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concentracion de reactivos ...

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17 - febrero – 2020 / Grupo 8 Laboratorio de química N° 4 Reacciones en solución acuosa. Determinación de concentración de soluciones Carol Dayanna Cabezas

DETERMINACIÓN DE CONCENTRACIONES Y PUREZA DE SOLUCIONES ACUOSAS 1. Objetivos 1.1. Objetivo general o

Calcular las concentraciones de las soluciones y determinar la concentración con las titulaciones realizadas en la práctica.

1.2. Objetivos específicos o

Analizar los cambios presentados para cada grupo de reacciones realizadas en la práctica, basándose en los conocimientos adquiridos en la teoría.

o

Representar los cambios químicos ocurridos en las soluciones, por medio de la formulación de ecuaciones químicas.

o

Aprender a identificar experimentalmente el reactivo límite, reactivo en exceso y punto estequiométrico mediante las reacciones realizadas.

o

Llevar a cabo una reacción química de descomposición para determinar la pureza de un reactivo mediante cálculos estequiométricos.

2. Datos, cálculos y resultados 2.1. DETERMINACIÓN DE ACIDEZ DE REACTIVOS Y SOLUCIONES La práctica inicialmente se dividió en seis experimentos, estos se basan inicialmente en la determinación del pH de las soluciones, en la identificación de reactivos limitantes y reactivos en exceso de acuerdo a que experimento se vaya a llevar a cabo, el cálculo de las concentraciones de diferentes soluciones y la pureza de los reactivos que hacen fundamental en el proceso de transformación de las reacciones químicas empleadas en el laboratorio. 2.1.1. EXPERIMENTO N° 1   

Vierta 5 ml de H2C2O4 0,01 M. Añada 2 gotas de solución de H 2SO4 3 M. Agite la mezcla. En otro tubo de ensayo, ponga 5 mL de agua destilada con 2 gotas de H 2SO4 3M. Añada a cada tubo de ensayo de 3 a 5 gotas de KMnO 4 0,01 M. Añada las gotas una por una en ambos tubos y observe lo que ocurre cada vez que adiciona las gotas. Caliente suavemente.

Reactivos a utilizar  H2C2O4  KMnO4  H2SO4

17 - febrero – 2020 / Grupo 8 Laboratorio de química N° 4 Reacciones en solución acuosa. Determinación de concentración de soluciones Carol Dayanna Cabezas Reactivos H2C2O4

KMnO4

Productos H2SO4

MnSO4

K2SO4

CO2

H 2O

Tipo de compuesto (iónico o Covalente)

Covalente Iónico

Covalente Covalente Covalente Covalente

Covalente

Estado de agregación en las condiciones del laboratorio (S,G,L)

Liquido

Líquido

Líquido

Liquido

Liquido

Gaseoso

Liquido

¿Catalizador?

No

No

No

No

No

No

No

pH

1

Observaciones

7

0

0

Al añadir en el primer vaso acido oxálico y ácido sulfúrico, se percibió una sustancia de un tono fucsia brillante, pero translucida. Al adicionar permanganato de potasio y calentar, esta sustancia genera burbujas se torna incolora. En el segundo vaso, se produce una solución incolora de ácido sulfúrico y agua destilada, y al momento de adicionar permanganato de potasio, si la solución no se agita, se pueden observar dos fases, en la parte superior, una solución morada brillante, y en la parte inferior una solución incolora, los compuestos no se mezclan. Sin embargo, al agitar y calentar se evidencia un burbujeo y la aparición de un gas incoloro. REACCIÓN QUÍMICA BALANCEADA 2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4  2 MnSO4 + K2SO4 + 10 CO2 + 8 H20

Tipo de reacción

Reducción-Oxidación

TABLA 2.1.1.

2.1.2. EXPERIMENTO N° 2 

En un vaso de precipitados de 500 mL vierta 55 mL de agua destilada y 5 mL de solución 0,1M de Pb(NO3)2. y 5 mL de solución 0,1M de KI.

Reactivos a utilizar  Pb(NO3)2  KI TABLA 2.1.2. Reactivos

Productos

Pb(NO3)2

KI

KNO3

PbI2

Tipo de compuesto (iónico o Covalente)

Covalente

Iónico

Iónico

Covalente

Estado de agregación en las condiciones del laboratorio (S,G,L)

Liquido

Liquido

Liquido

Solido

¿Catalizador?

No

No

No

No

pH

4

6

0

17 - febrero – 2020 / Grupo 8 Laboratorio de química N° 4 Reacciones en solución acuosa. Determinación de concentración de soluciones Carol Dayanna Cabezas

Observaciones

Al agregar el yoduro de potasio a la solución incolora formada por agua destilada y nitrato plumboso, se observa la formación de un precipitado amarillo brillante, que se expande por todo el vaso de precipitado, la consistencia de la solución se vuelve más turbia y se evidencia como se obtiene otra sustancia incolora que no se mezcla con el precipitado.

REACCIÓN QUÍMICA BALANCEADA Pb(NO3)2 + 2 KI  PbI2 + 2 KNO3 Tipo de reacción

Precipitado

2.1.3. EXPERIMENTO N° 3  Tome 3 tubos de ensayo, márquelos y vierta en cada uno 10 mL de agua destilada.  En el tubo 1 vierta 2 gotas de HNO3 6M.  En el tubo 2 vierta 2 gostas de HNO3 y añada 5 gotas de NaCl 2M.  En el tubo 3 añada 5 gotas de NaCl 2M.  Vierta en cada uno de los tubos 0,5 mL de la solución 0,1M de AgNO 3 Reactivos a utilizar  HNO3  NaCl  AgNO3 TABLA 2.1.3. Reactivos

Productos

HNO3

NaCl

AgNO3

Na2NO3

AgCl

Covalente

Iónico

Iónico

Iónico

Iónico

Liquido

Líquido

Líquido

Líquido

Líquido

¿Catalizador?

Si

No

No

No

No

pH

1

7

5

Tipo de compuesto (iónico o Covalente) Estado de agregación en las condiciones del laboratorio (S,G,L)

Observaciones

0

En el tubo 1 no se observó ningún cambio, a comparación de los tubos 2 y 3, ya que en estos se puede evidenciar la presencia de un precipitado, al ver la formación de cloruros. Así mismo se evidencia un cambio de coloración de transparente a un blanco no tan pronunciado Cuando se realizó el mismo experimento pero con el agua contaminada, se evidencia un precipitado menor que el precipitado formado en el agua destilada, pero se evidencia su formación. REACCIÓN QUÍMICA BALANCEADA NaCl + AgNO3 + HNO3 + H2O  Na(NO3)2 + AgCl + H2 + H2O

Tipo de reacción

Precipitación

17 - febrero – 2020 / Grupo 8 Laboratorio de química N° 4 Reacciones en solución acuosa. Determinación de concentración de soluciones Carol Dayanna Cabezas

2.1.4. EXPERIMENTO N° 4  

En un vaso de precipitados de 100 mL añada 20 mL de agua destilada y 1 mL de solución 1M Fe(NO3)3. Añada 5 mL de solución 6 M de NH4OH, mezcle bien.

Reactivos a utilizar  Fe(NO3)3  NH4OH TABLA 2.1.4. Reactivos

Productos

Fe(NO3)3

NH4OH

NH4NO3

Fe(OH)3

Tipo de compuesto (iónico o Covalente)

Iónico

Iónico

Iónico

Iónico

Estado de agregación en las condiciones del laboratorio (S,G,L)

Liquido

Liquido

Acuoso

Solido

¿Catalizador?

No

No

No

No

pH

1

Observaciones

9

0

Al hacer reaccionar amoniaco con nitrato férrico, se produce una solución de un color ocre, y se generan una clase de “grumos” en la solución, al mezclar, se empieza a disolver, y los grumos desparecen, sin embargo, se sigue observando un tipo de textura en la solución. REACCIÓN QUÍMICA BALANCEADA Fe(NO3)3 + 3 NH4OH  Fe(OH)3 + 3 NH4NO3

Tipo de reacción

Precipitación, doble desplazamiento

2.1.5. EXPERIMENTO N° 5   

Añada 5 mL de agua destilada Añada 1 mL de solución de Na2CO3 1M Coloque inclinado el tubo de ensayo y agregue gota a gota la solución ácida de HCl 6M dejándola resbalar lentamente por la pared del tubo de manera que pueda observar lo que ocurre al mezclarse las dos soluciones.

Reactivos a utilizar  Na2CO3  HCl TABLA 2.1.5. Reactivos

Productos

17 - febrero – 2020 / Grupo 8 Laboratorio de química N° 4 Reacciones en solución acuosa. Determinación de concentración de soluciones Carol Dayanna Cabezas Na2CO3

HCl

NaCl

CO2

H 2O

Tipo de compuesto (iónico o Covalente)

Iónico

Iónico

Iónico

Covalente

Covalente

Estado de agregación en las condiciones del laboratorio (S,G,L)

Liquido

Liquido

Acuoso

Gas

Liquido

¿Catalizador?

No

No

No

No

No

pH

0

Observaciones

11

9

Al adicionarle carbonato de sodio al agua destilada se observó la aparición de unos cristales que flotaban en la solución, al agregar ácido clorhídrico se genera un burbujeo y la mezcla se vuelve más densa, además se puede evidenciar como el ácido clorhídrico no se disuelve en la solución. REACCIÓN QUÍMICA BALANCEADA Na2CO3 + 2 HCl  2 NaCl + H2O + CO2

Tipo de reacción

Neutralización

2.1.6. EXPERIMENTO N° 6  

Agregue 2 mL de HCl 6 M Añada solución 6 M de NaOH gota a gota, agitando después de cada adición.

Reactivos a utilizar  NaOH  HCl TABLA 2.1.6. Reactivos

Productos

NaOH

HCl

NaCl

H 2O

Tipo de compuesto (iónico o Covalente)

Iónico

Iónico

Iónico

Covalente

Estado de agregación en las condiciones del laboratorio (S,G,L)

Acuoso

Liquido

Acuoso

Liquido

¿Catalizador?

No

No

No

No

pH Observación

1

11

Al agregar las gotas de hidróxido de sodio, a los dos mililitros de ácido clorhídrico se evidencian dos fases en la solución, a pesar de que ambas sustancias son incoloras, se percibe como la sustancia se vuelve más densa y tiene dificultades para disolverse. REACCIÓN QUÍMICA BALANCEADA HCl + NaOH  NaCl + H2O

Tipo de reacción

0

Acido-Base (neutralización) y doble desplazamiento

17 - febrero – 2020 / Grupo 8 Laboratorio de química N° 4 Reacciones en solución acuosa. Determinación de concentración de soluciones Carol Dayanna Cabezas 2.2. REACTIVO LIMITE, PUNTO ESTEQUIOMETRICO Y PUREZA 2.2.1. REACTIVO LIMITE      

Enumerar y rotular 8 tubos de ensayo limpios y secos. Adicionar a cada tubo de ensayo 1.0 mL de solución de cromato de sodio 0,04M. Adicionar respectivamente a cada uno de los tubos de ensayo: 0.5, 1.0, 1.5, 2.0, 3.0, 3.5, y 4.0 mL de solución de nitrato de plomo 0,02M. Hacer los cálculos del volumen de agua destilada que se necesita adicionar para que en cada tubo el volumen total de la solución sea de 7 mL. Dejar los 8 tubos en reposo durante 1 hora, para que los precipitados formados decanten. Observar y comparar lo obtenido en los 8 tubos.

TABLA N° 2. DATOS EXPERIMENTALES Y RESULTADOS ESTEQUIOMETRICOS OBTENIDOS. Reactivos Na2CrO4(ac) 0,04 M mL

Moles

Productos Pb(NO3)2(ac), 0,02 M

Masa

mL

Moles

g iniciale finales s 1.0

1.0 1.0

1.0 1.0 1.0 1.0 1.0

4x10-5

4x10-5 4x10-5

4x10-5 4x10-5 4x10-5 4x10-5 4x10-5

PbCrO4 (S)

Masa

mL

Moles

NaNO3(ac) Masa

G inicial es

6,48x1 0.5 1x10-5 0-3

Moles

Masa

g

finales

inici ales 3,31x1 0-3

mL

2,54 x10-4

g

finale s

inici ales

1x10-5 3,2x103

7,52 x104

finale s 1,6x10 -

2x10

-3

5

6,48x1 1.0 2x10-5 0-3

6,62x1 0-3

3,37 x10-4

2x10- 6,4x103 5

1,50 x10-3

4x10- 3,4x10

6,48x1 1.5 3x10-5 0-3

9,93x1 0-3

5,1x 10-4

3x10- 9,6x103 5

2,26 x103

6x10- 5,0x10

6,48x1 2.0 4x10-5 0-3

1,32x1 0-2

6,7x 10-4

4x10-5 1,2x10-

3x10

8x10- 6,8x10

-3

5

6,48x1 2.5 5x10-5 0-3

1,32x1 0-2

6,7x 10-4

4x10-5 1,2x10-

3x10

8x10- 6,8x10

-3

5

6,48x1 3.0 6x10-5 0-3

1,32x1 0-2

6,7x 10-4

4x10-5 1,2x10-

3x10

8x10- 6,8x10

-3

5

6,48x1 3.5 7x10-5 0-3

1,32x1 0-2

6,7x 10-4

4x10-5 1,2x10-

3x10

8x10- 6,8x10

-3

5

6,48x1 4.0 8x10-5 0-3

1,32x1 0-2

6,7x 10-4

4x10-5 1,2x10-

3x10

8x10- 6,8x10

-3

5

2

2

2

2

2

5

5

-3

-3

-3

-3

-3

-3

-3

17 - febrero – 2020 / Grupo 8 Laboratorio de química N° 4 Reacciones en solución acuosa. Determinación de concentración de soluciones Carol Dayanna Cabezas  Hacer una gráfica de moles de cromato de plomo formado en función del volumen (mL) de solución de nitrato de plomo para calcular el punto estequiométrico. GRAFICA N° 1 PUNTO ESTEQUIOMÉTRICO

Punto estequiométrico 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0

1

1.5

2

2.5

3

3.5

4

4.5

5

5.5

En la tabla anterior se representa el punto estequiométrico de los moles de cromato de plomo en función de los mL de la solución, se evidencia que el punto estequiométrico se alcanza al llegar a 0,00004n/3mL, desde ese punto en adelante su punto debe de ser igual ya que si su punto cambia, esto será considerado como que no es su punto estequiométrico. Para iniciar la práctica se tomó un mililitro de cromato de sodio a una concentración de 0,04 molar el cual se hizo reaccionar con nitrato plumboso a una concentración de 0,02M variando su volumen en cada tubo. Lo que produjo cromato plumboso y nitrato de sodio. A continuación, se indica la reacción implementado en el laboratorio: Na2CrO4 + Pb(NO3)2  PbCrO4 + 2 NaNO3 Las moles de los reactivos se calcularon por medio de la ecuación de molaridad expresa de la siguiente forma: Molaridad:

moles del soluto Litros de la solución

En la guía inicial de la práctica se proporcionaron los daros de la concentración de el cromato de sodio, y los litros de la solución, procedemos a despejar la ecuación en función de las moles y así, se hallan las moles del soluto, en este caso las moles del cromato de sodio: 0,04M x 0.001L de sln = 4x10 -5 moles de Na2CrO4

17 - febrero – 2020 / Grupo 8 Laboratorio de química N° 4 Reacciones en solución acuosa. Determinación de concentración de soluciones Carol Dayanna Cabezas

Las moles encontradas anteriormente sirven para hallar la masa. Se hace estequiometria y se calculan los gramos de cromato de sodio, de la siguiente manera: 4x10-5 moles de Na2CrO4 * 162 gramos de Na2CrO4 = 6,48x10-3 g de Na2CrO4 1 mol Na2CrO4 Siguiendo las ecuaciones y los cálculos planteados anteriormente se hallan las moles iniciales de ambos reactivos para cada tubo. Para calcular las moles finales de los productos se realizaron los cálculos del reactivo límite para cada tubo, ya que, dependiendo de la cantidad de moles de cada compuesto, el reactivo limitante puede variar y el reactivo limite es el que se debe tener en cuenta para hacer los cálculos de la cantidad e producto que se espera obtener ya que como su nombre lo indica, aquel que va a limitar la reacción y la cantidad de producto a obtener. 4x10-5 moles de Na2CrO4 * 1mol Pb(NO3)2 = 4x10-5 moles de Pb(NO3)2 1 mol Na 2CrO4 1x10-5 moles de Pb(NO3)2 * 1 mol Na2CrO4 = 1x10-5 moles de Na2CrO4 1 mol Pb(NO3)2 Para este caso en específico el reactivo limitante es el nitrato plumboso. Sin embargo, al aumentar el volumen de nitrato plumboso, puede seguir siendo el mismo reactivo limitante que se obtuvo anteriormente o puede variar al momento de hacer los cálculos, ya puede pasar a ser el otro reactivo que participa en la reacción como se evidencia a continuación con el siguiente tubo: 4x10-5 moles de Na2CrO4 * 1mol Pb(NO3)2 1 mol Na 2CrO4

= 4x10-5 moles de Pb(NO3)2

6x10-5 moles de Pb(NO3)2 * 1 mol Na2CrO4 = 6x10-5 moles de Na2CrO4 1 mol Pb(NO 3)2 De acuerdo al reactivo limite obtenido en cada uno de los tubos de ensayo, se hace estequiometria para hallar las moles finales de los productos que se obtendrán de acuerdo al tubo que se esté tomando en cuenta para el cálculo, en el momento en que la reacción se produzca, de la siguiente manera: 1x10-5 moles de Pb(NO3)2 * 1mol PbCrO4 = 1x10-5 moles de PbCrO4 1mol Pb(NO3)2 1x10-5 moles de Pb(NO3)2 * 2mol NaNO3 = 2x10-5 moles de NaNO3 1 mol Na 2CrO4 Se realiza el mismo proceso para cada uno de los tubos teniendo en cuenta las moles iniciales de los reactivos. Teniendo las moles producidas después de los cálculos realizados anteriormente, se procede a calcular los gramos de los productos correspondientemente, de la siguiente manera:

17 - febrero – 2020 / Grupo 8 Laboratorio de química N° 4 Reacciones en solución acuosa. Determinación de concentración de soluciones Carol Dayanna Cabezas 1x10-5 moles de PbCrO4 * 323,1937g PbCrO4 = 3,23x10-3g de PbCrO4 1mol PbCrO 4 2x10-5 moles de NaNO3 * 84,994709g NaNO3 1 mol NaNO 3

= 1,69x10-3g de NaNO3

Teniendo en cuenta los cálculos realizados anteriormente, se realizan los cálculos para los tubos faltantes. 2.2.2. PUREZA DE UN REACTIVO 

 

  

Introduzca en un tubo de ensayo limpio y seco 1 g de la muestra de clorato de potasio (KClO3) de pureza desconocida, que se ha pesado aparte con una precisión de décima de miligramo, y la pequeña cantidad del catalizador, óxido de manganeso (MnO 2), que se logre coger en la punta de la espátula y, con una pinza, coloque un poco de lana de vidrio en la boca del tubo a modo de tapón. Pese el tubo con su contenido y el tapón (con la misma precisión). Caliente con el mechero la base del tubo evitando que la reacción sea muy brusca y despida violentamente el tapón de lana de vidrio. El clorato de potasio se funde antes de que empiece la reacción y se desprenda el oxígeno. Cuando la reacción comienza se forma un humo blanco formado por partículas sólidas muy finas. Continúese calentando por aproximadamente 5 minutos. Deje enfriar y vuelva a pesar el tubo con su contenido y el tapón. Repita todo el procedimiento anterior para hacer el experimento por duplicado. Repita nuevamente todo el procedimiento anterior, pero sin añadir el óxido de manganeso.

Tabla No 2.2.2. Resultados pureza del reactivo. La ecuación...