· facultad regional la rioja quimica 2 metodologÍa de enseÑanza en general, la metodología...

FACULTAD REGIONAL LA RIOJA

QUIMICA

1

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL


GUÍA DE TRABAJOS PRÁCTICOS DE QUÍMICA

AÑO 2013

Prof. Titular: Ing. Manuel E. Mercado Jefes de Trabajos Prácticos:

- Comisión A: Ing. María Luisa Palazzi - Comisión B: Ing. Ana Cecilia Munuce

J. T. P. de Laboratorio: Bioq. Silvia Julián


QUIMICA

2

METODOLOGÍA DE ENSEÑANZA

En general, la metodología aplicada será la presentación como problema de aquellos temas teóricos a introducir, en donde se plantea el nuevo tema incentivando al alumno a aportar sus conocimientos previos que faciliten una solución al problema, discutiendo y analizando las propuestas para aceptarlas o crear la necesidad de desarrollar conocimientos teóricos nuevos de aplicación. El docente tiene la tarea de actuar primeramente como un conductor mediante la confección de preguntas que lleven al estudiante a observar al nuevo problema, expresar conocimientos previos de aplicación, razonar, sugerir, criticar y en lo posible predecir y sugerir nuevas soluciones, luego se desarrollan los nuevos conceptos de aplicación para la solución del problema.

Clases Teóricas Desarrollo de clases teórico-prácticas con aplicaciones a la ingeniería. Uso de recursos informáticos. Total 96 h.

Resolución de Problemas: se trabaja sobre la guía de problemas propuesta por el Jefe de Trabajos Prácticos con aplicación a la Ingeniería. Total 44 h.

Formación Experimental: trabajos de laboratorio sobre guías propuestas por el Jefe de Trabajos Prácticos con un total de 20 h sobre un listado de prácticos propuestos para Química.

METODOLOGÍA DE EVALUACIÓN.

Se realizarán evaluaciones en forma oral e informal y a través de informes, trabajos prácticos de laboratorio, interrogatorio oral y examen escrito teórico-práctico que serán obligatorios y con calificación. Regularización: El logro de los objetivos propuestos se evaluará mediante la confección de un promedio ponderado de las siguientes actividades: - Porcentaje de asistencia (mínimo 75%). - Trabajo y participación en clase. - Presentación en tiempo y forma de la carpeta de autoevaluaciones. - Trabajo y participación en prácticos de laboratorio. - Confección de informes de laboratorio. - Realización de exámenes prácticos de unidades desarrolladas. - Aprobar 4 (cuatro) exámenes parciales teórico-prácticos con una nota mínima de 4 (cuatro), en una escala de 1 a 10, contando cada uno de ellos con una instancia recuperatoria. Primer Examen Parcial (fórmulas): 20/04/13 Recuperatorio Primer Examen Parcial: 11/05/13 Segundo Examen Parcial: 22/06/13 Recuperatorio Segundo Examen Parcial: 03/08/13 Tercer Examen Parcial: 28/09/13 Recuperatorio Tercer Examen Parcial: 19/10/13 Cuarto Examen Parcial: 16/11/13 Recuperatorio Tercer Examen Parcial: 23/11/13 Promoción de Seminarios: Se promocionará el seminario con una calificación no inferior a 7 (siete) en una escala de 1 a 10 contando con la aprobación de las prácticas de laboratorios (100%). Aprobación: Se aprobará la materia con un examen escrito de la parte práctica (instancia eliminatoria) en el cual se deberá obtener una calificación superior a 4 (cuatro) en cada ítem en una escala de 1 a 10 y posteriormente un examen oral de la teoría, con una nota superior a 4 (cuatro) en una escala de 1 a 10. CRONOGRAMA ESTIMADO DE CLASES (CALENDARIO ACADÉMICO)


QUIMICA

3

N° UNIDAD HORAS DESDE / HASTA

I Sistemas materiales. Notación. Estequiometría. 15 11/03 - 29/03

II Estructura atómica. Propiedades periódicas.

(PRIMER PARCIAL FÓRMULAS: 20/04)

15 01/04 - 19/04

LLAMADO DE EXAMEN 15/04 - 20/04

III Uniones químicas.

(RECUPERATORIO PARCIAL FÓRMULAS: 04/05)

15 22/04 - 10/05


IV Estados de agregación 15 13/05 - 31/05

V Soluciones. 10 03/06 - 14/06

VI Soluciones diluidas. (SEGUNDO PARCIAL: 22/06) 10 17/06 - 29/06


RECESO INVERNAL 08/07 - 20/07


VII Termodinámica Química.

(RECUPERATORIO SEGUNDO PARCIAL: 03/08)

10 29/07 - 09/08

VIII Cinética y Equilibrio Químico. 10 12/08 - 23/08

IX Equilibrio en solución 10 26/08 - 06/09

X Electroquímica y pilas. (TERCER PARCIAL 28/09) 15 09/09 - 27/09


XI Introducción a la Química Orgánica.

(RECUPERATORIO TERCER PARCIAL: 19/10)

15 30/09 - 18/10

XII Introducción a la Química Inorgánica. 10 21/10 - 01/11

XIII Introducción al estudio de Residuos y Efluentes. (CUARTO

PARCIAL: 16/11)

(RECUPERATORIO CUARTO PARCIAL: 23/11)

10 04/11 - 15/11







QUIMICA

4

PROGRAMA ANALÍTICO DE QUÍMICA UNIDAD I - Sistemas Materiales. Notación. Estequiometría. 15 horas Materia y Energía. Sistemas Materiales: clasificación. Fenómenos Físicos y Químicos. Estados de agregación de la materia. Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas. Postulados de Dalton. Masa y Moles. Número de Avogadro. Átomo Gramo. Leyes fundamentales de la química. Estequiometría: Relaciones masa-masa, masa-volumen, volumen-volumen. Ejercicios y problemas. UNIDAD II - Estructura Atómica. Propiedades Periódicas 15 horas Partículas Fundamentales. Nociones sobre electrón, protón y neutrón: principales características. Modelo atómico actual. El núcleo: número atómico, número de masa, nucleidos, isótopos, isóbaros, isótonos. Configuración electrónica: números cuánticos, niveles, subniveles, orbitales. Principio de Exclusión de Pauli. Regla de Hund. Tabla periódica. Relación con la configuración electrónica. Propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, afinidad electrónica, electronegatividad, energía de ionización. Períodos y grupos. Analogías verticales, horizontales y diagonales. Ejercicios y problemas. UNIDAD III - Uniones Químicas 10 horas Enlaces químicos: concepto y definición. Relación entre enlaces y electronegatividades. Enlace iónico, propiedades de sus compuestos. Enlace covalente: polares y apolares, propiedades de sus compuestos. Enlace covalente coordinado. Enlace metálico, propiedades de los metales. Enlace puente de hidrógeno. Fuerza de Van der Waals. Ejercicios y problemas. UNIDAD IV - Estados de Agregación 15 horas Estados de agregación de la materia. Fuerzas intermoleculares. Gases: propiedades macroscópicas. Nociones sobre teoría cinética. Ecuación General de estado. Ley de Dalton de las presiones parciales. Sólidos: propiedades macroscópicas. Sólidos cristalinos y amorfos. Isotropía y anisotropía. Nociones de sistemas cristalinos. Tensión de vapor. Líquidos: propiedades macroscópicas. Tensión superficial. Presión de vapor. Vaporización y ebullición. Punto de ebullición. Punto de solidificación. Diagrama de fases. Punto triple. Diagrama de fases del agua. UNIDAD V - Soluciones. 10 horas Soluciones: concepto, definición. Componentes. Concentración: definición. Unidades físicas y químicas de la concentración. Solubilidad: concepto, factores que afectan la solubilidad, curva de solubilidad. Estequiometría con soluciones. UNIDAD VI - Soluciones Diluidas. 10 horas Soluciones diluidas. Soluciones diluidas de soluto no volátil no electrolítico. Descenso de la presión de vapor. Ley de Raoult. Propiedades coligativas. Diagramas de fases de una solución. Aplicaciones. UNIDAD VII - Termodinámica Química. 10 horas


QUIMICA

5

Termodinámica química. Sistemas, estados y funciones de estado. Calor y Temperatura. El trabajo y la energía. Primer principio de la termodinámica. Reacciones endotérmica y exotérmica. Entalpía y cambio entálpico. Entalpía estándar. Calores de formación. Espontaneidad en una reacción. Ejercicios y problemas. UNIDAD VIII - Cinética y Equilibrio Químico. 10 horas Cinética Química. Velocidad de Reacción. Velocidad Media e Instantánea. Teorías de la Velocidad de Reacción. Energía de Activación. Factores que modifican la Velocidad de la Reacción. Catalizadores. Ley del Equilibrio Químico. Constantes de Equilibrio. Desplazamiento del Equilibrio. Principio de Le Chatelier. Nociones sobre Equilibrio Químico Heterogéneo. Aplicaciones.

UNIDAD IX - Equilibrio en solución. 15

horas Electrolitos. Electrolitos en solución. Teoría de la disociación de Arrhenius. Grado de Disociación, Factores que lo Modifican. Propiedades Coligativas de las Soluciones de Electrolitos. Factor de Van't Hoff. Electrolitos Fuertes y Débiles. Teorías de Ácidos y Bases: Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. Disociación iónica del Agua. Kw, pK, pH y pOH. Neutralización ácido-base. Titulación ácido-base. Concepto de hidrólisis. Ejercicios. UNIDAD X - Electroquímica y pilas. 15 horas Reacciones de Oxido-Reducción. Número de Oxidación, Definición y Cálculo. Equivalente Redox. Igualación de Ecuaciones Redox por el Método del Ión-Electrón. Electrogénesis. Pila de Daniell. Electrodo Normal de Hidrógeno. Potenciales Estándar. Ecuación de Nerst. Pilas. Acumuladores. Electrólisis. Corrosión. UNIDAD XI - Introducción a la Química Inorgánica. 10 horas Elementos Representativos. Clasificación Periódica. Metales Alcalinos, Alcalinos Térreos. Grupo IIIA. Elementos No Metálicos. Principales Propiedades. Reacciones de Interés. Metales de Transición. Propiedades Generales. Elementos metálicos de Interés en Metalurgia. Hierro, Cobalto y Níquel. Grupo del Platino. Cobre, Plata y Oro. Familias del Titanio, Vanadio, Cromo y Manganeso. UNIDAD XII - Introducción a la Química Orgánica. 15 horas Química del Carbono. Generalidades. El Átomo de Carbono. Cadenas Carbonadas. Funciones Orgánicas: Hidrocarburos, Alcoholes, Aldehídos, Cetonas, Ácidos, Éter, Ester, Anhídridos, Aminas, Amidas. Propiedades Principales y Nomenclatura. Combustión de Hidrocarburos. Polímeros. Clasificación y nociones sobre su formación. UNIDAD XIII - Introducción al estudio de Residuos y Efluentes. 10 horas La Química en la Industria y la Industria Química. Contaminación del medio: fuentes, causas y efectos. Contaminación del aire, agua y suelo. Un enfoque para una posible solución.


QUIMICA

6

BIBLIOGRAFÍA BÁSICA

- CHANG, R. “Química” – Ed. Mc Graw Hill – 2001 (En existencia)

- MOORE – STANISTSKI –WOOD – KOTZ “El Mundo de la Química”- Ed. Wesley -

2000

- MAHAN – MYERS “Química Curso Universitario” – Ed. Addison – Wesley – 1998

- BRADY – HUMISTON “Química Básica, Principios y Estructura” – Ed. Limusa - 1996

- MASTERTON – SLOWINSKI – STANITSKI “Química General Superior” – Ed. Mc

Graw Hill – 6° Edición – 1994

BIBLIOGRAFÍA DE CONSULTA

- IBARZ, J. “Problemas de Química General” – Ed. Marin – 2° edición – 1982

- SCHAUM – ROSEMBERG “Teoría y Problemas de Química General – Ed. Mc Graw Hill

- 1990

- VIAN ORTUÑO, A. “Introducción a la Química Industrial” – Ed. Reverté – 2° Edición

1994.

- AMADEO, E. “Química General” – UTN FRM – 1995.

- GRAY, H. – HAIGHT G. “Principios Básicos de Química” – Ed. Reverté – 1980

- MAHAN, B. “Termodinámica Química Elemental – Ed. Reverté – 1978


QUIMICA

7

Tema 0: Conversión y manejo de unidades. Factor de conversión. Unidades de base del sistema S.I. Cálculo con cifras significativas. Notación científica

1. Identifica la cantidad numérica, la unidad y el nombre en cada uno de los casos.

a. 500 mg de vitamina C.

b. 2,50 mI de glicerina.

c. 10 kg de azúcar.

d. 3,5 L de alcohol. 2. Muestra como plantearías c/u de los siguientes problemas empleando el o los

factores de conversiones apropiados, expresa la respuesta adecuadamente:

a) 1820 m a km

b) 5980 g a kg

c) 0,602 m a cm

d) 0,789 cm a mm 3. Selecciona la mejor respuesta al realizar las siguientes aproximaciones:

a) A cuántos ml equivale aproximadamente una lata de aluminio de bebida

gaseosa:

A-3,5 ml B- 35ml C- 350 ml D- 3500 ml

b) Para medir 86 ml de ácido debes usar:

A- pipeta graduada de 10 ml B- probeta graduada de 100 ml C- bureta de 50 ml

c) 10 gotas son aproximadamente:

A-5 ml B- 0,5 ml C- 0,05 ml D- 0,005 ml

4. Efectúa las siguientes conversiones utilizando factores de conversión:

a) 42 ml = ……….……….L

b) 0,020 ml = …………....µl

c) 500 ml = ……..……... cc.

d) 200 µl = ……………... ml.

e) 0,025 L= ……….…….ml.

f) 35 L = .......................dm3.

5. Si una lata de bebida gaseosa (354 ml) de una máquina cuesta $ 0,50 y una botella de 2 L de la misma bebida cuesta $1,57. Analiza mediante factores de conversión.


QUIMICA

8

a) ¿Cuál es el costo por litro de la bebida en la máquina?

a) ¿Cuál es el costo por litro de la bebida en botellas?

b) ¿Cuál es la mejor compra de acuerdo a los precios citados?

6. Determina el número de dígitos significativos en cada uno de los números siguientes:

a) 0,035

b) 1,04

c) 0,00601

d) 14325

e) 1208

f) 0,006

g) 165

h) 22,04

i) 0,0205

j) 1,025

7. Realiza los cálculos convenientes e indica tu respuesta con el n° apropiado de cifras significativas

a) (86,1 x 106 ) x (0,543 x 10-2) / 3952 =

a) 4,78 + 7,3654 + 0,52 =

b) 0,5642 – 0,230 =

c) 0,22 x 0,324 =

d) 194 / 24 =

e) 0,423 + 76,720 + 4,6494=

8. Redondea los siguientes números a tres cifras significativas:

a) 2,436

a) 13,350

b) 10,455

c) 10,62

d) 0,0045350

e) 8,6850

9. Realiza las siguientes conversiones usando factor/es de conversión


QUIMICA

9

a) 6,5 kg : ......................g

b) 12000 m: .......………km

c) 35 mg: ………….....kg

d) 764 dm3:……………..L

e) 3,2 km: ……………..m

f) 15000 g: ……….…..kg

g) 85 mg: ......................g

h) 250 ml: ....................L

i) 5,75 ml: ..................cm3

10. Sume las siguientes longitudes: 20000000 km; 370,0 cm; 70000 m; 0,4 mm e indique la longitud total, en metros.

11. Sume las siguientes masas: 375 mg; 0,500 g; 0,002000kg; 200,0 cg; 1,00 dg e indique la masa total en gramos.

12. Realiza las siguientes operaciones con números exponenciales

a) 3,24x103 +1,50 x103 =

b) 4,73x102 + 6,6x104 =

c) 6,54x103 - 2x103 =

d) 6,45x103 x 1,42x10-2 =

e) 3,28x106 x 1,24x10-2 =

f) 7,72x106 I 2,82 x103=

g) 6,73x 10-5 / 2,32x10-2 =

h) (2,11x 103)2 =

i) (1,24x102)1/2 =

13. Expresa las siguientes cantidades en notación científica hasta 3 dígitos significativos:

a) 8720000

b) 0,0745

c) 7272

d) 0,03275

e) 0,00764

f) 752000

g) 9738

h) 0,006285

i) 0,003985

14. Calcule la densidad en g/ml de:


QUIMICA

10

a) Una pieza de metal con un volumen de 60 ml y 350 g de masa.

b) Una sustancia que ocupa un volumen de 70 ml y que tiene una masa de 220 g.

c) Una pieza de metal que mide 2,0 cm x 0,10 dm x 25 mm y tiene 35,0 g de masa.

15. Calcule el volumen en ml que ocupa:

a) Una muestra de tetracloruro de carbono con 75,0 g de masa (δ =1.60 g/ml)

b) Una muestra de ácido acético con 225 g de masa (δ =1,05 g/ml)

c) Una muestra de benceno con 1,7 kg de masa. (δ = 8.8x102 kg/m3)

16. Calcule la masa en g de:

a) Un volumen igual a 25,0 ml de éter (δ =0,70 g/ml)

b) Un volumen igual a 320 ml de glicerina (δ =1,26 g/ml)

c) Un volumen igual a 0,220 L de bromo (δ =3,12 g/ml)

17. Qué volumen de alcohol etílico (densidad: 0,789 g/ml) en ml, debe usarse para un procedimiento que requiere 500 g del alcohol?

18. Si de una canilla cae 1 gota por segundo ¿cuántos L podrías recolectar al cabo de 24 hs? Supone que 1 ml contiene 20 gotas.


QUIMICA

11

AUTOEVALUACIÓN A continuación se presenta la siguiente actividad para que se realice de manera individual con el objetivo de evaluar el aprendizaje de los contenidos de la guía.

a) Resuelva la actividad b) Controle los resultados con sus compañeros, repita aquellos ítems en los que falló c) Presentar a la cátedra.

1. Expresa los números siguientes en notación científica con tres dígitos significativos:

a) 43500

b) 0,003257

c) 4778

d) 0,04323

e) 825000

f) 0,024521

2. Efectúa las siguientes conversiones utilizando factores de conversión adecuados:

a. 1,4 g = ………………mg

b. 0,725 kg =……………..g.

c. 250 µg = ………………..g.

d. 50,0 ml de agua =……………..cc.

3. 146,20 g del vaso + 23,1 g de agua + 335 mg de vitamina C, la masa total del sistema

es…………..g.

4. Señala con una cruz cuál o cuales de los siguientes números son iguales a 34456

a. 34456x100

b. 0,34456x104

c. 3445600x10-2

d. 344,56x102

5. Escriba los siguientes números en notación científica y redondeando hasta las

diezmilésimas:

a. 14322000000000000

b. 7800000,04532

c. 16758986589765,9

d. 1,700089687829

e. 12512968406857 6. Efectúa los siguientes cálculos, aplicando las propiedades de la potencia y sin utilizar la

calculadora:

a- 3x108 x 2x10

5 x 2x10

9

b- 7x104 x 2x10

-7

c- 16x1011

/ 2x10-2

d- 24x10

-5 / 8x10

-7

7. La velocidad de la luz es de 3x10

8. La distancia que recorre en un segundo se denomina

segundo luz. Cuál es esa distancia?

8. Un procedimiento requiere 35 g de una solución HCI concentrado (δ = 1,19 g/ml) ¿Cuántos ml de la solución de ácido debe medir?


QUIMICA

12

Tema 1: Formación de compuestos químicos. Formulas Químicas. Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos. Ajustes de ecuaciones.

1. Complete las siguientes ecuaciones generales:

a) hidrógeno + no metal -------------> ................ b) ................ + no metal -------------> óxido ácido c) oxoácido + ............... -------------> agua + oxosal d) ................ + agua -------------> hidróxido e) hidrógeno + ............... -------------> hidruro metálico f) oxígeno + ............... -------------> óxido básico g) óxido ácido + agua -------------> ................ h) ............... + hidróxido -------------> agua + sal no oxigenada

2. Escriba los nombres de los siguientes compuestos binarios

Compuesto Nomenclatura tradicional Nomenclatura Numeral de Stock

Nomenclatura Atomicidad

Li2O

N2O3

CuO

P2O5

Cl2O

Fe2O3

Hg2O

MnO3

a) Escribir el nombre de los siguientes óxidos :

b) Cl2O7 d) MgO g) I2O5

b) Cu2O e) Fe2O3 h) Mn2O7 c) CO f) Br2O i) CO2

3. Realice la reacción de formación de los siguientes óxidos:

a) Trióxido de difósforo o anhídrido fosfóroso b) Anhídrido Carbónico c) Oxido de Azufre(VI) o anhídrido sulfúrico d) Trióxido de dihierro e) Oxido de cobre (I) f) Pentóxido de dinitrógeno o anhídrido nítrico

4. Escriba la fórmula molecular y escriba los nombres de los óxidos que se forman

con los siguientes elementos ( entre paréntesis se indica el número de valencia)

a) Cl (I) ................................................... b) Cl (III)................................................... c) Cl (V) .................................................


QUIMICA

13

d) Cl (VII)................................................ e) Au (I) ................................................. f) Au (III) ................................................. g) Cr (II) ................................................. h) Cr (III) ................................................. i) Cr (VI) ..................................................

5. Cuáles de estos compuestos no son binarios:

a) óxidos básicos; b) hidrácidos; c) oxácidos; d) hidruros metálicos; e) óxidos ácidos

6. Escriba las ecuaciones de formación de los siguientes hidruros:

a) Hidruro de Calcio (II) c) Bromuro de hidrógeno b) Nitruro de Hidrógeno (Amoníaco) d) Hidruro de hierro (II)

7. Qué diferencias existen entre los hidrácidos y los oxácidos, enunciarlas y dar las fórmulas moleculares y nombre 3 oxácidos e hidrácidos diferentes.

8. Qué diferencia existe entre un hidruro y un hidrácido. Hacer la reacción de

formación de un hidruro y de un hidrácido y dar su nombre. 9. Escriba el nombre de los siguientes hidróxidos:

a) Fe(OH)3 d) Pb ( OH)4 g) CuOH b) NH4OH e) AuOH h) AgOH c) Al(OH)3 f) Mn(OH)2 i) Cr(OH)3

10. Realice la reacción de formación de los siguientes hidróxidos:

a) Hidróxido de bario d) Hidróxido de cinc b) Hidróxido de manganeso (II) e) Hidróxido Ferrico c) Hidróxido plumboso f) Hidróxido Aurico

11. Escriba el nombre de los siguientes ácidos:

a) HNO2 d) H3PO3 g) H2CO3 b) H2SO3 e) HF h) HNO3 c) H2S f) H3PO4 i) H2SO4

12. Realice la reacción de formación de los siguientes ácidos:

a) Acido hipocloroso d) Acido nitroso b) Acido ortofosfórico e) Clorato (V) de Hidrogeno c) Trioxosulfato de dihidrogeno f) Acido Carbónico

13. Nombre los siguientes oxácidos según las tres nomenclaturas. Escriba las fórmulas desarrolladas correspondientes a cada uno:

a) H2SO

4 c) HClO4

b) H2CO

3 d) H3PO

4

14. Escriba el nombre de los siguientes compuestos ternarios e indique cuáles son

oxoácidos, hidróxidos u oxosales:


QUIMICA

14

a) K(OH) d) HNO3

b) HNO2 e) Zn(OH)

2

c) KNO3 f) ZnSO

4

15. ¿ En cuál de los siguientes oxácidos el no metal actúa con valencia 5 ?

a) H2SO

4 b) HNO2 c) H

3PO

4 d) HClO

4

16. Tomar un elemento de la forma META, PIRO y ORTO ácidos y hacer la reacción

de formación de los mismos con la mayor y la menor de sus valencias, dar el nombre y la fórmula desarrollada.

17. Escriba las fórmulas desarrolladas, dar los nombres e indicar los estados de

oxidación de:

a) KNO3 b) FePO

4 c) Ca(NO

3)2

18. Escribir directamente las fórmulas moleculares y desarrolladas de las siguientes

sustancias:

a) óxido permangánico (óxido de magnesio VII), b) ácido pirobórico (piroborato III de hidrógeno) c) cromato de aluminio (cromato VI de aluminio) d) sulfato básico niquélico (hidroxido sulfato VI de niquel III)

19. Escriba las fórmulas de cada uno de los siguientes compuestos:

a) sulfato (VI) de plomo (II) e) hidróxido de cobre (II) b) cloruro de plata f) bromuro de cobre c) nitrato (V) de cinc (II) g) óxido de manganeso (IV) d) hidróxido de hierro (II) h) óxido de cromo (III)

20. Escriba las ecuaciones químicas de formación de las siguientes sales:

a) Hipoclorito de sodio f) Sulfuro mercurico b) Nitrato (III) de bario (II) g) Pirofosfato de potasio c) Sulfito ácido de sodio h) tetraoxoclorato de cobre d) Tris-trioxonitrato de hierro) i) Sulfato (VI) de estaño (IV) e) Perclorato cuproso j) Sulfato básico de aluminio

21. Coloque el nombre a cada una de las fórmulas siguientes:

a) AgNO3 h) HgHSO4 o) NaClO b) (NH4)2SO3 i) NaClO2 p) KNO2 c) Mn(SH)2 j) NaHCO3 q) H2Cr2O7 d) CaS k) Fe2(SO3)3 r) BaCrO4 e) KMnO4 l) Ca3(PO4)2 s) K2HPO4 f) HBrO4 m) H2SO3 t) HClO3 g) HIO n) HNO3 u) Ca (HCO3)2

22. Dada la siguiente lista de sustancias, escribir la fórmula correspondiente:

a) tris-tetraoxosulfato de dialuminio i) permanganato de sodio


QUIMICA

15

b) nitrato de plata j) carbonato de amonio c) nitrito de bario k) sulfato de hidrógeno y amonio d) ácido perclórico l) dicromato de potasio e) sulfuro ferroso m) fosfato antimónico f) ácido ortofosfórico n) clorato (III) de calcio g) cloruro férrico o) manganato de potasio h) trioxosulfato de sodio p) sulfito de hidrógeno y sodio

23. Escriba las ecuaciones igualadas correspondientes a las sustancias que se mencionan a continuación:

a) El óxido de azufre (IV) reacciona con agua para dar sulfato (IV) de hidrógeno. b) El óxido de calcio (II) reacciona con agua para dar hidróxido de calcio (II).

c) El hidróxido de níquel (III) reacciona con el nitrato (V) de hidrógeno para dar nitrato (V) de níquel (III) más agua.

24. Coloque los coeficientes que correspondan para balancear cada una de las

ecuaciones. Nombre todas las sustancias conocidas:

a) P2O5 + H2O H3PO4 b) Al(OH)3 Al2O3 + H2O

c) CO3H2 + Fe(OH)3 Fe2(CO3)3 + H2O

d) H3PO4 + Pb(OH)2 Pb3(PO4)2 + H2O

e) C6H12O6 C2H5OH + CO2

25. Iguale las siguientes ecuaciones químicas, indicando los nombres y completando con fórmulas cuando corresponda:

a) ............ + H2O ....................... (hidróxido de Ca)

b) ............ + ............ NaH2PO4 + ..................

c) ............ + Fe(OH)2 ..…………….+ H2O (Sulfato ferroso)

d) ............ + .............. H2S

e) H2CO3 + ............. …................ + ............ (Carbonato de Mg)

26. ¿Cuál de las opciones corresponde al producto de la reacción:

2 HCl + Ca(OH)2 ............. X ?

a) ClOH + CaH b) CaCl2 + 2 H

2O c) CaCl + H

2O

d) Cl2O +CaH

2 e) ClOH + H

2O

27. En la fórmula CuXO3, si la valencia del cobre es 2, el elemento X puede ser:

a) Br b) P c) Cl d) C e) N


QUIMICA

16

28. Dar el nombre y la fórmula desarrollada de cada uno de estos compuestos indicando en que casos el elemento usado es un anfótero y justificar tal respuesta:

Mn (OH)3 Na2MnO4 (NH4)2 SO4 Na (HCrO4)

29. Completar el siguiente cuadro:

30. Cuando el aluminio metálico se expone al aire, se forma en su superficie una capa protectora de óxido de aluminio. Esta capa previene la reacción ulterior entre el aluminio y el oxígeno, y ésta es la razón por la cual no se corroen las latas de aluminio de las bebidas. (En el caso del hierro, la herrumbre, u óxido de hierro (III) que se forma es demasiado poroso para proteger al hierro metálico subyacente y la corrosión continúa). Escriba una ecuación balanceada para este proceso.

FORMULA NOMBRE TRADICIONAL NOMBRE IUPAC

ATOMICIDAD NUMERAL STOCK

Tetraoxoclorato de hidrogeno

KClO3

pentóxido de

diarsénico

Fe2(SO4)3

manganato VII de

potasio

sulfito ferroso

ácido sulfhídrico

carbonato IV de

hidrógeno

CuCl2

trióxido de dihierro

Nitrato (III) de

hidrógeno

Sulfato ácido de calcio o

bisulfato de calcio

ácido o- fosforoso

Hg2CrO4

óxido de cobre I

Anhídrido fosfórico


QUIMICA

17

31. El primer paso en la preparación industrial del ácido nítrico, una importante sustancia química que se usa en la manufactura de fertilizantes, fármacos y otras sustancias, implica la reacción entre el amoníaco y el oxígeno gaseoso para formar óxido nítrico (NO) y agua. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción.

32. Hacer la reacción química de formación de una hidrógeno sal (sal ácida) y de una hidroxo sal (sal básica) entre ácido sulfúrico (sulfato VI de hidrógeno) y el hidróxido férrico (hidróxido de hierro III). Igualar, dar el nombre de la sal y dar su fórmula desarrollada.

33. Hacer las reacciones de formación de una hidrógeno sal (sal ácida) y de una hidroxo sal (sal básica), entre el ácido sulfhídrico (sulfuro de hidrógeno) con el hidróxido crómico (hidróxido de cromo III), igualar las reacciones, dar el nombre de la sal formada y su fórmula desarrollada.

34. Definir que es un anfótero y hacer una lista de 10 elementos que actúen de esta manera.


QUIMICA

18

AUTOEVALUACIÓN A continuación se presenta la siguiente actividad para que se realice de manera individual con el objetivo de evaluar el aprendizaje de los contenidos de la guía.


1. Cómo se llaman los compuestos que resultan de la reacción: Oxido de Metal + Agua

a) Óxidos Básicos b) Hidróxidos c) Hidrácidos d) Ácidos 2. Nombra los siguientes compuestos:

FORMULA NOMBRE TRADICIONAL NOMBRE ATOMICIDAD O STOCK

Pb(SO4)2

Hg2SO4

Fe(NO3)3

Au2(CO3)3

AlPO4

HNO3

CaCO3

Hg(OH)2

Cu(OH)

3. Escribe la formula de los siguientes compuestos:

4. Para las reacciones siguientes:

a) HNO2 + H2O b) Cu(OH)2 + H2O c) H3PO4 + Fe (OH)3

a) Obtener los productos de la reacción; b) Nombres de reactivos y productos

5. La sal NaCIO2 proviene del ácido cloroso. El nombre de la sal es:

a) Hipoclorito de sodio; b) Clorato de sodio; c) Clorito de sodio; d) Perclorato de sodio.

6. Cual de las siguientes corresponde a la formula del Sulfato de Aluminio.

a- AlSO3 b- Al3SO3 c- AlSO4 d-Al2(SO3)3 e- Ninguna

7. Cual de las siguientes corresponde a la formula del Carbonato Ferroso.

a- FeCO3 b- Fe3CO3 c- Fe2CO3 d- Ninguna e- Fe2(CO3)3

NOMBRE FORMULA

Hipoclorito de sodio

Tetraoxosulfato de hidrogeno

Carbonato de sodio

Hidróxido férrico

Sulfato cúprico

Nitrato de aluminio

Nitrato (III) de cobre (I)

Sulfato (VI) de estaño (IV)

Fosfato de calcio


QUIMICA

19

Tema 2: Sistemas materiales: clasificación. Transformaciones de la materia. Propiedades intensivas y extensivas. Sistemas Homogéneos y Heterogéneos. 1. Sobre la base de las modificaciones que sufren los siguientes sistemas, clasifique

estos cambios como físicos o químicos:

a) Quebrar un trozo de vidrio b) Hervir un litro de agua c) Oxidar un clavo de hierro d) Disolver azúcar en agua e) Cocinar un huevo para endurecerlo f) Estirar una barra de acero para hacer un alambre g) Descomponer el agua en oxígeno e hidrógeno

2. Las siguientes propiedades fueron determinadas por un trozo de aluminio, decir

cuáles son Intensivas y cuáles Extensivas.

a) Masa: 50grs. b) Punto fusión 658ºC, c) calor específico: 0,9 Joules/gr.ºC, d) densidad: 2,70grs./cm3 e) volumen: 18,52 cm 3, f) forma óxidos en presencia de aire atmosférico, g) sólido a temperatura ambiente, h) posee brillo metálico.

3. Indique si las siguientes afirmaciones son falsas o verdaderas (J. S. R.):

a) Un sistema heterogéneo puede estar constituido por moléculas monoatómicas b) Un sistema heterogéneo no puede estar formado exclusivamente por gases c) No existen sistemas heterogéneos formados por moléculas iguales d) Una sustancia compuesta no es un sistema homogéneo por tener átomos

distintos en sus moléculas.

4. Indique en los siguiente sistemas cuales son heterogéneos y cuales homogéneos:

a) agua destilada b) Agua y aceite c) Agua con hielo d) Agua y arena e) Sal común f) Varios trozos de hielo g) Agua con sal (diluida)

5. Complete el cuadro, según corresponda, con los sistemas siguientes:

a) H20 destilada b) H20 y aceite c) Tinta china d) H20(l) + H20 (s)

e) H20 + Arena f) H20 (s) (varios trozos) g) H20 potable

Sistema Homogéneo

Sistema Heterogéneo

Nº de Fases Componentes


QUIMICA

20

6. A un litro de agua se le agrega sal común, de modo que cierta masa del sólido permanece depositada en el fondo del recipiente. ¿cuántas fases presenta el sistema?

7. Dadas las siguientes clases de materia:

a) aire atmosférico filtrado b) un trozo de hielo c) un trozo de hielo en agua d) sal disuelta en agua

Indicar la o las definiciones siguientes que correspondan a cada una de ellas:

I) Sustancia que no puede descomponerse por ningún método conocido II) Sistema homogéneo no fraccionable III) Sistema que presenta variaciones de las propiedades intensivas en algún

punto de su masa IV) Sistema que presenta iguales propiedades intensivas en toda su masa

8. Relacione los elementos de las tres columnas y marque la opción donde se

encuentren correctamente relacionados:

1) Agua potable 2) Agua destilada 3) Aire filtrado 4) Oxígeno molecular

I. sustancia pura II. solución III. suspensión IV. mezcla

A. Homogéneo B. Heterogéneo

a) 2-II-A b) 4-II-B c) 3-I-B d) 1-II-A e) 3-III-B f) 1-IV-A

9. Suponga el siguiente sistema: 10 g agua + 15 g mármol pulverizado + 5 g limaduras

de hierro + 10 g trozos de vidrio. Responda lo siguiente:

a) ¿Qué tipo de sistema es? b) ¿Cuántas fases y en que estado se encuentran? c) Escriba una marcha de separación (las técnicas que utilizaría), para obtener

cada uno de los componentes por separado.

10. Clasificar los siguientes sistemas homogéneos en soluciones o sustancias puras.

H20 Potable Aire filtrado seco H20 (s)

Oxido mercúrico (HgO) H20 salada Oxígeno (O2)

Petróleo H20 de mar filtrada CO2

11. Indica qué método aplicarías para separar las fases de los siguientes sistemas, sus componentes y constituyentes

H20 + arena H20 + nafta H20 (s) + H20(l) + H20 (g) H20 salada

Método Componente Constituyente


QUIMICA

21

AUTOEVALUACIÓN

A continuación se presenta la siguiente actividad para que se realice de manera individual con el objetivo de evaluar el aprendizaje de los contenidos de la guía. a) Resuelva la actividad b) Controle los resultados con sus compañeros, repita aquellos ítems en los que falló c) Presentar a la cátedra. 1. Complete los siguientes puntos, considerando los conceptos de propiedades intensivas y

extensivas: a) Dar 3 ejemplos de propiedades extensivas de 1L de H2O e intensivas de

H2O líquida. b) Dar 3 ejemplos de propiedades intensivas y extensivas. c) En 2 recipientes Idénticos hay respectivamente H2O y alcohol ¿Qué

propiedades intensivas te permiten identificar a cada uno?

2. Dados los siguientes fenómenos, señala los que producen modificaciones de la estructura molecular:

a- Ebullición del agua. b- Disolución de azúcar en agua. c- Solubilizar sal en agua. d- Combustión de un papel. e- Calentamiento del Hierro. f- Descomposición del óxido de calcio. g- Combinación del azufre con hierro. h- Fotosíntesis i- Cocción de una torta.

j- Rotura de un vidrio.

3. Dadas las siguientes premisas marcar, en el casillero en blanco correspondiente cuales son

verdaderas (V) y cuales falsas (F).

a) Un sistema con un solo componente debe ser homogéneo. b) Un sistema con dos componentes líquidos debe ser homogéneo. c) Un sistema con varios componentes distintos debe ser heterogéneo. d) Se tiene un sistema formado por tres trozos de hielo flotando en una solución acuosa

de NaCl, entonces este sistema tiene dos fases y tres componentes. e) Una sustancia que está experimentando condensación constituye un sistema

heterogéneo. f) En una solución la densidad es distinta en todas las proporciones del sistema. g) La solución salada no tiene fórmula química definida. h) El agua es una sustancia simple. i) El dióxido de carbono ( CO2) está formado por Cloruro y por Oxígeno. j) El ozono es una sustancia simple y poliatómica. k) Los compuestos dan por descomposición, dos o más sustancias.

A B C D E F G H I J K

4. Menciona:

a) Dos sustancias simples que no sean a la vez elementos químicos. b) Cómo puedes diferenciar una solución de una sustancia pura c) Cómo puedes diferenciar una sustancia pura simple de una compuesta


QUIMICA

22

Tema 3: Teoría atómico-molecular. Átomo. Molécula. Peso Molecular. Volumen molar. Composición porcentual 1. Calcule la Mr de cada una de las siguientes sustancias

a) HNO3 b) H2O2 c)Fe(NO3)2 d)PCl5 e) Pb(OH)2

2. Calcular la masa molar de C55H72MgN4O5 (clorofila), el pigmento verde de las plantas imprescindible para la fotosíntesis.

3. Calcular la masa molecular de las siguientes sustancias:

a) H2:.............. b) NaCl:............ c) Al

2O

3:......... d)

CaCO3:...............

4. Establezca las diferencias entre los conceptos mencionados a continuación e indique la masa relativa y absoluta en cada caso:

a- Un mol de átomos de Na y un átomo de Na. b- Un mol de moléculas de NH3) y una molécula de NH3. c- Un mol de moléculas de O2 y una molécula de O2.

5. La plata es un metal precioso utilizado principalmente en joyería. ¿Cuál es la masa

(en gramos) de un átomo de plata?

6. El cinc (Zn) es un metal plateado que se usa para formar latón (con cobre) y recubrir hierro a fin de prevenir la corrosión. ¿Cuántos gramos hay en 0,356 moles de Zn?

7. El azufre es un elemento no metálico. Su presencia en el carbón produce el fenómeno de la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos hay en 16,3 g de azufre?

8. Una firma de lápiz suele tener alrededor de un miligramo de masa. Suponiendo que la materia negra sea C, calcule:

a) El número de átomos que contiene la firma b) La masa de un átomo de C

9. Sabiendo que la fórmula química del gas dióxido de carbono es SO2. Indicar: a) su masa molecular (Mr):.......................................................................................... b) la masa de un mol de moléculas: ........................................................................... c) el número de moléculas que hay en un mol de moléculas: ..... .............................. d) el volumen que ocupa un mol de moléculas en CNPT:...................................... f) la masa en gramos de una molécula:.......................................................................

10. Dada una muestra de 2.50 g de CO2. Calcular:

a- Número de moléculas de CO2 b- Número de átomos de O presentes. c- Número de moles de CO2 d- Volumen que ocupa en CNPT.


QUIMICA

23

11. Calcular el número de moles de moléculas, número de moléculas, moles de átomos y átomos que se hallan presentes en 50.0 g de:

a. ácido sulfúrico (H2SO4) b. ácido pirofosfórico (H4P2O7)

Datos: Nav= 6.02 x 10

23 mol

-1 Ar H= 1.00 S= 32.0 O= 16.0 P=31.0

12. ¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25,6 g de sacarosa o azúcar

de mesa (C12H22O11)?. Mr de la sacarosa es de 342. 13. La calcopirita (CuFeS2) es una importante mena del cobre. Calcúlese los

Kilogramos de Cu contenido en 3,71 x 103 Kg de calcopirita.

14. ¿Cuál es la masa (en Kg) de K2O que contiene el mismo número de moles de átomos de K que 1 Kg de KCl?

15. Indique F o V y justifique su respuesta: :(JSR)

a- 36,0 g de H2O contienen 1,20xl024 moléculas. b- 18,0 g de H2O por descomposición originan 1,20xl024 átomos de hidrógeno. c- 17,03 g de NH3 contienen el mismo número de moléculas que 18,01 g de agua. d- 4,50 g de H2O por descomposición originan 0,250 moles de O2.

16. ¿ Cuál es la masa de una molécula de O

2? (Ar O = 16)

a) 32 g b) 2,65 x 10-23

g c) 5,31 x 10-23

g d) 5,31 x 10-23

moles e) 16 g

17. La masa atómica relativa (Ar) del aluminio es 27.

a) ¿Cuál es la masa de un mol de átomos de aluminio? ................. b) ¿Cuántos moles de átomos hay en 63 g de aluminio? .................

c) ¿Cuál es el valor de la masa de un átomo de aluminio? .................

18. En la fabricación del vidrio se utiliza el silicato de sodio (Na2SiO

3).

a) ¿Cuál es la masa de 2,33 moles de silicato de sodio? b) ¿Cuántos moles hay en 183 g de silicato de sodio? c) ¿Cuántas moléculas hay en 18,3 g de silicato de sodio? d) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 2 moles de silicato de sodio? e) ¿Cuál es la masa de silicio en 18,3 g de silicato de sodio?

19. Cuál es la masa de:

a) 31 átomos de fósforo b) 3,1 x 1023

moléculas de P2O

5

20. Calcular el número de moles y de moléculas que hay en las muestras que se indican a continuación:

a) 44,8 l de nitrógeno (N2) b) 127,0 g de yodo (I2) c) 25 g de sodio d) 64 g de azufre


QUIMICA

24

21. Si tenemos 180 gramos de carbonato de calcio, calcular:

a) ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno están contenidos en esa cantidad? b) ¿A cuántos moles de carbonato de calcio equivalen esos 180 gramos? c) ¿Cuántas moléculas hay en esa cantidad? d) ¿Cuántos gramos de oxígeno están presentes en esa cantidad?

22. Calcular el peso que corresponde, en gramos, a:

a) 0,25 moles de moléculas de cloruro de sodio. b) 0,5 moles de moléculas de nitrato de calcio. c) 1 mol de átomos de oxígeno

23. ¿Cuántas moléculas de O2 tienen la misma masa de 0,2 moles de Cl

2?


a- 3 moles de átomos de Nitrógeno.

b- Una molécula de NH3

c- 33.6 L de H20 en CNPT

25. Calcular: a) ¿qué masa de N2O5 contiene 5,0 x 1023 átomos de oxígeno? b) ¿a cuántos moles de N2O5 corresponden? c) ¿en qué masa de CO2 hay la misma cantidad de átomos de oxígeno?

26. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justifique su respuesta.

a) en 28 g de N2 hay 6,02 x 1023 átomos de nitrógeno b) la masa de un átomo de sodio es 23 g dado que su Ar es 23 c) 14 g de CO gaseoso ocupan un volumen de 11,2 dm3 en CNPT

27. Sin usar masas atómicas, dados 0,25 moles de H2SO4. Calcular:

a) moles de átomos de S presentes b) moles de átomos de H presentes c) moles de átomos de O presentes

28. La masa atómica del oxígeno es 16 y del nitrógeno es 14. Sobre un mol de moléculas de oxígeno podemos afirmar que:

a) Ocupan el mismo volumen que 28 g de nitrógeno medidos en iguales

condiciones de presión y temperatura. b) Tiene el mismo número de átomos que 14 g de nitrógeno. c) Contiene dos moles de átomos de oxígeno.

Indicar la ó las repuestas correctas, JSR. 29. Responder:

a) ¿Cuántos gramos de H2S hay en 0,400 moles de H2S? b) ¿Cuántos gramos de H y de S? c) ¿Cuántas moléculas de H2S y qué volumen ocupan en CNPT? d) ¿Cuántos átomos de H y de S?


QUIMICA

25

30. Calcular la masa en gramos de:

a) 1,65 moles de átomos de O, b) 1 átomo de O, c) el O contenido en 1,00 g de CO.

31. Decir JSR, cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas y cuáles falsas:

a) Masas iguales de dos elementos A y B contienen igual número de átomos.

b) 39,09 g de K y 197,2 g de Au contienen el mismo número de átomos. c) En 5 g de KCl hay igual número de átomos de Cl y de K. d) Un gramo de S contiene igual número de átomos que 1 g de Ba.

32. En qué masas de las siguientes sustancias hay 5,00 x 1023 átomos de hidrógeno.

a) H2SO4 Ar H=1; Ar C=12

b) HNO3 Ar S =32; Ar P=31 c) H3PO4 Ar N=1; Ar

O=16 d) H2CO3

33. ¿Qué cantidad en g de las siguientes sustancias debe tomarse para que tengan 1,8 x 1024 átomos de oxígeno?

a) Al(OH)3 b) HNO2

34. Sabiendo que la fórmula molecular de la cafeína es C8H10N4O2, indicar la afirmación incorrecta.

a) La masa en gramos de una molécula gramo es 194. b) En un mol hay el doble de átomos de N que de O. c) En un mol hay 8 moles de átomos de C.

d) En 485 g hay 1,2046 x 1025 átomos de H.

35. Contestar Falso o Verdadero, colocando F o V en el margen izquierdo de cada pregunta.

En 65 mg de hierro hay 7,01 x 1020 átomos de ese metal (Ar Fe 55,8).

En un mol de dióxido de carbono hay un 26% de C y 74% de O.

La fórmula de H2SO3 corresponde al ácido sulfúrico

El hexano, líquido orgánico incoloro, contiene 83,6% de C y 16,4% de H, lo que nos permite deducir que su fórmula mínima es C3H7.

Un compuesto siempre contiene los mismos elementos en las mismas proporciones.

36. Indicar la opción correcta: En 18 g de agua (H2O) y 34 g de amoníaco (NH3), existen respectivamente:

a) 18 volúmenes de agua y 34 volúmenes de amoníaco b) 6,02 x 1023 moléculas de agua y 6,02 x 1023 moléculas de amoníaco c) 22,4 l de agua y 22,4 l de amoníaco

d) 6,02 x 1023 moléculas de agua y 12,04 x 1023 moléculas de amoníaco.


QUIMICA

26

37. Determinar la composición porcentual de:

a) cromato de plata b) pirofosfato de calcio

38. El ácido fosfórico se usa en detergentes, fertilizantes, dentífricos y bebidas gaseosas. Calcúlese la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.

39. Todas las sustancias que se enumeran a continuación son fertilizantes que aportan nitrógeno al suelo. ¿Cuál de ellos es la fuente más rica en nitrógeno basándose en su composición porcentual de masa?

a) Urea (NH2)2CO b) Nitrato de amonio NH4NO3 c) Guanidina HNC(NH2)2 d) Amoníaco NH3

40. El estaño existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcular la composición

porcentual en masa de Sn y O en SnO2.

41. Una muestra de un compuesto de nitrógeno (N) y Oxigeno (O) contiene 1.52 gr de N y 3.47 gr de O. Se sabe que la masa molar del compuesto esta entre 90 gr y 95 gr. Determine la formula molecular y la masa molar del compuesto.

42. La cafeína, principal estimulante del café, se puede analizar quemando éste en una corriente de oxígeno, juntando y pesando los óxidos formados. El análisis mediante dicho método muestra que la cafeína consta de 49,48% en masa de C; 5,19% de H; 28,85% de N y 16,48% de O. ¿Cuál es la fórmula mínima si su Mr = 194?

43. Un compuesto orgánico contiene 52,18 % de C; 13,04 % de H y 34,78 % de O y se

observó que su Mr es de 91,6. Determinar su fórmula mínima y molecular. 44. Del análisis de una muenstra de pael, constituido por celulosa, s encontró que

estaba compuesto por 44,44 % de C; 49,38 % de O y 6,18 % de H. Cuál es la fórmula empírica de la celulosa?

45. La composición centesimal de un compuesto es: C: 27,27% y O: 72,72%. Calcular

la fórmula mínima y molecular si el Mr del compuesto es 44.

46. Por reducción de 8,465 g de un óxido de cobre se obtienen 6,762 g de metal. Hallar la fórmula empírica del óxido.

47. Un hidrocarburo contiene 85,63 % de carbono y 14,37 % de hidrógeno. La

densidad del gas en condiciones normales es 1,258 g/litro. Hallar la fórmula empírica, la fórmula molecular y la masa molecular exacta de este compuesto.

48. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis del compuesto da la siguiente composición porcentual en masa: C (44,4 %), H (6,21%), S (39,5%), O (9,86%). Calcular su fórmula empírica sabiendo que su masa molar es aproximadamente 162 g. ¿Cuál es su fórmula molecular?

49. En los compuestos naturales el cloro se encuentra en forma de dos isótopos 35Cl

(75,5% en masa) y 37Cl (24,5 % en masa). Calcular la masa atómica media del cloro natural.


QUIMICA

27

50. El galio natural consta de los isótopos 71Ga y 69Ga. En qué relación cuantitativa porcentual se hallan entre sí los átomos de estos isótopos si la masa atómica media del galio es igual a 69,72?

51. Con el objeto de interpretar el significado estequiométrico de la ecuación:

2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2

Completar el siguiente cuadro:

Magnitud Reactivos Productos

Cantidad de sustancias (Moles)

Masa (g)

Volumen (dm3) en CNPT


QUIMICA

28

AUTOEVALUACIÓN

A continuación se presenta la siguiente actividad para que se realice de manera individual con el objetivo de evaluar el aprendizaje de los contenidos de la guía. a) Resuelva la actividad b) Controle los resultados con sus compañeros, repita aquellos ítems en los que falló c) Presentar a la cátedra.

1. Dos moles de átomos de Ni tienen la misma masa que 1,223 moles de átomos de otro

elemento. ¿Cuál es la masa atómica de este otro elemento?. 2. Una muestra de perclorato de amonio, contiene 1,81 x 10

24 átomos de hidrógeno ¿cuántos

gramos de cloro hay en ella?. 3. Determinar cuál es el peso de la siguiente mezcla: 0,15 moles de Hg + 0,15 g de Hg + 4,53

x1022

átomos de Hg. 4. Razone cuál de las siguientes cantidades tendrá un mayor número de átomos: a) 30 g de Al b) 30 g de B c) 30 g de Cl2. d) 30 g de carbonato de calcio 5. Se tienen 85 g de permanganato de potasio y eliminamos 1,5 x

10

23 moléculas. Calcular:

a) ¿Cuántos moles de moléculas de permanganato de potasio quedan? b) ¿cuántos átomos de potasio quedan? c) ¿cuántos gramos de permanganato de potasio quedan? d) ¿cuántos moles de átomos de oxígeno quedan? 6. En el momento de colocar un trozo de algodón impregnado en alcohol etílico (CH3CH2OH)

sobre el platillo de una balanza de precisión, esta marca 0,8024 g y 20 s después, 0,8001 g. Calcula:

a) Los moles de alcohol que se han evaporado. b) Las moléculas por segundo que han abandonado el algodón

7. Se tienen 8,5 g de amoniaco y eliminamos 1,5 . 10

23 moléculas. Calcular:

a) ¿Cuántos átomos de nitrógeno quedan? b) ¿cuántas moléculas de amoniaco quedan? c) ¿cuántos gramos de amoniaco quedan? d) ¿cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan? 8. Ordenar las siguientes muestras en forma creciente de nº de moléculas presentes:

a) 10 litros de O3 medidos en condiciones normales. b) 0,7 moles de O2. c) 4,8 g de H2O2. d) 1,5 moles de HCl.

9. Determinar la fórmula mínima o empírica de una sustancia constituida por 28,1% de S;

56,1 % de O; 12,3 % de N y el resto H 10. La composición centesimal de un compuesto es: 4,8 % de H ; 57,1 % de C y 38,1% de S. Si

en 5 g del compuesto hay 1,8 x1022

moléculas, calcule su fórmula molecular. 11. Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: 12,78% de C ; 2,13% de

H y 85,09 % de Br. a) Calcule su fórmula empírica b) Sabiendo que 3,29 g de dicho compuesto equivalen a 1,05 x10

22 moléculas, calcule

su fórmula molecular.


QUIMICA

29

Tema 4: Estequiometría. Cálculo de masas, número de moles o volúmenes de una reacción. Reactivo limitante y en exceso. 1. Dada la siguiente reacción hipotética: 2A + B A B

a) ¿Cuáles son los coeficientes estequiométrico y que significan? b) ¿Cuáles son los sub índices de cada compuesto que interviene en la reacción y que indican? 2. Dada la siguiente reacción: As2O3 + H2 AsH3 + H2O. Luego de balancear la

reacción, completar los siguientes enunciados:

a) Al reaccionar 5,29 moles de H2 se producen……………….moles de agua.

b) Reaccionan………………….moles de H2 para producir 3,73 moles de AsH3.

c) Se necesitan………………moles de H2 para producir 11,75 moles de AsH3.

d) Para que reaccionen 0,475 moles de As2O3 se necesitan…………….. g de H2.

e) Cuando se producen 7,25 moles de H2O, se producen también…………moles de

AsH3.

3. Si reaccionan 1,8 g de agua con la cantidad necesaria de óxido de calcio. ¿Cuál es la masa de hidróxido de calcio obtenida?

4. ¿Qué peso de óxido de hierro (III) se producirá al oxidar completamente 100 g de hierro? La ecuación de obtención sin igualar es la siguiente:

Fe + O2 óxido de hierro (III)

a) 96 g b) 224 g c) 410,25 g d) 142,85 g e) 320 g

5. Para el enunciado del problema anterior. ¿Cuántas moléculas de oxígeno reaccionaron?

6. Para preparar caramelo, una persona calienta 100 g de azúcar; por distracción, lo deja sobre el fuego y el caramelo “se quema totalmente” y queda un sólido negro (el azúcar se transformó en carbón y vapor de agua). Teniendo en cuenta que la ecuación que representa esta transformación es:

C12H22O11 12 C + 11 H2O

Calcular: a) la masa del carbono y el número de átomos de carbono que quedó en el

recipiente b) el número de moles de moléculas de agua que se formó.

7. El nitruro de hidrógeno (amoníaco) se obtiene industrialmente con la siguiente ecuación no balanceada:

N2 + H

2 Amoníaco

Si se quieren obtener 68 g de NH3 ¿Qué volumen de H

2 en CNPT se necesitan? (J. S.

R.) a) 22,4 l b) 44,8 l c) 134,4 l d) 11,2 l e) 67,2 l

8. Para obtener 1 Kg de sulfato cuproso ¿Cuántos gramos del oxácido correspondiente deben reaccionar?


QUIMICA

30

9. Según la reacción siguiente:

Clorato (V) de potasio Cloruro de potasio + oxígeno (gaseoso)

a) ¿Cuántos moles de clorato (V) de potasio son necesarios para producir 10 dm3 de oxígeno gaseoso en CNPT?

b) ¿Qué masa de cloruro de potasio acompaña a la formación de ese volumen de oxígeno?

10. Calcular los moles de sulfato (IV) de hidrógeno que reaccionaron con el

correspondiente hidróxido para la obtención de 500 g de sulfato (IV) de sodio.

11. La hidracina (N2H

4) y el peróxido de hidrógeno (H

2O

2) se han utilizado como

combustibles para cohetes. La reacción química que tiene lugar es:

7 H2O

2 + N

2H

4 2 ácido nítrico + 8 H2O

a) ¿Cuántos moles de HNO3 se forman a partir de 0,025 moles de N

2H

4?

b) ¿Cuántos moles de agua se forman si se producen 1,87 moles de ácido nítrico? c) ¿Cuántos moles de H

2O

2 se requieren para reaccionar con 22 g de hidracina?

d) ¿Cuántos moles de peróxido de hidrógeno se requieren para producir 1,35 moles de agua? e) ¿Cuántos gramos de peróxido de hidrógeno se necesitan para producir 45,8 g de ácido nítrico?

12. El freón 12 [CCl2F2], un gas que se utiliza como refrigerante, se prepara mediante la reacción:

3 CCl4 + 2 SbF

3 3 CCl

2F

2 + 2 SbCl

3

Si 150 g de CCl4 se mezclan con 100 g de SbF

3:

a) ¿Cuántos gramos de CCl2F

2 se forman?

b) ¿Cuántos gramos de cada uno de los reactivos quedan sin reaccionar? 13. Se mezclan 100 g de hidróxido de potasio con 100 g de ácido sulfúrico puro para

que reaccionen de acuerdo a la siguiente reacción:

Hidróxido de potasio + ácido sulfúrico sulfato de potasio + agua

Calcule: a) ¿Qué reactivo en moles y en gramos quedó sin reaccionar? b) ¿Cuántos gramos de sulfato de potasio se obtienen? c) ¿Cuántas moléculas de agua se obtienen?

14. Se necesita obtener 100 g de Cloruro de sodio. Determine:

a) La ecuación de obtención b) La masa de HCl necesaria c) La masa de Na(OH) necesario d) El número de moles de agua formados

15. En un crisol refractario se tiene una mezcla de 7,45 g de óxido de hierro (II) y 0,11 moles de Al metálico. La mezcla se coloca en una mufla, donde tiene lugar la reacción:

3 oxido de hierro (II) (s) + 2 Al (s) 3 Fe (l) + Al2O3 (s)

a) ¿Cuál es el reactivo limitante?


QUIMICA

31

b) Determinar la máxima cantidad de moles de Fe que puede obtenerse, si el rendimiento de la reacción es del 90%.

c) Calcular la masa del reactante que queda en exceso en el crisol.

16. El carburo de silicio (SiC) se conoce comúnmente como carborundun. Esta sustancia dura, la cual se utiliza comercialmente como abrasivo, se fabrica calentando SiO2 y C a temperaturas elevadas:

SiO2 (g) + 3 C SiC (s) + 2 monóxido de carbono (g)

a) ¿Cuántos gramos de SiC se forman por la reacción completa de 5 g de SiO2? b) ¿Cuántos gramos de C se requieren para reaccionar con 5 g de SiO2? c) ¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando 2,50 gramos de SiO2 y

2,50 g de C se dejan reaccionar? d) En el punto c), ¿Cuál de los reactivos es el limitante y cuál es el que está en

exceso? e) En el punto c), ¿Cuánto reactivo en exceso sobró después que el limitante se

consumió por completo?

17. Dada la siguiente reacción:

Carbonato de calcio CaO + CO2

a) Coloque los nombres a cada compuesto b) ¿Cuántos moles de CaO se obtienen de 0,03 Kg de carbonato de calcio? c) ¿De cuántos gramos de carbonato de calcio deberá partir para obtener 18 g de CaO? d) Si se obtuvieron 2,5 litros de CO

2 en CNPT.¿Qué masa de carbonato de calcio

debió haber reaccionado?

18. Suponiendo que el rendimiento de la reacción anterior fuera del 60% y se formaran 3 moles de cada producto:

a) ¿Cuántos gramos de CaCO3 reaccionaron?

b) ¿Cuántos gramos iniciales de CaCO3 se colocaron?

19. Complete el siguiente cuadro para la reacción que se muestra a continuación:

Mg + HCl MgCl2 + H2

a)

40.0 g ……..moles ………moles ……….L (CNPT)

b) ………….g

90% pureza. …………g. 0,125 moles ………….moléculas

20. El sulfuro de aluminio reacciona con agua de acuerdo a la siguiente ecuación

química:

Al2S

3 + 6 H

2O 2 Al(OH)

3 + 3 H

2S

Cuando se mezclan 200 g de sulfuro de aluminio con 6 moles de agua: a) Indique si hay exceso de sulfuro de aluminio b) ¿Cuántos moles de hidróxido de aluminio se forman? c) ¿Cuántos moles de H

2O reaccionan?


QUIMICA

32

21. Se hacen reaccionar 219 g de HCl con cantidad suficiente de Fe, según la siguiente ecuación:

2 HCl + Fe FeCl2 + H

2

a) ¿Cuántos moles de Fe se requieren? b) ¿Cuántas moléculas de hidrógeno (gas) se desprenden? c) ¿Cuántos gramos de sal se forman?

22. Calcular el volumen de hidrógeno en CNPT que podrá obtenerse al hacer reaccionar 500 g de cinc con ácido sulfúrico diluido. La ecuación correspondiente a este proceso es:

Zn + H2SO

4 ZnSO

4 + H

2

23. Al calentarse el óxido de mercurio (II) se formaron 0,5 moles de mercurio, según la siguiente ecuación:

2 óxido de mercurio (II) 2 Hg + O2

a) Indica la fórmula del óxido de mercurio (II) b) Cuántos litros se forman de O

2 en CNPT?

c) Si se colocan inicialmente 3 moles de óxido de mercurio (II) y se obtienen 1,5 moles de mercurio ¿Cuántos moles de óxido de mercurio (II) no reaccionan?

24. Al calentar mercurio con exceso de azufre se produce sulfuro de mercurio (II).

Como el mercurio es volátil siempre se escapa algo durante el calentamiento. Se hacen reaccionar 25 g de Hg que producen 27,8 g de HgS. ¿Cuál es su rendimiento? La ecuación de obtención es la siguiente:

Hg + S HgS

25. El óxido de aluminio se transforma en Al metálico por acción de la corriente eléctrica. El rendimiento del proceso es de 96,5%. ¿Cuánto Al se obtendrá si se parte de 380 g de óxido de aluminio?

2 Al2O

3 4 Al + 3 O

2

26. Dada la siguiente reacción:

4 FeS + 7 O2 2 Fe

2O

3 + 4 SO2

Se quiere obtener 20 g de óxido de hierro (III) a) ¿Qué cantidad de oxígeno se necesita? b) ¿Qué cantidad de FeS se necesita, si la reacción posee un rendimiento del

83%? c) ¿Qué cantidad de SO

2 se obtiene?

27. Se ponen a reaccionar 2,5 moles de SO3 (gas) con hidróxido de calcio en CNPT.

La reacción tiene un rendimiento del 80% y la ecuación es:

SO3 + Ca(OH)

2 CaSO

4 + H2O

a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio reaccionan? b) ¿Cuántas moléculas de agua se forman?

c) ¿Qué cantidad de sulfato de calcio se obtiene?


QUIMICA

33

28. En la síntesis del agua calcular:

a) El volumen de hidrógeno, medido en CNPT necesario para obtener 90 g de agua.

b) El volumen de vapor de agua, obtenido en CNPT, con un gramo de hidrógeno y suficiente oxígeno.

c) El exceso o defecto de algún reactivo cuando se hace reaccionar medio mol de hidrógeno con 22.4 litros de oxígeno en CNPT.

29. Hallar la cantidad de sulfato cúprico hidratado (SO4Cu.5H2O) que puede obtenerse a partir de 25 g de un óxido cuproso de 71,9 % de riqueza en Cu2O.

30. Calcular la cantidad de ácido clorhídrico de un 32,5% en HCl que podrá obtenerse a partir de 500 kg de una sal común de una riqueza del 93,8% en NaCl.

31. Calcular la cantidad de anhídrido sulfúrico que debe agregarse a 1 kg de ácido sulfúrico de 97,35 % de pureza para obtener ácido sulfúrico puro.

32. La cal viva (óxido de calcio de fórmula molecular: CaO), se elabora calcinando piedra caliza (carbonato de calcio de fórmula molecular: CaCO3). Si se utiliza una tonelada de piedra caliza con 95% de pureza:

a) ¿qué masa de cal se obtiene? b) ¿cuál es su pureza? (Todas las impurezas de piedra caliza aparecen en la cal viva, sin experimentar variación de peso)

CaCO3 CaO (s) + CO2 (g)


QUIMICA

34

AUTOEVALUACIÓN

A continuación se presenta la siguiente actividad para que se realice de manera individual con el objetivo de evaluar el aprendizaje de los contenidos de la guía.



a- 3 moles de átomos de Nitrógeno. b- Una molécula de NH3 c- 33.6 L de H20 en C.N.P.T.

2. Se ponen a reaccionar 2,5 moles de SO3 (gas) con Hidróxido de Calcio, según la siguiente reacción: SO3 + hidróxido de calcio CaSO4 + H2O (datos Ar S : 32; Ar Ca : 40; Ar H : 1; Ar O : 16). Responder:

a) ¿Cuántos gramos de Hidróxido reaccionan? b) ¿Cuántas moléculas de agua se forman?

3. Se hacen reaccionar 1,6 gramos de hidróxido de sodio con 20 gramos de ácido clorhídrico:

a) Escribir la reacción que tiene lugar, ajustada. b) ¿Cuál es el reactivo limitante? c) ¿Cuantos gramos de sal se forman?

4. El H3PO4 reacciona con Mg(OH)2 produciendo Mg(H2PO4)2 . Escribir la ecuación química y calcular:

a) ¿Cuántos gramos de sal se obtendrán por reacción entre 1,5 moles del ácido con 11 gramos del hidróxido? b) ¿Cuántos moles y cuántos gramos de cada una de las especies permanecen una vez finalizada la reacción? c) ¿Cuántos gramos del reactivo en defecto hay que agregar para que reaccione completamente el reactivo que originalmente estaba en exceso?

5. Una muestra de 74,97 gramos de carbonato de calcio se deja reaccionar con 35,23

gramos de ácido ortofosfórico de acuerdo a la siguiente ecuación química no balanceada:

Carbonato de Calcio + ácido ortofosfórico Ca3 (PO4)2 + CO2 + H2O

Los gramos de sal y los moles de dióxido de carbono que se forman con un rendimiento del 75% son respectivamente:

a) 77,47 ; 0,75 b) 58,10 ; 0,56 c) 83,58 ; 0,81 d) 111,44 ; 1,08

6. Se hace reaccionar 20 g de nitrógeno con 20 g de hidrógeno para obtener 1,3 moles de

amoníaco:

a) Plantee la ecuación y equilibrarla. b) Indique el reactivo limitante y calcule el reactivo en exceso. c) Calcule el rendimiento de la reacción.


QUIMICA

35

Tema 5: Estructura atómica, número másico, número atómico. Configuración electrónica, números cuánticos, casillas cuánticas.

1. ¿Cuál es el número másico de un elemento cuyo núcleo atómico contiene 15

protones y 16 neutrones? ¿Cuál es el número atómico?

2. ¿Cuántos neutrones y electrones hay en el átomo 6C12?

3. Señale la opción incorrecta:

a-El tamaño del núcleo es muy pequeño comparado con el espacio ocupado por los electrones. b-Los neutrones no poseen carga eléctrica. c-Los neutrones y protones forman el núcleo atómico. d- En la mayoría de los átomos el número de electrones es igual al número de protones mas neutrones. e-En átomos de un mismo elemento existe un mismo número de protones y electrones.

4. Completar el siguiente cuadro:

Símbolo Z A Número de protones

Número de electrones

Número de neutrones

Na 11 12

6 3

Ag 47 61

P 15 16

5. Lea las siguientes afirmaciones e indique si son verdaderas o falsas en el orden indicado: a- Los isótopos de un elemento se distinguen por su masa atómica., b- Todos los isótopos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. c-Existen átomos de diferentes elementos con igual Z. d- Existen átomos de diferentes elementos con igual A.

I) V, V, F, V. II) V, V, F, F. III) V, F, F, F. IV) F, V, V, V. V) Ninguna de las propuestas anteriores es correcta.

6. El 53I

127 y el 53I134 ¿Son isótopos? ¿Por qué?

7. Diga los neutrones y electrones que hay en cada uno de los siguientes sistemas: a) átomo neutro 7N

17 b) ión positivo 11(Na)+ 23 c) ión negativo 17(Cl)- 37 8. El elemento F (Z = 9) posee isótopos cuyos pesos atómicos son:

a) 17,0021 ; b) 18,0009 ; c) 18,9984; d) 20,00005

Indicar la correspondencia correcta con cada una de las siguientes composiciones nucleares:

I) p = 9 II) p = 9 III) p = 9 IV) p = 9 n = 10 n = 11 n = 8 n = 9

9. Realice la configuración electrónica de: O-2 ; 8O16 ; Mg+2 ; 12Mg24 ; P3- ; 15P

31


QUIMICA

36

10. Si el número cuántico principal (n) es igual a 3, ¿cuál es el número máximo de

electrones que puede ocupar ese nivel?

11. Escribir la configuración electrónica de: 19K39 ; 11(Na)23 ; 17(Cl)37

12. Escribir la configuración electrónica por subniveles del elemento Bario (z = 56).

Según la misma, a qué grupo y período pertenece?

13. Conociendo la estructura atómica de un elemento que tiene en su primer nivel 2 electrones, en el segundo tiene 8 y en el tercer nivel tiene 7 electrones. Indique de que tipo de elemento se trata:

a) es del grupo IIA c) es del grupo VIII e) es del grupo VIIA b) es del período 2 d) es del período 4 f) es del período 7

14. Representar la configuración electrónica del elemento Z= 35. Indicar a que grupo y período pertenece y el número de orbitales desapareados. Dibujar las casillas de Pauli del último nivel.

15. Dados los siguientes elementos Z= 18; Z= 26; Z= 33; Z= 15; Z=20; Z= 7.

a) Representar su configuración electrónica b) Representar a través de las casillas de Pauli, la distribución electrónica c) Sin consultar la tabla periódica deduzca el grupo y período de cada uno de

ellos.

16. Un átomo que tiene 2 electrones en su último nivel puede tener en el núcleo: a) 8 protones b) 6 protones c) 10 protones d) 4 protones

17. ¿Cuál de las siguientes secuencias representa orden creciente de energía?

a- 3p 3d 4s 4p b- 3p 4p 3d 4s c- 3p 3d 4p 4s d- 3p 4s 3d 4p e- ninguna es correcta

18. Un ión trivalente positivo de estructura X3+ tiene 10 electrones. Cual es la configuración electrónica del elemento:

a) 1s2 2s2 2p6 b) 1s2 2s

2 2p

3 c) 1s2 2s

2 2p

6 3s

2

d) 1s2 2s

2 2p

6 3s

1 e) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

1

19. La configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a:

a) Ca b) Ca++ c) Cl- d) K++ e) b y c son correctas

Datos: ZCl = 17, ZK = 19, ZCa =20

20. El oxígeno presenta tres isótopos:

I- 8O16 II- 8O

17 III- 8O18

a) ¿Cuál tiene mayor masa? b) ¿Cuál es el más abundante si la masa atómica relativa es 15,99?


QUIMICA

37

21. Un átomo del elemento R tiene 4 electrones en n=4 (número cuántico principal) y 41 neutrones en su núcleo. Indiquen:

a) su estructura electrónica b) su número atómico c) su número másico

22. Escribir la configuración electrónica de X-2, sabiendo que 32X tiene 16 neutrones en su núcleo.

23. Deducir que elemento forma un ión con carga +1 y configuración electrónica:

1s2 2s2 2p6

24. Dada las siguientes afirmaciones:

I- Para los orbitales “p” existe un único valor posible del número cuántico “m”

II- Los electrones de mayor energía del átomo de P (Z=15) están ubicados en orbitales distintos

III- Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo dos electrones ubicados en un orbital deben estar necesariamente apareados.

IV- Los isótopos de un elemento poseen el mismo número de nucleones V- En el átomo de Ca ( Z=20) hay 4 electrones que poseen el valor de m=+1 VI- El valor de la relación q/m del electrón depende del átomo utilizado en las

medidas experimentales. VII- Un orbital “s” tiene siempre número cuántico magnético igual a cero VIII- Las especies Na+ (Z=11) y Ar (Z=18) son isoelectrónicas porque ambas

tienen configuración de nivel completo.

La combinación correcta es: a- I-F III-V V-V VI-F b- II-V IV-F V-V VII-V c- III-F IV-F V-V VII-V d- IV-F V-V VI-V VII-F e- I-V VI-F VII-F VIII-V

25. Elegir el conjunto de números cuánticos que representan al electrón de menor

energía:

a) n=3, l=2, m=0, s=-1/2 b) n=4, l=0, m=0, s=+1/2 c) n=4, l=1, m=0, s=-1/2 d) n=5, l=0, m=0, s=+1/2

26. Indique un valor posible para el número o números cuánticos que faltan en cada uno de los siguientes conjuntos:

a- n= 3 l= 1 m= ¿ b- n = 4 l = ¿ m= -1 c- n= ¿ l= 1 m= +1 27. ¿Cuál o cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos no están

permitidos? ¿Por qué?

a) n = 3 , l = 2 , m = -1 b) n = 2 , l = 3 , m= -1 c) n = 3 , l = 0 , m = +1 d) n = 6 , l = 2 , m = - 1 e) n = 4 , l = 4 , m = + 4 f) n = 4 , l = 3 , m = - 1


QUIMICA

38

AUTOEVALUACIÓN A continuación se presenta la siguiente actividad para que se realice de manera individual con el objetivo de evaluar el aprendizaje de los contenidos de la guía. a) Resuelva la actividad b) Controle los resultados con sus compañeros, repita aquellos ítems en los que falló c) Presentar a la cátedra. 1. Calcule la masa atómica promedio con 4 cifras significativas con los siguientes datos:

ISOTOPO MASA ABUNDANCIA

NATURAL(%)

84 Sr 83.9134 0.50

86 Sr 85.9094 9.90

87Sr 86.9089 7.00

88Sr 87.9056 82.60

2. Determinar el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes

especies: 42Mo96

; 47Ag108

3. Describir la configuración electrónica de cada uno de los siguientes átomos e iones:

Ca (Z= 20) Na+ (Z= 11)

As (Z= 33) O-2

(Z= 8)

4. Indique cuál de estas especies son isoelectrónicas : Ar Cl

- , Ne, Al

+3 , Na

+ , Ca

+2

(ZAr : 18 ; ZCl : 17 ; ZNe :10; ZAl :13; ZNa: 11; ZCa : 20)

5. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: 1s

22s

22p

63s

1

1s22s

22p

4

Indicar:

a) Grupo y período al que pertenecen los elementos.

b) Número de protones

6. Un ion bivalente positivo posee 18 electrones y A = 41.

a) Cuántos neutrones, protones y electrones tienen el átomo neutro y el ion?.

b) Escriba la configuración electrónica del átomo neutro e indique en que grupo y período se encuentra en la tabla periódica

7. Escribir la configuración electrónica de X

+3 sabiendo que el elemento

27X tiene 14

neutrones en su núcleo. Indicar la cantidad de electrones que posee el elemento.


QUIMICA

39

Tema 6: Tabla Periódica, propiedades periódicas. Uniones químicas, tipos de enlace.

1. Indicar F o V en el comienzo de cada afirmación si la misma es falsa o verdadera respectivamente.

a) ..... El Litio tiene mayor radio atómico que el Francio. G IA. b) ..... El carácter metálico aumenta en un período de derecha a izquierda. c) ..... El potencial de ionización aumenta con el radio atómico. d) ...... Cuando un átomo cede su electrón a otro en un enlace químico, el

enlace es electrovalente. e) ...... El enlace del puente hidrógeno es una unión interatómica f) ...... En la unión covalente cada átomo que interviene se convierte en ión

2. Si un elemento produce iones positivos bivalentes de configuración electrónica 1s22s22p63s23p6, indicar la afirmación correcta:

a- el elemento es un gas noble b- el elemento es un no metal c- el elemento está en el grupo VIII de la tabla periódica d- el elemento tiene Z=20 e- el elemento tiene 6 electrones en su último

nivel 3. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas determinar el grupo y período al

que pertenecen los elementos:

a- 1s2 2s22p63s23p6

b- 1s22s22p63s23p3

c- 1s22s22p63s1

d- 1s22s22p63s23p64s1 4. De acuerdo a su ubicación en la tabla periódica: I- cuál de los siguientes elementos tendrá mayor carácter metálico:

a) ZLi= 3 b) ZB= 5 c) ZMg= 12 d) ZK= 19 e) ZCu= 29

II- Señalar el átomo de mayor tamaño, en cada uno de los siguientes pares: a) Na – K b) Na – S c) Br – F d) Ba – I

5. Un elemento del grupo VA y período 3, cuantos protones tiene:

a) 5 b) 14 c) 15 d) 16 e) 17

6. En la tabla Periódica, los elementos con mayor afinidad electrónica se encuentran:

a) en el centro b) en la parte superior izquierda c) en la parte inferior izquierda d) en la parte superior derecha. Justifique la opción elegida

7. Marque la respuesta correcta y defina la propiedad elegida: La energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo se denomina:

a) Afinidad electrónica b) Electronegatividad c) Potencial de ionización d) Ionización


QUIMICA

40

8. Se tiene dos elementos A y B. El elemento A tiene Z= 37 y el elemento B tiene Z=30. Sobre la base de estos datos responder:

a) A y B están en el mismo período b) A tiene valencia 2 c) B tiene mayor radio atómico d) A es representativo y B de transición e) A y B son representativos

9. Dados los elementos Na y S; revise las siguientes características planteadas en

forma comparativa y señale la que considere INCORRECTA:

a) tamaño atómico Na > S b) energía de ionización Na < S c) Afinidad electrónica Na > S d) Electronegatividad Na < S

10. Señale si son correctas o no las siguientes afirmaciones (justificar):

a) el elemento de Z= 33 tiene mayor radio atómico que el de Z= 51. b) el elemento de Z= 51 tiene mayor radio atómico que el de Z= 38. c) el elemento de Z= 86 tiene mayor radio atómico que el de Z= 85.

11. Utilizando la escala de Pauli, ordene los siguientes elementos en orden creciente de electronegatividad: F, O, Li, N, Fr, C, H.

12. En la unión covalente los átomos:

a) transfieren electrones c) ganan electrones b) comparten electrones d) ceden electrones

13. La electronegatividad es la capacidad que posee un átomo para:

a) repeler electrones c) atraer electrones b) compartir electrones d) transferir electrones

14. Cuando el par de electrones compartidos es aportado por uno sólo de los átomos la unión es: a) iónica c) covalente no polar b) covalente polar d) covalente coordinada

15. Marque la respuesta correcta. Un enlace iónico .

a- produce iones de pequeña carga.

b- da un compuesto que no se disuelve en agua fácilmente.

c- se forma entre elementos muy electronegativos.

d- Forma compuestos moleculares.

e- da un compuesto que se disuelve en parafina.

16. En relación con los átomos que poseen las siguientes configuraciones

electrónicas:

a) 1s2 2s2 2p3 b) 1s2 2s2 2p5 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1


QUIMICA

41

Podemos afirmar que: (marcar lo que No corresponda):

I- b y c pueden combinarse mediante enlace iónico. II- a y b forman combinaciones mediante enlace covalente. III- Al formar un enlace iónico, la configuración c adquiere la estructura del gas del idéntico número cuántico principal IV- La configuración a presenta la posibilidad de tres enlaces covalentes simples.

17. Indicar si las siguientes opciones referidos al compuesto de fórmula Cl2O son verdaderas (V) o falsas (F):

a) Presenta solo uniones covalentes simples. b) Tiene uniones covalentes polares. c) Es buen conductor de la electricidad. d) Tiene puntos de fusión y ebullición muy elevados.

18. Dados dos elementos de Z=9 y Z=20 respectivamente.

a) ¿Qué tipos de enlace formarán? b) Represente la estructura de Lewis

El P y el Ca tienen Z=15 y Z=20 respectivamente, diga:

a- A qué grupo y período pertenecen

b- escriba la configuración electrónica.

c- Establezca que tipos de enlaces forman en unión con el O.

19. El carbono tiene cuatro electrones de valencia y el azufre tiene seis. Cuando se combinan entre sí se obtiene un compuesto de fórmula:

a) S

2C

3 b) S2C

2 c) S3C

4 d) SC2 e) S

2C

20. ¿Cómo representaría los enlaces entre los átomos que forman el ácido clórico?

Coloque los nombres de cada enlace.

21. Para las siguientes especies químicas : a) NH3 , b) SH2 , c) H2O ;

a) Represéntelas mediante fórmulas de Lewis- b) Analice cada enlace, determinando si es predominantemente iónico o

covalente y diga de cada molécula si es lineal, angular o espacial. c) Diga teniendo en cuenta todas las uniones, en cada especie, si la molécula

resultante es polar o no y por qué.

22. De las siguientes especies diga cuáles presentan enlaces covalentes puros, cuáles polar y cuáles covalentes dativos.

Br2 ; NH3 ; HCl ; I2 ; HBr ; NH4+

23. Dadas las siguientes moléculas: CaCl

2 ; Cl

2 ; CaO; KI ; SO

3

a) De que tipo son los enlaces entre los átomos. b) Represente las estructuras de Lewis


QUIMICA

42

24. Que tipos de uniones hay entre el O y el Ca en el CaCO3. Represente su

estructura de Lewis. 25. Que tipo de uniones hay entre el O y el Na en el Na

2SO

4

a) Covalentes simples b) Covalentes dativas c) Electrovalentes d) Covalentes dobles e) Covalentes simples y dativas

26. Cuales de las siguientes relaciones son correctas:

a) Agua (g) --------------- puentes de hidrógeno b) Azufre --------------- conductor c) Sólido conductor --------------- Na d) Sólido no conductor --------------- KCl

27. Determínese cuales de las siguientes sustancias pueden considerarse iónicas y

cuales, covalentes:

a) Bromuro de Hidrógeno (HBr) b) Cloruro de Berilo ( BeCl2) c) Dióxido de carbono (CO2) d) Fluoruro de estroncio (SrF2) e) Fosfina ( PH3) f) Óxido de potasio ( K2O) g) Oxígeno (O2)

28. Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos, determinado primero si son iónicos o covalentes:

a) Cloruro de cesio b) Fluoruro de calcio c) Óxido de sodio d) Nitruro de calcio

29. Escribir las estructuras de Lewis de las siguientes especies, señalando en cada caso las uniones covalentes simples, dativas y las uniones iónicas:

a) NaNO3 b) K2SO4 c) Clorato de aluminio d) Ácido nítrico e) Oxígeno

30. Indique verdadero o falso y justifique:

a) Los metales ganan electrones fácilmente b) En la unión covalente se comparten electrones c) Los gases nobles forman uniones covalentes con otros no metales d) El hidrógeno trata de completar 8 electrones en su última órbita. e)


QUIMICA

43

31. Completar el siguiente cuadro marcando con (X) la opción más correcta para cada molécula

Molécula Unión iónica

Iónica y covalente pura

Unión iónica y covalente pura

y dativa

Covalente pura

Covalente pura y dativa

Bromo

Zn (OH)2

SO3

Cloruro de

potasio

CaSO4


QUIMICA

44

AUTOEVALUACIÓN


1. Coloque los elementos siguientes: 11Na ; 14Si; 17Cl ; 19K; 37Rb en orden:

a) Creciente de sus radios atómicos. b) Creciente de sus energías de ionización. c) Decreciente de su carácter metálico.

2. Indicar el tipo de enlace que se forma entre los elementos: a- X del período2, grupo16, con M de número atómico 16. b- Y del período 3, grupo 2, con N de número atómico 9. 3. Esquematizar la estructura de Lewis correspondiente a cada una de las siguientes

especies químicas: Hidróxido de Magnesio; Trióxido de azufre; CaCO3

4. Completar el siguiente cuadro marcando con una X la opción más correcta para cada compuesto.

Compuestos Iónica y covalente común

Iónica y covalente común y dativa

Covalente común y dativa

Hidróxido de Magnesio

Trióxido de azufre

CaCO3

(ZCa :20 ; ZMg :12; ZO : 8 ; ZC : 12; ZS :16; ZH :1).


QUIMICA

45

Tema 7: GASES. Ecuación General de Estado o de los gases ideales. Mezcla de

gases. Cálculos, ejercicios y problemas.

1. Cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 76,8 cm3 a la presión de 772 mmHg. ¿Cuál será su volumen a la presión de 760 mmHg y a la misma temperatura?

2. Una masa dada de gas ocupa un volumen de 240 litros a una presión de 1,25 atm a una dada temperatura:

a) ¿Cuál será el cambio de volumen si la presión se eleva a 1,75 atm a la misma temperatura? Represente la transformación en un gráfico P-V y en uno V-T. b) ¿Qué volumen ocuparía el doble de la masa de gas en esta última presión?

3. ¿Qué volumen ocupará una masa de 25 g de O2 a 20ºC y una presión de 0,88 atm?

4. Calcular el número de moles que hay en una muestra de un gas ideal cuyo volumen es de 0,452 l a 87°C y 0,602 atm de presión

5. La siguiente gráfica representa las transformaciones que sufren un gas ideal. La secuencia correcta que describe las variables del sistema es:

a- T1<T2<T3=T4 b- V1=V2>V3>V4 c- P1>P2=P3>P4 d- P1<P2=P3<P4

6. Dado el siguiente gráfico:

7. Un mol de gas ideal se encuentra en el estado 1 con V1= 8,2 l y T1= 100 ºK

a) Calcule P1 b) Calcule P2 si V2 = 4,1 l c) Calcule T3 si V3 = V2 y P3 es = a 3 P2 d) Represente las transformaciones en un diagrama P-V.

Diga que tipo de transformación es a -- b , b - c y c - a

Represente las transformaciones en un diagrama P-T y P-V


QUIMICA

46

8. Un mol de Gas ideal sufre las siguientes transformaciones: Indique cual de los siguientes gráficos representa las mismas transformaciones:

9. Un mol de oxígeno esta contenido dentro de un recipiente de 5 litros a una temperatura de 100° C:

a) que presión deberá ejercerse para comprimirlo a la mitad, manteniendo

constante la temperatura. b) Cual será la temperatura Celsius máxima permitida, si esta cantidad de oxígeno

se mantiene en 5 l a una presión no superior a 3 atm. c) Que capacidad se requerirá para mantener esta misma cantidad, si las

condiciones se fijasen a 100°C y 3 atm. Represente las transformaciones en un gráfico V-P.


QUIMICA

47

10. Una masa de gas ocupa un volumen de 0,6 litros a 25 ºC. Si la presión se mantiene constante, ¿cuál será el volumen de dicha masa de gas a -5 ºC? Represente la transformación en un gráfico V-T y en uno P-V.

11. Un mol de gas ideal inicialmente a 27ºC y 1 atm de presión, ocupa un volumen de 30 l.

a) Si a T constante aumenta P al doble. Calcular el V. b) Si a V constante (en el estado a) disminuye la T a la mitad. Calcular P. c) Si a P constante (en el estado b) aumenta el volumen al doble. Calcular T. Represente las transformaciones en gráficos P-V, V-T, P-T

12. Un mol de gas ideal que ocupa originalmente un volumen de 20 litros a la presión de 1,12 atm y 273 ºK experimenta las siguientes transformaciones:

a) Aumenta su volumen hasta duplicar el inicial a P constante. b) Disminuye su volumen a T constante hasta duplicar su presión.

Represente dichas transformaciones en gráficos P-V, V-T y P-T

13. Suponiendo al dióxido de azufre un gas ideal, calcule la densidad del mismo en CNPT y compárela con la obtenida a 25°C y 300 mm de Hg.

14. Un estudiante recoge gas natural en un recipiente de 250 ml a 25 °C, hasta que la presión del gas es de 0,72 atm. Luego la muestra es pesada determinándose que la masa fue de 0,118 g . A partir de estos datos, calcule la masa molecular del gas.

15. Se tiene 10 g de nitrógeno de Mr 28g/mol, a la presión de 1 atm y temperatura de 27°C. Determinar la densidad del gas, suponiendo comportamiento ideal.

16. Calcular la densidad en g/l de gas O2 a 30 ºC y 750 mmHg de presión suponiendo comportamiento ideal. ¿Cuántas moléculas habrá en un volumen de 22,4 l de dicho gas en las condiciones anteriores, y cuántas en CNPT en el mismo volumen?

17. Una muestra de cloroformo de 0,5280 g de masa se recoge en forma de gas en un matraz de 127 ml de volumen. A 75 °C la presión en el matraz es de 754 mmHg. Calcular el Mr del cloroformo.

18. 0,896 g de un compuesto gaseoso ideal que contiene solamente nitrógeno y oxígeno ocupan 524 cm3 a una presión de 730 torr y una temperatura de 28°C. ¿Cuáles son el Mr y la fórmula molecular del gas? (760 mmHg = 760 Torr)

19. Calcular la densidad en g/l del gas O2 a 30 ºC y 750 mmHg de presión suponiendo comportamiento ideal. a) ¿Cuántas moléculas habrá en 22,4 litros de dicho gas en las condiciones

anteriores? b) ¿Cuántas en el mismo volumen pero en CNPT?

20. En un sistema cerrado, con tapa móvil, cuyo volumen es 0.452 dm3, hay un gas a un a presión de 628.1 hPa y temperatura 87.0º C.

a) ¿cuál es el volumen a 1.00 atm y 0º C? b) ¿Cuántos moles de gas hay en el sistema? c) ¿Cuál es volumen molar del gas en ambas condiciones?

Datos: 1 atm = 1013,25 hPa


QUIMICA

48

21. Se ensaya un tanque que resiste una presión máxima de 10 atm. Para ello se lo llena de aire a 0º C y 6 atm. Calcular si el tanque resiste si una vez lleno se lo calienta hasta una temperatura de 200 ºC. (Deje registrado los cálculos).

22. El hielo seco es CO2 sólido. Una muestra de 0,050 kg de hielo seco se coloca en un recipiente vacío, cuyo volumen es de 4,6 litros a 30º C. Calcule la presión dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se haya convertido en gas.

23. Un gas ideal a 650 mmHg de presión ocupa una ampolla de volumen desconocido. Se retiró cierta cantidad de gas, que se encontró que ocupaba 1,52 cm3 a la presión de 1 atm. La presión de gas restante en la ampolla fue 600 mmHg, suponiendo que todas las medidas fueron hechas a la misma temperatura, calcule el volumen de la ampolla.

24. Un tanque de hierro contiene gas He a una presión de 136 atm y una temperatura de 25ºC. Suponiendo que dicho tanque se encuentra en un edificio que se incendia, determine si explotara antes de fundirse. La presión máxima que puede soportar es de 500 atm y el punto de fusión del hierro es de 1535ºC. Justifique los cálculos.

25. Se abre la válvula que conecta un tanque de 5 l, en el que la presión del gas es de 9 atm, con un tanque de 10 l que contiene gas a 6 atm, y se deja establecer el equilibrio a una temperatura constante. ¿cuál es la presión final en los dos tanques?

26. Una mezcla de 1 gramo de dióxido de carbono y 4 gramos de monóxido de carbono está contenida en un recipiente a 17 ºC y a una presión de 0,1 atm. Calcular:

a) El volumen de dicha mezcla. b) La de presión parcial cada gas DATOS: Ar C = 12, Ar O = 16, Pp =

Pt . Xp

27. Una mezcla de 2 g de CO2 y 4 g de CO está contenida en un recipiente de 17 ºC y una presión de 700 mmHg. Calcule el volumen del recipiente y la presión parcial de cada gas.

28. La composición en volumen del aire seco es: 78% de nitrógeno, 20,8% de oxígeno y 1,2% de otros gases. Calcule las presiones parciales en atm en un tanque de aire seco comprimido a 10 atm.

29. Un termómetro de gas hidrógeno a 0 ºC tiene un volumen de 100.0 cm3 cuando se sumerge en cloro líquido hirviente, el volumen del hidrógeno a la misma presión es de 87.2 cm3. Encuentre la temperatura del punto de ebullición del cloro en ºK y en ºC.

30. Una muestra de 370 cm3 de oxígeno se recogió sobre agua a 15ºC y una presión barométrica de 0.992 atm. Que volumen ocuparía esta muestra seca en CNPT?

31. En un recipiente de 10.dm3 hay 0.50 moles de moléculas de oxígeno (O2). La temperatura es 1200 °K. Calcular en atm y en hPa (hectopascal) la presión la que está sometido el gas.


QUIMICA

49

33. Al efectuar la siguiente reacción :

Hierro + Acido Sulfúrico Sulfato Ferroso + Hidrógeno gaseoso, Se obtienen 150 litros de H2 medidos a 70ºC y 0,8 atm de presión. Calcular:

a. masa necesaria de Fe, si su pureza es de 60%. b. masa de sal obtenida c. masa de ácido necesario para realizar la reacción.

34. Las siguientes reacciones se producen en las mascarillas de gases que en

ocasiones usan los mineros que trabajan bajo tierra:

4 KO2 (s) + 2H2O(l) 4KOH(s) + 3O2(g)

CO2(g) + KOH(s) KHCO3(s)

a) Qué volumen de O2 en CNPT se producen por la reacción completa de 1g de KO2?

b) Qué masa de KOH se produce?

d) Qué volumen de CO2 reaccionarán en CNPT con la masa de KOH del inciso b?

c) Cuál es el volumen de CO2 del inciso d) medido a 37° C y 1 atm?


QUIMICA

50

AUTOEVALUACIÓN


1- Dada la siguiente ecuación química no balanceada

AB3(g) + C2(g) A2(g) + B2C (g)

Si se ponen en contacto 6 litros de AB3 a 20°C y 2 atm con 2 moles de C2, el volumen final de la mezcla gaseosa medido en C.N.T.P. será: a) 58,6 L b) 22,4 L c) 89,6 L d) 119,5 L

2- La siguiente gráfica representa un gas ideal en diferentes estados. Se puede afirmar

que:

a) 1 2 V disminuye a P constante

b) 2 3 T disminuye a P constante

c) 3 4 P disminuye a T constante

d) 4 5 V aumenta a P constante


QUIMICA

51

Tema 8: Soluciones. Cálculos con distintas medidas de concentración:

Molaridad, Normalidad, Molalidad, %m/m, % m/v, % v/v. Propiedades

coligativas.

1. Calcular la masa de soluto necesaria para preparar las siguientes soluciones:

a) 2 litros de solución de Na(OH) 2 M b) 4,2 litros de solución de H2SO4 3 %m/v c) 250 ml de solución de AgNO3 0,35 N d) 550 g de KCl al 25 %m/m

2. ¿Qué masa de soluto se necesita para preparar: a) 2,5 l de solución de Na(OH) 1,20 M b) 50 ml de solución de AgNO3 0,01 M c) 400 ml de solución de Zn(OH)2 0,5 M

3. Calcular los equivalentes gramos de: a) Ca(OH)2; b) Al(OH)3; c) Na2SO4

4. Calcular las concentraciones molares y normales de las disoluciones que se obtienen disolviendo:

a) 3 g de K(OH) en 100 ml de solución b) 28 g de H3PO4 en 500 ml de disolución c) 1,496 g de Na2CO3 en 900 ml de solución

5. Se quiere preparar una solución de NaCl al 12% m/m y se dispone de 63 g de sal (Mr: 58,5). ¿Qué cantidad (en gramos) de agua requiere?

6. Una solución está formada por 20 cm3 de etanol y 200 cm3 de metanol. Expresar su concentración en %v/v.

7. Se requieren preparar 500 cm3 de solución acuosa de H2SO4 al 30% m/m. ¿Qué masa de soluto se necesita si la densidad de la solución es 1,20 g/ml? (Mr H2SO4: 98).

8. Se disuelven 14 g de ácido en 1000 g de agua. La densidad de la solución es 1.06 g/cm3. Expresa la concentración en gramos de ácido por litro de solución.

9. A una cierta temperatura, la solubilidad de una sal es de 60% m/v. Calcular para esa misma temperatura cuántos gramos de sal admiten 3 litros de esa solución.

10. Calcular la M y N de una solución de NaOH formada cuando se adicionan:

a) 40 g a 200 ml de solución b) 100g a 100 ml de solución c) 200 g a 500 ml de solución d) 200 g a 1000 ml de solución

11. Una solución acuosa de HCl tiene 35 %m/m y una = 1,25 g/ml. ¿Cuáles son la m y M?


QUIMICA

52

12. ¿Cuál será la fracción molar de cada componente en cada una de las siguientes soluciones? a) 30% m/m metanol (CH3OH); 25 % m/m etanol (C2H5OH) y 45 % m/m de H2O. b) 10 g de ácido acético (CH3COOH) en 125 g de H2O.

13. Al mezclar 66,7 g de CaBr2 con 100 g de H2O se obtuvo una solución cuya

densidad resultó ser igual a = 1,42 g/ml. Calcular la concentración de la solución en las siguientes unidades:

a) % m/m b) % m/v c) M

14. ¿Cuántos gramos de CaCl2 deberán añadirse a 300 ml de agua para preparar una

solución 2,46 molal? H2O= 1g/ml.

15. Calcular la concentración expresada en M, N, gramos por litro y %m/v de una solución formada por: 26,5 g de Na2CO3 en 500 ml de solución.

16. A partir de una solución de ácido nítrico comercial (63% m/m) de densidad 1.4 g/ml se desea preparar 4 litros de solución 1 normal. ¿Cuántos ml de ácido se necesitan?

17. Dadas las siguientes soluciones:

a- 600 g de solución acuosa de CaCl2 12% m/m. b- Se diluyen 500 cm3 de solución acuosa de CaCl2 1 m (d= 1.05 g/cm3) con 500 g de H2O. c- Se mezclan 180 g de solución acuosa CaCl2= 12.5 % m/v (d= 1.02 g/cm3). Indicar si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas, justificando las respuestas:

I. La solución c) es la menor concentración y es 1.17 m. II. El número de átomos de cloro en la solución a) es 3.9 x 1023. III. La solución b) también se podría preparar con 562 g de H2O y

463 g de solución a) IV. La densidad de la solución b) es 1.025 g/cm3.

18. Una solución de H2SO4 comercial tiene 92,77 % (m/m) y una d= 1,827 g/ml. Calcular :

a) la normalidad b) la molaridad c) la fracción molar del ácido concentrado d) el volumen de ácido concentrado y el volumen de agua que se necesita para preparar 10 litros de H2SO4 3 N.

19. Calcular el volumen de ácido para baterías (densidad 1.28 g/ml y 37.30% en masa de H2SO4 puro) que se puede preparar a partir de 10 l de una solución concentrada acuosa de sulfato (VI) de hidrógeno de densidad 1.83g/ml y 92.00% m/m. Calcular la concentración molar de la solución obtenida.


QUIMICA

53

20. El HNO3 se vende con una concentración del 69 % y con una d = 1,41 g/cm3 a 20 º C. Calcular :

a) el volumen de HNO3 concentrado que se necesitan para preparar 500 cm3 de ácido 6 M

b) el volumen de agua que se necesitan para completar los 500 cm3.

21. Si se mezclan 200 ml de una solución de hidróxido de sodio 4 M y 300 ml de una solución 6M del mismo soluto, cuál será la molaridad resultante? (Considerar volúmenes aditivos)

22. Se hacen reaccionar 4.95 g de H3PO3 (91% de pureza) con 500 cm3 de solución de HNO3 0.63% m/v, según:

4 H3PO3 + 2 HNO3 4 H3PO4 + N2O (g) + H2O

Calcular: a) La masa que quedó sin reaccionar del reactivo que está en exceso

considerando un rendimiento del 100%. b) La masa H3PO4 obtenida, suponiendo que el rendimiento es del 80%. c) El número de átomos de nitrógeno contenidos en el N2O gaseoso, obtenido si

el rendimiento es del 80%. d) La presión que ejercerá el N2O gaseoso, si se lo recoge en un recipiente de 2

dm3 a 27º C.

23. Observar las siguientes curvas de solubilidad que representan a las sales que llamaremos a y b. g. sal/ 100 g H2O b 80 - a

60 - 40 -

20 - 0 ºC 20 40

Responder:

a- A 20º C ¿cuál de las 2 sales es más solubles? b- Si se trata de disolver 90 g de la sal b a 40º C en 100 g de agua ¿el sistema que resulta es homogéneo o heterogéneo? ¿Por qué? c- ¿A qué temperatura las 2 sales presentan la misma solubilidad?

24. Calcular el punto de ebullición de 100 g de solución de urea CO(NH2)2 que

contiene 18 g de soluto. Datos: mol de urea= 60g/mol K H2O = 0,52 ºC

Kg/mol.

25. La temperatura de congelación del benceno puro es 5,40 ºC. Cuando se disuelve 1,15 g de naftaleno en 100 g de benceno, la solución resultante tiene un punto de congelación de 4,95 ºC. La constante de descenso molal del punto de congelación del benceno es 5,12. ¿Cuál es el peso molecular del naftaleno?

26. Una solución contiene 25 g de glucosa en 500 g de agua. Calcular el descenso de la presión de vapor de la solución a 30 ºC.

Datos: Pv H2O a 30º C = 31,82 mmHg - (Ley de Raoult P= Pºsv . Xst )


QUIMICA

54

27. Se sabe que las diferencias de temperatura entre el día y la noche en los desiertos son muy acentuadas. Si se desea atravesar en un auto, ¿por qué es conveniente agregar glicerina al agua del radiador?

28. Una muestra de 5,50 g de un compuesto, cuya fórmula empírica es C3H3O, disuelta en 250 g de benceno produce una solución cuyo punto de congelación es 1,02 ºC inferior del benceno puro. Determinar: (a). El Mr, (b)- la fórmula molecular de este compuesto.

29. Una solución que contiene 16,9 g de una sustancia no disociable en 250 g de agua, tiene un punto de congelación de -0,744 ºC. La sustancia esta compuesta por 57,2 % de C, 4,7 % de H y 38,1 % de O. ¿Cual es la fórmula molecular del compuesto?

Datos: Kc H2O = 1.86 ºC kg/mol

30. ¿Cuántos gramos de glucosa, C6H12O6 (un soluto no disociable) se requieren para aumentar la temperatura de 150 g de agua en 0,750 ºC? ¿Cuál será el punto de ebullición de esta solución?

31. Una disolución supuesta ideal de glicerina, C3H8O3, en agua que contiene un 30% de glicerina, está en equilibrio con el aire. Calcular la humedad relativa del aire.

32. Determinar el Mr de un compuesto, si disolviendo 7 g del mismo en 50 g de benceno, la congelación se produce a 2.95º C. El benceno congela 5.5º C y la constante K para el benceno vale 5.1

33. Al disolver 4.5 g de un compuesto en 500 g. de agua se observó un descenso crioscópico de 0.186 ºC. ¿Cuál es el Mr del compuesto?

Datos: Kc H2O = 1,86 ºC kg/mol

34. Al disolver 16 g de alcohol metílico en 1 litro de agua, la solución hierve a 100.26 ºC. Hallar el Mr de alcohol Metílico. Datos: Ke H2O = 0,52

35. Se ha preparado una solución de 2.4 g de un soluto en 120 g de benceno. El ascenso ebulloscópico observado fue de 1.34 ºC ¿Cuál es el Mr del soluto? (K: 2.67)

36. Al disolver 13,03 g de un no electrolito en 400 g de éter dietílico (C2H5)2O, la temperatura de ebullición se eleva en 0,453 k. Determinar la masa molecular del soluto.


QUIMICA

55

Tema 9: Equilibrio químico - Equilibrio iónico - Entalpía - Termodinámica química.

1. Dadas las siguientes reacciones químicas:

a) 4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) b) 2 HCl (g) + ½ O2 (g) H2O (g) + Cl2 (g) c) CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g) d) Zn (s) + CO2 (g) ZnO (s) + CO (g) e) ZnO (s) + CO (g) Zn (s) + CO2 (g) f) C (s) + H2O (g) H2 (g) + CO (g) g) C (s) + H2O (g) + H2 (g) CH3OH (g)

1.1- Plantee las constantes de equilibrio para cada una de ellas. 1.2- Indique las relaciones existentes entre: K(a) y K(b) y entre d y e. 1.3- Exprese K(g) en función de K(f) y K(c)

1.4- Prediga el efecto que tendrán sobre el valor de la constante de equilibrio y sobre la composición del sistema de equilibrio, un aumento de la temperatura (Busque en tablas los datos que necesite).

2. El NO2 (gas pardo rojizo) se combina consigo mismo para formar N2O4 (gas incoloro). Una mezcla que está en equilibrio a 0 ºC es casi incolora, mientras que a 100 ºC toma color pardo rojizo. Para la siguiente reacción en sentido directo:

2NO2 N2O4

Indicar si es exotérmica o endotérmica, justificando su respuesta.

3. La reacción para producir amoníaco a partir de N2 e H2 es exotérmica. N2 (g) + 3 H2 2 NH3 (g) Se tiene una mezcla de gases en equilibrio. Indica cuál será el efecto sobre la formación de NH3 si:

a) Se agrega N2 b) Disminuye la temperatura

4. A temperatura constante se estudia la reacción: 4NH3 (gas) + 3 O2 (gas) 2N2 (gas) + 6H2O (gas) Indica qué sucederá al sistema si: a) se agrega O2 (gas) b) se agrega N2 (gas) c) se elimina H2O (gas) d) se elimina NH3 (gas)

5. Para el siguiente sistema de equilibrio: SO2 (g) + Cl2 (g) SO2Cl2 (g)


QUIMICA

56

Prediga como cambiaran la posición del equilibrio si a temperatura constante:

a) se agrega Cl2 del sistema b) se retira SO2Cl2 c) se elimina SO2 del sistema

6. Al calentar bicarbonato de sodio en un recipiente cerrado se establece el siguiente equilibrio:

2NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g)

¿Qué sucedería a la posición de equilibrio si a temperatura constante:

a) se retira del sistema algo del CO2? b) Se retira algo del Na2CO3 sólido del sistema? c) Se retira algo del NaHCO3 sólido del sistema?

7. En un recipiente cerrado de 18 l a 750 ºC, se encuentran en equilibrio: 1.1024 moléculas de sulfuro de hidrógeno; 2,74 g de hidrógeno y 2,88.10-5 moles de azufre biatómico. Establecer Kc para el equilibrio representado por:

SH2 (g) H2 (g) + ½ S2 (v)

8. En un recipiente de 10 litros, se mezclan un mol de C y un mol de CO2 a 1.000 ºC para que reaccionen según:

C (s) + CO2 (g) 2 CO (g) Una vez alcanzado el equilibrio, quedan 0,2 moles de C sin reaccionar. a) Calcule Kc a 1.000 ºC. b) Calcule la concentración de CO en equilibrio con 12 g de C y 0,05 mol/litro de

CO2 a 1.000 ºC.

9. Una solución 0,07 M de un ácido monoprótico débil, contiene 2.10-4 mol/l de

cationes hidrógeno. Calcular:

a) constante de ionización para el ácido b) porcentaje de ionización (disociación)

10. Indicar si la reacción química representada más abajo es una reacción exotérmica o endotérmica calculando la variación de entalpía o calor de reacción:

C2H4 (g) + 3O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O Hf = C2H4: 12 Kcal/mol O2: 0 CO2 (g): -94,30 Kcal/mol H2O (l) : -68,27 Kcal/mol

11. Calcular la cantidad de calor que se obtiene por la combustión de 2,4 Kg de carbón.

C (s) + O2 (g) CO2 (g) H c = -94,30 Kcal/mol


QUIMICA

57

12. El H combustión del etanol (l) es de -327 Kcal/mol. Calcular su Hf conociendo los Hf de las sustancias que intervienen en la ecuación de combustión.

C2H5OH (l) + 3O2 (g) 3 H2O (l) + 2 CO2 (g)

13. Calcular el Hf del propano a partir de su calor de combustión que es Hc: -530,605 Kcal/mol.

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 4 H2O (l) + 3 CO2 (g)

14. La hidrazina (N2H4) se utiliza como combustible para cohetes. La ecuación termoquímica para la combustión es:

N2H4 (l) + O2 (g) N2 (g) + 2 H2O (l) Hc:-622 KJ/mol

¿Qué cantidad de calor es liberada en la combustión de 1 Kg de hidrazina?

15. El calor de combustión del acetileno (C2H2) es - 1.256 KJ/mol. ¿Qué cantidad de calor se libera cuando se consume 1 Kg de acetileno en un soplete?

16. Calcular el calor que se intercambia en la siguiente reacción, aplicando la ley de Hess.

CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g)

Disponiendo de los siguientes datos:

2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) H = -135,272 Kcal/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g) H = - 57,598 Kcal/mol

17. Calcule, mediante los datos que se dan a continuación, el calor de formación de n-butano (C4H10) (g).

C(s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) H = 31,38 Kcal/mol

C4H10 (g) + 4 H2O (g) 9 H2 (g) + 4 CO (g) H = 155,34 Kcal/mol

18. Calcular la entalpía de formación del Ca(OH)2 (s) a partir de los siguientes datos:

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) H = - 68,3 kcal

CaO (s) + H2O (l) Ca (OH)2 (g) H = -15,3 kcal

Ca (s) + ½ O2 CaO (s) H = - 151,8 kcal

19. Sabiendo que el calor de combustión del metano es – 212,8 kcal/mol. Calcular:

a) El calor liberado cuando 5 litros de metano a 25 ºC y 1 atm de presión, se quema en el aire.

b) Los moles de oxígeno necesarios para que la combustión de esos 5 litros de CH4 (g), sea completa.


QUIMICA

58

20. Utilizando la ley de Hess, calcule el valor de H para la reacción:

3 Fe (s) + 4 H2O (g) Fe2O3(s) + 4 H2 (g)

Datos:

FeO (s) + H2 (g) Fe(s) + H2O (g) H=: 24,7 KJ/mol

3 FeO (s) + ½ O2 (g) Fe3O4 (s) H= -317 KJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g) H =-241 KJ/mol

21. Establecer la relación entre Kc y Kp para equilibrios en sistemas homogéneos gaseosos.

22. La solución 0,1 M de ácido cloroso contiene 2,8.10-2

mol/l de hidrogeniones. Calcular Ka 25ºC.

23. Calcular pH y pOH de las siguientes soluciones:

a) concentración molar de hidrogeniones = 10-2 mol/l

b) Concentración de hidrogeniones = 4 . 10-2 g % ml solución

c) Solución 10-1 M de ácido clorhídrico (100%)

d) Solución de ácido cianhídrico de concentración 5,4.10-3 g % ml sc. y K = 4.10-10

mol/l (HCN)

e) Concentración molar de oxhidriliones = 10-4 mol/l

f) Concentración % de oxhidriliones = 1,7.10-3 g % ml sc.

24. Calcular las concentraciones molares de hidrogeniones y oxhidriliones en una

solución de pH=9

25. En una disolución de NaOH, la concentración de OH- es de 1,9 x 10-4. Calcule el

pH de la disolución.

26. ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio se deben disolver en 200 ml de solución para que el pH sea igual a 10?

27. Un ácido monoprótico débil de concentración 10-2 molar tiene pH= 5. Calcular:

1. porcentaje de disociación 2. constante de ionización 3. pK

28. La disociación del dióxido de nitrógeno, en óxido nítrico y oxígeno, tiene lugar en un recipiente cerrado a 327 ºC. Las concentraciones molares de los tres gases en equilibrio son: [NO2] = 0,0146; [NO] = 0,00382 y [O2] = 0,00191, en moles por litro.

Hallar las constantes Kc y Kp para la disociación del dióxido de nitrógeno a 327ºC. La ecuación correspondiente a este proceso es 2 NO2 = 2 NO + O2

29. Un matraz se llena con metano a 0ºC y presión de 1,00 atm. Al calentar a 1.000 ºC la presión se eleva rápidamente a 4,66 atm (Ley de Charles-Gay Lussac) pero incrementa después hasta llegar a 6,34 atm debido a la disociación parcial del metano en carbono (sólido) e hidrógeno.

Calcular las constantes de equilibrio Kc y Kp para el proceso: CH4(g) = C(s) + 2 H2(g) a 1.000 º C.


QUIMICA

59

30. En un matraz de 1,000 litro se colocan 0,0200 moles de pentacloruro de fósforo, Cl5P, sólido (4,166 g), se cierra, se hace el vacío y se calienta a 200 ºC. El Cl5P se volatiliza y se disocia en un 46,2% en tricloruro de fósforo, Cl3P, y Cloro, Cl2, Calcular el desplazamiento del punto de equilibrio si se agrega al matraz, a la misma temperatura, 0,0100 moles de cloro (0,7091 g).

31. A 627 ºC la constante de equilibrio Kp, para la descomposición del etano en etileno e hidrógeno según la ecuación C2H6 = C2H4 + H2, es 0,0501 atm. Calcular la fracción de etano descompuesto, al hacerlo pasar a dicha temperatura y presión de 0,5 atm, sobre un catalizador apropiado de deshidrogenación.

32. Dada la ecuación

P Cl 5(g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

Se calienta una cantidad determinada de PCl5 en una vasija de 12 litros a 250 ºC. En el equilibrio la vasija contiene 0,21 moles de PCl5, 0,32 moles de Cl2 y 0,32 moles de PCl3. Calcular la constante de equilibrio K, para la disociación de PCl5 a 250 ºC, si se expresa la concentración en moles por litro.

33. El iodo y el cloro se combinan para formar monocloruro de iodo, cuya reacción deberá plantear. La constante de equilibrio es a 464ºC de 640.

Si se inicia con un mol de yodo y un mol de cloro en un recipiente de un litro a 464 ºC, qué fracción del yodo se convierte en cloruro de yodo?


QUIMICA

60

Tema 10: Reacciones de oxido-reducción (Redox). Número de oxidación. Método del ión electrón.

1. Calcule el número de oxidación de cada uno de los átomos, en las siguientes especies:

H2O , CuSO4 , Fe(NO3)3 , KMnO4 , NH4+ , BO3

-3 , Cr(OH)3 , Cr2O7-2 , BrO3

- , S2O3

2- , Na2SO3 , I2 , ClNa

2. Indicar en cada una de las siguientes reacciones:

a) el elemento que se oxida. b) el elemento que se reduce. c) la sustancia que actúa como oxidante. d) la sustancia que actúa como reductora.

I) 2 FeCl2 + Cl2 2 FeCl3

II) SnO2 + 2 CO Sn + 2 CO2

III) CdS + I2 + HCl CdCl2 + HI + S

IV) 2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2 Fe

V) 3 CO + Fe2O3 3 CO2 + 2 Fe

VI) SnO2 + 2 H2 Sn + 2 H2O

VII) 2 Cu + O2 2 CuO

VIII) 2 Mo + 5 Cl2 2 MoCl5

IX) 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O

X) 2 HCl + 2 HNO3 2 NO2 + Cl2 + 2 H2O

3. Balancear por el método del ión-electrón, indicando cada paso del procedimiento y el elemento que se oxida y el que se reduce:

AgCl + Na2CO3 Ag + NaCl + CO2 + O2

4. Complete e iguale por el método del ión electrón las siguientes reacciones químicas:

I) En medio ácido

a) Cl2 + HBr HCl + Br2

b) Br2 + HI HBr + I2

c) Zn + HCl ZnCl2 + H2

d) HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + H2O + NO2

e) KMnO4 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O + KCl

f) MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

g) H2S + FeCl3 FeCl2 + HCl + S

h) HNO3 + Zn Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

i) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

j) H2O2 + KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2O

k) KIO3 + KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2O


QUIMICA

61

II) En medio básico a) KClO + KCrO2 + KOH KCl + K2CrO4 + H2O b) H2O + P4 + KOH PH3 + KH2PO3 c) KMnO4 + Fe(OH)2 + H2O MnO2 + Fe(OH)3 + KOH d) K2CrO4 + K3AsO3 + H2O Cr(OH)3 + AsO4K3 + KOH


QUIMICA

62

TABLA CON VALENCIAS

METALES

NOMBRE SIMBOLO VALENCIAS

Litio Li 1

Sodio Na 1

Potasio K 1

Plata Ag 1

Magnesio Mg 2

Calcio Ca 2

Bario Ba 2

Zinc Zn 2

Aluminio Al 3

Cobre Cu 1 y 2

Mercurio Hg 1 y 2

Oro Au 1 y 3

Cobalto Co 2 y 3

Hierro Fe 2 y 3

Níquel Ni 2 y 3

Cromo Cr 2 y 3 ( 6)

Estaño Sn 2 y 4

Plomo Pb 2 y 4

Manganeso Mn 2 ,3 y 4 ( 6 y 7)

Platino Pt 2 y 4

Antimonio Sb 3 y 5

Bismuto Bi 3 y 5

NO METALES

NOMBRE SIMBOLO VALENCIAS

Cloro Cl 1 , 3 , 5 y 7

Bromo Br 1 , 3 , 5 y 7

Yodo I 1 , 3 , 5 y 7

Flúor F 1

Oxígeno O 2

Azufre S 2 , 4 y 6

Boro B 3

Carbono C 4

Silicio Si 4

Nitrógeno N 3 y 5

Fósforo P 3 y 5

Hidrógeno H 1


QUIMICA

63


QUIMICA

64

2013

ACTIVIDADES DE LABORATORIO - GENERALIDADES

Instrucciones Básicas para realizar un Trabajo de Laboratorio

El laboratorio de química es un lugar donde se desarrollan prácticas elegidas por el docente para confirmar y reafirmar los conocimientos teóricos impartidos en el salón de clase.

El laboratorio no es más peligroso que otra aula, cuando se trabaja con precaución y se tiene un completo dominio de las técnicas a utilizar.

Algunas de las precauciones son las siguientes:

Lea la guía de prácticos antes de ir al laboratorio.

No realice ningún experimento no autorizado, a menos que estén supervisados por el docente.

Cada alumno deberá ser parte de un equipo, que deberá presentarse al laboratorio con los elementos requeridos para cada experiencia, como por ej. Rejillas de limpieza, papel absorbente, etc.

Al realizar cada práctica deben seguirse las instrucciones, observar detenidamente todo lo que sucede y registrar los resultados y las conclusiones.

Asista a la explicación de su práctica cuando se le indique, en las horas destinadas a su laboratorio, se evitará muchas dudas a la hora de trabajar.

Se asesorará y resolverán las preguntas durante el análisis de cada grupo.

Se entregará el material necesario que soliciten para su uso en cada práctico; el cual deberá ser entregado al final del mismo, en la cantidad y estado en que se encontró.

Es importante señalar la necesidad de seguir todos los pasos indicados en cada práctica para obtener los resultados correctos de cada experimento

En el caso de que el experimento no resultara como está planeado, el alumno deberá investigar, consultar y agotar todas las posibilidades para lograr un desarrollo correcto. Si no se lograra el objetivo de la práctica, debe preguntar al docente, él le explicara en donde está la falla y la manera de corregirla. . De esta forma se logrará desarrollar una actitud crítica hacia la materia, un mejor aprovechamiento de clase práctica y un apoyo mayor a la clase teórica.

Las piletas, no son para tirar basura, para esto existen cestos suficientes. Evite que las tuberías se tapen y ocasionen trastornos en el laboratorio.

Trabaje en su grupo, salvo que le indiquen hacerlo de otra forma.

Trabaje conscientemente para evitar accidentes.

En el laboratorio no se permite comer, beber y fumar.

Se deberá mantener una adecuada disciplina durante la estancia en el laboratorio.

Estar atento a las instrucciones del docente.

Considere todo reactivo como peligroso, salvo que posea la instrucción necesaria para utilizarlo. Numerosas sustancias orgánicas e inorgánicas son corrosivas o se absorben fácilmente por la piel, produciendo intoxicaciones o dermatitis, por lo que se ha de evitar su contacto directo; si este ocurriera, deberá lavarse inmediatamente con abundante agua la parte afectada.

No trasladar varios objetos de vidrio al mismo tiempo.

Utilice los reactivos de acuerdo a las instrucciones dadas por el Jefe de Trabajos Prácticos (JTP).

No toque directamente ninguna sustancia, no aspire ningún vapor o gas directamente; en lugar de eso, puede hacer llegar el vapor o gas a su nariz con pequeños movimientos de su mano sobre la fuente de gas o vapor.


QUIMICA

65

Los frascos que contengan los reactivos a emplear en la práctica deben mantenerse tapados mientras no se usen.

Cualquier accidente debe ser notificado de inmediato al docente o al auxiliar del laboratorio.

Lea cuidadosamente la etiqueta del frasco hasta estar seguro de que es el reactivo que necesita, no utilice reactivos que estén en frascos sin etiqueta.

Después de que utilice un reactivo, tenga la precaución de cerrar bien el frasco.

Los tubos , varillas de vidrio y objetos calientes deben colocarse sobre tela de Asbesto (o similar) y en un lugar no muy accesible de la mesa de trabajo, para evitar quemaduras así mismo o a un compañero.

Los tubos de ensayo calientes, con líquido o no, deben colocarse en una gradilla de alambre o dentro de un vaso de precipitados.

En un ensayo químico en el cual se calienta el tubo de ensayo, evite orientar la boca del tubo hacia su cuerpo o de su compañero, ya que el tubo puede producir salpicaduras.

La dilución de ácidos concentrados debe hacerse de la siguiente manera: Siempre coloque ácido sobre el agua. Añadir lentamente el ácido al agua resbalándolo por las paredes del recipiente, al mismo tiempo que se agita suavemente, nunca agua sobre el ácido, ya que puede formarse vapor con violencia explosiva. Este produce calor, que hace hervir el agua y el ácido puede salpicar.( Reacción exotérmica). Si el recipiente en el que se hace la dilución se calentara demasiado, interrumpir de inmediato y continuar la operación en baño de agua o hielo.

Evite frotar sus ojos sin antes asegurarse de tener sus manos bien limpias.

Elimine el exceso de reactivo, como se lo indique el JTP, nunca retorne el sobrante al recipiente del cual lo obtuvo.

Para pipetear sostenga el recipiente de reactivo con la mano, su JTP le enseñará a pipetear. Use la misma pipeta para tomar un mismo reactivo, nunca la misma pipeta para diferentes reactivos.

Use la cantidad de reactivo indicada. Evite usar reactivo en exceso.

Siempre que se indique usar agua en un experimento, use agua destilada, salvo que le indiquen lo contrario.

Cuando deba pesar, no colocar directamente el reactivo sobre la balanza.

No pesar objetos calientes, los objetos para ser pesado deben estar a temperatura ambiente. (Salvo que se indique lo contrario)

No colocar objetos calientes sobre la mesada, coloque estos sobre una tela de amianto o sobre una almohadilla resistente al calor.

EVALUACIÓN:

No se permitirán prácticas reprobadas. Todas las prácticas deben ser realizadas y aprobadas. Tendrán la oportunidad de recuperar al finalizar el cursado regular.

Se aprueba cada práctico cuando se cumple lo siguiente:

Asistencia, desde la hora de inicio hasta finalizar el trabajo (tanto a las clases explicativas, como a las prácticas).

Respuestas, al interrogar el docente sobre lo que está por realizar y/o al evaluar en forma escrita. . Puede ser interrogado en cualquier clase sobre cualquier práctico ya realizado.

Desenvolvimiento en el laboratorio. (Se debe trabajar todo el tiempo concientemente, relacionando conceptos y observaciones).

Informes: Todas las prácticas se reportarán conteniendo las observaciones, los resultados y las conclusiones. Registrar todo lo que sucede. Como un apoyo del


QUIMICA

66

contenido mínimo que debe tener cada informe, al terminar cada guía se incluyen puntos orientativos para su realización.

No se realizará el práctico siguiente, sin tener presentado el ya realizado para su corrección.

Las prácticas que aquí se incluyen, son una recopilación de algunas de las más representativas e ilustrativas, hechas en base a la experiencia tanto de docentes, como de alumnos. Cada una de éstas, ha sido realizada varias veces de forma que los procedimientos mencionados, son de lo más confiables. Se cuenta con lo necesario para la adecuada realización de cada una de las prácticas. En caso de que faltare algo, el alumno tratará de investigar su reemplazo. Lo consultará con el docente. Todas las sugerencias y críticas encaminadas hacia la mejora de ésta guía, serán bienvenidas; y pueden hacerse llegar al Departamento de Ciencias Bàsicas de UTN-La Rioja


QUIMICA

67

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO

MANEJO DE MATERIAL DE LABORATORIO Objetivos Presentación y demostración del uso de los elementos de Laboratorio.

La finalidad del presente práctico es aprender el cuidado y empleo correcto del material de laboratorio más comúnmente usado, como así también algunas técnicas manuales de rutina como son PIPETEAR, DISOLVER, TRASVASAR Y ENRASAR. Además INTERPRETAR ERRORES DE MEDIDA.

Algunos errores característicos, ejemplificados con los materiales de medida de volúmenes. • Error de paralaje: es el que se comete al no colocar la línea de visión paralela a la

superficie del líquido. En la figura se observa: a) la línea de la visual demasiado alta, con lo que la lectura será mayor que la correcta (error por exceso); b) la forma correcta, c) la línea visual demasiado baja, lectura menor que la forma correcta (error por defecto). • Error por burbuja: no deben quedar burbujas en el líquido. si hay burbujas, el líquido debe retirarse y volver a cargarse. Las burbujas ocupan un volumen que se lee como si fuera de líquido, por lo tanto se comete un error por exceso. • Error de lectura: la precisión de la escala grabada en pipetas, buretas, vasos y matraces está relacionada con el diámetro del recipiente, en el punto en el que se encuentra la escala. Para convencernos de ello comparemos dos matraces aforados idénticos, excepto por el diámetro del cuello en el cual se encuentra el aforo: uno de 0,8 cm de diámetro y otro de 1 cm de diámetro. Si nos pasamos un milímetro (0.1 cm) del aforo al llenarlos con una solución, habremos agregado a cada uno un volumen en exceso igual a π x r2 x h, debido a la diferencia de radios, este exceso será en el primero de 0.05 cm3 y en el segundo de 0.08 cm3 (¡calcúlelos!) • Error de calibración: es un error intrínseco relacionado con la construcción del instrumento de medida. La correlación correcta entre el valor leído en el instrumento y el volumen contenido en el mismo depende de la calidad del instrumento y del cuidado en su mantenimiento. Clasificación de errores 1. Errores sistemáticos: son los que se cometen siempre en el mismo sentido (por ejemplo, siempre por exceso). Los errores por burbujas y calibración son sistemáticos. 2. Errores aleatorios: son los que se pueden producir en ambos sentidos. El error de paralaje es un ejemplo de este tipo de error.


QUIMICA

68

Precisión y exactitud de las medidas En realidad el único tipo de cantidad física que puede medirse con exactitud perfecta es un conjunto específico de objetos discretos, por ej. el número de libros de una biblioteca o el número de personas en un cierto lugar. Al medir cualquier cantidad susceptible de variar en forma continua, siempre existe cierta incertidumbre ya que una medida exacta en este caso debería expresarse con un número infinito de dígitos lo cual, obviamente, no es posible. Mientras numerar objetos discretos sólo exige valores enteros tales como: 1, 2, 3,..., etc. la medida de una variable continua como, por ejemplo, la masa, podrá tomar cualquiera de los infinitos valores entre, por ejemplo, 1 y 2. Así, en estos casos, no existen valores exactos; por tal razón, suelen reemplazarse por los valores aceptados que se obtienen realizando un gran número de determinaciones, examinando cuidadosamente y eliminando si es posible, todos los errores relacionados con la medida. Por otro lado, la precisión es una indicación de la consistencia mutua entre varias determinaciones repetidas; es decir, es una medida de la reproducibilidad de un procedimiento de medida. Calcularemos a la precisión como la desviación promedio de una serie de medidas realizadas sobre una misma magnitud en las mismas condiciones. La desviación promedio se calcula haciendo el promedio de las desviaciones individuales, las cuales, a su vez, se calculan como la diferencia en valor absoluto entre una medida individual y el promedio de las medidas efectuadas. A continuación ofrecemos un ejemplo de cálculo de la precisión y la exactitud. Relea lo dicho mientras estudia y recalcule las cifras ofrecidas en el ejemplo. Ejemplo: Los resultados obtenidos en una serie de medidas de la concentración de una solución son los siguientes: 0,1010 N, 0,1020 N, 0,1012 N y 0,1015 N. El “mejor valor” o valor promedio es: 0,1014 N la suma de todos los valores y dividiendo por el número de determinaciones). Las desviaciones de cada medida individual respecto del valor promedio son: 0,0004, 0,0006, 0,0002 y 0,0001 (todas en valor absoluto, es decir, positivas). La desviación promedio, que se calcula sumando las desviaciones individuales y dividiendo por el número de medidas, es 0,0003 N. Así, el resultado se expresa correctamente como: 0,1014 ± 0,0003 N. En ocasiones la precisión se expresa como la desviación promedio relativa. Esta se obtiene dividiendo la desviación promedio por el promedio; en el caso anterior sería: 0,0003 / 0,1014 = 0,0039. La exactitud de una medida se expresa a través del llamado error absoluto: diferencia (en valor absoluto) entre el valor promedio obtenido y el valor aceptado (real). El error absoluto dividido por el valor aceptado constituye el llamado error relativo. Supongamos que en el caso anterior el valor aceptado para la normalidad sea 0,1024 , entonces: Error absoluto = 0,0010; error relativo = 9,8.10-3; error relativo porcentual = 0,98% La causa por la cual las medidas obtenidas por un experimentador pueden no coincidir con el valor aceptado, está relacionada con procedimientos incorrectos en la medida pero también con una serie de errores. Éstos pueden ser conocidos (errores sistemáticos), en cuyo caso son determinados y pueden acotarse si no eliminarse. Otros, en cambio, son casuales los cuales no pueden eliminarse sino minimizarse realizando un gran número de medidas (errores aleatorios). La precisión estará fundamentalmente ligada a los errores de tipo aleatorio ya que ellos provocarán la desviación de la medida. El hacer un instrumento más preciso es condición necesaria para que el mismo sea más exacto, sin embargo no es condición suficiente ya que un error sistemático puede desviar la medida muchísimo de su valor verdadero. Como un ejemplo de que precisión no es necesariamente exactitud, imaginemos la intención de arrojar dardos al centro de un blanco; si todos los tiros dan en un costado del blanco pero todos muy cercanos entre sí, se tendrá buena precisión pero pésima puntería (exactitud). En cambio, se tendrá puntería (exactitud) si todos los tiros, y no uno esporádicamente (señal de precisión) da en el centro. Pudiera suceder que, en el primer caso, corrigiendo la técnica usada para arrojar el dardo (eliminando un error sistemático)


QUIMICA

69

lograremos que todos los tiros den cerca o en el blanco, con lo que aumentaremos la exactitud). Cifras significativas Debe resultar obvio, de acuerdo a lo dicho más arriba, que el resultado de una medida no puede expresarse con una cantidad cualquiera de cifras. El número de cifras del número que expresa una medida dependerá de la precisión de la misma. Por ejemplo, si una medida, repetida cinco veces en las mismas condiciones con el mismo instrumento se obtienen los valores: 1,0543; 1,0581; 1,0633; 1,0522; 1,0612, resulta claro que las cifras 1 y 0 son “seguras” para esta medida, que la siguiente (5 o 6) está afectada de cierta incertidumbre y que las no representan nada realmente medido. No son significativas. Por lo tanto, se debe expresar la medida con el número de cifras que realmente tengan algún significado (cifras significativas). Convencionalmente se acostumbra denominar cifras significativas (c.s.) a todas las cifras seguras y una más. Esta última estará afectada por un cierto error. Así, la medida anterior se escribirá correctamente como: 1,05. Este número expresa la medida, entendiéndose que el 5 puede ser en realidad 6 o 4. La medida tiene, entonces, 3 c.s. Como es lógico, el cambio en la unidad utilizada en una medida no cambia el número de cifras significativas. Si la medida anterior fuera una longitud expresada en metros, es decir 1.05 m, es obvio que podría decirse que son 105 cm ó 0.00105 km ó 1.05 x 10 –3 km, sin que la precisón de la medida cambie. Por lo tanto: los ceros a la izquierda, o las cifras involucradas en la notación exponencial no son c.s. (justamente permiten la variación de la unidad utilizada). En cambio sí son c.s. los ceros a la derecha. En el mismo ejemplo, 1.05 m tiene 3 c.s., pero 1.050 m tiene 4 c.s. ya que escribir 1.050 m implica que la última cifra (el cero) es la que se supone afectada por un error de una unidad. En otras palabras, 1.05 m puede indicar una longitud que se encuentra entre 1.04 y 1.06 m, mientras que 1.050 m indicaría una longitud comprendida entre 1.049 y 1.051 m. A continuación mostraremos algunos ejemplos: 0,000435600: 6 c.s. 1,2: 2 c.s. 120.000,000: 9 c.s. 2,5 x 10

20: 2 c.s.

0,001 x 103: 1 c.s.

Por favor trate de convertir cada uno de los números anteriores (manteniendo en esencia al número) en medidas con 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10 c.s. Propagación de errores. Cuando los resultados de una o más medidas se utilizan para calcular otra cantidad, los errores de las medidas causan un error en la cantidad calculada. Si se conoce el error de cada una de las medidas usadas en el cálculo, puede estimarse el error en la cantidad calculada: 1. El error en una suma o diferencia es la suma de los errores absolutos correspondientes a las cantidades individuales involucradas. 2. El error relativo en un producto o cociente es la suma de los errores relativos en las cantidades individuales involucradas. Sensibilidad. La sensibilidad es una medida de la magnitud de la respuesta de un instrumento a una perturbación dada. La sensibilidad de un termómetro, por ejemplo, es la variación en la longitud de la columna termométrica cuando la temperatura cambia en un grado. En el caso de una balanza sería la variación de la posición de equilibrio del fiel de la balanza cuando se sobrecarga uno de los platillos con cierta masa. Limpieza del material: El material debe estar perfectamente limpio, para lo cual se debe proceder a un cuidadoso lavado con solución detergente, ayudándose con cepillos adecuados. Debe enjuagarse repetidamente con agua de la canilla, y por último con agua destilada. Si el material está bien limpio, no deben formarse gotas sobre las paredes interiores.


QUIMICA

70

Materiales Necesarios: A) Material de vidrio calibrado o volumétrico: pipetas graduadas, matraces aforados, probetas, buretas. En ningún caso debe calentarse el material volumétrico. B) Material de vidrio no calibrado: vaso de precipitación o beacker, erlenmeyer, tubos de ensayos, embudos, varilla de vidrio, ampolla de decantación, etc. C) Material para sostén y calentamiento: soporte de Bunsen, aros metálicos, pinzas, gradillas, telas metálicas de amianto, trípodes, mecheros de Bunsen, Cápsulas de porcelana. D) Sustancias: Drogas sólidas. Soluciones ácidas y alcalinas, agua destilada, fenolftaleína. Experiencia Nº 1: MANEJO DE PIPETAS. ENRASE Procedimiento a) Llenar con agua una probeta y proceder a pipetear usando alternativamente pipetas graduadas, de 10, 5, 2 y 1 ml. hasta conseguir un escurrimiento lento y uniforme. Repetir la operación usando solución de KMnO4

Registrar en una hoja la secuencia de pipetas utilizadas para llegar a los ml de la probeta utilizada expresando el volumen incorporado en cada caso. Esto es con el fin de practicar el uso de estos materiales. b) Tomar una alícuota de la solución de KMnO4 y colocarla en un matraz, enrasando con agua destilada para obtener un dilución 1/10. Por ej. 10 ml en un matraz de 100 ml. Repetir hasta lograr un enrase correcto. Registrar las dificultades encontrada en cada oportunidad. Experiencia N º 2 : DILUCION DE DROGAS SÓLIDAS. ENRASE Procedimiento a) Poner en un papel de filtro o vidrio de reloj una pequeña porción (aproximadamente cuarta cucharadita) de cloruro de sodio. Trasvasar directamente la droga a un matraz usando para ello un embudo y una varilla de vidrio. Lavar escrupulosamente el embudo y la varilla con agua destilada y terminar de enrasar cuidadosamente. Esta técnica se usará con pequeñas cantidades de drogas fácilmente solubles, practicando así enrase en matraz, como por ej. para realizar una solución partiendo de sustancia sólida. b) Colocar en papel de filtro o vidrio de reloj aproximadamente una cucharadita de droga sólida de poca solubilidad. Se trasvasa cuantitativamente a un vaso de precipitación, disolver con una varilla de vidrio, trasvasar a un matraz y enrasar correctamente. A veces si hace falta y la droga no es lábil al calor, se procede al calentamiento para agilizar la solubilidad. Esta técnica se reservará para cantidades mayores de soluto o drogas de dilución más dificultosa. En ambos casos registrar todos los datos Experiencia Nº 3 : MANEJO DE PIPETAS Y TUBOS DE ENSAYO

USO DE INDICADORES Las sustancias denominadas Indicadores, son de gran importancia en química y constituyen la base para la realización de la neutralización. Una solución de indicador es usada para determinar el punto cuando un ácido ha sido neutralizado por la base o viceversa. Un indicador adecuado cambia de color cuando concentraciones equivalentes de ácidos y base están presentes. V. Procedimiento 1. En una gradilla, colocar cuatro tubos de ensayo y numerarlos. 2. Colocar en los tubos Nº 1 y Nº 2, con la ayuda de una pipeta de 1 ml, 0,5 ml de solución de fenolftaleína. 3. Con una nueva pipeta, añadir 1,5 ml de solución de ácido clorhídrico, en el primer tubo.


QUIMICA

71

4. En el segundo tubo, agregar 1,5 ml de solución de hidróxido de sodio con una nueva pipeta. 5. Sacar del primer tubo 0,5 ml y agregarlo en el tubo Nº 3; luego añadir gota a gota 1 ml de la solución del tubo 2. Observe los cambios que se producen. 6. Sacar del segundo tubo 0,5 ml y agregarlo en el tubo Nº 4, añadir gota a gota 1 ml de la solución del primer tubo. Observar los cambios que se producen. 7. Agite en cada caso los tubos de ensayo para favorecer el contacto entre los líquidos. INFORME En la hoja de registro agregar la siguiente información: · Conceptos de pipetear, disolver, trasvasar y enrasar. · Dibuje los materiales de laboratorio observados e indique para qué se usa cada uno. - Indique el nombre del material de laboratorio que podría emplearse para: a) Medir volúmenes. b) Mezclar reactivos en fase líquida o en solución. c) Guardar soluciones. Tenga en cuenta soluciones inestables a la luz, por ej.. c) Efectuar reacciones de neutralización. · Comente sobre las 3 experiencias realizadas. Mencione algunas otras medidas de seguridad, diferentes a las indicadas por el profesor y que, desde su punto de vista, son también importantes en el trabajo de laboratorio.

. Elija un reactivo específico de los mencionados por el profesor durante la sesión y anote

la información que contiene la etiqueta que acompaña al recipiente.

http://www.monografias.com/trabajos/fintrabajo/fintrabajo.shtml


QUIMICA

72


DISTINTOS TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Objetivo Adquirir destreza para realizar observaciones en el laboratorio e identificar cuando una reacción o cambio químico se ha realizado. Reconocer y diferenciar distintas reacciones químicas.

FUNDAMENTO: Una ecuación química es la representación gráfica de una reacción. La reacción química no indica necesariamente un cambio químico o sea un cambio en la materia. En las ecuaciones químicas los reactivos se escriben, por convención a la izquierda y los productos a la derecha después de una flecha que significa produce. El análisis Cualitativo es una rama de la Química Analítica, que se ocupa de la identificación de los constituyentes de los materiales. Algunos de los recursos que se utilizan son los siguientes:

- Propiedades físicas de las sustancias, tales como son solubilidad y color - Propiedades químicas de los metales, no metales y sus compuestos.

Los siguientes fenómenos son usualmente asociados con las reacciones químicas: 1.-CAMBIO DE COLOR: La formación o desaparición de un color es uno de los métodos más selectivos en la identificación de varias sustancias y/o cambio de pH. 2.-DISOLUCIÓN O FORMACIÓN DE UN PRECIPITADO: Un precipitado es una sustancia insoluble formada por una reacción que ocurre en una solución. La mayoría de los precipitados que se encuentran en este tipo de análisis son sales ligeramente solubles. En Química Analítica la formación de un precipitado característico es usado frecuentemente como una prueba o como un medio de separación de una sustancia de otra. La naturaleza de un precipitado es influenciada grandemente por las condiciones bajo las cuales se forma. Hay distintos tipos de precipitados. NOTA: Una turbidez es debido a la formación de una pequeña cantidad de precipitado. 3.-FORMACIÓN DE UN GAS: La formación de grandes cantidades de gas causa efervescencia violenta en una solución. Una pequeña cantidad forma solo una o dos burbujas. Estas últimas pueden escapar sin detectarse a menos que se observe con cuidado la solución al momento de la mezcla. 4.-FORMACIÓN DE UN OLOR CARACTERÍSTICO. 5.-DESPRENDIMIENTO O ABSORCIÓN DE CALOR. Materiales Necesarios

Gradilla - Pipetas graduadas de 10, 5 y 2 ml

Tubos de ensayo - Erlenmeyer

Agua destilada

K2CrO4 - KMnO4

NaOH - AgNO3

HCl – ClNa – NaCO3

Granallas de Zn – Fenolftaleína Experiencia Nº1: FORMACIÓN DE PRECIPITADO Procedimiento: 1) En una gradilla, colocar 4 tubos de ensayo y numerarlos


QUIMICA

73

2) En el tubo Nº 1, colocar gotas de solución de K2CrO4 y de solución de AgNO3 y mezclar.

K2CrO4 + AgNO3

3) En el tubo Nº 2, colocar gotas de solución de ClNa y de solución de AgNO3 y mezclar.

ClNa + AgNO3

Experiencia Nº2: FORMACIÓN DE GAS Procedimiento: 4) En el tubo Nº 3, colocar 4 ml de HCl diluido y agregar una granalla de Zn. Otra experiencia de la formación de gas que podemos realizar, es la de efervescencia para carbonatos: -Llene 4 tubos hasta la mitad con agua destilada, adicione 1 mL de Na2CO3 1 M al primero, 3 gotas al segundo y 1 gota al tercero, nada al último. Llene el gotero de HCl 6 M y permita que escurra cada tubo. Experiencia Nº3: CAMBIO DE COLOR Procedimiento: 5) En el tubo Nº 4, colocar unos mililitros de NaOH y agregar 2 gotas de fenolftaleína. 6) En todos los casos observar los cambios que se producen y tomar nota.

INFORME: Complete las Reacciones observadas. Explicar cuál es la diferencia entre las distintas reacciones. Anote sus observaciones (Describir que cambios se observan en los tubos y explique porque). Tipos de precipitados. Conclusiones Dibujar lo realizado y observado.


QUIMICA

74


SISTEMAS MATERIALES

Objetivo: Separar los componentes de sistema de materiales heterogéneos y homogéneos con la finalidad que el alumno domine las técnicas y el manipuleo del material de laboratorio y distinga las fases de un sistema material.

CONTENIDOS TEMATICOS METODOS DE SEPARACION DE MEZCLAS (Sistemas heterogéneos)

DISOLUCION

FILTRACION

CALCINACION

DECANTACION METODOS DE FRACCIONAMIENTO (Sistemas homogéneos)

DESTILACION

RECRISTALIZACION Experiencia N º1 Objetivos

Separar las fases del sistema sulfato cúprico-arena mediante una DISOLUCION: este método de separación permite separar las fases de un sistema material utilizando las diferentes solubilidades de las mismas en un disolvente adecuado (agua en este caso). -Obtención de los componentes puros del sistema material heterogéneo anterior, utilizando técnicas como EVAPORACIÓN, FILTRACION, CALCINACION Y CRISTALIZACION (o recristalización). -En este laboratorio utilizaremos filtración con lavados y evaporación.

FILTRACIÓN: Separar las partículas sólidas insolubles que están en un líquido. Para efectuarla se utiliza un medio poroso que deja pasar el líquido y retiene las partículas de la sustancia sólida. En este caso papel de filtro. Materiales Necesarios – Soporte – Aro - Mechero Bunsen – Trípode - Tela metálica - Papel de filtro – Cápsula - Piseta - Sulfato cúprico o sulfato de cobre(II) penta-hidratado o azul de vitriolo - Agua destilada - Arena - Dos vasos de precipitados - Embudo - Varilla de vidrio - Cucharita Procedimiento

1) Arme el aparato de filtración como indica el gráfico


QUIMICA

75

Papel de Filtro: observe cómo le indica el docente líneas de doblado del mismo.

2) Prepare en el vaso de precipitados una cucharita de cristales de sulfato cúprico y dos cucharaditas de arena, mezclando con la cucharita (tal vez previamente deba pulverizar los cristales de sulfato cúprico en un mortero). 3) Vierta aproximadamente 50 cm3 de agua y agite con la cucharita hasta que la sal se disuelva. Si es necesario encienda el mechero, coloque sobre el mismo la tela metálica y caliente la mezcla contenida en el vaso de precipitado, ayudándose con la varilla hasta la disolución total de la sal. Se retira del mechero y se deja sedimentar el sólido insoluble. 4) Con la ayuda de la varilla vierta, con cuidado y como indica el gráfico, pequeñas porciones del sistema material en el embudo, procurando que el nivel del líquido esté medio centímetro por debajo del borde del papel de filtro. 5) Agite el sistema material antes de filtrar una nueva porción, hasta terminar. 6) Agregue en el vaso de precipitado más agua destilada y revuelva con la varilla. Filtre. A esto se lo llama “lavado del filtrado”. ¿Hasta cuándo hay que seguir lavando? 7) Una vez filtrado el sistema material observe y describa la fase recogida en el vaso de precipitados. Saque con cuidado el papel de filtro del embudo, ábralo, observe y describa la fase obtenida. 8) ¿Quedó una sustancia pura en el papel de filtro? De no ser así ¿Cómo haría para purificarla? (Describir la técnica). 9) ¿Cuántas fases posee el sistema material que se halla en el vaso de precipitado? ¿Y cuántos componentes? ¿Cuál sería el método de fraccionamiento que nos permitiría recuperar la sal pura?

EVAPORACIÓN: se emplea para separar un sólido disuelto en un líquido, cuando éste se evapora, la sustancia sólida queda cristalizada. El aplicar calor y una corriente de aire seco acelera el proceso. Procedimiento: Coloque la solución de sulfato de cobre en una cápsula de porcelana y caliente hasta sequedad.

Experiencia Nº 2 DECANTACIÓN: Se emplea para separar dos o más líquidos que no se disuelven entre si (no miscibles) y que tienen diferentes densidades. También para separar las partículas de sólidos insolubles en un líquido y que por mayor densidad sedimentan. Objetivo en este Laboratorio: Separar las fases del sistema aceite y agua mediante DECANTACION. Medir la densidad de cada fase. Materiales Necesarios:


QUIMICA

76

- Agua - Soporte- Aceite - Aro metálico con nuez- Dos vasos de precipitado - Varilla de vidrio -Ampolla de decantación – Densímetro. Procedimiento: 1) Coloque en un vaso de precipitado una porción de cada uno de los líquidos. (50 cm3

de c/u aproximadamente). 2) Observe y describa las fases. Clasifique el sistema. 3) Arme el aparato de decantación según el gráfico. Asegúrese de que el robinete de la ampolla esté cerrado (posición horizontal). 4) Agite el sistema material. 5) Vierta el sistema material en la ampolla y deje sedimentar. 6) Destape la ampolla. 7) Abra el robinete de la ampolla, con cuidado, hasta que una de las fases haya pasado al vaso de precipitado (limpio) ciérrelo rápidamente, así le quedan separadas las fases.

-Determine la densidad de cada una de las fases: Será necesario que junten lo separado en los distintos grupos; las fases acuosas por un lado en una probeta y las oleosas en otra probeta. Relacione con la ubicación de cada fase dentro de la ampolla. Comenten en grupo. Saquen conclusiones de lo observado. La fase orgánica que queda en la ampolla, ¿está pura?, ¿porqué?.

Experiencia Nº 3 -DESTILACIÓN: Se utiliza para purificar un líquido, eliminándole las sustancias que tenga disueltas, o para separar mezclas de líquidos que se disuelven entre si (miscibles) con diferentes puntos de ebullición, es decir, que hierven a distintas temperaturas. Objetivo en este Laboratorio: Separar los componentes de una solución por DESTILACION SIMPLE, comprobando sus puntos de ebullición. Materiales Necesarios - Solución acuosa de K2Cr2O7 . - Termómetro - Dos tubos de ensayo en una gradilla. - Balón de destilación de 250 - Dos soportes universales. - Dos agarraderas. - Refrigerante de Liebig con dos tubos de goma (mangueras). - Probeta graduada de 100 ml. - Un trípode con tela metálica y mechero. - Pipeta de 10 ml y embudo. Procedimiento:


QUIMICA

77

1- Arme un aparato de destilación como muestra la figura, utilizando un balón de destilación, provisto de un tapón con una perforación para el termómetro, cuyo bulbo se debe ubicar unos milímetros por debajo de la salida lateral. Conecte el refrigerante y coloque la probeta según el esquema:

2- Conecte el tubo de goma de entrada de agua a la canilla, y al tubo de goma de la salida del agua, ubíquelo en la pileta de desagüe. 3- Coloque en el balón 40 cm3 de la solución de dicromato de potasio. Guarde aproximadamente 10 cm3 de la solución en un tubo de ensayo, como muestra testigo. 4- Haga circular agua por el refrigerante a contracorriente de los vapores, durante todo el experimento. 5- Caliente el balón suavemente tratando de recoger en la probeta una gota por segundo. Para ello regule el mechero. 6- Registre la temperatura del termómetro al caer la primera gota y luego cada 5 cm3 hasta recoger 20 cm3. 7- Observe y compare las propiedades del líquido recogido con la muestra testigo y con el residuo que quedó en el balón. 8- ¿Utilizaría este método para separar dos líquidos de puntos de ebullición diferentes, pero cercanos? ¿Por qué? Describa el método que utilizaría. Justifique.



QUIMICA

78

GASES

Objetivo Aplicar la ecuación de estado de los gases ideales a la determinación de la densidad del aire. Materiales Necesarios - 1 erlenmeyer - 1 vaso de precipitación - 1 tubo de vidrio - 1 soporte - 1 tubo de goma - 2 agarraderas - 1 pinza de cierre - 1 tela metálica c/amianto - 1 probeta - 1 mechero Procedimiento Pesar la masa de aire contenida en el mismo volumen a temperatura ambiente y a temperatura de ebullición del agua. Para ello: 1. Pesar a temperatura ambiente el erlenmeyer, cerrada la goma mediante la pinza (pesada a T1). 2. Colocar el erlenmeyer, retirándole la pinza de cierre, en un baño de agua hirviente (T2), durante 10 min. Esto permitirá que el aire salga hasta alcanzar el equilibrio con la nueva temperatura. Observe el dibujo. 3. Colocar la pinza de cierre, retirar el erlenmeyer del baño. Secarlo con papel absorbente y pesar sin enfriar (pesada 2). 4. Llenar el sistema con agua hasta la pinza de cierre y colocar el agua en una probeta para determinar su volumen. DIBUJE EL APARATO ARMADO INFORME 1. Observar la diferencia en la masa de aire contenido en un mismo volumen a dos temperaturas distintas. Anote. 2. Calcular la densidad del aire, sabiendo que : d = masa/ volumen (medido en la experiencia) P.V = n .R. T = masa/M .R.T1 masa1.T1 = P1.V1 R masa2. T2 = P2.V2 R (masa 2 =masa 1-X) X = masa de aire que deja el recipiente al aumentar la Temp. masa 1.T1 = masa 2. T2 d = masa1 = X.T2 V (T2-T1) V NOTA: El valor normal o aceptado para la densidad del aire, es 12,05 .10

-4 g. cm

-3

El error aceptado para la experiencia es del orden del 5%


QUIMICA

79


ESTEQUIOMETRÍA Y GASES Objetivo Aplicar y verificar las leyes de las combinaciones químicas y de los gases ideales. Determinación de la fórmula mínima del clorato de potasio y la densidad del oxígeno gaseoso Introducción El clorato de potasio (KClO3) se descompone, a una temperatura ligeramente superior a su punto de fusión, en cloruro de potasio (KCl) y oxígeno (O2). Este es un método para la preparación de oxígeno en el laboratorio. A fin de acelerar la reacción se usa habitualmente dióxido de manganeso como catalizador. La reacción producida es: KClO3 (s) KCl(s) + 3/2 O2 (g) La diferencia de peso antes y después de la descomposición corresponde a la masa de oxígeno que se desprendió, lo cual permite calcular la cantidad de oxígeno presente en el compuesto original, y por lo tanto, la fórmula mínima del mismo. El volumen del gas se determina haciendo que éste desplace agua de un matraz a un vaso de precipitados, para luego medir el volumen del agua desplazada. Esta técnica es similar a la medición del volumen de un sólido por medio del volumen de agua que desplaza. Los dos valores obtenidos (masa y volumen de oxígeno) permiten calcular la densidad del gas en las condiciones ambientales del laboratorio. Para corregir el valor obtenido a condiciones normales de presión y temperatura usando la ecuación de estado de los gases ideales se deben conocer la presión atmosférica y la temperatura ambiente. El clorato de potasio funde a 368,4 ºC y se descompone a 400 ºC. El cloruro de potasio tiene un punto de fusión de 776 ºC y se evapora a 1500 ºC. El método de calentamiento utilizado está basado en éstas propiedades de las dos sales. Nota: Como el clorato de potasio tiende a absorber algo de agua, la sal se mantendrá durante la noche anterior en estufa a 105 ºC y será enfriada en un desecador antes de comenzar la clase. Procedimiento: En un tubo de ensayos Pyrex limpio y seco coloque aproximadamente 0,5 g de dióxido de manganeso, tápelo y péselo con una aproximación de 0,001 g. Agregue alrededor de 1 g de clorato de potasio y vuelva a pesar tapado. Arme el aparato. (Tubo A, Tubo B, Tubo C, Pinza de Mohr (colocar en el tubo de vidrio mientras no se usa)


QUIMICA

80

Llene el matraz con agua común y monte el aparato, excepto el tapón del tubo A que cierra el tubo de ensayos. Añada suficiente agua al vaso para cubrir la punta del tubo C, terminado en un extremo de vidrio, hasta una altura aproximada de 1 cm. Sople por el tubo A para llenar el tubo B de agua. Después eleve y baje el vaso varias veces para desplazar hacia atrás y hacia adelante el agua del interior del tubo B, con el fin de eliminar las posibles burbujas de aire. Eleve el vaso hasta que el nivel del agua en el matraz , quede a unos cuantos milímetros por debajo del extremo del tubo A (tubo corto). El agua no debe tocar este tubo. Ahora cierre el tubo B con la pinza de Mohr y baje el vaso hasta apoyarlo en la mesa. La punta estrecha del tubo C evitará que el agua situada antes de la pinza vuelva al vaso. Recuerde que debe asegurarse que no queden burbujas de aire en el tubo B. Conecte con firmeza el tapón del tubo A al tubo de ensayos que contiene el clorato (éste debe estar a temperatura ambiente; no ejerza demasiada presión para evitar roturas). Abra la pinza de Mohr para comprobar que no haya fugas en las conexiones. Si el aparato es hermético, no debe haber flujo continuo de agua del matraz al vaso, aún si existe una gran diferencia de niveles de agua entre ambos recipientes. Iguale la presión del tubo de ensayos y el matraz con la presión atmosférica externa elevando el vaso hasta que los niveles del agua en el vaso y el matraz sean iguales. El valor de la presión atmosférica puede obtenerse consultando al Servicio Meteorológico Nacional. Cierre la pinza del tubo B. Vacíe el vaso por completo, pero no lo seque (¿por qué?). Vuelva a colocar en el vaso el tubo C con la punta estrangulada y retire la pinza del tubo de goma. Realice el resto del experimento con cuidado. Tomando el mechero con la mano, caliente el clorato suavemente al principio y más fuertemente una vez fundido asegurándose antes de que la llave esté abierta. Regule el calentamiento de manera tal de mantener un flujo moderado de oxígeno. Evite un calentamiento excesivo; éste se evidenciará por la formación de una nube blanca en el tubo de ensayos. Continúe con el calentamiento hasta que no se desprenda más gas (esto ocurrirá cuando, al calentar, el nivel en el vaso se mantenga constante). Bajo ninguna circunstancia deje que el nivel del agua en el matraz caiga por debajo del extremo del tubo C (¿por qué?). Retire la llama y permita que el tubo de ensayos se enfríe a temperatura ambiente (unos 10 - 15 min). Asegúrese que durante el período de enfriamiento el extremo del tubo C permanezca por debajo del nivel del agua en el vaso, pues parte del agua regresará al matraz, haciendo disminuir este nivel. Equilibre nuevamente las presiones interna y externa igualando los niveles en el vaso y el matraz. Cierre el tubo B con la pinza. Retire el tubo de ensayos con su contenido, tápelo y péselo. La pérdida de peso es igual a la cantidad de oxígeno desprendido. Vierta el contenido del vaso en una probeta graduada de 500 mL, limpia y seca, y mida el volumen con exactitud. El volumen de agua es el volumen de O2 generado a temperatura y presión ambiente. Anote la lectura de la presión barométrica. Mida la temperatura ambiente y suponga que todo el aparato, una vez frío, está en equilibrio con esta temperatura. El oxígeno recogido en el matraz estará saturado con vapor de agua, de tal manera que la presión del gas corresponderá a la suma de la presión parcial de oxígeno y la presión que ejerce el vapor de agua. P gas = P oxígeno + P vapor de agua Esta última puede conocerse consultando una tabla que proporcione la presión del vapor del agua con la temperatura. Como durante la experiencia se tuvo especial cuidado en igualar los niveles de agua en el matraz y en el vaso de precipitados, la presión sobre ambas superficies será igual:

P barométrica = P gas P barométrica = P oxígeno + P vapor de agua

Pudiéndose así conocer la presión parcial del oxígeno. Aplicando la ecuación de estado de gases ideales: Donde: Po = 760 Torr


QUIMICA

81

Vo = volumen del oxígeno en condiciones normales de temperatura y presión To = 273 K P = presión del oxígeno en las condiciones experimentales V = volumen de oxígeno = volumen de agua desplazada T = temperatura ambiente en K41 se puede calcular Vo, es decir el volumen del oxígeno en condiciones normales. B) Ensayo cualitativo Se le proveerá de un tubo de vidrio limpio y seco de unos 40 cm de longitud, HCl concentrado y NH3 concentrado diluido a la mitad. Sujete el tubo en forma perfectamente horizontal, tome dos trozos de algodón y humedezca uno con gotas de solución de HCl y el otro con gotas de solución de NH3, coloque simultáneamente los algodones en los extremos del tubo y observe. Luego de unos minutos se verá un anillo blanco de NH4Cl sólido. Mida las distancias del anillo a cada trozo de algodón. Realice la experiencia bajo campana. Cuestionario a Contestar en el Informe: 1) Defina fórmula mínima y fórmula molecular. 2) Cuando el óxido de bario (BaO) se calienta en condiciones adecuadas adiciona oxígeno dando un óxido de fórmula BaOx . Una muestra de BaO que pesa 1,15 g produce por calentamiento 1,27 g del producto. ¿Cuál es la fórmula de éste? 3) Al ser calentado, el nitrato de sodio desprende oxígeno para formar nitrito de sodio. Una mezcla de nitrato y nitrito de sodio que pesa 0,754 g pierde 0,064 g al ser calentada. Calcule el porcentaje de nitrato de sodio en la muestra original. 4) Calcule el error absoluto, relativo y relativo porcentual que afecta a la pesada efectuada para determinar la fórmula mínima del clorato de potasio. 5) En base al trabajo práctico, ¿cuál habría sido el efecto de cada uno de los siguientes factores sobre el valor obtenido para la densidad del oxígeno? (Llame real al valor verdadero y exp al experimental): a) No tomar en cuenta la presión de vapor de agua. b) El clorato de potasio no se descompone totalmente. c) Presencia de fugas de oxígeno. d) El clorato de potasio está contaminado con una impureza inerte (por ejemplo arena). e) El clorato de potasio está contaminado con una impureza que también da lugar a desprendimiento de oxígeno (por ejemplo: dióxido de plomo). f) El tubo de ensayos contiene algunas gotas de agua antes de iniciar el experimento. 6) Se obtuvieron 0,003 moles de hidrogeno a 298K, los cuales ocupaban un volumen de 70,0 mL. Calcular la presión ejercida por el gas utilizando la ecuación de los gases ideales y la ecuación de Van der Waals. ¿Es correcta la aproximación hecha en el trabajo práctico? Repetir el cálculo si el gas ocupara un volumen de 1 mL a la misma temperatura. Discutir los resultados en base a las interacciones moleculares. Las constantes de Van der Waals para el H2 son: a = 0,2444 dm6 atm mol-2, b = 0,0266dm3/mol. 7) Si un mol de moléculas de hidrógeno tiene una masa de 2 g, ¿cuál es la densidad del hidrógeno en condiciones normales de presión y temperatura? Aclare suposiciones. 8) Discuta en términos semicuantitativos los resultados obtenidos en la parte B de este trabajo práctico. Discuta, en los mismos términos, los fundamentos del método de difusión gaseosa de UF6 para el enriquecimiento del uranio. Bibliografía CRC "Handbook of Chemistry and Physics" Brescia y otros: "Fundamentos de Química" Gray y Haight: "Principios Básicos de Química”


QUIMICA

82

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

Objetivo · Preparar soluciones, practicando el uso correcto de materiales de laboratorio, realizando una serie de medidas habituales tales como medidas de volumen y de masa, adquiriendo habilidades manuales. · Comprender la importancia de preparar correctamente una solución, incorporando a través del procedimiento, la utilidad de las unidades de concentración y rescatar la importancia de la medida en las ciencias experimentales. INTRODUCCIÓN TEÓRICA Una solución es un sistema homogéneo constituido por dos o más sustancias puras, que no resiste los métodos de fraccionamiento (métodos físicos) como es la destilación. El componente en menor proporción se denomina soluto y al mayor solvente. La dispersión de un sólido en un líquido o la difusión de un líquido en otro son fenómenos generalmente lentos, aunque la solubilidad relativa o mutua favorezca a la transformación. Como el soluto ocupa los espacios intermoleculares del solvente, puede ayudarse a la mezcla mediante agitación o aumentando la velocidad media de las moléculas mediante calentamiento. Esto último no es regla universal, porque hay casos de sustancias cuya solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. Toda expresión de concentración es en sí parte de una proporción. La concentración de una solución se expresa de diferentes formas:

%m /m gst /100g sc (% masa en masa)

gst /100gsv

%v / v mLst /100mL sc (% volumen en volumen)

%m/ v gst /100mL sc (% masa en volumen)

M nºmolesst /1000mL sc (Molaridad)

m nºmoles st /1000gV sv (Molalidad)

N = número de equivalentes de soluto por dm3

SC ( Normalidad). Empleada en casos de titulaciones de soluciones. Xst = fracción molar de soluto , es la relación entre el número de moles de soluto y el número total de moles de todos los componentes de la solución. Solubilidad: Se denomina solución saturada a aquella que está o puede estar en equilibrio estable y dinámico con un exceso del soluto sin disolver. Solubilidad es la concentración de la solución saturada a una P y T dada. La solubilidad varía con la temperatura y la presión. Las curvas de solubilidad representan la variación de la solubilidad con la temperatura de la solución. Según el estado físico de los componentes se pueden distinguir varias clases de soluciones. Las más comunes son: - Soluciones de gases en gases. - Soluciones de gases, líquidos y sólidos en líquidos. - Soluciones de sólidos en sólidos. 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 naturaleza del soluto, de la temperatura y muy poco de la presión. Unos de los factores que afectan la solubilidad de una sustancia es la temperatura. Generalmente la disolución de un sólido en líquido va acompañada por una variación significativa de temperatura, manifestación del así llamado calor de disolución. Casi siempre se trata de un enfriamiento, que es tanto más notable cuanto mayor es el aumento de solubilidad en función de la temperatura (curva de solubilidad con pendiente pronunciada). Determinación de puntos en la curva de solubilidad


QUIMICA

83

Los puntos que permiten trazar la curva de solubilidad de una solución de sólido en líquido pueden obtenerse según dos ideas diferentes: 1. Obtener una solución saturada sin preocuparse de pesar o medir con exactitud las cantidades iniciales de soluto y solvente. Obtenida una solución saturada a una temperatura prefijada, se determina la concentración de dicha solución (solubilidad) por alguno de los métodos de análisis químico cuantitativo. La experiencia se repite para diversas temperaturas. 2. Poner en contacto una cantidad exactamente pesada o medida de solvente con una cantidad exactamente pesada de soluto, y determinar a que temperatura ambos componentes forman una solución saturada. En la práctica, y suponiendo que la solubilidad aumente con la temperatura, se calienta el sistema a una temperatura elevada de modo que se forma una solución no saturada y luego se enfría hasta que la solución quede saturada y comiencen a separarse los primeros cristales. En ese momento se mide la temperatura. La experiencia se repite para diferentes concentraciones. Sobresaturación: Una solución cuya concentración sea menor que la de la solución saturada a una temperatura dada se llama solución no saturada. Si se enfría cuidadosamente una solución por debajo de su temperatura de saturación, es posible obtener en algunos casos una solución que tiene mayor concentración de soluto que la correspondiente a la solubilidad, sin que se separe ese exceso de soluto. Esta solución se llama sobresaturada y está en equilibrio inestable. Esto se demuestra agregando un cristalito de soluto; entonces precipitará el exceso de soluto que estaba en solución. Agua de cristalización: Los cristales formados a partir de soluciones acuosas pueden en muchos casos contener combinadas cantidades definidas de agua, como por ejemplo: Na2SO4. 10 H2O A estas sustancias se las denomina hidratos y a veces también hidratos salinos porque casi siempre se trata de sales. Son ejemplos de excepción: NaOH. 4H2O; H2SO4. 2H2O; Cl2. 8H2O. Si se disuelve en agua sulfato cúprico anhidro (polvo blanco), la solución resultante es azul debido a la presencia de los iones hidratados: Cu (H2O)4

2+

Al evaporar el agua de la solución se separan de ella cristales azules que tienen la composición que corresponde a la fórmula CuSO4. 5 H2O. Calentando estos cristales, ceden nuevamente el agua y queda el polvo blanco de la sal anhidra. Materiales Necesarios - Matraces aforados - Pisetas - Embudos - Vidrio de reloj - Vaso de precipitación – varillas - Pipetas graduadas de 10, 5, 2 y 1 ml - Drogas varias Experiencia N°1: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES DE CONCENTRACIÓN CONOCIDA.

Procedimiento: 1. Lavar el frasco o botella donde se va a guardar la solución y secarlo por escurrimiento. En caso de solutos sólidos:

2. Realizar los cálculos necesarios de acuerdo a la solución pedida 3 .Pesar la cantidad de sustancia calculada para preparar el volumen de solución correspondiente, en un soporte adecuado (papel, vidrio de reloj), CUIDANDO NO DAÑAR


QUIMICA

84

LA BALANZA CON SUSTANCIAS CÁUSTICAS. Pesar exactamente la cantidad de droga indicada por el JTP. 4. Trasvasar la droga (pulverizada si es conveniente) enjuagando el vidrio de reloj con pequeñas cantidades de agua destilada para posteriormente agregarlas también al vaso. Se disuelve la totalidad del sólido en un volumen en el vaso de aproximadamente la mitad del matraz a utilizar, evitando perder sustancia. Enjuagar las paredes del matraz. 5. Agregar agua destilada hasta aproximadamente un poco mas de la mitad del volumen del matraz y agitar por rotación para que se disuelva completamente la droga. Añadir más agua destilada hasta unos centímetros por debajo de la marca de enrase; dejar unos minutos para que la solución alcance la temperatura ambiente (si está tibia) y el cuello del matraz esté lo más seco posible. 6. Agregar, finalmente, agua gota a gota con una pipeta, hasta lograr el enrase adecuado. 7. Tapar el matraz adecuadamente e invertir varias veces para homogenizar, es decir lograr que la concentración sea uniforme en toda la solución. Se trasvasa a un frasco limpio y seco. Se tapa y se rotula el frasco. INFORME EXPERIENCIA Nº1 Realice los cálculos correspondientes a lo realizado: 8. Determine la concentración de la solución en: %m/v, M y N. 9. Registre todos los datos en el informe. 10. Completar el siguiente cuadro con los datos generados en cada grupo y calcule las Concentraciones.

Soluto Masa de soluto (g) Volumen de solución (l) % P/V M N

Experiencia N° 2 : PREPARACIÓN DE DILUCIONES CONSECUTIVAS En algunas ocasiones no es necesario preparar soluciones a partir de la droga pura, sino que directamente se pueden preparar a partir de otra solución de la misma droga pero de concentración superior, mediante un proceso denominado DILUCIÓN. Procedimiento: 1. Disponer de 2 recipientes perfectamente limpios y numerarlos. 2. Tomar un volumen conocido de la solución preparada en la experiencia anterior, verter en el recipiente (matraz) Nº 1, completar a volumen y enrasar adecuadamente. 3. Tomar un volumen conocido del recipiente Nº 1 y verter en el matraz Nº 2, completar a volumen y enrasar adecuadamente. 4. Confeccionar la etiqueta, pegarla en el frasco y si es posible cubrirla con cinta de embalar transparente. 5. Transvasar el contenido del matraz al frasco definitivo y taparlo cuidadosamente. 6. Completar el informe y entregar al auxiliar. Listado de posibles soluciones a preparar: -NaOH 1 M AgNO3 1 M -HCl 0,1 M Ácido Acético 0,5 M -NaCl 1 M -CuSO4 1 M

OBSERVACIONES 1. La etiqueta que se confecciona debe incluir en letra grande: - SOLUTO (fórmula química) - SOLVENTE, en el caso de que no sea agua


QUIMICA

85

- CONCENTRACIÓN - APELLIDO Y NOMBRE del autor del trabajo (Nº del grupo). - FECHA Puede consignarse, además, el número de la práctica en que será usada. 2. El matraz aforado no debe calentarse bajo ningún concepto, pues ello deterioraría su calibración. 3. Los frascos de plástico de alcohol medicinal son apropiados para guardar soluciones de hidróxido de sodio y no hace falta enjuagarlos, sino que basta dejarlos secar por escurrimiento. 4. El nitrato de plata necesita, para su conservación, botella oscura. Úsese frasco color caramelo o bien fórrese el frasco con papel oscuro. 5. En soluciones preparadas a partir de otras más concentradas, por dilución, es menos engorroso medir el volumen de la solución inicial que pesarla. El ácido acético 0,5 M puede prepararse a partir de ácido acético glacial (99 % m/V) y densidad 1,051 g/mL o bien a partir de vinagre (5 % m/V). INFORME Registre los siguientes datos en el informe: A. Determinar la concentración en M de cada una de las soluciones preparadas. B. Establecer los factores de dilución. (número adimensional que indica la cantidad de veces que se diluye, o cuanto más pequeña es la concentración de la solución diluida respecto de la solución madre) DATOS Fd = Vol. Final / Vol. Inicial Fd = Conc. Inicial / Conc. Final C. Esquematice las diluciones realizadas con los volúmenes de los matraces utilizados y las alícuotas utilizadas. Consulte al JTP. los volúmenes a utilizar según los matraces disponibles. D. PREGUNTAS Y PROBLEMAS A RESOLVER 1. ¿Cómo realiza la lectura de volúmenes? 2. ¿Cómo realiza la medición en pipeta? 3. ¿Qué precaución debe tener con el material de vidrio graduado (ej.: pipeta)? 4. Indique tres formas de expresión de concentraciones (unidades) 5. Indique el material necesario para preparar una solución a partir de un soluto sólido 6. a) ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio necesita para preparar 200 mL de una solución al 10 %m/V? b) Confeccione la etiqueta de la solución preparada. 7. ¿Qué masa de cloruro de potasio se necesita para preparar 250 gramos de solución 5% m/m? 8. Calcular la concentración molar (M) de la solución resultante de diluir 125 mL de ácido clorhídrico 0,40M con 875 mL de agua 9. Se dispone de ácido nítrico 35% m/m y densidad 1,21 g/mL, a) Calcular su concentración molar b) Si se toma una muestra de 10 mL de dicha solución y se diluye con agua hasta un volumen de 500 ml, cuál será la concentración de la solución resultante? 10) Se dispone de una solución acuosa 20% m/m. Determinar: a) ¿Qué masa de soluto se encuentra en 400 g de solución? b) ¿Qué masa de soluto se encuentra disuelta en 400 g de solvente? 11) Se tiene una solución acuosa de 15 g de sal en 300 g de agua. Expresar su concentración en: a) g de st/100 g de agua b) % m/m c) % m/v Dato: 2 sc = 1,010 g/mL 12) Se prepara una solución que contiene 6,0 g de un soluto en 500 mL de solución.


QUIMICA

86

Expresar su concentración en: a) % m/m b) % m/v c) g st/100 g agua Dato: 2 sc = 1,096g/mL 13) Se desea preparar una solución acuosa de etanol al 33% v/v. Calcular qué volumen de solución se puede obtener si se dispone de 500 mL de etanol. 14) Señalar y justificar cuál de las siguientes soluciones es la más concentrada: a) 1,008 g/L b) 1,001 g/100 mL c) 0,551 g/250 mL sc d) 0,005 g/mL sc 15) Se desea preparar 200 mL de una solución acuosa de HCl 10,0% m/m y 2 = 1,02 g/mL. a) ¿Cuál es la masa de soluto y de solvente necesaria? b) ¿Cuál es la concentración expresada en g de soluto/100 g de solvente y %m/v? Respuestas: 10)a) 80 g b) 100 g 11)a) 5 g st/100 g sv 2)b) 4,76% m/m 2)c) 4,81% m/v 12)a) 1,09% m/m 3)b) 1,2% m/v 3)c) 1,11 g st/100 g sv 13) 1515,15 mL sc 14) Opción b) 15)a) 20,4 g st 183,6 g sv b) 11,11 g st/100 g sv 10,2% m/v

CONCURRIR AL LABORATORIO CON ETIQUETAS ADHESIVAS, MARCADOR, CINTA

ADHESIVA TRANSPARENTE (Cintex), FRASCO VACÍO DE PLÁSTICO LIMPIO de 500

ml, CALCULADORA, ELEMENTOS DE LIMPIEZA (TRAPO, DETERGENTE),

FÓSFOROS


QUIMICA

87


SOLUCIONES: CALOR DE DISOLUCIÓN – SOBRESATURACIÓN - CURVA DE SOLUBILIDAD – AGUA DE CRISTALIZACIÓN

Reactivos y materiales necesarios: Clorato de potasio. Sulfato de sodio decahidratado. Sulfato cúprico pentahidratado Mechero Bunsen, trípode y tela metálica. Papel de filtro. Pinza de madera. Pipeta aforada de 5 o 10 cm. Vaso de precipitados de 250 cm. Tubos de ensayos. Termómetro. Embudo EXPERIENCIA 1: Calor de disolución. 1. Colocar en un tubo de ensayos 10 cm

3 de agua destilada.

2. Introducir dentro del tubo un termómetro y dejarlo el tiempo necesario hasta que se estabilice la temperatura. Anotar la misma. 3. Tomar aproximadamente 1 gramo de clorato de potasio y mediante un pequeño embudo de papel hacerlo caer dentro del agua contenida en el tubo de ensayos. 4. Tomar el tubo de ensayos por el extremo superior a fin de evitar la transferencia de calor de la mano, e introducir el termómetro dentro del mismo. 5. Agitar cuidadosamente el líquido, ya que el termómetro es frágil. 6. Observar el descenso de temperatura y anotar el mínimo valor observado. 7. Considerar que después de transcurrido cierto tiempo, la temperatura del líquido asciende dado al intercambio calórico con el medio ambiente. Datos a registrar: Temperatura inicial: ................... Temperatura final: ...................... EXPERIENCIA N°2: SOLUCIONES SATURADAS Y SOBRESATURADAS Introduccion: Generalmente las soluciones no pueden ser preparadas en una composición cualquiera pues su solubilidad en un solvente determinado es regularmente limitada. De acuerdo con la solubilidad del soluto en la solución, se pueden preparar soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas. SOLUCIÓN DILUIDA: contiene una pequeña cantidad del soluto diluida en el solvente y esta cantidad es más pequeña que la cantidad límite en la solución saturada. SOLUCIÓN SATURADA: es aquella solución que no disuelve más soluto; es decir la solubilidad de soluto llego a su límite. SOLUCIÓN SOBRESATURADA: contiene mayor cantidad de soluto que la solución saturada; este se pudo disolver en la solución a una temperatura superior a la solución saturada. Procedimiento: PARTE A: ASPIRINA - Tomar 10 comprimidos de aspirina comercial y morterear hasta obtener un polvo fino. - Volcar en un vaso de precipitados con 100 mL de agua y mezclar. - Si no se disuelve la aspirina, calentar la mezcla hasta observar disolución total. - Una vez que esté totalmente disuelta, trasvasar la solución a un frasco y cerrar. - Observar luego de unos días. PARTE B: SAL INORGANICA - Tomar 100 g de la sal y agregar a un vaso de precipitados. - Agregar la mínima cantidad de agua de la canilla. - Calentar hasta disolución total de la sal. - Pasar a un frasco y agregar un hilo. - Observar luego de unos días.


QUIMICA

88

PARTE C: 1. Colocar en un tubo de ensayos limpio y seco, aproximadamente 5 gramos de Na2SO4. 10 H2O (o la sal que el ATP y/o JTP le indique) y 5 cm

3 de agua destilada.

2. Calentar con llama pequeña manteniendo la ebullición suavemente durante medio minuto. En el fondo del tubo, debe quedar sal sin disolver. Si así no ocurriera, repetir el proceso añadiendo más cantidad de sal. 3. Dejar que los cristales no disueltos sedimenten y decantar la solución límpida a un tubo de ensayos seco y limpio. 4. Colocar dentro del tubo que contiene la solución decantada, un termómetro y enfriar colocando el tubo dentro de un vaso de precipitados con agua fría. 5. Cuando la temperatura descienda alrededor de los 25°C, la solución estará sobresaturada. 6. Registrar esa temperatura. 7. Sacar el termómetro y pegar al bulbo del mismo un cristal pequeño de Na2SO4. 10 H2O. 8. Introducir el termómetro en el líquido, a fin de observar la inmediata cristalización del exceso de sal y el incremento de temperatura. 9. Registrar dicho valor. Datos a registrar: Temperatura inicial: ................... Temperatura final: ...................... EXPERIENCIA N°3: Curva de solubilidad Con los datos de solubilidad que figuran en alguna tabla teórica, construir en papel milimetrado, las curvas de solubilidad correspondientes a : clorato de potasio, sulfato de sodio anhidro e hidratado, cloruro de sodio e hidróxido de calcio. 1. Colocar en un tubo de ensayos limpio y seco el clorato de potasio contenido en el sobre o tubo que se entregará a cada alumno. No debe quedar sal adherida a la pared del tubo. 2. Medir exactamente con una pipeta aforada 5 cm3 de agua destilada y colocarla en el tubo. 3. Poner el termómetro dentro del tubo y calentar a baño María hasta que la sal se haya disuelto totalmente. 4. Sacar el tubo del baño y exponer al aire para uniformar la temperatura de la solución. Observar cuidadosamente y anotar la temperatura a la cual aparecen los primeros cristales de KClO3, es decir, la temperatura (T5) de saturación para esa concentración (C5) 5. En el mismo tubo de ensayos, añadir otros 5 cm3 de agua destilada medidos exactamente con una pipeta aforada (completando así un volumen total de 10 cm3). 6. Repetir el procedimiento de calentamiento a baño María, enfriar por exposición al aire y leer la temperatura a la cual aparecen los primeros cristales. Es decir, T10 para C10. 7. Agregar luego otros 5 cm3 de agua destilada exactamente medidos al mismo tubo de ensayos y proceder como en los pasos previos para obtener así T15 para C15. 8. Utilizar el gráfico de la curva de solubilidad para leer los valores de las concentraciones C5, C10 y C15 interpolando para las correspondientes temperaturas. Cálculos: Llamamos Xi a la masa de sal contenida en la muestra entregada a cada alumno; Vi al volumen de agua agregado en cada caso, y Ci a la concentración saturada extraída de la curva de solubilidad. Ahora podemos escribir la siguiente relación (suponiendo densidad del agua 1g/cm3): Xi g de sal = Ci g de sal Vi g de agua 100 g de agua Esta relación nos permite calcular X para las tres diluciones (cuando i = 5, 10 y 15). Teóricamente los tres valores hallados para X deben coincidir, aunque en la determinación experimental se cometen errores que pueden alterar dichos valores. Los valores obtenidos no deben diferir entre sí en más de un 10%. Si dos valores concuerdan dentro de ese margen y el otro presenta una diferencia mayor, deberá efectuarse el promedio entre los valores concordantes solamente.


QUIMICA

89

Si los tres valores presentan diferencias mayores del 10%, deberán repetirse las experiencias. Datos obtenidos en el laboratorio: Volumen de agua añadida Vi (cm3) 5 10 15 Temperatura leída Ti (°C) Concentración Ci (g/100 cm3 agua) según curva de solubilidad Masa de sal: Xi = Ci Vi / 100 Promedio: X5 + X10 + X15 3 EXPERIENCIA N°4: Agua de cristalización 1. Colocar en un tubo de ensayos una punta de espátula de CuSO4. 5 H2O (azul). 2. Calentar suavemente en la llama del mechero Bunsen. 3. Observar el desprendimiento de agua que se condensa en la parte superior del tubo, y el cambio de coloración de los cristales. 4. Enfriar y agregar 10 gotas de agua. 5. Observar y anotar: Color de los cristales antes de calentar: ................................ Color de los cristales después de calentar: ............................... Color de los cristales después de agregar 10 gotas de agua: CUESTIONARIO A INFORMAR: 1) Marcar en un esquema de curva de solubilidad: a) Un punto correspondiente a una solución saturada. b) Un punto correspondiente a una solución no saturada. 2) ¿A qué es debida la variación de temperatura observada en la experiencia 1)? 3) ¿A qué es debida la variación de temperatura observada en la experiencia 2)?


QUIMICA

90


PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES Objetivo: Determinar: la temperatura de equilibrio del estado líquido-sólido para un líquido puro. La influencia de un soluto en el punto de congelación. La influencia de la concentración del soluto en el punto de congelación. La influencia del soluto no volátil en el punto de ebullición. Qué es una constante crioscópica molal y ebulloscòpica molal y como se determina. MARCO TEÓRICO Las propiedades coligativas son propiedades físicas que dependen del número de partículas del soluto en una cantidad determinada de solvente. Una de las propiedades coligativas mucho más fácil de determinar es la elevación del punto de ebullición, el cual se define como la temperatura a la cual la presión del vapor del líquido iguala la presión atmosférica. El aumento o ascenso Ebulloscópico representa el aumento del punto de ebullición del disolvente al prepararse la solución. Es decir, que cualquier disminución en la presión del vapor producirá un aumento en la temperatura de ebullición, la cual es proporcional a la fracción molar del soluto y concentración molar del mismo. En una solución binaria (que tiene dos componentes), se puede separar uno de los dos como fase sólida, si esta fase es el soluto o sea está en menor proporción, puede considerarse que la composición de la solución determina la saturación a presión y temperatura ambiente. Si la fase sólida que se separa es el solvente se dice que la temperatura es el punto de congelación de la solución. El descenso en el punto de congelación de una solución con respecto al solvente puro, es otra de las propiedades coligativas (dependen de la colección). La aplicación y generalización de estas propiedades radica en analizar las modificaciones que sufre el potencial químico del solvente líquido por la presencia del soluto. Para el caso más simple deben plantearse dos restricciones: - El soluto es no volátil y en consecuencia no aparece en la fase vapor - El soluto no se disuelve en el solvente sólido. Sin embargo, el análisis puede ser ampliado a sistemas que no estén sujetos a estas condiciones. Constante crioscópica molal del solvente: KC = R Tºst Msv ∆Tsc = Kc . msc 1000∆Hf El descenso del punto de solidificación es siempre positivo: ∆Tsc = Tsv- Tst El significado físico de Kc es equivalente al descenso del punto de solidificación para una solución de molalidad igual a la unidad (supuestamente ideal). Los valores de Kc se hallan tabulados. Por ej. para el agua es 1,86, para el alcanfor es 40, el kc del naftaleno es 7,0 ºC m

-1, etc. De allí que para experiencias de laboratorio resulta

mejor elegir los valores más altos, para una mejor observación. Estas ecuaciones solamente son válidas para soluciones infinitamente diluidas, puesto que la composición de la solución se expresa en molalidad y una de las aplicaciones de la medida del descenso crioscópico es la determinación de actividades, es importante definir el estado de referencia. Este estado equivale a una solución 1 molal en la cual el soluto tiene propiedades molares parciales de la solución a dilución infinita, A alta dilución la molalidad de una solución es directamente proporcional a su fracción molar de modo que para las soluciones en que la actividad del soluto es igual a su molalidad, se cumple la ley de Henry y como


QUIMICA

91

consecuencia la desviación de la unidad del coeficiente de actividad es una desviación de la ley de Henry. Para el solvente, sea líquido o sólido el estado de referencia corresponde a un líquido puro o a un sólido puro a una atmósfera de presión a la temperatura del sistema. En consecuencia la actividad del solvente líquido puro o sólido puro se toma como la unidad a cada temperatura y presión atmosférica; se debe definir el coeficiente de actividad para el solvente. El punto de solidificación de la solución es más bajo que el solvente puro, como consecuencia del descenso relativo de la presión de vapor del solvente en la solución y en forma proporcional a la fracción molar del soluto (Ley de Raoult): ∆Tsc = Kc. Psv – Pst = Kc .Xst Psv Experiencia Nº 1: Temperatura de solidificación del agua Objetivo: Observar cómo la temperatura del agua desciende desde la temperatura ambiente hasta cierta temperatura, donde permanece fija. Durante ese tiempo toda el agua se convierte en hielo, teniendo lugar una transformación, paso de fase líquida a sólida, y ya es sabido que mientras tiene lugar ésta, la temperatura permanece constante. A continuación la temperatura sigue bajando, porque la transformación ya ha tenido lugar. Graficar los resultados y calcular la masa molecular relativa (Mr) de un sólido desconocido. Comprobar también la propiedad que posee el agua de aumentar de volumen al solidificar, llegando a romper el tubo de ensayo que la contiene A temperatura ambiente el agua se encuentra en estado líquido. ¿Qué tendrías que hacer para solidificarla? La técnica que te sugerimos es la siguiente: . Materiales: Termómetro de mercurio -10ºC a 110ºC - Tubo de ensayo de 25 x 200- -Tubo de ensayo de 16 x 160 - Vasos de precipitado de 500 ml -Hielo - Sal común gruesa - Hoja milimetrada Procedimiento: a) Llenar un vaso de precipitado hasta sus tres cuartas partes aproximadamente, con una mezcla frigorífica preparada con cuatro partes de hielo machacado y una parte de sal común. En un tubo de ensayo grande, con agua hasta su mitad, introducir un termómetro y el conjunto colocarlo en el interior del vaso, como se aprecia en la figura.


QUIMICA

92

Anota en la tabla correspondiente el primer registro de temperatura, y luego repite dicho procedimiento cada 30s anota la temperatura leída y también toda otra observación que te parezca importante. Observar como la temperatura desciende hasta un cierto punto, estacionándose unos minutos, hasta que toda el agua haya solidificado, y a continuación sigue disminuyendo.

Registro Nº - Tiempo Temperatura en ºC Observaciones

Representa los valores obtenidos en un sistema de ejes coordenados, tanto para el solvente puro, como para la solución. (Temperatura en ordenadas. Tiempo en abscisas). El punto de congelamiento, será aquella temperatura constante luego de un cierto intervalo de tiempo. Discute en tu grupo los resultados obtenidos ¿Qué parte del gráfico representa un solo estado de agregación? ¿Qué parte del gráfico representa coexistencia de dos estados? ¿Cuál es el punto de solidificación buscado? Compare ambas gráficas y deduzca cuál es el descenso crioscópico del solvente. Calcúlelo. ¿Todos los grupos obtuvieron el mismo valor para el punto de solidificación? b) Volver a repetir el ensayo, pero introduciendo dentro de la mezcla frigorífica un tubo de ensayo pequeño lleno de agua y tapado (procurar no dejar en su interior aire). Al cabo de un rato se observará cómo o el tapón salta o el tubo de ensayo se rompe. ¿Por qué crees que ocurre esto? ¿Sucederá con otras sustancias? Experiencia Nº 2: Temperatura de ebullición el agua Antes de comenzar a trabajar discutan en el grupo el significado de los términos evaporación y ebullición. ¿Aclararon las diferencias? ¿A qué conclusiones llegaron? Evaporación:........................................................................................................................... ................................................................................................................................................. Ebullición:............................................................................................................................... ................................................................................................................................................. Objetivo: Observar como al pasar el agua del estado líquido al estado de vapor, la temperatura se mantiene constante. Materiales:

Rejilla de amianto Tapón horadado Termómetro de mercurio de -10ºC a 110ºC Varilla soporte roscada Alcohol Agua destilada

Aro soporte Base soporte Matraz de destilación de 250 ml Mechero Nuez doble Pinzas de bureta

Procedimiento: Efectuar un montaje como indica la figura. Quitar el tapón del matraz e introducir unos 100 ml de agua, volver a taparlo, procurando que el bulbo del termómetro quede sumergido en el líquido.


QUIMICA

93

Calentar el agua hasta que alcance la ebullición y observar el termómetro; se verá cómo la temperatura va subiendo hasta llegar a las proximidades de cierta temperatura, en la cual permanecerá estacionaria. Registrar la primera temperatura antes de encender el mechero. Organicen en el grupo las tareas para completar la tabla siguiente, registrando los datos cada minuto.

Registro Nº - Tiempo Temperatura en ºC Observaciones

Volcar los datos obtenidos en un sistema de ejes coordenados (Temp./tiempo). ¿Cuál es el punto de ebullición de la sustancia? ¿Qué conclusiones puedes consignar? Experiencia Nº 3: realizar las experiencias anteriores pero agregar una determinada cantidad de cloruro de sodio (3 g de sal cada 10 ml de solución) o glicerina al sistema. Puede realizar estas dos experiencias, en paralelo a la 1 y 2. Es decir en lugar de un tubo por vez, tendrá 2, uno con solvente puro y otro con la solución. ¿Qué ocurre con las temperaturas de ebullición y congelamiento? Aplica los conceptos teóricos y compara los resultados obtenidos de la experiencia. Experiencia Nº4: Masa molar del azufre Objetivo: Determinar experimentalmente la masa molar del azufre a partir de una propiedad coligativa: descenso del punto se solidificación. Materiales: Los antes usados mas los reactivos NAFTALENO (consiga naftalina) y AZUFRE. Procedimiento: 1- Armar el aparato para la experiencia (tubo con tapón perforado, termómetro y alambre agitador), dejando visible la escala del termómetro. 2- Pesar 5 g de naftaleno y colocarlo en el tubo para llevarlo a baño maría hasta su fundición. Observar la Temp., retirar del baño y dejar enfriar agitando regularmente. Leer la Temp.. cada 20 seg. (empezar a registrar a los 80 ºC). 3- Observar la cristalización inicial (ligero enturbamiento) y seguir con los registros de temperatura hasta la solidificación del naftaleno. 4- Nuevamente poner a fundir el naftaleno, quitar con cuidado la tapa y termómetro. Agregar 0,5 g de azufre al tubo para formar la solución. (el azufre bién pulverizado previamente para lograr una rápida disolución). Hay que lograr la disolución completa del azufre. Puede ayudarse con calentamiento a llama directa (con mucho cuidado). Coloque el tubo nuevamente en el baño de agua. Espere hasta que la temperatura medida en el baño sea de unos 80 °C y coloque cuidadosamente el termómetro dentro del tubo. Si observa cristalización de la solución, caliente en baño de agua, hasta lograr una solución transparente (no sobrepasar la máxima temperatura del termómetro). Tapar y agitar todo junto hasta completa disolución. Retirar del baño. 5- Tome los datos para la curva de enfriamiento y determine la temperatura con agitación cada 20 seg. A partir de los 80ºC, hasta que aparezcan los primeros cristales de naftaleno (enturbiamiento) y seguir hasta completa solidificación. Registre todo. 6- DIBUJE EL EQUIPO EMPLEADO E INDIQUE SUS PARTES: 7- Grafique la temperatura en función del tiempo (curva de enfriamiento) en base a los datos medidos experimentalmente y determine la temperatura de fusión del solvente puro y de la solución.


QUIMICA

94

LIMPIEZA DEL DISPOSITIVO EMPLEADO: El tubo con tapó, termómetro y agitador incluirlo en el baño de agua caliente hasta su fusión y volcar sobre un papel, no directamente en la pileta. Se facilita la limpieza del tubo, con el uso de cepillo, virulana y alcohol. INFORME: Además de los interrogatorios que debe responder en cada punto, tiene que tener claro: ¿Cuál es la importancia de la medida del descenso crioscópico? ¿Qué es un termómetro Beckman? ¿Qué es un termistor y como se usa en la medida de la temperatura? ¿Cuáles son los puntos de solidificación del NAFTALENO y el AZUFRE? Consulte el método de K, Rast para la medida del descenso crioscópico. ¿Qué son Solutos asociados o solutos disociados? ¿Qué le ocurre al punto de ebullición de un solvente cuando le agrega un soluto no volátil? ¿Cuáles son las ecuaciones que representan el ascenso ebulloscópico? ¿Qué relación puede encontrar entre el ascenso ebulloscópico y el descenso crioscópico? Cálculos para obtener la molalidad de la solución y masa molar del azufre: (1000.gst / m. g sv)

Traer los cálculos de preparación de soluciones hechos

RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS: A) Cuando se disuelve 15,0 g de etanol (C2H5OH) en 750 g de ácido fórmico, el punto

de congelamiento de la solución es 7,20 ºC. Sabiendo que el punto de congelamiento del ácido fórmico es 8,40º C, calcular Kc para el ácido fórmico. Rta. 2,76 ºC/m

B) ¿Cuál es el punto de ebullición normal de una solución de sacarosa (C12H22O11)

1,25 m , sabiendo que Ke del agua pura es 0,512 ºC/mol? Rta. 100,64 ºC

BIBLIOGRAFIA: Además de la bibliografía que se dio inicialmente para esta materia, puede recurrir a los siguientes textos: -Ball W David.. 2004. Fisicoquímica. Thomson México. -Catellan G.W. 1998. Fisicoquímica. Pearson. México -Glastone S. “termodinámica para químicos”. Aguilar 1963 -Atkins P.W “ Fisicoquímica”., Fondo educativo interamericano. 1986 -Daniel F. “Experimentos en fisicoquímica” Mc Graw Hill, 1967. , -Keith J. Laidler, (1997), Fisicoquímica, Editorial CECSA. Laboratorio de Equilibrio y Cinética Agosto de 2008 -Minerva Téllez O., Ramiro Domínguez D., Claudia Valverde L. -Lange, N. (1998), Lange. Manual de Química. McGraw-Hill


QUIMICA

95


ENTALPIA . Objetivo Determinar el calor de reacción (neutralización) de un ácido fuerte con una base fuerte, compararlo con el valor teórico y analizar las posibles fuentes de error. DETERMINACIÓN DEL CALOR DE LA REACCIÓN ENTRE EL HIDRÓXIDO SÓDICO Y

EL ÁCIDO CLORHÍDRICO. Introducción En todo proceso químico se produce una variación energética que, si es a presión constante, se denomina entalpía. En su determinación se usa una técnica calorimétrica usual, calculando esta magnitud gracias a la variación de temperatura que experimenta el sistema. Al realizarse el proceso en disolución, deberán considerarse previamente los siguientes aspectos: a) Preparación de disoluciones acuosas 1 M a partir de:

Un sólido puro NaOH (sería interesante hacer el cálculo con la riqueza real del hidróxido de sodio disponible en el laboratorio, aproximadamente de un 97 %).

De una disolución concentrada de HCl comercial del 37 % en masa y densidad 1,19 g/mL

b) Variación de energía debida a un cambio de temperatura. Funcionamiento de un calorímetro. Material: Vaso de precipitados de 100 Ml - Probeta de 100 mL - Termómetro (preferiblemente de ± 0,5 ºC, o más preciso si se dispone de él) - Vaso de poliestireno con tapa – Disoluciones 1 M de NaOH(ac) y de HCl(ac) Procedimiento:

a) Colocar en un vaso 50 mL de la disolución 1 M de NaOH(ac). b) Colocar 50 mL de la disolución del HCl(ac) en el vaso de poliestireno. c) Anotar la temperatura de cada disolución. d) Verter la disolución de NaOH sobre la de HCl, agitar suavemente y anotar la

temperatura final de la mezcla. e) Si es posible, repetir la experiencia. Registrar los datos en una tabla, que incluya

las unidades y la incertidumbre de las medidas. Si cada grupo de alumnos puede realizar más de una experiencia pueden trabajar con estas, en caso contrario se sugiere que se haga una puesta en común de los datos de todos los grupos de alumnos formados y que se analicen en conjunto.

¿Cómo se determina el calor que se produce en la reacción? Procesar los datos para determinar la energía liberada en la reacción. Evaluación de resultados a) Escribir la ecuación química que representa la reacción de neutralización. b) Calcular el calor de neutralización, en J/mol de HCl. c) El calor de neutralización de ácidos fuertes viene a ser 57,266 kJ/mol; ¿se desvía mucho del resultado obtenido? Analizar las posibles causas de error.


QUIMICA

96


NEUTRALIZACIÓN

Objetivo:

1-Determinar experimentalmente la composición de una solución dada, por técnica volumétrica. 2- Utilizar un equipo de titulación en una volumetría acido-base. 3- Calcular, con los valores obtenidos experimentalmente, la concentración de una solución dada.

Introducción Teórica:

El análisis volumétrico es un método utilizado para la determinación de concentraciones de sustancias que componen una muestra, mediante una operación llamada titulación. La reacción puede ser ácido-base, oxidación-reducción o formación de complejos.

Titulación ácido-base:

Cuando reacciona un ácido con una base se forman sal y agua. La reacción del medio puede ser neutra, ácida o básica según las fuerzas de las sustancias reaccionantes. Cuando se neutraliza un ácido fuerte como el ácido clorhídrico con una base fuerte como el hidróxido de sodio, se forma una sal de reacción neutra (cloruro de sodio) y agua y el pH de la solución obtenida será igual a 7. En la reacción se cumple que el número de equivalentes-gramo del ácido es igual al número de equivalentes-gramo de la base, en el punto de equivalencia.

La titulación consiste en medir un volumen de base o de ácido de concentración desconocida y agregar la cantidad equivalente de ácido o base de concentración conocida. Esta última se llama solución valorada.

El punto final de la titulación se manifiesta mediante algún cambio físico, por ejemplo el cambio de color de un reactivo auxiliar llamado indicador que debe agregarse al iniciar la titulación y cuyo cambio o viraje nos indica aproximadamente el punto de equivalencia de la misma.

Procedimiento

1) Armar un equipo como el que muestra la figura.


QUIMICA

97

2) Se trabajará con alguno de los dos procedimientos que se indican a continuación:

A) Se titulará una solución de concentración desconocida de HCl (10 ml en el erlenmeyer+ 2 gotas del indicador) con solución valorada de NaOH, 0,1 N (en la bureta).

B) Colocar en el erlenmeyer, 10 ml de solución de NaOH (concentración desconocida) y agregar 2 gotas de indicador. Colocar en la bureta ácido clorhídrico de concentración conocida, enrasando correctamente el volumen indicado por el JTP.

3) En ambos casos:.

- El indicador utilizado será la fenolftaleina al 0,5% en etanol, incolora a pH < 8 y rojo violacea (fucsia) a pH > 9.

- Desde la bureta dejar caer gota a gota la solución ácida hasta decoloración de la solución contenida en el erlenmeyer.

Enrasado

4) INFORME -Explicar cuál es la diferencia entre las distintas reacciones. Completar las reacciones de titulación que se producen. -Describir que cambios se observan en los tubos y explique porqué. -Dibujar lo realizado y observado con el nombre de todos los materiales empleados en la titulación. -Informar la concentración que tiene la solución de NaOH ó de HCl, según corresponda (analito). Indicar los cálculos efectuados para deducir la concentración de la solución titulada expresada en: • molaridad y normalidad


QUIMICA

98

• gramos de HCl/NaOH por 100 cm3 de solución. (% masa/vol)

-Informar datos, mediciones y resultados en forma de cuadro.

Problemas de titulación Problema Nº 1 En una reacción ácido-base se utilizaron: a) HCl Va = 10 cm3 Ca = 0,1 N b) Na(OH) Vb = 11 cm3 Cb = ? ¿Cual es la concentración del hidróxido, expresado en normal? Por la ecuación de equivalencia : Vb x Nb = Va x Na Nota: Como ejercitación y siguiendo los lineamientos del desarrollo, expresar esta concentración en todas las unidades químicas. Problema Nº 2 En una reacción de neutralización ácido-base de hidróxido de magnesio Mg(OH)2 con (ácido clorhídrico) HCl, se hallaron los siguientes resultados: 1. V= 60 cm3 C = 2 N Va = 40 cm3 Ca = ? 2. V= 100 cm3 C = 3 M Va = 80 cm3 Ca = ? 3. V= 70 cm3 C = 145 g/dm3 Va = 65 cm3 Ca = ? Calcular para cada caso la concentración del ácido y expresarlo en N, M, m y fracciones molares. Nota: Utilizar tablas de densidad/concentración para el cálculo de las molaridades y recordar que las reacciones se llevan a cabo equivalente a equivalente por lo que en las ecuaciones de itulación se debe usar normalidad. Problema Nº 3 Se han mezclado tres (3) soluciones de H2SO4 según se indica: • V1 = 150 cm3 C = 120 g/dm3 • V2 = 200 cm3 C = 1,5 M • V3 = 150 cm3 C = 2 N ¿Cuál es la concentración de la mezcla resultante expresada en todas las unidades químicas?


QUIMICA

99


REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Objetivo Realizar experiencias que involucran reacciones redox sencillas, comparando la tendencia relativa de un par de elementos. Materiales Necesarios

Solución de H2SO4 1M

Solución de CuSO4 1M

Solución de sulfocianuro de potasio KSCN 0,001 M

Agua oxigenada de 10 volúmenes

Alambres de Fe y Cu

Granallas de Zn

Tubos de ensayo

Gradilla

Pipetas Procedimiento En las reacciones redox se intercambian electrones entre diferentes elementos: uno los cede y otro los toma. Así, el primero se oxida mientras que el segundo se reduce. 1. En una gradilla, colocar cuatro tubos de ensayo y numerarlos. 2. Colocar en el tubo Nº 1 una granalla cinc y agregar con una pipeta 1 ml de H2SO4 1M. Observar y registrar los cambios que se producen. 3. En el segundo tubo, agregar 5ml de solución de CuSO4 1M con una nueva pipeta y sumergir un alambre de hierro que no se encuentre oxidado. Después de esperar unos minutos, agregar unas gotas de agua oxigenada y de KSCN para reconocer la presencia de Fe+2. Si el alambre está oxidado, sumergirlo brevemente en solución H2SO4 1M, enjuagarlo y secarlo. Observar y registrar los cambios. 4. En el tubo Nº 3 agregar con una pipeta 5 ml de solución H2SO4 1M y posteriormente introducir un trozo de alambre de cobre. Observar y registrar los cambios. INFORME Comentar sobre los cambios producidos en cada tubo. Realizar un cuadro con los datos generados en cada grupo. Comparar y sacar conclusiones. Plantear, para cada caso, las ecuaciones correspondientes a los cambios registrados. Señalar los elementos que se oxidan o se reducen.


QUIMICA

100


ELECTROQUÍMICA Objetivo: -Identificar sustancias conductoras y no conductoras de la corriente eléctrica. -Comprender el fenómeno de la electrólisis. Introducción: Cuando fluye corriente eléctrica a través de la materia, pueden ocurrir ciertos cambios químicos. ¿Se imagina cuáles pueden ser? ¿Se anima a comprobarlos? Si se sumergen dos conductores químicamente inertes en una solución de un electrolito, en cada conductor se producirán reacciones alimentadas por la presencia de ciertas partículas de la solución, siempre y cuando se apliquen un potencial eléctrico entre los electrodos. Este proceso, cómo se denomina?. Los materiales según su comportamiento frente a la corriente eléctrica se clasifican en: (A) CONDUCTORES (B) NO CONDUCTORES (C) SEMICONDUCTORES (A) Materiales CONDUCTORES: Según el mecanismo mediante el cual se conduce la corriente eléctrica, pueden ser: a) de 1º clase o especie, electrónicos o metálicos: los transportadores de carga son los electrones libres, la conducción es electrónica. Es desplazamiento de los electrones ocurre sobre una red fija de los cationes del metal. b) De 2º clase o especie, electrolitos: la circulación de la corriente se debe al desplazamiento de iones (+ ó -). Son electrolitos aquellas sustancias que tienen enlaces iónicos o electrovalentes como las sales, e hidróxidos fundidos o en solución y los ácidos en solución acuosa. c) Mixtos: son los que conducen en parte por vía electrónica y el resto por vía iónica. Ej. Ag2S conduce el 80 % por vía iónica y el 20 % por vía electrónica. (B) Materiales NO CONDUCTORES: También llamados dieléctricos o aisladores, poseen enlaces covalentes y son los plásticos, solventes orgánicos, etc. (C) Materiales SEMICONDUCTORES: es una clase intermedia a los anteriores. Son ejemplos bien conocidos el Si y el Ge. En estos casos la conductividad eléctrica puede aumentarse agregando cantidades muy pequeñas de As o de B al Si. Un caso especial es el de la conductividad del H2O. Esta es prácticamente no conductora por tener una conductividad eléctrica de 5,5 . 10-8 / _.cm, esto se debe a sus enlaces de tipo covalente y además se encuentra escasamente disociada, por eso se dice que es un electrolito demasiado débil, sin embargo el H2O de la canilla es buena conductora de la electricidad por tener sales (electrolitos) disueltas. Materiales · Vasos de precipitación con: - Soluciones de: NaCl en agua, HCl diluido, NaOH en agua, azúcar en agua, CuSO4 en agua, NaCl seco - NaOH lentejas - Tolueno - Agua destilada - Alcohol etílico · Electrodos, foquito, cables, batería. · Vasos de precipitación – Tubo en U · Fenolftaleína- almidón - KI 0,5 M. Procedimiento Experiencia N° 1: DETERMINACIÓN CUALITATIVA DE LA CONDUCTIVIDAD DE DISTINTOS SISTEMAS


QUIMICA

101

1. Armar un dispositivo según el siguiente esquema: 2. Colocar en vasos de precipitación los sistemas señalados en la lista de materiales. 3. Introducir los electrodos en el primer vaso y cerrar el circuito con la llave. 4. Observar la lámpara. 5. Registrar los resultados. 6. Repetir los ensayos con los otros sistemas. Siempre luego de cada ensayo abrir el circuito, limpiar los electrodos con agua destilada y secarlos. Experiencia N° 2: REALIZACIÓN DE LA ELECTRÓLISIS DE UNA SOLUCIÓN

ACUOSA DE KI. 1. Armar un dispositivo como se le indicará en clase . Dibujarlo: 2. Llenar el tubo en U con una solución de KI 0,5 M. 3. Colocar los electrodos en cada rama del tubo. 4. Hacer pasar corriente eléctrica durante unos minutos. 5. Desconectar la fuente de corriente continua. 6. En la rama del tubo donde estaba sumergido el cátodo reconocer el producto formado con el agregado de fenolftaleína y donde estaba sumergido el ánodo agregar una punta de espátula de almidón. INFORME · Contestar lo interrogado en la introducción. . Observar y registrar los resultados obtenidos · Comentar sobre los cambios producidos en cada experiencia. Clasificar los materiales según su comportamiento frente la corriente eléctrica. · Plantear, para cada caso, las ecuaciones correspondientes a los cambios registrados.


QUIMICA

102

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO ESTUDIO DE LA CONDUCTIVIDAD DE DIFERENTES SUSTANCIAS Objetivo Estudiar la conductividad de diferentes sustancias tanto en fase sólida como líquida o en disolución. Introducción La conductividad es un fenómeno asociado a la movilidad de cargas eléctricas (tanto electrones como iones). Puesto que cada una de las partículas que forman una sustancia está interaccionando con sus vecinas, su movilidad dependerá de la naturaleza y fortaleza de esta interacción, en resumen del enlace químico. miliamperímetro ------+| -i------| a) Material | -Conductivímetro didáctico (ver figura) mA -Vaso de precipitados Agua destilada, cloruro de sodio, parafina ______ Procedimiento -Conectar el miliamperímetro usando la escala más alta -Tocar con los electrodos la sustancia sólida a investigar (parafina y un cristal de cloruro de sodio) observando la indicación del miliamperímetro. -En el vaso de precipitados verter un poco de agua destilada, introducir los electrodos y observar la indicación del miliamperímetro. -Añadir al agua cloruro de sodio, agitar hasta disolución y repetir la experiencia. - INFORME: -Registrar las observaciones realizadas en una tabla. - Describir los procesos que se han observado. - Evaluación de resultados: Interpretar lo observado teniendo en cuenta los tipos de enlace que existen en las sustancias intervinientes.

mA


QUIMICA

103

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 8

QUÍMICA ORGÁNICA PRIMERA EXPERIENCIA Objetivo: Formar un polímero de condensación entre el formaldehído y el fenol (bakelita) Introducción: Se producen estos polímeros cuando reaccionan monómeros, obteniendo además sustancias de bajo peso molecular (agua, alcohol, dióxido de carbono, etc.). Cuando los polímeros están formados por dos monómeros distintos, se denominan también copolímeros. Materiales

Tubos de ensayo.

Hidróxido de amonio concentrado.

Formaldehído.

Cloroformo.

Tetracloruro de carbono

Acetona.

Benceno. Procedimiento 1- En un tubo de ensayo, pese 1 g de fenol. 2- Agregue hidróxido de amonio concentrado (aproximadamente 6 gotas) y 4 cm3 de solución de formaldehído comercial. 3- Agite, con lo que se obtiene una disolución completa, y se deja en baño de agua hirviendo durante 90 minutos. 4- Finalizado el calentamiento, se enfría bajo agua de la canilla y se decanta el líquido sobrenadante, dejando el sólido. 5- Rompa el tubo de ensayo para separar el sólido. 6- Probar la solubilidad en los siguientes solventes: a) cloroformo, b) tetracloruro de carbono, c) acetona, d) benceno. Observar las características del polímero.

INFORME - Con una reacción química, explique la formación del polímero. Pida ayuda al profesor. - Comente las características observadas. - ¿Cómo fue la solubilidad en los distintos solventes? SEGUNDA EXPERIENCIA Objetivo: Modificar un polímero natural: Acetato de celulosa Materiales - frasco cónico de 125 ml - vaso de precipitados de 400 cm3 - algodón - anhídrido acético - ácido sulfúrico


QUIMICA

104

Procedimiento 1- Remojar 0,5 g de algodón, sumergiéndolo en unos 100 cm3 de agua durante unos minutos y eliminando luego el exceso de agua comprimiéndolo finalmente entre papeles de filtros. 2- Separar las fibras. 3- En un frasco cónico de 125 ml se colocan 10 cm3 de anhídrido acético, 15 cm3 de ácido acético y 5 gotas de ácido sulfúrico.. 4- A esta solución se le agrega lentamente el algodón seco y desmenuzado, manteniéndolo sumergido en la solución con ayuda de una varilla de vidrio. 5- Al cabo de unos minutos la mezcla se pone viscosa. Deje 15 minutos a temperatura ambiente. 6- Deje a baño maría (70 ºC), durante 30 minutos, agitando de vez en cuando. 7 -Enfriar la solución, y vuelque lentamente y agitando sobre 400 cm3 de agua. 8- Ya precipitado el acetato de celulosa, se filtra y seca. INFORME

- Comentar sobre los cambios producidos en la experiencia.


QUIMICA

105

ADVERTENCIAS AL ALUMNO

1. El laboratorio de química es un lugar donde se desarrollan las prácticas

elegidas por el docente para confirmar y reafirmar los conocimientos

teóricos impartidos en clase.

2. La intención de la guía de laboratorio es de que sirva como orientación

para la realización de las prácticas de laboratorio y de los informes

correspondientes.

3. Cada alumno deberá ser parte de un equipo, que deberá concurrir al

laboratorio con los elementos requeridos para cada experiencia, como por

ej. Elementos de limpieza (trapo, detergente, rejillas, papel absorbente,

alcohol, virulana, cepillos,…), agua destilada, etiquetas adhesivas y/o

marcadores indeleble, calculadora, cinta adhesiva transparente,

4. Se entregará el material necesario que soliciten para su uso durante cada

práctico; el cual deberá ser entregado al final del mismo, en la cantidad y

estado en que se encontró.

5. Al realizar cada práctica deben seguirse las instrucciones, observar y

registrar lo que sucede.

6. Asista a la explicación de su práctica en las horas destinadas a su

laboratorio, se evitará muchas dudas a la hora de trabajar.

7. Se asesorará y resolverán las preguntas durante el análisis de cada grupo.

8. Es importante señalar la necesidad de seguir todos los pasos indicados en

cada práctica para obtener los resultados correctos de cada experimento.

En todas las prácticas deberán anotarse las observaciones, los resultados y

las conclusiones.

9. En el caso de que el experimento no resultara como está planeado, el

alumno deberá investigar, consultar y agotar todas las posibilidades para

lograr un desarrollo correcto. Si no se lograra el objetivo de la práctica,

debe preguntar al docente, él le explicara en donde está la falla y la

manera de corregirla. De esta forma se logrará desarrollar una actitud

crítica hacia la materia, un mejor aprovechamiento de clase práctica y un

apoyo mayor a la clase teórica.

10. Las piletas, no son para tirar basura, para esto existen cestos. Evite que las

tuberías se tapen y ocasionen trastornos en el laboratorio.

11. Todas las prácticas se informarán y serán entregadas al profesor para su

corrección (según punto 8), en la clase siguiente a la de realización de las

mismas.

12. Todas las prácticas deben ser realizadas y aprobadas. Tendrán la

oportunidad de recuperar al finalizar el cursado regular. Para aprobar, se

tendrá en cuenta la asistencia (tanto a las clases explicativas, como a las

prácticas), el desenvolvimiento en el laboratorio y las respuestas ante las

consultas y/o evaluaciones del profesor.


QUIMICA

106

MEDIDAS DE SEGURIDAD EN UN LABORATORIO

1. No deben efectuarse experimentos no autorizados, a menos que estén

supervisados por el docente.

2. Estar atento a las instrucciones del docente.

3. Cualquier accidente debe ser notificado de inmediato al docente.

4. No ingerir alimentos ni fumar dentro del laboratorio.

5. Todas las sustancias que se utilizan en las operaciones y reacciones en el

laboratorio de química son potencialmente peligrosas por los que, para

evitar accidentes, deberán trabajarse con cautela y normativas. Cumplir las

exigencias de seguridad personal y del grupo que se encuentre realizando

una práctica.

6. Se deberá mantener una adecuada disciplina durante la estancia en el

laboratorio, concurriendo al mismo sabiendo lo que se va a hacer.

7. No trasladar varios objetos de vidrio al mismo tiempo. ¡CUIDADO!

8. Uso indispensable de bata/ delantal, como medida de protección.

9. Lea cuidadosamente la etiqueta del frasco hasta estar seguro de que es el

reactivo que necesita, no utilice reactivos que estén en frascos sin etiqueta.

10. Después de que utilice un reactivo tenga la precaución de cerrar bien el

frasco. Deben mantenerse tapados mientras no se usen. No cruzar las

tapas.

11. Los tubos y varillas de vidrio y objetos calientes deben colocarse sobre

tela de asbesto y en un lugar no muy accesible de la mesa de trabajo, para

evitar quemaduras así mismo o a un compañero.

12. Los tubos de ensayo calientes, con líquido o no, deben colocarse en una

gradilla de alambre o dentro de un vaso de precipitados.

13. Cuando se calientan sustancias contenidas en un tubo de ensayo, no se

debe apuntar la boca del tubo al compañero o a sí mismo, ya que pueden

presentarse proyecciones del líquido caliente.

14. La dilución de ácidos concentrados debe hacerse de la siguiente manera:

Utilizar recipientes de pared delgada. Añadir lentamente el ácido al agua

resbalándolo por las paredes del recipiente, al mismo tiempo que se agita

suavemente. NUNCA AÑADIR AGUA AL ÁCIDO, ya que puede

formarse vapor con violencia explosiva. Si el recipiente en el que se hace

la dilución se calentara demasiado, interrumpir de inmediato y continuar

la operación en baño de agua o hielo. No pipetee los ácidos, puede llegar a

ingerirlos. Consulte al profesor.

15. No se debe probar ninguna sustancia. Si algún reactivo se ingiere por

accidente, se notificará de inmediato al docente.

16. No manejar cristalería u otros objetos con las manos desnudas, si no se

tiene la certeza de que están fríos.

17. No se debe oler directamente una sustancia, sino que sus vapores deben

abanicarse con la mano hacia la nariz.


QUIMICA

107

18. No tirar o arrojar sustancias químicas, sobrenadantes del experimento o

no, al desagüe. En cada práctica deberá preguntar al profesor sobre los

productos que pueden arrojar al desagüe para evitar la contaminación de

ríos y lagunas.

19. Cuando en una reacción se desprendan gases tóxicos o se evaporen ácido,

la operación deberá hacerse bajo una campana de extracción.

20. Algunos símbolos de advertencia son:

· facultad regional la rioja quimica 2 metodologÍa de enseÑanza en general, la metodología...

Documents