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UNIVERDIDAD TECNOLOGICA NACIONAL FACULTAD REGIONAL DELTA

PRACTICAS DE LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL INGENIERIA QUIMICA – MECANICA ELECTRICA

JEFE DE DEPARTAMENTO DE QUIMICA: Lic. De León, Ilda Alicia JEFE DE LABORATORIO: Ing. Elorriaga, Marisol JEFES DE TRABAJOS PRACTICOS: AYUDANTE DE PRIMERA: Ing. Romano, Georgina A.

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA NACIONAL FACULTAD REGIONAL DELTA LABORATORIO DE QUIMICA

Jefe de Departamento: Lic. De León, Ilda Alicia Jefe de Laboratorio: Ing. Elorriaga, Marisol Auxiliar: Ing. Romano, Georgina A.

METODOLOGIA DE TRABAJO El alumno deberá asistir al 100% de los trabajos prácticos; de no poder asistir el día que le corresponde a su carrera puede hacerlo la misma semana con las otras carreras (Química: Lunes – Jueves: Mecánica – Viernes: Eléctrica). Todos los datos obtenidos deben ser registrados en una hoja individual la cual será firmada por el jefe de laboratorio o los correspondientes auxiliares a cargo de la práctica. RECORDAR: Esta hoja acredita la asistencia del alumno a la práctica. Se debe realizar un informe INDIVIDUAL del trabajo, el cual debe contener: -

Tema Objetivo Materiales / Reactivos Procedimiento Planteo de Reacciones Cálculos con sus resultados Respuestas a los cuestionarios Conclusiones

La caratula del informe debe contener la siguiente información: -

Número y nombre de la Práctica de Laboratorio a la que corresponde el informe Nombre y Apellido del alumno Carrera en la que está inscripto Fecha de realización de la practica

Este informe deberá ser entregado durante los 15 días posteriores a la práctica. A este informe se debe adjuntar la hoja firmada el día de la práctica. Para poder acceder a la correspondiente práctica el alumno debe aprobar una evaluación escrita, en caso contrario deberá recuperar la práctica en fecha de final.

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Jefe de Departamento: Lic. De León, Ilda Alicia Jefe de Laboratorio: Ing. Elorriaga, Marisol Auxiliar: Ing. Romano, Georgina A.

TRABAJO PRACTICO N° 2 TEMA: SISTEMAS MATERIALES OBJETIVO: Separar los componentes de un sistema material heterogéneo, a fin de lograr, por parte del alumno, el dominio de las técnicas y elementos de laboratorio. EXPERIENCIA A REALIZAR: Consiste en separar las fases de una mezcla de arena, hierro y cromato de potasio. INTRODUCCION TEORICA: Sistema material: toda porción de materia aislada real o arbitrariamente del resto del universo para someterlo a estudio. Propiedades intensivas y extensivas: Las propiedades de un sistema pueden ser clasificadas en propiedades intensivas y extensivas, siendo las primeras aquellas que NO DEPENDEN de la masa y las segundas las que SI DEPENDEN de la masa del sistema. Son propiedades intensivas: densidad, peso específico, conductividad eléctrica y térmica, índice de refracción, presión de vapor de un líquido, temperatura de ebullición. Son propiedades extensivas: peso, volumen, calores de reacción, entre otras. Clasificación de los sistemas: Homogéneo: Aquellos que poseen los mismos valores de las propiedades intensivas (determinadas en igualdad de condiciones) en todos sus puntos. Ejemplo: agua de rio o mar filtradas, vino sin borra, aire filtrado y seco, oro puro, otros. Heterogéneo: Aquellos que presentan variaciones de por lo menos una propiedad intensiva en alguna de sus porciones. Son sistemas heterogéneos: una mezcla de agua y trozos de hielo (agua líquida y agua solida tienen distintas densidades, una propiedad intensiva), la niebla (gotitas de agua mezcladas con aire). Fase: Son las porciones de un sistema heterogéneo con iguales valores de las propiedades intensivas (determinadas en iguales condiciones). Criterio de homogeneidad: El sistema que presenta homogeneidad al ser observado con ultramicroscopio.

Solución: Es un sistema homogéneo formado por dos o más componentes. La separación de los componentes o fases de un sistema heterogéneo puede lograrse mediante los métodos de separación de fases. Los principales son: sedimentación, decantación, centrifugación, dilución, filtración. Estos métodos se basan en las diferentes propiedades que presentan las fases del sistema heterogéneo. Metodos de separacion SISTEMA HETEROGENEO Sedimentación: Consiste en la separación de un sólido suspendido en un líquido, o por un líquido suspendido en otro líquido, por acción de la fuerza de gravedad, aprovechando la diferencia de pesos específicos existentes entre la fase sólida y liquida.

Decantación: Es la operación mediante la cual se separa un sólido ya sedimentado del líquido sobrenadante, utilizando algún medio mecánico. El término se aplica también a la separación de dos líquidos inmiscibles por acción de la gravedad y a la posterior operación mecánica de separación efectiva de los mismos.

Centrifugación: Se utiliza para acelerar la sedimentación mediante la aplicación de la fuerza centrífuga.

Filtración: Se utiliza para separar la fase sólida en las dispersiones de sólidos en líquidos o en gases. Consiste en hacer dispersar la dispersión en un medio poroso, el tamaño de los poros es inferior al de las partículas sólidas de la dispersión, las cuales quedan retenidas.

Para separar los componentes de un sistema homogéneo se emplean métodos de fraccionamiento y la operación cosiste en fraccionar la solución es sus componentes. Metodos de separacion SISTEMA HOMOGENEO Destilación: Aprovecha la diferencia de puntos de ebullicion de los componentes de una solucion. Se calienta y el primer componente en evaporar va a ser el mas volatil (de menor punto de ebullicion). Mediante el enfriamiento de los vapores, estos se condensan y se recupera el componenete mas volatil, el componente menos volatil queda en el recipiente que se utilizo para la destilacion.

Cristalización: Separación de un sólido de una fase liquida por evaporación del líquido.

Disolución Fraccionada: Separación de una mezcla mediante una sustancia que lo disuelva sin disolver a los otros componentes de la mezcla. PARTE PRÁCTICA: Separación de los componentes de un sistema heterogéneo Materiales: -

Dos vasos de precipitado Papel de filtro Una varilla de vidrio Una piseta Una gradilla Un trípode Un mechero Una tela metálica Una pipeta graduada de 10ml

-

Un vidrio reloj Un aro de hierro con nuez Un soporte universal Embudo Un cristalizador Un crisol de porcelana Mufla Tubos de ensayo

Reactivos: -

Muestra: Cromato de potasio, hierro y arena Solución de nitrato de plata

Procedimiento: -

Extender sobre un papel la muestra. Recubrir el imán con un trozo de papel. Pasar repetidas veces el imán sobre la muestra, repetir esta operación hasta que no se extraiga más hierro.

Fe Arena + K2CrO4 + Fe -

-

Arena + K2CrO4

Separar las limaduras de hierro sobre un vidrio reloj. Pasar el sistema formado por arena y cromato de potasio a un vaso de precipitado. Agregar aproximadamente 20ml de agua destilada caliente y agitar con la varilla de vidrio (la cantidad de agua debe ser tal que permita solubilizar al cromato de potasio). El contenido del vaso de precipitado se transfiere cuidadosamente al filtro, lavando con cantidad suficiente de agua destilada caliente. Se repite la operación hasta la total transferencia de la arena. Lavar el vaso de precipitado y el agua de lavado transferirla al filtro. Lavar el filtro repetidamente con cantidad necesaria de agua destilada caliente. Cuando considere que el filtrado está exento de cromato de potasio, tomar una gota del extremo del embudo, colocarla en un tubo de ensayo, agregarle unas gotas de agua destilada y una gota de solución de nitrato de plata. Una turbidez rojiza indica que el filtrado contiene aun cromato de potasio, si ocurre esto debe continuar con el lavado utilizando pequeñas cantidades de agua.

-

Transferir el filtrado a un cristalizador y colocarlo sobre un mechero y por evaporación del agua se recupera la sal. Vapor de agua

Agua + K2CrO4

-

Se retira el papel de filtro, con la mezcla, del embudo y se lo coloca en un crisol de porcelana en cual se envía a mufla.

INFORME Masa de la muestra Masa de cromato de potasio en la muestra Masa de hierro en la muestra Masa de arena en la muestra

g g g

Perdida Masa de la muestra (Dato) Masa de Hierro + Cromato de potasio + arena Perdida

g g g

Porcentuales Perdida porcentual Porcentaje de hierro en la muestra Porcentaje de arena en la muestra Porcentaje de cromato de potasio en la muestra

% % % %

CUESTIONARIO 1- ¿Puede existir un sistema heterogéneo formado por una misma sustancia?. Justifique su respuesta. 2- Indique si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones, justificando cada respuesta. a. Las propiedades intensivas de las soluciones dependen de su composición. b. Los métodos de fraccionamiento permiten separar los componentes de soluciones. c. Una sustancia compuesta es un sistema heterogéneo ya que esta formado por varios elementos. 3- Indique cuales de los siguientes sistemas son homogéneos y cuales heterogéneos. En los sistemas heterogéneos indicar cuantas fases tiene y cuales son: a. Agua líquida. b. Hielo y agua líquida. c. Solución de sal en agua. d. Agua líquida y aceite. e. Agua líquida y plomo. 4- ¿Por qué decimos que la salmuera se fracciona por destilación y el agua no?. 5- La propiedad intensiva es un criterio para diferenciar: a. Una sustancia pura simple de una compuesta. b. Metales de no metales. c. Un sistema homogéneo de uno heterogéneo. d. Una solución de una sustancia pura. 6- El agua de mar es sometida a un proceso de destilación. La operación realizada es: a. Una descomposición. b. Un fraccionamiento. c. Un proceso de enfriamiento. d. Una transformación química. 7- Entre las propiedades propuestas a continuación, señalar con una E las extensivas y con una I las intensivas. a. Densidad e. Peso b. Volumen f. Olor c. Sabor g. Punto de fusión d. Punto de ebullición h. Masa

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TRABAJO PRACTICO N° 3 TEMA: DETERMINACION DEL PESO ATOMICO DEL MAGNESIO OBJETIVO: 1- Determinar el peso atómico del magnesio por medición del hidrogeno producido al tratar una determinada masa del metal con ácido clorhídrico. 2- Determinar la concentración de una solución de peróxido de hidrogeno por medición del volumen de solución con dióxido de manganeso. DETERMINACION DEL PESO ATOMICO DEL MAGNESIO INTRODUCCION TEORICA Al ser tratado con un ácido como el ácido clorhídrico (HCl), el magnesio reemplaza al hidrogeno del ácido, quedando este último en libertad, según la ecuación: Mg + 2 HCl → MgCl + H2 De acuerdo con esto, por cada mol de magnesio que reacciona se forma un mol de hidrogeno gaseoso. Por lo tanto, si se trata una masa m de magnesio con ácido clorhídrico produciéndose un volumen V de hidrogeno, se sabe que el número de moles de H2 que hay en dicho volumen es igual al número de moles de átomos de magnesio contenidos en la masa m. Por otra parte, si se expresa la masa de un mol de átomos en gramos, esta masa es numéricamente igual al peso atómico. Por lo tanto, si n es el número de moles de magnesio contenidos en la masa m (o el número de moles de hidrogeno que hay en un volumen V), será:

Donde A es la masa de un mol de átomos de magnesio, numéricamente igual al pero atómico del mismo. Teniendo en cuenta la ecuación de estado de los gases ideales.

Y conociendo la presión y la temperatura al momento de la experiencia, puede calcularse el peso atómico del magnesio mediante:

El volumen V de hidrogeno se mide por desplazamiento del agua contenida en una probeta invertida. Por lo tanto, no se encontrara exactamente a la presión atmosférica, por existir una columna de agua de altura h y vapor de agua junto con el hidrogeno. Entonces, será necesario efectuar una corrección en la presión por ambas razones.

Debido a que existe una columna de agua, además de hidrogeno, que equilibra la presión atmosférica, la corrección debida a ella deberá restarse a la presión atmosférica, por ser la presión en el interior de la probeta menor a la externa. Asimismo, por la ley de las presiones parciales de Dalton, deberá restarse la presión del vapor del agua saturado a la temperatura de la experiencia. Siendo:

Resulta:

Donde Patm es la presión atmosférica, medida en torr (mm de Hg), Pvap la presión de vapor de agua a la temperatura de la experiencia y h la altura de la columna de agua en la probeta medida en mm. Como la presión se mide en torr, la constante R de la ecuación de estado de los gases ideales que debe utilizarse es:

PARTE PRÁCTICA Materiales: -

Cuba hidroneumática

Reactivos: -

Cinta de magnesio Ácido clorhídrico 1:3

Procedimiento: -

Armar el aparato de desprendimiento de gases (cuba hidroneumática).

-

Colocar aproximadamente 50ml de ácido clorhídrico 1:3 en el erlenmeyer, dejando sin tapar el mismo. Colocar rápidamente en el erlenmeyer el trozo de cinta de magnesio y tapar rápidamente con el tapón perforado, para evitar perdida de gas.

-

Mg + HCl

-

Una vez que se haya consumido todo el magnesio y haya cesado el desprendimiento de gas, leer el volumen de hidrogeno producido. Calcular el peso atómico del magnesio.

DETERMINACION DEL PESO ATOMICO DEL MAGNESIO INTRODUCCION TEORICA Cuando una mezcla con un catalizador (sustancia que no interviene en la reacción, pero que modifica la velocidad de esta), tal como el dióxido de manganeso, el peróxido de hidrogeno (agua oxigenada) se descompone según la ecuación: 2 H2O2 → 2 H2O + O2 De acuerdo con esto, por cada mol de peróxido de hidrogeno se producirá medio mol de oxígeno. Si se determina, de la misma forma que se hizo para el hidrogeno en la primera parte del trabajo practico, el numero de moles de oxigeno que se producen a partir de un volumen dado de solución, puede calcularse la concentración de peróxido de hidrogeno en la misma. En trabajo practico, se expresara dicha concentración de las siguientes formas: -

Molaridad (moles de peróxido por litro de solución). Gramos de peróxido en 100ml de solución. Volúmenes (ml de oxígeno, medidos en CNTP, que produce 1ml de la solución considerada).

PARTE PRÁCTICA Materiales: -

Cuba hidroneumática Pipeta con doble aforo

Reactivos: -

Peróxido de hidrogeno Dióxido de manganeso

Procedimiento: -

Armar la cuba hidroneumática como realizó en la primera parte. Con la pipeta aforada, medir la cantidad establecida de peróxido de hidrogeno y colocarlos en el erlenmeyer. Agregar rápidamente aproximadamente 1g de dióxido de manganeso y cerrar inmediatamente el aparato. Cuando cese el desprendimiento de gas, leer el volumen producido. Medir la altura de la columna de agua. Realizar los cálculos correspondientes para obtener la concentración de la solución.

INFORME DETERMINACION DEL PESO ATOMICO DEL MAGNESIO Masa de la muestra de Mg utilizada Volumen del hidrogeno recogido en la probeta Presión atmosférica durante la experiencia Temperatura ambiente durante la experiencia Presión de vapor de agua a esa temperatura Altura de la columna de agua en la probeta Temperatura del agua

m= V= Pa = T= Pv = h= T H2O =

g ml torr °C torr mm °C

Cálculos: Presión corregida

torr

Numero de moles de H2 obtenidos

moles

Peso atómico del Mg

g/mol

Error

%

DETERMINACION DE LA CONCENTRACION DE UNA SOLUCION DE PEROXIDO DE HIDROGENO Volumen de la solución utilizada Volumen del oxígeno recogido en la probeta Presión atmosférica durante la experiencia Temperatura ambiente durante la experiencia Presión de vapor de agua a esa temperatura Altura de la columna de agua en la probeta Temperatura del agua

Vs = V0 = Pa = T= Pv = h= T H2O =

ml ml torr °C torr mm °C

Cálculos: Presión corregida

torr

Numero de moles de O2 obtenidos

moles

Molaridad de la solución de peróxido de hidrogeno Volumen de oxigeno obtenido reducido a CNTP Volumen de oxigeno por volumen de solución

mol/dm3 (

cm3

) (

)

volúmenes

CUESTIONARIO 1- Definir: peso atómico, mol, volumen molar, volumen molar normal, molaridad, normalidad. 2- Explicar porque debe corregirse la presión del gas leída y en qué forma. 3- Calcular cuántos moles de átomos de Mg y cuantos gramos se requieren para obtener un volumen de 250ml de hidrogeno, medidos a 17°C de temperatura y 650torr de presión. 4- Enunciar la ley de las presiones parciales de Dalton y explicar cómo se emplea en el trabajo practico. 5- Enumerar las posibles fuentes del error del método utilizado. 6- ¿Por qué el número de moles de hidrogeno obtenidos es igual al número de moles de átomos de Mg utilizados? 7- Indique qué relación existe entre el número de moles de oxigeno obtenidos y la molaridad de la solución de peróxido empleada. 8- Explicar cómo se calcula el volumen de oxigeno desprendido (en CNTP) por unidad de volumen de solución oxigenada. 9- ¿Cuál es la función que cumple el dióxido de manganeso en la reacción de descomposición del agua oxigenada? 10- ¿Qué volumen de oxígeno a 20°C y 790torr puede obtenerse partiendo de 150ml de una solución de peróxido de hidrogeno de 20 volúmenes?

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Jefe de Departamento: Lic. De León, Ilda Alicia Jefe de Laboratorio: Ing. Elorriaga, Marisol Auxiliar: Ing. Romano, Georgina A.

TRABAJO PRACTICO N° 4 TEMA: DETERMINACION DE LA SOLUBILIDAD DEL KClO3 OBJETIVO: Determinar la solubilidad del KClO3 y su variación con la temperatura. INTRODUCCION TEORICA Solución: es un sistema homogéneo formado por dos o más sustancias. Concentración de soluciones: En su forma más amplia de expresión, la concentración de un componente en una solución, es la relación entre la cantidad de dicho componente, llamado generalmente soluto, y la cantidad de otro, llamado generalmente solvente, o cantidad de solución. Solubilidad: Expresa la máxima cantidad de soluto que puede disolver una determinada cantidad de solvente, en equilibrio estable a una temperatura dada. A la solución que está en equilibrio con exceso de soluto sin disolver se la llama solución saturada, la solubilidad en la concentración de la solución saturada; generalmente se expresa en g de soluto / 100g de solvente, varia con la temperatura y la presión. Las curvas de solubilidad representan la variación de la solubilidad con la temperatura de la solución. Soluciones de sólidos en líquidos: La solubilidad de los sólidos en los líquidos es siempre limitada y depende de la naturaleza del solvente, de la temperatura y muy poco de la presión. Para soluciones acuosas de sólidos, se presentan los siguientes casos como los más representativos: -

La solubilidad varía poco con la temperatura. Ej: NaCl La solubilidad aumenta al aumentar la temperatura (caso muy frecuente). Ej: KNO3, KClO3. La solubilidad disminuye con la temperatura. Ej: Na2SO4, Ca(OH)2.

PARTE PRÁCTICA Materiales: -

Termómetro Trípode – mechero – Tela de amianto Tubo de ensayo

-

Pipeta de doble aforo de 5ml Pinza de madera Vaso de precipitado de 250ml

Reactivos: -

KClO3

Procedimiento: -

-

Colocar en el tubo de ensayo la muestra de KClO3 (Clorato de potasio). Utilizando la pipeta de doble aforo, verter en el tubo de ensayo 5ml de agua destilada. Calentar a baño Maria hasta disolución total, agitando con el termómetro. Retirar el tubo del baño y enfriar lentamente al aire mientras continua agitando con el termómetro. Observar cuidadosamente la aparición de los primeros cristales de KClO3. Anotar la temperatura (T1). Calentar nuevamente hasta disolución total y repetir la determincacion, anotando la temperatura (T1’). Agregar al mismo tubo 5ml de agua destilada medidos exactamente con la pipeta aforada. Repetir los procedimientos ya descriptos, obteniendo T2 y T2’. Calcular los valores mas probables como la media aritmética de cada par de temperaturas.

Con los valores obtenidos ingresar a la curva de solubilidad del KClO3 en agua y determinar las concentraciones respectivas (Ca y Cb). Para las dos soluciones, calcular la masa de sal utilizada en la experiencia. Si los resultados difieren, calcular el error porcentual existente entre ambos.

Información complementaria Solubilidad de KClO3 en agua (g/100g agua) °C 0 10 20 30 40 50 60 80 100

Concentración 3,3 5,1 7,4 10,5 14 19,3 24,5 38,5 57

Solubilidad g/100g agua

60 50 40 30 20 10 0 0

20

40

60

Temperatura, °C

80

100

120

INFORME 1- Realizar el grafico de solubilidad del KClO3. 2- Valores numéricos experimentales: Temperaturas Primera determinación T1 Repetición T 1’ Valor más probable Ta

°C °C °C

Segunda determinación Repetición Valor más probable

°C °C °C

Concentración A Concentración B

Masa A Masa B Error

T2 T 2’ Tb

Concentraciones Ca Cb Masa de la muestra ma mb E

g/100g agua g/100g agua

g KClO g KClO %

CUESTIONARIO 1- Enumerar las posibles causas de error que pueden producirse. 2- En un gráfico confeccionado señalar para una temperatura dada: a. Un punto correspondiente a la solución saturada. b. Un punto correspondiente a la solución no saturada. c. Un punto correspondiente a la solución sobresaturada. 3- ¿Qué entiende por solución? 4- Defina: Solución saturada, no saturada, sobresaturada, concentrada, diluida. 5- Explicar cómo se consigue obtener una solución sobresaturada partiendo de una solución saturada a una temperatura dada. 6- ¿Cómo varia generalmente la solubilidad de las sales en agua, respecto de la temperatura? 7- Mencione ejemplos en los que la solubilidad se aparte de los casos generales mencionados en la introducción teórica. 8- Una solución acuosa de 30g de AgNO3 en 100g de solución tienen una densidad de 1,32g/ml. Expresar la concentración en: a. g de sal/100g de agua b. g de sal/litro de solución c. g de sal/dm3 de agua 9- La solubilidad del KClO3 en agua a 80°C es de 38,5g/100g de agua y a 20°C es de 7,4g/100g de agua. Calcular cuanta sal se separa al enfriar 1000g de solución de 80°C a 20°C. 10- Se requiere separar una solución de NaCl en agua de manera que la concentración sea de 15g de sal/100g de agua. Se dispone de 10g de sal. ¿Qué cantidad de solución se puede preparar? ¿Cuánta agua se precisa?