalmente en un medio acuoso. Esta disociación genera especies con carga eléctrica llamadas iones. Un electrolito muy típico es el cloruro de sodio NaCl, que en solución acuosa contiene iones sodio Na+ e iones cloruro Cl- . La presencia de iones en la solución trae como consecuencia que esta sea una solución conductora de electricidad. Una sustancia como la sacarosa C12H22O11, que no forma iones en solución se denomina no electrolito. Podemos decir entonces que el cloruro de sodio es un compuesto iónico y la sacarosa un compuesto molecular. Para un compuesto iónico, en la mayoría de los casos podremos predecir los iones presentes en solución acuosa, a partir de su fórmula o nombre químico. Por ejemplo el sulfato de sodio, Na2SO4, se disocia en iones sodio, Na

+ y iones sulfato, SO4

-2. Es importante conocer la fórmula y la carga de los iones que se generan en la disolución acuosa de un compuesto iónico para así plantear correctamente la disociación del compuesto. (Ver anexo de nomenclatura inorgánica) La concentración de cada ión en solución de electrolitos fuertes puede calcularse directamente a partir de la molaridad del electrolito del cual proviene. Es necesario plantear la ecuación de disociación y respetar la estequiometría de esta. A continuación se dan algunos ejemplos de ecuaciones de disociación de electrolitos fuertes (totalmente disociados →) y electrolitos débiles (parcialmente disociados ↔). Note usted que se usan flechas diferentes para cada proceso.

Compuesto Catión Anión NaCl (ac) → Na+ (ac) + Cl-(ac)

K2SO4 (ac) → 2K+(ac) + SO4

=(ac)

NH3 (ac) ↔ NH4 +(ac) + OH

-(ac)

HCHO2 (ac) ↔ H+ (ac) + CHO2-(ac)

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Ácido Fuerte Los ácidos fuertes son un caso especial de electrolitos fuertes Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se disocia completamente en H+ y su respectivo anión. Por lo anterior cuando tenemos una solución de un ácido fuerte, de cualquier concentración, las especies que encontramos en disolución son exclusivamente los iones: H+ y su respectivo anión pero por ningún motivo la molécula de ácido. Si se quiere conocer la concentración de las especies generadas en la solución acuosa de un ácido fuerte, debemos conocer su ecuación de disociación y la molaridad inicial del ácido. Por ejemplo:

Para una solución 1,5 M de ácido clorhídrico, HCl Ecuación de disociación HCl (ac) → H+

(ac) + Cl-(ac) Concentración inicial 1,5 M 0 0 Después de la disociación 0 1,5 M 1,5 M

Los ácidos fuertes más comunes son:

Ácidos Fuertes más comunes Fórmulas Nombre HCl Ácido Clorhídrico HNO3 Ácido Nítrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico

HClO3 Ácido Clórico HClO4 Ácido Perclórico H2SO4 Ácido Sulfúrico

Ácido Débil Un ácido débil es aquel que, en disolución acuosa, se disocia parcialmente, por lo general menos de un 5%. Son un caso especial de los electrolitos débiles. El número de especies que existen en la solución de un ácido débil son siempre tres: el protón, H+, el respectivo anión y el ácido que no se disocio. Por ejemplo

Ácido débil Protón Anión CH3COOH (ac) ↔ H+

(ac) + CH3COO-(ac)

H2CO3 (ac) ↔ H+ (ac) + HCO3-(ac)

Para conocer la concentración de todas las especies que existen en solución es necesario establecer la ecuación de disociación, considerar que se establece el equilibrio y hacer uso de la constante de acidez del ácido, Ka. El valor de Ka indica el grado de ionización del ácido débil. Los ácidos con constantes de ionización grandes se ionizan en mayor grado que los que tienen constantes de ionización menores.

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Si se conoce la constante de ionización de un ácido débil, pueden calcularse las concentraciones de todas las especies en solución, (ver anexo de ecuación cuadrática). Los ácidos débiles más comunes son:

Ácidos Débiles más comunes

Fórmulas Nombre HF Ácido Fluorhídrico

HNO2 Ácido Nitroso HCN Ácido Cianhídrico

CH3COOH Ácido Acético HClO Ácido Cloroso H3PO4 Ácido Fosfórico H2CO3 Ácido Carbónico H2SO3 Ácido Sulfuroso

La Escala de pH El pH de una solución se define como: pH = - Log [H+] La escala de pH constituye una manera conveniente de expresar la acidez y basicidad de las soluciones acuosas diluidas. El pH de una solución puede determinarse mediante tres formas experimentales diferentes:

1. Uso del pH metro 2. Uso de papel pH universal 3. Uso de indicadores ácido-base.

El pH de una solución puede medirse con rapidez y exactitud por medio de un medidor de pH o pH-meter. En términos sencillos un medidor de pH se compone de un par de electrodos conectados a un medidor capaz de medir voltajes pequeños, del orden de los milivoltios. Cuando los electrodos se colocan en una solución se genera un voltaje, el que varia con el pH. El medidor lee este voltaje y esta calibrado para mostrar el pH. Aunque son menos precisos los Indicadores ácido-base son ampliamente usados para conocer rangos de pH de una solución. Los indicadores ácido-base son compuestos orgánicos (ácidos débiles) que pueden existir en forma ácida o básica. Las dos formas tienen colores intensos distintos. Así el indicador adquiere un cierto color en un medio ácido y cambia a otro color si se pone en un medio básico. Si se conoce el pH en el cual el indicador cambia de una forma a otra, se puede determinar un rango de pH relativamente exacto. En la tabla de anexo aparecen algunos de los indicadores más comunes. Por ejemplo el naranja de metilo tiene un rango de pH de 3.1 a 4.4. Bajo 3.1 el indicador se encuentra en su forma ácida, de color rojo. En el intervalo 3.1 a 4.4 se convierte gradualmente a la forma básica, de color amarillo. Sobre 4.4 la conversión es completa y la solución es amarilla. OBJETIVOS

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En este laboratorio investigaremos la disociación del HCl, HNO3 y CH3COOH. Estudiaremos las propiedades del H+ producido por la disociación de estos ácidos. PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1: Uso de Indicadores A partir de una solución de HCl 1.0 M prepare, por dilución, 50 mL de HCl 0,1 M (10-1 M). Calcule el volumen que se debe tomar de la solución más concentrada (1M). Este volumen extráigalo con una pipeta total y deposítelo en su matraz de aforo de 50 mL. Complete el volumen con agua destilada, tape y agite fuertemente. No olvide etiquetar el matraz. A partir de la solución de HCl 0,1 M recién preparada, prepare por dilución, 50 mL de HCl 0,01 M (10-2 M). Calcule el volumen que se debe tomar de la solución más concentrada (10-1 M). Complete el volumen de su matraz de aforo con agua destilada, tape y agite fuertemente. No olvide etiquetar el matraz. Las demás soluciones: 10-3 M, 10-4 M 10-5 M, se reparan de la misma forma siempre partiendo de la solución antes preparada. Para el ácido nítrico se procede de igual manera. Finalmente usted tendrá seis soluciones de cada ácido, incluyendo la 1.0 M inicial. En una gradilla tome 12 tubos de ensayo y etiquételos por duplicado. es decir, dos tubos de ensayo deberán decir HCl 1.0 M, el siguientes par de tubos deberá decir HCl 10-1 M y así sucesivamente. Tome una batería de tubos de concentraciones 1.0 M hasta 10-5 M y agregue 5.0 mL de la solución indicada en la etiqueta y una o dos gotas de indicador Verde de metilo. Con los otros seis tubos se hace lo mismo agregando en este caso una o dos gotas de Anaranjado de metilo.

Soluciones de HCl (5.0 mL) con gotas del indicador respectivo. 1M 10-1 M 10-2 M 10-3M 10-4 M 10-5 M 1M 10-1 M 10-2 M 10-3M 10-4 M 10-5 M

Verde de Metilo Anaranjado de metilo

19 Este procedimiento se repite para el ácido nítrico HNO3. Anote en su cuaderno el color de cada solución usando la siguiente tabla. Concentración de HCl (M) Verde de Metilo Anaranjado de Metilo

1.0

10-1

10-2

10-3

10-4

10-5

Concentración de HNO3 (M) Verde de Metilo Anaranjado de Metilo

1.0

10-1

10-2

10-3

10-4

10-5

Guarde las gradillas con los tubos de ensayo para los siguientes experimentos. Note que si los colores se desvanecen, agregue otras gotas de indicador. En su informe deberá discutir si existe diferencia apreciable entre los colores del mismo indicar con HCl y HNO3 ¿Qué iones dan el color a la solución (H

+, Cl- o NO3- )

Experimento 2: Muestra Problema Su profesor le asignara una muestra problema (una solución de HCl o de HNO3). Tome dos tubos de ensayo y en cada uno ponga 5.0 mL de la muestra problema. A un tubo agregue gotas de verde de metilo y al otro, anaranjado de metilo. Por comparación con sus baterías encuentre la concentración molar de su muestra problema. Incluya este resultado en su informe. Experimento 3: Disociación de una ácido débil Tome dos tubos de ensayo limpios y secos y en cada uno ponga 5.0 mL de ácido acético 1.0 M. Agregue a cada tubo una o dos gotas de cada indicador. Compare los tubos con sus baterías. Por comparación estime la concentración de H+ en la solución.

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En su informe responda las siguientes preguntas (sección resultados) 1. ¿Qué tipo de electrolito es el ácido acético? 2. ¿Cómo es a disociación del sistema? 3. ¿Cuáles son las especies presentes en solución? 4. Una vez que la disociación alcance su equilibrio:

¿cuál es la concentración del CH3COO-?

¿cuál es la concentración del CH3COOH ¿qué % de disociación tiene el ácido acético? Considerando que el valor de Ka para el ácido acético es 1.75x10-5, anote sus resultados en la siguiente tabla: recuerde que son concentraciones una vez que el sistema alcanzo el equilibrio, no son concentraciones iniciales.

Especies M en el equilibrio

[CH3COOH]

[CH3COO

-]

[H+]

% disociación

Experimento 4: Reacción entre H+ y el anión de un ácido débil Ponga 5.0 mL de HCl 1.0 M ( o de HNO3 1.0 M) en un tubo de ensayo y agregue gotas del indicador verde de metilo. Luego agregue 1.0 mL de CH3COONa 1,0 M y mezcle bien. note el color de su solución. Compárelo con su batería de colores. Anote sus observaciones. Continué agregando porciones de 1.0 mL de la solución de acetato de sodio hasta agregar 5.0 mL. Anote los cambios de color que van ocurriendo por cada mL agregado. Recuerde que el acetato de sodio es un electrolito fuerte (como todas las sales), y por lo tanto esta 100% disociado en solución acuosa. Discuta lo observado en base a la reacción química que esta ocurriendo. Se recomienda plantear los equilibrios y ecuaciones de disociación existentes. Experimento 5: Reacción entre un ácido débil y una base fuerte. En un crisol de porcelana mezcle 5.0 mL de hidróxido de sodio NaOH 6.0 M con 5.0 mL de acetato de sodio CH3COOH 6.0 M, toque el fondo del crisol, ¿puede detectar algún cambio de temperatura?, ¿esta reacción es endotérmica o exotérmica? Cheque el pH de la solución final con papel pH, analice los resultados. ¿Cree usted que ocurrió una reacción de neutralización? ¿Qué especies principales están presentes en solución? Escriba la ecuación. Discuta sus resultados.

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Bibliografía:




Química General

LABORATORIO Nº 5

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TITULACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE.

INTRODUCCIÓN ¿Cómo podemos determinar la concentración de una solución? Una forma común es utilizar un a segunda solución de concentración conocida, llamad solución estándar. Esta solución estándar se somete a una reacción química de estequiometría conocida al mezclarse con la solución de concentración desconocida. Este procedimiento se llama titulación. Por ejemplo, suponga que tiene una solución de HCl de concentración desconocida y una solución de NaOH que se sabe es 0.1 M. Para determinar la concentración de la solución de HCl tomamos un volumen medido de ella (pipeta aforada) y agregamos lentamente (bureta) a solución estándar de NaOH hasta que la reacción de neutralización entre HCl y NaOH sea total. (esto lo podemos visualizar con un indicador ácido-base) El punto en que se reúnen cantidades estequimétricas equivalentes se denomina punto de equivalencia de la titulación. Como ya se dijo arriba, para poder titular una solución desconocida con una solución estándar, debe haber una forma de determinar cuándo se ha llegado al punto de equivalencia de la titulación, para ello se hace uso de un indicador ácido- base, ya usados en laboratorios anteriores. Por ejemplo, la fenolftaleina, es incolora en una solución ácida pero rosada en una solución básica. Si agregamos fenolftaleina a una solución ácida de concentración desconocida, la solución será incolora. Luego podemos agregar desde una bureta, una solución básica, previamente estandarizada, hasta que la solución apenas pase de incolora a rosada. Este cambio de color indica que el ácido se ha neutralizado y que la gota de base que hizo que la solución adquiera el color levemente rosada, no encontró ácido con el cual reaccionar. Por tanto, la solución se vuelve básica y el indicador vira de incoloro a rosado. El cambio de color marca el punto final, que por lo regular coincide con mucha exactitud con el punto de equivalencia. Otra manera de seguir el avance de la reacción es con un medidor de pH (pH-meter). Un gráfico de pH en función del volumen de titulante adicionado se conoce como curva de titulación. OBJETIVOS

1. Estandarización de una solución de NaOH haciendo uso de un patrón primario. 2. Realizar una titulación potenciométrica. 3. Obtener la gráfica de la curva de titulación. Identificar algunas zonas de la

curva. PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1: Preparación de la solución de NaOH Prepare 250 mL de solución de NaOH aproximadamente 0.1 M. Previamente realice sus cálculos para saber que cantidad (gramos) de soluto (NaOH) debe pesar. En un vaso de precipitado de 50 mL disuelva el NaOH sólido con un poco de agua destilada, una vez disuelto transfiéralo cuidadosamente a un matraz de aforo de 250 mL.

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Enjuague el vaso con agua destilada y agregue esta agua al matraz. Finalmente afore el matraz con agua destilada. Tape, agite fuertemente y etiquete su matraz. Experimento 2: Estandarización de la solución de NaOH Para la estandarización de la solución de NaOH se usa un patrón primario conocido como hidrógenoftalato de potasio : KC8H5O4 (se abrevia KHP, pero tenga presente que no es su fórmula) Pese 0,3063 g de KC8H5O4 con una aproximación de 0,0001. Ponga la sal en un matraz erlenmeyer y disuélvala en 5,0 mL de agua destilada (volumen aproximado) Agregue 1 o 2 gotas del indicador ácido – base fenolftaleina. Llene la bureta (previamente ambientada) con el NaOH preparado. Ajuste el volumen inicial en 0. Coloque un papel blanco debajo del matraz. Agregue NaOH lentamente mientras agita levemente el matraz. Cuando usted se aproxima al punto final, usted podrá observar que aparece un color rosado pálido en torno al punto en que cae la gota de NaOH dentro del matraz. Cuando suceda esto agregue agua destilada (con su piseta) al matraz y así lavar las paredes de éste. Ahora agregue gota a gota el NaOH hasta que el color rosado persista en toda la solución por al menos 1 minuto. En el punto final, la solución completa toma el color rosado pálido. Tenga presente que al agregar más base de la necesaria, se comete un error experimental ya que el punto final ya ocurrió. Usted podrá visualizarlo porque la intensidad del color rosado aumenta. Registre la lectura final de la bureta con NaOH. Repita el procedimiento haciendo una nueva valoración. Realice sus cálculos y obtenga la concentración molar real de la solución de NaOH, infórmela con tres decimales. Anótela en su cuaderno. Si en las dos valoraciones anteriores obtiene valores de concentración semejantes, no es necesario realizar una tercera valoración. Experimento 3: Titulación pH – métrica de una solución de ácido clorhídrico Una vez que estandarice su solución de NaOH realice la curva de titulación para el HCl. Para ello prepare el equipo de titulación tal como se lo indiquen sus profesores. Cheque el pH–meter con los tampones asegurándose que este bien calibrado, consulte a sus profesores que tampones se usarán. Con una pipeta total de 20,0 mL tome una alícuota de solución de HCl de concentración desconocida que se le proporcionará y póngala en un matraz erlenmeyer limpio y seco. Proceda a la titulación agregando pequeños volúmenes de NaOH (gotas) desde la bureta, con el fin de producir variaciones de 0,5 a 0,9 unidades de pH aproximadamente. Haga una tabla de pH y volumen agregado de base. Agregue base hasta que el valor del pH sea constante.

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Luego grafique en papel milimetrado pH (eje y) versus volumen agregado de NaOH (eje x). En la preparación de su informe de Laboratorio incluya la respuesta a las siguientes preguntas:

1. ¿Qué es un patrón primario? 2. ¿Cuál es la reacción química que ocurre en la reacción de estandarización del

NaOH con el KHP? 3. ¿Por qué la solución de NaOH preparada es “aproximadamente” 0.1 M? 4. A partir del gráfico calcule el volumen de NaOH en el punto de equivalencia. 5. Determine la concentración molar del HCl, desde el gráfico y a través de

cálculos. Bibliografía:




Química General

LABORATORIO Nº 6

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ANALISÍS ESPECTROFOTOMÉTRICO DEL PERMANGANATO DE POTASIO

INTRODUCCIÓN Espectrofotometría Para cualquier sustancia, la cantidad de luz absorbida depende de cuatro factores:

1. La concentración de las sustancias absorbentes 2. La distancia recorrida por la luz a través de la disolución 3. La longitud de onda (λ) de la luz incidente 4. La identidad de las sustancias absorbentes presentes en la disolución.

Una de las maneras de expresar la cantidad de luz absorbida se llama porcentaje de transmitancia (T), que es definida para una longitud de onda particular como:

0

( ) 100I

T xI

=

Debido a que el solvente mismo puede absorber a la longitud de onda seleccionada, el valor de I0 será aquel que corresponda a la intensidad de la luz transmitida cuando la cubeta esté llena sólo con solvente. Otra magnitud común para expresar la cantidad de luz absorbida es la Absorbancia (A), que está definida por:

010 10

100log ( ) log ( )

IA

I T= =

Para el caso de una solución completamente transparente, el porcentaje de Transmitancia seria 100, lo que corresponde a una absorbancia de 0. Note que tanto A como T son números adimensionales, es decir se expresan sin unidades. La absorbancia (A) está relacionada directamente con la concentración molar (C) por medio de una ecuación, formulada por Beer en 1852:

( ) ( )A d Cλ λε=

La que es aplicable sólo para disoluciones diluidas (C< 10-2 mol/L). ε(λ) es conocido como el coeficiente de extinción molar, el que es característico de cada sustancia a una determinada longitud de onda. Sus unidades son L mol-1cm-1, ya que la concentración (C) se expresa en moles/L y el paso de luz (d) en cm. A pesar de que este no es un número adimensional, es común encontrarlo informado sin unidades en la literatura. OBJETIVOS Adquirir familiaridad con la preparación de “diluciones en serie”. Preparar una “curva de calibración”.

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Determinar la concentración de una disolución de permanganato de potasio de concentración desconocida, usando métodos espectrofotométricos y la ley de Beer. PARTE EXPERIEMNTAL Preparación de las disolución de KMnO4 Disolución 1: Usted debe preparar 250 mL de una disolución 0,04 M de KMnO4, para ello, calcule cuantos gramos debe pesar de la sal. Una vez pesado el sólido disuélvalo en agua destilada usando un avarilla de vidrio y un vaso de precipitado con una pequeña porción de agua destilada, unos 10 mL. Luego transfiéralos cuidadosamente a un matraz de aforo de 250 mL, se recomienda el uso de un embudo. Si en el vaso queda KMnO4 sólido que no se ha disuelto totalmente, agregue otros 10 mL de agua e intente disolverlos. Agregue el sobrenadante al matraz. Repita esta operación hasta que logre disolver todo el sólido. Con una última porción de agua de 10 mL, enjuague bien el embudo, la varilla de vidrio y el vaso de precipitado, agregue este lavado al matraz y complete el volumen con agua destilada, tape y agite fuertemente. Rotule como disolución 1 Disolución 2: La disolución 2 se prepara por dilución de la disolución 1. Tome10 ml de la disolución 1, con pipeta total de 10 mL, colóquelos en un matraz de aforo de 250 mL. Complete el volumen con agua destilada, tape y agite fuertemente. Etiquete como disolución 2. Disolución 3: La disolución 3 se prepara por dilución de la disolución 2. Tome 20 ml de la disolución 2, con pipeta total de 20 mL, colóquelos en un matraz de aforo de 50 mL. Complete el volumen con agua destilada, tape y agite fuertemente. Etiquete como disolución 3. Disolución 4: La disolución 4 se prepara por dilución de la disolución 3. Tome 20 ml de la disolución 3, con pipeta total de 20 mL, colóquelos en un matraz de aforo de 50 mL. Complete el volumen con agua destilada, tape y agite fuertemente. Etiquete como disolución 4. Disolución 5: La disolución 5 se prepara por dilución de la disolución 4. Tome 20 ml de la disolución 4, con pipeta total de 20 mL, colóquelos en un matraz de aforo de 50 mL. Complete el volumen con agua destilada, tape y agite fuertemente. Etiquete como disolución 5. Disolución 6: La disolución 6 se prepara por dilución de la disolución 5. Tome 20 ml de la disolución 5, con pipeta total de 20 mL, colóquelos en un matraz de aforo de 50 mL. Complete el volumen con agua destilada, tape y agite fuertemente. Etiquete como disolución 6.

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Una vez preparada la serie de disoluciones, calcule la concentración molar de cada una de ellas. Anote sus resultados en la siguiente tabla.

Disolución Nº Concentración molar 1 2 3 4 5 6

Lectura en el espectrofotómetro Encienda el equipo por lo menos 20 minutos antes de hacer las lecturas. Fije la longitud de onda de lectura a 524 nm. Esta es la longitud de onda máxima a la que absorbe el KMnO4. Tome algunos minutos para entender como funciona el equipo, pregunte a su profesor si tiene dudas. Para realizar las mediciones de Absorbancias de las disoluciones 2 a 6, se dan las siguientes recomendaciones.

- Llene una celda con agua destilada, limpie la celda con papel tisú, de modo de remover las huellas digitales y las gotas de agua que pudieran quedar. Ponga la celda en el compartimiento indicado. Introduzca completamente la celda y cierre bien el compartimiento. Ajuste como “lectura de blanco”

- Saque la celda, bote el agua destilada, lave la celda dos veces con una pequeña porción de la disolución que medirá. Bote los lavados, rellene la celda con la disolución, limpie la celda con papel tisú, coloque la celda en el compartimiento, la Absorbancia aparecerá directamente en el display. Anote sus resultados en la tabla más abajo. Proceda de igual manera para las demás disoluciones. Cheque el blanco entre mediciones.

- Finalmente recibirá una disolución de KMnO4 de concentración desconocida.

Deberá medir la absorbancia de esta disolución. Preparación de Informe En la construcción de su informe incluya los siguientes puntos Con sus datos experimentales llene la siguiente tabla:

Disolución Nº Concentración (mM) Absorbancia 2 3 4 5 6

Muestra problema

28

Usando los datos de la tabla, grafique concentración molar v/s absorbancia. A partir de su gráfico calcule el coeficiente de extinción molar del KMnO4. Determine la concentración molar de su muestra problema, usando la curva de calibración que ya construyó y usando la expresión de la ley de Beer. Discuta sus resultados. Bibliografía: Chemistry. The Central Science. T. L. Brown, H. E. Lemay and B. Bursten. 7th Edition, 1997. Química. La Ciencia Central. T. L. Brown ,H. E. Lemay and B. Bursten. 7ª Edición, Prentice Hall Hispanoamericana S.A.., 1998. Química General. K. W. Whitten, R. E. Davis y M. L. Peck, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1998. Química. R. Chang, 4ª Edición, Mc Graw-Hill, 1992. Complementaria: Chemistry. S.Zumdahl. D.C.Heath and Co. 1986 Química General. D. D. Ebbing, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1996. General Chemistry. 2nd Edition. D. A. McQuarrie and P.A. Rock. W.H.Freeman and Co. 1987. Bibliografía de Laboratorio: Chemistry 2A,2B, 2C: Laboratory Manuals. Department of Chemistry, University of California-Davis (1999) Laboratory Experiments: Chemistry the Central Science. J. H. Nelson & K. Kemp, Prentice Hall 1997. General Chemistry Experiments. Raymond M. Keefer y Thomas L. Allen.



Química General

LABORATORIO RECUPERATIVO

29

Celdas Electroquímicas

La electroquímica es el área de la química que estudia la relación entre cambios químicos y energía eléctrica (primariamente fenómenos de oxidación-reducción). Reacciones químicas pueden usarse para producir energía eléctrica en celdas voltaicas o galvánicas. Por otra parte, energía eléctrica puede usarse para producir cambios químicos en las llamadas celdas electrolíticas. Las reacciones de oxidación-reducción (redox) son aquellas que involucran la transferencia de electrones de una sustancia a otra. La sustancia que pierde electrones se oxida, mientras aquella que gana electrones se reduce. A continuación damos un ejemplo de un proceso redox. Una lámina de Cu (s) se sumerge en una solución de Ag (I) este proceso se representa por las semireacciones de oxidación y reducción: Oxidación: Cu (s) → Cu2+ (ac) + 2e Reducción: 2 Ag+(ac) + 2e → 2 Ag (s) Reacción neta: Cu (s) + 2 Ag+ (ac) → Cu2+(ac) + 2 Ag (s) Así, Cu(s) pierde 2e y se oxida a Cu2+ , mientras que, cada mol de Ag (I) gana 1e y se reduce a Ag (s). La oxidación ocurre en el ánodo y la reducción ocurre en el cátodo. Los electrones fluyen desde el ánodo hacia el cátodo. Este proceso puede representarse con la siguiente notación: CuCu2+Ag1+ Ag donde la doble barra indica el puente salino. El voltaje de la celda o fuerza electromotriz (fem) se indica en el voltímetro en unidades de volts. La fem de la celda también se le llama potencial de celda. La magnitud de la fem es una medida cuantitativa de la tendencia termodinámica para que la reacción ocurra. En general, la fem de una celda depende de las sustancias utilizadas y de sus correspondientes concentraciones. Por lo tanto, es una práctica común comparar potenciales estandar de celdas E

ocel que corresponden a potenciales medidos en

condiciones de estado estandar: gases a 1.0 atm de presión, soluciones de concentración 1 M, y temperatura a 25

oC.

Objetivos Determinar la fuerza relativa de algunas sustancias reductoras. Armar dos celdas voltaicas y medir su fem.

Parte Experimental Experimento 1: Comparación del poder reductor de cuatro metales. En 9 tubos de ensayo previamente rotulados ponga 3 mL de cada una de las siguientes disoluciones según se explica en la tabla más abajo:

30

- Nitrato de zinc II, Zn(NO3)2 0,1 M (2 tubos de ensayo con esta disolución)

- Nitrato de cobre II, Cu(NO3)2 0,1 M (2 tubos de ensayo con esta disolución)

- Nitrato de plomo II, Pb(NO3)2 0,1 M (2 tubos de ensayo con esta disolución) - Nitrato de plata I, AgNO3 0,1 M (3 tubos de ensayo con esta

disolución)

Luego introduzca dentro de cada tubo de ensayo una lámina del metal respectivo, según se indica en la tabla siguiente. Previamente lije con una lija metálica y limpie las láminas metálicas. Iones metálicos Lámina metálica

Cu+2 Pb+2

Zn+2 Ag+

Zn

-----------

Pb

-------------

Cu

----------

Para cada reacción registre su resultado en la tabla en términos de positivo (+) si observa reacción o negativo (-) si no observa reacción. Ordene los pares redox, en orden creciente de poder reductor.

nMn ne M+ + → Utilice la tabla de potenciales estándares de reducción y verifique su ordenamiento de pares redox. Experimento 2: Cambios químicos y energía eléctrica.

a) En dos tubos de ensayo limpios, secos y rotulados ponga 5 mL de ácido sulfúrico diluido. En cada tubo ponga un trozo de Zn y Cu, previamente lijados. Observe y analice sus resultados. Si se observa reacción escriba la ecuación química correspondiente.

b) En un vaso de precipitado de 100 mL ponga las láminas de cobre y zinc. Cada lámina metálica estará conectada a el voltímetro con los cables de conexión que se proporcionara, ver figura,

31

Con una probeta mida 25 ml de ácido sulfúrico y viértalos en el vaso de precipitados donde están las láminas. Conecte los terminales de los electrodos a las conexiones del voltímetro y mida el potencial de la celda. Anote sus observaciones de lo sucedido cuando los electrodos de Cu y Zn son unidos a través del circuito externo. Dibuje un esquema del experimento indicando todas las partes de la cela: ánodo, cátodo, flujo de electrones, también incluya las reacciones químicas de la celda.

Experimento 3: Medición de la fem para la pila formada por Cu - Pb Preparación del puente Salino

En un vaso de precipitado de 100 ml caliente 50 ml de KNO3 0.1 M hasta que hierva. Luego retire la fuente de calor y agregue 0.50 g de agar-agar, agite constantemente hasta que se disuelva todo el agar-agar. Tome el tubo de vidrio en U y llénelo con la solución (antes que se enfríe y cuidando de no quemarse) dejando los extremos lo mas redondeado posible. Puede ayudarse con un gotario.

Una vez que el agar-agar solidifique puede usar el tubo como puente salino.

Arme el equipo de acuerdo al esquema de la figura más abajo.

Tome dos tubos de ensayo de 5.0 cm aproximado de diámetro y etiquételos. En uno de ellos coloque 30 ml de solución de Nitrato de Plomo II y en el otro, la misma cantidad de Nitrato de Cobre II, ambas soluciones son 1.0 M. Si no dispone de los tubos con ese diámetro reempléalos por vasos precipitados de 100 mL.

32

Por otro lado, con un lija metálica, limpie la superficie de las trozos de metal de Cu y de Pb. Una vez lijadas, haciendo uso de los conectores eléctricos, inserte la lámina de plomo en la solución de Nitrato de plomo II y la lámina de cobre en la solución de Nitrato de Cobre II. Conecte el voltímetro, lea y registre el voltaje. También registre la temperatura de la celda. Note que si usted lee un potencial negativo significa que tiene que invertir el orden de conexión. Haga un esquema de la celda, identifique ánodo y cátodo, exprese las ecuaciones respectivas. Infórmese con su profesor lo que se hace con las soluciones de los tubos. Bibliografía: Chemistry. The Central Science. T. L. Brown, H. E. Lemay and B. Bursten. 7th Edition, 1997. Química. La Ciencia Central. T. L. Brown ,H. E. Lemay and B. Bursten. 7ª Edición, Prentice Hall Hispanoamericana S.A.., 1998. Química General. K. W. Whitten, R. E. Davis y M. L. Peck, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1998. Química. R. Chang, 4ª Edición, Mc Graw-Hill, 1992. Complementaria: Chemistry. S.Zumdahl. D.C.Heath and Co. 1986 Química General. D. D. Ebbing, Mc Graw-Hill, 5ª Edición, 1996. General Chemistry. 2nd Edition. D. A. McQuarrie and P.A. Rock. W.H.Freeman and Co. 1987. Bibliografía de Laboratorio: Chemistry 2A,2B, 2C: Laboratory Manuals. Department of Chemistry, University of California-Davis (1999) Laboratory Experiments: Chemistry the Central Science. J. H. Nelson & K. Kemp, Prentice Hall 1997.

General Chemistry Experiments. Raymond M. Keefer y Thomas L. Allen.

33

Anexos

APÉNDICE I

BREVES CONCEPTOS SOBRE TEORÍA DE ERRORES

34

Cuando se mide una cantidad, ya directa, ya indirectamente, la medida que se obtiene no es necesariamente el valor exacto de tal medida, ya que el resultado obtenido estará afectado por errores debidos a multitud de factores. Algo en apariencia tan sencillo como medir el volumen de un líquido en una probeta graduada sufrirá errores debido a la precisión de la probeta o la vista de la persona que mide. Estos errores se propagarán cuando queramos usar las cantidades medidas (directas) para calcular el valor de una fórmula (medida indirecta). Por ejemplo si quisiéramos determinar la densidad de un líquido, tendríamos que medir la masa y el volumen del líquido. Ambas medidas deberán ser reemplazadas en la fórmula:

masadensidad

volumen=

Puesto que la masa y el volumen son cantidades medidas directamente, éstas estarán sometidas a errores de medición (imposibles de evitar), por lo tanto la densidad (medida indirecta) estará con mayor razón sometida a errores. En este caso se dice que el error se ha propagado. Concepto de error relativo: Si se efectúa una medida directa de una cantidad física, el valor medido M por lo general diferirá del valor exacto E. Se denomina error relativo porcentual a la cantidad:

100r

E Me

E

−= ×

Por ejemplo si la densidad medida de un líquido es de 1,15 [g/ml] y el valor exacto es de 1,21 [g/ml], entonces el error relativo porcentual está dado por:

1.21 1.15100 4.9%

1.21re−

= × =

Ahora si la densidad medida fuera de 1.20 [g/ml], entonces: 1.21 1.20

100 0.8%1.21re

−= × =

Vemos claramente que la segunda medida es mucho mejor que la primera. Concepto de precisión y exactitud: La precisión se refiere a que cuando efectuamos varias medidas de una propiedad química, estas medidas coinciden o se parecen mucho entre sí. Es decir, hay concordancia de las mediciones individuales entre si. Por otro lado la exactitud se refiere a que las medidas efectuadas se acerquen al valor correcto o verdadero. Debemos tener en cuenta que una medida precisa no necesariamente es exacta. En el laboratorio podríamos realizar varios “ensayos” diferentes del mismo experimento y obtener resultados muy similares. En este caso la medición resultaría precisa. Pero podría suceder que el instrumento de medida estuviese descalibrado o defectuoso.

Medición exacta implica medición precisa

Medición precisa no implica medición exacta

Errores en las mediciones experimentales:

35

• Errores determinados o sistemáticos: su característica principal es que se reproducen en las mediciones sucesivas bajo las mismas condiciones. Se conoce su fuente y por lo tanto son corregibles.

• Errores indeterminados o accidentales: se manifiestan por fluctuaciones en mediciones sucesivas, conduciendo a resultados imprecisos. No son corregibles puesto que no se conoce su origen.

Como informar errores en las mediciones: Hay ocasiones en que no se pueden repetir mediciones conducentes a un resultado más de una vez, como ocurre frecuentemente en el laboratorio. En tales casos, sólo se puede informar el error experimental debido a los instrumentos usados (error sistemático), que se denomina error máximo. Como error máximo de un instrumento se puede considerar a la mitad de la división más pequeña de éste. Así por ejemplo, una balanza graduada en miligramos (sensibilidad 1 mg) tiene un error de ±0,0005 g y una bureta graduada en 0.1 mL tiene un error de ±0,05 mL. Por lo general el valor de una medida se da estimando su valor más probable x y su error x∆ . Escribir x x± ∆ significa que cabe esperar que el valor exacto de la cantidad valga cualquier valor entre x x− ∆ y x x+ ∆ , con x como el valor más probable. Medidas directas. Cifras significativas y redondeo. Supongamos que medimos una longitud con su respectivo error. El valor 24,5±0,3 mm. Significa esperar que el valor verdadero sea alguna cantidad entre 24,2 y 24,8 mm. Por otro lado, el valor 24,500±0,302 mm es lo mismo que decir que el valor exacto ha de estar entre 24,198 y 25,802 mm. Esto último no resulta razonable, ya que “ha de estar entre” no tiene una seguridad absoluta, sino tan sólo una cierta probabilidad. Por ello, tanto el error como el valor más probable deben ser redondeados convenientemente. Para el error, basta con dar una, a veces dos, cifras significativas (es decir, cifras que dan información relevante). Nota: En este laboratorio de química siempre usaremos una sola cifra significativa para el error (incerteza). Se usa más de una cifra significativa cuando trabajamos con magnitudes grandes.

36

Los criterios habituales para determinar las cifras significativas son los siguientes:

• Todos los dígitos que no sean ceros son significativos. Por ejemplo la magnitud 457 cm tiene tres cifras significativas y 0.25 g tiene dos cifras significativas.

• Los ceros entre dígitos diferentes de cero son significativos. Por ejemplo 10005 kg tiene cinco cifras significativas y 1.03 tiene tres cifras significativas.

• Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero en un número, no son cifras significativas, solamente indican la posición del punto decimal. Por ejemplo 0.002 g tiene una cifra significativa y 0.00037 cm tiene dos cifras significativas.

• Los ceros que están al final de un número o a la derecha del punto decimal, son significativos. Por ejemplo 0.00200 g tiene tres cifras significativas.

Al redondear números, se debe examinar el dígito que está más a la izquierda de los que se van a desechar:

• Si el dígito más a la izquierda de los que se van a quitar es menor que 5, no se modifica el número precedente. Así, el redondeo de 7.248 a dos cifras significativas da 7.2

• Si el dígito más a la izquierda es mayor que 4, el número precedente se incrementa en 1. El redondeo de 4.735 a tres cifras significativas da 4.74, y el redondeo de 2.376 a dos cifras significativas da 2.4

Algunos ejemplos:

Medida Error sin redondeo Error redondeado Resultado final 464.2413 0.061 0.06 464.24±0.06 6.03 0.0005 0.0005 6.0300±0.0005 46288 1553 1600 46300±1600 3.218 0.124 0.1 3.2±0.1 0.018366 0.00783 0.008 0.018±0.008 12.45 0.95 1.0 12.0.±1.0 Notar que el número de cifras significativas del error influye en el número de cifras significativas de la medida. Por ejemplo en el segundo caso se tuvieron que agregar dos ceros al final de la medida 6.03. Manejo de cifras significativas en los cálculos En la adición y la sustracción, el número de cifras significativas a la derecha del punto decimal en la operación final está determinado por el número más pequeño de cifras significativas a la derecha del punto decimal en cualquiera de los números originales.

37

Ejemplos: 79,442 + 3,5 � una cifra significativa después de la coma decimal. ------

82,942 � se redondea a 82,9 2,097

- 0,12 � dos cifras significativas después del punto decimal. ----- 1,977 � se redondea a 1.98

En la multiplicación y división el número de cifras significativas del producto o cuociente resultante esta determinado por el número original que tiene el número más pequeño de cifras significativas. Ejemplos: 0.38 x 5.764 = 2.19032 se redondea a 2.2 pues 0.38 tiene dos cifras significativas.

4.23 : 789.54 = 0.005357549966. este resultado, entregado por la calculadora, se redondea a 0.00536, pues 4.23 tiene tres cifras significativas. Notación científica Es frecuente que en ciencias se trabaje con números que son muy grandes o muy pequeños. Por ejemplo, en un gramo de hidrógeno hay aproximadamente:

602200000000000000000000 átomos de hidrógeno. Por otro lado, cada átomo de hidrógeno tiene una masa de apenas:

0.00000000000000000000000166 g El manejo de estos números es engorroso y es muy fácil que se cometan errores cuando se utilizan en cálculos aritméticos. Por esta razón, para manejar cantidades muy pequeñas o muy grandes, se utiliza la llamada notación científica. Esta notación tiene que ver con las potencias del número 10: 100 = 1 101 = 10 102 = 10 x 10 = 100 103 = 10 x 10 x 10 = 1000 104 = 10 x 10 x 10 x 10 = 10 000 105 = 10 x 10 x 10 x 10 x 10 = 100 000 y así sucesivamente. El número de ceros corresponde a la potencia a la cual se eleva el 10 llamado exponente de 10. En este método, algunos números representativos más pequeños que la unidad son: 10-1 = 1/10 = 0.1 10-2 = 1/100 = 0.01 10-3 = 1/1000 = 0.001 10-4 = 1/10000 = 0.0001 10-5 = 1/100000 = 0.00001 En estos casos, el número de lugares que el punto decimal está a la izquierda del dígito 1 es igual al valor del exponente (negativo). Ejemplos: 86400 = 8.64x104

38

9816762.5 = 9.8167625x106

0.0000000398 = 3.98x10-8

602200000000000000000000 = 6.02x1023

0.00000000000000000000000166 = 1.66x10-24

Nota: la mayoría de las calculadoras arrojan resultados en notación científica, pero hay que tener cuidado en interpretar lo que se ve en la pantalla, pues a veces para ahorrar espacio, el resultado está en una notación simplificada. Por ejemplo el valor 6.02 x 1023 podría leerse en pantalla como 6.0223. Reglas para manipular cantidades informadas con errores (incertezas). En el caso que los valores medidos sean usados en sumas, restas, multiplicación y división, con el fin de obtener nuevos valores de cantidades calculadas (medidas indirectas), es necesario determinar el valor máximo del resultado que corresponde al valor numérico más extremo que éste pueda alcanzar. Supongamos que dos cantidades x e y son informadas con incertezas x∆ y y∆ respectivamente, entonces las operaciones matemáticas más comunes son las siguientes:

• Error máximo de adición: ( ) ( ) ( ) ( )x x y y x y x y± ∆ + ± ∆ = + ± ∆ + ∆

Ejemplo: (5.00 0.03) (1.00 0.02) (6.00 0.05)g g g± + ± = ±

• Error máximo de sustracción:

( ) ( ) ( ) ( )x x y y x y x y± ∆ − ± ∆ = − ± ∆ + ∆

Ejemplo: (5.00 0.03) (1.00 0.02) (4.00 0.05)g g g± − ± = ± Notar que en ambos casos, adición y sustracción, los errores se suman.

• Error máximo de multiplicación:

( ) ( )x y

x x y y xy xyx y

∆ ∆± ∆ × ± ∆ = ± +

Ejemplo: 0.05 0.05

(6.00 0.05) (5.00 0.05) 30 30 30 0.55 30.0 0.66 5

± × ± = ± + = ± = ±

• Error máximo de división:

( )

( )

x x x x x y

y y y y x y

± ∆ ∆ ∆= ± + ± ∆

Ejemplo: Se desea calcular la densidad y error correspondiente para una sustancia que tiene una masa de 1.008 0.001± g y un volumen de 4.27 0.05± mL.

0.55 se aproxima a 0.6

39

1.008 1.008 0.001 0.05

0.236 0.0034.27 4.27 1.008 4.27

masad

volumen

= = ± + = ±

g/mL

• Caso especial: multiplicación por una constante c.

( )x x c cx c x± ∆ × = ± ∆ vemos que la constante multiplica a la medida y a su incerteza.

• Algunos casos de potencias: 2 2( ) 2x x x x x± ∆ = ± ∆ 3 3 2( ) 3x x x x x± ∆ = ± ∆

1( )n n nx x x nx x−± ∆ = ± ∆ caso general. Nota: cada vez que se trabaje con cálculo de incertezas, es conveniente conservar todos los dígitos que arroje la calculadora. Sólo en el resultado final se efectúa el redondeo. Repetición de un experimento. Desviación promedio o estándar En ciertas ocasiones, un experimento debe repetirse muchas veces con el fin de obtener el valor mas probable de una cantidad medida. En estos casos, ya que se cuenta con una colección de datos del mismo tipo, es preferible hacer un tratamiento estadístico de los errores. Este tratamiento conduce a expresar el error final en términos de la desviación promedio o estándar. Supongamos que se efectúa una medida ( ix ) n veces, entonces el promedio x está dado

por:

1

1 n

i

i

x xn =

= ∑ se suman todos los valores y se divide por n.

La desviación estándar σ se define de la siguiente manera:

2

1

( )

1

n

i

i

x x

nσ =

−=

−

∑

la desviación estándar es una medida de errores indeterminados en experimentos repetidos y se usa como una medida de error. Notar que cada una de las medidas está informada sin error. Ejemplo: Se repitió cinco veces la determinación de la densidad de una sustancia: 0.82 g/mL 0.83 g/mL 0.85 g/mL 0.81 g/mL 0.84 g/mL

Valor promedio

5

1 4.150.83

5 5

i

i

x

x == = =∑

g/mL

Entonces la desviación estándar es:

40

2 2 2 2 2(0.82 0.83) (0.83 0.83) (0.85 0.83) (0.81 0.83) (0.84 0.83)

0.024

σ − + − + − + − + −= =

El valor experimental informado debería ser 0.83 0.02x σ± = ± g/mL.

41

APÉNDICE II

GRÁFICOS EN QUÍMICA Toda actividad experimental nos conduce a obtener datos, los cuales debemos analizar. Siempre necesitamos saber cómo están relacionados los datos entre si. Para ello, el mejor método es construir un gráfico que nos permitirá determinar la relación funcional entre las variables. Por ejemplo, la siguiente tabla de datos se ha obtenido de un experimento. El gráfico se ha construido usando Excel:

Gráfico de B versus A (B vs A)

variable A variable B0,2 0,080,5 0,51,1 2,421,4 3,921,7 5,782,5 12,52,7 14,583,6 25,923,8 28,884,2 35,28

0

10

20

30

40

0 1 2 3 4 5

variable A (x)

vari

able

B

(y)

La variable horizontal A se llama ordenada y la variable vertical B se llama abcisa. El gráfico muestra que a medida que A aumenta, entonces B también aumenta, es decir las variables A y B son proporcionales. El gráfico tiene forma de parábola, así que la relación funcional podría ser de la forma:

2 2. ( . )B cte A y cte x= = El valor de la constante se puede determinar usando los datos de la tabla. Un caso muy especial de gráfico y que aparece muy frecuentemente es el de una línea recta. Recordemos que la ecuación general de una recta tiene la forma:

y mx b= +

donde m es la pendiente de la recta y b es la intersección con el eje y.

42

La pendiente se calcula mediante la siguiente fórmula:

2 1

2 1

y y ym

x x x

− ∆= =− ∆

Sin embargo, en este curso de laboratorio, en la mayoría de los casos trabajaremos con rectas que pasan por el origen (b=0). En este caso decimos que las variables x e y son directamente proporcionales. Por ejemplo la relación funcional entre la masa y el volumen de un líquido está dada por:

masa densidad volumen d V= × = ×

Si efectuamos varios experimentos usando diferentes masas y diferentes volúmenes, encontraremos que la densidad es la pendiente de una recta. La pendiente de la recta (densidad) estará dada por:

2 1

2 1

M M Mpendiente densidad

V V V

− ∆= = =− ∆

b

y

x

∆y

∆x

(x2,y2)

(x1,y1)

M

V

∆M

∆V

43

Debemos tener en cuenta que las medidas están sujetas a error, por lo tanto no debemos esperar que nuestros gráficos sean rectas exactas. El siguiente ejemplo es ilustrativo:

A B0,1 0,280,2 0,520,4 1,200,6 1,380,8 1,901,0 2,401,2 2,701,4 3,451,6 3,451,8 4,46

0,00

1,00

2,00

3,00

4,00

5,00

0,0 0,5 1,0 1,5 2,0

A

B

En este gráfico se ve que la tendencia de los puntos es una línea recta. Pero debido a los errores experimentales, el gráfico se ha distorsionado un poco. Cuando el gráfico se construye sobre papel milimetrado, debemos hacer pasar una línea recta por entre los puntos, de tal manera que la línea se encuentre lo más cerca posible de todos los puntos.

A B0,1 0,280,2 0,520,4 1,200,6 1,380,8 1,901,0 2,401,2 2,701,4 3,451,6 3,451,8 4,46

0,00

1,00

2,00

3,00

4,00

5,00

0,0 0,5 1,0 1,5 2,0

A

B

Ahora podemos calcular el valor de la pendiente y establecer la relación funcional entre las variables A y B. Como se ha visto, actualmente uno tiene la ventaja de usar programas computacionales para graficar datos, además estos programas (como Excel) pueden hacer el trabajo de ajustar la línea entre los puntos y además nos dan la relación funcional. Esto se conoce como regresión lineal.

44

Finalmente, tenemos a continuación el gráfico con toda la información que necesitamos:

A B0,1 0,280,2 0,520,4 1,200,6 1,380,8 1,901,0 2,401,2 2,701,4 3,451,6 3,451,8 4,46

y = 2,3644x

R2 = 0,9844

0,00

1,00

2,00

3,00

4,00

5,00

0,0 0,5 1,0 1,5 2,0

A

B

La relación funcional es: 2.364B A= y la pendiente de la recta es 2.364. El valor R2=0.9844 no da una idea de cuan exacta es la tendencia de los puntos para ajustarse a una recta. Un valor de R2 igual o cercano a 1.0 nos dice que el ajuste es perfecto. Un valor de R2 cercano a cero nos dice que los puntos no se pueden ajustar a una recta.

45

APÉNDICE III ECUACIONES CUADRÁTICAS Una ecuación algebraica de la forma 2 0ax bx c+ + = se conoce como una ecuación cuadrática. Las dos soluciones de una ecuación de este tipo están dadas por la fórmula cuadrática:

2 4

2

b b acx

a

− ± −= ,

es decir, tenemos dos soluciones: 2

1

4

2

b b acx

a

− + −= 2

2

4

2

b b acx

a

− − −=

Por ejemplo, la ecuación 22 4 1 0x x+ − = tiene la siguiente solución: 2, 4, 1a b c= = = −

24 4 4(2)( 1) 4 16 8 4 24 4 4.899

2(2) 4 4 4x

− ± − − − ± + − ± − ±= = = =

Las dos soluciones son:

1

0.8990.225

4x = = y 2

8.8992.225

4x

−= = −

En los problemas de química suele ocurrir que la solución negativa carece de significado físico, y sólo se utiliza la solución positiva. Para calcular el pH de un ácido débil, en forma exacta, se requiere resolver una ecuación cuadrática. Por ejemplo si queremos calcular el pH de una solución de ácido ascético 0.3 M, es necesario plantear el siguiente equilibrio:

2 3 2 2 3 2( ) ( ) ( )HC H O ac H ac C H O ac+ −+�

Inicial 0.30 M 0 0 Cambio -x M +x M +x M Equilibrio (0.30-x) M x M x M

52 3 2

2 3 2

[ ][ ]1.8 10

[ ]a

H C H OK

HC H O

+ −−= = ×

Al reemplazar los valores de las concentraciones en el equilibrio, nos queda

52 3 2

2 3 2

[ ][ ] ( )( )1.8 10

[ ] 0.30a

H C H O x xK

HC H O x

+ −−= = = ×

−

tenemos que resolver entonces: 2 5(0.30 ) 1.8 10x x −= − × y pasando al lado izquierdo todo:

2 5 61.8 10 5.4 10 0x x− −+ × − × = , cuyas soluciones son: 3

1 2.3 10x −= × y 32 2.3 10x −= − ×

Luego 31[ ] 2.3 10x H x+ −= = = × , entonces log[ ] 2.64pH H += − =

El valor negativo 2x no tiene significado químico.

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