Laboratorio.virtual.de.Quimica.general

LABORATORIO vIRTUAL DE QUÍMICA GENERAL TERCERA

EDICIÓN

BRIAN F F.. WOODFIELD MATTHEW C. ASPLUND STEVEN HADERLIE

LA B O R A T O R I O V I R T U A L D E

Q U ÍM IC A

G E N E R A L

LA B O R A T O R I O V I R T U A L D E

Q U ÍM IC A

G E N E R A L

Tercera edición

BR I A N F F. . WO O D F IE IE L D MA T T H E W C. AS P L U N D Brigham Young University IE S T E V E N HA D E R L IE

Springville High School

TRADUCCIÓN: María Teresa Aguilar Ortega

Traductora profesional especialista en química Licenciada en química Universidad Nacional Autónoma de México REVISIÓN TÉCNICA: Gonzalo Trujillo Chávez

Adriana Gómez Macias

Departamento de Química Orgánica Escuela Nacional de Ciencias Biológicas Instituto Politécnico Nacional

Departamento de Ciencias Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey, campus Santa Fe

Prentice Hall

Datos de catalogación bibliográfica WOODFIELD, BRIAN F.; ASPLUND, MATTHEW C. y STEVEN HADERLIE Laboratorio virtual de química general.

Tercera edición PEARSON EDUCACIÓN, México, 2009 Área: Ciencias ISBN: 978-607-442-210-8 Formato: 21 × 27 cm

Páginas: 240

Authorized translation from the English language edition, entitled Virtual ChemLab: General Chemistry, Student Lab Manual/Woorkbook, V.2.5, 3rd edition by Brian Woodfield, Matthew Asplund and Steven Haderlie, published by Pearson Education, Inc., publishing as Prentice Hall, Copyright © 2006. All rights reserved. ISBN 9780131857506 Traducción autorizada de la edición en idioma inglés titulada Virtual ChemLab: General Chemistry, Student Lab Manual/Woorkbook, V.2.5, 3rd edition por Brian Woodfield Matthew Asplund y Steven Haderlie, publicada por Pearson Education, Inc., publicada como Prentice Hall, Copyright © 2006. Todos los derechos reservados. Esta edición en español es la única autorizada. Edición en español

Editor: Rubén Fuerte Rivera e-mail: [email protected] Editora de desarrollo: Claudia Celia Martínez Amigón Supervisor de producción: Enrique Trejo Hernández

Edición en inglés

Project Manager: Kristen Kaiser Editor-in-Chief: Dan Kaveny Executive Managing Editor: Kathleen Schiaparelli Assistant Managing Editor: Karen Bosch Production Editor: Amanda Phillips Supplement Cover Manager: Paul Gourhan Supplement Cover Designer: Christopher Kossa Manufacturing Buyer: Ilene Kahn Manufacturing Manager: Alexis Heydt-Long

TERCERA EDICIÓN, 2009 D.R. © 2009 por Pearson Educación de México, S.A. de C.V. Atlacomulco 500-5o. piso Col. Industrial Atoto 53519, Naucalpan de Juárez, Estado de México Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana. Reg. Núm. 1031. Prentice Hall es una marca registrada de Pearson Educación de México, S.A. de C.V. Reservados todos los derechos. Ni la totalidad ni parte de esta publicación pueden reproducirse, registrarse o transmitirse, por un sistema de recuperación de información, en ninguna forma ni por ningún medio, sea electrónico, mecánico, fotoquímico, magnético o electroóptico, por fotocopia, grabación o cualquier otro, sin permiso previo por escrito del editor. El préstamo, alquiler o cualquier otra forma de cesión de uso de este ejemplar requerirá también la autorización del editor o de sus representantes. ISBN 978-607-442-210-8 Impreso en México. Printed in Mexico. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 - 12 11 10 09 Prentice Hall es una marca de

Contenido Generalidades ................................................................................................................................... 1 Requisitos del sistema ................................................................................................................. 3 Inicio ....................................................................................................................................................... 5 Notas y aspectos importantes de la instalación ........................................................ 7 Tareas del manual de trabajo ................................................................................................. 9 Teoría atómica 1-1 1-2 1-3 1-4 1-5 1-6 1-7 1-8 1-9 1-10

Experimento con el tubo de rayos catódicos de Thomson .......................................................... 11 Experimento de la gota de aceite de Millikan ............................................................................. 13 Experimento de dispersión de retroceso de Rutherford .............................................................. 17 Investigación de las propiedades de las partículas alfa y beta .................................................... 21 Radiación de cuerpo negro .......................................................................................................... 23 Efecto fotoeléctrico ..................................................................................................................... 27 La ecuación de Rydberg .............................................................................................................. 29 Espectros de emisión atómica ..................................................................................................... 31 Principio de incertidumbre de Heisenberg .................................................................................. 33 Espectro de emisión para sodio y mercurio ................................................................................ 37

Reacciones y estequiometría 2-1 2-2 2-3 2-4 2-5 2-6 2-7 2-8 2-9 2-10 2-11 2-12 2-13 2-14

Nombres y fórmulas de compuestos iónicos .............................................................................. 39 Balanceo de reacciones de precipitación .................................................................................... 41 Electrólitos fuertes y débiles ....................................................................................................... 43 Reacciones de precipitación ........................................................................................................ 45 Conteo de átomos ........................................................................................................................ 47 Conteo de átomos ........................................................................................................................ 49 Conteo de átomos ........................................................................................................................ 51 Conteo de moléculas ................................................................................................................... 53 Conteo de moléculas ................................................................................................................... 55 Conteo de protones, neutrones y electrones ................................................................................ 57 Conteo de protones, neutrones y electrones ................................................................................ 59 Preparación de una solución de molalidad conocida .................................................................. 61 Preparación de una solución de molaridad conocida .................................................................. 63 Transformación de concentraciones a diferentes unidades ......................................................... 65

Termodinámica 3-1 3-2 3-3 3-4 3-5 3-6 3-7 3-8 3-9

Endotérmico versus exotérmico .................................................................................................. 67 Entalpía de una solución: NH4NO3 ............................................................................................. 69 Calor específico del Al ................................................................................................................ 71 Calor específico del Pb ............................................................................................................... 73 Calor de combustión: grasa de pollo ........................................................................................... 75 Calor de combustión: azúcar ....................................................................................................... 77 Calor de combustión: TNT ......................................................................................................... 79 Calor de formación: etanol ......................................................................................................... 81 Calor de formación: aspirina ....................................................................................................... 83

v

3-10 3-11 3-12 3-13

Calor de reacción: NaOH(ac) + HCl(ac) .................................................................................... 85 Calor de reacción: MgO(s) + HCl(ac) ........................................................................................ 87 Ley de Hess ................................................................................................................................. 89 Balance entre entalpía y entropía ................................................................................................ 93

Propiedades coligativas 4-1 4-2 4-3 4-4 4-5 4-6 4-7 4-8

Calor de fusión del agua ............................................................................................................. 95 Calor de vaporización del agua ................................................................................................... 97 El punto de ebullición del agua a gran altitud ............................................................................. 99 Elevación del punto de ebullición ............................................................................................. 101 Disminución del punto de congelación ..................................................................................... 103 Determinación de la masa molar por elevación del punto de ebullición .................................. 105 Determinación de la masa molar por disminución del punto de congelación .......................... 107 Cambios en el punto de ebullición ............................................................................................ 109

Propiedades de los gases 5-1 5-2 5-3 5-4 5-5 5-6 5-7

Ley de Boyle: presión y volumen ............................................................................................. 111 Ley de Charles: temperatura y volumen ................................................................................... 113 Ley de Avogadro: moles y volumen ......................................................................................... 115 Derivación de la ley de los gases ideales .................................................................................. 117 Ley de Dalton de las presiones parciales .................................................................................. 119 Gases ideales versus gases reales .............................................................................................. 121 Efecto de la masa sobre la presión ............................................................................................ 123

Química de ácidos-base 6-1 6-2 6-3 6-4 6-5 6-6 6-7 6-8 6-9 6-10 6-11 6-12 6-13 6-14 6-15 6-16

Clasificación de sales como ácidos y bases .............................................................................. 125 Clasificación de soluciones salinas por su pH .......................................................................... 127 Conceptos de titulaciones ácido-base ....................................................................................... 129 Predicción del punto de equivalencia ........................................................................................ 131 Predicción del punto de equivalencia ........................................................................................ 133 Predicción del punto de equivalencia ........................................................................................ 135 Constantes de ionización de ácidos débiles .............................................................................. 137 Titulación ácido-base: práctica ................................................................................................. 139 Titulación ácido-base. Problema: concentración desconocida de HCl ..................................... 141 Titulaciones ácido-base: ácidos monopróticos ......................................................................... 143 Titulaciones de un ácido débil con una base fuerte .................................................................. 145 Titulaciones de un ácido fuerte con una base débil .................................................................. 147 Titulaciones de un ácido débil con una base débil .................................................................... 149 Estudio de titulaciones ácido-base – ácidos polipróticos .......................................................... 151 Estandarización ácido-base ....................................................................................................... 153 Análisis de polvo para hornear ................................................................................................. 155

Electroquímica 7-1 7-2 7-3

Estudio de titulaciones óxido-reducción ................................................................................... 157 Estandarización de una solución de permanganato .................................................................. 159 Análisis de una muestra de cloruro ferroso .............................................................................. 161

vi

Química descriptiva 8-1 8-2 8-3 8-4 8-5 8-6

Pruebas a la flama para metales ................................................................................................ 163 Identificación de cationes en solución – pruebas a la flama ..................................................... 165 Identificación de cationes en solución – Ag+, Hg22+, Pb2+ ......................................................... 167 Identificación de cationes en solución – Co2+, Cr3+, Cu2+ ......................................................... 169 Identificación de cationes en solución – Ba2+, Sr2+, Ca2+, Mg2+ ................................................ 171 Identificación de cationes en solución – Co2+, Cu2+, Ni2+ ......................................................... 173

Tareas adicionales

...................................................................................................................... 175

Titulaciones Sales inertes ............................................................................................................................................. 177 Datos para gráficas de titulación ............................................................................................................. 179 Actividades .............................................................................................................................................. 181 Indicadores .............................................................................................................................................. 183 Flotación ................................................................................................................................................. 185 Calibración de material de vidrio ............................................................................................................ 187

Propiedades de los gases Ley de Boyle: 1/Volumen contra presión – 1 .......................................................................................... 189 Ley de Boyle: 1/Volumen contra presión – 2 .......................................................................................... 191 Compresibilidad ...................................................................................................................................... 193 Gases de Van der Waals – 1 .................................................................................................................... 197 Gases de Van der Waals – 2 .................................................................................................................... 199

Teoría atómica y mecánica cuántica Thomson ................................................................................................................................................. 203 Experimento de dispersión de retroceso de Rutherford .......................................................................... 207 Efecto fotoeléctrico – 1 ........................................................................................................................... 211 Efecto fotoeléctrico – 2 ........................................................................................................................... 213 De Broglie – 1 ......................................................................................................................................... 215 De Broglie – 2 ......................................................................................................................................... 217 Absorbancia de HCl gaseoso .................................................................................................................. 219 Absorbancia de I2 gaseoso ...................................................................................................................... 221 Absorción del agua ................................................................................................................................. 223 Dispersión Raman ................................................................................................................................... 225

vii

Generalidades Bienvenidos al Laboratorio virtual de química, un conjunto de simulaciones realistas y complejas que abarcan los laboratorios de química general y química orgánica. En estos laboratorios los estudiantes entran en un entorno virtual donde tienen la libertad de efectuar elecciones y tomar decisiones como las que afrontarían en un medio real de laboratorio y, a su vez, experimentar las consecuencias resultantes. Los experimentos incluyen simulaciones de análisis inorgánicos cualitativos, experimentos fundamentales de química cuántica, propiedades de los gases, experimentos de titulación, calorimetría, síntesis orgánica y análisis orgánico cualitativo. Después de instalar las simulaciones del Laboratorio virtual de química, el software se configura inicialmente para correr como una unidad independiente o en el modo de estudiante donde se puede accesar a los laboratorios a través del libro de trabajo electrónico o bien haciendo clic sobre la puerta General Chemistry (química general). El libro de trabajo electrónico es una innovación para esta versión y se diseñó para usarse junto con este manual de ejercicios de laboratorio. Si se emplea la configuración instalada inicialmente, todo el paquete de simulación queda disponible para explorar y realizar las tareas del manual de ejercicios, pero no permite recibir tareas electrónicas del profesor ni que el estudiante se las presente. Sin embargo, se puede habilitar la opción de conectividad en red que permite el intercambio de tareas electrónicas y resultados del estudiante a través de una conexión estándar de Internet. Los detalles para instalar y usar la característica de conectividad en red se muestran en las diversas guías del usuario de laboratorio. Es muy importante revisar las guías del usuario antes de correr el software. Vea en la sección Inicio más información acerca del uso del Laboratorio virtual de química con este manual de ejercicios. A continuación se incluye una breve descripción de los cinco laboratorios de química general que se encuentran en el Laboratorio virtual de química. Las características de la simulación inorgánica incluyen 26 cationes que pueden agregarse a tubos de ensayo en cualquier combinación, 11 reactivos que pueden añadirse a los tubos de ensayo en cualquier orden y número de veces, las manipulaciones de laboratorio necesarias, un libro o bitácora de laboratorio para registrar los resultados y observaciones y un almacén de reactivos para guardar tubos de ensayo con mezclas conocidas, generar problemas de práctica o recibir problemas asignados por el profesor. En la simulación se emplean más de 2500 fotografías reales para mostrar los resultados de las reacciones y más de 220 videos para mostrar las diferentes pruebas a la llama. Con 26 cationes que pueden combinarse en cualquier secuencia o combinación y 11 reactivos que pueden agregarse en cualquier orden, hay más de 10 16 posibles resultados en la simulación. El objetivo del laboratorio de cuántica es permitir que los estudiantes exploren y entiendan mejor los experimentos fundamentales que condujeron al desarrollo de la mecánica cuántica. Debido a la naturaleza tan compleja de la mayor parte de estos experimentos, el laboratorio de cuántica es el laboratorio más “virtual” de las simulaciones, de todo el conjunto de Laboratorios virtuales de química. En general, el laboratorio consta de una tabla óptica donde puede comunicarse con una combinación de: una fuente, una muestra, un modificador y un detector, para realizar distintos experimentos. Estos dispositivos están ubicados en el almacén de materiales y pueden sacarse del mismo y colocarse en diversas posiciones sobre la tabla óptica. El énfasis en este caso es enseñar a los estudiantes a examinar una muestra (p. ej., un gas, una laminilla metálica, una pantalla de dos rendijas, etc.) empleando una fuente (p. ej., un láser, un cañón de electrones, una fuente de partículas alfa, etc.) y captar el resultado mediante un detector específico (p. ej., una pantalla fosforescente, un espectrómetro, etc.). También puede aplicarse calor, campos eléctricos o magnéticos para modificar cualquier aspecto del experimento. Igual que en todos los laboratorios del Laboratorio virtual de química, el enfoque es permitir que el estudiante explore y descubra en un escenario seguro y apropiado a su nivel, los conceptos importantes en las diversas áreas de química.

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Los experimentos que se incluyen en el laboratorio para la simulación del comportamiento de los gases en el Laboratorio virtual de química permiten a los estudiantes explorar y entender mejor el comportamiento de los gases ideales, los gases reales y los gases de Van der Waals (un modelo de gas real). El laboratorio de gases contiene cuatro experimentos, cada uno de los cuales incluye las cuatro variables que se emplean para describir un gas: presión ( P ), temperatura (T ), volumen (V ) y número de moles ( n). Los cuatro experimentos son diferentes porque permiten en cada caso que una de estas variables sea la variable dependiente y las demás sean las independientes. Los cuatro experimentos incluyen: (1) V como una función de P, T y n, usando un globo para mostrar los cambios de volumen; (2) P como una función de V, T y n, usando un pistón impulsado por un motor; (3) T como una función de P, V y n, empleando de nuevo un pistón accionado por un motor, y (4) V como una función de P, T y n, pero esta vez usando un pistón sin fricción y sin masa para mostrar los cambios de volumen y empleando pesas para aplicar presión. Los gases que pueden usarse en estos experimentos incluyen un gas ideal; un gas de Van der Waals, cuyos parámetros pueden modificarse para representar cualquier gas real; gases reales incluyendo N 2, CO2, CH4, H2O, NH3 y He; y ocho gases ideales con diferentes pesos moleculares que pueden agregarse a los experimentos para formar mezclas de gases. El laboratorio de titulación virtual permite que el estudiante realice titulaciones precisas de tipo cuantitativo que incluyen reacciones ácido-base y electroquímicas. El equipo de laboratorio disponible consta de una bureta de 50 mL, pipetas de 5, 10 y 25 mL, probetas, vasos de precipitado, una placa de agitación, un juego de 8 indicadores ácido-base, pHmetro, voltímetro, medidor de conductividad y una balanza analítica para pesar sólidos. Se pueden realizar titulaciones ácido-base con cualquier combinación de ácidos mono-, di- y tri-próticos y bases mono-, di- y tri-básicas. El pH de estas titulaciones puede monitorearse mediante un medidor de pH, un indicador y un medidor de conductividad en función del volumen, y estos datos pueden anotarse en un libro electrónico de laboratorio para su análisis posterior. También puede realizarse un conjunto más reducido de titulaciones potenciométricas. En la simulación se incluyeron errores sistemáticos y aleatorios en las mediciones de masa y volumen mediante la introducción de errores de flotación en las pesadas de masas, errores volumétricos en el material de vidrio, y errores sistemáticos y aleatorios característicos en los resultados por pHmetro, voltímetro y el conductímetro. Estos errores pueden pasarse por alto, lo cual dará lugar a resultados y errores como los que se encuentran típicamente en el trabajo de laboratorio a nivel medio o en estudiantes de primer año, o bien se pueden medir los errores de flotación y volumétricos e incluirse en los cálculos para obtener resultados con exactitud y reproducibilidad superiores a 0.1%. El laboratorio de calorimetría proporciona a los estudiantes tres calorímetros distintos que les permiten medir diversos procesos termodinámicos que incluyen calores de combustión, calores de solución, calores de reacción, la capacidad calorífica y el calor de fusión del hielo. Los calorímetros que se proporcionan en las simulaciones son el calorímetro clásico de “taza de café”, un matraz Dewar (una versión mejorada de la taza de café) y una bomba calorimétrica. El método calorimétrico que se usa en cada calorímetro se basa en la medición del cambio de temperatura asociado con diferentes procesos termodinámicos. El estudiante puede elegir entre una amplia selección de materiales orgánicos para medir los calores de combustión; de diversas sales para medir los calores de solución; diversos ácidos, bases, oxidantes y reductores para los calores de reacción; metales y aleaciones para mediciones de capacidad calorífica, y el hielo para el proceso de fusión. Se pueden graficar los datos de temperatura contra tiempo durante las mediciones y guardarse en el libro electrónico de laboratorio para su análisis posterior. En la simulación se incluyeron errores sistemáticos y aleatorios en las mediciones de masa y volumen mediante la introducción de errores de flotación en las pesadas de masas, errores volumétricos en el material de vidrio, y errores sistemáticos y aleatorios característicos en las mediciones con termómetro.

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Requisitos del sistema Los requisitos mínimos del sistema son los siguientes: PC

Pentium 500 MHz (se recomienda Pentium II o superior) 128 Mb RAM (se recomienda 256+ Mb) Drive para CD-ROM (para instalación únicamente) 600 Mb de espacio libre en disco Pantalla con soporte para millones de colores (24 bits) Resolución mínima 800 3 600 (se recomienda 1024 3 768 o más alta, de preferencia) Windows 2000 Professional o Windows XP QuickTime 5.x/6.x/7.x Macintosh

PowerPC (G3 o superior) 128 Mb RAM (se recomienda 256+ Mb) Drive para CD-ROM (para instalación únicamente) 600 Mb de espacio libre en disco Pantalla con soporte para millones de colores (24 bits) Resolución mínima recomendada 832 3 624 (se recomienda 1024 3 768 o más alta, de preferencia) OS X (cualquier versión) QuickTime 5.x/6.x/7.x Nota:

Los requisitos anteriores son los mínimos recomendados de hardware y software para el sistema, con el fin de contar con velocidades razonables de ejecución y confiabilidad. Sin embargo, es conveniente hacer notar que el software ha sido instalado exitosamente y empleado en computadoras con capacidad significativamente menor que las recomendaciones anteriores, con la reducción correspondiente en la velocidad de ejecución y tiempo de acceso a los medios.

Instalación del Laboratorio virtual de química Localice y corra el programa de instalación del laboratorio de química en el drive para CD-ROM y después siga las instrucciones. Sólo hay una opción de instalación disponible para la versión del estudiante, la cual instala el paquete completo de software en el disco duro. No se necesita correr el programa tras realizar la instalación.

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Inicio Después de instalar exitosamente el Laboratorio virtual de química se encontrará el icono VCL, que se emplea para colocar el programa en el escritorio, en un grupo de programas en las PC y en el dock en las Macintosh. Al seleccionar el icono VCL se inicia la simulación, la cual lleva a un pasillo que contiene tres puertas y un libro electrónico de ejercicios colocado sobre una mesa (figura 1). Al hacer clic sobre el libro de ejercicios electrónico, éste se abre y se produce un acercamiento a las páginas del mismo (figura 2), donde se pueden seleccionar las tareas correspondientes al manual de ejercicios de laboratorio. Se emplean los botones Previous (previo) y Next (siguiente) para revisar el conjunto de tareas y además se puede tener acceso a ellas, haciendo clic en los títulos de la sección ubicados en la página izquierda del cuaderno de ejercicios. Al hacer clic sobre el botón Enter Laboratory (entrada al laboratorio) se puede ingresar al laboratorio de química general (ver más abajo), y el botón Exit (salida) permite salir del Laboratorio virtual de química. Desde el pasillo, los estudiantes también pueden entrar al laboratorio de química general haciendo clic sobre la puerta General Chemistry. Una vez en el interior (figura 3), el estudiante encontrará cinco mesas de laboratorio que representan los cinco distintos laboratorios de química general. Al pasar el ratón sobre cada una de estas mesas de laboratorio, el estudiante

Figura 1. “Pasillo” que conduce a las diferentes salas virtuales

del Laboratorio virtual de química. Se puede accesar al laboratorio de química general haciendo clic sobre la puerta General Chemistry (química general) y al libro de ejercicios electrónico se accesa haciendo clic en Workbook (libro de ejercicios).

Figura 2. Libro de ejercicios electrónico. Se puede tener

acceso a los laboratorios que corresponden a las tareas del manual de ejercicios haciendo clic sobre los mismos.

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encontrará el nombre del laboratorio elegido. Para accesar a un laboratorio específico, haga clic sobre la mesa de laboratorio adecuada. Mientras se halle en el laboratorio de química general estará disponible toda la funcionalidad de la simulación y el estudiante tendrá libertad para explorar y realizar experimentos, según le indique su profesor o su curiosidad. Las señales Exit (salida) del laboratorio de química general se emplean para regresar al pasillo. Se pueden encontrar instrucciones detalladas sobre cómo usar cada una de las cinco simulaciones de laboratorio en la carpeta User Guides (guías del usuario) ubicada en el CD del Laboratorio virtual de química. También puede accesarse a estas guías del usuario dentro de cada laboratorio haciendo clic sobre Pull-Down TV (monitor de TV que desciende) y haciendo clic de nuevo sobre el botón Help (ayuda). Para aquellos estudiantes que reciban tareas electrónicas de su profesor a través de la Web, el laboratorio puede modificarse de la configuración del cuaderno de ejercicios a Web Connectivity Option (opción de conectividad en red) haciendo clic sobre el botón Web Options en el libro electrónico ubicado en cada uno de los laboratorios. Se pueden encontrar detalles sobre cómo usar Web Connectivity Option haciendo clic sobre el botón Help en el libro electrónico de laboratorio.

Figura 3. Laboratorio de química general. El laboratorio de química general contiene cinco

laboratorios distintos, a los cuales puede accesarse haciendo clic sobre la mesa de laboratorio adecuada. Las señales de salida se emplean para regresar al pasillo.

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Notas y aspectos importantes de la instalación 1. Las gráficas empleadas en las simulaciones requieren que el monitor se configure con 24 bits (millones de colores). Se pueden emplear resoluciones de color inferiores, pero los gráficos no serán tan nítidos. 2. Al instalar el Laboratorio virtual de química , debe conectarse como usuario administrativo para que todos los archivos y carpetas se instalen correctamente y tengan permisos de archivo correctamente configurados; de lo contrario, pueden ocurrir errores impredecibles como fallos en el curso de las instalaciones y al correr el Laboratorio virtual de química. 3. Ocasionalmente al instalar el sistema operativo OS X, el sistema no logra copiar el icono VCL por alias creados en el escritorio. No se conoce la causa de esto. Se pueden crear alias con el icono correcto manualmente dentro del directorio de instalación o copiando un icono VCL sobre un alias ya existente. 4. Al instalar el sistema operativo OS X v10.4 (o Tiger), seleccionando la opción para colocar un alias sobre el puerto, esto ocasiona que el puerto se resetee a su estado inicialmente instalado y cualquier personalización del puerto se pierde. 5. En el directorio donde sea instalado el Laboratorio virtual de química , el usuario siempre debe tener permiso para lectura y escritura para dicho directorio y todos los directorios debajo de él. Éste es el estado de default para todos los usuarios administrativos (tanto en Mac como en PC), y esta condición ha sido fijada por el instalador para usuarios estándar en OS X también. Sin embargo, si los usuarios se conectan como usuarios restringidos en Windows (p. ej., en un laboratorio de computación), los privilegios para el directorio de Laboratorio virtual de química deben fijarse manualmente a Full Access (acceso completo) para todos los usuarios. El instalador intenta fijar estos permisos para instalaciones en Windows, pero por motivos desconocidos no siempre tiene éxito. Además, si el sistema falla mientras está corriendo el Laboratorio virtual de química (ya sea en Windows o en OS X), quizá sea necesario volver a resetear estos permisos de lectura/escritura para todos los usuarios. 6. El instalador no permite la instalación de otras rutas de directorio para ser tecleadas directamente, pero todas las rutas de instalación deben ser identificadas o seleccionadas buscando la ubicación deseada. Al instalar sobre el sistema operativo OS X, buscar en una carpeta usando alias ocasionalmente provoca que el instalador se apague automáticamente. En consecuencia, se recomienda evitar los alias al buscar. No se conoce la causa de esto. 7. Al instalar el Laboratorio virtual de química en el sistema operativo OS X, el usuario debe tener permiso para lectura y escritura para la carpeta en la cual instalará el Laboratorio virtual de química. En la mayor parte de los casos, el Laboratorio virtual de química se instala en la carpeta de Aplicaciones, pero para que esto tenga éxito, el usuario debe ser un usuario con privilegios de administrador. Sin embargo, en algunos casos, los permisos para la carpeta de Aplicaciones han sido modificados por otro software instalado en la máquina, lo cual impedirá la instalación de Laboratorio virtual de química en la carpeta de Aplicaciones. Estos permisos pueden ser reseteados a su estado de default usando la función Repair Disk Permissions

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(autorizaciones de reparación de disco) en el Disk Utility (programa de utilidad de disco) ubicado en la carpeta de Aplicaciones. 8. Se requiere QuickTime 5.0 o posterior para que el software corra correctamente. La versión más reciente de QuickTime puede obtenerse en http://www.apple.com/quicktime/ 9. Cuando el software de simulación se ha instalado en un sistema operativo Windows 2000 Profesional, hay un mejor desempeño y mejor estabilidad del sistema después de instalar el Paquete de apoyo 2 de Windows 2000. 10. Por motivos desconocidos, en algunas computadoras los videos QuickTime no se observan correctamente cuando el sistema QuickTime se encuentra en estado de default . Esto puede corregirse cambiando el programa de video en QuickTime a modo normal.

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Tareas del manual de trabajo Las siguientes tareas de laboratorio abarcan la mayoría de los temas que se enseñan en el programa de estudios de química general. El objetivo de estas tareas es permitir que usted ponga en práctica los conceptos y use su destreza para la resolución de problemas que se le presenten en el salón de clases. Algunos simplemente le permiten medir y recopilar datos que normalmente se le darían en un problema de tarea en casa. Otros le permiten realizar experimentos complejos y fundamentales a los cuales normalmente no tendría acceso, y otros más le permitirán realizar experimentos típicamente disponibles en el laboratorio de nivel medio superior, pero de manera mucho más rápida y limpia. En general, el alumno encontrará que las tareas de laboratorio que se realizan a través del laboratorio virtual constituyen un puente para la comprensión de los conceptos abstractos del salón de clases y su aplicación en el laboratorio real. Para cada tarea de laboratorio disponible en el manual de trabajo, hay una tarea correspondiente listada en el libro de trabajo electrónico. Encontrará el cuaderno de trabajo electrónico sobre la mesa en el pasillo virtual al comienzo del Laboratorio virtual de química . Al hacer clic sobre una tarea en el cuaderno de trabajo electrónico, el usuario encontrará la mesa de laboratorio adecuada dentro del laboratorio de química general y el equipo necesario para el experimento elegido. La mayoría de las tareas llevan de 15 a 20 minutos, una vez que se ha aprendido cómo usar el Laboratorio virtual de química . Recuerde que el objetivo de estos experimentos es permitirle la práctica de sus habilidades de razonamiento, y aplicación de conceptos en la resolución de problemas. Tendrá entera libertad para realizar experimentos y exploraciones en el laboratorio virtual. Existe un número ilimitado de cosas que usted puede descubrir ahí.

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Experimento con el tubo de rayos catódicos de Thomson

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Experimento con el tubo de rayos catódicos de Thomson

Cuando los científicos comenzaron a examinar los átomos, su primer descubrimiento fue que las partículas podían presentar carga negativa. A estas partículas les dieron el nombre de electrones. Para entender la naturaleza de las mismas, los científicos intentaron saber cuánta carga eléctrica portaban y cuál era su signo. John Joseph (J.J.) Thomson era un profesor de física en el famoso Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge. En 1897, Thomson demostró que si se medía cuánto se desviaba un haz de electrones en un campo eléctrico y en un campo magnético, era posible determinar la relación carga/masa (q/me) para las partículas (electrones). Al conocer la relación carga/masa ( q/m e) y la carga del electrón o la masa del electrón, sería posible calcular la otra incógnita. Thomson no pudo obtener ninguna de ellas en su experimento de tubos de rayos catódicos, por lo que tuvo que conformarse con determinar la relación carga/masa. 1. Accese al Laboratorio virtual de química y en el libro electrónico de trabajo seleccione Thomson Cathode Ray Tube Experiment (Experimento con el tubo de rayos catódicos de Thomson) en la lista de tareas. Se abrirá el laboratorio de cuántica. 2. ¿Qué fuente se emplea en este experimento? Coloque su cursor sobre la fuente para identificarla. ¿Qué tipo de carga tienen los electrones? ¿Qué detector se emplea en este experimento?

3. Encienda la pantalla fosforescente haciendo clic sobre el interruptor de luz roja/verde. ¿Qué observa usted?

La pantalla fosforescente detecta partículas con carga (como los electrones) y brilla momentáneamente en las posiciones donde las partículas chocan contra la pantalla. 4. Podría ser útil arrastrar la ventana de laboratorio hacia abajo y hacia la izquierda y la ventana de la pantalla fosforescente hacia arriba y hacia la derecha para minimizar el traslapamiento. Apriete el botón Grid (rejilla) en la pantalla fosforescente y fije el campo magnético a 30 mT. (Haga clic en los botones por encima y por debajo de los dígitos del medidor para elevar y reducir el valor. Al hacer clic entre los dígitos se mueve el punto decimal). ¿Qué ocurre con la mancha producida por el cañón de electrones en la pantalla fosforescente?

5. Fije el campo magnético de regreso a cero y fije el campo eléctrico a 10 V. ¿Qué ocurre con la mancha sobre la pantalla fosforescente? ¿Dónde debería estar la señal en la pantalla fosforescente si las fuerzas eléctrica y magnética estuvieran balanceadas?

6. Aumente el voltaje del campo eléctrico para que la mancha esté 5 cm a la izquierda del centro. ¿Qué voltaje se requiere?

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Teoría atómica

7. Aumente la fuerza del campo magnético hasta que la mancha llegue al centro de la pantalla. ¿Qué campo magnético crea una fuerza magnética que se balancea con la fuerza eléctrica?

Tabla de datos

distancia de desviación ( d)

campo eléctrico (V )

campo magnético ( B)

8. En forma simplificada y reducida, la relación carga/masa ( q/me) puede calcularse como sigue: q/me = (5.0826 3 1012) · V · d>B2

donde V = campo eléctrico en volts, d = distancia que se desvía del centro en cm tras aplicar sólo el voltaje y B = campo magnético en mT. ¿Cuál es el valor calculado para la relación carga/masa para un electrón (q/m )? e

El valor moderno aceptado es 1.76 3 1011. Calcule su error porcentual como sigue: |su valor – valor aceptado| 3 100 % error = _______________________ valor aceptado % error = _______________________

9. Si lo desea puede repetir el experimento varias veces usando desviaciones de distinto tamaño.

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Experimento de la gota de aceite de Millikan

1-2

Experimento de la gota de aceite de Millikan

Con el Experimento del tubo de rayos catódicos de Thomson se descubrió que se puede emplear la desviación de un haz de electrones en un campo eléctrico y magnético para medir la relación carga/masa (q/me) de un electrón. Si ahora usted deseara saber la carga o la masa del electrón, sería necesario medir una u otra de estas cantidades de forma independiente. En 1909, Robert Millikan y su discípulo Harvey Fletcher demostraron que podían producir gotas de aceite muy pequeñas y depositar electrones sobre ellas (de 1 a 10 electrones por gota). Después, midieron la carga total de las gotas de aceite desviando dichas gotas con un campo eléctrico. Usted tendrá la oportunidad de repetir sus experimentos y, empleando los resultados de la tarea de Thomson, podrá calcular experimentalmente la masa de un electrón. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Millikan Oil Drop Experiment (Experimento de la gota de aceite de Millikan) en la lista de tareas. Se abrirá en Quantum laboratory (laboratorio de cuántica). 2. ¿Cuál es el propósito de usar un cañón de electrones en este experimento? ¿Cómo afecta esta fuente a las gotitas de aceite en la cámara de aspersión de gotas?

3. El detector en este experimento es una cámara de video con un ocular microscópico para observar las gotitas de aceite. Seleccione el interruptor de On/Off (luz roja/verde) para encender la cámara de video. ¿Qué observa en la pantalla de la cámara de video? ¿Caen todas las gotas de aceite a la misma velocidad? ¿Qué fuerza provoca que las gotas caigan?

Las gotas de aceite caen a su velocidad terminal, que es la velocidad máxima posible debida a fuerzas de fricción como la resistencia del aire. La velocidad terminal es una función del radio de la gota. Al medir la velocidad terminal (vt ) de una gota, se puede calcular su radio ( r ). Después se puede calcular la masa ( m) de la gota a partir de su radio y la densidad del aceite. Al conocer la masa de la gota de aceite, se puede calcular la carga ( q) sobre la gota.

IMPORTANTE: lea las instrucciones 4 y 5 antes de comenzar el procedimiento para el paso 5.

4. Mida la velocidad terminal de la gota . Identifique una gota pequeña cerca de la parte superior de la ventana que esté cayendo cerca de la escala central y haga clic en el botón Slow Motion (movimiento lento) de la cámara de video. Aguarde hasta que la gota llegue a una marca e inicie el cronómetro. Permita que la gota descienda por lo menos dos marcas más y detenga el cronómetro. No permita que la gota caiga hasta el final del campo visual. Cada marca equivale a 0.125 mm. Anote la distancia y el tiempo en la tabla de datos de la siguiente página.

13

Teoría atómica

5. Mida el voltaje necesario para detener la caída de la gota. Una vez medida la velocidad terminal, será necesario que detenga la caída de la gota aplicando un campo eléctrico entre dos placas de voltaje. Esto se hace dando clic sobre los botones en la parte superior o inferior del campo eléctrico hasta que el voltaje se ajuste de modo que la gota deje de caer. Debe hacerse con movimiento lento. Cuando la gota parezca detenerse, apague el movimiento lento y realice algunos ajustes finales, hasta que la gota no se mueva durante un minuto por lo menos. Anote el voltaje, V, indicado en el controlador de voltaje. Complete el experimento para tres gotas y anote sus mediciones en la tabla de datos. Tabla de datos

gota 1 2 3

voltaje (V , en volts)

tiempo (t , en segundos)

distancia ( d, en metros)

El Experimento de la gota de aceite de Millikan es un clásico por la simplicidad del aparato experimental y lo completo del análisis de datos. Los siguientes cálculos permiten reducir ecuaciones muy complejas a otras más sencillas combinando varios parámetros en una sola constante. Millikan y Fletcher tomaron en cuenta la fuerza de gravedad, la fuerza del campo eléctrico, la densidad del aceite, la viscosidad del aire, la viscosidad del aceite y la presión atmosférica. 6. Calcule la velocidad terminal y anote el valor . Calcule la velocidad terminal, vt , en unidades m·s21 usando esta ecuación: d

, donde d es la distancia que la gota cae en metros y t es el tiempo transcurrido en segundos. No olvide que la escala en el campo visual se encuentra en mm (1000 mm = 1 m). v t 

t

Cada una de las ecuaciones de las instrucciones 7 a 10 se muestra con y sin unidades. Le será más fácil usar la ecuación sin unidades en sus cálculos. 7. Calcule el radio (r) de la gota y anote el valor . Con la velocidad terminal, podrá calcular el radio, en m, de la gota usando la siguiente ecuación:

a

r = 9.0407 3 1025 m1/2 . s1/2

b.

vt

= (9.0407 3 1025

vt

, sin unidades)

8. Calcule la masa de la gota y anote el valor. Puede usar la respuesta del # 7 para el radio ( r ) con el fin de calcular la masa de la gota conociendo la densidad del aceite. La ecuación final para calcular la masa, en kg, es m = V aceite. raceite = 4p/3 . r 3 . 821 kg . m23

a

= 3439.0 kg . m

b.r

23

3

14

= (3439.0 ·r 3, sin unidades)

Experimento de la gota de aceite en Millikan

9. Como aplicó un voltaje a través del campo eléctrico para detener la caída de la gota de aceite, las fuerzas ejercidas sobre la gota deben haberse balanceado; es decir, la fuerza de la gravedad debe ser igual a la fuerza del campo eléctrico que actúa sobre los electrones pegados a la gota: qE = mg. Calcule la carga total (Qtot ) en la gota de aceite debida a los electrones usando la ecuación:

a

b

Qtot = Q(n) . e = 9.810 3 1022 C . kg21 . J21 . m/V = (9.81 3 1022 m/V , sin unidades)

donde Q(n) es el número de electrones en la gota, e es la carga eléctrica fundamental de un electrón, m es la masa calculada en el #8 y V es el voltaje. Esta respuesta nos dará la carga total sobre la gota ( Qtot ). La carga eléctrica fundamental de un electrón ( e) es 1.6 3 10219 C (coulombs). Divida la carga total ( Qtot ) entre e y redondee su respuesta al número entero más cercano. Éste es el número de electrones ( Q(n)) que estaban adheridos a la gota. Ahora divida la carga total ( Qtot ) entre Q(n) y obtendrá el valor experimental para la carga de un electrón.

10. Complete el experimento y los cálculos para por lo menos tres gotas y resuma sus resultados en la tabla de resultados. Tabla de resultados

gota # 1 2 3

velocidad terminal radio (vt , en m/s) (r , en metros)

masa (m, en kilogramos)

carga total de la gota (Qtot en coulombs)

carga de un electrón (C )

11. Obtenga el promedio de sus resultados para la carga de un electrón. Calcule el error porcentual como sigue: 3 10219| |su respuesta – 1.6 _______ ____________ 3 100 % error = ____ 1.6 3 10219

¿Cuál es la carga promedio obtenida para el electrón? ¿Cuál fue su error porcentual?

12. Recordará que en el experimento de Thomson pudo calcular la relación carga/masa ( q/me) como 1.7 3 1011. Empleando este valor para la relación q/me y su carga promedio para un electrón, calcule la masa de un electrón en kg.

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Teoría atómica

¿Cuál es el valor obtenido para la masa de un electrón en kg?

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Experimento de dispersión de retroceso de Rutherford

1-3


Un experimento clave para entender la naturaleza de la estructura atómica fue realizado por Ernest Rutherford en 1911. Rutherford realizó su experimento dirigiendo un haz de partículas alfa (núcleos de helio) a través de una laminilla de oro y después hacia una pantalla detectora. Según el modelo atómico del “pudín de pasas”, los electrones flotan alrededor del núcleo dentro de una nube de carga positiva. Según este modelo, Rutherford esperaba que casi todas las partículas alfa atravesarían la laminilla de oro sin desviarse. Algunas de las partículas alfa experimentarían una ligera desviación debido a la atracción hacia los electrones negativos (las partículas alfa tienen carga +2). Imagine su sorpresa cuando algunas partículas alfa se desviaron en todos los ángulos, incluso casi directamente hacia atrás. Según el modelo del “pudín de pasas” en el átomo no había nada tan sólido como para provocar la desviación de las partículas alfa. La reacción de Rutherford fue “…casi tan increíblemente como el hecho de que usted hubiera disparado una bala de 15 pulgadas hacia un pedazo de papel muy fino y el proyectil rebotara directamente hacia usted, impactándolo”. Rutherford, en su interpretación de la evidencia, sugirió que los datos experimentales sólo podían explicarse si la mayoría de la masa del átomo estaba concentrada en un núcleo central pequeño con carga positiva. Este experimento suministró la evidencia necesaria para probar el modelo nuclear del átomo. En este experimento, usted realizará observaciones similares a las que hizo el profesor Rutherford. 1. Encienda el Laboratorio virtual de química y seleccione Rutherford’s Backscattering Experiment (Experimento de dispersión de retroceso de Rutherford) en la lista de tareas. Se abrirá en Quantum laboratory (laboratorio de cuántica). 2. El experimento se realizará sobre la mesa de laboratorio. La caja gris del lado izquierdo de la mesa contiene una muestra de 241Am. ¿Qué partículas emite esta fuente? ¿Qué son las partículas alfa?

3. Pase el ratón sobre la laminilla de metal en la parte media de la mesa. ¿Qué laminilla de metal se emplea? Si desea ver la laminilla de metal, haga clic sobre el soporte

de metal. 4. Señale con el cursor hacia el detector (a la derecha). ¿Qué detector se emplea en este experimento?

5. Encienda el detector haciendo clic sobre el interruptor de luz roja/verde. ¿Qué representa la señal en la parte media de la pantalla?

La pantalla fosforescente detecta partículas con carga (como las partículas alfa) y brilla momentáneamente en las posiciones donde las partículas chocan contra la pantalla. ¿Qué otras señales se observan en la pantalla detectora fosforescente?

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Teoría atómica

¿Qué representan estas señales?

Haga clic en el botón Persist (persistir) en la flecha punteada sobre la pantalla detectora fosforescente. Según el modelo del pudín de pasas, ¿qué es lo que provoca la desviación de las partículas alfa?

Realice una observación general sobre el número de partículas alfa que chocan contra la pantalla detectora fosforescente en un minuto.

6. Ahora realizará observaciones a diferentes ángulos de desviación. Haga clic sobre la ventana principal del laboratorio para llevarla a la parte frontal. Tome la pantalla detectora fosforescente por la base y desplácela hacia la luz en la esquina superior derecha. El botón Persist debe continuar encendido. Observe el número de choques en esta posición en comparación con la primera posición del

detector.

7. Desplace el detector a la posición central superior de luz a un ángulo de 90° respecto al soporte de la laminilla metálica. Observe la cantidad de choques en esta posición de la luz en comparación con la primera posición del detector .

8. Desplace el detector a la posición superior izquierda y observe el número de choques sobre la pantalla fosforescente en un minuto. Observe el número de choques en esta posición en comparación con la primera posición del detector. ¿Qué provoca que las partículas alfa regresen directo hacia atrás? ¿Por qué estos resultados comprueban que el modelo del pudín de pasas es erróneo? Tenga presente que pasan 1,000,000 de partículas alfa a través de la laminilla de oro por segundo.

¿Están los átomos de oro formados principalmente de materia o de espacio vacío?

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¿De qué manera el Experimento de la laminilla de oro demuestra que casi toda masa de un átomo está concentrada en un núcleo central pequeño con carga positiva?

A menudo los estudiantes se preguntan por qué Rutherford empleó una laminilla de oro. La respuesta más común es que el oro es suave y maleable y permite formar laminillas sumamente delgadas. Hay otro motivo que usted podrá descubrir por sí mismo. 9. Encienda la pantalla de detección fosforescente. Haga doble clic sobre la base del sostén de la laminilla metálica para desplazarla a la ventana del almacén de materiales. (También puede hacer clic sobre ella y arrastrarla al mostrador para entrar al almacén de materiales). Haga clic sobre Stockroom (almacén de materiales) para entrar ahí. Ahora haga clic sobre la caja de muestras metálicas en la repisa superior. Haga clic sobre Mg para elegir el magnesio. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab (regresar al laboratorio). 10. Mueva el sujetador de la muestra de laminilla de metal de la ventana del almacén de regreso al centro de la mesa. Mueva la pantalla fosforescente de nuevo a su ubicación original en el lado derecho de la mesa y enciéndala. Haga clic sobre Persist . Observe el número de choques contra el magnesio en comparación con el número de choques contra una muestra de oro. ¿Por qué cree que Rutherford eligió laminilla de oro en lugar de laminilla de magnesio? Explique su respuesta.

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Investigación de las propiedades de las partículas alfa y beta

1-4

Investigación de las propiedades de las partículas alfa y beta

A medida que los científicos comenzaron a investigar las propiedades de los átomos, su primer descubrimiento fue que podían extraer de ellos partículas con carga negativa a las cuales dieron el nombre de electrones. Posteriormente también se les llamó partículas beta dentro del contexto de la desintegración nuclear. Robert Millikan empleó partículas beta en su famoso experimento de la gota de aceite. Otras partículas que se expulsan durante la desintegración nuclear son las partículas alfa, las cuales están formadas por un núcleo de helio, es decir, un átomo de helio sin sus dos electrones. En consecuencia, una partícula alfa tiene carga positiva. Ernest Rutherford empleó partículas alfa en su experimento de la laminilla de oro. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y elija Alpha and Beta Particles (Partículas alfa y beta) en la lista de tareas. Se abrirá en Quantum laboratory (laboratorio de cuántica). 2. ¿Qué fuente se emplea en este experimento? Coloque su cursor sobre la fuente para identificarla. ¿Qué tipo de carga tienen los electrones? ¿Qué detector se emplea en este experimento?

3. Encienda la pantalla fosforescente (haga clic sobre el botón verde/rojo). ¿Qué observa?

La pantalla fosforescente desvía las partículas con carga (como los electrones) brillando momentáneamente en el punto donde estas partículas chocan contra ella. 4. Arrastre hacia abajo y hacia la izquierda la ventana de laboratorio y hacia arriba y hacia la derecha la ventana de la pantalla fosforescente para minimizar el traslapamiento. Oprima el botón Grid (rejilla) en la pantalla fosforescente y fije el campo magnético a 30 mT. (Haga clic sobre el botón encima de las decenas tres veces. Si por error hace clic entre dígitos, se moverá el punto decimal. Haga clic para colocarlo donde estaba originalmente y después haga clic por encima del sitio de las decenas). ¿Qué ocurre con la mancha producida por el cañón de electrones sobre la pantalla fosforescente?

5. Haga clic otra vez sobre el sitio de las decenas en el medidor de Electric Field (campo eléctrico). Observe la mancha. Haga clic por segunda vez sobre el sitio de las decenas en Electric Field. ¿Qué ocurre con la mancha del cañón de electrones en la pantalla fosforescente?

6. Lleve a cero los medidores de Magnetic Field (campo magnético) y Electric Field haciendo clic sobre los botones de los dígitos adecuados hasta que la mancha de la pantalla fosforescente quede centrada de nuevo. 7. Haga doble clic o haga clic y arrastre el cañón de electrones para llevarlo al mostrador del almacén de materiales. Entre a Stockroom haciendo clic dentro del mismo. Haga doble clic en el cañón de electrones para llevarlo de nuevo a la repisa. Haga doble clic sobre la fuente alfa para seleccionarla y llevarla al mostrador del almacén de reactivos. Haga clic sobre la flecha verde de Return to Lab (regreso al laboratorio) para regresar a él. Arrastre la fuente alfa del mostrador del almacén y

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Teoría atómica

colóquela sobre la mesa donde estaba originalmente el cañón de electrones (la luz de la parte media). Haga clic sobre el frente de la fuente alfa para abrir el obturador. ¿Qué aparece en la pantalla fosforescente?

8. Cambie la unidad de Magnetic Field (campo magnético) de µT a mT haciendo clic una vez sobre la unidad. Haga clic sobre el sitio de las centenas tres veces para tener un campo magnético de 300 mT (militeslas). Este campo magnético es un millón de veces más fuerte que el que empleamos para el cañón de electrones. ¿En qué dirección se desvía la mancha cuando se aumenta el campo magnético esta vez? ¿Cómo se compara esto con la dirección de movimiento cuando el campo magnético se encendió para los electrones?

9. Cambie la unidad de Magnetic Field (campo magnético) de V a kV haciendo clic una vez sobre la unidad. Observe la mancha a medida que incrementa la fuerza del Electric Field (campo eléctrico) de 0 kV a 5 kV. El movimiento es leve, así que preste mucha atención. ¿En qué dirección se desplaza la mancha al aumentar el campo eléctrico? ¿Cómo se compara esto con la dirección de movimiento para el haz de electrones en el campo eléctrico? ¿Por qué se requiere una fuerza significativamente mayor de campo magnético y eléctrico para desplazar el haz de partículas alfa en comparación con el haz de electrones (partículas beta)?

10. Haga que el valor de los dos medidores regrese a cero. Haga doble clic (o haga clic y arrastre) sobre la fuente alfa y la pantalla fosforescente y regréselas al mostrador del almacén de materiales. Entre a Stockroom. Haga doble clic sobre la fuente alfa y la pantalla fosforescente para colocarlas sobre la repisa. Seleccione el láser y la videocámara haciendo doble clic sobre ellos y después haga clic sobre la flecha verde de Return to Lab para regresar al laboratorio. Coloque el láser en la luz central del lado izquierdo y enciéndalo (haga clic sobre la luz verde/roja). Coloque la videocámara sobre la luz del centro a la derecha y haga clic en la videocámara para encenderla. Fije la intensidad de láser a 1 nW y la longitud de onda a 20 nm. Esta longitud de onda se encuentra en la región de rayos X del espectro electromagnético. El punto púrpura es una representación de los rayos X que chocan contra la videocámara. Cambie de Electric Field (campo eléctrico) a Magnetic Field (campo magnético) para determinar el efecto sobre los rayos X. ¿Afectaron los campos eléctrico o magnético a los rayos X? Explique por qué. Resuma lo que haya aprendido acerca de los electrones (partículas beta), partículas alfa y los rayos X.

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Radiación de cuerpo negro

1-5


A comienzos de la década de 1900 varios resultados experimentales aparentemente estaban en conflicto con la física clásica. Uno de estos experimentos fue el estudio de la radiación de cuerpo negro. Un cuerpo negro es un sólido (como un pedazo de hierro) que no emite luz a baja temperatura pero que al calentarse comienza a emitir luz roja y después anaranjada a temperatura más alta hasta llegar al blanco. La intensidad de la luz emitida también está en función de la temperatura. En este experimento usted realizará observaciones similares a las de Max Planck (1858-1947) quien, al estudiar la radiación de cuerpo negro, encontró una explicación que revolucionó la manera de pensar de los científicos acerca de la energía irradiada. 1. Encienda el Laboratorio virtual de química y seleccione Blackbody Radiation (Radiación de cuerpo negro) de entre la lista de tareas. Se abrirá en Quantum laboratory (laboratorio de cuántica). Habrá un retenedor de muestra metálica con tungsteno metálico sobre la mesa de laboratorio con el calentador eléctrico a una temperatura de 3000 °K. Hay un espectrómetro a la derecha, el cual está encendido (la ventana del espectrómetro está abierta). Ubique el interruptor que cambia la lectura de longitud de onda a frecuencia y el interruptor que permite presentar todo el espectro electromagnético o solo el visible. Usaremos éstos más adelante. 2. El espectrómetro detecta la intensidad de la luz emitida en función de la longitud de onda (o la frecuencia). En el espacio cuadriculado que se adjunta al texto dibuje el espectro que detecta el espectrómetro colocando la longitud de onda (en nm) sobre el eje x y la intensidad sobre el eje y. Si pasa su cursor sobre un pico, identificará la longitud de onda (en nm) en el campo de la coordenada x en el extremo inferior derecho de la ventana del detector. Anote la longitud de onda del pico en la tabla de datos de la siguiente página. (Redondee a números enteros).

3. Cambie la temperatura del calentador a 3100 °K haciendo clic sobre el botón por encima del sitio de las centenas en el controlador LCD del calentador. Anote la forma de la curva en la misma gráfica (marque cada línea con una temperatura) y la longitud de onda de la intensidad del pico en la tabla de datos. Continúe con temperaturas de 3200 °K, 3300 °K, 3400 °K, 3500 °K y 3600 °K. Si aumenta la temperatura a 3700 °K, tendrá que comenzar de nuevo haciendo clic sobre el botón Reset Lab justo debajo de la señal de peligro, entrando al almacén de materiales, haciendo clic sobre el pizarrón y eligiendo el experimento fijo #3 radiación de cuerpo negro.

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Teoría atómica

Tabla de datos

temperatura (°K) 3000 3100 3200 3300 3400 3500 3600

longitud de onda (nm)

4. ¿Qué observaciones puede realizar sobre la forma de la curva conforme se modifica la temperatura?

5. La porción visible del espectro electromagnético se encuentra de 400 nm a 700 nm. Marque el espectro visible en su gráfica. ¿Se encuentra la intensidad del pico en algún momento en la región visible? ¿Significa esto que no hay luz visible relacionada con este rango de temperatura? Explique su respuesta.

6. La física clásica predice que a medida que la longitud de onda disminuye, la intensidad debe aumentar. ¿Confirma su gráfica de longitud de onda contra intensidad este resultado? Explique su respuesta.

7. En la ventana del espectrómetro, modifique la lectura de longitud de onda a frecuencia. ¿Qué observaciones puede realizar sobre la magnitud de la intensidad al reducir la temperatura de 3600 a 3000 °K por incrementos de 100 °K?

8. Cambie la temperatura a 3700 °K observando la laminilla de tungsteno. ¿Qué ocurrió a 3700 °K?

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9. La diferencia entre los resultados que indicaba la teoría clásica y los experimentales se conoció como “catástrofe de luz ultravioleta”. La física clásica predecía que la curva debería continuar hasta el infinito al reducir la longitud de onda. Sin embargo, los datos experimentales requirieron de una explicación innovadora, la cual fue suministrada por Max Planck quien dijo que la energía que desprenden los átomos calientes al vibrar estaba cuantizada, de modo que sólo podían ocurrir vibraciones de energía específica. La energía cuantizada debe ser un múltiplo de hv donde h se conoce como constante de Planck (6.626 3 10234 J?s) y v es la frecuencia de la luz en 1/s o s 21. Calcule la energía de la intensidad del pico a 3400 °K. Use la longitud de onda de la tabla de datos para 3400 °K para determinar la primera frecuencia (v = c/ l , donde c = velocidad de la luz = 2.998 3 108 m. s21 y l es la longitud de onda en metros y después encuentre la energía usando E = hv.

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Efecto fotoeléctrico

1-6

Efecto fotoeléctrico

Aunque Albert Einstein es más famoso por su fórmula E = mc 2 y por sus trabajos que describen la relatividad en la mecánica, recibió recibió el Premio Nobel por haber entendido un experimento muy sencillo.. Desde hacía tiempo se sabía que al dirigir luz de determinada longitud de onda contra sencillo un pedazo de metal, éste emitía electrones. Según la teoría clásica, la energía luminosa (luz) está basada en su intensidad y no en su frecuencia. Sin embargo, los resultados del efecto fotoeléctrico contradijeron la teoría clásica. Las incongruencias condujeron condujeron a que Einstein sugiriera que es necesario considerar que la luz está formada por partículas (fotones) y no solamente es una onda. En este experimento usted reproducirá un experimento fotoeléctrico que demuestra que la energía (E) de un fotón luminoso se relaciona con su frecuencia y no con su intensidad. 1. Encienda Laboratorio virtual de química y elija Photoelectric Effect (Efecto (Efecto fotoeléctrico) de entre la lista de tareas. Se abrirá en Quantum laboratory (laboratorio de cuántica). 2. ¿Qué fuente se emplea en este experimento y qué es lo que hace? ¿A qué intensidad se fija el láser? ¿A qué longitud de onda se fija el láser?

Anote la longitud longitud de onda onda (en nm) nm) en la tabla de datos datos de de la siguiente página. Calcule la frecuencia (en Hz) y la energía (en J) usando c = lv y E = hv donde c = 2.998 3 108 m.s21 y h = 6.626 3 10234 J.s. Registre también el color de la luz haciendo clic sobre Spectrum Chart (Diagrama espectral, justo detrás del láser); el marcador indica qué color es el representado por la longitud de onda elegida. ¿Qué laminilla metálica se emplea en este experimento? ¿Qué detector se emplea en este experimento y qué mide?

Encienda el detector haciendo clic sobre el interruptor de luz roja/verde roja/verde.. ¿Qué indica la señal señal en la pantalla pantalla fosforescente acerca de la luz láser que brilla sobre la laminilla de sodio?

3. Reduzca la intensidad a un fotón/segundo, ¿cómo cambia la señal?

Aumente la intensidad a 1 kW, kW, ¿cómo ¿cómo cambia la señal? señal?

Cambie la intensidad de nuevo a 1 nW y aumente la longitud de onda a 600 nm. ¿Qué observa? Anote la longitud de onda en la tabla de datos.

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Teoría atómica

Determine la longitud de onda máxima a la cual ocurre emisión de electrones en el metal. ¿Cuál es la diferencia entre la intensidad y la longitud de onda? ¿Qué parámetro es más importante en la formación de fotoelectrones: fotoelectrones: la intensidad o la longitud de onda?

Tabla de datos

longitud de onda (nm)

frecuencia (l/s)

energía (J)

color de la luz

4. Haga clic dentro del almacén para entrar a él. Haga clic sobre el pizarrón y elija el experimento Effect (2). Haga clic sobre la flecha verde fijo Photoelectric Effect (2) ver de Return to Lab para regresar al laboratorio. La intensidad del láser estará fijada a 1 nW y la longitud l ongitud de onda a 400 nm. El detector que se emplea en este experimento es un bolómetro, el cual se encenderá automáticamente. Este instrumento mide la energía cinética de los electrones. Debe observar un pico verde en la pantalla de detección del bolómetro. La intensidad o la altura de la señal corresponde al número de electrones emitidos emitidos del metal y el eje x es la energía cinética de los electrones.. Haga un acercamiento al pico haciendo clic y arrastrando de la izquierda del pico a electrones la derecha. reduzca la intensidad, intensidad, ¿qué ¿qué observa? 5. Aumente y reduzca

Aumente y reduzca reduzca la longitud de onda, ¿qué observa?

¿Cuál es la longitud de onda máxima que expulsa electrones del sodio metálico? Basándose en este experimento, explique por qué la luz violeta provoca fotoemisión de electrones, pero la luz anaranjada no.

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La ecuación de Rydberg

1-7

La ecuación de Rydberg

Cuando se excita una muestra de gas aplicándole un campo eléctrico alternante grande, dicho gas emite ciertas longitudes de onda discretas. A fines de la década de 1800, los científicos Johann Balmer y Johannes Rydberg, desarrollaron desarrollaron una ecuación empírica que correlaciona la longitud de onda de la luz emitida para ciertos gases como H 2. Posteriormente se demostró que el concepto de “saltos” cuantizados cuantizados de los electrones entre las órbitas de Niels Bohr, era congruente con la ecuación de Rydberg. En este ejercicio usted medirá las longitudes de onda de las líneas l íneas del espectro de emisión del hidrógeno y después determinará gráficamente el valor de la constante de Rydberg, RH. 1. Encienda el Laboratorio virtual de química y elija The Rydberg Equation (La ecuación de Rydberg) de entre la lista de tareas. Se abrirá en Quantum laboratory (laboratorio de cuántica). El espectrómetro estará a la derecha de la mesa de laboratorio. El El espectro de emisión del hidrógeno estará en la ventana del detector en el extremo superior derecho como gráfica de intensidad contra longitud de onda ( l). 2. ¿Cuántas líneas distintas observa y de qué color son? 3. Haga clic sobre el interruptor Visible/Full (visible/completo) para ampliar sólo el espectro visible. Observará cuatro picos en el espectro. Si arrastra su cursor sobre uno de ellos, identificará la longitud de onda (en nm) y el campo de la coordenada x en el extremo inferior derecho de la ventana del detector. Anote las longitudes de onda de los cuatro picos del espectro visible del hidrógeno en la tabla de datos. (Redondee a números enteros). 4. La ecuación de Rydberg tiene la forma

1

1

1

donde l es la longitud de onda en  n n  f i  metros, RH es la constante de Rydberg, n f es el número cuántico cuántico principal final (para la serie de Balmer, que se encuentra en el espectro visible, n f = 2), y ni es el número cuántico principal inicial (n = 3, 4, 5, 6, ...). Calcule a partir de sus datos experimentales, la longitud de onda en metros y 1/l en m21. Anote sus respuestas en la tabla de datos. l

= RH

2

–

2

Tabla de datos

l (nm)

l ( (m m)

1/l (m21)

línea #1 (izquierda) línea #2 línea #3 línea #4 (derecha) 5. La fórmula para determinar la energía es E 5 hv 5 hc/l donde h es la constante de Planck y c es la velocidad de la luz. ¿Cuál es la relación entre la longitud de onda y la energía?

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Teoría atómica

6. De las cuatro líneas espectrales del hidrógeno registrados en la página anterior, ¿qué línea corresponde a la transición n = 3 a n = 2, y de n = 4 a n = 2, y así sucesivamente desde n = 6 hasta n = 2?

 1 1  7. Calcule el valor de  −  para las transiciones n = 6 a n = 2 , n = 5 a n = 2 , n = 4 a n = 2 y  n f n i  n = 3 a n = 2. Relacione los valores para estas transiciones y anótelos junto con el recíproco adecuado de longitud de onda en la tabla de resultados. 2

2

Tabla de resultados

 1 1   n − n  f i  2

transición ni a n f

8. La ecuación de Rydberg,

1 l

= RH

 1  n f

2

–

1 2

n i

2

l/l (m21)

 , se encuentra en la forma de y = mx + b donde  

  1/l corresponde a y,  1 − 1  corresponde a x, y b = 0. Si grafica 1/ l en el eje y y  n f n i   1 1  en el eje x, la pendiente resultante será la constante de Rydberg, RH.  n − n  f i  2

2

2

2

Empleando un programa de hoja de cálculo o una hoja de papel milimétrico, grafique los datos experimentales y determine el valor de la constante de Rydberg .

9. El valor aceptado para RH es 1.0974 3 107 m21. Determine el % de error empleando la fórmula: |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = ______________________________ respuesta aceptada % error = ______________________________

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Espectros de emisión atómica

1-8

Espectros de emisión atómica

Cuando una muestra de gas se excita aplicando un campo eléctrico alterno grande, el gas emite luz a ciertas longitudes de ondas discretas. La intensidad y la longitud de la onda de la luz emitida se denomina espectro de emisión atómica y es característico de cada gas. En este ejercicio medirá los espectros de emisión de varios gases y realizará algunas observaciones sobre la diferencia entre los mismos. 1. Inicie Laboratorio virtual de química y seleccione Atomic Emission Spectra (Espectros de emisión atómica) de entre la lista de tareas. El programa de simulación se abrirá en Quantum laboratory (laboratorio de cuántica). El espectrómetro estará del lado derecho sobre la mesa de laboratorio. El espectro de emisión del hidrógeno estará en la ventana del detector en el extremo superior derecho como gráfica de intensidad contra longitud de onda ( l). 2. ¿Cuántas líneas diferentes observa y de qué color son? 3. Haga clic sobre el interruptor Visible/Full (visible/completo) para ampliar solamente el espectro visible. Observará cuatro picos en el espectro. Si arrastra su cursor sobre uno de ellos, identificará la longitud de onda (en nm) en el eje de coordenadas (eje x) en el extremo inferior derecho de la ventana del detector. Anote las longitudes de onda de los cuatro picos en el espectro visible del hidrógeno en la tabla de datos. (Redondee a números enteros). 4. La longitud de onda de cada línea también puede describirse en términos de su frecuencia. Emplee la longitud de onda de cada línea para calcular su frecuencia si v = c/ l donde c = 2.998 3 1017 nm . s21 (2.998 3 108 m . s21). La energía (E) de un solo cuanto de luz emitido por un átomo se relaciona con su frecuencia ( v) por la ecuación E = hv donde h = 6.626 3 10234 J . s. Calcule la frecuencia de cada línea y la energía correspondiente y anote sus resultados en la tabla de datos. Tabla de datos

v(1/s)

l (nm)

energía (J)

línea #1 (izquierda) línea #2 línea #3 línea #4 (derecha) 5. Ahora, investigue los espectros de emisión para otro elemento, el helio. El helio es el siguiente elemento después del hidrógeno en la tabla periódica y tiene dos electrones. ¿Cree que el espectro de emisión de un átomo con dos electrones en vez de uno solo, diferirá mucho del espectro del hidrógeno?

6. Para intercambiar muestras de gases, haga doble clic o haga clic sobre Electric Field (campo eléctrico) y arrastrandolo colóquelo sobre el mostrador del almacén de materiales y haga doble clic o haga clic sobre el tubo de muestra de Gas (H 2 ) y arrastrándolo colóquelo también sobre el mostrador del almacén. Quizá tenga que hacer clic primero sobre la ventana principal del laboratorio para mover los artículos.

31

Teoría atómica

7. Entre al almacén de materiales haciendo clic en Stockroom. Haga clic sobre la muestra de Gases en la repisa superior. Haga clic sobre el cilindro marcado He para reemplazar el H 2 en el tubo de ensayo por gas helio. Al señalar el tubo para la muestra de gas con el cursor, debe indicar He. 8. Regrese al laboratorio y arrastre el tubo de muestra de gas del mostrador del almacén de materiales y colóquelo en la parte media de la mesa como indica la luz. Arrastre Electric Field (campo eléctrico) y colóquelo sobre el tubo para muestra de gas. Haga clic con cuidado en el botón encima del cero de la izquierda del controlador de Electric field y cambie el voltaje a 300 V. Encienda el espectrómetro haciendo clic en el botón rojo/verde y haga clic en el interruptor Visible/Full (visible/completo) para ver únicamente el espectro visible. 9. ¿Difiere este espectro del de hidrógeno? ¿Cuántas líneas tiene y de qué color? 10. Determine la longitud de onda (en nm), la frecuencia (en 1 /s) y la energía (en J) para el pico del lado extremo derecho. l (nm)

v(1/s)

línea (extrema derecha)

32

energía (J)

Principio de incertidumbre de Heisenberg

1-9


Desde hace tiempo se sabía que al hacer pasar una luz a través de rendijas estrechas espaciadas a intervalos pequeños, la luz forma un patrón de difracción, el cual es una serie de patrones de luz y oscuridad provocados por interferencia de ondas. La interferencia de ondas puede ser constructiva (luz) o destructiva (oscura). En este experimento, haremos pasar un láser a través de un dispositivo con dos rendijas cuyo espaciamiento puede ajustarse e investigaremos los patrones que pueden formarse a distancia de las rendijas. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heisenberg Uncertainty Principle (Principio de incertidumbre de Heisenberg) de entre la lista de tareas. Se abrirá en Quantum laboratory (laboratorio de cuántica). 2. ¿Qué fuente se emplea en este experimento y por qué? ¿A qué longitud de onda se calibra el láser? ¿Cuál es la distancia entre las dos rendijas en el dispositivo de dos rendijas? Haga un pequeño diagrama del patrón que aparece en la pantalla de video.

3. Modifique la intensidad del láser de 1 nW a 1 W. ¿Afecta la intensidad de la luz al patrón de difracción?

Modifique el espaciamiento de rendija a 1 µm. Observe el patrón que aparece en la pantalla de video al modificar el espaciamiento de rendija de 1 µm a 7 µm en incrementos de 1 µm. ¿Qué puede decir sobre la relación entre el espaciamiento de rendijas y el patrón de difracción?

4. Aumente la longitud de onda del láser a 700 nm. ¿Qué efecto tiene el aumento de longitud de onda sobre el patrón de difracción?

33

Teoría atómica

5. Disminuya la intensidad del láser a 1000 fotones/segundo. Haga clic sobre el botón Persist en la videocámara para mirar fotones individuales que pasan por las rendijas. Observe durante un minuto. ¿Qué observación puede realizar sobre este patrón en comparación con el que produce un haz continuo de fotones?

Reduzca la intensidad a 100 fotones/segundo. Observe otro minuto tras hacer clic en Persist . A estas intensidades más bajas (1000 y 100 fotones/segundo), no hay ningún momento en que dos fotones atraviesen la rendija de manera simultánea. ¿Cómo experimenta difracción un fotón único?

Basándose en este experimento, ¿a qué conclusiones puede llegar acerca de la naturaleza de la luz?

6. Haga clic dentro de almacén de materiales para entrar a él. Haga clic sobre el bloque de notas y seleccione el experimento preestablecido Two-Slit Diffraction – Electrons (Difracción con dos rendijas – electrones) . Haga clic sobre la flecha verde de Return to Lab para regresar al laboratorio. ¿Qué fuente se emplea en este experimento? Haga un pequeño diagrama del patrón de difracción que se observa en la pantalla fosforescente.

¿Cómo se compara este patrón de difracción con el de la luz?

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Louis de Broglie fue el primero en sugerir que se podía considerar que las partículas tenían propiedades ondulatorias. 7. Disminuya la intensidad a 10 electrones/segundo. Ahora el patrón que se forma es para un electrón a la vez. Haga clic sobre el botón Persist y observe durante un minuto. ¿Se modificó el patrón de difracción? Explique por qué sí o por qué no. ¿Cómo experimenta difracción un electrón único?

Al mirar un patrón de difracción completo de una corriente de partículas, se ven todos los lugares a donde se espera que las partículas se dispersen. Si se inicia la fuente varias veces, observará que la primera partícula nunca se detecta en el mismo sitio dos veces. Ésta es una aplicación del Principio de incertidumbre de Heisenberg, que se relaciona directamente con la medición. Toma en cuenta la incertidumbre mínima de la posición ( D x) y la incertidumbre del momentum ( D p) usando la ecuación ( D x)(D p) $ h/4p. Como se conoce con qué energía viaja la partícula, se puede conocer con precisión el momentum, pero no la posición. En consecuencia, es imposible saber dónde chocará cada partícula.

35

Espectro de emisión para sodio y mercurio

1-10 Espectro de emisión para sodio y mercurio En la década de 1800 los científicos hallaron que cuando una muestra de gas era excitada con un campo eléctrico alterno, emitía una luz de longitud de onda discreta y característica. Esta propiedad permitió desarrollar las técnicas espectroscópicas que se emplean para identificar y analizar elementos y compuestos. Aunque la espectroscopia fue muy útil para los científicos, no podían explicar por qué el espectro no era continuo. Esta explicación fue proporcionada por Niels Bohr, físico danés que propuso por primera vez que los niveles energéticos de los electrones están cuantizados y los electrones excitados, sólo pueden caer en niveles discretos de energía. Este ejercicio ilustra las mediciones que ayudaron a Bohr a desarrollar su modelo cuántico original y también algunas aplicaciones prácticas para esta ciencia en la medición de espectros de emisión de mercurio y sodio. El vapor de mercurio es utilizado en luces fluorescentes y el vapor de sodio en luces para la calle. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Emission Spectra for Sodium and Mercury (Espectro de emisión para sodio y mercurio) de entre la lista de tareas. Se abrirá en Quantum laboratory (laboratorio de cuántica). En el mismo, encontrará una muestra de sodio gaseoso sobre la mesa en un tubo de ensayo a la cual se le ha aplicado un campo eléctrico alterno de 300 V para provocar que el sodio gaseoso emita luz. Hay un espectrómetro del lado derecho de la mesa de laboratorio y está encendido. Se puede separar la luz en un espectro de emisión empleando un prisma óptico o una rejilla de difracción. El espectrómetro es un instrumento diseñado para separar la luz emitida en sus longitudes de onda componentes. La ventana del detector muestra lo que el espectrómetro produce. 2. Haga clic sobre el interruptor Visible/Full (visible/completo) en la ventana del detector para modificar la producción del espectrómetro al espectro visible. Una línea espectral es más intensa que todas las demás. ¿De qué color y longitud de onda (en nm) es esta línea? (Para determinar la longitud de onda, desplace el cursor sobre la línea y léala en el eje x en la parte inferior de la ventana del detector).

Los astrónomos están entusiasmados porque el alumbrado público de las ciudades cambiará de usar luces incandescentes normales a usar luces de vapor de sodio, ya que los astrónomos pueden filtrar con facilidad el pico a 589 nm y minimizar la contaminación luminosa. Las luces incandescentes emiten luz de todas las longitudes de onda, por lo que filtrarlas no resulta práctico. 3. Para intercambiar muestras de gas, haga doble clic o clic y arrastrando Electric field colóquelo sobre el mostrador del almacén de materiales, y haga doble clic o clic y arrastre sobre el tubo de muestra de Gas (Na) y colóquelo también sobre el mostrador del almacén de reactivos. Quizá tenga que hacer clic sobre la ventana principal de laboratorio para desplazar los artículos. 4. Entre al almacén de materiales haciendo clic sobre el mismo. Haga clic sobre muestras de gases en la repisa superior. Haga clic sobre el cilindro marcado Hg para reemplazar el Na en el tubo de la muestra con vapores de mercurio. Si señala al tubo de la muestra de gas con el cursor, debe leerse Hg. 5. Regrese al laboratorio y arrastre el tubo de la muestra de gas del mostrador del almacén para colocarlo en la parte media de la mesa como indica la luz. Arrastre Electric Field (campo eléctrico) y colóquelo sobre el tubo de muestra de gas. Haga clic con cuidado sobre el botón justo encima del cero de la izquierda en el controlador de Electric field y cambie el voltaje a 300 V. Encienda el espectrómetro haciendo clic sobre el botón rojo/verde.

37

Teoría atómica

6. ¿En qué difiere el espectro del mercurio respecto al del sodio? Los vapores de mercurio se emplean en los tubos de luz fluorescente que usted ve en la escuela y el hogar. La luz emitida no es muy brillante con vapor de mercurio, pero cuando los científicos examinan el espectro completo del mercurio, observan lo que usted acaba de ver. Se produce una emisión considerable en la región ultravioleta (UV). Esta luz se llama en ocasiones luz negra. Quizá la haya observado en pantallas que brillan en la oscuridad. Los científicos recubren el interior del tubo de vidrio de los tubos luminosos fluorescentes con un compuesto que absorbe la luz UV y emite energía como luz visible que tiene todos los colores del espectro visible. Todos los colores en conjunto dan lugar a luz blanca, y por eso los tubos de luz fluorescente emiten luz muy blanca. Los detergentes de lavandería contienen compuestos que absorben la luz UV y emiten luz visible. Estos compuestos permiten que los anunciantes digan que se obtiene ropa blanca de color más blanco y ropa de color con color más brillante. Si usted asiste a un evento donde empleen luz negra, verá que sus calcetines blancos o su camisa blanca “brillan”.

38

Nombres y fórmulas de compuestos iónicos

2-1

Nombres y fórmulas de compuestos iónicos

En este problema entraremos al laboratorio virtual para preparar una serie de compuestos iónicos que contengan los cationes Ag +, Pb2+, Ca2+, Fe3+ y Cu2+; observará las reacciones e identificará el color de los compuestos formados; escribirá las fórmulas químicas y aprenderá su nombre químico. 1. Inicie Laboratorio virtual de química y seleccione Names and Formulas of Ionic Compounds (Nombres y fórmulas de compuestos iónicos) de la lista de tareas. Ahora abra Inorganic laboratory. 2. Entre al almacén de reactivos haciendo clic dentro la ventana Stockroom . Una vez ahí, arrastre un tubo de ensayo de la caja y colóquelo sobre la gradilla metálica para tubos de ensayo. A continuación haga clic sobre el frasco de solución de iones Ag+, que está sobre la repisa para agregarlo al tubo de ensayo. Haga clic en Done (realizado) para enviar el tubo de ensayo de regreso al laboratorio. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab. 3. Coloque el tubo de ensayo que contiene solución de iones Ag+ en la gradilla metálica para tubos de ensayo. Haga clic sobre el botón Divide (dividir) en la parte inferior (con la flecha roja grande) cuatro veces para preparar cuatro tubos adicionales que contengan iones Ag+. Coloque un tubo de ensayo en la gradilla metálica y otros cuatro en la gradilla azul, haga clic en el frasco de Na 2S ubicado sobre la mesa de laboratorio. Observará lo que ocurre en la ventana de la parte inferior izquierda. Anote sus observaciones en la mesa en la página siguiente y escriba una fórmula química correcta y el nombre del producto de la reacción. Si la solución sigue transparente, anote NR, es decir, no reacciona. Arrastre este tubo de ensayo al recipiente rojo para desechos a la derecha. 4. Coloque un segundo tubo de la gradilla azul (que contiene iones Ag+) sobre la gradilla metálica. Agregue Na 2SO4. Anote sus observaciones y deseche el tubo. En el siguiente tubo agregue NaCl y anote sus observaciones. En el siguiente tubo agregue NaOH y anote sus observaciones. En el último tubo, agregue Na 2CO 3 y anote sus observaciones. Cuando haya terminado en su totalidad, haga clic sobre el recipiente rojo de desechos para limpiar el laboratorio. 5. Regrese al almacén y repita los pasos 2 a 4 para Pb2+, Ca2+, Fe3+ y Cu2+. Complete la tabla de la página siguiente. Cada celda debe incluir una descripción de lo que observó al mezclar los reactivos y la fórmula química correcta y el nombre de todas las soluciones que quedaron turbias y NR para todas las soluciones que no reaccionaron o permanecieron transparentes. Recuerde incluir números romanos en caso necesario.

39

Reacciones y estequiometría

Ag+

Pb2+

Ca2+

Na2S (S22)

Na2SO4 (SO422)

NaCl (Cl2)

NaOH (OH2)

Na2CO3 (CO322)

40

Fe3+

Cu2+

Balanceo de reacciones de precipitación

2-2

Balanceo de reacciones de precipitación

En este problema entrará al laboratorio virtual a realizar una serie de reacciones de precipitación empleando soluciones de iones Ag +, Pb2+ y Sb3+. Tras observar estas reacciones, escribirá las ecuaciones iónicas netas que representan estas reacciones y después las balanceará. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Writing Balanced Precipitation Reactions (Balanceo de reacciones de precipitación) de entre la lista de tareas. Ahora abra Inorganic laboratory. 2. Entre al almacén de reactivos haciendo clic dentro de la ventana Stockroom . Una vez ahí, arrastre un tubo de ensayo de la caja y colóquelo sobre la gradilla metálica para todo este ensayo. Después puede hacer clic sobre el frasco de solución de iones Ag+ (éste es AgNO3) en la repisa para agregarlo al tubo de ensayo. Haga clic en Done (realizado) para enviar el tubo de ensayo de regreso al laboratorio. Repita para los iones Pb 2+ (Pb(NO3)2 y Sb3+ (Sb(OH)3). Haga clic sobre la flecha de Return to Lab. 3. Haga clic sobre la manija en la parte inferior del monitor de TV. Pasando el ratón sobre cada tubo de ensayo en la gradilla de tubos de ensayo, podrá identificarlo en el monitor de TV. También puede hacer clic sobre la etiqueta en la parte superior de cada tubo de ensayo para colocar la etiqueta a estos tubos. Coloque el tubo de ensayo que contiene la solución de iones Ag+ en la gradilla metálica para tubos de ensayo. Podrá observar lo que ocurre en la ventana en la parte inferior izquierda. Haga clic sobre el frasco del reactivo Na 2CO 3 para agregarlo al tubo de ensayo en la gradilla. ¿De qué color es el precipitado? Escriba una ecuación iónica neta balanceada correcta para esta reacción.

Cuando haya terminado de escribir la ecuación y de realizar sus observaciones, coloque el tubo de ensayo que contiene el precipitado en el recipiente rojo para desechos. 4. Coloque el tubo de ensayo que contiene solución de iones Pb 2+ en la gradilla metálica para tubos de ensayo. Haga clic sobre el frasco del reactivo NaCl para agregarlo al tubo de ensayo en la gradilla. ¿De qué color es el precipitado? Escriba una ecuación iónica neta balanceada correcta para esta reacción.

Cuando termine de escribir la ecuación y de realizar sus observaciones, coloque el tubo de ensayo que contiene el precipitado en el recipiente rojo para desechos. 5. Coloque el tubo de ensayo que contiene solución de iones Sb 3+ en la gradilla metálica para tubos de ensayo. Observe que el antimonio no es soluble y se producirá una reacción de doble desplazamiento. Haga clic sobre la botella del reactivo Na 2S para agregarlo al tubo de ensayo en la gradilla. ¿De qué color es el precipitado? Escriba una ecuación iónica neta balanceada correcta para esta reacción.

41

Electrólitos fuertes y débiles

2-3

Electrólitos fuertes y débiles

1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Strong and Weak Electrolytes (Electrólitos fuertes y débiles) de la lista de tareas. Ahora abra Titration laboratory. 2. Entre al almacén de reactivos haciendo clic dentro de la ventana Stockroom . Una vez ahí, haga doble clic o haga clic y arrastre los tres reactivos: NaCl, Na 2CO 3 (100%) y NaHCO 3 (100%) para llevarlos al mostrador del almacén de reactivos. Haga clic sobre la flecha verde de Return to Lab para regresar al laboratorio. 3. Para cada sal elegida en el almacén, complete el siguiente procedimiento: haga doble clic o haga clic y arrastre el frasco que está en el mostrador del almacén para llevarlo a la luz que está junto a la balanza. Haga clic sobre el cajón de Beakers (vasos de precipitados) y coloque un vaso de precipitados en la luz junto al frasco de sal en el área de la balanza. Haga clic en el área de Balance (balanza) para tener un acercamiento y abra el frasco haciendo clic sobre la tapa Remove Lid (retirar tapa). Arrastre un pedazo de papel para pesar y colóquelo sobre la balanza y proceda a ponerla en cero presionando Tare . Recoja la espátula y tome algo de muestra arrastrando la espátula hasta la boca del frasco y después introduciéndola al mismo. Al hacer esto, la espátula recogerá diferentes cantidades de sólido. Elija la muestra mayor posible y arrastre la espátula hacia la balanza y colóquela sobre el papel para pesar. La balanza dará una lectura de aproximadamente 1 g de muestra. Ahora arrastre el papel para pesar con la muestra y colóquelo dentro del vaso de precipitados. Haga clic sobre la flecha verde de alejamiento y regrese al laboratorio. Lleve el vaso de precipitados al aparato de agitación. Coloque la probeta de 25 mL debajo de grifo del lavamanos, y manténgala ahí hasta que se llene con agua del grifo. Vierta el agua en el vaso de precipitados arrastrando y colocando la probeta sobre el vaso de precipitados. Encienda el medidor de conductividad ubicado en la parte inferior derecha de la mesa y coloque el medidor de conductividad en el vaso de precipitados y anote la conductividad de la solución en la tabla de datos que está abajo. Haga doble clic sobre el frasco de sal para colocarlo de vuelta sobre el mostrador del almacén de reactivos. Coloque el vaso de precipitados en el recipiente rojo para desechos. Repita el proceso para los otros dos reactivos. 4. Tras completar los tres reactivos, regrese al mostrador del almacén de reactivos. Haga doble clic sobre cada frasco para devolverlo a la repisa. Obtenga otras tres muestras (dos sales y una solución): KNO 3 , NH 4Cl y NH 3 y regrese al laboratorio. Siga el procedimiento #3 para NH 4Cl, y KNO3. Para la solución de NH3, complete el siguiente procedimiento: coloque un vaso de precipitados sobre el equipo agitador. Recoja la solución de NH 3 de la repisa del almacén, arrástrela hasta la probeta de 25 mL y llénela. El frasco de solución automáticamente regresará a la repisa del almacén. Arrastre la probeta de 25 mL al vaso de precipitados ubicado sobre el equipo agitador y colóquela ahí para transferir la solución al mismo. Coloque el medidor de conductividad en el vaso de precipitados y anote la conductividad en la tabla de datos. 5. Tras haber completado los tres reactivos, regrese al mostrador del almacén de reactivos. Haga doble clic sobre cada frasco para regresarlo a la repisa. Obtenga otras dos muestras: HCl y HCN . Mida la conductividad de cada solución por el procedimiento #4 y anote los resultados en la tabla de datos.

43


Tabla de datos

NaCl

Na2CO3

NaHCO3

KNO3

NH4Cl

NH3

HCl

HCN

6. Los electrólitos son compuestos que conducen la electricidad en solución acuosa. ¿Qué compuestos de la tabla de datos son electrólitos? ¿Cuáles son no electrólitos?

7. ¿Conduciría algunos de estos electrólitos la electricidad en forma sólida? Explique su respuesta.

8. Diga si estos compuestos son iónicos o covalentes. Clasifique cada compuesto de la tabla de datos como iónico o covalente. Para que un compuesto sea un electrólito, ¿qué debe ocurrir cuando se disuelve en agua?

9. Cuando un sólido iónico se disuelve en agua, las moléculas de agua atraen los iones provocando que se disocien o se separen. Los iones disueltos resultantes son partículas con carga eléctrica que permiten que la solución conduzca a la electricidad. Las siguientes ecuaciones químicas representan este fenómeno: NaCl (s) 5 Na1 (ac) 1 Cl2 (ac) Na2CO3 (s) 5 2Na1 (ac) 1 CO322 (ac) Escriba una ecuación química balanceada similar para cada electrólito de la tabla de datos.

10. Después de examinar las reacciones químicas de los electrólitos, ¿por qué Na 2CO 3 tiene una mayor conductividad que todos los demás electrólitos?

44

Reacciones de precipitación

2-4

Reacciones de precipitación

1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Precipitation Reactions (Reacciones de precipitación) de entre la lista de tareas. Una vez ubicado ahí, abra Inorganic laboratory. 2. Haga reaccionar a cada uno de los cationes (de la parte superior) con cada uno de los aniones (abajo a la izquierda) según la tabla de datos empleando los siguientes procedimientos: Tabla de datos

AgNO3 (Ag1)

Pb(NO)3 (Pb21)

Ca(NO3)2 (Ca21)

Na2CO3 (CO322)

a

f

k

Na2S (S22)

b

g

l

NaOH (OH2)

c

h

m

Na2SO4 (SO422)

d

i

n

NaCl (Cl2)

e

j

o

a. Entre al mostrador del almacén de reactivos haciendo clic dentro de la ventana Stockroom. Ahora arrastre un tubo de ensayo de la caja y colóquelo en la gradilla metálica para tubos de ensayo. Después puede hacer clic sobre el frasco de solución de iones Ag1 sobre la repisa para agregarlos al tubo de ensayo. Haga clic en Done (realizado) para enviar el tubo de ensayo de regreso al laboratorio. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab. b. Coloque el tubo de ensayo que contiene la solución de iones Ag1 en la gradilla metálica para tubos de ensayo. Haga clic sobre el botón Divide (dividir) en la parte inferior (con la flecha grande roja) cuatro veces para preparar cuatro tubos adicionales de ensayo que contienen iones Ag1. Coloque un tubo de ensayo en la gradilla metálica y otros cuatro en la gradilla azul, haga clic sobre el frasco de Na 2CO3 sobre la repisa de reactivos y observe lo que ocurre en la ventana en la parte inferior izquierda. Anote sus observaciones en la tabla anterior. Si la solución permanece transparente, anote NR que significa no reacciona. Arrastre este tubo de ensayo al recipiente rojo de desechos de la derecha. c. Arrastre un segundo tubo de ensayo de la rejilla azul a la gradilla metálica. Agregue Na2S, anote sus observaciones y deseche el tubo. Continúe con el tercero, el cuarto y el quinto tubos, pero agregue NaOH, Na 2SO4 y NaCl, respectivamente. Anote sus observaciones y deseche los tubos. Al terminar, haga clic sobre el recipiente rojo de desechos para limpiar el laboratorio. d. Regrese al mostrador del almacén de reactivos y repita los pasos a-c para los cinco tubos de ensayo que contienen los iones Pb 21 y Ca21. Anote sus observaciones en la tabla de datos. Si no se forman precipitados escriba NR que significa no reacciona. 3. ¿Qué ocurre en el espacio de la tabla de datos? ¿Qué otras reacciones dan resultados similares? ¿Es necesario escribir una ecuación cuando no hay reacción? Explique su respuesta.

45


4. Escriba ecuaciones balanceadas para todas las reacciones de precipitación que observó. a. b. c. e. f. g. i. j. k. m.

5. Escriba ecuaciones iónicas netas balanceadas para todas las reacciones de precipitación que observó. a. b. c. e. f. g. i. j. k. m.

46

Conteo de átomos

2-5

Conteo de átomos

1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Counting Atoms and Molecules (Conteo de átomos y moléculas) de entre la lista de tareas. Ahora abra Calorimetry laboratory. 2. Entre al almacén de reactivos haciendo clic dentro de la ventana Stockroom . Una vez ahí, haga clic sobre el gabinete de metales y después abra el cajón superior haciendo clic sobre el mismo. Al abrirlo, aparecerá una caja de Petri sobre la mesa que se encuentra junto al gabinete. Coloque la muestra de oro (Au) que se encuentra en el cajón sobre el platillo de muestra haciendo doble clic sobre la muestra o haciendo clic y arrastrándola al platillo. Regrese a la zona del almacén haciendo clic sobre la flecha verde de Zoom Out (alejamiento). Coloque la caja de Petri sobre el mostrador del almacén haciendo doble clic sobre ella o haciendo clic y arrastrándola a la mesa. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab para regresar al laboratorio. 3. Arrastre la caja de Petri a la luz que está cerca de la balanza. Haga clic en el área de la balanza para un acercamiento. Arrastre un pedazo de papel para pesar al platillo de la balanza. Ponga en cero la balanza presionando Tare y después arrastre la muestra de oro al platillo de la balanza y anote su peso. Peso

5

4. Calcule los moles de Au contenidas en la muestra.

5. Calcule los átomos de Au contenidos en la muestra.

47

Conteo de átomos

2-6

Conteo de átomos

1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Counting Atoms and Molecules (Conteo de átomos y moléculas) de entre la lista de tareas. Una vez ahí abra Calorimetry laboratory. 2. Entre al almacén haciendo clic dentro de la ventana Stockroom . Ahora, haga clic sobre el gabinete de metales y después abra el tercer cajón haciendo clic sobre el mismo. Al abrirlo, aparecerá una caja de Petri sobre la mesa junto al gabinete. Coloque la muestra de plomo (Pb) que se encuentra en el cajón sobre el platillo de muestra haciendo doble clic sobre la muestra o haciendo clic y arrastrándola al platillo. Regrese a la vista del almacén haciendo clic sobre la flecha verde de Zoom Out . Coloque la caja de Petri sobre el mostrador del almacén haciendo doble clic sobre ella o haciendo clic y arrastrándola a la mesa. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab para regresar al laboratorio. 3. Arrastre la caja de Petri a la luz que está cerca de la balanza. Haga clic en el área de la balanza para un acercamiento. Arrastre un pedazo de papel para pesar en el platillo de la balanza. Ponga en cero la balanza presionando Tare y después arrastre la muestra de plomo al platillo de la balanza y anote su peso. Peso

5

4. Calcule los moles de Pb contenidos en la muestra.

5. Calcule los átomos de Pb contenidos en la muestra.

6. Repita los pasos 2 a 5 para el uranio. Registre la masa, los moles y los átomos de uranio. Peso de uranio 5 Moles de uranio 5 Átomos de uranio 5

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Conteo de átomos

2-7

Conteo de átomos

1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Counting Atoms and Molecules (Conteo de átomos y moléculas) de entre la lista de tareas. Ahora abra Calorimetry laboratory. 2. Entre al almacén haciendo clic dentro de la ventana Stockroom . Una vez ahí, haga clic sobre el gabinete de metales y después abra el primer cajón haciendo clic sobre el mismo. Al abrirlo, aparecerá una caja de Petri sobre la mesa junto al gabinete. Coloque la muestra de erbio (Er) que se encuentra en el cajón sobre el platillo de muestra haciendo doble clic sobre la muestra o haciendo clic y arrastrándola al platillo. Regrese a la vista del almacén haciendo clic sobre la flecha verde de Zoom Out . Coloque la caja de Petri sobre el mostrador del almacén haciendo doble clic sobre ella o haciendo clic y arrastrándola a la mesa. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab para regresar al laboratorio. 3. Arrastre la caja de Petri a la luz que está cerca de la balanza. Haga clic en el área de la balanza para un acercamiento. Arrastre un pedazo de papel para pesar en el platillo de la balanza. Ponga en cero la balanza presionando Tare y después arrastre la muestra de erbio al platillo de la balanza y anote la masa en la tabla para datos y resultados. 4. Calcule los moles y los átomos de erbio y anote los resultados en la siguiente tabla de datos y resultados. 5. Repita los pasos 2 a 4 para sodio, tungsteno y un metal de su selección. Tabla de datos y resultados

erbio (Er)

sodio (Na)

peso (gramos) peso molecular (g/mol) moles de cada elemento átomos de cada elemento

51

tungsteno (W)

el que usted elija

Conteo de moléculas

2-8


1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Counting Atoms and Molecules (Conteo de átomos y moléculas) de entre la lista de tareas. Ahora abra Calorimetry laboratory. 2. Entre al almacén haciendo clic dentro de la ventana Stockroom . Una vez ahí, haga clic en el frasco de cloruro de sodio (NaCl) ubicado en la repisa de Sales y arrástrelo al mostrador del almacén. También puede hacer doble clic sobre el frasco para desplazarlo a la mesa y las llaves con flecha azul de la izquierda y la derecha pueden usarse para ver frascos adicionales. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab para regresar al laboratorio. 3. Arrastre el frasco a la luz que está cerca de la balanza y haga clic en el área de la balanza para un acercamiento. Arrastre un pedazo de papel para pesar en el platillo de la balanza y después presione el botón Tare de la balanza para que ésta dé una lectura de 0.0000 g. Haga clic sobre la tapa del frasco ( Remove Lid) para quitar la tapa. 4. Recoja la espátula y tome algo de muestra arrastrando primero la espátula hasta la boca del frasco y después arrastrándola por la parte frontal del mismo. Al arrastrar la espátula por la parte frontal del frasco, recogerá diferentes cantidades de sólido. Elija la muestra más grande posible y arrastre la espátula hasta el papel para pesar que está sobre la balanza hasta que entre en su sitio y déjelo ahí. Así, tendrá aproximadamente 1 g de muestra en la balanza. Anote el peso de la muestra. Peso

5

5. Calcule los moles de NaCl contenidos en la muestra.

6. Calcule los moles de cada elemento presentes en la fórmula de NaCl. 7. Calcule el número de átomos para cada elemento en NaCl.

53


2-9


1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Counting Atoms and Molecules (Conteo de átomos y moléculas) de entre la lista de tareas. Ahora abra Calorimetry laboratory. 2. Entre al almacén haciendo clic dentro de la ventana Stockroom . Una vez ahí, haga clic sobre el frasco que contiene azúcar de mesa (sacarosa, C 12H22O11) ubicado sobre la repisa de productos Orgánicos y arrástrelo al mostrador del almacén. También puede hacer doble clic sobre el frasco o llevarlo a la mesa y las llaves con flecha azul de la izquierda y de la derecha pueden usarse para ver frascos adicionales. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab para regresar al laboratorio. 3. Arrastre el frasco a la luz que está cerca de la balanza y haga clic en el área de la balanza para un acercamiento. Arrastre un pedazo de papel para pesar en el platillo de la balanza y después presione el botón Tare de la balanza para que ésta de una lectura de 0.0000 g. Haga clic sobre la tapa del frasco ( Remove Lid) para quitar la tapa. 4. Recoja la espátula y tome algo de muestra arrastrando primero la espátula hasta la boca del frasco y después arrastrándola por la parte frontal del mismo. Al arrastrar la espátula por la parte frontal del frasco, recogerá diferentes cantidades de sólido. Elija la muestra más grande posible y arrastre la espátula hasta el papel para pesar que está sobre la balanza hasta que entre en su sitio y déjelo ahí. Así, quedarán aproximadamente 1 g de muestra en la balanza. Anote la masa de la muestra en la tabla de datos y resultados de la siguiente página. 5. Repita los pasos 2 a 4 para NH4Cl (cloruro de amonio) ubicado en la repisa de Sales y anote la masa en la tabla de datos y resultados. 6. Calcule los moles de C 12H 22O11 contenidas en la primera muestra y anote sus resultados en la tabla de datos y resultados.

7. Calcule los moles de cada elemento en C 12H 22O11 y anote sus resultados en la tabla de datos y resultados.

55


8. Calcule el número de átomos para cada elemento en C 12H 22O11 y anote sus resultados en la tabla de datos y resultados.

9. Repita los pasos 6 a 8 para NH4Cl y anote sus resultados en la tabla de datos y resultados. 10. ¿Cuál de los compuestos contiene mayor número total de átomos?

Tabla de datos y resultados

C12H22O11 peso (gramos) peso molecular (g/mol) moles de compuesto moles de cada elemento átomos de cada elemento

56

NH4Cl

Conteo de protones, neutrones y electrones

2-10 Conteo de protones, neutrones y electrones 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Counting Protons, Neutrons, and Electrons (Conteo de protones, neutrones y electrones) de entre la lista de tareas. Ahora abra Calorimetry laboratory. 2. Entre al almacén haciendo clic dentro de la ventana Stockroom . Una vez ahí, haga clic sobre el gabinete de metales y abra el tercer cajón haciendo clic sobre él. Al abrirlo, aparecerá una caja de Petri sobre la mesa junto al gabinete. Coloque la muestra de escandio (Sc) que se encuentra en el cajón sobre el platillo de la muestra haciendo doble clic sobre la muestra o haciendo clic sobre ella y arrastrándola al platillo. Regrese a la vista del almacén haciendo clic sobre la flecha verde de Zoom Out . Coloque la caja de Petri sobre el mostrador del almacén haciendo doble clic sobre ella o haciendo clic y arrastrándola a la mesa. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab para regresar al laboratorio. 3. Arrastre la caja de Petri a la luz que está cerca de la balanza. Haga clic sobre el área de la balanza para un acercamiento. Arrastre un pedazo de papel para pesar en el platillo de la balanza. Presione el botón Tare de la balanza y arrastre la muestra de escandio al platillo de la balanza. Anote el peso de la muestra. Peso

5

4. Calcule los moles de Sc contenidas en la muestra.

5. Calcule los átomos de Sc contenidos en la muestra.

6.

Sc es el único isótopo natural del escandio.

45

¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene un átomo de 45Sc?

7. Calcule el número de protones, neutrones y electrones en la muestra de escandio que pesó, si contiene 100% de 45Sc.

57

Conteo de protones, neutrones y electrones

2-11 Conteo de protones, neutrones y electrones 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Counting Protons, Neutrons, and Electrons (Conteo de protones, neutrones y electrones) de entre la lista de tareas. Ahora abra Calorimetry laboratory. 2. Entre al almacén haciendo clic dentro de la ventana de almacén. Una vez ahí, haga clic sobre el gabinete de metales y abra el cajón superior haciendo clic sobre el mismo. Al abrirlo, aparecerá una caja de Petri sobre la mesa junto al gabinete. Coloque la muestra de bismuto (Bi) que se encuentra en el cajón sobre el platillo de la muestra haciendo doble clic sobre la muestra o haciendo clic sobre ella y arrastrándola al platillo. Regrese a la vista del almacén haciendo clic sobre la flecha verde de Zoom out . Coloque la caja de Petri sobre el mostrador del almacén haciendo doble clic sobre ella o haciendo clic y arrastrándola a la mesa. Haga clic sobre la flecha de Return to Lab para regresar al laboratorio. 3. Arrastre la caja de Petri a la luz que está cerca de la balanza. Haga clic sobre el área de la balanza para un acercamiento. Arrastre un pedazo de papel para pesar en el platillo de la balanza. Presione el botón Tare de la balanza y arrastre la muestra de bismuto al platillo de la balanza. Anote el peso de la muestra. Peso

5

4. Calcule los moles de Bi contenidos en la muestra.

5. Calcule los átomos de Bi contenidos en la muestra.

6.

209

Bi es el único isótopo natural del bismuto.

¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene un átomo de 209Bi?

7. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene un ion de 209Bi 51? 8. Calcule el número de protones, neutrones y electrones en una muestra de mismo peso que la muestra de bismuto que usted pesó.

59

Bi 5+ que tenga el

209


 ×  







   

   

60





+

 =  ×  





Preparación de una solución de molalidad conocida

2-12 Preparación de una solución de molalidad conocida En esta tarea, usted pesará una muestra de NH 4Cl sólida para preparar una solución de molalidad conocida. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Creating a Solution of Known Molality (Preparación de una solución de molalidad conocida) de entre la lista de tareas. Ahora abra Titration laboratory. 2. En el laboratorio, hay una botella de cloruro de amonio (NH 4Cl) junto a la balanza y un matraz Erlenmeyer vacío sobre (una parrilla de agitación eléctrica) el agitador. Arrastre el vaso de precipitados a la luz que está junto a la balanza y haga clic en el área de la balanza para un acercamiento. Coloque el vaso de precipitados sobre la balanza y presione la tecla Tare para poner la balanza en cero. Haga clic sobre la flecha verde Zoom Out para regresar al laboratorio. 3. Arrastre el matraz hasta el grifo del lavamanos y adiciónele agua hasta que esté lleno a una cuarta parte. Devuelva el matraz a la balanza y haga clic en el área de la balanza para un acercamiento. Anote la masa del agua en la tabla de datos. Retire el matraz de la balanza y acérquelo a la luz de la derecha. 4. Coloque un papel para pesar sobre la balanza y póngala en cero presionando el botón Tare . Abra el frasco haciendo clic sobre la tapa ( Remove Lid). Recoja la espátula y saque algo de muestra arrastrando primero la espátula hasta la boca del frasco y después arrastrándola por delante del mismo. Al pasar la espátula por delante del frasco, recogerá diferentes cantidades de sólido. Elija la muestra más grande posible y arrastre la espátula sobre el papel para pesar que está sobre la balanza hasta que la misma quede en su sitio y después déjela ahí para descargar su contenido. Así tendrá aproximadamente 1 g de muestra sobre la balanza. Repita una segunda adición con la espátula. Anote el peso de NH 4Cl en la tabla de datos. 5. Arrastre el papel para pesar hasta el matraz con agua y agregue la muestra de NH4Cl al agua para preparar una solución acuosa de NH 4Cl. 6. Determine los kilogramos de disolvente (agua) en el matraz y anote los datos en la tabla de datos. 7. Determine los moles de NH 4Cl en la muestra y anote los datos en la tabla de datos . Tabla de datos

peso de NH4Cl moles de NH4Cl peso de agua kg de agua 8. Calcule la molalidad por la siguiente fórmula: masa de soluto masa molar de soluto moles de soluto ________________ _________________________________ molalidad = = kg de disolvente kg de disolvente

61


Calcule la molalidad de la solución de NH 4Cl en las unidades de mol/kg.

62

Preparación de una solución de molaridad conocida

2-13 Preparación de una solución de molaridad conocida En esta tarea, usted pesará una muestra de polvo para hornear (bicarbonato de sodio NaHCO 3) para preparar una solución de molaridad conocida. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Creating a Solution of Known Molarity (Preparación de una solución de molaridad conocida) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titration laboratory. 2. En el laboratorio, hay una botella de polvo para hornear (bicarbonato de sodio, NaHCO 3) junto a la balanza y un vaso de precipitados vacío sobre el equipo de agitación. Arrastre el matraz vacío hasta la luz que está junto a la balanza y haga clic en el área de la balanza para un acercamiento, coloque un papel para pesar sobre la balanza y presione el botón Tare para poner la balanza en cero. 3. Abra el frasco haciendo clic sobre la tapa ( Remove Lid). Tome la espátula y retire algo de muestra arrastrando primero la espátula hasta la boca del frasco y después deslizando la espátula por la parte frontal del mismo. Al deslizar la espátula por la parte frontal del frasco, recogerá diferentes cantidades de sólido. Elija la muestra más grande posible y arrastre la espátula sobre el papel para pesar que está sobre la balanza hasta que quede en su sitio y después déjela ahí para descargar su contenido. Así queda aproximadamente 1 g de muestra sobre la balanza. Repita la adición con una segunda operación de toma de muestra con la espátula. Anote el peso de NaHCO 3 en la tabla de datos. 4. Arrastre el papel para pesar hasta el matraz y agregue la muestra de NaHCO3 al mismo. Haga clic sobre la flecha verde de Zoom Out para regresar al laboratorio. 5. Arrastre el matraz hasta la probeta de 50 mL (la más grande) que está junto al lavamanos y vacíe la muestra a la probeta. Mantenga la probeta bajo el grifo de agua hasta que se llene para preparar una solución acuosa de NaHCO 3. (Cuando la probeta esté llena automáticamente regresará a su sitio). Observe que el sólido se agrega y se disuelve antes de medir el volumen al preparar una solución molar. Los químicos normalmente emplean un matraz volumétrico para preparar soluciones molares, pero éste no está disponible en la simulación. 6. Determine los litros de solución en la probeta y anote los datos en la tabla de datos. 7. Determine los moles de NaHCO 3 en la muestra y anote los datos en la tabla de datos . Tabla de datos

peso de NaHCO3 moles de NaHCO3 litros de solución 8. Calcule la molaridad por la siguiente fórmula: masa de soluto masa molar de soluto moles de soluto ________________ molaridad = = _________________________________ L de solución L de solución

63


Calcule la molaridad de la solución de NaHCO 3 en las unidades de mol/L.

64

Transformación de concentraciones a diferentes unidades

2-14 Transformación de concentraciones a diferentes unidades Ocasionalmente, al preparar soluciones en el laboratorio, conviene preparar una de cierta molaridad y después transformar la concentración a diferentes unidades. En esta tarea, usted preparará una solución de bicarbonato de sodio (polvo para hornear) de cierta molaridad y después transformará esa concentración en molalidad, por ciento en peso y fracción molar. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Converting Concentrations to Different Units (Transformación de concentraciones a diferentes unidades) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titration laboratory. 2. En el laboratorio habrá un frasco de polvo para hornear (bicarbonato de sodio, NaHCO 3) junto a la balanza y un matraz vacío sobre el equipo de agitación. Arrastre el matraz vacío hasta la luz que está junto a la balanza y haga clic en el área de la balanza para un acercamiento, coloque un papel para pesar sobre la balanza y presione el botón Tare para poner la balanza en cero. 3. Abra el frasco haciendo clic sobre la tapa ( Remove Lid). Recoja la espátula y saque algo de muestra arrastrando primero la espátula hasta la boca del frasco y después deslizándola por la parte frontal del mismo. Al deslizar la espátula por la parte frontal del frasco, recogerá diferentes cantidades de sólido. Elija la muestra más grande posible y arrastre la espátula sobre el papel para pesar que está sobre la balanza hasta que quede en su sitio y después déjela ahí para descargar su contenido. Así queda aproximadamente 1 g de muestra sobre la balanza. Repita el proceso seis veces adicionales para tener aproximadamente 7.0 g de muestra. Anote el peso de NaHCO3 en la tabla de datos. 4. Arrastre el papel para pesar hasta el matraz y agregue la muestra de NaHCO3 al matraz. Haga clic sobre la flecha verde de Zoom Out para regresar al laboratorio. 5. Arrastre el matraz hasta la probeta de 50 mL (la más grande) que está junto al lavamanos y vacíe la muestra en la probeta. Mantenga la probeta bajo el grifo de agua hasta que se llene para preparar una solución acuosa de NaHCO 3. (Cuando la probeta esté llena automáticamente regresará a su sitio). Observe que el sólido se agrega y se disuelve antes de medir el volumen al preparar una solución molar. Los químicos normalmente emplean un matraz volumétrico para preparar soluciones molares, pero éste no está disponible en la simulación. Anote el volumen de la solución, en L, en la tabla de datos. 6. Calcule los moles de NaHCO 3 en la muestra y anote los datos en la tabla de datos . Tabla de datos

peso de NaHCO3 moles de NaHCO3 litros de NaHCO3 7. Calcule la molaridad por la siguiente fórmula: masa de soluto masa molar de soluto moles de soluto ________________ molaridad = = _________________________________ L de solución L de solución

65


Calcule la molaridad de la solución de NaHCO 3 en las unidades de mol/L.

8. Si la densidad de la solución es 1.047 g/mL, calcule la molalidad de la solución en las unidades de mol/kg.

9. Calcule el por ciento en masa de bicarbonato de sodio en la solución.

10. Calcule la fracción molar de bicarbonato de sodio en la solución.

66

Endotérmico versus exotérmico

3-1

Endotérmico versus exotérmico

En diversos procesos químicos, como reacciones y disolución de sales, se absorbe o libera calor. Estos eventos se llaman endotérmicos (que absorben calor) o exotérmicos (que expulsan calor). Este desprendimiento de calor suele detectarse midiendo el cambio de temperatura asociado con el proceso. En este problema, usted disolverá varias sales en agua, medirá el cambio de temperatura resultante y realizará deducciones sobre la naturaleza del proceso. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Endothermic vs Exothermic (Endotérmico versus exotérmico) de entre la lista de tareas. Ahí abra Calorimetry laboratory. 2. Encontrará un frasco de cloruro de sodio (NaCl) sobre la mesa de laboratorio. Utilizará un papel para pesar sobre la balanza aproximadamente 2 g de NaCl sobre el mismo. 3. El calorímetro estará sobre la mesa del laboratorio lleno con 100 mL de agua. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). En la ventana del termómetro haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Deje que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener la temperatura basal del agua. 4. Arrastre el papel para pesar con la muestra sobre el calorímetro hasta que quede en su sitio y después vierta la muestra al calorímetro. Observe el cambio de temperatura hasta llegar a un máximo y después anote los datos por otros 20-30 segundos más. Haga clic en Stop (detener). (Puede hacer clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo de laboratorio). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura antes de agregar NaCl y la temperatura más alta o más baja después de agregar NaCl en la tabla de datos. 5. Haga clic sobre el recipiente rojo de desechos para limpiar el laboratorio. Haga clic sobre Stockroom para entrar al almacén. Haga clic sobre el block de notas y seleccione Experimento fijo #7 y repítalo con NaNO 3. Anote la temperatura final e inicial en la tabla de datos. 6. Haga clic sobre el recipiente rojo de desechos para limpiar el laboratorio. Haga clic sobre Stockroom para entrar al almacén. Haga clic sobre el block de notas y seleccione Experimento fijo #8 y repítalo con CH3COONa (AcONa). Anote la temperatura inicial y final en la tabla de datos. Tabla de datos

mezcla

T 1

T 2

NaCl (s) 1 H2O (l) NaNO3 (s) 1 H2O (l) CH3COONa 1 H2O (l) Use sus datos experimentales para responder las siguientes preguntas. 7. Calcule DT ( DT 5 T 2 – T 1 ) para cada mezcla y anótelo en la tabla de datos.

67

DT (T 2 – T 1)

Termodinámica

8. Un proceso exotérmico desprende calor (se calienta). Un proceso endotérmico absorbe calor (se enfría). ¿Qué soluciones son endotérmicas y cuáles son exotérmicas? ¿Cuál es el signo de cambio de entalpía ( DH) en cada caso?

9. ¿Qué solución(es) presentó(aron) poco o ningún cambio de temperatura?

68

Entalpía de una solución: NH4NO3

3-2

Entalpía de una solución: NH4NO3

¿Ha usado alguna vez compresas frías “que tiene apariencia de bolsa de plástico llena de líquido”? Si uno golpea la bolsa y la agita se enfría mucho. ¿A qué se debe esto? El líquido dentro de la compresa es agua y dentro del agua hay una bolsa de plástico o tubo que contiene el fertilizante NH4NO3. Al golpear la compresa, el tubo se rompe y el agua se mezcla con el fertilizante. Cuando se disuelve una sal, como NH 4NO3 en agua, el proceso se llama disolución y el calor asociado con el mismo se llama entalpía de solución. En este problema, usted tomará una muestra de NH 4NO3, la disolverá en agua y después de medir el cambio de temperatura, calculará la entalpía de solución para NH4NO3. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Enthalpy of Solution: NH 4NO 3 (Entalpía de una solución: NH 4NO3) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Calorimetry laboratory. 2. Encontrará un frasco de nitrato de amonio (NH 4NO3) sobre la mesa de laboratorio. También encontrará un papel para pesar y colocará sobre la balanza aproximadamente 2 g de NH 4NO3. Anote el peso de la muestra en la tabla de datos. Si no puede leer el peso en la balanza, haga clic en Zoom in en el área de la balanza para un acercamiento. Regrese al laboratorio después de anotar el peso. 3. Encontrará el calorímetro de taza de café sobre la mesa de laboratorio lleno con 100 mL de agua. Haga clic sobre el Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). En la ventana del termómetro haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Permita que transcurra de 20 a 30 segundos para obtener la temperatura basal del agua. 4. Arrastre el papel para pesar con la muestra sobre el calorímetro hasta que quede en su sitio y después vierta la muestra al calorímetro. Observe el cambio de temperatura hasta que alcance un máximo y después anote los datos de 20 a 30 segundos más. Haga clic en Stop (detener) . (Puede hacer clic sobre el reloj de la pared marcado Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo de laboratorio). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura antes de agregar el NH4NO3 y la temperatura más alta o más baja tras agregar el NH4NO3 en la tabla de datos. Tabla de datos

mezcla

masa

T inicial

T final

NH4NO3 (s) + H2O (l) 5. Calcule DT ( DT 5 T inicial 2 T final) para el proceso de disolución . 6. En un proceso exotérmico se desprende calor (se calienta), y en un proceso endotérmico se absorbe calor (se enfría). ¿Fue un proceso endotérmico o exotérmico la adición de NH 4NO 3 al agua? ¿Cuál es el signo de cambio en entalapía ( DH)?

7. Determine los moles de NH 4NO 3 en la muestra. El peso molecular de NH 4NO3 es 80 g/mol. 8. El calor absorbido o perdido por el agua puede calcularse por la fórmula q 5 m ? C agua ? DT. Asuma que la densidad de agua es 1 g/mL.

69

Termodinámica

Calcule el peso de agua y sustitúyala por m. DT es el cambio en temperatura del agua y C agua es la capacidad calorífica específica del agua (4.184 J/g ? K). ¿Cuál es el calor absorbido o perdido, en J, por el agua?

9. El calor transferido de NH4NO3 puede dividirse entre los moles de NH 4NO3 para obtener el calor molar de solución para NH 4NO3. ¿Cuál es el calor molar de solución en NH 4NO 3 en kJ?

10. Si el valor aceptado para el calor de solución del azúcar es 25.69 kJ/mol, calcule el error porcentual. |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = _______________________________ respuesta aceptada % error = _______________________________

En este experimento no se considera que todas las condiciones son para estado estándar; por lo tanto, usted calculó DH sol no DH ° sol .

70

Calor específico del Al

3-3

Calor específico del Al

En un día soleado, el agua de la piscina puede calentarse uno o dos grados mientras que el concreto de alrededor quedará tan caliente, que no se podrá caminar sobre él con los pies descalzos. Esto podría parecer extraño, ya que el agua y el concreto son calentados por la misma fuente: el Sol. La evidencia sugiere que se requiere más calor para aumentar la temperatura de unas sustancias que de otras, lo cual es cierto. La cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 g de sustancia en un grado se llama capacidad calorífica específica o calor específico de dicha sustancia. Por ejemplo, el agua tiene un calor específico de 4.18 J/K ?g. Este valor es alto en comparación con los calores específicos de otros materiales, como el concreto o los metales. En este experimento, usted empleará un calorímetro simple y sus conocimientos sobre el calor específico del agua para medir el calor específico del aluminio (Al). 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione The Specific Heat of Al (Calor específico de Al) de entre la lista de tareas. Ahí abra Calorimetry laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Anote el peso de Al que está sobre la balanza. Si es demasiado pequeño para leerlo, haga clic sobre el área de Balance (balanza) para un acercamiento, anote el peso de Al en la siguiente tabla de datos y regrese al laboratorio. 3. Recoja la muestra de Al del platillo de la balanza y colóquela en el horno. Haga clic sobre la puerta del horno para cerrarla. El horno está calibrado para calentarse a 200°C. 4. El calorímetro se rellenó con 100 mL de agua. La densidad del agua a 25°C es 0.998 g/mL. Use la densidad del agua para determinar el peso de agua a partir del volumen y anote el volumen y el peso en la tabla de datos. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). Haga clic sobre la ventana del termómetro para llevarlo al frente y haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Deje transcurrir de 20 a 30 segundos para obtener la temperatura basal del agua. Puede observar la temperatura en el calorímetro en función del tiempo usando la ventana de gráfica. 5. Haga clic sobre la puerta Oven (horno) para abrirla. Arrastre la muestra caliente de Al del horno hasta que quede en su sitio sobre el calorímetro y déjela ahí. Haga clic en las ventanas de termómetro y gráfica para llevarlas de nuevo al frente y observar el cambio de temperatura en la ventana de gráfica hasta que alcance un valor constante y después aguarde 20 a 30 segundos. Haga clic sobre Stop (detener) en la ventana de temperatura. (También puede hacer clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo en el laboratorio). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura antes de agregar el bloque de Al y la temperatura más alta después de agregar el bloque de Al en la tabla de datos. (Recuerde que el agua comenzará a enfriarse después de alcanzar la temperatura de equilibrio).

71

Teermodinámica

Tabla de datos

Al peso del metal (g) volumen del agua (mL) masa del agua (g) temperatura inicial del agua (°C) temperatura inicial del metal (°C) temperatura máxima del agua + metal (°C) 6. Calcule el cambio de temperatura del agua ( DT agua ).

7. Calcule el calor (q), en J, que adquiere el agua empleando la siguiente ecuación: qagua

=

magua

×

∆T agua

×

C agua , dado C agua = 4.184 J/(K ⋅g)

8. Calcule los cambios de temperatura del Al ( DT Al ).

9. Recordando que el calor que gana el agua es igual al calor que pierde el metal, calcule el calor específico del aluminio en J/K ? g. qagua

q

= − metal =

mAl × ΔT Al × C Al y C Al =

q metal ( mmetal )(ΔT metal )

10. Calcule el error porcentual para el valor del calor específico determinado experimentalmente. El valor aceptado para Al es 0.903 J/K ?g. |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = _______________________________ respuesta aceptada % error = _______________________________

72

Calor específico del Pb

3-4

Calor específico del Pb

En un día soleado, el agua de la piscina puede calentarse uno o dos grados, mientras el concreto de alrededor quedará tan caliente, que no se podrá caminar sobre él con los pies descalzos. Esto podría parecer extraño, ya que el agua y el concreto son calentados por la misma fuente: el Sol. La evidencia sugiere que se requiere más calor para aumentar la temperatura de unas sustancias que de otras, lo cual es cierto. La cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 g de sustancia en un grado se llama capacidad calorífica específica o calor específico de dicha sustancia. Por ejemplo, el agua tiene un calor específico de 4.18 J/K ?g. Este valor es alto en comparación con los calores específicos de otros materiales, como el concreto o los metales. En este experimento, usted empleará un calorímetro simple y sus conocimientos sobre el calor específico del agua para medir el calor específico del plomo (Pb). 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione The Specific Heat of Pb (Calor específico del Pb) de entre la lista de tareas. En este sitio abra Calorimetry laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Anote el peso de Pb que está sobre la balanza. Si es demasiado pequeña para leerla, haga clic sobre el área de la Balance (balanza) para un acercamiento, anote el peso de Pb en la siguiente tabla de datos y regrese al laboratorio. 3. Recoja la muestra de Pb del platillo de la balanza y colóquela en el horno. Haga clic sobre la puerta del horno para cerrarla. El horno está calibrado para calentar a 200°C. 4. El calorímetro se rellenó con 100 mL de agua. La densidad del agua a 25°C es 0.998 g/mL. Use la densidad del agua para determinar la masa de agua a partir del volumen y anote el volumen y es peso en la tabla de datos. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). Haga clic sobre la ventana del termómetro para llevarlo al frente y haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Deje transcurrir de 20 a 30 segundos para obtener la temperatura basal del agua. Puede observar la temperatura en el calorímetro en función del tiempo usando la ventana de gráfica. 5. Haga clic sobre la puerta del Oven (horno) para abrirla. Arrastre la muestra caliente de Pb del horno hasta que quede en su sitio sobre el calorímetro y déjela ahí. Haga clic sobre las ventanas del termómetro y la gráfica para llevarlas de nuevo al frente y observar el cambio de temperatura en la ventana de gráfica hasta que alcance un valor constante y después aguarde 20 a 30 segundos. Haga clic sobre Stop (detener) en la ventana de temperatura. (También puede hacer clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo en el laboratorio). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura antes de agregar el bloque de Pb y la temperatura más alta después de agregar el bloque de Pb en la tabla de datos. (Recuerde que el agua comenzará a enfriarse después de alcanzar la temperatura de equilibrio).

73

Termodinámica

Tabla de datos

Pb peso del metal (g) volumen del agua (mL) masa del agua (g) temperatura inicial del agua (°C) temperatura inicial del metal (°C) temperatura máxima del agua + metal (°C) 6. Calcule el cambio de temperatura del agua ( DT agua ).

7. Calcule el calor (q), en J, que adquiere el agua empleando la siguiente ecuación: qagua 5 magua 3 DT agua 3 C agua, dado C agua 5 4.184 J/(K· g)

8. Calcule los cambios en temperatura de Pb ( DT Pb ).

9. Recordando que el calor que gana el agua es igual al calor que pierde el metal, calcule el calor específico del plomo en J/K ? g.

qagua

q

= − metal =

mPb × ΔT Pb × C Pb y C Pb =

qmetal

(mmetal )( ΔT metal )

10. Calcule el error porcentual para el valor de calor específico determinado experimentalmente. El valor aceptado para Pb es 0.130 J/K ?g. |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = _______________________________ respuesta aceptada % error = _______________________________

74

Calor de combustión: grasa de pollo

3-5

Calor de combustión: grasa de pollo

El calor de combustión ( DH comb) es el calor de reacción para que se queme en su totalidad (reaccionando con O 2) un mol de una sustancia para formar CO 2 y H2O. Los experimentos de calorimetría que miden el calor de combustión pueden realizarse a volumen constante empleando un dispositivo llamado bomba calorimétrica, en el cual se quema una muestra en una cámara de volumen constante en presencia de oxígeno a alta presión. El calor liberado calienta el agua en torno a la cámara. Al medir el aumento de temperatura del agua, se puede calcular la cantidad de calor liberado durante la reacción de combustión. En esta tarea usted calculará el calor de combustión de la grasa de pollo. El calorímetro ya fue previamente calibrado empleando la combustión de la sustancia de referencia ácido benzoico. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heat of Combustion: Chicken Fat (Calor de combustión: grasa de pollo) de entre la lista de tareas. Abra Calorimetry laboratory, ahí encontrará la bomba calorimétrica dispuesta y desensamblada en sus componentes básicos, y una muestra de grasa de pollo en la taza del calorímetro que está sobre la balanza, la cual ya está con su masa total visible en la pantalla de la balanza luego de que la misma fue debidamente restada por el programa simulador de la masa del recipiente que la contiene. 2. Haga clic sobre el Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. 3. Anote el peso de la grasa de pollo de la muestra que está sobre la balanza. Si no puede leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza) para un acercamiento y anote el peso en la siguiente tabla de datos y regrese al laboratorio. 4. Haga doble clic sobre lo siguiente (por orden numérico) para ensamblar el calorímetro: (1) la taza sobre el platillo de la balanza, (2) la cabeza de la bomba, (3) la tapa de rosca y (4) la bomba. Haga clic sobre la tapa del calorímetro para cerrarla. Los experimentos de combustión suelen tardar bastante. Haga clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo en el laboratorio. 5. Haga clic sobre el panel de control de la bomba y la ventana de graficar para llevarlos al frente. Haga clic sobre el botón Save (guardar) para anotar los datos en el libro de laboratorio. Permita que la gráfica se realice durante 20 a 30 segundos para establecer una temperatura basal. 6. Haga clic sobre Ignite (ignición) y observe la gráfica. Cuando la temperatura se nivele (hasta 5 minutos del tiempo de laboratorio), haga clic sobre Stop (detener). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para ver los datos recopilados. Anote la temperatura antes y después de la ignición de la muestra de la grasa de pollo en la tabla de datos. Tabla de datos

grasa de pollo peso de la muestra (g) temperatura inicial (°C) temperatura final (°C) 7. Calcule DT para el agua usando DT 5 |T f 2 T i|. 8. Calcule los moles de grasa de pollo en la muestra (PM grasa 5 797.7 g/mol).

75

Termodinámica

9. Se puede calcular DH comb para la grasa de pollo empleando DH comb 5 (C sistemaDT )/n, donde n son los moles de la grasa de pollo en la muestra y C sistema es la capacidad calorífica del sistema calorimétrico. Use 10.310 kJ/K para C sistema y calcule el calor de combustión en kJ/mol para la grasa de pollo.

10. Considerando que el valor aceptado para el calor de combustión de la grasa de pollo es 30,038 kJ/mol, calcule el error porcentual. |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = _______________________________ respuesta aceptada % error = _______________________________

Este experimento no toma en cuenta que todas las condiciones son de estado estándar; por lo tanto, estamos calculando DH comb no DH °comb. 11. La unidad de “caloría” que se emplea para medir el contenido calórico de los alimentos es en realidad una kilocaloría (kcal) o 4184 kJ. Si el calor de combustión del azúcar es 5639 kJ/mol, ¿por qué se aconseja a quienes siguen una dieta de calorías limitadas que limiten también su consumo de grasas?

12. Los alimentos que ingerimos, ciertamente no experimentan “combustión” del mismo modo que en una bomba calorimétrica. ¿Por qué podemos comparar los calores de combustión del azúcar o la grasa de pollo medidos en una bomba calorimétrica con el contenido calórico de esos alimentos?

76

Calor de combustión: azúcar

3-6

Calor de combustión: azúcar

El calor de combustión ( DH comb) es el calor de reacción requerido para que se queme en su totalidad (reaccionando con O 2) un mol de sustancia para formar CO 2 y H2O. Los experimentos de calorimetría que miden el calor de combustión pueden realizarse a volumen constante empleando el dispositivo llamado bomba calorimétrica, en el cual se quema una muestra en una cámara de volumen constante en presencia de oxígeno a alta presión. El calor liberado calienta el agua en torno a la cámara. Al medir el aumento de temperatura del agua se puede calcular la cantidad de calor liberado durante la reacción de combustión. En esta tarea usted calculará el calor de combustión del azúcar (sacarosa, C 12H22O11). El calorímetro ya fue calibrado por combustión de la sustancia de referencia ácido benzoico. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heat of Combustion: Sugar (Calor de combustión: azúcar) en la lista de tareas. Abra Calorimetry laboratory y ahí encontrará la bomba calorimétrica dispuesta y desensamblada en sus componentes básicos y una muestra de azúcar en la taza del calorímetro y sobre la balanza, la cual ya está con su peso total visible en la pantalla de la balanza, luego de que la misma fue debidamente restada por el programa simulador, del peso del recipiente que la contiene. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. 3. Anote el peso de la muestra de azúcar en la balanza. Si no puede leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza) para un acercamiento y anote el peso en la siguiente tabla de datos y regrese al laboratorio. 4. Haga doble clic sobre lo siguiente (por orden numérico) para ensamblar el calorímetro: (1) la taza sobre el platillo de la balanza, (2) la cabeza de la bomba, (3) la tapa de rosca, y (4) la bomba. Haga clic sobre la tapa del calorímetro para cerrarla. Los experimentos de combustión suelen tardar bastante. Haga clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo en el laboratorio. 5. Haga clic sobre el panel de control de la bomba y la ventana de graficar para llevarlos al frente. Haga clic sobre el botón Save (guardar) para anotar los datos en el libro de laboratorio. Permita que la gráfica se realice durante 20 a 30 segundos para establecer una temperatura basal. 6. Haga clic sobre Ignite (ignición) y observe la gráfica. Cuando la temperatura se nivele (hasta 5 minutos de tiempo de laboratorio), haga clic sobre Stop (detener). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para ver los datos recopilados. Anote la temperatura antes y después de la ignición de la muestra de azúcar en la tabla de datos. Tabla de datos

sacarosa (C12H22O11) peso de la muestra (g) temperatura inicial (°C) temperatura final (°C) 7. Escriba una ecuación química balanceada para la combustión de la sacarosa. 8. Calcule DT para el agua usando DT 5 |T f 2 T i|.

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Termodinámica

9. Calcule los moles de sacarosa en la muestra (PM sacarosa 5 342.3 g/mol).

10. Se puede calcular DH comb para la sacarosa usando DH comb 5 (C sistemaDT )/n, donde n son los moles de sacarosa en la muestra y C sistema es la capacidad calorífica del sistema calorimétrico. Use 10.310 kJ/K para C sistema y calcule el calor de combustión en kJ/mol, para la sacarosa.

11. Considerando que el valor aceptado para el calor de combustión del azúcar es 5639 kJ/mol, calcule el error porcentual. |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = _______________________________ respuesta aceptada % error = _______________________________

Este experimento no toma en cuenta que todas las condiciones son condiciones de estado estándar; por lo tanto, estamos calculando DH comb no DH °comb.

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Calor de combustión: TNT

3-7

Calor de combustión: TNT

El calor de combustión ( DH comb) es el calor de reacción requerido para que se queme la totalidad (reaccionando con O 2) de un mol de sustancia para formar CO 2 y H2O. Los experimentos de calorimetría que miden el calor de combustión pueden realizarse a volumen constante empleando el dispositivo llamado bomba calorimétrica, en el cual se quema una muestra en una cámara de volumen constante en presencia de oxígeno a alta presión. El calor liberado calienta el agua en torno a la cámara. Al medir el aumento de temperatura del agua se puede calcular la cantidad de calor liberado durante la reacción de combustión. En esta experiencia usted calculará el calor de combustión del 2,4,6-trinitrotolueno (TNT). El calorímetro ya fue calibrado por combustión de la sustancia de referencia, ácido benzoico. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heat of Combustion: TNT (Calor de combustión: TNT) en la lista de tareas. Abra Calorimetry laboratory y ahí encontrará la bomba calorimétrica dispuesta y desensamblada en sus componentes básicos y una muestra de TNT en la taza del calorímetro y sobre la balanza, la cual ya está con su peso total visible en la pantalla de la balanza luego de que la misma fue debidamente restada por el programa simulador, del peso del recipiente que la contiene. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. 3. Anote la masa de la muestra de TNT en la balanza. Si no puede leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza) para un acercamiento y anote el peso en la siguiente tabla de datos y regrese al laboratorio. 4. Haga doble clic sobre lo siguiente (por orden numérico) para ensamblar el calorímetro: (1) la taza sobre el platillo de la balanza, (2) la cabeza de la bomba, (3) la tapa de rosca y (4) la bomba. Haga clic sobre la tapa del calorímetro para cerrarla. Los experimentos de combustión suelen tardar bastante. Haga clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo en el laboratorio. 5. Haga clic sobre el panel de control de la bomba y la ventana de graficar para llevarlos al frente. Haga clic sobre el botón Save (guardar) para anotar los datos en el libro de laboratorio. Permita que la gráfica se realice durante 20 a 30 segundos para establecer una temperatura basal. 6. Haga clic sobre Ignite (ignición) y observe la gráfica. Cuando la temperatura se nivele (hasta 5 minutos de tiempo de laboratorio), haga clic sobre Stop (detener). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para ver los datos recopilados. Anote la temperatura antes y después de la ignición de la muestra de TNT en la tabla de datos. Tabla de datos

2,4,6-trinitrotolueno (TNT) peso de la muestra (g) temperatura inicial (°C) temperatura final (°C) 7. Calcule DT para el agua usando DT = |T f 2 T i|. 8. Calcule los moles de TNT en la muestra (PM TNT 5 227.13 g/mol).

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Termodinámica

9. Se puede calcular DH comb para TNT usando DH comb 5 (C sistemaDT )/n, donde n son los moles de TNT en la muestra y C sistema es la capacidad calorífica, en kJ/mol, del sistema calorimétrico. Use 10.310 kJ/K para C sistema y calcule el calor de combustión para TNT.

10. Considerando que el valor aceptado para el calor de combustión del TNT es 3406 kJ/mol, calcule el error porcentual. |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = _______________________________ respuesta aceptada % error = _______________________________

Este experimento no toma en cuenta que todas las condiciones son condiciones de estado estándar; por lo tanto estamos calculando DH comb y no DH °comb. 11. El calor de combustión del azúcar es 5639 kJ/mol, pero el de TNT es 3406 kJ/mol. Entonces, ¿por qué si el calor de combustión del TNT es más bajo que el del azúcar, el TNT es un explosivo?

80

Calor de formación: etanol

3-8

Calor de formación: etanol

El calor de formación es el calor de reacción para la formación de un compuesto a partir de sus elementos y puede determinarse midiendo el calor de combustión del compuesto y usando la ley de Hess para transformar el calor de combustión a calor de formación. Los experimentos de calorimetría que miden el calor de combustión pueden realizarse a volumen constante con el dispositivo llamado bomba calorimétrica, en el cual una muestra se quema en una cámara de volumen constante en presencia de oxígeno a alta presión. El calor liberado calienta el agua en torno a la cámara. Al medir el aumento de temperatura del agua se puede calcular la cantidad de calor liberado durante la reacción de combustión. En esta tarea usted medirá el calor de combustión del etanol (alcohol etílico, C2H5OH) y después transformará el calor de combustión a calor de formación. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heat of Formation: Ethanol (Calor de formación: etanol) de entre la lista de tareas. Abra Calorimetry laboratory y encontrará ahí la bomba calorimétrica dispuesta y desensamblada en sus componentes básicos y una muestra de etanol en la taza del calorímetro y sobre la balanza, la cual ya está con su peso total visible en la pantalla de la balanza, luego de que la misma fue debidamente restada por el programa simulador, del peso del recipiente que la contiene. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. 3. Anote el peso de la muestra de etanol en la balanza. Si no puede leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza) para un acercamiento y anote el peso en la siguiente tabla de datos y regrese al laboratorio. 4. Haga doble clic sobre lo siguiente (por orden numérico) para ensamblar el calorímetro: (1) la taza sobre el platillo de la balanza, (2) la cabeza de la bomba, (3) la tapa de rosca, y (4) la bomba. Haga clic sobre la tapa del calorímetro para cerrarla. Los experimentos de combustión suelen tardar bastante. Haga clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo en el laboratorio. 5. Haga clic sobre el panel de control de la bomba y la ventana de graficar para llevarlos al frente. Haga clic sobre el botón Save (guardar) para anotar los datos en el libro de laboratorio. Permita que la gráfica se realice durante 20 a 30 segundos para establecer una temperatura basal. 6. Haga clic sobre Ignite (ignición) y observe la gráfica. Cuando la temperatura se nivele (hasta 5 minutos de tiempo de laboratorio), haga clic sobre Stop (detener). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para ver los datos recopilados. Anote la temperatura antes y después de la ignición de la muestra de etanol en la tabla de datos. Tabla de datos

etanol (C2H5OH) peso de la muestra (g) temperatura inicial (°C) temperatura final (°C) 7. Escriba una ecuación química balanceada completa para la combustión de etanol. 8. Calcule DT para el agua usando DT 5 |T f 2 T i |.

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Termodinámica

9. Calcule los moles de etanol en la muestra (PM etanol 5 46.00 g/mol).

10. Se puede calcular DH comb para etanol usando DH comb 5 (C sistemaDT )/n, donde n son los moles de etanol en la muestra y C sistema es la capacidad calorífica del sistema calorimétrico. Use 10.310 kJ/K para C sistema y calcule el calor de combustión, en kJ/mol , para etanol. El calor de combustión será negativo ya que es una reacción exotérmica.

11. Escriba una ecuación para la combustión de etanol de la forma DH comb 5 SnDH f (productos) 2 SmDH f (reactivos). 12. Calcule el calor de formación de C 2H 5OH, dado que las entalpías estándar de formación para CO 2 , H 2O y O 2 son 2 393.5 kJ/mol, 2 285.83 kJ/mol y 0 kJ/mol, respectivamente.

13. Considerando que el valor aceptado para la entalpía de formación del etanol es 2 277.7 kJ/mol, calcule el error porcentual. |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = _______________________________ respuesta aceptada % error = _______________________________

Este experimento no toma en cuenta que todas las condiciones son condiciones de estado estándar; por lo tanto, estamos calculando DH f y no DH °f .

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Calor de formación: aspirina

3-9

Calor de formación: aspirina

El calor de formación es el calor de reacción para la formación de un compuesto a partir de sus elementos y puede determinarse midiendo el calor de combustión del compuesto y usando la ley de Hess para transformar el calor de combustión a calor de formación. Los experimentos de calorimetría que miden el calor de combustión pueden realizarse a volumen constante con el dispositivo llamado bomba calorimétrica, en el cual se quema una muestra en una cámara de volumen constante en presencia de oxígeno a alta presión. El calor liberado calienta el agua en torno a la cámara. Al medir el aumento de temperatura del agua se puede calcular la cantidad de calor liberado durante la reacción de combustión. En esta tarea usted medirá el calor de combustión de la aspirina (C 9H8O4) y después transformará el calor de combustión a calor de formación. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heat of Formation: Aspirin (Calor de formación: aspirina) de entre la lista de tareas. Abra Calorimetry laboratory y ahí encontrará la bomba calorimétrica dispuesta y desensamblada en sus componentes básicos y una muestra de aspirina en la taza del calorímetro y sobre la balanza, la cual ya está con su peso total visible en la pantalla de la balanza, luego de que la misma fue debidamente restada por el programa simulador, del peso del recipiente que la contiene. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. 3. Anote la masa de la muestra de aspirina en la balanza. Si no puede leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza) para un acercamiento y anote la masa en la siguiente tabla de datos y regrese al laboratorio. 4. Haga doble clic sobre lo siguiente (por orden numérico) para ensamblar el calorímetro: (1) la taza sobre el platillo de la balanza, (2) la cabeza de la bomba, (3) la tapa de rosca, y (4) la bomba. Haga clic sobre la tapa del calorímetro para cerrarla. Los experimentos de combustión suelen tardar bastante. Haga clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo en el laboratorio. 5. Haga clic sobre el panel de control de la bomba y la ventana de graficar para llevarlos al frente. Haga clic sobre el botón Save (guardar) para anotar los datos en el libro de laboratorio. Permita que la gráfica se realice durante 20 a 30 segundos para establecer una temperatura basal. 6. Haga clic sobre Ignite (ignición) y observe la gráfica. Cuando la temperatura se nivele (hasta 5 minutos de tiempo de laboratorio), haga clic sobre Stop (detener). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para ver los datos recopilados. Anote la temperatura antes y después de la ignición de la muestra de aspirina en la tabla de datos. Tabla de datos

aspirina (C9H8O4) peso de la muestra (g) temperatura inicial (°C) temperatura final (°C) 7. Escriba una ecuación química balanceada completa para la combustión de aspirina.

83

Termodinámica

8. Calcule DT para el agua usando DT 5 |T f 2 T i |. 9. Calcule los moles de aspirina en la muestra (PM aspirina 5 180.00 g/mol).

10. Se puede calcular DH comb para aspirina usando DH comb 5 (C sistemaDT )/n, donde n son los moles de aspirina en la muestra y C sistema es la capacidad calorífica del sistema calorimétrico. Use 10.310 kJ/K para C sistema y calcule el calor de combustión, en kJ/mol, para aspirina. El calor de combustión será negativo ya que es una reacción exotérmica.

11. Escriba una ecuación para la combustión de aspirina de la forma DH comb 5 SnDH f (productos) 2 SmDH f (reactivos).

12. Calcule el calor de formación para aspirina, dado que las entalpías estándar de formación para CO 2 , H 2O y O 2 son 2 393.5 kJ/mol, 2 285.83 kJ/mol y 0 kJ/mol, respectivamente.

Este experimento no toma en cuenta que todas las condiciones son condiciones de estado estándar; por lo tanto, estamos calculando DH f y no DH °f .

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Calor de reacción: NaOH(ac) + HCl(ac)

3-10 Calor de reacción: NaOH(ac) + HCl(ac) En todas las reacciones químicas se libera o absorbe energía, la cual puede llamarse entalpía de reacción (DH rxn). Cuando la entalpía de reacción es positiva, se dice que se absorbió energía o la reacción fue endotérmica. Si la entalpía de reacción es negativa, se dice que se liberó energía o la reacción fue exotérmica. La mayoría de las reacciones químicas son exotérmicas. En esta experiencia, usted medirá la cantidad de calor liberado al mezclar soluciones acuosas de NaOH y HCl para que reaccionen y formen agua, y después calculará el calor de reacción. NaOH(ac) + HCl(ac) = H 2O(l) + NaCl(ac) 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heat of Reaction: NaOH 1 HCl (Calor de reacción: NaOH(ac) 1 HCl(ac)) de entre la lista de tareas. Abra Calorimetry laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. En la ventana del termómetro haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Permita que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener una temperatura basal para el agua. Vierta el primer matraz que contiene 100 mL de HCl 1.000 M al calorímetro y después vierta el segundo matraz que contiene 100 mL de NaOH 1.000 M al calorímetro. Observe el cambio de temperatura hasta que alcance un máximo y después anote los datos de 20 a 30 segundos más. Haga clic en Stop (detener) en la ventana de temperatura. (También puede hacer clic en el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo de laboratorio). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura antes de agregar NaOH y la temperatura más alta después de agregar NaOH en la tabla de datos. (Recuerde que el agua comenzará a enfriarse tras alcanzar la temperatura de equilibrio). Tabla de datos

NaOH/HC1 temperatura inicial (°C) temperatura final (°C) 3. ¿Es endotérmica o exotérmica la reacción observada? ¿Qué signo tendrá DH rxn? 4. Calcule el cambio en la temperatura, DT. Anote sus resultados en la tabla de resultados de la siguiente página. 5. Calcule el peso de la mezcla de reacción en el calorímetro. (Para ello, determine primero el volumen total de la solución basándose en la suposición de que los volúmenes son aditivos y la densidad de la solución es la misma que la del agua pura, 1.0 g/mL). Anote sus resultados en la tabla de resultados. 6. Calcule el calor total liberado en la reacción, asumiendo que la capacidad calorífica específica de la solución es igual que la del agua pura, 4.184 J/K ? g. Anote el resultado en la tabla de resultados y recuerde: calor de reacción 5 m 3 C 3 DT .

85

Termodinámica

7. Calcule el número de moles de NaOH empleados en la reacción multiplicando el volumen de NaOH por la molaridad (1.000 mol/L). Anote los resultados en la tabla de resultados. resultados. en kJ/mol, de NaOH para la reacción reacción y anote los resultados en la tabla de 8. Calcule DH rxn , en resultados. Asegúrese de que el signo de DH rxn sea correcto.

Tabla de resultados

peso de la mezcla de reacción

DT

calor total liberado

86

moles de NaOH

DH rxn/mol

Calor de reacción: MgO(s) + HCl(ac)

3-11 Calor de reacción: MgO(s) MgO(s) + HCl(ac) En todas las reacciones químicas se libera o absorbe energía, la cual puede llamarse entalpía de reacción (DH rxn). Cuando la entalpía de reacción es positiva, se dice que se absorbió energía o la reacción fue endotérmica. Si la entalpía de reacción es negativa, se dice que se liberó l iberó energía o la reacción fue exotérmica. La mayoría de las reacciones químicas son exotérmicas. En este experimento, usted medirá la cantidad de calor liberado cuando MgO sólido se hace reaccionar con HCl acuoso para formar agua y después calculará el calor de reacción. MgO(s) + 2HCl(ac) = H 2O(l) + MgCl2(ac) 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heat of Reaction: MgO 1 HCl (Calor de reacción: MgO 1 HCl) de entre la lista de tareas. Abra Calorimetry laboratory. 2. Habrá un frasco de MgO cerca de la balanza. Encontrará un papel para pesar sobre la balanza y pese aproximadamente 2.81 g de MgO sobre el mismo. Anote el peso de MgO en la tabla de datos. 3. El calorímetro estará sobre la mesa de laboratorio laboratorio lleno con 100 mL mL de HCl 1.000 1.000 M. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Haga clic en la ventana del termómetro donde dice Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Permita Permita que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener una temperatura basal de la solución de HCl. Arrastre el papel filtro que contiene la muestra de MgO hacia el calorímetro y coloque la muestra en él. Observe el cambio de temperatura hasta que alcance un máximo y después anote anote los datos de 20 a 30 segundos más. Haga clic sobre Stop (detener) en la ventana de temperatura. (También puede hacer clic en el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo de laboratorio). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura antes de agregar MgO y la temperatura más alta después de agregar MgO en la tabla de datos. (Recuerde que el agua comenzará a enfriarse tras alcanzar la temperatura de equilibrio). Tabla de datos

MgO/HCl peso de MgO temperatura inicial (°C) temperatura final (°C) 4. ¿Es endotérmica o exotérmica la reacción observada? ¿Qué signo tendrá DH rxn?

resultados en la tabla de la siguiente siguiente página. 5. Calcule el cambio en la temperatura, DT. Anote sus resultados

6. Calcule el peso de la mezcla de reacción en el calorímetro. (Para ello, asuma que la densidad de la solución de HCl originalmente en el calorímetro es aproximadamente igual a la densidad del agua (1.0 g/mL). Anote sus resultados en la tabla de resultados.

87

Termodinámica

7. Calcule el calor total liberado en la reacción, en J, asumiendo que la capacidad calorífica específica de la solución es igual que la del agua pura, 4.184 J/K ? g. g. Anote el resultado en la tabla de resultados y recuerde: calor de reacción 5 m 3 C 3 DT . 8. Calcule el número de moles de MgO empleados en la reacción. El peso molecular del MgO es 56.305 g/mol. Anote los resultados en la tabla de resultados. en kJ/mol, de MgO para la reacción reacción y anote los resultados en la tabla de 9. Calcule DH rxn , en resultados. Asegúrese de que el signo de DH rxn sea correcto.

Tabla de resultados

peso de la mezcla de reacción

DT


88

moles de MgO

DH rxn/mol

Ley de Hess

3-12 Ley de Hess En este experimento, usted medirá la cantidad de calor liberado en las siguientes tres reacciones exotérmicas relacionadas: 1. NaOH (s) = Na+ (ac) + OH 2 (ac) + ∆H 1 2. NaOH (s) + H+ (ac) + Cl 2 (ac) = H 2O + Na+ (ac) + Cl 2 (ac) + ∆H 2 3. Na+ (ac) + OH 2 (ac) + H + (ac) + Cl 2 (ac) = H 2O + Na+ (ac) + Cl 2 (ac) +

∆H 3

Tras determinar los calores de reacción ( DH 1, DH 2 y DH 3), analizará sus datos y verificará la Ley de Hess, o sea, DH 1 1 DH 3 5 DH 2. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione la Hess’s Law (Ley de Hess) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Calorimetry laboratory. Reacción 1

2. Encontrará un frasco de NaOH cerca de la balanza. Coloque un papel sobre la balanza con aproximadamente aproximadamen te 4 g de NaOH sobre él. Anote el peso de NaOH en la tabla de datos de la siguiente página. 3. El calorímetro estará sobre la mesa de laboratorio laboratorio lleno con 200 mL mL de agua. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). En la ventana de termómetro haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Deje que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener una temperatura basal para el agua. 4. Arrastre el papel papel para pesar con la muestra muestra hacia el calorímetro hasta hasta que quede quede en su sitio y después vierta la muestra al calorímetro. Observe el cambio de temperatura hasta que alcance un máximo y después anote los datos durante 20 a 30 segundos más. Haga clic en Stop (detener). (También puede hacer clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo de laboratorio). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura inicial y final del agua en la tabla de datos. Si desea repetir esta parte del experimento, entre al almacén y seleccione Experimento fijo #6 en el block de notas. Reacción 2

5. Haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiar el laboratorio. Ahora haga clic sobre Stockroom para entrar al almacén. Nuevamente Nuevamente haga clic sobre el block de notas y seleccione Experimento fijo #5. Regrese al laboratorio laboratorio.. 6. Encontrará un frasco de NaOH cerca de la balanza. Coloque un papel para pesar sobre la balanza y pese aproximadamente 4 g de NaOH sobre el mismo. Anote el peso de NaOH sobre la tabla de datos datos.. El calorímetro estará sobre la mesa de laboratorio lleno con 100 mL de agua, y habrá un matraz que contenga 100 mL de HCl 1.000 M sobre la mesa de laboratorio. En la ventana de termómetro haga clic sobre Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Permita que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener una temperatura basal para el agua.

89

Termodinámica

7. Asegúrese de que el matraz de HCl esté visible y arrástrelo hasta el calorímetro y colóquelo dentro de él. El HCl y el agua se encuentran a la misma temperatura de modo que no debe haber cambio de temperatura. A continuación, arrastre el papel para pesar con NaOH hasta el calorímetro hasta que quede en su sitio y vierta la muestra al calorímetro. Es importante agregar HCl primero y NaOH después. Observe el cambio de temperatura hasta que alcance un máximo y después anote los datos de 20 a 30 segundos adicionales. Anote la temperatura antes de agregar HCl y la temperatura después de agregar NaOH en la tabla de datos. Reacción 3

8. Haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiar el laboratorio. Ahora haga clic en Stockroom para entrar al almacén. Nuevamente haga clic en el block de notas y seleccione Experimento fijo #4. Regrese al laboratorio. 9. En la ventana del termómetro haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Permita que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener una temperatura basal para el agua. Vierta el primer vaso de precipitados que contiene HCl en el calorímetro y después vierta el segundo vaso que contiene NaOH en el calorímetro. Observe el cambio de temperatura hasta que alcance un máximo y después anote datos de 20 a 30 segundos adicionales. Anote la temperatura inicial y final en la tabla de datos. Tabla de datos

parámetro peso NaOH temperatura inicial (°C) temperatura final (°C)

reacción 1

reacción 2

reacción 3

10. Determine el cambio de temperatura, DT, para cada reacción. Anote sus resultados en la tabla de resultados de la siguiente página. 11. Calcule el peso de la mezcla de reacción en cada reacción. (Para ello, primero determine el volumen total de la solución. Después calcule el peso de la solución, basándose en la suposición de que el sólido agregado no modifica el volumen y la densidad de la solución es la misma que la del agua pura, 1.0 g/mL). Recuerde agregar la masa del sólido. Anote sus resultados en la tabla de resultados.

12. Calcule el calor total liberado en cada reacción, en J, asumiendo que la capacidad calorífica específica de la solución es la misma que la del agua pura, 4.184 J/K ? g. Anote el resultado en la tabla de resultados y recuerde: calor de reacción 5 m 3 C 3 DT .

13. Calcule el número de moles de NaOH empleado en las reacciones 1 y 2 donde n 5 m/PM . Anote los resultados en la tabla de resultados.

90

Ley de Hess

14. Calcule el número de moles de NaOH empleados en la reacción 3 multiplicando el volumen de NaOH por la molaridad (1.000 mol/L). Anote los resultados en la tabla de resultados. 15. Calcule la energía liberada, en kJ/mol, de NaOH para cada reacción y anote los resultados en la tabla de resultados. Reacción 1

Reacción 2

Reacción 3

Tabla de resultados

reacción peso de la mezcla # de reacción 1 2 3

DT


moles de NaOH

calor liberado por mol de NaOH

16. Demuestre que las ecuaciones para las reacciones 1 y 3, que se dan en la sección de antecedentes, al sumarse, son iguales a la ecuación de la reacción 2. Incluya la energía liberada por mol de NaOH en cada ecuación.

17. Calcule la diferencia porcentual entre el calor que se desprende en la reacción 2 y la suma de los calores que se desprenden en las reacciones 1 y 2. Asuma que el calor desprendido en la reacción 2 es correcto. |calor 2 2 (calor 1 1 calor 3)| 3 100 % diferencia 5 _______________________ calor 2 % diferencia =

18. Explique con sus propias palabras qué significa la naturaleza aditiva de los calores de reacción.

91

Balance entre entalpía y entropía

3-13 Balance entre entalpía y entropía Para las reacciones químicas, se dice que una reacción procede hacia la derecha cuando DG es negativo y que la reacción procede hacia la izquierda cuando DG es positivo. En el equilibrio DG es igual a cero. La ecuación de Gibbs-Helmholtz especifica que a temperatura constante DG = DH – T DS o, en otras palabras, que el signo y el tamaño de DG depende del balance entre las consideraciones de entalpía ( DH ) y entropía ( DS). En esta experiencia, usted disolverá varias sales distintas en agua, medirá los cambios de temperatura resultantes y realizará algunas deducciones sobre las fuerzas termodinámicas que impulsan el proceso de disolución. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione The Balance Between Enthalpy and Entropy (Balance entre entalpía y entropía) de entre la lista de tareas. Abra Calorimetry laboratory. 2. Encontrará un frasco de cloruro de sodio (NaCl) sobre la mesa del laboratorio. Coloque un papel sobre la balanza y pese aproximadamente 2 g de NaCl sobre él. 3. Encontrará un calorímetro sobre la mesa de laboratorio lleno con 100 mL de agua. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Asegúrese que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). En la ventana del termómetro haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos. Deje que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener la temperatura basal para el agua. 4. Arrastre el papel con la muestra hacia el calorímetro hasta que quede en su sitio y después vierta la muestra al calorímetro. Observe el cambio de temperatura hasta que alcance un máximo (o un mínimo) y después registre datos de 20 a 30 segundos más. (También puede hacer clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo de laboratorio). Haga clic en Stop (detener). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura antes de agregar NaCl y la temperatura más alta o más baja después de agregar NaCl en la tabla de datos. 5. Haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiar el laboratorio. Haga clic sobre Stockroom para entrar al almacén. Haga clic sobre el block de notas y seleccione el Experimento fijo #7 y repita el experimento con NaNO 3. Anote la temperatura inicial y la final en la tabla de datos. 6. Haga clic sobre la recipiente rojo para desechos, para limpiar el laboratorio. Haga clic sobre Stockroom para entrar al almacén. Haga clic sobre el block de notas y seleccione Experimento fijo #8 y repita el experimento con CH 3COONa (AcONa). Anote la temperatura inicial y final en la tabla de datos. Tabla de datos mezcla

T 1

T 2

ΔT (T 2 –T 1)

NaCl (s) + H2O (l) NaNO3 (s) + H 2O (l) CH3COONa + H2O (l)

Use sus datos experimentales para responder las siguientes preguntas: 7. Calcule DT ( DT 5 T 22T 1 ) para cada mezcla y anote los resultados en la tabla de datos.

93

Termodinámica

8. En un proceso exotérmico se libera calor (se calienta) y en un proceso endotérmico se absorbe calor (se enfría). ¿Qué soluciones son endotérmicas y cuáles son exotérmicas? ¿Cuál es el signo del cambio en entalpía, DH, en cada caso?

9. ¿Qué solución o soluciones presentaron poco o ningún cambio de temperatura? 10. Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua, los iones se disocian: NaCl (s) 5 Na1 (ac) 1 Cl2 (ac) Escriba ecuaciones iónicas, similares a la anterior, que describan cómo se disocia NaNO 3 y CH 3COONa, cada una por separado, al disolverse en agua. Incluya el calor como reactivo o producto en cada ecuación.

11. ¿Cuál es signo del cambio de energía libre de Gibbs ( DG) para cada proceso? 12. Considere la ecuación de Gibbs-Helmholtz, DG 5 DH 2T DS. Para cada proceso de disolución, sustituya los signos de DG y DH en la ecuación y prediga el signo de la entropía ( DS). ¿Tiene sentido el signo del cambio de entropía? Explique su respuesta.

13. Si el signo de DG es negativo (proceso espontáneo) y el signo de DS es positivo (más dispersión de energía) para ambos procesos de disolución, ¿cómo es posible que uno sea endotérmico ( DH positivo) y el otro exotérmico ( DH negativo)? ¿Hay que considerar otros factores además del proceso de disolución?

94

Calor de fusión del agua

4-1

Calor de fusión del agua

El calor molar de fusión de una sustancia, DH fus , es el calor necesario para transformar un mol de la sustancia de la fase sólida a la fase líquida. En esta tarea, empleará un calorímetro simple de taza de café y un termómetro para medir el calor molar de fusión del agua. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heat of Fusion of Water (Calor de fusión del agua) de entre la lista de tareas. Una vez posicionado ahí abra Calorimetry laboratory, observará un matraz con hielo sobre la balanza y un calorímetro de taza de café sobre la mesa de laboratorio. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Anote la masa de hielo sobre la balanza en la tabla de datos. Si es demasiado pequeña para leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza), para un acercamiento. Observe que la balanza ya está debidamente preparada por el simulador para tomar en cuenta el peso del matraz vacío y presentar en la pantalla de la balanza el valor de la masa de hielo. 3. El programa simulador del laboratorio virtual automáticamente ha colocado 100 mL de agua en el calorímetro de taza de café. Use la densidad del agua a 25°C (0.998 g/mL) para determinar el peso del agua a partir del volumen. Anote el peso en la tabla de datos. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). Haga clic sobre la ventana de termómetro para llevarla al frente y haga clic sobre Save (guardar) para comenzar a registrar datos en el libro de datos del laboratorio (libro rojo). Deje que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener la temperatura basal para el agua. 4. Arrastre el vaso de precipitados del área de la balanza hasta que quede en su sitio sobre la taza de café y después vierta el hielo al calorímetro. Haga clic sobre las ventanas de termómetro y gráfica para acercarlas al frente de nuevo y observe el cambio de temperatura en la ventana de gráfica hasta que alcance un valor mínimo y comience a calentarse de nuevo. Haga clic en Stop (detener) en la ventana de temperatura. (También puede hacer clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que transcurra más rápido el tiempo de laboratorio). Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos del laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura antes de agregar el hielo y la temperatura más baja después de agregarlo en la tabla de datos. (Recuerde que el agua comenzará a calentarse de nuevo después de que todo el hielo se funda). 5. Si desea repetir el experimento, haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiar el laboratorio, luego haga clic sobre Stockroom (almacén), y después haga clic sobre el block de notas y seleccione Experimento fijo #3, Calor de fusión del agua. Tabla de datos

volumen de agua en el calorímetro (mL) peso de agua en el calorímetro (g) peso de hielo (g) temperatura inicial (°C) temperatura final (°C) 6. Calcule DT para el agua usando DT = |T f 2 T i|.

95

Propiedades coligativas

7. Calcule el calor (q) transferido en kJ, del agua al hielo usando q 5 m 3 C 3 DT donde la capacidad calorífica (C) para el agua es 4.18 J/K ·g y la masa, m, es la del agua en el calorímetro. 8. Transforme la masa de hielo a moles. 9. Calcule DH fus del agua, en kJ/mol, dividiendo el calor transferido del agua entre los moles de hielo que se fundieron. 10. Compare su valor experimental para DH fus del hielo contra el valor aceptado de 6.01 kJ/mol y calcule el % de error usando la fórmula: |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = _______________________________ respuesta aceptada % error = _______________________________

11. ¿Cuáles son algunas posibles fuentes de error en este procedimiento de laboratorio?

96

Calor de vaporización del agua

4-2

Calor de vaporización del agua

Una gráfica de la presión de vapor de un líquido en función de la temperatura tiene una forma característica que puede representarse con bastante precisión mediante la ecuación de ClausiusClapeyron. En esta tarea, usted medirá la presión de vapor del agua a varias temperaturas y después empleará estos datos para estimar el calor de vaporización del agua usando la ecuación de Clausius-Clapeyron. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Heat of Vaporization of Water (Calor de vaporización del agua) de entre la lista de tareas. Ahora abra Gases laboratory. 2. El globo está lleno con 0.10 moles de vapor de agua a presión de 140 kPa y temperatura de 400 °K. Tire hacia abajo la palanca en el controlador de Temperatura LCD hasta que la temperatura deje de disminuir. Esta temperatura representa la temperatura en el equilibrio donde el agua existe como gas en equilibrio con el agua líquida. La presión a esta temperatura es la presión de vapor. Anote la presión de vapor (en kPa) y la temperatura (en °K) en la tabla de datos. 3. Modifique la presión de 140 a 120 kPa usando la palanca del controlador de Presión LCD o haciendo clic sobre el sitio de las decenas y anotando “2”. Tire hacia abajo la palanca del controlador de temperatura hasta que la temperatura deje de disminuir. Anote la presión de vapor (en kPa) y la temperatura (en °K) en la tabla de datos. Continúe este proceso con presiones de 100, 80, 60 y 40 kPa. No olvide reducir la temperatura hasta que ésta deje de disminuir después de cada cambio de presión. Anote todas las presiones de vapor y temperaturas en la tabla de datos. Tabla de datos

presión de vapor (kPa)

temperatura (°K)

4. La ecuación de Clausius-Clapeyron tiene la forma

P 2 P 1

52

∆ H vap ⎛ 1 R

⎜⎜ ⎝ T 2

2

1⎞

⎟⎟ . Si grafica ln P

T 1⎠

(logaritmo natural de la presión de vapor) en función de 1/ T , los datos deberían formar una línea recta. Empleando un programa de hoja de cálculo y los datos obtenidos, grafique 1/ T (el recíproco de la temperatura) sobre el eje x y ln P (logaritmo natural de la presión de vapor) sobre el eje y. Describa la curva.

5. Gráficamente o empleando el programa de hoja de cálculo, determine la mejor adaptación lineal para la curva obtenida y encuentre la pendiente de la línea. Por la ecuación de ClausiusClapeyron, DH vap 5 –pendiente 3 R donde R 5 8.314 J?K21?mol21. Basándose en la pendiente, calcule el calor de vaporización del agua en kJ/mol.

97


6. El valor aceptado para calor de vaporización del agua es 40.7 kJ/mol. Calcule el error de porcentaje usando la fórmula: |su respuesta – respuesta aceptada| 3 100 % error = _______________________________ respuesta aceptada % error = _______________________________

98

El punto de ebullición del agua a gran altitud

4-3

El punto de ebullición del agua a gran altitud

La relación entre la presión de vapor en el equilibrio de un líquido o un sólido y la temperatura es dada por la ecuación de Clausius-Clapeyron. En esta tarea, usted medirá la presión de vapor del agua a una temperatura dada y empleará estos datos en la ecuación de Clausius-Clapeyron para calcular el punto de ebullición del agua en la cima del Monte Denali en Alaska. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione The Boiling Point of Water at High Altitude (El punto de ebullición del agua a gran altitud) de entre la lista de tareas. Ahora abra Gases laboratory. 2. El globo está lleno con 0.40 moles de vapor de agua a presión de 1500 torr y temperatura de 400 °K. Tire hacia abajo la palanca en el controlador de temperatura LCD hasta que la temperatura deje de disminuir. Esta temperatura representa la temperatura en el equilibrio donde el agua existe como gas en equilibrio con el agua líquida. La presión a esta temperatura es la presión de vapor. Anote la presión de vapor (en torr) y la temperatura (en °K) en la tabla de datos. Tabla de datos

presión de vapor (torr)

temperatura (°K)

3. La ecuación de Clausius-Clapeyron puede escribirse de diversas formas. En esta tarea, la forma más útil es ln

P 2 P 1

52

ΔH vap ⎛ 1 ⎜⎜ R ⎝ T 2

2

1⎞

⎟⎟

T 1⎠

Si P 1 y T 1 son la presión de vapor y la temperatura experimentales que usted midió en el paso anterior y si consideramos que la presión en la cima del Monte Denali, P 2, es 340 torr, el punto de ebullición del agua, T 2, en la cima de este monte puede calcularse resolviendo T 2 de la ecuación de Clausius-Clapeyron. Tomando en cuenta esta ecuación, calcule el punto de ebullición del agua en la cima del Monte Denali. El valor de R es 8.314 J?K21?mol21 y DH vap para el agua es 40.67 kJ/mol.

99

Elevación del punto de ebullición

4-4

Elevación del punto de ebullición

Si usted disuelve una sustancia como la sal de mesa común (NaCl) en agua, el punto de ebullición de la mezcla homogénea (llamada solución) que la sal forma con el agua aumentará en relación al punto de ebullición del agua pura. En esta tarea, usted procederá a verificar este fenómeno disolviendo una muestra de NaCl en agua y midiendo después la elevación resultante del punto de ebullición de la solución preparada de esta forma. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Boiling Point Elevation (Elevación del punto de ebullición) de entre la lista de tareas. Ahora proceda a abrir Calorimetry laboratory, usted encontrará un calorímetro sobre la mesa de laboratorio y una muestra de cloruro de sodio (NaCl) sobre la balanza. 2. Anote la masa del cloruro de sodio en la tabla de datos. Si es demasiado pequeña para leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza), para un acercamiento, anote la lectura y después regrese al laboratorio. 3. El programa simulador del laboratorio virtual colocará automáticamente 100 mL de agua en el calorímetro. Use la densidad del agua a 25°C (0.998 g/mL) para determinar el peso a partir del volumen y anótelo en la tabla de datos. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). Haga clic sobre la luz verde del calentador en el panel de control para encender el calentador y comenzar a calentar el agua. Haga clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que el tiempo de laboratorio transcurra más rápido si es necesario. 4. Observe la temperatura hasta que se vea la primera aparición de vapor en el calorímetro. Haga de inmediato clic sobre la luz roja del calentador para apagarlo y después anote la temperatura como punto de ebullición del agua pura en la tabla de datos. Si permite que el agua hierva, se reducirá el peso del agua presente en el calorímetro. Observe que el punto de ebullición puede ser diferente de 100°C si la presión atmosférica no es de 760 torr. La presión atmosférica actual para el día puede verificarse seleccionando Pressure (presión) en el medidor LED que está sobre la pared. 5. Arrastre el papel para pesar al calorímetro y agregue el NaCl. Aguarde 30 segundos para que la sal se disuelva y después encienda el calentador. Cuando aparezca vapor por primera vez, obsérvelo y anote la temperatura en la tabla de datos. 6. Si desea repetir el experimento, haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiar el laboratorio. Haga clic sobre Stockroom (almacén), y una vez dentro del mismo haga clic sobre el block de notas y seleccione Experimento fijo #2, Elevación de punto de ebullición – NaCl. Tabla de datos

peso de NaCl peso de agua temperatura de ebullición del agua pura temperatura de ebullición de la solución 7. La elevación de punto de ebullición puede predecirse mediante la ecuación DT 5 K b 3 m 3 i, donde DT es el cambio en el punto de ebullición, i es el número de iones en la solución por mol de NaCl disuelto ( i 5 2), m es la molalidad de la solución y K b es la constante de punto de ebullición molal para el agua que es 0.51°C/ m.

101


Calcule el cambio predicho en el punto de ebullición, en °C para su solución.

8. El cambio de punto de ebullición debe sumarse al punto de ebullición del agua pura en su experimento para comparar el punto de ebullición predicho contra el punto de ebullición real. ¿Cuál es el punto de ebullición calculado para la solución? Compárelo con el punto de ebullición real.

102

Disminución del punto de congelación

4-5

Disminución del punto de congelación

Al disolver una sustancia como la sal de mesa común (NaCl) en agua, el punto de congelación del agua disminuye relativo al punto de congelación del agua pura. Esta propiedad se emplea para fundir la nieve o hielo en las carreteras durante el invierno, o para preparar helado casero. En esta tarea, usted disolverá una muestra de NaCl en agua, le agregará hielo y después medirá la disminución del punto de congelación. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Freezing Point Depression (Disminución del punto de congelación) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Calorimetry laboratory y encontrará un matraz que contiene 45.00 g de hielo y un calorímetro de taza de café sobre la mesa de laboratorio. También encontrará una muestra de cloruro de sodio (NaCl) sobre la balanza. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Anote el peso de cloruro de sodio en la tabla de datos. Si es demasiado pequeña para leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza), para un acercamiento, anote la masa y después regrese al laboratorio. 3. El programa simulador del laboratorio virtual ha colocado automáticamente 100 mL de agua en el calorímetro. Emplee la densidad del agua a 25°C (0.998 g/mL) para determinar el peso a partir del volumen y anótela en la tabla de datos. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). Haga clic sobre la ventana del termómetro para llevarla hacia delante y haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos en el libro de laboratorio. Deje que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener la temperatura basal del agua. También puede hacer clic en el reloj de la pared marcado Accelerate para que el tiempo en el laboratorio sea más breve si así lo necesita. 4. Arrastre el matraz con hielo hasta que quede en su sitio sobre el calorímetro y después vierta el hielo al calorímetro. Haga clic sobre las ventanas de termómetro y gráfica para llevarlas al frente de nuevo y observe el cambio de temperatura en la ventana de gráfica hasta que llegue a cero. Arrastre el papel para pesar de la balanza al calorímetro y después viértalo a él. Observe el cambio de temperatura hasta que alcance un mínimo estable y haga clic en Stop (detener) en la ventana de temperatura. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos del laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura más baja después de agregar la sal en la tabla de datos. (Recuerde que quizá el agua haya comenzado a calentarse). 5. Si desea repetir el experimento, haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiar el laboratorio. Haga clic en Stockroom (almacén), luego clic sobre el block de notas y en la lista de tareas seleccione Experimento fijo #1, disminución del punto de congelación – NaCl. Tabla de datos

peso de NaCl peso de agua peso de hielo peso de agua 1 hielo temperatura mínima 6. La disminución del punto de congelación puede predecirse mediante la ecuación DT 5 K f 3 m 3 i, donde DT es el cambio en el punto de congelación, i es el número de iones en la solución por mol de NaCl disuelto ( i 5 2), m es la molalidad de la solución y K f es la constante de punto de congelación molal para el agua que es 1.86°C/ m.

103


Calcule el cambio predicho en el punto de congelación para la solución.

7. El cambio de punto de congelación debe restarse del punto de congelación del agua pura, que es 0.0°C, para comparar el punto de congelación predicho con el punto de congelación real. ¿Cuál es el punto de congelación calculado para la solución? Compárelo con el punto de congelación real.

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Determinación de la masa molar por elevación del punto de ebullición

4-6

Determinación de la masa molar por elevación del punto de ebullición

Al disolver una sustancia como la sal de mesa común (NaCl) en agua, el punto de ebullición del agua aumentará en relación al punto de ebullición del agua pura. Podemos emplear esta propiedad para calcular el peso molecular de una muestra de composición desconocida. En esta tarea, usted disolverá una muestra de NaCl en agua, medirá la elevación de punto de ebullición de la solución y calculará el peso molecular de NaCl como si fuera la muestra de composición desconocida. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Boiling Point Elevation (Elevación de punto de ebullición) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Calorimetry laboratory y encontrará un calorímetro sobre la mesa de laboratorio y una muestra de cloruro de sodio (NaCl) sobre la balanza. 2. Anote la masa de cloruro de sodio en la tabla de datos. Si es demasiado pequeña para leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza), para un acercamiento, anote la lectura y después regrese al laboratorio. 3. El programa simulador del laboratorio virtual ha colocado automáticamente 100 mL de agua en el calorímetro. Use la densidad del agua a 25°C (0.998 g/mL) para determinar la masa a partir del volumen y anótela en la tabla de datos. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). Haga clic sobre la luz verde del calentador en el panel de control para encender el calentador y comenzar a calentar el agua. Haga clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate para que el tiempo de laboratorio transcurra más rápido si es necesario. 4. Observe la temperatura hasta que aparezca el primer vapor en el calorímetro. Haga de inmediato clic sobre la luz roja del calentador para apagarlo y después anote la temperatura como punto de ebullición del agua pura en la tabla de datos. Si permite que el agua hierva, se reducirá la masa de agua presente en el calorímetro. Observe que el punto de ebullición puede ser diferente de 100°C si la presión atmosférica no es de 760 torr. La presión atmosférica actual para el día puede verificarse seleccionando Pressure (presión) en el medidor LED que está sobre la pared. 5. Arrastre el papel para pesar al calorímetro y agregue el NaCl. Aguarde 30 segundos para que la sal se disuelva y después encienda el calentador. Cuando aparezca vapor por primera vez, obsérvelo y anote la temperatura en la tabla de datos. 6. Si desea repetir el experimento, haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiar el laboratorio. Haga clic sobre Stockroom (almacén), luego haga clic sobre el block de notas y seleccione de la lista de tareas Experimento fijo #2, Elevación de punto de ebullición – NaCl. Tabla de datos

peso del NaCl peso del agua temperatura de ebullición del agua pura temperatura de ebullición de la solución 7. Calcule la elevación de punto de ebullición, DT, provocada al agregar NaCl al agua.

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8. La elevación de punto de ebullición puede calcularse por la ecuación DT 5 K b 3 m 3 i, donde DT es el cambio en el punto de ebullición, i es el número de iones en la solución por mol de NaCl disuelto (i 5 2), m es la molalidad de la solución y K b es el constante de punto de ebullición molal para el agua que es 0.51°C/ m. Empleando esta ecuación y los datos registrados en la tabla de datos, calcule el peso molecular de NaCl y compárela con el valor real.

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Determinación de la masa molar por disminución del punto de congelación

4-7

Determinación de la masa molar por disminución del punto de congelación

Al disolver una sustancia como la sal de mesa común (NaCl) en agua, el punto de congelación del agua disminuye relativo al punto de congelación del agua pura. Esta propiedad se puede emplear para calcular la masa molar de un problema. En esta tarea, usted disolverá una muestra de NaCl en agua, medirá la disminución del punto de congelación de la solución y calculará el peso molecular de NaCl como si fuera una sustancia problema de composición desconocida. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Freezing Point Depression (Disminución del punto de congelación) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Calorimetry laboratory y encontrará un matraz que contiene 45.00 g de hielo y un calorímetro de taza de café sobre la mesa de laboratorio. También encontrará una muestra de cloruro de sodio (NaCl) sobre la balanza. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Anote el peso del cloruro de sodio en la tabla de datos. Si es demasiado pequeña para leerla, haga clic sobre el área de Balance (balanza), para un acercamiento, anote la masa y después regrese al laboratorio. 3. El programa simulador del laboratorio virtual ha colocado automáticamente 100 mL de agua en el calorímetro. Emplee la densidad del agua a 25°C (0.998 g/mL) para determinar la masa a partir del volumen y anótela en la tabla de datos. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). Haga clic sobre la ventana del termómetro para llevarla hacia delante y haga clic en Save (guardar) para comenzar a registrar datos en el libro de datos del laboratorio. Deje que transcurran de 20 a 30 segundos para obtener la temperatura basal del agua. También puede hacer clic en el reloj de la pared marcado Accelerate para que el tiempo en el laboratorio sea más breve si así lo necesita. 4. Arrastre el matraz con hielo hasta que quede en su sitio sobre el calorímetro y después vierta el hielo al calorímetro. Haga clic sobre las ventanas del termómetro y gráfica para llevarlas al frente de nuevo y observe el cambio de temperatura en la ventana de gráfica hasta que llegue a cero. Arrastre el papel para pesar, de la balanza al calorímetro, y después viértalo a él. Observe el cambio de temperatura hasta que alcance un mínimo estable y haga clic en Stop (detener) en la ventana de temperatura. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él y anote la temperatura más baja después de agregar la sal en la tabla de datos. (Recuerde que quizá el agua haya comenzado a calentarse de nuevo). 5. Si desea repetir el experimento, haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiar el laboratorio. Haga clic en Stockroom (almacén), luego clic sobre el block de notas y seleccione de la lista de tareas el Experimento fijo #1, Disminución del punto de congelación – NaCl. Tabla de datos

peso de NaCl peso de agua peso de hielo peso de agua 1 hielo temperatura mínima

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6. ¿Cuál es la disminución de punto de congelación ocasionado al agregar NaCl al agua? 7. La disminución del punto de congelación puede calcularse por la ecuación DT 5 K f 3 m 3 i, donde DT es el cambio en el punto de congelación, i es el número de iones en la solución por mol de NaCl disuelto ( i 5 2), m es la molalidad de la solución y K f es la constante de punto de congelación molal para el agua que es 1.86°C/ m. Empleando esta ecuación y los datos registrados en la tabla de datos, calcule el peso molecular de NaCl y compárela con el valor real.

108

Cambios en el punto de ebullición

4-8

Cambios en el punto de ebullición

Al disolver una sustancia como la sal de mesa común (NaCl) en agua, el punto de ebullición del agua aumentará en relación al punto de ebullición del agua pura. En esta tarea, usted disolverá una muestra de NaCl en agua y observará lo que ocurre si continúa hirviendo el agua hasta que desaparezca. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Changes in the Boiling Point (Cambios en el punto de ebullición) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Calorimetry laboratory y encontrará un calorímetro sobre la mesa de laboratorio y una muestra de cloruro de sodio (NaCl) sobre la balanza. 2. Hay 100 mL de agua en el calorímetro. Asegúrese de que el agitador esté en On (encendido) (debe observar que el eje gira). Arrastre el papel para pesar al calorímetro y agregue el NaCl. Espere 30 segundos para que la sal se disuelva y después encienda el calentador haciendo clic sobre la luz verde del calentador en el panel de control. Si desea que transcurra más rápido el tiempo de laboratorio, haga clic sobre el reloj de la pared que dice Accelerate. 3. Cuando aparezca vapor por primera vez, observe la temperatura. Deje que la solución continúe hirviendo y observe la temperatura hasta que toda el agua se consuma y el calentador se apague. (El nivel de agua se muestra en el lado derecho del panel de control del calorímetro). ¿Qué observaciones realizó sobre la temperatura a medida que la solución continuó hirviendo?

4. Explique las observaciones descritas en la pregunta #3. ¿Por qué ocurre esto?

109

Ley de Boyle: presión y volumen

5-1

Ley de Boyle: presión y volumen

Robert Boyle, filósofo y teólogo, estudió las propiedades de los gases en el siglo xvii. Observó que los gases se comportan de manera similar a resortes: al comprimirse o expandirse, tienden a “regresar” a su volumen original. Publicó sus observaciones en 1662 en la monografía titulada The spring of the air and its effects (El resorte del aire y sus efectos). En esta práctica usted realizará observaciones semejantes a las de Robert Boyle y aprenderá acerca de la relación entre la presión y el volumen de un gas ideal. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Boyle’s Law: Pressure and Volume (Ley de Boyle: presión y volumen) de entre la lista de tareas. Ahí usted abrirá Gases laboratory. 2. Observe que el globo de la cámara está lleno con 0.300 moles de un gas ideal (PM 5 4 g/mol) a temperatura de 298°K, presión de 1.00 atm y volumen de 7.336 L. A la izquierda de la pantalla de cristal líquido (LCD) del controlador de presión hay una palanca que permite reducir o aumentar la presión al moverla hacia abajo o hacia arriba; el dígito se modifica dependiendo de cuánto se mueva la palanca. También se puede hacer clic directamente sobre los dígitos para anotar el número deseado. Quizá desee practicar ajustar la palanca para poder reducir y aumentar la presión con exactitud. Asegúrese de que los moles, la temperatura y la presión regresen a sus valores originales antes de proceder. 3. Haga clic sobre el Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. De regreso al laboratorio, haga clic en el botón Save (guardar) para comenzar a registrar los datos de P, V, T y n en el libro de laboratorio. Aumente la presión de 1 a 10 atm, una atmósfera a la vez. Haga clic en Stop (detener) para dejar de registrar datos, y aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Para tener ordenados los vínculos de datos, anote “Gas ideal 1” junto al vínculo. 4. Reduzca el tamaño de la pantalla de trabajo haciendo clic sobre la flecha verde que se encuentra junto al botón Save (guardar). Haga clic sobre Return Tank (devolver tanque) en el cilindro de gas. Sobre la mesa debajo de la cámara experimental hay un interruptor que permite elegir gases reales o gases ideales. Haga clic sobre Ideal Gases (gases ideales) y elija el cilindro marcado Ideal 8 (Gas ideal 8 PM 5 222 g/mol). Haga clic sobre la cámara del globo para un acercamiento y fije la temperatura, la presión y los moles a 298°K, 1.00 atm y 0.300 moles, respectivamente. Repita el experimento con este gas y marque el vínculo de datos como “Gas ideal 8”. 5. Reduzca el tamaño de la pantalla de trabajo haciendo clic sobre la flecha verde que se encuentra junto al botón Save (guardar). Haga clic sobre Stockroom (almacén), y después sobre el block de notas y seleccione Experimento del globo con gas N2 . Fije de nuevo la temperatura, la presión y los moles a 298 °K, 1.00 atm y 0.300 moles, respectivamente. Quizá tenga que hacer clic sobre el botón Units (unidades) para modificar algunas de las variables a las unidades correctas. Repita el experimento con este gas y marque el vínculo de datos como “Gas real N2”. 6. Seleccione el libro de datos del laboratorio y haga clic sobre el vínculo de datos para Gas ideal 1. En la ventana Data Viewer (ver datos), seleccione todos los datos haciendo clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) y copie los datos usando CTRL-C en Windows o CMD-C en Macintosh. Pegue los datos en un programa de hoja de cálculo y cree una gráfica con el volumen en el eje x y la presión en el eje y. Elabore también una gráfica para sus datos del Gas ideal 8 y el Gas real N2.

111

Propiedades de los gases

7. Según sus datos, ¿qué relación hay entre la presión y el volumen de un gas (asumiendo que la temperatura es constante)? 8. Busque en su libro de texto una definición de la ley de Boyle. ¿Comprueban sus resultados esta ley? 9. Complete las tablas con los datos salvados en el libro de datos del laboratorio. Use únicamente un muestreo de los datos para las presiones a 1, 3, 6 y 9 atm. Gas ideal 1 PM = 4 g/mol

volumen (L)

presión (atm)

producto PV (P 3 V)

presión (atm)

producto PV (P 3 V)

presión (atm)

producto PV (P 3 V)

Gas ideal 8 PM = 222 g/mol

volumen (L)

Gas real N2

volumen (L)

10. ¿A qué conclusiones puede llegar sobre el producto PV con el Gas ideal 1, PM 5 4 g/mol? ¿Cómo se ve afectado el producto PV al emplear un gas ideal con peso molecular distinto (Gas ideal 8)?

11. ¿Cómo se ven afectados los resultados al usar un Gas real (N2)? 12. Quizá desee repetir el experimento varias veces empleando cambios de presión de distinta magnitud.

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Ley de Charles: temperatura y volumen

5-2

Ley de Charles: temperatura y volumen

La ley de Charles fue descubierta por Joseph Louis Gay-Lussac en 1802; se basó en trabajos no publicados realizados por Jacques Charles alrededor de 1787. Charles encontró que varios gases se expanden en el mismo grado si se emplea el mismo intervalo de temperatura de 80 grados. Usted observará la relación entre la temperatura y el volumen de un gas de manera similar a lo que estudió Charles. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Charles’s Law: Temperature and Volume (Ley de Charles: temperatura y volumen) de entre la lista de tareas. Ahí abra Gases laboratory. 2. Observe que el globo de la cámara está lleno con 0.050 moles de un gas ideal (PM 5 4 g/mol) a temperatura de 100°C, y presión de 1.00 atm y volumen de 1.531 L. A la izquierda de la pantalla de cristal líquido (LCD) del controlador de temperatura hay una palanca que permite reducir o aumentar la temperatura al moverla hacia arriba o hacia abajo; el dígito cambia dependiendo de cuánto se mueva la palanca. También se puede hacer clic directamente sobre los dígitos para anotar el número deseado o pueden redondearse haciendo clic sobre el botón R localizado en la esquina superior izquierda de la pantalla de cristal líquido. Quizá usted desee practicar ajustar la palanca para poder reducir y aumentar la temperatura con exactitud. Asegúrese de que los moles, la temperatura y la presión regresen a sus valores originales antes de proceder. 3. Haga clic sobre el Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. De regreso al laboratorio, haga clic en el botón Save (guardar) para comenzar a registrar los datos de P, V, T y n en el libro de laboratorio. Aumente la temperatura de 100 a 1000°C, 100 grados a la vez. Haga clic en Stop (detener) para dejar de registrar datos, y aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Para tener ordenados sus vínculos de datos, anote “Gas ideal 1” junto al vínculo. 4. Aléjese haciendo clic sobre la flecha verde junto al botón Save (guardar). Haga clic sobre el Stockroom (almacén) y después sobre el block de notas y elija Baloon Experiment N2 (experimento del globo con N2) . De nuevo, fije la temperatura, la presión y los moles a 100°C, 1.00 atm y 0.050 moles, respectivamente. Quizá usted tenga que hacer clic sobre el botón Units (unidades) para modificar algunas de las variables a las unidades correctas. Repita el experimento con este gas y marque el vínculo de datos como “Gas real N2”. 5. Seleccione el libro de datos del laboratorio y haga clic sobre el vínculo de datos para Gas ideal 1. En la ventana Data Viewer (ver datos), seleccione todos los datos haciendo clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) y copie los datos usando CTRL-C en Windows o CMD-C en Macintosh. Pegue los datos en un programa de hoja de cálculo y elabore una gráfica con la temperatura en el eje x y el volumen en el eje y. Construya también una gráfica para los datos marcados como Gas real N2. 6. Según sus datos, ¿qué relación hay entre la temperatura y el volumen de un gas (asumiendo presión constante)?

7. Busque un enunciado de la ley de Charles en su libro de texto. ¿La comprueban sus resultados?

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8. Usando el programa de hoja de cálculo, adapte los datos del gas ideal a una línea o imprima la gráfica y use una regla para dibujar la mejor línea que pase por los datos. Se alcanza la temperatura más baja posible cuando el gas ideal tiene volumen cero. Esta temperatura es la intersección con el eje x de la línea graficada. ¿Cuál es esta temperatura?

9. Realice el mismo análisis con los datos del gas real (N2). ¿Qué temperatura obtiene? 10. Bajo estas condiciones, ¿se comporta N 2 realmente como gas ideal?

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Ley de Avogadro: moles y volumen

5-3

Ley de Avogadro: moles y volumen

En 1808, Joseph Gay-Lussac observó la Ley de valores de combinación , que establece que los volúmenes de gases que reaccionan mutuamente lo hacen en una proporción de números enteros pequeños. Tres años más tarde, Amadeo Avogadro amplió esta observación al proponer lo que ahora se conoce como hipótesis de Avogadro: volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen número igual de moléculas. La ley de Avogadro, que indica la relación entre los moles y el volumen, se derivó de esta hipótesis. En este laboratorio, usted observará el mismo principio enunciado por Avogadro hace 200 años. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Avogadro’s Law: Moles and Volume (Ley de Avogadro: moles y volumen) de entre la lista de tareas. Ahí abra Gases laboratory. Verá a la izquierda, pantallas de cristal líquido (LCD) para los controladores del volumen, presión, temperatura y número de moles. Usted puede modificar las unidades de volumen, presión y temperatura haciendo clic en los botones de Units (unidades). El globo está lleno con 0.100 moles de un gas ideal y la presión es 2.00 atm. Anote el número de moles y el volumen (en L) en la siguiente tabla de datos. 2. Haga clic sobre el dígito de las decenas en la pantalla de cristal líquido (LCD) del controlador de moles y cambie los moles de gas en el globo de 0.1 a 0.2 moles. Anote el número de moles y el volumen en la tabla de datos. Repita con 0.3, 0.4 y 0.5 moles. Tabla de datos

n (moles)

V (L)

3. Basándose en sus observaciones, ¿qué puede decir sobre la relación entre los moles y el volumen de un gas?

4. Escriba una ecuación matemática empleando una constante de proporcionalidad (k) con unidades L/mol para expresar lo que aprendió sobre la ley de Avogadro. Determine el valor de k.

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Derivación de la ley de los gases ideales

5-4

Derivación de la ley de los gases ideales

Un gas ideal es un gas hipotético cuya presión, volumen y temperatura siguen la relación PV 5 nRT . Los gases ideales no existen en realidad, aunque los gases reales pueden comportarse como ideales a ciertas temperaturas y presiones. Todos los gases pueden ser descritos en cierto grado mediante la ley de los gases ideales y ésta ha sido importante para comprender cómo se comportan todos los gases. En esta tarea, usted derivará la ley de los gases ideales a partir de observaciones experimentales. El estado de cualquier gas puede describirse mediante las cuatro variables: presión ( P ), volumen (V ), temperatura (T ) y números de moles del gas ( n). Cada experimento del Laboratorio virtual de química para gases, permite manipular tres de estas variables (las variables independientes) o cambiarlas y muestra el efecto sobre la variable restante (la variable dependiente). 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Ideal Gas Law (Ley de los gases ideales) de entre la lista de tareas. Abra Gases laboratory. 2. Use el experimento del globo ya fijado en el laboratorio para describir la relación entre la presión (P ) y el volumen (V ). Aumente y reduzca la presión con la palanca que se encuentra a la izquierda de la pantalla de cristal líquido (LCD) del controlador de presión para determinar su efecto sobre el volumen. ¿A qué conclusión puede usted llegar sobre el efecto de la presión sobre el volumen? Escriba una relación matemática empleando el símbolo de proporcionalidad ( ~ ).

3. Use este mismo experimento para describir la relación entre la temperatura ( T ) y el volumen aumentando y reduciendo la temperatura. ¿A qué conclusión puede llegar sobre el efecto de la temperatura en el volumen? Escriba una relación matemática empleando el símbolo de proporcionalidad ( ~ ).

4. Use este mismo experimento para describir la relación entre los moles de un gas y su volumen aumentando y reduciendo el número de moles ( n). ¿A qué conclusión puede llegar sobre el efecto de los moles en el volumen? Escriba una relación matemática empleando el símbolo de proporcionalidad ( ~ ).

5. Como el volumen es inversamente proporcional a la presión y directamente proporcional a la temperatura y los moles, podemos combinar estas tres relaciones en una sola proporcionalidad mostrando cómo V es proporcional a 1/ P, T y n.

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Escriba una proporción combinada para mostrar la relación entre el volumen y la presión, la temperatura y los moles.

6. Esta relación proporcional puede transformarse en ecuación matemática insertando una constante de proporcionalidad ( R) en el numerador del lado derecho. Escriba esta ecuación matemática y reordene dejando P del lado izquierdo junto con V.

7. Esta ecuación recibe el nombre de Ley de los gases ideales. Empleando los datos para volumen, temperatura, presión y moles de uno de los experimentos con gases, calcule el valor de R con unidades de L ?atm?K 21?mol 21. (Muestre todos sus cálculos y redondee con tres dígitos significativos).

8. Empleando la conversión entre atmósferas y mm Hg (1 atm 5 760 mm Hg), calcule el valor de R con unidades de L ?mm Hg?K 21?mol 21. (Muestre todos sus cálculos y redondee a tres dígitos significativos). 9. Empleando la conversión entre atmósferas y kPa (1 atm 5 101.3 kPa), calcule el valor de R con unidades de L ?kPa?K 21?mol 21. (Muestre todos sus cálculos y redondee a tres dígitos significativos).

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Ley de Dalton de las presiones parciales

5-5

Ley de Dalton de las presiones parciales

La ley de Dalton de las presiones parciales, nombrada así en honor a su descubridor John Dalton, describe el comportamiento de las mezclas de gases. Dice que la presión total del gas, P tot, es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas, o la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviese solo en el recipiente. En esta tarea usted se familiarizará más con la ley de Dalton. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Dalton’s Law of Parcial Pressures (Ley de Dalton de las presiones parciales) de entre la lista de tareas. Ahí abra Gases laboratory, verá un experimento de gases con ocho cilindros de gas a la derecha. Asegúrese de que el interruptor en la parte inferior derecha de la mesa de laboratorio esté fijado en gases ideales. Observe que cada uno de los gases ideales tiene distinto peso molecular. 2. Elija un cilindro de Gas ideal haciendo clic sobre la etiqueta blanca. Haga clic sobre la flecha roja que se encuentra sobre la válvula de bronce del cilindro hasta que el medidor lea 400. Agregue este gas ideal al globo, haciendo clic en el interruptor verde Open Valve (abrir válvula) una vez para agregar gas y nuevamente para detener el proceso. Agregue la cantidad de su elección, pero no llene demasiado el globo ya que tendrá que agregar otros dos gases más. Haga clic en Return Tank (devolver tanque). 3. Repita el paso #2 para dos gases ideales más de su elección. Tenga cuidado para que el globo no explote al agregar los gases. En caso de que el globo explote, haga clic sobre el botón Reset ubicado en la parte superior derecha de la cámara de gases y repita todas las etapas indicadas anteriormente para preparar el experimento. 4. Haga clic sobre el aparato experimental para lograr un acercamiento. A la izquierda encontrará cuatro pantallas de cristal líquido (LCD) de los controladores de volumen, presión, temperatura y número de moles. Usted puede modificar las unidades de volumen, presión y temperatura haciendo clic sobre el botón Units (unidades) en cada controlador. Bajo presión y número de moles están los números 1-8 que corresponden a los gases ideales 1-8. Los tres gases que eligió estarán iluminados. Al hacer clic sobre cada número iluminado, observará la presión o los moles de ese gas únicamente. Encuentre el número de gas ideal, el número de moles y la presión parcial de cada uno de los tres gases ideales elegidos y anótelos en la tabla de datos. Tabla de datos

número del gas ideal

moles (n)

presión parcial (P i)

5. Empleando la información de la tabla de datos, determine la presión total en el globo. 6. Haga clic en Total en el controlador de presión. Compare su respuesta con la de la pregunta #5 y la presión total en el medidor.

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Escriba ambas presiones a continuación y escriba una ecuación matemática para representar lo que aprendió acerca de la ley de Dalton.

7. Otra manera de expresar la ley de Dalton de las presiones parciales es con la expresión P i 5 xiP total donde P i es la presión parcial del gas i, xi es la fracción molar de ese gas en la mezcla de gases, y P total es la presión total. Verifique que esta relación sea válida usando los datos recopilados y anote sus resultados en la siguiente tabla. Tabla de datos

número del gas ideal

P i (calculado)

xi

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P i (medido)

Gases ideales versus gases reales

5-6

Gases ideales versus gases reales

A temperatura ambiente y presión normal atmosférica, los gases reales se comportan de manera similar a los gases ideales; sin embargo, los gases reales pueden desviarse significativamente del comportamiento de los gases ideales en condiciones extremas como altas presiones y temperaturas. No siempre es sencillo encontrar un método eficaz para mostrar la desviación del comportamiento de los gases reales respecto a la idealidad. Un método eficaz pero simple para observar estas desviaciones es calcular el valor de R, la constante de los gases ideales, para gases reales asumiendo que siguen la ley de los gases ideales y después comparar el valor de R con el valor real de 0.08205 L ?atm?°K21?mol21. En esta tarea, usted medirá P, V, T y n para diversos gases reales en condiciones distintas y después calculará el valor de R y lo comparará con su valor real. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Ideal vs. Real Gases (Gases ideales versus gases reales) de entre la lista de tareas. Abra Gases laboratory, ahí encontrará un globo lleno con 0.100 moles del gas ideal 1. 2. Haga clic sobre el botón Units (unidades) para modificar las unidades a L o mL para volumen, atm para presión y °K para temperatura. A la izquierda de la cámara de gases están pantallas de cristal líquido (LCD) de los controladores de volumen, presión, temperatura y moles. A la izquierda de las pantallas de cristal líquido (LCD) de los controladores de presión, temperatura y moles, hay una palanca que permite aumentar o reducir la presión, la temperatura o los moles al moverla hacia arriba o hacia abajo; el dígito cambia dependiendo de cuánto se mueva la palanca. También se pueden introducir dígitos directamente anotando el número deseado. Haciendo clic a la izquierda sobre el dígito más lejano se agrega la próxima cifra; por ejemplo, si tiene 1.7 atm puede hacer clic a la izquierda del 1 y anotar 2 para que sean 21.7 atm o puede hacer clic a la izquierda del 2 y anotar 5 para que sean 521.7 atm. El botón pequeño R en el extremo superior izquierdo redondeará el número. Si hace clic varias veces redondeará de unidades a decenas y a centenas. La flecha verde a la izquierda del botón Save (guardar) es un botón de alejamiento de la imagen (Zoom In). Si hace clic sobre Return Tank (devolver tanque) en el cilindro de gas devolverá el tanque al bastidor y podrá elegir otro gas. Haciendo clic sobre la parte frontal de la cámara de gases se producirá un acercamiento que le permitirá modificar parámetros. Tenga cuidado de no inflar demasiado el globo para que no estalle. Si lo hace, haga clic sobre el botón rojo Reset en la parte superior derecha y vuelva a fijar las unidades y valores de cada parámetro. Recuerde que el volumen debe estar en L. Si aparece mL, deberá transformarlo a L en sus cálculos. 3. Complete la tabla de datos para los siguientes gases y condiciones (todos con 0.100 moles): a. Gas ideal a T baja 5 10 °K, T alta 5 1000 °K, P baja 5 1 atm, P alta 5 15 atm b. Gas metano (CH4) a T baja 5 160 °K, T alta 5 400 °K, P baja 5 1 atm, P alta 5 15 atm c. Gas dióxido de carbono (CO 2) a T baja 5 250 °K, T alta 5 1000 °K, P baja 5 1 atm, P alta 5 15 atm Tabla de datos

gas ideal, T baja, P baja ideal, T baja, P alta

V (L)

P (atm)

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T (°K)

n (mol)


ideal, T alta, P baja ideal, T alta, P alta CH4, T baja, P baja CH4, T baja, P alta CH4, T alta, P baja CH4, T alta, P alta CO2, T baja, P baja CO2, T baja, P alta CO2, T alta, P baja CO2, T alta, P alta 4. Si PV = nRT entonces R = PV/nT . Complete la tabla de resultados para cada uno de los experimentos anteriores. Use cuatro cifras significativas. Tabla de resultados

gas ideal, T baja, P baja ideal, T baja, P alta ideal, T alta, P baja ideal, T alta, P alta CH4, T baja, P baja CH4, T baja, P alta CH4, T alta, P baja CH4, T alta, P alta CO2, T baja, P baja CO2, T baja, P alta CO2, T alta, P baja CO2, T alta, P alta

R calculada (L?atm?°K21?mol21)

5. ¿Qué gases y condiciones muestran desviación significativa respecto al valor actual de R? Explique su respuesta.

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Efecto de la masa sobre la presión

5-7

Efecto de la masa sobre la presión

Es necesario entender el factor presión como parte integral de la comprensión del comportamiento de los gases. La presión se define como la fuerza por unidad de área que ejerce un gas u otro medio. La presión del gas se ve afectada por muchas variables, como temperatura, presión externa, volumen, moles de gas y otros factores. En esta tarea se familiarizará con la presión y el efecto de agregar masa a un pistón sin fricción y sin masa. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione The Effect of Mass on Pressure (Efecto de la masa sobre la presión) de entre la lista de tareas. Ahí abra Gases laboratory. 2. Este experimento consta de un cilindro con un pistón que carece de fricción y de masa. Al iniciar el experimento, la cámara está llena con el gas elegido. Si hace clic sobre el botón Piston, el pistón se moverá sobre el cilindro atrapando el gas que está en su interior. Los moles de gas atrapadas en el cilindro y el volumen de gas se miden usando la pantalla de cristal líquido (LCD) del controlador para moles/volumen. Se puede ejercer presión sobre el gas en el cilindro ajustando la presión externa de la cámara y agregando masa a la parte superior del pistón (o P int 5 P masa 1 P ext donde P int es la presión interna o presión del gas en el cilindro, P masa es la presión que se ejerce sobre el gas al agregar peso al pistón, y P ext es la presión que se ejerce sobre el pistón debido al gas en la cámara). Si no hay masa en el pistón, entonces P int 5 P ext . 3. Haga clic sobre el botón verde que dice Piston para mover el pistón sobre el cilindro. Anote la masa (fuerza, en toneladas) y la presión interna (en psi) en la tabla de datos. 4. Haga clic sobre el sitio de las decenas para la masa y agregue 0.5 toneladas de masa al pistón. Anote la masa y la presión interna en la tabla de datos. Repita esto con 2.5 toneladas (el peso de un coche pequeño). Tabla de datos

masa (tons)

presión externa (psi)

presión interna calculada (psi)

presión interna medida (psi)

5. Ahora debe calcular la presión que ejerce 0.5 toneladas o P masa. Primero, convierta toneladas a psi (libras por pulgada cuadrada). ¿A cuántas libras equivalen 0.5 toneladas? El diámetro del pistón es 15 cm. ¿Cuál es su radio (en cm)?

1 pulgada = 2.54 cm. ¿Cuál es el radio del pistón en pulgadas?

El área del pistón circular se calcula como sigue A 5 pr 2. ¿Cuál es el área del pistón en pulgadas cuadradas (pulg 2 )?

123


La presión que ejerce sobre el pistón la masa agregada en libras por pulgada cuadrada (psi) puede determinarse dividiendo la masa en libras entre el área en pulgadas cuadradas. ¿Cuál es la presión ejercida por la masa agregada en psi?

La presión interna es la suma de la presión externa y la masa agregada. ¿Cuál es la presión interna calculada? Compare la respuesta calculada con la respuesta en el medidor de presión interna. ¿Son comparables?

6. Prediga la presión interna (en psi) al agregar 2.5 toneladas. ¿Cómo se calcula la respuesta comparada con el medidor de presión interna al agregar 2.5 toneladas de masa? Anote sus datos en la tabla de datos.

124

Clasificación de sales como ácidos y bases

6-1

Clasificación de sales como ácidos y bases

En esta tarea, se le pedirá que clasifique las soluciones acuosas de sales indicando si son ácidas, básicas o neutras. Esto se realiza más fácilmente identificando primero cómo afecta el catión y el anión al pH de la solución y después combinando los efectos. Tras predecir las propiedades ácido-base de estas sales, usted probará sus predicciones en el laboratorio. 1. Indique si las soluciones 0.1 M de cada una de las siguientes sales son ácidas, básicas o neutras. Explique su razonamiento en cada caso escribiendo una ecuación iónica neta balanceada para describir el comportamiento de cada sal no neutra en agua: NaCN, KNO 3 , NH 4Cl, NaHCO 3 y Na 3PO4.

NaCN:

KNO3:

NH4Cl:

NaHCO3:

Na3PO4:

Una vez predicha la naturaleza de cada solución salina, usted empleará el Laboratorio virtual de química para confirmar su predicción. Cada solución debe ser aproximadamente 0.1 M para que sus comparaciones sean válidas. La mayoría de las soluciones del almacén ya son aproximadamente 0.1 M. Es necesario preparar tres soluciones con sales sólidas. Una de estas soluciones salinas ya está preparada y se encuentra sobre la mesa del laboratorio lista para medirle el pH. 2. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Acid-Base Classifications of Salts (Clasificación de sales como ácidos y bases) de entre la lista de tareas. Ahí, abra Titrations laboratory. 3. Sobre la placa de agitación, encontrará un matraz con cloruro de amonio (NH 4Cl) 0.10 M ya preparada. El pHmetro ha sido calibrado y está dentro del vaso de precipitados. Anote el pH de la solución de NH 4Cl en la tabla de datos de la siguiente página. Al terminar, arrastre el matraz al recipiente rojo para desechos y arrastre el frasco de NH 4Cl al mostrador del almacén de reactivos.

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Química de ácidos-base

4. Haga clic sobre Stockroom para entrar al almacén de reactivos. Haga doble clic sobre el frasco de NH4Cl para regresarlo a la repisa y después haga doble clic sobre los frascos de NaHCO 3 y KNO3 para llevarlos a la mesa del almacén de reactivos. Regrese al laboratorio. 5. Abra el cajón de vasos de precipitados (haciendo clic sobre él) y arrastre un vaso a la luz que aparece junto a la Balance (balanza). Haga clic sobre el frasco de NaHCO 3 y arrástrelo para colocarlo en la luz cerca de la balanza. Haga clic en el área de la Balance (balanza) para un acercamiento. Coloque un papel para pesar sobre la balanza y tárela. Abra el frasco haciendo clic sobre la tapa ( Remove Lid). Tome la espátula y saque una muestra de sal arrastrando la espátula hasta la boca del frasco y deslizándola después por la parte frontal del mismo. Cada posición de la espátula en la parte frontal del frasco representa una muestra de distinto tamaño. Deslice la espátula hacia abajo desde la parte superior hasta la segunda posición (aproximadamente 0.20 g) y arrástrela hacia el papel para pesar que se encuentra en la balanza hasta que la misma quede en su sitio. Al liberar la espátula, la muestra se coloca sobre el papel para pesar. Ahora arrastre el papel para pesar de la balanza al vaso de precipitados hasta que quede en su sitio y vierta la sal al vaso de precipitados. Regrese al laboratorio y arrastre el vaso de precipitados a la placa de agitación. 6. Arrastre la probeta de 25 mL al lavamanos de forma que quede debajo del grifo de agua y manténgala allí hasta que se llene. Al llenarse, la probeta regresará automáticamente a la mesa de laboratorio y el programa simulador del laboratorio virtual indicará que la misma está llena si usted coloca el cursor sobre ella. Arrastre la probeta de 25 mL al vaso químico que está en la placa de agitación, para transferir su contenido al vaso. Coloque pHmetro en el vaso de precipitados y anote el valor del pH en la tabla de datos. Arrastre el vaso hacia el recipiente rojo para desechos, para descartar su contenido. Haga doble clic sobre el frasco de NaHCO 3 para llevarlo a la mesa del almacén de reactivos. Repita los pasos 5 y 6 para KNO 3. 7. Haga clic sobre Stockroom (almacén). Las soluciones almacenadas de NaCN y Na 3PO4 ya tienen una concentración aproximada de 0.1 M. Haga doble clic sobre cada frasco para llevarlos a la mesa y una vez que estén en la misma regrese al laboratorio. Usted puede verter una pequeña cantidad de estas soluciones en el vaso colocado en la placa de agitación y proceder a introducir el pHmetro en cada una de las soluciones señaladas anteriormente, justo al momento de hacer la medida del pH de cada una de ellas. Anote el pH de cada solución en la tabla de datos. Arrastre, al terminar cada medida, el vaso químico al recipiente rojo para desechos.¿Fueron correctas sus predicciones? Tabla de datos

solución NH4Cl NaHCO3 KNO3 NaCN Na3PO4

pH

ácida, básica o neutra

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Clasificación de soluciones salinas por su pH

6-2

Clasificación de soluciones salinas por su pH

En esta tarea se le pedirá que clasifique soluciones acuosas de ácidos, bases y sales de menor a mayor pH. Esto se realiza más fácilmente identificando primero los ácidos fuertes que tienen pH más bajo, las bases fuertes que tienen el pH más alto y las soluciones neutras que tienen pH cercano a 7. Los ácidos tendrán pH entre 1 y 6 y las bases entre 8 y 14. El orden exacto de los ácidos y bases se determina comparando las constantes de ionización ( K a para ácidos y K b para bases). Después de clasificar el pH de estas soluciones, usted procederá a probar sus predicciones en el laboratorio. 1. Ordene las siguientes soluciones de concentración 0.1 M de menor a mayor pH y diga por qué colocó cada solución en esa posición: NaCH 3COO, HCl, HCN, NaOH, NH 3 , NaCN, KNO 3 , H 2SO4 , NH 4Cl, H 2SO 3 , NaHCO 3 , Na 3PO4 y CH 3COOH . Por orden de aumento de pH:

Una vez predicha la naturaleza de cada solución salina, usted empleará el Laboratorio virtual de química para confirmar su predicción. Cada solución debe ser aproximadamente 0.1 M para que sus comparaciones sean válidas. La mayoría de las soluciones del almacén de reactivos ya tienen una concentración aproximada de 0.1 M. Será necesario diluir dos de las soluciones y tendrá que preparar tres soluciones a partir de sales sólidas. Una de estas soluciones salinas ya está preparada y se encuentra sobre la mesa del laboratorio lista para que le mida el pH. 2. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Ranking Salt Solutions by pH (Clasificación de soluciones salinas por su pH) de entre la lista de tareas. Una vez ahí, abra Titration laboratory. 3. Sobre la placa de agitación, encontrará un vaso de precipitados con cloruro de amonio (NH 4Cl) 0.10 M ya preparada. El pHmetro ha sido calibrado y está dentro del vaso de precipitados. Anote el pH de la solución de NH 4Cl en la tabla de datos de la siguiente página. Al terminar, arrastre el vaso al recipiente rojo para desechos y arrastre el frasco de NH 4Cl al mostrador del almacén de reactivos. 4. Haga clic sobre Stockroom para entrar al almacén de reactivos. Haga doble clic sobre el frasco de NH4Cl para regresarlo a la repisa y después haga doble clic sobre los frascos de NaHCO 3 y KNO3 para llevarlos a la mesa del almacén de reactivos. Regrese al laboratorio.

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5. Abra el cajón de vasos (haciendo clic sobre él) y arrastre un vaso a la luz que está encendida junto a la Balance (balanza). Haga clic sobre el frasco de NaHCO 3 y arrástrelo para colocarlo en la luz encendida cerca de la balanza. Haga clic en el área de la Balance (balanza) para un acercamiento. Coloque un papel para pesar sobre la balanza y ponga la balanza en cero. Abra el frasco haciendo clic sobre la tapa ( Remove Lid). Tome la espátula y saque una muestra de sal arrastrando la espátula al frasco y deslizándola después por la parte frontal del frasco hacia abajo. Cada posición de la espátula en la parte frontal del frasco representa una muestra de distinto tamaño. Deslice la espátula hacia abajo desde la parte superior hasta la segunda posición (aproximadamente 0.20 g) y arrástrela hasta el papel para pesar que está el platillo de la balanza hasta que quede en su sitio. Al liberar la espátula, la muestra se coloca sobre el papel para pesar. Ahora arrastre el papel para pesar de la balanza al vaso de precipitados hasta que quede en su sitio, después vierta la sal al vaso químico. Regrese al laboratorio y arrastre el vaso a la placa de agitación. 6. Arrastre la probeta de 25 mL al lavamanos y colóquela debajo del grifo de agua hasta que se llene. Al llenarse, regresará a la mesa de laboratorio e indicará que está llena si coloca el cursor sobre ella. Arrastre la probeta de 25 mL hasta el vaso que está en la placa de agitación y vacíela en el vaso. Coloque el pHmetro en el vaso químico y anote el pH en la tabla de datos. Arrastre el vaso químico al recipiente rojo para el descarte de los desechos. Haga doble clic sobre el frasco de NaHCO3 para llevarlo a la mesa del almacén de reactivos. Repita los pasos 5 y 6 para KNO 3. 7. Haga clic sobre Stockroom para entrar al almacén de rectivos. Haga doble clic sobre los frascos de NH3 y H2SO4 para llevarlos de la repisa a la mesa y regrese al laboratorio. Arrastre el frasco de NH3 a una de las tres luces que están encendidas sobre la mesa de laboratorio. Coloque un vaso del cajón sobre la placa de agitación. Arrastre el frasco de NH 3 a la probeta graduada de 5 mL (la más pequeña) que está junto al lavamanos y llénela colocando el frasco sobre ella. Ahora arrastre la probeta de 5 mL al vaso que está en la placa de agitación y agregue los 5 mL de NH 3. Agregue 20 mL de agua al vaso químico llenando la probeta de 10 mL y vertiéndola al vaso dos veces. Coloque el pHmetro en el vaso químico y anote el pH en la tabla de datos. Arrastre el vaso al recipiente rojo para colectar los desechos. Haga doble clic sobre el frasco de NH 3 para llevarlo de nuevo a la mesa. 8. Repita el paso 7 con H2SO4, excepto que debe usar una probeta de 10 mL para H 2SO4 y agregarle 15 mL de agua. 9. Cada una de las demás soluciones ya es aproximadamente 0.1 M. Puede verter una pequeña cantidad de estas soluciones en el vaso colocado sobre la placa de agitación y coloque el medidor de pH en la solución para medir su pH. Anote el pH de cada solución en la tabla de datos. Arrastre cada vaso al recipiente rojo para desechos al terminar de trabajar con cada uno de ellos. Debe determinar el pH para HCl, H 2SO3, CH3COOH (HAc), HCN, NaOH, NaCN, Na3PO4 y NaCH3COO(NaAc). Puede tomar dos frascos a la vez desde el almacén de reactivos. Tabla de datos solución NH4Cl NaHCO3 KNO3 NH3 H2SO4 HCl H2SO3

pH

solución CH3COOH (HAc) HCN NaOH NaCN NaCH3COO (NaAc) Na3PO4

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pH

Conceptos de titulaciones ácido-base

6-3

Conceptos de titulaciones ácido-base

Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. En una titulación ácido-base, esto se hace utilizando solución titulante de concentración conocida a un volumen conocido de analito. (La concentración de la solución titulante problema, también puede determinarse por titulación de un analito de concentración y volumen conocidos). Las curvas de titulación (gráficas de volumen contra pH) tienen formas características. La gráfica puede emplearse para determinar la fuerza o debilidad del ácido o base. El punto de equivalencia de la titulación o punto donde el analito ha sido completamente neutralizado por el titulante, se identifica por el punto donde el pH cambia con rapidez al adicionar un pequeño volumen de solución titulante. Se produce una subida o bajada profunda en este punto de la curva de titulación. También es común usar un indicador que cambie de color en o cerca del punto de equivalencia. En esta tarea usted observará la curva de titulación del ácido fuerte HCl con la base fuerte NaOH. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Concepts in Acid-Base Titrations (Conceptos de titulaciones ácido-base) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Titration laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Encontrará la bureta llena de NaOH. La posición horizontal de la manija anaranjada significa que la llave está cerrada. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta). Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. La posición vertical hace que la solución caiga más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de ella. Gire la llave hacia una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando el volumen llegue a 35 mL, haga doble clic sobre la llave para detener la titulación. Haga clic en Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta . Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio, haga clic sobre él para ver los datos. 3. El matraz contiene HCl 0.3000 M y la bureta contiene NaOH 0.3000 M. 4. Escriba una ecuación balanceada completa para reacción de neutralización entre HCl y NaOH. Puede responder las siguientes preguntas examinando las ventanas de Plot (gráfica) y Data Viewer (visor de datos). 5. ¿Qué pH y color tenía la solución al comenzar la titulación?

6. ¿Qué pH y color tenía la solución al finalizar la titulación?

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7. Examine la gráfica de pH contra volumen (línea azul). Dibuje la forma de la gráfica de titulación de pH contra volumen.

8. ¿Qué ocurre con el pH alrededor de 25 mL?

9. ¿Qué ocasionaría el cambio observado en la pregunta #4?

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Predicción del punto de equivalencia

6-4


Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. En una titulación ácido-base, esto se realiza adicionando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. Para que la titulación sea más eficaz y precisa, suele ser importante poder predecir su punto de equivalencia. En esta tarea, le darán HCl 0.3000 M y NaOH 0.3000 M, y predecirá el punto de equivalencia y después realizará la titulación para verificar su predicción. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Predicting the Equivalence Point (Predicción del punto de equivalencia) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Haga clic sobre la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta) para llevarla al frente. La bureta está llena con NaOH 0.3000 M. El matraz tiene 25.00 mL de HCl 0.3000 M. El pHmetro está encendido y ha sido calibrado. El indicador es verde de bromocresol. 3. Prediga el volumen (mL) de NaOH 0.3000 M necesario para titular 25.00 mL de HCl 0.3000 M hasta el punto de equivalencia.

4. Realice la titulación. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana de acercamiento a la bureta para poder guardar los datos de la titulación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando la línea azul de la ventana de gráfica (la curva de pH) comience a ascender, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. Mueva la llave una posición hacia abajo para agregar volumen gota a gota. Hay dos métodos para determinar el volumen en el punto de equivalencia: (1) detener la titulación (cerrar la llave) cuando ocurra un cambio de color, y después hacer clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos del laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Baje hasta el último dato introducido y anote el volumen en el punto de equivalencia. O bien (2) agregue gotas lentamente hasta pasar el punto de equivalencia y que el pH llegue aproximadamente a 12. Haga clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana de visor de datos. Haga clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) para copiar y pegar los datos a un programa de hoja de cálculo. Grafique la primera derivada del pH contra el volumen. El pico indicará el volumen en el punto de equivalencia, ya que en ese sitio el pH cambia más rápidamente al modificarse el volumen. 5. ¿Qué volumen de NaOH 0.3000 M se requirió en esta titulación para llegar al punto de equivalencia?

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6. Calcule el error porcentual del volumen predicho por la fórmula: |su respuesta predicha – su respuesta real| 3 100 % error = ____________________________________ su respuesta predicha % error = ____________________________________

Si desea repetir la titulación, haga clic en Exit (salir), seleccione este problema nuevamente en el libro de trabajo y repita el experimento.

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6-5


Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. En una titulación ácido-base, esto se realiza adicionando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. Para que la titulación sea más eficaz y precisa, a menudo es importante poder predecir el punto de equivalencia de la misma. En esta tarea, le darán HCl 0.1276 M y NaOH 0.1475 M, y predecirá el punto de equivalencia y después realizará la titulación para verificar su predicción. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Predicting the Equivalence Point (Predicción del punto de equivalencia) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Haga clic sobre la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta) para llevarla al frente. La bureta está llena con NaOH 0.1475 M. El matraz tiene 25.00 mL de HCl 0.1276 M. El pHmetro está encendido y ha sido calibrado. El indicador es el verde de bromocresol. 3. Prediga el volumen (mL) de NaOH 0.1475 M necesario para titular los 25.00 mL de HCl 0.1276 M hasta el punto de equivalencia.

4. Realice la titulación. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana de acercamiento a la bureta para poder guardar los datos de la titulación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando la línea azul de la ventana de gráfica (la curva de pH) comience a ascender, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. Mueva la llave una posición hacia abajo para agregar volumen gota a gota. Hay dos métodos para determinar el volumen en el punto de equivalencia: (1) Detener la titulación (cerrar la llave) cuando ocurra un cambio de color, y después hacer clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Baje hasta el último dato introducido y anote el volumen en el punto de equivalencia. O bien (2) agregue gotas lentamente hasta pasar el punto de equivalencia y que el pH llegue aproximadamente a 12. Haga clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana de visor de datos. Haga clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) para copiar y pegar los datos a un programa de hoja de cálculo. Grafique la primera derivada del pH contra el volumen. El pico indicará el volumen en el punto de equivalencia, ya que en ese sitio el pH cambia más rápidamente al modificarse el volumen. 5. ¿Qué volumen de NaOH 0.1475 M se requirió en esta titulación para llegar al punto de equivalencia?

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6-6


Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. En una titulación ácido-base, esto se realiza adicionando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. Para que la titulación sea más eficaz y precisa, a menudo es importante poder predecir el punto de equivalencia de la misma. En esta tarea, le darán CH3COOH (ácido acético o AcOH) 0.1033 M y NaOH 0.1104 M, y predecirá el punto de equivalencia y después realizará la titulación para verificar su predicción. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Predicting the Equivalence Point (Predicción del punto de equivalencia) de entre la lista de tareas. Ahí abrirá Titration laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Haga clic sobre la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta) para llevarla al frente. La bureta está llena con NaOH 0.1104 M. El matraz tiene 15.00 mL de AcOH 0.1033 M. El pHmetro está encendido y ha sido calibrado. El indicador es anaranjado de metilo. 3. Prediga el volumen (mL) de NaOH 0.1104 M necesario para titular los 15.00 mL de AcOH 0.1033 M hasta el punto de equivalencia.

4. Realice la titulación. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana de acercamiento a la bureta para poder guardar los datos de la titulación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando la línea azul de la ventana de gráfica (la curva de pH) comience a ascender, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. Mueva la llave una posición hacia abajo para agregar volumen gota a gota. Hay dos métodos para determinar el volumen en el punto de equivalencia: (1) Detener la titulación (cerrar la llave) cuando ocurra un cambio de color, y después hacer clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Baje hasta el último dato introducido y anote el volumen en el punto de equivalencia. O bien (2) agregue gotas lentamente hasta pasar el punto de equivalencia y que el pH llegue aproximadamente a 12. Haga clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana de visor de datos. Haga clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) para copiar y pegar los datos a un programa de hoja de cálculo. Grafique la primera derivada del pH contra el volumen. El pico indicará el volumen en el punto de equivalencia, ya que en ese sitio el pH cambia más rápidamente al modificarse el volumen. 5. ¿Qué volumen de NaOH 0.1104 M se requirió en esta titulación para llegar al punto de equivalencia?

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Constantes de ionización de ácidos débiles

6-7

Constantes de ionización de ácidos débiles

Un indicador ácido-base suele ser un ácido débil de color característico en sus formas protonada y no protonada. En esta tarea, usted verificará el color de una solución de ácido acético que contiene verde de bromocresol (Bromocresol Green) como indicador, a medida que el pH cambia y después estimará la constante de ionización, K a, para el indicador. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Ionization Constants of Weak Acids (constantes de ionización de ácidos débiles) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. Encontrará frascos de NaOH 0.1104 M y AcOH (ácido acético) 0.1031 M sobre la mesa de laboratorio. La bureta estará llena con solución de NaOH y habrá un matraz que contiene 10.00 mL de solución de AcOH sobre la placa de agitación, la cual estará encendida. Se habrá agregado indicador verde de bromocresol al vaso químico y habrá un pHmetro en él para verificar el pH de la solución. 2. ¿Cuál es el color y el pH de la solución? 3. En la bureta, la posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En la posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso (lento gota a gota, rápido gota a gota y corriente lenta). Gire la llave a la segunda posición o adición rápida gota a gota. Observe el color de la solución y cierre la llave cuando el color se haga verde haciendo doble clic sobre el centro de la llave de la bureta. 4. ¿De qué color es la solución y qué pH se tiene? 5. Continúe agregando NaOH como antes o a velocidad más rápida. ¿Cuál es el color final de la solución?

6. Un indicador ácido-base suele ser un ácido débil de color característico en sus formas protonada y no protonada. Como el verde de bromocresol es un ácido, es conveniente representar su fórmula bastante compleja como HBCG. El HBCG se ioniza en agua según la siguiente ecuación: –

+

HBCG + H 2O = BCG + H3O (amarillo) (azul)

La expresión para K a (la constante de equilibrio del ácido) es:

[BCG ][H O ] = −

K a

+

3

[HBCG]

Cuando [BCG 2] 5 [HBCG], entonces K a 5 [H3O1]. Si se conoce el pH de la solución, entonces se puede determinar [H 3O1] y K a. ¿Cuál sería el color de la solución si hubiera concentraciones iguales de HBCG y BCG –?

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7. ¿Cuál es el pH cuando aparece este color por primera vez?

8. ¿Cuál es la estimación para K a para el verde de bromocresol?

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Titulación ácido-base: práctica

6-8

Titulación ácido-base: práctica

Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. En una titulación ácido-base, esto se realiza adicionando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. En esta tarea, usted titulará con una solución de NaOH 0.3000 M 25 mL de HCl 0.3000 M. Aunque en este caso se conoce la concentración de NaOH y de HCl, le servirá de práctica para realizar una titulación y calcular la concentración del analito, que en este caso es HCl. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Acid-Base Titration: Practice (Titulación ácido-base: práctica) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Haga clic sobre la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta) para llevarla al frente. La bureta está llena con NaOH 0.3000 M. El matraz tiene 25.00 mL de HCl 0.3000 M. El pHmetro está encendido y ha sido calibrado. El indicador es verde de bromocresol. 3. Realice la titulación. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana de acercamiento a la bureta para poder guardar los datos de la titulación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando la línea azul de la ventana de gráfica (la curva de pH) comience a ascender, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. Mueva la llave una posición hacia abajo para agregar volumen gota a gota. Hay dos métodos para determinar el volumen en el punto de equivalencia: (1) Detener la titulación (cerrar la llave) cuando ocurra un cambio de color, y después hacer clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos del laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Baje hasta el último dato introducido y anote el volumen en el punto de equivalencia. O bien (2) agregue gotas lentamente hasta pasar el punto de equivalencia y que el pH llegue aproximadamente a 12. Haga clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta . Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos del laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana de visor de datos. Haga clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) para copiar y pegar los datos a un programa de hoja de cálculo. Grafique la primera derivada del pH contra el volumen. El pico indicará el volumen en el punto de equivalencia, ya que en ese sitio el pH cambia más rápidamente al modificarse el volumen. 4. ¿Qué volumen de NaOH 0.3000 M se requirió en esta titulación para llegar al punto de equivalencia? 5. Calcule la molaridad del HCl usando 25.00 mL de solución de HCl y el volumen de NaOH 0.3000 M de la titulación.

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6. Recuerde que la concentración de la solución de HCl es 0.3000 M. Calcule el error porcentual por la fórmula: |su respuesta calculada – su respuesta real| 3 100 % error = ____________________________________ su respuesta predicha predicha % error = ____________________________________

Si desea repetir la titulación, haga haga clic en Exit (salir), seleccione este problema nuevamente en el libro de trabajo y repita el experimento.

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Titulación ácido-base. Problema: concentración desconocida de HCl

6-9

Titulación ácido-base. Problema: concentración desconocida de HCl

Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. En una titulación ácido-base, esto se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. En esta tarea, usted empleará una solución de NaOH 0.2564 M para titular 25 mL de HCl de concentració concentraciónn problema y calculará la concentración concentrac ión de la solución de HCl. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Acid-Base Titration: Unknown HCl (Titulación ácido-base. Problema: concentración desconocida del HCl) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Haga clic sobre la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta) para llevarla al frente. La bureta está llena ll ena con NaOH 0.2564 M. El matraz tiene 25.00 mL de HCl problema. El pHmetro está encendido y ha sido calibrado. El indicador es verde de bromocresol. 3. Realice la titulación. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana de acercamiento a la bureta para poder guardar los datos de la titulación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale s ale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando la línea azul de la ventana de gráfica (la curva de pH) comience a ascender, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. Mueva la llave una posición hacia abajo para agregar volumen gota a gota. Hay dos métodos para determinar el volumen volumen en el punto punto de equivalencia: (1) Detener Detener la titulación (cerrar la llave) cuando ocurra un cambio de color, y después hacer clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos del laboratorio laboratorio.. Haga clic sobre él para abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Baje hasta el último dato introducido y anote el volumen en el punto de equivalencia. O bien (2) agregue gotas lentamente hasta pasar el punto de equivalencia y que el pH llegue aproximadamente a 12. Haga clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos del laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana de visor de datos. Haga clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) para copiar y pegar los datos a un programa de hoja de cálculo. Grafique la primera derivada del pH contra el volumen. El pico indicará el volumen en el punto de equivalencia, ya que en ese sitio el pH cambia más rápidamente al modificarse el volumen. 4. ¿Cuál es el número de la muestra de su problema? 5. ¿Qué volumen de NaOH 0.2564 M se requirió en esta titulación para llegar al punto de equivalencia?

6. Calcule la molaridad del HCl usando 25.00 mL de solución de HCl y el volumen de NaOH 0.2564 M de su titulación.

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Titulaciones ácido-base: ácidos monopróticos

6-10 Titulaciones ácido-base: ácidos monopróticos monopróticos Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. En una titulación ácido-base, esto se realiza utilizando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. (También se puede determinar la concentración de la solución titulante problema, mediante titulación con un analito de concentración y volumen conocidos). Las curvas de titulación (gráficas de volumen contra pH) tienen formas características. características. La gráfica puede emplearse para determinar si el ácido o base es fuerte o débil. El punto de equivalencia de la titulación, en el cual el analito ha sido neutralizado totalmente por la solución titulante, se identifica por el punto donde cambia el pH con rapidez al adicionar un pequeño volumen de solución titulante. En esta tarea, usted observará esta curva de titulación del ácido fuerte HCl con la base fuerte NaOH. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Study of Acid-Base Titrations — Monoprotic Acids (Estudio de titulaciones ácido-base – ácidos monopróticos) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. La bureta estará llena con NaOH y habrá 25.00 mL de HCl en el matraz con indicador verde de bromocresol. Haga Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta). La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando Cuando el volumen llegue a 35 mL, haga doble clic sobre la llave para detenerla. Haga clic sobre Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta . Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio laboratorio.. Haga clic sobre él para ver los datos de la titulación. Si necesita repetir la titulación, haga clic en Stockroom para entrar al almacén de reactivos, haga clic sobre el block de notas, y seleccione el Experimento fijo #1 ácido fuerte-base fuerte. 3. El matraz contiene HCl 0.3000 M y la bureta contiene contiene NaOH 0.3000 M. Escriba una ecuación balanceada completa para la reacción de neutralización entre HCl y NaOH.

Puede responder las siguientes preguntas examinando la ventana de Plot (gráfica) y la ventana Data Viewer (visor de datos). 4. ¿Cuál era el pH y el color de la solución al comenzar la titulación? 5. ¿Cuál era el pH y el color de la solución al finalizar la titulación?

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6. Examine la gráfica de pH contra volumen (línea azul) y dibuje la curva de titulación a continuación.

7. ¿Qué ocurre con el pH alrededor de 25 mL y qué ocasiona esto?

8. Examine la gráfica de conductividad contra volumen (línea roja) y dibuje la curva de titulación en la gráfica de más arriba. 9. ¿Qué ocurre con la conductividad durante la titulación?

10. ¿Qué provocaría el cambio observado en la pregunta #9?

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Titulaciones de un ácido débil con una base fuerte

6-11 Titulaciones de un ácido débil con una base fuerte Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. Una titulación ácido-base, se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. Las curvas de titulación (gráficas de volumen contra pH) tienen formas características. El punto de equivalencia de la titulación, en el cual el analito ha sido neutralizado totalmente por la solución titulante, se identifica por el punto donde cambia el pH con rapidez al agregar un pequeño volumen de solución titulante. En esta tarea, usted observará la curva de titulación de un ácido débil CH 3COOH (ácido acético) con la base fuerte NaOH. Además, de poder predecir el pH en el punto de equivalencia, validará su predicción experimentalmente, y calculará la constante de equilibrio para la reacción de neutralización. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Weak Acid-Strong Base Titrations (Titulaciones de un ácido débil con una base fuerte) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. La bureta estará llena con NaOH y habrá 25.00 mL de CH 3COOH en un matraz con fenolftaleína como indicador. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta). La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando el volumen llegue a 40 mL, haga doble clic sobre la llave para detener la titulación. Haga clic sobre Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para ver los datos. Si necesita repetir la titulación, haga clic en Stockroom para entrar al almacén de reactivos, haga clic sobre el block de notas, y seleccione el Experimento fijo #3 ácido débil-base fuerte. 3. El vaso químico contiene CH 3COOH 0.1894 M y la bureta contiene NaOH 0.2006 M. Escriba una ecuación balanceada completa para la reacción de neutralización entre CH 3COOH y NaOH y después escriba una ecuación iónica neta balanceada para esta reacción química.

Puede responder las siguientes preguntas examinando la ventana de Plot (gráfica) y la ventana Data Viewer (visor de datos), y la ecuación iónica neta balanceada. 4. Indique las especies presentes en el punto de equivalencia y prediga si el pH en el punto de equivalencia será pH >7, pH <7 o pH 7. Explique por qué realizó esta predicción. ≈

5. Examine la gráfica de pH contra volumen (línea azul) y dibuje la curva de titulación en la siguiente página. Marque el punto de equivalencia como parte intermedia entre el “hombro”

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superior y el inferior de la curva. Según su gráfica, ¿cuál es el pH en el punto de equivalencia? ¿Cómo se compara esto con el pH que predijo?

6. Calcule el valor de la constante de equilibrio para la ecuación iónica neta balanceada para la titulación de ácido débil con base fuerte.

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Titulaciones de un ácido fuerte con una base débil

6-12 Titulaciones de un ácido fuerte con una base débil Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. Una titulación ácido-base, se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. Las curvas de titulación (gráficas de volumen contra pH) tienen formas características. El punto de equivalencia de la titulación, en el cual el analito ha sido neutralizado totalmente por la solución titulante, se identifica por el punto donde cambia el pH con rapidez al agregar un pequeño volumen de solución titulante. En esta tarea, usted observará la curva de titulación de un ácido fuerte HCl con la base débil bicarbonato de sodio (NaHCO 3). Además, de predecir el pH en el punto de equivalencia, validará su predicción experimentalmente, y calculará la constante de equilibrio para la reacción de neutralización. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Strong Acid-Weak Base Titrations (Titulaciones de un ácido fuerte con una base débil) de entre la lista de tareas. Ahí, abra Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. La bureta estará llena con HCl y habrá 25.00 mL de NaHCO 3 en un matraz con naranja de metilo como indicador. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta). La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando el volumen llegue a 40 mL, haga doble clic sobre la llave para detener la titulación. Haga clic sobre Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para ver los datos. Si necesita repetir la titulación, haga clic en Stockroom para entrar al almacén de reactivos, haga clic sobre el block de notas, y seleccione el Experimento fijo #5 ácido fuerte-base débil. 3. El matraz contiene NaHCO 3 0.40 M y la bureta contiene HCl 0.30 M. Escriba una ecuación balanceada completa para la reacción de neutralización entre HCl y NaHCO 3 y después escriba una ecuación iónica neta balanceada para esta reacción química.


5. Examine la gráfica de pH contra volumen (línea azul) y dibuje la curva de titulación en la siguiente página. Marque el punto de equivalencia como parte intermedia entre el “hombro” superior y el inferior de la curva. Según su gráfica, ¿cuál es el pH en el punto de equivalencia? ¿Cómo se compara esto con el pH que predijo?

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6. Calcule el valor de la constante de equilibrio para la ecuación iónica neta balanceada para la titulación de ácido fuerte con base débil.

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Titulaciones de un ácido débil con una base débil

6-13 Titulaciones de un ácido débil con una base débil Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. Una titulación ácido-base, se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. Las curvas de titulación (gráficas de volumen contra pH) tienen formas características. El punto de equivalencia de la titulación, en el cual el analito ha sido neutralizado totalmente por la solución titulante, se identifica por el punto donde cambia el pH con rapidez al agregar un pequeño volumen de solución titulante. En esta tarea, usted observará la curva de titulación de un ácido débil CH 3COOH (ácido acético) con la base débil NH 3. Además, de poder predecir el pH en el punto de equivalencia, validará su predicción experimentalmente, y calculará la constante de equilibrio para la reacción de neutralización. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Weak Acid-Weak Base Titrations (Titulaciones de un ácido débil con una base débil) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. La bureta estará llena con NH 3 y habrá 50.00 mL de CH 3COOH en el matraz con morado de bromocresol como indicador. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta). La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando el volumen llegue a 25 mL, haga doble clic sobre la llave para detener la titulación. Haga clic sobre Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para ver los datos. Si necesita repetir la titulación, salga del laboratorio y seleccione Weak Acid-Weak Base Titrations (Titulaciones de un ácido débil con una base débil) de la lista de tareas. 3. El matraz contiene CH3COOH 0.1033 M y la bureta contiene NH 3 0.4949 M. Escriba una ecuación balanceada completa para la reacción de neutralización entre CH 3COOH y NH 3 .


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5. Examine la gráfica de pH contra volumen (línea azul) y dibuje la curva de titulación en la siguiente página. Marque el punto de equivalencia como parte intermedia entre el “hombro” superior y el inferior de la curva. Según su gráfica, ¿cuál es el pH en el punto de equivalencia? ¿Cómo se compara esto con el pH que predijo?

6. Calcule el valor de la constante de equilibrio para la ecuación iónica neta balanceada para la titulación de ácido débil con base débil.

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Estudio de titulaciones ácido-base – ácidos polipróticos

6-14 Estudio de titulaciones ácido-base – ácidos polipróticos Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. Una titulación ácido-base, se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. (También se puede determinar la concentración de la solución titulante problema, mediante titulación con un analito de concentración y volumen conocidos). Las curvas de titulación (gráficas de volumen contra pH) tienen formas características. La gráfica puede emplearse para determinar si el ácido o la base son fuertes o débiles. El punto de equivalencia de la titulación, en el cual el analito ha sido neutralizado por el titulante, se identifica por el punto donde cambia el pH con rapidez al agregar un pequeño volumen de solución titulante. Para ácidos polipróticos, hay puntos de equivalencia múltiples. En esta tarea, observará esta curva de titulación del ácido débil H 2SO3 con la base fuerte NaOH. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Study of Acid-Base Titrations — Polyprotic Acids (Estudio de titulaciones ácido-base – ácidos polipróticos) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. La bureta estará llena con NaOH y habrá 25.00 mL de H2SO3 en un matraz con el indicador azul de timol. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta). La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando el volumen llegue a 40 mL, haga doble clic sobre la llave para detenerla. Haga clic sobre Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para ver los datos de la titulación. Si necesita repetir la titulación, haga clic en Stockroom para entrar al almacén de reactivos, haga clic sobre el block de notas, y seleccione el Experimento fijo #7 ácido poliprótico-base fuerte. 3. El matraz contiene H2SO3 0.2556 M y la bureta contiene NaOH 0.3106 M. Escriba una ecuación balanceada completa para la reacción de neutralización en dos pasos entre H 2SO 3 y NaOH.

Puede responder las siguientes preguntas examinando la ventana de Plot (gráfica) y la ventana Data Viewer (visor de datos). 4. ¿Cuál era el pH y el color de la solución al comenzar la titulación? 5. ¿Cuál era el pH y el color de la solución al finalizar la titulación? ¿Ocurrió algún otro cambio adicional de color durante la titulación? 6. Examine la gráfica de pH contra volumen (línea azul) y dibuje la curva de titulación en la siguiente página.

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7. ¿Qué ocurre con el pH alrededor de 16 y 32 mL? ¿Qué ocasiona que ocurra esto en cada caso?

8. Examine la gráfica de conductividad contra volumen (línea roja) y dibuje la curva de titulación en la gráfica de más arriba. 9. ¿Qué ocurre con la conductividad durante la titulación?

10. ¿A qué se deberá el cambio observado en la pregunta #10?

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Estandarización ácido-base

6-15 Estandarización ácido-base Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. En una titulación ácido-base, esto se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. (También se puede determinar la concentración del titulante problema, mediante titulación con un analito de concentración y volumen conocidos). Las curvas de titulación (gráficas de volumen contra pH) tienen formas características. La gráfica puede emplearse para determinar si el ácido o base es fuerte o débil. El punto de equivalencia de la titulación, en el cual el analito ha sido neutralizado por el titulante, se identifica por el punto donde cambia el pH con rapidez al adicionar un pequeño volumen de titulante. En esta tarea, usted determinará la molaridad de una solución problema de NaOH titulándola con un estándar primario, el ftalato ácido de potasio (KHP). 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Acid-Base Standardization (Estandarización de ácidos y bases) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Haga clic sobre el cajón de Beakers (matraces) y coloque un matraz en la luz encendida junto a la balanza. Haga clic en el área de la Balance (balanza), para un acercamiento abra el frasco de KHP haciendo clic sobre la tapa ( Remove Lid). Arrastre el matraz a la balanza para colocarlo sobre el platillo y ponga en cero la balanza presionando la tecla Tare . Tome la espátula y saque algo de muestra arrastrando la espátula hasta la boca del frasco y después deslizando la espátula por la parte frontal del frasco. Al deslizar la espátula por la parte frontal del frasco, usted recogerá diferentes cantidades de sólido. Elija la muestra más grande posible y arrastre la espátula al matraz que está en la balanza hasta que quede en su sitio y después déjela ahí para descargar su contenido. Repita esto otra vez para colocar con la espátula (aproximadamente 2 g) de KHP en el matraz. Anote el peso de la muestra en la tabla de datos de la siguiente página y regrese al laboratorio. 3. Arrastre el matraz de la balanza al lavamanos y manténgalo debajo del grifo para agregar una pequeña cantidad de agua. Colóquelo sobre la placa de agitación y arrastre el pHmetro al matraz. Agregue Phenolphthalein (fenolftaleína) como indicador. 4. La bureta está llena con NaOH. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta) para poder guardar los datos de la titulación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando la línea azul comience a ascender, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. Mueva la llave una posición hacia abajo para agregar el volumen gota a gota. Existen dos métodos para determinar el volumen en el punto de equivalencia: (1) Detener la titulación cuando ocurra un cambio de color. Hacer clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Baje hasta el último dato introducido y anote el volumen en el punto de equivalencia. O bien (2) agregue gotas lentamente hasta pasar el punto de equivalencia y que el pH llegue aproximadamente a 12. Haga clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana de visor de datos. Haga clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) para copiar y

153


pegar los datos a un programa de hoja de cálculo. Grafique la primera derivada del pH contra el volumen. El pico indicará el volumen en el punto de equivalencia, ya que en ese sitio el pH cambia más rápidamente al modificarse el volumen. Repita por lo menos dos veces más registrando los datos en la tabla de datos. No olvide volver a llenar la bureta con NaOH y colocar el pHmetro y el indicador en el matraz en cada ocasión. El peso molecular de KHP es 204.22 g/mol. Problema # _______________ Tabla de datos

prueba 1 2 3 4 5

peso de KHP (g)

volumen de NaOH (mL)

molaridad de NaOH (mol/L)

5. Escriba una ecuación química balanceada para la reacción de KHP y NaOH. 6. ¿Cuál es la molaridad promedio del problema de NaOH para sus tres titulaciones más cercanas?

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Análisis de polvo para hornear

6-16 Análisis de polvo para hornear Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. En una titulación ácido-base, esto se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. (También se puede determinar la concentración de la solución titulante problema, mediante titulación con un analito de concentración y volumen conocidos). Las curvas de titulación (gráficas de volumen contra pH) tienen formas características. La gráfica puede emplearse para determinar si el ácido o base es fuerte o débil. El punto de equivalencia de la titulación, en el cual el analito ha sido neutralizado por el titulante, se identifica por el punto donde cambia el pH con rapidez al agregar un pequeño volumen de titulante. En esta tarea, usted determinará el % en peso para una muestra problema de polvo para hornear (NaHCO3), titulándola con una solución de HCl de concentración conocida. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Analysis of Baking Soda (Análisis de polvo para hornear) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory, encontrará un matraz sobre la placa de agitación con 1.5000 g de NaHCO 3 sólido impuro y suficiente agua para un volumen total de 25.00 mL. También se habrá agregado indicador naranja de metilo al matraz, y un pHmetro calibrado. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo y haga clic sobre la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta) y la ventana de medidor de pH para ll evarlos al frente. La bureta está llena con HCl 0.3015 M. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana de acercamiento a la bureta para poder guardar los datos de la titulación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave de la bureta está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando la línea azul comience a girar hacia abajo, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. Mueva la llave una posición hacia abajo para agregar el volumen gota a gota. Existen dos métodos para determinar el volumen en el punto de equivalencia: (1) Detener la titulación cuando ocurra un cambio de color. Hacer clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Baje hasta el último dato introducido y anote el volumen en el punto de equivalencia en la tabla de datos más abajo. O bien (2) agregue gotas lentamente hasta pasar el punto de equivalencia y que el pH llegue aproximadamente a 2. Haga clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana de visor de datos. Haga clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) para copiar y pegar los datos a un programa de hoja de cálculo. Grafique la primera derivada del pH contra el volumen. El pico indicará el volumen en el punto de equivalencia, ya que en ese sitio el pH cambia más rápidamente al modificarse el volumen. Muestra problema # _____________ Tabla de datos

peso de la muestra problema (g)

volumen de HCl (mL)

155

molaridad de HCl (mol/L)


3. Escriba una ecuación química balanceada para la reacción entre NaHCO 3 y HCl. 4. Calcule los moles de HCl multiplicando el volumen de HCl en litros con la molaridad de HCl en mol/L. (Mantenga cuatro cifras significativas en todos los cálculos). 5. Los moles de HCl pueden transformarse en moles de NaHCO 3 usando los coeficientes de la ecuación balanceada. ¿Cuál es la proporción mol a mol de HCl respecto a NaHCO 3? ¿Cuántos moles de NaHCO 3 están presentes en la muestra? 6. Calcule los gramos de NaHCO 3 multiplicando los moles de NaHCO 3 por el peso molecular de NaHCO 3 (84.007 g/mol). 7. El % en masa de NaHCO 3 presente en la muestra puede calcularse dividiendo la masa de NaHCO3 de la pregunta #6 entre la masa de la muestra tomada de la tabla de datos y multiplicando por 100. ¿Cuál es el % en masa de NaHCO 3?

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Estudio de titulaciones óxido-reducción

7-1

Estudio de titulaciones óxido-reducción

Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. Esto se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. (También se puede determinar la concentración de la solución titulante problema mediante titulación con un analito de concentración y volumen conocidos). En las titulaciones óxido-reducción (redox), el voltaje resultante de la mezcla de un oxidante con un reductor puede medirse mientras se realiza la titulación. El punto de equivalencia de la titulación, o punto donde el analito ha sido neutralizado totalmente por el titulante, se identifica como el punto donde el voltaje cambia más rápido al agregar un pequeño volumen de la solución titulante. En esta tarea, usted observará la curva de titulación de FeCl 2 con KMnO4. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Study of Oxidation-Reduction Titrations (Estudio de titulaciones óxido-reducción) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. 2. La bureta estará llena con KMnO 4 y habrá en el matraz una solución que contiene FeCl 2 sobre la placa de agitación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave de la bureta está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical el volumen sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando el volumen llegue a 45 mL, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. 3. Examine la gráfica de voltaje contra volumen (línea azul) y dibuje la curva de titulación a continuación. Marque los ejes.

4. Escriba una ecuación iónica completa balanceada para la reacción en solución ácida de FeCl 2 y KMnO4 (Fe 21 se transforma en Fe 31 y MnO42 se transforma en Mn 21 ).

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Electroquímica

5. El potencial de reducción de Fe21 es 0.732 volts, y el potencial de reducción de MnO 42 en solución ácida es 1.507 volts. Si se titula KMnO4 con FeCl 2 , ¿qué ocurre con el voltaje de la solución al comenzar la titulación y a medida que procede hasta el final?

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Estandarización de una solución de permanganato

7-2

Estandarización de una solución de permanganato

Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. Esto se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. (También se puede determinar la concentración de la solución titulante problema mediante titulación con un analito de concentración y volumen conocidos). En las titulaciones óxido-reducción (redox), el voltaje resultante de la mezcla de un oxidante con un reductor puede medirse mientras se realiza la titulación. El punto de equivalencia de la titulación, o punto donde el analito ha sido neutralizado totalmente por el titulante, se identifica como el punto donde el voltaje cambia más rápido al agregar un pequeño volumen de la solución titulante. En esta tarea, usted determinará la molaridad desconocida de una solución problema de KMnO4 titulando con un estándar primario de As 2O3 sólido. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Standardization of a Permanganate Solution (Estandarización de una solución de permanganato) de entre la lista de tareas. Ahí, abra Titrations laboratory. 2. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Haga clic sobre el cajón de Beakers (matraces) y coloque un matraz en la luz que está encendida junto a la balanza. Haga clic en el área de la Balance (balanza), para un acercamiento. Abra el frasco de As 2O3 haciendo clic sobre la tapa (Remove Lid). Arrastre el matraz a la balanza para colocarlo sobre el platillo y ponga en cero la lectura de la balanza. Tome la espátula y saque algo de muestra arrastrando la espátula hasta la boca del frasco y después deslizando la espátula por la parte frontal del frasco. Al deslizar la espátula por la parte frontal del frasco, usted recogerá diferentes cantidades de sólido. Elija el segundo tamaño de muestra desde la parte superior y arrastre la espátula sobre el vaso químico que está sobre la balanza hasta que quede en su sitio y después déjela ahí para descargar su contenido. Tendrá aproximadamente 0.1 g de As 2O3 en el vaso químico. Anote el peso de la muestra en la tabla de datos de la siguiente página y regrese al laboratorio. 3. Arrastre el matraz de la balanza al lavamanos y manténgalo debajo del grifo de agua para agregar una pequeña cantidad de agua. Colóquelo sobre la placa de agitación y agregue el voltímetro al matraz. 4. La bureta estará llena con una solución de KMnO 4 de concentración desconocida. Encontrará también un frasco de permanganato sobre la mesa de laboratorio. Anote el número de muestra problema. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana Buret Zoom View (acercamiento a la bureta) para poder guardar los datos de la titulación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando la línea azul comience a ascender, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. Mueva la llave una posición hacia abajo para agregar el volumen gota a gota. Hay dos métodos para determinar el volumen en el punto de equivalencia: (1) detener la titulación cuando ocurra un cambio de color. Hacer clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos del laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Baje hasta el último dato introducido y anote el volumen en el punto de equivalencia. O bien (2) agregue gotas lentamente pasando el punto de equivalencia hasta que el voltaje alcance un máximo y después se nivele. Haga clic sobre el botón Stop en la ventana de acercamiento a la bureta. Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para

159

Electroquímica

abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Haga clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) para copiar y pegar los datos a un programa de hoja de cálculo. Grafique la primera derivada de voltaje contra volumen. El pico indicará el volumen en el punto de equivalencia, ya que en ese sitio el voltaje cambia más rápidamente al modificarse el volumen. Para repetir la titulación, arrastre el matraz al recipiente rojo para desechos, mueva un nuevo matraz del cajón llevándolo a la balanza y repita el procedimiento. No olvide volver a llenar la bureta con KMmO 4 y colocar el voltímetro en el vaso de precipitados en cada ocasión. El peso molecular de As2O3 es 197.84 g/mol. Problema # ______________ Tabla de datos

prueba 1 2 3 4 5

peso de As2O3 (g)

volumen de KMnO4 (mL)

molaridad de KMnO4 (mol/L)

5. Al agregar agua, As2O3 se transforma en H 3AsO3. Durante la titulación H 3AsO3 se oxida a H3AsO4 y MnO4– se reduce a Mn2+. Escriba una ecuación iónica completa balanceada para la reacción.

6. Utilizando la información de la tabla de datos, calcule la molaridad de la solución de permanganato. (Observe que 1 mol de As 2O 3 sólido se transforma en 2 moles de H 3 AsO 3 al disolverse en agua).

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Análisis de una muestra de cloruro ferroso

7-3

Análisis de una muestra de cloruro ferroso

Las titulaciones constituyen un método para medir cuantitativamente la concentración de una solución problema. Esto se realiza agregando una solución titulante de concentración conocida a un analito de volumen conocido. (También se puede determinar la concentración de la solución titulante problema mediante titulación con un analito de concentración y volumen conocidos). En las titulaciones óxidoreducción (redox), el voltaje resultante de la mezcla de un oxidante con un reductor puede medirse mientras se realiza la titulación. El punto de equivalencia de la titulación, o punto donde el analito ha sido neutralizado totalmente por la solución titulante, se identifica como el punto donde el voltaje cambia más rápido al agregar un pequeño volumen de titulante. En esta tarea, usted determinará el porcentaje (%) en peso de una muestra problema de cloruro de hierro(II) (FeCl 2) titulándola con una solución de permanganato de potasio (KMnO 4) de concentración conocida. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Analysis of a Ferrous Chloride Sample (Análisis de una muestra de cloruro ferroso) de entre la lista de tareas. Ahí abra Titrations laboratory. 2. Anote el número de muestra problema de FeCl2 en la tabla de datos de la siguiente página. Haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) para abrirlo. Haga clic sobre el cajón de Beakers (matraces) y coloque un matraz en la luz que está encendida junto a la balanza. Haga clic en el área de la Balance (balanza) para un acercamiento, abra el frasco del problema FeCl 2 haciendo clic sobre la tapa ( Remove Lid). Arrastre el matraz a la balanza para colocarlo sobre el platillo y ponga en cero la balanza. Tome la espátula y saque algo de muestra arrastrando la espátula hasta la boca del frasco y después deslizando la espátula por la parte frontal del frasco. Al deslizar la espátula por la parte frontal del frasco, recogerá diferentes cantidades de sólido. Elija el segundo tamaño de muestra desde la parte superior y arrastre la espátula hasta el matraz que está sobre la balanza hasta que quede en su sitio y después déjela ahí para depositar su contenido. Repita esto de nuevo para tener aproximadamente 2 g de problema en el matraz. Anote el número del problema y el peso de la muestra en la tabla de datos. (Tendrá que arrastrar el frasco de FeCl 2 al frente de la mesa de laboratorio para ver el número de problema). Regrese al laboratorio. 3. Coloque el matraz sobre la placa de agitación. Arrastre la probeta de 50 mL y colóquela debajo del grifo del lavamanos y llénela de agua destilada. Cuando esté llena regresará automáticamente a su sitio. Arrastre la probeta de 50 mL llena hasta el matraz que está sobre la placa de agitación y vierta el agua al mismo. Ahora coloque el voltímetro en el matraz, asegurándose de que esté encendido. 4. La bureta estará llena con KMnO4 0.0815 M. Haga clic sobre el botón Save (guardar) en la ventana de Buret Zoom View (acercamiento a la bureta) para poder guardar los datos de la titulación. La posición horizontal de la manija anaranjada indica que la llave está cerrada. Abra la llave tirando de la manija anaranjada hacia abajo. En posición vertical la solución sale más rápido y hay tres velocidades intermedias antes de eso. Gire la llave a una de las posiciones más rápidas y observe la curva de titulación. Cuando la línea azul comience a ascender, haga doble clic sobre la llave para cerrarla. Mueva la llave una posición hacia abajo para agregar el volumen gota a gota. Hay dos métodos para determinar el volumen en el punto de equivalencia: (1) Detener la titulación cuando ocurra un cambio de color. Hacer clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de acercamiento a la bureta . Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de datos del laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana Data Viewer (visor de datos). Baje hasta el último dato introducido y anote el volumen en el punto de equivalencia. O bien (2) agregue gotas lentamente pasando el punto de equivalencia hasta que el voltaje alcance un máximo y después se nivele. Haga clic sobre el botón Stop (detener) en la ventana de

161

Electroquímica

acercamiento a la bureta . Aparecerá un vínculo azul de datos en el libro de laboratorio. Haga clic sobre él para abrir la ventana del visor de datos. Haga clic sobre el botón Select All (seleccionar todo) para copiar y pegar los datos a un programa de hoja de cálculo. Grafique la primera derivada de voltaje contra volumen. El pico indicará el volumen en el punto de equivalencia, ya que en ese sitio el voltaje cambia más rápidamente al modificarse el volumen.

5. Repita la titulación por lo menos dos veces más anotando sus datos en la tabla de datos. No olvide rellenar la bureta con KMnO 4, colocar el voltímetro en el matraz y agregar agua en cada ocasión. El peso molecular de FeCl2 es 151.91 g/mol. Problema # ________________ Tabla de datos

prueba 1 2 3 4 5

peso de FeCl2 (g)

volumen de KMnO 4 (mL)

molaridad de KMnO4 (mol/L)

6. Escriba la ecuación iónica completa balanceada para la reacción en solución ácida de FeCl 2 y KMnO4 (Fe 2+ se oxida a Fe 31 y MnO4 – se reduce a Mn 2+ ).

7. Los moles de MnO42 se pueden calcular multiplicando el volumen de MnO 42 requerido para llegar al punto final y multiplicando por la molaridad de la solución de MnO 42. ¿Cuántos moles de MnO 42 se emplearon en la titulación?

8. Los moles de FeCl2 pueden calcularse usando la proporción molar de la ecuación balanceada. ¿Cuántos moles de FeCl 2 contenía el problema?

9. El peso de FeCl2 de la muestra puede calcularse multiplicando los moles de FeCl 2 por el peso molecular de FeCl2. ¿Qué peso de FeCl 2 había en la muestra?

10. El % en masa de FeCl2 en la muestra problema puede calcularse dividiendo el peso de FeCl 2 en la muestra entre el peso total de la muestra problema. ¿Cuál es el % FeCl 2 en su muestra problema?

11. ¿Cuál es el promedio % de hierro de la muestra problema empleando sus mejores tres respuestas?

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Pruebas a la flama para metales

8-1

Pruebas a la flama para metales

¿Se ha preguntado alguna vez por qué la flama de una vela es amarilla? El amarillo característico se debe al color que desprenden los fragmentos de carbono al quemarse. Estos fragmentos son producidos por la reacción incompleta de combustión entre el pabilo y la cera de la vela. Cuando los elementos, como el carbono, son calentados a alta temperatura, algunos de sus electrones se excitan a niveles energéticos más altos. Cuando los electrones excitados caen de nuevo a niveles energéticos inferiores, liberan el exceso de energía en paquetes de luz llamados fotones. El color de la luz emitida depende del espaciamiento de los niveles individuales de energía en el átomo. Al calentarse, cada elemento emite un patrón característico de fotones, que es útil para identificarlo. Los colores característicos de luz producidos al calentar una sustancia a la flama de un mechero de bunsen constituyen la base de las pruebas a la flama para diversos elementos. En esta tarea, usted realizará pruebas a la flama que se emplean para identificar diversos elementos metálicos. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Flame Tests for Metals (Pruebas a la flama para metales) de entre la lista de tareas. Una vez ahí abra Inorganic laboratory. 2. Entre al almacén de reactivos haciendo clic en Stockroom . Una vez en el interior, arrastre un tubo de ensayo de la caja y colóquelo en la gradilla metálica para tubos de ensayo. Los frascos que contienen soluciones de cationes metálicos están ubicados sobre las repisas, y puede hacer clic sobre cualquiera de ellos para agregarlo a su tubo de ensayo. Haga clic sobre el frasco de cationes Na+ y haga clic sobre Done (realizado) para enviar el tubo de ensayo de regreso al laboratorio. Repita este proceso para cada uno de los cationes metálicos que están en los tubos de ensayo para los cationes Na 1, K1, Ca21, Ba21, Sr21 y Cu21. 3. Del lado derecho del almacén de reactivos hay una repisa llamada Unknowns (problemas). Haga clic sobre esa etiqueta para obtener un tubo de ensayo con una muestra problema. Ahora haga clic sobre cada uno de los siguientes frascos en la repisa: Na1 , K 1 , Ca 21 , Ba 21 , Sr 21 y Cu 21. No cambie el máximo y el mínimo del lado izquierdo y haga clic sobre la flecha verde Save (guardar). Aparecerá un tubo de ensayo con una muestra problema marcado Practice (práctica) en la rejilla azul de la repisa de problemas. Arrastre el tubo de ensayo del problema de la gradilla azul y colóquelo en la gradilla metálica y haga clic sobre la flecha Return to Lab. 4. Al regresar al laboratorio observará que tiene siete tubos de ensayo. Empleará los dos botones de pruebas a la flama en la parte inferior de la pantalla para realizar una prueba normal a la flama y una prueba a la flama con filtro de cobalto (vidrio azul que se coloca frente a la flama). Se debe llevar un tubo de ensayo de la gradilla azul a la gradilla metálica para realizar la prueba a la flama. Los tubos de ensayo arrastrados de la gradilla de tubos de ensayo también pueden colocarse sobre otro tubo en la gradilla para que cambien de lugar. Justo por encima de la tabla periódica hay una manija y al hacer clic sobre ella, el monitor de TV desciende. Cuando el monitor está abajo, usted puede pasar el ratón sobre cada tubo de ensayo para identificar el catión metálico presente en él. Al pasar el ratón sobre cada tubo de ensayo, también verá una fotografía del tubo de ensayo en la esquina inferior izquierda. 5. Elija el tubo de ensayo que contiene cationes Na + y colóquelo sobre la gradilla metálica. Haga clic sobre el botón Flame . Registre sus observaciones en la tabla de datos de la siguiente página. Haga clic sobre el botón Flame w/Cobalt (flama c/cobalto) y anote sus observaciones en la misma tabla. 6. Arrastre el tubo de ensayo con cationes K+ a la gradilla metálica para intercambiarlo con el de cationes Na1. Realice una prueba a la flama con cationes K + empleando vidrio de cobalto y sin emplearlo. Anote sus observaciones en la tabla de datos.

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Química descriptiva

7. Para los otros cuatro iones, realice únicamente una prueba normal a la flama. No utilice el vidrio de cobalto. Anote sus observaciones en la tabla de datos. Tabla de datos

Pruebas a la flama

Catión Sodio, Na1 Sodio, Na1 (vidrio de cobalto) Potasio, K1 Potasio, K1 (vidrio de cobalto) Calcio, Ca21 Bario, Ba21 Estroncio, Sr 21 Cobre, Cu21 problema #1 problema #2 problema #3 problema #4

[Respuestas]

color de la flama

8. Ahora realice una prueba a la flama con el problema de la práctica. Determine a cuál de los seis iones metálicos se aproxima más. Puede repetir la prueba a la flama con cualquiera de los seis iones metálicos si lo requiere. Cuando tenga confianza de haber identificado los iones componentes de la muestra problema abra Lab Book (libro de laboratorio) haciendo clic sobre él. En la página de la izquierda, haga clic sobre el botón de Report . En la página de la derecha, haga clic sobre el catión metálico que cree que es el problema de la práctica. Haga clic sobre Submit (presentar) y después OK . Si todos los botones de los cationes se ponen verdes, esto implica que identificó exitosamente el problema. Si alguno de ellos se pone rojo, es que la respuesta no es correcta. Haga clic sobre el recipiente rojo de desechos para desechar todas sus muestras. 9. Regrese al almacén de reactivos y arrastre el problema de práctica a la gradilla metálica para todo el ensayo. Así se creará aleatoriamente un nuevo problema. Haga clic sobre la flecha verde de Return to lab y pruebe y reporte este problema. Continúe hasta identificar correctamente cuatro problemas distintos. 10. La energía de la luz de color aumenta en el orden siguiente: rojo, amarillo, verde, azul y violeta. Haga una lista de los elementos metálicos empleados en las pruebas a la flama por orden de menor a mayor energía de la luz que emite.

11. ¿Cuál es el objetivo de usar el vidrio de cobalto en la identificación de sodio y potasio?

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Identificación de cationes en solución – pruebas a la flama

8-2

Identificación de cationes en solución – pruebas a la flama

El proceso para determinar la composición de una muestra realizando pruebas químicas se llama análisis cualitativo. Al emplear las pruebas adecuadas y aplicar la lógica se pueden determinar las identidades de los iones presentes en una solución problema. Un plan de análisis cualitativo generalmente consta de un conjunto de reacciones químicas, en las cuales cierto subconjunto de los iones presentes en solución es precipitado selectivamente y separado. El color de los precipitados y las soluciones constituyen un método para identificar los iones presentes. Las pruebas a la flama también se usan para identificar ciertos iones que son difíciles de identificar químicamente. En esta tarea, usted aprenderá cómo se emplean las pruebas a la flama para identificar los cationes Na 1 y K1. Al completar este análisis, recuerde que la observación cuidadosa y el razonamiento lógico son la clave para un análisis cualitativo exitoso. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Identification of Cations in Solution (Identificación de cationes en solución) de entre la lista de tareas. Una vez ahí abra Inorganic laboratory. 2. Entre al almacén de reactivos haciendo clic en la ventana del mismo. Una vez ahí, arrastre un tubo de ensayo de la caja y colóquelo en la gradilla metálica para tubos de ensayo. Ahora haga clic sobre el frasco de cationes Na1 para agregarlo al tubo y haga clic en Done (realizado) para enviar el tubo de ensayo al laboratorio. Repita este proceso con cationes K 1 y la mezcla de cationes Na1 /K 1. Llene un tubo de ensayo únicamente con agua, haciendo clic sobre el frasco de agua destilada y regrese al laboratorio. 3. Al regresar al laboratorio observará que tiene cuatro tubos de ensayo. Justo por encima de la tabla periódica hay una manija y al hacer clic sobre ella, el monitor de TV descenderá. Cuando el monitor esté abajo, usted puede pasar su cursor sobre cada tubo de ensayo para identificar el catión que contiene y ver una fotografía de su apariencia en el extremo inferior izquierdo del laboratorio. 4. En esta tarea, usará los botones Flame y Flame w/Cobalt (flama c/cobalto) (vidrio de cobalto colocado frente a la flama) ubicados en la parte inferior de la pantalla. Antes de realizar cualquier prueba química o prueba a la flama, debe llevarse un tubo de ensayo de la gradilla azul a la gradilla metálica. Si el tubo de ensayo ya está en la gradilla metálica, puede tomar un tubo de ensayo de la gradilla azul y llevarlo a la gradilla metálica y automáticamente cambiarán de sitio. 5. Realice una prueba a la flama con y sin filtro de cobalto únicamente para la solución de cationes Na+. Anote sus observaciones.

6. Ahora haga lo mismo únicamente para la solución de cationes K + y anote sus observaciones. 7. Haga lo mismo para la mezcla cationes Na 1 /K 1 y anote sus observaciones. 8. Haga lo mismo únicamente con agua para que vea lo que ocurre cuando no hay productos químicos en el agua. Anote sus observaciones.

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9. Regrese al almacén de reactivos (Stockroom ). La repisa inferior derecha se llama repisa de problemas. Haga clic sobre la etiqueta Unknowns (problemas) para reconfigurar el almacén y crear un problema de práctica. Haga clic sobre Na1 y K 1 en el lado de la izquierda para que el mínimo sea 5 0 y el máximo 5 2. Haga clic sobre la flecha Save y regrese al almacén normal. Se colocará un tubo de ensayo con problema marcado Practice en la gradilla azul para problemas. Arrastre el problema de práctica de dicha gradilla a la gradilla metálica y después regrese al laboratorio. 10. Realice una prueba a la flama con y sin filtro de cobalto y determine si el problema de práctica contiene sodio o potasio, o ambos, o ninguno de ellos. Para verificar sus resultados, haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) y en la página de la izquierda haga clic en el botón Report , seleccione los cationes que cree que están presentes en el problema y haga clic en Submit (presentar), después en OK . Si el botón de cationes es de color verde, usted determinó de manera correcta el ión presente o ausente. Si el botón de cationes es de color rojo, no realizó el análisis correcto. Regrese al laboratorio y haga clic sobre el recipiente rojo para desechos para limpiarlo. Si desea repetir con un nuevo problema de práctica, regrese al almacén de reactivos y tómelo de la gradilla azul. Continúe hasta que al realizar la presentación, sólo obtenga botones verdes. 11. Después de haber terminado con sus problemas de práctica, está listo para aceptar el problema que se le asignará. Limpie el laboratorio de cualquier tubo de ensayo haciendo clic sobre el recipiente rojo para desechos. Regrese al almacén y haga clic sobre el block de notas que cuelga bajo la flecha verde. El block de notas contiene una lista de tubos de ensayo que contienen soluciones conocidas y soluciones problema. Los problemas están marcados con la lista de posibles cationes seguida por el número del problema. Seleccione el problema #2, que le dará un problema que puede contener cualquier combinación de cationes Na 1 y K1 o ambos o ninguno de ellos. Examine el problema que se le asigne y reporte los cationes que encuentre en él en el siguiente espacio. No olvide anotar el número de su problema. Problema_____________

Cationes encontrados:___________________________________

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Identificación de cationes en solución – Ag +, Hg22+, Pb 2+

8-3

Identificación de cationes en solución – Ag+, Hg22+, Pb2+

El proceso para determinar la composición de una muestra realizando pruebas químicas se llama análisis cualitativo. Aplicando las pruebas adecuadas y usando la lógica, se pueden determinar las identidades de los iones presentes en una solución problema. Un plan de análisis cualitativo generalmente consta de un conjunto sistemático de reacciones químicas por las cuales un subconjunto de los iones presentes en la solución son precipitados selectivamente y retirados de ella. El color de los precipitados y las soluciones constituye el método para identificar los iones presentes. Las pruebas a la flama también se emplean para identificar ciertos cationes difíciles de identificar químicamente. En esta tarea, usted aprenderá los fundamentos de un plan de análisis cualitativo realizando un análisis de una mezcla de cationes Ag 1, Hg221 y Pb 21. Al completar este análisis, recuerde que la observación cuidadosa y el razonamiento lógico son clave para realizar un análisis cualitativo exitoso. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Identification of Cations in Solution (Identificación de cationes en solución) de entre la lista de tareas. Una vez ahí abra Inorganic laboratory. 2. Entre al almacén haciendo clic en la ventana Stockroom. Una vez ahí, arrastre un tubo de ensayo de la caja y colóquelo sobre la gradilla metálica para tubos de ensayo. Ahora haga clic sobre los frascos de cationes Ag1 , Hg 2 21 y Pb 21 y agregue estos cationes al tubo de ensayo y haga clic en Done (realizado) para enviar el tubo de ensayo al laboratorio. (Hay Hg 21 y Hg221 sobre la repisa. Asegúrese de obtener Hg22+). Regrese al laboratorio y haga clic sobre la manija del monitor de TV para que descienda. Mientras realiza el análisis químico vea en la pantalla del televisor las reacciones químicas que ocurren. También podría hacer algunas copias de su tubo de ensayo original haciendo clic en el botón Divide en caso de que piense que realizó algún error y debe comenzar de nuevo. 3. Lleve el tubo de ensayo a la gradilla metálica. Haga clic sobre el frasco de reactivo NaCl para agregarlo al tubo de ensayo. ¿Qué observaciones puede realizar? Haga clic sobre el botón Centrifuge . ¿Qué observaciones puede realizar?

Cada uno de los tres cationes forma un precipitado (sólido insoluble) con el ión cloruro. Si la solución se pone turbia y blanquecina, esto indica que está presente por lo menos uno de estos tres cationes. Ahora determinaremos de cuál se trata. (Recuerde que ya sabemos lo que hay en el tubo de ensayo, pero si fuera una muestra problema lo desconoceríamos). 4. Encienda el calor con el botón Heat (calor). Observe la pantalla del televisor. ¿Qué ocurrió? Si no lo sabe, encienda el calor y apáguelo, mientras observa la pantalla del televisor.

Con el calor encendido, haga clic en Centrifuge de nuevo y después en Decant . (Al decantar se separan los sólidos de la solución, y se coloca la solución en la gradilla para tubo de ensayo). Pase el cursor sobre el nuevo tubo de ensayo en la gradilla. ¿Qué aparece en la pantalla del televisor? ¿Qué aparece en la ventana de fotografía?

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Ésta es la prueba para el catión Pb2+. Cuando se calienta es soluble y cuando se enfría se vuelve insoluble. 5. Encienda Heat . Con el tubo de ensayo que contiene los dos cationes restantes en la gradilla metálica, haga clic sobre el frasco de NH3 en la repisa de reactivos. ¿Qué observa?

La adición de amoniaco amoniaco produce un ión complejo complejo diaminado de plata que es soluble. soluble. El mercurio mercurio produce un sólido verde negruzco. Ésta es la prueba para mercurio. 6. Oprima Centrifuge y y después Decant para para verter el ión plata a otro tubo de ensayo. Lleve el tubo con el sólido negro de mercurio al recipiente rojo para desechos. Lleve el tubo de ensayo que contiene plata de regreso a la gradilla metálica. Haga clic en el frasco de reactivo que dice pH 4 para que la solución se acidifique levemente. levemente. ¿Qué observa?

El catión catión plata plata es soluble igual que que el complejo diaminado de plata a pH 10 10 y es insoluble insoluble en forma de AgCl a pH 4. Puede hacer clic intermitentemente sobre cada frasco de distinto pH para confirmar esta prueba para el catión plata. 7. Regrese a Stockroom . La repisa inferior derecha se llama repisa de problemas. Haga clic sobre la etiqueta Unknowns (problemas) para reconfigurar el almacén de reactivos y crear un problema de práctica. Haga clic sobre los frascos de cationes Ag1 , Hg 2 21 y Pb 21 en el lado de la izquierda para que el mínimo sea 5 0 y el máximo 5 3. Haga clic sobre la flecha Save (guardar) y regrese al almacén normal. Se colocará un tubo de ensayo con problema marcado Practice en la gradilla azul para problemas. problemas. Arrastre el problema de práctica de dicha gradilla a la gradilla metálica y después regrese al laboratorio laboratorio.. 8. Pruebe el problema de Practice y determine si contiene cada uno de los cationes Ag 1, Hg221 y Pb21. Para verificar sus resultados, haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) y en la página de la izquierda haga clic en el botón Report , seleccione los iones que cree que están presentes en el problema y haga clic en Submit (presentar), después en OK . Si el botón de iones es de color verde, usted determinó de manera correcta el catión presente o ausente. Si el botón de iones es de color rojo, no realizó el análisis correcto. Regrese al laboratorio y haga clic sobre el recipiente rojo para desechos para limpiarlo. Si desea repetir con un nuevo problema de práctica, regrese al almacén de reactivos y tómelo de la gradilla azul. Continúe Continúe hasta que al realizar la presentación, sólo obtenga botones verdes. 9. Después de haber terminado con sus problemas problemas de práctica, está listo para aceptar el problema problema que se le asignará. Limpie el laboratorio de cualquier tubo de ensayo haciendo clic sobre el recipiente rojo para desechos. Regrese al almacén de reactivos y haga clic sobre el block de notas que cuelga bajo la flecha verde. El El block de notas contiene una lista de tareas con tubos de ensayo que contienen soluciones conocidas y soluciones problema. Los problemas están marcados con la lista de posibles cationes seguida por el número del problema. Seleccione el problema #4, que le dará un problema que puede contener cualquier combinación de cationes Ag 1, Hg221 y Pb21, o bien todos ellos o simplemente agua. Someta a prueba el problema que se le asigne y reporte los cationes que encuentre en él en el siguiente espacio. No olvide anotar el número de su problema. Problema______________ Problema____________

Cationes encontrado encontrados:_______________________ s:___________________________________ ____________

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Identificación de cationes en solución – Co 2+, Cr3+, Cu2+

8-4

Identificación de cationes en solución – Co2+, Cr 3+, Cu2+

El proceso para determinar la composición de una muestra realizando pruebas químicas se llama análisis cualitativo. Aplicando las pruebas adecuadas y usando la lógica, se pueden determinar las identidades de los iones presentes en una solución problema. Un plan de análisis cualitativo generalmente consta de un conjunto sistemático de reacciones químicas por las cuales un subconjunto subconjun to de los iones presentes en la solución es precipitado selectivamente y retirado de ella. El color de los precipitados y las soluciones constituye el método para identificar los iones presentes.. Las pruebas a la flama también se emplean para identificar ciertos iones difíciles de presentes identificar químicamente. En esta tarea, usted aprenderá los fundamentos de un plan de análisis cualitativo realizando el análisis de una mezcla de cationes Co 21, Cr31, Cu21. Al completar este análisis,, recuerde que la observación cuidadosa y el razonamiento lógico son clave para realizar análisis un análisis cualitativo exitoso. of Cations in Solution Solution 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Identification of (Identificación de cationes en solución) de entre la lista de tareas. Una vez ahí abra Inorganic laboratory.

2. Entre al almacén haciendo clic en la ventana ventana Stockroom . Una vez ahí, arrastre un tubo de ensayo de la caja y colóquelo sobre la gradilla metálica para tubos de ensayo. Ahora haga clic sobre los frascos de cationes Co 21 , Cr 31 y Cu 21 y agregue estos cationes al tubo de ensayo y haga clic en Done (realizado) (realizado) para enviar el tubo de ensayo al laboratorio laboratorio.. Regrese al laboratorio y haga clic sobre la manija del monitor de TV para que descienda. Mientras Mientras realiza el análisis químico vea en la pantalla del televisor las reacciones químicas que ocurren. También podrían hacer algunas copias de su tubo de ensayo original haciendo clic en el botón en caso de que piense que realizó algún error y debe comenzar de nuevo. Divide en 3. Lleve el tubo de ensayo a la gradilla metálica. Haga clic sobre el frasco de NaOH sobre la repisa de reactivo. ¿Qué observaciones puede realizar?

4. Haga clic sobre los botones Centrifuge y Decant . (Al decantar se separan los sólidos de la solución y dicha solución se coloca en la gradilla para tubos de ensayo). ¿Qué observaciones puede realizar al pasar su cursor sobre cada tubo de ensayo?

Ésta es la prueba prueba para cromo cromo.. Si el nuevo tubo de ensayo ensayo en la gradilla azul es de color color verde al decantarse, entonces hay cromo presente. Podrá confirmarlo al colocar el tubo de ensayo de color verde claro en la gradilla metálica y haciendo clic en pH 10 y después agregando HNO 3. ¿Qué observaciones puede realizar?

5. Con el tubo tubo de ensayo ensayo que contiene contiene el cobalto cobalto y el el precipitado de cobre en la gradilla metálica, agregue NH3. ¿Qué observaciones puede realizar?

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6. Opima Centrifuge y y Decant . Agregue HNO3 al tubo en la gradilla metálica que contiene el precipitado. ¿Qué observacione observacioness puede realizar?

Ésta es la prueba de confirmación para catión cobalto (Co 21). 7. Coloque el tubo de ensayo de la gradilla azul, que es la solución del del paso #5, en la gradilla metálica. Agregue HNO3. ¿Qué observacione observacioness puede realizar?

Ésta es la prueba de confirmación para cobre. 8. Regrese a Stockroom . La repisa inferior derecha se llama repisa de problemas. Haga clic sobre la etiqueta Unknowns (problemas) para reconfigurar el almacén de reactivos y crear un Cr 31 y Cu 21 en el lado de la problema de práctica. Haga clic sobre los frascos de cationes Co 21 , Cr izquierda para que el mínimo sea 5 0 y el máximo 5 3. Haga clic sobre la flecha Save (guardar) y regrese al almacén normal. Se colocará un tubo de ensayo con problema marcado Practice en la gradilla azul para problemas. problemas. Arrastre el problema de práctica de dicha gradilla a la gradilla metálica y después regrese al laboratorio laboratorio.. 9. Pruebe el problema de práctica y determine si contiene cada uno de los cationes Co 21, Cr31 y Cu21. Para verificar sus resultados, haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) y en la página de la izquierda haga clic en el botón Report , seleccione los iones que cree que están presentes en el problema y haga clic en Submit (presentar), después en OK . Si el botón de iones es de color verde, usted determinó de manera correcta el ión presente o ausente. Si el botón de iones es de color rojo, no realizó el análisis correcto. Regrese al laboratorio y haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiarlo. Si desea repetir con un nuevo problema de práctica, regrese al almacén y tómelo de la gradilla azul. Continúe hasta que al realizar la presentación, sólo obtenga botones verdes. 10. Después de haber terminado con sus problemas de práctica, está listo para aceptar el problema que se le asignará. Limpie el laboratorio de cualquier tubo de ensayo haciendo clic sobre el recipiente rojo para desechos. Regrese al almacén de reactivos y haga clic sobre el block de notas que cuelga bajo la flecha verde. El block de notas contiene una lista de tubos de ensayo que contienen soluciones conocidas y soluciones problema. Los problemas están marcados con la lista de posibles cationes seguida por el número del problema. Seleccione el problema #6, que le dará un problema que puede contener cualquier combinación de cationes Co 21, Cr31 y Cu21, o bien todos ellos o simplemente agua. Somete Somete a prueba el problema que se le asigne y reporte los cationes que encuentre en el siguiente espacio. espacio. No olvide anotar el número de su problema. Problema______________ Problema____________

Cationes encontrado encontrados:_______________________ s:___________________________________ ____________

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Identificación de cationes en solución – Ba 2+, Sr2+, Ca2+, Mg2+

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Identificación de cationes en solución – Ba2+, Sr 2+, Ca2+, Mg2+

El proceso para determinar la composición de una muestra realizando pruebas químicas se llama análisis cualitativo. Aplicando las pruebas adecuadas y usando la lógica, se puede determinar las identidades de los iones presentes en una solución problema. Un plan de análisis cualitativo generalmente consta de un conjunto sistemático de reacciones químicas por las cuales un subconjunto de los iones presentes en la solución es precipitado selectivamente y retirado de ella. El color de los precipitados y las soluciones constituye el método para identificar los iones presentes. Las pruebas a la flama también se emplean para identificar ciertos iones difíciles de identificar químicamente. En esta tarea, necesitará desarrollar su propio plan de análisis cualitativo para separar e identificar los cationes del Grupo II: Ba21, Sr21, Ca21 y Mg21. Al completar este análisis, recuerde que la observación cuidadosa y el razonamiento lógico son clave para realizar un análisis cualitativo exitoso. of Cations in Solution Solution 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Identification of (Identificación de cationes en solución) de entre la lista de tareas. Una vez ahí abra Inorganic laboratory.

2. Entre al al almacén de reactivos reactivos haciendo haciendo clic en la ventana ventana Stockroom . Una vez ahí, arrastre un tubo de ensayo de la caja y colóquelo sobre la gradilla metálica para tubos de ensayo. Ahora Ca 21 y Mg 21 y agregue estos cationes al tubo haga clic sobre los frascos de cationes Ba 21 , Sr 21 , Ca de ensayo y haga clic en Done (realizado) (realizado) para enviar el tubo de ensayo al laboratorio laboratorio.. Regrese al laboratorio y haga clic sobre la manija del monitor de TV para que descienda. Mientras realiza el análisis químico vea en la pantalla del televisor las reacciones químicas que ocurren. También podrían hacer algunas copias de su tubo de ensayo original haciendo clic en el botón en caso de que piense que realizó algún error y debe comenzar de nuevo. Divide en 3. ¿Qué le indican las reglas de solubilidad sobre la manera de separar los cationes del Grupo II? ¿Cómo puede diferenciar a cada uno de los iones de este grupo? Piense en modificar la temperatura y el pH. Diseñe su propio plan cualitativo para identificar estos cuatro iones del Grupo II y escríbalo a continuación. Experimente con cada uno de los cuatro cationes solos y después en combinacion combinaciones. es. Analice un problema problema para ver si puede puede realmente realmente determinar la presencia o ausencia ausencia de cada cada uno de los cuatro cuatro cationes de este grupo. grupo.

4. Regrese a Stockroom . La repisa inferior derecha se llama repisa de problemas. Haga clic sobre la etiqueta Unknowns (problemas) para reconfigurar el almacén de reactivos y crear un problema de práctica. Haga clic sobre los frascos de cationes Ba 21 , Sr 21 , Ca 21 y Mg 21 en el lado de la izquierda para que el mínimo sea 5 0 y el máximo 5 4. Haga clic sobre la flecha Save (guardar) y regrese al almacén normal. Se colocará colocará un tubo de ensayo con problema marcado Practice en la gradilla azul para problemas. Arrastre el problema de práctica de dicha gradilla a la gradilla metálica y después regrese al laboratorio laboratorio.. 5. Pruebe el problema problema de práctica y determine determine si contiene contiene cada uno de los los cationes Ba 21 , Sr21 , Ca21 y Mg21. Para verificar sus resultados, haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) y

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en la página de la izquierda haga clic en el botón Report , seleccione los iones que cree que están presentes en el problema y haga clic en Submit (presentar), después en OK . Si el botón de iones es de color verde, usted determinó de manera correcta el cationes presente o ausente. Si el botón de iones es de color rojo, no realizó el análisis correcto. Regrese al laboratorio y haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiarlo. Si desea repetir con un nuevo problema de práctica, regrese al almacén de reactivos y tómelo de la gradilla azul. Continúe hasta que al realizar la presentación, sólo obtenga botones verdes. 6. Después de haber terminado con sus problemas de práctica, está listo para aceptar el problema que se le asignará. Limpie el laboratorio de cualquier tubo de ensayo haciendo clic sobre el recipiente rojo para desechos. Regrese al almacén de reactivos y haga clic sobre el block de notas que cuelga bajo la flecha verde. El bolck de notas contiene una lista de tareas con tubos de ensayo que contienen soluciones conocidas y soluciones problema. Los problemas están marcados con la lista de posibles cationes seguida por el número del problema. Seleccione el problema #8, que le dará un problema que puede contener cualquier combinación de cationes Ba 21 , Sr 21 , Ca 21 y Mg 21, o bien todos ellos o simplemente agua. Somete a prueba el problema que se le asigne y reporte los cationes que encuentre en el siguiente espacio. No olvide anotar el número de su problema. Problema_____________

Cationes encontrados:__________________________________

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Identificación de cationes en solución – Co 2+, Cu2+, Ni2+

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Identificación de cationes en solución – Co2+, Cu2+, Ni2+

El proceso para determinar la composición de una muestra realizando pruebas químicas se llama análisis cualitativo. Aplicando las pruebas adecuadas y usando la lógica, se pueden determinar las identidades de los iones presentes en una solución problema. Un plan de análisis cualitativo generalmente consta de un conjunto sistemático de reacciones químicas por las cuales un subconjunto de los iones presentes en la solución es precipitado selectivamente y retirado de ella. El color de los precipitados y las soluciones constituyen el método para identificar los iones presentes. Las pruebas a la flama también se emplean para identificar ciertos iones difíciles de identificar químicamente. En esta tarea, necesitará desarrollar su propio plan de análisis cualitativo para separar e identificar los cationes de los metales de transición Co 21, Cu21 y Ni21. Al completar este análisis, recuerde que la observación cuidadosa y el razonamiento lógico son clave para realizar un análisis cualitativo exitoso. 1. Inicie el Laboratorio virtual de química y seleccione Identification of Cations in Solution (Identificación de cationes en solución) de entre la lista de tareas. Una vez ahí abra Inorganic laboratory. 2. Entre al almacén de reactivos haciendo clic en la ventana de Stockroom . Una vez ahí, arrastre un tubo de ensayo de la caja y colóquelo sobre la gradilla metálica para tubos de ensayo. Ahora haga clic sobre los frascos de cationes Co 2+ , Cu 2+ y Ni 2+ y agregue estos cationes al tubo de ensayo y haga clic en Done (realizado) para enviar el tubo de ensayo al laboratorio. Regrese al laboratorio y haga clic sobre la manija del monitor de TV para que descienda. Mientras realiza el análisis químico vea en la pantalla del televisor las reacciones químicas que ocurren. También podrían hacer algunas copias de su tubo de ensayo original haciendo clic en el botón Divide en caso de que piense que realizó algún error y debe comenzar de nuevo. 3. ¿Qué le indican las reglas de solubilidad sobre la manera de separar los cationes del Grupo II? ¿Cómo puede diferenciar a cada uno de los iones de este grupo? Piense en modificar la temperatura y el pH. Diseñe su propio plan cualitativo para identificar estos tres cationes de metales de transición y escríbalo a continuación. Experimente con cada uno de los tres cationes solos y después en combinaciones. Analice un problema para ver si puede realmente determinar la presencia o ausencia de cada uno de los tres cationes de este grupo.

4. Regrese a Stockroom . La repisa inferior derecha, se llama repisa de problemas. Haga clic sobre la etiqueta Unknowns (problemas) para reconfigurar el almacén de reactivos y crear un problema de práctica. Haga clic sobre los frascos de cationes Co 21 , Cu 21 y Ni 21 en el lado de la izquierda para que el mínimo sea 5 0 y el máximo 5 3. Haga clic sobre la flecha Save (guardar) y regrese al almacén normal. Se colocará un tubo de ensayo como problema marcado Practice en la gradilla azul para problemas. Arrastre el problema de práctica de dicha gradilla a la gradilla metálica y después regrese al laboratorio.

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5. Pruebe el problema de práctica y determine si contiene cada uno de los cationes Co 21, Cu21 y Ni21. Para verificar sus resultados, haga clic sobre Lab Book (libro de laboratorio) y en la página de la izquierda haga clic en el botón Report , seleccione los cationes que cree que están presentes en el problema y haga clic en Submit (presentar), después en OK . Si el botón de cationes es de color verde, usted determinó de manera correcta el catión presente o ausente. Si el botón de iones es de color rojo, no realizó el análisis correcto. Regrese al laboratorio y haga clic sobre el recipiente rojo para desechos, para limpiarlo. Si desea repetir con un nuevo problema de práctica, regrese al almacén de reactivos y tómelo de la gradilla azul. Continúe hasta que al realizar la presentación, sólo obtenga botones verdes. 6. Después de haber terminado con sus problemas de práctica, está listo para aceptar el problema que se le asignará. Limpie el laboratorio de cualquier tubo de ensayo haciendo clic sobre el recipiente rojo para desechos. Regrese al almacén de reactivos y haga clic sobre el block de notas que cuelga bajo la flecha verde. El block de notas contiene una lista de tubos de ensayo que contienen soluciones conocidas y soluciones problema. Los problemas están marcados con la lista de posibles cationes seguida por el número del problema. Seleccione el problema #10, que le dará un problema que puede contener cualquier combinación de cationes Co 21, Cu21 y Ni21, o bien todos ellos o simplemente agua. Someta a prueba el problema que se le asigne y reporte los cationes que encuentre en el siguiente espacio. No olvide anotar el número de su problema. Problema_____________

Cationes encontrados:___________________________________

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Tareas adicionales

Tareas adicionales Las siguientes hojas de trabajo contienen tareas adicionales que son más avanzadas, exploran temas en mayor profundidad, o introducen a las partes más detalladas de las simulaciones de Laboratorio virtual de química. Tenga presente que estas tareas no están contenidas en el libro de trabajo electrónico que se encuentra en el pasillo virtual. Para realizarlas, debe entrar al laboratorio de química general haciendo clic sobre la puerta de General Chemistry (química general) y después elegir la mesa de laboratorio adecuada según se indica en la tarea. En general, hay menos direcciones paso a paso en estas tareas, ya que se asume que el estudiante está familiarizado con la interfase del laboratorio.

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Sales inertes

Sales inertes

Los iones Na+ y Cl– a menudo se llaman iones espectadores. Esto se debe a que durante una reacción sencilla como la titulación de hidróxido de sodio con ácido clorhídrico, éstos no afectan el punto de equivalencia ni el pH de la reacción. Dichos iones son suficientemente estables como para no ser afectados por el pH. Existen como sales ionizadas. Aunque las sales inertes no afectan el pH de las titulaciones, sí afectan la conductividad de las soluciones. En esta tarea examinará cómo afectan las sales inertes la conductividad de las titulaciones ácido/base. 1. Elija el Experimento 1. Efectúe la titulación y grafique las curvas de pH y conductividad en la siguiente gráfica. Marque los ejes.

2. Describa la forma de la curva de conductividad. ¿Por qué tiene esa forma?

3. Elija de nuevo el Experimento 1. Realice la misma titulación después de agregar aproximadamente 3.0 g de NaCl. Con un color distinto, dibuje las nuevas curvas de pH y conductividad en la gráfica anterior. 4. ¿Cómo se modificó la conductividad de la titulación al agregar NaCl? ¿Por qué?

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Datos para gráficas de titulación

Datos para gráficas de titulación Existen varias maneras de determinar el punto de equivalencia de una titulación. La más común es usar el punto final de la titulación, encontrándolo mediante un indicador u observando un cambio de color si es titulación redox, para estimar el punto de equivalencia. Si se emplea el indicador adecuado, su exactitud puede ser bastante cercana. Sin embargo, otra manera más exacta de determinar el punto de equivalencia es usar datos de pH contra volumen para encontrar el punto en el cual la pendiente de la línea de titulación es mayor. En esta tarea, empleará una hoja de cálculo para calcular con exactitud el punto de equivalencia de una titulación. Elija y lleve a cabo el Experimento 5. El medidor de pH calibrado está dentro del vaso de precipitados, la ventana de gráfica está abierta y hay 0.9062 g de NaHCO 3 sólido dentro del vaso. El medidor de conductividad también está encendido y se encuentra dentro del vaso, pero no se empleará en esa tarea. El indicador anaranjado de metilo se encuentra en el vaso del analito. Calcule el sitio donde probablemente se produzca el punto de equivalencia. Abra su libro de laboratorio y guarde la información de la titulación a medida que se acerca al punto de equivalencia y lo rebasa. Al titular una base débil es conveniente obtener datos cuando la llave de la bureta está goteando más lento o en la segunda posición más lenta. Abra el vínculo del libro de laboratorio y copie los datos en una hoja de cálculo. Elabore una gráfica donde muestre el pH en función del volumen. Debe ser similar a la gráfica en la ventana de gráfica. En otra columna de su hoja de cálculo, calcule la pendiente entre los puntos de titulación individuales. Esto puede hacerse dividiendo la diferencia entre los pH actuales y previos entre la diferencia entre los volúmenes actuales y previos. Tenga la línea para estos cálculos en la misma gráfica que la de pH en función del volumen. El punto en el cual esta línea llega a la parte más alta es el punto de equivalencia de la titulación. Incluya esta gráfica con la tarea. 1. ¿Por qué funciona este método con exactitud para determinar el punto de equivalencia?

2. ¿Cuál es el punto de equivalencia de la titulación? 3. ¿Cuál es la diferencia porcentual entre el punto de equivalencia calculado y el esperado por sus cálculos preliminares? 4. ¿Por qué este método es más preciso que usar un indicador para estimar los puntos de equivalencia?

5. ¿Es esta técnica más útil para titulaciones de ácido y base fuerte o para aquellas en que el ácido o la base es débil? ¿Por qué?

179

Actividades

Actividades La palabra “actividad” es un término que nos ayuda a entender cómo reaccionará una sustancia en circunstancias diferentes al estado de referencia elegida. Las actividades son necesarias para un cálculo preciso de soluciones en equilibrio porque la fuerza iónica de las moléculas disociadas ejerce cierto efecto sobre el equilibrio. Para tomar en cuenta las actividades, se requiere una forma más precisa de la ecuación a la constante de equilibrio. Es la ecuación siguiente K

[C ]

c

=

[ A]

c

d

d

b

b

γ C [ D] γ D

a

a

γ A[ B] γ B

. El coeficiente de actividad g es igual a uno en el estado de referencia,

el cual es el estado ideal. A medida que la solución se desvía del estado de referencia, los coeficientes de actividad también se desvían de uno. De este modo, g mide la desviación respecto al estado ideal. A continuación usaremos esta ecuación para realizar cálculos, pero observe que en el almacén de laboratorio de titulación hay un interruptor que le permite decidir si las actividades afectan o no a su solución. En esta tarea usted aprenderá más acerca de las actividades y en las circunstancias en que afectan más a la solución. 1. Elija el Experimento 1. Ésta es una titulación de ácido fuerte con base fuerte. Hay 25 mL de HCl en el vaso. Realice la titulación con los coeficientes de actividad encendidos y apagados. Use los datos de estas titulaciones para calcular la concentración de NaOH como si fuera el problema. ¿Qué diferencia introducen las actividades en estos cálculos?

2. Diseñe una titulación empleando KHP y NaOH. Como KHP es un sólido, puede determinar la molaridad de la solución al mezclarla con agua. Mezcle una solución cuya concentración sea 3.0 M o mayor. Realice la titulación con NaOH y con los coeficientes de actividad apagados. Calcule la concentración de NaOH como si fuera un problema. Repita este procedimiento con los coeficientes de actividad encendidos. Muestre sus cálculos para la concentración de NaOH.

3. ¿Qué diferencia introducen las actividades cuando el KHP se encuentra en una solución más concentrada?

181

Indicadores

Indicadores Los indicadores son compuestos químicos que cambian de color en un rango de pH específico. Por ejemplo, en papel indicador, cambia de rojo a azul a medida que el ácido se transforma a su base conjugada. Los mejores indicadores tienen colores intensos de modo que bastan algunas gotas de indicador diluido para observar el cambio de color. Los indicadores constituyen un método para estimar el punto de equivalencia de una titulación, en el cual los moles del analito han sido consumidos por los moles del titulante. El punto en el cual el indicador cambia de color se llama punto final de la titulación. En esta tarea, aprenderá más sobre el uso de indicadores. 1. Seleccione el Experimento 1. Ésta es una titulación de ácido fuerte con base fuerte. Mire el diagrama de indicadores y mencione tres indicadores que serían adecuados para esta titulación. Si no está seguro del sitio donde se encontrará el punto de equivalencia, realice la titulación con el medidor de pH.

2. Grafique una curva de titulación para este caso y muestre dónde cambiará color cada uno de los tres indicadores que elija, empleando la siguiente gráfica.

3. Ahora seleccione el Experimento 3. Ésta es una titulación de ácido débil con base fuerte. ¿Qué indicadores serían adecuados en este caso?

183

Titulaciones

4. Los puntos finales de los indicadores son sólo estimaciones del punto de equivalencia. ¿Qué características del indicador es necesario tener en cuenta al elegir el que permitirá la estimación más exacta posible del punto de equivalencia?

¿En general serán los puntos finales determinados con indicador más exactos en titulaciones de ácido fuerte base fuerte o en aquellas donde el ácido o la base sean débiles? ¿Por qué?

184

Flotación

Flotación En una práctica de titulación, existen muchos factores que pueden afectar la exactitud de las mediciones. Como los pequeños errores pueden ocasionar que los resultados sean distintos, es importante eliminar todas las fuentes de error que se puedan controlar. En esta tarea, aprenderá cómo compensar tomando en cuenta el error de flotación que ocurre al pesar una sustancia en una balanza. ⎛ d ⎞ ⎜⎜ 1 − a ⎟⎟ d w ⎠ La ecuación para flotación es m = mobs ⎝ donde mobs es el peso observado en la balanza, da ⎛ d a ⎞ ⎜1 − ⎟ d ⎠ ⎝

es la densidad de aire, dw es la densidad de los pesos estándar y d es la densidad de la sustancia que se pesa, m es el peso corregido (real) de la muestra. 1. El error de flotación ocurre cuando la densidad de la sustancia que se pesa difiere respecto a la densidad de los pesos estándar empleados para calibrar la balanza. ¿Por qué se introduce error a la medición cuando la densidad de la sustancia que se pesa difiere respecto a la densidad de la sustancia que se empleó para calibrar la balanza?

2. Saque KHP del almacén y pese aproximadamente 2.00 g de KHP. Anote el peso de KHP medida de acuerdo con la balanza. 3. La densidad del aire es 0.0012 g/mL alrededor de 760 torr y 25°C y la densidad de los pesos es 8.0 g/mL. La densidad de KHP es 1.64 g/mL. Empleando la ecuación de flotación, ¿cuál es el peso corregido de la muestra que midió? 4. ¿Cuál es la diferencia porcentual en moles de KHP entre el peso medido y el corregido para la muestra? El peso molecular de KHP es 204.22 g/mol. 5. ¿Cómo se afectarán los cálculos de un punto de equivalencia en una titulación ácido-base si no se introducen correcciones para la flotación?

185

Calibración de material de vidrio

Calibración de material de vidrio El material de vidrio que empleará en el laboratorio virtual de química es tan individual para usted como sería su propio material de vidrio en un laboratorio real. En este material hay un error similar al que habría en el de laboratorio real. Para realizar cálculos más exactos en sus tareas, debe calibrar su pipeta y bureta para recibir el nivel de tolerancia de su material de vidrio. El error que calcule será aplicable cada vez que emplee dicho material. La densidad del agua a 25°C es 0.9970479 g/mL. Con esta información puede calcular el volumen exacto de agua que aporta si conoce la masa de agua aportada. 1. Abra la ventana de bureta y el libro de laboratorio. Llene la bureta de agua. Tare un vaso de precipitados colocándolo sobre la balanza y haciendo clic en Tare. Coloque el vaso debidamente ajustado el cero de la balanza debajo de la bureta para recibir 10 mL de agua en él. Anote el volumen exacto de agua recibida de acuerdo con la lectura de la bureta con exactitud de 0.02 mL. Lleve el vaso a la balanza y anote la masa de agua aportada. Realice esto cuatro veces, tarando el vaso de precipitados antes de cada nueva adición de agua de la bureta. Al terminar, deberá haber suministrado aproximadamente 40 mL de la bureta. Volumen #1: ______________________

Masa #1: ______________________

Volumen #2: ______________________

Masa #2: ______________________

Volumen #3: ______________________

Masa #3: ______________________

Volumen #4: ______________________

Masa #4: ______________________

2. Calcule el volumen real agregado en cada ocasión usando la densidad del agua. Volumen #1: ______________________

Volumen #3: ______________________

Volumen #2: ______________________

Volumen #4: ______________________

3. Calcule la corrección en mL para cada volumen agregado. (La corrección es la cantidad que tiene que sumar o restar de la cantidad agregada de acuerdo con la lectura de la bureta para conocer el volumen correcto agregado). Volumen #1: ______________________

Volumen #3: ______________________

Volumen #2: ______________________

Volumen #4: ______________________

4. Grafique los puntos para volumen total aportado con la bureta en el eje x contra la corrección en mL en cada volumen en el eje y. Conecte los puntos para demostrar la corrección a cada intervalo de 10 mL.

187

Titulaciones

Es necesario calibrar todo el material de vidrio para usarlo con precisión en el laboratorio. A continuación calibraremos la pipeta de 25 mL. 5. Abra el cajón de pipetas y haga doble clic sobre la pipeta de 25 mL. Saque un vaso de precipitados y agréguele agua. Llene la pipeta y mueva el vaso con agua. Tare otro vaso colocándolo sobre la balanza y haciendo clic sobre Tare. Coloque el vaso con la balanza ajustada a cero, y vaciar el contenido de la pipeta en él. Lleve el vaso de precipitados a la balanza y anote la masa de agua. Realice esto tres veces. Masa #1: ____________________________

Masa #3: _________________________

Masa #2: ____________________________ 6. Calcule el volumen real agregado en cada ocasión. Volumen #1: ________________________

Volumen #3: ______________________

Volumen #2: ________________________ 7. ¿Cuál es la corrección promedio que se requiere para esta pipeta de 25 mL?

188

Ley de Boyle: 1/Volumen contra presión – 1

Ley de Boyle: 1/Volumen contra presión – 1 Robert Boyle, filósofo y teólogo, estudió las propiedades de los gases en el siglo xvii. Observó que los gases se comportan de manera similar a resortes, al comprimirse o expandirse y tienden a “regresar” a su volumen original. Publicó sus observaciones en 1662 en una monografía intitulada El resorte del aire y sus efectos. Usted realizará observaciones similares a las de Robert Boyle. El objetivo de este experimento es aprender más acerca de la relación entre la presión y el volumen de un gas ideal. Para ello graficaremos los valores de 1/V contra P . Al graficar el inverso del volumen será más fácil observar la relación entre P y V gráficamente. Para obtener datos para la gráfica, modificará la presión manteniendo constantes todas las demás variables, excepto el volumen. Seleccione el Experimento 1. Abra su libro de datos del laboratorio y anote los datos al aumentar la presión desde 1 atm. Calcule 1/V para cada uno de los volúmenes correspondientes a cada presión. Éstos son los valores que usará para construir su gráfica. Grafique 1/V sobre el eje y contra P en el eje x en el siguiente diagrama. Repita el procedimiento con N 2 (Experimento 2) y con un gas de Van der Waals con los parámetros a y b fijados a N 2 (Experimento 8). Su gráfica debe abarcar por lo menos la presión máxima de N 2. Trace la gráfica.

320

280 )

1 –

240

L ( 1 –

V

200

160

120

80

40

0

0 5 2

0 0 5

0 5 7

0 0 0 1

0 5 2 1

0 0 5 1

0 5 7 1

P (atm)

189

0 0 0 2

0 5 2 2

0 0 5 2

0 5 7 2

0 0 0 3

0 5 2 3


1. ¿Qué línea es recta? 2. ¿Cuál es la relación entre P y V? Emplee la línea recta para la explicación.

¿Qué afecta la pendiente de esta línea?

3. Mencione algunos motivos por los cuales las otras líneas no son rectas.

4. Los parámetros de Van der Waals empleados para estos datos puntuales son los obtenidos para N2. ¿En qué sitio es más cercana la línea de Van der Waals a la línea de N 2?

5. ¿En qué sitio no es cercana la línea de Van der Waals a la línea de N 2? ¿Por qué?

6. ¿En qué sitio es más precisa la aproximación de Van der Waals?

190

Ley de Boyle: 1/Volumen contra presión – 2

Ley de Boyle: 1/Volumen contra presión – 2 Robert Boyle, filósofo y teólogo, estudió las propiedades de los gases en el siglo xvii. Observó que los gases se comportan de manera similar a resortes, al comprimirse o expandirse y tienden a “regresar” a su volumen original. Publicó sus observaciones en 1662 en una monografía intitulada El resorte del aire y sus efectos. Usted realizará observaciones similares a las de Robert Boyle. El objetivo de este experimento es aprender más acerca de la relación entre la presión y el volumen de un gas ideal. Para ello graficaremos los valores de 1/V contra P . Al graficar el inverso del volumen será más fácil observar la relación entre P y V gráficamente. Para obtener datos para la gráfica, modificará la presión manteniendo constantes todas las demás variables, excepto el volumen. Elija un experimento en el que la presión o el volumen dependan uno de otro y después guarde los datos en su libro de datos del laboratorio al aumentar o reducir la variable independiente. Emplee estos datos para calcular 1/V para cada dato puntual. Complete este procedimiento para un gas ideal, CO2, He y N2. Grafique 1/V sobre el eje y contra P sobre el eje x para cada gas en una hoja de cálculo. Incluya en su gráfica las presiones máximas de todos los gases reales. Asegúrese de que todos los parámetros de los gases sean los mismos al guardar los datos para que se puedan comparar las líneas. Trace su gráfica. ( Incluya un ejemplo de la gráfica requerida al final de la tarea). 1. ¿Qué línea es recta? 2. ¿Qué afecta la pendiente de esta línea? 3. ¿Por qué las demás líneas no son rectas? 4. ¿En qué sitio son más similares estas líneas a la línea recta? 5. ¿En qué sitio son distintas de ellas? 6. En su gráfica, ¿qué podría decir en general acerca de los gases reales conforme la presión aumenta?

7. Use su gráfica para describir el comportamiento de N 2 y helio. Observe que el parámetro a del gas de Van der Waals para el helio es 0.0341 y el de N 2 es 1.39 L2?atm?mol–2.

191


8. ¿Por qué la línea para el CO 2 muestra pendiente por encima de la línea ideal, mientras que las líneas para N 2 y helio muestran pendiente por debajo de la línea ideal?

9. Explique por qué algunos gases reales se comportan más como un gas ideal que otros gases reales.

10. ¿Cuál es otro método para graficar los valores derivados de P y V, con el objeto de obtener una línea recta?

192

Compresibilidad

Compresibilidad La compresibilidad de un gas, z 5 PV/nRT , es un método eficaz para comparar el comportamiento de gases reales contra el de un gas ideal. Para un gas ideal z siempre es igual a uno, por lo tanto, las desviaciones de la unidad constituyen una medida de no idealidad de un gas. Usted empleará este factor de compresibilidad para realizar observaciones sobre el comportamiento de los gases reales. Seleccione el experimento donde el volumen depende de la presión y la temperatura. En esta tarea, usted usará N2. Fije la temperatura a 150 °K y ajuste las presiones conforme el listado de las siguientes tablas. Para cada presión, calcule la compresibilidad y anótela en la tabla. Calcule las compresibilidades para las presiones que aparecen para 250 y 1000 °K. Usando los datos de la tabla grafique la compresibilidad en el eje y contra la presión para los datos de cada temperatura en la siguiente gráfica. Trace su gráfica. 150 °K P (atm)

250 °K P (atm)

z

20 80 500 1000 1200

1000 °K P (atm)

z

20 200 500 1000 1200

z

20 200 500 1000 1200

3.00

2.00

Z

1.00

0 0 1

0 0 2

0 0 3

0 0 4

0 0 5

0 0 6

P (atm)

193

0 0 7

0 0 8

0 0 9

0 0 0 1

0 0 1 1


1. ¿Qué provoca que la proporción PV/nRT sea inferior a uno para un gas no ideal?

2. ¿Qué provoca que la proporción PV/nRT sea superior a uno para un gas no ideal?

3. ¿Qué ocurre cuando la pendiente de la línea cambia de negativo a positivo? ¿Por qué pasa esto?

4. ¿En qué punto predominan más las fuerzas de repulsión?

5. ¿Qué ocurre con el comportamiento del gas conforme la presión aumenta? ¿Por qué ocurre esto?

6. ¿Qué ocurre con el comportamiento de un gas conforme la temperatura aumenta? ¿Por qué ocurre esto?

7. ¿Qué podría decir en general sobre el sitio donde N 2 gaseoso se comporta más como gas ideal?

194

Compresibilidad

8. ¿Cómo se vería afectada la compresibilidad si usamos m 3 en vez de L para volumen? ¿Qué ocurriría si empleáramos la temperatura en grados Celsius?

195

Gases de Van der Waals – 1

Gases de Van der Waals – 1 La ecuación de Van der Waals para los gases es una aproximación más cercana al comportamiento de los gases reales que la ecuación de los gases ideales porque toma en cuenta las fuerzas de 2 ⎛ n ⎞ atracción y repulsión. La ecuación para un gas de Van der Waals es ⎜ P + a 2 ⎟(V − nb ) = nRT . ⎜ ⎟ V ⎠ ⎝ El término que incluye el parámetro a toma en cuenta las interacciones de atracción del gas y el término b toma en cuenta las interacciones de repulsión. Estos parámetros son específicos para cada gas y se determinan adaptando datos experimentales de PVT de gases reales. El objetivo de este experimento es aprender más sobre la ecuación de Van der Waals y su relación con los gases reales. Haremos esto reordenando la ecuación de Van der Waals y aplicándola a condiciones de un gas real para observar las propiedades específicas de los gases de Van der Waals, en comparación con los gases reales.

1. La compresibilidad de un gas, z 5 PV/nRT , es un método eficaz para comparar el comportamiento de los gases reales contra el de un gas ideal. Para un gas ideal z es igual a uno, por lo tanto, las desviaciones de uno miden la no idealidad del gas. Despeje la compresibilidad en la ecuación de Van der Waals y después use la ecuación para responder las dos preguntas siguientes. Podría ser más sencillo despejar primero la presión para el gas de Van der Waals.

2. Explique cómo afectan las interacciones de atracción de un gas de Van der Waals a su compresibilidad. 3. Explique cómo afectan las fuerzas de repulsión de un gas de Van der Waals a su compresibilidad.

Verifique qué tan cercanos son los gases de Van der Waals respecto a sus contrapartes de gases reales. Seleccione el experimento donde la presión depende del volumen y la temperatura. Usará N2 gaseoso y el N2 como gas de Van der Waals con los parámetros a 5 1.390 atm?L2?mol22 y b 5 0.03913 L?mol21. Fije las variables a 1.000 mol y 100 °K y calcule la compresibilidad y los volúmenes listados en las siguientes tablas.

197


Compare esto con la compresibilidad del gas de Van der Waals y calcule la diferencia porcentual entre los dos valores. volumen (L)

Z N 2

Z vdW

diferencia %

Z vdW

diferencia %

Z vdW

diferencia %

4.000 3.000 2.000 Calcule los siguientes valores a 500 °K. volumen (L)

Z N 2

4.000 2.000 1.000 Calcule los siguientes valores a 1200 °K. volumen (L)

Z N 2

4.000 2.000 1.000 4. ¿Cuál es la tendencia general para la diferencia entre compresibilidad del gas real y compresibilidad del gas de Van der Waals conforme la temperatura aumenta? ¿Por qué?

5. ¿Cuál es la tendencia general conforme el volumen disminuye? ¿Por qué?

6. ¿En qué condiciones constituye la ecuación de Van der Waals la mejor aproximación para el comportamiento del gas real N 2?

198


Gases de Van der Waals – 2 La ecuación de Van der Waals para los gases es una aproximación más cercana al comportamiento de los gases reales que la ecuación de los gases ideales porque toma en cuenta las fuerzas de 2 ⎛ n ⎞ atracción y repulsión. La ecuación para un gas de Van der Waals es ⎜P + a 2 ⎟(V − nb ) = nRT . V ⎠ ⎝ El término que incluye el parámetro a toma en cuenta las interacciones de atracción del gas y el término b toma en cuenta las interacciones de repulsión. Estos parámetros son específicos para cada gas y se determinan adaptando datos experimentales de PVT de gases reales. El objetivo de este experimento es aprender más sobre la ecuación de Van der Waals y su relación con los gases reales. Haremos esto reordenando la ecuación de Van der Waals y aplicándola a condiciones de un gas real para observar las propiedades específicas de los gases de Van der Waals, en comparación con los gases reales. 1. La compresibilidad de un gas, z 5 PV/nRT , es un método eficaz para comparar el comportamiento de los gases reales contra el de un gas ideal. Para un gas ideal z es igual a uno, por lo tanto, las desviaciones de uno miden la no idealidad del gas. Despeje la compresibilidad en la ecuación de Van der Waals y después use la ecuación para responder las dos preguntas siguientes. Podría ser más sencillo despejar primero la presión para el gas de Van der Waals.

2. Explique cómo afectan las interacciones de atracción de un gas de Van der Waals a su compresibilidad. 3. Explique cómo afectan las fuerzas de repulsión de un gas de Van der Waals a su compresibilidad.

Verifique qué tan cercanos son los gases de Van der Waals respecto a sus contrapartes de gases reales. Seleccione el experimento donde la presión depende del volumen y la temperatura. Usará N2 gaseoso y el N2 como gas de Van der Waals con los parámetros a 5 1.390 atm?L2?mol22 y b 5 0.03913 L?mol21. Fije las variables a 1.000 mol y 100 °K y calcule la compresibilidad y los volúmenes listados en las siguientes tablas. Compare esto con la compresibilidad del gas de Van der Waals y calcule la diferencia porcentual entre los dos valores.

199


volumen (L)

Z N 2

Z vdW

diferencia %

Z vdW

diferencia %

Z vdW

diferencia %

4.000 3.000 2.000 1.000 0.880 Calcule los siguientes valores a 500 °K. volumen (L)

Z N 2

4.000 2.000 1.000 0.100 0.049 Calcule los siguientes valores a 1200 °K. volumen (L)

Z N 2

4.000 2.000 1.000 0.500 0.081 4. ¿Cuál es la tendencia general para la diferencia entre compresibilidad del gas real y compresibilidad del gas de Van der Waals conforme la temperatura aumenta? ¿Por qué?

5. ¿Cuál es la tendencia general conforme el volumen disminuye? ¿Por qué?

200


6. ¿En qué condiciones constituye la ecuación de Van der Waals la mejor aproximación para el comportamiento del gas real N 2? 1

7. A 100 , 500 y 1200 °K, los volúmenes de 0.880, 0.049 y 0.081 L, respectivamente, se encuentran con diferencia de 1 mL respecto al volumen mínimo de N 2 a cada una de estas temperaturas. ¿Qué provoca la gran disparidad entre las diferencias porcentuales a 0.880, 0.049 y 0.081 L? ¿Por qué son estas diferencias significativamente distintas respecto a aquellas en los otros volúmenes?

201

Experimento de Thomson

Thomson Conforme los científicos comenzaron a examinar los átomos, su primer descubrimiento fue que podían extraer partículas con carga negativa de ellos, a las cuales llamaron electrones. Para entender la naturaleza de estas partículas, quisieron saber cuánto pesaban y qué carga tenían. Thomson demostró que si se podía medir cuánto se desviaba un haz de electrones en un campo eléctrico y en un campo magnético, se podía calcular la proporción de la masa respecto a la carga de estas partículas. En este laboratorio repetirá algunos de los experimentos de Thomson. 1. Prepare una mesa óptica para el experimento de Thomson colocando el cañón de electrones en la mesa, dirigido hacia la pantalla fosforescente, y colocando los campos magnético y eléctrico entre ellos justo frente a la pantalla fosforescente. 2. Encienda la pantalla fosforescente y apriete el botón que despliega sobre el fondo de la pantalla una rejilla. 3. Fije la energía del cañón de electrones a 100 eV con una intensidad de 1 nA. 4. Aumente el voltaje del campo eléctrico a 10 V. ¿Qué ocurre con la mancha que produce el cañón de electrones? ¿Cómo se calcula el campo eléctrico a partir del voltaje aplicado? ¿Hacia qué dirección está orientado el campo eléctrico? ¿Cuál es la fuerza producida por un campo eléctrico? ¿Qué voltaje hay que aplicar para que la mancha se desplace hasta la primera línea de la rejilla? ¿Qué voltaje se requiere para que se salga de la pantalla?

5. Aumente la energía del cañón de electrones a 500 eV. ¿Cómo modifica el incremento de energía en el cañón de electrones la velocidad de los electrones? ¿Cómo modifica este incremento la deflexión de los electrones? ¿Por qué se modifica la deflexión? ¿Qué voltaje se requiere para efectuar una deflexión de electrones hasta el borde de la pantalla? ¿Y hasta la primera línea de la rejilla?

6. Reduzca la energía del cañón de electrones a 10 eV. ¿Cómo modifica esto la deflexión de los electrones?

203

Teoría atómica y mecánica cuántica

7. Elija por lo menos otras cinco energías electrónicas, y encuentre los voltajes necesarios para que el haz de electrones se desvíe hasta el borde de la pantalla. Después construya una gráfica de energía electrónica contra voltaje. energía e2

voltaje



















0 5

0 0 1

0 5 1

0 0 2

0 5 2

0 0 3

0 5 3

0 0 4

0 5 4

0 0 5

energía e2

¿Qué tendencia siguen los datos?

8. Empleando la gráfica, prediga el voltaje necesario para desviar el haz de electrones de 235 eV hasta el borde de la pantalla y después pruebe para determinar si su predicción es completa. Por último, prediga la energía electrónica necesaria para que el haz se desvíe hasta el borde de la pantalla con un voltaje de 20 V, y pruebe para determinar si su predicción es correcta. (Haz de electrones de 235 eV) Predicción de voltaje: ____________ Voltaje medido:____________ (20 V) Predicción de energía electrónica:___________ Energía electrónica medida: ____________

9. Apague el campo eléctrico y repita el experimento con el campo magnético. Fije la energía del cañón de electrones de nuevo a 100 eV, y encienda el campo magnético a 20 µT. ¿Qué ocurre con la mancha del cañón de electrones? ¿En qué dirección está orientado el campo magnético? ¿Qué fuerza produce el campo magnético?

204

Experimento de Thomson

10. Como antes, elija varias energías electrónicas, y encuentre los campos magnéticos necesarios para desviar el haz de electrones hasta el borde de la pantalla. Después, construya una gráfica de energía electrónica contra campo. energía e2

campo magnético

12 0 11 0 10 0 90 80

70 60 50 40

0 5

0 0 1

0 5 1

0 0 2

0 5 2

0 0 3

0 5 3

0 0 4

0 5 4

0 0 5

energía e –

¿En qué difiere el cambio que produce el campo magnético sobre el haz de electrones respecto al que produce el campo eléctrico?

205


Experimento de dispersión de retroceso de Rutherford Un experimento clave para entender la naturaleza de la estructura atómica fue realizado por Ernest Rutherford en 1911. Rutherford realizó su experimento dirigiendo un haz de partículas alfa (núcleos de helio) a través de una laminilla de oro y después hacia una pantalla detectora. Observó que las partículas alfa emergían no sólo en la dirección esperada, sino que también podía detectar partículas alfa en todos los ángulos, incluso regresando directamente hacia atrás. Describió esto como sigue: “... es casi tan increíble como si tras disparar una bala de 15 pulgadas contra un pedazo de papel muy fino, el proyectil rebotara directamente hacia usted, impactándolo”. Rutherford sugirió que el experimento podía entenderse si casi toda la masa del átomo estuviera concentrada en un núcleo central pequeño y con carga positiva. En este experimento, usted realizará observaciones similares a las del profesor Rutherford. 1. Inicie el experimento de Rutherford colocando la fuente de partículas alfa sobre la mesa óptica, orientada hacia la pinza que retiene la laminilla de oro, y colocando la pantalla fosforescente detrás de dicha laminilla para detectar las partículas alfa que la atraviesan. 2. Encienda la fuente alfa y la pantalla fosforescente. Observe la pantalla con el haz de partículas alfa dirigido directamente a través de la laminilla y hacia la pantalla fosforescente. ¿Qué significan las diversas señales sobre la pantalla?

3. Ahora cambie el detector a una ubicación distinta. (Si no ve una señal para esa posición, quizá tenga que encender el botón Persist , y aguardar algunos minutos). ¿Qué diferencia observa en la señal?

¿En cuántas ubicaciones distintas puede colocar el detector? ¿Cómo depende la señal del ángulo que forma la combinación de fuente/laminilla/detector?

4. Usando el botón Persist , se puede estimar el número de partículas que chocan contra la pantalla en función del ángulo. Para ello, cuente las partículas que chocan contra la pantalla durante un periodo. Ahora grafique esta tasa (en choques de partícula por segundo) en función del ángulo.

207


8

o d n u g e s / s e u q o h c

6

4

2

5 1

0 3

5 4

0 6

5 7

0 9

5 0 1

0 2 1

5 3 1

0 5 1

ángulos (grados)

¿Qué porcentaje de las partículas experimenta dispersión hacia atrás?

5. Asumiendo que la dispersión hacia atrás significa que la partícula alfa choca contra un núcleo directamente y la laminilla metálica tiene 0.001 cm de espesor, estime el diámetro de un núcleo de oro. Nota: el diámetro atómico de un átomo de oro es aproximadamente 2.88 3 10210 m.

Cálculos:

capas

=

Anúcleos Aátomo d núcleos

0.00001 ; 2.88 310 10 −

=

=

/ seg)/ capas (# dispersado ; 100,000

d átomo

# dispersado / seg . 100,000 3capas

208


Diámetro de un núcleo de oro:

6. Si R es el radio de un núcleo atómico, r 0 es el radio de un nucleón y A es el número atómico, demuestre cómo se puede obtener R de manera aproximada empleando R 5 r 0 A1/3.

7. Dado que el valor de r 0 es aproximadamente 1.4 fm, calcule el tamaño del núcleo de oro. Tamaño esperado del núcleo de oro: ¿Qué tan bien concuerda su cálculo previo pasado en las mediciones con este valor esperado? ¿Por qué el valor que midió no es el mismo que el valor esperado?

209

Efecto fotoeléctrico – 1

Efecto fotoeléctrico – 1 Aunque Einstein es más famoso por sus trabajos que describen la relatividad en mecánica, recibió el Premio Nobel por haber entendido un experimento muy sencillo. Desde hacía tiempo se sabía que al dirigir luz de determinada longitud de onda contra un pedazo de metal, éste emitía electrones. Se conocían varias incongruencias en los resultados, las cuales condujeron a Einstein a sugerir que es necesario considerar que la luz está formada de partículas y no sólo de ondas. Usted tendrá la oportunidad de recrear algunas de las mediciones que condujeron a Einstein a su teoría. 1. Inicie el experimento del efecto fotoeléctrico y coloque en el láser, una laminilla de sodio (Na) y la pantalla detectora fosforescente sobre la mesa óptica. Necesita colocarlas de modo que el láser y la pantalla fosforescente se encuentren cada uno a un ángulo de aproximadamente 45 grados respecto a la laminilla. Encienda la pantalla fosforescente. Fije la potencia de láser a 1 nW y fije el láser a la mayor longitud de onda que aún produzca una señal. ¿Cuál es la mayor longitud de onda (con exactitud de 1 nm) que aún produce una señal? ¿Qué ecuación relaciona la longitud de onda de un fotón con su energía?

Defina la función trabajo como la energía mínima necesaria para retirar un electrón del metal. ¿Cuál es la función trabajo de Na en nm? ¿Cuál es en eV? Basándose en lo que sabe sobre los átomos, ¿cuál predeciría usted que tiene la función trabajo más pequeña, Na, K, Rb o Cs?

2. Mida las funciones trabajo para Na, K, Rb y Cs. Anote los valores en unidades eV. Na ________________ K ________________ Rb ________________ Cs ________________ ¿Concuerdan estos valores con su intuición química?

3. Ordene las funciones trabajo para Co, Ni, Cu y Zn de menor a mayor, y después mida las funciones trabajo para estos elementos. Anote de nuevo los valores en unidades eV. Predicción de orden:

Valores medidos para las funciones trabajo: Co ________________ Ni ________________ Cu _______________ Zn ________________

4. Construya una gráfica de función trabajo contra número atómico para todas las laminillas metálicas disponibles.

211


5

4

) V e ( φ

3

2

1

10

20

30

40

50

60

70

80

90

número atómico

Describa las tendencias periódicas en los resultados.

¿Puede llegar a alguna conclusión o generalización sobre las tendencias observadas?

212

Efecto fotoeléctrico – 2

Efecto fotoeléctrico – 2 Aunque Einstein es más famoso por sus trabajos que describen la relatividad en mecánica, recibió el Premio Nobel por haber entendido un experimento muy sencillo. Desde hacía tiempo se sabía que al dirigir luz de determinada longitud de onda contra un pedazo de metal, éste emitía electrones. Se conocían varias incongruencias en los resultados, las cuales condujeron a Einstein a sugerir que es necesario considerar que la luz está formada de partículas y no sólo de ondas. Usted tendrá la oportunidad de recrear algunas de las mediciones que condujeron a Einstein a su teoría. 1. Inicie el experimento del efecto fotoeléctrico y coloque en el láser, una laminilla de sodio (Na) y el bolómetro sobre la mesa. Es necesario que el láser y el bolómetro formen un ángulo de 45 grados respecto a la cara de la laminilla metálica. Encienda el láser y fije la potencia a 1 nW y la longitud de onda a 400 nm. 2. El bolómetro mide la energía cinética de los electrones que emite el metal. Debe observar un pico en la pantalla detectora del bolómetro. Realice un acercamiento al área del pico para poder leer con exactitud la energía cinética de los electrones. Anote este valor. Energía cinética de los electrones:_____________________________________________________

3. Einstein sugirió que la energía de los electrones emitidos era la energía de un fotón de luz menos la función trabajo del metal, o sea la energía que enlaza los electrones al metal. Calcule la función trabajo (en unidades de eV) encontrando la diferencia entre la energía de un fotón del láser menos la energía cinética de un electrón. Función trabajo para Na:____________________________________________________________

4. Mida la energía cinética del electrón a cinco longitudes luminosas distintas (inferiores a 450 nm), y calcule la función trabajo ( f) en unidades de eV. l

100

200

250

300

350

energía del fotón energía cinética del electrón f

¿Es independiente la función trabajo de la longitud de onda? Basándose en sus conocimientos sobre los átomos, ¿cuál de los siguientes predice que tendría la función trabajo más pequeña, Na, K, Rb o Cs?

5. Mida las funciones trabajo para Na, K, Rb y Cs. Na ________________

K ________________

213

Rb ________________

Cs ________________


¿Concuerdan estos valores con su intuición química?

6. Prediga el orden de menor a mayor función trabajo para Co, Ni, Cu y Zn, y después mida las funciones trabajo de estos elementos. Predicción de orden:

Valores medidos para las funciones trabajo: Co ________________

Ni ________________

Cu _______________

Zn _______________

7. Construya una gráfica de función trabajo contra número atómico para todas las laminillas metálicas disponibles.

5

4

) V e ( φ

3

2

1

10

20

30

40

50

60

70

80

90

número atómico

Describa las tendencias periódicas en los resultados.

¿Puede llegar a alguna conclusión o generalización sobre las tendencias observadas?

214

De Broglie – 1

De Broglie – 1 De Broglie fue el primero en sugerir la posibilidad de considerar que las partículas tienen propiedades ondulatorias. De manera específica, él sugirió que l 5 constante / p (la longitud de onda es inversamente proporcional al momentum ). En esta tarea, calculará la constante que relaciona l con p. 1. Coloque sobre la mesa óptica lo necesario para medir la difracción de electrones con una energía de 2 meV empleando el cañón de electrones, el dispositivo de dos rendijas y la pantalla fosforescente. Fije la intensidad de la corriente del cañón de electrones por lo menos a 1 nA. ¿Cuál es la energía cinética de los electrones en Joules?

2. Ajuste el espaciamiento de las rejillas y observe cómo ya cambia el patrón de difracción en consecuencia. ¿Cómo cambia el patrón de difracción al aumentar el espaciamiento entre las rendijas?

3. Encuentre un espaciamiento de rendijas que produzca de 7 a 11 bordes de difracción bien definidos. Dibuje el patrón de difracción observado.

Espaciamiento de las rendijas: ¿Qué característica del electrón explica el patrón de difracción que produce el experimento de dos rendijas?

4. Ahora, cambie el cañón de electrones por el láser y la pantalla fosforescente por la cámara. Fije la intensidad del láser por lo menos a 1 nW. 5. Manteniendo el mismo espaciamiento de rendijas, encuentre la longitud de onda luminosa que produce el mismo patrón de difracción. Longitud de onda:

215


¿Cómo se relaciona esta longitud de onda con la longitud de onda de los electrones?

6. Dado que Ecinética 5 p 2 / 2m, despeje p y después calcule la constante que relaciona p con l. Cálculos:

Constante 5

216

De Broglie – 2

De Broglie – 2 De Broglie fue el primero en sugerir la posibilidad de considerar que las partículas tienen propiedades ondulatorias. De manera específica, él sugirió que l 5 constante / p (la longitud de onda es inversamente proporcional al momentum ). En esta tarea, calculará la constante que relaciona l con p. 1. Coloque sobre la mesa óptica lo necesario para medir la difracción de electrones empleando el cañón de electrones, el dispositivo de dos rendijas y la pantalla fosforescente. Fije la corriente del cañón de electrones por lo menos a 1 nA. Fije el espaciamiento de rendijas por lo menos a 100 nm. 2. Ajuste la energía cinética de los electrones. ¿Qué ocurre con el patrón de difracción a medida que aumenta la energía de los electrones?

¿Apoya esto la ecuación de De Broglie? De ser así, explique por qué.

Exprese la constante de la ecuación de De Broglie en función de la energía cinética, la masa y la longitud de onda.

3. Fije la energía del cañón de electrones entre 1 y 4 meV. Encuentre un espaciamiento de rendija que produzca de 7 a 11 bordes de difracción bien definidos. Después, usando el láser y la videocámara, encuentre la longitud de onda que da el mismo patrón de difracción para este espaciamiento de rendijas en particular. Repita el procedimiento con dos energías cinéticas diferentes y anote los valores en la siguiente tabla. Después calcule la constante que relaciona p con l. energía cinética de los electrones

espaciamiento de rendijas

patrón de difracción

longitud de onda

constante

Valor promedio para la constante:

4. Esta constante que calculó es conocida como constante de Planck. Busque su verdadero valor y compárelo contra el obtenido. % de desviación respecto a la constante de Planck:

217

Absorbancia de HCl gaseoso

Absorbancia de HCl gaseoso El HCl gaseoso no absorbe luz visible, aunque sí absorbe luz infrarroja. Al absorber un fotón de luz infrarroja para pasar del estado vibracional fundamental al primer estado vibracional excitado, también puede cambiar de estados rotacionales. Estas rotaciones también están cuantizadas, lo que significa que las moléculas sólo pueden rotar a ciertas frecuencias. En este laboratorio, medirá los cambios de energía rotacional que acompañan a los cambios vibracionales. 1. Vaya al almacén de materiales, y saque el superfoco, la celda de gases con HCl gaseoso y el espectrómetro. Inicie el experimento con la luz dirigida a través del gas y hacia el espectrómetro. Encienda este último y fije las unidades a frecuencia. Dibuje un diagrama de lo que observe.

Hay dos grandes conjuntos de picos debido a los átomos de hidrógeno. El hidrógeno tiene dos isótopos distintos (átomo del mismo elemento con peso atómico diferente). Uno se llama H (hidrógeno) y tiene masa de 1 uma (unidad de masa atómica) y el otro D (deuterio), que tiene masa de 2 uma. ¿Cuál de ellos esperaría que absorba a menor frecuencia y por qué?

¿Qué isótopo es el más abundante? ¿Se correlaciona la intensidad relativa de los dos conjuntos de pico con su abundancia natural? Explique por qué sí o por qué no.

2. Haga un acercamiento a los picos de menor frecuencia.

219


Dibuje un diagrama de lo que observe.

El cloro también presenta dos isótopos con masa atómica de 35 y 37 uma. Acercándose lo suficiente, observará que cada pico principal es un doblete. Prediga qué picos de los dobletes pertenecen a 35Cl y cuáles pertenecen a 37 Cl.

¿Cuál es más abundante? ¿Concuerda esto con la masa para cloro que se indica en la tabla periódica (la cual es una masa promedio basada en abundancias naturales)?

Ambos conjuntos grandes de picos tienen dos ramificaciones de picos. La rama de picos de menor frecuencia presenta un cambio de estado rotacional más alto en el estado vibracional fundamental a otro inferior en el primer estado vibracional excitado, y los picos de más alta frecuencia presentan un cambio de un estado rotacional más bajo en el estado vibracional fundamental a otro más alto en el primer estado vibracional excitado. ¿Qué ramificación de picos es más intensa? ¿Por qué?

220

Absorbancia de I2 gaseoso

Absorbancia de I2 gaseoso El I2 gaseoso es interesante porque absorbe luz visible, lo que ocasiona que un electrón pase entre dos niveles de energía electrónica. De manera simultánea, la molécula cambia de energía vibracional. Como las vibraciones están cuantizadas (la molécula sólo puede vibrar a ciertas frecuencias), el espectro no es continuo, sino que presenta picos donde las vibraciones cambian de un nivel energético a otro. 1. Vaya al almacén de materiales y saque el superfoco, la celda de gases con I2 gaseoso y el espectrómetro. Coloque el experimento con la luz dirigida a través del gas y hacia el espectrómetro. 2. Acérquese cuidadosamente al espectro. Dibuje la estructura básica observada.

3. Aumente la potencia del superfoco. ¿Se modifica el espectro? Explique por qué sí o por qué no.

4. Cambie a unidades de frecuencia y haga un acercamiento al área del espectro cercano, donde se absorbe más luz (donde la transmitancia es más baja). Debe observar una serie de picos. Empleando el curso y la escala x-y, mida la diferencia de frecuencia entre los picos vecinos para los 10 primeros picos bien resueltos (picos de energía más alta). Numere los picos del 1 al 10 y grafique las diferencias de frecuencia contra el número de pico.

221


1.8

1.6

1.4

1.2 1

2

3

4

5

6

7

8

9

¿Qué apariencia tiene la función? 1 ¿Qué ocurre con la diferencia de frecuencia entre picos vecinos con los picos de frecuencia más alta? ¿Qué ocurre con la diferencia de energía entre picos vecinos con los picos de frecuencia más alta? ¿Qué le indica esto acerca de los modos vibracionales dentro de un estado electrónico?

222

Absorción del agua

Absorción del agua El agua absorbe luz en la región infrarroja del espectro electromagnético. La espectroscopia de absorción en esta región se llama espectroscopia infrarroja (IR). La radiación infrarroja provoca que los enlaces del interior de las moléculas vibren. Por este motivo, la espectroscopia IR se llama en ocasiones espectroscopia vibracional. Los átomos del interior de las moléculas siempre están moviéndose. Los enlaces entre estos átomos absorben luz cuando ésta es de la misma frecuencia que la vibración del enlace. De este modo, los enlaces actúan como resortes y se les debe agregar la cantidad correcta de energía para hacerlos vibrar. La absorción de esta energía hace que la vibración tenga mayor amplitud; sin embargo, la vibración permanece a la misma frecuencia y longitud de onda. Determinado grupo funcional siempre absorberá en la misma región general del espectro. Por ejemplo, el grupo O—H produce un pico fuerte de absorción alrededor de 2778 nm a 3125 nm. 1. Para preparar la mesa óptica de este experimento seleccione Absorption in Liquids — Water (absorción de líquidos – agua) en el block de notas de experimentos fijos. ¿Qué fuente se emplea en este experimento? ¿En qué difiere la luz producida por esta fuente de la luz producida por el láser?

¿Qué muestra líquida se empleará en este experimento? ¿Qué detector se emplea en este experimento y qué mide?

Haga un diagrama aproximado del espectro.

¿Entre qué longitudes de onda se produce el primer pico de absorción ancho? ¿Qué provoca este pico de absorción?

223


2. Sobre la pantalla del espectrómetro, cambie el control de FULL a VISIBLE (completo a visible). ¿Qué observa? ¿Esperaría que el agua absorbiera luz en la región visible? Explique su respuesta.

224

Dispersión Raman

Dispersión Raman Los modos vibracionales de una molécula están cuantizados, lo cual significa que las moléculas sólo pueden vibrar a ciertas frecuencias. En la espectroscopia de absorbancia de luz normal se observan picos de absorbancia a las frecuencias luminosas que tienen la cantidad correcta de energía para hacer que las moléculas vibren un paso más. C. V. Raman, científico hindú, fue el primero en demostrar otro tipo de espectroscopia, la cual lleva su nombre. En esta medición, enviará luz láser de la región visible a través de una muestra. La mayoría de los fotones del haz pasarán a través de la muestra, aunque un número pequeño interaccionará con ella y experimentará dispersión en diferentes direcciones. Un número aun menor (inferior a 1 por cada millón) interaccionará con la muestra y durante el proceso absorberá un cuanto de energía vibracional de una molécula (conduciendo a que los fotones tengan un poco más energía) o se dará un cuanto de energía a una molécula (lo que conducirá a que los fotones tengan un poco menos de energía). En los espectros Raman, asegúrese de efectuar un acercamiento al espectro en las alas alrededor del pico central para observar los otros picos. Estos picos satélite son muy pequeños. 1. Vaya al almacén de materiales; saque el láser, la celda de gas llena con HCl y el espectrómetro y arréglelo sobre la mesa con el láser orientado hacia la celda de gas, y el láser y el espectrómetro formando un ángulo de 90 grados uno con respecto al otro. 2. Fije la potencia de láser a 1 nW y la longitud de onda a 620 nm. Encienda el espectrómetro. Dibuje un diagrama de lo que observe.

¿Qué provoca cada pico?

3. Aumente la potencia del láser. ¿Cambia el espectro? Explique su respuesta.

225


4. Ahora modifique la longitud de onda del láser. ¿Cambia el espectro? De ser así, ¿en qué cambia?

5. Con el espectrómetro fijo en una longitud de onda, mida la diferencia entre el pico principal y los picos satélite usando longitudes de onda de láser de 620, 570, 520, 470 y 420 nm. Mida únicamente el pico satélite de la izquierda. Longitud de onda láser Diferencias (en l)

620

570

520

470

420

Diga si la diferencia es igual a distintas longitudes de onda del láser.

6. Construya una gráfica de longitud de onda contra diferencia.

90

80

) m n ( a i c 70 n e r e f i d

60

50

420

470

520 570 longitud de onda (nm)

620

¿Es lineal la función? ¿Cómo se relaciona la longitud de onda con la energía?

7. Fijando el espectrómetro en frecuencia, mida la diferencia entre el pico principal y los picos satélite en terahertz (THz) usando las mismas longitudes de onda de láser que con anterioridad

226

Dispersión Raman

(620, 570, 520, 470 y 420 nm). De nuevo mida únicamente el pico satélite que se encuentra a la izquierda. Longitud de onda de láser Diferencias (en v)

620

570

520

470

420

¿Es constante la diferencia? ¿Por qué era de esperarse esto? ¿Cuál es la diferencia en el espectro Raman en THz? ¿Qué longitud de onda tiene esta frecuencia?

8. Cambie el láser por el superfoco y mida el espectro de absorbancia colocando el espectrómetro en la misma línea con el superfoco y la muestra. ¿Observa un pico de absorbancia a la longitud de onda que especificó con anterioridad?

Explique su respuesta.

9. Encienda el superfoco para el láser de nuevo. Fije la longitud de onda del láser 100 nm por debajo de la longitud de onda especificada por usted. Fije la intensidad del láser por lo menos a 1 nW. Después intercambie el espectrómetro por el fotodiodo. Enciéndalo y manténgalo en la misma línea con el láser y la muestra. ¿Cuál es la función del fotodiodo?

10. Incremente lentamente la longitud de onda del láser 200 nm. ¿Qué observa? ¿Qué provoca las diferencias de intensidad?

A continuación realizaremos algunas mediciones con líquidos. 11. Devuelva la celda de gas y el fotodiodo al almacén de materiales, y reemplácela por la celda de líquido y el espectrómetro, respectivamente. Llene la celda con Benceno (C 6H6) y regrese ambos al laboratorio. Monte de nuevo el experimento para efectuar el experimento Raman usando longitud de onda de láser de 620 nm.

227


Dibuje un diagrama del espectro .

12. Mida la diferencia de frecuencia entre cada pico satélite en el espectro y el pico principal (la frecuencia del haz láser).

número de pico satélite

Frecuencia del pico principal:

v

v de pico simétrico

diferencia entre v del pico principal y el pico satélite

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 13. Mire el espectro de cada uno de los líquidos, y cuente el número de picos satélite para cada caso.

# de picos satélite

¿Cuál de ellos tiene más pico? ¿Cuál tiene menos? ¿Qué diferencia hay entre líquidos y gases en un espectro Raman? ¿Por qué?

228

C6H6 H2O CCl4 C6H12 THF MeOH CH3CN C6H10

NOTAS

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Laboratorio.virtual.de.Quimica.general

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