MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA

Transcripción

Manual de Laboratorio
MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA
INSTRUCCIONES GENERALES
OBJETIVOS
1.
2.
3.
4.
5.
Proveer la evidencia experimental de la Química, para que el Estudiante
sea capaz de comprender mejor las Leyes, Teorías y hechos que son la
base de la Ciencia Química.
Capacitar al alumno, en las principales Técnicas de Laboratorio.
Fomentar el espíritu de trabajo, individualmente y en grupo, la
observación y la responsabilidad; y así pueden iniciarse en el Campo de
la investigación.
Habituarlo a los trabajos sistemáticos que implican cuidado, orden y
rapidez.
Desarrollar la Capacidad del alumno para que resuelva por si sólo
problemas de laboratorio.
ACTIVIDADES
Para aprender y comprender la Química, es necesario hacer Experimentos.
Para el Estudiante, el Laboratorio es el paso ineludible y de gran importancia
para lograr una sólida formación y por ello, debe asegurarse de que comprende
la finalidad de los Experimentos y no reducir o contraer su trabajo a contestar
solamente preguntas; siendo así, para que molestarse asistiendo al Laboratorio,
si existen Libros de Textos y se puede consultar con el Profesor para realizar los
cálculos necesarios. Las experiencias adquiridas en un Laboratorio de Química,
no es sino el comienzo de ésa riqueza de conocimientos que posee esta
Ciencia. De modo que es importante que el estudiante considere que el
LABORATORIO como un lugar donde debe realizar una serie de Observaciones
en los Experimentos proyectados, con la finalidad de ampliar sus conocimientos.
Cuando el Estudiante presente su INFORME, debe hacerlo convencido y
entendiendo que el Experimento se ha realizado siguiendo las instrucciones
dadas y sus respuestas se fundamentan en Observaciones propias.
Finalmente la CONDUCTA CORRECTA del Estudiante en el Laboratorio,
demostrara su seriedad frente al Trabajo Experimental, ratificando al mismo
tiempo su VOCACION por la Carrera Profesional que ha elegido.
INSTRUCCIONES
a)
Cuando ingrese al Laboratorio a realizar sus Experimentos, tenga
presente que es lugar de TRABAJO que demanda mucha atención, orden
y responsabilidad.
Química General
1
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
El alumno deberá revisar cuidadosamente el MATERIAL que reciba,
guardarlo limpio y seco y no guardarlo en ninguna ocasión SUCIO, pues
esto puede influir en el resultado de sus Experimentos.
No debe realizar ninguna experiencia sin comprender bien su finalidad.
Es importante estudiar cada experimento antes de entrar al laboratorio,
estando de esta manera perfectamente enterado de lo que tiene que
hacer y observar cualquier precaución en especial.
Debe preparar con anticipación su CUADERNO DE NOTAS y/o
FORMATOS DE TRABAJO para ahorrarse un valioso tiempo.
NO debe hacerse la suposición de que un determinado experimento
llevado a cabo con sumo cuidado, deberá de proporcionar un resultado
preciso, esto constituye un concepto irreal en el trabajo experimental.
Antes de comenzar toda práctica debe consignar su nombre y la fecha en
su cuaderno de notas y para evitarse confusiones durante la práctica vaya
anotando o contestando las preguntas, las observaciones, ejecutando las
reacciones químicas haciendo sus esquemas, etc.
No debe realizar sus ANOTACIONES DE PAPEL SUELTO, use las hojas
en blanco de su cuaderno de notas de laboratorio.
Solo debe realizar los experimentos PROGRAMADOS. Está prohibido
realizar experimentos por su propia cuenta ya que estos pueden resultar
PELIGROSOS.
Mantenga LIMPIA EL ÁREA DE TRABAJO (mesa, piso y vertedero). Si se
derrama alguna sustancia límpiela con una esponja humedecida con
agua.
Es OBLIGATORIO el uso de un GUARDAPOLVO BLANCO, para evitar
cualquier deterioro del vestido (ropa), por las salpicaduras de ácidos o de
otras sustancias. Además, debe protegerse de la contaminación con
sustancias químicas peligrosas, si es posible usando máscaras.
CONDUCTA EN EL LABORATORIO
El modo de comportarse en el laboratorio es menos formar que en clase. Sin
embargo, es necesario observar ciertas NORMAS DE CONDUCTA tales como:
1.
2.
3.
No sé permiten silbidos, conversaciones ruidosas, cantos, ni juegos entre
compañeros de mesa, etc.
El alumno JAMAS debe molestar a su vecino para adquirir información.
Debe laborar sus propias respuestas basado en sus observaciones, su
libro o; guía de prácticas y consultas al Profesor Jefe de Prácticas.
Nunca debe arrojar cuerpos sólidos en los vertederos. Si se derraman en
cualquier lugar del laboratorio sólidos o líquidos debe limpiarse
inmediatamente.
Antes de abandonar el laboratorio y lugar de trabajo (mesa) asegurarse de:
-
Que su equipo quede recogido.
Que los aparatos prestados o de uso común han sido devueltos.
Si rompe algún material acuda a la almacén para reponer o firma su cargo
respectivo.
Química General
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-
Que la zona de la meza que le corresponde queda limpia.
Que el laboratorio o el vertedero estén libres de residuos.
Que la llave del gas y del agua estén cerradas, y
Que los frascos de reactivo queden ordenados y limpios.
SEGURIDAD
Debido a que muchos experimentos van asociados con elementos que
representan PELIGRO, es necesario presentan atención cuidadosa a las
siguientes precauciones de mayor importancia.
A)
Cortes y Quemaduras
La mayoría de las heridas que se producen en los trabajos de laboratorio,
son los cortes y quemaduras, los que puedan evitarse siguiendo algunas
REGLAS:
-
-
-
B)
Al introducir un tubo de vidrio o de seguridad en un
tapón de jebe, se debe siempre humedecer el tubo y el agujero.
disminuir el efecto de palanca, manteniendo las manos protegidas
con una toalla.
El tubo de vidrio se introduce haciendo girar en una y
otra posición el tampón de jebe.
El borde de todos los tubos
de vidrio deben
redondearse a la llama de un mechero de Bunsen.
Cuando se trata de sacarse un tubo de vidrio de un
tampón de jebe siempre debe humedecerse con agua la parte de
contacto y girar el tapón. Si la adherencia es fuerte es preferible
cortar el tapón del jebe.
No se debe coger un trozo caliente de vidrio con la
mano. NUNCA, se esperar a que se enfríe o en todo caso hacer uso
de una pinza.
No se debe trabajar con vidrio roto o rajado.
Sustancias Químicas
Considere a todas las Sustancias QUIMICAS, como CORROSIVAS Y
VENENOSAS, salvo que se haya probado lo contrario. Para evitar
ACCIDENTES, con ellos es necesarios seguir algunas indicaciones.
-
Jamás debe probarse o respirar vapores toxico, siempre
trabajar en la VITRINA DE VENTILACION O CAMPANA.
Algunos venenos se absorben rápidamente por la piel,
por ello lavar inmediatamente la parte afectada con abundante agua.
Lavarse las manos antes de abandonar el laboratorio ya
que las sustancias tóxicas pueden ser ingeridas por la boca.
Si salpica a los ojos a la piel, un ÁCIDO, lavarnos
inmediatamente con abundante agua y con una solución diluida de
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-
-
BICARBONATO DE SODIO, y luego nuevamente enjuagarlo con
abundante agua.
Si salpica a los ojos o piel una BASE, lavar la parte
afectada con agua y enjuagarlos con ÁCIDO BÓRICO y finalmente
con abundante agua.
Al operar con sustancias INFLAMABLES es necesario
asegurarse siempre antes de abrir el frasco, de que no haya llamas
próximas, y esta precaución debe guardarse todo el tiempo que el
frasco permanezca abierto.
En general comunique inmediatamente al PROFESOR,
cualquier ACCIDENTE, que haya ocurrido, para que se dispongan
las medidas a tomar.
REGISTRO DEL TRABAJO DE LABORATORIO
En todo TRABAJO EXPERIMENTAL se lleva un CUADERNO DE REGISTRO
DE DATOS, en el cual se anotan permanentemente los hechos experimentales y
todos los datos y cálculos del desarrollo de los experimentos.
Todas las anotaciones deben registrarse en concordancia con la HOJA DE
DATOS y deben ser clasificadas y escritas con tinta, especificando siempre
unidades, excepto en el caso de que los números sean dimensionales.
Usar en forma tabular y apropiada para el registro de los datos siempre que se
requiera y cuando sea posible preparar una TABLA DE DATOS antes de ir al
laboratorio. Indicar las operaciones realizadas, mediante cálculos ordenados. No
complicar la sección de cálculos con detalles aritméticos y contestar las
preguntas del cuestionario, como parte del INFORME DE LABORATORIO,
empleando exposiciones concisas.
“NO OLVIDAR QUE UNA RESPUESTA INCORRECTA
ES EL RESULTADO DE UN TRABAJO HONESTO Y ES
INFINITAMENTE MEJOR QUE LE RESULTADO
CORRECTO OBTENIDO DESHONESTAMENTE”.
Química General
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PRACTICA N° 1
“INTRODUCCIÓN AL TRABAJO DE LABORATORIO”
I.
OBJETIVO
La presente práctica es demostrada; pero el alumno también realizara algunas
pruebas con el mechero Bunsen, medirá volúmenes y estudiará errores. El
objetivo cumplir es:
a)
b)
c)
Mostrar e indicar el uso correcto del material a utilizarse en el desarrollo
de las prácticas de laboratorio de Química General.
Descripción y uso del mechero Bunsen.
Medición de volúmenes y determinación de errores.
II.
DESCRIPCIÓN DEL MATERIAL DE LABORATORIO
A continuación se describen algunos de los materiales de mayor uso en los
experimentos de química general. El estudiante prestará mayor atención e
interés a la demostración que le hará el Jefe de Práctica, sobre el uso, limpieza
y mantenimiento de cada uno de los implementos citados, tomando en su
Cuaderno de Laboratorio las anotaciones correspondientes.
1.
BURETAS
Descripción.Son tubos largos, cilíndricos, de material de vidrio, con una llave de descarga,
en uno de sus extremos, o bien lleva un tubo corto de jefe que termina en un
pico de vidrio. El tubo de jebe se cierra con una pinza o con una perla de vidrio.
Las buretas se fabrican de diferentes capacidades, comúnmente de 50 mL,
graduadas al décimo de ml (0.1 mL), (1 ml = 1 cc). En la figura 1, se muestra
una bureta así como la forma de hacer una lectura de bureta.
Usos.Las buretas se emplean para descargar distintas cantidades de líquidos o
soluciones. El mayor uso que se les da es en las llamadas titulaciones
volumétricas.
Química General
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Una vez limpia y vacía la bureta se mantienen en posición vertical mediante un
soporte apropiado.
Después de enjuagar la bureta con el mismo líquido que se va a descargar; se
llena, la bureta hasta un poco más arriba de la graduación y se descarga el
líquido de modo que la parte inferior del menisco coincida con el comienzo de la
graduación y el pico de la bureta debe quedar completamente lleno de solución.
Al efectuar las lecturas con la bureta, el ojo debe estar al nivel del menisco para
evitar errores de paralaje. Para facilitar la lectura de la posición del menisco, se
emplea una tarjeta o papel blanco, cuya mitad inferior es de color negro mate.
Se coloca la tarjeta de modo que la línea de división se halle 1-2 mm debajo del
menisco.
La porción inferior del menisco se presenta oscura y se distingue nítidamente
contra el fondo blanco, el nivel del líquido se puede leer fácilmente, con
exactitud.
Después de usar las buretas, estas se lavan a fondo con aguas destiladas y se
cubren con un tubo de ensayo corto invertido para preservarla del polvo o
también puede colocarse en el soporte con las puntas hacia arriba. Las llaves de
vidrio de las buretas se lubrican con grasas o lubricantes, tales como la vaselina
pura o una mezcla de estas con cera con resina. En el comercio se hallan
excelentes lubricantes, tal como el “silicone”. La lubricación adecuada de la llave
evita que ella se pegue o endurezca.
FIGURA N° 1
2.
VASOS DE PRECIPITADOS
Descripción.-
Química General
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Son vasos de vidrio de diferentes calidades y de varios tamaños y capacidades;
pueden estar graduados o no. Los vasos de precipitados más convenientes para
uso corrientes tienen pico, por que:
a)
Facilita verter líquidos o soluciones. b) permite mantener una varilla de
vidrio en el vaso de precipitados que está cubierto por una luna de reloj, y c)
forma una salida para el desprendimiento de gases.
Usos.Se les emplean diversas operaciones
tales como calentamientos de líquidos
para efectuar reacciones (general-mente
para precipitaciones), para colectar,
líquidos, etc.; para realizar filtraciones y/o
titulaciones. Se elegirá el tamaño del
vaso según el volumen del líquido que
debe manipularse.
Los tamaños más convenientes son los
100 – 1000 cc. O mi. Tienen diferentes
denominaciones: los cilíndricos bajos,
vasos de Griffin.
Figura 2
Para evaporar líquidos de elevado punto de ebullición, como por ejemplo
H2SO4, es preferible un vaso de precipitados bajo y ancho.
3.
MATRAZ DE ERLENMEYER
Descripción.Son recipientes de vidrio, de forma cónica, graduados o no.
Usos.Matraz Erlenmeyer
Química General
Los frascos o vasos cónicos o de
Erlenmeyer,
tiene
numerosas
aplicaciones, por ejemplo en volumetría;
para efectuar titulaciones. Sirven para
calentar líquidos que presentan una
evaporación tumultuosa. El uso más
común es en titulaciones de análisis de
cuantitativos, por la facilitad de agitar la
solución a titular sin peligro de que esta
se derrame. También se usa para realizar
filtraciones y en absorción de gases.
7
Figura 3
4.
TERMÓMETROS
Descripción.Son instrumentos destinados a medir temperaturas con escalas en grados
centígrados o Fahrenheit. El mas empleado es el termómetro de con
graduaciones de 1°C, en el cual se pueden apreciar hasta 0.5 °C.
La graduación de este termómetro va desde -10°C hasta 200°C.
Usos.Son empleados para medir temperaturas en operaciones de destilación, en la
determinación de puntos de fusión; etc. El termómetro con el cual se trabaja en
el Laboratorio es un instrumento de precisión de gran delicadeza por lo que su
manejo requiere de ciertos cuidados. En principio, deberá estar limpio para
introducirlo un líquido o en la solución cuya temperatura se requiere encontrar.
Cuando los líquidos estén en ebullición, el termómetro deberá introducirse sin
que este entre en contacto con las paredes del recipiente y a una profundidad
que sea aproximadamente la mitad de la altura de la solución. Para medir
temperaturas sucesivas de acuerdo a como vayan subiendo estas, se colgara o
suspenderá de una cuerda sujeta a una pinza que esté conectada al soporte, se
deberán guardar las consideraciones anteriores.
Figura 4
5.
DENSÍMETROS
Descripción.Son instrumentos de vidrio en forma de ampolla que tiene un lastre en la parte
inferior para flotar verticalmente en los líquidos cuya densidad se desea medir.
Todos poseen escalas en diferentes unidades: gr/cc, °Be (grados Beaumé), °API
(grados API), etc.
Usos.Son utilizados para medir densidades de líquidos, para lo cual se hacen flotar en
los mismos, colocados en un recipientes tubular apropiado. El enlace del
Química General
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menisco de la superficie libre sobre la escala graduada del densímetro dará la
densidad buscada.
Al hacer uso del densímetro, nunca se debe soltar bruscamente en el líquido,
pues podría suceder que el recipiente tubular no fuera lo suficientemente
profundo para contener al densímetro y al contacto brusco con el fondo causaría
su deterioro o ruptura.
6.
TUBOS DE ENSAYO O DE PRUEBA
Descripción.Son tubos de vidrios cerrados por uno de sus extremos. Hay diferentes
capacidades con borde o sin el. El tamaño del tubo se puede expresar por las
dimensiones de su diámetro o su altura, comúnmente en mm, por ejemplo: 15
mm x 150 mm.
Usos.Los tubos de ensayos son utilizados generalmente para realizar ensayos
químicos de carácter cualitativo con pequeñas cantidades de reactivo, los cuales
al entrar en contacto originan algún cambio de color o aparición de precipitado.
La mezcla de reactivos en un tubo de ensayos no debe hacerse nunca
colocando un dedo, el pulgar u otro en la boca del tubo para luego agitarlo.
Es el material más empleado en los trabajos de laboratorio. Se conocen tubos
para ignición (para calentar a altas temperaturas por ejemplo: 14 x 100 mm), los
tubos de ensayo propiamente dicho, por ejemplo: 18 x 150 mm (30 cc); 19 x 150
mm (34 cc); 25 x 150 (57 cc) y tubos con tubos de salida lateral (para producir y
hacer filtraciones al vacío), los hay de diferentes tamaños (18 x 150 mm y 21
175 mm).
Tubos de ensayo
Tubo de desprendimiento
lateral
Densímetro
FIGURA 5
Química General
9
7.
EMBUDOS
Descripción.Son instrumentos de vidrio en forma de recipientes cónicos y que poseen un
tubo de descarga (vástago) en la parte inferior. Hay embudos de distintos
ángulos diámetros y longitudes de vástagos y también de diferentes calidades
de vidrio (pyrex, jena, etc.).
Usos.Un problema frecuente en el
laboratorio es el de separar un
líquido de un sólido. Los sólidos
insolubles pueden separarse de los
líquidos de varias formas según sea
la naturaleza de la mezcla. La
técnica más usada es la filtración a
través de papeles especiales
(papales de filtro) o de otros medios
porosos.
Para que la filtración sea rápida, el
papel debe adaptarse bien al
embudo. En la figura se observa la
manera correcta de instalar un
embudo para su uso.
8.
FRASCOS, LAVADORES
(PICETAS)
Descripción.Son recipientes de plástico que se
llenan generalmente con agua
destilada, poseen una tapa a la
cual se le ha provisto de un tubo
de jebe para la proyección del
líquido hacia afuera en el
momento de ser empleado.
Usos.Son empleados para enjuagar
materiales previamente lavados,
así
como
para
completar
volúmenes y también para
lavar precipitados.
9.
FRASCOS DE REACTIVOS.
Figura 6
Química General
10
Descripción.Existen de diferentes tamaños y con diferentes formas de tapas. Al verter un
líquido de un frasco debe tenerse en cuenta el tipo de tapa que tiene este. Las
tapas de cabeza recta deben colocarse hacia arriba sobre la mesa de trabajo, lo
mismo que las de corcho, de hule (jebe) y de rosca.
Usos.Se emplean para guardar soluciones de reactivos todo frasco que contiene
líquido debe mantenerse limpio y si algo resbala por las paredes al momento de
verterlo se lavara y secara inmediatamente para prevenir accidentes.
10.
MECHEROS
Descripción.Es el utensilio clásico para suministrar calor en los experimentos del laboratorio.
Los mecheros son aparatos que constan de un tubo mecánico con una entrada
regulada de aire en la base y una boquilla de variados diseños en su parte
superior. Los mechones generan energía calorífica mediante la quema de
combustible (gas propano, butano, etc.).
Usos.En el laboratorio se usa los llamados
mecheros de Bunsen, mediante los
cuales se consigue el mayor
rendimiento térmico en la combustión
del gas. Al encender la corriente de
gas formando un chorro dentro de la
base del mechero arrastra aire del
exterior, que penetra por los orificios
de ventilación situados encima de
dicha base. La cantidad de aire puede
regularse haciendo girar una anillo que
se ajusta por fuera el tubo del
mechero. Cuando los agujeros del
anillo coinciden con las del tubo, la
entrada del aire es máxima.
11.
PAPEL DE FILTRO
Química General
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Descripción.Es el papel de celulosa pura que ha sido sometida a procesos especiales según
el uso a que sea destinado.
Usos.Los papeles de filtro se emplean en análisis cuantitativo principalmente, y estos
deben dejar pocas cenizas. Se emplean cortada en círculos cuyos tamaños se
escogen de acuerdo a las dimensiones; del embudo en el que se les va a usar,
para las operaciones de filtrado. Para prepara el filtro, el papel se dobla por la
mitad exactamente y, luego en cuartos. Cuando va a usarse se abre el papel
doblado de modo que 3 hojas de pliego correspondan a un lado; la restante al
otro lado, formándose un cono con ángulo de 60°. Se ajusta al embudo. Se moja
totalmente con agua. Cuando el papel se ha ajustado bien contra el embudo el
vástago quedara lleno de líquido durante la filtración.
12.
PAPEL INDICADOR
Descripción.Se llama así a un papel que ha sido impregnado con un reactivo específico que
cambia de color con el medio en el cual se le humedece. Existen varios tipos y
marcas.
Usos.El papel indicador de tornasol sirve para establecer la acidez o alcalinidad de la
soluciones. Existen en 2 colores: el papel de tornasol azul cambia a color rojo en
medio ácido y el papel de tornasol rojo a cambia a un color azul en medio
básico. Hay papeles indicadores denominadas “universales” que dan intervalos
de pH amplios.
13.
PIPETAS
Descripción.Son recipientes tubulares de vidrio o de plástico. Hay dos clases de pipetas: a)
Las que tiene una marca y emiten un volumen de líquido, definido, en ciertas
condiciones especificadas pipetas aforadas; b) Las que tienen el vástago
graduado y se emplean para emitir la voluntad diferentes: pipetas graduadas.
Usos.-
Química General
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Están destinadas a medir líquidos, ya sean operaciones rutinarias (pipetas
graduadas) o en aquellas que se necesiten precisión científica (pipetas aforadas
o volumétricas. Estas últimas posees un bulbo y se usan para transferir un
volumen definido de líquido.
Figura 8
14.
PROBETAS.
Descripción.Son recipientes cilíndricos graduados de material de vidrio o de plástico de
diferentes capacidades.
Usos.Se emplean para medir determinados volúmenes de líquidos o soluciones en
los casos que no se necesitan mucha exactitud. Generalmente se emplean 2
tipos de probetas: una de boca ancha, abierta y con pico, y la otra, de boca
angosta y con tapa. Solo útiles para medidas aproximadas.
15.
REJILLAS
Descripción.Son mallas metálicas hechas de alambre de fierro estañado siendo olas más
usadas de 15x15cm. Las rejillas con asbesto, poseen una placa de este material
en su parte central.
Usos.-
Química General
13
Las rejillas con asbesto se usan para amortiguar y distribuir adecuadamente el
calor suministrado por la llama de un mechero. Generalmente, se colocan sobre
trípodes metálicos, para servir de asiento a recipientes de vidrio.
16.
SOPORTES
Descripción.Son aparatos metálicos o de madera que tienen la finalidad de sostener en
posiciones fijas los diferentes materiales de laboratorio especialmente cuando
se arman aparatos complicados. Entre los soportes que se usan más
comúnmente se pueden citar a los siguientes:
a)
b)
c)
El soporte universal o pie, están constituido de una varilla metálica
enroscada a una base de hierro rectangular o triangular.
Aros de soporte, que son anillos de hierro que llevan soldadas una varilla
que pueden tener en su extremo libre una pinza para fijarla al pie y se
usan para colocar rejillas de asbestos o embudos.
Soportes trípodes, que son anillos sostenidos por 3 varillas que le sirvan
de apoyo y se utilizan para sostener en los procesos de calentamiento
con mechero de gas.
Figura 9
Además del material de escrito, en el laboratorio se usan otros aparatos
destinados a una serie de usos tales como: Adaptadores, balones (de fondo
redondo: que tiene el cuello largo con boca angosta o cuello corto con boca
angosta o ancha); de fondo plano: de cuello largo, con la boca angosta, o de
cuello corto, con la boca ancha, galones de destilación (balones de fondo
redondo con el cuello largo y tubo lateral en el cuello ligeramente inclinado hacia
abajo); botellas lavadoras, cápsulas (casquetes esféricos de diversos
Química General
14
materiales), condensadores (o refrigerantes, conexiones de vidrio, crisoles
(recipiente de vidrio, crisoles (recipientes de forma tronco-cónica invertida),
cristalizadores (recipientes cilíndricos de vidrio), embudo Buchner (para filtrar al
vacío), embudos de separación, frascos de gotero, luna de reloj, llaves de vidrio,
matraz para vacío (comúnmente llamado “kitásato”), morteros (para producir el
tamaño de la sustancias), pinzas, (para vasos, para tubos, para termómetros,
para buretas, para balones, etc.) retortas (recipiente de vidrio de alta resistencia
térmica y mecánica en forma de pipa cerrada, con o sin abertura en la parte
superior, tapones (de corcho y de jebe), taladra corchos, trompas de vacío
(produce vacíos por acción de una corriente de agua hechos de metal o de vidrio
), tubos de secadores, tubos de desprendimiento, tubos de seguridad, tubos
goteros, tubos Thiele, (para determinar puntos de fusión, bagetas (varilla solidas
de vidrio, que sirven para agitar y trasvasar líquidos), y si a estas se les aplana
uno de sus extremos y se ajusta allí un trocito de goma resulta una especie de
espátula de jebe, que se conoce como “policía” y sire para limpiar un recipiente
de todo resto de precipitado.
Existen otros aparatos destinados a preparar soluciones, productos químicos,
doblar tubos de vidrio para el armado de aparatos, etc. Entre ello cabe citar a:
Destilador de agua, centrífugas, planchas de calentamiento, mecheros
especiales, generadores de gas (Kipp), etc.
III.
DESCRIPCIÓN Y USO DEL MECHERO BUNSEN
La presente experiencia tiene por objeto, que el estudiante pueda distinguir
entre las clases de llama y las zonas que presenta las mismas y además la
adecuada manipulación del mechero para su máximo aprovechamiento térmico
en las experiencias de laboratorio.
A.
GENERALIDADES
El mechero Bunsen creado por el químico alemán Roberto Bunsen en 1866, es
uno de los elementos más útiles que se tiene en el laboratorio químico. Los
mecheros sirven para quemar diferente tipo de gases, de acuerdo a su
construcción, entre los que se pueden mencionar: gas de hulla, gas de gasolina,
gas natural, acetileno, butano, propano, etc. Hay diferentes tipos de mecheros,
entre ellos se pueden distinguir a aquellos que tienen regulación de gas y los
que no lo tienen. Los que se emplean en el laboratorio son simples, pertenecen
al segundo tipo y sirven para quemar gas propano.
B.
PARTES DEL MECHERO BUNSEN
Química General
15
Para comprender mejor como funciona el mechero Bunsen, es necesario
conocer primero sus diferentes parte que lo constituyen:
La Base (A), que es de fierro fundido, para hacerlo pesado y firme. Tiene un
pequeño tubo lateral “a” para la entrada de gas el cual comunica con un agujero
“a”, en el centro de la base agujero que tiene rosca interna para que se fije la
boquilla.
La Boquilla (B), que es de bronce
fundido, pequeña, con rosca externa
para fijarla en el agujero “o”. El orificio
de la salida de la boquilla es de un
diámetro muy pequeño, que puede
variar de acuerdo al tipo de gas usado.
Por ejemplo, para gas propano esta
debe ser de 1/64” de diámetro.
Cuando el gas sale por dicho orificio
aumenta
considerablemente
su
velocidad creando así un vacío
suficiente para absorber aire del
exterior.
El tubo o Vástago (C), que es un tubo
de fierro de más o menos 10 cm de
largo, con rosca interna en uno de sus
extremos para fijarlo a la boquilla. En
este extremo tiene dos o más
aberturas, diametralmente opuesta,
por los cuales penetra el aire
necesario para la combustión.
Figura 10
El anillo Regulador (D), que es un anillo de bronce de pequeña altura, unos 2
cm, que gira sobre la parte inferior del vástago. Este anillo tiene el mismo
número de aberturas que el tubo; y el mismo tamaño, de modo que girándolo
convenientemente se puede cerrar o abrir completamente la entrada de aire. De
esta manera se gradúa la llama del mechero Bunsen: menos aire, menos
caliente la llama, más aire, llama más afectiva.
C)
FUNCIONAMIENTO
Profesor)
Química General
DEL MECHERO
(Exp. Demostrado por el
16
1.
2.
3.
4.
5.
6.
D.
Unir el mechero a la llave del suministro de gas mediante la manguera de
jebe.
Quitar el tubo o vástago, abrir la llave del gas y dar fuego a la salida de la
boquilla. Observar la naturaleza de la llama producida.
Colocar, luego el tubo o el vástago y volver a prender el gas en la boca de
dicho tubo o vástago y volver a prender el gas en la boca de dicho tubo,
pero manteniendo cerradas las entradas de aire. Se observara una llama
inestable y luminosa. ¿Es semejante a la del caso anterior?.
Colocar sobre dicha llama una superficie fría y seca, no combustible;
como por ejemplo, la de un balón de vidrio, ¿Qué se observa?, ¿Cuál es
la aplicación?.
Enseguida abrir parcialmente la entrada de aire, moviendo
convenientemente el anillo regulador. Observe como se acorta la llama,
volviéndose estable y no luminosa. Colocar nuevamente una superficie
fría y observe los resultados. ¿Qué explicación le merece esta nueva
situación?.
Finalmente, abrir completamente los agujeros de entrada de aire. La
llama se acortará aún más la cual presentará un color azul y emitirá un
sonido característico como si rugiera. Esta llama no es conveniente para
el trabajo porque de continuar de esta manera, la llama se introducirá
dentro del tubo mechero hasta la boquilla, donde se ha calado, y usted no
debe tocar el tubo o vástago porque estará sumamente caliente.
CARACTERÍSTICAS DE LA LLAMA
La llama se define como la combustión de gases y vapores a altas temperaturas,
cuyo volumen será el espacio ocupado por estos reactantes durante la
combustión. Se pueden clasificar en dos tipos principales: luminosas y no
luminosas.
-
LA LLAMA LUMINOSA.- Emite luz porque contiene partículas sólidas
que se vuelven incandescentes, debido a la alta temperatura que
soportan. Las partículas sólidas, si nos e agregan especialmente, están
constituidas por carbón. La llama luminosa se produce, entonces, cuando
el aire que entra al mechero es insuficiente. La descomposición del gas
produce pequeñas partículas sólidas; constituidas por carbón (hollín),
dando origen de esta forma a la llama luminosa.
-
LA LLAMA NO LUMINOSA.- Se consigue debido a un íntimo contacto
entre el aire y el gas antes de efectuarse la combustión, de tal manera de
que casi no se producen sólidas incandescentes porque la combustión es
completa.
En este tipo de llama se distinguen tres zonas. (Ver fig. 11).
1.
Zona Fría (A).- De color
Partes de la llama y
oscuro, constituida por una
Temperatura de la llama
Química General
17
mezcla de gases y aire, sin
quemar.
2.
Cono Interno (B).- De
color azul-verdoso brillante, es
una fina envoltura de 1/50 mm.
donde se producen las reacciones
iniciales necesarias para la
combustión. La presencia de
carbón y monóxido de carbono
convierten a esta zona en una
zona reductora. Se produce una
combustión incompleta entre el
gas y el oxígeno, según:
C3H8 + 3O2 ------- 2CO + C + 4H2O + CALOR
3.
Cono Externo (C).- Es la zona más grande, de un color azul pálido que
se disemina en el aire y está constituida por los productos de la
combustión siguiente, vapor de agua, y dióxido de carbono. En esta zona
se tiene un exceso de oxígeno del aire y la más alta temperatura, lo que
convierte en una zona enérgicamente oxidante. El punto más caliente de
la llama se encuentra en esta zona, sobre la punta del cono interior B. Se
produce una combustión completa entre el gas, y el oxígeno del aire
según:
C3H8 + 5O2 ------- 3CO2 + 4H2O + CALOR
Es interesante explicar la forma cónica de una llama.
Si se imagina que es visible la corriente de gas que sale por el mechero se
percibirá una masa cilíndrica, cuyas partes externas únicamente toca el aire y se
consumen. De este modo, el núcleo central del gas sin quemar empujado por la
corriente gaseosa, subirá formando una nueva columna cilíndrica de menor
diámetro y se volverá a quemar sólo en su parte externa, repitiéndose en esta
forma el proceso de combustión, siendo cada columna cada vez más estrecha,
que la anterior formando, la serie entera de ellas un cono de gas sin quemar.
La cantidad de calor que queda en libertad cuando se quema una masa definida
de gas es la misma tanto si el gas arde con llama luminosa como si lo hace con
llama lo luminosa. En la llama no luminosa esta cantidad de gas arde, en el
mismo tiempo, en un espacio más reducido obteniéndose como resultado una
temperatura más elevada.
La llama se produce cuando los gases han alcanzado cierta temperatura
llamada PUNTO DE IGNICIÓN. Todo efecto que disminuya esa temperatura en
las mezclas gaseosas eliminará la llama y este fue el principio en que se basó
Davy para inventar la “lámpara de seguridad”.
Química General
18
Las funciones del combustible y de la sustancia comburente son intercambiables
y dependen del gas que se encuentra dentro de la llama y del que está fuera de
ella. En los procesos ordinarios de combustión que se producen en la atmósfera,
un gas tal como el Hidrógeno o el Propano, arde en el aire, cuyo Oxígeno
(comburente) reacciona con el gas (combustible). El gas oxígeno arderá con
llama, igualmente bien, en una atmósfera de Hidrógeno o de Propano, o de
Butano, etc., como también la combustión de Hidrógeno en Cloro es
intercambiable con la de Cloro en Hidrógeno.
EXPERIMENTO N° 1: ESTUDIO DE LA LLAMA
1.
Encender el mechero con llama LUMINOSA, sostener un pedazo de
porcelana con una pinza par crisol y calentar suavemente pascándola
sobre la llama. Dejar que la porcelana caliente lo más posible. Anotar los
fenómenos observados. Si se llega a poner roja la porcelana tomar el
tiempo requerido. Luego retirar la porcelana y anotar el aspecto que este
presenta.
2.
Repetir la experiencia anterior, ahora, con la llama NO LUMINOSA,
manteniendo la porcelana a mitad de la llama. Tomar el tiempo y
determinar si se calienta con mayor o menor rapidez que en el caso
anterior. Retirar la porcelana observarla y anotar el aspecto presentado
por la misma.
3.
Colocar verticalmente sobre la boca del tubo o vástago un pedazo de
cartón o cartulina (tarjeta IBM) que se le ha proporcionado, de modo que
divida a la llama en dos partes iguales. Mantenerlo en dicha posición unos
segundos, SIN QUE SE QUEME, luego retírelo y observe. Haga sus
anotaciones.
4.
A) Sobre la llama de un mechero Bunsen descienda una rejilla metálica
sin posición hasta que la rejilla se ponga la rojo y obsérvese si la llama la
atraviesa o no. B) Vuelva a colocar la rejilla fría sobre la llama y aplique
fuego por encima de ella: inmediatamente aparecerá una llama. C) Cierre
la llave de gas y coloque horizontalmente la rejilla sobre la boca del
mechero. Abrir la llave del gas y préndase por encima de la rejilla.
Levante lentamente la rejilla y verá como la llama sube con ella hasta
cierta altura.
5.
Apagar el mechero y colocar un palito de fósforo atravesado por un alfiler,
a 3 de la cabeza, dentro y en la parte central del tubo o vástago (tubo de
combustión), de modo que el alfiler lo sostenga en esa posición. Dejar
salir el gas estando el mechero con las entradas de aire cerradas y
encender. Anotar lo observado.
6.
En una llama NO LUMINOSA, colocar un tubito de vidrio de 10 cm de
largo de tal manera que forma un ángulo de 45° con la horizontal cuyo
vértice es un extremo del tubo o vástago. En el otro extremo del tubito y
Química General
19
en su parte central colocar un fósforo encendido. Explicar el fenómeno
observado.
Gradualmente maniobrar la entrada de aire al mechero hasta obtener
llama LUMINOSA, cerrando la entrada de aire. Observar y anotar lo que
sucede en el extremo opuesto del tubito de vidrio, manteniendo un fósforo
encendido.
Mediante los experimentos anteriores se ha llegado a conocer la estructura de la
llama del mechero Bunsen. Ahora, se va a tratar de determinar,
aproximadamente las temperaturas en diferentes puntos de la misma,
precisamente en los puntos marcados con 1, 2, 3, 4, y 5 de la fig. (12). Para tal
efecto se hará uso de una alambre de fierro o de micrón que tendrá la función
de “termómetro”. Los metales por acción del calor además de dilatarse, sufren
cambios de color de acuerdo a la temperatura que están soportando.
Para el fierro se pueden aceptar los siguientes cambios de color y para las
temperaturas dadas:
1.2.3.4.5.7.
Rojo Oscuro:
Rojo Cereza:
Anaranjado:
Amarillo:
Blanco:
500 – 650°C
650 – 750°C
750 – 900°C
900 – 1100°C
1100 a más.
Usando un alambre de micrón de unos 15 cm, determine
aproximadamente, las temperaturas de la llama en los puntos de 1 a 5 de
la Fig. 12. Mantener abierta en sus 4/5 partes la entrada del aire. El
alambre no quema, pero por precaución deberá usar una pinza.
Al graduar la entrada de aire necesario, y por reajuste inadecuado del mechero
se producen llamas: Amarilla (indica la necesidad de más aire), y violeta
(redúzcase la corriente de gas, pues la llama se eleve separándose del tubo o
vástago). Si la llama hace “humo negro” y arde en el interior del tubo cerca de la
juste de aire, apágase el gas durante un momento: no total, que el vástago se
encuentra caliente.
CUESTIONARIO
1.
2.
3.
4.
5.
Haga un esquema del mechero y dibuje sus partes.
¿Cuándo se produce la llama azulina “no luminosa” y cuándo la llama
“luminosa”?.
Explique la presencia de las partículas de carbón en la llama luminosa.
Escribir las ecuaciones balanceadas de las reacciones de ambos tipos de
llama.
¿Cuál de las zonas de la llama es la “zona reductora” y “porque”?.
¿Cuál de las zonas de la llama es la “zona oxidante” y”porqué”?.
Química General
20
6.
7.
8.
9.
10.
¿Porqué se demuestra con el experimento de la tela metálica colocada
horizontalmente a través de la llama o un trozo de cartón o cartulina
verticalmente en medio de la llama?.
¿Qué se demuestra con el experimento del tubito de
vidrio?.
¿Cuáles son las partes más frías y más calientes de la llama y a qué se
debe la diferencia de temperatura?.
De tres razones por lo que es preferible usar siempre la llama NO
LUMINOSA.
Explicar porqué un soporte alcanza temperatura más elevada que un
mechero ordinario. Haga un esquema del mismo.
Zonas de temperatura
Figura N° 12
Química General
21
OPERACIONES FUNDAMENTALES
I.
OBJETIVOS
Dar a conocer los aspectos teóricos elementales correspondientes a ciertas
técnicas de uso común en el laboratorio. Tales técnicas se denominan
“operaciones fundamentales” por usarse continuamente en los trabajos
experimentales de Química. Dichas operaciones comprenden: Calentamiento,
filtración, absorción, cristalización, destilación, sublimación, extracción por
solventes.
Llegar a conocer y estar adiestrado un poco en estas operaciones llamadas
fundamentales es la ventaja que ha de servir continuamente en todas las
prácticas programadas más adelante.
II.
GENERALIDADES
La teoría correspondiente a estas operaciones fundamentales escapan al
alcance de las presentes prácticas que se trabajarán en el laboratorio haciendo
alguna que otra referencia teórica elemental. Existen por otro lado problemas de
índole común tanto en el laboratorio como en la industria para obtener
sustancias al estado puro, de allí la importancia relevante de la presente
práctica.
III.
DESCRIPCIÓN DE LAS TÉCNICAS
1.
PRECIPITACIÓN, DECANTACION, FILTRACIÓN
Esta serie de técnicas son empleadas con la finalidad de efectuar las
operaciones de separación de la fase sólido-líquido. Esta es la operación de
fases que se aplica con más frecuencia en las prácticas de laboratorio por la
gran cantidad de reacciones de reconocimiento o de separación que producen
precipitados.
La formación de un precipitado es la manifestación más común de que se ha
realizado una reacción química. Mezclando dos soluciones perfectamente
límpidas, el precipitado formado puede variar desde una ligera opalescencia
hasta un sólido en cantidad apreciable. Estas reacciones de precipitación son
utilizadas en Química Analítica y en síntesis químicas y están regidas por toda
una técnica especializada que escapa al alcance de la presente práctica. Pero
se puede indicar que en el proceso de precipitación se deben tener en cuenta
los siguientes factores: solubilidad del precipitado y carácter físico del mismo; se
refieren evidentemente a la cantidad y calidad del precipitado y al otro factor, su
pureza; que se refiere a la parte operativa en sí. Por ejemplo, de acuerdo al
carácter físico del precipitado se procederá luego a separarlo por filtración de la
solución que lo contiene. De otro lado, si el estado físico del precipitado lo
permite, podrá asentarse rápidamente, lo que hará posible una decantación.
Química General
22
Al realizar una reacción de precipitación, el reactivo que se agregue deberá
dejarse resbalar por las paredes internas del tubo (o vaso) que contenga el otro
reactivo, manteniendo este segundo tubo ligeramente inclinado con respecto a
la vertical. El reactivo debe agregarse hasta que no se note más formación de
precipitado.
Conseguido un precipitado lo primero que debe hacerse es reposar con el objeto
de que se asiente, es decir todas las partículas vayan al fondo y quede
sobrenadando el líquido perfectamente límpido. Luego de efectuar la
precipitación, muchas veces es indispensable la separación del precipitado del
resto del líquido, esto se consigna mediante las operaciones de decantación y
filtración. La decantación consiste en dejar asentar el precipitado en el fondo del
recipiente y verter el líquido que sobrenada en otro recipiente. Si el líquido
queda límpido, se debe efectuar en seguida la DECANTACIÓN. Mediante ella se
consigue una separación grosera, que muchas veces puede ser suficiente en las
pruebas que se realizarán y que las indicaremos diciendo: SEPARE POR
DECANTACIÓN. Pero, en otros casos principalmente en las pruebas analíticas,
es necesaria una mejor separación y para conseguir esto el próximo paso es
filtrar lo cual se indicará diciendo: FILTRE POR DECANTACIÓN, o simplemente
FILTRE, cuando no sea conveniente esperar que el precipitado se asiente para
poderlo decantar, o que el grano del precipitado sea de tales características que
pueda proceder directamente por filtración. Este es un proceso simple de retener
al precipitado a través de una malla muy fina: el papel del filtro. Es una de las
más importantes y variadas, puede realizarse en frío, o en caliente, con vacío o
sin el, con papel de filtro tarado (es decir, cuyo peso de cenizas se conoce), etc.
El embudo y el vaso colector deberán hallarse perfectamente limpios; y cuando
se necesite proteger el filtrado se empleará una luna de reloj. Para la filtración
sin succión, el vástago del embudo deberá ser suficientemente largo (de 14 a 20
cm.) y deberá mantenerse lleno de líquido a fin de que dicha columna del líquido
actue como succionador. Para que el vástago del embudo siempre este lleno es
preciso que el papel de filtro se adapte perfectamente al embudo; a esto ayuda
notablemente el cortar un de los extremos del papel al doblarlo (ver fig. 2.1).
En la fig. 2-1 se indica la manera de recoger las últimas trazas de precipitado
sobre el papel del filtro. Observar la forma en que se trata de conseguir una
decantación completa (b) y la pasada de todo el precipitado mediante el chorro
de la piceta (c).
Evidentemente, la filtración presupone que el tamaño de los poros del filtro se
mantenga por debajo del tamaño mínimo de las partículas de la sustancia que
ha de filtrarse. Además, el filtro debe resistir la acción química de la solución
filtrante. Teniendo en cuenta estos dos factores, hay que escoger
convenientemente el papel de filtro para filtrar los diferentes precipitados, pues
los hay con grano muy fino (caso del sulfato de Bario) y con grano grueso que
es el que comúnmente se emplea en las prácticas de laboratorio. Los ácidos
fuertes y los álcalis se filtran mejor a través de lana de vidrio o de asbesto, y
para filtrar coloides se emplearán membranas especiales.
Química General
23
Filtración
a) Papel filtro
b) Filtración
Lavado
Precipitado
Figura 2-1
Cuando se trata de efectuar filtraciones al vacío servirá el dispositivo indicado en
la fig. 2-3. El uso del frasco de seguridad es recomendable para evitar que le
filtrado se contamine con agua corriente si se emplea una “trompa de agua” o
que pasen vapores nocivos a la bomba de vacío si está la fuente de succión. El
crisol GOOCH es uno de los tipos llamados “crisoles filtrantes”, en los cuales se
combinan las operaciones de filtración y pesada. El medio filtrante (papel de
filtro en los casos ya vistos) deben ser capaz de resistir la temperatura de
calcinación a la cual se someta al precipitado en muchas marchas analíticas,
además del calentamiento,
para sacarlo y pesarlo. Tales
Filtración al vacío
medios se usan en las
filtraciones de solución que
atacan el papel, como por
ejemplo las de permanganato
de potasio. Para la mayoría de
las operaciones los crisoles
más prácticos son los de
GOOTCH, los de vidrio con
placa filtrante de vidrio molido,
a los de porcelana porosa. Los
crisoles con fondo de vidrio
molido se venden con diverso
tamaño de poros. Siendo los
más útiles en análisis los de
porosidad media (poro de 14
micrones), y los de poro fino (5 micrones). Los crisoles GOOTCH pueden usarse
para la filtración de precipitados que han de calcinarse al rojo oscuro, mientras
que los crisoles de vidrio no deben utilizarse en calcinaciones a temperatura
superior a 250°C. Si se ha de calentar con mechero de gas, el crisol deberá
introducirse dentro de un común de porcelana con el objeto de evitar el contacto
directo del precipitado con las fases del mechero. Los crisoles filtrantes deben
sacarse a las mismas condiciones que se van a emplear en el tratamiento
térmico final del precipitado.
Química General
24
El medio filtrante que se emplea en el crisol GOOTCH debe ser un tipo de
asbesto de fibra larga que deberá tratarse previamente con ácido clorhídrico.
Para adaptarlo al crisol se forma con el asbesto una suspensión en agua
destilada y se echa esta en el crisol hasta sus 2/3 partes, se deja reposar unos
dos o tres minutos para que se depositen en el fondo las fibras más largas y
luego se aplica succión.
En ciertos casos el tamaño y condición del precipitado exigen en papel de grano
tan fino que la velocidad de filtración es muy lenta. En estos casos es mejor usar
la técnica de CENTRIFUGACIÓN y en general, siempre que el factor tiempo sea
importante es mejor centrifugar el precipitado para poderlo separar
convenientemente.
2.
CALENTAMIENTOS
La práctica común de calentamientos en el laboratorio se reducirá
principalmente a realizar calentamientos con el fin de mantener la velocidad de
una reacción química, para evaporar, para secar, o para disolver.
Muy a menudo emplearemos tubos de ensayo parte estudiar las reacciones
químicas. Por lo tanto, para este caso observar las siguientes reglas: a) Caliente
siempre de modo que la llama no se dirija al fondo del tubo o por encima del
líquido; b) según el caso, pase la llama del mechero por el tubo o dele a este
movimientos rotativos sobre la llama del mechero; c) para evitar ebullición
tumultuosa es aconsejable agregar el vidrio molido o trozos de porcelana
porosa; d) para el caso de calentamiento suave, es mejor sujetar el tubo
directamente con la mano; esto evitará extremar el calentamiento que podría
malograr las sustancia que se calienta u originar perdidas.
Cuando se trata de efectuar operaciones, y están pueden consistir en una
reducción de volumen o en una evaporación o sequedad. En ambos casos se
usarán recipientes amplios y pocos profundos (¿por qué?), como son las
cacerolas, cápsulas y ocasionalmente, vasos de precipitados. El calentamiento
deberá efectuarse usando rejillas metálicas con asbesto, si se emplean
mecheros o telas de asbesto si se usan planchas eléctricas. Solo en los casos
en que se usen baños de aire o de maría irán los recipientes directamente en
contacto con el agente calefactor (aire caliente, agua caliente no más de 100°C);
aceite caliente, no más de 250°C, etc.) y esto no podrá usarse aún para
evaporar a sequedad. En su segundo experimento aprender usted a usar un
baño de aire (radiador).
Cuando se trata de secar un precipitado, generalmente con el objeto de pesarlo
luego, se llevará a una estufa a 110°C. Para lograr este mismo fin se usará el
radiador que se ha mencionado, colocando el crisol de porcelana tal como se
aprecia en la fig. 2-4. No debe permitirse que la llama se acerque a la boca del
crisol, por que las corrientes de aire que se producen podrían barrer las
partículas livianas del precipitado.
Química General
25
La regulación conveniente de la altura del radiador con respecto al mechero
(ver. Fig. 2-5) dará la temperatura apropiada para cada caso. Si el precipitado
esta húmedo el calentamiento debe graduarse al principio hasta que se expulse
el agua. Cuando se trata de crisoles filtrantes, recuérdese que estos no pueden
calentarse directamente sobre la llama de un mechero.
Durante la evaporación, debe cubrirse los líquidos de modo que no puedan caer
en el recipiente polvo u otro material extraño, pero, a la vez, la cubierta
empleada (generalmente lunas de
reloj), deben permitir el escape de
vapor, para lo cual debe colocarse
sobre el borde del recipiente unos
pequeños ganchitos de vidrio u otro
material y sobre esto descansará la
cubierta empleada.
3.
PESADA
Es una de las operaciones más
corrientes
usada
en
Química
experimental y consiste en la
determinación del peso o masa de
material mediante la balanza, que es
uno de los instrumentos más
importantes del laboratorio químico.
Al llevar a cabo una pesada, debe
tenerse en cuenta una serie de
REGLAS, para no causar deterioros
ni el desequilibrio de la balanza, ya
que se trata de un instrumento
bastante delicado.
La balanza analítica, que se tiene en
el laboratorio, es unos instrumentos
de precisión y muy sensible, por lo
que se recomienda evitar toda
maniobra brusca y para usarla
correctamente en las operaciones de
pesada es necesario observar las
“reglas” siguientes:
a)
La balanza debe estar limpia y en buen estado, antes de comenzar la
pesada. Si no es así, comunicar, tal situación al Jefe de Prácticas.
b)
Nivelar la balanza si “fuere necesario, observando el nivel de la base y
accionando sobre los tornillos correspondientes.
No colocar productos químicos objetos húmedos o calientes directamente
sobre los platillos. Todo producto químico deberá ser pesado en
c)
Química General
26
recipientes apropiados. Si se trata de sustancias en trozos o en polvo se
usa luna de reloj.
d)
Para evitar el desgaste de las cuchillas cada vez que se coloque o saque
pesas o materiales en los platillos de la balanza, se debe levantar el
soporte de los platillos. Dejar luego en libertad dichos platillos
suavemente.
e)
Ajustar la balanza a 0.
f)
Las pesas se colocan siempre en el platillo derecho y las sustancias y
objetos en el platillo de la izquierda.
g)
Al terminar de pesar, vuélvase las pesas a la posición O y de tener los
platillos con el soporte en forma suave.
h)
No tocar la pesa con la mano, siempre use la pinza y evite doblar las
pesas fraccionarias.
i)
No deje pesas u otros objetos en la balanza, una vez terminada su labor
de pesada.
j)
Finalmente, anotar los pesos en su cuaderno de laboratorio, sumar y
determinar el peso o tasa de la sustancia, cuyo o peso o masa deseaba
conocer.
La balanza que usaremos en nuestra operaciones de pesada se denomina
Balanza de Plataforma (o Balanza de Roberval); ver fig. 2-4.
4.
DENSIDAD DE SOLIDOS Y LÍQUIDOS
La densidad de una sustancia es la relación de la masa de ella contenida en la
unidad de volumen. El modo más lógico de hallar la densidad de un sólido
consiste en pesar una muestra del mismo (con lo que se averigua su masa) y
hallar el volumen que esta muestra ocupe. En este experimento, se le
proporciona al estudiante varias piezas metálicas de diferentes formas
geométricas; para que determine de cada una de ellas su densidad y luego, por
comparación con una tabla de densidades, puede identificar el metal de que
están hechas las distintas piezas. La densidad es una propiedad física
característica de cada sustancia.
Para medir las densidades de los líquidos, puros o soluciones, se pueden
emplear dos procedimientos sencillos: Uno de ellos consiste en obtener por
diferencia de pesos, el peso de la solución, el otro método para determinar la
densidad de un líquido seria utilizando el densímetro o aerómetro.
La importancia de medición de densidades radica en que, “para una
determinada temperatura”, a cada concentración de una solución le corresponde
una densidad precisa. Esto permite que conociendo la densidad de una
Química General
27
solución, se pueda encontrar la concentración correspondiente, puesto que,
dichas relaciones se encuentran tabuladas en los Manuales de Química.
Es importante recalcar que al introducir el instrumento, en este caso, el
densímetro, en el líquido cuya densidad se va a determinar NO SE DEBE
SOLTAR BRUSCAMENTE, por que en cuyo caso puede chocar con la poza del
recipiente que contiene al líquido y romperse. La lectura del densímetro se hará
considerando la superficie libre del líquido.
Se ha manifestado que la densidad es una propiedad característica de la
sustancia, que no cambia a menos que varíe las condiciones de presión o de
temperatura. En los casos de los líquidos, un cambio relativamente pequeños de
temperatura, que de afectar a la densidad de un modo apreciable, mientras que
los cambios de presión han de ser enormes para que su efecto pueda medirse.
IV.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Antes de entrar al detalle del procedimiento en si usted hará una lectura
detenida de la toda la parte experimental de esta práctica y subsiguientes con el
objeto de utilizar al máximo su tiempo y coordinar su trabajo con el de su
compañero en el desarrollo de todos y cada uno de los experimentos.
Previamente a cada experimento debe hacer una LISTA del material que
necesita para sacarlo de su caja y disponerlo convenientemente para el trabajo.
El resto del material debe permanecer en su caja, bajo la mesa.
EXPERIMENTO N° 1
a)
Hervir, con la ayuda del mechero unos 10 mm de agua de caño, sin que
se produzca salpicadura en el tubo de ensayo. Fíjese a donde apunta el
tubo.
b)
Repetir la operación anterior pero esta vez agregando el vidrio molido que
se le ha entregado.
CUESTIONARIO
1.
2.
¿Qué diferencia hay entre ambos calentamiento?
¿Cómo cree que actúa el vidrio molido?
EXPERIMENTO N° 2
En el presente experimento usted empleara el dispositivo esquematizado en la
figura 2-5, que constituye lo que hemos llamado un “radiador”.
Química General
28
a)
Variando
la
altura
“h”
determinar las temperaturas
correspondientes en el punto
C. CUIDE DE NO SOBREPASAR LA LECTURA MÁXIMA
DEL TERMÓMETRO. Tome en
consideración y anote la
longitud de la llama del
mechero.
b)
Una vez determinada la altura
de
temperatura
máxima,
coloque el triángulo de las
ranuras del radiador y sobre el
triángulo ponga el crisol con 5
mm de agua, anote el tiempo
que demora en evaporizar toda
el agua. Si el tiempo lo
permite, repita la prueba con
otro volumen de líquido, o
combine la prueba con sus
grupos vecinos.
c)
Figura 2-5
Determine luego, la altura “h” necesaria para alcanzar la temperatura en
el punto C, comprendida entre 100-110°C, fíjese el dispositivo a esta
altura para utilizarlo en esta altura.
CUESTIONARIO
1.
2.
3.
4.
Haga un cuadro con los datos obtenidos en la prueba A).
Haga un cuadro con los valores de sus vecinos y el suyo propio del
tiempo en que demora en evaporizarse las cantidades de agua
empleadas.
Determine si hay relación lineal entre el tiempo y la cantidad de agua
usada.
¿Cómo opera el radiador? Ayude a su explicación con un gráfico.
EXPERIMENTO N° 3
a)
Enjuagar bien con agua destilada, un tubo de ensayo, medir luego con
una probeta 10 ml de solución de yoduro de potasio, 0,2 M. A
continuación mida con la probeta 5 ml de la solución de nitrato de plomo
0.2 M y agregue lentamente a la solución del tubo de ensayo. Observar la
formación de un precipitado. Deje reposar el tubo y continúe con la
prueba b).
Química General
29
b)
Eche en un tubo de ensayo bien limpio unos 5 ml, de solución de sulfato
de cobre al 10% y hágalo reaccionar con la solución de nitrato de plomo
0.2 M. empleando 5 mm, que los agregara lentamente. Deje reposar la
solución y continua con c).
c)
Tome unos 5 ml de solución de alumbre al 5% y agréguele lentamente
unos 5 ml de la solución de carbonato de sodio al 5%, observe o que
sucede y deje reposar la solución.
d)
Filtrar sucesivamente cada uno de las tres soluciones. Tener en cuenta,
que para filtrar deberá tomar un papel de filtro y pesarlo separadamente y
anotar el peso de cada uno. Doblar el papel de filtro y colocarlo en el
embudo debajo del cual debe haber un vaso pequeño, agitar el contenido
del tubo y pasar rápidamente el precipitado al filtro. Colocar un tubo de
prueba debajo del embudo y reúna algunos ml, del filtrado, con ello
enjuagar las paredes del tubo que contienen 1 solución a filtrar y
rápidamente vierta 1 conteniendo al filtro para sí recoger todo el
precipitado del tubo. Repetir el enjuague del tubo si es necesario,
recogiendo el filtrado del vaso. Lavar las paredes del filtro con un
pequeño chorro de agua del frasco lavador o pipetas para quitar los
residuos del nitrato de potasio que es soluble. Puesto que el yoduro de
plomo es ligeramente soluble en agua, es necesario usar la menor
cantidad de posible de agua. Finalmente, enjuagar el tubo con 1 ml, de
alcohol etílico, colocando dicha solución sobre el precipitado que está en
el filtro con el objeto de eliminar toda el agua.
e)
Estas precauciones son validas para el punto a). En las pruebas b) y c)
proceder normalmente. Luego quitar el papel de filtro con cuidado y
colocarlo sobre otro papel de filtro extendido y secar en el radiador a
110°C. Finalmente, pesar el papel, de filtro extendido y seco conteniendo
la sustancia correspondiente. Anotar los pesos en su cuaderno.
CUESTIONARIO
1.
¿En qué consiste la decantación?
2.
¿Qué características debe tener un papel de filtro?
3.
¿Qué embudo ofrece mayores ventajas para filtración, uno de vástago
largo o uno de vástago corto? ¿quién?.
4.
¿Qué diferencias observa entre dos precipitados?
5.
¿Qué recomendaría en cada caso para una buena separación de fases?
6.
Indicar los tiempos que demora la filtración de cada uno de los
precipitados y cualquier otra observación que crea conveniente, como por
ejemplo, las ecuaciones de las respectivas reacciones.
Química General
30
EXPERIMENTO N° 4
a)
Después de comprobar la nivelación de la abalanza analítica, pese un
vaso limpio de 100 ml con aproximadamente la mitad de la solución que,
hay en la mesa. Anote el peso con aproximación al décimo de gramo (0.1
g).
Mida el volumen de la solución con la probeta de 250 ml con una
aproximación al décimo de ml. Pesar el vaso sin el líquido. Por diferencia
de pesos obtenga el peso en la solución. Luego calcular la densidad de la
solución.
b)
Utilizando la misma solución de la probeta graduada completar con la
misma solución el volumen hasta 250 ml. Agitar para favorecer la mezcla
y luego enfriar hasta 20°C si fuera posible.
En la solución se sumerge lentamente y con cuidado un densímetro seco,
determinando la lectura por el nivel del líquido. Hacer 3 o 4 lecturas y
tomare la media. Determinar la densidad el densímetro se lava con agua
limpia, se seca y se guarda en el estuche.
EXPERIMENTO N° 5
Medirá el volumen de algunas sustancias solidas por desplazamiento de agua.
Colocar unos 15 ml de agua destilada en una probeta graduada de 15 ml de
capacidad. Anotar dicho volumen con una aproximación de 0.1 g.
Transfiera esta masa pesada de metal a la probeta graduada que contenga la
cantidad medida de agua, golpear ligeramente la probeta para eliminar la
burbuja de aire. Anotar el volumen leído con la aproximación de 0.1 ml.
Este nuevo volumen es el volumen del metal mas el agua. La diferencia entre
este volumen y el volumen original de agua será el volumen de la muestra del
metal que peso.
El mismo procedimiento se deberá repetir para cada sólido que se le haya
asignado para la determinación de la densidad.
CUESTIONARIO
1.
Indicar como efectuara el valor de la densidad de sólidos calculada, cada
uno de los hechos siguientes: a) una parte del metal queda fuera del
agua; b) en la probeta graduada queda atrapada una burbuja de aire bajo
el metal; c) Se toma equivocadamente alcohol (densidad 0.79 g/ml, es
vez de agua (densidad 1 g/ml).
Química General
31
2.
3.
Idéese un método para determinar la densidad de un sólido que flota en el
agua.
Se dispone de un objeto de metal cuya forma es la de un cono de
revolución de 3.5 cm de altura y 2.5 cm de diámetro básico. ¿De qué
metal estaría constituido si su masa es de 41.82 g?.
4.
Suponga que durante el experimento en la determinación de la densidad
de líquidos, se pesa primero la probeta graduada seca, y luego la probeta
con agua. ¿Será la densidad calculada mayor o menor que la hallada por
el procedimiento normal?. Explicar la razón respuesta.
5.
Aplicando el valor encontrado de la densidad del líquido a la Tabla I,
determinar la concentración en por ciento de la solución de cloruro de
sodio. Si en la tabla no se indica el valor encontrado para la densidad,
éste se halla por el método de interpolación de los dos más próximos
(mayor y menor) de la tabla.
6.
Explicar la diferencia entre densidad y gravedad específica.
Tabla N° 1
Densidad relativa y concentraciones de la solución de cloruro de sodio.
1.005
1.013
1.020
1.0271
1.034
1.041
%
1
2
3
4
5
6
Química General
1.048
1.056
1.063
1.071
1.068
1.086
%
7
8
9
10
11
12
1.093
1.101
1.109
1.116
1.124
1.032
%
13
14
15
16
17
18
1.140
1.148
1.156
1.164
1.172
1.180
1.189
1.197
%
19
20
21
22
23
24
25
26
32
TABLA PERIODICA Y PROPIEDADES PERIODICAS
I.
OBJETIVO
El objetivo fundamental de la presente práctica de laboratorio es el de realizar un
estudio experimental de la Ley periódica de los elementos.
Esto lo realizaremos mediante diversas pruebas químicas y físicas que pongan
de manifiesto las relaciones de grupo y las diferencias graduales, de las
propiedades físicas y químicas de las diferentes series de elementos de la tabla
periódica.
La importancia de esta práctica es evidente ya que en base a la clasificación
periódica vamos a estudiar posteriormente los diversos elementos químicos y
sus compuestos.
II.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes?. Esta
pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las
estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras
electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen
muchas propiedades en común. Esta idea que relaciona la semejanza en la
estructura con la semejanza en las propiedades es base de la ley periódica.
La clasificación periódica que vamos a estudiar es la que corresponde a la
llamada “Tabla Larga”, que consta de 13 grupos (columnas verticales) y 7
períodos (filas horizontales).
En 1869 Mendeleiev y Meyer trabajando independientemente, observaron que si
ordenaban los elementos en el orden creciente de sus pesos atómicos,
comenzando una nueva hilera cada vez que se repitieran las propiedades físicas
y químicas de los elementos, estos quedaban agrupado por familias de
propiedades análogas. Al agrupar los elementos de esta forma, se vio en la
necesidad de dejar huecos correspondientes a elementos aún no conocidos;
por esta razón Mendeleiev no sólo predijo la existencia de algunos elementos
así como sus propiedades, observando como varían estos en los periodos y
grupos. Al formar su cuadro Mendeleiev se vió obligado a modificar el orden de
la ubicación de algunos elementos, debido a que dicha ubicación no concordaba
con las propiedades observadas para dicho elementos (ejemplo: situó primero al
Cobalto con peso atómicos 58,933 y luego al Níquel con P.A. 58.70); Mendeleiev
no pudo explicar este obligatorio cambio en la ubicación de estos elementos.
Actualmente, con el descubrimiento de los isótopos, se ha permitido modificar la
Tabla Periódica Moderna (Tabla larga) basado en la actual Ley periódica que
establece:
Química General
33
Las propiedades de los elementos varían periódicamente cuando los elementos
se arreglan en orden creciente de sus números atómicos.
Los elementos de la tabla periódica están dispuestos según lo siguiente:
a)
b)
c)
Orden creciente de su número atómico (Z).
En hilera horizontales (períodos), según el aumento o disminución de una
serie de propiedades de los elementos. El número del periodo indica la
cantidad de capas electrónicas en el átomo; a excepción del elemento del
V período, el Paladio, en cuyo átomo hay 5 capas electrónicas.
En hileras verticales (grupos) que reúnen elementos con propiedades
similares físicas y químicas) y estructuras electrónicas) (en sus niveles
energéticos superiores).
Tomando en cuenta estos criterios de ordenamiento podemos establecer
correspondencias entre los diferentes elementos de cada grupo y la forma cómo
influye
en
determinadas
propiedades
el
llamado
“ELECTRON
DIFERENCIANTE” que no es sino el último electrón añadido que diferencia a un
átomo de su predecesor, debido a su propia órbita atómica y la naturaleza de
sus interacciones con los electrones ya presentes. La ley periódica permite
sistematizar y organizar el estudio químico de los elementos; algunas de estas
propiedades se relacionan muy claramente con las configuraciones electrónicas
de los átomos tal como sucede con: la energía de ionización, la afinidad
electrónica, estados de oxidación posibles, el tamaño atómico, la menor o mayor
facilidad para la conducción del calor y la electricidad, etc.
III.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.-
Experimento N° 1.- Relación de familias de elementos Químicos.
Se tratará de dar especial atención a las propiedades características de uno o
dos de los elementos comunes en cada grupo y las relaciones entre sus
propiedades y aquellas de sus congéneres en el grupo.
Estudiaremos experimentalmente las variaciones en el carácter electropositivo y
electronegativo de los elementos. El carácter electropositivo será identificado
con las tendencias básicas de los derivados metálicos y el carácter
electronegativo con las tendencias ácidas de los compuestos que forman los no
metales. Para ello hemos escogido los elementos de los grupo I, II y III (metales)
y el grupo VII (no metales).
Prueba A.- Grupo I (metales alcalinos)
Materiales:
2 vasos de 250 ml.
Na(s), K(s), indicador fenolftaleína, alambre.
Procedimiento:
Química General
34
a)
b)
c)
d)
e)
Eche 60 ml de agua en cada uno de los vasos de 250 ml (limpios) 15 cm.
Adicione 4 gotas de fenolftaleína en cada vaso, mezcle y observe si hay
algún cambio de color.
Saque del frasquito el trocito de sodio (con el alambre que se le ha
proporcionado para ese fin) y séquelo rápidamente con los retazos de
papel de filtro (sin tocar con los dedos y evitando que se caiga al suelo o
a la mesa de trabajo), deje caer el metal (con mucho cuidado, no acerque
la cara).
Repita lo indicado en la parte c), pare emplear el Potasio.
Observe y compare los resultados.
Prueba B.- Grupo II (Metales alcalino – térreos).
Materiales: -
I vaso de 250 ml.
1 tubo de ensayo de 15 x 150
1 erlemeyer de 125 ml
1 pinza de crisol
Ca (s), 2 tiras de Mg (s), indicador fenolftaleína.
Procedimiento.a)
Eche 60 ml de agua en un vaso de 250 (limpio).
b)
Llene el tubo de ensayo con agua hasta el borde, y adiciónele 4 gotas de
indicador de fenoftaleina. Sosténgalo con una mano sobre el vaso.
c)
Prepare un pedazo de papel periódico humedecido (de unos 3 x 3)
sosténgalo con la mano libre, bien próximo a la boca del tubo y lista para
taparlo.
d)
Su compañero echará dentro del tubo con agua un trocito de calcio que
se le ha proporcionado.
e)
Inmediatamente después tape el tubo con el papel, inviértalo ó
introdúzcalo en el agua del vaso, dejándolo parado sobre el fondo.
Observe lo que sucede y explíquelo.
f)
Llene con agua hasta la mitad su balón de 100 ml y hágalo hervir.
g)
Coloque sus dos tiras de magnesio juntas y retorcidas, sujetada por un
extremo por la pinza para crisol.
h)
Encienda el magnesio con el mechero y acérquelas a la boca del balón,
cuando el vapor de agua en ebullición haya desalojado todo el aire,
observe bien la llama de magnesio.
Prueba C: Comparación de velocidades relativas de reacción.
Materiales: -
4 tubos de ensayo de 15 x 150
Mg(s), Ca(s), Fe (s)
Acido clorhídrico 3N
Procedimiento:
a)
Eche aproximadamente 3 ml de HCl (3N) en cada uno de los 3 tubos de
ensayo (limpios).
b)
En forma simultánea, eche los elementos metálicos que dispone a los
tubos de ensayo (uno para cada tubo).
Química General
35
c)
Observe y anote las velocidades relativas de reacción de estos 4
elementos.
Prueba D – Grupo VII (Halógenos)
Se estudiará la reactividad (Electronegatividad) de los elementos del Grupo VII.
En unos átomos prevalece la tendencia a perder electrones transformándose en
iones positivos mientras que otros tienden a ganar electrones pasando a ser
iones negativos. Para la relativa apreciación de estas propiedades se ha
introducido una característica especial denominada electronegatividad.
Cuanto mayor es la electronegatividad de un elemento con tanta mayor fuerza
atraerá el átomo a los electrones.
El elemento más electronegativo es el flúor, el agente oxidante es más
poderoso. El que menos acusa esta propiedad es el francio, el agente reducto
más fuerte.
Materiales:
6 tubos de ensayo de 15 x 150
KBr (0,1 M), KI (0,1 M), NaCl (0,1 M)
Agua cloro, agua de bromo, agua de Iodo.
Tetracloruro de carbono.
Procedimiento:
a)
Eche 2 ml de KBr (0,1 M) en un tubo de ensayo limpio y en el otro eche 2
ml de KI (0,1 M).
b)
Adicione 1 ml de agua de cloro a cada uno de los tubos de ensayo.
c)
Adicione 1 ml de tetracloruro de carbono y agite los tubos en forma
enérgica (tapándolos con la mano limpia).
d)
Observe los colores de cada halógeno libre disuelto en tetracloruro de
carbono y anótelos.
e)
Repita lo realizado en a, b, c y d en forma similar, ensaye la reactividad de
2ml de NaCl (0,1M) y 2 ml de KI (0,1M) y en lugar de pelar agua de cloro
use 1 ml de agua de bromo. Vuelva a usar 1 ml de tratecloruro de
carbono y decida si ha ocurrido o no una reacción química.
f)
Repita lo realizado en a, b y c, empleando los siguientes reactivos: 2 ml
de NaCl (0,1 M), 2 ml de KBr (0,1 M), añadiendo una solución de Yodo
acuosa (agua de Iodo – 1 ml) y CC14 (1ml); anote sus observaciones.
Prueba E. Propiedades periódicas. Comparación de la acidez y basicidad
relativa del os elementos del tercer período.
Materiales:
1 luna de reloj.
Solución acuosa de Na, Mg, Al, P, S, y Cl (en goteros)
papel indicador de pH.
Procedimiento:
a)
Sobre la luna de reloj, distribuya 6 porciones de papel indicador.
Química General
36
b)
c)
d)
A cada porción de papel indicador de pH dejar caer 1 ó 2 gotas de una de
las soluciones disponibles (una solución diferente en cada porción).
Compare el color del papel humedecido con una de las soluciones, por
ejemplo NaOH, con el disco comparador de pH y anotar este valor.
Una vez obtenidos los valores de pH para todas las soluciones resumirlos
en un cuadro.
Prueba F. Propiedad Anfotérica
El estudio de la tabla de los elementos muestra que éstos pueden clasificarse en
principio en tres grandes grupos: Metales, No metales y Metaloides, cada uno
con propiedades netamente diferentes; según hemos estudiado en las
experiencias anteriores; los metales forma óxidos que reaccionan con el agua
para formar bases, mientras que los no metales forman compuestos oxigenados
(anhídridos) que al reaccionar con el agua formarán ácidos. Los metaloides en
cambio formarán compuestos de naturaleza anfotérica, es decir, capaces de
reaccionar tanto con una base como con un ácido. Para poder apreciar esto,
simplemente observamos si el óxido en cuestión es soluble tanto en ácido como
en base.
Materiales:
-
2 tubos de ensayo de 18 x 150 mm.
4 goteros para las soluciones.
Solución acuosa de tricloruro de aluminio (5% peso).
Solución acuosa de amoníaco (1:2 en volumen)
Solución acuosa de ácido clorhídrico (1:2 en volumen)
solución acuosa de hidróxido de sodio (10% peso).
Procedimiento:
a)
b)
c)
d)
e)
En un tubo de ensayo (A) eche aproximadamente 5 ml de tricloruro de
aluminio (5% peso) que contiene iones Al3+ y iones Cl-. En realidad el ión
aluminio está hidratado bajo la forma de Al (H2O)6.
Adicione al tubo solución acuosa de amoniaco (1:2) gota a gota hasta
que se forme hidróxido de aluminio, que es precipitado gelatinoso.
Divida el contenido del tubo anterior en otro tubo limpio marcado (B).
Agregue al tubo (A), gota a gota, solución acuosa de HCl (1:2) hasta notar
un cambio bien marcado. Anote sus observaciones.
Adicione gota a gota, al tubo B, solución acuosa de NaOH (10%) hasta
notar un cambio bien notorio. Anote sus observaciones.
IV.
CUESTIONARIO
1.
Por qué los metales alcalino-térreos son agentes reductores menos
fuertes en comparación con los metales alcalinos?.
En la prueba (A), ¿hubo cambio de color al agregar la fenolftaleína al
agua?.
2.
Química General
37
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
En la prueba (A), ¿hubo cambio de color al agregar los metales alcalinos
al agua con fenolftaleína, si los hubo, qué indica dicho color?
¿Cómo se guarda el sodio y el potasio? ¿por qué?.
Escriba la reacción del sodio con el agua.
¿Cuáles de los metales, sodio ó potasio, se oxida con mayor facilidad?
¿por qué?.
Explique por qué el CsOH es un álcali más fuerte que el KOH.
¿Podemos decir que el Litio, Sodio y Potasio forman una sola familia de
elemento? ¿ Por qué?, ¿necesita más datos?.
¿Qué observó en la reacción del calcio con el agua? Señale las
características que establecen diferencias con los elementos del grupo I.
¿Qué diferencias encuentra entre la reacción del Magnesio con el agua
con respecto a las reacciones anteriores?.
Indique como proceden las reacciones en la prueba (C).
Describa la prueba (D) y resuma sus resultados en un cuadro, en el que
indicará todos los cambios de color observados.
¿Qué volumen de cloro a 15 °C y 760 mmHg se necesita para oxidar
(hasta Iodo libre) el Ioduro de sodio contenido en la ceniza que se obtiene
por combustión de 10 ton de algas marinas, si estas últimas contienen
0.64% de NaI?ç14. ¿Qué volumen de cloro gaseoso en condiciones
normales se puede obtener de un recipiente con 20 litros de cloro líquido,
si la densidad del cloro líquido es 1.5 gr/m.
Haga un cuadro comparativo indicando la reactividad de los halógenos en
relación a sus posiciones en la tabla periódica.
Haga un cuadro donde se dispongan los elementos estudiados conforme
se encuentran en la clasificación periódica y mediante flechas indique el
orden de reactividad. Saque sus conclusiones pertinentes.
¿Cómo varían las propiedades ácidas en un periodo?
Defina electroafinidad, electronegatividad.
¿Cómo varia el grado de reactividad (electroafinidad) de los elementos
del Grupo I hacia el grupo VII?
¿Cómo varía el grado de reactividad (electronegatividad) de los
elementos del Grupo VII al grupo I?
En la prueba (F), escriba las reacciones que ocurren: primero en el tubo A
y luego en las 2 porciones separadas (tubos A y B).
Química General
38
PRACTICA N° 3
ESTEQUIOMETRÍA
I.
OBJETIVO
Los experimentos a desarrollarse tiene por finalidad la observación de los
cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en las reacciones químicas, la
parte cualitativa, están orientada a verificar el cambio de propiedades y la parte
cuantitativa, a la medición de las masas de las sustancias reaccionantes y
productos.
II.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Estequiometría en el término que se emplea para describir los cálculos
que comprenden relaciones de peso entre los átomos de un compuesto y entre
moléculas y átomos en una relación química. Así la estequiometria se puede
utilizar para describir los cálculos de pesos atómicos y moleculares,
determinación de las fórmulas empíricas de compuestos y las reacciones de
pesos entre reactivos y productos en una reacción química.
Siempre que ocurren reacciones químicas se producen cambios en las
propiedades de los reactantes, las cuales se pueden visualizar mediante
algunos de los siguientes hechos:
-
Formación de precipitados.
Desprendimiento de un gas.
Liberación o absorción de energía.
Cambio de color, etc.
Se pueden considerar dos grandes tipos de reacciones químicas:
-
III.
Las que ocurren sin cambio en el número de oxidación.
Las que involucran transferencia de electrones (redox).
Experimento N° 1: Determinación de la eficiencia de una reacción.
A)
Cuando se produce la formación de un precipitado:
Preparación de Carbonato de Bario según la reacción:
CO3(aq)2- + Ba(aq)2+ ---------- BaCO3(s)
Química General
39
Materiales y Reactivos:
1 vaso de 250 ml
1 probeta de 25 ml
1 embudo
2 papeles de filtro
1 soporte universal con pinza
1 bagueta
1 tubo de ensayo
1 balanza
1 piceta con agua destilada
1 radiador
1 termómetro
1 mechero
1 rejilla de asbesto
Solución de Na2CO3
Solución de BaCl2-
0,2 M
0,2 M
Procedimiento
-
Mezclar en el vaso de precipitado 10 ml de solución 0,2 M de BaCl2 y 10
ml de solución 0,2 M de Na2 CO3.
Dejar reposar para que sedimente el precipitado.
Filtrar el precipitado, usando el papel de filtro previamente pesado.
Lavar el filtrado con agua destilada.
Colocar el papel de filtro sobre otro que está sobre la rejilla de asbesto.
Instalar el radiador de manera que la temperatura no sea mayor de 90° y
luego poner la rejilla con el precipitado sobre el radiador.
Una vez seco el precipitado dejar enfriar y pesar junto con el papel de
filtro.
Cálculos:
Producto
Precipitado
Química General
Fórmula
Peso
Exper.
Peso
Calculado
% Rendimiento
%Error
40
B)
Cuando se produce el desprendimiento de un gas:
Reacción de descomposición del Clorato de Potasio
KCLO3(s) + calor ---------- KCl (s) + 3/2 O2 (g)
Materiales y Reactivos:
2 tubos de ensayo de
18 x 150
1 soporte universal con pinza
1 tapón de jebe horadado
1 manguera
1 mechero
1 embudo
1 papel de filtro
1 piceta con agua destilada
KClO3
MnO3
AgNO3
0.1 M
Figura 3.1 Un sistema generador y colector de oxígeno
Procedimiento
a)
Pesar un tubo de ensayo de 18 x 150 mm, completamente seco.
-
Pesar 1 gramo de KClO3 y colocarlo con cuidado en el fondo del tubo.
Pesar 0,1 g de MnO2, agregarlo al tubo de ensayo anterior (el MnO2
acelera el proceso de descomposición permaneciendo inalterable este
reactivo, por lo cual es sólo un agente catalizador).
Homogenizar la mezcla agitando el tubo de ensayo convenientemente.
Colocar en el otro tubo, agua corriente aproximadamente hasta la mitad
de su capacidad.
Armar el equipo según el esquema adjunto, asegurar que el tubo de vidrio
que va al tubo con agua, quede dentro del agua sin tocar al fondo fig. 3.1.
Calentar el tubo que contiene la mezcla y observar después de unos
minutos el burbujeo del gas en el agua del tubo.
cuando observe que ya no se desprende gas (no hay burbujeo) retirar el
tubo con agua y apagar el mechero.
Dejar enfriar y pesar el tubo con la muestra (la diferencia es debido al O 2
desprendido).
-
b)
Comprobar y calcular la formación de KCl de la siguiente manera:
-
Al tubo de ensayo que contiene el producto final agregar 2 a 3 ml de agua
destilada y agitar para disolver su contenido.
Química General
41
-
Dejar reposar para que la parte sólida se asiente en el fondo del tubo.
Filtrar.
Al líquido agregarle; gota a gota la solución de AgNO3 0.1 M hasta total
precipitación.
-
Filtrar y determinar el peso del precipitado.
Producto
Precipitado
Fórmula
Peso
Exper.
Peso
Calculado
% Rendimiento
%Error
Experimento N° 2.- Determinación de la fórmula de un hidrato.
Muchas sales cristalizadas procedentes de una solución acuosa aparecen como
perfectamente secas, aún cuando al ser calentadas producen grandes
cantidades de agua. Los cristales cambian de forma y en algunos casos de
color, al perder este contenido de agua; lo que indica de que el agua estaba
presente como una parte integrante de la estructura cristalina. Estos
compuestos se denominan hidratos,
el número de moles de agua por mol
de sal anhidra es generalmente un
número sencillo y se presentan por
fórmulas tales como Na2CO3.10 H2O
ó
CoCl2,
2H2O
y
pueden
generalmente ser descompuestas
por calentamiento para formar sal
hidratada o anhidra figura 3.2.
Materiales y Reactivos
1 crisol con tapa
1 balanza
1 radiador
1 triángulo
1 mechero
1 pinza
Sal hidratada.
Figura 3.2 Calentamiento inicial de un hidrato
Química General
42
Procedimiento:
-
Pesar con precisión el cristal y la tapa perfectamente limpios y secos.
-
Póngase de 3 a 5 gramos de cristales de hidrato en el cristal.
-
Colocar el crisol sobre el radiador (ayudándose con el triángulo y caliente
suavemente durante 5 minutos y luego aumente la temperatura durante 8
minutos.
-
Dejar enfriar el crisol tapado (aproximadamente de 8 a 10 minutos).
-
Pasar el crisol con la sal anhidra (la diferencia es el contenido original del
agua).
-
Volver a calentar el crisol durante 5 minutos y volver a pesar una vez frio,
si la diferencia de peso es mayor que 0.2 gramos, volver a calentar otros
5 minutos hasta conseguir una diferencia menor a este límite.
-
La diferencia entre la primera y última pesada será el agua total
eliminada.
IV.
CUESTIONARIO
1.
De 3 ejemplos diferentes de reacciones sin cambio en el número de
oxidación y 3 ejemplos diferentes de reacciones redox.
2.
considerando la eficiencia calculada en el experimento la determinar que
peso de carbonato de bario se obtiene de la reacción de 40 ml de
solución 0.3 N de Na2CO3 con 60 ml de solución 0.6 M de BaCl2.
3.
Calcular que peso de carbonato de bario se puede obtener a partir de 114
ml de una solución 0.5 M de BaCl2.
4.
Considerando la descomposición del KClO3 y la eficiencia calculada en el
experimento 2ª, determinar el peso de este compuesto que se debe
emplear para obtener 500 ml de 02 medidas en condiciones normales, 1
mol gramo de O2 ocupa 22.4 litros.
5.
Determinar el número de moléculas de agua que existe en cada
moléculas de agua que existe en cada molécula del cristal hidratado.
Química General
43
PRACTICA N° 4
GASES
I.-
OBJETIVO
a)
Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a
temperatura constante y establecer una relación entre la presión y el
volumen.
b)
Determinar el volumen molar de un gas.
c)
Ilustrar la ley de Graham comparando las velocidades de difusión de dos
sustancias gaseosas; amoniaco y cloruro de hidrógeno.
II.
FUNDAMENTO TEORICO
RELACION VOLUMEN PRESIÓN.-
Las llantas de automóviles deben mantener el aire a una presión muy por
encima de la presión atmosférica para que puedan resistir el peso del vehículo.
Cuando se pincha una llanta, se escapa el aire de dentro de la llanta hasta que
la presión interna es igual a la atmosférica.
La relación cuantitativa entre el volumen y la presión de una muestra gaseosa se
resume en la ley de Boyle que dice: “A TEMPERATURA CONSTANTE, EL
VOLUMEN DE UNA MUESTRA GASEOSA VARIA INVERSAMENTE CON LA
PRESIÓN EJERCIDA SOBRE EL GAS”.
La ley se puede expresar así:
V 1/P
V = k 1/P
(PV) t.m. = K
P1V1 = P2V2
(a T constante)
RELACIÓN VOLUMEN TEMPERATURA.En 1787, J. Charles, realizó el primer estudio experimental de la variación
isobárica (a presión constante) del volumen de un gas por efecto de la
temperatura, el cual fue verificado por Gay-Lusaac en 1802. Experimentalmente,
Charles y gay Lussac descubrieron que por cada incremento de 1°C en la
temperatura, el volumen del gas se incrementaba en aproximadamente 1/273 de
su valor a 0°C. Este valor es mas o menos constante para todos los gases. La
ley de Charles se puede expresar por la siguiente ecuación:
Vt = V0 (1 + t/273)m.P
Donde:
Química General
44
Vt = volumen a la temperatura t.
V0 = volumen a 0°C
t = temperatura del gas en °C.
El subíndice (m, P) indica que la relación es válida a masa y presión constante.
VOLUMEN MOLAR DE LOS GASES.En 1811 Avogadro propuso que “En las mismas condiciones de presión y de
temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número
de moléculas”. De este principio se deduce que 1 mol de cualquier gas ocupa
aproximadamente el mismo volumen a 0°C y 1 atmósfera (condiciones
normales). A este volumen se le denomina, volumen molar a condiciones
normales.
Para todos los gases este valor es de 22.414 litros. Para calcular el volumen
molar a otras condiciones de presión y temperatura, es necesario aplicar la
ecuación:
PV = Nrt
DIFUSIÓN GASEOSA.Los gases a diferencia de los sólidos se difunden (dispersan, esparcen) con
mucha rapidez. Mientras que los líquidos se difunden más lentamente que los
gases, porque las moléculas están mucho más cerca entre sí y no pueden
apartarse sin chocar.
El amoníaco NH3 y el cloruro de hidrógeno HCl, son gases que al ponerse en
contacto reaccionan para formar un humo blanco compuesto por partículas
microscópicas de cloruro de amonio. En el experimento correspondiente se
medirá experimentalmente las velocidades relativas de difusión de estos gases,
que cumplen la Ley de Graham:
VA /VB =
=
Donde:
VA, MA y DA son respectivamente velocidad de difusión, peso molecular y
densidad del primer gas.
VB , MB y DM los valores correspondientes para el segundo gas.
Química General
45
III.-
EXPERIMENTO N° 1.- COMPROBACIÓN DE LA LEY DE BOYLE Y
MARIOTTE.
Equipo y reactivos.-
1 tubo neumométrico.
1 soporte con sus nueces
1 ampolla o pera de nivel
1 termómetro de -10 a 110°C
1 pinza
1 regla de 50 cm.
Procedimiento.- T = constante.
Una vez montado el aparto de la figura se dejan unos 40 ml de aire en el tubo
neumométrico y se cierra con una pinza el conector de goma. Luego se sube y
baja la ampolla de nivel conector de goma. Luego se sube y baja la ampolla de
nivel para expulsar las burbujas de aire que puedan encontrarse en los tubos de
goma. Es importantísimo que no haya escapes de aire en el aparato. Para
asegurarse de que todas las uniones están bien cerradas se hace descender la
ampolla de nivel y se observará si el nivel en el tubo neumométrico permanece
constante.
De haber algún escape, lo más probable es que tenga que reemplazarse el
empalme de goma. Luego, debe dejarse el aparto hasta que el agua se ponga a
temperatura ambiente.
Se coloca la ampolla de nivel a una altura conveniente para que el agua que
contiene enrase con el agua del tubo (con un error menor de 0,1 ml). Levante la
ampolla hasta que la diferencia de niveles sea de 50 cm (en la mesa de
laboratorio hay reglas de 50 cm) y se debe registrar otra vez el volumen
ocupado por el gas.
Por último se hace descender la ampolla por debajo del nivel de la mesa, hasta
que la diferencia de niveles vuelva a ser de 50 cm y se registra de nuevo el
volumen del gas. Regístrese la temperatura del agua y la presión atmosférica.
CALCULOS:
Paire seco = PBar . + H2O  h H2O - Pvapor de agua
mmHg
Volumen del aire = Volumen leído + volumen muerto.
Química General
46
P Aire seco
(mmHg)
Volumen de aire
(ml)
PV
mmHg – ml
1/V
1
2
3
4
CUESTIONARIO:
-
Grafique la Presión sobre el eje vertical y el volumen sobre el eje
horizontal. Una los puntos obtenidos de la experiencia de laboratorio y
trace la curva más apropiada, considerando la función PV = constante
(promedio obtenido de la experiencia).
-
En el mismo gráfico anterior, con un color diferente graficar P versus 1/V.
Tenga cuidado de que su nueva escala horizontal parta de 1/V = 0 en el
eje Y. Trace la línea recta más apropiada.
-
Analice los 2 gráficos y escriba sus conclusiones con respecto a PV y 1/V.
-
Qué factores pueden influir en que no se obtenga un valor constante para
PV en este experimento.
EXPERIMENTO N° 2.- DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR
ESTANDAR (C.N.) DEL HIDROGENO.
Materiales e instrumentos.1 bureta de 25 ml
1 vaso de 400 ml
1 soporte
1 pinza
1 probeta
1 recipiente tubular de 4 cm x 25 xm.
Cinta de magnesio
Procedimiento.a)
Llenar el recipiente tubular (figura 2) con agua de caño hasta el borde.
b)
Colocar dicho recipiente dentro de un vaso de 400 ml el cual se usa para
recolectar el agua de rebose.
c)
Fijar el recipiente tubular con una pinza a un soporte de pie.
d)
Determinar el “volumen muerto” de la bureta (solicite información a su jefe
de prácticas).
e)
Mida con una probeta de 10 ml de HCl 6M y colóquela dentro de la
bureta, inclinándola ligeramente.
f)
Enjuague la probeta y llénela con agua de caño, cargue con esta agua la
bureta hasta la graduación 0, aproximadamente procurando arrastrar el
ácido que hubiera quedado en la pared interna.
Química General
47
g)
h)
i)
Coloque la cinta de magnesio, doblada en forma de U, en la boca de la
bureta (ver fig. 3) y complete el volumen de la bureta con agua de caño.
Coloque rápidamente un pequeño disco de papel en la boca de la bureta
con el dedo índice e inmediatamente invierta la bureta, introduciéndola
dentro del recipiente tubular preparado previamente, tal como se muestra
en la figura 2 (mantenga bien cerrada la llave de la bureta).
Observe el Hidrógeno generado por la reacción:
Mg(g) + 2HCl(ac) -------- Mg2+(ac) + 2Cl-(ac) + H2(g)
Cuando toda la porción de magnesio se ha disuelto, desplazar
suavemente hacia arriba ó hacia abajo la bureta para igualar los niveles
de agua de la bureta y del recipiente tubular, leer la graduación
correspondiente y calcular el volumen e hidrógeno húmedo a la presión y
temperatura del laboratorio, como sigue:
Vol. H2 (húmedo) = (capacidad de la bureta + vol. Muerto) en ml.
Solicitar a su jefe de Práctica los siguientes datos:
- Peso de la cinta de magnesio.
- Temp. de Lab. °C
- Presión barométrica en Lab.
- Presión de Vap. de agua a T°
en mmHg.
de Lab.
EXPERIMENTO N° 3.- DEMOSTRACIÓN DE LA LEY DE GRAHAM DE LA
DIFUSIÓN GASEOSA.
Materiales, instrumentos y reactivos.1
1
1
2
2
tubo de vidrio pyrex de 40 cm de longitud y 8 mm de diámetro interno.
soporte de pie
pinza
tapones de goma N° 4, con perforaciones
Algodón hidrófilo
goteros de bulbo de 25 ml
Regla graduada de 30 – 50 cm
Ácido clorhídrico concentrado
Hidróxido de amonio (amonio acuoso)
Procedimiento.a)
b)
c)
d)
Armar el equipo mostrado en la fig. 4, tenga cuidado que el tubo este
perfectamente limpio y seco (consulte a su Jefe de prácticas sobre la
forma de secar el tubo).
Colocar un pequeño trozo de algodón en la oquedad de cada uno de los
tapones de goma.
Agregar cuidadosamente sobre el algodón de uno de los tapones, unas 4
gotas de ácido clorhídrico (HCl) con el gotero correspondiente, luego
agregar al algodón del otro tapón, aprox. 4 gotas de amoníaco acuoso.
Los frascos goteros deben taparse tan pronto como sea posible, para
evitar la formación de humo.
Colocar en forma simultánea (al mismo tiempo), los tapones a cada uno
de los extremos del tubo de vidrio de 40 cm., con los algodones hacia la
parte interna del tubo.
Química General
48
e)
Observar cuidadosamente la superficie interna del tubo hasta ubicar el
lugar en que se empieza a formarse un anillo blanco de cloruro de amonio
(NH4Cl), producto de la siguiente reacción:
HCl(g) + NH3(g) --------- NH4Cl(g)
Retirar inmediatamente los tapones y enjuagarlos con agua de caño para
evitar que el laboratorio se llene de humos blancos irritantes.
f)
Medir con una regla la distancia desde el anillo9 blanco hasta el extremo
del tubo en que se colocó el tapón embebido en HCl y anótelo como 1,
haga lo mismo hacia el otro extremo y anótelo como 2.
el humo aparece en
esta área
tubo de 8 mm de 6580 cm de longitud
pinza
Bulbo que contiene 3 gotas de
amoníaco concentrado NH4OH.
Figura 4. Aparato para la difusión de gases
Química General
49
Procesamiento de Datos.Considerando que cuando se empieza a formar el anillo blanco de cloruro de
amonio, las moléculas de HCl han cubierto la distancia 1 empleando el miso
tiempo t que la molécula de NH3 ha empleado para cubrir la distancia 2,
podemos escribir la Ley de Graham de la siguiente manera:
=
=
=
Si se reemplazan los valores de 2 en 1 en la ecuación anterior, se obtiene el
valor experimental para el término.
Teóricamente es de 1,46. La diferencia entre 1,46 y el valor obtenido se debe al
error experimental.
IV.
CUESTIONARIO.-
1.
Un líquido que se usa en un manómetro tiene una densidad de 0,871
g/ml. Calcule la presión en cm de Hg, si el líquido se eleva a una altura de
60 cm.
2.
Cómo afecta la presión a la densidad de los gases?
Explique su respuesta.
3.
Cuántos gramos de Mg reaccionaran en el experimento 2?
4.
Cuál será el volumen del sistema gaseoso estudiado en el experimento 2
a 20 °C y 800 mm de Hg?.
5.
Determine el volumen de Hidrógeno obtenido en el Exp. 2 medido a C.N.
6.
Concuerdan los resultados experimentales con los que predice la Ley de
Graham? Haga los cálculos.
7.
Qué nos indica la formación del cloruro de amonio, NH4Cl, en el
experimento 3?.
8.
Por qué se deben colocar en forma simultánea los tapones embebido en
HCl y NH3 acuoso?.
Química General
50
Química General
51
PRACTICA N° 5
LÍQUIDOS Y SOLUCIONES
I.-
OBJETIVO
Estudiar algunas de las propiedades generales de los líquidos y algunas
propiedades de las soluciones acuosas.
II.
FUNDAMENTO TEORICO
Además del estado gaseoso, la materia comúnmente se encuentra al
estado líquido. Entre las propiedades que caracterizan a un líquido tenemos su
temperatura de ebullición o punto de ebullición, la cual se define como la
temperatura a la cual la presión de vapor del líquido equipara la presión del
líquido ejercida sobre la superficie. Los líquidos con alta presión de vapor, tienen
temperaturas de ebullición bajas, mientras que aquellos que tienen baja presión
de vapor les corresponden una temperatura de ebullición elevada.
Soluciones son sistemas homogéneos, mezclas de dos o más sustancias
(solutos disueltos en solventes) donde sus componentes se distribuyen
uniformemente resultando una sola fase líquida, sólida o gaseosa.
Soluciones Acuosas.Soluciones líquidas donde la fase dispersante es el agua se denomina
soluciones acuosas.
El agua es un disolvente polar debido a la estructura de dipolo de su
molécula. En general los disolventes polares son excelentes para disolver otras
moléculas polares. El agua disuelve con facilidad a muchos compuestos iónicos
o de considerable porcentaje iónico (electrolito fuerte), disociándolos en aniones
y cationes estos sucede con los ácidos fuertes, bases fuertes y las sales
provenientes de ambos: HCl, H2SO4, KOH, NaOH, NaCl, Na2SO4.
El agua también es un buen solvente para solutos polares con radicales
OH- y H+ en su estructura, tal es el caso de la sacarosa (azúcar de caña,
C12H22O11) donde las moléculas de sacarosa permanecen sin disociarse en la
disolución; otras se ionizan parcialmente (ácidos y bases débiles: HCN,
HC2H3O2, NH4OH).
Composición cuantitativa de una solución.Hay varias formas de expresar la concentración o cantidades relativas de
sus componentes; porcentaje en peso (gr de soluto/100 de solución); partes por
millón (mg soluto/litro de solución ó mg soluto /Kg de muestra); molaridad (moles
de soluto/1t de solución); Normalidad (peso equivalente gr/lt de solución);
Molalidad (moles de soluto/Kg de solvente).
Química General
52
Soluciones Acidas y Básicas.Según Arrhenius un ácido se define como una sustancia que al disociarse
produce iones H+, mientras que una Base es aquella que en solución acuosa se
disocia y produce iones OH-. La fuerza de un ácido o de una base dependerá de
su grado de disociación.
HCl
----------
H+ + Cl- (disociación completa)
0,1 M
0,1 M
HC2H3O2 ====== H+ + C3H3O2-
Ka = 1,8 x 10-5
Según la teoría de Bronsted – Lowry, ácido es toda sustancia donadora
de protones y base aquella capaz de aceptarlos.
El HCl cede protones:
HCl + H2O ---------- H3O+ + Clácido1
base2
ácido2
base1
Pares conjugados: ácido1 - base1 ; HCl - Clácido2 - base2 ; H3O+ - H2O
En cambio el NH3 es un aceptor:
NH3 + H2O ---------- NH4+ + OHbase1
ácido2
ácido1
base2
El agua es de carácter anfotérico, comportamiento de ácido y de base.
Autoionización del agua.El agua se autoioniza muy ligeramente en la proporción 10-1 mol/lt a
25°C.
H2O
+ H2O
---------- H3O + OH-
El producto de las concentraciones molares (H3O+) (OH-) = Kw = 10-14 se
denomina producto iónico del agua y es una constante.
Cuando se disuelve un ácido en agua, aporta protones H+ aumentando la
concentración de iones hidronio H3O+; debe entonces disminuir los oxidrilos OHpara mantener invariable el valor de Kw.
La escala de pH es una forma de expresar la concentración de H3O+ en
una solución acuosa y se expresa por:
pH = -log(H3O+) y en general
-log (H3O+) (OH-) = -log Kw
pH + pOH = pKw = 14
(H3O+) = 10-pH y (OH-) = 10-pOH
Química General
53
En soluciones diluidas, un ácido o una base fuerte se consideran
completamente disociados.
Así, en una solución 0,1 M de KOH se tiene:
(OH-) = (K+) = 10-1 ; pOH = 1
; pH = 13
Un ácido o una base débil solo se disocia parcialmente
HCOOH + H2O === H3O+ + COOH- M: molaridad
M - x
x
x
(H3O+) (HCOO-) = Ka = 1,8 x 10-4
HCOOH
Debido a una ligera hidrólisis las sales de anion débil y catión fuerte
presentan reacción algo básica.
NaCOOH + H2O ---------- HCOOH + Na+ + OHy las sales de catión débil y anión fuerte son ligeramente ácidas.
NH4Cl + H2O ---------- NH3 + Cl- + H3O+
El pH de una solución se determina mediante un indicador ácido-base o
con un instrumento (potenciómetro).
Un indicador es una sustancia que cambia de color dentro de un
determinado rango de pH.
Indicadores y su cambio de color.Cambio de color
Nombre común
Cambio de pHt
Acido
Azul de bromofenol
Anaranjado de metilo
Verde de bromocresol
Tornazol
Rojo de metilo
Rojo de fenol
Azul de timol
Fenolftaleína
Amarillo de alizarina
3,0 – 4,6
3,1 – 4,5
3,8 – 5,4
5,5 – 8,2
4,4 – 6,3
6,4 – 8,2
8,0 – 9,6
8,0 – 9,8
10,1 – 12,1
Amarillo
Rojo
Amarillo
Rojo
Rojo
Amarillo
Amarillo
Incoloro
Amarillo
Base - +
Violeta
Naranja
Azul
Azul
Amarillo
Rojo
Azul
Rojo
Lila
Ejemplo de cálculo: Se tiene una solución acuosa de etanol, C2H5OH, al 60%
cuya densidad es 0,891 gr/ml.
Se puede determinar su molaridad (M), molalidad (m) como sigue:
1 litro de solución peso 891 gramos, de los cuales el 60& es de C2H5OH,
o sea 534,6 gr.
Química General
54
Las moles de C2H5OH serán:
534,6 gr = 11,62 moles
46 gr/mol
las mismas que están contenidas en 1 lt de solución.
Luego la molaridad, M, de la solución de etanol al 60% es 11,62 mol/lt.
Para calcular la molalidad, m, se debe calcular las moles de soluto,
C2H5OH, contenido en 1 Kg de solvente, agua.
gramos de H2O = 891 - 534,6 = 356,4 gr H2O
m = 11,62 mol x 103 = 32,3 molal
356,4
Hay propiedades de las soluciones que dependen del número de
partículas del soluto, tal como las de descenso del punto de congelación y
aumento del punto de ebullición de la solución con respecto al solvente puro.
La relación entre el descenso del punto de congelación y la molalidad es
proporcionalmente directa en soluciones diluidas, matemáticamente se expresa
así:
 Tc = Kc m
Tc+ - Tc = Kc m
donde:
 Tc
Kc
m
es el descenso del punto de congelación de la solución con respecto a la
del soluto puro.
es la constante crioscópica molal, que depende del solvente.
es la molalidad de la solución.
La molalidad, m, está relacionada a la cantidad en gramos de soluto y
solvente y de sus respectivos pesos moleculares por la siguiente ecuación:
m =
donde:
w2 y w1
M2 y M1
III.
son los pesos de soluto y solvente en la solución respectivamente.
son los pesos moleculares del soluto y del solvente
respectivamente.
Experimento N° 1.- Determinación del punto de ebullición del alcohol etílico.
Química General
55
Materiales y reactivos
-
soporte
pinza o pita
termómetro de -10° a 110°C
agitador de alambre
tubo de prueba de 13 x 100 mm.
tubo capilar de 0,5 x 100 mm
vaso pirex de 400 ml
rejilla de asbesto
trípode
mechero Bunsen
liga de jebe
probeta de 25 ml
alcohol etílico.
Procedimiento.a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
Tomar un tubo de prueba limpio de 13 x 100 mm y enjuagarlo con 1 ml de
alcohol etílico.
Llenar el tubo con 2,5 ml de alcohol etílico.
Introducir un capilar en el tubo que contiene alcohol con el extremo
cerrado hacia arriba (verificar que uno de los extremos del tubo capilar
esté cerrado).
Sujetar el tubo de prueba de 13 x 100 mm a un termómetro mediante una
liga de jebe.
Sujetar el termómetro con una cuerda, tal como se muestra en la figura 1.
Sumergir todo el conjunto, en un vaso de 100 ml.
llenar las ¾ partes del vaso con agua de caño.
El conjunto debe quedar aproximadamente a 1 cm del fondo del vaso.
calentar el vaso con un mechero de gas suavemente a través de una
rejilla de asbesto y agitando el agua con movimientos verticales de un
agitador en forma de anillo, cuidado de que el agitador no choque con el
vaso o tubo de prueba.
Retírese inmediatamente la llama en el momento que se nota el
desprendimiento de la primera burbuja en el tubo que contiene alcohol.
Observe el desprendimiento de burbujas y lea la temperatura en el
momento en que sale la última burbuja del tubo capilar.
Química General
56
Experimento N° 2.Materiales y reactivos
1 gradilla
6 tubos de ensayo de 10 x 100 mm.
1 piceta con agua destilado recientemente hervida.
HCl 6M (frasco gotero)
NaOH 6M
NH4Cl
1 gr
NaCH3COO 1 gr
NaHCO3
1 gr
Na2CO3
1 gr
Papel indicador tornasol
Papel indicador universal
Anaranjado de metilo
Fenolftaleína
Con tubos separados y rotulados disolver, en aproximadamente 5 ml de
agua, 0,5 gr de las siguientes sustancias:
HCl ; NH4 Cl; NaCH3COO; NaHCO3 ; NaCO3 ; NaOH
Primero con papel indicador tornasol, después con el papel indicador
universal observar el pH de cada una de las soluciones.
Agregar a cada muestra una gota de fenolftaleína y finalmente una gota
de anaranjado de metilo para las muestras no coloreadas por la fenolftaleína.
Anote sus conclusiones y compare con el cuadro de indicadores.
Experimento N° 3.Determinación de la concentración de una solución de sacarosa o cloruro
de sodio.
Materiales y reactivos:
-
recipiente tubular de 25 x 4 cm de diámetro.
densímetro
termómetro
solución de sacarosa o solución de cloruro de sodio.
Procedimiento:
a)
Vierta la solución de sacarosa o cloruro de sodio al recipiente tubular
hasta unos 2 cm al borde superior, mida la temperatura e introduzca el
densímetro para la lectura correspondiente.
b)
Usando la Tabla N° 1 determine la concentración de cloruro de sodio en
% en peso.
Química General
57
c)
Lave el densímetro con agua de caño.
TABLA N° 1
Densidad de soluciones de cloruro de sodio a 20°C
Densidad
20°C
4°C
Porcentaje en peso
NaCl
1,0053
1,0125
1,0268
1,0413
1,0559
1,0707
1,0857
1,1009
1,1162
1,1319
1,1478
1,1640
1,1804
1,19
1,20
11
2
4
6
8
10
12
14
16
18
20
22
24
26
28
Experimento N° 4.- Determinación del peso molecular de una sustancia no
volátil por crioscopia.
1 tubo de prueba de 18 x 150 mm
1 vaso de 250 ml
1 termómetro.
1 soporte trípode
1 soporte de pie
1 rejilla de asbesto
1 mechero de gas
naftaleno y sustancia problema.
Procedimiento:
a)
Coloque en un tubo de prueba de 18 x 150 mm 8 gramos de naftaleno,
C10H3 y 2 gramos de la sustancia de peso molecular desconocido.
b)
fije el tubo con una pinza tal como se muestra en la figura N° 2.
c)
sumerja el tubo en un vaso de 250 ml, llene con agua destilado hasta sus
¾ partes.
d)
caliente el agua para que se funda el contenido, introduzca un termómetro
y retirar rápidamente el tubo del agua (manténgalo sujeto con la pinza).
e)
Agite circularmente la masa fundida (solución) con el termómetro,
cuidando de no golpear fuertemente las paredes del tubo y controle la
temperatura; cuando la solución se torne turbia (opaca) anote la
Química General
58
f)
IV.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
temperatura e inmediatamente retire el termómetro para que no quede
atrapado en la masa sólida.
Use los datos de la Tabla de constantes molales del punto de congelación
y ebullición de la guía y calcule el peso molecular de la sustancia
desconocida.
CUESTIONARIO
¿En qué momento empieza a hervir un líquido?
¿A qué se debe la presencia de burbujas en un líquido en ebullición?.
¿Qué diferencia hay entre ebullición y evaporación?.
¿Cómo influye la presión barométrica en el punto de ebullición de un
líquido?
¿Cuál es la estructura de la sacarosa? ¿Por qué se disuelve en agua?
¿Cuál es la diferencia entre soluciones ácidas, básicas y neutras?.
Si el pH del jugo de toronja es 3 (pH=3) y el de la cerveza es 5 (pH=5)
¿Cuántas veces es más ácido el jugo de toronja que la cerveza?
Determine los pH de una solución 0,02 N de HCl y de una solución 0,02N
de NaOH.
¿Porqué la solución de NH4CH3COO es de carácter neutro?.
¿A 25°C una solución 0,001 M de amoniaco está ionizada en un 13%.
Calcular la concentración molar de las diferentes especies en equilibrio y
la constante de ionización para el amoniaco.
Determine la molaridad, molalidad, X, de la solución de NaCl estudiada
en la práctica.
Química General
59
PRACTICA N° 6
PRÁCTICA DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
(SÓLIDOS)
I.-
OBJETIVOS
-
Diferenciar entre un “sólido amorfo” y un sólido cristalino.
Obtener cristales y conocer los factores para una buena cristalización.
Confeccionar empaquetamientos comunes haciendo uso de modelos.
Determinar algunas propiedades de los sólidos cristalinos.
1.
DIFERENCIA ENTRE “SOLIDO AMORFO” Y SOLIDO CRISTALINO
1.1
FUSIÓN DE UN “SOLIDO AMORFO”
a)
Colocar un trozo de brea sobre una lámina de lata que debe estar
sobre un trípode.
Calentar suavemente empleando el mechero. Observa y anota.
Repita a) y b) con un trozo de plástico (termoplástico).
b)
c)
2.
PROPIEDAES DE LOS SÓLIDOS CRISTALINOS
2.1
DENSIDAD DE LOS SOLIDOS
a)
b)
c)
d)
e)
Pesar una docena de clavos (hierro).
Colocar 10 mililitros de agua en una probeta graduada.
Adicionar la docena de clavos dentro de la probeta.
Medir el nuevo volumen.
Determinar la densidad del hierro.
2.2
ABSORCIÓN DEL AGUA
*
HIGROSCOPIA
a)
Dejar sobre una luna de reloj un poco de sulfato de cobre anhidro
al ambiente.
Observar y anotar el cambio de color y la fase, después de una
hora.
b)
*
DELICUENCENCIA
a)
Dejar sobre una luna de reloj un poco de hidróxido de sodio al
ambiente.
Observar y anotar el cambio de fase después de una hora
b)
Química General
60
2.3
SUBLIMACIÓN.
a)
Colocar un gramo de Yodo dentro de un tubo de ensayo limpio y
seco.
Anotar el color y la fase en el que se encuentra el Yodo.
Tapar el tubo.
Calentar a 80°C, 150 mililitros de agua en un vaso de 250 mililitros.
Introducir el tubo dentro del vaso con agua.
Observar y anotar el color y fase del Yodo después del
calentamiento durante 2 minutos.
b)
c)
d)
e)
f)
3.
4.
OBTENCIÓN DE SÓLIDOS CRISTALINOS
3.1
A PARTIR DE UNA SOLUCIÓN ACUOSA SOBRESATURADA
a)
Sostenga con la mano el tubo de ensayo que contiene sulfato de
cobre (sólido) en agua y sométalo a calentamiento suave a fuego
directo hasta disolución completa.
b)
Vierta la solución acuosa de CUSO4 caliente a la caja Petri y
cúbrala con la tapa de la caja Petri. Deje enfriar a temperatura
ambiente y de vez en cuando observe sin mover la base de la caja
Petri (aprox. cada 15 minutos) hasta la formación de cristales de
CUSO4, 5H2O.
Observe la propagación de la cristalización.
c)
Con un escarbadientes o palito de fósforo separe varios
monocristales en un papel de filtro y obsérvelo con el microscopio
(o una lupa).
d)
Observar y anotar.
OBTENCIÓN DE VARIOS ESTADOS ALOTRÓPICOS DEL AZUFRE
a)
Azufre octaédrico.- Disolver 1 gramo de azufre en una cápsula con
3 ml de sulfato de carbono (este solvente es sumamente
inflamable), filtrar y dejar evaporar la solución en un cristalizador
sobre un baño de agua caliente, lejos del fuego, pasado cierto
tiempo, observar los cristales obtenidos. Ver al microscopio (fig. 1).
b)
Azufre prismático.- Fundir 1 gramo de azufre al calor suave en un
crisol, observando las transformaciones que se suceden por acción
del calor, cuando la sustancia emite vapores, retirarla al fuego, y al
formarse una película en su superficie perforarla con un punzón y
volcar el contenido líquido que aún resta. Déjelo enfriar y observe
los cristales obtenidos, verificando su forma prismática (fig. 2. Ver
al microscopio.
Química General
61
c)
5.
Azufre amorfo.- Fundir 1 gramo de azufre en un balón hasta que
emita vapores, volcarlo sobre el dispositivo que muestra la fig. 3
comprobar el estado amorfo y la elasticidad de la variedad
formada.
CONFECCIÓN DE LOS MODELOS DE CELDAS UNITARIAS DE
EMPAQUETAMIENTOS MAS COMUNES.
5.1
Empaquetamiento cúbico simple.
a)
b)
Tome 8 porciones de 1/8 de esfera y cada una de las porciones
con los alambres suministrados tal como se muestra en la fig. 4.
Observe las zonas huecas. Las magnitudes de los aristas respecto
al radio de esfera. Determine el número de esferas que contiene
esta celda unitaria.
5.2
Empaquetamiento cúbico de cuerpo centrado.
a)
En base al modelo 5.1 separe cuidadosamente la mitad superior,
coloque en medio una esfera entera y trate de llegar a confeccionar
el modelo de la fig. 5.
Observe las zonas huecas, las magnitudes de los aristas respecto
al radio de la esfera. Determine el número de esferas que contiene
esta celda unitaria.
b)
5.3
Empaquetamiento cúbico de cara centrada.
En base al modelo 5.1 confeccionar al modelo de fig. 6.
5.4
Empaquetamiento hexagonal compacto.
En base al modelo 5.1 confeccionar el modelo de la fig. 7.
Química General
62
Química General
63
Celda unitaria cúbica centrada en el interior. En un metal la estructura el tiene
dos átomos por celda unitaria y el factor de empaquetamiento atómico de 0.68.
Celda unitaria cúbica centrada en las caras. En un metal la estructura °F tiene
cuatro átomos por celda unitaria, y un factor de empaquetamiento atómico de
0.74.
Figura N° 7
(b)
(a)
Estructura hexagonal compacta. (a) Vista esquemática mostrando la localización
de los centros de los átomos. (b) Modelo hecho con esferas duras.
Química General
64
PRACTICA Nº 7
ELECTROQUÍMICA Y CORROSIÓN
I.
OBJETIVO
a)
b)
II.
Estudio de los procesos de interconversión de energía química en
eléctrica y viceversa.
Estudio del proceso de oxidación – reducción en la corrosión.
FUNDAMENTO TEORICO
Las reacciones de oxidación – reducción se caracterizan por la
transferencia de los electrones de un componente de la reacción a otro,
ocasionando un cambio en el número de oxidación de los reactantes.
Toda reacción de oxidación debe ser acompañada de una reducción y
viceversa, en consecuencia al reactante
que sufre reducción se
denomina oxidante.
Ejemplo: cuando se sumerge una cinta de zinc en una solución de
CuSO4. Se observa inmediatamente un depósito de cobre metálico (color
rojo dorado) sobre zinc. Lo que sucede aquí es una reacción redox :
Zn°(g) + Cu2+(ac) -------- Zn2+(ac) + Cu°(g)
Semireacción de oxidación: Zn0 (g) -------- Zn2+ + 2e
Semireacción de reducción: Cu2+(ac) + 2e -------- Cu°(g)
Estas 2 semi reacciones se producen simultáneamente en la solución de
cuSO4, en la superficie de Zinc. Si reparamos, físicamente, las 2
semireacciones, Los electrones deben moverse a través de un sistema
externo de conductores para completar la reacción.
Esta separación física produce una pila electroquímica. La energía
eléctrica de la reacción está disponible para utilizarse.
PILAS GALVANICAS
En la pila galvánica la energía química se transforma en eléctrica.
Si separamos físicamente la barra de zinc de la solución de CuSO4, como
se ilustra en la figura. En este caso, la barra de zinc está sumergida en
una solución de znSO4 ; Una barra de cobre en una solución de CuSO4 y
las 2 barras están conectadas eléctricamente por medio de un alambre
conductor externo. Esta es una forma de pila galvánica ó pila voltaica.
Química General
65
Las dos mitades de la pila
llamados compartimentos pueden
estar separados por una pared
porosa ó por un puente salino.
En este sistema se realizan las
reacciones de placas: El electrodo
de zinc se disuelve paulativamente
ocurre en la oxidación del zinc;
mientras que el electrodo de cobre
aumenta de espesor a expensas
de que el ión CU…n de la solución
sufre reducción.
En esta pila el electrodo de Zn es
el ánodo, ocurre oxidación, y el de
cobre es el cátodo ya que sobre
ella ocurre la reacción de
reducción.
Fig. 1 : Celda Galvánica
El flujo de electrones se realiza desde el ánodo hacia el cátodo. Al conectar un
amperímetro entre los electrodos se podrá observar el sentido de la corriente, y
como toda la corriente eléctrica se debe a una diferencia de potencial entre los
electrodos, esta diferencia de potencial vendría a ser la fuerza electromotriz de
la celda.
Experimentalmente se ha determinado que el voltaje de la celda es una función
del cociente de las concentraciones de los iones Zn 2+ y Cu2+. Si la temperatura
es 25°C y las concentraciones iguales, el voltaje de la pila será 1,1 voltios.
Si se aumenta la concentración del ión Zn 2+ o si se disminuye la concentración
del ión Cu2+, el voltaje disminuye y aumentará en caso contrario.
El voltaje de una celda galvánica es una característica, tanto de las sustancias
químicas que intervienen en la reacción como de sus concentraciones y mide la
tendencia de los reaccionantes a formar sus productos.
Si la reacción se realiza espontáneamente de izquierda a derecha, al E se le da
un signo positivo. El voltaje de la celda en función de las concentraciones
muestran para cualquier reacción general:
aA + bB ---------- cC + dD
Se tiene la ecuación de Nerst:
E = E0 –
Química General
66
Donde:
E0 = es el potencial normal de la celda.
n=
es el número de electrones transferidos en la reacción.
( )x = concentración de cada uno de los componentes elevado a un exponente
igual a su coeficiente estequiométrico.
ELECTROLISIS:
Las reacciones de oxidación – reducción que se producen espontáneamente
pueden ser usadas como fuente de energía eléctrica, pero en muchos procesos
es necesario la ocurrencia de este tipo de reacciones pero que no se producen
espontáneamente, por lo que es necesario dar la energía eléctrica para que esta
reacción se produzca, a este proceso se denomina electrólisis.
FUNDAMENTO SOBRE CORROSIÓN
Corrosión por definición es un desgaste (oxidación) lento de un metal, es decir
un ataque destructivo del metal por las reacciones químicas o electroquímicas
del mismo con su medio ambiente.
a)
Casi todos los metales, particularmente el fierro, cuando se exponen al
agua o al aire se corroen. La acción consiste en una oxidación del metal y
si el óxido no es adherente y es todavía poroso puede dar lugar a una
destrucción total del metal.
Ejemplo:
Fe + ½ O2 ------- FeO + 2e
b)
También la corrosión se explica considerando en el metal pequeñísimas
pilas o pares locales formados por metales diferentes (metal básico y su
impureza) o bien en un metal puro con partes metálicas más activas
químicamente, debido a su esfuerzo de tensión, compresión, temple,
temperatura, etc.
c)
El concreto usado para construcciones, diques, puentes, tanque, etc., en
medio marino o en las cercanías se deterioran prematuramente a causa
de la corrosión; constituyen un grave problema en todo el mundo.
d)
Entre las acciones que causan el deterioro de las estructuras de acero o
del concreto armado se puede señalar:
-
Acción mecánica: corrosión – fatiga debido al oleaje.
Acción física: la penetración del agua del mar y los ciclos de
humedecimiento – secado producen esfuerzos de contracción y de
hinchamiento hidráulico en el concreto.
Acción electroquímica: Corrosión del acero estructura y de las armaduras
de concreto.
El concreto también se deteriora en medios altamente alcalinos (pH  13).
-
Química General
67
El hierro no se corroe en un ambiente completamente seco; más aún en
el vacío, se mantiene perfectamente, es así como se está haciendo
experimentos variados al respecto, en las naves espaciales
contemporáneas.
El hierro frente al agua de mar o aire húmedo se desgasta porque sus
partes activas tienen un potencial de reducción más negativo y tienden a
pasar al estado iónico mientras que en sus partes activas los iones H+ del
agua en mayor concentración en presencia de CO2, tienden a
desgastarse formando hidrógeno gaseoso.
Los metales expuestos al aire se protegen de la corrosión mediante
pinturas mientras que las tuberías instaladas en el suelo se protegen con
asfalto.
El fierro se protege también con un recubrimiento de Zinc (galvanizado),
estaño, plomo, cadmio, teniendo en cuenta que la película protectora no
se rompa, y si se logra romper el fierro actuará de ánodo y los otros de
cátodo. El par Mg-Fe es buen para evitar que se desgaste el fierro el cual
actuará de cátodo (reducción) y el magnesio de ánodo (oxidación).
III.
EXPERIMENTO N° 1
Materiales y Equipo:
1
batería de 12 voltios ó convertidor de corriente alterna a continua.
1
multitester.
2
vasos de vidrio de 250 ml
2
barras de Cu
2
barras de Zn
4
conductores
4
conexiones de cocodrilo
Solución 1M de CuSO4
Solución 1M de ZnSO4, una piceta con agua destilada, lija.
PROCEDIMIENTO
A)
Montar la pila galvánica de acuerdo a la figura.
-
En un vaso de 250 ml agregar la solución de ZnSO4 1M hasta ¾ partes
del volumen disponible.
En el otro vaso colocar la solución de CuSO4 1M hasta el mismo nivel
que la solución de ZnSO4.
Introducir a la solución de ZnSO4 una barra de Zn y la barra de cobre a la
solución de CuSO4.
-
Química General
68
-
Haciendo uso de los conductores medir con ayuda del multitester el
voltaje de la celda y la intensidad de corriente, haciendo hincapié en el
sentido de ésta.
B)
Varía la concentración de la solución de CuSO4 y medir los voltajes
(realizar una variación cuantitativa).
EXPERIMENTO N° 2.Materiales y reactivos.-
1 tubo en U con salidas
laterales.
2 electrodos de carbón
Fuente de corriente de 12
voltios
2
conductores
con
conexiones tipo cocodrilo.
Solución de KI 0,5 M
Solución de fenolftaleína
Solución
de
cloruro
férrico 0,1 M
tetracloruro de carbono
(CCI4)
PROCEDIMIENTO.-
-
Fig. 2
Disponer el aparato de electrólisis como se indica en la figura.
Dejar transcurrir 15 minutos.
Transcurridos los 15 minutos, extraer del extremo donde estaba el cátodo
2 ml de solución y añadir 2 gotas de fenolftaleína y 2 ml de solución de
cloruro férrico.
Extraer 2 ml de líquido pardo del extremo donde estaba el ánodo y añada
1 ml de CCl 4 y agite el tubo durante unos segundos.
EXPERIMENTO N° 3.Materiales y reactivos.-
NaOH 0,1 M
Na2Cr2O7 0,1 M
NaCl 0,1 M
HCl 0,1 M
Fe SO4, 7H2O 0,1M
K3Fe(CN)6
0,1 M
fenolftaleína al 1%
Química General
- 8 clavos de 2 pulgadas.
- 1 tira de zinc.
- 1 alambre de cobre delgado
- 1 vaso de arena.
- 1 vaso de 250 ml
- 1 voltímetro
- 1 bagueta
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-
1 tira de cobre
1 tira de fierro
1 solución de NaCl al 3%
- 5 tubos de vidrio
- papel de tornazol
- agua destilada.
a)
Poner un clavo limpio (lijado) en cada uno de los cinco tubos de ensayo,
tenga cuidado de no romper el fondo del tubo con el clavo.
b)
Llene parcialmente cada tubo de ensayo hasta cubrir cada clavo con los
reactivos siguientes: todas las soluciones son 0,1M: NaOH, Na2Cr2O7,
NaCl, HCl.
Determine la concentración aproximada del ión hidrógeno de cada
solución mediante el papel de tornasol u otras soluciones. Lo que es
necesario para saber si la solución inicial es ácida, neutra ó básica.
c)
d)
Después que las soluciones hayan permanecido todo este tiempo, añada
a cada una, una a dos gotas de ferricianuro potásico 0,1 M K3Fe(CN)6,
que contiene los iones K+ y Fe (CN)63-, y anote cualquier cambio.
e)
Añada una gota de K3Fe(CN)6
solución de sulfato ferroso.
f)
Compare este resultado con el obtenido cuando el ferricianuro potásico se
añade a las distintas soluciones que contienen los clavos. Qué
conclusiones se pueden deducir de los resultados de la parte (e).
0,1m
a 1 ml aproximadamente de
EXPERIMENTO N° 4.En este experimento vamos a usar como puente salino la arena.
a)
1.2.3.4.b)
1.-
2.
3.
4.
Arena sola.
Coloque la arena que fue previamente tamizada en un vaso de 250 ml
(hasta la mitad).
Coloque las tiras de cobre y fierro (electrodos) en el vaso a una distancia
de 4 a 5 cms, uno del otro.
Conecte los extremos de las tiras con los del voltímetro, previamente
calibrado.
Observe la medición de la lectura con la mayor precisión posible.
Con cloruro de sodio.
Cuál es la semireacción espontánea que tiene lugar en la:
a) semipila Zn(s) ----------- Zn2+ . (1M)
b) semipila Cu(s) ----------- Cu2+ . (1M)
Describa la reacción total.
¿Cuál es el sentido del flujo de electrones?
¿Cuál es el sentido del flujo de iones negativos a través del puente
salino?
Química General
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5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
¿A qué se debe que E0 para la celda galvánica Zn/Cu sea igual a 1,1
voltios?.
Al funcionar una pila galvánica compuesta de los paredes Zn/Zn2+ y
Cu/Cu2+ el peso de ánodo disminuye 0,1634 gramos. Determinar la
cantidad de electricidad obtenida.
¿Cuál es el voltaje mínimo con que se puede alimentar la corriente
eléctrica para que ocurra la electrólisis del .KI.
En la pila Daniell ¿Se puede reemplazar la barra de cobre por un
electrodo inerte?. Explique.
Indique los reactivos del Experimento N° 3, que no observó prueba
alguna de corrosión.
indique los reactivos del experimento N° 3 en los que hubo señal de
corrosión.
¿Porqué un clavo puede permanecer por días en la estantería de un
almacén y no se oxida, mientras que puesto en agua se oxida
rápidamente?.
Los iones ferrosos reaccionan con ferricianuro potásico para formar un
precipitado coloreado. Formule la ecuación de esta reacción.
Algunas veces se ponen varillas de magnesio metálico en los
calentadores de agua ¿Por qué?.
En la pila Daniell ¿se puede reemplazar la barra de cobre por un
electrodo inerte? Explique.
Química General
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MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA

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