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Autores
Juan José Casal
Victoria Soledad Trípoli
Manipulación de líquidos Cuando un líquido está contenido en un recipiente cilíndrico, la superficie del mismo no aparece de forma horizontal, sino que, debido a la acción de la gravedad, por un lado, y al rozamiento del líquido con las paredes del recipiente, por otro, forma una superficie cóncava, cuya curvatura será tanto más cerrada cuanto menor sea el diámetro del recipiente. A esta curva se le da el nombre de menisco. Cuando se midan volúmenes en recipientes cilíndricos, el valor será determinado por la división de la escala del recipiente que coincida con la base del menisco.
Para efectuar la lectura situaremos la base del menisco a la altura de los ojos; en caso contrario (la base del menisco se encuentra por encima o por debajo de dicha altura), estaremos cometiendo un error en la misma que recibe el nombre de error de paralaje. Uso de probetas
Material: Probeta graduada
Dos vasos de precipitados Reactivos: Agua Montaje y realización de la experiencia Verter en la probeta una cantidad cualquiera de agua y mirar el volumen, de forma que la parte inferior del menisco que se forma coincida con la lectura que queremos hacer (así se evitará el error de paralaje).
A continuación, medir 15 cm3 de agua con la probeta y verterlos en el vaso seco y limpio. Medir después 20 cm3 y volver a echarlos en el mismo vaso. Repetir la operación con 30 cm3. Verter ahora el contenido del vaso en la probeta y medir el volumen real. Interpretación de los resultados 1. Anotar la lectura del segundo apartado. 2. Calcular teóricamente la cantidad de agua que debe tener el vaso del tercer apartado al finalizar la operación. 3. ¿Coincide el valor teórico y el real? En caso contrario, intenta explicar las posibles causas de su diferencia. Utilización de pipetas
La pipeta es un instrumento de mayor precisión que la probeta, y se usa para facilitar el trasvase de cantidades exactas de líquidos de un recipiente a otro. La posición correcta para la utilización de la pipeta es sujetarla por la parte superior con los dedos pulgar, medio y anular, al tiempo que el dedo índice debe situarse sobre el orificio superior. Una vez absorbido el líquido en el interior de la pipeta, el dedo índice permitirá o cerrará la caída de líquido dejando libre el orificio superior o taponándolo, respectivamente. La elección de la pipeta adecuada para efectuar cada operación se realizará tomando la pipeta más pequeña que nos permita coger la cantidad de líquido que se exija en cada caso. La absorción del líquido en la pipeta debe hacerse con propipeta o perita de goma.
Propipeta Perita de goma
Material: Pipetas graduadas
Dos vasos de precipitados
Reactivos: Agua destilada Montaje y realización de la experiencia Succionar un volumen cualquiera con la pipeta y verter el líquido en el vaso de precipitados vacío regulando el flujo de salida con el dedo índice para conseguir: 1. salida en chorro 2. salida gota a gota 3. detener la salida de líquido. Repetir la operación hasta manipular la pipeta correctamente. A continuación, tomar las siguientes cantidades y verterlas: 1 cm3 6 cm3 8,3 cm3 Interpretación de los resultados 1. Escribir qué pipeta se ha elegido para tomar cada una de las cantidades indicadas anteriormente, razonando el por qué de dicha elección. 2. ¿Por qué es mayor la precisión de la pipeta que la de la probeta? Utilización de buretas
La bureta se utiliza cuando se desea añadir cantidades de líquido cuyo valor se necesita controlar para utilizarlo en posteriores cálculos. El tubo de la bureta está dividido en décimas de centímetros cúbicos, por lo que es un instrumento muy exacto. La posición correcta para manipular la bureta es sujetarla sobre el soporte de manera que podamos ver la escala graduada. Para accionar la llave que libera o corta la salida de líquido se utilizará la mano izquierda (en personas diestras), dejando la mano derecha libre para manipular el recipiente sobre el que vaya a caer el líquido. Si la persona no es diestra, la posición de las manos será justamente la inversa. La vista no ha de fijarse en la llave de la bureta, sino en el nivel descendente del líquido.
Enrasar la bureta es llenarla de forma que la base del menisco formado por el líquido coincida exactamente con el cero de la bureta. Material: Una bureta con su soporte
Dos vasos de precipitados Reactivos: Agua Montaje y realización de la experiencia Montar la bureta sobre el soporte, cuidando que quede en posición vertical. Comprobar que está cerrada la llave de la bureta y echar agua por la parte superior hasta que sobrepase la señal de cero. Abrir ahora muy despacio la llave de la bureta y dejar caer sobre un vaso de precipitados la cantidad de líquido necesaria para que la bureta quede enrasada. A continuación, dejar caer el líquido de la bureta sobre un vaso de precipitados regulando el flujo de salida con la llave para conseguir: 1. salida en chorro 2. salida gota a gota 3. detener la salida de líquido. Volver a enrasar la bureta y verter ahora 17.4 cm3 exactamente, agitando continuamente con movimientos circulares el recipiente sobre el que se esté recogiendo el líquido. Interpretación de los resultados 1. ¿Qué sentido tiene enrasar la bureta?
TRABAJO PRÁCTICO DENSIDAD
Procedimiento: Medición de densidad de sólidos:
1. Determinar la masa de una pieza metálica utilizando una balanza electrónica y registrar dicho valor (lo llamaremos m).
2. Colocar agua en una probeta, de tamaño adecuado, hasta la mitad de su capacidad y medir el volumen inicial de líquido (lo llamaremos Vi). Para medir el volumen con la probeta considerar el siguiente esquema:
3. Sumergir con cuidado, inclinando la probeta, la pieza metálica dentro del líquido y volver a medir el volumen final (lo llamaremos Vf).
¡Incorrecto!
¡Incorrecto!
CORRECTO
4. Medir la temperatura del agua con un termómetro. 5. Calcular la densidad del sólido según la siguiente expresión:
! =!
!! − !!
6. Buscar en tablas el valor de densidad del metal (lo llamaremos δt) VER EN EL ANEXO, EL TUTORIAL 1
7. Calcular el error absoluto de la medida. Aplicar la siguiente fórmula:
∆! = !"#$% !"#$#% − (!"#$% !" !"#$"%)
8. Calcular el error relativo porcentual cometido en la determinación:
!% =∆!
(!"#$% !" !"#$"%)∙ 100%
9. Volcar los resultados en la tabla siguiente
Material Masa
(g) Volumen Inicial (ml)
Volumen Final (ml)
Temperatura (ºC)
Densidad (g/ml)
Densidad de Tabla (g/ml)
Error absoluto (g/ml)
Error relativo porcentual (%)
Medición de densidad de líquidos y mezclas de líquidos: Las disoluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente de la concentración. Se va a proceder a determinar la densidad de distintas soluciones acuosas. Procedimiento 1
1. Pesar una probeta de 100 ml vacía en una balanza electrónica, anotar ese valor (mVACIO).
2. Colocar en la probeta, con cuidado de no derramar nada, 100 ml de la solución acuosa de NaCl (sal de mesa) correspondiente. Anotar el valor (mLLENO)
3. Calcular la densidad de la solución según la siguiente fórmula:
! =!!!"#$ −!!"#$%
!
4. Medir la temperatura. 5. Volcar los datos en la siguiente tabla:
Concentración de NaCl (%)
mLLENO mVACIO Volumen Densidad (g/ml)
0
5
10
20
Temperatura:……. ¿Qué ocurre con la densidad a medida que aumenta la concentración de sal? ………………………………………………………………………………………………………………………… Realice un gráfico de la densidad en función de la concentración de NaCl. Coloque en el eje “x” la concentración del NaCl, y en el eje “y”, la densidad de la solución (
VER EN EL ANEXO, EL TUTORIAL 2). Adjunte el gráfico realizado a la presente guía.
ConcentraciÛn (%)
Den
sida
d (g
/ml)
Procedimiento 2
1. Repetir el procedimiento anterior, pero empleando soluciones de alcohol en agua de distintas concentraciones.
2. Medir la temperatura del líquido. 3. Repetir el experimento utilizando alcohol etílico al 96%. 4. Volcar los resultados en la tabla siguiente.
Concentración de etanol (%)
mLLENO mVACIO Volumen Densidad (g/ml)
0
10
40
60
96
Temperatura:………… Realice un gráfico de la densidad en función de la concentración de etanol. Coloque en el eje “x” la concentración del etanol, y en el eje “y”, la densidad de la
solución ( VER EN EL ANEXO, EL TUTORIAL 2). Adjunte el gráfico realizado a la presente guía.
ConcentraciÛn (%)
Den
sida
d (g
/ml)
¿Qué se observa en el gráfico? …………………………………………………………………….
LAVAR EL MATERIAL USADO
TRABAJO PRÁCTICO CAMBIOS DE ESTADO
Procedimiento: Colocar, en un vaso de precipitados de capacidad 250 ml, 150 ml de agua medidos con probeta. Introducir un termómetro en el agua, evitando que el bulbo toque las paredes o el fondo del vaso, para ello se sostiene el termómetro con un aro de Bunsen o aro metálico, atándolo, como muestra la figura.
Aro de Bunsen
TermÛmetro
Vaso de precipitado
Tela met· lica
TrÌpode
Mechero
Soporte Calentar sobre tela metálica durante 20 minutos y registrar la temperatura cada un minuto. Anotar los datos en el siguiente cuadro; realizar observaciones relevantes:
TIEMPO (min)
TEMPERATURA (°C)
TEMPERATURA (K)*
OBSERVACIONES
* K = ºC + 273
NO DEJAR DE CALENTAR EL AGUA ¿Qué sucede con la temperatura del sistema mientras se produce la ebullición del agua? .......................................................................................................................
¿A qué temperatura se produce la ebullición del agua? ........................................... ¿El punto de ebullición de un líquido depende de la cantidad de líquido que tengamos? ……………………………………………………………………………………… ¿Qué cambios de estado se producen en el experimento realizado? ............................................................................................................... Realizar un gráfico colocando en el eje "X" el tiempo y en el eje "Y" la temperatura.
( VER EN EL ANEXO, EL TUTORIAL 2). Adjuntarlo a la presente guía.
Tiempo (minutos)
Tem
pera
tura
(∞C
)
Propiedades coligativas Muchas de las propiedades importantes de las disoluciones dependen del número de partículas de soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Estas propiedades se denominan propiedades coligativas.
1. Pesar en un vaso de precipitado chico 25 gramos de cloruro de sodio (NaCl, sal de mesa). Volcar dicha cantidad dentro del agua en ebullición.
2. Continuar el calentamiento, hasta que se disuelva toda la sal y leer la temperatura que marca el termómetro.
3. Anotar dicho valor (Tf): Tf = °C Completar:
"Por lo tanto, la disolución de sustancias sólidas (no volátiles) en un líquido, produce un AUMENTO / DESCENSO en la temperatura de ebullición del mismo".
Retirar CON CUIDADO el termómetro y tapar el vaso con una tapa de caja de Petri. Después de 10 segundos, observar el otro lado de la misma.
NO DEJAR DE CALENTAR EL AGUA. ¿Qué se observa? ............................................................................................................... ¿Qué cambios de estado se producen en el experimento realizado? ............................................................................................................... Experiencia con el yodo Coloque unos cristales de yodo (I2) en un vaso de precipitado de 50 ml ó de 100 ml SECO y tápelo con un vidrio de reloj o una tapa de caja de Petri también seca. Sométalo a la acción del calor apoyándolo sobre la caja de Petri que tapa al vaso con el agua caliente (ver la figura).
Tapa de caja de Petri
Vidrio de reloj
Luego de 2 minutos, retírelo y deje que se enfríe sobre la mesada. Observar la cara inferior del vidrio de reloj y anotar lo observado: ............................................................................................................... ¿Qué cambios de estado se producen en el experimento realizado? ............................................................................................................... Determinación del punto de fusión del ácido esteárico El ácido esteárico es un ácido graso proveniente de aceites y grasas animales y vegetales. Es un sólido parecido a la cera.
Procedimiento Colocar en un vaso de precipitados 200 ml de agua.
1. Sostener un tubo de ensayo, que contiene ácido esteárico, con el broche de madera y adosar éste a un pie universal mediante una doble nuez (ver la figura).
TermÛmetro
Tubo de ensayo
Broche o agarradera
Vaso de precipitado con agua
Tela met· lica
TrÌpode
Mechero
Soporte
2. Comenzar a calentar el agua e ir midiendo la temperatura del ácido esteárico.
3. Una vez que comience a fundir el ácido esteárico, seguir calentando hasta una temperatura de 65°C. Luego apagar el mechero, retirar CON CUIDADO el tubo de ensayo del baño de agua, colocarlo en una gradilla y comenzar a registrar la temperatura de ácido esteárico cada 1 minuto, hasta que llegue a los 45°C.
4. Observar a qué temperatura se produce el cambio de estado. 5. Volcar los datos en la siguiente tabla.
TIEMPO (min)
TEMPERATURA (°C)
TEMPERATURA (K)
Observaciones
Realizar un gráfico colocando en el eje "X" el tiempo y en el eje "Y" la temperatura.
( VER EN EL ANEXO, EL TUTORIAL 2). Adjuntarlo a la presente guía.
Tiempo (minutos)
Tem
pera
tura
(∞C
)
Determinar el punto de fusión del ácido esteárico.
Punto de Fusión =
LAVAR EL MATERIAL USADO
TRABAJO PRÁCTICO SISTEMAS MATERIALES
FILTRACION
1. Medir entre 20-‐25 ml de una suspensión un sólido con una probeta (previamente se debe agitar la suspensión), a este volumen lo llamaremos VSUSPENSION.
2. Volcar la suspensión sobre un aparato de filtración (ver esquema). Si quedase algo del sólido en la probeta, arrastrar con un poco de agua.
Doblado del papel de filtro
soporte universal
embudo con papel de filtro
erlenmeyer
aro de Bunsen
3. Colocar el papel de filtro con el cloruro de calcio retenido sobre un vidrio de reloj y dejarlo junto a un mechero encendido, debajo de una tela metálica apoyada sobre un trípode (ver esquema).
Tela met· lica
Vidrio de reloj con papel de filtro
4. Una vez seco, pesar el papel de filtro con el cloruro de calcio y anotar este
valor, luego pesar un papel de filtro vacío y restarlo al valor anterior, lo llamaremos al resultado mSOLIDOS. Calcular el porcentaje de sólidos suspendidos (C%SOLIDOS) aplicando la fórmula:
!"#$%#&'($)ó!%!ó!"#$% =!!ó!"!"#(!" !"#$%&)!!"!#$%!&ó!(!" !")
∙ 100%
Completar:
Por lo tanto, la filtración es un método para separar sistemas HOMOGÉNEOS / HETEROGÉNEOS compuestos por:
Sólido – líquido líquido – líquido líquido – gas gas– sólido
CENTRIFUGACIÓN DE SUSPENSIONES Colocar en un tubo de centrífuga unos 6 ml de una suspensión de un sólido en agua. ¿Qué características presenta? .......................................................................................................... ¿Cómo sabe que es una suspensión? …………………………………………………………………….. Centrifugar el sistema, para ello se colocará en otro tubo de centrífuga 6 ml de agua; luego poner ambos tubos en la centrífuga y encenderla. Luego de un minuto, apagarla. ¿Hay alguna diferencia? Grafique el resultado en el siguiente esquema. ¿Dónde se encuentra el sólido?.
Por lo tanto, la centrifugación es un procedimiento mediante el cual se ACELERA /
RETRASA la velocidad de sedimentación y sirve para separar sistemas HOMOGÉNEOS / HETEROGÉNEOS. Compuestos por:
Sólido – líquido líquido – líquido líquido – gas gas – sólido
DECANTACIÓN Colocar dentro de una ampolla de decantación 10 ml de agua y 10 ml de alcohol isobutílico, ambos medidos con probeta. Sostener la ampolla con el aro de Bunsen (aro metálico)
¿Qué observa? ...............................................................................................................
Se trata entonces de un sistema: HOMOGÉNEO / HETEROGÉNEO Para saber que líquido está presente en cada fase realizar el siguiente procedimiento: 1) Abrir lentamente el robinete (la llave inferior) de la ampolla de decantación de manera de recoger 10 gotas aproximadamente del líquido inferior dentro de un tubo de ensayos. 2) Agregar en el mismo tubo, 10 gotas de agua aproximadamente y observar. Por lo tanto el líquido inferior que está dentro de la ampolla es AGUA / ALCOHOL
ISOBUTÍLICO; Una vez identificadas ambas fases, tapar la ampolla y agitar sosteniendo el tapón. Dejar la ampolla en reposo y anotar que se observa a medida que pasa el tiempo: ........................................................................................................................
DESTAPAR la ampolla, abrir el robinete y dejar salir la fase inferior dentro de un tubo de ensayos hasta que el líquido superior llegue al robinete. Colocar luego un segundo tubo para recoger el otro líquido.
NO DESCARTAR EL ALCOHOL ISOBUTÍLICO. ¿De qué depende la ubicación de las fases? ...............................................................................................................
Por lo tanto, el agua es MAS / MENOS densa que el alcohol isobutílico. Retornar el alcohol isobutílico a su recipiente original. CROMATOGRAFÍA Métodos variados de separación de mezclas se conocen como cromatografía. La cromatografía es un método de separación en el que los componentes a desglosar se distribuyen entre dos fases, una de las cuales constituye un lecho estacionario de amplio desarrollo superficial y la otra es un fluido que pasa a través o a lo largo del lecho estacionario.
1. Con un lápiz hacer cuatro puntos en el papel (la fase estacionaria), a una distancia aproximada de 1 cm del borde inferior.
2. Marcar en cada punto con marcadores de colores de la siguiente forma COLOR 1 COLOR 2 COLOR 3 COLOR 1 + COLOR 2 +
COLOR 3 3. Colocar la fase móvil en la cuba cromatográfica para quede un nivel de 0,5
cm de altura (ver esquema).
papel de cromatografÌa
vaso de precipitados
puntos de siembra
nivel de alcohol
5 mm
4. Colocar el papel en la cuba, cuidando que quede apoyado sobre la pared de
la misma. 5. Dejar correr la cromatografía hasta que el nivel del alcohol esté a 0,5 cm
por debajo del borde superior.
Resultados y cuestiones: 1. ¿Qué manchas han aparecido? Esquematizar:
2. ¿Qué conclusiones puede sacar? DESTILACION SIMPLE: Se van a dividir en dos grupos. Uno de los grupos va a usar el siguiente aparato de destilación:
termÛmetro
cabezal de destilaciÛn
refrigerante
Erlenmeyer
balÛn de destilaciÛn
trÌpode
mechero
El otro grupo va a usar el microdestilador.
1. Medir en una probeta, 10 ml del líquido que indique el profesor (5 ml si es para el microdestilador).
2. En otra probeta, medir 10 ml de agua (5 ml si es para el microdestilador). 3. Volcar la mezcla en el balón de destilación. Si no tiene, agregar pedacitos de
cerámica (para que la ebullición sea homogénea y no se produzcan proyecciones). Empezar a calentar suavemente.
4. Cuando caiga la primera gota medir la temperatura, luego, medir la temperatura cada 1 minuto, hasta que llegue a los 100ºC. Volcar los datos en la siguiente tabla.
Tiempo (min)
Temperatura (°C)
Primera gota
5. Realizar un gráfico de temperatura en función del tiempo; esto es, poniendo
en el eje de las “X” el tiempo y en el eje de las “Y” la temperatura. ( VER EN EL ANEXO, EL TUTORIAL 2) Adjuntar el gráfico a la guía.
Tem
pera
tura
(∞C
)
Tiempo (min)
LAVAR EL MATERIAL USADO
TRABAJO PRÁCTICO REACCIONES QUIMICAS
Procedimiento: PARA CADA UNA DE LAS SIGUIENTES REACCIONES OBSERVAR LOS CAMBIOS OCURRIDOS Y REGISTRARLOS Considerar:
(s): sustancia sólida (l): sustancia líquida (g): sustancia gaseosa (ac): sustancia en solución acuosa REACCION 1 Los espejos se obtienen depositando una delgada capa de un metal o una aleación sobre vidrio u otro material transparente. Colocar solución de nitrato de plata amoniacal (Ag(NH3)2NO3 ) en un tubo de ensayo LIMPIO hasta 1/4 de la capacidad del mismo. Completar con ¼ de solución de formol y colocar a Baño María sin necesidad de sostenerlo. El Baño María se prepara de la siguiente forma:
Tubo de ensayo
Vaso de precipitado
con agua
1 ml ≈ 20 gotas
La reacción ocurrida es:
(ac)NH+(ac)NONH+(ac)COH+Ag(s)O(ac)CH+(ac)NO)Ag(NH 33422233 3333 2 → Anotar los cambios ocurridos REACCION 2 El siguiente es un pigmento utilizado en acuarela que se obtiene a partir del cianuro de hierro. Entre sus inconvenientes es que tiende a decolorarse con la exposición prolongada a la luz solar, aunque se recupera en la oscuridad. Colocar 1ml de solución de ferrocianuro de potasio (K4[Fe(CN)6]) en un tubo de ensayo y agregar 2 gotas de solución de cloruro férrico (FeCl3)
KCl(ac)+(s)]Fe[Fe(CN)(ac)FeCl+](ac)[Fe(CN) 3 1243K 3664 → Anotar los cambios ocurridos REACCION 3
El agua oxigenada se emplea en ocasiones como desinfectante. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas para blanquear telas y pasta de papel, como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas.
Colocar 1ml de solución de permanganato de potasio (KMnO4) en un tubo de ensayo, y agregar 1 ml de agua oxigenada (H2O2). 2KMnO4(ac)+3H2O2 (ac)! 2MnO2(s)+3O2 (g)+2H2O(l)+2KOH(ac) Anotar los cambios ocurridos REACCION 4 Colocar en un tubo de ensayo SECO (para secarlo se emplea la llama del mechero), una cucharadita de dicromato de amonio (NH4)2Cr2O4 y flamear el fondo del tubo, agarrado con un broche de madera, con cuidado sobre la llama de un mechero, como indica la figura.
La reacción ocurrida es:
O(g)+(s)OCr+(g)N(s)OCr)(NH 224 23272 4H→ Anotar los cambios ocurridos REACCION 5 Primera parte: Colocar 2 ml de solución de sulfato de cobre (CuSO4) en un tubo de ensayo. Agregar mientras se agita, 1 gota de solución de amoníaco concentrado (NH3).
(ac)SO)(NH+(s)SO(OH)CuOH(ac)NH+(ac)CuSO 444244 2222 → Anotar los cambios ocurridos Luego seguir agregando solución de amoníaco hasta ver la disolución completa del precipitado
O(l)+(ac)]SO)[Cu(NHOH(ac)NH+(ac)CuSO 4344 24 4H4 → Anotar los cambios ocurridos Segunda parte: Agregado de un agente reductor: ácido ascórbico (Vitamina C) En un vaso de precipitados de 100 ml, colocar 20 ml de agua aproximadamente. Agregar media pastilla de Vitamina C (por ejemplo Redoxón ®). Esperar a que se disuelva toda; se puede agitar con una varilla de vidrio si es necesario. Tomar unos
5 ml aproximadamente de esta solución. Agregar la solución al tubo de ensayo que contiene el sulfato de cobre de la Primera parte. Observar los cambios ocurridos: Someter el tubo de ensayo al calentamiento con mechero, suavemente. La reacción ocurrida es:
+ Cu+2 + Cu
0 + 2H+C6H8O6 C6H6O6
Observar los cambios ocurridos: REACCION 6 Primera parte: Colocar 1ml de solución de nitrato de cobalto Co(NO3)2 en un tubo de ensayo, agregar 4 gotas de tiocianato de potasio KSCN y dos gotas de ácido clorhídrico (HCl).
KCl(ac)+(ac)KNO+(ac)HCo(SCN)KSCN(ac)+HCl(ac)+(ac))Co(NO 33 2242 42 → Anotar los cambios ocurridos Segunda parte: Luego, agregar 1ml de butanol y agitar.
ol)(buHCo(SCN)(acuoso)HCo(SCN) tan44 → Anotar los cambios ocurridos
REACCION 7
La solubilidad de una sustancia varía con la temperatura. Generalmente, la solubilidad se hace mayor cuando la temperatura aumenta. En ocasiones cambia incluso la forma y el aspecto de los cristales. Colocar 1 ml de solución de nitrato de plomo Pb(NO3)2 en un tubo de ensayo, agregar 2 gotas de ioduro de potasio KI
(ac)KNO+(s)PbIKI(ac)+(ac))Pb(NO 323 222 ⇔ ¿Qué ocurre? Someter al calentamiento suavemente con mechero.
(ac)+(ac)Pb(s)PbI +22
−→ 2I ¿Qué ocurre? Dejar enfriar en reposo.
(s)PbI(ac)+(ac)Pb 2+2 →−2I
¿Observa algún cambio? REACCION 8 Una forma rápida de identificar alcoholes en el laboratorio es empleando una solución de dicromato de potasio K2Cr2O7 adicionada de unas gotas de ácido sulfúrico, al agregar un alcohol (alcohol metílico, alcohol etílico, etc.) se va a producir un cambio de color característico. La intensidad del color va a depender de la cantidad de alcohol presente. Colocar 1.5 ml de solución de K2Cr2O7 en un tubo de ensayo, agregar 15 gotas de H2SO4 (¡CUIDADO! ¡EL ÁCIDO ES CONCENTRADO!). Luego agregar 10 gotas de etanol y agitar. La reacción es:
O(l)H+(ac)SO+(ac))(SOCr+COOH(ac)CH(ac)SO+(ac)OCr+O(l)H
4423
42
223
27262
112K238H2K3C →
Anotar los cambios ocurridos:
REACCION 9 En ciertas ocasiones el hierro resulta un indicador de contaminación en aguas. Una forma de detectar hierro es realizando la reacción de una solución de hierro con sulfocianuro de potasio o de amonio, generándose una solución de color característico intenso aún a bajas concentraciones de hierro. Agregar en un tubo de ensayo 10 ml de agua aproximadamente, adicionar dos gotas de FeCl3 y agitar hasta mezclar bien. Agregar una gota de KSCN. Observar.
KCl(ac)+(ac)Fe(SCN)(ac)FeCl+KSCN(ac) 3 33 3→ ¿Qué cambios se produjeron? REACCION 10 Agregar en un tubo de ensayo 2 ml de HNO3, adicionar tres pedacitos de cobre. Calentar suavemente. Observar. PRECAUCIÓN: NO ASPIRAR LOS GASES, SON IRRITANTES.
O(l)+(g)NO+(ac))Cu(NO(ac)HNO+Cu(s) 233 22 2H24 → Anotar los cambios ocurridos. REACCION 11 En un tubo de ensayo colocar tres cucharaditas de bicarbonato de sodio (NaHCO3). Agregar unos 2 ml de agua aproximadamente. Agitar hasta que se solubilice la mayor cantidad de bicarbonato. Agregar 10 gotas de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4). La reacción es:
O(l)H+(g)CO+(ac)NaHSO(l)SOH+(ac)NaHCO 224423 → Anotar los cambios ocurridos. REACCION 12
En un tubo de ensayo colocar dos cucharaditas de CuSO4 y una de NaCl (sal de mesa). Agregar unos 4 ml de agua aproximadamente. Agitar hasta disolver ambos sólidos. Tomar un pedazo de papel aluminio e introducirlo en la solución. Calentar suavemente durante unos segundos. Los iones de cobre disuelto Cu+2 toman los electrones liberados por el aluminio. Se dice que el cobre sufre una reacción de reducción, y el aluminio de oxidación. Los protones (H+) también toman electrones para formar el gas hidrógeno que se desprende en la reacción (se ven como “burbujea” el aluminio). La reacción es:
(g)H+(ac)Al+Cu(s)(ac)Cu+Al(s)+(ac) 2+3+2+ 22222H →
Anotar los cambios ocurridos: REACCIÓN 13 Colocar en un tubo de ensayo 2 ml de HCl conc. (cuidado es corrosivo!). Agregar un pedacito de aluminio. Calentar suavemente por unos segundos. La reacción es:
!" ! + 3!"# !" → !"#!! !" +32!! !
Anote los cambios ocurridos: REACCIÓN 14 Colocar en un tubo de ensayos una cucharadita de ácido salicílico. Agregar 1 ml de agua y 1 ml de alcohol etílico; agitar hasta disolver la mayor parte del sólido. Agregar tres gotas de FeCl3. La reacción es:
Anotar los cambios ocurridos: REACCIÓN 15
Colocar en un tubo de ensayos 1 ml de KMnO4, agregar dos gotas de ácido sulfúrico H2SO4 concentrado. Luego agregar 1 ml de etanol y agitar. La reacción es:
4!"#!! + !!!!!!!" + 4!! → 4!"!! + !!!!""# + 7!!! Anotar los cambios ocurridos:
LAVAR EL MATERIAL USADO
TRABAJO PRÁCTICO
OXIDOS, ACIDOS Y BASES
Acidez y basicidad
PAPEL TORNASOL
Colocar un papel de tornasol azul sobre una placa de Petri o un vidrio de reloj limpio y seco y hacer lo mismo con el papel tornasol rojo. Agregar 1 gota de solución ácida (puede ser HCl ó ácido acético) a cada papel. ¿Qué se observa? ......................................................................................................................... Repetir agregando 1 gota de solución básica (puede ser NaOH ó NH3) sobre nuevos papeles tornasol rojo y azul. Anotar lo observado: .......................................................................................................................... De acuerdo a lo observado completar el siguiente cuadro, colocando en cada casillero el color correspondiente al cual cambia el papel. SUSTANCIAS ÁCIDAS SUSTANCIAS BÁSICAS TORNASOL ROJO
TORNASOL AZUL
Por último tomar la SOLUCIÓN INCÓGNITA 1 (llamada Sc. 1), realizando el mismo procedimiento y en función de lo observado, completar el cuadro: CAMBIA A
ROJO
AZUL
Por lo tanto la solución es......................................................... Realizar los mismos pasos con la SOLUCIÓN INCÓGNITA 2 (llamada Sc. 2): CAMBIA A
Recuerde que 1 ml ≈ 20 gotas
ROJO
AZUL
Por lo tanto la solución es........................................................ PAPEL pH Colocar sobre un vidrio de reloj o en una placa de Petri, cinco pedacitos de papel pH los más separados posible y agregarle a cada uno por separado, una gota de las siguientes sustancias: Ácido muriático, ácido clorhídrico (HCl) -‐ Vinagre, ácido acético (CH3COOH) – Agua destilada (H2O) – Amoníaco (NH3) -‐ Soda cáustica, hidróxido de sodio (NaOH)
NaOH
NH3
H O2CH COOH3
HCl
Una vez que el papel cambió su color, compararlos con la escala de colores del papel pH y anotar el valor correspondiente para cada uno: SUSTANCIA COLOR pH Ácido muriático (ácido clorhídrico, HCl)
Vinagre (ácido acético, CH3COOH)
Agua destilada (H2O)
Amoníaco (NH3) Soda cáustica (hidróxido de sodio, NaOH)
Medir con una probeta 100 ml de agua y colocarlos en un vaso de precipitados de 250 ml, agregar UNA gota de ácido clorhídrico (HCl) y revolver con una varilla de vidrio. Medir el pH de esa solución utilizando el papel pH, para ello se agrega un papel a la solución: pH final = ................. (1 gota en 100 ml) Realizar el mismo procedimiento, pero esta vez, utilizando la solución de soda cáustica (NaOH):
pH final = ................. (1 gota en 100 ml) En base a lo observado, se deduce que el pH DEPENDE / NO DEPENDE de la
concentración y por lo tanto CAMBIA / NO CAMBIA por dilución”. OXIDOS REACCION DE LOS OXIDOS FRENTE AL AGUA 1) OXIDOS BASICOS Agregar una cucharada pequeña de óxido de calcio (CaO) en 5 ml de agua contenidos en un tubo de ensayo. Calentar suavemente unos segundos. Tomar la reacción frente al papel para medir el pH y anotar lo observado. .............................................................................................................. Esto indica la presencia de UN ACIDO / UNA BASE La reacción química que ocurrió es:
(ac)Ca(OH)O(l)H+CaO(s) 2 2→
“Por lo tanto los óxidos básicos reaccionan frente al agua para formar HIDROXIDOS / ACIDOS".
2) OXIDOS ACIDOS Colocar en un tubo de ensayo 2 ml de ácido nítrico (HNO3). Agregar en el tubo que contiene el ácido, un poco de cobre (Cu). La reacción involucrada es:
O(l)+(g)NO+(ac))Cu(NO(ac)HNO+Cu(s) 233 22 2H24 →
Calentar suavemente flameando el tubo con el ácido. Tomar, con una pinza metálica, un pedacito de papel de pH. Someter a la acción de los vapores por un breve tiempo (¡NO ASPIRAR LOS VAPORES SON IRRITANTES!). Anotar lo observado: ......................................................................................................................... Esto indica la formación de UN ACIDO / UNA BASE La reacción química que ocurrió es:
(ac)HNO+(ac)HNOO(l)H+(g)NO 2322 →2 "Por lo tanto los óxidos ácidos reaccionan frente al agua para formar ACIDOS
/ HIDROXIDOS".
INDICADORES Un indicador es una sustancia natural o sintética que cambia de color en respuesta a la naturaleza de su medio químico. Prepare una serie de cuatro tubos de ensayo limpios; agregue a cada uno 5 gotas del indicador correspondiente y anote el color del mismo después del agregado de dos gotas de la sustancia a ensayar.
Indicador Ácido clorhídrico (HCl) Hidróxido de sodio (NaOH) Fenolftaleína
Bromocresol púrpura
¿Qué conclusión puede sacar? ¿Para qué puede usar un indicador? Reacción entre ácidos y bases En este experimento se procederá a examinar la capacidad de neutralizar la acidez de una solución de ácido clorhídrico HCl 0,1M, mediante la adición de distintos tipos de bases. Procedimiento:
1. Colocar en un vaso de precipitado 40 ml de solución de HCl (botella grande color caramelo). Medir el pH con el papel indicador.
2. Agregar una punta de la espátula grande del sólido a probar. Agitar con varilla de vidrio.
3. Medir el pH final con el papel indicador de pH.
4. Volcar los datos en la siguiente tabla. Sólido a probar pH inicial pH final Hidróxido de magnesio, Mg(OH)2
Bicarbonato de sodio, NaHCO3
Carbonato de magnesio, MgCO3
5. Las ecuaciones para cada caso son:
Mg(OH)2 (ac)+2HCl(ac)!MgCl2(ac)+2H2O(l)
NaHCO3(ac)+HCl(ac)! NaCl(ac)+CO2(g)+H2O(l)
MgCO3(s)+ 2HCl(ac)!MgCl2 (ac)+CO2 (g)+ 2H2O(l)
Por lo tanto, el agregado de sustancias básicas a un ácido AUMENTA / DESCIENDE el valor del pH.
LAVAR EL MATERIAL USADO
TRABAJO PRÁCTICO Calor de disolución
Medición del calor de disolución del hidróxido de sodio Procedimiento:
1. Pesar, en un vaso de precipitado de 50 ó 100 ml, 4,0 g de NaOH (¡no deben tocarlo con las manos desnudas!).
2. Colocar en el vaso de café 80 ml de agua. Medir la temperatura inicial (llamada Ti)
3. Agregar al agua el NaOH y comenzar a registrar la temperatura. Ir midiendo la temperatura cada 5 segundos. Agitar con ayuda del termómetro, cuidando que no haya proyecciones de líquido.
4. Realizar un gráfico de temperatura en función del tiempo. Determinar la temperatura final Tf (¿cuál se imaginan que será?).
5. Calcular el calor intercambiado según la fórmula:
! = !!"#! ∙ !!"#! +!!"#$ ∙ !!"#$ ∙ !! − !! Donde m es la masa de la sustancia y C es la capacidad calorífica de la misma. Preguntas: 1) ¿Qué tipo de reacción es (endotérmica/exotérmica)? 2) Calcular el calor intercambiado, q. Datos Densidad del agua: 0,998 g/ml Capacidad calorífica del agua (Cagua): 1,00 cal/(°C.g) Capacidad calorífica del NaOH (CNaOH): 2,95 cal/(ºC.g) 3) Con el resultado anterior, calcular cuánto calor libera 1,0 gramo de NaOH. 4) Sabiendo que el valor de tablas del calor de disolución es 265,83 cal/g, calcular el error absoluto y el error relativo porcentual de la medición. Medición del calor de disolución de la urea Procedimiento:
1. Pesar, en un vaso de precipitado de 50 ó 100 ml, 4,0 g de urea Colocar en el vaso de café 50 ml de agua. Medir la temperatura inicial (llamada Ti)
2. Agregar al agua la urea y comenzar a registrar la temperatura. Ir midiendo la temperatura cada 5 segundos. Agitar con ayuda del termómetro.
3. Realizar un gráfico de temperatura en función del tiempo. Determinar la temperatura final Tf (¿cuál se imaginan que será?).
4. Calcular el calor intercambiado según la fórmula:
! = !!"#! ∙ !!"#! ∙ !! − !! Donde m es la masa del agua y C es la capacidad calorífica de la misma. Preguntas: 1) ¿Qué tipo de reacción es (endotérmica/exotérmica)? 2) Calcular el calor intercambiado, q. Datos Densidad del agua: 0,998 g/ml Capacidad calorífica del agua (Cagua): 1,00 cal/(°C.g) 3) Con el resultado anterior, calcular cuánto calor libera 1,0 gramo de urea. 4) Sabiendo que el valor de tablas del calor de disolución es -‐57,8 cal/g, calcular el error absoluto y el error relativo porcentual de la medición.
TRABAJO PRÁCTICO Destilación por arrastre con vapor
La extracción por arrastre de vapor de agua es uno de los principales procesos utilizados para la extracción de aceites esenciales. Los aceites esenciales están constituidos químicamente por terpenoides (monoterpenos, sesquiterpenos, diterpenos, etc.) y fenilpropanoides, compuestos que son volátiles y por lo tanto arrastrables por vapor de agua. Las esencias hallan aplicación en numerosísimas industrias, algunos ejemplos son los siguientes:
• Industria cosmética y farmacéutica: como perfumes, conservantes, saborizantes, principios activos, etc.
• Industria alimenticia y derivadas: como saborizantes para todo tipo de bebidas, helados, galletitas, golosinas, productos lácteos, etc.
• Industria de productos de limpieza: como fragancias para jabones, detergentes, desinfectantes, productos de uso hospitalario, etc.
• Industria de plaguicidas: como agentes pulverizantes, atrayentes y repelentes de insectos, etc.
En la destilación por arrastre con vapor de agua intervienen dos líquidos: el agua y la sustancia que se destila. Estos líquidos no suelen ser miscibles en todas las proporciones. En el caso límite, es decir, si los dos líquidos son totalmente insolubles el uno en el otro, la tensión de vapor de cada uno de ellos no estaría afectada por la presencia del otro. A la temperatura de ebullición de una mezcla de esta clase la suma de las tensiones de vapor de los dos compuestos debe ser igual a la altura barométrica (o sea a la presión atmosférica), puesto que suponemos que la mezcla está hirviendo. El punto de ebullición de esta mezcla será, pues, inferior al del compuesto de punto de ebullición más bajo, y bajo la misma presión, puesto que la presión parcial es forzosamente inferior a la presión total, que es igual a la altura barométrica. Se logra, pues, el mismo efecto que la destilación a presión reducida. Procedimiento
1. Armar el siguiente aparato
2. Colocar en el balón de destilación una 2-‐5g cantidad de la muestra (dependerá del tipo de material). Agregar 50-‐60 ml de agua. En el caso de trabajar con un balón mayor de 100 ml se adaptarán las cantidades.
3. Comenzar el calentamiento suave.
4. Recoger el destilado en un frasco Erlenmeyer.
5. Anotar las características del destilado.
TRABAJO PRÁCTICO Preparación de soluciones
En química, una disolución (del latín disolutio), también llamada solución, es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama. Frecuentemente, uno de los componentes es denominado disolvente, solvente, dispersante o medio de dispersión y los demás solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción. Se suele llamar disolvente al componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción de masa, aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal (por ejemplo, una disolución conteniendo 50% de etanol y 50% de agua, es denominada solución acuosa de etanol). En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura (ej.: aleaciones paladio-‐plata), se considera disolvente al metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina. Características generales Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar por centrifugación ni filtración. Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste. Sus propiedades físicas dependen de su concentración: Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.
Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc.
Unidades de concentración La concentración de una disolución puede ser expresada de distintas maneras y todas resultan interconvertibles. Las expresiones principales son: Porcentaje masa/masa: Establece la relación porcentual entre la masa del soluto y la de la disolución.
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!"#" !"# !"#$%"!"#" !" !" !"#$%&ó! 100%
La masa de la solución es el resultado de la suma de las masas del solvente y el soluto.
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Porcentaje masa/volumen: Es la cantidad de soluto en gramos por cada 100 ml de solución.
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Porcentaje volumen/volumen: Es la relación entre el volumen del soluto y el volumen de la solución. Se emplea en soluciones líquido-‐líquido.
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Molaridad: Es la cantidad de moles del soluto por litro de solución.
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Los moles de soluto (n) se calculan según
! =!"#" !" !"#$%"
!"#" !"#$% !"# !"#$%" MANERA DE OPERAR Calculados los gramos precisos, se pesan en vidrio de reloj o en un vasito de precipitad. Si se trata de un líquido o disolución, se tomará el volumen correspondiente por medio de una pipeta.
Soluto Sólido:
Previa pulverización y pesada la sustancia, puesta en un vaso o Erlenmeyer, se adiciona una pequeña cantidad de agua agitando. Si es preciso, puede calentarse para favorecer la disolución. Se deja enfriar antes de verter en el matraz aforado, empleando el embudo. Se lava repetidas veces el recipiente con agua destilada, que se vierte también en el matraz aforado. Finalmente, se añade agua hasta enrase.
El matraz aforado nunca ha de calentarse. Al enrasar ha de coincidir la tangente al menisco del líquido con la marca del aforo (evítese el error de paralelaje). El ajuste final se logra con más facilidad y precisión si se emplea la pipeta o un gotero pequeño. Soluto Líquido:
No se pipeteará con la boca. Basta en estos casos con introducir la pipeta hasta la base del recipiente y esperar a que ascienda el líquido, sin succión. Al succionar, se cuidará que la pipeta esté bien introducida en el líquido, y que seguirá estándolo aun cuando se vaya llenando con él: si quedase poco introducida, pueden penetrar burbujas de aire, que, junto con el líquido, ascenderían hasta la boca. Diluciones: En términos químicos significa, rebajar la cantidad de soluto por unidad de volumen de solución. A diferencia de las soluciones, en las diluciones se parte de una solución concentrada previamente preparada (o comprada). La dilución (o solución diluida) se logra disminuyendo la concentración por el agregado de mas solvente, generalmente agua destilada. PREPARACION DE SOLUCIONES Solución de NaOH 0,1N (~0,4%m/v):
El hidróxido de sodio (NaOH) o hidróxido sódico, también conocido como soda cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. Además es usado en la Industria Petrolera en la elaboración de Lodos de Perforación base Agua. A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que absorbe humedad del aire (higroscópico). El hidróxido de sodio es muy corrosivo.
Se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón, lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos. Precaución: Cuando se disuelve en agua libera una gran cantidad de calor
(exotérmico)! Materiales: Vidrio de reloj o caja de Petri Espátula Vaso de precipitados 250ml Varilla de vidrio Pizeta Embudo Matraz aforado 1l Reactivos: NaOH Sólido Agua destilada Procedimiento
1. Pesar en una caja de Petri o vidrio de reloj 4 gramos de hidróxido de sodio (NaOH) considerando su pureza (para NaOH 98%, pesar 4,1gr).
2. Transvasar el soluto pesado a un vaso de precipitados o Erlenmeyer. Si quedase algo de hidróxido de sodio arrastrar con ayuda de un pizeta.
3. Agregar 200ml de agua y agitar hasta disolver. 4. Volcar el contenido del vaso en un matraz aforado de 1000ml. De ser
necesario utilizar un embudo. 5. Completar el volumen del matraz con agua hasta el enrace,
homogeneizando antes de enrasar. 6. Luego volcar el contenido del matraz en un frasco previamente lavado y
etiquetado. Para evitar error, si el frasco esta mojado, se lo debe enjuagar con un poco de la solución preparada.
¿Qué sucede si no se enjuaga previamente el frasco? ¿Qué significa que el hidróxido de sodio no sea 100% puro? ¿Afecta a la solución? ¿Cuánto NaOH habría que pesar para preparar una solución 1N? Solución de HCl 0,1N:
El ácido clorhídrico o todavía ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal marina en América), es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de productos. Materiales: Vaso de precipitados 250ml Pipeta 10ml Perita o pro pipeta Embudo Matraz aforado 1l Pizeta Reactivos: Ácido Clorhídrico concentrado (HCl) Agua destilada Procedimiento Las soluciones de HCl se preparan diluyendo ácido clorhídrico concentrado, por lo que se debe tener especial cuidado al manejarlo.
1. Colocar en un vaso de precipitados aproximadamente 200ml de agua destilada.
2. Medir con una pipeta 8.4ml de ácido clorhídrico concentrado. 3. Adicionar el ácido al vaso con agua, homogeneizar y trasvasar al matraz con
ayuda de un embudo de ser necesario. 4. Completar el volumen del matraz con agua destilada hasta el enrace,
homogeneizando previamente. 5. Volcar el contenido del matraz en un frasco limpio y etiquetado. Si esta
mojado, enjuagar con un poco de la solución preparada. ¿Qué quiere decir que el HCl es concentrado? ¿Por qué se midieron 8.4ml de HCl para preparar 1 litro de solución 0,1N? ¿Qué datos se necesitan saber del HCl concentrado utilizado? Dilución de Acido Acético:
El ácido acético también conocido como ácido metilencarboxílico, es un ácido que se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrios. El ácido acético concentrado es corrosivo y, por tanto, debe ser manejado con cuidado apropiado, dado que puede causar quemaduras en la piel, daño en los ojos, e irritación a las membranas mucosas. Estas quemaduras pueden no aparecer hasta horas después de la exposición.
Materiales: Pipeta 10ml Pizeta Vaso de precipitados 250ml Embudo Matraz aforado 500ml Reactivos: Ácido acético glacial (Ac. acético concentrado 99,5% pureza) Agua destilada Procedimiento
1. Medir con pipeta 10ml de ácido acético. 2. Colocarlo en un vaso de precipitados con 200ml de agua destilada. 3. Verter el contenido del vaso en un matraz aforado. 4. Completar el volumen del matraz con agua destilada hasta el enrace,
homogeneizando previamente. ¿Qué concentración tiene la dilución obtenida? ¿Qué se necesita saber para preparar una dilución? ¿Cuánto ácido acético es necesario medir para preparar una solución 1:100? ¿Y una solución al 15%v/v? Solución Saturada de Dicromato de Potasio:
Generalmente las soluciones no pueden ser preparadas en una composición cualquiera pues su solubilidad en un disolvente determinado es regularmente limitada.Una solución saturada es aquella solución que no disuelve más soluto; es decir la solubilidad de soluto llego a su límite, esta solución se encuentra en un equilibrio dinámico. Y una 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. Debido a este efecto, las soluciones sobresaturadas se preparan con las soluciones saturadas caliente, en las cuales se logro, a una nueva temperatura disolver más soluto. Se tiene cuidado de no enfriar bruscamente la solución saturada para que la sustancia en exceso no cristalice. Materiales: Vaso de precipitados 50ml Varilla de vidrio Caja de Petri o vidrio de reloj Probeta Mechero, trípode, tela metálica Termómetro Reactivos: Dicromato de potasio Agua
Procedimiento
1. Tome un vaso de precipitado de 50ml. y vierta en el 30ml. de agua a 20°C. Pese en, la balanza granataria 75,0 gr. de dicromato de potasio y empiece a saturar con él, el agua. Una vez saturada pese el resto de dicromato (si sobró). De la diferencia entre la cantidad inicial y la restante, obtenga la cantidad que se utilizó para la saturación.
2. Caliente la solución hasta lograr completa disolución del soluto; mida la temperatura y agregue otra cantidad de soluto hasta que la solución se sature de nuevo. Anote la cantidad de dicromato que se necesita para la saturación.
3. Enfríe la solución, lentamente y sin agitar, hasta alcanzar los 20°C. A esta temperatura empiece a agitar y observe.
¿Qué se observa? ¿El dicromato de potasio es muy soluble en agua? ¿De que depende esto?
TRABAJO PRÁCTICO Titulación ácido-‐base
Valoración de una disolución de cloruro de hidrógeno (HCl). La valoración o titulación de las disoluciones se realiza frente a determinadas sustancias que se denominan patrones. Dichos patrones son disoluciones de sustancias muy puras de concentración perfectamente conocida. Nosotros prepararemos (si no está preparada previamente, consultar al profesor) una disolución 0,1 M de hidróxido de sodio (NaOH) para utilizarla como patrón. No es necesario que sea exactamente 0,1 M; lo que si es preciso es conocer exactamente su concentración. Para ello, pesa exactamente una cantidad aproximada a la que necesites para el volumen del matraz aforado del que dispones. Debés recordar que el hidróxido de sodio hay que pesarlo lo más rápidamente posible porque toma humedad, que al preparar la disolución es conveniente enjuagar todo el material utilizado tres veces uniendo las aguas de lavado a la disolución y cómo debe quedar el menisco al enrasar en el matraz aforado. Lo que hay que hacer es:
1. Calcular la cantidad de NaOH que hay que pesar para hacer 500 ml de una solución 0,1 M. Luego pesarla en una caja de Petri o vidrio de reloj secos.
2. Preparar la solución (recordar el TP de preparación de soluciones).
Para proceder a la valoración, lavar tres erlenmeyers y enjuagarlos con agua destilada. Con una pipeta introducir 10 ml de la disolución problema de ácido clorhídrico cuya concentración se desea determinar. Añadir agua destilada hasta completar un volumen de unos 50 ml y tres gotas de fenolftaleina. Por otra parte llenar una bureta de 25 ml con la disolución de hidróxido sódico preparada y enrasarla a 0. El NaOH se va adicionando desde la bureta gota a gota y agitando. El punto final de la valoración se detectará por el viraje del indicador (la fenolftaleina vira del incoloro en medio ácido al rojo en medio básico). Hay que tener en cuenta que el viraje se debe producir en toda la disolución y no sólo en una zona localizada y que no desaparezca al agitar.
Al realizar este proceso tres veces se obtienen los siguientes resultados: Experiencia 1: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Experiencia 2: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Experiencia 3: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Volumen de NaOH promedio = .................... ml Con estos datos (el volumen y la concentración de la disolución de NaOH y el volumen de la disolución problema de HCl) se puede determinar la concentración de la disolución de ácido clorhídrico, utilizando la ecuación:
(M . V)ácido = (M . V)base Molaridad del HCl ..................... Valoración de la acidez del vinagre. El vinagre comercial es una disolución de ácido acético. Supondremos que toda la acidez del vinagre es debida al ácido acético que contiene. Mediante una pipeta se toman 25 ml de vinagre comercial y se diluyen en agua destilada hasta 250 ml en un matraz aforado. Utilizando un matraz erlenmeyer, preparar tres muestras con 25 ml cada una de la disolución diluida de vinagre y añadir tres gotas de fenolftaleina y valorarla frente a la disolución de NaOH preparada anteriormente siguiendo el mismo procedimiento que en el caso anterior. Ahora vamos a calcular la concentración de la disolución diluida por el valor medio de los obtenidos en las tres muestras. Muestra 1: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Muestra 2: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Muestra 3: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Volumen de NaOH medio = .................... ml Con estos datos (el volumen y la concentración de la disolución de NaOH y el volumen de la disolución problema) se puede determinar la concentración de la disolución diluida del vinagre (ácido acético), utilizando la ecuación:
(M . V)ácido = (M . V)base
Molaridad de la disolución diluida de vinagre .. _____________ Tal y como se ha preparado la disolución diluida del vinagre, se sabe que el vinagre comercial será __________ veces más concentrado, por lo que: Concentración del vinagre en CH3COOH ..... _________ M Lo siguiente es convertir esa concentración molar en %masa/volumen. Comparar con el rótulo de la botella.
TRABAJO PRÁCTICO Propiedades coligativas
Variación del punto de ebullición con el agregado de sustancias sólidas
1. Colocar en un vaso de precipitados 150 ml de agua. 2. Medir el punto de ebullición. 3. Agregar 10,0 g de NaCl y medir la temperatura de ebullición. 4. Descartar el agua y repetir el procedimiento con 15,0 g y 25,0 g de NaCl. 5. Completar la siguiente tabla:
Cantidad de NaCl (g) Punto de ebullición (°C)
0 10 15 25
6. Realizar un gráfico de punto de ebullición en función de la cantidad de NaCl. (Ver
anexo TUTORIAL 2).
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