Manual Laboratorio QUI101 2012-1

Manual de Laboratorio de Química General. General. QUI 101. 2012

TABLA DE CONTENIDO QUI 101, 2012/1 Seguridad en el laboratorio

3

Normas generales de trabajo en e n el laboratorio

6

Pauta general para elaboración de informe de laboratorio

7

Materiales y Equipos de laboratorio

9

Laboratorio No. 1. Mediciones gravimétricas y volumétricas. Concepto de

densidad

12

Laboratorio No. 2. Dimensiones moleculares, estimación del Número de Avogadro

19

Laboratorio No. 3. Reacciones, fórmulas, y nomenclatura

25

Laboratorio No. 4. Electrolitos y reacciones netas

29

Laboratorio No. 5. Diferencia entre ácidos fuertes y débiles. Determinación de la concentración de H+ Laboratorio No. 6. Regulación de pH. Disoluciones amortiguadoras

36

Laboratorio Recuperativo: Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte

46

Anexo I. Tratamiento de datos experimentales.

49

Anexo II. Elaboración de gráficos y análisis de regresión.

55

Anexo III. Ecuaciones cuadráticas.

56

Unidades SI básicas. Prefijos usados con unidades SI

58

Bibliografía

59

2

43


TABLA DE CONTENIDO QUI 101, 2012/1 Seguridad en el laboratorio

3

Normas generales de trabajo en e n el laboratorio

6

Pauta general para elaboración de informe de laboratorio

7

Materiales y Equipos de laboratorio

9

Laboratorio No. 1. Mediciones gravimétricas y volumétricas. Concepto de

densidad

12

Laboratorio No. 2. Dimensiones moleculares, estimación del Número de Avogadro

19

Laboratorio No. 3. Reacciones, fórmulas, y nomenclatura

25

Laboratorio No. 4. Electrolitos y reacciones netas

29

Laboratorio No. 5. Diferencia entre ácidos fuertes y débiles. Determinación de la concentración de H+ Laboratorio No. 6. Regulación de pH. Disoluciones amortiguadoras

36

Laboratorio Recuperativo: Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte

46

Anexo I. Tratamiento de datos experimentales.

49

Anexo II. Elaboración de gráficos y análisis de regresión.

55

Anexo III. Ecuaciones cuadráticas.

56

Unidades SI básicas. Prefijos usados con unidades SI

58

Bibliografía

59

2

43


SEGURIDAD EN EL LABORATORIO La química es esencialmente una disciplina experimental y su enseñanza implica, por tanto, la realización de experiencias que ayuden a la comprensión de los conocimientos teóricos adquiridos en las aulas. Los experimentos químicos se realizan en un lugar especial acondicionado para este efecto que se denomina laboratorio. El laboratorio químico puede ser un lugar potencialmente peligroso, dado que para su funcionamiento cuenta con material de vidrio frágil, aparatos eléctricos y electrónicos, compuestos químicos corrosivos y/o tóxicos, líquidos inflamables, mecheros, etc. Sin embargo, si se toman las precauciones debidas y se siguen los procedimientos pro cedimientos de seguridad adecuados, el trabajo en el laboratorio no involucra riesgos mayores. Por lo tanto, la seguridad personal y del grupo de trabajo depende, en gran parte, del conocimiento que se tenga de los posibles peligros y de las precauciones adecuadas que se deben adoptar para evitarlos o reducirlos al máximo. Los peligros más comunes en el laboratorio químico pueden ser clasificados en tres categorías, de acuerdo a los agentes que los causan: A. B. C.

A.

Fuego y explosión Químico Material de Vidrio

PRECAUCIONES PARA EL FUEGO Y EXPLOSIÓN a) Evitar mantener mecheros encendidos sin necesidad. b) Si se usan mecheros observar las siguientes precauciones: nunca calentar un líquido inflamable en un recipiente abierto, es decir, sólo se deberá usar mechero cuando el recipiente está provisto de un condensador. En caso contrario, usar baño de agua caliente o calentador eléctrico. c) En una destilación asegurar una buena refrigeración en el condensador. d) Nunca traspasar líquido inflamable de un recipiente a otro cerca de d e una llama. e) No dejar gotear destilados inflamables infla mables o recipientes separados del refrigerante. refrige rante. Use Us e un adaptador. f) No calentar baños de aceite a elevadas temperaturas. g) Nunca calentar un aparato cerrado herméticamente aunque utilice un refrigerante puesto. Al aumentar la presión puede producir p roducir una explosión. h) Si se va a efectuar una reacción exotérmica, preparar un baño de hielo o de agua y tenerlo a mano, de forma que éste pueda ser usado en caso de que la reacción escape de su control por excesivo aumento de temperatura. i) Identificar el lugar donde se encuentran los extintores y asegurarse de conocer su funcionamiento. j) No abandonar su puesto de observador cuando está efectuando una reacción que implique riesgos de inflamación o explosión.

3


B. PRECAUCIONES QUÍMICAS a) Evite el contacto directo de la piel con compuestos químicos: los materiales sólidos deben transferirse con espátulas u otros utensilios apropiados. Si algún compuesto toca la piel, lavarse inmediatamente con abundante agua y jabón. b) Preguntar al profesor si se tienen dudas en cuanto a la toxicidad de los compuestos químicos. Tener especial cuidado de que las heridas no estén en contacto con compuestos químicos. c) Nunca usar solventes orgánicos, tales como acetona o alcohol, para lavar compuestos orgánicos depositados en la piel, puesto que tales solventes aumentan la absorción del producto. Siempre lave sus manos al final del trabajo experimental. d) Nunca debe probar (o degustar) productos químicos. e) Evitar la inhalación de humos o vapores de compuestos orgánicos y solventes tanto como sea posible. Aunque el olor de los compuestos es, a menudo, criterio de identificación de sustancias, debe ser discreto al efectuar dicha operación. Cabe hacer notar que algunos compuestos son irritantes sin ser tóxicos. f) El laboratorio debe estar bien ventilado cuando se trabaje con sustancias volátiles en sistemas abiertos. En este caso es preferible trabajar en campana. g) Si en una reacción se producen gases nocivos (HCl, HCN, H2S, etc.), debe trabajar en campana con una trampa de gases en el sistema. h) Recuerde lavar el material inmediatamente después de haber sido usado.

C.

PRECAUCIONES PARA EL MATERIAL DE VIDRIO

a) La regla fundamental con material de vidrio es: no aplicar nunca presiones indebidas o forzar las piezas de vidrio. Esta regla se aplica a la colocación de termómetros o tubos de vidrio en tapones de goma, mangueras o corchos comunes. b) Al introducir un tubo de vidrio en un corcho perforado es conveniente que éste se encuentre lubricado. Además, protéjase con un paño al tomar el vidrio de la parte más cercana al corcho. c) Estos peligros disminuyen en gran medida, cuando se trabaja con materiales esmerilados. Si se usa material esmerilado, es importante que las uniones estén lubricadas apropiadamente. Se entiende por una buena lubricación, el aplicar una delgada capa de grasa en dos puntos opuestos y en el tercio superior de la unión macho, y luego rotar las partes para lubricar la superficie de las uniones, con un delgado revestimiento. d) El material de vidrio debe ser lavado inmediatamente después de su uso. La mayoría de los residuos pueden ser removidos con detergente y agua. Nunca botar los sólidos a los lavatorios; los sólidos deben ser desechados en recipientes especiales. Los solventes deben ser vertidos en botellas que para este efecto dispondrá en el laboratorio. PROCEDIMIENTOS EN CASO DE ACCIDENTE

4


En caso que ocurra un accidente, por no seguir las normas de seguridad recién descritas, se deben seguir las siguientes instrucciones. Los accidentes se clasifican también de acuerdo al agente que los produce.

FUEGO a) La primera reacción deber ser alejarse del peligro. Avisar inmediatamente al profesor. Para ayudar a prevenir la propagación del fuego, alejar todos los recipientes de solventes inflamables de las zonas afectadas y apagar los mecheros. Para una mayor eficiencia en el uso del extinguidor, dirigir la boca de éste hacia la base de las llamas. Si S i se incendia la ropa no correr, ya y a que los movimientos rápidos rá pidos activan el fuego. Rodar por el suelo para sofocarlo y cuidar de que éste no alcance la cabeza. b) Los compañeros pueden ayudar a extinguir el fuego usando las mantas de asbesto disponibles, delantales, etc. c) No titubear en ayudar a un compañero envuelto en vuelto en tal emergencia, puesto que unos pocos segundos de retardo r etardo pueden agravar seriamente las lesiones producidas. producidas . d) Si las quemaduras son leves, aplicar un ungüento adecuado. En caso de quemaduras serias, no aplicar ningún tipo de ungüento, sino procurar un tratamiento médico al momento (Posta Central).

QUEMADURAS QUÍMICAS a) El área de la piel afectada por este tipo de quemaduras debe ser lavado inmediatamente con agua y jabón. Si la quemadura es leve aplicar ungüento, y para quemaduras más serias acuda al médico. b) Si reactivos corrosivos o calientes caen en los ojos, lavarlos inmediatamente con abundante agua y enseguida con suero fisiológico que el laboratorio dispone. No debe tocar los ojos. El párpado y el globo del ojo deben lavarse con agua por muchos minutos. Vaya al médico tan pronto como sea posible.

CORTADURAS a) Las cortaduras leves deben tratarse con los procedimientos conocidos de primeros auxilios. Si la cortadura indica que ha sido dañada una arteria, aplicar torniquetes justo antes de la lesión. b) Cualquier persona afectada que deba acudir al médico rápidamente, debe ir acompañada, aunque el paciente no lo estime así. Personas en estado de shock, especialmente después de sufrir quemaduras, están a menudo más graves de lo que parece.

5

Manual de Laboratorio de Química General. QUI 101. 2012

NORMAS GENERALES DE TRABAJO EN EL LABORATORIO 1. Todo equipo armado por él (o los) estudiante deberá ser revisado por su profesor antes de ser usado. 2. Los reactivos de uso general deberán permanecer en los lugares asignados a ellos. 3. Todo reactivo, luego de ser usado, deberá permanecer tapado. 4. Los desechos sólidos no deben vaciarse en los lavatorios o desagües; habrá depósitos especiales para ellos. 5. Las mezclas de líquidos o solventes no recuperables deberán guardarse en frascos especialmente rotulados. 6. Si se necesita trasvasijar en producto sólido, deberá utilizar espátula fina o gruesa, según sea el caso. Nunca use las manos directamente. 7. Antes de utilizar cualquier material, asegúrese de su limpieza. 8. Las balanzas deben permanecer limpias y sin tara. Su utilización exige protección del plato (utilizar vidrio de reloj).

6


PAUTA PARA CONSTRUIR SU INFORME DE LABORATORIO En éste curso, como en los futuros años en que usted estudie Química, debe usar su cuaderno de laboratorio como una ayuda importante en su trabajo de investigación. En él, debe anotar toda la información relativa al trabajo realizado en una forma clara, ordenada y legible. Para sacar el máximo provecho de los datos puestos en su cuaderno aconsejo las siguientes normas: a) El informe será realizado al término del laboratorio bajo la supervisión del Profesor y/o Ayudante. Para ello se le entregará una pauta, la cual debe ser completada y desarrollada en base a los datos y observaciones realizadas por el grupo de trabajo. b) Anotar fecha y nombre del experimento. Luego anotar los datos experimentales tan pronto como sea posible, ojalá después de hacer la observación. c) Registre claramente los datos obtenidos y si es posible construya una Tabla de Datos, para mayor claridad. d) Indique las operaciones realizadas, con detalles. Si se hicieron modificaciones, deberá incluirlas. e) Anote las conclusiones y comentarios pertinentes. Si obtiene un (o más) dato(s) numérico(s) interprételo(s) a la luz de sus observaciones experimentales. Para hacer más rica su discusión compare este dato con datos bibliográficos de referencia. Busque en Handbooks, libros o Internet toda información que le pueda ser útil para complementar su discusión.

En cada informe usted debe incluir una portada en la cual se destaquen claramente los siguientes datos: el nombre y número del práctico realizado, la sección de laboratorio respectiva, el profesor de la sección que corresponde y los integrantes del grupo de trabajo.

7


MATERIAL DE LABORATORIO DE USO HABITUAL Asigne el nombre correcto al material de vidrio, accesorio o instrumento que se muestra a continuación MATERIAL DE VIDRIO

8


9


10


Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas LABORATORIO Nº 1 MEDICIONES GRAVIMETRICAS Y VOLUMÉTRICAS: CONCEPTO DE DENSIDAD. INTRODUCCIÓN En los experimentos químicos se realizan mediciones de distinta naturaleza y con diversos instrumentos. Las mediciones más comunes son las que permiten determinar la cantidad de una sustancia expresada en unidades de peso o volumen, gravimetría y volumetría respectivamente. Estas mediciones, al igual que todas, tienen siempre asociado un error que afecta el resultado final del experimento. El origen de los errores se debe a la imposibilidad de obtener medidas exactas, ya que los aparatos de medición no son absolutamente perfectos y nuestros sentidos tienen una capacidad de percepción limitada. Por lo anterior los valores obtenidos a través de mediciones, están siempre dentro de un margen de error (incerteza de la medición). Entonces nuestro trabajo consiste en cuantificar cuanto es este margen, ya que es inherente ( propio de) a la medición experimental que realizaremos, por tanto en ningún caso es posible ignorarlo. La incerteza puede definirse como la mitad del menor valor que puede medir el instrumento, es decir que una balanza granataria que masa valores de hasta 0,01 g tiene una incerteza (error del instrumento) de ± 0,005, por lo tanto si se miden 0,20 g en esta balanza, el intervalo de confianza es entre 0,195 g y 0,205 g, donde el valor se expresa como 0,20 ± 0,005. El tamaño del intervalo de confianza de la medición y es el doble de la incertidumbre, mientras mayor sea el intervalo de confianza menor será su exactitud, y mayor será su error. Un error común, es el error humano, que es el que se puede cometer al momento de realizar una medición, lo que afecta a la confianza de los valores obtenidos. Para obtener una mayor confianza, los valores obtenidos deben estar libres del error asociado al manejo humano lo que se verifica cuando se alcanza una reproducibilidad del experimento (valores referentes a una misma muestra, debe dar valores muy similares). Si es que no se logran resultados similares en dos o más mediciones con los mismos instrumentos, esta debe repetirse hasta obtener valores reproducibles, que en este caso significan confiables. En el anexo de esta guía se hace un tratamiento adecuado del manejo de error, así como el manejo correcto de cifras significativas. También esta presente el trabajo de gráficos que usted deberá estudiar para el desarrollo óptimo de este trabajo práctico.

El laboratorio puede y debe ser un lugar seguro, por esto es importante que lea y entienda todo lo referente al práctico, incluyendo un diagrama desde inicio a fin de lo

11


que se realizara, así usted muestra la actitud responsable de evitar accidentes en el laboratorio. Masa y Peso La masa de un cuerpo es una propiedad característica del mismo, y es una medida de la cantidad de materia que lo compone. La unidad SI para la masa es el kilogramo (kg). El peso de un cuerpo es la fuerza que su masa ejerce por efecto de la gravedad. De acuerdo a la primera ley de Newton la fuerza es el producto de la masa por la aceleración. En la Tierra la aceleración de gravedad es 9,79 m/s2. El peso se mide en Newtons (N), kg-fuerza, dinas, libras-fuerza, onzas-fuerza, etc. El kg es por tanto una unidad de masa, no de peso. Sin embargo, muchos aparatos utilizados para medir pesos (básculas, balanzas), tienen sus escalas graduadas en kg en lugar de kg-fuerza. Esto no suele representar, normalmente, ningún problema ya que 1 kgfuerza es el peso en la superficie de la Tierra de un objeto de 1 kg de masa. Por lo tanto, una persona de 60 kg de masa pesa en la superficie de la Tierra 60 kg-Fuerza. Sin embargo, la misma persona en la Luna pesaría solo 10 kg-fuerza, aunque su masa seguiría siendo de 60 kg.

Volumen El volumen de un cuerpo representa la cantidad de espacio que ocupa, y que no puede ser ocupado por otro cuerpo, ya que los cuerpos son impenetrables. El volumen, como la masa, puede medirse en muchas unidades, sobre todo dependiendo de la nación o la comarca en la que se vive. En el Sistema Internacional (SI) el volumen se mide en metros cúbicos (m3), y representa el volumen de un cubo que mide 1 m por cada lado. En química se usan unidades más pequeñas como el centímetro cúbico (cm3). Otra unidad de volumen muy utilizada es el litro L, el cual equivale a un decímetro cúbico (dm3). En un litro hay 1000 mililitros (mL), y cada mL representa el mismo volumen de un cm3.

Densidad La densidad es una propiedad de la materia que se define como la razón entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa densidad

=

masa volumen

Las densidades de sólidos y líquidos se expresan en gramos por centímetro cúbico (g/cm3) o bien gramos por mililitro (g/mL) a nivel de laboratorio, o en kg/L en escalas mayores. La densidad de una sustancia homogénea es una propiedad física que la caracteriza, esta propiedad depende de la temperatura y presión atmosférica, por lo que al medir la densidad de

12


una sustancia se deben considerar ambos parámetros del ambiente al cual se realiza la medición.

La densidad está relacionada con su flotabilidad, una sustancia liquida o sólido flotará sobre otra si su densidad es menor. La madera flota sobre el agua y el plomo se hunde en ella. Esto se debe a que el plomo posee mayor densidad que el agua mientras que la densidad de la madera es menor. Ambas sustancias se hundirán en la gasolina, de densidad más baja.

OBJETIVOS Determinar la densidad de distintas sustancias liquidas, variando su volumen y su composición. Con lo que el alumno podrá distinguir entre una propiedad intensiva y extensiva de la materia, y utilizar la relación masa/volumen para cada solución problema. Además, se tendrá en cuenta el error asociado a la medición comparando el error medido en los diferentes experimentos, discutiendo su magnitud.

PARTE EXPERIMENTAL Experimento Nº 1: Determinación de la densidad de un líquido problema a) Medición de masa Etiquete e identifique los cuatro vasos de precipitados de 100 mL que recibió en su bandeja de trabajo. Verifique que estén limpios y secos. Mase el vaso Nº 1 y 2 en una balanza granataria, y los otros dos en una balanza analítica. Los valores obtenidos tendrán 2 y 4 cifras decimales respectivamente, y una incerteza característica de cada instrumento. Anote sus resultados en la tabla 1. Lo que se busca con medir dos vasos con la balanza analítica, es la reproducibilidad del experimento, es decir, que los valores obtenidos estén libres del error asociado al manejo humano. Si es que no se logran resultados similares en al menos dos mediciones con los mismos instrumentos, debe repetirse hasta obtener valores reproducibles, que en este caso significan confiables. Vaso Nº

Tabla Nº 1: Medición de masa del vaso vacío (mvaso) Masa [g] ± error del instrumento

Granataria 1

±

Analítica 2 3

± ±

¿Con cuál de las dos balanzas se puede tener un valor mas exacto? (mas cercano al valor real) ¿Por qué?

13


b) Medición de volumen Para la medición del volumen, se pueden ocupar diversos materiales de laboratorio, desde los menos confiables, tales como, probeta, bureta, pipeta graduada, hasta los que ofrecen una mayor exactitud de los valores, matraz de aforo y pipeta aforada. Nuestra intención es tratar de obtener valores confiables, dentro de los materiales disponibles, por ende, mediremos volumen usando una pipeta aforada de 20 mL. A los vasos ya masados transfiera continuamente 4 veces volúmenes de 20 mL del líquido asignado, MASANDO CADA VEZ. Anote cada valor en la Tabla 2. RECUERDE QUE EL ERROR DE MEDICION SE SUMA PARA EL CASO DEL MATERIAL VOLUMETRICO. Al realizar varias medidas consecutivas nos encontramos que el error que acompaña al valor debe ser tratado en forma aparte. En sumas y restas los errores se suman. Esto esta dado por las siguientes ecuaciones: Suma:

( x ± Δx ) + ( y ± Δy ) = (x + y) ± (Δx + Δy)

Resta:

( x ± Δx ) − ( y ± Δy ) = (x − y) ± (Δx + Δy)

Así el volumen de la segunda medida esta dado por la operación ( 20 ± 0,1 ) + ( 20 ± 0,1 ) lo que es igual a 40 ± 0,2. En la tercera medida, el valor esta dado por la operación ( 20 ± 0,1 ) + ( 20 ± 0,1 ) + ( 20 ± 0,1 ).

La masa del líquido, es igual a la masa responde a: La masa del vaso + líquido - vaso = líquido, es decir mvaso + mlíquido - mvaso = mlíquido Anteriormente determinamos la masa del vaso (mvaso) con un error asociado, para determinar la masa del líquido en cada medida, debemos realizar la resta: mvaso+líquido - mvaso = mlíquido

Tabla Nº 2: Medición de masa y volumen. Vaso 1: masa en balanza Vaso 2: masa en balanza Vaso 3: masa en balanza analítica analítica granataria Masa del líquido Volumen Masa del líquido Volumen Masa del líquido Volumen m m [g] ( ) [g] ( ) [g] (mlíquido) líquido líquido [mL] [mL] [mL]

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

14


±

±

±

±

±

±

Note que cada columna incluye el error máximo, que es igual a la incerteza respectiva a cada medición. Note que en la columna de masa dice masa del líquido, por lo que deberá previamente descontar la masa del vaso vacío. El error de esta medición debe ser calculado de acuerdo a las instrucciones detalladas en el Anexo 1. No olvide anotar la masa medida en la balanza, que corresponde a la suma del líquido más vaso vacío, para luego informar en la tabla el valor solicitado. c) Densidad Con los datos anteriores deberá calcular la densidad del líquido asignado (Tabla 3). Recordemos que la densidad, esta definida como la relación entre la masa y el volumen de una sustancia, es decir, densidad = masa / volumen, o simplemente d = m/v. Como ambos valores, masa y volumen, están con un error asociado, debemos tenerlo en cuenta al realizar la operación de división. La propagación del error en multiplicación y división, a diferencia de la suma y resta, esta dada por la suma de los errores relativos. La derivación de esta ecuación no es objetivo de este curso, sin embargo puede encontrarse en literatura especializada sobre el manejo de errores. La ecuación a utilizar para la propagación del error en una división esta dada por: ( x ± Δx ) = x ± x * Δx + Δy y y |x| |y| ( y ± Δy )

División:

Donde, Δx, es el error asociado al valor x, y |x| el valor absoluto de x.

Tabla Nº 3: Cálculo de densidad del líquido densidad 1 [g/mL] densidad 2 [g/mL] densidad 3 [g/mL]

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

Discusión En su informe deberá incluir los siguientes aspectos:

15


Discutir los errores individuales de la tabla 2, y como afectan al valor de la densidad y su error en la tabla 3. Graficar, densidad versus volumen, ¿qué representa la pendiente de la recta obtenida? Compare el respectivo valor promedio de densidad de la tabla 3, con el valor de la pendiente obtenido de la gráfica. Haciendo uso de su gráfico responda: ¿Cuál será la masa de 18 mL del líquido? ¿Cuál es la masa de 25 mL del líquido? Averigüe la densidad del líquido en dos o más libros de Química. Con estos datos discuta la exactitud de sus mediciones. ¿Cuál de los valores, es más exacto? En base a su densidad: ¿A que sustancia corresponde? Responda. ¿La densidad, es una propiedad extensiva, es decir, que depende de la cantidad de materia, o intensiva, que no depende de la cantidad de materia? En este cuadro llene con extensiva o intensiva de acuerdo a la propiedad medida. Masa Volumen Densidad

Experimento Nº 2: Variación de la densidad con respecto a la temperatura Utilizando un densímetro, y una placa calefactora, caliente el vaso numero 3 hasta 60°C. Coloque un termómetro dentro del vaso junto con el densímetro y empiece a calentar, tomando nota de los resultados cuando llegue a 20°C, 30°C, 40°C, 50°C y 60°C. T° 20°C 30°C 40°C 50°C 60°C

Densidad

Discusión En su informe deberá incluir los siguientes aspectos: ¿Es la densidad dependiente de la Temperatura? ¿Cómo varia con respecto a ella?, ¿Por qué?

Experimento Nº 3: Variación de la densidad de acuerdo a la concentración de un soluto sólido

16


Al vaso numero 1, se añade cloruro de sodio (NaCl) en distintas cantidades consecutivamente, midiendo su masa en la balanza granataria. Para representar cada vaso utilizaremos su concentración en la expresión que relaciona la masa del soluto con la masa del líquido. Para esto se utiliza la expresión porcentual m/m %, que muestra la masa de soluto por cada 100 g de solvente. (Soluto en menor cantidad, Solvente en mayor cantidad) Además, como conocemos el volumen, expresaremos la concentración en términos de m/v %, que muestra la masa de soluto por cada 100 mL de solvente. La densidad la obtendremos masando la solución (soluto+solvente) a medida que vayamos agregando la sal (NaCl), y dividiéndola por el volumen fijo, que es cercano a 80 mL. Finalmente, expresaremos la concentración en términos de su molaridad (M), que es numero de moles de NaCl (n= m NaCl/ MM NaCl) por litro de solución. Para facilitar la experiencia, supondremos que el volumen no varía a medida que agregamos NaCl, ya que su variación es pequeña. Volumen Solución: ________ ±_____ Masa NaCl 6± 10 ± 14 ± 18 ±

m/m % ± ± ± ±

m/v % ± ± ± ±

densidad ± ± ± ±

[M] ± ± ± ±

La medida del error, es un parámetro que se aparece cuando se trabaja experimentalmente. Cuando se trabaja teóricamente, es decir haciendo los cálculos el error no se toma en cuenta. Sin embargo, se puede considerar un error estimado para así preparar una solución con una exactitud determinada.

Discusión En su informe deberá incluir los siguientes aspectos: ¿Tienen la misma cantidad de sal las distintas soluciones? ¿Tienen la misma densidad? Grafique la densidad versus la masa de NaCl añadida, hay alguna relación entre ellas? ¿Cómo varia con respecto a ella?, ¿Por qué? ¿Cuál de las soluciones tiene una mayor concentración? A partir de la masa y la densidad, ¿que cantidad se puede obtener? ¿Cuál es la relación entre m/m %, m/v % y M? Derive dos ecuaciones para pasar de m/m % a m/v % y M.

17


Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas LABORATORIO Nº 2 DIMENSIONES MOLECULARES, ESTIMACIÓN DEL NUMERO DE AVOGADRO INTRODUCCIÓN El aporte de John Dalton a la consolidación de la Química como Ciencia, a través de la teoría atómica, es indiscutible. Sin embargo, él estaba tan involucrado con la idea de atomismo que no pudo vislumbrar una posible estructura poliatómica para los gases simples. Como consecuencia, Dalton no aceptó los resultados experimentales de GayLussac acerca de volúmenes de combinación entre elementos. La reconciliación entre la teoría de Dalton y los datos de Gay-Lussac fue realizada por Amedeo Avogadro quien introdujo el concepto de molécula, y enunció la hipótesis que “iguales volúmenes de gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas” Por ejemplo, si se asume que tanto el hidrógeno como el cloro son monoatómicos y que igual volúmenes de gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de átomos, entonces un volumen de hidrógeno debería reaccionar con un volumen de cloro para formar un volumen de HCI, de acuerdo a la ecuación. H + Cl → HCl Sin embargo, experimentalmente se encuentra que se producen 2 volúmenes de HCl. Avogadro interpretó este resultado, suponiendo que, en condiciones normales, la unidad estable más pequeña de Cloro y de Hidrógeno es una molécula diatómica, y no un átomo. La ecuación que representa la reacción la escribió de la siguiente manera. H2 + Cl2 → 2HCl Muchos experimentos hechos con Avogadro era correcta.

posterioridad han probado que la explicación de

La hipótesis, publicada en 1811, era tal vez muy revolucionaria para la época y pasó inadvertida. Pasaron más de 50 años antes de que Cannizzaro, en un artículo publicado en 1858, demostrara la aplicabilidad general de la hipótesis de Avogadro. Este artículo que fue

18


distribuido en forma de panfleto en el primer Congreso Internacional de Química Karlsruhe, realizado en Alemania en 1860, discutía tan claramente los conceptos de átomos, moléculas, pesos atómicos, y pesos moleculares, que los químicos se convencieron de sus puntos de vista y los incorporaron desde entonces al pensamiento químico. En su presentación, Cannizzaro reivindicó a Avogadro y salvó a su hipótesis de ser abolida. Hoy en día llamamos número de Avogadro al número de partículas contenidas en un mol. ¿Cuantas partículas hay en un mol? Avogadro nunca lo supo. Jean Perrin, un científico francés hizo la primera determinación en 1908. El midió la distribución vertical en el campo gravitacional de la tierra de partículas de Gamboge (una resina natural) suspendida en agua y obtuvo valores entre 5,4 y 5,6 x 1023. Lorchmidt, basándose en la teoría cinética de los gases obtuvo un valor de 4,4 x 1023 para el número de Avogadro. Después que Robert Mulliken determinó la carga de electrón (1915) se obtuvieron valores exactos para este número. Se han obtenido resultados más refinados a través de mediciones acuciosas de difracción de rayos X en cristales de silicio (el cuociente entre el volumen de un mol de silicio y el volumen efectivo de un átomo de silicio, da como resultado el número de Avogadro). Con posterioridad se han realizado nuevas determinaciones utilizando técnicas más precisas y el valor más exacto obtenido para el número de Avogadro, N A, es 6,0229 x 1023 partículas/mol. Este es uno de los números que usted encontrará a menudo en química básica y que es recomendable recordar. El mol es una unidad fundamental en el Sistema Internacional de unidades (SI), y se define como la cantidad de materia que contiene tantas unidades como átomos hay en 0,012 kilogramos de “carbono 12”. Así, el número de moles, n, es igual a n = N/N A donde N es el número de partículas de la sustancia que se considera, y N A el número de Avogadro. El método que utilizaremos en este laboratorio no pretende obtener una medida refinada del número de Avogadro, sin embargo, se obtienen resultados razonables. El acido oleico, C17H33COOH, tiene una densidad de 0,895 g/mL y no es apreciablemente soluble en agua. Por esta razón flota sobre la superficie del agua formando una película. Hay evidencia que la película está formada por una monocapa de moléculas de acido oleico, en que cada molécula tiene el grupo COOH sumergido en el agua y el esqueleto de átomos de carbono perpendicular a ella. En este experimento, se agregará una pequeña cantidad de ácido oleico sobre una superficie de agua. Conociendo el volumen de ácido oleico presente en la película y el área que cubre sobre el agua, podemos calcular la altura de la monocapa, que correspondería a la altura de una molécula de acido oleico. Si la forma de la molécula es conocida, podemos calcular el número de moléculas presentes en la monocapa. Con este resultado y usando la densidad y masa molar, podremos calcular el número de moléculas contenida en un mol de ácido oleico, esto es el número de Avogadro.

19


Para depositar una cantidad muy pequeña de ácido oleico sobre la superficie, éste se disuelve en algún solvente volátil o soluble en agua. Así, al agregar la solución sobre el agua, el solvente se evapora o se disuelve y el ácido oleico formará una película sobre la superficie del agua. Para visualizar la capa de ácido oleico, se cubre la superficie del agua con polvos talco, o lo que se le indique.

OBJETIVOS 1. 2.

Estimar el orden de magnitud del tamaño y masa de una molécula de ácido oleico. Hacer una estimación del número de Avogadro.

PARTE EXPERIMENTAL Llene con agua, hasta aproximadamente un centímetro del borde, un recipiente poco profundo con una superficie aproximada de 40 x 30 cm. Espere que el agua quede en reposo. Sobre la superficie del agua, esparza uniformemente talco, formando una capa muy delgada. En el centro del recipiente, y desde una altura aproximada de 5 cm, deposite con la pipeta una gota de disolución de ácido oleico (ácido octadecanoico) en etanol con una concentración de 8,0 x 10-3 M manteniendo una distancia apropiada entres gotas. Repetir el procedimiento de tal manera que se tenga de 3 a 5 gotas formando las películas de ácido depositado. (ver figura)

Figura: Películas formadas por el ácido oleico después de depositar la gota de dilución. ATENCIÓN: Se están manipulando sustancias muy volátiles; además de las medidas de seguridad acostumbradas, tome las precauciones necesarias para no alterar la concentración de la disolución. Espere unos minutos para que el soluto forme la película monomolecular. Mida el diámetro de la mancha formada. Calcule el área de la mancha aproximando a una geometría circular, A = π r 2. Repita el experimento por lo menos tres o cuatro veces para obtener un valor promedio del área de la monocapa que forma el ácido oleico (ácido 9-octadecenoico) contenido en una gota de disolución. Anote el dato en la tabla.

20


Con la pipeta que se usó para poner la gota, mida 1,0 mL de disolución de ácido oleico y cuente el número de gotas que pueden formarse con dicho volumen. Repita varias veces la operación y obtenga un valor promedio del número de gotas/mL de disolución. Anote el dato en la tabla. A partir de la concentración de la disolución y del número de gotas/mL de disolución, calcule cuántos gramos de ácido oleico hay en cada gota de disolución. Anote el dato en la tabla. Este resultado es equivalente a cuántos gramos de ácido oleico forman la monocapa. Con este dato y la densidad del ácido oleico calcule el volumen que ocupa el ácido oleico, que en definitiva corresponde al volumen de la monocapa. Anote el dato en la tabla. Este volumen es igual a V = A h, donde A es el área de la mancha y h el espesor de la monocapa. Como usted ya conoce el área y el volumen, calcule el espesor de la monocapa en cm. Anote el dato en la tabla. Con el fin de determinar el número de moléculas que forma la monocapa debemos calcular el volumen que ocupa una molécula de ácido oleico. Así, VT = Vm x N, donde VT es el volumen de la monocapa, Vm es el volumen ocupado por una molécula y N es el número de moléculas adsorbidas en la superficie. Para determinar Vm haremos las siguientes suposiciones: -

La molécula de ácido oleico se orienta en forma perpendicular a la superficie, anclándose a la fase acuosa por el grupo –COOH. El espesor de la monocapa es igual al largo de la molécula de ácido oleico La distancia C-C, C-H, y C-O son iguales. De esta forma h es igual a 18 veces la distancia C-C.

CH3-CH2-CH2- CH2-CH2- CH2-CH2- CH2-CH= CH-CH2- CH2-CH2- CH2-CH2- CH2-CH2-COOH

-

El ancho de la molécula viene dado por el grupo –CH3, esto es dos veces la distancia C-H, lo cual es igual a h/9. El alto de la molécula está dado por la distancia C-O, esto es h/18 Con esta aproximación el volumen ocupado por una molécula es igual al producto del largo de la molécula (h) por el ancho (h/9) y por el alto (h/18) Vm = h3 / 162

Con el valor promedio que obtuvo para h calcule Vm. Anote el dato en la tabla. Usando VT y Vm calcule el número de moléculas de ácido oleico presentes en la monocapa. Usando el peso molecular y la masa de ácido oleico depositada en la monocapa determine el valor del número de Avogadro. Anote estos datos en la tabla. Fórmula Masa molar, g/mol Densidad, g/cm3 Concentración, M Área promedio monocapa, cm2

21


Número promedio de gotas por mL Masa de soluto por gota de solución, g Volumen de soluto por gota de solución, mL Espesor de la monocapa, h, en cm Volumen ocupado por una molécula, cm3 Número de moléculas en la monocapa, N Número de Avogadro, N A A continuación se ejemplifica como se debe confeccionar el informe

Cálculos y expresión de los resultados Datos : Densidad del ácido oleico, d=0,89 g/mL Masa molar del ácido oleico, Mm=282 g/mol Número promedio de las gotas de las diluciones de ácido oleico en 1mL. Tabla 1: S1 = 33 gotas Estos resultados fueron los que obtuvimos en la experiencia, utilizar como referencia S2 = 33 gotas Diámetro promedio de la mancha Tabla 2: DS1 = 1.8 cm Estos resultados fueron los que obtuvimos en la experiencia, utilizar como referencia DS2 = 1.4 cm Area de la mancha Tabla 3: 2 Area S1 3,1416 x1,82 π DS 1 = = 2,545cm 2 AS 1 = 4 4 2 Area S2 DS 2 3,1416 x1,4 2 π AS 2 = = = 1,539cm 2 4 4

Estos resultados fueron los que obtuvimos en la experiencia, utilizar como referencia

Volumen de ácido oleico puro: 1. Volumen de una gota de la dilución. 1mL S1 V gota = = 3,030 x10 − 2 cm3 S2 33 2. Volumen del ácido oleico en esta gota de la dilución. S1 (0,04% V/V) 3,030 x10 −2 x0,04cm 3 = 1,212 x10− 5 cm3 V ácidopuro = 100

22


S2 (0,004%V/V)

V ácidopuro

3,030 x10−2 x0,004cm 3 = = 1,212 x10 − 6 cm3 100

Determinación del espesor de la película de ácido oleico: S1 (0,04% V/V) h

S2 (0,004%V/V)

=

V ácidopuro Area

1,212 x10 −5 cm 3 h= = 4,762 x10 − 6 cm 2 2,545cm 1,212 x10 −6 cm3 = 7,87 x10 − 7 cm h= 2 1,539cm

Determinación del volumen de una molécula: S1 (0,04% V/V) S2 (0,004%V/V)

V molecula

=

h

3

V molecula

162 V molecula

(4,762 x10 −6 cm)3 = = 6,666 x10 −19 cm3 162 (7,87 x10 −7 cm)3 = = 3,009 x10 − 21 cm3 162

Determinación del número de moléculas de ácido oleico en cada película formada: S1 (0,04% V/V) 1,212 x10 −5 cm 3 = 1,817 x1013 moléculas V ácidopuro V molecula = 3 −19 6,666 x10 cm N moleculas = V molécula S2 (0,004%V/V) 1,212 x10 −6 cm3 V molecula = = 4,028 x1014 moléculas − 21 3 3,009 x10 cm Determinación del Número de Avogadro 1) Determinación de la masa de ácido oleico en cada gota (película formada). m=dxV g S1 (0,04% V/V) −5 −5 3 m = 0,89 x1,212 x10 cm = 1,079 x10 g m=masa 3 S2 (0,004%V/V)

d =densidad V =volumen

m

= 0,89

cm g

cm

3

x1,212 x10 − 6 cm3

= 1,079 x10 − 6 g

2) Determinación del número de Avogadro (NA). S1 (0,04% V/V) 282 gx1,817 x1013 moleculas N A = = 4,74 x10 20 moleculas M −5 m xN moleculas molx1,079 x10 g N A = m S2 (0,004%V/V) 282 gx 4,028 x1014 moleculas = 1,053 x10 23 moleculas N A = −6 molx1,079 x10 g

23


Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas

LABORATORIO Nº 3 REACCIONES, FÓRMULAS Y NOMENCLATURA QUÍMICA INTRODUCCIÓN Las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos se pueden clasificar en cuatro grandes grupos: 1) Reacción de síntesis o unión directa En este tipo de reacciones los reactivos son dos o más sustancias y el producto es otra sustancia más compleja. CaO + H2O → Ca (OH)2 2) Reacción de Descomposición Las reacciones de descomposición son aquellas en que un compuesto se degrada para producir: a) dos elementos b) uno o más elementos y uno o más compuestos c) dos o más compuestos a) Compuesto → dos elementos Mediante descomposición térmica o electrolítica es posible obtener elementos como productos. Algunos óxidos metálicos como el óxido de mercurio (II) se descomponen al calentarse para producir oxígeno y mercurio: 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g) b) Compuesto → elemento y compuesto Los cloratos de metales alcalinos como KClO3 se descomponen por calentamiento para producir el cloruro correspondiente y liberar oxígeno: 2KClO3 (s) → 2KCl (s) + 3O2 (g) c) Compuesto → dos o más compuestos

24


La descomposición térmica del carbonato de calcio y otros carbonatos produce dos compuestos, un óxido metálico y dióxido de carbono: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) 3) Reacción de Desplazamiento simple En estas reacciones un elemento reemplaza a otro que forma parte de un compuesto. Existen condiciones especiales para éste desplazamiento, los metales activos desplazan a metales menos activos o al hidrógeno de sus compuestos en soluciones acuosas. Los metales activos son los que tienen baja energía de ionización y pierden con facilidad electrones para formar cationes (ver Serie de Actividad de los Metales al final de esta guía). Cualquier metal que se encuentre por arriba del hidrógeno en la serie, al ser añadido a soluciones de ácidos no oxidantes se disuelve para producir hidrógeno y formar una sal. También los metales están ordenados de mayor a menor en actividad. Es decir un metal cualquiera siempre será desplazado por otro que se ubique sobre él en la escala. 1. Metal activo + Sal de metal menos activo → Metal menos activo + Sal de metal activo. Una reacción característica es: 2AgNO3 (ac) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu(NO3)2 (ac) El cobre es más activo que la plata, por lo que la desplaza y toma su lugar en la sal. 2. Metal activo + ácido no oxidante → hidrógeno + sal de ácido. Un método común para preparar hidrógeno es la reacción de metales activos con ácidos como HCl y el H2SO4. Zn (s) + H2SO4 (ac) → ZnSO4 (ac) + H2 (g) Al disolver zinc en ácido sulfúrico, la reacción produce sulfato de zinc, se desplaza hidrógeno del ácido, el cual es un gas que se desprende en forma de burbujas. 4) Reacciones de metátesis Las reacciones de metátesis son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para formar dos nuevos compuestos, sin que se produzcan cambios en el número de oxidación. En estas reacciones se presentan dos reemplazos simultáneos. Pb(NO3)2 (ac) + K 2CrO4 (ac) → PbCrO4 (s) + 2KNO3 (ac) Para que una reacción de metátesis produzca un cambio neto algunos de los iones deben ser retirados de la solución. Esto se puede lograr de tres maneras diferentes: a. Formación de un producto insoluble (precipitación) b. Formación de un electrolito débil o un no electrolito c. Formación de un gas que se escapa de la solución

25


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

PARTE EXPERIMENTAL Experimento Nº 1 Reacción de Síntesis a) Con la llama del mechero queme un trozo de cinta de magnesio, la cual mantiene sujeta con pinzas. Ponga el residuo sobre un vidrio de reloj, agregue 2 mL de agua destilada y gotas de fenolftaleina. Anote sus observaciones. Esta reacción química involucra dos reacciones. Escriba cada una de ellas como ecuaciones químicas balanceadas correctamente.

DEBE TENER CUIDADO DE NO PONER EL MAGNESIO ENCENDIDO EN EL VIDRIO DE RELOJ PORQUE ESTE SE QUEBRARÁ . Experimento 2 Reacción de Descomposición En un tubo de ensayo limpio y seco agregue 3 mL de agua oxigenada (H2O2) de 10 volúmenes; y luego agregue una punta de espátula de dióxido de Manganeso (MnO2). Mientras sujeta el tubo con pinzas de madera acerque una astilla de madera en ignición. NO DIRIJA LA BOCA DEL TUBO DE ENSAYO HACIA SU CARA NI HACIA LA CARA DE SU COMPAÑERO. Anote sus observaciones. Escriba la ecuación química balanceada.

Experimento 3 Reacción de Desplazamiento En un tubo de ensayo limpio y seco vierta 3 mL de ácido clorhídrico, HCl 1,0 M. Agregue una granalla de cinc inclinando el tubo de tal manera que no salpique la solución de ácido. El gas desprendido de la reacción se recoge en otro tubo de ensayo invertido que se pone tapando el tubo de reacción, estos se deben unir con papel parafilm para que no escape el gas. Una vez que el tubo invertido este lleno de gas, en esta misma posición se lleva a la llama del mechero, tomándolo con una pinza. Esta reacción química involucra dos reacciones. Anote sus observaciones.

26


Experimento 4 Reacción de Metátesis En un tubo de ensayo ponga 2 mL de una solución diluida de carbonato de sodio y en otro tubo de ensayo otros 2 mL de nitrato de plomo. Mezcle el contenido de ambos tubos. Anote sus observaciones y escriba las ecuaciones químicas correspondientes: molecular, iónica y neta. Diga a que corresponde el precipitado formado

Serie de Actividad de los Metales Li K Ca Na Mg Desplazan al Hidrógeno Al de los ácidos Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H (un no metal) Sb (un metaloide) Cu Hg Ag Pt Au

27


Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas

LABORATORIO Nº 4 ELECTROLITOS Y REACCIONES NETAS INTRODUCCIÓN Muchas reacciones químicas ocurren en solución y casi todas las reacciones que ocurren en plantas y animales tienen lugar en medio acuoso. Muchas reacciones importantes involucran sustancias que son electrólitos. I. DISOCIACION ELECTROLITICA

Las sustancias que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: Electrólitos y No electrólitos. Un electrolito es una sustancia que, al disolverse, forma una solución que conduce electricidad. Un no electrolito no genera una solución conductora de la corriente eléctrica después de disolverse. Dentro de la categoría de los electrolitos se puede distinguir entre electrólitos fuertes y débiles. 1. Electrólitos Fuertes. Son sustancias que disocian completamente en solución para formar iones (Se entiende por disociación la separación del compuesto en su respectivo anión y catión). Algunos ejemplos son: HCl, HNO3, H 2SO4, NaOH, KOH, y casi todas las sales: NaCl, K 2SO4 y NH4 NO3. 2. Electrólitos Débiles. Son sustancias que disocian parcialmente para formar iones en solución. Algunos ejemplos son: ácido acético CH3COOH, H2O y NH3(ac). En el último caso, los iones se forman por una reacción química entre agua y amoníaco: NH3 (ac) + H2O (l) → NH4+ (ac) + OH− (ac)

No electrólitos. Son sustancias que no disocian para formar iones en solución. Algunos ejemplos son alcohol etílico C2H5OH y sacarosa C12H22O11. El estudiante debe relacionar la capacidad conductora de una solución con la naturaleza de las especies que están presentes en la solución. Por ejemplo, una solución de HCl en agua 3.

28


contiene los iones H+ y Cl− que son quienes confieren la capacidad de conducir la electricidad. Esta disolución no contiene una cantidad medible de moléculas de HCl.

Ejemplos de electrolitos fuertes Compuesto HCl HNO3 H2SO4 NaOH KOH NaCl K 2SO4 NH4 NO3

Catión

→ → → → → → → →

H+ H+ 2H+ Na+ K + Na+ 2K + NH4 +

Anión ClNO3 SO4 = OHOHClSO4 = NO3 -

+ + + + + + + +

Ejemplos de electrolitos débiles Compuesto CH3COOH H2O NH3

Catión

→ → →

H+ H+ NH4 +

Anión CH3COOOHOH-

+ + +

Llamaremos sustancia principal a todas aquellas que estén presentes en concentración apreciable (> 0,010 M) en solución. II.

REACCIONES NETAS

Los químicos usamos ecuaciones químicas para expresar concisamente los resultados de una reacción química. Estas ecuaciones representan los reactantes que han sido usados y los productos que se han formado. Por ejemplo, en vez de usar palabras se escribe NaOH + HCl → H2O + NaCl Esta ecuación conocida como ecuación molecular no describe correctamente lo que está ocurriendo, ya que en solución acuosa no existen las moléculas de NaOH, HCl, y NaCl. La ecuación correcta debe considerar las especies que realmente están presentes, esto es, los iones que se generan por disociación de los electrolitos fuertes. Para esta reacción es: Na+ + OH- + H+ + Cl- → H2O + Na+ + Cl-

29


Si una especie aparece en ambos lados de una ecuación química significa que ésta no ha sufrido ningún cambio químico, manteniéndose inalterada. En este caso a los iones que aparecen a ambos lados de la reacción se les denomina iones espectadores. Con esto la reacción real es H+ + OH- → H2O Esta reacción es llamada Reacción Neta. Una reacción neta resume los cambios que han tenido lugar como un resultado de una reacción química. Para obtener la ecuación neta debemos escribir la ecuación molecular que muestra las sustancias que participan en la reacción. Luego cada electrolito fuerte es disociado en sus iones. Así, se genera la ecuación iónica que muestra los iones que están presentes en solución. A partir de esta ecuación, y por cancelación de los iones espectadores (iones que se encuentran como reactantes y productos), surge la ecuación neta. Ejemplo: Se hace reaccionar una solución acuosa de yoduro de sodio con una solución acuosa de nitrato de plomo II. Sabiendo que una de las sustancias que se forman, el yoduro de plomo, es una sustancia insoluble escriba las ecuaciones moleculares, iónicas y netas correctamente balanceadas.

Ecuación Molecular 2 NaI (ac) + Pb(NO3)2 (ac) → 2 NaNO3 (ac) + PbI2 (s)

Ecuación Iónica 2Na+(ac) + 2I- (ac) + Pb+2(ac) + 2NO3- → 2 Na+ + 2NO3 - (ac) + PbI2 (s) (ac)

Ecuación Neta Pb+2(ac) + 2I- (ac) → PbI2 (s) Note que en la ecuación iónica el PbI2 aparece como molécula, esto debido a su calidad de compuesto insoluble. Por otro lado que una sustancia sea un electrolito débil implica dos conceptos: La sustancia en solución disociará parcialmente en un determinado solvente para formar iones en solución. Los iones de un electrolito débil no pueden coexistir a altas concentraciones en la (b) misma solución. (a)

30


Por lo tanto, puesto que agua es un electrolito débil, podemos predecir que H+ y OH- no pueden coexistir a altas concentraciones. Así, cada vez que mezclemos soluciones que contengan estos iones, podemos predecir que se forma agua: H+ + OH-  H2O Similarmente, puesto que CH3COOH es un electrolito débil, si mezclamos soluciones que contengan H+ e iones acetato, CH3COO- podemos predecir que se forma ácido acético CH3COOH.

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

Ecuación Molecular HCl (ac) + CH3COONa (ac) →

CH3COOH (ac) + NaCl (ac)

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

→

CH3COOH (ac) + Na+ (ac) + Cl- (ac)

Ecuación Neta H+(ac) + CH3COO-(ac) →

CH3COOH(ac)

Note que en la ecuación iónica el CH3COOH aparece como molécula, esto debido a su calidad de electrolito débil. Sustancias principales antes de reacción: H+, Cl-, Na+, CH3COOSustancias principales después de reacción: Cl-, Na+, CH3COOH Producto formado: CH3COOH Reacción Neta: H+ + CH3COO- → CH3COOH III.

SOLUBILIDAD

La solubilidad de una sustancia en un solvente es la cantidad máxima de sustancia que puede ser disuelta en una cierta cantidad de solvente, a temperatura y presión definida.

31


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

Soluble Moderadamente soluble Levemente soluble

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

PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1 a) Para su primer trabajo el profesor le proporcionará un dispositivo eléctrico. Lave los extremos metálicos de este dispositivo y séquelo antes de sumergirlos en cada solución. Solución 0,1 M

Solución 0,1 M (Fórmula)

Observación Experimental

Ácido sulfúrico Acetona Nitrato de potasio Agua potable Agua destilada Amoniaco Glucosa

32

Clasificación


A partir de sus observaciones clasifique las soluciones en:

• soluciones de electrólitos fuertes • soluciones de electrólitos débiles • soluciones de no electrólitos Discuta cualquier anomalía o resultado inesperado. Experimento 2 En tres tubos de ensayo, previamente etiquetados, ponga 5 mL de las siguientes soluciones: 3) 0,10 M cloruro de sodio, NaCl 4) 0,10 M ácido clorhídrico HCl 5) 0,10 M cloruro de bario BaCl2 Luego agregue a cada uno 0,5 mL de nitrato de plata, AgNO3 0,10 M. Escriba en su cuaderno de laboratorio todas sus observaciones (por ej. cambio de color, separación de fases: líquido, sólido o gas, y su color, etc.). El sólido blanco que se obtiene en los tres casos es AgCl. Para cada caso escriba la ecuación molecular, la iónica y la neta. En la confección de su informe considere discutir los siguientes aspectos. 1. ¿Cuales son las sustancias principales presentes en cada una de las soluciones? 2. ¿Qué cantidad de cada una de las sustancias principales está presente (en moles)? 3. ¿Cuál es la concentración molar de cada una de las sustancias principales?

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

Vaso Nº Sustancia Sólida 1 Carbonato de sodio 2

Carbonato de potasio

3

Carbonato de plomo II

Escriba la fórmula de la sal Solubilidad de la sal

Evalúe la capacidad conductora de cada uno de las mezclas usando el dispositivo empleado en el experimento 1. Clasifique las tres sales en orden de capacidad conductora, anote sus

33


observaciones En su informe haga un análisis comparativo respecto a la solubilidad y la capacidad conductora de cada sistema. Explique lo observado.

Sal

Comentario relacionado con la capacidad conductora

Luego agregue a cada vaso 2 mL de BaCl2 1,0 M. Anote sus observaciones, luego vuelva a medir la conductividad. Escriba en su cuaderno de laboratorio las reacciones químicas que ocurrieron en cada caso. En la confección de su informe considere discutir los siguientes aspectos. 1) ¿Se aprecia alguna diferencia en la solubilidad de las tres sales? 2) ¿Qué podríamos decir de la conductividad y la cantidad de iones presentes?, ¿existe alguna relación? 3) ¿Qué ocurre al agregar BaCl2 a cada sistema?. 4) ¿Como se puede explicar lo observado en términos de solubilidades? 5) ¿Qué podríamos decir respecto de la conductividad y la cantidad de iones presentes?. 6) Si a través del proceso de precipitación disminuye la cantidad de iones en el sistema, ¿que debería esperar que ocurriera con la conductividad? En la práctica ¿qué ocurrió?, ¿Cómo se explica?

34


Universidad Nacional Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas LABORATORIO Nº 5 DIFERENCIA ENTRE ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES. DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE H+ INTRODUCCIÓN Ácido Fuerte Los ácidos fuertes son un caso especial de electrolitos fuertes. Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se disocia completamente en H+ y su respectivo anión. Por lo anterior cuando tenemos una solución de un ácido fuerte, de cualquier concentración, las especies que encontramos en disolución son exclusivamente los iones H+ y su anión respectivo. En ningún caso encontramos la molécula de ácido. Si se quiere conocer la concentración de las especies generadas en la solución acuosa de un ácido fuerte, debemos conocer su ecuación de disociación y la molaridad inicial del ácido. Por ejemplo: Para una solución 1,5 M de ácido clorhídrico, HCl Ecuación de disociación HCl (ac) → Concentración inicial 1,5 M Después de la disociación 0

H+ (ac) 0 1,5 M

Los ácidos fuertes son:

Fórmulas HCl HNO3 HBr HI HClO3 HClO4 H2SO4

Nombre Ácido Clorhídrico Ácido Nítrico Ácido Bromhídrico Ácido Yodhídrico Ácido Clórico Ácido Perclórico Ácido Sulfúrico

35

+

Cl-(ac) 0 1,5 M


Ácido Débil Un ácido débil es un ejemplo de electrolito débil. Por lo tanto, en disolución acuosa, se disocia parcialmente. Por lo general la disociación es menos de un 5%. El número de especies que existen en la solución de un ácido débil son siempre tres: el protón, H+, el respectivo anión y el ácido que no se disoció. Por ejemplo

Ácido débil CH3COOH (ac) H2CO3 (ac)

Protón H+ (ac) H+ (ac)

Anión + CH3COO-(ac) + HCO3-(ac)

Para conocer la concentración de todas las especies que existen en solución es necesario establecer la ecuación de disociación, considerar que se establece el equilibrio y hacer uso de la constante de acidez del ácido, K a. El valor de K a indica el grado de ionización del ácido débil. Los ácidos con constantes de ionización grandes se ionizan en mayor grado que los que tienen constantes de ionización menores. Si se conoce la constante de ionización de un ácido débil, pueden calcularse las concentraciones de todas las especies en solución, (ver anexo de ecuación cuadrática). Los ácidos débiles más comunes son:

Fórmulas HF HNO2 HCN CH3COOH HClO H3PO4 H2CO3 H2SO3

Nombre Ácido Fluorhídrico Ácido Nitroso Ácido Cianhídrico Ácido Acético Ácido Hipocloroso Ácido Fosfórico Ácido Carbónico Ácido Sulfuroso

La Escala de pH La concentración molar de H+(ac) en una disolución acuosa es por lo general muy pequeña. Por lo tanto, por conveniencia expresaremos [H+] en términos de pH, el cual es el logaritmo negativo de base 10 de [H+] pH = −log [H+] Por ejemplo en una solución acuosa neutra a 25 ºC la [H+] = 1,0x10-7 M. El pH respectivo es pH = −log (1,0x10-7) = −(−7,00) = 7,00

36


Observe que el pH se informa con dos cifras significativas. ¿Qué le ocurre al pH de una solución conforme hacemos que la solución se vuelva ácida?. Una solución ácida es aquella en la que [H+] >1,0 x10-7 M. Debido al signo negativo de la definición de pH, el pH disminuye conforme [H+] aumenta. Por ejemplo, el pH de una solución ácida, en la que [H+] = 1,0x10-3M es pH = −log (1,0x10-3) = −(−3,00) = 3,00 A 25 ºC el pH de una solución ácida es menor que 7,00. Relaciones entre [H+], [OH-] y pH a 25 ºC Tipo de solución [H+] M [OH-] M Ácida > 1,0 x10-7 < 1,0 x10-7 Neutra = 1,0 x10-7 = 1,0 x10-7 Básica < 1,0 x10-7 > 1,0 x10-7

Valor de pH < 7,00 = 7,00 > 7,00

Medición de pH El pH de una solución puede determinarse mediante tres formas experimentales diferentes: 1. Uso del pH metro 2. Uso de papel pH universal 3. Uso de indicadores ácido-base. El pH de una solución puede medirse con rapidez y exactitud por medio de un instrumento llamado medidor de pH o pH-meter. En términos sencillos un medidor de pH se compone de un par de electrodos conectados a un detector capaz de medir voltajes pequeños, del orden de los milivoltios. Cuando los electrodos se colocan en una solución se genera un voltaje, el que varía con el pH. El medidor lee este voltaje y lo transforma a pH. Para esto se requiere de una calibración previa. Los indicadores ácido-base, aunque menos precisos, son ampliamente usados para conocer rangos de pH de una solución. Los indicadores ácido-base son compuestos orgánicos (ácidos débiles) que pueden existir en forma ácida o básica. Las dos formas tienen colores intensos distintos. Así el indicador adquiere un cierto color en un medio ácido y cambia a uno diferente si se pone en un medio básico. Si se conoce el pH en el cual el indicador cambia de una forma a otra, se puede determinar un rango de pH relativamente exacto. En la tabla anexa aparecen algunos de los indicadores más comunes. Por ejemplo el anaranjado de metilo tiene un rango de pH de 3,1 a 4,4. Bajo 3,1 el indicador se encuentra en su forma ácida, de color rojo. En el intervalo 3,1 a 4,4 se convierte gradualmente a la forma básica, de color amarillo. Sobre 4,4 la conversión es completa y la solución es amarilla.

37


OBJETIVOS En este laboratorio investigaremos la disociación del ácido clorhídrico HCl, ácido nítrico HNO3, ácido acético CH3COOH y ácido salicílico C7H6O3. Estudiaremos las propiedades del H+ producido por la disociación de estos ácidos.

PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1: Uso de Indicadores A partir de una solución de HCl 1,0 M prepare, por dilución, 50 mL de HCl 0,1 M (10-1 M). Calcule el volumen que se debe tomar de la solución más concentrada (1M). Este volumen extráigalo con una pipeta total y deposítelo en su matraz de aforo de 50 mL. Complete el volumen con agua destilada, tape y agite fuertemente. No olvide etiquetar el matraz. A partir de la solución de HCl 0,1 M recién preparada, prepare por dilución, 50 mL de HCl 0,01 M (10-2 M). Calcule el volumen que se debe tomar de la solución más concentrada (10-1 M). Complete el volumen de su matraz de aforo con agua destilada, tape y agite fuertemente. No olvide etiquetar el matraz. Las demás soluciones: 10-3 M, 10-4 M 10-5 M, se preparan de la misma forma, esto es diluyendo la solución preparada previamente. Para el HNO3 se procede de igual manera. Finalmente usted tendrá seis soluciones de cada ácido, incluyendo la 1,0 M inicial. En una gradilla tome 12 tubos de ensayo y etiquételos por duplicado. Es decir, dos tubos de ensayo deberán decir HCl 1,0 M; el siguiente par de tubos deberá decir HCl 10-1 M y así sucesivamente. Tome una batería de tubos de concentraciones 1,0 M hasta 10-5 M y agregue 5,0 mL de la solución indicada en la etiqueta y una o dos gotas de indicador rojo congo. Con los otros seis tubos se hace lo mismo agregando en este caso una o dos gotas de anaranjado de metilo. Soluciones de HCl (5,0 mL) con gotas del indicador respectivo. Los números indican la M. 1

10-1

10-2

10-3 10-4 10-5

1

Rojo Congo

10-1

10-2 10-3

10-4

Anaranjado de metilo

38

10-5


Este procedimiento se repite para el ácido nítrico, HNO3. Anote en su cuaderno el color de cada solución usando la siguiente tabla. La cuarta columna se completa con el valor de pH que usted obtendrá al medir cada solución contenida en cada tubo con papel pH. Concentración de HCl (M) 1,0

Rojo Congo

Anaranjado de Metilo

pH medido

1010101010-

Concentración de HNO3 (M) 1,0

Rojo Congo

Anaranjado de Metilo

pH medido

1010101010Guarde las gradillas con los tubos de ensayo para los siguientes experimentos. Note que si los colores se desvanecen, puede agregar otras gotas de indicador. En su informe deberá discutir si existe diferencia apreciable entre los colores formados al mezclar rojo congo con HCl y rojo congo con HNO3, y+ lo -mismo- con el otro indicador. En otras palabras ¿qué iones dan el color a la solución: H , Cl , NO3 . Experimento 2: Muestra Problema Su profesor le asignará una muestra problema (una solución de HCl o de HNO3). Tome dos tubos de ensayo y en cada uno ponga 5,0 mL de la muestra problema. A un tubo agregue gotas de rojo congo y al otro, anaranjado de metilo. Por comparación con sus baterías encuentre la concentración molar de su muestra problema. Incluya este resultado en su informe.

39


Experimento 3: Disociación de un ácido débil Tome dos tubos de ensayo limpios y secos y en cada uno ponga 5,0 mL de ácido salicílico 0,02 M. Agregue a cada tubo una o dos gotas de cada indicador. Compare los + tubos con sus baterías. Por comparación estime la concentración de H en la solución. En su informe responda las siguientes preguntas (sección resultados) ¿Qué tipo de electrolito es el ácido salicílico? ¿Cómo es la disociación de este ácido? ¿Cuáles son las especies presentes en solución? Una vez que la disociación alcance su equilibrio: ¿Cuál es la concentración del salicilato? ¿Cuál es la concentración del ácido salicílico? ¿Qué % de disociación tiene el ácido salicílico? Busque la fórmula y el valor de K a para el ácido salicílico, realice los siguientes cálculos y anote sus resultados en la siguiente tabla: recuerde que son concentraciones de equilibrio, no son concentraciones iniciales.

Especies

Fórmula

Concentración molar en el equilibrio

Ácido salicílico Salicilato Protón % disociación Experimento 4: Reacción entre H+ y el anión de un ácido débil Ponga 5,0 mL de HCl 1,0 M (o de HNO3 1,0 M) en un tubo de ensayo y agregue gotas del indicador rojo congo. Luego agregue 1,0 mL de acetato de sodio 1,0 M y mezcle bien. Anote el color de su solución. Compárelo con su batería de colores. Anote sus observaciones. Continué agregando porciones de 1,0 mL de la solución de acetato de sodio hasta agregar 5,0 mL. Anote los cambios de color que van ocurriendo por cada mL agregado. Recuerde que el acetato de sodio es un electrolito fuerte (como todas las sales), y por lo tanto esta 100% disociado en solución acuosa. Discuta lo observado en base a la reacción química que esta ocurriendo. Se recomienda plantear los equilibrios y ecuaciones de disociación existentes.

40


Experimento 5: Reacción entre un ácido débil y una base fuerte. En un crisol de porcelana mezcle 5,0 mL de hidróxido de sodio NaOH 6,0 M con 5,0 mL de ácido acético 6,0 M. Toque el fondo del crisol, ¿puede detectar algún cambio de temperatura?, ¿esta reacción es endotérmica o exotérmica? Determine el pH de la solución final con papel pH, analice los resultados. ¿Cree usted que ocurrió una reacción de neutralización? ¿Qué especies principales están presentes en solución? Escriba la ecuación. Discuta sus resultados.

41


Universidad Nacional Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas LABORATORIO Nº 6 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS INTRODUCCIÓN Las enzimas que catalizan la mayoría de los procesos bioquímicos son generalmente activas sólo dentro de un rango pequeño de pH. Es esencial pues, que los organismos vivos tengan algún sistema para controlar el pH de las mezclas acuosas en las cuales actúan las enzimas. Estos “controles de pH” deberán evitar fluctuaciones grandes de la acidez del medio ambiente cuando se presentan especies químicas conocidas como ácidos y bases. Por ejemplo, la sangre se mantiene a un pH aproximado de 7,4; rara vez este valor varía en más de 0,1 unidades de pH, una variación de 0,4 unidades o más podría causar la muerte. La composición de los sistemas de control de pH a nivel celular, son generalmente complejos, pero los principios básicos de su funcionamiento son relativamente simples. Las soluciones que resisten cambios de pH son llamadas soluciones amortiguadoras, tampones o simplemente buffer. Los amortiguadores resisten los cambios de pH porque contienen al mismo tiempo una especie ácida que neutraliza los iones OH- y una especie básica que neutraliza los iones H+. Esto se logra mezclando un ácido débil, o una base débil, con una sal del ácido o la base, lo cual proporciona un par conjugado ácido-base débil como por ejemplo CH3COOH/CH3COO- o NH4+/NH3.

Disoluciones Amortiguadoras. Para entender como funciona un amortiguador consideremos una mezcla de un ácido débil HX y una de sus sales MX, donde M+ podría ser Na+, K +. Al disolverse el ácido se establece el siguiente equilibrio HX → H+ + XLa constante de equilibrio correspondiente es K =

[H + ][X − ] [HX]

Despejando la concentración de H+ se obtiene

[H + ] =

42

K a

[HX ]

[X − ]


De aquí se ve claramente que [H+] y por lo tanto el pH, dependen de la constante de equilibrio K a y de la razón entre las concentraciones del par conjugado ácido-base, [HX]/[X-]. Para calcular el pH tomemos el logaritmo negativo a ambos lados de la ecuación

[HX] ⎛ [HX ] ⎞ − log[H + ] = − log⎜ K a − ⎟ = − log K a − log − [X ] ⎝ [X ] ⎠ puesto que –log [H+] = pH, y –log K a = pK a, pH = pK a − log

[HX ]

[X − ]

En general pH = pK a + log

X- ] pK a + log [HX]

=

[ base] [ácido]

donde [ácido] y [base] son las concentraciones de equilibrio del par conjugado ácido-base. Nótese que cuando [ácido] = [base], el pH es igual a pK a. Esta relación se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbach. Capacidad amortiguadora y pH La capacidad amortiguadora es la cantidad de ácido o base que el amortiguador puede neutralizar antes que el pH comience a cambiar de manera apreciable. Esta capacidad depende de las cantidades de ácido y base presentes en el amortiguador. Por ejemplo, de la ecuación anterior se ve que la [H+] es la misma si usamos una mezcla CH3COOH/CH3COO- 1 M, o 0.1 M en cada componente. Obviamente, la primera mezcla tendrá una capacidad amortiguadora mayor que la segunda ya que la concentración del par ácido-base es mayor.

OBJETIVOS 1. 2. 3.

Preparar una solución amortiguadora mezclando un ácido débil y su base conjugada en diferentes proporciones. Medir el pH de la solución amortiguadora. Determinar la capacidad amortiguadora de una estas disoluciones.

43


PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1: Preparación de soluciones amortiguadoras. Prepare 250 mL de una solución 0,1 M de acetato de sodio y 250 mL de ácido acético 0,1 M. Mezcle los volúmenes indicados en la siguiente tabla y mida el pH de cada mezcla. Complete la siguiente tabla con los datos que allí se piden. Solución Nº 1 2 3 4 5

Volumen de Volumen de CH3COONa CH3COOH 0,1 M 0,1 M 90 mL 0 mL 75 mL 15 mL 45 mL 45 mL 15 mL 75 mL 0 mL 90 mL

pH

Concentración de Concentración CH3COONa de CH3COOH en la mezcla en la mezcla

Experimento 2: Medición de la capacidad amortiguadora Separe la solución 3 en dos porciones de 45 mL cada una. Vierta 45 mL de la solución en el vaso que se le indique. Monte el sistema para medir el pH con el peachímetro implementado con un agitador. Mida y anote el pH de la solución. Agregue HCl 0,5 M desde una bureta en alícuotas de 0,5 mL. Mida y anote el pH de cada solución. Agregue hasta 10 mL de HCl ó hasta que note un cambio brusco en el pH. Grafique pH versus volumen de HCl agregado. Repita este experimento sustituyendo la solución de HCl por NaOH 0,5 M. Escriba los equilibrios involucrados y las ecuaciones que permiten calcular el pH. Compare sus resultados con los valores esperados. Interprete el gráfico obtenido.

44


Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas LABORATORIO Nº 7 (RECUPERATIVO) TITULACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE INTRODUCCIÓN ¿Cómo podemos determinar la concentración de una solución? Una forma común es utilizar una segunda solución de concentración conocida, llamada solución estándar. Esta solución estándar se somete a una reacción química de estequiometría conocida al mezclarse con la solución de concentración desconocida. Este procedimiento se llama titulación. Por ejemplo, suponga que tiene una solución de HCl de concentración desconocida y una solución de NaOH que se sabe que su concentración es 0,1 M. Para determinar la concentración de la solución de HCl tomamos un volumen medido de ella (pipeta aforada) y agregamos lentamente (desde la bureta) la solución estándar de NaOH hasta que la reacción de neutralización entre HCl y NaOH sea total (esto lo podemos visualizar con un indicador ácido-base). El punto en que se reúnen cantidades estequiométricas equivalentes se denomina punto de equivalencia de la titulación. Como ya se dijo arriba, para poder titular una solución desconocida con una solución estándar, debe haber una forma de determinar cuándo se ha llegado al punto de equivalencia de la titulación, para ello se hace uso de un indicador ácido-base. Por ejemplo, la fenolftaleina, es incolora en una solución ácida pero rosada en una solución básica. Si agregamos fenolftaleina a una solución ácida de concentración desconocida, la solución será incolora. Luego podemos agregar desde una bureta, una solución básica, previamente estandarizada, hasta que la solución apenas pase de incolora a rosada. Este cambio de color indica que el ácido se ha neutralizado y que la gota de base que hizo que la solución adquiera el color levemente rosado, no encontró ácido con el cual reaccionar. Por tanto, la solución se vuelve básica y el indicador vira de incoloro a rosado. El cambio de color marca el punto final, que por lo regular coincide con mucha exactitud con el punto de equivalencia. Otra manera de seguir el avance de la reacción es con un medidor de pH (pH-meter). Un gráfico de pH en función del volumen de titulante adicionado se conoce como curva de titulación. En esta curva se aprecia claramente un salto en el valor de pH a un cierto volumen de base agregada. Este salto corresponde al punto de equivalencia. H2SO4

45


14 12 10 8 H p

6 4 2 0 0

5

10

15

20

25

V(NaOH, mL)

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

PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1: Preparación de la solución de NaOH Prepare 250 mL de solución de NaOH aproximadamente 0,1 M. Previamente realice sus cálculos para saber que cantidad (gramos) de soluto (NaOH) debe pesar. En un vaso de precipitado de 50 mL disuelva el NaOH sólido con un poco de agua destilada, una vez disuelto transfiéralo cuidadosamente a un matraz de aforo de 250 mL. Enjuague el vaso con agua destilada y agregue esta agua al matraz. Finalmente afore el matraz con agua destilada. Tape, agite fuertemente y etiquete su matraz.

Experimento 2: Estandarización de la solución de NaOH Para la estandarización de la solución de NaOH se usa un patrón primario conocido como hidrógenoftalato de potasio: KC8H5O4 (se abrevia KHP, pero tenga presente que no esta abreviación no es su fórmula química) Pese 0,3063 g de KC8H5O4 con una aproximación de 0,0001 (balanza analítica). Ponga la sal en un matraz erlenmeyer y disuélvala en 5,0 mL de agua destilada (volumen aproximado) Agregue 1 o 2 gotas del indicador ácido – base fenolftaleina. Llene la bureta (previamente ambientada) con el NaOH preparado. Ajuste el volumen inicial en el valor cero (0). Coloque un papel blanco debajo del matraz. Agregue NaOH lentamente mientras agita levemente el matraz. Cuando usted se aproxime al punto final podrá observar que aparece un color rosado pálido, en torno al punto en que cae la gota de NaOH dentro del matraz. Cuando suceda esto agregue agua destilada (con su pisceta) al matraz y así lavar las paredes de éste. Ahora agregue gota a gota el NaOH hasta que el

46


color rosado persista en toda la solución por al menos 1 minuto. En el punto final, la solución completa toma el color rosado pálido. Tenga presente que al agregar más base de la necesaria, se comete un error experimental ya que el punto final ya ocurrió. Usted podrá visualizarlo porque la intensidad del color rosado aumenta. Registre la lectura final de la bureta con NaOH. Repita el procedimiento haciendo una nueva valoración. Realice sus cálculos y obtenga la concentración molar real de la solución de NaOH, infórmela con tres decimales. Anótela en su cuaderno. Si en las dos valoraciones anteriores obtiene valores de concentración semejantes, no es necesario realizar una tercera valoración.

Experimento 3: Titulación pH – métrica de una solución de ácido clorhídrico Una vez que estandarice su solución de NaOH realice la curva de titulación para el HCl. Para ello prepare el equipo de titulación tal como se lo indiquen sus profesores. Verifique que el medidor de pH esté bien calibrado usando los tampones que sus profesores le facilitarán. Con una pipeta total de 20,0 mL tome una alícuota de solución de HCl de concentración desconocida que se le proporcionará y póngala en un matraz erlenmeyer limpio y seco. Proceda a la titulación agregando pequeños volúmenes de NaOH (gotas) desde la bureta, con el fin de producir variaciones de 0,5 a 0,9 unidades de pH aproximadamente. Haga una tabla de pH y volumen de base agregada. Agregue base hasta que el valor del pH sea constante. Luego grafique en papel milimetrado pH (eje y) versus volumen agregado de NaOH (eje x). En la preparación de su informe de Laboratorio incluya la respuesta a las siguientes preguntas: 1. ¿Qué es un patrón primario? 2. ¿Cuál es la reacción química que ocurre en la reacción de estandarización del NaOH con el KHP? 3. ¿Por qué la solución de NaOH preparada es “aproximadamente” 0,1 M? 4. A partir del gráfico calcule el volumen de NaOH en el punto de equivalencia. 5. Determine la concentración molar del HCl, desde el gráfico y a través de cálculos.

47


ANEXO I TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES 1 Toda medida está sujeta a errores. Para que un resultado sea considerado válido deberá incluir una estimación de los errores inherentes a su determinación. Las fuentes de estos errores pueden ser de carácter instrumental pero también incluyen factores humanos. Los errores en una medida directa o experimental se extenderán a los cálculos que involucran dichas cantidades a través de las fórmulas o ecuaciones matemáticas donde aparecen. Por ejemplo si quisiéramos determinar la densidad de un líquido determinando su masa y su volumen, usaríamos la fórmula: ρ

=

m V

Puesto que la masa m y el volumen V son cantidades experimentales que incluyen errores propios Δm y ΔV , respectivamente, es de esperar que dicha incertidumbre necesariamente se propague al valor calculado de la densidad, Δ ρ = f (Δm, ΔV ) . Los errores suelen ser clasificados en distintas categorías: Los errores accidentales o crasos ocurren de manera ocasional llevando a resultados claramente atípicos. Ejemplos son: tratamiento inadecuado, contaminación de la muestra analizada, errores de operatividad. También tenemos errores sistemáticos o determinados, que pueden encontrarse y posiblemente evitarse o corregirse. Estos afectan los resultados siempre en el mismo sentido. Por ejemplo: impurezas en los reactivos, errores instrumentales (mal calibrado de balanzas, pH-metros), errores de operación, errores de método (co precipitación de impurezas, ligera solubilidad de precipitados, pobre recuperación). Son justamente los errores sistemáticos los que afectan principalmente a la exactitud del método de medida. Finalmente, se tienen errores aleatorios o indeterminados, que ocurren al azar y cuya magnitud y signo no pueden predecirse ni calcularse. Se infieren a partir de pequeñas diferencias en mediciones sucesivas efectuadas bajo las mismas circunstancias. Estos errores constituyen la principal fuente de incertidumbre en una determinación. Se atribuyen a: cambios en las condiciones ambientales tales como temperatura, presión o humedad; fluctuaciones en el suministro eléctrico; corrientes de aire cuando se usa una balanza de precisión. Estos errores afectan principalmente a la precisión de la determinación experimental. La precisión cuantifica el grado con que una serie repetida de medidas coinciden o se parecen entre sí . Cuanto menores sean los errores aleatorios mayor precisión tendrá el proceso de medición. La precisión solo afecta la dispersión de los resultados, no a su desviación del valor aceptado como verdadero. 1

Para una presentación detalla se recomienda al estudiante ver por ejemplo: Capítulos 5 y 6 de Fundamentos de Química Analítica. Octava Edición. D. A. Skoog, D. M. West, F. J. Holler y S. R. Crouch. International Thomson Editores S.A. México 2005.

48


Por otra parte, la exactitud cuantifica el grado en que una cierta medida se aproxima al valor correcto o aceptado como verdadero. Es claro que una medida precisa no necesariamente es exacta. Por ejemplo podríamos realizar varios “ensayos” diferentes del mismo experimento y obtener resultados muy similares. En este caso la medición experimental resultaría precisa. Pero podría suceder que el instrumento de medida estuviese descalibrado o defectuoso lo que llevaría a un valor bajo de exactitud (Figura 1) Alta precisión Baja exactitud

Baja precisión Alta exactitud

Alta precisión Alta exactitud

Baja precisión Baja exactitud

Figura 1. El término repetibilidad se refiere al grado de concordancia entre resultados independientes obtenidos con un mismo método, una misma muestra, y las mismas condiciones (e.g., mismo operador, equipos, laboratorio y en un corto intervalo de tiempo), mientras que con el término reproducibilidad se indica el grado de concordancia entre resultados independientes obtenidos con el mismo método, la misma muestra, pero diferentes condiciones (distinto operador, aparatos, laboratorios, e intervalo de tiempo diferente). El tratamiento estadístico para estimar los errores aleatorios asume en primera aproximación que éstos siguen una distribución gaussiana o normal.

Cuantificación de los errores Para poder expresar la exactitud de una medida, se supone siempre que existe un valor verdadero (o de referencia) para establecer la comparación. Se puede calcular entonces el error absoluto ( E ) y/o error relativo ( E r ). El error absoluto es la diferencia entre el valor medido vi y el valor verdadero vr , E = vi − vr , y se expresa en las mismas unidades que la medición. 1 N Cuando el valor medido es un promedio de N mediciones repetidas, v = ∑ i =1 vi , el error N

absoluto se llama error medio, E .

49


El error relativo es el error absoluto o medio expresado como % del valor verdadero: vi − vr v − vr E r = ×100 o ×100 E r = vr

vr

Por otra parte, la precisión puede expresarse en términos de desviaciones. En este contexto, la desviación promedio por ejemplo corresponde a la suma de las desviaciones de las 1 N medidas individuales respecto del valor promedio d = ∑ i =1 ( vi − v ) . N

Para una muestra pequeña de datos (que forman parte de una población o universo general de ellos), la desviación estándar ( s ) expresa la dispersión de un resultado en torno a la media de dicha muestra: s =

∑ ( v − v) N

i =1

( N − 1) .

i

Al cuadrado de la desviación estándar se le llama varianza ( s 2 ) de la muestra, y constituye una aproximación a la varianza de la población. El término ( N − 1) corresponde al número de grados de libertad (valores asignados arbitrariamente) que N medidas de un sola cantidad puede tener. La desviación estándar relativa (DER) corresponde a la forma más apropiada de expresar la precisión en términos comparativos. Constituye un ejemplo de error relativo, es decir, una estimación del error dividido por una estimación del valor absoluto de la cantidad medida: DER = s / v . A la desviación estándar relativa se le llama Coeficiente de Variación (CV), CV = DERx100% y proporciona una imagen más clara de la calidad de los datos que la desviación estándar absoluta. Ejemplo: Se repitió cinco veces la determinación de la densidad de una sustancia: 0,82 g/mL

0,83 g/mL

0,85 g/mL

0,81 g/mL

0,84 g/mL

5

El valor promedio viene dado por

x

=

∑ x

i

i =1

5

=

4,15 g/mL = 0,83 5

Con esto, la desviación estándar es: (0,82 − 0,83)2 + (0,83 − 0,83)2 + (0,85 − 0,83)2 + (0,81− 0,83)2 + (0,84− 0,83)2 σ = = 0,02 4 El valor experimental informado debería ser x ± σ = 0,83 ± 0, 02 g/mL. Los resultados experimentales han de ir acompañados de una estimación de los errores ocurridos durante la medida, escribiendo por ejemplo para la determinación de la cantidad

50


después de varias medidas repetidas de su magnitud que x = v ± s , donde v es su valor promedio y s la desviación estándar, un indicativo de la precisión. x ,

Estimación de la desviación estándar de medidas indirectas (resultados calculados) La Tabla A1 resume la forma de calcula la desviación estándar de operaciones algebraicas comunes con cantidades procedentes de medidas experimentales. Hay ocasiones en que no se pueden repetir mediciones conducentes a un resultado más de una vez, como ocurre frecuentemente en el laboratorio. En tales casos, sólo se puede informar el error experimental debido a los instrumentos usados (error sistemático), que se denomina error máximo. Dicho error máximo constituye una aproximación al valor de desviación estándar ( s ) antes discutido. Como error máximo de un instrumento se puede considerar a la mitad de la división más pequeña de la escala usada. Así por ejemplo, una balanza graduada en miligramos (sensibilidad 1 mg) tiene un error de ± 0,0005 g y una bureta graduada en 0,1 mL tiene un error de ± 0,05 mL. Por lo general el valor de una medida se da estimando el valor leído más probable x y su error Δ x . Escribir x ± Δx significa que cabe esperar que el valor exacto de la cantidad este entre x − Δx y x + Δx , con x como el valor más probable. La operación algebraica con cantidades con errores máximos sigue también las reglas de la Tabla A1. Cifras significativas y redondeo

Los resultados obtenidos directamente de una medición siempre están sujetos a incertidumbre. La escala de medición tiene un límite que viene determinado por la sensibilidad del instrumento empleado. Las cifras significativas del resultado de una medición son las cifras exactamente conocidas más la cifra incierta (la última). Por ejemplo, si el resultado de cierta medición de masa fuera 8,03± 0,01 g, la incertidumbre absoluta sería de ± 1 en las centésimas. El valor real de la masa debería estar entre 8,02 y 8,04 g. Los criterios habituales para escribir las cifras significativas son los siguientes:

• Todos los dígitos que no sean ceros son significativos. Por ejemplo la expresión de longitud “457 cm” tiene tres cifras significativas y la expresión de masa “0,25 g” tiene dos cifras significativas. • Los ceros entre dígitos diferentes de cero son significativos. Por ejemplo la cantidad “20003 Mg” tiene cinco cifras significativas, y la cantidad “1,003 km” tiene cuatro cifras significativas. • Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero en un número, no son cifras significativas, solamente indican la posición del punto decimal. Por ejemplo “0,00005 g” tiene una cifra significativa y “0,00011 cm” tiene dos cifras significativas. • Los ceros que están al final de un número o a la derecha del punto decimal, son significativos. Por ejemplo en la cantidad “0,001000 g” se tienen cuatro cifras significativas.

51


Las operaciones matemáticas con números que provienen de mediciones deben reportarse con un número correcto de cifras significativas, como se especifica a continuación: • El número de cifras decimales en el resultado de operaciones de adición y/o sustracción, está determinado por el sumando que tenga menor número de ellas. Por ejemplo, el resultado de la operación: 0,011 m + 325,1 m – 22,34 m = 302,771 m, debe reportarse como 302,8 m ya que el sumando 325,1 m tiene un solo decimal. Así, en la adición y la sustracción, el número de cifras significativas a la derecha del punto decimal en la operación final está determinado por el número más pequeño de cifras significativas a la derecha del punto decimal en cualquiera de los números originales. Por ejemplo: 79,442 + 3,5 = 82,942 ~ 82,9; 2,097- 0,12 = 1,977~1.98. • El número de cifras significativas en el resultado de un producto y/o cuociente es igual al número de cifras significativas en el factor con menos cifras significativas. Por ejemplo, el resultado de la operación: (0,322 atm) (514,3 L) = 5,7374 moles (0, 082 atm L mol−1 K −1 )(352 K) debe reportarse como 5,7 moles ya que el menor número de cifras significativas en los factores es dos (0,082). Note que es necesario redondear el resultado de operaciones matemáticas con números que provienen de mediciones para expresar dicho resultado correctamente. Es aconsejable redondear sólo el resultado final al número apropiado de cifras significativas y no durante operaciones intermedias. Las reglas básicas para efectuar tal redondeo son:

• Si la cifra siguiente a la que se ha de redondear es menor que 5, la cifra a redondear no se cambia. Por ejemplo, al redondear a 4 cifras el número 0,165234 se escribirá como 0,1652. • Si la cifra siguiente a la cifra a redondear es mayor que 5, ésta se aumenta en una unidad. Así, el número 0,446756 redondeado a 3 cifras significativas queda como 0,447. • Si la cifra siguiente a la que se ha de redondear es exactamente 5, ésta se aumenta en una unidad si es impar, o se deja como tal si es par. Por ejemplo, al redondear a dos cifras significativas los números 1,1500; 1,2500 el resultado es 1,2 en ambos casos.

52


Tabla A1. Resumen de fórmulas para el cálculo de la propagación de la incertidumbre en operaciones algebraicas simples Operación Ejemplo

Suma y Resta

Suma:

( x ± Δx ) + ( y ± Δy ) = (x + y) ± (Δx + Δy)

Resta:

( x ± Δx ) − ( y ± Δy ) = (x − y) ± (Δx + Δy)

Multiplicación Multiplicaciones y divisiones

División:

: ( x ± Δx )∗ ( y ± Δy )

= x*y ± x*y *( Δx + Δy ) |x| |y|

( x ± Δx ) = x ± x * Δx + Δy y y |x| |y| ( y ± Δy )

Ejercicios Adicionales (Incluir en el laboratorio No. 1) Escriba el resultado de las siguientes operaciones. Indique el número de cifras significativas correctas en su resultado (a) ( 0,335 ± 0.005) ( 0,534 ± 0.002) ; (b) ( 0,53412 ± 0.00001) ; (c)

( 0,333 ± 0.001) + ⎡⎣( 0,111 ± 0.003 ) (0.7534 ± 0.0005 )⎤⎦ (0, 7777 ± 0.0002 )

53


ANEXO II ELABORACIÓN DE GRÁFICOS Y ANÁLISIS DE REGRESIÓN

Una gráfica ayuda a encontrar la relación f existente entre las diferentes variables en un cierto experimento. Uno puede escribir y = f ( x) o “ y es una función de x”, cuando los valores de y dependen de los de x en la forma dada por f . La determinación de la forma de f puede lograrse en un mapa bidimensional donde los valores de la variable dependiente y aparezcan en el eje vertical (ordenada) y las de la variable independiente x en el eje horizontal (abscisa) en un sistema cartesiano. Los puntos entonces pueden ajustarse a un tipo particular de función f . Toda gráfica tiene asociada una Tabla de datos (organizados en filas o columnas), con un título explicativo que indique claramente el significado de los datos y el cómo se determinaron. La elección de escalas para los dos ejes de coordenadas es un aspecto central en la elaboración de un gráfico. Cada eje DEBE estar plenamente identificado, tanto las magnitudes como las unidades que representan. Tome nota de las siguientes sugerencias para la elaboración de sus gráficos en este Laboratorio:

• El título debe ser breve pero suficientemente explicativo y claro. • Las escalas de los ejes deben facilitar la representación y la lectura de los datos. Elija subdivisiones fácilmente manejables. Por ejemplo valores basados en incrementos de 1, 2, 5, 10, etc. unidades son fáciles de seguir. Escalas basadas en divisiones de 3, 7, 6, 9, etc. son difíciles de usar para localizar y leer los valores en un gráfico. Procure que el gráfico llene la mayor parte del espacio disponible. • No es necesario que las escalas sean las mismas en ambos ejes, pero si que los tamaños de los ejes sean similares. Tampoco es obligatorio que las escalas comiencen en cero • Represente todos los datos observados, usando símbolos claros de identificar, como círculos, triángulos, etc. • Si desea unir el mayor número posible de puntos con una curva suave, trate de que los que queden por fuera de la curva queden igualmente repartidos por encima y por debajo. • El uso de herramientas de software (por ejemplo Excel, Origin, etc) basadas en hojas de cálculo facilitan las anteriores tareas, posibilitando el ajuste de los datos a rectas o curvas, e incorporando el correspondiente análisis estadístico para la correlación.

54


ANEXO III ECUACIONES CUADRÁTICAS Una ecuación algebraica de la forma ax 2 + bx + c = 0 se conoce como una ecuación cuadrática. Las dos soluciones de una ecuación de este tipo están dadas por: x1

=

−b +

b 2 − 4 ac

x2

2a

=

−b −

b 2 − 4 ac

2a

Por ejemplo, la ecuación 2 x 2 + 4 x − 1 = 0 implica que a = 2, podemos escribir que:

b = 4,

c = −1 .

Por lo tanto

−4 ± 42 − 4(2)(− 1) −4 ± 16 + 8 −4 ± 24 − 4 ± 4,899 = = = x = 2(2) 4 4 4 y las dos soluciones serán : x1 =

0,899 = 0,225 4

y x2 =

−8,899 = −2,225 4

En los problemas de química que llevan a ecuaciones cuadráticas, la solución esta restringida por la naturaleza misma del problema. Por ejemplo, el valor de la solución debe estar en cierto rango, o debe ser mayor que cierto valor o no puede ser negativo. Así por lo general sólo una de las soluciones tendrá sentido físico para la resolución.

Ejemplo 1. Para calcular el pH de un ácido débil, en forma exacta, se requiere resolver una ecuación cuadrática. Por ejemplo, si queremos calcular el pH de una solución de ácido acético 0,3 M, es necesario plantear el siguiente equilibrio: HC2 H 3O2 ( ac) 

Inicial Cambio E uilibrio

0,30 M -x M 0 30-x M

H

+

(ac)

+

0 +x M +x M

de donde: [ H + ][C2 H 3O2 − ] ( x)( x) K a = = = 1,8 ×10−5 [ HC2 H 3O2 ] 0,30 − x

55

−

C2 H 3O2 (ac)

0 +x M +x M

[ H + ][C2 H 3O2 − ] = 1,8 ×1 K a = [ HC2 H 3O2 ]


que conduce entonces a la ecuación: x

2

+ 1,8 ×10−5 x − 5, 4 × 10−6 = 0

cuyas soluciones son: x1

= 2,3 ×10−3 y

x2

= −2,3 ×10−3

Como x representa la concentración de H+, es claro que la solución negativa carece de + −3 sentido físico. Por lo tanto, la solución real es x = [ H ] = x1 = 2,3 × 10 , y entonces el valor del pH será: pH

= − log[ H + ] = 2,64 .

56


Unidades SI básicas Cantidad fundamental

Nombre de la unidad

Símbolo

Longitud Masa

metro kilogramo

m kg

Tiempo

segundo

s

Corriente eléctrica Temperatura Cantidad de sustancia

ampere kelvin mol

A K mol

Intensidad luminosa

candela

cd

Prefijos comunes utilizados con unidades SI Prefijo

Símbolo

Significado

TeraGiga-

T G

1012 109

Mega-

M

106

KiloDeciCentiMilliMicro NanoPico-

k d c m m n p

103 10-1 10-2 10-3 10-6 10-9 10-12

57

Manual Laboratorio QUI101 2012-1

Recommend Documents