Programación laboratorio química 2º bachillerato by Patricia Galguera

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PROGRAMACIÓN DIDÁCTICA LABORATORIO QUÍMICA 2º BACHILLERATO

COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA LABORATORIO QUÍMICA 2º BACH COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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ÍNDICE: NORMAS PARA EL BUEN USO DE LAS PRÁCTICAS…...3 PRÁCTICA 1: PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES…....12 PRÁCTICA 2: INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN...………...………….15 PRÁCTICA 3: CONDUCTIVIDAD.…...……………………16 PRÁCTICA 4: SOLUBILIDAD.…………………………......17 PRÁCTICA 5: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE LA REACCIÓN ENTRE EL HIDRÓXIDO SÓDICO Y EL ÁCIDO CLORHÍDRICO……………………………………..18 PRÁCTICA 6: DETERMINACIÓN DEL CALOR ESPECÍFICO DEL AGUA…………………………………...20 PRÁCTICA 7: EQUILIBRIO QUÍMICO IÓN DICROMATO/IÓN CROMATO………...…………………..23 PRÁCTICA 8: EFECTO DE ALGUNOS CAMBIOS SOBRE EL EQUILIBRIO QUÍMICO.INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN SOBRE EL DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO: SISTEMA TIOCIANATO/HIERRO(III)….24 PRÁCTICA 9: FORMACIÓN DE UN PRECIPITADO.......26

PRÁCTICA 10: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN: FORMACION DE PRECIPITADOS Y DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO EN ESTAS REACCIONES ……….………………………………………………………….28 COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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PRÁCTICA 11: FORMACIÓN DE PRECIPITADO DE CaCO3…………………………………………………….…….29 PRÁCTICA 12: COMPROBACIÓN DEL CARÁCTER REGULADOR DE UNA DISOLUCIÓN…………………….31 PRÁCTICA 13: DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE ÁCIDO ACÉTICO EN UN VINAGRE COMERCIAL…….32 PRÁCTICA 14: VALORACIÓN ÁCIDO FUERTE-BASE FUERTE………………………………………………………..34 PRÁCTICA 15: VALORACIÓN REDOX (PERMANGANIMETRÍA)…………………………………...36 PRÁCTICA 16: REACCIONES QUÍMICAS……...………..38 PRÁCTICA 17: PILAS VOLTAICAS Y ELECTROLISIS..39

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NORMAS PARA EL BUEN DESARROLLO DE LAS PRÁCTICAS 1. En el laboratorio es necesario trabajar en silencio. 2. Los libros, abrigos y demás prendas personales no deberán estar nunca sobre la mesa del laboratorio, en esta, únicamente estará el material de la práctica y el cuaderno de laboratorio. 3. El material debe estar limpio, procediéndose a su lavado inmediatamente después de su uso. 4. Los frascos de reactivos se devolverán a su sitio de costumbre una vez usados, asegurándose de que están convenientemente tapados. 5. Si hay frascos de uso general, para todo el laboratorio, estos no se deben llevar nunca a la mesa de trabajo. Cuando se precise de su contenido, se tomará la cantidad necesaria, en un recipiente adecuado, en el lugar en donde se encuentren. 6. Los reactivos, una vez sacados de los frascos, nunca deberán ser devueltos a los mismos, ya que podrían contaminar todo su contenido. Las cantidades que se saquen deberán ser las que se indican en el guión de las prácticas. 7. Los reactivos líquidos y sólidos que se rechacen, o bien se deberán reciclar, o deberán ser incluidos en el sistema de recogida de productos químicos que adopte el centro. En todo caso habrá que consultar con el profesor en el momento de rechazarlos. 8. En el desarrollo de las prácticas, no deberá de substituirse un reactivo por otro ni una concentración por otra, a no ser que lo indique el profesor. 9. No deberá añadirse nunca un reactivo a un recipiente que se está calentando, se debe retirar primero de la fuente calorífica. 10. Los tubos de ensayo se deben calentar siempre por las paredes, en la zona media del líquido que contienen, moviéndolos continuamente y teniendo la precaución de que la boca del tubo no se dirija hacia las personas. 11. Los reactivos nunca se deben probar para conocer su sabor. Nunca se debe oler un reactivo directamente, si hace falta se agita al aire sobre la boca del recipiente acercándolo a la nariz. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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12. Si se trabaja con substancias inflamables, se debe tener cuidado de que no existan llamas próximas. 13. En el caso de quemaduras, cortes o accidentes se deberá avisar inmediatamente al profesor. 14. Al terminar las sesiones de laboratorio, la mesa debe quedar limpia y las llaves del gas y del agua cerradas.

NORMAS PARA EL CUADERNO DE LABORATORIO A. El rol de la libreta de laboratorio La libreta de laboratorio es un registro exacto y detallado de lo que has hecho en el laboratorio de investigación. Debe contener toda la información necesaria para que cualquier otra persona sea capaz de reproducir el experimento exactamente de la misma forma en que lo ha realizado el autor del cuaderno, incluyendo las operaciones llevadas a cabo, los hechos observados, los problemas, las soluciones y las conclusiones que se derivan de todo ello. Aprender a escribir de forma adecuada un cuaderno de laboratorio es un aspecto importante en la formación práctica de un alumno de Química. Una de las características de “el método científico” (cualquiera que éste sea) es la reproducibilidad o posibilidad de repetición del trabajo realizado por un científico. De esta manera, cualquier persona del mundo con los conocimientos adecuados, tiene la posibilidad de confirmar los hallazgos anunciados y, finalmente, contribuir al incremento del conocimiento humano. Tanto en el ambiente académico como en la industria, la libreta es un documento legal que recoge tu trabajo original. B. Detalles específicos sobre la libreta  La libreta debe estar encuadernada y tener las páginas enumeradas.  Las primeras tres páginas de tu libreta deben reservarse para una tabla de contenido que debes mantener al día.  Cada experimento debe comenzarse en una nueva página. Nunca escribas información de dos experimentos diferentes en la misma página.  En las páginas en las que comienza una práctica siempre debes indicar: • Título • Fecha

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• Reacción química que se estudia. Ajustada e indicando cantidades a utilizar de cada reactivo de partida en moles y gramos (y ml si son líquidos). • Datos relevantes de los materiales de partida utilizados: masas moleculares, densidades, puntos de fusión o ebullición, estado sólido o líquido, peligrosidad y precauciones a tomar en su utilización. • Propiedades del o los producto(s) esperado(s), si se conocen: masa molecular, punto de fusión o ebullición, etc.) • Medidas de seguridad requeridas en función de las características del experimento y de los reactivos Estos últimos apartados pueden presentarse conjuntamente en forma tabulada para una mayor claridad. Cada práctica también debe incluir:  El propósito del experimento. Debes dar una descripción breve del propósito y el procedimiento del experimento. Esta descripción deberá ser de naturaleza tal que otra persona pueda reconstruirlo y hacer los cómputos correspondientes con la información experimental que se da.  Aquello que realmente se ha hecho en el experimento y no lo que se supone que se debería haber hecho. Al desarrollar los procedimientos, se debe procurar usar un estilo conciso y claro, empleando preferentemente formas impersonales. Resulta más adecuado emplear expresiones como: a. Se disuelve el producto A….. en lugar de disolví el producto A… b. Se procede a separar la mezcla….. en lugar de para separar la mezcla realicé tal o cual procedimiento.. c. El rendimiento de la reacción es …. en lugar de me salió un rendimiento de…  TODAS las observaciones (cambios en color, formación de precipitados, formación de un gas…)  Esquema del montaje del aparato (o aparatos) a utilizar, siempre que no sean montajes especialmente sencillos.

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C. Características físicas del cuaderno de laboratorio Estas son algunas reglas sobre el material usado: • El cuaderno de laboratorio debe tener una encuadernación permanente, es decir, ser de tapa dura y hojas cosidas. Un auténtico cuaderno de laboratorio no puede ser de espira, y debe tener las hojas numeradas. • La escritura debe hacerse en tinta, preferiblemente de bolígrafo, ya que suelen ser más duraderas y dejan menos borrones. • Nunca debe borrarse nada. Si se cometen errores, deben tacharse únicamente con una línea por encima, de forma que aún puedan leerse. El trabajo se debe poder reproducir en todos sus detalles, es decir, se debe poder averiguar lo que ocurrió e, incluso, cuándo y por qué uno decidió arrojar la toalla. PICTOGRAMAS DE PELIGRO DE LOS DIFERENTES PRODUCTOS QUÍMICOS Por norma se deben leer las indicaciones de los envases antes de abrirlos RIESGO

E EXPLOSIVO

F INFLAMABLE F+ FÁCILMENTE INFLAMABLE

T TÓXICO T+ MUY TÓXICO

SIGNIFICADO Sustancias y preparados que pueden explotar al acercarles una llama o por choques

EJEMPLOS Algunas mezclas como sodio y agua, hidrógeno y aire (en contacto con una llama), etc.

Mediante una chispa, llama o aumento de temperatura, pueden inflamarse fácilmente Por inhalación, ingestión o penetración por la piel, pueden producir

Acetona, alcoholes, benceno, magnesio en polvo, hexano, fenolftaleína, éter, etílico, etc.

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Benceno, mercurio, metanol, cianuros, arsénico, dicromato de potasio, tetracloruro de carbono, óxidos de 7

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XII NOCIVO

O COMBURENTE

C CORROSIVO

XI IRRITANTE

N PELIGROSO PARA EL MEDIO AMBIENTE

envenenamientos graves o incluso la muerte Por inhalación, ingestión o penetración por la piel, pueden producir daños de gravedad limitada En contacto con otro productos (especialmente con los inflamables), reacciona desprendiendo calor Sustancias y preparados que tienen una acción corrosiva sobre la piel Por contacto prolongado con la piel y mucosas, pueden originar inflamaciones Sustancias y preparados que presentan o pueden presentar un peligro inmediato o futuro para uno o más componentes del medio ambiente.

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nitrógeno, halógenos, fenol, sulfato de cromo, anilinas, etc. Ácido bórico, permanganato de potasio, yodo, algunas sales y óxidos plomo, naftaleno, algunas sales y óxidos de cobre, etc. Nitrato de amonio, de plomo, de potasio, de aluminio, de cinc. Clorato de sodio, de potasio. Ácido perclórico, dicromato de potasio, ácido nítrico, agua oxigenada. Muchos ácidos (nítrico, clorhídrico, sulfúrico, etc.). Nitrato de plata. Bases fuertes (hidróxido de sodio, etc) Hidróxido de amonio, sulfato de sodio, cromato de potasio, gases de muchos ácidos (clorhídrico, nítrico, sulfúrico, etc.) Yodo, bromo, timol, anilina, arsénico, mercurio, fosfina,….

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MATERIAL DE USO COMÚN EN EL LABORATORIO MATERIAL DE USO GENERAL

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RECIPIENTES PARA CONTENER SUSTANCIAS

MEDIDAS DE MASAS. BALANZAS

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MEDIDA DE VOLÚMENES DE LÍQUIDOS

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PRÁCTICA 1: PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES: Objetivos • Emplear adecuadamente instrumentos de medida de masas y volúmenes, así como otros materiales de laboratorio. • Resolver problemas sencillos sobre la preparación de disoluciones Fundamento Una disolución es una mezcla homogénea constituida por un disolvente y uno o más solutos. El disolvente más utilizado es el agua. La concentración expresa la relación que hay entre la cantidad o volumen de soluto y la cantidad o volumen de disolvente o disolución. Se puede expresar, por ello, de varias formas, siendo las más frecuentes la molaridad, el tanto por ciento en masa (o peso) y la fracción molar. 1. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN APROXIMADAMENTE 0,1 M DE NaOH Objetivo: Se trata de preparar una disolución acuosa de un soluto sólido, en este caso 1000 mL aproximadamente 0,1 M a partir del NaOH comercial sólido en lentejas. Material y reactivos – NaOH sólido (lentejas) comercial – Matraz aforado de 1000 mL – Vidrio de reloj, espátula y varilla de vidrio – Vaso de precipitados de 250 mL – Balanza granataria, o balanza electrónica – Frasco lavador con agua destilada – Cuentagotas. Embudo – Recipiente para almacenar la disolución. Procedimiento Hidróxido de sodio = sosa cáustica, desprende mucho calor al disolverse en agua, corrosivo. 1. Calcular la cantidad de NaOH comercial que se necesita para preparar esta disolución (observar la etiqueta del recipiente por si se debe tener en cuenta su riqueza). COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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2. Preparar el vaso de precipitados con unos 50 mL de agua destilada. 3. Sobre un vidrio de reloj, pesar exactamente alrededor de la cantidad de NaOH calculada, con ayuda de la espátula. En la balanza electrónica se debe hacer el tarado (poner a cero con el vidrio de reloj). El hidróxido sódico es una sustancia corrosiva por lo que hay que manejarla con cuidado. 4. Verter el hidróxido sódico pesado en el vaso de precipitados con agua, lavar y arrastrar los restos de NaOH del vidrio de reloj mediante agua del frasco lavador. Disolver agitando mediante la varilla de vidrio. 5. Verter el contenido del vaso en el interior del matraz aforado, con ayuda del embudo, lavando el vaso y la varilla con agua del frasco lavador para arrastrar las partículas de soluto que pueden estar adheridas a las paredes. 6. Añadir agua destilada al matraz aforado, lavando el embudo, hasta acercarse a la marca de enrase. Con el tapón puesto, invertir varias veces para homogeneizar. 7. Con la ayuda del cuentagotas añadir agua destilada hasta enrasar evitando el error de paralaje. 8. Calcular la concentración de la disolución preparada: [NaOH]. M 9. La disolución se pasará luego a un frasco con tapón de goma o de plástico, ya que esta disolución alcalina ataca al vidrio, provocando la soldadura del tapón (si es de vidrio) con el cuello del frasco al cabo de algún tiempo, lo cual es causa bastante frecuente de la rotura del frasco al intentar destaparlo. Poner una etiqueta que indique la fórmula del soluto, concentración, fecha y nombre del operador. 2. PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN APROXIMADAMENTE 1 M DE HCl Objetivo Se trata de preparar una disolución acuosa de un soluto líquido, en este caso 100 mL aproximadamente 1 M de HCl a partir de una disolución concentrada de dicho ácido. Material y reactivos – HCl comercial – Vaso de precipitados de 250 mL – Matraz aforado de 100 mL – Frasco lavador con agua destilada – Cuentagotas. – Recipiente para almacenar la disolución – Pipeta graduada de 10 mL con aspirador de pipeta o bureta. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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Procedimiento La mayoría de las disoluciones de los ácidos más frecuentes suelen prepararse por dilución de otras disoluciones más concentradas del mismo ácido. Las disoluciones comerciales de ácido clorhídrico concentrado tienen un contenido en HCl alrededor de un 37 % en peso y una densidad de 1,18 g/cm3 (confirmarlo con los valores de la etiqueta). 1. Calcular el volumen de disolución de ácido comercial necesario teniendo en cuenta la riqueza y densidad del mismo. V (en mL) = 2. Echar agua destilada en el matraz, con ayuda del embudo, hasta un tercio o la mitad del mismo. 3. Medir el volumen necesario de ácido comercial: – Con la pipeta: Echar ácido comercial en el vaso de precipitados y de ahí medir el volumen necesario con la pipeta ayudándose del aspirador de pipeta. Verter ese volumen de ácido comercial de la pipeta en el matraz aforado, manteniendo la pipeta vertical y apoyada la punta contra la pared interna del matraz que estará ligeramente inclinado. La pipeta se retira girándola sobre la punta para retirar las gotas de la punta, pero no forzando la retirada del líquido que queda en su interior, pues ya está calibrada teniendo en cuenta ese volumen. NOTA IMPORTANTE: Echar siempre el ácido sobre el agua. 4. Añadir agua destilada al matraz aforado hasta acercarse al enrase. Con el tapón puesto, invertir varias veces para homogeneizar. 5. Añadir gotas de agua destilada con el cuentagotas hasta enrasar evitando el error de paralaje. 6. Calcular la concentración de la disolución: [HCl]. M 7. Verter la disolución preparada en el recipiente para almacenar la disolución, etiquetándolo con la fórmula del soluto, concentración, fecha y nombre del operador.

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PRÁCTICA 2: INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN En esta experiencia se trata de afianzar los conceptos de concentración, volumen, relación estequiométrica y velocidad de reacción. Ten cuidado al manejar ácido clorhídrico concentrado, debe hacerse en un lugar con muy buena ventilación y procurando no inhalar sus vapores. Preparamos cuatro matraces Erlenmeyer, de la siguiente forma: Matraz Nº 1 Nº 2 Nº 3 Nº 4

Cantidad de HCl comercial (ml) 5 10 15 20

Cantidad de agua (ml) 45 40 35 30

Nº de moles

Concentración (moles/l)

(Toma nota en el laboratorio, de los datos del HCl comercial. Supón volúmenes aditivos para hacer los cálculos y termina de rellenar la tabla). Añadimos a cada uno, 0,24 g de cinta de magnesio, previamente pesados en una balanza y cronometramos el tiempo que tarda en desaparecer la cinta de magnesio. Concentración (moles/l)

Tiempo (s)

Escribe la reacción que tiene lugar en el matraz. ¿Qué hay en el matraz una vez terminada la reacción? Haz una representación gráfica de la concentración frente al tiempo. ¿Qué se puede deducir? Explícalo.

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PRÁCTICA 3: CONDUCTIVIDAD 1. Se pretende estudiar la conductividad de una disolución acuosa de permanganato de potasio. i) Diseña y dibuja un esquema del dispositivo experimental que permita realizar el estudio, indicando los materiales a usar. ii) Explica el procedimiento a seguir y las observaciones realizadas.

Material a usar: - Pila o fuente de alimentación - Cables. - Electrodos - Bombilla (también se puede usar un miliamperímetro) - Si en lugar de todos estos elementos, pone conductivímetro didáctico. Es correcto. - Vaso de precipitados. - Agua destilada y permanganato Para estudiar la conductividad de una disolución acuosa de permanganato de potasio contenida en el vaso de precipitados, en primer lugar conectamos el miliamperímetro y, a continuación, introducimos en la disolución, con cuidado, los electrodos. El miliamperímetro marca paso de corriente. El permanganato de potasio es un compuesto + -) iónico que se disuelve en agua, se tienen iones sueltos ( K y MnO4 y, por ello, si hay la concentración de iones suficiente se produce el paso de corriente eléctrica, mostrando que tenemos una sustancia conductora.

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PRÁCTICA 4: SOLUBILIDAD 1. En un tubo de ensayo se colocan unos cristales de I2(s) y se añaden 5 mL de agua ¿Qué se observará? Justifica la observación realizada. A continuación se añaden, en el mismo tubo, 5 mL de un disolvente no polar, se agita la

mezcla y se deja reposar hasta que se separen dos fases. Indica y justifica la coloración que presenta cada una de las fases.

2. En un tubo de ensayo se colocan unos cristales de KMnO4 (s) y se añaden 5 ml de un disolvente orgánico no polar. Indica y justifica la observación realizada. A continuación se añaden en el mismo tubo 5 ml de agua, se agita la mezcla y se deja repostar hasta que se separen dos fases. Indica y justifica la coloración que presenta cada una de las fases.

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PRACTICA 5: DETERMINACIÓN DEL CALOR DE LA REACCIÓN ENTRE EL HIDRÓXIDO SÓDICO Y EL ÁCIDO CLORHÍDRICO. 1. Introducción. En todo proceso químico se produce una variación energética que, si es a presión constante, se denomina entalpía. En su determinación se usa una técnica calorimétrica usual, calculando esta magnitud gracias a la variación de temperatura que experimenta el sistema. Al realizarse el proceso en disolución, deberán considerarse previamente los siguientes aspectos: a) Preparación de disoluciones acuosas 1 M a partir de: - Un sólido puro NaOH. - De una disolución concentrada de HCl comercial (debemos tener en cuenta el % y la densidad de la disolución). b) Variación de energía debida a un cambio de temperatura. 2. Objetivo. Determinar el calor de reacción (neutralización) de un ácido fuerte con una base fuerte, compararlo con el valor teórico.

3. Descripción del procedimiento.

a) Material: -

Vaso de precipitados.

Probeta.

Termómetro.

Vaso de poliestireno con tapa (o calorímetro)

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Disoluciones 1 M de NaOH (ac) y de HCl (ac).

b) Procedimiento: -

Preparar en un vaso de precipitados 50 mL de la disolución 1 M de NaOH (ac).

Colocar 50 mL de la disolución del HCl(ac) en el vaso de poliestireno (o en el calorímetro)

Anotar la temperatura de la disolución de HCl.

Verter la disolución de NaOH sobre la de HCl, agitar suavemente y anotar la temperatura final de la mezcla.

Repetir la experiencia.

4. Recogida y análisis de datos. a) ¿Cómo se determina el calor que se produce en la reacción? b) Procesar los datos para determinar la energía liberada en la reacción. 5. Evaluación de resultados. a) Escribe la ecuación química que representa la reacción de neutralización. b) Calcula el calor de neutralización, en J/mol de HCl.

Datos necesarios: Densidad de la mezcla de las disoluciones ≈ 1 Kg/dm3 Ce (H2O)= 4,18 J/(g ºC)

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PRACTICA 6: DETERMINACIÓN DEL CALOR ESPECÍFICO DEL AGUA. 1. Introducción. El calorímetro es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos. Es decir, sirve para determinar el calor específico de un cuerpo, así como para medir las cantidades de calor que liberan o absorben los cuerpos. El calor específico, Ce, es la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa, m, de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad: Ce (J / g ºC) En función del calor específico, el calor, Q, necesario para producir en un sistema de masa m un cambio de temperatura ∆T lo podremos expresar como: Q = m Ce ΔT Para el estudio experimental de los procesos de intercambio de calor suele utilizarse un calorímetro (recipiente con paredes aisladas). En general, tiene una pared doble entre las que se ha hecho el vacío o se introduce un material aislante térmico, que impide o minimiza la conducción de calor. De esta forma, los procesos que tengan lugar en el interior del calorímetro estarán térmicamente aislados del exterior. El calorímetro que usaremos, lleva incorporada una resistencia calefactora que podemos alimentar a través de dos conectores que se encuentran en la tapadera. La tapadera tiene además dos orificios para introducir un termómetro y un agitador que nos permite homogeneizar la temperatura. Si el calorímetro contiene una cierta cantidad de agua, ma, y por la resistencia eléctrica, R, circula una corriente de intensidad I, al ser las paredes del calorímetro adiabáticas, el calor disipado en la resistencia por efecto Joule será íntegramente absorbido por el sistema (agua+calorímetro) produciendo un aumento de su temperatura. En este caso vamos a despreciar el calor absorbido por el calorímetro. Llamemos T (t) a la temperatura en el interior del calorímetro en un instante t y sea T0 la temperatura existente en t=0, justo cuando empieza a circular corriente por la resistencia. Haciendo un balance de energía, en el instante t tendremos: Q disipado por la resistencia = Q absorbido por el agua COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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I2 ∙ R ∙ t = Ce ∙ m ∙ [T (t) – T0] El calor disipado por la resistencia también puede expresarse como V2 ∙ t / R Donde V será la tensión aplicada a la resistencia. 2. Objetivo. Determinar el calor específico del agua. 3. Descripción del procedimiento. a) Material: 

Calorímetro provisto de una resistencia calefactora



Fuente de intensidad y cables de conexión



Termómetro



Balanza



Cronómetro



Agua b) Procedimiento:

1. Limpiar y secar el calorímetro tanto exterior e interiormente. 2. Pesar el calorímetro vacío y anote el valor, m0. 3. Añadir al calorímetro una cantidad de agua suficiente como para cubrir la resistencia y vuélvalo a pesar (masa m1) a fin de determinar la masa de agua contenida en el calorímetro: ma =m1- m0. 4. Tapar el calorímetro, colocar adecuadamente el termómetro a través del orificio de la tapa y conectar la resistencia calefactora a la fuente de alimentación. 5. Anotar la temperatura inicial T0 del agua. 6. Encender la fuente de intensidad poniendo a la vez el cronómetro en marcha y ajustar rápidamente la fuente a 4,5V. 7. Tomar la temperatura cadaa tres minutos durante 21 minutos. Durante el transcurso de la experiencia es importante vigilar que la corriente se mantenga siempre estable, y agitar lenta y suavemente el agua del calorímetro, tres o cuatro veces entre cada toma de temperatura, para que el calor se distribuya uniformemente.

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Tabla de medidas de la temperatura correspondiente a cada instante de tiempo:

Tiempo (s)

Temperatura (ºC)

Una vez finalizado el experimento, podremos determinar el calor específico del agua utilizando la expresión: V2 ∙ t / R = Ce ∙ m ∙ [T (t) – T0]

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PRÁCTICA 7: EQUILIBRIO QUÍMICO IÓN CROMATO/IÓN DICROMATO. Objetivos En esta práctica intentaremos fijar, mediante el estudio experimental de distintas mezclas de reacción, el concepto de equilibrio químico. Paralelamente, observaremos cómo las mezclas alcanzan distintos puntos de equilibrio y cómo podemos modificar el estado de equilibrio alterando condiciones tales como por ejemplo la concentración de las sustancias implicadas. Material: -

gradilla con tubos de ensayo pipeta cuentagotas vasos de precipitados probeta de 100 mL.

Reactivos: K2Cr2O7 0,05 M; HCl concentrado, NaOH 6M; -

Cr2O72- (ac) + OH

(l)



(naranja)

2 CrO42- (ac) + H+

(ac)

(amarillo)

El ion dicromato (de color naranja) reacciona con los iones del grupo OH (provenientes en este caso del NaOH) para dar el ion cromato (de color amarillo).

Procedimiento: 1) Introducir unos 3 ml de la disolución de dicromato potásico en un tubo de ensayo y añadir gota a gota, agitando el tubo, hidróxido sódico 6 M hasta observar un cambio de color. 2) A continuación añade de la misma manera ácido clorhídrico concentrado hasta recuperar el color inicial. 3) Vierte de nuevo, gota a gota, hidróxido sódico. 4) Interpreta y explica detalladamente los cambios observados y porque se producen.

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PRÁCTICA 8: EFECTO DE ALGUNOS CAMBIOS SOBRE EL EQUILIBRIO QUÍMICO.INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN SOBRE EL DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO: SISTEMA TIOCIANATO/HIERRO (III). 1. Introducción. Cuando una reacción química es reversible, puede establecerse un equilibrio químico en los procesos directo e inverso que cumple el principio de Le Chatelier, modificando su posición (las concentraciones de las sustancias intervinientes) cuando se modifican diferentes factores como la concentración de las sustancias. En el caso del sistema tiocianato/hierro (III), el proceso es Fe3+ (ac) + 6 SCN –(ac) ↔[Fe(SCN)6] 3–(ac) y se puede seguir fácilmente su evolución en función de las concentraciones de las sustancias ya que ion hexakis (tiocianato) ferrato (III) es de color rojo intenso mientras que el Fe3+ es amarillo. 2. Objetivo Estudiar la evolución de un equilibrio químico cuando se varía la concentración de algunas de las sustancias intervinientes. 3. Descripción del procedimiento. a) Materiales: - Vasos de precipitados de 100 Ml. - Tres tubos de ensayo - Disoluciones 0,1 M de FeCl3, KSCN y NaOH. b) Procedimiento: En un vaso de precipitados se prepara una disolución mezclando 1 mL de las disoluciones de cloruro de hierro (III) y de tiocianato potásico diluyéndola con 50 mL de agua. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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La disolución preparada se dividirá aproximadamente en tres partes iguales que se colocarán en tres tubos de ensayo. Tubo 1: Se deja inalterado como control Tubo 2: Se le añade gota a gota disolución de KSCN Tubo 3: Se le añade gota a gota disolución de NaOH 4. Recogida y análisis de datos. a) Registrar los datos en una tabla que recoja lo observado con la mayor precisión. b) Escribir la constante de equilibrio correspondiente a la reacción indicada. c) Determinar la situación del equilibrio en cada tubo.

5. Evaluación de resultados. Explicar, según el principio de Le Châtelier y en función del cociente de reacción, los cambios cualitativos que se producen en la composición de la mezcla en equilibrio al añadir los reactivos KSCN y NaOH.

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PRÁCTICA 9: FORMACIÓN DE UN PRECIPITADO Procedimiento: 1. Preparar una disolución 0,1M de AgNO3. 2. Colocar en una gradilla 2 tubos de ensayo. 3. Añadir 1 cm3 de disolución de AgNO3 0,1M en los dos tubos de ensayo. 4. Añadir al primer tubo de ensayo 1 mL de disolución de HCl 0,1M y observar la formación de un precipitado blanco. 5. Añadir al segundo tubo de ensayo 1 mL de disolución de NaCl 0,1M y observar nuevamente la formación de un precipitado blanco. Cuestiones: 1. Escribe las correspondientes ecuaciones químicas y ajústalas. 2. ¿Cuál es la sustancia que precipita? 3. ¿Se trata del mismo precipitado? 4. Completa y ajusta las siguientes reacciones de precipitación: Pb(NO3)2 + KI → PbI2 Pb(NO3)2 + NaCl → PbCl2 NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3

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PRÁCTICA 10: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN: FORMACION DE PRECIPITADOS Y DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO EN ESTAS REACCIONES 1. Introducción. En las reacciones de precipitación uno de los productos de reacción es un sólido que, al estar en equilibrio con los iones en disolución, constituye un ejemplo de un equilibrio heterogéneo que también cumple el principio de Le Chatelier, modificando su posición (disolviéndose más o menos sustancia) cuando se modifican diferentes factores como la concentración de las sustancias. En los casos planteados en ese trabajo práctico, se considera la formación de un ion muy estable: [Ag (NH)3)2] + o el ataque de un ácido al carbonato formado (reacción ácido-base). 2. Objetivo Observar la formación de precipitados y aplicar el principio de Le Chatelier en el desplazamiento del equilibrio químico. 3. Descripción del procedimiento. a) Materiales - Tubos de ensayo - Vasos de precipitados. - Disoluciones: – Cloruro sódico 0,2 M – Nitrato de plata 0,1 M – Cloruro de bario 0,1 M – Carbonato de sodio 0,1 M – Ácido clorhídrico 0,25 M – Amoniaco 0,1 M b) Procedimiento. En un tubo de ensayo se vierten 5 mL de disolución de cloruro sódico y a continuación gotas de la disolución de nitrato de plata hasta la formación de un precipitado claramente visible. A continuación se le añade gota a gota la disolución de amoniaco, observando lo que ocurre. En otro tubo de ensayo se vierten 5 ml de cloruro de bario y a continuación gotas de la disolución de carbonato de sodio hasta la formación de un precipitado claramente COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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visible. A continuación se le añade gota a gota la disolución de ácido clorhídrico, observando lo que ocurre.

4. Recogida y análisis de datos. a) Anotar lo observado en cada paso. b) Escribir las reacciones que se producen en todos los casos.

5. Evaluación de resultados. a) Justificar, en función del producto de solubilidad, la formación del precipitado en cada caso. b) Explicar, según el principio de Le Châtelier y en función del cociente de reacción, los cambios cualitativos que se producen en cada equilibrio al añadir a uno de los tubos la disolución de HCl y al otro la de amoniaco.

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PRÁCTICA 11: FORMACIÓN DE PRECIPITADO DE CaCO3 CaCl2 (ac) + Na2CO3 (aq) –> 2 NaCl (ac) + CaCO3 (blanco) Procedimiento: 1. Se mide con la probeta unos 25 mL de agua destilada y se vierten en un vaso de precipitados de 100 mL. 2. Se pesan alrededor de 2 g de reactivo puro, (por ser una sustancia higroscópica absorbe rápidamente agua lo que dificulta la pesada) y se vierten en el vaso anterior. Agitar con la varilla limpia (lavándola al final con agua destilada del frasco lavador para arrastrar restos) y calentar suavemente para facilitar la disolución.

3. En otro vaso de 100 mL se echan también unos 25 mL de agua destilada y se le añaden, aproximadamente, unos 3 g de Na2CO3 previamente pesados. Agitar con la varilla (lavándola al final) y calentar suavemente para facilitar la disolución. m Na2CO3 = (únicamente para comprobar que hay Na2CO3 en exceso) 4. La disolución de Na2CO3 se vierte sobre la de CaCl2. Aparecerá un precipitado de CaCO3. 5. Enfriar las paredes del vaso de precipitados con el chorro de agua del grifo para ayudar a la precipitación. Cuestiones: 1. Escribir la ecuación iónica correspondiente a la reacción de precipitación. 2. Identificar las sales solubles e “insolubles”. 3. Calcular los moles que reaccionan de cada uno de los reactivos. ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Y el que está en exceso? 4. Calcular la cantidad que se obtendría de precipitado suponiendo un rendimiento del 100 %.

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2. DISOLUCIÓN DE PRECIPITADOS POR MODIFICACIÓN DEL pH (Acidificación) Fundamento El CaCO3 es una sal poco soluble en agua, cuyo equilibrio de solubilidad es CaCO3 (aq) –> Ca2+ (aq) + CO32– (aq) Al añadir un ácido a la disolución, por ejemplo HCl (aq), los H+ que se liberan se combinan con los iones CO32- (aq), originándose la reacción: CO32- (aq) + H+ (aq) –> CO2 + H2O De esta forma se retiran iones CO32- del equilibrio de solubilidad del CaCO3, lo que, según el principio de Le Chatelier hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha, favoreciéndose con ello la disolución de más precipitado de CaCO3

Procedimiento En el vaso donde tenemos en precipitado de CaCO3, echar 3 o 4 mL de HCl 1 M y agitarlo suavemente. Se forma un burbujeo y desaparece el precipitado.

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PRÁCTICA 12: COMPROBACIÓN DEL CARÁCTER REGULADOR DE UNA DISOLUCIÓN. Disponemos de las siguientes disoluciones: NH3, NH4Cl, HCl, NaOH, todas ellas 0,1 M. Preparamos 500 ml de NH3 y NH4Cl 0,1M y a continuación preparamos 100 ml de HCl y NaOH 0,1M Realizamos una disolución reguladora utilizando igual volumen de amoniaco y cloruro amónico. Ponemos igual volumen de la disolución reguladora en dos tubos de ensayo y de agua destilada en otros dos. Añadimos dos gotas de HCl a cada tubo. Medimos y anotamos el pH, comparamos el resultado.

Añadimos dos gotas de NaOH a cada tubo. Medimos y anotamos el pH, comparamos el resultado.

Dadas las siguientes sustancias: cloruro de sodio, sulfato de sodio, acetato de sodio, cloruro amónico, ácido sulfúrico, ácido acético, amoníaco e hidróxido de sodio. ¿Qué dos disoluciones reguladoras se pueden preparar? ¿Por qué? Describe como se comprobaría el carácter regulador, indicando el método y el material a utilizar. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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PRÁCTICA 13: DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO DE ÁCIDO ACÉTICO EN UN VINAGRE COMERCIAL 1. Introducción. Cuando un ácido reacciona con una base se produce una reacción en la que se “neutralizan” las propiedades que caracterizan ambas sustancias, estas son las reacciones de neutralización. El punto final de la misma se detecta con un indicador adecuado. 2. Objetivo. Estudiar una reacción de neutralización, determinando el punto final de la misma y aplicarlo para hallar la concentración en ácido acético de un vinagre comercial. 3. Descripción del procedimiento. a) Material Vaso de precipitados Disolución titulada de NaOH 0,25 M Matraz erlenmeyer Muestra de vinagre comercial Indicador Soporte y pinzas de bureta Probeta Pipeta aforada de 10 mL b) Procedimiento Tomar con una pipeta aforada 10 mL de vinagre y verterla en el erlenmeyer. Añadir al erlenmeyer unos 25 mL de agua destilada. Agregar 3 gotas del indicador en el erlemenyer. Verter lentamente disolución valorada de NaOH con la bureta, mientras se agita suavemente, hasta que se produzca el cambio de color. Limpiar bien el erlenmeyer y repetir la operación afinando bien el punto final. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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4. Recogida y análisis de datos. a) Registrar los datos en una tabla que incluya las unidades. b) Calcular la concentración de ácido acético en la muestra de vinagre. Expresar los resultados en Molaridad, g/L y % en masa. (Considera la densidad de la disolución de vinagre como de 1 g/mL). 5. Evaluación de resultados. a) ¿Por qué el hecho de añadir el agua destilada al erlenmeyer en el que se va a realizar la valoración, no va a suponer ninguna modificación en los resultados? b) Hallar la concentración del vinagre comercial y compararlo con el que viene en la etiqueta de la botella de vinagre comentando las posibles fuentes de error.

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PRÁCTICA 14: VOLUMETRÍA ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE. Objetivo: Vamos a determinar la concentración de HCl de una disolución, mediante una reacción de neutralización con una disolución de KOH de concentración conocida.

Materiales y productos. Matraz aforado Vidrio de reloj Balanza Pipeta Matraz Erlenmeyer Bureta Soporte y pinzas Hidróxido de potasio 0,5M Ácido clorhídrico Indicador

Fundamento Los indicadores son sustancias que cambian de color en función del pH de la disolución. Si tenemos en un matraz una disolución de ácido fuerte y añadimos una base, cuando todo el ácido haya reaccionado el color de la disolución cambiará al cambiar el medio de ácido a neutro. En este momento sabemos que toda la sustancia ha reaccionado. Cuando en una reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de aniones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores que podemos utilizar en este caso son rojo de metilo, tornasol, azul de bromo timol, rojo neutro,…(indicadores que viren a pH aproximadamente 7).

Procedimiento. 1. Prepara un volumen de KOH 0,5 M 2. Echamos 50 ml de la disolución de HCl que queremos valorar, en un matraz Erlenmeyer. Añade unas gotas (3-4) del indicador y coloca el matraz debajo de la bureta. 3. Llena la bureta con disolución de KOH 0,5 M. 4. Se abre la llave de la bureta y se deja caer el KOH lentamente sobre la disolución de ácido. Se observa que al caer el hidróxido sobre la disolución de ácido aparece una coloración que desaparece al agitar. A medida que avanza la valoración esa coloración tarda más en desaparecer. Cuando se observe cercano el final de la valoración esa coloración se prosigue muy lentamente (gota a gota) hasta que el cambio de color ya no desaparezca. En ese punto ya no queda nada de ácido y tenemos una disolución neutra. Si se supera ese punto el consumo de base no coincide con la cantidad de ácido que hay en el matraz y por lo tanto tendremos una disolución básica. 5. Anota el volumen de disolución de KOH consumida. 6. Sabiendo que un mol de ácido reacciona con un mol de base, debes calcular la concentración de la disolución de HCl. 7. Escribe las reacciones que han tenido lugar. 8. Deduce, cuando sea posible, el pH de las disoluciones anteriores tras la hidrólisis. a) NaCl b) Na2SO4 c) NH4Cl d) Al2(SO4)3 e) FeCl3 f) Na2CO3 g) CH3-COONa

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PRÁCTICA 15: VALORACIÓN REDOX (PERMANGANIMETRÍA) 1. Introducción. Las valoraciones redox son reacciones en las que, usando un proceso redox, se pretende determinar la concentración de una disolución conociendo la de la otra sustancia reaccionante. En el caso que nos ocupa se determinarán la concentración de un agua oxigenada en peróxido de hidrógeno. Las disoluciones de agua oxigenada (H2O2) en agua destilada tienen una concentración variable que oscila entre el 3 al 30%. Esta concentración se suele indicar en “volúmenes”, expresión que nos indica el volumen de oxígeno que puede desprender un volumen determinado de la disolución. Así, si un agua oxigenada es de 10 volúmenes quiere decir que 1 litro de esa disolución tiene una cantidad de agua oxigenada tal que es capaz de desprender 10 litros de oxígeno, medidos en condiciones normales cuando se produce su descomposición según la reacción: 2 H2O2 (aq) → 2H2O (l) + O2 (g) En la que 2 moles de agua oxigenada (34 gramos) desprenden 1 mol de oxígeno gaseoso, el cual en condiciones normales ocupa 22,4 L. 2. Objetivo. Determinar la concentración de un agua oxigenada comercial utilizando otra disolución de permanganato de potasio de concentración conocida. (Esta valoración recibe el nombre de permanganimetría). 3. Descripción del procedimiento. a) Materiales - Bureta con soporte - Erlenmeyer de 250 mL - Pipeta aforada de 10 mL - Probeta - Vaso de precipitados - Disolución de permanganato de potasio 0,02M - Ácido sulfúrico 6M - Agua oxigenada comercial - Agua destilada.

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b) Procedimiento - Se toman 10 mL de agua oxigenada comercial y tras introducirlos en una probeta, se diluye con agua destilada hasta 100 mL. - Se miden con la pipeta 10 mL de la disolución acuosa de agua oxigenada y se vierten en el erlenmeyer. - Se añaden al erlenmeyer 25 mL de agua destilada. - Añadimos, a continuación, 10 mL de ácido sulfúrico 6M. - Llenamos la bureta con la solución de permanganato de potasio 0,02M. - Añadir lentamente la disolución de permanganato desde la bureta, mientras se agita el erlenmeyer suavemente, hasta que se produzca el cambio de color. - Limpiar bien el erlenmeyer y repetir la operación, otras 2 veces, afinando bien el punto final. - Al finalizar el experimento seguir las instrucciones habituales para lavar y ordenar el equipo usado, desechar los residuos adecuadamente, limpiar y ordenar el área de trabajo. 4. Recogida y análisis de datos. a) Registrar los datos de las tres experiencias en una tabla, que incluya las unidades y la incertidumbre de las medidas (si cada grupo sólo puede hacer una valoración, compartir los resultados de todos los grupos de la clase). b) Teniendo en cuenta las semirreacciones de oxidación y reducción ajustar la reacción redox que tiene lugar en el proceso. ¿Qué especie es el oxidante? ¿Qué especie es el reductor? c) A partir del volumen de disolución de permanganato de potasio utilizado, calcular: - La concentración del peróxido de hidrógeno en la muestra de agua oxigenada diluida. - La concentración del agua oxigenada comercial. Expresar los resultados en Molaridad, g/L y % en peso. (Considera la densidad de la disolución diluida como de 1 g/mL). 5. Evaluación de resultados. a) ¿De cuántos “volúmenes” es el agua oxigenada comercial analizada? Compara el resultado con el de la etiqueta comercial. b) ¿Por qué el hecho de añadir el ácido sulfúrico y agua destilada al erlenmeyer en el que se va a realizar la valoración, no va a suponer ninguna modificación en los resultados? c)

¿Por qué se adiciona ácido sulfúrico al erlenmeyer? d) ¿Qué indicador se utiliza en esta volumetría? Razonar la respuesta.

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PRÁCTICA 16: REACCIONES QUÍMICAS ACCIÓN DE LOS ÁCIDOS SOBRE LOS METALES Objetivos: Se trata de observar si un ácido reacciona, y con qué velocidad, con diferentes metales. En los casos en los que se produzca reacción, se identificará el gas desprendido y se escribirá la correspondiente ecuación química. Reactivos y material – Disolución de HCl 1 M (se necesitan 8,3 mL de disolución comercial del 37% y 1,19 g/mL para 100 mL disolu.) – Metales (Zn, Cu, Mg, Al) – 4 tubos de ensayo – Pipeta (con cargador) y Gradilla Procedimiento 1. Verter unos 3 mL de HCL 1 M en cada uno de los tubos de ensayo. 2. Introducir trozos aproximadamente iguales (y pequeños) de varios metales, cada uno en un tubo de ensayo diferente, observando y anotando y completando la siguiente tabla: Metal Velocidad Ecuación química Observaciones reacción ajustada Zn

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PRÁCTICA 17: PILAS VOLTAICAS Y ELECTROLISIS A. CONSTRUCCIÓN DE UNA PILA DANIELL Una pila Daniell está formada por dos semielementos, uno formado por una barra de cobre sumergida en una disolución saturada (aproximadamente 1 M) de CuSO4, y el otro por una barra de cinc sumergida en una disolución saturada (aproximadamente 1M) de ZnSO4. Se preparan en dos vasos de precipitados las disoluciones insertando los electrodos y se unen externamente a través de un hilo conductor. Si se intercala un amperímetro se detectará el paso de corriente y si se conecta un voltímetro a los extremos de los electrodos podremos medir la diferencia de potencial para esta pila (téngase cuidado en la conexión para que la corriente sea positiva). Los dos vasos deben conectarse a través de un puente salino creado por una tira de papel humedecida por una disolución acuosa de cloruro sódico. Cuestiones: Además de la descripción, construcción, resultados obtenidos, conclusiones, etc. para esta pila, deben responderse las siguientes preguntas. 1. Escribir las correspondientes semireacciones, indicando el oxidante, el reductor, etc., así como las ecuaciones iónica y molecular. 2. ¿Los resultados obtenidos (polaridad de la pila creada, voltaje, etc.) se corresponden con las previsiones teóricas?

B. DEPOSICIÓN ELECTROLÍTICA DE UN METAL (COBRE) En un vaso de precipitados se coloca una disolución de sulfato de Cobre (II) o cloruro de cobre (II) [es suficiente 0,5 M] y se introducen dos electrodos: (los dos metálicos, los dos de grafito o uno metálico en el que se realizará la deposición del metal y otro de grafito). Se conectan a una fuente de alimentación de corriente continua y se va elevando lentamente el voltaje. Cuestión: Escribir los procesos que ocurren en cada electrodo. Realizar un esquema completo de la cuba electrolítica etiquetándola convenientemente. C. ELECTROLISIS DEL AGUA. Si no se dispone de un voltámetro se puede realizar con dos buretas invertidas llenas de agua sobre un cristalizador con agua, se introduce ligeramente dos electrodos de platino (grafito puede servir) en las bocas sumergidas de las buretas, se acidula el agua ligeramente con ácido sulfúrico, se conectan los electrodos a una fuente de alimentación

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de corriente continua para alimentar el circuito, elevando lentamente el voltaje, pronto se observa el desprendimiento gaseoso en las dos buretas invertidas. Cuestión: Escribir los procesos que ocurren en cada electrodo. Realizar un esquema completo de la cuba electrolítica etiquetándola convenientemente

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