Guión Prácticas IOI 18-19 PDF

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PRÁCTICAS LABORATORIO DE QUÍMICA I (1º IOI)

Actividad inicial: Reconocimiento del material de laboratorio El material de vidrio es uno de los elementos fundamentales en el laboratorio. Frente a un conjunto de ventajas, entre las que destaca su carácter inerte, transparencia, manejabilidad y posibilidad de diseñar piezas a medida, presenta como único inconveniente su fragilidad. A continuación se muestra el material que comúnmente se utiliza en un laboratorio de Química. En esta parte de la práctica el alumno debe reconocer el material incluido en su taquilla de laboratorio que está detallado en la Tabla 1. Tabla 1. MATERIAL DE LA TAQUILLA - Soporte pie plato - Trípode con soporte rejilla - Varilla de vidrio - Pipeta de 10 ml - 3 vasos de precipitados (250mL, 250 mL, 100 mL) - Matraz kitasato

- Pinza con doble nuez - Aro con nuez cerrado - Frasco lavador - Vidrio de reloj - Pipeta pasteur con tetina - Embudo cónico - Probeta de 100 ml 1 matraz aforado de 250 mL - 5 matraces erlenmeyer de 250 mL - Embudo buchner - Pieza cónica de goma

Práctica 1: Precipitación de Sales OBJETIVO Determinar la relación estequiométrica entre dos sustancias que reaccionan para formar un producto insoluble en agua. 1. FUNDAMENTO TEÓRICO Cuando los elementos o compuestos experimentan un cambio químico, éste puede ser representado por medio de una “ecuación” química. Dicha ecuación debe cumplir con las siguientes leyes: • Ley de la conservación de la materia • Ley de la conservación de las cargas eléctricas • Ley de la conservación de la energía. Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado. La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento. Un tipo común de reacción en solución acuosa son las reacciones de precipitación, la cual se caracteriza por la formación de un producto insoluble en agua.

2. PARTE EXPERIMENTAL Reactivos 1. Carbonato de sodio 2. Cloruro de calcio 3. Sulfato de Sodio 4. Agua destilada

Materiales 1. Matraz de 250 mL 2. Reloj de vidrio 3. Pipeta Pasteur 4. Erlenmeyer 5. Frasco lavador 6. Probeta de 50 ml 7. Balanza

3. PROCEDIMIENTO 1. Prepare una disolución de 250 mL 0,4 M para los reactivos Na 2 CO 3 y CaCl2 y una disolución de 100 mL 0,4 M para el reactivo Na2 SO 4 . 2. En un erlenmeyer limpio y marcado, agregue los volúmenes indicados en la tabla a partir de las disoluciones preparadas de los reactivos. Se miden con una probeta de 50 mL para cada disolución y se mezclan cuidadosamente. Experimento 1 2 3 4

Na 2 SO 4 (mL) 50

Na 2 CO 3 (mL) 50 50 60

CaCl 2 (mL) 50 50 40 40

3. Pesar y etiquetar los filtros antes de filtrar los precipitados. 4. Se recoge el precipitado formado con un papel de filtro y se coloca en un vidrio de reloj, previamente pesado. Se deja secar en una estufa a 100ºC y una vez seco, se pesa con el papel y se calculan los gramos obtenidos. 4. RESULTADOS Los resultados deben ser entregados y completados siguiendo la hoja de resultados.

Práctica 2: Calorimetría y Propiedades de los gases Calorimetría En la mayoría de los procesos físicos o químicos se produce un cambio de estado en el sistema que lleva asociado un cambio en el valor de las funciones de estado del mismo. Entre estos, los cambios energéticos son de los más evidentes y trascendentes por cuanto están relacionados con el intercambio de calor con el entorno. En el caso, muy frecuente, de que el proceso ocurra a presión constante, el calor intercambiado coincide con la variación de entalpía del sistema. En esta práctica se determinará experimentalmente el calor de la reacción de neutralización de un ácido fuerte (HCl) con una base fuerte (NaOH). Las operaciones se realizan a presión constante, por ello, el calor coincide con la variación de entalpía asociada a cada proceso. Equivalente en agua del calorímetro El cambio de temperatura que ocurre en el interior del vaso afecta a todos los componentes que se encuentran dentro, incluido el propio vaso (paredes, agitador, termómetro), y por ello habrá que considerarlo como un componente adicional en el balance entálpico. Así lo que se hace es definir el equivalente en agua del calorímetro, es decir, una “masa equivalente” de agua, meq , que ante un cambio de temperatura en el interior del vaso, experimenta una variación de entalpía equivalente a la del vaso mismo. Calor de neutralización Cuando se produce una reacción, la rotura de enlaces y la formación de otros nuevos produce una variación en la energía del sistema. La variación de entalpía asociada se denomina calor de reacción. El proceso general de neutralización de ácido y base fuertes puede representarse: ∆ r H=-57,3 kJmol-1 H+ (aq) + OH- (aq) → H 2 O donde ese valor teórico es independiente de la naturaleza de los contraiones.

PARTE EXPERIMENTAL Y RESULTADOS Determinación del equivalente en agua La determinación de meq se denomina calibrado y puede realizarse según el siguiente experimento: 1. Con el vaso de precipitados (250 cm3) se introducen unos 100 cm3 de agua (m1 ) en el vaso de 600 cm3 a temperatura ambiente. Se pone en marcha el agitador y se anota la temperatura, T 1 , cuando el valor sea estable. 2. Se calientan otros 100 cm3 de agua (m2 ) en otro vaso de precipitados hasta una temperatura de aproximadamente 50ºC (anotar el valor exacto, T2 , para facilitar la medida apartar de la placa el vaso de precipitados). 3. El agua caliente se vierte dentro del vaso de 600 cm3 y se toma la temperatura (T f ) cuando sea estable.

Calor de neutralización 1. Preparar dos disoluciones de 100 cm3 1,0 M de HCl y de NaOH, sabiendo que las características suministradas para el HCl comercial son: concentración 35% en peso, densidad 1,19 g cm-3 y molaridad 11,42 M. 2. Pesar ambas disoluciones y anotar estos valores, además de sus temperaturas (TH y T OH), poniendo en contacto la sonda del termómetro con la base de ambos matraces. 3. Añadir en el vaso de 600 cm3 la disolución de HCl y posteriormente la de NaOH, sumergir la sonda del termómetro y tomar la temperatura final (T f ). 4. Pesar los matraces vacíos y determinar los valores de las masas de disolución de ácido y base (m H y mOH respectivamente) . Resultados

Los resultados deben ser entregados y completados siguiendo la hoja de resultados. Propiedades volumétricas de los gases ideales Es de sobra conocido que un gas ideal, en sentido absoluto, no existe y que hay que considerarlo más bien como un modelo, un estado de referencia útil al cual referir el estudio de los gases reales. Sin embargo, cuando la presión no es demasiado elevada, el comportamiento de los sistemas reales es bastante próximo al del gas ideal. Históricamente fueron apareciendo una serie de leyes empíricas que describían de forma cuantitativa el comportamiento de los gases a baja presión. En esta práctica se evaluará el efecto de la presión en el volumen ocupado por una cierta cantidad de gas (aire), verificando el cumplimiento, de la ley de Boyle. Ley de Boyle: Cuando se mantiene una cantidad fija de gas a temperatura constante, el volumen ocupado por dicho gas es inversamente proporcional a la presión a que está sometido. En función de esta ley, la representación de una isoterma en un diagrama P-V sería una hipérbola equilátera Descripción de la técnica experimental y resultados El dispositivo experimental para medir volúmenes de gases consta esencialmente de un tubo de vidrio graduado (en cm) cuyo extremo inferior está cerrado. Introduciendo mercurio por la parte superior queda atrapada una cierta cantidad de aire bajo la columna de mercurio que se forma, siendo este el sistema de estudio. El volumen de aire se determina a partir de la sección del tubo de vidrio y la altura a la que se encuentra el menisco inferior del mercurio (h). La presión a que está sometido el aire será debida al peso ejercido por la columna de mercurio (P Hg) más la presión sobre la misma. Esta presión puede modificarse reduciendo la presión sobre el mercurio. Para ello el extremo superior del tubo de vidrio se puede conectar a una bomba de vacío manual cuya acción es extraer el aire sobre el mercurio. Esta bomba manual lleva incorporado un manómetro cuya lectura (∆P) indica la diferencia de presión entre el exterior (P 0 ) y el recinto evacuado. El sistema se haya sumergido en otro tubo con agua que a su vez se introduce en un baño termostático que permite controlar la temperatura. Un termómetro de mercurio en contacto con el tubo de vidrio permite la medida de la temperatura. La determinación se llevará a cabo a la temperatura del laboratorio, obteniendo la altura del menisco inferior del mercurio (h) para varios valores de ∆P. Para cada experimento se toman los datos según la Tabla 3. Tabla 3. Datos experimentales (h, ∆P) a temperatura ambiente ∆P (mbar) 0 h (cm)

-100 -200 -300 -400 -500 -550 -600 -650 -700 -750

Resultados

Los resultados deben ser entregados y completados siguiendo la hoja de resultados....