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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACU LTAD D E I N GEN I ERI A AMBI EN TAL

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OPERACIONES FUNDAMENTALES

INTEGRANTES:

CURSO: DOCENTE:

-VILLANUEVA PINEDA, LEONARDO FABIO

20181408A

-FUERTES NAMO, BRYAN RAFAEL

20181063D

-CALDERON CASTILLO, ANTONY PIERO

20182692E

-CAHUAPAZA ELISES, ALDAMIR

20181369F

QUIMICA I

SALÓN:

ING. CESAR AUGUSTO MASGO SOTO

2018-II

LABORATORIO 20

OPERACIONES FUNDAMENTALES 

OBJETIVOS: Conocer los aspectos teóricos correspondientes a ciertas técnicas de uso común en el laboratorio.



FUNDAMENTO TEORICO: Operaciones Fundamentales: Operaciones que son de uso común en los trabajos experimentales en un laboratorio de química.

Precipitación: Es el proceso de operación de fases que se aplica más seguido en un laboratorio de química básica en este proceso se da la obtención de un sólido a partir de una disolución, puede darse por una reacción química, por evaporación del disolvente, por enfriamiento repentino de una disolución caliente, o por cambio de polaridad del disolvente. El sólido que se obtiene después de aplicar esta técnica recibe el nombre de “precipitado”.

Decantación: Es un método físico para la separación de mezclas heterogéneas, se separa un sólido o líquido más denso de otro fluido menos denso y que por lo tanto ocupa la parte superior de la mezcla. Es un proceso importante en el tratamiento de las aguas residuales.

Filtración: Es el proceso de separación de partículas sólidas de un líquido utilizando un material poroso llamado filtro (papel filtro). La técnica consiste en verter la mezcla sólidolíquido que se quiere tratar sobre un filtro que permita el paso del líquido pero que retenga las partículas sólidas. Evidentemente, la filtración las partículas de la sustancia que se ha filtrado.

Calentamiento: La práctica de calentamientos en el laboratorio, consistirá masque todo, en calentamientos para aumentar la velocidad de reacción química, para secar, evaporar o disolver. Para calentamientos debemos seguir algunas reglas: 1. Nunca dirigir la llama directa al fondo del tubo de ensayo, darle movimientos rotativos sobre la llama del mechero. 2. En caso de calentamientos suaves, de preferencia sujetar con la mano. 3. En caso de evaporaciones, estas pueden ser por reducción de volumen o una evaporación a sequedad. Cuando se trate de secar un precipitado, se llevar a una estufa a 110°C. Si el precipitado está húmedo, el calentamiento debe graduarse al principio hasta que expulse el agua.

Densidad de Sólidos y Líquidos: La densidad de una sustancia es la relación de la masa de esta contenida en la unidad de volumen. La forma más lógica de hallar la densidad de un sólido consiste en pesar una muestra del mismo y hallar el volumen que este ocupa. Para hallar las densidades de líquidos, puros o soluciones, se pueden emplear dos procedimientos:  Determinar la diferencia de pesos, el peso de la Solución.  Otro método seria utilizando el densímetro. La importancia de la medición de densidades radica para una determinada temperatura.

Experimento N01 “Punto de Ebullicion del agua a diferentes condiciones” 1. Objetivos: Aprender a medir el punto de ebullición a diferentes condiciones. Utilizar correctamente los materiales que intervienen en este experimento.

2. Fundamento Teórico: Punto de ebullición: El punto de ebullición es aquella temperatura en la cual las condiciones de presión y temperatura de la sustancia han cambiado a tal punto que la presión de vapor actual iguala e incluso supera a la presión atmosférica (en el medio en el que se encuentre) permitiendo así liberar moléculas en forma de gas o vapor de aquella sustancia.

Materiales de laboratorio: Son aquellos que se utiliza en distintos tipos de laboratorio y que se componen de diversos instrumentos en los cuales cada uno cumple una función determinada. De los cuales los más usuales materiales de laboratorio son: Matraz de Erlenmeyer, fiola, mechero bunsen, propipeta, buretas, probetas, vaso de precipitado, pipetas, tubos de ensayo, etc.

Correcta utilización de los materiales de laboratorio: La correcta utilización de los materiales de laboratorio depende de cuanta información tengamos de ellos y de su correcto mantenimiento. Los materiales más usados son:

Matraz de Erlenmeyer. - Son recipientes de vidrio en forma cónica que disponen una escala graduada y permite aproximar volúmenes de líquidos.

Fiola. - Son recipientes de vidrio de cuello muy largo en el cual tienen una marca que señala un volumen exacto.

Mechero Bunsen. – Es un instrumento utilizado para calentar o esterilizar muestras o reactivos químicos, constituye una de las fuentes de calor no muy elevados más sencillas del laboratorio.

Propipeta. – Es un instrumento que se utiliza conjuntamente con la pipeta, sirve para evitar el contacto o succión de sustancias toxicas, nocivas, corrosivas o de olores fuertes.

Buretas. – Es un tubo largo de vidrio graduado generalmente en décimas, abierto por un extremo y por el lado opuesto que termina en punta provisto por una llave. Su correcto funcionamiento está dado por el abrir y cerrar de esta llave que permite el avance del fluido, así como también lo estorba por ello este instrumento es de gran exactitud.

Probetas. - Cilindros graduados de vidrio de diferente tamaños y capacidades. Generalmente se usa para medir volúmenes sin esperar obtener mucha exactitud.

Pipetas. - son recipientes tubulares de vidrio o de plástico. Sirven para medir líquidos con mucha exactitud ya que posee un bulbo que permite extraer un volumen definido de líquido como la pipeta volumétrica o sin tanta exactitud como la pipeta graduada.

3. Diagrama de Flujo: 10 ml de agua

TIEMPO: 18.29 s

TIEMPO: 10.1s

5. Aplicaciones a la carrera: El agua cuando pasa de estado líquido al estado gaseoso se vuelve un agua más pura con menos minerales por esto podría usarse para un proceso más acelerado de la purificación de las aguas de minerales tóxicos para nuestra salud cuyo punto de ebullición sea menor al del agua.

6. Conclusiones: Cuando incorporamos el vidrio molido en el tubo de ensayo junto al mismo volumen agua notamos que el tiempo que le toma al agua en alcanzar su punto de ebullición es menor por esto nos damos cuenta que el vidrio molido actúa como un catalizador.

7. Recomendaciones: -Se recomienda usar una probeta para medir los 10ml de agua. -Se recomienda utilizar pinzas al momento de hervir el agua.

Experimento N°2: Reacciones Químicas 1. Objetivos: En esta ocasión las reacciones químicas en su mayoría serán reacciones de precipitación, entonces nuestro objetivo será ver los productos resultantes de las reacciones que llegarían a ser los precipitados y otros compuestos. Luego hallar la masa del precipitado mediante la filtración y calentamiento o secado. Con ello poder conocer un tipo de reacción común en un laboratorio químico, como es la de precipitación, poder hallar la masa real (con impurezas) del precipitado u otras reacciones.

2. Fundamento Teórico: La reacción química es el proceso químico en el cual, dos o más sustancias, denominados reactivos, por la acción de un factor energético, se convierten en otras sustancias denominadas productos.

Reacciones químicas: Es el proceso donde una o más sustancias sufren cambios en su estructura molecular, produciéndose ruptura y formación de nuevos enlaces que corresponden a los productos. Para producir una reacción requieren de algún factor tales como calor, electricidad, catalizador, luz, etc. Características macroscópicas de una reacción química: Formación de solido insoluble (precipitado) en la solución liquida. Desprendimiento de un gas (burbujeo) Cambio de la coloración Desprendimiento o absorción de energía Características microscópicas de una reacción química: Para explicar el proceso de ruptura y formación de enlaces químicos, se recurre a varias teorías, pero la que sobresale entre estas, es la teoría de las colisiones. Esta teoría, se encuentra basada en los postulados de la teoría cinética molecular de los gases, en resumen, nos plantea que la ocurrencia de las reacciones químicas implica que las partículas reactantes (átomos, iones o moléculas) realicen choques o colisiones efectivas y que para que ello ocurra, deben de contar con la orientación adecuada, así como viajar con una energía cinética mínima que le facilite la ruptura y posterior formación de enlaces. Un concepto más a tomar en cuenta es que la energía mínima que los reactantes deben alcanzar para formar una estructura transitoria e inestable llamada complejo activado, se le llama energía de activación. De no alcanzarse este estado, no se estaría en una condición favorable que facilite la ocurrencia de una reacción química

CLASIFICACIÓN: Por el mecanismo de la reacción o la forma como se originan los productos:

1) Reacción de combinación o síntesis. - La forma general de este tipo de reacciones es: A+B

AB

En este tipo de reacciones dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Los reactivos pueden ser elementos o compuestos, pero el producto siempre es un compuesto.

2) Reacción de descomposición. - La forma general de este AB

tipo de reacciones es:

A + B

En este tipo de reacciones hay un solo reactivo, el cual se descompone en uno o más productos. El reactivo siempre debe ser un compuesto, y los productos pueden ser elemento o compuestos más sencillos.

3) Reacción de desplazamiento sencillo. - La forma general de este tipo de reacciones es:

AB + C

AC + B

En este tipo de reacción un elemento reacciona reemplazando a otro en un compuesto, y este elemento que es desplazado aparece como elemento libre, por esto los reactivos y los productos son un elemento y un compuesto. Para que un elemento sea desplazado, es necesario que el que lo va a desplazar, sea más activo. Los metales pueden acomodarse en un orden que se conoce como electromotriz o de actividad.

4) Reacción de doble desplazamiento. Estas reacciones se caracterizan porque los compuestos reaccionan entre sí para producir dos nuevos compuestos. En este tipo de reacción hay un intercambio de partículas positivas y negativas, atrayéndose por diferencia de carga entre ellas. Muchas de las reacciones de doble desplazamiento se caracterizan por habrá desprendimiento de calor, producción de algún gas o la formación de un precipitado insoluble. Para predecir si se formará un precipitado, es necesario considerar algunos datos sobre la solubilidad de los compuestos iónicos en agua a 25ºC.

En general las reacciones de doble desplazamiento ocurren entre un ácido y una base, entre dos sales, una oxisal y un ácido, una sal y una base.

Por lo general presentan la siguiente estructura: AB + CD

AC + BD

Dentro de estas se encuentran los siguientes tipos de reacciones: -Reacciones con precipitación: como las realizadas en el laboratorio. CuSO4(ac) + Pb(NO3)2(ac) 2KI(ac) + Pb(NO3)2(ac)

PbSO4(s) + Cu(NO3)2(ac) PbI2(s) + 2KNO3(ac)

Al2(SO4)3(ac) + 3Na2CO3(ac)

Al2(CO3)3(s) + 3Na2(SO4)3(ac)

-Reacciones de neutralización: se basa en la capacidad de anularse mutuamente un ácido en contacto con una base y viceversa. Constituye una reacción muy importante en la química y en la vida diaria. Ácido+ hidróxido

sal + agua + calor

HCl(ac)+ NaOH(ac)

NaCl + H2O + calor

*En reacciones de doble desplazamiento o metátesis no interesa el orden de reactividad de los elementos, porque el mecanismo consiste en un intercambio iónico, principalmente

5) Reacción de combustión. - En este tipo de reacciones el oxígeno se combina con otra sustancia y libera energía en forma de luz y calor.

Según la energía calorífica involucrada: Reacción Exotérmica: Es aquella reacción química que libera energía calorífica hacia el medio que lo rodea conforme transcurre, por lo tanto aumenta la temperatura de los alrededores del sistema donde ocurre la reacción. Reacción Endotérmica: Es aquella reacción que absorbe energía conforme se lleva a cabo. Son reacciones que no ocurren naturalmente a condiciones ambientales, por lo tanto, no son espontáneas. En este grupo se encuentran las reacciones de descomposición térmica o pirolisis.

Según el sentido de la reacción: Reacciones Irreversibles:

Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa, es decir hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o reactantes. Reacción Reversible: Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (↔). Generalmente se lleva a cabo en un sistema cerrado, entonces los productos que se forman interactúan entre sí para reaccionar en sentido inverso (←) y regenerar los productos. Luego de cierto tiempo, la velocidad de reacción directa (→) e inversa (←) se igualan, estableciéndose entonces el equilibrio químico.

3. Diagrama de Flujos:

Reacción N°1: Enjuagar bien con agua destilada, un tubo de ensayo; medir luego con una probeta 10 ml de solución de yoduro de potasio 0.2M.

- Medir con la probeta 5ml de solución de nitrato de plomo 0.2M y agregar lentamente a la solución del tubo de ensayo.

}- Doblar el papel filtro y colocarlo en el embudo. Agitar rápidamente el contenido del tubo de cada una de las tres reacciones y pasar rápidamente el precipitado al filtro.

Reaccion N°1:

2KI

+

2(166)

Pb(NO3)2 331

0.01(0,2M) (0,2M)0.005

PbI2 +2KNO3 461 0.00139

WTeorica

Wreal=Wprecipitado+papel filtro –Wpapel filtro =0.92-0.75 =0.17 Reacción N°2: Echa en un tubo de ensayo limpio unos 5ml de solución de sulfato de cobre a l 10% Y hágalo reaccionar con la solución de nitrato de plomo 0.2M, empleado 5ml que los agregara lentamente.

- Doblar el papel filtro y colocarlo en el embudo. Agitar rápidamente el contenido del tubo de cada una de las tres reacciones y pasar rápidamente el precipitado al filtro.

Reaccion N°2:

CuSO4 + Pb(NO3)2 160 331 0,005(1)(10%) 0,005(0,2M)

PbSO4 + Cu(NO3)2 303 0.000915 W Teórico

Wreal=Wprecipitado+papel filtro –Wpapel filtro =1.08-0.77 =0.31 Reacción N°3: Tomar unos 5ml de solución de Al2 (SO4)3 al 5% y agréguele lentamente unos 5ml de solución de carbonato de sodio 5%.

-

Doblar el papel filtro y colocarlo en el embudo. Agitar rápidamente el contenido del tubo de cada una de las tres reacciones y pasar rápidamente el precipitado al filtro.

Reaccion N°3: Al2(SO4)3 + Na2CO3 342 106 0,005(1)5% 0,005(1)5%

Al2(CO3)3 + Na2SO4 +K2SO4 234 0.000171 WTeorico

Wreal=Wprecipitado+papel filtro –Wpapel filtro =1.30-0.73 =0.57

Proceder a quitar el papel filtro del embudo y colocar cada muestra sobre la luna de Reloj. Secar en el radiador a 110°C.

Finalmente, al retirar el papel filtro con la muestra, llevar a pesar, y calcular el peso de cada precipitado.

4. Aplicación a la carrera: - Una de las mas importantes es en el tratamiento de agua portable y negras. - Tambien esta en los residius solidos ya que el ingeniero sanitario no solo se enfoca en agua.

5. Concluciones: Las masas teoricas y reales difieron poco pero siempre se aproximara lo mas que pueda

Experimento N°3 “Densidad de líquidos” 1. Objetivo: Determinar la densidad teórica del cloruro de sodio y comparar con la densidad real de la misma solución.

2. Fundamento Teórico: En un cuerpo existe proporcionalidad entre el volumen y la masa que ocupa dicho volumen. Esta constante de proporcionalidad se denomina densidad y es una magnitud escalar que lo caracteriza. Esta propiedad intensiva nos ayuda a caracterizar cada sustancia y por ende es única para cada una de las sustancias. La densidad en los líquidos puede variar ya que depende de la presión y temperatura, pero por lo general el cambio de presión en el líquido es casi inapreciablemente. El cambio de temperatura si afecta en su densidad ya que por lo general a medida que aumenta la temperatura, la densidad disminuye.

3. Diagrama de Flujo: Densidad teórica: 1. Pesar un vaso de 100ml con solución de NaCl.

2. Medir el volumen de la solución con una probeta de 250ml.

3. Pesar el vaso sin el líquido y por diferencia de masas se obtiene la masa del líquido.

Densidad real: 1. Utilizando la misma solución completar Hasta 250ml y dejar que se enfrié hasta 20°C.

2. Se sumerge un densímetro seco determinando la lectura por el

nivel del líquido.

4. Aplicación a la Especialidad: Como la carrera de ingeniería sanitaria se especializa más en tratamientos y distribución de aguas así sea para el consumo humano o aguas negras, pues necesita de una herramienta para poder caracterizar cada tipo de agua y que mejor forma de caracterizar a cada uno de ellas que la densidad y claro también a otras herramientas que ayudaran a clasificar dichas aguas.

5. Conclusiones: Se deja notar del experimento que la diferencia de densidades, de la teórica y real siempre va a variar, pero por muy poco.

6. Recomendaciones: Es mejor ser lo más preciso al momento de realizar la parte experimental real ya que lo que se quiere es aproximarse lo más que se pueda al valor teórico.

Experimento N°4 “Densidad de Solidos” 1. Objetivos: Determinar, según varios procedimientos, una propiedad constante y característica de los cuerpos, la masa por unidad de volumen. Esta propiedad recibe el nombre de densidad.

2. Fundamento Teórico: Se define como la masa de la unidad de volumen. Esta propiedad de la materia, que la caracteriza en cualquiera de los estados en que se presenta, es fácil de determinar en el laboratorio de forma Sencilla, sobre todo en el caso de cuerpos sólido.

3. Diagrama de Flujos: 1-Pesar la muestra de la sustancia solida al décimo gramo.

m=10.61 g

2-Transferir esa masa a la probeta que contenga cantidad media de agua.

15ml

16ml

Hallamos el volumen del solido: V. solido = 16ml – 15ml V. solido = 1 ml

Golpear Ligeramente la probeta ara eliminar las burbujas de aire. Este nuevo volumen es más el Agua. La diferencia entre volumen y el volumen original de agua será el volumen de la sustancia sólida. V. solido = 1 ml

D = M/V = 10.61/1 = 10.61

4. Aplicaciones a la Carrera - la densidad de un sólido se aplica para saber cuánto pesa cada unidad de volumen de una sustancia. -para calcular la relación masa - volumen de los cuerpos y realizar los respectivos cálculos en los experimentos.

5. Conclusiones: -Existe muchas formas de hallar la densidad de un sólidos, pero estas es una de las formas más sencillas así que por lo general todos hacen por este método

6. Recomendaciones •se debe tener cuidado cuando se manipulan los instrumentos pues son muy delicados • Si se hace en grupo, se recomienda dividirse el trabajo para poder ahorrar tiempo y poder hacer las medidas con calma, para lograr una mayor exactitud.

• Calibrar la balanza para cada nueva pesada y revisar si se encuentra en 0,00

Cuestionario 1. ¿Cómo cree que actua el vidrio molido en el calentamiento? El vidrio actua como un receptor del calor ofrecido por la llama del mechero, evitando la ebullicion tumultosa del Agua. Ya que el Vidirio tiene mayor conductividad termica (0.8W/mk) a comparacion de la conductividad termica del Agua (0.58W/mk). 2. ¿Qué diferencia hay entre ambos calentamientos?

Que el Agua que se encuntra con el vidrio molido demora mas en ebullir a comparacion del que esta sin vidrio molido, en esta ultima se produce una ebullcion tumultosa. 3. ¿En que consiste la decantacion? La decantacion es un proceso que permite separar un solido mezclado heterogeneamente con uno o mas liquidos en la cual es insoluble. Hay diversos tipos de Decantacion: Decantacion de un Liquido,sirve para separar dos o mas liquidos insolubles o densidades diferentes, tales como el Agua y el Aceite. Decantacion de un Solido, si un solido es muy denso o de particulas gruesas, depositara en el recipiente y se vertira el liquido sin el solido es claro. 4. ¿Qué caracteristicas debe tener un papel filtro? Un papel filtro es de forma circular de modo que se introduce en un embudo, con el objetivo de retener la impurezas insolubles y permitir el paso de la solucion mediante sus poros. 5. ¿Qué embudo ofrece mayores ventajas para la filtracion, uno de vastago largo o uno de vastago corto?¿Por que? ´ El embudo de vastago largo es el que mayor ventajas para filtracion ofrece, ya que produce una columna liquida en la parte inferior del embudo que provoca una pequeña succion que acelera el proceso de filtracion.

6. ¿Qué diferencia observa entre los precipitados? Principalmente en las tres reaciones se puede diferenciar a simple vista el color de cada uno, luego mediante la filtracion se puede diferenciar el timepo en que demoran en filtrar y de ahí se puede deducir el tamaño de particulas por cada precipitado. En la 1° Reaccion el precipitado es de color amarillo y filtra de manera rapida. En la 2° es de color celeste y tambien filtra rapido pero comprado con el 1° demora un poco mas. En la 3°reaccion se ve un color blanco-transparente y por filtracion es la que mas tiempo tomo en filtrar. 7. ¿Qué recomendaria en cada caso para una buena separacion de fases?

En el caso de que sean reacciones de precipitacion recomendaria el metodo de filtracion, ya que la particulas suelen ser pequeñas. Si son particulas mas gruesas un mejor metodo seria la decantacion. 8. Indicar los tiempo que demora la filtracion de cada uno de los precipitados y cualquier otra obsevacion que crea conveniente. En la 1°reaccion el tiempo fue de aproximadamente 6-8 minutos En la 2°reaccion el timepo fue de 8-10minutos En la 3° reaccion el tiempo fue de 12-15 min 9. Indicar como afectara el valor de la densidad de solidos calculada, cada uno de los hecho siguientes: -Una parte del metal que queda fuera del agua; en ese caso si por accion del agua el metal flota significa que el agua tiene mayor densidad, si por accion externa el metal queda fuera entonces no se tomara la verdadera densidad del solido, solo una parte, que seria la que se encuentra dentro del agua. -En la Probeta graduada queda atrapada una burbuja de aire bajo el metal;se taomara en cuenta el volumen de la burbaja de aire y no se hallara el volumen exacto del metal. -Se toma equivocadamente alcohol (D: 0.79gr/ml) en vez de agua (D: 1gr/ml); Se tomara la densidad del solido respecto al volumen y densidad del alcochol, la cual sera diferente con respectoa la del Agua 10. Dar un metodo para determinar la densidad de un solido que flota en el Agua. Ya sea por desplazamiento de agua y pesando el metal que seria lo mas basico

11. Se dispone de un objeto de metal cuya forma es la de un cono de revolucion de 3.5cm de altura y 2.5cm de diametro basico.¿De que metal estara constituido si su masa es de 41.82gr? Primero se determinara el volumen mediante metodos matematicos:

V=volumen

H=altura

V=D.D(H)/2 =(2.5)(2.5)(3.5)/2

D=diametro

=10.9375 CM3

Hallando densidad: d=densidad

M=masa

d= M/V =41.82/10.9375 d=3.8235

12. Suponga que durante el experimento en la determincion de la densidad de liquidos, se pesa primero la probeta graduada seca y luego la probeta con agua ¿Sera la densidad calculada mayor o menor que la hallada por el procedimiento normal? La probeta sirve para medir el volumen de un liquido. En el caso de la probeta seca se medira un volemen deiferente al de que contiene agua. El de sin agua tendra una densidad menor a la con agua. Ya que solo se tomara en cuenta el peso de la probeta y la sustandcia, en cambio en la segunda se tomara en cuenta el agua. 13.Aplicando el valor encontrado de la densidad de líquidos a la tabla I, determinar la concentración en el porcentaje de la solución de cloruro de sodio. Si en la tabla no se indica el valor encontrado para la densidad, este se halla por el método de interpolación de los dos mas próximos (mayor y menor) de la tabla.   

DENSIDAD= 1.04 (TEORIA) DENSIDAD=1.05 (PRACTICA) CONCETRACION=8%

14.Explicar diferencia entre densidad y gravedad especifica. La densidad esta relacionada con el grado de acumulacion de materia con respecto asu volumen. Peso especifico, represnta la fuerza con la que la Tierra atrae a un volumen unidad de la misma sustancia considerada. Ambas relacionadas con respecto a la masa y volumen pero el peso especifico esta relacionada a la fuerza de gravedad que le ejerce a este cuerpo, en cambio la densidad no.

Experimento N°01: “Punto de Ebullición del agua a diferentes condiciones” 1.- Hervir con ayuda del mechero, unos 10 ml de agua de caño, sin que se produzca salpicadura en el tubo de ensayo.

Se medirá el tiempo que demore en hervir el agua que contiene el tubo de ensayo y se compararán en ambos casos. El resultado será que el que contiene vidrio demorara más.

2.- Repetir la acción anterior, pero esta vez, agregando vidrio molido.

Experimento N°02: “Reacciones Químicas” 1.- Enjuagar tres tubos de ensayo.

2.-Sacar las siguientes soluciones y combinarlas respectivamente: a. 2KI + Pb(NO3)2 → 2KNO3 + PbI2

Con una pipeta se tomará 10 ml de solución de yoduro de potasio 0.2 M

Se empleará otra pipeta para tomar 5ml de solución de nitrato de plomo 0.2M

Se mezclarán ambas soluciones en la probeta

Se obtendrá la mezcla de color amarillenta por la formación de yoduro de plomo (PbI2)

b. CuSO4 + Pb (NO3)2

Se toma 5ml de solución de sulfato de cobre al 10% con una probeta

PbSO4

+ Cu (NO3)2

Igualmente, con una probeta se toma 5ml de solución de nitrato de plomo 0.2 M Se mezclarán ambas soluciones en la probeta

La mezcla de ambas sustancias genera una reacción color azulado claro y se da la formación del precipitado sulfato de plomo (PbSO4). c. Al2(SO4)3 + Na2CO3

Al2 (CO3)3 + Na2SO4

Con una probeta se tomará 5ml de solución al 5% de Al2(SO4)3

Se necesitará también tomar con una probeta 5ml de solución de carbonato de sodio al 5%

Se mezclarán ambas soluciones en la probeta

En este caso se generará una reacción color blanquecina y su precipitado es carbonato de aluminio (Al2 (CO3)3). 3. Se pesará un papel filtro, para luego filtrar cada una de las 3 soluciones en su respectivo papel filtro con ayuda de un embudo, de la siguiente manera:

Se obtiene la masa del papel filtro

A.

B.

c.

4. Secar cada papel filtro en la estufa, para obtener la masa más precisa de los precipitados. Teóricamente se obtiene:

-0,461 -0,1875 -0,1365

Experimento N°03: “Densidad de Líquidos” 1. Comprobar la nivelación de una balanza y aproximarlo al décimo gramo.

2. Obtener la masa del cloruro de sodio

Pesar un vaso de precipitado Con una probeta tomaremos 100 ml de cloruro de sodio y añadiremos en el vaso

NOTA:

Después de los anteriores pasos, pesamos a pesar el vaso precipitado pero con el cloruro de sodio

● Tenemos el volumen del cloruro de sodio (100ml). ● Obtenemos la masa del líquido, restando la masa del vaso de la masa total de vaso con líquido. ● Por medio de los datos anteriores, calculamos la densidad experimental del cloruro de sodio líquido. 4. Hallar la densidad más precisa del cloruro de sodio a través de la siguiente manera:

Experimento N°04: “Densidad de Sólidos” 1. Colocar 15ml de agua destilada en una probeta graduada de 25ml de capacidad

2. Pesar una muestra de metal en la balanza al décimogramo.

3. Transferir el metal a la probeta graduada con la intención de obtener el volumen del metal.

NOTA: ● Se calcula la masa del metal. ● Se halla también el volumen del metal. ● Con la información anterior es posible hallar la densidad metal

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACU LTAD D E I N GEN I ERI A AMBI EN TAL

I n gen ier ía s an it ar ia

LABORATORIO N°2 TEMA:

“DETERMINACION PORCENTUAL DE LA MUESTRA”

INTEGRANTES:

CURSO: DOCENTE:

-VILLANUEVA PINEDA, LEONARDO FABIO

20181408A

-FUERTES NAMO, BRYAN RAFAEL

20181063D

-CALDERON CASTILLO, ANTONY PIERO

20182692E

-CAHUAPAZA ELISES, ALDAMHIR

20181369F

QUIMICA I

SALÓN:

ING. CESAR AUGUSTO MASGO SOTO

2018-II

LABORATORIO 20

DETERMINACION DE LA MUESTRA 1. Objetivos -Determinar la composición del Bario. -Hallar la masa de Bario en forma indirecta, a través del precipitado Sulfato de Bario (BaSO4). -Observar experimentalmente el producto de solubilidad de un compuesto.

2. Fundamento teórico La experiencia en el laboratorio para determinar la composición de la mezcla desconocida de cloruro de bario dihidratado BaCl2.2H2O Y cloruro de bario anhídrido,BaCl2 se determinara la concentración porcentual del agua por la medida de la pérdida de peso , como vapor de agua , cuando se somete la muestra al calor y la convierte completamente en BaCl2 anhidro . el Bario es determinado disolviendo el BaCl2 anhídrido en agua y adicionalmente a esta solución un exceso del ion Sulfato en forma de ácido sulfúrico, por lo cual este proceso se utilizarán las siguientes técnicas y algunos conceptos e instrumentos a utilizar son: -Filtración: Se entiende por filtración a aquel proceso mediante el cual un elemento es colocado a través de un tipo de tamiz o filtro por el cual se separan sus partes, quedando retenidas aquellas partes que no pasan por su tamaño y siendo filtradas aquellas que sí pasan por el espacio del filtro. El término filtración también puede ser utilizado simbólica o metafóricamente para designar a aquellos fenómenos en los cuales se pasan datos o informaciones de un espacio a otro. Podríamos describir a la filtración como un proceso físico que hace que un elemento sea dividido en partes de acuerdo a su grosor o tamaño. Hablamos de un proceso físico porque es un proceso que tiene que ver con el modo en que las partículas interactúan en el ambiente, en el espacio, y no con fórmulas o elementos químicos. De hecho, la filtración también podría ser entendida como un proceso

mecánico que no necesita ser estimulado artificialmente mediante el uso de químicos u otro tipo de productos.

-Evaporación: En términos generales, por evaporación se designa a la acción y efecto de evaporarse y especialmente el uso más difundido que se le atribuye al término es aquel que refiere a la conversión de un líquido en vapor. Entonces, la evaporación es el proceso a través del cual un líquido pasa a estado gaseoso, es decir, cuando una sustancia se separa de otra, cuando se produce lo que se conoce como punto de ebullición. Llegado un momento del calentamiento, la sustancia en estado líquido adquiere la energía y fuerza necesaria para vencer la tensión superficial que la domina y entonces, cuando toda la masa líquida alcanza ese punto de ebullición o conocido también como de hervor, comienza a sucederse la evaporación de la misma y a más calentamiento, es decir, si no se suspende el calentamiento del líquido, menos de esa sustancia quedará, porque inmediatamente se transformará en vapor y una vez así desaparecerá. Si bien como decíamos la evaporación será más rápida cuanto más alta sea la temperatura, a diferencia de lo que ocurre con el contrario proceso de ebullición, en el cual la temperatura debe ser alta para que se suceda, la evaporación, de todas maneras, puede producirse a cualquier temperatura.

-Desecador: Un desecador es un instrumento de laboratorio que se utiliza para mantener limpia y deshidratada una sustancia por medio del vacío.1

Está fabricado con un vidrio muy grueso y en él se distinguen dos cavidades, la primera cavidad más grande y superior, permite poner a secar la sustancia, y la otra cavidad inferior se usa para poner el desecante, más comúnmente gel de sílice. También posee un grifo de cierre o llave de paso en su parte lateral o en la tapa, que permite la extracción del aire para poder dejarlo al vacío. Al estar sellado al vacío la tapa siempre es difícil de volver a abrir. El desecador se compone por un vidrio fuerte y otras veces puede ser hecho en porcelana.

-Mufla: a mufla es un horno destinado normalmente para la cocción de

materiales cerámicos y para la fundición de metales a través de la energía térmica. Dentro del laboratorio un horno mufla se utiliza para calcinación de sustancias, secado de sustancias, fundición y procesos de control.

EXPERIMENTO N° 01: Determinación porcentual del agua OBJETIVOS:  Determinación porcentual del agua en el BaCl2..H2O.  Comprobar experimentalmente el producto de solubilidad en un compuesto.  Hallar la cantidad H2O que se encuentra en el BaCl2..H2O. FUNDAMENTO TEORICO: Se va a determinar la composición porcentual de H2O en un compuesto (BaCl2..H2O) debido a la pérdida de peso gracias a la evaporación del H2O y posterior desecación de este, eliminando así todo el H2O .

La Composición Centesimal: La Composición Porcentual es una medida de la cantidad de masa que ocupa un elemento en un compuesto. La Composición Porcentual de un elemento en una molécula se calcula a partir del peso molecular y viene determinada por la siguiente fórmula:

Composición Porcentual =

Peso atómico · nº átomos en la molécula Peso molecular

· 100

CÁLCULOS DEL EXPERIMENTO 1:  Calculo Teórico: MBaCl2(XH2O) =1.98g MBaCl2=1.68g MXH2O= MBaCl2(XH2O) - MBaCl2=0.3 -Hallando x

X=2.0635

MXH2O/MHIDRATO=(18X/18X+208) BaCl2(2H2O) (s) + calor 244g 1.98g

BaCl2(s) + 2H2O(g) 208g 36g Mteo. BaCl2 Mteo. H2O

 Por regla de 3 simple la Mteo. BaCl2=1.68g y  Mteo. H2O=0.3g. Entonces el %Mteo.H2O=(0.3/1.98)x100%=15.16% (porcentaje de agua del hidrato) Finalmente el %error= |V.experimental – V.teorico | / V.teorico | 2- 2.0635| /2= 3.175 CÁLCULOS DEL EXPERIMENTO 2:  Calculo teórico: De los 1.98 gramos de la solución de Cloruro de bario dihidratado, por el experimento anterior, se demostró que contenía 15,16% de agua (0.3 gr de H2O) y por tanto tiene 1.68 gramos de BaCl2. BaCl2 + 208 g 1.68g

H2SO4 98 g

BaSO4 233 g X

+ 2HCl 73 g

Masa teórica del BaSO4 (por regla de tres simple): X = (1.68 x 233/208) = 1.88g Determinación de la masa de Bario 233 g de BaSO4 137 g de Ba 1,88 g de BaSO4 1,105 g de Ba  Porcentaje de Bario (teorico) = 55.81% En conclusión, deberíamos obtener 1,105 de Bario de los 1.98 gramos de Cloruro de bario dihidratado (BaCl2.2H2O).  Calculo experimental: Luego de realizar todo el proceso para la determinación porcentual de Bario, se obtuvo gramos de sulfato de Bario. 233 g de BaSO4 1.23 g de BaSO4

137 g de Ba 0.7232 g de Ba

Porcentaje de Bario (práctico) = 38.46 %. RENDIMIENTO:

1.23/5.59 x100% = 22.00 %

PORCENTAJE DE ERROR:

5.59-1.23/5.59 =77.99 %

CALENTAMIENTO: Es el proceso en el cual una sustancia aumenta su temperatura, dejando así de estar en reposo. El calentamiento de sustancias químicas es un proceso de mucha relevancia para llevar a cabo experimentos, con el fin de reconocer y determinar características propias de sustancias como los puntos de fusión y ebullición. A partir de esto se busca obtener y reconocer las sustancias problema que nos presenten, todo con la utilización de instrumentos útiles para llevar a cabo el calentamiento, como el mechero en sus diferentes presentaciones, las planchas de calentamiento, las estufas, los hornos.

DIAGRAMA DE FLUJO: Enjuagar el crisol, secarlo a temperatura ambiente y pesarlo, cuidadosamente al miligramo.

Bajar el aro soporte y calentar por 3min

Enfriar en el secador de crisol

Pesar en el crisol 2gr de muestra de cloruro de bario

Prender el mechero y colocar el triángulo de cerámica sobre el aro

Enfriar al medio ambiente y pesarlo en una balanza analítica.

Resultados: -El porcentaje real de agua en el cloruro de bario dihidratado por medio del calentamiento de la misma. -La masa real de BaCl2 por diferencia de masa con el crisol sin la muestra. - El porcentaje de error al calcular el porcentaje de masa real de agua en la muestra de cloruro de bario dihidratado.

Conclusiones: -Con este experimento estaremos comprobando la composición porcentual que teóricamente se obtuvo, y haremos la comparación entre estos valores hallando así el porcentaje de error.

Observaciones: -Tener extremo cuidado al manipular el mechero, no usar el mechero con los guantes puestos. -Usar las pinzas correctamente al coger el crisol después del calentamiento. -No pesar el crisol directamente después de retirarlo del calentamiento, las partículas de H2O de menor temperatura se adhieren a la muestra.

Aplicaciones a la carrera: -Obtener el %MH2O en cualquier tipo de muestra ( aguas servidas, etc) mediante un proceso de ebullición.

EXPERIMENTO N° 2: DETERMINACIÓN DEL BARIO Reacción de doble desplazamiento: Estas reacciones se caracterizan porque los compuestos reaccionan entre sí para producir dos nuevos compuestos. En este tipo de reacción hay un intercambio de partículas positivas y negativas, atrayéndose por diferencia de carga entre ellas. Muchas de las reacciones de doble desplazamiento se caracterizan por habrá desprendimiento de calor, producción de algún gas o la formación de un precipitado insoluble. Para predecir si se formará un precipitado, es necesario considerar algunos datos sobre la solubilidad de los compuestos iónicos en agua a 25ºC. En general las reacciones de doble desplazamiento ocurren entre un ácido y una base, entre dos sales, una oxisal y un ácido, una sal y una base. Por lo general presentan la siguiente estructura: AB + CD

AC + BD

Características macroscópicas de una reacción química: -Formación de solido insoluble (precipitado) en la solución liquida. -Desprendimiento de un gas (burbujeo). -Cambio de la coloración. -Desprendimiento o absorción de energía.

Dilución: En química, la dilución es la reducción de la concentración de una sustancia química en una disolución. La dilución consiste en rebajar la cantidad de soluto por unidad de volumen de disolución. Se logra adicionando más diluyente a la misma cantidad de soluto: se toma una poca porción de una solución alícuota y después esta misma se introduce en más disolvente. Esto se deduce al pensar que tanto la disolución en un principio como al final contará con la misma cantidad de moles.

DIAGRAMA DE FLUJO: Limpiar el crisol y ponerlo en el vaso precipitado de 250ml.

Adicionar agua destilada al crisol, y con la varilla de vidrio lavar hasta que la muestra sea disuelta.

Adicionar 1ml de HCl concentrado y diluir con agua destilada hasta 150ml y luego calentar hasta ebullir.

Quitar y secar el papel filtro en una estufa, a 110°C aprox.

Luego de ebullir el HCl enfriarlo para adicionar 8ml de H2SO4 (3M) y observar el precipitado blanco que se forma.

Pesar el papel filtro. Luego filtrar la solución en el Erlenmeyer

Calentar por 10 minutos aproximadamente mientras se prepara el sistema de filtrado

Resultados: 

-El porcentaje real del cloruro de bario por medio del calentamiento de la misma, tanto en un mechero como en una estufa, luego por el proceso de filtración. - Se pudo comprobar la masa real que genera una reacción química de doble desplazamiento, el cual genera un precipitado, que es medido. - El porcentaje de error al calcular el porcentaje de la muestra de cloruro de bario.

Conclusiones: 

Con este experimento estaremos comprobando la composición porcentual que teóricamente se obtuvo, y haremos la comparación entre estos valores hallando así el porcentaje de error.

Observaciones: -Tener extremo cuidado al manipular el mechero, no usar el mechero con los guantes puestos. - Usar todas las medidas de seguridad ya que algunos de los compuestos a reaccionar pueden resultar ser tóxicos y nocivos para la salud al ser inhalados o en contacto con la piel, asimismo presenta peligro al reaccionar de manera violenta.

Aplicaciones: La principal aplicación del sulfato de bario es como lodo de perforación, debido a su gran peso. También se usa como pigmento y para la fabricación de agua oxigenada, en la fabricación del litopón (combinación de sulfuros y sulfatos para recubrimientos), como estándar del blanco y como carga mineral. Se usa también en las industrias de caucho como material de relleno y en la pintura, en la industria de los frenos, del vidrio y como recubrimiento en las salas de rayos X. Por otro lado el bario metálico tiene pocas aplicaciones prácticas, aunque a veces se usa para recubrir conductores eléctricos en aparatos electrónicos y en sistemas de encendido de automóviles.

Conclusiones: -Se forma un precipitado blanco (BaSO4). -El ácido clorhídrico (HCl) facilita la dilución de la muestra.

Observaciones: -Tener cuidado al sacar el ácido clorhídrico y al adicionarlo al vaso. -Tener cuidado al adicionar el ácido sulfúrico. -Pesar bien el papel filtro. -Secar correctamente el papel filtro luego del filtrado.

Cuestionario: 1.-Muestre la reacción cuando se calienta la muestra de Cloruro de Bario di hidratado BaCl2·2H2O + Calor → BaCl2(s) + 2H2O(v)

2.- Calcular el porcentaje de agua en la muestra y hallar el error cometido.  El %Mteo.H2O=(0.3/1.98)x100%=15.16%  El %Mreal H2O=(0.27/1.98)x100%=13.63%  El %error= |15.16%-13.63%|/15.16%=10.09% 3.- Cuál es el peso del Bario hallado experimentalmente, y cuál es el error.  Peso de Ba 0,276 g  Porcentaje de error 75.4% 4.- Cuando se está filtrando, el nivel del líquido en el embudo sobrepasa el tope del papel filtro. ¿Qué sucede con los resultados obtenidos? ¿Son confiables? ¿Por qué? Cuando se está filtrando el líquido no sobrepasa el papel del filtro debido a que se hizo en partes. Los resultados obtenido van ser utilizados para obtener el porcentaje de error y hallar el rendimiento de la reacción . en cierta medida si porque las medidas fueron tomados al miligramo y con la mayor precisión posible.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA AMBIENTAL INGENIERIA SANITARIA

TEMA: GASES INTEGRANTES:

CURSO: QUIMICA I

CAHUAPAZA ELISES, ALDAMIR

20181369F

CALDERON CASTILLO, ANTONY PIERO

20182692E

FUERTES NAMÒ, RAFAEL BRYAN

20181063D

VILLANUEVA PINEDA, LEONARDO FABIO

20181408ª

COTERA CHOCCA, JUAN MICHELL

20172697D

APACCLLA HUAMAN JACK ANTHONY

20170533D

DOCENTE: ING. CESAR AUGUSTO MASGO SOTO SALON: LABORATORIO 20

Experimento 1:

“Volumen molar de un gas”

Experimento 2: ley de Graham; difusión gaseosa

Experimento 3: Comprobación

Mariotte

de la ley de Boyle

- Cálculos de la primera experiencia: determinación del volumen molar de un gas. 

Vmuerto = 4,1ml ;



V H2(g) húmedo = Vmuerto + Vgraduado = 16.4ml



Reacción química

mMg=0.021g

24,3 de H2

1000 milimol

0,021 g de Mg

n H2(g)=0.8641 mol

P1.V1 =P2.V2 = 734,8 . x = 760.22,38 T1

T2

292

273

Volumen teorico(x)=24.76

Volumen experimental=23.49 %ERROR= 24.76- 23.49(100)%/24.76= 5.129%

-Cálculos de la segunda experiencia: Ley de Graham 

Reacción química





Recordando que d=v.t; para un mismo tiempo la velocidad es directamente proporcional a la distancia.

= M NH3 M HCL

d HCL d NH3

= M NH3 M HCL

Relación de distancias teórico

d HCL d NH3 

V HCL V NH3

= 17 = x =0.68 36.5 32-x

x=12.98

Relación de distancias experimental

- Desde el lado del HCL hasta el anillo es: 13.25

%Error= 12.98 – 13.25

= 2.080%

12.98

- Cálculos de la tercera experiencia: comprobación de la ley de Boyle Mariotte PATM=PAIRE SECO + PVAPOR PAIRE SECO=734.8 torr 752 torr = PAIRE HUMEDO + 20cmH2O.760 torr/1033 cm H2O PAIRE HUMEDO=737,3 torr PAIRE SECO=737,3 – 17.2= 720.1 PORQUE: P0V0= P1V1} SE CUMPLE PORQUE ESTAN A LA MISMA TEMPERATURA (737.8)(5.1)=(720.1)(V1) V1=5.2

Experimento 1: “Volumen

molar de un gas”

Objetivos 1. Encontrar una manera de pesar un gas. 2. Determinar el volumen molar del hidrogeno; primero como gas húmedo a condiciones de laboratorio y luego como gas seco a condiciones normales (273K Y 1 atm). 3. Determinar la densidad del hidrogeno 4. Aprender a calcular el volumen muerto inferior de una bureta. 5. Observar la reacción química que se produce con el contacto de la tira de magnesio con el ácido clorhídrico concentrado, para luego observar el gas que se forma, el cual vendría a ser el gas hidrogeno húmedo.

Fundamento teórico Volumen: Es la propiedad física de la materia: es el espacio que ocupa un cuerpo. El Sistema Internacional de Unidades establece como unidad principal de volumen al metro cúbico. También se encuentran el decímetro cúbico y centímetro cúbico y el muy utilizado litro (L).

Mol: El mol es la unidad utilizada para expresar la cantidad de una determinada sustancia en el Sistema Internacional de unidades (SI), el resultado de expresar la masa atómica de un elemento o la masa molecular de un compuesto en gramos. Es importante mencionar que, en toda sustancia, una mol alberga una cantidad de masa que está contenida en 6,022 x 10 elevado a 23 moléculas. Esta cifra (6,022 x 10 elevado a 23) se denomina número de Avogadro.

Ley de Avogadro La Ley de Avogadro es una ley de los gases que relaciona el volumen y la cantidad de gas a presión y temperaturas constantes. Volúmenes iguales de dos gases en las mismas condiciones de temperatura y presión poseen el mismo número de moléculas. En 1811 Avogadro realiza los siguientes descubrimientos: 

A presión y temperatura constantes, la misma cantidad de gas tiene el mismo volumen independientemente del elemento químico que lo forme.



El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n)

Por lo tanto: V1 / n1 = V2 / n2 Lo cual tiene como consecuencia que: 

Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen

Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen

Gas ideal Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada. En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y temperatura, la mayoría de los gases reales se comporta en forma cualitativa como un gas ideal. Muchos gases tales como el nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases nobles, y algunos gases pesados tales como el dióxido de carbono pueden ser tratados como gases ideales dentro de una tolerancia razonable. Generalmente, el apartamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a mayores temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión), ya que el trabajo realizado por las fuerzas intermoleculares es menos importante comparado con energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es menos importante comparado con el espacio vacío entre ellas.

Volumen molar de un gas El Volumen molar de un gas, es el volumen ocupado por la mol de moléculas de un gas cualquiera en estas condiciones. Se verifica experimentalmente que su valor es prácticamente el mismo para cualquier gas y se sitúa en torno de los 22,4 litros. Esa constancia en el volumen molar de un gas, se explica por el hecho de que los tamaños de las moléculas gaseosas sean despreciables cuando son comparados con el espacio vacío que hay entre ellas. Así, si un globo de gas fuese llenado con 2 gr. de gas hidrógeno (masa de 1 mol de moléculas de H2) y sometido a presión externa de 1 atm y a una temperatura de 0°C, adquirirá el volumen de 22,432 litros. Sustituyendo el gas hidrógeno por 28 gr. de gas nitrógeno (masa de 1 mol de moléculas de N2), el volumen será de 22,403 litros y así en el resto de los casos estudiados. Esto significa que independientemente de la naturaleza del gas y del tamaño de sus moléculas, el volumen que ocupará será proporcional al número de

moléculas. Por ejemplo, si tenemos dos frascos, uno que contiene el gas de hidrógeno (H2) y el otro que contenga dióxido de carbono (CO2), siendo el volumen de dos iguales, eso significará que hay la misma cantidad de moléculas en ambos frascos.

Ley de Charles Cuando se calienta el aire contenido en los globos aerostáticos éstos se elevan, porque el gas se expande. El aire caliente que está dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno, a la misma presión, la diferencia de densidad hace que el globo ascienda. Similarmente, si un globo se enfría, éste se encoge, reduce su volumen. La relación entre la temperatura y el volumen fue enunciada por el científico francés J. Charles (1746 - 1823), utilizando muchos de los experimentos realizados por J. Gay Lussac (1778 - 1823). La ley de Charles y Gay Lussac se resume en: el volumen de una determinada cantidad de gas que se mantiene a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa como:

Experimento 2: “Ley

de Graham de difusión gaseosa”

Objetivos: 

Estudiar y comprobar la propiedad de difusión de los gases de acuerdo a la ley de Graham.



Determinar la relación entre los pesos moleculares de las sustancias empleadas con respecto a su velocidad o longitud de desplazamiento.

Fundamento teórico: Teoría cinética molecular de los gases.  Los gases están formados por partículas muy pequeñas llamadas moléculas. Las distancias entre ellas son muy grandes, en comparación con sus diámetros, de modo que se considera que las moléculas poseen masa, pero tienen volumen despreciable.  Las moléculas de un gas se mueven constantemente, en todas direcciones y al azar, además los choques o colisiones son elásticos. No todas las moléculas se mueven con la misma velocidad, las cuales son muy altas. Por ejemplo, la velocidad media de una molécula de hidrógeno, H2, a 25 °C es de 1768 m.s-1, casi 6400 km/hora. En consecuencia, poseen energía cinética, Ec: 1 𝐸𝐶 = 𝑚𝑣 2 2

 Donde: m: es la masa de la molécula gaseosa v: es la velocidad promedio con la que se desplaza  No existen fuerzas de atracción ni repulsión entre las moléculas de un gas ideal, ni entre éstas y su recipiente. Por lo tanto, cuando una molécula choca contra otra, la energía se transfiere de una a otra, pero la energía total de todas las moléculas permanece sin cambio.  La energía cinética de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas, en grados Kelvin. Dos gases cualesquiera a la misma temperatura, tendrán la misma energía cinética.

Observaciones:  Al aumentar la temperatura del gas, se incrementa la velocidad de las moléculas, por lo tanto, aumenta la energía cinética, Ec, y se incrementa el número de colisiones o de choques.  La energía cinética total de un mol de un gas cualquiera es: 3 𝐸𝐶 = 𝑅𝑇 2

 Donde: R: constante de los gases ideales T: temperatura absoluta  La velocidad molecular promedio o velocidad cuadrática media es: 3𝑅𝑇 𝑣𝑟𝑚𝑠 = √ ̅ 𝑀

 Donde: R: constante de los gases ideales T: temperatura absoluta M: masa molar del gas En consecuencia, a una misma temperatura, las moléculas más pesadas, tendrán menor velocidad cuadrática media. 

La presión es el resultado del choque de las moléculas contra las paredes del recipiente, si aumenta el número de choques, estará aumentando la presión.



Al disminuir el volumen del recipiente, la distancia entre las moléculas de un gas se acorta, produciéndose los choques con mayor frecuencia.

Difusión y efusión gaseosa:

Difusión: Es el proceso mediante el cual las moléculas de un gas se "esparcen" o difunden a través de otra sustancia o a través del vacío.

Efusión: Es el proceso mediante el cual las moléculas de un gas, que se encuentran confinadas en un recipiente, fluyen o "escapan" a través de un agujero pequeño.

Ley de Graham La difusión es el proceso por el cual una substancia se distribuye uniformemente en el espacio que la encierra o en el medio en que se encuentra. Por ejemplo: si se conectan dos tanques conteniendo el mismo gas a diferentes presiones, en corto tiempo la presión es igual en ambos tanques. También si se introduce una pequeña cantidad de gas A en un extremo de un tanque cerrado que contiene otro gas B, rápidamente el gas A se distribuirá uniformemente por todo el tanque. La difusión es una consecuencia del movimiento continuo y elástico de las moléculas gaseosas. Gases diferentes tienen distintas velocidades de difusión. Para obtener información cuantitativa sobre las velocidades de difusión se han hecho muchas determinaciones. En una técnica el gas se deja pasar por orificios pequeños a un espacio totalmente vacío; la distribución en estas condiciones se llama efusión y la velocidad de las moléculas es igual que en la difusión. Los resultados son expresados por la ley de Graham.

"La velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su peso molecular” ̅2 𝑉1 𝑀 =√ ̅1 𝑉2 𝑀

Ejemplo de la ley de Graham: 

Reacción del amoniaco con el ácido clorhídrico.

Aplicaciones:  Se puede utilizar para encontrar el peso molecular aproximado de un gas si un gas es una especie sabida, y si hay un cociente especifico entre los índices de dos gases.  Si se conectan dos tanques conteniendo el mismo gas a diferentes presiones, en corto tiempo la presión es igual en ambos tanques.  La ley de Graham proporciona una base para separar los isotopos por la difusión, un método que vino a desempeñar un papel crucial en el desarrollo de la bomba atómica.

Conclusiones:  Las velocidades de efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades.  La ley de Graham indica que el índice de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrad de su peso molecular.  El fenómeno de efusión está relacionado con la energía cinética de las moléculas.  Al momento de tapar el tubo con los tapones se formará un anillo de color blanco que será cloruro de amonio NH4Cl.

Recomendaciones:  Verificar que los materiales estén en buenas condiciones.  Tener cuidado con el ácido que se utilice.  No mojar los materiales a utilizar porque afectaría los resultados finales.  Tapar al mismo tiempo el tubo y mantener fijas las tapas para que el gas no se escape por otro lado.  Evitar la inhalación del gas de hidróxido de amonio NH4OH debido a su fuerte y desagradable olor.

Experimento 3:

“Comprobación de la ley de Boyle Mariotte”

Objetivos:  Demostrar experimentalmente que, a temperatura constante, el producto de la presión por el volumen se mantiene constante.  Establecer relación entre temperatura constante.

las variables: presión,

volumen a

 Realizar variaciones con la altura de la bureta, para hacer cambios en el volumen y la presión, y poder demostrar que a pesar de esos cambios el producto presión-volumen se sigue manteniendo constante.

Fundamento teórico: La ley de Boyle  Los gases poseen partículas con alta energía cinética, estructura desordenada y grandes espacios entre sus partículas lo que permite que se expandan o se contraigan, están individualmente moviéndose continuamente, no tienen una forma definida y siempre adquieren la forma del recipiente que los contiene.  Robert Boyle descubrió en 1662 la relación matemática entre la presión y el volumen de una cantidad fija de gas a temperatura constante. Según la ley de Boyle, el volumen de una masa dada de gas varía en forma inversamente proporcional a la presión cuando la temperatura se mantiene en un valor fijo. La expresión matemática de la ley se escribe: 𝑃𝑥𝑉 = 𝐾

(Proceso isotérmico) La magnitud de la constante k es función de la cantidad química de gas y de la temperatura. Para dos estados diferentes 1 y 2, la ley implica: 𝑃1 𝑉1 = 𝑃2 𝑉2

Es decir, si se explora el comportamiento físico de un gas de acuerdo con la ley de Boyle y asumiendo comportamiento ideal, se puede concluír que, a temperatura constante: Si se duplica la presión sobre una masa dada de gas, su volumen se reduce a la mitad.

Si el volumen de una masa dada de gas se triplica, la presión se reduce en un tercio. Es usual en los experimentos sobre la ley de Boyle obtener un conjunto de datos de presión y volumen, los cuales se pueden representar gráficamente para obtener el valor de k. Un gráfico de P versus V. da como resultado la hipérbola característica que corresponde a la ecuación. Si se repite el experimento a temperaturas diferentes se genera una familia de hipérbolas, y debido a que la temperatura es constante a lo largo de cada línea, éstas curvas se denominan isotermas.

Ejemplo de la ley de Boyle Mariotte.

Aplicaciones:  Se puede observar en un globo que se infla, a mayor presión ejercida, el volumen del globo aumentaría.  En los automóviles se le aplica el sistema airbag o también llamado ACRS (Air Cushion Restraint System).  También tiene aplicación en el ciclo diésel en los motores.

Conclusiones:  A temperatura constante, cuando la presión aumenta el volumen disminuye y cuando la presión disminuye el volumen se incrementa; de esta manera se observa la relación inversa entre la presión y el volumen.  Establece que la presión de un volumen fijo de un gas, es directamente proporcional a su temperatura.  En cualquier momento del proceso, el cociente entre la presión y la temperatura absoluta tiene un valor constante.

Recomendaciones:  Verificar que no haya fuga por las uniones del sistema.  Ser muy exactos al momento de medir la diferencia de niveles.  Mantener cerrada la llave de la bureta durante las variaciones de nivel.

Cuestionario 1. Determinar el número de moles de ácido usado para un determinado peso de Mg conocido. Según la ecuación: Mg + 2HCl MgCl2 + H2 Por lo que si para 24,3 g Mg se usan 2 moles de HCl; entonces para 0,021 g Mg se usaran 0.00173 moles de HCl.

2. ¿Cuánto es el volumen de hidrogeno obtenido medido en condiciones Normales? Si se produce 1 mol de H2 con 24,3 g de Mg entonces con 0,021g se producirá 0,000864 moles de hidrogeno lo que a CN serian 19.35 ml.

3. ¿Qué peso de hidrogeno se ha recogido? Como existen 0,000864 moles de hidrogeno su peso seria 0,000864 g.

4. Calcular la densidad del hidrogeno Dividiendo la masa entre su volumen es igual a: 0,0000446g/ml.

5. ¿Cuántos moles de Mg reaccionan en el experimento? Como existe 0,021 g de Mg esto es igual a 0,000864 moles.

6. ¿Podría usted determinar el número de moléculas de hidrogeno recogidas en el experimento? Si es igual a 0,000864moles x 6,022 X 1023 lo que es igual a 5,20 x 1020 moléculas.

7. ¿Cuántos litros de hidrogeno a TPN pueden producirse en la reacción de 6,54 g de zinc con ácido clorhídrico? Según la ecuación

2HCl +2 Zn

2 ZnCl + H2

Si 130,8 g producen 2 g de H2 6,54 g producen 0,1g de H2 Y 0,1g de H2 serían 0,1mol de H2, que en volumen es igual a 2,2380 L.

8. Explique usted porqué se usa el NH4OH y el HCl para realizar el experimento de la ley de Graham. Porque ambos gases al reaccionar forman un producto visible en el tubo, lo cual nos ayuda a identificar las longitudes recorridas por los gases.

9. El metano se difunde a través de una abertura muy pequeña a la velocidad de 2135 ml por segundo contra la misma abertura el argón bajo las mismas condiciones de presión y temperatura. ̅𝐴𝑟 𝑉𝐶𝐻4 𝑀 =√ ̅𝐶𝐻 𝑉𝐴𝑟 𝑀 4

2,135 𝑚/𝑠 40 =√ 𝑉𝐴𝑟 16 𝑉𝐴𝑟 = 1,35 𝑚/𝑠

10. Un recipiente prioro se llenó con cantidades iguales de O2 y un gas de masa molecular desconocida. El oxígeno escapó con una velocidad 1,77 veces mayor que el gas desconocido; ¿Cuál sería la masa molecular del gas desconocido? 𝑉𝑂2 𝑉𝑋

̅ 𝑀 𝑀𝑂2

= √̅𝑋

̅𝑋 𝑀 1,77 = √ 16 ̅𝑋 = 50,12 𝑚𝑜𝑙/𝑔 𝑀

11. ¿Qué significa desviación positiva y negativa en el Comp. de los gases? Significa que no se está trabajando con gases ideales sino reales, puesto que ellos se desvían del comportamiento ideal.

12. ¿Cuales son las principales fuentes de error en este experimento? ¿cómo obtendría valores más precisos? La ecuación de gases ideales funciona perfectamente con gases ideales (disculpando la redundancia), pero al usar gases reales, esta ecuación no toma en cuenta varios factores, por esta razón sería mejor usar la ecuación de Van der Waals para valores más precisos. Muchas veces también se debe a que los gases se mueven más rápido de lo que uno podría manipular, por lo que se debe ser lo más rápido posible al realizar el experimento y mediciones.

13. Al comprimirse un gas se calienta y al expandirse se enfría ¿Podría este fenómeno introducir algunas fuentes de error en el experimento? Si debido a que el calor de reacción afecta al gas producto, este se comprime y altera los resultados.

14. ¿Como se explica con la teoría cinética de los gases la ley de Boyle? La presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene se debe a los choques de las moléculas contra sus paredes. La presión depende de dos factores: Del número de moléculas que chocan contra las paredes por unidad de tiempo. De la fuerza con que las moléculas golpean las paredes. Si la temperatura se conserva constante, la velocidad promedio y la fuerza de las colisiones se mantiene sin cambios. Sin embargo, si el volumen de una muestra de gas se reduce a la mitad, la presión aumenta al doble debido a que el doble de moléculas choca contra un área dada de la pared por unidad de tiempo. De igual manera, si se duplica el volumen de la muestra de gas, la presión se reduce a la mitad, ya que sólo la mitad de las moléculas de gas choca contra un área dada de la pared por unidad de tiempo.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERIA AMBIENTAL INGENIERIA SANITARIA

TEMA: NEUTRALIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES, TÉCNICA DE TITULACIÓN Y REACCIONES REDOX

INTEGRANTES:

CAHUAPAZA ELISES, ALDAMIR

20181369F

CALDERON CASTILLO, ANTONY PIERO

20182692E

FUERTES NAMÒ, RAFAEL BRYAN

20181063D

VILLANUEVA PINEDA, LEONARDO FABIO

20181408A

COTERA CHOCCA, JUAN MICHELL

20172697D

APACCLLA HUAMAN JACK ANTHONY

20170533D

CURSO: QUIMICA I DOCENTE: ING. CESAR AUGUSTO MASGO SOTO SALON: LABORATORIO 2

ACIDOS Y BASES

Introducción Uno de los capítulos primordiales en cuanto a la química inorgánica, es la de los ácidos y las bases. Ambas son sustancias químicas que tienen patrones característicos según estén clasificadas. A lo largo de la historia, se ha estudiado sus características y la relación entre sustancias de diferentes grupos, siendo la neutralización uno de estos estudios. Consiste en la formación de nuevos compuestos a partir de las primeras creando sales y agua. El objetivo de este laboratorio es poder determinar, experimentalmente, los cambios en sus indicadores y características, basados en las cantidades volumétricas y los cambios en sus reconocedores.

Resumen En el primer experimento, se hallará la concentración de NaOH(ac) mediante una titulación con HCl(ac). Para ello colocamos cierto volumen (que enrase a 0ml) de NaOH en la bureta, luego en el Erlenmeyer colocamos 10ml de HCl(ac) 1N y unas gotas de fenolftaleína. Luego añadimos cuidadosamente con la bureta NaOH(ac) al Erlenmeyer, hasta que el indicador cambie a rojo grosella. En el segundo experimento, se busca determinar la normalidad de una solución de ácido sulfúrico mediante la titulación con NaOH con la normalidad determinada en el experimento anterior, sabiendo los volúmenes usados, se buscará medir la normalidad de ácido usada mediante el cálculo de equivalentes.

En el último experimento se buscará observar la capacidad oxidante del ácido sulfúrico. Para ello se sumergirá un clavo de hierro en ácido con el fin de observar la oxidación del metal. Se tornará de un color rojizo que es el característico del óxido ferroso. Además, se buscará hacer una experimentación cualitativa de KI con agua de cloro, con el fin de observar los cambios en la coloración de la mezcla.

Objetivos Conocer de manera experimental como es la neutralización de ácidos y bases. Verificar la validez de los conocimientos teóricos sobre ácidos y bases. Comprender el papel que juega el pH en los procesos Redox. Observar las propiedades oxidantes y reductoras de los átomos neutros y de los iones. Relacionar conocimiento de neutralización con experiencias de laboratorio. Aprender la técnica de titulación de soluciones y compuesto en medio acuoso. Comprender la importancia de los procesos de reacciones químicas para la formación de nuevos compuestos. Aprender la preparación de una determinada solución conociendo su normalidad.

Fundamento Teórico Ácidos:

Los ácidos son sustancias que se caracterizan por incrementar la concentración de iones hidrógeno cuando se disuelve en agua, presenta las siguientes características:  Tiene sabor agrio.  Neutralizan las bases para dar sal y agua.  Enrojecen el papel de tornasol y mantiene incolora la fenolftaleína. Bases:

Las bases son sustancias que disueltos en agua incrementan la concentración de iones hidróxido, presenta las siguientes características:  Tiene sabor amargo.  Neutralizan a los ácidos.  Azulecen el papel de tornasol y enrojecen la fenolftaleína. Oxidación:

Se denomina oxidación a la reacción química en el cuál un átomo, ion o molécula pierde o cede electrones, entonces se dice que aumenta su estado de oxidación.

Reducción:

Se denomina reducción al proceso mediante el cual una especie química gana o recibe electrones, por lo que disminuye su estado de oxidación. Reacciones Químicas:

Es el proceso mediante el cual unas sustancias llamadas reactivos se transforman en otras totalmente diferentes denominadas productos. Ecuación Química:

Es la representación de las reacciones químicas mediante símbolos químicos. Reacciones Redox:

Son las reacciones oxido-reducción en la cual se involucran transferencia de electrones, entre reactivos, alterando así el estado de oxidación. Agente Reductor:

El agente reductor es la especie química encargada de reducir a otra sustancia donando o cediendo electrones, al realizar esta donación, esta especie química se oxida, por lo que se concluye que el agente reductor es la sustancia oxidada. Agente Oxidante:

Es una especie química que propicia la oxidación, hace esto recibiendo electrones donados de otro elemento, convirtiéndose así en la sustancia reducida.

Reacciones en Medio Ácido:

Las reacciones en medio ácido se caracterizan por presentar sustancias ácidas, ya que esto garantiza la presencia de iones H+ Reacciones en Medio Básico:

Las reacciones en medio básico presentan hidróxidos o también llamadas bases, ya que esto garantiza la presencia de iones OHPotencial de Hidrógeno (pH):

Es el término que nos sirve para indicar la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Titulación:

La titulación es un procedimiento usado en química para determinar la molaridad de un ácido o una base.

Vaso Precipitado. 400mL. Su objetivo principal es contener líquidos o sustancias químicas diversas de distinto tipo, permite obtener precipitados a partir de la reacción de otras sustancias.

Probeta. Recipiente milimetrado para líquidos.

Pipeta. Instrumento usado para succionar y expulsar cantidades pequeñas de sustancias líquidas.

Balanza de Laboratorio. Instrumento que mide la cantidad de masa.

Frasco Lavador. Recipiente con agua destilada usada para lavar los tubos de ensayo y el material que haya guardado alguna sustancia.

Fiola. Es un recipiente de vidrio que se utiliza sobre todo para contener y medir líquidos. Se emplean en operaciones de análisis químico cuantitativo, para preparar soluciones de concentraciones definidas.

Reactivos Ácido Sulfúrico H2SO4. El ácido sulfúrico es un compuesto químico extremadamente corrosivo cuya fórmula es H2SO4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica. Generalmente se obtiene a partir de dióxido de azufre, por oxidación con óxidos de nitrógeno en disolución acuosa. Normalmente después se llevan a cabo procesos para conseguir una mayor concentración del ácido. Antiguamente se lo denominaba aceite o espíritu de vitriolo, porque se producía a partir de este mineral.

Hidróxido de Sodio NaOH. El hidróxido de sodio (NaOH) o hidróxido sódico, también conocido como soda cáustica o sosa cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. Además, se utiliza en la industria petrolera en la elaboración de lodos de perforación base agua. A nivel doméstico, son reconocidas sus utilidades para desbloquear tuberías de desagües de cocinas y baños, entre otros.

Ácido Clorhídrico HCl. El ácido clorhídrico, ácido muriático, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o todavía ocasionalmente llamado, ácido hidroclórico (traducción del inglés hydrochloric acid), agua fuerte o salfumán (en España), es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido.

Experiencia 1: Determinación de la normalidad de una solución de 𝐇𝐢𝐝𝐫𝐨𝐱𝐢𝐝𝐨 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐝𝐢𝐨. VALORACIÓN DE LA SOLUCION DE ACIDO SULFÚRICO. En la valoración se utilizó 9.6 𝑚𝐿 de la solución de HCl x N El volumen de la solución de ácido clorhídrico fue 100 𝑚𝐿 En la neutralización se cumple la siguiente relación:

#𝐸𝑞 − 𝑔NaOH = #𝐸𝑞 − 𝑔HCl (𝑁𝑉)𝑁𝑎𝑂𝐻 = (𝑁𝑉)HCl (9.6 𝑚𝐿)(x 𝑁) = (10 𝑚𝐿)( 1𝑁) 𝑵𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟏. 𝟎𝟒 𝑵

Experiencia 2: Determinación de la normalidad de una solución de ácido sulfúrico. VALORACIÓN DE LA SOLUCION DE ACIDO SULFÚRICO. En la valoración se utilizó 8.4 𝑚𝐿 de la solución de NaOH x N El volumen de la solución de ácido sulfúrico fue 100 𝑚𝐿 En la neutralización se cumple la siguiente relación:

#𝐸𝑞 − 𝑔NaOH = #𝐸𝑞 − 𝑔H2 𝑆𝑂4 (𝑁𝑉)𝑁𝑎𝑂𝐻 = (𝑁𝑉)H2 𝑆𝑂4 (8.4 𝑚𝐿)(1.04 𝑁) = (10 𝑚𝐿)(𝑥 𝑁) 𝑵𝐇𝟐 𝑺𝑶𝟒 = 𝟎. 𝟖𝟕 𝑵

Experiencia 3: Oxido-Reducción 1. La reacción de óxido-reducción que ocurre es la siguiente: Cu𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 𝐹𝑒(𝑠) → 𝐹𝑒𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠) Semireacciones: Cu2+ + 2𝑒 − → Cu0 (Reducción) Fe0 → Fe2+ + 2𝑒 − (Oxidación) 2. La reacción que ocurre en esta segunda parte es la siguiente 2 𝐾 + 𝐼 − (𝑎𝑐) + 𝐶𝑙2 0 (𝑎𝑐) → 2 𝐾 + 𝐶𝑙 − + 𝐼2 0 (𝑎𝑐) Semireacciones: 𝐶𝑙2 0 + 2𝑒 − → 2𝐶𝑙 − (Reducción) 2𝐼 − → 𝐼2 0 + 2𝑒 − (Oxidación)

Experiencia 1: Determinación de la normalidad de una solución de 𝐇𝐢𝐝𝐫𝐨𝐱𝐢𝐝𝐨 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐝𝐢𝐨. Al echar la gota de fenolftaleína a la solución de 𝐻𝐶𝑙 1 𝑁 esta seguía con un color incoloro, en el proceso de titulación llego un momento en el cual la solución en el matraz se tornó de color grosella claro y es ahí donde finaliza el proceso de titulación.

Experiencia 2: Determinación de la normalidad de una solución de ácido sulfúrico. Al echar la gota de fenolftaleína a la solución de H2 𝑆𝑂4 esta seguía con un color incoloro, en el proceso de titulación llego un momento en el cual la solución en el matraz se tornó a color grosella claro y es ahí donde finaliza el proceso de valoración.

Experiencia 3: Oxido-Reducción 1. En la parte superior del clavo se adhirieron unas partículas sólidas rojizas que fueron de Cobre según la reacción: Cu𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 𝐹𝑒(𝑠) → 𝐹𝑒𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠)

2. La reacción cambio de color a amarillo ya que se dio la liberación del yodo en estado acuoso como indica la reacción 2 𝐾𝐼(𝑎𝑐) + 𝐶𝑙2 (𝑎𝑐) → 2 𝐾𝐶𝑙 + 𝐼2 (𝑎𝑐)

Experiencia 1: Determinación de la concentración de naoh Al comparar la normalidad experimental y teórica de la solución NaOH se procede a hallar el porcentaje de error #EQUIV(NAOH)= #EQUIV(HCl) (X)9.6 = 1(10) X=1.04 N

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = (

|𝑁 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 − 𝑁 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎 | ) × 100% 𝑁 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = (

|1.04 − 1| ) × 100% = 𝟒% 1

Experiencia 2: Determinación de la concentración de h2so4 Al comparar la normalidad experimental y teórica de la solución H2 𝑆𝑂4 se procede a hallar el porcentaje de error #EQUIV(NaOH)= #EQUIV(H2SO4) (1.04)8.4 = x(10) x=0.87 N

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = (

|𝑁 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 − 𝑁 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎 | ) × 100% 𝑁 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎

|0.87 − 2| %𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = ( ) × 100% = 𝟓𝟔. 𝟓% 2

Experiencia 3: Oxido-Reducción 1. El sulfato de cobre (𝐶𝑢𝑆𝑂4 ) es una sal soluble por lo que una disolución de esta sal contendrá iones 𝐶𝑢2+ y 𝑆𝑂4 2− . En un clavo el hierro (𝐹𝑒(𝑠) ) está con número de oxidación 0. Los iones 𝐶𝑢2+ reaccionan con el 𝐹𝑒(𝑠) quitandole electrones, este tipo de reacción se llama de óxido-reducción. El cobre al reducirse se transforma en cobre metálico (𝐶𝑢(𝑆) ) y como esta reacción se lleva a cabo en la superficie del clavo, el 𝐶𝑢(𝑆) se adhiere al clavo. 2. En esta reacción se da la liberación del yodo ya que el ion yoduro, al ser un reductor débil, es fácilmente oxidado por el cloro para transformarse en yodo (𝐼2 (𝑎𝑐) ).

Conclusiones Se aprendió el proceso de valoración de soluciones. Se aprendió a preparar soluciones diluidas de diferentes concentraciones. Para ello se necesitó mucha precisión y exactitud en la ejecución. En las reacciones oxido-reducción, la transferencia de electrones tiene lugar.

En la práctica han notado la titulación de ácido fuerte con una base fuerte, pueden usar indicadores de colores a PH 7-8-9 Si, notamos un tenue cambio de transparente a rojo grosella debido a que agregamos 3 gotas de fenolftaleína a la solución de HCl y después agregamos NaOH con ayuda de la pipeta.

Calcular el volumen de NaOH 0.1N que se adiciona a 50ml de HCl 0.1M para obtener una solución final cuyo PH sea de 6, 7, 8. De la neutralización, hallamos el reactivo limitante: 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂 Datos: 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.1𝑀. 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 0.1𝑀. 50𝑚𝑙 = 5𝑚𝑚𝑜𝑙 Como la solución resultante es ácida, el reactivo limitante es el NaOH. Hallamos los moles en exceso de HCl: 𝑛𝑒𝑥𝑐 𝐻𝐶𝑙 = 𝑛𝐻𝐶𝑙 − 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 5𝑚𝑚𝑜𝑙 − 0.1𝑀. 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 Hallamos la Molaridad de HCl: 𝑛𝑒𝑥𝑐 𝐻𝐶𝑙 5𝑚𝑚𝑜𝑙 − 0.1𝑀. 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 [𝐻𝐶𝑙] = = 𝑉𝑆𝑜𝑙 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 + 50𝑚𝑙 Por ser HCl un ácido fuerte: [𝐻𝐶𝑙] = [𝐻] Pero [𝐻] = 10−𝑝𝐻 = 10−6 𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟒𝟗. 𝟒𝟗𝒎𝒍

Para pH=7 (Neutro) Como la solución resultante es neutra, ambos reactivos se consumen totalmente: 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻

Hallamos la Molaridad de HCl: 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 0.1𝑀. 50𝑚𝑙 = 5𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 5𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.1𝑀. 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 = 5𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯 = 𝟓𝟎𝒎𝒍

Para un pH=8 (Base) De la neutralización, hallamos el reactivo limitante: 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂 Datos: 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.1𝑀. 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 0.1𝑀. 50𝑚𝑙 = 5𝑚𝑚𝑜𝑙 Como la solución resultante es básica, el reactivo limitante es el HCl Hallamos los moles en exceso de NaOH: 𝑛𝑒𝑥𝑐 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 − 𝑛𝐻𝐶𝑙 = 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 − 5𝑚𝑚𝑜𝑙 Hallamos la molaridad de HCl 𝑛𝑒𝑥𝑐 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 − 5𝑚𝑚𝑜𝑙 0.1𝑀. 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 − 5𝑚𝑚𝑜𝑙 [𝐻𝐶𝑙] = = = 𝑉𝑆𝑜𝑙 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝑉𝐻𝐶𝑙 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 + 50𝑚𝑙 Por ser NaOH una base fuerte: [𝑁𝑎𝑂𝐻] = [𝐻] Pero [𝐻] = 10−𝑝𝐻 = 10−8 𝑽𝑵𝒂𝑶𝑯 =50.01ml

Calcular el porcentaje de error en el volumen de NaOH adicionando cuando la titulación termina a pH=6 y a pH=8. Notar que en estas soluciones se deben considerar dos fuentes de iones hidrógenos e hidróxidos del exceso de ácido a base y la producida de la disociación del agua Para pH=6 #Eq-HCl= 5 m-eq #Eq-NaOH= (0.1 )xV m-eq #Eq ácido en exceso = 5meq – 0.1xV m-eq [HCl](1)(V+50)=5-(0.1xV) [H+](V+50)=5-0.1V

(5−0.1𝑉)

[H+]= (𝑉+50)

A esto se le añade la concentración producida por la disociación de agua. H2O H+ + OH-

[OH]=10-7 Por lo tanto se tiene lo siguiente: [OH]=10-7 +

(5−0.1𝑉) (𝑉+50)

Como pH=8 pOH=6 , [OH-]=-Log(6)=108 ,[H+]=10-8 Reemplazando tenemos:10-6=10-7 +

(5−0.1𝑉) (𝑉+50)

V=50.0009 ml |𝟓𝟎.𝟎𝟎𝟎𝟗−𝟓𝟎.𝟎𝟎𝟏|𝒙𝟏𝟎𝟎

%error=

𝟓𝟎.𝟎𝟎𝟏

= 𝟏. 𝟗𝟗𝟗𝒙𝟏𝟎−𝟒 %

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERIA AMBIENTAL INGENIERIA SANITARIA

TEMA: VELOCIDAD DE REACCIÓN INTEGRANTES:

CAHUAPAZA ELISES, ALDAMIR

20181369F

CALDERON CASTILLO, ANTONY PIERO

20182692E

FUERTES NAMÒ, RAFAEL BRYAN

20181063D

VILLANUEVA PINEDA, LEONARDO FABIO

20181408A

COTERA CHOCCA, JUAN MICHELL

20172697D

APACCLLA HUAMAN JACK ANTHONY

20170533D

CURSO: QUIMICA I DOCENTE: ING. CESAR AUGUSTO MASGO SOTO SALON: LABORATORIO 4

VELOCIDAD DE REACCION 1. Introducción Comprender y controlar la velocidad de las reacciones resulta muy importante en casi todas las áreas. Por ejemplo: ¿qué factores determinan la rapidez con la que se echa a perder un alimento? ¿qué aumenta la velocidad de un tratamiento biológico de aguas? Aunque no abordaremos estas preguntas específicas de forma directa, veremos que las velocidades de todas las reacciones químicas se rigen por los mismos principios básicos. El campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad de las reacciones se llama cinética química. Mediante los experimentos realizados en este laboratorio aprenderemos qué factores influyen en la velocidad de una reacción.

2. Resumen En el primer experimento hacemos reaccionar H2SO4 concentrado (36N) con diferentes concentraciones de Na2S2O3 () en 4 tubos de ensayos (se tiene un sistema homogéneo) diferentes, para así ver cómo va disminuyendo el tiempo de reacción cada vez que aumenta la concentración de Na2S2O3. En el segundo experimento haremos reaccionar 4 veces H2SO4 al 10% con Na2S2O3 al 7.5%, pero a diferentes temperaturas con un aumento de 10C° por reacción, para eso usaremos 8 tubos de ensayos, 4 para el ácido y 4 para el tiosulfato, la primera reacción será a 30C°. Mediante este experimento observaremos como aumenta la velocidad de reacción conforme aumenta la temperatura.

3. Objetivos Conocer cómo influye la concentración de los reactantes y la temperatura en la velocidad de la reacción. Comprobar experimentalmente la influencia de estos factores. Aprender a usar la ecuación de velocidad integrada de una reacción de primer orden. Calcular la constante de velocidad (de la primera reacción que haremos) experimentalmente, mediante la gráfica de ln[ ] vs tiempo. Calcular la energía de activación de la reacción mediante la ecuación de Arrhenius, graficando una recta en ( lnK vs 1/tiempo ).

4. Fundamento Teórico 4.1

Velocidad de reacción

Es el cambio de concentración de los reactivos o productos por unidad de tiempo. Por tanto, las unidades de velocidad de reacción son normalmente de molaridad por segundo (M/s): es decir, el cambio de concentración (medida en molaridad) dividido entre el intervalo de tiempo (segundos). 4.2

Factores que influyen en la velocidad de reacción

1. El estado físico de los reactivos. Para que reaccionen, es necesario que las moléculas de los reactivos choquen entre sí. Cuanto más fácilmente chocan las moléculas unas con otras, con tanta mayor rapidez reaccionan. 2. La concentración de los reactivos. Casi todas las reacciones químicas se llevan a cabo con más rapidez si se aumenta la concentración de uno o más de los reactivos. A medida que la concentración aumenta, la frecuencia de colisión de las moléculas aumenta, y esto origina velocidades mayores. 3. La temperatura a la que se lleva a cabo la reacción. La velocidad de las reacciones químicas aumenta con la temperatura. El aumento de temperatura incrementa la energía cinética de las moléculas. Al moverse con mayor rapidez, las moléculas chocan con más frecuencia y también con mayor energía, lo que origina velocidades mayores. 5. La presencia de un catalizador. Los catalizadores son agentes que aumentan las velocidades de reacción sin transformarse. Influyen en los tipos de colisiones (el mecanismo) que dan lugar a la reacción. 4.3

Ecuación de velocidad o ley de reacción

Una forma de estudiar el efecto de la concentración en la velocidad de reacción consiste en establecer cómo depende la velocidad al comienzo de la reacción (la velocidad inicial) de las concentraciones de partida.

Estas magnitudes se relacionan mediante una ecuación, la ecuación de velocidad Con respecto a una reacción general: aA + bB → cC + dD la ecuación de velocidad tiene en general la forma: Velocidad = k[A]m[B]n Los exponentes m y n de una ecuación de velocidad se denominan órdenes de reacción. 4.4

Cambio de la concentración con el tiempo

Una ecuación de velocidad para una temperatura dada, nos dice cómo cambia la velocidad de la reacción conforme modificamos las concentraciones de los reactivos. Las ecuaciones de velocidad se pueden convertir en ecuaciones que nos dicen cuáles son las concentraciones de los reactivos o productos en cualquier momento del curso de una reacción Reacciones de primer orden: Una reacción de primer orden es aquélla cuya velocidad depende de la concentración de un solo reactivo elevada a la primera potencia. ln[A]t = -kt + ln[A]0 4.5

Ecuación de Svante Arrhenius

Arrhenius observó que, en casi todas las reacciones, el aumento de velocidad con la temperatura no es lineal. Descubrió que, en su mayor parte, los datos de reacción obedecían una ecuación basada en tres factores: (a) la fracción de moléculas con energía igual a EA o mayor, (b) el número de colisiones que ocurren por segundo y (c) la fracción de las colisiones con la orientación apropiada. Estos tres factores se encuentran incorporados en la ecuación de Arrhenius:

4.6

Reacción a

desarrollar

En la reacción entre el ácido sulfúrico y el tiosulfato de sodio:

1° Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ ⇒ Na₂SO₄ + H₂S₂O₃ 2° H₂S₂O₃ ⇒ H₂O + SO2 + S↓ El azufre precipita en forma de lodo.

6.

PARTE EXPERIMENTAL:

Materiales necesarios - 2 Buretas

- 1 Termómetro

- 1 Pipeta de 10 ml

- 1 Vaso de 50 ml

- 8 tubos de ensayo

- 1 Vaso de 150 ml

- 1 Cronómetro

- 1 Piceta

- 1 Vaso de 500 ml

Reactivos necesarios -Tiosulfato de sodio 0.075N Na2S2O3 H2O x10-4 -H2SO4 al 10% en volumen - H2SO4 concentrado(36N)

6. Experimentos: 6.1 “Velocidad de reacción en Sistemas Homogéneas”

1 ml

2 ml

3 ml

4 ml

1.Vertimos con una bureta una solución de tiosulfato de sodio 0.075N .

2. Completar con agua hasta completar 10ml en cada tubo.

Cuadro del el laboratorio: N° Tubo de ensayo 1 2 3 4

3. Añadir 1ml de ácido experimento en sulfúrico 36N a cada tubo.

Volumen(ml)

Na2S2O3

H2O

Concentracion de Na2S2O3

1 2 3 4

9 8 7 6

0.0475M 0.095M 0.1425M 0.19M

GRÁFICA Ln[Na2S2O4] VS TIEMPO

Tiempo(t)

Velocidad de reaccion V=1/t[Na2S2O3]

56.55 30.97 21.11 13.1

0.000839965 0.003067485 0.006750355 0.014503817

0 0

10

20

30

40

50

60

-0.5

Ln[Na2S2O4]

-1

-1.66073

-1.5

-1.94841 -2 -2.3538

-2.5 -3.047

-3

-3.5

Tiempo

HALLANDO K: 𝑦1−𝑦4

Sabemos: -K=𝑥1−𝑥4 el punto (x1,y1)=(56.55,-3.047) y el punto (x4,y4)=(13.1,-1.66073) Reemplazando obtenemos que K=0.03190495

6.2 “Influencia de la Temperatura Sobre la Velocidad de Reacción"

1 4A

2

3

4

1.Vertimos 8ml de una solución de tiosulfato de sodio 0.075N.

1A

2A

3A

2.En los otros 4 tubos echar 4ml de H2SO4 al 10%.

30 °C

3.Colocar todos los tubos en el vaso de 500ml con agua y calentar hasta 30°C aproximadamente.

4.Mezclar el contenido de tubo 1y 1A, y medir el tiempo hasta la aparición del precipitado.

1 Y 1A

40°C

5. Y luego realizar con los demás tubos siempre aumentando 10°C en cada caso.

Temperatura

Tiempo

1/t

1 pareja

30°

13.19

0.07581

2 pareja

40°

12.45

0.08032

3 pareja

50°

5.65

0.1769

4 pareja

60°

3.16

0.3164

Gráfica.

Diagrama de Flujo

Experimento N°1: “Velocidad de reacción en Sistemas Homogéneas”.

Enumerar 4 tubos de ensayos y echar el tiosulfato de sodio.

Vierta, con una bureta, el volumen de la solución de tiosulfato de sodio 0.075N y agua.

Y en los otros cuatro tubos echamos agua destilada según las cantidades que muestra el cuadro.

Después mezclamos los tubos de ensayos de diferente contenido, pero no se aprecia su reacción para que se aprecie echamos 1 ml de H2SO4 concentrado 36N sobre los tubos ya mezclados y tomaremos el tiempo hasta que estos precipiten.

Experimento N°2: “Influencia de la Temperatura Sobre la Velocidad de Reacción”.

En 4 tubos de ensayo, numerados del 1 al 4, poner 8 ml de solucion de tiosulfato de sodio de0.075N. En otros 4 tubos enumerados del 1A al 4A poner 4 ml de H2SO4 al 10%.

Medir la temperatura y mezclar el contenido de tubo 1 y 1A medir el tiempo de aparición del precipitado.

Colocar todos los tubos de ensayo en un vaso de 500 ml de agua y calentar hasta 30°C.

Realizar el experimento con los demas tubos, siempre aumentando la temperatura en 10°C cada vez.