Manual de Laboratorio Química General I

Escuela de Química

Manual de Laboratorio Química General I QU-0101 M. Ev. Patricia Guzmán L.

UCR

Manual de Laboratorio Química General I

En un laboratorio químico es absolutamente necesario establecer ciertas normas de conducta de cuyo cumplimiento dependen el orden en el trabajo, la comodidad y la seguridad de todos los que en él trabajan. A continuación se ofrecen reglas generales de laboratorio que deben cumplirse cuidadosamente para que el trabajo experimental resulte conveniente individual y colectivamente. Reglas de seguridad para el trabajo de laboratorio

1. Usar siempre lentes de seguridad. 2. Usar gabacha larga con manga larga, preferiblemente de algodón. 3. No usar faldas, shorts o zapatos abiertos. Las personas de cabello largo deberán sujetarlos mientras permanecen en el laboratorio. 4. No fumar, comer o beber en el laboratorio. Lavarse bien las manos al salir del lugar. 5. Al ser designado para trabajar en un determinado laboratorio, es muy importante conocer la localización de los accesorios de seguridad. 6. Antes de usar reactivos no conocidos, consultar la bibliografía adecuada e informarse sobre como manipularlos y descartarlos. 7. No devolver los reactivos a los frascos originales, aunque no hayan sido usados. Evitar circular con ellos por el laboratorio. 8. No usar ningún instrumento para el cual usted no ha sido entrenado o autorizado a utilizar. 9. Verificar el voltaje de trabajo del instrumento antes de conectarlo. Cuando los instrumentos no estén siendo usados deben permanecer desconectados. 10. Usar siempre guantes de asbesto, para el aislamiento térmico, al manipular material caliente. 11. Nunca pipetear líquidos con la boca. En este caso usar peras de plástico o trompas de vacío. 12. Manejar cuidadosamente con prensas u otros utensilios, los objetos calientes y colocarlos siempre sobre una lámina de asbestos. Normas para el trabajo de laboratorio

1. Mantener siempre limpias las mesas y aparatos de laboratorios 2. No colocar sobre las mesas de trabajo las prendas personales y libros, excepto el cuaderno de laboratorio. 3. Colocar en la mesa de trabajo solo aquellos utensilios que sean indispensables para la realización de la práctica. 4. Inmediatamente después de utilizar retornar a su lugar los frascos de reactivos. 5. No tomar los reactivos de otras mesas, usar los asignados a su mesa de trabajo. M. Ev. Patricia Guzmán L. 2


En un laboratorio químico es absolutamente necesario establecer ciertas normas de conducta de cuyo cumplimiento dependen el orden en el trabajo, la comodidad y la seguridad de todos los que en él trabajan. A continuación se ofrecen reglas generales de laboratorio que deben cumplirse cuidadosamente para que el trabajo experimental resulte conveniente individual y colectivamente. Reglas de seguridad para el trabajo de laboratorio

1. Usar siempre lentes de seguridad. 2. Usar gabacha larga con manga larga, preferiblemente de algodón. 3. No usar faldas, shorts o zapatos abiertos. Las personas de cabello largo deberán sujetarlos mientras permanecen en el laboratorio. 4. No fumar, comer o beber en el laboratorio. Lavarse bien las manos al salir del lugar. 5. Al ser designado para trabajar en un determinado laboratorio, es muy importante conocer la localización de los accesorios de seguridad. 6. Antes de usar reactivos no conocidos, consultar la bibliografía adecuada e informarse sobre como manipularlos y descartarlos. 7. No devolver los reactivos a los frascos originales, aunque no hayan sido usados. Evitar circular con ellos por el laboratorio. 8. No usar ningún instrumento para el cual usted no ha sido entrenado o autorizado a utilizar. 9. Verificar el voltaje de trabajo del instrumento antes de conectarlo. Cuando los instrumentos no estén siendo usados deben permanecer desconectados. 10. Usar siempre guantes de asbesto, para el aislamiento térmico, al manipular material caliente. 11. Nunca pipetear líquidos con la boca. En este caso usar peras de plástico o trompas de vacío. 12. Manejar cuidadosamente con prensas u otros utensilios, los objetos calientes y colocarlos siempre sobre una lámina de asbestos. Normas para el trabajo de laboratorio

1. Mantener siempre limpias las mesas y aparatos de laboratorios 2. No colocar sobre las mesas de trabajo las prendas personales y libros, excepto el cuaderno de laboratorio. 3. Colocar en la mesa de trabajo solo aquellos utensilios que sean indispensables para la realización de la práctica. 4. Inmediatamente después de utilizar retornar a su lugar los frascos de reactivos. 5. No tomar los reactivos de otras mesas, usar los asignados a su mesa de trabajo. M. Ev. Patricia Guzmán L. 2


6. Manejar con cuidado los reactivos químicos especialmente los que son aún más peligrosos. 7. Al calentar una sustancia en un tubo de ensayo, no dirija la boca del tubo hacia sus compañeros o hacia usted mismo. 8. Cuando trabaje con sustancias inflamables, asegurarse antes de que no hay llamas en su proximidad. 9. Tomar muchas precauciones cuando necesite detectar el olor de una sustancia. Ventile suavemente hacia su nariz (moviendo la mano sobre la boca del recipiente) los vapores de la sustancia y no aproxime su nariz directamente. 10. No probar nunca una disolución o sustancia a menos que tenga permiso del profesor. 11. Verter siempre los ácidos concentrados (especialmente el ácido sulfúrico) sobre el agua con sumo cuidado. No realice jamás la operación inversa (o sea agregarle agua al ácido) puede producir calentamiento súbito con salpicaduras de ácido. 12. En caso de heridas o quemaduras informe a su asistente. En el caso de salpicaduras con sustancias químicas lávese lentamente con agua en abundancia; enjuáguese si la sustancia entró en su boca, informe inmediatamente después a su asistente o profesor. 13. Al terminar la sesión de laboratorio asegurarse de que la mesa quede limpia y de que las llaves del gas y del agua queden perfectamente cerradas. 14. Los utensilios, aparatos y reactivos son muy caros; usted tiene la obligación de cuidarlos y no desperdiciar nada. La Universidad espera la colaboración de todos sus estudiantes. 15. La última persona a salir del laboratorio, debe dejar todo apagado y desenchufado . Normas para descartar los residuos

1. Los residuos acuosos ácidos o básicos deben ser neutralizados en el caño antes de descartados, y solo después de esto podrán ser descartados. 2. Los metales pesados, metales alcalinos y de otros residuos, se descartan en los recipientes designados para ello. 3. Los residuos sólidos en el basurero 4. Las sustancias orgánicas como solventes u otros en diatomita.

1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 12 M. Ev. Patricia Guzmán L. 3


Experimento 1: Operaciones Fundamentales de Laboratorio Materiales y Equipo

Sal (NaCl), agua destilada, arena. Balanza, espátula acanalada, papel de filtro, embudo, bureta, pipeta, probeta, beaker, mechero Bunsen, cuadro de cedazo con asbestos, soporte, prensa universal , agitador de vidrio

Mechero bunsen

erlenmeyer

cápsula de porcelana

embudo de espiga

papel de filtro

vidrio de reloj

Objetivos:  Aprender a utilizar correctamente un mechero y una balanza granataria 

Aprender a leer volúmenes con el equipo volumétrico básico.



Utilizar los métodos de filtración y evaporación para separar mezclas.



Observar el proceso de destilación simple.

M. Ev. Patricia Guzmán L. 4


Introducción

Para trabajar eficientemente en un laboratorio, es necesario conocer el nombre del equipo con el que se trabaja, su correcta manipulación, así como información importante sobre ellos; para lograr este objetivo es necesaria la experiencia en el laboratorio En el tema operaciones fundamentales de laboratorio se dan una serie de pasos muy importantes para el desarrollo del programa de laboratorio por ejemplo podemos citar varios procedimientos como: 

El pesado de los materiales.

Usted aprenderá a utilizar la balanza granataria (figura 1), que es un equipo utilizado para medir masas, procedimiento que puede realizarse directamente o por diferencia y al que está ligada una incertidumbre.

Figura 1. Tipos de balanzas granatarias.



La medida de sustancias líquidas

En esta práctica usted también aprenderá a leer el menisco en un aparato volumétrico, como una probeta o una bureta. Para esto es necesario que coloque el recipiente con el menisco a la altura del ojo, como se muestra en la figura 2, ya que si se coloca por encima o por debajo de la línea de visión, la lectura será errónea.

Figura 2. Posición del ojo para leer un recipiente volumétrico.



Por otro lado, se hará una evaluación comparativa en la sensibilidad que tienen el beaker, la probeta y la bureta (ver figura 3) para medir líquidos. En este experimento no se estará utilizando todo el equipo volumétrico existente, sin embargo, se espera que la experiencia pueda ser utilizada por el estudiante para inferir comportamientos en otros equipos.

Beaker

Probeta

Bureta

Figura 3. Equipo volumétrico típico de laboratorios químicos.



La separación de mezclas de las cuales existen dos tipos como son las homogéneas y heterogéneas. Filtración y evaporación. o

Este método se utiliza para separar mezclas heterogéneas o

La destilación que es un procedimiento de separación de mezclas homogéneas o disoluciones, basado en los puntos de ebullición de las sustancias. Estudiaremos la destilación simple que es una técnica para separar un líquido en una mezcla. M. Ev. Patricia Guzmán L. 6


Procedimiento A) Medida de la masa de una sustancia

Observe y analice una balanza ya sea de dos platos o digital. De acuerdo a la explicación previa del asistente sobre su uso, coloque un beaker de 50 mL vacío y lo pesa, luego agregue una cantidad pequeña de arena y vuelva a pesar. La diferencia entre estas dos medidas es el peso de la arena. Masa (g) Peso del beaker con arena Peso del beaker vacío Peso de la arena Resultados:

¿Es siempre necesario hacer las mediciones por diferencia? Explique. ¿Varían las masas del objeto cuando las miden personas diferentes? ¿A qué se debe este fenómeno? B) Medida de líquidos I. Lectura del menisco: coloque aproximadamente 8 mL de agua en una probeta de 10

mL y lea el volumen. Para esto, coloque la probeta a 3 alturas diferentes como se muestra en la figura 2 y anote su lectura. Repita el procedimiento utilizando ahora una bureta. Posición 1 2 3

Probeta (mL)

Bureta (mL)

Medición de volúmenes: utilizando agua destilada, mida 25 mL en una bureta, anote el dato. Traslade el líquido a una probeta y vuelva a medir el volumen. Finalmente, traslade ese mismo líquido a un beaker y vuelva a medir el volumen del líquido. Debe medir el mismo líquido en los tres recipientes! II.

Recipiente Bureta Probeta Beaker

Volumen (mL)



Resultados:

¿Por qué varía la lectura del menisco al cambiar la posición del equipo volumétrico?

¿Cuál es la forma adecuada de leer un volumen en una bureta? ¿Cuál de los equipos utilizados da una lectura más exacta del volumen del líquido? Defina precisión y exactitud. C) La separación de mezclas

I Filtración y evaporación. Tome 10 gramos de una mezcla 50:50 de arena y cloruro de sodio. Agregue 20 mL de agua medidos con una probeta. Prepare el papel de filtro, doblándolo a la mitad y luego de nuevo hasta que quede en forma de abanico. Empleando un embudo de espiga coloque el papel de filtro, realice la filtración de la mezcla, reciba el filtrado en una cápsula de porcelana limpia, seca y previamente pesada. Coloque la cápsula con el filtro sobre un cuadro de cedazo con asbesto y caliente con el mechero de Bunsen hasta lograr la evaporación hasta sequedad del contenido. Observe el residuo de la mezcla. Deje enfriar y pese la cápsula con su contenido. Obtenga el peso de la sal recuperada. Masa (g) Peso de la cápsula con el filtrado Peso de la cápsula sola Peso de la sal Resultados

¿Qué tipo de mezcla homogénea o heterogénea es la usada en este experimento? ¿Por qué debe usted pesar la cápsula fría y no caliente?



II Destilación simple

En un aparato como el siguiente:

Se estará efectuando una destilación de una disolución de Sulfato de Cobre (CuSO4). Observe y conteste las siguientes preguntas. La disolución de sulfato de cobre es de color: ________________________________ El destilado es de color: __________________________________________________ Las partes del equipo de destilación son: _____________________________________ Explique la diferencia de color entre el destilado y la disolución de sulfato de cobre ¿Se puede separar por destilación cualquier mezcla de líquidos? Explique. ¿Qué son núcleos de ebullición?

¿Por qué se deben colocar en el balón de destilación? M. Ev. Patricia Guzmán L. 9


Experimento 2: El quemador bunsen y su llama Materiales y equipo

El quemador Bunsen, fósforos, vela de cera, lámpara de alcohol, erlenmeyer, probeta. Objetivos  Estudiar el quemador de Bunsen y otras fuentes de calor en el laboratorio.  Ilustrar el fenómeno de la combustión.  Observar la llama de una vela y comparar las observaciones con aquellas hechas por

una persona con más experiencia.

Introducción

El quemador de Bunsen constituye una fuente de calor en el laboratorio y su estudio revela aspectos interesantes del proceso de combustión.

.

Figura 1. Quemador Bunsen y sus partes. La válvula reguladora sirve para graduar la entrada del gas combustible que puede ser metano, propano o butano (en Costa Rica se usa una mezcla de propano y butano). Los laterales regulan, según la apertura que tengan, la entrada de aire; el aire contiene M. Ev. Patricia Guzmán L. 10


aproximadamente 20% de oxígeno que actúa como comburente. Al encender el gas con un palillo de fósforo o con un encendedor , pueden ocurrir simultáneamente las siguientes reacciones entre el gas propano y el oxígeno: C 3 H 8  5O2  3CO2  4 H 2O.......... ...(1)

2C 3 H 8  7O2  6CO  8 H 2O.......... ..(2) C 3 H 8  2O2  3C  4 H 2O.......... .......( 3)

Cuando las entradas de aire permiten que entre suficiente oxígeno la reacción (1) ocurre preferentemente; la llama no es luminosa y tiene un color gris azulado; se distinguen varias zonas. En el caso que la entrada de aire esté restringida, no hay suficiente oxígeno y la combustión no es completa y ocurre la reacción (3). El hidrógeno de la molécula de propano se quema todo y forma agua pero el carbono de la molécula no se quema y como es sólido, se pone incandescente con el calor produciendo una luminosidad amarilla. Cuando el carbono incandescente de la llama se enfría el contacto con una superficie fría se deposita en forma de negro de humo, este producto se utiliza en la fabricación de cosméticos y betún negro. La reacción (2) ocurre cuando hay una fuente intermedia de oxígeno, resultando el carbono oxidado a monóxido de carbono solamente, CO (gas muy venenoso). La llama de una vela de cera tiene muchas semejanzas con la del quemador de Bunsen. Una vela encendida puede servir para probar la capacidad de observación y descripción científicas del estudiante.

Procedimiento A) El Quemador de Bunsen

Conecte el quemador de Bunsen con la llave del gas por medio de una manguera de hule. Cierre la entrada de aire del quemador. Abra la llave del gas e inmediatamente encienda el quemador. Observe la llama luminosa. Con la ayuda de una pinza para crisol sostenga sobre la llave por unos segundos una cápsula de porcelana fría. Examine el depósito negro que se forma en la cápsula. Abra poco a poco la entrada de aire del quemador. Observe el cambio de color de la llama. Observe las zonas características de la misma. Coloque un palillo de fósforo acostado sobre la boca del tubo de quemador. Observe como se quema. Encienda el quemador y sostenga una esquina del cedazo (no cubierta por el asbesto) sobre la llama; baje el cedazo hasta tocar la llama y trate de que la llama pase por el cedazo. M. Ev. Patricia Guzmán L. 11


Resultados

¿Por qué es luminosa la llama cuando las entradas de aire están cerradas? ¿Qué le sucedió a la cápsula fría de porcelana? Explique por qué. Explique por qué cambia la luminosidad al abrir las entradas de aire. ¿En qué forma se quema el palillo de fósforo que se coloca acostado sobre el cañón del quemador? Explique. ¿Por qué la llama tiene forma cónica? ¿Qué sucede cuando se coloca el cedazo entre la llama?

B) Lámpara de alcohol

Examine y encienda una lámpara de alcohol. Note el color de la llama. Aumente y disminuya el tamaño de la llama. Resultados

¿Cómo funciona la lámpara? ¿Por qué no se quema la mecha, o lo hace muy lentamente, en una lámpara de alcohol? C) Observación de una vela de cera

Observe cuidadosamente una vela de cera o candela de parafina. Enciéndala y observe su llama y todo lo que ocurre mientras la vela se quema. Haga y anote todas las observaciones que usted crea de interés y que merecen una explicación. Sople por medio de una manguera de hule con una punta de gotero en el extremo, en la base de la llama de la vela. Observe los cambios. Introduzca la vela en el fondo de un beaker de 4000 mL (o de un frasco de conservas). Agregue unos 200 mL de agua para que cubra parte de la vela. Encienda la vela y luego introduzca sobre la vela encendida y hasta tocar el fondo del beaker un erlenmeyer de 250 mL (puede utilizar un frasco angosto como los que se usan para conservar aceitunas). Observe lo que le sucede a la llama. Note el nivel del agua dentro del erlenmeyer (o del frasco angosto). M. Ev. Patricia Guzmán L. 12


Resultados

Anote la lista de observaciones que usted hizo de la vela encendida y de las operaciones efectuadas. Anote todas las explicaciones que usted pueda ofrecer para los fenómenos observados. Evalúese usted mismo como investigador comparando sus observaciones y explicaciones con las que le leerá su asistente de laboratorio en la próxima sesión de práctica. Cuestionario

1) ¿Qué gas se usa en el laboratorio? 2) Ni el propano, ni el butano tienen olor, ¿por qué huele el gas de laboratorio? 3) ¿De qué color esta pintada en el laboratorio la tubería que conduce el gas? 4) ¿Qué es una llama? 5) ¿Qué reacción ocurre cuando la llama es luminosa? 6) ¿Qué reacción ocurre cuando la combustión es más completa? 7) ¿Qué es lo que sucede cuando un quemador se cala? 8) ¿Para qué sirve y como funciona la mecha de la lámpara de alcohol? 9) ¿Qué reacción ocurre al quemarse el alcohol? 10) ¿Qué es a) combustión, b) combustible y, c) comburente? 11) ¿A qué se debe el desprendimiento de calor del carbono luz del carbono incandescente? 12) ¿Cómo es que la corriente eléctrica genera energía calórica en un calentador eléctrico, por ejemplo en el disco de la cocina? 13) ¿Como se puede hervir agua más rápidamente, con un quemador de Bunsen o con un calentador eléctrico? ¿por qué? Nota: Es importante que conteste el cuestionario anterior porque sirve de base para hacer los quices de laboratorio

Bibliografía

1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 13-15



Experimento 3: Estudio de propiedades de la materia Materiales y Equipo

Hierro en polvo (Fe); carbón vegetal pulverizado (C); nitrato de potasio sólido (KNO 3); disolución 6 mol/ L de ácido clorhídrico (HCl). Un imán, tubos de ensayo, probeta, vidrio de reloj, papel de filtro Objetivos  Estudiar algunas propiedades específicas de los elementos y los compuestos.  Comprobar que estas propiedades se conservan cuando los elementos o los

compuestos en estudio se mezclan con otros.  Hacer la separación de una mezcla con base en las propiedades de sus

componentes. Introducción

Los elementos y los compuestos tienen propiedades físicas tales como color, olor, sabor, solubilidad en agua o en otros disolventes, el efecto del imán y densidad, que son características de cada uno. Es posible determinar en forma sencilla estas propiedades físicas y a su vez utilizarlas en la identificación de las sustancias. El olor, el color y el efecto del imán se observan fácilmente. La solubilidad y la densidad pueden determinarse cualitativamente observando por ejemplo si una sustancia se disuelve o no en agua, si flota o se precipita. Mediante procedimientos menos sencillos se puede determinar exactamente cuanto se disuelve de una sustancia en un volumen dado de disolvente y determinar también el valor numérico de la densidad; estas dos determinaciones corresponderían a procesos cuantitativos. Los componentes de una mezcla, en general conservan sus propiedades físicas, algunas de ellas como la solubilidad pueden servir para separar esos componentes. Por ejemplo, al calentar, a muy alta temperatura, el hierro o el azufre por separado no se produce cambio químico, es decir, no reacciona ninguno de los dos con el oxígeno o con el nitrógeno del aire que es el medio en que se encuentran; tampoco reaccionan con el vidrio del tubo de ensayo o con la porcelana del crisol en que se calientan. Pero si se calientan juntos entonces reacciona uno con el otro formando un compuesto. Este fenómeno constituye un ejemplo de propiedades químicas que se observan durante un cambio químico.



Procedimiento A) Propiedades del hierro

Examine un poco de hierro en polvo; note su color y olor. Observe el efecto del imán sobre el hierro. Añada 0,3 g de hierro a 5 mL de agua en un tubo de ensayo. Note si es más pesado o liviano que el agua. Agite el tubo y observe si el hierro se disuelve en agua. En otro tubo de ensayo añada a 5 mL de disolución acuosa de ácido clorhídrico, caliente pero no hierva, note si ocurre alguna reacción y escriba la ecuación en el cuadro 4-1. Nombre las sustancias formadas en la reacción, describa el olor del gas que se desprende; si el H 2 es inodoro ¿Cómo explica el olor obtenido (si lo hubo)? Resultados

Copie el cuadro 3.1 en su cuaderno y anote ahí los resultados de las propiedades químicas y físicas obtenidas para el hierro. ¿Cómo podría usted asegurarse de que el hierro no se disolvió todo en agua? B) Propiedades del carbono

Repita paso a paso el procedimiento seguido en la parte A pero utilizando carbono (carbón vegetal) en lugar de hierro. Al ensayar la solubilidad filtre y observe el filtrado. Resultados

Tabule los resultados en el cuadro 3.1. ¿Reacciona el Carbono con el HCl? C) Propiedades del nitrato de potasio

Repita paso a pasos el procedimiento seguido en la parte A pero omita la adición de disolución de HCl. Al tratar de disolver en agua, note la temperatura del tubo. Resultados

Tabule los resultados en el cuadro 3.1 ¿Notó usted algún cambio en la temperatura del tubo al disolver el nitrato de potasio en agua? Explique ¿Se disolvió completamente el nitrato de potasio en el agua al calentar?



D) Ensayo y separación de una mezcla de carbón, hierro y nitrato de potasio.

Tome una cantidad pequeña de la mezcla de carbón vegetal, hierro en polvo y nitrato de potasio y ensaye con el imán, escriba sus observaciones. Coloque un gramo de la mezcla en un tubo de ensayo y agregue 5 mL de disolución de HCl. Caliente suavemente. Investigue el color del gas que se desprende. Determine su naturaleza. Investigue la reacción que ocurre. Coloque un gramo de la mezcla en un tubo de ensayo y agregue 5 mL de agua destilada. Agite bien y filtre. Recoja el filtrado en un vidrio de reloj, caliente suavemente para evaporar el agua, examine los residuos en el vidrio de reloj y en el papel filtro. Resultados

¿Cuál es el efecto del imán? ¿Qué sucede al agregar HCl? Escriba la ecuación. ¿Qué olor tiene el gas que se desprende? Explique. ¿Qué componente de la mezcla disuelve en el agua? ¿Cambiaron las propiedades de los elementos al formar ellos una mezcla?

Cuadro 3-1. Tabulación de las propiedades observadas

Propiedades Olor Color Efecto del imán Solubilidad en agua Reacción con el HCl Más o menos pesado que el agua

Hierro

Carbón

Nitrato de potasio

Bibliografía 1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 20,21.



Experimento 4: Estudio de la densidad Materiales y Equipo

Buretas, prensas para buretas, balanzas, mármol, cobre, zinc, hierro, aluminio, 5 g de una sustancia sólida que el estudiante traerá a la practica, hidrógeno carbonato de sodio sólido (NaHCO3), H2SO4, 0,1 mol/L, Handbook of Chemistry and Physics. Traer una alkaseltzer.

Objetivos 

Utilizar uno de los métodos para determinar la densidad de sólidos insolubles en agua y más pesados que esta; determinar la densidad de un líquido y un gas.



Demostrar la importancia limitada que la densidad tiene en la identificación de sustancias.



Aprender a usar el Handbook of Chemistry and Physics.

Introducción

La relación que existe entre la masa y el volumen se conoce como la densidad y matemáticamente puede expresarse como: D 

M V

, en donde D es la densidad, M es la masa y V es el volumen.

Se dice que el oro es mas denso que el aluminio y que el corcho, puesto que tomando el mismo volumen de cada uno, la masa del oro es mayor que cualquiera de las otras dos. La densidad es una propiedad física característica de cada sustancia como tal, ayuda a identificar o a describir la sustancia. En el sistema métrico decimal, densidad es la relación de la masa expresada en gramos y el volumen expresado en centímetros cúbicos (g/cm 3) o mililitros (g/mL). La densidad de los gases se determina a condiciones normales (0 C y 760 mm de Hg de presión) y por ser un número muy pequeño generalmente se expresa en gramos por litro, así la densidad del aire es de 1,293 g/L y la densidad del Oxígeno es de 1,429 g/L a TPN. (A temperaturas y presiones normales). La densidad de un líquido también varía con la temperatura pero esa variación es mucho menor que en los gases, es necesario especificar siempre la temperatura a la cual se midió la densidad de un líquido; la presión no es un dato de importancia en la densidad de un líquido. La densidad del alcohol etílico a 0C es 0,80625 g/mL, a 10 C es 0,79788 g/mL, a 39 C es 0,77329 g/mL; la del agua es a 4 C de 1,00 g/mL, a 0 C es 0,9987 g/mL, a 38 C es 0,99299 g/mL. Los M. Ev. Patricia Guzmán L. 17


sólidos son menos expansibles con el aumento de temperatura, pero no debe omitirse mencionar la temperatura a la cual se mede su densidad. Se llama peso específico, la relación entre el peso de un cuerpo y su volumen; matemáticamente se expresa: P. E 

P V

, donde P.E significa peso específico, P significa peso y V significa

volumen en centímetros cúbicos. Puede entonces apreciarse que la diferencia entre densidad y peso específico se basa en la diferencia que existe entre peso y masa; ahora bien, para los efectos prácticos y usos corrientes, la masa se expresa en gramos por lo que peso especifico y densidad se igualan. Se denomina densidad relativa, peso especifico relativo o gravedad especifica, la relación entre el peso de un volumen dado de una sustancia y el del mismo volumen de una sustancia de referencia o patrón. El agua es el patrón corrientemente usado para calcular la gravedad específica de los líquidos y los sólidos, y el aire para los gases. La gravedad específica corresponde así a:

t gr .espt 1 

gr .esp  t t 1

peso de volumen dado de sustancia a t C peso de volumen dado de sustancia a t 1 C

d t ( sus tan cia ) t

d 1 (patrón)



, o así

P. E t ( sus tan cia ) t

P. E 1 (patrón)

Con el valor de la gravedad específica es necesario indicar la temperatura, tanto de la sustancia en cuestión como de la sustancia de referencia. La gravedad especifica del alcohol etílico es gr. esp. 415 =0,789 y esto significa que la densidad del alcohol etílico a 15 C es 0,789 veces la densidad del agua a 4 C. obsérvese que para la gravedad especifica no hay unidades porque lo que se esta indicando es la relación entre dos magnitudes expresada en las mismas unidades por lo que estas se cancelan. Se pretende en este experimento que el estudiante tenga su primera experiencia con el Handbook of Chemistry and Physics buscando en este manual las densidades de varias sustancias. Conociendo así la existencia de ese manual el estudiante sabrá consultarlo para obtener otro tipo de información en el futuro.



Procedimiento A) Datos de la bibliografía química

Busque en un Handbook of Chemistry and Physics los valores de la densidad de los siguientes: mármol, cobre, zinc, hierro aluminio y otra sustancia de se elección. Cuando use el Handbook note la cantidad de información que contiene. Resultados

Anote en su cuaderno de laboratorio antes de venir al laboratorio lo siguiente Sustancia

Densidad

Mármol Cobre Zinc Hierro Aluminio B) Determinación de la densidad

Además de la sustancia extra que usted trajo, escoja dos más de la lista anterior, mida la densidad de cada una por el procedimiento siguiente: Agregue agua a una bureta de 50 mL hasta aproximadamente la marca de 25,00 mL; pese una muestra de la sustancia cuya densidad usted determinara; anote el peso. Anote ahora la lectura de la bureta con dos decimales (lectura inicial) y agregue cuidadosamente la muestra dentro de la bureta de manera que quede cubierta completamente por el agua. Anote la nueva lectura (lectura final). Anote la temperatura del agua. Vacíe el agua de al bureta y saque la muestra. Repita el procedimiento para las otras dos sustancias. Anote los resultados en su cuaderno de laboratorio usando un esquema como el siguiente. Temperatura del agua: __________ ºC Lectura

Sustancia 1

Sustancia 2

Peso (g) Lectura inicial (mL) Lectura final (mL) Volumen (mL) Densidad (g/mL) M. Ev. Patricia Guzmán L. 19

Sustancia 3


Compare el valor experimental con el que obtuvo en la parte A y si difieren trate de explicar las posibles causas de esta diferencia (o error experimental). Compare unos con otros los valores de las densidades de las sustancias que usted busco en las tablas y diga si la densidad es una propiedad por la que se pueda distinguir una sustancia de otra. Anote su conclusión. C) Examine dos muestras de líquidos designados solamente con las letras A y B.

visual?

¿Se puede decir si son el mismo o diferentes líquidos por simple observación

¿Se puede por olor? No ensaye probar el líquido pues aun en pequeñas cantidades podría ser tóxico. La densidad es una propiedad que puede servir para distinguir entre dos líquidos. Se puede medir la densidad de un líquido pesándolo en una balanza y midiendo luego el volumen del líquido que se peso. Mida exactamente con una bureta aproximadamente 10 mL de la sustancia A en beaker, previamente pesado y pese el beaker con su contenido; anote su peso y calcule la densidad. Repita la determinación con una nueva muestra del líquido A. Repita el procedimiento con el líquido B. Anote en su cuaderno de laboratorio los datos usando el siguiente cuadro. Medida

Líquido A

Líquido B

Peso del beaker + muestra (g) Peso del beaker vacío (g) Peso de muestra líquido (g) Volumen muestra líquido (mL) Densidad del líquido (g/mL) D) Determinación de la densidad de un gas

Es más difícil medir la densidad de un gas que la de un líquido o de un sólido. Los gases son difíciles de manejar y la mayor parte de ellos no tienen color. Si se coloca hidrógeno carbonato de sodio NaHCO 3 en una disolución de ácido sulfúrico reaccionan produciendo dióxido de carbono (un gas insoluble en agua y por eso burbujea y sale de la disolución) NaHCO3  H 2 SO4  H 2O  Na2 SO4  CO2 (gas) desprendido. También se puede pesar un tubo (1) con agua y por aparte pesar de media a un cuarto de tableta de Alka-Seltzer; se mezclan, se recoge el gas en un frasco por desplazamiento del agua se marca el desplazamiento ocurrido y se mide el volumen del M. Ev. Patricia Guzmán L. 20


CO2 desprendido. La diferencia o pérdida de peso en el tubo (1) después de la reacción es el peso del gas desprendido. Utilice el equipo ilustrado en la figura 4-1.

Figura 4-1. Equipo para recolectar CO 2 gaseoso. Asegúrese de que el extremo del tubo de goma este metido en la boca del frasco recolector. Cuando esté dispuesto, agregue la Alka Seltzer al tubo (1) e inserte rápidamente el tubo de salida con el tapo en el tubo de ensayo y recoja el gas producido. Todo el gas se desprenderá en los primeros 10 minutos de reacción. Mida el volumen de agua desplazado por el gas en el frasco colector. Pese de nuevo el tubo de ensayo y su contenido. Anote en su cuaderno de laboratorio los datos de acuerdo con el cuadro que se ofrece enseguida. Con los datos obtenidos calcule la densidad del gas. Peso del tubo (1) + 10 mL de disolución de ácido Peso de la tableta de Alka- Seltzer (A) Peso total tubo (1) + peso Alka -Seltzer (B) Peso del tubo (1) después de ocurrida la reacción Peso del gas desprendido

(A-B)

Volumen del gas mL

Cuestionario

1. 2. 3.

¿Qué es densidad? ¿Qué es densidad relativa? ¿Qué relación existe entre densidad y gravedad especifica? M. Ev. Patricia Guzmán L. 21


4. ¿Se podría usar el procedimiento de parte b para sólidos insolubles mas livianos que el agua? Explique. 5. ¿Se puede usar el método de la parte C para determinar la densidad de un líquido muy volátil como el éter? Explique. 6. ¿Por qué el NaHCO 3 se debe agregar rápidamente al tubo con la disolución de ácido en parte D? 7. En la parte C se pide la siguiente “mida exactamente con una bureta aproximadamente 10 mL ”, explique eso de exactamente y aproximadamente. 8. ¿Por qué la alka-seltzer desprende CO 2 al ponerla en agua mientras que el NaHCO3 requiere ácido?

Bibliografía

1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 38-41



Experimento 4b: Estudio de la densidad (virtual) Objetivos  Utilizar uno de los métodos para determinar la densidad de sólidos insolubles en

agua y más pesados que esta; determinar la densidad de un líquido y un gas.  Demostrar la importancia limitada que la densidad tiene en la identificación de

sustancias.

 Aprender a usar el Handbook of Chemistry and Physics.

Introducción

La relación que existe entre la masa y el volumen se conoce como la densidad y matemáticamente puede expresarse como: D 

M V

, en donde D es la densidad, M es la masa y V es el volumen.

Se dice que el oro es más denso que el aluminio y que el corcho, puesto que tomando el mismo volumen de cada uno, la masa del oro es mayor que cualquiera de las otras dos. La densidad es una propiedad física característica de cada sustancia como tal, ayuda a identificar o a describir la sustancia. En el sistema métrico decimal, densidad es la relación de la masa expresada en gramos y el volumen expresado en centímetros cúbicos (g/cm 3) o mililitros (g/mL). La densidad de los gases se determina a condiciones normales (0 C y 760 mm de Hg de presión) y por ser un número muy pequeño generalmente se expresa en gramos por litro, así la densidad del aire es de 1,293 g/L y la densidad del Oxígeno es de 1,429 g/L a TPN. (A temperaturas y presiones normales). La densidad de un líquido también varía con la temperatura pero esa variación es mucho menor que en los gases, es necesario especificar siempre la temperatura a la cual se midió la densidad de un líquido; la presión no es un dato de importancia en la densidad de un líquido. La densidad del alcohol etílico a 0C es 0.80625 g/mL, a 10 C es 0,79788 g/mL, a 39 C es 0,77329 g/mL; la del agua es a 4 C de 1,00 g/mL, a 0 C es 0,9987 g/mL, a 38 C es 0,99299 g/mL. Los sólidos son menos expansibles con el aumento de temperatura, pero no debe omitirse mencionar la temperatura a la cual se mede su densidad. Se llama peso específico, la relación entre el peso de un cuerpo y su volumen; matemáticamente se expresa: P. E 

P V

, donde P.E significa peso especifico, P significa peso y V significa

volumen en centímetros cúbicos. Puede entonces apreciarse que la diferencia entre densidad y peso específico se basa en la diferencia que existe entre peso y masa; ahora M. Ev. Patricia Guzmán L. 23


bien, para los efectos prácticos y usos corrientes, la masa se expresa en gramos por lo que peso especifico y densidad se igualan. Se denomina densidad relativa, peso específico relativo o gravedad específica, la relación entre el peso de un volumen dado de una sustancia y el del mismo volumen de una sustancia de referencia o patrón. El agua es el patrón corrientemente usado para calcular la gravedad específica de los líquidos y los sólidos, y el aire para los gases. La gravedad específica corresponde así a: gr .espt t 1 

peso de volumen dado de sustancia a t C peso de volumen dado de sustancia a t 1 C

t

gr .esp  t t 1

d ( sus tan cia ) t

, o así

t



P. E ( sus tan cia ) t

d 1 (patrón)

P. E 1 (patrón)

Con el valor de la gravedad específica es necesario indicar la temperatura, tanto de la sustancia en cuestión como de la sustancia de referencia. La gravedad especifica del alcohol etílico es gr. esp. 415 =0,789 y esto significa que la densidad del alcohol etílico a 15 C es 0,789 veces la densidad del agua a 4 C. obsérvese que para la gravedad especifica no hay unidades porque lo que se esta indicando es la relación entre dos magnitudes expresada en las mismas unidades por lo que estas se cancelan. Se pretende en este experimento que el estudiante tenga su primera experiencia con el Handbook of Chemistry and Physics buscando en este manual las densidades de varias sustancias. Conociendo así la existencia de ese manual el estudiante sabrá consultarlo para obtener otro tipo de información en el futuro.

Procedimiento

Utilizando la dirección siguiente: http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/densidad/densidad.htm Efectuar las siguientes actividades A) actividades 1 y 2 determinar la densidad de diferentes materiales B) actividades 2 y 3 determinar la densidad del aluminio C) actividades 4 y 5



Cuestionario:

1. Compare las densidades obtenidas para los sólidos con las reportadas en el Handbook of Chemistry and Physics. Calcule el porcentaje de error e indique si lo considera aceptable. Debe mostrar los cálculos realizados. 2. ¿Qué característica debe tener un sólido para determinar su densidad siguiendo el procedimiento descrito en la actividad 5? 3. En la actividad 5 ¿cuál es el equipo volumétrico más adecuado para medir el volumen del líquido desplazado Explique su respuesta. 4. ¿Por qué en la actividad 3, al graficar los valores, usted obtiene una línea recta? Explique su respuesta



Experimento 5: Ley de las proporciones definidas Material y Equipo

Disolución de HCl y NaOH de igual concentración (2 mol/L). Buretas. Cápsula de evaporación que pueda sentarse en la boca de un beaker. Objetivo

Demostrar la ley de las proporciones definidas con un sencillo experimento cuantitativo en el que se tiene oportunidad de usar buretas. Introducción

Los compuestos tienen composición definida por peso. En las reacciones químicas como una consecuencia de la ley de las proporciones definidas un peso relativo definido de reactantes produce un peso relativo de productos. Por ejemplo si el peso de un ácido que se requiere para neutralizar una base es 2,35 veces el peso de la base, esta relación será cierta no importa que se trate de unos pocos miligramos, de kilogramos o de toneladas de la base. La ecuación balanceada de un reacción química de un ácido con una base nos da las proporciones por peso en que reaccionan, así cuando el ácido clorhídrico (que es una disolución del gas HCl en agua) reacciona con la base hidróxido de sodio (que es una disolución del sólido NaOH en agua) las proporciones por peso están indicadas en la siguiente ecuación: HCl  NaOH  NaCl  H 2 O

De la ecuación se deduce que 36,5 g de HCl reaccionan con 40 g de NaOH para formar 58,5 g de NaCl y 18 g de agua. La composición del NaCl es definida por el peso. Nada se obtiene con agregar un exceso de HCl ya que solamente un ión cloro se combina con un ión sodio en este caso para formar el compuesto NaCl. Si se agregara un exceso de NaOH el producto final seria una mezcla de NaCl (sólido) y NaOH (sólido) difícil de separar. Si se agregara un exceso de disolución de HCl (gas) el producto final seria una mezcla de NaCl (sólido) y de HCl; el HCl por ser un gas se puede evaporar calentando y queda solamente el NaCl (sólido). Procedimiento A) Obtención de cloruro de sodio (NaCl)

Pese y apunte el peso de una cápsula de evaporación limpia y seca. Llene una bureta con la disolución de NaOH y otra con la disolución de HCl. Siga cuidadosamente las instrucciones de su asistente de laboratorio sobre el los cuidados en el uso de la bureta. Anote los niveles de cada bureta (lectura inicial). Vierta cerca de 10 mL de ácido en la cápsula de evaporación y añada de la otra bureta un volumen igual de la disolución de NaOH. Anote las lecturas finales de las dos buretas. Coloque ahora la cápsula de M. Ev. Patricia Guzmán L. 26


evaporación en el cuadro de tela metálica con asbestos sostenida en un anillo o en un trípode y caliente suavemente para reducir el volumen a 10 mL aproximadamente. En ningún momento deben producirse pérdidas por salpicaduras. Por esta razón la evaporación del contenido se continúa ahora en el baño-maría sobre un beaker de 250 mL con agua hirviendo hasta obtener un residuo seco en la cápsula. Permita que la cápsula se enfríe completamente y pésela de nuevo. Para asegurarse que el residuo esta completamente seco, caliente otra vez al baño-maría durante quince minutos. Enfríe y pese. Repita el proceso hasta obtener peso constante, es decir, hasta que en sucesivas operaciones obtenga el mismo peso o hasta que la diferencia entre pesadas sucesivas no sea mayor de 0,01 gramos. Resultados

Anote en su cuaderno los datos de volúmenes y pesos conforme se muestra a continuación. Lectura

Disolución de NaOH

Disolución de HCl

Inicial (mL) Final (mL) Total vertida (mL) Peso de cápsula + NaCl (g) Peso de la cápsula vacía (g) Peso de NaCl

(g)

B) Obtención de NaCl duplicando el volumen de HCl.

Repita el procedimiento de la parte A pero utilice esta vez el doble de volumen de disolución de HCl y el mismo volumen de disolución de NaOH. Resultados

Anote en su cuaderno de laboratorio los datos de volúmenes y pesos en forma similar a la anterior. Compare el peso de NaCl obtenido en la parte A con el peso obtenido en la parte B y explique si su resultado explica la ley de las proporciones definidas. ¿Qué sucedió con el exceso de disolución de HCl en la parte B? ¿Se podría invertir la experiencia y usar un exceso de disolución de NaOH en lugar de exceso de HCl? Explique. M. Ev. Patricia Guzmán L. 27


Cuestionario

1. La disolución de NaOH usada en este experimento contiene 0,08 g de NaOH por mL. Con base en este dato y en la ecuación ofrecida en la discusión calcule cuantos gramos de NaCl debió usted obtener. 2. ¿Se podría usar en este experimento H 2SO4 en lugar de HCl? Explique. 3. Con el resultado del experimento y el de la pregunta 1 de este cuestionario calcule el porcentaje de error en su experimento. 4. ¿Se podría sustituir en este experimento la bureta por una pipeta?

Bibliografía

1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 36 a 38.



Experimento 6: Serie de actividad de los metales Materiales y equipo

Trozos de metales: sodio, potasio, calcio, cobre, zinc, magnesio, plomo y hierro (alambre), disolución 0,1 mol/L. de acetato de plomo, disolución 0,2 mol/L de sulfato de cobre, disolución 0,01 mol/L de nitrato de plata, disolución diluida (3 mol/L) de HCl. Objetivos  Determinar la posición relativa de algunos metales en la serie de actividad de los

metales.  Ilustrar el concepto del elemento activo.

Introducción

Para preparar pequeñas cantidades de hidrógeno en el laboratorio se puede usar el Zinc y un ácido como el clorhídrico. Zn  2 HCl  ZnCl2  H 2 

El zinc es un metal suficientemente activo para desplazar el hidrógeno de los ácidos. Hay otros metales que también pueden desplazar el hidrógeno de los ácidos: magnesio, aluminio, hierro, etc. Otros sin embargo no lo desplazan: Cu, Hg, Ag, Au, Pt, etc. Estos son más inactivos. Por su extrema inactividad a la plata, al oro y al platino se les denomina nobles. Por otro lado tales como el sodio, el calcio, potasio y litio que son tan activos que pueden desplazar al hidrógeno del agua. 2 Na  H 2 O  2 NaOH  H 2  Ca  2 H 2 O  Ca(OH ) 2  H 2 

2 K  H 2 O  2 KOH  H 2 

En la reacción del potasio con el agua se produce tanto calor que el hidrógeno que se desprende se quema formando agua y produciendo una llama. Estudiando la activad relativa de los metales corrientes se encuentra que pueden ordenarse en una lista o serie llamada serie de actividad de los metales. Los metales que están en la parte superior de la lista desplazan al hidrógeno (hasta calcio); los que siguen (hasta el hierro) lo desplazan del vapor y a temperaturas altas los que siguen hasta el plomo lo desplazan de los ácidos; el desplazamiento va siendo menos violento y menos rápido conforme descendemos en la lista. El sodio desplazaría el hidrógeno de los ácidos con violencia explosiva. Los que siguen al hidrógeno en la serie no lo desplazan del todo. Esta serie no solo sirve para decidir si ocurre o no el desplazamiento del hidrógeno de un ácido sino de un elemento por otro en una sal. El de más arriba de la lista puede desplazar de las sales al siguiente o a cualquiera de los que están más abajo. Es así como esta serie sirve para predecir en forma elemental si una reacción ocurre o no ocurre. M. Ev. Patricia Guzmán L. 29


Ejemplos

Serie de actividad de los metales

Zn  CuSO4  ZnSO4  Cu

Litio Rubidio Potasio Sodio Bario Calcio Magnesio Aluminio Manganeso Zinc Hierro Níquel Estaño Plomo Hidrógeno Cobre Plata Mercurio Platino Oro

Mg  FeCl 2  MgCl 2  Fe Ni  FeSO 4  No ocurre

Au  SnCl 2  No ocurre Cu  2AgNO 3  Cu ( NO3 ) 2  2 Ag Mg  2 HCl  MgCl 2  H 2  Ba  2 H 2 O  Ba (OH ) 2  H 2  Fe  HCl  FeCl 2  H 2  Cu  HCl  No ocurre

Procedimiento A) Metales activos

Obtenga un trocito de sodio metálico de su asistente de laboratorio. Colóquelo con mucho cuidado en un beaker de 250 mL con agua. Observe el resultado. Pruebe el agua después de la reacción con papel tornasol. Observe a su asistente lo anterior pero con un trocito de potasio metálico. Resultados

Compare las reacciones del sodio y del potasio con el agua. reacciones. ¿Qué demuestra la prueba con papel tornasol?

Escriba las

B) Reacciones de metales con ácidos

Coloque en tubos de ensayo, trocitos de cobre, zinc, hierro, magnesio y plomo. Añada a cada tubo 2 mL de disolución diluida de ácido clorhídrico y note la velocidad de reacción en cada caso. Caliente suavemente si fuera necesario, para que la reacción empiece. Ordene los tubos de menor a mayor actividad. Deseche el ácido y lave el residuo metálico con agua; descarte el agua y use los metales en la parte C. Resultados

¿Cómo sabe usted que una reacción esta ocurriendo en cada tubo? M. Ev. Patricia Guzmán L. 30


¿Cuál es el orden de mayor a menor velocidad con que reaccionan los metales usados con el HCl? Escriba las reacciones. C) Reacciones de metales con sales

Repítale procedimiento de la parte B empleando 2 mL de disolución de acetato de plomo en lugar de la de HCl. Repita lo anterior usando nuevos trozos de metal en cada tubo y una disolución de sulfato de cobre en vez de acetato de plomo. Repita con trozos nuevos de metal y un mL de disolución de nitrato de plata. Resultados

¿Con cuales de los siguientes metales: Cu, Zn, Fe, Mg y Pb reacciona el acetato de plomo? Describa lo que observo en cada tubo y escriba la ecuación si hubo reacción A su juicio ¿Cuál experimento, parte C o B, es mejor para comprobar la posición relativa de los metales? ¿Por qué? Describa lo que ocurrió en cada tubo entre el metal y el sulfato de cobre y en los casos en que hubo reacción, escriba la ecuación. Describa lo que ocurrió en cada tubo entre el metal y el nitrato de plata y en los casos en que hubo reacción, escriba la ecuación. Cuestionario

1. De las diferentes experiencias que realizo en este experimento, coloque los siguientes metales en orden de mayo r a menor actividad (incluya en la lista al hidrógeno): Cu, Zn, Mg, Pb, Fe, Na, Ag, K. 2. ¿Por qué cree usted que en las partes b y c no se incluye una experiencia usando un trocito de sodio metálico? 3. Consultando la serie de actividad de los metales ¿Qué hubiera sucedido si en la parte b se hubiera usado disolución de nitrato de níquel? 4. ¿Qué se hubiera notado en la parte C si en lugar del nitrato de plata se hubiera usado nitrato de mercurio (II), Hg(NO3)2? 5. ¿A qué se debe el cambio en el pH cuando reaccionan el sodio y el potasio con el agua? 6. Según los resultados obtenidos, ordene los metales estudiados de menor a mayor actividad. ¿Qué proceso químico le ocurre al zinc al reaccionar con el HCl? Bibliografía 1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 53 a 55. M. Ev. Patricia Guzmán L. 31


Experimento 7: Disoluciones que conducen electricidad Materiales y equipo

Disolución 0,25 mol/L de hidróxido de bario, Ba(OH) 2; disolución 0,08 mol/L de ácido sulfúrico H2SO4; alcohol etílico de 95 alcohol etílico al 20 %V/V; disolución de sacarosa 2%’ ácido acético glacial; ácido acético 1 mol/L; ácido clorhídrico 1 mol/L, HCl; hidróxido de sodio, 1 mol/L, NaOH; disolución 1 mol/L de amoniaco, NH 3; cloruro de amonio mol/L, NH4Cl; acetato de amonio mol/L, NH 4OAc; Aparato de electrólisis y fuente de corriente alterna Objetivos  Clasificar diversas sustancias en electrólitos y no electrólitos.  Distinguir entre electrolitos débiles y fuertes mediante pruebas de conductividad.

Introducción

Los electrólitos conducen la corriente eléctrica a través de las disoluciones. Esta conducción de la corriente eléctrica se efectúa debido a la presencia de iones en disolución. Los iones por tener carga eléctrica positiva o negativa son atraídos hacia el polo negativo o positivo respectivamente y al llegar reciben o entregan uno o más electrones; esta migración iónica y la remoción o entrega de electrones de los polos es la base del mecanismo de conducción iónica. Los electrólitos fuertes conducen muy bien la corriente eléctrica debido a la gran concentración de iones en disolución. Los electrólitos débiles tienen una conductividad pobre ya que sus disoluciones tienen muy baja concentración iónica. La dilución aumenta la ionización de electrólitos como HOAc, HCN y otros que antes de ponerlos en disolución no tenían iones. La dilución aumenta la libertad de movimiento de los iones de compuestos como NaCl, KNO 3, etc., cuyos cristales están hechos de iones. En este experimento no realizaremos pruebas de conductividad sino que apreciaremos tal propiedad de las disoluciones de electrólitos con base en la mayor o menor luminosidad del bombillo de luz que se inserta en el circuito . Utilice el equipo que se muestra en la figura 7-1.

Figura 7-1 Aparato para medir conductividad M. Ev. Patricia Guzmán L. 32


El bombillo se enciende más si hay más iones entre los dos electrodos que están sumergidos en la disolución. Procedimiento A) Conductividad de varias disoluciones y algunos líquidos

Coloque en el beaker de 50 mL 10 mL de disolución de HCl 1 mol/L. introduzca ahora los electrodos hasta que toquen el fondo. Conecte ahora el tapón a la fuente de corriente eléctrica y observe el resultado. Repita el mismo procedimiento para cada una de las disoluciones o líquidos que aparecen en el cuadro de los resultados. Observe la luminosidad del bombillo como un índice de conducción. Complete el cuadro en su cuaderno de laboratorio. En la última columna donde dice conclusión indique si el electrolito es fuerte o débil Resultados

Disoluciones o líquidos (10 mL de cada uno)

Conductividad No conduce

Conduce poco

Conduce mucho

HCl, 1 mol/L HOAC, 1 mol/L NaOH, 1 mol/L NH3, 1 mol/L NaCl, 1 mol/L NH4Cl, 1 mol/L NH4OAc, 1 mol/L Ácido acético glacial Disolución acuosa de sacarosa al 2 % Disolución acuosa de etanol al 20 % Etanol 95  Agua destilada ¿Por qué debe medirse el mismo volumen de cada disolución? M. Ev. Patricia Guzmán L. 33

Conclusión


¿Qué observación le sirve a usted llenar la columna conductividad de la tabla anterior? ¿Por qué un electrólito fuerte en el beaker hace que el bombillo se encienda con gran luminosidad? ¿Cómo clasificó usted al HOAC 1 mol/L? ¿Cómo clasificó usted al NH 3 1 mol/L? ¿Cómo clasificó usted al NH 4OAc 1 mol/L? Explique ¿Por qué la sacarosa no conduce la electricidad? ¿Por que el ácido acético no glacial prácticamente no conduce y el 1 mol/L sí lo hace? ¿El HCl disuelto en el tolueno, conduce o no la corriente eléctrica? ¿Por qué? Compare con el agua como disolvente. Cuestionario

1. ¿Por qué al ácido acético concentrado se le llama ácido acético glacial? 2. ¿Qué es alcohol etílico de 95 ? 3. Escriba las fórmulas de Lewis del alcohol etílico y del ácido acético. 4. Explique con base en las fórmulas anteriores por que el etanol de 95  y el HOAc glacial no conducen la corriente y porque al diluir con agua el etanol no conduce pero el ácido acético diluidos. 5. ¿Por qué un electrolito fuerte en el vaso de precipitados hace que el bombillo se encienda con gran luminosidad? 6. ¿A qué se debe la diferencia entre la clasificación del NH4OAc y el NH3 (1mol/L) o el HOAC (1 mol/L)? 7. ¿Por qué la sacarosa no conduce la corriente? 8. ¿Por qué le ácido acético glacial prácticamente no conduce y el ácido acético en concentración 1 mol/L sí lo hace? 9. ¿Por qué los electrolitos se introducen hasta que toquen el fondo del vaso de precipitados? 10. ¿Por qué debe medirse el mismo volumen de cada disolución?

Bibliografía

1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 82,83. M. Ev. Patricia Guzmán L. 34


Experimento 8: Cambios Químicos Materiales y Equipo

Disoluciones 0,1 mol/L de: NH3, NaOH, KOH, Ba(OH)2, H2SO4, HI y CH3COOH. Disolución 0,01mol/L de HNO 3. Disoluciones 0,01 mol/L de NaNO 3 (nitrato de sodio); Ba(NO 3)2 (nitrato de bario); Cu(NO3)2 (nitrato de cobre II); Pb(NO 3)2 (nitrato de plomo II); AgNO 3 (nitrato de plata). Disoluciones de indicadores: fenolftaleína, rojo de metilo y anaranjado de metilo. Objetivo

Estudiar dos tipos de cambios químicos: las reacciones de precipitación y de doble desplazamiento (ácido base) Introducción

Los cambios químicos se pueden clasificar desde distintos puntos de vista; estas clasificaciones resultan a veces incompletas o inconvenientes por lo que es preferible no establecer marcos rígidos de clasificación. Seguidamente se estudiaran diferentes cambios químicos y se nombraran según las distintas clasificaciones cuando así sea conveniente. La clasificación más utilizada clasifica los cambios químicos en: Reacciones de combinación (oxidación - reducción) 2 Mg  O2  2 MgO ;

En esta reacción el magnesio se oxida y el oxígeno se reduce. Se dice entonces que el magnesio es el agente reductor (A.R) y que el oxígeno es el agente oxidante (A.O) Reacciones de desplazamiento (oxidación - reducción)

El zinc desplaza al hidrógeno del HCl y este es un ejemplo de oxidación – reducción; el zinc se oxida del metal a ión zinc y el hidrógeno se reduce de ión hidrógeno (hidronio) a hidrógeno libre. Zn  2 HCl  ZnCl2  H 2 

Reacciones de descomposición (oxidación - reducción)

La reacción que ocurre al calentar HgO es de descomposición pero a su vez resulta un ejemplo de oxidación-reducción pues el oxígeno se oxida a O 2 y el mercurio se reduce de ión Hg +2 a mercurio libre. HgO  Hg  O2 



Reacciones de precipitación (oxidación - reducción)

El nitrato de plata es soluble en agua y el cloruro de sodio también. Sin embargo, cuando se mezclan disoluciones de nitrato de plata y de cloruro de sodio se forma cloruro de plata, AgCl, que es un sólido insoluble en agua que se separa de la disolución: precipita. AgNO3  NaCl  AgCl   NaNO3

Este ejemplo de precipitación es a su vez un ejemplo de doble descomposición o de doble desplazamiento: la plata desplaza al sodio y el sodio desplaza ala plata. Reacciones ácido-base (doble descomposición )

De acuerdo con Brønsted y Lowry los ácidos son donadores y las bases son receptores de protones. Así el HCl es un ácido porque puede donar un ión hidrógeno H +, se combina con el ión OH - de la base NaOH y forma agua; el ión cloruro y el ión sodio que quedan forma cloruro de sodio, una sal. Este es un ejemplo de neutralización entre ácido y base. HCl  NaOH  NaCl  H 2 O

Hay otros casos de reacción ácido-base que no constituyen una neutralización; pero todos los casos de neutralización de ácido y base son ejemplos de doble descomposición formándose una sal y agua. En la reacción: NH 3  H 2 O  NH 4  OH  el agua es el ácido pues ésta dona un protón a la base NH 3. Este ejemplo es a su vez una ilustración del proceso de formación de iones: ionización. Esta reacción sin embargo ocurre apenas en 1,3% o sea que solamente 13 de cada mil moléculas de NH 3 reaccionan. La ionización es muy débil y por eso el NH3 es una base débil. Aunque hemos definido ácido y base como compuestos que donan o aceptan protones respectivamente, según Brønsted y Lowry, dentro de esa misma definición están los ácidos y bases clásicos según Arrhenius, que al reaccionar forman una sal y agua. Dentro de ese criterio clásico hay ácidos como HCl, H 2S, HBr, HCN, HI, HF que no tienen oxígeno en sus moléculas (hidrácidos) y hay también ácidos como H 2SO3, H2SO4, H3PO4, HNO3, H3BO3, HClO, HClO3, HClO4, que tienen oxígeno en sus moléculas (oxácidos). Estos últimos se originan, al menos teóricamente, en la reacción del óxido con agua, por ejemplo: SO2  H 2 O  H 2 SO3 N 2 O5  H 2 O  2 HNO3 Cl 2 O3  H 2 O  2 HClO2 P2 O5  3 H 2 O  2 H 3 PO4

Dentro del criterio clásico las base tales como NaOH, Ca(OH) 2, KOH, Ba(OH)2 provienen de la reacción del óxido con el agua. Ejemplos: M. Ev. Patricia Guzmán L. 36


Na 2 O  H 2 O  2 NaOH CaO  H 2 O  Ca(OH ) 2 K 2 O  H 2 O  2 KOH BaO  H 2 O  Ba(OH ) 2

Para distinguir un ácido de una base, en el laboratorio, se puede utilizar papel de tornasol. El tornasol es un colorante que cambia su coloración al pasar de una disolución ácida a disolución básica. El tornasol esta impregnado en el papel y una gota de ácido o base le cambia color. Todos los ácidos (concepto de Arrhenius) producen iones H + que se hidratan y forman iones hidronio, H 3O+. Las bases (concepto de Arrhenius) tienen todos los iones OH -. Por eso al reaccionar el ácido con la base se forma siempre agua: H 3O   OH   2 H 2 O

Procedimiento A) Estudio de bases

Coloque en tubos de ensayo 1 mL de disolución 0,1 mol/L de NaOH, KOH, y de NH3 y también en otro tubo 1 mL de disolución saturada de Ba(OH) 2. Diluya cada disolución con 3 mL de agua. Agite el contenido de cada tubo. Coloque un poco de disolución de NaOH en el dedo índice y frote su dedo contra la palma de la otra mano. Anote el resultado. Repita el procedimiento con las otras tres disoluciones, en un dedo diferente cada vez y un espacio distinto de la palma de la mano o el brazo. Lávese bien las manos contaminadas con las disoluciones alcalinas después de esta operación. Coloque varios trocitos de cinta de papel tornasol rojo en un vidrio de reloj (colocando sobre un papel blanco para observar los cambios de color más fácilmente). Con un agitador de vidrio limpio coloque una gota o dos de disolución de NaOH en un trocito de papel tornasol rojo. Observe los cambios. Lave bien el agitador y repita el proceso con las otras tres disoluciones de KOH, NH 3 Ba(OH)2 lavando el agitador cada vez que se cambia de disolución. Divida la disolución de NaOH en tres partes iguales. A una de las porciones añada tres gotas de disolución de indicador fenolftaleína, a la otra porción tres gotas de indicador rojo de metilo, y a la tercera porción tres gotas de indicador anaranjado de metilo. Repita lo mismo para las disoluciones de KOH, Ba(OH) 2 y NH3. Sostenga por unos segundos una tirita de papel tornasol rojo sobre la boca de una botella de disolución concentrada de NH 3. No permita que el papel toque la boca de la botella, observe lo que sucede. Resultados

¿Qué sucede al frotar la palma de la mano con una disolución de NaOH? ¿Es el efecto anterior igual con todas las bases usadas? ¿Por qué? ¿Qué cambio sufre la tirita de papel de tornasol al ponerla en contacto con la disolución de NaOH? ¿Sucede lo M. Ev. Patricia Guzmán L. 37


mismo con las otras bases? ¿Qué tienen en común todas las bases, (concepto de Arrhenius)? ¿Qué coloración se obtiene al agregar a los otros tres indicadores al NaOH? Tabule los resultados para todas las cuatro bases con los cuatro indicadores. ¿Por qué bases diferentes producen la misma coloración en un determinado indicador? ¿Qué gas se desprende de una disolución concentrada de amoniaco (formula y nombre)? ¿Tiene olor? Descríbalo. ¿Qué le sucede al papel de tornasol rojo? Explique el cambio. B) Estudio de ácidos

Repita todo el procedimiento de la parte A (excepto el último párrafo referente a NH3 concentrado) pero en lugar de utilizar cuatro disoluciones de bases use las siguientes cuatro disoluciones de ácidos: ácido sulfúrico, ácido clorhídrico y ácido acético 0,1 mol/L y ácido nítrico 0,01 mol/L. (Observe bien la concentración de cada ácido). Sostenga una tirita de papel de tornasol azul, (desde luego usted debe usar ahora papel de tornasol azul en vez de rojo) en la boca de la botella que contenga una disolución concentrada de HCl: Resultados

¿Nota usted algún efecto en la palma de la mano al frotarla con un dedo humedecido con ácido diluido? ¿Es diferente el efecto que cuando se usa una base? ¿Qué cambio sufre el papel tornasol azul al contacto con disoluciones de ácido sulfúrico? ¿Es igual o diferente el cambio con los otros ácidos? ¿Cómo explica usted ese resultado? ¿Qué coloración se obtiene al agregar los otros tres indicadores al H 2SO4? Tabule el resultado (color formado) de la reacción de cada uno de los cuatro ácidos con cada uno de los cuatro indicadores? ¿Por qué ácidos diferentes producen coloración igual con un determinado indicador? ¿Qué gas se desprende de la botella de HCl concentrado? ¿Tiene olor? ¿Qué le sucede al papel de tornasol azul? ¿Por qué? C) Algunos ejemplos de precipitación.

Agregue gota a gota y agitando cada disolución de la lista 1 siguiente a una muestra de 1 mL de cada disolución de la lista 2. Observe en cuales casos se forma un precipitado con las primeras tres o cinco gotas de reactivo y anote el color.

Lista 1 Disolución 0,1 mol/L de HI Disolución 0,1 mol/L de H 2SO4 Disolución 0,1 mol/L de NaOH Disolución 0,1 mol/L de HCl

Lista 2 Disolución 0,01 mol/L de NaNO 3 Disolución 0,01 mol/L de Cu(NO 3)2 Disolución 0,10 mol/L de Pb(NO 3)2 Disolución 0,01 mol/L de AgNO 3 Disolución 0,01 mol/L de Ba(NO 3)2



Resultados

Escriba las ecuaciones para cada reacción (enumere de 1 a 20 las ecuaciones y reserve dos renglones para cada una). Anote el color que se forma o simplemente la frase: “no ocurre reacción observable”.

Nota:

usted debe pedirle a su asistente que le revise y corrija sus respuestas en este experimento. Cuestionario

1. Escriba una ecuación que ilustre cada caso siguiente: metal  oxígeno  no  metal  oxígeno  óxido  metálico  agua  óxido  no  metálico  agua 

2. ¿Se redisuelven o reaccionan todos los óxidos metálicos en agua? Explique. 3. ¿Cuáles son los óxidos de los metales alcalinos de la tabla periódica? ¿Qué lugar ocupan en la tabla periódica esos metales alcalinos? 4. ¿Cuáles son los óxidos para los metales alcalino térreos? 5. Escriba la fórmula y al lado el nombre de los compuestos de las preguntas 3 y 4. 6. Complete las siguientes ecuaciones y escriba a la par de la fórmula, el nombre correcto del compuesto resultante. Na 2 O  H 2 O  K 2 O  H 2 O  CaO  H 2 O  BaO  H 2 O 

7. ¿Cuáles son los óxidos que forman el azufre, el fósforo, el antimonio y el arsénico? Escriba las fórmulas y los nombres. 8. Escriba la fórmula y el nombre de los ácidos que se derivan de los óxidos de la pregunta 7 9. Escriba muy ordenadamente el nombre que corresponde a cada uno de los reactivos y cada producto de la parte C. de este experimento. Escriba la fórmula y a la par el nombre en forma de lista. Primero las nueve sustancias reaccionantes y luego los productos de las 20 posibles reacciones (cuando ocurran). 10. ¿Cuál es la definición de ácido y cual de base según Brønsted y Lowry? 11. Escriba tres ejemplos de ácido y tres de base según Brønsted y Lowry. 12. Demuestre mediante una reacción de neutralización: como la definición de ácido y base de Arrhenius abarca también la definición de Brønsted y Lowry. M. Ev. Patricia Guzmán L. 39


ácido  base  sal  agua

13. Defina ácido y base desde el punto de vista de Arrhenius. 14. Escriba la ecuación iónica neta de la reacción del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio 15. ¿Cómo funciona un indicador ácido-base? Escriba una ecuación química. 16. ¿Cuáles son las condiciones que deben existir para que ocurra una reacción de precipitación? la reacción del Nitrato Nitrato de plomo (II) (II) con el ácido 17. Escriba la ecuación iónica de la Iohídrico

Bibliografía

1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 55 a 57.



Experimento 9: Termoquímica y Termodinámica Materiales y equipo

Vasos (300 mL) de espuma plástica y tapa hecha de cartón corrugado o vasos de poliestireno con tapa ajustada; 2 termómetros graduados en 0,1 C; dos agitadores de vidrio con anillo agitador en el extremo; dos buretas de llave. Disoluciones 1,00 mol/L de NaOH, HCl y HOAc; zinc granulado (fino) o en polvo; disolución 0,20 mol/L de CuSO4. Objetivos 

Efectuar la medición del calor desprendido en varias reacciones que se llevan a cabo en un calorímetro rudimentario.



Que el estudiante se familiarice con mediciones de temperatura, el uso del calorímetro y el cálculo de H (entalpía ó calor de reacción a presión constante qp) para algunas reacciones. Introducción

El calor es una forma de energía que puede pasar espontáneamente de un objeto a temperatura alta a otro objeto a menor temperatura. Las reacciones químicas pueden absorber o desprender calor. El calor desprendido puede medirse en un aparato llamado calorímetro y expresado en Joule (J) unidad SI. Un calorímetro es un recipiente sencillo con paredes aisladas de manera que el calor no pueda intercambiarse entre lo que contiene el calorímetro y sus alrededores. Hay calorímetros de muchas formas y clases; algunos de ellos son costosos de gran precisión y a menudo se les denomina bomba calorimétrica. Es posible sin embargo construir calorímetros baratos y sencillos para hacer mediciones aproximadas , cuando en el calorímetro se efectúan reacciones químicas que desprenden o absorben calor, este puede fluir de una parte a otra del calorímetro pero no debe haber flujo calórico de o hacia los alrededores. En todos los calorímetros se debe hacer una corrección debido a la capacidad calórica del aparato. El material de que esta hecho el calorímetro absorbe calor, que si no se toma en cuenta, introduce un error pues parte del calor que se desprende de la reacción no se mediría y entonces no se tomaría en cuenta en los cálculos. El estudiante debe contestar antes de seguir adelante estudiando este experimento las preguntas 1 y 2 del cuestionario final. Para ello es necesario consultar el libro de texto. El calor absorbido por el calorímetro se denomina capacidad calórica del calorímetro y en este experimento con ese nombre no solo medimos esa capacidad sino también las perdidas de calor debido al tipo de calorímetro usado. Por ejemplo si mezclamos dos volúmenes iguales de agua pero a diferente temperatura, el calor que M. Ev. Patricia Guzmán L. 41


pierde el volumen de agua a mayor temperatura debe ser igual al calor que gana el volumen de agua a menor temperatura. Si la perdida y la ganancia no son iguales ello se debe a que los alrededores absorbieron parte del calor y eso debe tomarse en cuenta al usar este tipo de calorímetro (o sea, un calorímetro formado por dos vasos y que el contenido de uno se vierte en otro). A continuación se ofrece un ejemplo de este cálculo. Se supone que la densidad del agua es 1,00 g/mL (y por eso lo que se mida en mL se puede considerar como gramos) Temperatura de 50,0 mL de agua en el vaso No. 1

20,0 C

Temperatura de 50,0 mL de agua en el vaso No. 2

39,3 C

Temperatura después de mezclar

29,3 C

Cálculo (ver fórmula en la parte C de este experimento) Calor perdido por el vaso de agua No. 2

50,0 g * 4,18 J / g C *10,0C  2090 J

Calor ganado por el vaso de agua No. 1

50,0 g * 4,18 J / g C * 9,3C  1944 J

Calor que se perdió en Calorímetro y proceso

2090 J  1944 J  146 J 146 J / 10,0C  14,6 J / C

Capacidad calorífica del calorímetro

Nótese entonces que al usar este calorímetro (este sistema de mezclar los contenidos de dos vasos) en una experiencia similar se debe hacer una corrección aumentando o sea sumando el producto de 14,6 J/ C multiplicado por el cambio de temperatura en el experimento. Este producto es el calor que se perdió en el calorímetro y en el proceso. Un calorímetro como este puede usarse para medir el calor de neutralización, esto es el calor que se desprende en la reacción de cantidades equivalentes de ácido y de base en disolución. Si el calor es medido a presión constante, el valor obtenido es el cambio en la entalpía de la reacción En una neutralización siempre se desprende calor porque se forma agua: H   ion  no  metalico  ion  metalico  OH   H 2 O  ion  metalico  ion  no  metalico

Ácido

Base

Sal



Se mezclan 50,0 mL de disolución de ácido con 50,0 mL de disolución de base (se supone que este volumen de ácido reacciona exactamente con el volumen de base pues las disoluciones son de la misma concentración). Además las dos disoluciones estaban a la misma temperatura antes de mezclarlas. Luego de mezcladas la temperatura aumentó en 8,5 C y el volumen final naturalmente es 100 mL. Cálculo del calor de neutralización (se supone que el calor específico de la disolución final es 4,18J/ C) Calor ganado en el experimento

100g * 4,18 J / g C * 8,50C  3553 J

Calor ganado por el calorímetro

14,63 J / C * 8,50C  124 J 3553 J  124 J  3677 J

Calor de neutralización

Este es el calor que se desprende en la reacción de 50,0 mL de ácido con 50,0 mL de base (HCl con NaOH) ambos de igual concentración (no hemos especificado la concentración simplemente hemos afirmado que es igual). Procedimiento A) Instalación del calorímetro.

En este experimento se usaran vasos de espuma plástica o de poliestireno de 300 mL de volumen aproximadamente. Como tapa de los calorímetros se usará un tapón ajustado de poliestireno. A la tapa se le deben hacer dos huecos para introducir el termómetro y el agitador. Estos huecos deben ser pequeños para impedir que se vuelque, con el peso del termómetro y del agitador, el calorímetro se debe introducir dentro de un beaker. Si esta dentro de las posibilidades se puede usar vasos dobles, uno metido dentro del otro para mayor aislamiento e impedir el escape de calor a los alrededores. Ensaye el movimiento del agitador antes de iniciar parte C.

B) Comparación de los termómetros A y B.

Compare los dos termómetros que usara en el experimento; sumerja ambos termómetros en agua en un beaker a 250 mL a temperatura ambiente y después de un minuto anote esas temperaturas hasta + 0,1 C . Note las diferencias entre ambos termómetros. Caliente agua a una temperatura de 35 ó 40 C aproximadamente; lea la temperatura con ambos termómetros; anótelas. Observe las diferencias. Caliente agua a una temperatura de 45 ó 50 C aproximadamente; lea la temperatura con ambos termómetros, anótelas y observe las diferencias. Los termómetros deberán estar marcados adecuadamente como A y B. agregue al beaker con agua caliente porciones de M. Ev. Patricia Guzmán L. 43


agua fría, agite y mida la temperatura con ambos termómetros anotando las lecturas y notando las diferencias entre termómetros A y B. trate de medir unas 6 temperaturas diferentes y que estas sean aproximadamente 20 C , 40 C , 50 C , 35 C y 30 y 25 C . Considere el termómetro B como si marcara correctamente la temperatura y calibre el termómetro A comparándolo con aquel. Con estos datos usted podrá hacer las correcciones cada vez que lea una temperatura con el termómetro A. esto es sumando o restando a la temperatura que mida con el termómetro A, la diferencia negativa o positiva, que para cada temperatura muestre el cuadro 9-1 esto tiene la ventaja de que al usar recipientes y medir las temperaturas de sus contenidos con dos termómetros diferentes, se puede hacer la corrección para que las temperaturas resulten como medidas con el mismo termómetro. Cuadro 9-1 Temperatura aproximada C

Lectura en C de termómetros

20 40 50 35 30 25 C) Determinación de la capacidad calórica del calorímetro

Enumere ahora sus dos vasos No. 1 y No. 2. Mida con una probeta 50 mL de agua del tubo (a 30 C aproximadamente) en el vaso No. 1, 50 mL de agua calentada aproximadamente a 40 C en el vaso No. 2. Después de un minuto lea y anote las temperaturas hasta + 0,1 C haga correcciones a las temperaturas del termómetro A según la calibración efectuada. Mezcle ahora rápidamente y tan completamente como sea posible el contenido del vaso No. 1 en el vaso No. 2. Mezcle los dos volúmenes con el agitador y lea la temperatura de la mezcla después de por lo menos un minuto. Calcule por medio de la fórmula: Cantidad de calor = g de H 2O x calor esp. H 2O J/ C x T

El calor perdido por el agua del vaso 2 y luego el calor ganado por el agua del vaso 1 (ambos volúmenes ahora juntos) la diferencia entre estas dos cantidades dividida entre el cambio de temperatura T, es la capacidad calórica del calorímetro (C) en J/ C. repita el proceso para corroborar el resultado y saque el promedio (si la corroboración es aceptada por su asistente de laboratorio).



Resultados

Temperatura de 50,0 mL de agua en el vaso No. 1 Temperatura de 50,0 mL de agua en el vaso No. 2 Temperatura de la mezcla T para el vaso de agua No. 1 T para el vaso de agua No. 2

Calcule el calor perdido por el agua del vaso No. 1 y luego el ganado por el vaso No. 2 y obtenga la diferencia. Calcule ahora la capacidad calórica del calorímetro. Corrobore este resultado y previa consulta con su asistente promedie el resultado. D) Calor de neutralización del NaOH con HCl

Seque los dos vasos. Coloque en dos buretas disolución de HCl 1,00 mol/ L y disolución de NaOH 1,00 mol/ L. En el vaso No. 1 mida exactamente 50,00 mL de disolución de HCl. Mida la temperatura después de un minuto o más hasta que se halla estabilizado. En el vaso No. 2 mida exactamente 50,0 mL de disolución de NaOH y mida luego su temperatura. Cubra ambos vasos y coloque en los orificios el agitador y el termómetro. Corrija la lectura del termómetro A según la calibración efectuada. En forma rápida remueva las tapas y vacíe la disolución de HCl del vaso NO. 1 al vaso No. 2 con la disolución de NaOH. Vacié rápidamente y tan completamente como pueda. Cubra el vaso No. 2 y agite con el agitador. Observe como la temperatura sube. Lea la temperatura cada 10 segundos hasta que comience a bajar. Tome como temperatura la más alta. Calcule ahora el calor de neutralización, multiplique el resultado por 20 para que este dato corresponda al calor de neutralización por mol de NaOH o por mol de HCl o sea también por mol de agua formado. Al mezclar 50,0 mL de HCl 1,00 mol/ L con 50,0 mL de NaOH 1,00 mol/ L se obtiene 100 mL de NaCl 0,500 mol/L. Pida una explicación de este cálculo a su asistente de laboratorio. La densidad de esa disolución es 1,02 g/mL y su calor especifico es 4,01 J/g* C. si el tiempo disponible se lo permite repita la determinación y promedie sus resultados. E) Calor de neutralización de NaOH con HOAc.

Lave y seque los dos vasos. Repita parte D pero utilizando 50,0 mL de disolución 1,0 mol/L HOAc en el vaso No. 1 en lugar de HCl. La densidad de la disolución final de NaOAc 0,5 mol/L se puede considerar igual o sea 1,02 g/mL, lo mismo que su calor especifico 4,01J/g* C. se hace una segunda determinación para corroborar sus resultados y se promedia. F) Calor de reacción

Mida en el vaso No.2 (limpio y seco) por medio de una bureta 100,0 mL de disolución 0,200 mol/L de CuSO 4. Lea la temperatura con el termómetro B. pese aproximadamente 5 g de zinc granulado (fino) o zinc en polvo y añádalo al vaso No.2 M. Ev. Patricia Guzmán L. 45


que contiene la disolución de CuSO 4; tape el vaso y coloque el termómetro y agitador rápidamente. Agite constantemente para que el zinc reaccione, y anote cada minuto la temperatura hasta que llegue a un máximo y comience a disminuir. La disminución de la temperatura debe coincidir más o menos con la terminación de la reacción o sea cuando el color azul (debido a los iones cobre hidratados) haya desaparecido o casi desaparecido. Resultados

¿De qué color es la disolución de CuSO 4? ¿A qué se debe ese color? Escriba la reacción que ocurre ¿Cuántos moles de CuSO 4 hay en los 100 mL de disolución 0,200 mol/L que usted agrego al vaso No.2? De acuerdo con la ecuación, ¿Cuántos moles de zinc se requieren para reaccionar con el sulfato de cobre? ¿Cuántos gramos representa eso? ¿Cuántos gramos de zinc agrego usted? ¿Qué exceso de zinc agrego usted? Por que es necesario agregar un exceso de zinc? ¿Por qué debe usarse zinc metálico finamente dividido? ¿Por qué se debe agitar constantemente? Anote los siguientes datos en su cuaderno. Dato

Valor

Temperatura de 100,0 mL de disolución de CuSO 4 Temperatura máxima de la reacción Calor que ganó el agua en el vaso No.2 (el calor específico de la disolución se toma como 4,01J/g* C) Calcule el calor ganado por el calorímetro y luego el calor de reacción de 0,02 moles de CuSO4 con 0,02 moles de zinc. Para calcular el H de la reacción de un mol se multiplica por 50 (consulte a su asistente). Repita esta determinación y si el segundo resultado coincide dentro de los limites aceptables promedie los dos resultados (consulte su asistente). Busque en una tabla el valor de H para esta reacción y calcule el porcentaje de error. Haga una lista de las posibles causas de error en esta determinación.

Bibliografía 1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 30 a 33. M. Ev. Patricia Guzmán L. 46


Informe Laboratorio Virtual

Propiedades Periódicas de los Elementos Nombre: _____________________________ Carné:__________________________ Grupo: ____________ Objetivo: utilizar la dirección http://www.educaplus.org/properiodicas/index.html para revisar las siguientes propiedades periódicas de los elementos: Radio Atómico, Energía de Ionización, Afinidad Electrónica y Electronegatividad. 1) Definición del Radio Atómico:

2) Definición de la Energía de Ionización: 2a) Comentar el comportamiento del Berilio, Nitrógeno, Magnesio y Fósforo en su primera Energía de ionización: 3) Definición de la Afinidad Electrónica:

3a) Escribir la ecuación que la representa cuando el proceso es exotérmico

3b) Escribir la ecuación que la representa cuando el proceso es endotérmico

4) Definición de la Electronegatividad



Experimento 10: El cobre y sus sales Materiales y Equipo

Alambre de cobre, disoluciones (6 mol/L) de: ácido nítrico, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico, ácido clorhídrico; zinc en polvo o magnesio en virutas, cápsula de porcelana y pizeta con agua destilada. Advertencia: maneje con cuidado los ácidos fuertes, producen quemaduras fácilmente

Objetivos 

Emplear las técnicas aprendidas anteriormente (medir masa, decantar, lavar y secar en baño maría), para transformar una masa de cobre en varias de sus sales y volver a obtener el cobre elemental.



Recordar los postulados de la Teoría Atómica.



Analizar la naturaleza del enlace iónico y su efecto en las propiedades de los compuestos iónicos.

Introducción El cobre se encuentra en la naturaleza en forma de sales (sulfuros, arseniuros, cloruros y carbonatos), la más común es la calcopirita CuFeS2. El cobre metálico, se obtiene por combustión oxidativa y fundición, seguida de electrodeposición a partir de la disolución del sulfato. El metal, es dúctil y maleable, con brillo dorado, es un buen conductor de la electricidad y del calor, es resistente al ataque de los ácidos no oxidantes como el ácido clorhídrico, sin embargo, es atacado por el ácido nítrico y sulfúrico, en presencia de aire, para dar disoluciones que contienen el catión Cu(H2O)62+, la ecuación para la reacción con el ácido nítrico es

3Cu + 8HNO3 →

3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O

Al basificar las disoluciones de sales de cobre, se forma un precipitado gelatinoso del “hidróxido”, que carece de estructura cristalina definida. Este hidróxido, es realmente un óxido hidratado, que pierde agua por acción del calor y se forma óxido de cobre (II), de color negro y carácter básico puesto que se disuelve por acción de los ácidos fuertes. M. Ev. Patricia Guzmán L. 48


Por la posición en la serie electromotriz, se lo puede reducir fácilmente a cobre metálico, a partir de las disoluciones ácidas del sulfato de cobre (II), utilizando zinc o magnesio para la reducción.

Procedimiento A) Obtención del nitrato de cobre (II): Medir una muestra de cobre metálico de 0,5g y colocarla en un beaker de 150mL. Anotar la masa de la muestra medida. Agregar con cuidado , 8mL de la disolución de ácido nítrico (6 mol/L) al beaker que contiene el cobre. Calentar suavemente , hasta que se disuelva completamente el cobre y sin que se desprendan gases en forma vigorosa. Diluir con 45 mL de agua destilada y agitar para homogenizar la disolución.

Resultados

¿Qué tipo de reacción se lleva a cabo en este proceso? ¿A qué se debe el color verdoso inicial de la disolución del cobre metálico en ácido nítrico?

B) Obtención de hidróxidos de cobre (II): A la disolución anterior, se la deja enfriar y se añaden, con agitación constante, 15mL de NaOH (6mol/L) Resultados

¿Qué aspecto tiene el precipitado? ¿Por qué? ¿Se mantuvo el color azul en el líquido supernatante? ¿Por qué?

C) Transformación del hidróxido de cobre (II) a óxido de cobre (II): Calentar suavemente el precipitado anterior, agitando la mezcla, hasta que se de un cambio definido y total en el precipitado. Resultados

¿Qué tipo de cambio químico ocurrió al hidróxido de cobre (II)? ¿Cómo clasifica este tipo de reacción? M. Ev. Patricia Guzmán L. 49


D) Obtención del sulfato de cobre (II): Lavar el precipitado de CuO con 60mL de agua destilada y decante el líquido supernatante. Repita la operación varias veces. Añadir 10mL de la disolución de ácido sulfúrico (6mol/L) (CUIDADO), y agitar hasta que se disuelva todo el precipitado. Si no se disuelve todo, añada gota a gota más ácido sulfúrico hasta obtener la disolución total Resultados

¿Qué color adquiere la disolución? ¿Por qué? ¿Por qué se utiliza ácido sulfúrico y no una disolución de sulfato de sodio o potasio?

E) Obtención de cobre metálico: A la disolución de sulfato de cobre (II), añadir 2,5g de zinc en polvo (o magnesio en virutas), en varias porciones y con agitación constante. Durante éste proceso, NO DEBEN de haber quemadores encendidos. Si la disolución presenta una tonalidad celeste, añadir 1mL más de ácido sulfúrico (6mol/L) y esperar a que disminuya el burbujeo para decantar el líquido supernatante. Lave el precipitado dos veces con porciones de 20mL de agua destilada. Añadir el precipitado, 5mL de agua destilada y 10mL de ácido clorhídrico concentrado (CUIDADO). Cuando el burbujeo sea lento, calentar suavemente pero no hasta ebullición. Cuando el burbujeo no sea apreciable, decante el líquido supernatante y lave el precipitado dos veces con porciones de 5mL de agua destilada. Traslade todo el precipitado a una cápsula de porcelana previamente tarada y lave el precipitado tres veces con porciones de 5mL de acetona (CUIDADO: mantenga el quemador apagado mientras lava con acetona). Después de lavar el precipitado, coloque la cápsula de porcelana sobre un baño maría y espere a que el precipitado esté seco. Deje enfriar la cápsula y determine por diferencia, la masa de cobre recuperado. Resultados

¿Qué sucede sino se lava el precipitado de cobre antes de añadir el ácido clorhídrico? ¿Por qué no debe estar encendido el quemador cuando se añade zinc (o magnesio) a la disolución ácida de sulfato de cobre? M. Ev. Patricia Guzmán L. 50


¿Cuáles cambios químicos ocurren al cobre y al zinc (o magnesio) en este proceso? ¿Qué peligro existe si la acetona está cerca de la llama? ¿Por qué no se debe calentar a ebullición la disolución a la que se le agregó ácido clorhídrico?

Cuestionario 1. Calcule el porcentaje de cobre recuperado y enumere las posibles causas de error que impidieron alcanzar el 100% de rendimiento. Agrupe las causas en dos grupos: las que disminuyen el rendimiento y las que lo aumentan. 2. Si el NO es incoloro, ¿Por qué desprende gases pardos al formar el nitrato de cobre (II)? Proponga una reacción que explique este fenómeno. 3. ¿Por qué se utiliza el HCl concentrado para eliminar el exceso de zinc (o magnesio). Se podría utilizar ácido nítrico o ácido sulfúrico? 4. Proponga las reacciones para las transformaciones que ocurren en los apartados B, C, D y E. Indique cuáles reacciones son redox, ácido-base, de precipitación y de descomposición. 5. Comente los postulados de la teoría atómica, dentro de los resultados experimentales obtenidos. 6. Analice las propiedades generales de los compuestos iónicos producidos y relaciónelos con las características del enlace iónico. 7. Dibuje una estructura cristalina que ilustre el CuSO4.



Experimento 11: Hidrógeno Material y Equipo

Calcio en trocitos, Ca; sodio en trocitos, Na1; potasio en trocitos, K; beaker grande de 800 mL; aparato recolector de hidrógeno

Objetivos 

Preparar pequeñas cantidades de hidrógeno.



Observar sus propiedades especialmente su densidad y su capacidad explosiva. Introducción

La producción de hidrógeno en el laboratorio es un proceso simple. Según la serie de actividades de los metales, que se estudia en el experimento 6, algunos metales son capaces de desplazar el hidrógeno del agua; otros pueden desplazarlo de los ácidos y otros son capaces de desplazar el hidrógeno del vapor del agua. Los elementos alcalinos y los alcalinotérreos lo desplazan del agua a temperatura ambiente. 2 Na( s )  2 H 2O  2 Na  ( ac )  2OH (ac )  H 2  (1) 2 K ( s )  2 H 2O  2 K  ( ac )  2OH (ac )  H 2  (2) Ca( s )  2 H 2O  Ca  ( ac )  2OH (ac )  H 2  (3)

Las reacciones (1) y (2) ocurren con bastante violencia y dado que el sodio y el potasio son más livianos que el agua, flotan y se mueven por retropropulsión en su superficie. El calor generado en la reacción (2) es suficiente para que el hidrógeno se encienda. A menudo se forma un glóbulo fundido del metal que estalla y para evitar este peligro y poder recoger el hidrógeno se puede envolver el metal activo en un pedazo de tela metálica de cobre o de plomo con lo cual el metal se hunde. La reacción (3) ocurre con más serenidad y como el calcio es más pesado que el agua se hunde y no se requiere 1

El calcio y el sodio deben obtenerse en la ventanilla en preciso momento en que vayan a ser usados; no deben tocarse con la mano. El sodio debe limpiarse con papel de filtro para remover la vaselina en que se encuentra sumergido. M. Ev. Patricia Guzmán L. 52


en este caso de la tela metálica pudiendo recogerse el hidrógeno el un tubo de ensayo en la forma que lo indica la figura 11-1. Para obtener hidrógeno de los ácidos se utiliza el ácido clorhídrico o el sulfúrico diluido y un metal como el zinc Zn( ac )  H 2 SO4( ac )  ZnSO4( ac )  H 2( g )

Procedimiento A) Recolección de varios tubos con gas hidrógeno.

Llene cuatro o cinco tubos de ensayo con agua y colóquelos en un beaker de 800 mL el cual contiene agua hasta dos tercios de su capacidad. Coloque en el beaker un trocito de calcio y recoja y recoja el hidrógeno en los tubos por desplazamiento del agua. Los tubos llenos de hidrógeno se colocan boca abajo sobre un cuadro de vidrio plano y se reservan para parte B. observe la lechosidad en el beaker. Pruebe con papel tornasol el contenido lechoso del beaker. Por medio de un tubo de vidrio sople y haga burbujear el aire que usted expela de sus pulmones a través de la disolución que queda en el beaker después de recoger el hidrógeno. Observe el cambio. Resultados

Escriba la reacción entre el calcio y el agua. ¿Es el hidrógeno muy soluble en agua? ¿Cómo llega a esa conclusión? ¿Por qué se colocan los tubos llenos de hidrógeno boca abajo sobre un vidrio? ¿A que se debe la lechosidad del contenido del beaker antes de que usted sople con el tubo? ¿Efecto del tornasol? ¿Qué sucede cuando usted burbujea el aire de sus pulmones por la disolución? Explique B) Densidad y poder explosivo del hidrógeno.

Aproxime uno o dos tubos con hidrógeno a la llama del quemador de Bunsen. Note como el hidrógeno se quema silenciosamente. Coloque un tubo con hidrógeno boca arriba y cúbralo con otro vació (es decir lleno de aire) y haga que las bocas de ambos tubos coincidan. Espere unos segundos. Aproxime ahora cada tubo a la llama del Bunsen. Note como ahora el hidrógeno se quema con un ruido especial (“pop”) que equivale a una pequeña explosión. Use los otros tubos con hidrógeno hasta que obtenga los resultados descritos. Resultados

¿A qué se debe la diferente manera en que el hidrógeno se quema en estos experimentos? Escriba la ecuación de la combustión del hidrógeno.



Cuestionario 1) 2) 3) 4) 5) 6) 7) 8)

¿Qué es la serie de actividad de los metales? ¿Qué elementos desplazan al hidrógeno del vapor de agua? ¿Cuáles hidruros producen hidrógeno al ponerlos en agua? Ejemplos ¿Qué es el papel tornasol y como actúa? ¿Por qué el sodio se mueve en la superficie del agua? ¿Por qué el sodio debe manejarse con cuidado? ¿Cómo se almacena el sodio en el laboratorio y por qué? ¿Cree usted que puede haber depósitos naturales de sodio y de potasio en la corteza terrestre? ¿Por qué? 9) ¿Es el hidrógeno libre muy abundante? ¿Por qué? 10) ¿Cómo se prepara industrialmente el hidrógeno? (mencione sólo un método) 11) ¿Qué importancia tiene este método ante la crisis del petróleo?

Bibliografía 1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 46. M. Ev. Patricia Guzmán L. 54


Experimento 12: Amoniaco Materiales y Equipo Tubo de ensayo “pyrex” grande provisto de tapón de hule y tubo de entrega como

lo indica la figura 12.1, botellas de boca ancha para la recolección de gases; aparato para la fuente del amoniaco. Gelatina en polvo; cal-soda (mezcla de CaO y NaOH); HCl concentrado; cloruro de amonio, NH4Cl, disolución de hidróxido de sodio 6 mol/L, NaOH; sulfato de amonio sólido; cal apagada, Ca(OH) 2; disolución indicador de azul de bromotimol. Objetivos  Estudiar la obtención de amoniaco a partir de varias sustancias.  Llenar varias botellas de gas amoniaco y estudiar sus propiedades.

Introducción

El amoniaco ha sido conocido desde tiempos remotos y los alquimistas describieron su obtención y propiedades. Primeramente se obtuvo calentando orina con sal y tratando el producto resultante con bases fuertes (llamadas álcalis). Calentando pezuñas y cuernos de animales en retortas se desprende amoniaco. Estos métodos dieron origen a los primeros nombres del amoniaco y sus disoluciones acuosas, “espíritu volátil” y “espíritu de asta de ciervo”. Estos procedimientos demuestran que los aminoácidos que

forman las proteínas forman amoniaco cuando se descomponen en medio alcalino. Se debe insistir en la diferencia entre amoniaco, NH 3, que es un gas y amonio, + NH4 , que es un ión positivo. El amonio se origina al reaccionar el gas amoniaco con un protón proveniente de un ácido o del agua. Así se forman sales como cloruro de amonio, NH4+, Cl; sulfato de amonio, 2 NH 4+, SO4; o el NH4+, OH- cuando el NH 3 reacciona con el agua. En el laboratorio se pueden producir cantidades limitadas de amoniaco haciendo reaccionar una mezcla seca de una sal de amonio como el cloruro o el sulfato con una base como el hidróxido de calcio: ( NH 4 , Cl  )  ( Na  , OH  )  NH 3  ( Na  , Cl  )  H 2 O (2 NH 4 , SO4 )  (Ca   ,2OH  )  2 NH 3  (Ca   , SO4 )  2 H 2 O

Estos métodos son validos solamente para el laboratorio ya que las sales mismas de amonio se obtienen industrialmente a partir del amoniaco. El amoniaco se prepara industrialmente por el proceso de Haber que consiste en la unión de gases N 2 y H2 en condiciones especiales. Otro proceso industrial de importancia es el de la cianamida que utiliza coque, piedra caliza y nitrógeno gaseoso. Los detalles de estos procesos industriales pueden encontrarse en los libros de química general e inorgánica. M. Ev. Patricia Guzmán L. 55


El amoniaco se produce en la naturaleza por la acción de las bacterias de la putrefacción y de formación de amoniaco sobre la materia orgánica del suelo. El amoniaco es un gas incoloro. E s fácilmente detectable por su olor penetrante, irritante y sofocante. Es venenoso en alta concentración. El gas es más liviano que el aire y puede por eso recogerse por desplazamiento del aire hacia abajo. El amoniaco es muy soluble en agua. A la presión normal, un volumen de agua a 0 C disuelve cerca de 1200 volúmenes de amoniaco y a 20 C el agua disuelve cerca de 700 volúmenes del gas. El amoniaco es una base débil; reacciona con el agua y esta le cede un protón; en esta reacción participan solo 1,3 % de las moléculas de NH 3 y es por eso que se le clasifica como base débil. 



NH 3  H 2 O  NH 4  OH

De acuerdo con Bronsted-Lowry el amoniaco es una base débil pues su ácido conjugado, el ión amonio es fuerte (enorme tendencia a combinarse). Procedimiento A) Amoniaco de materia orgánica nitrogenada.

Mezcle en un vidrio de reloj y con la ayuda de una espátula 1 g de gelatina en polvo y un gramo de cal-soda. Traspase la mezcla a un tubo de ensayo pequeño. Caliente suavemente y sostenga en la boca del tubo, pero sin tocarlo, un papel rojo humedecido. Observe el resultado. Aproxime ahora a la boca del tubo un agitador de vidrio humedecido en disolución de ácido clorhídrico concentrado. Observe. Resultados

¿Qué es la gelatina? ¿Por qué la gelatina puede desprender amoniaco? ¿Qué es la cal soda? ¿Por qué la cal soda ayuda a que el amoniaco se desprenda? ¿Cuál es el efecto en el papel tornasol? Escriba la reacción del NH 3 con el agua. ¿Qué sucede al aproximar el agitador con HCl concentrado? Escriba la ecuación. ¿Es el producto formado entre el NH3 y el HCl un sólido, un líquido o un gas? Revise su respuesta con su asistente de laboratorio. B) Amoniaco de las sales de amonio

Coloque 0,5 g de cloruro de amonio sólido (NH 4Cl) en un tubo de ensayo. Humedezca la sal con disolución de hidróxido de sodio y note el color del producto. Repita con 0,5 g de sulfato de amonio en lugar de cloruro de amonio. Resultados

¿Cuál es el olor del producto? Escriba las reacciones que ocurren en la parte B. ¿Se podría sustituir el NaOH por el KOH? ¿Qué otra sustancia podría usarse además de NaOH? M. Ev. Patricia Guzmán L. 56


C) Preparación de varias botellas de gas NH 3

Mezcle, en una cápsula de evaporación, 5 g de cloruro de amonio y 4 g de cal apagada. Coloque esta mezcla en un tubo de “pyrex” provisto de un tapón de hule con un hueco y un tubo de entrega doblado en forma de L, lo suficientemente largo para llegar al fondo de una botella de recoger gases, sostenida boca abajo. La botella estará colocada sobre un cartoncito perforado apoyado en un anillo como se muestra en la figura 12-1.

Figura 12-1. Equipo para recolectar amoniaco.

Caliente suavemente la mezcla seca y recoja dos botellas de amoniaco y llene también un balón seco de 1000mL (asegurese de que el balón este completamente seco). Para determinar cuando la botella esta llena con el gas, aproxime un agitador humedecido con ácido clorhídrico. Si se forman humos blancos y densos, la botella esta llena. Cubra las botellas con cuadros de vidrio y colóquelas boca abajo sobre la mesa. Tape, el balón con amoniaco con un tapón de hule seco y guárdelo para la parte d. Cuando haya recogido los tres recipientes con amoniaco, dé vuelta al tubo en L de manera que su brazo largo quede hacia abajo y apenas sobre la superficie de 5 mL de agua destilada, en un beaker que contiene una gota de fenolftaleína. ¡ Peligro!, no coloque el tubo bajo la superficie del agua. Observe el color del agua con fenolftaleína. Coloque, boca abajo, una de las botellas con amoniaco en el agua en una tina neumática. Quite el vidrio que cubría la boca y observe como el agua sube en la botella. Ponga 1 mL de ácido clorhídrico concentrado en un beaker de 250 mL. Dé vueltas al beaker a fin de que el ácido se extienda en toda la superficie interior del beaker y se desprenda HCl gas; aproxime la boca del beaker a la boca de la otra botella llena de amoniaco. Observe los resultados. Resultados

Escriba la ecuación de la reacción usada para producir amoniaco; cuando termino de llenar los tres recipientes con amoniaco, ¿qué observó cuando el tubo de salida de NH 3 se puso a cierta distancia de la superficie de un beaker con agua y fenolftaleína? ¿Qué M. Ev. Patricia Guzmán L. 57


sucedería si el tubo se introdujera dentro del agua? Explique. ¿Cuál es la reacción y describa el producto entre HCl gas y el NH 3 de la segunda botella? D) Solubilidad del amoníaco: La fuente de amoníaco

Prepare una disolución débilmente ácida, añadiendo dos o tres gotas de ácido clorhídrico diluido a cerca de 400 mL de agua. Observe el color al agregarle tres gotas de azul de bromotimol. Prepare un tubo de vidrio con un tapón de hule que a su vez tenga un algodón mojado abundantemente con agua, como se indica en el diagrama b) de la figura 13-2. Coloque el tubo con el tapón dentro del beaker y remueva rápidamente el tapón del balón lleno de NH 3 obtenido en la parte c, e inviértalo inmediatamente sobre el tapón con el algodón y trate de provocar un cierre hermético (figura 12.2c). Observe lo que ocurre y los cambio de color. (Para obtener los resultados a veces debe esperar hasta 10 minutos).

Figura 12-2. Equipo para obtener una fuente de amoniaco. (A) Recipiente con el gas. (B) Equipo sobre el que se colocará el NH 3(g). (C) Fuente de amoniaco. Resultados

Describa brevemente lo que sucede: ¿Por qué sube el agua?; ¿Por qué cambia de color el azul de bromotimol? Bibliografía 1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 47 a 49. M. Ev. Patricia Guzmán L. 58


Experimento 13: Geometría Molecular Materiales y Equipo El estudiante debe traer: plasticina, bolitas de estereofón, astillas de madera o mondadientes. Modelos estructurales. Estructuras para analizar como incógnitas.

Objetivos 

Relacionar la fórmula de una sustancia con su estructura molecular.



Determinar la geometría de las moléculas, los ángulos de enlace, tipo de hibridación del átomo central, la polaridad y dibujar su estructura.

Introducción La mayoría de los símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas están escritas en dos dimensiones y sobre superficie planas. Sin embargo, las sustancias que representan, existen en tres dimensiones en el espacio. Para entender muchos aspectos del comportamiento de las sustancias moleculares es necesario considerar cuál es la estructura o geometría de las moléculas. Pensemos por ejemplo en el sitio activo de una enzima. Esta práctica intenta ayudarle a relacionar las fórmulas de las sustancias con sus estructuras. Su habilidad de entender la unión y reactividad de varias sustancias se acrecentará si usted puede visualizar las moléculas en tres dimensiones. Esta visualización no es fácil. Muchos químicos usan modelos de moléculas para ver más fácilmente las relaciones tridimensionales. En este experimento usted usará varios tipos de modelos para revisar algunos conceptos geométricos y para ilustrar varias relaciones estructurales. Muchos modelos usan color para facilitar la identificación de átomos de elementos diferentes, claro que los colores no tienen un significado físico pero facilitan la interpretación de los modelos. El siguiente esquema de colores es muy usado. ELEMENTO C H O N

COLOR Negro Blanco Rojo Azul

ELEMENTO S P Metales Halógenos


COLOR Amarillo Violeta Gris Verde


Muchas estructuras importantes se identifican como sólidos poliédricos, tales como el octaedro, el tetraedro, el cubo o el dodecaedro. La descripción se usa por cuanto los átomos de la estructura ocupan posiciones que corresponden a los vértices y centro del poliedro. Esto se ilustra en la figura 1. Una molécula tetraédrica tiene cuatro átomos conectados a un átomo central. Cada uno de los cuatro átomos ocupa una posición que corresponde a uno de los vértices del tetraedro. (Ver figura 1-A y -B) Similarmente, una molécula tetraédrica tiene átomos en posiciones que corresponde a los vértices del octaedro como también en su centro, como lo muestra la figura 1-C y – D. En la primera parte de este experimento se estudiarán algunas geometrías para moléculas junto con los correspondientes poliedros.

(-A-)

(-B-)

(-C-)

(-D-)

Figura 1: Geometría de moléculas poliédricas. La geometría de una molécula depende en gran parte de la configuración electrónica de sus átomos. La aproximación más simple a la predicción de la forma de una molécula es la teoría del modelo RPECV (Repulsión de pares de electrones de la capa de valencia). Esto requiere que se cuente el número de pares de electrones alrededor del átomo central. Entonces se usa la regla de que los dominios de electrones en el nivel de valencia alrededor de un átomo estarán lo más alejados uno del otro. Por lo tanto, el arreglo geométrico de los pares de electrones corresponde a un orbital lleno y puede predecir la geometría de los orbitales. Si no hay pares solitarios sobre el átomo central entonces la geometría molecular alrededor de ese átomo es la misma que la geometría de dominios de electrones. Si hay electrones desapareados, entonces la geometría molecular es diferente a la geometría de dominios de electrones. Sólo las posiciones de los núcleos de los átomos se incluyen en la descripción de la geometría molecular. En la primera parte de este experimento usted determinará la estructura de algunas moléculas y construirá modelos que las representen. Al final del experimento usted examinará algunos modelos que corresponden a moléculas de compuestos orgánicos.


Manual de Laboratorio Química General I

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