Manual de quimica inorganica ii 2015 (otras ingenierias 1 1)

MANUAL DE LABORATORIO Química Inorgánica II

Rev. 2015 Ingeniería Civil

Ingeniería Industrial

Ingeniería Electrónica

Ingeniería Mecánica

¡BIENVENID@S A QUIMICA INORGANICA! Los docentes que guiaremos este curso, tanto en teoría como en el laboratorio, les recibimos cordialmente y deseamos felicitarles por estudiar una carrera que contribuirá, en un futuro próximo, al engrandecimiento y desarrollo de nuestro país.

Por ello les animamos a recibir con entusiasmo este interesante desafío del estudio de los principios en los que se fundamentan las teorías de la ciencia de la vida, y de la naturaleza…la Química Inorgánica.

Desafío que les proponemos asuman en su equipo de trabajo, porque estamos convencidos que la sinergia que así se produce es extremadamente valiosa para su formación profesional, ética y humana.

Las experiencias prácticas que se realizaran en ese laboratorio, le proporcionaran las habilidades y destrezas en el manejo de técnicas empleadas en la síntesis e identificación de compuestos, así como también en la interpretación de resultados experimentales.

Normas de Laboratorio, preparación Prelaboratorio y reporte En los diferentes cursos de Química es necesario complementar la parte teórica de los cursos con prácticas de laboratorio con el fin que el estudiante logre adquirir nuevas destrezas y habilidades que le serán útiles en su futuro profesional; además que éstas a su vez, le permiten visualizar y entender los diferentes fenómenos que se dan en la Química. Ya que no podemos olvidar que esta ciencia pertenece a las denominadas Ciencias Experimentales y que su metodología requiere la determinación de datos experimentales, análisis de éstos e interpretación de los diferentes resultados que arrojan los diferentes ensayos realizados.

Durante este curso se realizarán varias prácticas de laboratorio, las cuales estarán relacionadas con los temas vistos y explicados en la parte teórica del curso. Por esto es necesario que el alumno conozca las diferentes normas que debe cumplir para hacer uso de las instalaciones de laboratorio, así como los diferentes requisitos y procedimientos que deben realizarse para la elaboración de las diferentes prácticas.

A continuación se detallan las siguientes normas y procedimientos para la realización de las diferentes prácticas de laboratorio: Normas de laboratorio: 1. Todos los alumnos deben tener y leer el reglamento del uso de los laboratorios del Instituto de Investigaciones Químicas, Biológicas, Biomédicas y Biofísicas. Este debe estar incluido en su manual de laboratorio.

2. Todos los alumnos deben de firmar la constancia de conocimiento y aceptación de los reglamentos de uso de los laboratorios y entregarlo a su Instructor. En el caso que el alumno sea menor de edad, el documento deberá ser firmado por sus padres o tutores.

3. Es necesario que el alumno cumpla con cada uno de los requisitos mencionados y explicados en el reglamento, tales como uso de bata, lentes de seguridad, vestimenta adecuada, así como el cabello recogido, etc.

4. El alumno no podrá ingresar al laboratorio si no lleva su manual y su prelaboratorio.

5. No se permitirá el ingreso al laboratorio 15 minutos después de haber empezado la práctica.

6. No se permite el ingreso de mochilas o material no necesario en el laboratorio.

7. No se permite el uso de celulares ni otros dispositivos personales de comunicación dentro del laboratorio.

8. Cada estudiante será responsable de su área de trabajo, así como del equipo, material y cristalería que utilice durante la práctica, y deberá dejar todo limpio y ordenado, tal y como lo encontró al inicio de la práctica.

Trabajo dentro del Laboratorio Dentro del laboratorio los alumnos deben de registrar el trabajo realizado, para poder comprender lo que se hizo, como se hizo y cuándo se hizo. Con este fin, el alumno realizara una prueba corta sobre la práctica a realizar, elaborara un Pre-laboratorio y al final entregará la hoja de reporte debidamente llenada, al finalizar la práctica.

Pre-Laboratorio El laboratorio es un lugar donde nunca debe llegarse a improvisar. Es necesario asegurar que el estudiante esté familiarizado con el tema a tratarse durante la práctica, así como con el procedimiento que se seguirá. Como ayuda al estudiante, se ha diseñado una sección de Pre-laboratorio o Pre-lab, la cual consistirá en información descriptiva sobre la práctica o en un cuestionario. Preparar el Pre-lab a conciencia tiene la ventaja de ayudar a un mejor rendimiento de cada práctica de laboratorio Cuando el Pre-lab consista en un cuestionario, quedará bajo la responsabilidad del estudiante resolverlo a conciencia para asegurarse que se comprenderá el trabajo que se va a realizar durante el laboratorio.

El Pre-lab es obligatorio para poder realizar la práctica, de no entregarse, el alumno pierde el derecho a ingresar al laboratorio. El Prelaboratorio debe de ser escrito a MANO Manual de laboratorio Para la realización de las diferentes prácticas dentro del laboratorio, es necesario que los alumnos lleven su manual de laboratorio, el cual debe de incluir al final el reglamento de laboratorio. Este manual debe de estar encuadernado. No se permitirá el ingreso al laboratorio si el alumno no lleva su manual.

Evaluación de todo el trabajo del laboratorio Cada práctica realizada en el laboratorio (una vez por semana) se evaluará de la siguiente manera: Rubro a evaluar

 

Puntaje

Pre-laboratorio

25

Trabajo dentro del laboratorio

25

Reporte de laboratorio

50

Total Práctica Individual

100

Numero de prácticas : 6 practicas durante el semestre Valor de laboratorio total: 10 puntos

INDICE

Practicas 1 Calorimetría

Titulo

2

Enlace químico

3

Geometría molecular

4

Propiedades coligativas y estados de la materia

5

Cinética y Equilibrio químico

6

Ácidos y Bases

PRﾃ，TICAS

PRÁCTICA No. 1 CALOR DE NEUTRALIZAICION Calorimetría

Introducción En forma experimental podemos determinar el flujo de calor asociado a una reacción química midiendo el cambio de temperatura que produce. La medición de dicho flujo se llama Calorimetría, y el aparato con que se mide el flujo de calor se llama calorímetro.

En la mayoría de los laboratorios de química general se utilizan calorímetros sencillos elaborados con vasos de poliestireno, ya que éste es un buen aislante térmico, el cual reduce la trasferencia de calor del vaso a los alrededores.

En esta práctica el alumno tendrá la oportunidad de familiarizarse con este instrumento, así como con los conceptos básicos de Calorimetría.

Objetivos

 Construya un calorímetro y entienda su funcionamiento  Mida los cambios de energía que acompañan a las reacciones de neutralización  Calcule la capacidad calorífica del calorímetro  Calcule el calor de naturalización Pre Laboratorio 1. Investigue sobre: a. Calorímetro b. Calor c. Unidad SI de energía d. Caloría e. Calor de Reacción ó Cambio Entálpico f. Capacidad Calórica g. Calor Específico

2. Defina: Reacción Endotérmica Reacción Exotérmica 3. Cuáles son los signos de las entalpías para una reacción Endotérmica y para una reacción exotérmica.

4. ¿La energía puede ser negativa?

Marco teórico El calor es energía de paso que se intercambia entre un sistema y sus alrededores como resultado de una diferencia de temperatura entre ambos. Esta trasferencia de energía, siempre se da del cuerpo de mayor temperatura al de menor temperatura. La trasferencia de calor puede causar un cambio de temperatura en la materia, pero también puede provocar un cambio de estado de la materia.

La unidad de energía en el Sistema Internacional-SI- es el Joule: 1 J = 1 kg m2/s2.

Los cambios de energía que acompañan a las reacciones químicas se expresan en unidades de calorías. Una caloría es la cantidad de energía que se requiere para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1 °C. Cada cambio químico va acompañado de un cambio de energía, usualmente en forma de calor. El cambio de energía de una reacción que se realiza a presión constante se llama CALOR DE REACCIÓN o CAMBIO ENTÁLPICO. El símbolo ∆H es usado para expresar el cambio entálpico.

Si el calor es liberado, la reacción es EXOTERMICA, donde ∆H < 0.

Si el calor es absorbido, la reacción es ENDOTERMICA, donde ∆H > 0.

En este experimento se medirá el calor de neutralización o la entalpía de neutralización de la reacción que tiene lugar entre un ácido y una base, con la consiguiente formación de un mol de agua. La cantidad de calor será medido experimentalmente, llevando a cabo la reacción en un recipiente aislado térmicamente llamado Calorímetro. El calor liberado en la neutralización causará un aumento en la temperatura de la solución y del calorímetro. Si el calorímetro es perfecto, nada de calor se escapara al ambiente. El calorímetro a usar se muestra en la figura 3.1.

Figura 1.1. Ejemplo de calorímetro

Termómetro

En esta práctica interesa el calor de reacción, pero parte de ese calor es absorbido por el calorímetro mismo, por lo que se requiere determinar la capacidad calórica del calorímetro. Por CAPACIDAD CALÓRICA se entiende: LA CANTIDAD DE CALOR (número de calorías) REQUERIDO PARA ELEVAR LA TEMPERATURA 1°C. En este experimento, la temperatura del calorímetro y su contenido se mide antes y después de la reacción. El cambio de entalpía -∆H- es igual al producto del cambio de temperatura por la capacidad calórica del calorímetro y su contenido: ∆H = ∆T(Capacidad calórica del calorímetro + capacidad calórica del contenido)(1) donde ∆T es la diferencia absoluta entre las temperaturas final e inicial.

La capacidad calórica del calorímetro se determina midiendo el cambio de temperatura que ocurre cuando una cantidad conocida de agua calentada a determinada temperatura es agregada a una cantidad conocida de agua a temperatura ambiente en el calorímetro. La cantidad de calor perdida por el agua caliente es igual a la cantidad de calor ganado por el agua a temperatura ambiente y por el calorímetro (se asume que ninguna cantidad de calor se pierde hacia el ambiente). Por ejemplo, si T1 es la temperatura del calorímetro conteniendo 50 mL de agua a temperatura ambiente, T2 es la temperatura de 50 mL de agua caliente y Tf es igual a la temperatura después del mezclado. Entonces, el calor perdido por el agua caliente es: Calor perdido = (T2 – Tf)50 g1 cal/g-°C El calor específico del aguas es 1 cal/g°C y la densidad del agua es 1.00 g/mL. El calor ganado por el agua a temperatura ambiente es:

Calor ganado = (Tf – T1)  50 g  1 cal/g-°C La cantidad de calor absorbida por el calorímetro es la diferencia entre el calor perdido por el agua calentada y el calor ganado por el agua a temperatura ambiente o fría: [(T2 – Tf)  50 g  1 cal/g-°C ] – [(Tf – T1)  50 g  1 cal/g-°C ] = (Tf – T1)  Capacidad calórica del calorímetro Entonces, encontrando experimentalmente los valores de T1, T2 y Tf, se puede calcular la Capacidad Calorífica del Calorímetro. Lo anterior se ilustra en el siguiente ejemplo: Dados los siguientes datos:

  

Temperatura de 50 mL de agua calentada: 37.9°C = T2 Temperatura de 50 mL de agua a temperatura ambiente: 20.9°C = T1 Temperatura de agua después de la mezcla = 29.1°C = Tf

Calcule:

1.

2.

3.

4.

Calor perdido por el agua más caliente Calor ganado por el agua más fría Calor absorbido por el calorímetro La Capacidad calórica del calorímetro

1. Calor perdido por el agua más caliente: donde ΔT = 37.9°C - 29.1°C = 8.8°C Q = m ΔT C Q = 50g  8.8°C  1 cal/g-°C = 440 cal

2. Calor ganado por el agua más fría: donde ΔT = 29.1 °C – 20.9 °C = 8.2°C Q = mΔT  C Q = 50g  8.2°C  1 cal/g-°C = 410 cal

3. Calor Absorbido por el calorímetro: 440 cal – 410 cal = 30 cal 4. Capacidad calórica del calorímetro: 30 cal/8.2 °C = 3.7 cal/°C Y como 1 cal = 4.184 J, entonces la capacidad calórica en J es de 15.4 J/°C

Una vez que se determina la capacidad calórica del calorímetro, puede usarse la ecuación (1) para determinar el ΔH de la reacción de neutralización.

Ejemplo 1. Dados los siguientes datos:   

Temperatura de 50 mL de ácido antes de la mezcla: 21.0°C = T 2 Temperatura de 50 mL de base antes de la mezcla: 21.0°C = T 1 Temperatura de 100mL de solución después de la mezcla: 27.5 °C = T f

Calcule: 1. Calor ganado por la solución 2. Calor ganado por el calorímetro 3. Calor de reacción Asuma que la densidad de esta solución es 1.00 g/mL

1. Calor ganado por la solución: donde ΔT = 27.5°C - 21.0°C = 6.5°C Q = m ΔT C Q = 100g  6.5°C  1 cal/g-°C = 650 cal

2. Calor Absorbido por el calorímetro: 6.5°C  3.7 cal/°C = 24 cal

3. Calor de reacción: 650 cal – 24 cal = 674 cal = 2.82 KJ

MATERIALES Y REACTIVOS MATERIALES:

       

Dos vasos de poliestireno (duroport) Mechero Bunsen Rejilla de centro cerámico Chispero Anillo de hierro 2 termómetros Beaker de 250 mL Beaker de 400 mL

REACTIVOS:

  

Ácido Clorhídrico 1.0 M Hidróxido de sodio 1.0 M Ácido acético 1.0 M

   

Probeta de 50 mL Beaker de 150 mL Tapón de hule rajado Cartón corrugado

PROCEDIMIENTO A. CAPACIDAD CALORÍFICA DEL CALORÍMETRO

1. Construir un calorímetro como se muestra en la figura 1.1 , colocando 2 vasos de poliestireno juntos, uno encima del otro. Haga un agujero en el cartón corrugado, sólo lo suficiente para que entre el termómetro. Inserte el termómetro en el tapón de hule rajado lubricándolo antes con agua para evitar que se rompa el termómetro y cause cortaduras. El termómetro debe de quedar lo más justo posible en el tapón de hule (cuidado de no romperlo) para prevenir que éste se vaya al fondo del calorímetro.

2. Coloque el calorímetro dentro de un beaker de 250 mL para que se mantenga en una posición estable.

3. Mida 50 mL de agua destilada y colóquela dentro del calorímetro.

4. Cubra el calorímetro y mantenga el sistema tapado durante 10 minutos para que se alcance el equilibrio y luego mida la temperatura del agua.

5. Mida 50 mL de agua destilada colocándola en un beaker de 250 mL y caliéntela de 15 a 20 grados sobre la temperatura ambiente. No caliente a ebullición porque se perdería una cantidad de agua, lo cual llevaría a un resultado equivocado.

6. Deje que el agua calentada repose de 1 a 2 minutos, inmediatamente tome la temperatura con mucha exactitud y viértala dentro del calorímetro sin derramar nada.

Tape el calorímetro, agite con el termómetro y mida la temperatura cada 15 segundos durante los 3 minutos siguientes. Registre sus datos en las tablas de su hoja de reporte 7. Haga una gráfica de T (°C)vs. tiempo.

8. Determine el cambio de temperatura -ΔT- de su curva y calcule:  Calor perdido por el agua calentada  Calor ganado por el agua a temperatura ambiente  Calor absorbido por el calorímetro  Capacidad calorífica del calorímetro en cal/g-°C y en J/g-°C

B. CALOR DE NEUTRALIZACIÓN DE HCL – NAOH

1. Seque el calorímetro y el termómetro con papel toalla.

2. Mida cuidadosamente 50 mL de NaOH 1.0M y viértalo dentro del calorímetro. Tápelo y déjelo reposar durante 5 minutos, pero mantenga el termómetro fuera del calorímetro.

3. Mida cuidadosamente 50 mL de HCl 1.0M y colóquelo dentro de un beaker completamente seco.

4. Mida la temperatura del ácido, limpie el termómetro y mida la temperatura del NaOH. No debería diferir la temperatura de ambos más de 0.5 °C; si la diferencia es mayor,

5.

6.

7.

8.

9.

ajuste la temperatura del HCl, ya sea calentándolo con sus manos o enfriándolo en un baño con agua del chorro, cuidando que no caiga agua dentro del beaker con el ácido.

Inserte el termómetro en el NaOH, mida la temperatura de nuevo y anótela.

Quite la tapadera del calorímetro y agregue cuidadosamente todo el HCl (tenga cuidado de no salpicar o derramar ácido).

Tápelo, agite con el termómetro y mida la temperatura cada 15 segundos durante 3 minutos. Registre sus datos usando como modelo el cuadro 3.1.

Haga una gráfica de T (°C) vs. tiempo.

Determine el cambio de temperatura -ΔT- de su curva y calcule:  Calor ganado por la solución  Calor absorbido por el calorímetro  Calorías totales producidas en la reacción  Calor de neutralización por mol de agua formado

ó

í

Asuma que la solución de NaCl tiene la misma densidad y el mismo calor específico que el agua.

ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  Use siempre guantes, lentes de protección y bata para llevar a cabo el procedimiento.  Evite el contacto directo de las soluciones con su piel. En caso de contacto, lave con abundante agua el área afectada.  No descarte ninguna solución al lavadero. Utilice los botes de desecho según las indicaciones de su instructor.

REFERENCIA BIBLIOGRAFÍCA Nelson, J., Kemp, K. 1991. Laboratory Experiments for Chemistry, The Central Science. 5th ed.

Prentice Hall. U.S.A

Parte A: CAPACIDAD CALORÍFICA DEL CALORÍMETRO 

Temperatura del agua destilada dentro del calorímetro en equilibrio: _______________



Temperatura de agua calentada después de reposar : __________________



Temperatura del calorímetro después de verter el agua calentada: Tiempo (s) 15 30 45 60 75 90 105 120 135 150



Realice la gráfica de T (°C) vs. tiempo

Temperatura



Determine el cambio de temperatura -ΔT- de su curva:

Calcule:  Calor perdido por el agua calentada:



Calor ganado por el agua a temperatura ambiente



Calor absorbido por el calorímetro



Capacidad calorífica del calorímetro en cal/g-°C y en J/g-°C

C. CALOR DE NEUTRALIZACIÓN DE HCl – NAOH 

Temperatura del NaOH dentro del calorímetro: ___________________



Temperatura del HCl antes de colocarlo dentro del calorímetro: ____________________



Temperatura del ácido clorhídrico ( HCl) dentro del calorímetro mezclado con el NaOH: Tiempo (s)

Temperatura Observada (°C)

15 30 45 60 75 90 105 120 135 150



Realice una gráfica de T (°C) vs. tiempo.

Determine el cambio de temperatura -ΔT- de su curva:

Calcule: 

Calor ganado por la solución



Calor absorbido por el calorímetro



Calorías totales producidas en la reacción



Calor de neutralización por mol de agua formado

PRÁCTICA No. 2 ENLACE QUÍMICO Introducción La energía y polaridad de los enlaces químicos, así como el tamaño y la forma que tienen las moléculas de los diferentes compuestos químicos, determinan en gran medida sus propiedades físicas y químicas, por ejemplo: punto de fusión, punto de ebullición y reactividad, así como la atracción que una sustancia ejerce sobre otra. Estas propiedades son muy importantes, ya que el simple hecho de percibir un aroma de un alimento, un perfume o alguna otra sustancia, depende del tamaño y forma de las moléculas, lo cual determina su capacidad para fijarse sobre los sitios receptores de la nariz.

Como algunos ejemplos de la interacción de los enlaces químicos tenemos: el agua y el aceite que no se mezclan; la sal se disuelve en agua, pero no en aceite; el alcohol etílico que se evapora con más facilidad que el agua; el agua desmineralizada es mala conductora de la electricidad, sin embargo, la disolución de ciertas sustancias en ella hacen que ésta conduzca la corriente eléctrica.

Objetivos

 Establecer que características de las sustancias acorde al tipo de enlace químico  Describir características de sustancias en función al enlace químico  Comprobar mediante ensayos sencillos, el tipo de enlace químico Pre Laboratorio 1. Defina: a. Enlace Químico b. Enlace Iónico c. Enlace Covalente Polar y Apolar d. Enlace Coordinado y Múltiple e. Enlace Metálico f. Enlace ó Puente de Hidrógeno 2. Características de Solubilidad y Conductividad de: a. Compuestos Iónicos b. Compuestos Covalentes c. Compuestos Metálicos

Marco teórico El enlace químico se define como las fuerzas de atracción que mantienen unidos los átomos en las moléculas y los iones en los cristales. En gran medida las propiedades físicas y químicas, así como la atracción que una sustancia ejerce sobre otra dependen directamente de los enlaces presentes.

Las características que se ven influenciadas por el tipo de enlace son:  Solubilidad  Conductividad de corriente.  Puntos de fusión.  Volatilidad.  Estado físico: Sólido, líquido o gas.

La clasificación que más se maneja en relación a los enlaces presentes en los distintos compuestos es: Enlace Químico: Iónico, Covalente, Metálico, de Hidrogeno Y entre los enlaces covalente: Polar, Apolar, Coordinado

Los compuestos que contienen dentro de su estructura enlaces iónicos presentan las siguientes características:  Los compuestos son sólidos  Solubles en solventes polares como el agua.  Elevados puntos de fusión.  Partículas unitarias: iones positivos y negativos.  Buenos conductores de corriente eléctrica al estar fundidos o disueltos en agua.

Ejemplos: NaCl, CaCl2

Los compuestos que contienen dentro de su estructura enlaces covalentes presentan las siguientes características:  El estado físico puede ser: sólido, líquido o gaseoso.  Los compuestos covalentes no polares son solubles en disolventes no polares. Los compuestos covalentes polares solubles en disolventespolares.  Puntos de fusión bajos  Partículas unitarias: Son moléculas  No conducen la corriente eléctrica ni en estado sólido, fundido o disuelto en agua. 

Ejemplos: CH4 , CO2 , H2O , I2

Los elementos metálicos constituidos por enlaces obviamente metálicos presentan las siguientes características:  El estado físico son sólidos a excepción del mercurio.  No son solubles en agua, unos pocos reaccionan con el agua y casi todos  Puntos de fusión muy variables  Partículas unitarias: átomos  Buenos conductores de la corriente eléctrica en estado sólido y fundido, ya que disuelto en agua no aplica.

reaccionan con los ácidos.

Ejemplos: Mg, Al, Fe, Zn Existe un tipo de enlace adicional muy importante como lo es el puente de hidrógeno. En el intervienen las fuerzas de atracción entres ciertas moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno.

El agua, un líquido con características altamente atípicas, se deben en gran parte a la presencia abundante de puentes de hidrógeno. Entre estas características se encuentran los valores anormalmente altos de puntos de ebullición y de fusión, en comparación con otras moléculas de masa molar semejante.

Si comparamos al H2S (34 g/ mol), el H2Se (81g/mol) son gases a temperatura ambiente, pero el agua que tiene una masa mucho más pequeña resulta ser un líquido.

21

No todas las moléculas que contienen hidrógeno participan en la formación de puentes de hidrógeno, únicamente aquella donde el átomo hidrógeno tienen enlaces covalentes con elementos muy electronegativos como flúor, oxígeno y nitrógeno.

En el caso de la molécula de agua el puente de hidrógeno se genera entre el átomo de hidrógeno y el de oxígeno:

Una de las características importante del agua cuando alcanza su punto de congelación, es que ésta se expande y forma cristales de hielo. Cuando el agua se congela en los intersticios de las rocas, la expansión debida a la formación de puentes de hidrógeno provoca el agrietamiento y ruptura de los materiales sólidos. Similar situación sucede cuando por olvido se congela agua en una botella de vidrio. El resultado es la fractura de la botella.

Una forma práctica y sencilla de representar los enlaces químicos, es a través de la estructura de Lewis de punto.

La unión, combinación o interrelación entre si de dos átomos de igual o diferente especie, para formar agregados moleculares estables, elementales o compuestos se denomina enlace químico.

Los tipos más importantes del enlace químico son: el covalente y el iónico o electrovalente.

También se producen uniones o atracciones entre átomos de moléculas vecinas denominadas atracciones moleculares, como las fuerzas de Van Der Waals o enlace por puente de hidrógeno.

El enlace covalente se produce por la combinación de uno o más pares de electrones entre dos átomos. Cuando cada átomo aporta electrones para la unión, la covalencia es simple. Si un solo átomo porta el par de electrones de enlace la covalencia es coordinada.

El enlace covalente se clasifica en polar y no polar. Es no polar cuando se desarrolla entre átomos de igual electronegatividad.

Los compuestos covalentes pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, con bajos puntos de fusión.

No son conductores de la electricidad aunque en solución acuoso algunos con enlaces polares pueden presentar conductividad eléctrica.

Los compuestos de coordinación se distinguen por ser colorido o por la capacidad de disolución de sales poco soluble al formarse un enlace de puente de hidrógeno, se reconoce por el

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comportamiento anormal de algunas propiedades (solubilidad, puntos de fusión, puntos de ebullición, etc.) de las sustancias donde se presentan.

El enlace electrovalete o iónico, se produce cuando hay transferencia de electrones de un átomo a otro. El átomo que trasfiere o pierde los electrones se ioniza positivamente (Catión) y el que los gana se ioniza negativamente (anión).

Los compuestos iónicos son sólidos con altos puntos de fusión, que fundidos o en solución acuoso son buenos conductores de electricidad.

Materiales y reactivos

      

Cloruro de sodio (sal de mesa) Azúcar (sacarosa) Parafina Aceite comestible Sales de nitrato de sodio, cloruro de calcio.

Mechero Bunsen Aparato para determinar la conductividad eléctrica.

Procedimiento

PARTE A: SOLUBILIDAD 1. Rotular 6 tubos de ensayo 2. Agregar a cada uno 5 mL de agua destilada.

3. Agregar a cada tubo en forma individual cada una de las siguientes sustancias: TUBO No.1 ………………………………. Cucharadita de sal TUBO No. 2………………………………..Cucharadita de az car.

TUBO No.3………………………………...Pedazo de parafina.

TUBO No.4 …………………………….… Cucharadita de cloruro de calcio.

TUBO No.5…………………………………Cucharadita de nitrato de sodio.

TUBO No.6…………………………………Cucharadita de aceite comestible.

Completar el cuadro de la hoja de reporte.

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PARTE B: CONDUCTIVIDAD 1. Arme el aparato para determinar la conductividad eléctrica, según lo indicado por parte del instructor (Ver fig. 2.1) 2. Realice el ensayo con cada una de las sustancias utilizadas en la parte “A” y observe la intensidad del bombillo del aparato.

3. En base a los resultados obtenidos, complete el cuadro de la hoja de reporte.

PARTE C: FUNDICION 1. Coloque cada una de las muestras de la parte “A” en tapitas.

2. Las tapitas con las muestras deben estar sobre un piso de cerámica, para evitar con esto dañar la mesa de trabajo cuando se pongan en contacto directo con la llama del mechero Bunsen.

3. Inflame directamente con la llama del mechero cada una de las sustancias.

Establezca sin determinar exactamente la temperatura, cuales sustancias se funde primero y cuáles de último.

4. En base a los resultados, completo el cuadro de la hoja de reporte.

5. Investigar los puntos de fusión de cada una de las sustancias utilizadas.

6. Este dato investigado colocarlo en el cuadro de resultados de la hoja de reporte.

Fig. 2.1 Aparato para determinación de la conductividad

Parte D: Entregar en la próxima practica 1. Explicar el hecho de que a pesar de que el azúcar no presenta enlaces iónicos esta se disuelva en agua.

2. Investigue la estructura química de los aceites comestibles y dibújela 3. Explique porque los aceites a pesar de tener un extremo muy polar, no se mezclan con el agua 4. Que factores afectan la solubilidad de una sustancia 5. Que factores afectan la conductividad eléctrica de una sustancia 6. Que factores afectan el punto de fusión de una sustancia

Instrucciones: En base a los resultados de los diferentes ensayos (Parte A: solubilidad, Parte B: Conductividad y Parte C: Fundición) y la investigación concluye que tipo de enlace está presente en cada sustancias analizada.

No.

NOMBRE DE LA SUSTANCIA

1

CLORURO DE SODIO

2

AZUCAR

3

PARAFINA

4

CLORURO DE CALCIO

5

NITRATO DE SODIO

6

ACEITE COMESTIBLE

SOLUBILIDAD EN AGUA SI / NO

CONDUCTIVIDAD SI / NO ( Intensidad del bombillo)

Parte D: Entregar en la próxima practica

PUNTO DE FUSIÓN ( ºC) Dato de investigación

ESTADO FISICO ( Sólido, líquido o gaseoso)

TIPO DE ENLACE QUÍMICO PRESENTE

PRÁCTICA No. 3 GEOMETRIA MOLECULAR

Introducción El tamaño y la forma que tienen las moléculas de los diferentes compuestos químicos, además de la energía y polaridad de sus enlaces, determinan en gran medida sus propiedades físicas y químicas, por ejemplo: punto de fusión, punto de ebullición y reactividad. Estas propiedades son muy importantes, ya que el simple hecho de percibir un aroma de un alimento, un perfume o alguna otra sustancia, depende del tamaño y forma de las moléculas, lo cual determina su capacidad para fijarse sobre los sitios receptores de la nariz.

La geometría molecular se refiere a la forma en que están organizados los átomos de las moléculas tridimensionalmente y cómo influyen los electrones enlazados y no enlazados en estas geometrías. En esta práctica veremos cómo se puede utilizar la estructura de puntos de Lewis como herramienta para predecir algunas geometrías moleculares, utilizando el modelo de repulsión del par electrónico la capa de valencia -RPECV-.

Objetivos

 Se familiarice con la simbología de Lewis para representar los electrones de valencia    

de los átomos.

Dibuje la estructura de Lewis de diferentes átomos, moléculas e iones.

Se familiarice con la teoría de repulsión de pares electrónicos -RPECV-.

Elabore diferentes modelos moleculares de diferentes moléculas.

Sea capaz de relacionar la geometría molecular de ciertas moléculas con sus propiedades físicas y químicas.

Pre Laboratorio 1.

2.

3.

4.

Geometría Molecular Estructuras de Lewis, como se indican los electrones compartidos y los libres.

Electrones de Valencia Regla del Octeto. Octeto disminuido y extendido

5. Formas que adoptan las moléculas: Explique cada una y dé um ejemplo: a. Lineal b. Triangular Plana c. Angular d. Tetraédrica e. Triangular Piramidal f. Triangular Bipiramidal g. En forma de T h. Octaédrica i. Piramidal Cuadrada j. Plana Cuadrada

Marco teórico El número atómico de los diferentes elementos presentes en la Tabla periódica indica no sólo el número de protones en el núcleo, sino también el número de electrones presentes en cada uno de los átomos en su forma elemental. Una forma de representar estos electrones es escribiendo la configuración electrónica, la cual muestra la ubicación de los electrones en los diferentes orbitales.

Es importante mencionar que la tabla periódica surge de la naturaleza periódica de las configuraciones electrónicas. Los elementos de una misma columna contienen el mismo número de electrones en los orbitales de su capa externa, los cuales reciben el nombre de electrones de valencia. Estos electrones de valencia son los responsables de las diferentes fuerzas de atracción que existen entre átomos, iones o moléculas; por ejemplo: enlaces iónicos, enlaces covalentes, enlaces metálicos, etc.

El término valencia se usa más que todo paro explicar los enlaces iónicos y covalentes. La valencia de un elemento es una forma de medir su capacidad para formar enlaces químicos. Una forma de representar estos electrones de valencia es por medio de la simbología de Lewis, en honor de G.N. Lewis, la cual consiste en representar los pares de electrones compartidos con una línea y los pares de electrones no compartidos como pares de puntos.

PASOS PARA REALIZAR LA ESTRUCTURA DE LEWIS:

1. Escriba el símbolo del átomo central de la estructura; si intervienen tres o más átomos, se distribuyen los demás átomos alrededor del átomo central.

2. Calcule el número total de electrones de valencia sumando los electrones de valencia de cada átomo de la molécula o ion. a. En el caso de un ion negativo, se suman a este total un número de electrones igual a la carga negativa del ion. b. En el caso de un ion positivo, se resta de este total un número de electrones igual a la carga positiva del ión.

3. Una cada átomo central mediante un enlace sencillo si se representa un par de electrones y luego distribuya los electrones restantes alrededor de todos los

átomos, a modo que cada átomo cumpla con la ley del octeto, a excepción del hidrogeno que cumple con la ley del dos.

4. Si el número total de electrones disponibles es menor que el número necesario para completar un octeto, desplace los pares de electrones externos no compartidos para formar uno o más dobles o triples enlaces.

Ejemplo Escriba la estructura de Lewis para el CO2.

1. Escriba el átomo central y distribuya los demás átomos alrededor.

O C O 2. Calcule los electrones totales de valencia.

C: 4 x 1 = 4 eO: 6 x 2 = 12 e16 e- de valencia

3. Una el átomo central con los átomos que lo rodean usando una línea para formar los enlaces y distribuya los electrones sobrantes.

O—C—O

4. Al revisar esta estructura vemos que ya tenemos colocados los 16 electrones, sin embargo los dos oxígenos sí cumplen con la ley del octeto, mientras que el átomo de C no la cumple, pero ya colocamos los 16 electrones disponibles. ¿Qué hacer? Desplazamos un par de electrones no compartidos de cada oxígeno a cada enlace de oxígeno y carbono para formar dobles

enlaces y de esta forma los tres átomos cumplirán con ley del octeto O=C=O

Ejemplo Escriba la estructura de Lewis para el 1. Escriba el átomo central y distribuya los demás átomos alrededor O O

P

O

O 2. Calcule los electrones totales de valencia. Observe que el ion fosfato tiene una carga neta de 3-.

P: 5 x 1 = 5 eO: 6 x 4 = 24 eCarga 3- = + 3 e32 e- de valencia 3. Una el átomo central con los átomos que lo rodean usando una línea para formar los

enlaces y distribuya los electrones sobrantes.

-3 O | O—P—O | O Como se mencionó anteriormente, la estructura de Lewis nos muestra los pares enlazados y no enlazados de electrones, pero realmente no explica la distribución de los átomos de las moléculas en el espacio (geometría). Para determinar la geometría de las moléculas,Gillespie, en 1970, desarrolló un modelo para representar las diferentes geometrías; este modelo recibe el nombre de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia, RPECV, el cual parte de la estructura de Lewis.

En el modelo RPECV se visualizan los pares de electrones no compartidos y los de enlace distribuidos alrededor del átomo central, tan lejos unos de otros como sea posible. Los pares de electrones de los enlaces sencillos, dobles y triples se tratan como una sola nube de electrones porque los atraen los mismos átomos.

A continuación se presentan las diferentes distribuciones moleculares: DISTRIBUCIÓN LINEAL Dos globos atados uno al otro tienden a apuntar en sentidos opuestos, de modo que los dos globos y el nudo que los une forman un ángulo de 180º,

Figura 4.1. Distribución lineal (Burns, 2011)

DISTRIBUCIÓN TRIGONAL PLANA Cuando se atan juntos tres globos, el nudo del centro y los tres globos tienden a yacer en un mismo plano y adoptar posiciones tales que los ángulos entre ellos serán de 120°.

Figura 4.2. Distribución trigonal plana (Burns, 2011)

DISTRIBUCIÓN TETRAÉDRICA Las moléculas con cuatro átomos unidos a un átomo central forman estructuras cuya forma asemeja a cuatro globos atados a un centro común, los cuales se distribuyen lo más alejado

posible unos de otros formando ángulos de 109.5º alrededor del átomo central, semejando la forma de un tetraedro.

Figura 4.2. Distribución tetraédrica (Burns, 2011)

Cuadro 4.1 Algunos ejemplos de diferentes estructuras geométricas

(Burns, 2011)

Materiales y Reactivos MATERIALES

    

Kit de modelos moleculares Solución de glicerina, jabón y agua Recipientes para colocar la solución e introducir los modelos duroport Palitos de madera o alambre grueso cortado en trozos de 10 a 15 cm Proporcionado por el alumno: o 2 esferas de duroport de 4 – 5 cm pintadas de rojo o 3 esferas de duroport de 3 – 4 cm pintadas de negro o 6 esferas de duroport de 2 cm pintadas de amarillo

REACTIVOS



Solución de glicerina, jabón y agua

Procedimiento A. REPRESENTACIONES MOLECULARES CON ESFERAS DE DUROPORT

1. Utilice las esferas de duroport que usted trajo para construir las siguientes figuras: tetraedro, octaedro, bipirámide trigonal y pirámide cuadrada.

2. Introduzca los modelos en una solución de glicerina, jabón y agua.

3. Haga un dibujo de los modelos después de haber sido introducidos dentro de la solución.

4. Indique el ángulo que existe entre cada uno de los pares de electrones enlazantes.

B. REPRESENTACIONES MOLECULARES CON MODELOS Moléculas a trabajar: BeCl2, BF3, SO2, CH4, NH3, PCl5, SF4, ClF3, XeF2, SF6, BrF5 y PCl3 (Trabaje las que su instructor le indique) 1. Escriba la configuración electrónica 2. Haga la estructura de Lewis del átomo central e ilustre solamente los electrones de valencia.

3. Organice el resto de los átomos de tal manera que forme los enlaces con un electrón del átomo central y uno del átomo ligando.

4. Utilice las reglas del modelo RPECV y arme los modelos de las diferentes moléculas. Si hubieran varias posibilidades para algunas de las moléculas, analice y discuta cuál modelo es más probable.

5. Discuta en grupos con su instructor y/o auxiliar las geometrías obtenidas.

REFERENCIA BIBLIOGRAFÍCA Burns, R. 2011. Fundamentos de Química. 5ª ed. Pearson. México.

Petrucci, R., Herring, G., Madura, J., Bissonnette, C.. 2011. Química General.10ª ed. Prentice Hall. Madrid.

Manual de laboratorio de Química II.Universidad del Valle de Guatemala, 1994.

A. REPRESENTACIONES MOLECULARES CON ESFERAS DE DUROPORT

Tetraedro

Octaedro

Bipirámide trigonal

Pirámide cuadrada

B. REPRESENTACIONES MOLECULARES CON MODELOS Realice las configuraciones electrónicas y la estructura de Lewis del átomo central e ilustre únicamente los electrones de valencia, de la (s) molécula (s) que le asigne su catedrático

PRÁCTICA No. 4 PROPIEDADES COLIGATIVAS Y ESTADOS DE LA MATERIA Introducción Un compuesto puro presenta ciertas propiedades físicas, que no dependen de la cantidad de la muestra, sino que son inherentes a dicho compuesto y que por lo general permanecen constantes bajo ciertas condiciones de trabajo. Algunas de las propiedades físicas las conocemos por su aplicación en nuestra vida diaria. Podemos mencionar ejemplos de propiedades físicas como lo son: presión de vapor, punto de fusión, punto de ebullición y solubilidad entre otros.

Como un ejemplo tomaremos el punto de fusión. Un compuesto se funde cuando hay un cambio de estado sólido a líquido o de líquido a sólido. El punto de fusión es fácil de comprender cuando pensamos en la formación de hielo en el congelador de la casa. Al colocar el agua en estado líquido en una cámara de baja temperatura podemos formar hielo.

La temperatura a la que funda el agua será la misma en Guatemala o en Israel siempre y cuando el compuesto permanezca puro.

Sin embargo esta propiedad física puede variar si le agregamos otro compuesto para hacer una solución. En este caso las partículas disueltas en el agua sí tendrán un efecto en el punto de fusión y el punto de ebullición haciendo que disminuya el punto de fusión o se eleve el punto de ebullición de dicho compuesto debido a las partículas disueltas. Esta clase de comportamiento se debe a las propiedades coligativas

Objetivos 1. Ejemplificar las propiedades coligativas por medio de procesos sencillos.

2. Ilustrar el efecto de la presión osmótica en la ósmosis de un solvente a través de una membrana semipermeable (cresencios) .

3. Comprobar la elevación del punto de ebullición del agua al agregar sal a dicho solvente.

4. Comprobar la disminución del punto de fusión del agua al agregar sal a dicho compuesto.

PRE LABORATORIO

1. Concepto de: a. Propiedades Coligativas b. Osmolalidad c. Molalidad d. Kf

2. ¿Cuál son los valores de Kf del punto de Congelación y Ebullición del Agua?

3. ¿Cuál es el efecto de la presencia de un soluto no volátil sobre: a. La Presión de Vapor de una Solución b. El Punto de Ebullición c. El Punto de Congelación

Marco teórico PROPIEDADES COLIGATIVAS: Son las propiedades que tienen las soluciones, que dependen del número de partículas de soluto en la disolución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. (3) Las propiedades coligativas son:    

Descenso de la presión de vapor Elevación del punto de ebullición Disminución del punto de congelación Presión osmótica

Descenso en la presión de vapor: la presión de vapor de una disolución, donde un soluto es no volátil siempre será menor que la del disolvente puro. (3) Un ejemplo de soluto no volátil es la sal, el azúcar la sacarosa o algunos otros compuestos orgánicos o inorgánicos.

Elevación del punto de ebullición: Debido a que la presencia de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de una disolución, también debe afectar el punto de ebullición de la misma. El punto de ebullición de una disolución es la temperatura a la cual su presión de vapor se iguala a la presión atmosférica es proporcional a la concentración (molalidad) de la disolución. Es decir, ΔTb= Kb m

(1)

Donde ΔTb es el cambio en el punto de ebullición, Kb es la constante de elevación del punto de ebullición y m es la molalidad de la solución (3). Para el agua el Kb es 0.52°C/m

Disminución del punto de congelación: Debido a que la presencia de partículas en un solvente puro tiene como efecto el descenso en la presión de vapor, se observa también la disminución del punto de congelamiento, ΔTb= Kf m

(2)

Donde ΔTb es el cambio en el punto de congelación, Kf es la constante de disminución del punto de congelación y m es la molalidad de la solución (3) Para el agua el Kf es 1.86°C/m Presión osmótica: Cuando dos compartimentas están separados por una membrana semipermeable, que permite el paso de moléculas del disolvente pero impide el paso de moléculas de soluto el movimiento neto de las moléculas de disolvente a través de la membrana semipermeable desde el disolvente puro o desde la solución diluida hasta la disolución más concentrada recibe el nombre de ósmosis. La presión osmótica () de una disolución es la presión que se requiere para detener la ósmosis =MRT

(3)

OSMOLARIDAD Y OSMOLALIDAD La osmolaridad es la concentración de todas las partículas osmóticamente activa en un litro de solución. La osmolalidad es la misma concentración pero referido a 1 Kg de solución.

Normalmente se mide la osmolaridad con los osmómetros, que son instrumentos que miden el descenso del punto de congelamiento de una disolución.

Esta propiedad coligativa varía de modo lineal con el número de partículas disueltas con respecto al número de moléculas de agua contenida en la solución. (1) La Gravimetría o análisis gravimétrico, es un método de análisis basado en la medida del peso de una sustancia de composición conocida, que está químicamente relacionada con el analito.

Un análisis gravimétrico requiere de dos medidas experimentales, una inicial y otra final, que suelen ser: el peso de la muestra que va a analizarse, y el peso del producto de composición conocida derivada de la muestra (por pérdida mediante la volatilización, por extracción basada en una solubilidad diferencial, o por formación de precipitado).

Ordinariamente estos datos son convertidos a un porcentaje del analito, por una simple manipulación matemática

(3)

Materiales y reactivos para cada estudiante o cada grupo de trabajo: Materiales: Para la parte I: - 1 Probetas de 25 - 1 Beaker de 25 mL - Cresencios - Balanza - Cucharas plásticas

Reactivos: Para la parte I: - Cloruro de sodio al 15% - Cloruro de sodio al 10% - Cloruro de sodio al 5% - Dextrosa (Azúcar) al 15% - Dextrosa (Azúcar) al 5%

Para la parte II: - 2 Beaker 150 mL - 6 perlas de ebullición - 1 Estufa (por mesa) - 2 vidrio de reloj para tapar beaker - 1 Termómetro

Para la parte II: - Cloruro de sodio al 10%

Para la parte III: - 2 Beaker 250 mL - 1 Termómetro Para la parte IV: - Canicas - Botones - Cresencios (ya hidratados) - Clips - 1 Beaker de 250 mL - Monedas de Q1.00

Para la parte III: - Hielo - Pica-hielo - Cloruro de sodio en caja petri con cuchara (2 Cajas por mesa de trabajo) Para la parte IV: - 5 probetas de 25 mL (1 Probeta con agua, 1 con aceite, 1 con miel, 1 con jabón líquido y 1 con glicerina, por mesa de trabajo) - Agua jabonoso en un beaker de 50mL con pipeta pasteur.

- Glicerina en un beaker de 50mL

-

3 Beaker de 250 mL 1 Probeta de 10 mL 1 Probeta de 25 mL 1 Probeta de 100 mL 1 Vidrios de reloj 1 Plancha cerámica 1 Varilla de vidrio Lupas Muestra de piedras

-

con pipeta pasteur Azúcar en caja petri con cuchara

CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  UTILICE BATA Y LENTES TODO EL TIEMP

Bibliografía de referencia Herrera, Carlos. 2010 Práctica No. 2 Líquidos y sus propiedades. Facultad de Odontología, Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

López A. Propiedades coligativas. Instituto de Investigaciones Químicas Biológicas, Biomédicas y Biofísicas, Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

Procedimiento PARTE I: Presión osmótica 1. Cada estudiante medirá con una probeta 20 mL de una de las soluciones siguientes dependiendo del puesto en donde se encuentre ubicado: Puesto 1 Puesto 2 Puesto 3 Puesto 4 Puesto 5 Solución utilizar

a

NaCl 15%

NaCl 5%

Agua destilada

Dextrosa 5%

Dextrosa 15%

2. Transfiera la solución al beaker de 25mL

Solución a utilizar

Puesto 1

Puesto 2

Puesto 3

Puesto 4

Puesto 5

NaCl 15%

NaCl 5%

Agua destilada

Dextrosa 5%

Dextrosa 15%

Hora en la que agrega los cresencios

Observaciones

Peso de cresencios luego de 1 hora (g)

3. Agregue tres cresencios del mismo tamaño a la solución y anote en el siguiente cuadro la hora en que los coloco:

4.

Durante este tiempo anote en el cuadro los cambios que vaya observando en los cresencios. Puede ayudarse con la cuchara.

5. Pasada la hora saque cuidadosamente los cresencios del beaker con una cucharita y colóquelos en un papel absorbente.

6. Tare un vidrio de reloj nuevamente y pese los cresencios. Anote este dato en su cuaderno. Solicite a su instructor el peso seco de los cresencios tomando como base el peso de10 cresencios secos.

PESO DE DIEZ CRESENCIOS:

______________

CÁLCULO DEL PROMEDIO DEL PESO DE CRESENCIOS: 𝑛 𝑛

CÁLCULO DEL PESO DE TRES CRESENCIOS

7. Calcule el % de agua absorbido en base al peso original de los cresencios.

% H2O = X g H2O (g final-0.1g inicial)

Solución utilizar

a

% de absorbido

peso

x 100 = %

Puesto 1

Puesto 2

Puesto 3

Puesto 4

Puesto 5

NaCl 15%

NaCl 5%

Agua destilada

Dextrosa 5%

Dextrosa 15%

8. Compare la apariencia de los cresencios en las distintas soluciones

PARTE II: Elevación del punto de ebullición del agua 1. En un beaker de 150 mL agregue 100 mL de agua 2. Agregue 3 perlas de ebullición 3. Coloque en la estufa y tape con un vidrio de reloj 4. Repita los numerales 1 a 3 utilizando cloruro de sodio al 10% 5. Cuando las soluciones estén ebullendo remueva el vidrio de reloj con cuidado de no quemarse, e introduzca el termómetro para medir la temperatura de ebullición de cada beaker 6. Anote los resultados.

Agua destilada

NaCl 10%

Temperatura de ebullición (°C)

Verifique la densidad de su solución con su instructor para poder calcular la molalidad de la solución. m = moles soluto

.

Kg solvente

Densidad de la solución: Peso del solvente: Moles de soluto:

7. Utilizando la fórmula (1) de los antecedentes, verifique que el incremento en el punto de ebullición haya sido el esperado.

8. Determine el % de error del delta T.

PARTE III: Disminución del punto de fusión del agua 1. Coloque hielo picado en dos beaker de 250mL hasta la escala de 150mL. Rotule los beaker como 1 y 2.

2. Al beaker No. 1 agregue un poco de agua. No debe sobrepasar la altura del hielo.

3. Introduzca un termómetro y mida la temperatura luego de estabilizar la lectura durante 40 segundos. Anote este dato :

4. Al beaker No. 2 agregue 3 cucharadas de sal y revuelva con una varilla de homogenización.

5. Repita el paso No. 3 para esta mezcla, y anote su resultado

Hielo

Hielo + NaCl

Temperatura de fusión (°C)

6. Asumiendo que la cantidad de sal que hay en cada cucharada son 10 gramos y que el peso del hielo es de 140g ¿es posible determinar el descenso de temperatura que debería de haber observado? Utilice como referencia la ecuación 2 de antecedentes.

PARTE IV: Líquidos Viscosidad 1. Colocar 25mL de agua, aceite comestible, miel, jabón líquido glicerina en cinco probetas 2. Dejar caer una canica plástica y tome el tiempo de desplazamiento 3. Elaborar una tabla indicando la muestra y el tiempo transcurrido por la canica Agua Aceite Miel Jabón Glicerina Tiempo para la canica

4. Indicar cuál de las cuatro sustancias tiene mayor viscosidad.

Tensión superficial parte A 1. Colocar tres cuartos de la capacidad de un beker de 250mL de agua destilada 2. Colocar con sumo cuidado dos clip en la superficie del agua que vertió en el beaker.

3. Observar lo que sucede.

4. Repetir el procedimiento anterior, pero esta vez agregar al sistema por la pared del beaker, 2 gotas de solución de jabón.

5. Observar de nuevo

6. Anotar sus resultados

SÓLIDOS Identificación de cristales:

OBSERVACIONES

Mica

Cuarzo

Cloruro sodio

Sacarosa

MUESTRA

de

1. Coloque muestras de sacarosa, cloruro de sodio, cuarzo y mica, y obsérvalos detenidamente con una lupa. Compare el color, brillo, tamaño de los cristales, y forma de agruparse.

2. Elabore un cuadro con sus observaciones.

PRÁCTICA No. 5 CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Introducción No todas las reacciones químicas producen resultados de forma inmediata. Es más, la mayoría de reacciones que se realizan en el laboratorio requieren de un período de tiempo antes de alcanzar un punto de equilibrio dinámico. La velocidad de una reacción hasta alcanzar dicho equilibrio depende de los siguientes factores: temperatura, concentración de reactivos y productos, estado físico de los reactivos y uso de catalizadores.

En esta práctica se demostrará el efecto de la concentración de los reactivos en la velocidad de reacción, utilizando como ejemplo una reacción conocida como el reloj químico de yodo. Opcionalmente también se sugieren algunas variantes para determinar el efecto de la temperatura en la velocidad y la ecuación de velocidad de reacción. Además, se demostrará el principio de Le Châtelier, verificando el desplazamiento del equilibrio en la formación del complejo de tiocianato de hierro.

Objetivos 1. Que el estudiante prepare un “reloj químico” de yodo.

2. Que el estudiante determine el efecto sobre el tiempo para completar una reacción que tiene cambiar a) la concentración de reactivos y b) la temperatura de las soluciones.

3. Que el estudiante observe, por medio de cambios físicos, el efecto de modificar la concentración de reactivos o productos en una reacción en equilibrio.

4. Que el estudiante se familiarice con los términos “equilibrio químico” y “velocidad de reacción”.

PrE Laboratorio 1.

2.

3.

4.

5.

6.

3.

4.

Concepto Velocidad de Reacción Expresión de la Ley de la Velocidad Ecuación de Arrhenius. ¿Qué reacciona?

Orden de Reacción Energía de Activación Factores que afectan la Velocidad de Reacción ¿Qué ion reacciona con el Almidón para dar el color azul?

Marco Teórico Velocidad de reacción: La velocidad de una reacción homogénea se define como el cambio del número de moles de un reactivo o un producto (debido a la reacción), por unidad de tiempo y unidad de volumen de la mezcla reaccionante: Tomando en cuenta la reacción general siguiente: aA + bB  cC + dD Entonces la velocidad de reacción estará dada por:



1 C A 1 C B 1 CC 1 C D    a dt b dt c dt d dt

donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de los compuestos A, B, C y D en la reacción, respectivamente, y CA, CB, CC y CD son las concentraciones de los mismos compuestos.

Reloj químico: Una solución de ácido sulfúrico (H+) es agregada a una solución de yodato tiosulfato (HSO3-) y almidón. Una reacción lenta forma el anión triyoduro (I3-), que reacciona rápidamente con el tiosulfato (HSO3-), hasta que el tiosulfato es consumido. El exceso de triyoduro reacciona entonces con el almidón para formar un complejo azul.

(IO3-),

En el reloj químico de yodo, el producto de la primera reacción (I2) es consumido por otro de los reactivos presentes (ver ecuación química 2), lo cual permite la formación del ion yoduro (I-), de tal forma que se da lugar a otra reacción (ecuaciones 3 y 4) en las que se obtiene ion triyoduro (I3-). Lo que observaremos en esta práctica es la aparición de una coloración azul (ecuación 5) luego de haber alcanzado el equilibrio en las reacciones previas (ecuaciones 1 - 4).

Las reacciones son: 1) 2 H+ + 5 HSO3- + 2 IO3-  I2 + 5 HSO4- + H2O 2) H2O + HSO3- + I2  2 I- + HSO4- + 2 H+ Cuando todo el bisulfito se ha consumido: 3) 2 I-  I2(s) 4) I2(s) + I-(ac)  I3-(ac) 5) I3-(ac) + almidón  complejo de almidón+ I3- (color azul) Equilibrio químico: la mayoría de las reacciones químicas se caracterizan por alcanzar siempre un estado de equilibrio químico en el que los reactivos y los productos existen en proporciones constantes y predecibles. En algunas ocasiones predominan notoriamente los productos y en otras los reactivos. El equilibrio alcanzado no es un momento estático, sino dinámico, ya que siempre habrá en forma simultánea reactivos transformándose en productos y viceversa.

Principio de Le Châtelier: este principio establece que cuando un sistema en equilibrio es alterado, dicho sistema se modificará espontáneamente en la dirección que reduce o minimiza los efectos de ese cambio. Por lo tanto, si un sistema químico se encuentra en estado de equilibrio, al añadir una sustancia (reactivo o producto) la reacción se desviará hasta restablecer el estado de equilibrio consumiendo parte de la sustancia que se añadió. Por el contrario, si se quita una sustancia (reactivo o producto) se provocará un movimiento de la reacción en la dirección que tiende a formar mayor cantidad de la misma.

Materiales y reactivos para cada estudiante o cada grupo de trabajo: Materiales: Para la parte de reloj químico:  Cronómetro (Internet o celular del alumno)  5 Erlenmeyer de 50 ó 25 mL (por mesa de trabajo)  5 Probetas de 10 mL (por mesa de trabajo)  1 Pipeta graduada de 1 mL (por mesa de trabajo)  1 Pipeta graduada de de 2 mL (por mesa de trabajo)  3 Pipetas graduadas de de 5 mL (por mesa de trabajo)

Reactivos: Para la parte de reloj químico:  Solución A para reloj de yodo ( 75 mL por mesa)  Solución B para reloj de yodo (100 mL por mesa) Para la parte de equilibrio:  Solución de Tiocianato de potasio (KSCN) 0.1 M (Gotero por mesa)  Cloruro de potasio sólido (KCl) (Tubo c/rosca por mesa)  Hidróxido de amonio concentrado (NH4OH) (Gotero por mesa)



2 Beaker de 250 mL (para baños de temperatura)  Termómetro Para la parte de equilibrio:  2 Beaker de 10 mL  Varilla de vidrio  7 Tubos de ensayo  Gradilla  Termómetro  Plancha cerámica Nota: No se incluyó el material para la elaboración de las soluciones de reloj de yodo ya que estas son elaboradas por el personal del I2QB3 antes de que se lleve a cabo la práctica.

     

Cloruro de amonio sólido (NH4Cl) Yodato de potasio KIO3 Metabisulfito de sodio (Na2S2O5) Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) Almidón en polvo Solución de Cloruro férrico (FeCl3) 0.1 M (Gotero por mesa)

CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  EL ACIDO SULFÚRICO ES EXTREMADAMENTE CORROSIVO, MANÉJELO CON CUIDADO Y UTILICE SIEMPRE GUANTES Y BATA PARA SERVIRLO  TENGA CUIDADO CON LAS SOLUCIONES, PUES TAMBIÉN SON CORROSIVAS SI ESTÁN CALIENTES Y PUEDEN PROVOCAR QUEMADURAS.  NO DESCARTE NINGUNA SOLUCIÓN AL LAVADERO. UTILICE LOS BOTES DE DESECHO SEGÚN LAS INDICACIONES DE SU INSTRUCTOR.

Bibliografía de referencia Bocaletti de Estrada, S. 2005. Manual de Laboratorio de Química General. Departamento de Química. Universidad del Valle de Guatemala.

Brown, T. et. al. 1991. Chemistry, the Central Science. Prentice Hall. U.S.A. Fernández, F. 2006. Velocidad de reacción.

Universidad http://www.sc.ehu.es/iawfemaf/archivos/materia/00212.htm

del

País

Vasco,

España.

López, A., Montoya, R., Knedel, W. 2007. Reloj químico de yodo. Instituto de Investigaciones Químicas, Biológicas, Biomédicas y Biofísicas. Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

Mattes, F. 1999.

Iodine Clock Reaction.

American Chemical http://jchemed.chem.wisc.edu/JCESoft/CCA/CCA3/MAIN/CLOCKRX/PAGE1.HTM

Society.

USA.

Skoog, D.A., West, D.M. 1982. Fundamentals of Analytical Chemistry. 4th ed. U.S.A. Saunders College Publishing. Pags. 40-43

Stretton, T. 2004. Iodine-Starch Clock. Upper Canada District School Board. Canadá. http://www2.ucdsb.on.ca/tiss/stretton/chem2/ratelab1.htm

ANEXO A PREPARACIÓN DE SOLUCIONES PARA EL RELOJ QUÍMICO DE YODO A. Preparación de solución A (UNA SOLUCIÓN POR MESA)

1.

2.

3.

4.

Rotule un beaker de 600 mL como “SOLUCIÓN A” Tare el beaker rotulado y pese 0.6 g de KIO3 Mida 300 mL de agua destilada con su probeta de 100 mL y agréguelos al beaker.

Disuelva el reactivo ayudándose con la varilla de vidrio.

B. Preparación de solución B (UNA SOLUCION POR MESA) 1. En un beaker de 1000 mL mida aproximadamente 700 mL de agua desmineralizada.

2. Arme un aparato de calentamiento utilizando el mechero Bunsen o una estufa y caliente el agua hasta ebullición. Apague el sistema de calentamiento y tape el recipiente para que no le entre aire.

3. Transfiera unos 10 mL de agua hervida a un beaker de 50 mL, tape el recipiente y espere a que el agua se enfríe a temperatura ambiente.

4. Usando papel encerado, pese en la balanza 0.8 g de almidón en polvo.

5. Transfiéralos al beaker de 50 mL con agua hervida y enfriada para disolver.

6. Rotule un beaker de 600 mL como “SOLUCIÓN DE METABISULFITO” y transfiérale 160 mL de agua hervida. Caliente de nuevo hasta ebullición.

7. Agregue la mezcla de almidón al agua hirviendo y deje que ebulla durante otros dos minutos hasta que se aclare.

8. Apague el sistema de calentamiento y deje enfriar la solución hasta que pueda tocar el beaker.

9. Tare un vidrio de reloj en la balanza y pese 0.50 g de metabisulfito de sodio (Na2S2O5).

10. A la solución enfriada agregue el metabisulfito de sodio y agite.

11. Utilizando una pipeta graduada mida 2 mL de H2SO4 concentrado y agréguelos lentamente a su beaker. Homogenice la solución con ayuda de su varilla de vidrio.

12. Agregue otros 250 mL de agua hervida y enfriada a su solución.

13. Prepare una dilución 1:2 de la solución preparada. Para este propósito siga los siguientes pasos a. Utilizando una probeta de 100 mL mida 150 mL de la solución de metabisulfito. b. Transfiera a un beaker de 400 mL c. Mida 150 mL de agua hervida y enfriada y agregue al beaker que contiene la solución de metabisulfito. d. Rotule como “SOLUCIÓN B” e. Ésta es la solución que se utilizará como Solución B para el reloj Químico de Yodo. f. Guarde esta solución en un recipiente tapado y lejos de la luz, ya que el metabisulfito se oxida con el aire y la exposición a la luz directa.

Procedimiento PRIMERA PARTE: Medición de velocidad de reacción bajo diferentes condiciones A. Efecto de la concentración en la velocidad de reacción (trabajo por mesa) 1. Utilizando el material de su puesto de trabajo prepare un erlenmeyer de 25 ó 50 mL con solución A y agua destilada según la réplica que le corresponda a su puesto. El agua destilada puede medirla con una probeta limpia de 10 mL.

Réplica /Puesto

1 2 3 4 5

Solución A Agua Solución (mL) (Medir destilada (1:2) con la pipeta (mL) (Medir (mL) (Medir que tiene en su puesto)

con la probeta de 10 mL)

5 4 3 2 1

0 1 2 3 4

la probeta de mL)

B Tiempo de reacción con (segundos) 10

5 5 5 5 5

2. Mida la solución B (1:2) con la probeta de 10 mL. 3. Para medir el tiempo de reacción necesitará un cronómetro. Si no dispone de uno, puede utilizar uno en línea, como el siguiente: http://www.online-stopwatch.com/spanish/ 4. Cuando esté listo, transfiera la solución de la probeta al erlenmeyer y active el cronómetro. Mida el tiempo en el que se complete la reacción (aparición de color azul) y ANOTE SU RESULTADO. 5. Deseche las soluciones en el beaker que le indicara su profesor.

6. Lavar los erlenmyer y las probetas ya que los utilizará para el siguiente paso de la práctica.

B. (OPCIONAL) Efecto de la temperatura.

Temperaturas de trabajo: 30 o C y 8 o C. Esta parte deberá trabajarla en pareja con su compañero de mesa 1. Rotule dos erlenmeyer de 25 ó 50 mL con las temperaturas: 1) 30 °C, 2) 8 °C. 2. Preparare un baño de hielo en un beaker de 250mL.

3. Enfríe una cantidad suficiente de las soluciones A y B. Para este propósito las soluciones deben colocarse en beakers y sumergirse en el baño de hielo durante 3 minutos.

4. Utilizando un termómetro, verifique que las soluciones se encuentren a 8 °C. 5. Preparare el baño maría a 32°C utilizando un beaker de 250mL. 6. Caliente una cantidad suficiente de las soluciones A y B. Para este propósito las soluciones deben colocarse en beakers y sumergirse en el baño maría durante 15 minutos.

7. Utilizando un termómetro, verifique que las soluciones se encuentren a 30 °C. 8. Nuevamente mida 5 mL de soluciones A y B para cada una de las temperaturas a evaluarse.

9. Con la ayuda de un compañero de clase inicie cada cual la reacción a temperatura 8 °C y 30 °C simultáneamente. Para este propósito cada cual debe transferir la solución A en el erlenmeyer rotulado, y luego, en forma simultánea, agregar la solución B. 10. Inicie el conteo con el cronómetro hasta que se revele la formación del ion triyoduro.

ANOTE SUS RESULTADOS.

Temperatura (°C) 8 30

Solución A (mL)

Solución B (1:2) (mL)

5 5

Tiempo reacción (segundos)

de

5 5

C. (OPCIONAL) Determinación de la ecuación de velocidad de la reacción 1. Utilizando el material de su puesto de trabajo prepare el erlenmeyer de 25 ó 50 mL con solución A y agua destilada según la réplica que le corresponda a su puesto. El agua destilada puede medirla con una probeta limpia de 10 mL.

Réplica /Puesto 1 2 3 4 5

Medir Solución A solución A (mL) con Pipeta 2 mL 1 Pipeta 2 mL 2 Pipeta 5 mL 4 Pipeta 5 mL 4 Pipeta 5 mL 4

Agua destilada (mL) 3 2 0 3 2

Solución B (1:2) (mL)

Tiempo de reacción (segundos)

4 4 4 1 2

2. Mida la solución B (1:2) con la probeta de 10 mL. 3. Para medir el tiempo de reacción necesitará un cronómetro. Si no dispone de uno, puede utilizar uno en línea, como el siguiente: http://www.online-stopwatch.com/spanish/ 4. Cuando esté listo, transfiera la solución de la probeta al erlenmeyer y active el cronómetro. Mida el tiempo en el que se complete la reacción (aparición de color azul) y ANOTE SU RESULTADO.

D. (OPCIONAL) Procedimiento para calcular la ecuación de velocidad

1. La ecuación de velocidad instantánea para la reacción del inciso C tiene la siguiente forma: Vel = k[HSO3-]m[IO3-]n 2. donde k es la constante de velocidad de reacción, m es el orden de reacción con respecto a HSO3- y n es el orden de reacción con respecto a IO3- (el orden de reacción no tiene ninguna relación con los coeficientes estequiométricos).

3. Observe los datos obtenidos en el inciso C. Compare el tiempo de reacción entre las réplicas 1, 2 y 3. Si al duplicar el volumen de A el tiempo disminuye a la mitad, significa que m = 1. Si el tiempo disminuye a la cuarta parte, significa que m = 2.

4. Compare el tiempo de reacción entre la réplicas 4 y 5, y haga el mismo análisis sobre el volumen añadido de solución B para calcular n.

5. Consulte a su instructor sobre la forma de calcular k.

SEGUNDA PARTE: Equilibrio en una reacción química A. OPCIÓN 1. Equilibrio químico en la formación del complejo de tiocianato de potasio FeCl3 + 3KSCN  3KCl + [Fe(SCN)]+2 1. Utilizando una probeta de 10 mL, mida 5 mL de agua desmineralizada y transfiérala a un beaker de 10 mL. 2. Agregue 10 gotas de cloruro férrico 0.1 M y 10 gotas de tiocianato de potasio 0.1 M. Agite la mezcla con una varilla de vidrio.

3. Observe que la solución tomará un color rojo ladrillo, característico del complejo [Fe(SCN)]+2.

4. Prepare 4 tubos de ensayo, rotulándolos de la siguiente forma: a. +FeCl3 b. +KSCN c. +KCl d. Testigo 5. Reparta la solución del beaker en los 4 tubos de ensayo.

6. Al primer tubo añada 20 gotas de FeCl3 0.1 M y agite.

7. Al segundo tubo añada 20 gotas de KSCN 0.1 M y agite.

8. Al tercer tubo añada una pequeña porción de KCl sólido. Agite hasta que se disuelva el sólido.

9. El cuarto tubo le servirá como testigo o control, para comparar los cambios de color.

10. ANOTE SUS OBSERVACIONES

TUBO

OBSERVACIONES

+FeCl3 +KSCN +KCl Testigo

B. OPCIÓN 2. Equilibrio químico en las soluciones de amoniaco NH3 + H2O  NH4+ + OH1. Utilizando una probeta de 10 mL, mida 2 mL de agua desmineralizada y transfiérala a un beaker de 10 mL. 2. Agregue 5 gotas de hidróxido de amonio concentrado. Agite la mezcla con una varilla de vidrio.

Aunque la concentración de iones OH- en la solución de NH4OH es muy pequeña, es suficiente para precipitar muchos metales en su forma de hidróxido, por ejemplo: Mg(OH)2, Fe(OH)3, Bi(OH)3, etc. La concentración de OH- puede alterarse mediante el efecto del ion común.

3. Prepare 3 tubos de ensayo, rotulándolos de la siguiente forma: a. +NH4Cl y FeCl3 b. +FeCl3 c. Testigo 4. Reparta la solución del beaker en los 3 tubos de ensayo.

5. Al primer tubo añada un poco de NH4Cl sólido y agite hasta disolver. Luego añada 40 gotas de FeCl3 0.1 M, agite y observe.

6. Al segundo tubo añada solamente 40 gotas de FeCl3 0.1 M y agite.

7. El cuarto tubo le servirá como testigo o control, para comparar los cambios de apariencia.

8. ANOTE SUS OBSERVACIONES

TUBO +NH4Cl y FeCl3 +FeCl3 Testigo

OBSERVACIONES

PRÁCTICA No. 6 ÁCIDOS, BASES Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Introducción En la vida diaria tenemos contacto con una serie de sustancias que presentan carácter ácido o básico, sobre todo en productos de uso casero. La acidez de una solución puede asociarse con sustancias cítricas, como el jugo de limón. Incluso en nuestro estómago estamos generando constantemente ácido clorhídrico para la digestión de los alimentos.

En el caso de productos básicos podemos mencionar algunos jabones o detergentes, así como el líquido para limpiar vidrios que tiene base amoniacal. ¿Qué significa esta característica a nivel químico y cómo podemos diferenciar entre un ácido, una base y una solución neutra? La respuesta la encontraremos al entender el concepto de pH. Para medir el pH de una solución pueden utilizarse diferentes medios, desde un trozo de papel pH o un indicador, hasta un potenciómetro. Un indicador de pH es un compuesto orgánico que cambia de coloración dependiendo del pH de la solución en la que se encuentre. Estos compuestos pueden ser muy complejos, y pueden ser de origen natural o artificial. De hecho, algunas plantas producen sustancias que están relacionadas directamente con el color de alguna de sus partes; en algunos casos, estas sustancias cambian de color en dependencia con el pH de su entorno.

En esta práctica el estudiante también podrá estudiar el comportamiento de los pigmentos de distintas especies de flores frente a una serie de soluciones con distinto pH.

Objetivos 1. Reforzar en el estudiante los conceptos de ácido y base de Brønsted y Lowry y el de pH. 2. Introducir al estudiante al concepto de indicador químico 3. Que el estudiante se familiarice con varios indicadores químicos de pH y que comprueben que la coloración de los distintos indicadores es distinta para una misma solución ácida o básica.

Pre Laboratorio 1.

2.

3.

4.

5.

6.

7.

8.

Defina Buffers ó Amortiguadores Ácido y Base según Bronsted-Lowry pH y pOH Indique como se forman las soluciones amortiguadoras. ¿Cuál es el valor de la Constante de Equilibrio del Agua?

Indique la expresión de la Constante de Equilibrio del Agua Defina el término “sal” químicamente Si el pH de una solución es 9. ¿Cuáles son las concentraciones de H+ y OH-?

Marco teórico Existen varias teorías que explican el comportamiento de los ácidos y las bases. En 1923, J. N. Brønsted y T. M. Lowry, propusieron de forma independiente una teoría para explicar el comportamiento de estas sustancias, la cual actualizaba la propuesta de Arrhenius en 1884. La teoría de Brønsted-Lowry explica lo siguiente:  

Un ácido es cualquier sustancia donadora de protones (iones H+) Una base es cualquier sustancia receptora de protones (iones H+)

Es importante reconocer que el carácter de donador de protones de un ácido sólo se manifiesta en la presencia de una base o receptor de protones.

En soluciones ácidas, la concentración de iones hidronio (H+) es mayor que 1.0x10-7 M, mientras que en soluciones básicas o alcalinas es menor que 1.0x10-7 M. En el caso de soluciones neutras, esta concentración es igual a 1.0x10-7 M. Para expresar de una forma más favorable la concentración de iones hidronio en solución, en 1909 el danés Sörensen propuso lo que hoy en día se conoce como “escala de pH”. El pH de una solución se define de la siguiente forma: pH = -log[H+] En esta escala, las soluciones ácidas tienen un pH menor que 7, mientras que para las soluciones básicas o alcalinas es mayor que 7. En el caso de las soluciones neutras, su pH es de 7.

Para determinar el pH de una solución existen diferentes métodos. Los más comunes son los siguientes:   

Indicadores químicos Papel pH Medidores de pH o potenciómetros

Indicadores químicos Un indicador químico es una sustancia que cambia de color según las condiciones de la solución en la que se encuentre. En el caso de los indicadores ácido-base, suelen ser sustancias orgánicas que cambian de color según el pH del medio. El intervalo del pH en el que un indicador exhibe un cambio en la coloración depende de la temperatura, la fuerza iónica del medio y la presencia de solventes orgánicos o partículas coloidales. Estos dos últimos son los que causan mayor transición en el rango de cambio de color, alterándolo una o más unidades de pH. Las reacciones generales para el cambio de color de estos indicadores son las siguientes: H2O + HIn  H3O+ + InColor ácido

Color básico

In + H2O  InH+ + OHColor básico

Color ácido

El ejemplo típico de indicador ácido-base es la fenolftaleína. A pH menor de 8 la fenolftaleína es incolora, cambiando rápidamente a un color rosa en el rango básico de pH 8.3 a 10.0. En la siguiente figura aparece el cambio estructural asociado al cambio en coloración de este compuesto con respecto al pH.

OH

OH

OH

O

+

OH

OH

2 H2O

OH

O

O

Incoloro

Incoloro OH

O

OH

OH

OH OH

OH O

Incoloro

O

fucsia/rosado intenso

Figura 1. Cambio estructural de la Fenolftaleína en función del pH

Cuadro 1 Listado de algunos indicadores químicos Nombre común del indicador

pH del

Cambio de color

cambio de color Azul de Timol

1.2-2.8

Rojo-Amarilo

8.0-9.6

Amarillo-Azul

Naranja de metilo

3.1-4.4

Rojo-Naranja

Verde de Bromocresol

3.8-5.4

Amarillo-Azul

Rojo de metilo

4.2-6.3

Rojo-Amarillo

Azul de Bromotimol

6.2-7.6

Amarillo-Azul

Fenolftaleína

8.3-10.0

Incoloro-Fucsia

Timolftaleina

9.3-10.5

Incoloro-Azul

Amarillo de alizarina

10-12

Incoloro-Amarillo

(Skoog et al., 2001) Las plantas producen compuestos que le dan coloración a los pétalos, la mayoría de estos son pigmentos que varían desde coloraciones amarillas a naranja (algunos carotenoides) y también pigmentos que varían desde rojo a azul (flavonoides). Algunos de estos pigmentos también se comportan como indicadores químicos.

El color de las flores puede ser el resultado de mezclar dos pigmentos en diferentes proporciones. Mezclando y asociando estos pigmentos pueden lograrse una gran variedad de colores diferentes. Por ejemplo, el color rojo en muchas plantas es el resultado de mezclar carotenoides naranja con flavonoides magenta.

Soluciones amortiguadoras Cuando se prepara una solución a partir de un ácido débil y una sal de ese ácido, o de una base débil y una sal de dicha base, se produce una solución amortiguadora (llamada también buffer o tampón). Esta solución tiene la capacidad de mantener el pH casi constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de ácido o base. Estas soluciones son muy importantes en muchos procesos de manufactura y también en los sistemas biológicos.

Una dilución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los iones OH- que se le añadan; y también debe tener una concentración semejante de base para neutralizar los iones H+. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización.

Algunos ejemplos de sustancias que se pueden combinar para producir soluciones amortiguadoras son: -

Ácido acético y acetato de sodio Amoniaco y cloruro de amonio Ion dihidrogenofosfato y ion monohidrogenofosfato Ácido carbónico (dióxido de carbono en agua) y ion hidrogenocarbonato (ion bicarbonato)

Materiales y reactivos para cada estudiante o cada grupo de trabajo: MATERIALES PROPORCIONADOS POR EL ESTUDIANTE -

Flor con pétalos color rojo, corinto o rosado (rosa y flor de hibiscus son recomendables) Crayones de colores

Materiales Para la parte A: - Dos limones pequeños - 1 Vidrio de reloj - 1 Varilla de vidrio - Caja petri c/papel pH Para la parte B: - Cápsula de porcelana - 1 Tubo de ensayo

Reactivos Para la parte A y parte C : - Solución de hidróxido de sodio (NaOH) 1 M - Solución de ácido clorhídrico (HCl) 1 M - Solución jabonosa - Solución limpia vidrios Para la parte B: - Etanol en beaker de 50mL con pipeta pasteur/bulbo

Para la parte C: Para la parte C: - Gradilla para tubos de ensayo - Gotero con fenolftaleína por mesa - 20 Tubos de ensayo - Gotero con Verde de bromocresol por Para la parte D: mesa - 3 Tubos de ensayo - Gotero de Naranja de metilo por mesa - 3 pipetas pasteur c/bulbo Para la parte D: Para la parte E: - Solución de acido clorhídrico (HCl) 0.1 M - 3 Tubos de ensayo en beaker de 50 mL por mesa c/pipeta - 3 pipetas pasteur c/bulbo pasteur c/bulbo - Varilla de vidrio Para la parte E: - Papel pH - Solución amortiguadora 1:1 ácido acético - Mortero con pistilo 0.5 M y acetato de sodio 0.5 M - Marcadores Sharpi (1 por

-

mesa) Cápsula / tubo de ensayo para triturar flor

CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  TENGA CUIDADO AL MANEJAR SUS SOLUCIONES, PUES SON CORROSIVAS.  EN CASO QUE LAS SOLUCIONES ENTREN EN CONTACTO CON LA PIEL, LAVE EL ÁREA AFECTADA DURANTE 15 MINUTOS CON AGUA DEL CHORRO.  UTILICE BATA Y LENTES TODO EL TIEMPO. 

BIBLIOGRAFÍA DE REFERENCIA Bocaletti de Estrada, S. 2008. Química General. Prácticas de Laboratorio. Universidad del Valle de Guatemala.

Brown, W. 2002. Introducción a la Química Orgánica. 2ª ed. Compañía Editorial Continental.

México. 591 pp.

Burns, R. A. 2011. Fundamentos de Química. 5ª ed. Pearson Educación. México. 776 pp.

Couto, A. B., Ramos, L. A., Cavalheiro, É. T. G. 1998. “Aplicação de pigmentos de flores no ensino de química”, Química Nova [online]. Vol.21, n.2 [cited 2012-05-3], pp. 221-227 http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40421998000200020 González, R. 2002. Manual de Laboratorio. Química General I. Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. pág.20 López, A. 2008. Conocimiento de ácidos y bases. Instituto de Investigaciones Químicas, Biológicas, Biomédicas y Biofísicas. Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

López, A., Knedel, W. 2008. Indicadores químicos. Instituto de Investigaciones Químicas, Biológicas, Biomédicas y Biofísicas. Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

Prácticas de Química Básica del medio ambiente. Universidad rey Juan Carlos. pág 5 y 6.

Seely, Jr., O. 2000. The ACID/BASE Characteristics of Flower Pigments. SATURDAY COLLEGE. http://www.csudh.edu/oliver/satcoll/acidbase.htm Skoog, D. A., West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. 2001. Química Analítica. 7ª ed. (Trad: M. C. Ramírez Medeles). McGraw-Hill. México. +795pp.

Procedimiento

A. Uso de papel pH para la determinación de la acidez de una solución

1. En su mesa de trabajo encontrará unos beakers con las siguientes soluciones:

I.

I

Ácido clorhídrico, HCl 1 M

II.

Jugo de limón

III.

Agua del chorro

IV.

Jabón líquido

V.

Líquido para limpiar vidrios

VI.

Hidróxido de sodio, NaOH 1M

II VI III V

IV

2. Coloque el vidrio de reloj hacia abajo y rotule con marcador la literal asociada a la solución (I-VI) en la dirección de las agujas del reloj.

3. Voltee el vidrio de reloj y coloque un trozo de papel pH en cada una de las marcas.

4. Introduzca la varilla de agitación en la solución de HCl (I) y transfiera una gota de la misma hacia el trozo de papel pH correspondiente, cuidando de no humedecer ningún otro papel.

5. Repita el inciso 4 con las demás soluciones hasta completar el análisis de las soluciones IVI. 6. Compare con la guía de color de pH para establecer el pH de cada solución.

Cuadro No.1 pH de diferentes soluciones usando papel pH

I II III IV V VI

Solución Solución de ácido clorhídrico Jugo de limón Agua de chorro Jabón líquido Líquido para limpiar vidrios Solución de hidróxido de sodio

Color del papel pH

Valor de pH

B. OPCIONAL. Preparación de un indicador natural 1. Separe los pétalos de su flor y pártalos en pedazos pequeños.

2. Colóquelos en un cápsulas de porcelana 3. Utilizando una pipeta Pasteur y añada 4 mL de etanol grado industrial al mortero. Para este propósito tendrá que llenar y descargar la pipeta dos veces.

4. Triture los pétalos de flores utilizando el tubo de ensayo. Verifique que el pigmento se encuentre solubilizado en su solvente para utilizarlo en la parte C.

C. Comportamiento de indicadores químicos y biológicos 1. Coloque 20 tubos de ensayo en una gradilla dispuestos de la siguiente manera:

Cuadro No.2 Distribución de tubos de ensayo en gradilla Fila

Soluciones ácidas

Soln. Neutra

Soluciones básicas

4

HCl 1 M

Jugo de limón

Agua de chorro

Limpia vidrios

NaOH 1 M

3

HCl 1 M

Jugo de limón

Agua de chorro

Limpia vidrios

NaOH 1 M

2

HCl 1 M

Jugo de limón

Agua de chorro

Limpia vidrios

NaOH 1 M

1

HCl 1 M

Jugo de limón

Agua de chorro

Limpia vidrios

NaOH 1 M

2. ROTULE SOLAMENTE EL TUBO QUE ESTARÁ AL FRENTE DE LAS COLUMNAS. 3. Agregue a cada tubo 10 gotas de la solución correspondiente. Esta adición la hará por estaciones, así es que debe coordinarse con el resto de su fila.

4. Cuando tenga listos sus tubos asigne un indicador químico a cada fila de acuerdo al siguiente cuadro:

Cuadro No.3 Distribución de los indicadores para añadir a los tubos de ensayo

Fila

Indicador a utilizarse

4

Indicador natural

3

Fenolftaleína

2

Verde de bromocresol

1

Naranja de metilo

5. Agregue tres gotas del indicador a cada tubo de la fila correspondiente.

6. Ayudado con sus crayones, coloree cada espacio del cuadro No.2 en base a sus observaciones que debe anotar en el siguiente espacio:

D. Efecto de la dilución en el pH de soluciones ácidas 1. Rotule 3 tubos de ensayo de la siguiente forma: I. HCl 0.1 M II. HCl 0.01 M III. HCl 0.001 M 2. Solución inicial. Usando una pipeta Pasteur limpia, transfiera al primer tubo de ensayo (HCl 0.1 M) 20 gotas de ácido clorhídrico 0.1 M. 3. Usando una varilla de vidrio y papel pH, determine el pH de esta solución (ver inciso A.).

4. Dilución 1:10 de la solución inicial. Transfiera al segundo tubo de ensayo (HCl 0.01 M) 2 gotas de solución de ácido clorhídrico 0.1 M. Con una pipeta Pasteur limpia agregue 18 gotas de agua desmineralizada y agite el tubo para mezclar bien los componentes.

5. Determine el pH de la dilución 1:10 usando papel pH. 6. Dilución 1:100 de la solución inicial. Usando una pipeta Pasteur limpia, tome 2 gotas del segundo tubo de ensayo y transfiéralas al tercer tubo de ensayo (HCl 0.001 M). Añada 18 gotas de agua desmineralizada y agite el tubo para mezclar bien los componentes.

7. Determine el pH de la dilución 1:100 usando papel pH. 8. Reporte sus resultados según el cuadro No.4.

Cuadro No.4 Efecto de la dilución en el pH de soluciones ácidas Tubo de Dilución ensayo

Concentración (M)

Color del papel pH pH

I II III

E. OPCIONAL. Efecto de la dilución en el pH de soluciones amortiguadoras 1. Rotule 3 tubos de ensayo de la siguiente forma: I. Solución amortiguadora II. Dilución 1:10 III. Dilución 1:100 2. Solución amortiguadora. Usando una pipeta Pasteur limpia, transfiera al primer tubo de ensayo (solución amortiguadora) 20 gotas de solución amortiguadora de ácido acéticoacetato de sodio.

3. Usando una varilla de vidrio y papel pH, determine el pH de esta solución (ver inciso A.).

4. Dilución 1:10 de la solución amortiguadora. Transfiera al segundo tubo de ensayo (Dilución 1:10) 2 gotas de solución amortiguadora. Con una pipeta Pasteur limpia agregue 18 gotas de agua desmineralizada y agite el tubo para mezclar bien los componentes.

5. Determine el pH de la dilución 1:10 usando papel pH. 6. Dilución 1:100 de la solución inicial. Usando una pipeta Pasteur limpia, tome 2 gotas del segundo tubo de ensayo y transfiéralas al tercer tubo de ensayo (Dilución 1:100). Añada 18 gotas de agua desmineralizada y agite el tubo para mezclar bien los componentes.

7. Determine el pH de la dilución 1:100 usando papel pH. 8. Reporte sus resultados según el cuadro No.5.

Cuadro No.4 Efecto de la dilución en el pH de soluciones ácidas Tubo de Dilución ensayo I II III

Color del papel pH pH