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TABLA DE CONTENIDO Práctica Introducción 1. Trabajo en el laboratorio 2. Preparación de soluciones y determinación de la concentración de una solución por medio de la densidad 3. Factores que afectan la solubilidad y determinación de la curva de solubilidad 4. Propiedades coligativas: Elevación del punto de ebullición 5. Calorimetría: Determinación del calor específico de un metal 6. Calor de reacción: Cambio de entalpia para algunas reacciones 7. Entropía: una medida del desorden 8. Ley de equilibrio químico y principio de Le Chatelier 9. pH y soluciones buffer 10. Valoración ácido-base: Neutralización 11. Factores que modifican la velocidad de una reacción 12. Cinética de una reacción: Determinación de orden de reacción y ley de velocidad

PRESENTACIÓN El Manual de Prácticas de Laboratorio de química II está estructurado de tal forma que compruebe leyes y principios desarrollados en la parte teórica, se divide en cuatro campos de estudio:    

Soluciones Termoquímica Equilibrio Químico Cinética química

Con un total de 12 prácticas, las cuales le dan al estudiante una visión más completa de las diferentes áreas de trabajo en la química general II, visión que se completará con aspectos electroquímicos en cursos posteriores. Cada práctica contiene objetivos, información básica, lista de materiales y reactivos, procedimiento, pre-laboratorio, detalles sobre la adquisición de datos, tratamiento y análisis de resultados, actividades de profundización afianzamiento y mecanización a través del post-laboratorio. Además se integran imágenes del montaje de equipos y de algunos detalles que se consideran importantes para el mejor desarrollo de los experimentos. En algunas prácticas los alumnos armarán los equipos permitiendo desarrollar las habilidades necesarias para el trabajo científico en el tiempo asignado para la misma El manual puede ser de empleado por estudiantes de Química, Biología, Ingenierías, Farmacia y Licenciatura en Biología y Química.

EXPERI ENCIA N° 1

TRABAJO EN EL LABORATORIO

1. OBJETIVOS  Trabajar en el laboratorio de química empleando los implementos de protección individual y general y siguiendo las normas mínimas de seguridad para evitar accidentes.  Establecer acuerdos mínimos que regulen el trabajo seguro y productivo en el laboratorio. 2. INFORMACIÓN BÁSICA El laboratorio de química es un lugar donde se llevan a cabo una serie de experimentos en condiciones controladas, los cuales permiten comprender los principios y leyes de la química.

Fig 1.0 Trabajo seguro en el laboratorio1

Muchas sustancias utilizadas son peligrosas. El trabajo en el Laboratorio requiere la observación de una serie de normas de seguridad que eviten posibles accidentes, debido al desconocimiento de lo que se está haciendo. SUSTANCIA PELIGROSA + ERROR HUMANO

=

ACCIDENTE

Por lo cual se requiere el conocimiento de un conjunto de normas [1] que el estudiante debe cumplir para el trabajo en el laboratorio, se hace énfasis en: 1

Imagen tomada de http://clipart-vectorizado/laboratorio_escolar.html

NORMAS DE TRABAJO EN EL LABORATORIO  Prepare cuidadosamente la práctica antes de asistir a la sesión de laboratorio, consultando aspectos preliminares de la práctica, que se deben sustentar al iniciar el trabajo.  Revise el material de laboratorio que se le entrega para la práctica, reporte alguna situación inusual sobre este a su monitor o profesor, pues debe ser devuelto en las mismas condiciones, si requiere algún equipo extra, solicítelo.  El montaje del equipo será revisado por el profesor o monitor antes de comenzar el experimento.  Mantenga su mesa trabajo limpia y en orden con los implementos necesarios para la práctica (limpión, fósforos, detergente, toallitas absorbentes y cualquier material que se le solicite). Cada persona es responsable directa de la zona que le ha sido asignada.  El material de vidrio y porcelana debe lavarse antes de usarlo  Trabaje conscientemente y sin distracciones para evitar accidentes.  Durante la práctica anotar en el cuadernillo de laboratorio todas las observaciones tales como cambios de temperatura, color, formación de precipitados, desprendimiento de gases entre otros y se consignaran los datos obtenidos inmediatamente. Al terminar la practica  Compruebe que el material este completo, limpio y seco.  Devuelva el equipo extra que se le presto  Limpie y seque la mesa de trabajo  Revise que el piso quede limpio y seco.  Cierre las llaves del gas y del agua NORMAS DE SEGURIDAD Recomendaciones personales  Siempre que realice las actividades en el laboratorio debe vestir una bata blanca.



Siempre utilice anteojos para proteger sus ojos, se recomienda adquirir gafas de policarbonato, el cual es material de alta resistencia química y mecánica.

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No utilice lentes de contacto en el laboratorio, pues facilitan la acumulación de sustancias toxicas en los ojos. Se emplearán guantes adecuados para el laboratorio de química, debido a la manipulación de productos químicos se recomiendan guantes de nitrilo o neopreno. (No se deben emplear guantes de latex).

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Será necesario el uso de mascarillas, respiradores, tapabocas cuando vaya a estar expuesto a materiales peligrosos como en las sustancias volátiles, material particulado, olores ofensivos. Cuando tenga practica en el laboratorio vista zapatos cerrados. Determine ubicación y funcionamiento del material de seguridad del laboratorio (ducha, extintor, campana de extracción lavaojos entre otros). Si tiene cabello largo, es conveniente que lo lleve recogido. En el laboratorio está terminantemente prohibido fumar, tomar bebidas, ingerir alimentos y maquillarse. El uso de celulares está restringido dentro del laboratorio No se permiten visitas personales durante la práctica.

Manejo de las sustancias químicas Las personas que trabajan en los laboratorios de química, deben manipular además de equipos sustancias químicas, ya sea porque experimentan con ellas o porque la producen. El conocimiento de las mismas así como de las normas básicas para su manipulación es muy importante.

Los reactivos se guardan en envases limpios, tapados y rotulados, por lo tanto Antes de utilizar cualquier producto, debemos fijarnos en los pictogramas de seguridad de la etiqueta según SGA [2], como se muestran en la figura 1.1, con el fin de tomar las medidas preventivas oportunas.

Fig. 1.1 Pictogramas de seguridad vigentes.

Aunque es obligatorio el etiquetado de los envases de productos químicos con los pictogramas de peligrosidad actualmente vigentes, todavía es posible encontrar muchas sustancias que se envasaron con anterioridad y que, por tanto, conservan los pictogramas antiguos, como muestra la figura 1.2.

Fig. 1.2 Pictogramas antiguos

Por lo tanto se sugiere:  Antes de iniciar un experimento, estudie las propiedades de cada uno de los reactivos que va a utilizar y los cuidados que debe seguir al manipularlos a partir de la información de su etiqueta (según norma SGA para etiquetas figura 1.3 o norma NFPA figura 1.4

Fig 1.3 Etiqueta según norma SGA

Fig 1.4 Etiqueta según norma NFPA

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 

Nunca utilice (mezcle, caliente, etc.) reactivos que no conozca, con el fin de “ver qué ocurre”. Tape los reactivos luego de utilizarlos. Los frascos no deben llevarse hasta las mesas de trabajo, es decir déjelos siempre en el área asignada para su uso. No regrese nunca a los frascos de origen los sobrantes de los productos utilizados sin consultar con el profesor de laboratorio. Los productos químicos deben manipularse cuidadosamente, no llevándolos en los bolsillos, ni tocándolos o probándolos y no pipeteando con la boca. Nunca vierta agua sobre ácidos, siempre al contrario. Cuando requiera una cantidad específica de reactivo sólido debe pesarlo en la balanza empleando un vidrio de reloj.

Manejo de vidrio     

Cuidado con los bordes y puntas cortantes de los tubos u objetos de vidrio. No caliente probetas, pipetas, buretas, matraces aforados, ya que se rompen fácilmente. Los recipientes de vidrio no se calentarán a la llama directa sin una rejilla. El vidrio caliente no se diferencia a simple vista del vidrio frio. Para evitar quemaduras, déjelo enfriar antes de tocarlo. Si tiene que calentar a la llama el contenido de un tubo de ensayo, tenga en cuenta: Que el extremo abierto del tubo de ensayo no apunte a ningún compañero(a), puede hervir el líquido y salir disparado ocasionando un accidente. Nunca caliente el tubo de ensayo por el fondo, caliente por un lado y agite suavemente.

DISPOSICIÓN DE RESIDUOS Tomando en cuenta la reglamentación que para tal efecto tiene la Universidad Atlántico, a través del Programa de Gestión Integral de Residuos (PGIR) publicado en su instructivo de código INS-GA-003, numeral 5.2[3], la disposición de los residuos se hará en los recipientes que para ello se encuentran en los laboratorios, de acuerdo con la siguiente tabla: Recipiente

CLASE A

CLASE B

CLASE C

Tipo de Residuo Disolventes orgánicos y soluciones de sustancias orgánicas que no contienen halógenos y/o nitrógeno por ejemplo (Cetonas, aldehídos, alcoholes, colorantes). Disolventes orgánicos y soluciones de sustancias orgánicas que contienen halógenos y/o nitrógeno (Acetonitrilo, Cloroformo, tetracloruro de carbono). Residuos sólidos orgánicos e inorgánicos. Por ejemplo capilares, papel filtro, envases, reactivos

CLASE D

CLASE E

CLASE F

CLASE G

CLASE ESPECIAL

vencidos. Residuos orgánicos o soluciones que contengan sustancias, tóxicas, muy tóxicas, teratógenos, cancerígenas, peligrosas al medio ambiente. Por ejemplo benceno, piridina, fenol. Soluciones acuosas de ácidos y bases y sales sin metales pesados y sus soluciones. Residuos inorgánicos tóxicos, así como sales de metales pesados y sus soluciones. (Cromo, mercurio, plomo) Residuos de sales metálicas regenerables. Por ejemplo Nitrato de plata. Cualquier residuo de reactivo cuyas características lo hagan incompatible con las clases mencionadas

NORMAS DE EMERGENCIA   

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En caso de accidente, tales como: quemaduras, cortes, derrame de productos químicos sobre la piel avise inmediatamente al docente. En caso de ingestión antes de cualquier actuación solicite asistencia médica. En caso de salpicaduras en los ojos por agentes químicos, lave con abundante agua cuanto antes los ojos en el lavaojos habilitado para tal propósito En caso de inhalación de productos químicos, identifique el vapor tóxico, conducir a la persona afectada a un sitio con aire fresco, si requiere asistencia médica condúzcalo hasta la unidad médica. En caso de tener que evacuar el laboratorio, cerrar la llave del gas y salir de forma ordenada siguiendo en todo momento las instrucciones que haya impartido el docente.



En caso de incendio pequeño, mantenga la calma y si sabe utilizar el extintor trate de apagarlo, en caso contrario avise inmediatamente al docente

PRESENTACIÓN DE INFORME DE LABORATORIO. Después de cada práctica, está obligado a presentar un informe del tema investigado. Todo informe de laboratorio debe llevar las pautas de un artículo científico. Los pasos a seguir para presentar un informe de laboratorio o un informe científico son los siguientes: El título. Resumen o abstract Introducción: Marco Teórico: es decir la teoría en que está fundamentada la investigación a realizar. Objetivo: Indica la intencionalidad de llevar a cabo la investigación. Materiales y reactivos: Procedimiento: indica el protocolo a seguir para realizar la experiencia o la investigación. Esto debe ser resumido. Datos y observaciones: Corresponde al reporte de los datos tomados cualitativos o cuantitativos debidamente organizados Cálculos y resultados: Es el procesamiento de datos, presentando un modelo de cálculo según el fenómeno estudiado. Análisis y Discusión: consiste en descripción, análisis, interpretación y comparación con otros estudios. Conclusiones: de la experiencia expresadas de acuerdo los objetivos. Bibliografía. Se consigna la bibliografía consultada y de utilidad en la elaboración del informe. La bibliografía de libros y/o artículos debe ajustarse a las normas establecidas. 3. PROCEDIMIENTO Tomar la guía de laboratorio leerla y en grupos realizar discusión sobre la información básica que será sustentada durante la práctica.

BIBLIOGRAFÍA [1]http://www.laboratorios.bogota.unal.edu.co/userfiles/files/MANUAL%20DE%2 0SEGURIDAD%20LABORATORIOS%2031-10-2012_final(1).pdf Consultada 20/11/16 [2]http://www.mineducacion.gov.co/1759/articles355749_recurso_normatividad. pdf Consultada 20/11/16 [3http://apolo.uniatlantico.edu.co/SIG/DOCUMENTOS/16GESTIONAMBIENTAL/3IN STRUCTIVOS/INS-GA003INSTRUCTIVO%20PARA%20EL%20MANEJO%20INTEGRAL% 20DE%20RESIDUOS%20DE%20TIPO%20QUIMICO.pdf Consultada 20/11/16

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO

1. Encuentre la equivalencia entre antiguos pictogramas y actuales.

2. En las antiguas etiquetas se encontraban las frases R, y frases S. A que hacen referencia dichas frases?

3. Cuáles son los grados de cada riesgos, en el rombo de seguridad de colores

4. Que información puede obtener del siguiente rombo de seguridad

5. Qué es una hoja o ficha de seguridad. Elabore una ficha de seguridad para el HCl y NaOH. 6. En un laboratorio resultaron como residuos las siguientes soluciones: Solución acuosa de NaOH Solución acuosa de NH4Cl

Solución de etanol agua Indica en cual recipiente se debe depositar y porqué? 7. Elabore una tabla de clasificación de extintores y sus usos

EXPERIENCIA N° 2

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN POR MEDIO DE LA DENSIDAD

1. OBJETIVOS  Preparar soluciones de ácidos, bases y sales en diferentes unidades de concentraciones.  Aplicar los métodos más comunes en la preparación de soluciones.  Determinar de forma gráfica la concentración de una solución desconocida como función de una propiedad física. 2. INFORMACIÓN BÁSICA La mayoría de los materiales que encontramos a nuestro alrededor son mezclas. Esto quiere decir, que más de un componente se encuentra en estos sistemas. Algunas mezclas tienen características especiales. Una mezcla que tiene composición uniforme, pues presenta una sola fase recibe el nombre de mezcla homogénea, en estos sistemas cualquier parte de ellos tiene los mismos componentes y en la misma proporción. La mezcla homogénea más conocida es la solución líquida. En ellas un soluto (ya sea un sólido o un líquido) está completa y uniformemente disperso en un disolvente líquido. Un ejemplo de esto es cuando disolvemos sal en agua para formar una solución, la sal es el soluto y el agua es el disolvente. Hay límites en la cantidad de soluto que puede ser disuelto o dispersado en una cantidad fija de disolvente, por lo cual se pueden encontrar diferentes cantidades de soluto en una solución y que no superan el límite de disolución, es decir, con distinta concentración. Entendiendo concentración como el grupo de cuatro magnitudes (masa, cantidad, volumen y número de concentración) que caracterizan la composición de una mezcla con respecto al volumen de la mezcla. Puesto que las reacciones generalmente se llevan a cabo en solución, es importante conocer las diferentes maneras de expresar la concentración y aprender a preparar soluciones de una determinada concentración. Dependiendo de la cantidad de soluto presente en la solución, ésta se puede calificar de concentrada o diluida. Estos términos a veces se emplean para expresar concentración, pero son cualitativos.

Los métodos cuantitativos más comunes para expresar la concentración de las soluciones son: Concentración de cantidad(molaridad (M)),molalidad (m),%m/m, %m/v, y fracción de cantidad(fracción molar (x)).

A. Porcentaje en masa( %m/m) El porcentaje referido a la masa de un soluto en una solución es igual a los gramos de soluto presentes cada 100 gramos de solución. La masa de la solución es igual a la masa del soluto más la masa del disolvente. Para el cálculo se puede utilizar la siguiente expresión:

B. Porcentaje en volumen (%v/v) Se refiere a volumen de soluto líquido en 100 mililitros de solución.

C. Porcentaje masa-volumen (%m/v) Se refiere a la masa de soluto contenidos en 100 mililitros de solución

D. Concentración de Cantidad Se refiere a la cantidad de un componente dividido entre el volumen de la mezcla. También se conoce como concentración de cantidad de sustancia o concentración de sustancia y en la literatura más antigua, como molaridad. Las unidades comunes son mol por decímetro cubico (mol •dm -3), milimol por mililitro (mmol•mL-1) o mol por litro (mol•L-1), a veces escrito como M.

Se dice que una disolución es 1M cuando contiene un mol de soluto en un litro de disolución, sin importar la naturaleza del soluto. E. Normalidad Es una unidad de poco uso en la literatura química actual, la cual expresa el número de equivalentes por litro de disolución.

Se dice que una solución es 1N si esta contiene un equivalente de soluto en un litro de disolución.

En esta práctica se prepararán soluciones de sólidos y líquidos directamente y otras a partir de soluciones más concentradas por lo cual hay que tener en cuenta la relación de dilución

3. MATERIALES Y REACTIVOS Ácido Clorhídrico Ácido Sulfúrico Ácido Acético Hidróxido de Sodio Cloruro de Sodio Carbonato de Sodio Sacarosa Etano Agua destilada

Picnómetro Matraces de 50 y 100 mL Beaker de 50 mL Pipeta graduada de 10 mL Probeta de 50 mL Varilla de Vidrio Vidrio de Reloj Balanza Espátula Frasco lavador Auxiliar de pipeteo

4. PROCEDIMIENTO A. Preparación de una solución en m/m. Recibe el sólido asignado por el instructor y realiza los cálculos necesarios para preparar 250 g de una solución 1% m/m B. Preparación de una solución en v/v. Recibe el líquido asignado por el instructor y realiza los cálculos necesarios para preparar 100 mL de una solución 2% v/v C. Preparación de una solución en m/v. Recibe el sólido asignado por el instructor y realiza los cálculos necesarios para preparar 50 mL de una solución 1,5% m/v D. Preparación de una solución en Concentración cantidad, a partir de un sólido. Recibe el sólido asignado por el instructor y realiza los cálculos necesarios para preparar 100 mL de una solución 1,5 M.

E. Preparación de una solución en unidades de Normalidad. Recibe el sólido asignado por el instructor y realiza los cálculos necesarios para preparar 250 mL de una solución 1,0 N. F. Preparación de una solución de menor concentración, a partir de una más concentrada. Encuentre información en la sustancia comercial asignada tal como %m/m y Densidad, con ellos proceda a calcular la concentración de la sustancia comercial, y determine el volumen a utilizar para preparar la solución diluida. G. Determinación de la concentración de una solución de NaCl, a partir de la densidad.  Tome la solución A de NaCl de concentración conocida, llene el picnómetro y determine su densidad.  Tome la solución B de NaCl de concentración conocida, llene el picnómetro y determine su densidad.  Tome la solución C de NaCl de concentración conocida, llene el picnómetro y determine su densidad.  Tome la solución X de NaCl de concentración desconocida, llene el picnómetro y determine su densidad

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NOMBRE

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS PRE-LABORATORIO 1. Se disuelven 140 gramos de NaOH en 400 gramos de agua, resultando un volumen de 428,84 ml. Determinar: La densidad de la disolución, concentración cantidad de NaOH(M), concentración normal de NaOH, concentración de NaOH en % en masa, concentración molal estándar de NaOH (m°)fracción de cantidad.

2. Calcula las cantidades necesarias y describe el procedimiento para preparar las siguientes disoluciones. a. 250 g de una solución 1% p/p de NaCl

R:________________________ Preparación: ______________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________

b. 100 mL de Disolución de etanol 1% v/v

R:________________________ Preparación: ______________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________

c. 50 mL de disolución de Carbonato de sodio 1% p/v

R:________________________ Preparación: ______________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ d. 100 mL de disolución de NaOH 1M

R:________________________ Preparación: ______________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________

e. 50 mL de una disolución de HCl 0,1 M a partir de HCl concentrado comercial (37% p/p y 1,18 g/mL).

R:________________________ Preparación: ______________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ f.

50 mL de una disolución de H2SO4 0,1 N a partir de H2SO4 concentrado comercial (98% p/p y 1,83 g/mL).

R:________________________ Preparación: ______________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ g. 250 mL de una disolución HCl 0,2M a partir de una disolución 2M

R:________________________ Preparación: ______________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 3. Que cuidados hay que tener al mezclar los reactivos indicados en el punto 2 con agua. a. _____________________________________________________________________ b. _____________________________________________________________________ c. _____________________________________________________________________ d. _____________________________________________________________________

e. _____________________________________________________________________ f. _____________________________________________________________________ g. _____________________________________________________________________ 4. Qué material se requiere para preparar las soluciones del punto 2. a. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ b. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ c. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ d. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ e. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ f. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ g. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 5. ¿Qué es una alícuota? ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ 6. ¿Cuál será la concentración de una disolución de HNO3 que se preparó tomando 40 mL de una disolución 0,5M de HNO3y se llevó al aforo con agua en un matraz de 100 mL?. Indica las operaciones que se deben realizar para esta operación. Operaciones:

7. ¿Cómo puede prepararse una disolución de Na2CO3 4M a partir 500 mLde una disolución de Na2CO31M Operaciones:

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NOMBRE

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE 1. Preparación de una solución en %m/m. Cálculos:

Sustancia Asignado:__________

Rta Masa del Soluto:________ Masa del Solvente:__________ 2. Preparación de una solución en %v/v. Cálculos: Sustancia Asignado:__________

Rta Volumen del Soluto:________ Volumen de Solución:__________ 3. Preparación de una solución en %m/v. Cálculos: Sustancia Asignado:___________

Rta Masa del Soluto:________Volumen de Solución:__________ 4. Preparación de una solución en Concentración cantidad, a partir de un sólido. Cálculos: Sustancia Asignado:___________

M a preparar ___________ Masa del Soluto:________Volumen de Solución:__________ 5. Preparación de una solución en unidades de Normalidad. Cálculos: Sustancia Asignado:___________

N a preparar ___________ N° de Eq :________Volumen de Solución:__________

6. Preparación de una solución de menor concentración, a partir de una más concentrada. Cálculos: Sustancia Asignado:___________

Densidad de Sustancia Comercial______________ %m/m _____________ Md ___________ Mc:__________ Vd___________ Vc___________

7. Determinación De La Concentración De Una Solución A Partir De La Densidad

Masa Volumen Densidad:

Solución A ____g ____mL _____g/mL

SOLUCIÓN (X) Masa ____g Volumen ____mL Densidad ____g/mL

Solución B ____g ____mL _____g/mL

Solución C. ____g ____mL _____g/mL

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO

1. Justifique la regla semejante disuelve lo semejante. 2. Por qué no se puede completar el volumen de un matraz aforado a una temperatura mayor a 25 °C 3. ¿Qué diferencia existe entre molalidad y molalidad estándar? 4. Que otro procedimiento se puede emplear para conocer la concentración de una solución desconocida a partir de una conocida 5. Qué significa que una sustancia sea higroscópica? 6. Porqué se acostumbra a reducir con vaselina los tapones esmerilados de matraces que contienen soluciones alcalinas, en especial hidróxido de sodio o hidróxido de potasio 7. Porqué se dice que los volúmenes de dos soluciones de concentraciones diferentes no son aditivos 8. Calcular que volumen que necesita de cada una de las soluciones 0.1 N de H2SO4y 0.2 N,H2SO4 para preparar una solución 0.05 N del mismo ácido. 9. Describe el procedimiento experimental necesario para preparar 50 mL de una disolución 0.1 mol/L de HNO3 a partir de HNO3 concentrado (67 % m/m y densidad 1.38 g/mL),

EXPERIENCIA N°3

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD Y DETERMINACIÓN DE LA CURVA DE SOLUBILIDAD

1. OBJETIVOS  Demostrar el efecto de la temperatura en la solubilidad de sustancias sólidas.  Demostrar cómo afecta la naturaleza del soluto y solvente la solubilidad de las sustancias  Determinar la solubilidad de sustancias sólidas en un medio acuoso. 2. INFORMACIÓN BÁSICA Cuando hablamos de solubilidad, estamos diciendo que cantidad de sustancia es posible disolver en una cantidad determinada de solvente, es decir el límite de soluto que puede ser disuelto, por lo tanto la solubilidad puede ser definida como la máxima cantidad de soluto que puede ser disuelta en 100 g de un determinado solvente a una determinada temperatura. Por ejemplo KNO3 es soluble en una cantidad de 40 por cada 100 g de agua a 25 °C, lo cual significa que si usted tiene 100 g de agua a 25 °C, se puede disolver hasta 40 g de KNO 3 pero no más, porque si añade más la cantidad extra se depositara en el fondo del recipiente y no se disolverá. Una solución en el estado de contener la cantidad máxima de soluto capaz de disolver es conocida como saturada, una solución con menos que el máximo capaz de disolver a esa temperatura se le llama insaturada. Los líquidos disueltos en líquidos forman soluciones homogéneas, algunos líquidos tienen límite de solubilidad en agua. El dietileter CH3CH2OCH2CH3 (un líquido orgánico), es soluble en una cantidad de 4 g por 100 g de agua a 25 °C, un exceso de dietileter puede resultar en una separación de fases, con la menos densa flotando sobre la otra. Algunos líquidos pueden mezclarse en todas las proporciones; esos líquidos son completamente miscibles. No hay leyes físicas ni químicas que nos permita decir o determinar la solubilidad de una sustancia en particular. Mas utilizamos el término de que “lo semejante

disuelve lo semejante” lo cual quiere decir que entre más semejantes en polaridad sean las sustancias mayor es la posibilidad que formen mezclas homogéneas. La solubilidad de una sustancia depende de muchos factores entre los cuales están:  Naturaleza de las sustancias Los disolventes polares disuelven más fácilmente los solutos polares el agua es un disolvente polar. Los solventes orgánicos tales como éter, acetona y el alcohol pueden disolver los solutos orgánicos, esto es por la naturaleza de los enlaces que mantiene unido a los compuestos de las sustancias. La mayoría de las sustancias orgánicas son compuestos con enlaces covalentes no polares y se mantienen unidos por las débiles fuerzas de Van der Walls.  Temperatura La variación de la solubilidad de una sustancia con la temperatura Figura 3.0, se relaciona con su calor de disolución.  Presión La solubilidad de los sólidos y líquidos es prácticamente independiente de las variaciones de la presión esto es por la poca compresibilidad y expansibilidad de estos estados de la materia. La solubilidad de un gas aumenta al aumentar la presión.  Grado de División de las partículas Este es un factor que afecta la velocidad de dilución.. La velocidad de disolución de un soluto en un disolvente dado depende de tres factores: Tamaño de la partícula del soluto, velocidad de agitación y Temperatura COEFICIENTE DE SOLUBILIDAD La solubilidad de los sólidos en los líquidos se expresa por el número de gramos de sustancia anhidra que pueden disolverse en 100 gramos de disolvente a una temperatura dada. Para las disoluciones de gases en líquidos, el coeficiente de solubilidad indica el volumen de gas, medido a la temperatura y presión a las cuales se disuelve dicho gas, que satura un litro de disolvente.

Figura 3.0 Efecto de la temperatura sobre la solubilidad de Sólidos

3. MATERIALES Y REACTIVOS NaCl C12H22O11 C10H8 I2 NaOH NH4Cl C2H5OH C6H14 (CH3)2CO

Termómetros Balanza Tubos de ensayo Beaker Pipeta Espátula Agitador Auxiliar de pipeteo Equipo de Calentamiento Nuez Pinza metálica

4. PROCEDIMIENTO A. Naturaleza de los componentes 1. Tome 16 tubos de ensayo, limpios y secos. 2. Coloque aproximadamente 0,1g de los siguientes sólidos en los tubos de ensayo numerados y rotulados como se indica.

3. 4. 5.

6.

N° 1 NaCl (Cloruro de Sodio) N° 2 C12H22O11 (Sacarosa) N° 3 C10H8 (Naftaleno) N° 4 I2 (Iodo) Adiciona 3 mL de agua destilada en cada tubo de ensayo y agita la mezcla. (Tapa el tubo de ensayo con tu dedo y agite fuertemente) Registra en la hoja de reporte si el sólido se disolvió totalmente (Soluble), parcialmente (Ligeramente Soluble) o no se disolvió (Insoluble) Con un nuevo grupo de tubos de ensayo que contienen los sólidos mencionados, repita la prueba de solubilidad usando como disolvente Etanol (C2H5OH), Hexano (C6H14) y Acetona ((CH3)2CO). Registra tus observaciones Desecha las soluciones en los frascos apropiados

B. Efecto de la Temperatura 1. Añada 25 mL de agua destilada en dos vasos de precipitado de 100 mL. A continuación mida la temperatura de la misma y regístrala en la hoja de reporte. 2. Adicione a uno de ellos 1 g de NaOH y al otro 1 g de NH4Cl.. 3. Mida la temperatura nuevamente en ambas soluciones. Calienta la que se favorezca con un aumento de la temperatura. C. Obtención de la curva de solubilidad 1. Arme el equipo como muestra la figura 3.1

Figura 3.1 Montaje para determinación de curva de solubilidad

2. Pese una cantidad de sal asignada y colóquela en el tubo de ensayo 3. Agregue 10 ml de agua al tubo, agite hasta disolver la sal, si es necesario caliente suavemente 4. Introducir el Termómetro al tubo y tomar la T a la cual se formen los primeros cristales. 5. Deje enfriar la solución, agite hasta que se disuelva nuevamente. Si es necesario caliente y anota la T a la cual aparecen los primeros cristales. D. Identificación de un sólido a través de curva de solubilidad Recibe el sólido entregado por el instructor y siguiendo el procedimiento C determina la posible identidad del sólido.

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS PRE-LABORATORIO 1. Entre las moléculas se presentan interacciones conocidas como fuerzas débiles, ¿Cómo se clasifican las fuerzas intermoleculares débiles?

2. Para los siguientes disolventes Agua, Etanol, Hexano y Acetona escribe su fórmula desarrollada, e indica el tipo de interacción que se presenta entre las moléculas de disolvente llenando la siguiente tabla.

Agua

Etanol

Hexano

Acetona

Moléculas Agua-Agua Etanol-Etanol Hexano-Hexano Acetona-Acetona

Tipo de Interacción

3. Clasifique los siguiente sólidos como Iónicos o covalentes Cloruro de Sodio (NaCl) : ____________________________ Sacarosa (C12H22O11) ____________________________ Naftaleno (C10H8) ____________________________ Iodo (I2) ____________________________ 4. En términos de fuerzas intermoleculares cuando es posible disolver una sustancia en otra.

5. ¿Qué es temperatura de cristalización?

6. Observa en la figura 3.0, las curvas de solubilidad para el Cloruro de Sodio (NaCl) y el nitrato de potasio (KNO3). Cuál es más soluble a 20 °C y 80 °C.

7. Observa la figura 3.0 y responde: Si se disuelven 123,5 g de NH4Cl en un vaso de precipitado que contiene 250 mL de agua a 20 °C. qué masa de la sustancia queda sin disolver. A que temperatura mínimo debes calentar para que se disuelva totalmente.

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE 1.

Naturaleza de los componentes

Registre la solubilidad como soluble (S) parcialmente soluble (PS) o insoluble (I) Disolvente Soluto Agua Etanol Hexano NaCl C12H22O11 C10H8 I2

2.

Efecto de la Temperatura Ensayo Temperatura 1

Temperatura 2

Endotérmico/Exotér mico

H2O + NaOH H2O + NH4Cl 3. Obtención de la curva de solubilidad Sólido Asignado: Cantidad en g Asignado: Temperatura de formación de los primeros cristales: 4. Cantidad en g empleada ensayo 1: Temperatura de formación de los primeros cristales: Cantidad en g empleada ensayo 2: Temperatura de formación de los primeros cristales: Cantidad en g empleada ensayo 3: Temperatura de formación de los primeros cristales: Cantidad en g empleada ensayo 4: Temperatura de formación de los primeros cristales:

Acetona

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO 1.

2. 3.

4.

5.

6. 7.

8. 9.

Investiga el tipo de enlace presente en los siguientes ejemplos de mezcla y predice si se formará o no solución en los siguientes casos, justificando adecuadamente. Aceite + Alcohol Azufre + Agua Gasolina + Agua Azúcar + Etanol Explica porque el NaCl es soluble en agua pero no en éter de petróleo. Con los datos obtenidos en el laboratorio por todo el grupo, construir una curva de solubilidad en papel milimetrado, de la siguiente forma: En la ordenada coloque los gramos de soluto seco por 100 g de disolvente. En la abscisa ubique la T. En grados Celsius. En la curva de solubilidad por usted construida ubique las zonas donde se presentan los siguientes hechos: Evaporación de agua Enfriamiento sin cristalización Cristalización por enfriamiento En la curva de solubilidad por usted construida ubique las zonas donde se presentan los siguientes hechos: Evaporación de agua Enfriamiento sin cristalización Cristalización por enfriamiento ¿A qué se debe la aparición de las burbujas cuando calentamos el agua? ¿Cuál de las sustancias siguientes es soluble en agua? ¿Y por qué? Sulfato de Aluminio Cloruro de Calcio Sulfato de Bario Cromato de Potasio ¿Qué fuentes de error encuentra usted en esta experiencia y cómo las reduciría? Con los datos obtenidos en el laboratorio para la sustancia desconocida construye la curva de solubilidad e indica la posible identidad de la sustancia.

EXPERIENCIA N° 4

PROPIEDADES COLIGATIVAS: ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

1. OBJETIVOS  Determinar el peso molecular de un soluto no volátil haciendo uso de una de las propiedades coligativas elevación del punto de ebullición  Obtener la variación del punto de ebullición del agua cuando al formar una mezcla agua-etilenglicol 2. INFORMACIÓN BÁSICA Ciertas propiedades de las soluciones dependen solamente del número de partículas disueltas de soluto en una cantidad dada de solvente y no depende del tamaño o la naturaleza de esas partículas. Tales propiedades son llamadas propiedades coligativas. Una de esas propiedades Una de tales propiedades es la elevación del punto de ebullición. Un mol de cualquier soluto disuelto en 1000 g de agua aumenta el punto de ebullición del agua 0,512 °C. Este valor de 0,512 grados/mol/1000 g de H2O recibe el nombre de constante ebulloscópica del agua Ke. Cada solvente tiene su propia constante ebulloscópica, que está relacionada con el calor latente de ebullición. La naturaleza del soluto no importa. Además de la elevación en el punto de ebullición las otras propiedades que no dependen de la naturaleza del soluto son: disminución en el punto de congelación, disminución en la presión de vapor y presión osmótica. Cuando un soluto iónico es disuelto entonces cada mol de soluto se disocia. Por ejemplo un mol de NaCl al disolverse genera por disociación dos moles de iones, y para el Na2CO3 se generan tres moles de iones por cada mol de soluto. Por conveniencia para los cálculos se utiliza el término de osmol el cual se define como los moles multiplicado por el número de partículas producidas por una molécula de soluto en solución. El punto de ebullición está definido como la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión atmosférica. La presencia de un soluto en una disolución aumenta el punto de ebullición, este efecto se produce porque el soluto disminuye la presión de vapor del disolvente, por lo tanto se hace necesario

aumentar la temperatura para que la presión aumente y la solución bulla, es decir se eleve el punto de ebullición del disolvente. La diferencia entre estos dos puntos se conoce como elevación del punto de ebullición, el cual podemos expresar de la siguiente forma:

=Elevación del punto de ebullición =Temperatura de ebullición de la solución =Temperatura de ebullición del solvente puro

En soluciones diluidas la elevación del punto de ebullición es proporcional a la concentración del soluto. Esta relación se puede expresar de la siguiente manera:

= Constante molal del punto de ebullición, la cual depende del solvente utilizado = molalidad de la solución Para determinar la constante ebulloscópica se utiliza la expresión matemática siguiente:

T R

= Temperatura absoluta de ebullición = Constante universal de los gases en calorías = Calor latente de ebullición de la sustancia, para el agua es de 9,7171 kcal/mol Los valores de las constantes ebulloscópica para diferentes solventes se encuentran tabuladas, por lo tanto podemos hacer uso de las mismas.

Sustancia (Punto ebullición) Acetona (56,2 °C) Ácido acético (118,1 °C) Agua (100,0 °C) Benceno (80,1 °C) Ciclohexano (80,74 °C) Dietileter (34,5 °C) Etanol (78,4 °C)

de Constante Ebulloscópica Ke 2,67 3,22 0,513 2,64 2,92 2,2 1,23

3. MATERIALES Y REACTIVOS Agua destilada Etilenglicol

Equipo de Calentamiento Balón de fondo plano Matraz Termómetro Pipeta graduada de 10 mL Probeta 100 mL Auxiliar de pipeteo Beaker 50 mL Carborundos Tapón con orificios

4. PROCEDIMIENTO A. Montar el equipo como lo indica la figura 4.0.

Figura 4.0 Montaje elevación de punto de ebullición

B. Medir 100 ml de agua y agréguelos al balón adicionando carborundos. C. Calentar con el mechero lentamente y determine el punto de ebullición del agua. Anótelo. D. Desmonte el equipo y déjelo enfriar. E. Adiciones nuevamente 100 ml de agua y 22.5 ml de etilenglicol al balón. Caliente nuevamente el balón y lea la temperatura, cuando esta permanezca invariable. F. Repita nuevamente el procedimiento E. pero completando con agua G. Desarme el equipo y déjelo enfriar, no deseche los reactivos.

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS PRE-LABORATORIO 1. Escriba la estructura, consulte la densidad y calcule el peso molecular del etilenglicol

2. Qué clase de información se puede obtener si se conoce que la constante del punto de ebullición de un solvente y la elevación del punto de ebullición de una solución al 10% de una sustancia desconocida en el solvente indicado arriba

3. Qué es una disolución ideal de no electrolito fuerte

4. Que es una curva de calentamiento y cuál es su utilidad

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE 1. Elevación del punto de ebullición Punto de ebullición del agua destilada

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Concentración m/m de la mezcla preparada

Punto de ebullición agua-etilenglicol

___________ ___________

Delta de elevación del punto de ebullición

___________ ___________

Promedio de elevación del punto de ebullición Moles de etilenglicol en 1000 g de agua para la mezcla preparada

Kb Calculada desde el experimento

___________

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FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO

1. Explique las razones de la diferencia en el peso molecular obtenido experimentalmente y el real. 2. ¿Para qué se agregan carborundos al balón? 3. Cual fue la máxima desviación del promedio y la elevación del punto de ebullición en grados Celsius y en porcentaje 4. Usando el promedio de la constante del punto de ebullición de ebullición del agua en tu experimento, calcula cual debería ser el punto de ebullición de una solución agua-etilenglicol 15% m/m 5. Asuma que el termómetro no fue apropiadamente calibrado y mostró 95 °C de diferencias entre el punto de congelación y el punto de ebullición del agua. Como afecto esto el valor de Kb? 6. ¿Cuál propiedad coligativa se usa más para la determinación del peso molecular y por qué? 7. Qué diferencias existen entre las propiedades coligativas de no electrolitos y electrolitos

EXPERIENCIA N° 5

CALORIMETRIA: DETERMINACIÓN DEL CALOR ESPECÍFICO DE UN METAL

1. OBJETIVOS  Construir un calorímetro simple  Medir la capacidad calorífica del calorímetro.  Medir el calor específico de un metal. 2. INFORMACIÓN BÁSICA Cualquier cambio químico o físico implica un cambio en la energía. El calor es una forma de energía que se puede observar como un flujo de energía. El calor puede pasar espontáneamente a partir de un objeto a alta temperatura a un objeto con baja temperatura. Dos objetos en contacto a diferentes temperaturas, dando el tiempo suficiente, pueden alcanzar misma temperatura. El flujo de calor puede ser o bien dentro o fuera de un sistema en estudio. La cantidad de calor se puede medir en un dispositivo llamado calorímetro. Un calorímetro es un recipiente con paredes aisladas. El aislamiento impide un intercambio rápido de calor entre el contenido del calorímetro y los alrededores. En un sistema cerrado, no hay ninguna pérdida o ganancia de calor. El cambio en la temperatura del contenido del calorímetro se usa para medir la magnitud del flujo de calor, un termómetro se incluye con el calorímetro. El calor específico de una sustancia se puede determinar en un calorímetro. El calor específico es una propiedad física intensiva de una sustancia y es la cantidad de calor (en calorías) necesario para elevar la temperatura de un gramo de la sustancia en un grado Celsius. El calor específico tiene las unidades de calorías por gramo por grado Celsius. El calor específico del agua es 1,00 cal / g °C; esto significa que se necesitaría una caloría para elevar la temperatura de un gramo de agua en 1 °C. Por el contrario, el hierro tiene un calor específico de 0,11 cal / g °C; sólo haría falta 0,11 calorías para elevar la temperatura de un gramo de hierro por 1 °C. Sólo mediante la comparación de estas dos sustancias, se puede ver que el agua es un líquido refrigerante conveniente y explica su uso en el motor de

combustión interna de los automóviles. Una pequeña cantidad de agua es capaz de absorber una cantidad relativamente grande de calor, sin embargo, muestra sólo un modesto aumento de la temperatura. En general, cuando una masa dada de una sustancia se somete a un cambio de temperatura, la energía térmica requerida para que el cambio se da por la ecuación

Donde Q es el cambio en la energía de calor, m es la masa de la sustancia en gramos, Ce es el calor específico de la sustancia, y ΔT es el cambio en la temperatura (la diferencia entre las temperaturas inicial y final). El calor específico de un metal se puede encontrar con un calorímetro de agua. Esto puede hacerse fácilmente mediante el Principio de Conservación de la Energía: La energía ni se crea ni se destruye en cualquier proceso, pero puede ser transferida de una parte de un sistema a otro. Experimentalmente, la cantidad de calor absorbido por una masa conocida de agua se puede medir cuando una masa conocida de metal caliente se coloca en el agua. La temperatura del agua se elevará y la temperatura del metal descenderá. Usando la capacidad calorífica del agua, la cantidad de calor añadido al agua puede entonces calcularse. Calor perdido por el metal.=Calor ganado por el agua Qmetal =Qagua Si se conoce el calor específico del metal, el peso atómico aproximado se puede determinar. Esto se puede hacer utilizando la relación entre el calor específico de objetos metálicos sólidos y sus pesos atómicos, observadas por Pierre Dulong y Alexis Petit en 1819; que se conoce como la ley de Dulong y Petit. Los cálculos suponen que no se pierde calor desde el calorímetro hacia los alrededores y que el calorímetro absorbe una cantidad insignificante de calor. Sin embargo, esto no es totalmente correcto. El calorímetro consiste de un contenedor, el agitador, y el termómetro. Los tres se calientan junto con el agua. Como resultado, el calorímetro absorbe el calor. Por lo tanto, se obtendrá la capacidad calorífica para el calorímetro experimentalmente, y el valor derivado aplica siempre que se utilice el calorímetro. Qcalorimetro=Ccalorimetro ΔT

En este experimento, se debe representar la temperatura del agua en el calorímetro en función del tiempo. Puesto que las paredes del calorímetro y la cubierta no son aislantes perfectos, algo de calor se perderá al entorno. De hecho, cuando se añade el agua caliente (o el metal caliente) al agua más fría en el calorímetro, algo de calor se pierde antes de que se alcance la temperatura máxima. Con el fin de compensar esta pérdida, la temperatura máxima se obtiene por extrapolación de la curva como se muestra en la Figura 5.0 Extra po

lació

n

Temperatura °C

27,5

 21,0

2

4

6

8

min

Figura 5.0 Curva para determinar Tmáximo

Esto le da al aumento de temperatura máximo que se habría registrado si no hubiera existido la pérdida de calor a través de las paredes del calorímetro. Una vez Tmáx se encuentra, y ΔT se puede determinar.

3. MATERIALES Y REACTIVOS Calorímetros de icopor Termómetro Pipeta volumétrica Equipos de calentamiento Beaker Agitador de metal

Zinc Agua destilada

4. PROCEDIMIENTO A. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro 1. Construir un calorímetro como se muestra en la Figura 5.1

Figura 5.1 Calorímetro

Los dos vasos de plástico se insertan uno en el otro, con el apoyo en un vaso de precipitados. La tapa de plástico debe quedar apretado en la taza. Con un sacabocados-tamaño adecuado, hacer dos agujeros en la tapa; un agujero debe estar cerca del centro para el termómetro y un agujero a un lado para la varilla de agitación. Con el fin de mantener el bulbo del termómetro 2 cm por encima de la parte inferior de la copa interior, coloque un anillo de goma alrededor del termómetro y ajustar el termómetro al anillo moviéndolo hacia arriba o hacia abajo 2. Dado que la densidad del agua es casi 1,00 g/ml durante el intervalo de temperatura para este experimento, la cantidad de agua utilizada en el calorímetro se medirá por volumen. Con una pipeta volumétrica, poner 50,0 ml de agua fría en el calorímetro; determinar y registrar la masa. Cubra el vaso con el conjunto de la tapa-termómetro-agitador. Se agita el agua durante 5 minutos, la observando la temperatura durante el tiempo.; registrar la temperatura a intervalos de 1 min. en la Hoja de Datos. Cuando el sistema está en equilibrio, registre la temperatura lo más cercana 0,2°C. 3. Con una pipeta volumétrica, poner 50,0 ml de agua en un vaso de precipitados limpio y seco; determine y registre la masa. Calentar el agua con un fuego lento hasta que la temperatura del agua alcance unos 70°C. Deje que el agua caliente en reposo durante unos minutos, revolviendo de vez en cuando durante este período de tiempo. registre rápidamente la temperatura lo más cercano a 0.2°C verter el agua completamente en el calorímetro que se ha montado y se ha alcanzado el equilibrio

4. Vuelva a colocar el conjunto de la tapa y agite suavemente el contenido. Observe la temperatura durante 5 minutos. y registre la temperatura cada 30 segundos. durante 5-min. Grafique la temperatura como una función del tiempo, como se muestra en la figura. Determine a partir de la curva la temperatura máxima por extrapolación y registre esto. Determine ΔT. A partir de los datos, cálculo de la capacidad calorífica del calorímetro. B. Determinación del calor especifico de un metal 1. Arme la figura 5.2 con vasos secos. 2. Con una pipeta volumétrica, poner 50,0 ml de agua fría en el calorímetro; registre la masa. 3. Obtener una muestra de metal de su instructor. 4. Pesar un vaso de precipitados limpio y seco, de 50 ml con una aproximación de 0,01 g Coloque aproximadamente 10 g de la muestra en el vaso y volver a pesar con precisión de 0,01 g (3). Se determina la masa del metal por sustracción. Introducir la muestra en un tubo de ensayo limpio y seco. 5. Coloque el tubo de ensayo en un baño de agua como lo muestra el montaje de la Figura.5.2

Figura 5.2 Montaje para la determinación del calor específico de un metal

Asegúrese de que todo el metal en el tubo de ensayo está por debajo de la superficie del agua. Calentar el agua a ebullición suave y mantener el tubo de ensayo en el baño durante 10 min. Asegúrese de que el agua no salpique en el tubo de ensayo.

6.

Mientras que el metal se está calentando, evalúe la temperatura del agua fría en el calorímetro durante 5 min ; registrar la temperatura en la Hoja de Datos . a intervalos de 1 min. 7. Después de 10 min. de calentar el metal, observe y registre la temperatura en la hoja de ebullición del agua en el vaso de precipitados lo más cercano 0.2 °C . 8. Todos los pasos deben realizarse rápidamente y con cuidado en este punto. Retire el tubo de ensayo del agua hirviendo; seque el vidrio exterior con una toalla de papel; quite la tapa del calorímetro; añadir el metal caliente al calorímetro. Tenga cuidado de no añadir agua a o que se pierde desde el calorímetro durante transferencia. 9. Registrar la temperatura del calorímetro en cuanto el aparato se ha vuelto a montar. Tenga en cuenta el momento en el que se determina la temperatura. agita el agua. Continúa registrando la temperatura, cada 30 seg. para los siguientes 4 min. 10. Trazar la temperatura como una función del tiempo, como se muestra en la Fig. 5.0 .Determinar a partir de la curva la temperatura máxima; Determina ΔT. A partir de los datos, determinar el calor específico y la masa atómica del metal.

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE 1. Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro a. Masa de agua fría

_______________ g

b. Masa de agua caliente

_______________ g

c. Temperatura del sistema equilibrado Agua fría y calorímetro _______________ °C d. Temperatura de agua caliente

_______________ °C

e. Máxima temperatura de la gráfica

_______________ °C

f.

_______________ °C

ΔT del agua fría y calorímetro

g. ΔT del agua caliente

_______________ °C

h. Calor perdido por el agua caliente

_______________ cal

i.

Calor ganado por el agua fría

_______________ cal

j.

Calor ganado por el agua fria y el calorímetro

_______________ cal

k. Calor ganado por el calorímetro

_______________ cal

l.

_______________ cal/°C

Capacidad calorífica del calorímetro

2. Determinación del calor especifico de un metal a. Masa de agua fría _______________ g b. Masa del beaker

_______________ g

c. Masa del beaker mas el metal

_______________ g

d. Masa del Metal

_______________ g

e. Temperatura del sistema equilibrado _______________ °C f.

Temperatura del metal caliente

_______________ °C

g. Máxima temperatura de la gráfica

_______________ °C

h. ΔT del agua fría y calorímetro

_______________ °C

i.

Calor ganado por el calorímetro y el agua

_______________ cal

j.

ΔT del metal

_______________ °C

k. Calor perdido por el metal

_______________ cal

l.

_______________ cal

Calor especifico del metal

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO 1.

Que es un calorímetro?

2. Un estudiante tiene Hierro caliente y lo agrega que contiene agua fría Explica que sucede en termino de flujo de calor. 3.

Porque el agua es mejor refrigerante que el etanol?

4. Durante el experimento se debe realizar un grafico de temperatura vs tiempo. Para que se debe realizar esto? 5. Una muestra de 30,0 g de agua se calentó desde una temperatura inicial de 18,0? C a una temperatura final de 57,5? C. ¿Cuántas calorías ha absorbido el agua? 6. Una muestra de 80,0 g de esferas se calentaron en agua a 99,5 ° C. Las esferas se añadieron a 50,0 g de agua que estaba a una temperatura de 20,0? C, resultando en un aumento de la temperatura para el agua a 33,0? C. a. Cual fue la temperatura a la cual se equilibraron las esferas. b. Cual fue la temperatura de cambio de las esferas. c. Cual es el calor especifico de las esferas. d. Empleando la siguiente tabla Sustancia Plomo Estaño Plata Cobre Zinc Hierro

Calor Específico 0,038 cal/g °C 0,058 cal/g °C 0,056 cal/g °C 0,092 cal/g °C 0,093 cal/g °C 0,11 cal/g °C

Cuál sería la identidad de las esferas

Sustancia Vidrio NaCl Aluminio Madera Alcohol Etílico Agua

Calor Específico 0,12 cal/g °C 0,21 cal/g °C 0,22 cal/g °C 0,42 cal/g °C 0,59 cal/g °C 1 cal/g °C

7. Un estudiante necesita calcular la capacidad calorífica de un calorímetro y obtuvo los siguientes datos experimentales:  Temperatura inicial de 60 mL de agua fría en un calorímetro tf= 24.5 °C  Temperatura inicial de 60 mL de agua caliente tc= 58,5 °C  Máxima temperatura del agua después de agregar agua caliente al agua fría en el calorímetro t= 41,0 °C Con estos datos encuentre la capacidad calorífica del calorímetro.

EXPERIENCIA N°6

CALOR DE REACCIÓN CAMBIO DE ENTALPIA PARA ALGUNAS REACCIONES 1. OBJETIVOS  Ilustrar como se manifiestan los cambios de entalpía en algunos procesos físicos y químicos.  Determinar experimentalmente los cambios de entalpía para diferentes reacciones  Demostrar la ley de Hess 2. INFORMACIÓN BÁSICA Las reacciones químicas van acompañadas de cambios de energía que, generalmente, corresponden a la absorción o desprendimiento de calor. Las reacciones químicas como las de combustión en las que se produce desprendimiento de calor reciben el nombre de exotérmicas. Los procesos en los que el sistema absorbe calor, como la fusión del hielo, son endotérmicos. La magnitud termodinámica utilizada para expresar el calor liberado o absorbido por una reacción química cuando el proceso se lleva a cabo a presión constante, qp, se denominada entalpía, H. Δ Cuando qp es positivo, la reacción endotérmica, o sea la entalpia de los productos de la reacción es superior a la de los reactivos. Δ Si qp es negativo, la reacción es exotérmica, o sea la entalpia de los productos de la reacción es inferior a la de los reaccionantes. Δ

En esta práctica determinaremos los cambios de entalpía para algunos procesos a través de mediciones calorimétricas, Algunos calorímetros operan isotérmicamente añadiendo o extrayendo calor del sistema para mantener la temperatura constante, Otros actúan adiabáticamente, usando un sistema aislante. El tipo más corriente consta de un recipiente aislado, con agua, dentro del cual se produce la reacción. El calor desarrollado o absorbido modifica la temperatura del agua, la cual se mide. La cantidad de calor resulta igual al producto de la capacidad calorífica total del calorímetro por la variación de temperatura. Para efectuar las medidas y los cálculos respectivos se hace necesario ciertas aproximaciones. Asumimos que el calor de reacción solo se usa para incrementar la temperatura de la solución acuosa y por lo tanto, nada de este calor se pierde en calentar el calorímetro (esto no es del todo cierto ya que depende del material de que está hecho). Consideraremos también que el calor requerido para elevar la temperatura de un mililitro de solución es el mismo que el calor requerido para producir la misma elevación de temperatura en un gramo de agua. Esta es válida ya que estamos trabajando con soluciones acuosas diluidas. Capacidad Calórica y Calor Específico: Cuando se calienta una sustancia, si ésta no experimenta ningún cambio físico ni reacción química, su temperatura se eleva. El cambio de temperatura experimentado depende de la capacidad calorífica de dicha sustancia. La capacidad calorífica de una sustancia, C, se define como la cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura en 1K (o 1°C). Si está involucrado 1 mol de sustancia se conoce como capacidad calorífica molar, C, que se expresa en J/K.mol. La capacidad calorífica de 1 g de una sustancia es su capacidad calorífica específica o calor específico, c. Cuanto mayor es la capacidad calorífica de una sustancia, más calor se necesita para producir una elevación de temperatura dada.

Δ

Δ

Δ

La cantidad de energía calorífica que hay que suministrar a 1g de agua para elevar su temperatura 1 K (o 1 °C) es de 4,184 J.

El calor específico es una magnitud muy importante en Termoquímica, ya que si se conoce su valor y la cantidad de sustancia se puede determinar el calor absorbido o liberado en un proceso sin más que medir el cambio de temperatura. Hay reacciones en la que es difícil determinar en forma experimental los cambios de entalpía. Un ejemplo de ello es el calor de combustión del grafito para producir CO, es imposible medirlo ya que siempre se produce CO 2 como un subproducto de la reacción, a pesar de usar cantidades estequiométricas requeridas para el grafito y el oxígeno para producir CO. C (grafito) + ½ O2

CO

La aplicación de la Ley de Hess nos permite la determinación directa de los cambios de entalpía en aquellas reacciones en las cuales es difícil o imposible medirlos directamente. La Ley de Hess, nos dice que: el cambio de entalpía para cualquier reacción química es constante, independientemente de sí la reacción ocurre en una o en varias etapas. Así conocemos los cambios de entalpía para diversa etapas de la reacción, la suma algebraica nos da necesariamente la entalpía para la reacción final. También por resta algebraica se puede calcular la entalpía de una de las etapas del proceso si conocemos la entalpía total del mismo.

C (grafito) + ½ O2

CO

CO + ½ O2 C (grafito) + O2

1ªetapa ΔH1

CO2 CO2

2ª etapa ΔH2 Reacción final ΔH3

Mencionamos anteriormente que era imposible determinar experimentalmente el cambio de entalpía para la combustión del grafito en la producción de CO. Pero es muy fácil medir los calores de la combustión completa al CO2 para el CO y para el grafito (ΔH2 y ΔH1 respectivamente), basta con asegurarse de que hay exceso de oxígeno para obtener el único producto de la reacción como es el bióxido de carbono. Así indirectamente podemos calcular el cambio de entalpía para la combustión incompleta del grafito a CO Δ

Δ

Δ

3. MATERIALES Y REACTIVOS NaOH sólido NaOH 0,5M HCl 0,5M CH3COOH 0,5M

Termómetros Balanza Calorímetro Beaker 250 Vidrio de Reloj Espátula Agitador Auxiliar de pipeteo Pipeta

4. PROCEDIMIENTO Recuerde que antes de iniciar los experimentos el calorímetro debe estar calibrado A. Determinación del Calor de Disolución del NaOH 1. Mida 50 mL de agua destilada que esté por debajo de la temperatura ambiente y agréguela en el calorímetro, mida la temperatura hasta lograr equilibrio térmico. 2. En una balanza de precisión pese aproximadamente 2,0 g de NaOH(s) y agregue rápidamente en el calorímetro. 3. Agite suavemente con el termómetro y anotar la mayor temperatura alcanzada, registre la temperatura durante 5 min a intervalos de 1 min 4. Registra en la hoja de reporte sus observaciones B. Determinación de Entalpia de Neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte 1. 2. 3. 4.

Mida 25 mL de HCl 0,5 M y colóquelos en el calorímetro. Mida 25 mL de NaOH 0,5 M y colóquelos en un vaso de precipitado. Mida la temperatura de ambas soluciones. Vierta la disolución de NaOH 0,5M en el calorímetro, cerrar el calorímetro y agitar suavemente con el termómetro. 5. Anote la mayor temperatura alcanzada, registre la temperatura durante 5 min a intervalos de 30 s

(Suponga que la densidad de la mezcla de reacción es aproximadamente 1 g/cm3 y que su calor específico se aproxima a 1 cal/g∙K) C. Determinación de entalpia de Neutralización de un ácido débil por una base fuerte 1. Repita el procedimiento del apartado B, pero esta vez emplee una disolución de CH3COOH 0,5 M D. Determinación de Entalpia de Reacción por la ley de Hess NaOH(ac) + HCl(ac)

NaCl(ac)

+

H2O(l)

Repita el procedimiento del apartado A, pero esta vez reemplace el H2O por una solución de HCl 0,5 M

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS PRE-LABORATORIO 1.

Escriba las ecuaciones termoquímicas balanceadas para: a. Hidróxido de sodio solido cuando reacciona con agua.

b. Solución de ácido clorhídrico cuando reacciona con solución de hidróxido de sodio.

c. Solución de ácido acético cuando reacciona con solución de hidróxido de sodio.

d. Hidróxido de sodio cuando reacciona con solución de ácido clorhídrico.

2.

Indique el procedimiento para calibrar el calorímetro empleando agua fría y agua caliente.

3. Consulte y escriba la expresión matemática empleada para calcular el calor ganado o perdido en una reacción química

4. Consulte y escriba la expresión matemática empleada para calcular el calor ganado por el calorímetro conocida su capacidad calorífica.

5. Consulte y escriba la expresión matemática empleada para calcular el ΔH de una reacción cuando esta se realiza en un calorímetro.

6. A partir de los respectivos cambios de entalpía a 25°C para las siguientes reacciones de combustión calcule el cambio de entalpía para la formación de un mol de metano CH4

gaseoso a 25°C, a partir de los elementos C sólido e H2 gaseoso. CH4(g) C(s) 2H2(g)

+ +

2O2(g) O2(g)

+

O2(g)

CO2(g) CO2(g) 2H2O(l)

+

2H2O(l)

ΔH=-212,4 Kcal ΔH=-94,1 Kcal ΔH=-136,6 Kcal

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE Q del Calorímetro

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1. Determinación de Entalpia de Disolución del NaOH Masa de NaOH V de H2O T inicial del Agua Temperatura de La mezcla T1 ___________°C T3 ___________°C T5 ___________°C T7 ___________°C T9 ___________°C Tmax obs ___________°C Moles de NaOH empleados

_________________ g _________________ mL _________________ °C T2 T4 T6 T8 T10 Tequil

___________°C ___________°C ___________°C ___________°C ___________°C ___________°C _________________

2. Determinación de Entalpia de Neutralización del HCl(ac) con NaOH(ac) V de HCl 0,5M V de NaOH 0,5M T del HCl T del NaOH T inicial (THCl + TNaOH)/2 Temperatura de La mezcla T1 ___________°C T3 ___________°C T5 ___________°C T7 ___________°C T9 ___________°C Tmax obs ___________°C Moles de NaCl formados

_________________ mL _________________ mL _________________ °C _________________ °C _________________ °C T2 T4 T6 T8 T10 Tequil

___________°C ___________°C ___________°C ___________°C ___________°C ___________°C _________________

3. Determinación de Entalpia de Neutralización del CH 3COOH(ac) con NaOH(ac) V de CH3COOH 0,5M V de NaOH 0,5M T del CH3COOH T del NaOH T inicial (TCH3COOH + TNaOH)/2 Temperatura de La mezcla T1 ___________°C T3 ___________°C T5 ___________°C T7 ___________°C T9 ___________°C Tmax obs ___________°C Moles de CH3COONa formados

_________________ mL _________________ mL _________________ °C _________________ °C _________________ °C T2 T4 T6 T8 T10 Tequil

___________°C ___________°C ___________°C ___________°C ___________°C ___________°C _________________

4. Determinación de Entalpia de Reacción por la ley de Hess Masa de NaOH V de HCl 0,5 M T inicial del HCl Temperatura de La mezcla T1 ___________°C T3 ___________°C T5 ___________°C T7 ___________°C T9 ___________°C Tmax obs ___________°C Moles de NaCl formados

_________________ g _________________ mL _________________ °C T2 T4 T6 T8 T10 Tequil

___________°C ___________°C ___________°C ___________°C ___________°C ___________°C _________________

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO 1.

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3.

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5.

6.

7. 8.

Elabore para cada una de las reacciones una grafica Temperatura vs Tiempo y ajuste a una línea recta para determinar la temperatura de disolución a T0 (máxima temperatura de mezcla) en el instante de la mezcla(t=0), extrapolando a tiempo cero. Calcule el calor liberado en la disolución de NaOH en calorías, a partir del valor de T0 determinado gráficamente para esta reacción. Calcule el ΔH en Kcal/mol y Kj/mol para la reacción de disolución. Calcule el calor liberado en la reacción de HCl (ac) con NaOH(ac) en calorías, a partir del valor de T0 determinado gráficamente para esta reacción. Calcule el ΔH en Kcal/mol y Kj/mol para la reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte. Calcule el calor liberado en la reacción de CH 3COOH(ac) con NaOH(ac) en calorías, a partir del valor de T0 determinado gráficamente para esta reacción. Calcule el ΔH en Kcal/mol y Kj/mol para la reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte. Compare los valores ΔH en Kcal/mol para la reacción de un ácido fuerte y una base fuerte con el ΔH en Kcal/mol para la reacción de un ácido débil y una base fuerte y establezca conclusiones. Calcule el calor liberado en la reacción de HCl (ac) con NaOH(s) en calorías, a partir del valor de T0 determinado gráficamente para esta reacción. Calcule el ΔH en Kcal/mol y Kj/mol para la reacción. Empleando los datos de las entalpias del procedimiento A, B y D demuestre la ley de Hess. Estime error cometido en la determinación de las entalpias empleando el Tmax obs y el T0 obtenido gráficamente.

EXPERIENCIA N°7

ENTROPÍA: UNA MEDIDA DEL DESORDEN

1. OBJETIVOS  Demostrar los efectos de los cambios de entropía  Investigar los cambios de entropía en diferentes sistemas 2. INFORMACIÓN BÁSICA De acuerdo con la teoría cinética de los gases, las moléculas se mueven al azar, a mayor temperatura, más rápido es su movimiento aleatorio, en general, esto significa desorden, y cuando las moléculas se enfrían reducen su velocidad entonces hay más y más orden aparente Cuando todas las moléculas de un sistema inmóvil se alinean perfectamente, logramos el mayor orden posible. Hay una medida de tal orden, llamada Entropía. En perfecto orden, la entropía del sistema es cero. Cuando un sistema tiene una impureza pequeña, el perfecto orden se rompe y la entropía aumenta. Cuando las moléculas giran o se desplazan de un lugar a otro, el desorden aumenta y también lo hace la entropía. Así, cuando un cristal se funde, se observa un aumento en la entropía; cuando un líquido se vaporiza, el desorden aumenta, y por lo tanto la entropía. Cuando se combinan dos sustancias puras y se forma una mezcla, el desorden aumenta y también lo hace la entropía. Cuando la temperatura aumenta, la entropía de un sistema aumenta, no sólo en la fase de gas, sino también en muchos líquidos y sólidos. Esto es porque un incremento en la temperatura conlleva a un incremento de los movimientos moleculares. A la inversa, cuando un sistema se enfría, su entropía disminuye. En la escala de temperatura absoluta (Kelvin) el cero absoluto o -273.15°C es la temperatura más baja posible. A esta temperatura, todos los movimientos moleculares cesan y reina el orden perfecto. No se puede alcanzar ese orden perfecto en la realidad. Sin embargo, los científicos tratan de acercarse a estos sistemas con muy poca entropía y han alcanzado temperaturas de 0.001 K. La entropía también puede ser percibida como parte de la energía (calor) que se utiliza para generar desorden y, por lo tanto, no está disponible para realizar

trabajo útil. El símbolo de la entropía es S, el cambio de entropía pasar de un estado a otro se representa:

Donde Δ es el cambio, Q es la energía (calor) usada para crear desorden, y T es la temperatura en Kelvin. Así la unidad de entropía es medida en cal/K. La demostración de cambio orden/desorden, está presente en la vida diaria es a través de la entropía. Por ejemplo, el mercurio líquido en un termómetro está hecho de pequeñas moléculas compactas (Fig.1). Cuando se calienta las moléculas se mueven más rápido; empujan sus moléculas vecinas a cierta distancia, el volumen del líquido se expande, al igual que el desorden, por lo tanto, la entropía, aumenta. Cuando se enfría el termómetro ocurre lo contrario. Puesto que hay pocas interacciones entre las moléculas de mercurio, el proceso es completamente reversible. No todos los materiales se comportan de esta manera.

Fig 7.0 En un material plástico, tal como una lámina de polipropileno, las moléculas gigantes (macromoléculas) están entrelazadas unas con otros de una manera aleatoria. Cuando se cuelga un peso en estas láminas de tal forma, que ejerza una tensión la lámina se alargará ligeramente. Durante el alargamiento, las moléculas gigantes, se alinearan a lo largo de la tensión, en esencia, la entropía disminuye y el orden aumenta (Fig.7.1 A, B). Cuando una de estas laminas tensionadas se calienta, los movimientos moleculares aumentan, al igual que en el mercurio, pero a causa de los entrelazamientos, sólo las primeros segmentos de las moléculas aumentan su movimiento, y sólo después se puede observar que las macromoléculas se separan una de otra. En cada caso, la entropía aumenta (Fig.7.1 B> C). Cuando se enfría un sistema de tipo amorfo, los movimientos moleculares disminuyen y lo mismo ocurre con la entropía. Sin embargo, debido a los entrelazamientos, al enfriarse no se consigue volver exactamente al mismo desorden de antes; decimos entonces que el calentamiento-enfriamiento no es reversible (Fig.7.1 C> D).

Fig 7.1 En los materiales tipo caucho las macromoléculas tienen uniones cruzadas, que están a ciertas distancias interatómicas fijas (Fig.7.2A). Cuando se cuelga una carga en una banda de goma, esta se puede alargar. Los segmentos moleculares se alinearán en la dirección de la tensión. Esto crea un mayor orden, es decir, una disminución de la entropía. En el alargamiento de la banda de goma se refleja un aumento de la distancia entre los enlaces cruzados vecinos (Fig.7.2B). Cuando un sistema de este tipo se calienta, los segmentos de las moléculas entre los enlaces cruzados se mueven más vigorosamente que antes. Tal aumento en el movimiento de estos segmentos acerca los enlaces cruzados llevándolos más juntos, en esencia, los contrae y la entropía del caucho, disminuye (Fig.7.2C). Cuando el caucho se enfría, nuevamente se extenderá a su longitud anterior, un aumento en el desorden relativo y, por lo tanto, en la entropía (Fig. 7.2D). Este ciclo de calentamiento y enfriamiento es reversible, siempre y cuando no halla rompimiento de enlaces químicos.

Fig 7.2 En los siguientes experimentos, se observaran cambios en la entropía de los sistemas objeto investigación, estos cambios en el comportamiento se pueden evidenciar en los sistemas por calentamiento o enfriamiento.

3. MATERIALES Y REACTIVOS Termómetros Láminas de Polipropileno de 10x2 cm Bandas elásticas de 3x90 mm Regla Clip sujeta papeles (mariposa) Clip sujeta papeles Pistola de Calor Masa diversas Beaker Soporte Universal Nuez Aro

4. PROCEDIMIENTO 1. Tome un termómetro de mercurio y lea la temperatura ambiente. A continuación, hervir 50 ml de agua en un vaso de precipitados de 125 ml y anota la temperatura del agua sumergiendo sólo la punta del termómetro. Retire el termómetro y dejar que se enfríe a temperatura ambiente. Leer el termómetro. Repetir el ciclo dos veces más. Reportar sus observaciones en la hoja de Reporte 2. Tome una lámina de polipropileno de 10 x 2 cm. Hacer dos marcas de 5,0 cm de separación, con un rotulador en el medio de la lámina. Doblar unos 5 mm de la hoja en un extremo y colocarlo en un clip de carga. Asegúrese de que la pinza sostiene firmemente la lámina de polipropileno. Repetir el procedimiento en el otro extremo de la lámina con otro clip de carga. Con un clip abierto haga un gancho "S", para colgar el conjunto de la lámina en un soporte de anillo. Mida la distancia entre las dos marcas con una regla y registre en la hoja de Reporte. Con la ayuda de otro clip de papel abierto haga en un gancho "S", para colgar un peso de aproximadamente 300 g en la parte inferior de la banda (Fig.7.3). Espere unos minutos para permitir que el alargamiento se detenga. Mida la distancia entre las dos marcas y regístrelo en la hoja de Reporte

Figura 7.3 Montaje para determinar cambio de entropía

Tome una pistola de calor (secador de cabello) enciéndalo y apunte con cuidado el calor sobre la lámina de polipropileno. Cuando la banda comience a alargarse, apague rápidamente la pistola de calor (Si se calienta la lámina demasiado, el plástico se romperá bajo la carga, y será necesario repetir el experimento.) Deje que el conjunto de la banda alcance la temperatura ambiente. Medir la distancia entre las marcas lo más cercano posible y registre en su hoja de reporte. Retire el peso de la parte inferior de la tira de plástico. Medir la distancia entre las marcas y regístrelo en su hoja de reporte 3. Tome una banda elástica de 3 mm de ancho y aproximadamente 90 mm de largo. Con la ayuda de dos clips de papel abierto (hecho en ganchos "S"), colgarlo en un soporte de anillo. Lea la longitud de la banda elástica (la distancia entre los dos clips de papel) con una regla y regístrela en su hoja de reporte. Colgar un peso de aproximadamente 300 g en el clip de papel inferior y permita que la banda elástica se alargue. Mida la longitud de la banda elástica bajo la acción de la carga y regístrelo en la hoja de reporte. Encienda la pistola de aire caliente. Diríjala a la mitad de la banda elástica y caliente ambos lados. Apague la pistola de calor. Mientras que la banda elástica este todavía caliente, mida rápidamente su longitud con una regla. Regístrelo en la hoja de reporte. Espere unos minutos para que la banda elástica alcance la temperatura ambiente. Mida y registre la longitud de la banda elástica y registre en la hoja de reporte. Retire el peso del conjunto. Mida y registre la longitud de la banda elástica y registre en la hoja de Reporte. Repetir el ciclo una vez más y registrar las longitudes correspondientes.

4. Lea todo este procedimiento antes de llevar a cabo el experimento para que entienda qué hacer. La sensación de temperatura más caliente o fría puede determinarse si hace el siguiente experimento con rapidez. Tome una nueva banda elástica. Mientras la sostiene con los dedos entre sus dos manos, deje que la banda elástica toque su labio superior. Mueva la banda elástica alejándola de su labio. extienda rápidamente la banda de goma a aproximadamente el doble de su longitud y tocar su labio superior con la banda de caucho extendido. ¿La banda de goma se sienta más caliente o más frío después de la extensión? Registre su observación en la hoja de reporte. Mueva la banda elástica lejos de su labio. Deje que se contraiga a su longitud original. Toque a su labio superior. ¿la banda elástica contraída se siente más caliente o más fría que la banda de goma extendida? Registre su observación en la hoja de reporte. Repita el procedimiento. Registre los resultados para el segundo ciclo en la hoja de Reporte.

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE 1. a. Lectura a temperatura ambiente del termómetro Lectura de temperatura del punto de ebullición del H2O b. Lectura a temperatura ambiente segunda vez Temperatura del punto de ebullición del H2O segunda vez c. Lectura a temperatura ambiente tercera vez Temperatura del punto de ebullición del H2O tercera vez 2. a- Distancia entre las marcas iniciales b- Distancia entre las marcas sometido a carga c- Distancia entre las marcas después de calentar y enfriar sometido a carga d- Distancia entre las marcas después de calentar y enfriar sin carga 3. a- Longitud de la banda elástica b- Longitud de la banda elástica sometido a carga c- Longitud de la banda elástica después de calentar y sometido a carga d- Longitud de la banda elástica después de enfriar a temperatura ambiente y sometido a carga e- Longitud de la banda elástica a temperatura ambiente y sin carga f- Segundo ciclo: Longitud con carga g- Segundo ciclo: Longitud después de calentar con carga h- Segundo ciclo: Longitud después de enfriar con carga i- Segundo ciclo: Longitud después de enfriar a temperatura ambiente sin carga j- Son las longitudes 3a 3e y 3i iguales?

______ °C ______ °C ______ °C ______ °C ______ °C ______ °C ______mm ______mm ______mm ______mm ______mm ______mm ______mm ______mm ______mm ______mm ______mm ______mm ______mm

k-

Son las longitudes 3b y 3f iguales

l-

Son las longitudes 3c y 3g iguales

m- Son las longitudes 3d y 3h iguales 4. a.

La banda elástica se siente más caliente o más fría después de la extensión?

b.

La banda elástica se siente más caliente o más fría después de la contracción?

c.

Segundo ciclo La banda elástica se siente más caliente o más fría después de la extensión?

d.

Segundo ciclo La banda elástica se siente más caliente o más fría después de la contracción?

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FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO 1.

Fueron los cambios en la expansión del mercurio en el termómetro reproducibles? ¿Cuál tiene mayor entropía-mercurio líquido a temperatura ambiente o a 100°C?

2. a.

En el experimento de la lámina de polipropileno, que le pasó a la relación orden/ desorden y, por lo tanto, a la entropía: Al colocar un peso en la lámina

b.

Calentamiento con tensión

c.

Enfriamiento de la lámina bajo tensión

3. a.

En el experimento de la banda de caucho, que le pasó a la relación orden/desorden y, por lo tanto, a la entropía Al colocar un peso en la banda de caucho

b.

Calentamiento con tensión

c.

Enfriamiento de la lámina bajo tensión

d.

Al remover la tensión

4.

¿Cuál tiene mayor orden una banda elástica bajo una carga de 300 g, o la misma banda bajo la tensión de 500 g? Explique

5. a.

A juzgar por la sensación de temperatura en el labio superior Por qué la extensión de la banda elástica absorbe o libera calor

b.

Creó orden o desorden

c.

¿La entropía de la banda elástica aumento o disminuyo como consecuencia de la extensión?

6.

La cerveza es una solución en la que el alcohol líquido, malta sólida, y el dióxido de carbono gaseoso se disuelven en agua. ¿Cuál tiene mayor orden a la misma temperatura: agua o cerveza? ¿Cuál tiene mayor entropía el agua o la cerveza?

7.

Suponga que la extensión de una lámina de plástico a 25°C, liberó 2 cal, es decir, Q=-2 cal. Calcule el cambio de entropía, ΔS, en el proceso. ¿El cambio de entropía indica un mayor orden o desorden después de la extensión?

EXPERIENCIA N° 8

LEY DE EQUILIBRIO QUÍMICO Y PRINCIPIO DE LE CHATELIER

1.

OBJETIVOS  Estudiar el equilibrio químico en distintos sistemas.  Demostrar el efecto del cambio en la concentración y temperatura sobre el equilibro químico.

2.

INFORMACIÓN BÁSICA Cuando sucede una reacción química dos importante preguntas pueden realizarse a)Cuánto producto se produce? b) Qué tan rápido se producen los productos?. La primera pregunta puede ser resuelta desde la perspectiva del equilibrio químico mientras que la segunda pregunta cae bajo el dominio de la cinética química. Muchas reacciones químicas terminan totalmente, lo cual quiere decir que los reactivos se transforman al 100% en productos, estas reacciones entonces reciben el nombre de irreversibles. Cuando se quema gas Metano en presencia de aire (Oxígeno) en un mechero el metano se quema completamente para formar dióxido de carbono y agua.

CH4(g)

+

2O2(g)

CO2(g) + 2H2O(g)

Otras reacciones no terminan totalmente, lo cual, quiere decir que los reactivos forman productos y que estos actúan simultáneamente como reaccionantes, es decir que la reacción puede proceder de derecha a izquierda o de izquierda a derecha, estas reacciones se denominan entonces reversibles. Un ejemplo de este tipo de reacciones es el siguiente Fe3+(ac)

+

SCN-(ac)

FeSCN2+(ac)

La reacción anterior es fácil de seguir el progreso visualmente así el ión Fe3+ reacciona con el ión tiocianato para formar un ión complejo rojo oscuro FeSCN2+.Esta es la reacción de izquierda a derecha (reacción directa). Al mismo

tiempo el ión complejo rojo también se descompone y forma el ión hierro (III) y el ión tiocianato. Esta es la reacción de derecha a izquierda (reacción inversa).Al comienzo cuando se mezcla el ión hierro (III) con el ión tiocianato la velocidad de la reacción directa es máxima, al transcurrir el tiempo la velocidad disminuye porque hay meno ion hierro (III) y tiocianato para reaccionar. Por otra parte, la velocidad de la reacción inversa que inicia en cero (0) se incrementa gradualmente se incrementa. Eventualmente las dos velocidades llegan a ser iguales, cuando este punto es alcanzado el proceso se encuentra en un equilibrio dinámico, o sólo equilibrio. Cuando una reacción a una determinada temperatura se encuentra en equilibrio obedece la ley del equilibrio químico. Esta ley impone una condición en la concentración de reactivos y productos expresada en la constante de equilibrio (K). Para la reacción entre los iones hierro (III) y tiocianato la constante de equilibrio puede ser escrita como

eSC e

SC

O en general

Los [ ] indican la concentración en moles/L en equilibrio. Como el nombre lo indica la constante de equilibrio es una constante para una reacción en particular y para una determinada temperatura. La magnitud de la constante de equilibrio indica si la reacción Se completara o estará lejos de completarse (reacción reversible). La ley del equilibrio químico está basada en la invariabilidad de la constante de equilibrio. Esto quiere decir que si se perturba un sistema en equilibrio por ejemplo agregando más moléculas de reactivos el sistema reacciona incrementando el número de moléculas de productos a fin de mantener la proporción producto/reactivos en un valor constante. El principio de Le Chatelier expresa “Si un sistema en equilibrio es perturbado por una tensión externa el sistema reacciona de tal forma que disminuya parcialmente la acción perturbadora”

3.

MATERIALES Y REACTIVOS CuSO4 0,1M NH3 1M HCl 1M NaCl 26% m/m HCl 12M KSCN 0,1M FeCl3 0,1M CoCl2 1M H2PO4-/HPO4=

Tubos de ensayo Gradilla Pipeta graduada de 10 mL Auxiliar de pipeteo

PROCEDIMIENTO A. Coloque 1mL de una solución de CuSO4 0,1M en un tubo de ensayo limpio y seco, agregue gota a gota una solución de NH3 1M, agitando después de agregar cada gota hasta observar un cambio de color, observe el nuevo color y registre el número de gotas de NH3 1M agregadas en la hoja de reporte. A la mezcla en equilibrio obtenida adicione HCl 1M gota a gota hasta cambio de color a azul pálido, en la hoja de reporte registre el número de gotas necesarias para este cambio. B. Coloque 2 mL de una mezcla H2PO4-/HPO4= en un tubo de ensayo limpio y seco, use papel indicador para identificar si la solución es ácida o básica y registre su observación en la hoja de reporte. Adicione una gota de HCl 1M al papel indicador y registre su observación en la hoja de reporte. Agregue una gota de HCl 1M en el tubo de ensayo que contiene la mezcla. Registre su observación en la hoja de reporte. C. Prepare una solución patrón agregando 1 mL de FeCl3 0,1M y 1 mL de KSCN 0,1M a 50 mL de H2O destilada en un beaker, prepare un conjunto de cuatro tubos de ensayo etiquetados limpios y secos. A cada tubo de ensayo agregue 2mL de la solución patrón que acaba de preparar. Use el tubo 1 como un estándar, contra el cual puedes comparar el color de las otras solucione;. Al tubo 2 agregue 0,5 mL de FeCl 3 0,1M; al tubo 3 agregue 0,5 mL de KSCN 0,1M; al tubo 4 agregue 5 gotas de solución de NaCl.

Observe el color de cada tubo de ensayo y registre sus observaciones en la hoja de registro. D. Coloque en un tubo de ensayo limpio y seco 5 gotas de CoCl2 1M agregue HCl concentrado gota a gota hasta que un cambio de color suceda. Registre sus observaciones en la hoja de reporte. Coloque 1 mL de CoCl2 1M en un tubo de ensayo limpio y seco. Observe el color. Sumerja el tubo de ensayo en un baño de agua hirviendo. Registre sus observaciones en la hoja de reporte.

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FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS PRE-LABORATORIO 1.

Escriba la expresión de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones

NO(g)

+

Ca(OH)2(s)

1/2 O2(g)

NO2(g)

+

CaCO3(s)

2 Na2CO3(s) Cu(s)

2.

+

2 Ag+

CO32-

Na2CO3(s) Cu2+

+

CO2(g)

+

+

+

2 OH-

H2O(g)

Ag(s)

Explica el significado de Kc y Kp e indica la diferencia entre ellas

3.

Para la reacción:

PCl3(g)

+

Cl2(g)

PCl5(g)

a 25 °C las concentraciones en el equilibrio fueron las siguientes [ PCl 3 ]= 7,2M, [ Cl2 ]=7,2 M y [ PCl5 ]= 0,050 M. Calcule el valor de la constante de equilibrio.

4.

S la reacción anterior es exotérmica, se lleva a cabo a 15 °C debería ser la concentración de [ PCl5 ] mayor, la misma o menor que 0,050 M

5.

Si la reacción entre el ión hierro (III) y el ión tiocianato produce en equilibrio 0,2 M de cada uno de los iones, Cuál debe ser la concentración del complejo hierro-tiocianato.

6.

Como afecta el equilibrio químico adicionar un catalizador a la reacción? Explique

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FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE 1. Cuál es el color del complejo cobre-amonio? Cuántas gotas de amoniaco 1M fueron necesarias para causar un cambio de color?

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2. Cuántas gotas de HCl 1M fueron necesaria para volver al color azul pálido?

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3. Cuál color tomó el papel indicador al introducirlo en la mezcla de fosfatos?

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4. Cuál color tomó el papel indicador al agregarle la Gota de HCl ?

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5. Después de agregar la gota de HCl a la mezcla de fosfatos y probar con el papel indicador a qué cambió?

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Era la solución de fosfatos ácida, básica o neutra Antes de la adición de HCl

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Después de la adición de HCl

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Era la solución de HCl ácida, básica o neutra

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6. Compare el color de cada uno de los tubos que contiene cloruro de hierro (III)-tiocianato Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4

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7. Hacía que dirección se corrió el equilibrio en cada uno de los tubos de ensayo Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4

__________________ __________________ __________________

8. Cuál es el color de la solución de CoCl2 Antes de la adición de HCl

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Después de la adición de HCl

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9. Cuál es el color de la solución de CoCl2 a temperatura ambiente

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en el punto de ebullición del agua

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10. En cual dirección corrió el equilibrio después de calentamiento

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11. De acuerdo a la dirección en que corrió el sistema en el punto 10 la reacción era exotérmica o endotérmica

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FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO

1. Enuncie el principio de Le Chatelier. ¿Cómo se relaciona con esta práctica? 2. ¿Cuál es el significado de una constante de equilibrio de equilibrio de reacción cuyo valor sea mayor que 1 comparada con otra cuyo valor sea menor que 1? 3. En el primer experimento con el complejo cobre-amonio se adicionó amoniaco hasta cambo de color y después una cantidad igual de HCl para volver a cambiar a azul. Se requieren más, menos o un número igual de cada uno para completar el cambio de color? Con base en la estequiometria cuál será el valor esperado? 4. Usted adicionó HCl a una mezcla H2PO4-/HPO4= entonces la mezcla llego a ser ácida? Explique 5. Si en cambio de HCl usted hubiese adicionado [H2PO4- ] a la mezcla H2PO4-/HPO4= que consecuencias esperaría con respecto a la prueba del papel indicador. Explique 6. Represente mediante formula estructural el ión cobalto hexahidratado e indique la carga que presenta el cobalto

EXPERIENCIA N° 9

pH y SOLUCIONES BUFFER

1. OBJETIVOS  Aprender a medir el pH de una solución.  Diferenciar un ácido de una base  Entender el funcionamiento de los sistemas amortiguadores. 2. INFORMACIÓN BÁSICA Frecuentemente en nuestra vida diaria encontramos ácidos y bases. Frutas tales como naranjas, tamarindos, mangos sin madurar etc., contienen ácidos. Los agentes de limpieza domestico contienen amoniaco y los líquidos de plomería son bases. Los ácidos son compuestos que pueden donar un protón (ión hidrógeno). Las bases son compuestos que pueden aceptar un protón. Este sistema de clasificación fue propuesto simultáneamente por Johannes BrØnsted y Thomas Lowry en 1932 y es conocida como la teoría de BrØnsted- Lowry. Así cualquier especie donor protón es un ácido y una aceptor es una base. Cuando el HCl reaciona con agua

HCl

+

H2O

H3O

+

Cl

El HCl es un ácido y el H2O es una base porque HCl dona un protón convirtiéndose en Cl- , y el H2O acepta un protón transformándose en H3O+. En la reacción inversa (de derecha a izquierda) el H3O+ es un ácido y Cl- es una base, como lo indican las flechas esta reacción tiende hacia la derecha. .Entonces porque los iones hidronio no donan los protones a la base Cl- con la misma facilidad y formar mas HCl? Es porque ácidos y bases diferentes tienen diferente fuerza. El HCl es un ácido más fuerte que el ión hidronio y el agua es una base más fuerte el ion Cl-

En la teoría de BrØnsted- Lowry cada reacción ácido-base genera un par ácido-base conjugado

Par base-ácido conjugado

HCl

+

H3 O

H2 O

+

Cl

Par ácido-base conjugado Algunos ácidos pueden donar un solo protón, esos ácidos son monopróticos como por ejemplo el HNO3, HCl, HClO3, CH3COOH. Otros pueden donar dos o tres protones esos son llamados ácidos dipróticos o tripróticos respectivamente. Por ejemplo H2SO4, H2CO3 y H3PO4. Un compuesto que puede actuar como un ácido o una base es llamado anfiprótico . En la reacción de autoionización H2O

+

H3 O

H2O

+

OH

Una molécula de agua actúa como ácido y la otra como una base. En el agua pura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, es decir, sólo se forman muy pocos iones hidronio e hidroxilo. Para medir la fortaleza en acidez o basicidad de una solución, P. L Sorensen introdujo la escala de pH. pH

0

1

2 3 ácido

4

5

6 7 8 neutro

9

10

11 12 básico

13

14

La escala muestra que las soluciones ácidas tienen un pH menor a 7 mientras que las soluciones básicas tienen un pH mayor a 7. El pH de una solución puede ser convenientemente medido por un instrumento especial llamado pH-metro (figura 10.0). Todo lo que se debe hacer es introducir el electrodo del pH-metro en la solución y leer el pH de la solución. Otra forma de medir el pH aunque menos precisa es a través del uso de papel indicador de pH. El papel está impregnado con un compuesto orgánico que cambia su color a diferentes valores de pH. El color mostrado por el papel es comparado con una carta de colores que se usa como patrón para indicar el pH como lo muestra la figura 9.0

Figura 9.0 Cinta de pH y escala

Una disolución reguladora, amortiguadora, buffer o tampón está formada por un ácido débil y una sal que contenga su base conjugada, o bien por una base débil y una sal que contenga su ácido conjugado. Ambos componentes deben estar presentes. La disolución reguladora tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de un ácido o de una base fuertes. Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los iones hidroxilo que se le añadan; y también debe contener una concentración semejante de base para neutralizar los iones hidronio que se le añadan. La cantidad de ácido o base que se puede agregar a una disolución amortiguadora antes de cambiar de forma significativa su pH se denomina capacidad amortiguadora. La ecuación de Henderson-Hasselbalch muestra la relación que hay entre pH y la concentración del par ácido-base conjugado o base-ácido conjugada. A HA En esta ecuación pKa es –logKa, donde Ka es la constante de disociación del ácido, [HA] es la concentración de ácido y [A--] es la concentración de la base conjugada. pH=p

3. MATERIALES Y REACTIVOS pH-metro Papel Indicador Universal Beaker de 10 y 50 mL Pipeta de 10mL Tubos de ensayo Auxiliar de pipeteo Goteros Gradilla

HCl 0,1M CH3COOH 0,1M CH3COONa 0,1 M Na2CO3 0,1M NaHCO3 0,1M NH4OH 0,1 M NaOH 0,1 M

4. PROCEDIMIENTO A. Agregue 0,5 mL de HCl 0,1M en un tubo de ensayo limpio y seco, introduzca una tira de papel universal, compare el color tomado por el papel universal y compárelo con el patrón de colores de la carta para la escala de pH. Registre su observación en la hoja de reporte. B. Repita el mismo procedimiento con Ácido Acético, Acetato de sodio, Carbonato de sodio, bicarbonato de sodio, hidróxido de sodio y amoniaco. Registre su observación en la hoja de reporte. C. Agregue en un beaker limpio y seco 5mL de CH3COOH 0,1 M, Lave el electrodo con aproximadamente 200 mL de agua desionizada o destilada que se encuentra contenida en los frascos lavadores, seque con cuidado el electrodo empleando toalla de papel absorbente. Introduzca el electrodo seco en la solución de CH3COOH 0,1 M. el pH-metro calibrado previamente permitirá la lectura de pH de la solución apareciendo un numero digital que indica el valor de pH. Registre en la hoja de reporte

Figura 10.0 pH-metro D. Repita el mismo procedimiento con Acetato de sodio, Carbonato de sodio, bicarbonato de sodio y amoniaco. Recuerde siempre que el electrodo antes de cada medida debe estar limpio y seco. Registre su observación en la hoja de reporte. E. Prepare cuatro sistemas buffer en cuatro beaker limpios y secos diferentes de la siguiente forma: I. II. III. IV.

10 mL de CH3COOH 0,1 M + 10mL de CH3COONa 0,1 M. 1 mL de CH3COOH 0,1 M + 10 mL de CH3COONa 0,1 M. 5 mL de Na2CO3 0,1 M + 5mL de NaHCO3 0,1 M. 1 mL de Acido Na2CO3 0,1 M + 10 mL de NaHCO3 0,1 M.

Mida el pH de cada buffer con el papel indicador universal. Registre sus observaciones en la hoja de reporte.

F. Divida el buffer I en cuatro porciones de 5 mL cada una en un tubo de ensayo de limpio y seco. A la primera porción agregue dos gotas fenolftaleína, anote el color que presenta la disolución y agregue 0,5mL de HCl 0,1M mezcle y mida el pH con papel indicador universal. Registre sus observaciones en la hoja de reporte. A la segunda mitad agregue dos gotas de anaranjado de metilo, anote el color que presenta la disolución y agregue 0,5mL de NaOH 0,1M mezcle y mida el pH con papel indicador universal. A la porción tres agregue dos gotas fenolftaleína y a la porción cuatro dos gotas de anaranjado de metilo. Registre sus observaciones en la hoja de reporte. G. Coloque en dos tubos de ensayo 5mL de agua destilada. Agregue al primero dos gotas fenolftaleína y adicione 0,5 mL de HCl 0,1 mL, mida el pH con papel indicador universal. Al segundo agregue dos gotas naranja de metilo y adicione 0,5 mL de NaOH 0,1 M mezcle y mida el pH con papel indicador universal. Registre sus observaciones en la hoja de reporte. H. Coloque en dos tubo de ensayo 5mL de agua destilada, agregue dos gotas fenolftaleína al primero y dos gotas de anaranjado de metilo al segundo mida el pH con papel indicador universal, Reporte su observación en la hoja de reporte. Adicione 0,5 mL de NaOH 0,1 mL, mezcle y mida el pH con papel indicador universal. Registre sus observaciones en la hoja de reporte I. Repita el procedimiento 1 con los buffer II,III y IV, pero no agregue indicadores dividiendo en dos porciones cada amortiguador y probando con HCl 0,1M y NaOH 0,1M.

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS PRE-LABORATORIO 1. El ácido cítrico es un compuesto presente en la mayora de las frutas, de formula molecular C6H8O7. Consulte la formula estructural indicando si es un acido monoprótico, diprótico o triprótico. De acuerdo con su respuesta plantee los equilibrios correspondientes a cada ionización en agua indicando los pares acido-base conjugados.

2. El pKa del ácido acético es 4,75 a 25 °C. Cuál es el pH de una solución tampón preparada mezclando una concentración equimolecular de ácido acético y acetato de sodio. Cuál es el pH en la cual el acetato de sodio es 10M y el ácido acético es 1M.

3. La saliva de una persona normal tiene un pH que oscila entre 6,5 y 7,0. Una persona con cáncer tiene una saliva con un pH aproximado entre 4,5 y 5,7. Cuánto más iones hidronio hay en la saliva de una persona con cáncer.

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE pH de Soluciones pH con Papel Indicador

pH con pH-metro

HCl 0,1M

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No realizar

CH3COOH 0,1 M

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CH3COONa 0,1 M

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Na2CO3 0,1 M

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NaHCO3 0,1 M

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NH4OH 0,1 M

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NaOH 0,1 M

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No realizar

Sistemas Amortiguadores

pH

5 mL de CH3COOH 0,1 M + 5mL de CH3COONa 0,1 M

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Después de agregar 0,5 mL de HCl 0,5M

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Después de agregar 0,5 mL de NaOH 0,5M

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Agua Destilada

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Después de agregar 0,5 mL de HCl 0,5M

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Después de agregar 0,5 mL de NaOH 0,5M

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Tubo 1 2 3 4 5 6 7 8

Contenido Tampón 1 Tampón 1 Tampón 1 Tampón 1 H2O H2O H2O H2O

Indicador

Color de la disolución

Fenolftaleína An de Metilo Fenolftaleína An de Metilo Fenolftaleína An de Metilo Fenolftaleína An de Metilo

1 mL de CH3COOH 0,1 M + 10 mL de CH3COONa 0,1 M

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Después de agregar 0,5 mL de HCl 0,5M

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Después de agregar 0,5 mL de NaOH 0,5M

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5 mL de Na2CO3 0,1 M + 5mL NaHCO3 0,1 M

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Después de agregar 0,5 mL de HCl 0,5M

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Después de agregar 0,5 mL de NaOH 0,5M

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1 mL de Na2CO3 0,1 M + 10 mL NaHCO3 0,1 M

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Después de agregar 0,5 mL de HCl 0,5M

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Después de agregar 0,5 mL de NaOH 0,5M

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO

1. Calcule el valor del pH esperado de los sistemas buffer de los experimentos usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch. I.

II.

III.

IV.

Están de acuerdo con los valores de pH medidos. 2. Para cada uno de los cuatro sistemas amortiguadores preparados cuántas unidades de pH cambia comparados con la adición de 0,5mL de HCl 0,1. Que puedes concluir de los resultados. 3. Cuál de los cuatro sistemas amortiguadores preparados es el mejor

EXPERIENCIA N° 10

VALORACIÓN ÁCIDO-BASE: NEUTRALIZACIÓN

1. OBJETIVOS  Aplicar los procedimientos empleados en la neutralización ácido-base.  Valorar algunas sustancias de la vida cotidiana por medio de reacciones de neutralización. 2. INFORMACIÓN BÁSICA Ácidos y Bases Ácidos y bases fuertes son aquellos que en disolución acuosa experimentan una ionización completa en disoluciones diluidas. Como ejemplos típicos podemos citar el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio. Reciben el nombre de ácidos y bases débiles aquellos que en disolución acuosa experimentan una disociación incompleta excepto a dilución infinita, como por ejemplo el ácido acético. El equilibrio de ionización de un ácido débil en disolución acuosa se representa: AH

A

+

H

y en el equilibrio se cumple:

siendo Ka una constante característica del ácido débil. Reacción de Neutralización La reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de neutralización porque en ella se neutralizan propiedades

características del ácido y de la base y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo: Ácido + Base Sal + Agua. Si el ácido y la base considerados son fuertes, en disolución acuosa están completamente ionizados, la ecuación iónica de esta reacción es: H+ + OH-H2O. Por lo tanto, el cambio químico que se produce en una reacción de este tipo es la formación de agua a expensas de los iones H+ y OH-- . VALORACIÓN O TITULACIÓN. El procedimiento experimental para determinar la concentración de una solución cuando un volumen conocido de ésta, reacciona con un volumen de otro reactivo de concentración conocida se denomina valoración. El NaOH es una sustancia que prácticamente es imposible de obtener en estado puro. Si al utilizarla como reactivo en el laboratorio se necesita conocer con exactitud su concentración, es necesario valorar dicha solución, es decir, determinar la cantidad de moles de soluto que hay en un volumen determinado: su molaridad. La solución de NaOH se conoce como analito o muestra de concentración desconocida. Para ello se coloca en un recipiente adecuado un volumen exactamente conocido Vb, de la solución cuyo Mb se quiere determinar y se le añade con precaución una solución de ácido de concentración conocida (titulante o valorante), Ma, mediante una bureta que nos permite conocer exactamente el volumen de ácido, Va gastado para neutralizar la base En el momento de la reacción en que las cantidades estequiométricas de ácido y base son idénticas se dice que se ha alcanzado el punto de equivalencia de la valoración, y la concentración desconocida de la solución se puede calcular de forma sencilla utilizando la ecuación química del proceso que tiene lugar. En este punto el número de equivalentes de la sustancia a valorar será igual al número de equivalentes de sustancia valorante Vbase × Nbase = Número de equivalentes de base Vácido × Nácido = Número de equivalentes de ácido En el punto de equivalencia

Vbase × Nbase = Vácido × Nácido Cuando la reacción se produce entre un ácido fuerte y una base fuerte, el pH correspondiente a la neutralización completa (punto de equivalencia) es 7. Si un ácido débil se valora con una base fuerte, el pH del punto de equivalencia es mayor que 7 (hidrólisis del anión del ácido) y cuando es una base débil la que se valora el pH es menor que 7 (hidrólisis del catión de la base). En todo caso, en el punto de equivalencia se produce un cambio brusco del pH. Por ello, este punto puede detectarse utilizando un pH-metro o mediante el empleo del indicador adecuado. Indicadores Ácido-Base Los fundamentos del uso de indicadores para determinar el pH se han descrito anteriormente. En la tabla siguiente se muestran las propiedades de distintos indicadores pKa

Intervalo de viraje (pH) 0,0-1,6

Color de HIn

Color de In

Violeta de 1,0 Amarillo Voleta metilo Azul de Timol* 1,0 1,2-2,8 Rojo Amarillo Naranja de 3,4 3,1-4,4 Rosa Amarillo Metilo Verde de 4,9 3,8-5,9 Amarillo Azul Bromocresol Fenolftaleína 9,0 8,0-9,8 Incoloro Rosa *Este indicador presenta un segundo intervalo de viraje entre pH 8 y 9, dando color azul. Las normas a seguir para el empleo correcto del indicador son las siguientes:  El intervalo de viraje del indicador debe contener al punto de equivalencia de forma que éste y el punto final de la valoración (aquel en el que el indicador cambia de color) coincidan lo más posible  Hay que usar cantidades muy pequeñas de indicador para no introducir errores por consumo de reactivos.  El punto final debe ser el primer cambio neto de color detectable que permanezca durante 20 o 30 segundos.

Patrones Primarios Para preparar disoluciones de concentración perfectamente conocida deben utilizarse sustancias patrón tipo primario (SPTP). Una SPTP debe cumplir los siguientes requisitos:  Que su composición sea igual a la fórmula.  Que sea fácil de purificar.  Que sea estable a 110 °C.  Que no tenga agua de cristalización.  Que tenga un peso equivalente alto.  Que no sea higroscópica.  Que sea estable en disolución. Estas sustancias se emplean para preparar disoluciones de normalidad exacta. Para ello se pesa en una balanza de precisión la cantidad adecuada y se disuelve en un volumen conocido, de manera que podemos calcular la normalidad con exactitud.

3. MATERIALES Y REACTIVOS Probetas de 50 mL Erlenmeyer de 250 mL Beaker 50 mL Pipeta de 10mL Pipeta volumétrica de 25 mL Auxiliar de pipeteo Bureta de 50 mL

HCl 0,1M NaOH 0,1 M Ftalato ácido de Potasio Fenolftaleina

4. PROCEDIMIENTO Estandarización de la disolución de NaOH A. Pese exactamente en una balanza analítica entre 0,1 y 0,2 g de ftalato ácido de potasio KHC8H4O4 sobre un vaso de precipitado de y disuelva con 25 ml de agua destilada. Reporte el peso empleado en la hoja de reporte. B. Transfiera a un erlenmeyer, .lave el beaker y agregue las aguas de lavado en el erlenmeyer

C. Añade 2 o 3 gotas de fenolftaleína a la mezcla del erlenmeyer D. Limpiar la bureta pasando, para ello, 5ml de disolución de NaOH por ella. Deseche el NaOH empleado en el lavado. E. Llenar la bureta con NaOH hasta que el menisco esté por encima de la última división de la escala. Enrasar a 50ml. Para ello se coloca un vaso de precipitado debajo de la bureta y se desecha la disolución que caiga en él. F. Colocar una hoja de papel blanco debajo del erlenmeyer para detectar más fácilmente el cambio de color que tendrá lugar en el punto de equivalencia. G. Estandarice añadiendo la disolución NaOH 0,1M desde la bureta, lentamente y con agitación, hasta que la disolución adquiera una tonalidad rosa persistente. Anotar el volumen V (ml) gastado en la hoja de reporte H. Calcular la concentración exacta de NaOH y compárela con la obtenida por los otros grupos que han usado la misma disolución de NaOH. Esta será la concentración de la disolución que se usará para todas las valoraciones posteriores. Valoración de una disolución de ácido fuerte A. B. C. D.

Transfiera a un erlenmeyer 25 mL de HCl 0,1M. Añade 2 o 3 gotas de fenolftaleína a la disolución. Llene la bureta hasta el enrase Colocar una hoja de papel blanco debajo del erlenmeyer para detectar más fácilmente el cambio de color que tendrá lugar en el punto de equivalencia. E. Valorar añadiendo la disolución NaOH 0,1M desde la bureta, lentamente y con agitación, hasta que la disolución adquiera una tonalidad rosa persistente. Anotar el volumen V (ml) gastado en la hoja de reporte. Determinación de la acidez de un vinagre comercial A. B. C. D. F. G.

Registre los datos del vinagre comercial tal como el porcentaje. Medir con pipeta 2 mL de vinagre y colocarlos en un erlenmeyer de 250 mL Agregar 50 mL de agua destilada. Añade 2 o 3 gotas de fenolftaleína a la disolución. Llene la bureta hasta el enrase Colocar una hoja de papel blanco debajo del erlenmeyer para detectar más fácilmente el cambio de color que tendrá lugar en el punto de equivalencia. E. Valorar el vinagre añadiendo la disolución NaOH 0,1M desde la bureta, lentamente y con agitación, hasta que la disolución adquiera una tonalidad rosa persistente. Anotar el volumen V (ml) gastado en la hoja de reporte.

Determinación de la acidez total de la leche A. Medir con pipeta 5 mL de leche y colocarlos en un erlenmeyer que contiene 20 mL de agua destilada. B. Añade 2 o 3 gotas de fenolftaleína a la disolución. C. Llene la bureta hasta el enrase D. Valorar la añadiendo la disolución NaOH 0,1M desde la bureta, lentamente y con agitación, hasta que la disolución adquiera una tonalidad rosa persistente. Anotar el volumen V (ml) gastado en la hoja de reporte.

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS PRE-LABORATORIO

1. Realizar el esquema del montaje empleado en una neutralización, señalando los nombres de los materiales.

2. Defina los siguientes términos: a. Ácido y Base: _____________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ b. Reacciones acido-base:______________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ c. Neutralización ácido-base:___________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ d. Disolución patrón:__________________________________________________

_______________________________________________________________ ________________________________________________________________ _______________________________________________________________

3. ¿Qué se entiende por valoración volumétrica de una solución?¿Qué se entiende por acidimetría y por alcalimetría? ¿Qué es y para que se usa la curva de valoración acido-base?

4. A partir de los siguientes valores de pKa para diversos ácidos, dados a una misma temperatura: Ácido HClO HC4H3N2O3 HC2H3O2 HCHO

pKa 7,51 5,00 4,74 3,74

Cuál es la base más débil?

5. Se mezclan 50 mL de disolución 0.05 M de Ca(OH)2 y 10 mL de HNO3 0.20 N. Para conseguir la neutralización completa: _______ 1.Habrá que añadir más HNO3. _______ 2.Habrá que añadir más Ca(OH)2. _______ 3.No habrá que hacer nada, pues la disolución ya está neutralizada _______ 4.Habrá que añadir agua hasta completar un litro.

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE

Estandarización de la disolución de NaOH Masa de Ftalato ácido de potasio usado

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Volumen de NaOH gastado hasta viraje

___________

Valoración de una disolución de ácido fuerte Volumen de HCl empleado

___________

Volumen de NaOH gastado hasta viraje

___________

Determinación de la acidez de un vinagre comercial %p/v en la etiqueta del vinagre

___________

Volumen de vinagre empleado

___________

Volumen de NaOH gastado hasta viraje

___________

Determinación de la acidez total de la leche Volumen de leche empleado

___________

Volumen de NaOH gastado hasta viraje

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO

1. Determinar la concentración de la disolución de hidróxido de sodio, sabiendo que la fórmula molecular del ftalato ácido de potasio es KC 8H5O4, y que la relación molar ftalato ácido de potasio - hidróxido vale 1:1 en el punto de equivalencia 2. Determinar la concentración de HCl a partir del NaOH estandarizado 3. Determinar la concentración del ácido acético que contiene la muestra de vinagre valorada y compárelo con la información de la etiqueta. 4. Determinar la concentración del ácido láctico que contiene la muestra de leche valorada

5. ¿Cómo o con qué neutralizaría usted: vinagre, gaseosa, cerveza. Cómo determinaría el punto de equivalencia? 6. ¿Utilizando el pH, cómo haría usted una curva de Neutralización?

EXPERIENCIA N° 11

FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN

1. OBJETIVO

 Investigar la relación entre la velocidad de la reacción y la naturaleza de los reactantes.  Demostrar que la velocidad de una reacción es función de la concentración.  Investigar el efecto de la temperatura sobre la velocidad de una reacción. 2. INFORMACIÓN BÁSICA

Algunas reacciones suceden rápidamente y otras son muy lentas, por ejemplo la combustión de metano gaseoso en una atmósfera de oxígeno es una reacción que es muy rápida en presencia de una chispa, mientras que la conversión de grafito en diamante es una reacción que lleva millones de años. Con muy pocas excepciones, la velocidad de la reacciones aumentan cuando la temperatura aumenta. Por ejemplo, el tiempo requerido para hervir un huevo es mucho más corto si la "reacción" se lleva a cabo a 100 °C (aproximadamente 10 minutos), que si se realiza a 60°C (unos 20 minutos). Por el contrario, una forma efectiva para preservar alimentos consiste en guardarlos a temperaturas bajo cero, para que de esta forma la velocidad de descomposición bacteriana disminuya. La cinética química es la rama de la química que estudia la velocidad de reacción, las condiciones que la afectan y lo que ocurre a nivel molecular durante reacción. La velocidad de una reacción para una reacción cualquiera aA +

bB

cC + dD

se puede expresar como la cantidad de un producto que se forma o como la cantidad de un reactivo que se consume por unidad de tiempo. Si la cantidad se expresa en términos de molaridad y el tiempo en segundos, la unidad de velocidad de reacción es M/s Parece lógico suponer que las reacciones químicas ocurren como resultado de las colisiones entre las moléculas reaccionantes. En términos de las teorías de las colisiones de la cinética química, es de esperarse que la velocidad de una reacción

sea directamente proporcional al número de colisiones moleculares efectivas por segundo o a la frecuencia de colisiones moleculares:

La mínima energía necesaria para que una reacción suceda es llamada energía de activación

Figura 11.0 Diagrama de energía para una reacción

En el diagrama de energía se observa que la velocidad de la reacción depende de la energía de activación. A menor energía de activación la velocidad de la reacción es mayor y a mayor energía de activación menor velocidad. Una velocidad de consumo de un reactivo o de formación de un producto se puede llamar velocidad particular o relativa, para la ecuación dada

Donde es [A]final-[A]inicial es tfinal-tinicial El signo menos es debido reactivo se va consumiendo a medida que avanza la reacción, en tanto que un producto va apareciendo. Esto de poner signo menos a las velocidades relativas a los reactivos se denomina convención cinética. La velocidad instantánea se define como:

Que es la derivada de la concentración con respecto a un tiempo dado, y corresponde a la pendiente en cada punto de la curva de velocidad.

Hay un número de factores que afectan la velocidad de las reacciones tales como: Naturaleza de los reactantes: Algunos compuestos son más reactivos que otros, así por ejemplo las formas alotrópicas tienen comportamientos diferentes frente al oxígeno atmosférico, mientras que el fósforo blanco reacciona violentamente el fósforo es inerte. Área Superficial: La velocidad de la reacción depende del grado de subdivisión, el grado máximo de subdivisión hace posible que todas las moléculas (átomos o iones) reaccionen en cualquier momento, entonces cuando hay un aumento en el área superficial hay un incremento en la velocidad de la reacción. Concentración: En muchas reacciones la velocidad se incrementa cuando la concentración de uno o ambos reactivos se incrementa, esto se puede entender tomando como fundamento la teoría de las colisiones, así si Consideramos la reacción de moléculas de A con moléculas de B para formar algún producto. Suponga que cada molécula de producto se forma por la combinación directa de una molécula de A con una molécula de B. Si se duplicara la concentración de A, entonces el número de colisiones A-B sería también el doble, porque para cualquier volumen dado, existiría el doble de moléculas de A que podrían chocar con moléculas de B. En consecuencia, la velocidad se incrementaría por un factor de dos. De manera similar, duplicar la concentración de moléculas de B incrementaría la velocidad al doble. Entonces, podría explicarse la ley de velocidad como: Velocidad = K[A] [B] La reacción es de primer orden tanto respecto a A como a B, aunque la cinética total de la reacción es de segundo orden Temperatura: Las velocidades de la mayoría de las reacciones químicas aumentan al aumentar la temperatura. El efecto concreto de la temperatura sobre la velocidad de reacción radica en que la variación de la constante de velocidad k generalmente es directamente proporcional a la variación de la temperatura, generalmente, la velocidad de reacción se dobla por cada 10 ℃ de aumento en temperatura, si bien no una es regla exacta. El aumento de la temperatura hace que una mayor fracción de moléculas alcance una energía mayor que Ea, lo cual provoca que la velocidad de reacción aumente.

Presencia de catalizadores: Cualquier sustancia que incremente la velocidad de una reacción sin tomar parte en ella es llamado catalizador. Los catalizadores disminuyen la energía de activación permitiendo que la reacción se lleve a cabo a mayor velocidad. 3. MATERIALES Y REACTIVOS

Tubos de ensayo Gradilla Agitador Cronómetro Termómetro Beaker 500 Ml Pipeta de 10Ml Auxiliar de pipeteo Mortero con su mano Erlenmeyer Espátula

Solución de ácido oxálico 0,7M KMnO4 0,06M Ácido Clorhídrico 3M Ácido Sulfúrico 1,5M Ácido Acético 3M Ácido Nítrico 3M Cinta de Magnesio Zinc H202 3% MnO2

4. PROCEDIMIENTO

Naturaleza de los reactantes A. Tome 3 tubos de ensayo y rotúlelos, coloque en los distintos tubos de ensayo 3mL de cada uno de los ácidos(HCl, H2SO4, HNO3 y CH3COOH), agregue 0,5 cm de cinta de magnesio, La reacción convierte el Magnesio en la correspondiente sal con la liberación de hidrógeno gaseoso. Se puede indicar la velocidad de forma cualitativa observando la velocidad con la cual el gas es liberado. De forma cuantitativa tomando el tiempo de desaparición del magnesio. Anote en la hoja de reporte. B. Tome 2 tubos de ensayo y coloque 2mL en cada uno de ellos coloque cinta de magnesio en uno de ellos y en el otro zinc. Evalué la velocidad de forma cualitativa observando la velocidad con la cual el gas es liberado. Concentración de los reactantes A. Tome 3 tubos de ensayo y rotúlelos, agregue a cada tubo las sustancias en las cantidades indicadas Tubo 1 2 3

V KMnO4 (mL) 1,0 1,0 2,0

V H2O (mL) 0 1,0 3,0

V H2C2O4 (mL) 3,0 6,0 3,0

V total (mL) 4,0 8,0 8,0

B. Tome el tiempo inmediatamente deje caer el H2C2O4 sobre la mezcla del tubo C. Cuando termine de agregar el H2C2O4 coloque el tubo en la gradilla, y observe atentamente la coloración púrpura de la mezcla, pues va a aparecer una solución de color ocre amarillento, cuando todo el color purpura ha desaparecido, detenga el registro del tiempo. Registre en la hoja de reporte Área Superficial A. Divida un comprimido de NaHCO3 en dos partes iguales, la primera mitad tritúrela en un mortero, agregue ambas porciones la triturada y la en entera dos erlenmeyer que contienen 100 mL de H2O destilada. Registre en la hoja de reporte sus observaciones. Temperatura A. Tome 3 tubos de ensayo y rotúlelos, agregue a cada tubo las sustancias en las cantidades indicadas Tubo 1 2 3

V KMnO4 (mL) 1,0 1,0 1,0

V H2O (mL) 1,5 1,5 1,5

V H2C2O4 (mL) 2,5 2,5 2,5

T °C 30 40 50

B. Tome el tiempo inmediatamente deje caer el H2C2O4 sobre la mezcla del tubo C. Cuando termine de agregar el H2C2O4 coloque el tubo en la gradilla, y observe atentamente la coloración púrpura de la mezcla, pues va a aparecer una solución de color ocre amarillento, cuando todo el color purpura ha desaparecido, detenga el registro del tiempo. Registre en la hoja de reporte Presencia de Catalizador H. Agregue 2 mL de solución H2O2 al 3% en dos tubos de ensayo limpios. La evolución de la reacción se puede seguir a través de las burbujas de oxígeno, las cuales indican la descomposición del peróxido de hidrógeno. I. Observe si algo sucede. Adicione con la punta una espátula una pizca de MnO2 a uno de los tubos de ensayo. Observe la evolución de la reacción. Registre los datos en la hoja de reporte.

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS PRE-LABORATORIO

1. Defina los siguientes conceptos: Cinética química: ___________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ Velocidad de reacción: _______________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ Orden parcial y Orden global: __________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ Ecuación de velocidad: _______________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________

2. Escriba las ecuaciones balanceadas correspondiente a cada uno de los procedimientos

3. Cuál de las siguientes reacciones es más rápida. Explique?

4. Supongamos que en una reacción de descomposición de H2O2 se pudo medir la cantidad de oxígeno gaseoso desprendido. Usted encuentra que durante un 15-min. , Se recogieron 0,32 g de oxígeno en un recipiente de 1 l. ¿Cuál es la velocidad de la reacción particular que acaba de controlar? En g/L min, mol/L s

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE

Naturaleza de los reactantes

Nombre del Ácido Tiempo

Reacción más rápida

Reacción más lenta

___________________

_______

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_______

___________________

_______

___________________

_______

Reacción de Metales frente al mismo ácido Nombre del Metal Tiempo Reacción más rápida

___________________

_______

Reacción más lenta

___________________

_______

Concentración de los reactantes Tiempo cambio de color Tubo 1

______

Tubo 2

______

Tubo 3

______

Área Superficial

Tiempo de disolución Sólido pulverizado

___________

Sólido compacto

___________

Temperatura Temperatura

Tiempo cambio de color

Tubo 1

______

______

Tubo 2

______

______

Tubo 3

______

______

Presencia de Catalizador Observación Reacción sin catalizar

_____________________________

MnO2

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS POST-LABORATORIO

1. Con los datos obtenidos de cada una de las experiencias muestra una tabla que contenga la ecuación química del fenómeno, Observaciones, Explicación y tiempo que toma en completarse la reacción. 2. Cuál es la relación entre la energía de activación y los catalizadores. 3. Si en una reacción entre HCl 6M y Mg se usa una granalla de magnesio en vez de cinta de magnesio con igual masa, debería la velocidad de la reacción aumentar, disminuir o permanecer igual. Explica 4. Calcule la velocidad de reacción relativa en los ensayos donde sea posible.

5. Con los tiempos del procedimiento 2 construya una gráfica de concentración del KMnO4 vs tiempo. Que conclusión obtiene.

EXPERIENCIA N° 12

CINÉTICA DE UNA REACCIÓN: DETERMINACIÓN DE ORDEN DE REACCIÓN Y LEY DE VELOCIDAD

1. OBJETIVO

 Emplear el método de las velocidades iniciales para encontrar los ordenes parciales de reacción  Determinar la Ley de Velocidad para una reacción química 2. INFORMACIÓN BÁSICA

La velocidad de una reacción química se expresa en términos de la desaparición de los reactivos y de la aparición de los productos. Toda reacción química surge del número de choques eficaces entre las partículas (moléculas, iones,..) de las sustancias reaccionantes. Este número es proporcional a la cantidad de partículas que se encuentran en disolución (concentración). Para una reacción del tipo A +

4B

3C

Una velocidad de consumo de un reactivo o de formación de un producto se puede llamar velocidad particular o relativa, para la ecuación dada

Donde es [A]final-[A]inicial es tfinal-tinicial La velocidad media se puede expresar como:

El signo negativo está presente porque los reactivos A y B se consumen durante la reacción y la velocidad es siempre una cantidad positiva. Si en la reacción anterior la concentración de A es muy alta respecto a la de B, podemos considerar que la

[A] permanece prácticamente constante durante toda la reacción y, la velocidad dependerá de la variación de la concentración de B respecto del tiempo. El estudio de la variación de las concentraciones en función del tiempo en una reacción permite deducir una expresión matemática que relaciona la velocidad de la reacción con las concentraciones de los reactivos. A esta expresión se le llama ley diferencial de velocidad. Esta ley se debe determinar experimentalmente y no tiene por qué coincidir con la relación de la ecuación estequiométrica de la reacción. Para la reacción anterior vendría dada por:

En la que k es una constante, denominada constante de velocidad, multiplicada por la concentración de algunas especies (A y B) elevadas a un exponente (m y n), llamado orden de reacción respecto a cada reactivo (así una reacción dada puede ser de orden cero, primer orden, segundo orden, etc. respecto a cada uno de los reactivos que intervienen en ella). La suma de los exponentes da el orden general de la reacción. El valor de los exponentes m y n se determina de manera experimental y, en ningún caso, se puede deducir de los coeficientes estequiométricos. La principal utilidad de una ley de velocidad es predecir la variación de la velocidad al cambiar concentraciones de reactivos. Por ejemplo, si una reacción cumple la ley de velocidad = [A][B]2, al mantener constante la concentración de A y duplicar la concentración de B, la velocidad aumentará 11×22 = 4 veces. En cualquier estudio cinético se determina la concentración de alguna de las especies que intervienen en la reacción en un determinado momento a una temperatura fija. Se determina la cantidad de reactivo que queda o de producto que se forma cuando ha transcurrido cierto tiempo. Conociendo las cantidades iniciales de reactivos se calcula la variación de la concentración con el tiempo. Existen dos tipos de métodos experimentales para determinar las concentraciones, químico o físico: El método químico retira una parte del sistema en reacción a intervalos fijos de tiempo, para efectuar un análisis y determinar la cantidad de reactivo o de producto, con lo cual se calcula la velocidad de reacción.

El método físico mide alguna propiedad física de alguna especie de la reacción que es proporcional a su concentración, como por ejemplo la emisión o absorción de luz, la presión de los gases, la conductividad de las disoluciones... Los métodos físicos son preferibles a los químicos porque éstos necesitan modificar o parar el sistema de reacción. DETERMINACIÓN DE LA LEY DE VELOCIDAD: Método De Las Velocidades Iniciales Por mucho que se observe una ecuación química, no se podrá deducir su ley de velocidad, Hay que realizar experimentos para conocer datos cinéticos, ya sea en forma de velocidades de reacción o de cambios de concentración frente al tiempo. Pero además, hay que diseñar el experimento de acuerdo al posterior tratamiento de los datos, ya que existen diversas posibilidades para extraer leyes cinéticas. En esta práctica se va a seguir una estrategia particularmente adaptada para un laboratorio, el método de las velocidades iniciales. El siguiente ejemplo nos sirve para ilustrar el modo en el que hay que tratar los datos experimentales de esta práctica. Suponga que para una reacción: A + B C Donde se miden las velocidades de reacción a distintas concentraciones iniciales, como se muestran en la tabla: Experimento

[A]mol/L

[B]mol/L

Vinicial (M s-1)

1 2 3

0,100 0,100 0,200

0,100 0,200 0,100

2,0 x 10-4 2,0 x 10-4 8,0 x 10-4

A partir de estos valores vamos a asumir que la ley de velocidad es del tipo = [A]m[B]n. El método consiste en determinar el efecto de variar la concentración de cada reactivo sobre la velocidad de reacción. Para esto, se analiza el efecto de la variación de cada reactivo por separado, es decir, para cada reactivo se escogen dos experimentos donde la concentración del reactivo que se está analizando cambia, pero la concentración de los demás reactivos sea constante. Así, se dividen las concentraciones que cambian y el resultado se compara con lo que resulte de dividir las velocidades correspondientes, para obtener el exponente que

corresponde al reactivo analizado en la ley de velocidad. En este ejemplo, usando los datos de los experimentos 1 y 3 (en los que [A] cambia pero [B] no) se escribe

De manera análoga, ahora se analiza el efecto del reactivo B sobre V con [A] constante, para lo cual escogemos los experimentos 1 y 2

Ya teniendo los valores de los órdenes de reacción para cada reactivo, la ley de velocidad para este ejemplo queda

Una vez conocida la ley de velocidad, se puede utilizar cualquier experimento de la tabla anterior para despejar el valor de la constante de velocidad k, y si la ley de velocidad ha sido correctamente determinada, cualquier fila de datos debe dar la misma constante, dentro de la incertidumbre de los datos. En el caso anterior, y usando los datos de la segunda fila de la tabla

La Ley de velocidad completa del ejemplo anterior se debe escribir

3. MATERIALES Y REACTIVOS

Tubos de ensayo Gradilla Auxiliar de pipeteo Cronómetro Termómetro Beaker 500 Ml Pipeta de 10Ml

Solución de ácido oxálico 0,7M KMnO4 0,06M Ácido Sulfúrico 1,0M Agua destilada

4. PROCEDIMIENTO (Repetir 3 veces)

D. Tome 3 tubos de ensayo y rotúlelos, agregue a cada tubo las sustancias en las cantidades indicadas Experimento

V KMnO4 (mL)

V H2O (mL)

V H2SO4 (mL)

1 2 3

1,00 1,00 2,00

0 2,0 4,0

1,0 1,0 1,0

E. Agregue de un solo golpe mediante pipeta al tubo 1, 3mL de solución H2C2O4. F. Tome el tiempo inmediatamente deje caer el H2C2O4 sobre la mezcla del tubo G. Cuando termine de agregar el H2C2O4 coloque el tubo en la gradilla, y observe atentamente la coloración púrpura de la mezcla, pues va a aparecer una solución de color ocre amarillento, cuando todo el color purpura ha desaparecido, detenga el registro del tiempo. Registre en la hoja de reporte H. Repita el procedimiento B, C y D pero agregando al tubo 2, 6mL de solución H2C2O4. I. Repita el procedimiento B, C y D pero agregando al tubo 3, 3mL de solución H2C2O4

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

PREGUNTAS PRE-LABORATORIO

1. Escriba la expresión matemática para calcular la velocidad relativa de una reacción a partir del consumo de un reactivo o formación de un producto.

2. Escriba la ecuación balanceada para la siguiente reacción KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4

MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + CO2 + H2O

3. Escriba las expresiones de velocidad media para las siguientes reacciones 2H2O2(l) 2H2O(l) +

Fe(s)

2H2O(l) + 4 H2(g) +

O2(g) Fe3O4(s)

4. Para las siguientes ecuaciones de velocidad, indique orden parcial con respecto a cada reactivo y orden global?

5. Los siguientes datos cinéticos son para la reacción que se lleva a cabo a 273,15 K: 2NO(g) + Br2(g)

2NOBr(g)

Experimento

[NO]o(M)

[Br2]o(M)

V (M/s)

1 2 3 4

0,10 0,25 0,10 0,35

0,20 0,20 0,50 0,50

24 150 60 735

Determine la ley de velocidad para esta reacción.

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NOMBRE

FECHA

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COMPAÑERO

SEMESTRE

HOJA DE REPORTE

Experimento 1 2 3

Experimento

t1 (s)

t2 (s)

t3 (s)

tmedio (s)

1 2 3

Haciendo uso de los tiempos de reacción y suponiendo una cinética de la forma: KMn

H C

Determine El orden parcial respecto al ácido oxálico

Experimento 1 2 3

treacción (s)

T (°C)

H C H C

H C H C

H C H C

Habiendo determinado los órdenes parciales respecto a cada reactivo, determine La constante de velocidad específica para cada uno de los experimentos, con ellos determine el valor de promedio

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Órdenes de reacción

Ley de velocidad completa

v=_________________________