Benemérita Universidad Autónoma de PueblaVicerrectoría de Docencia Dirección General de Educación Superior Facultad de Ciencias Químicas

Manual de laboratorio

Práctica 1

EVAPORACION DEL AGUA

Introducción.- El agua es una de las sustancias más importantes de la tierra (abarca cerca del

70% de la superficie de la tierra), es vital para que se efectúen las reacciones que mantienen

vivos a los seres, pero también afecta la vida en muchas formas indirectas e incluso las

propiedades de nuestro planeta. El agua es una sustancia pura, incolora e insípida que a 1

atmósfera de presión se congela para formar un sólido a 0oC y a 100oC se transforma en vapor.

El agua y el aire son las dos sustancias fundamentales para el hombre, el agua se ha tomado

como estándar para calibrar el termómetro en escala centígrada (0oC-100oC) que corresponden

al punto de fusión y ebullición respectivamente; también se ha tomado como patrón de densidad

por ello 1cm3 = 1.000g y por lo tanto como unidad de peso. También es la referencia de pH para

medir las cualidades ácido-base; para definir lo que es una caloría, etc. Los cambios de estados

de líquido a vapor son de tipo físico, es decir, ocurre sólo el rompimiento entre moléculas

(intermolecular) pero se conserva el enlace interno de la molécula (H-O-H). El agua es especial

en cuanto su enlace intermolecular es a través de enlaces de hidrógeno, para vencer estas

fuerzas y evaporar el agua se necesita energía que incrementa el movimiento vibratorio y

rotacional de las moléculas y con esto el desorden característico del estado gaseoso. La energía

necesaria para transformar un mol de líquido en vapor se llama calor molar de vaporización,

que para el agua es de 40.6 kJ/mol a 100oC este valor tan elevado se debe al hecho de que para

separar las moléculas lo suficiente con el fin de que se forme un gas, es preciso vencer

prácticamente todas las fuerzas intermoleculares, lo cual requiere cantidades considerables de

energía.

Modelos de la molécula de agua

Objetivos

1.- El alumno aprenderá a armar un equipo de laboratorio para realizar y observar un

experimento.

2.- Explicará la ebullición con conocimientos como: cambios de fase, punto de ebullición, presión

atmosférica, energía cinética promedio de las moléculas.

3.- Observará que un experimento no involucra situaciones complejas ni sofisticadas, sino tiene

que ver con la actitud y el método que se aplica para examinar un fenómeno.

Parte experimental:

1).- Montar en la parrilla eléctrica un vaso de precipitado de 250 ml con agua común, medir la

temperatura y calentar lentamente.

2).- Llevar el agua hasta su punto de ebullición.

3).- Realizar las observaciones pertinentes para poder resolver las siguientes preguntas:

1.- ¿A qué temperatura se presentan los primeros indicios de vapor?

2.- ¿Por qué se opaca la superficie del vaso al iniciar el calentamiento?

3.- ¿Qué son las primeras burbujas que se observan al iniciar el calentamiento?

4.- ¿Por qué el agua no hierve toda al mismo tiempo?

5.- ¿Por qué el agua no hierve en Puebla a 100 oC.?

6.- ¿De dónde salen las burbujas características que observamos cuando el agua está

hirviendo?

7.- ¿Por qué en ebullición, no aumenta la temperatura aunque continúa el

calentamiento?

Cuestionario:

1.- ¿Qué es el calor?

2.- ¿Qué es la temperatura?

3.- ¿Qué es la convección?

4.- ¿Cuál es la diferencia entre gas y vapor?

5.- ¿Qué es la presión de vapor?

Práctica 2

2

DENSIDAD

Introducción.- Las propiedades de una sustancia se pueden dividir en dos clases: propiedades

físicas y propiedades químicas. Las propiedades físicas son las características inherentes de

una sustancia que se pueden determinar sin alterar su composición como son: color, olor, estado

físico, densidad, punto de fusión y punto de ebullición y son de suma importancia para

identificar y diferenciar una sustancia.

La materia existe en cuatro estados: sólido, líquido, gas y plasma. Estos son explicados por

la Teoría Cinético Molecular que afirma que toda la materia está constituida por partículas

pequeñas (átomos, moléculas o iones) en constante movimiento. Es estado físico de una

sustancia, a temperatura ambiente y una presión atmosférica estándar, depende,

principalmente, de la naturaleza de los enlaces en la sustancia. Las compuestos iónicos

poseen cargas eléctricas que sujetan a los iones entre sí debido a intensas fuerzas

electrostáticas, lo que ocasiona que sus partículas se encuentren tan estrechamente unidas que

se muevan a una distancia equivalente a sólo una fracción de sus diámetros antes de chocar lo

que da origen al estado sólido de forma y volumen definido. Las partículas de los líquidos

poseen un tipo de movimiento vibratorio que les permite un mayor espacio entre estas y con

esto un cambio continuo de posición relativa. Por lo tanto, los líquidos a pesar de tener un

volumen definido, asume la forma de sus envases. La densidad es una constante física de la

materia que puede ser densidad absoluta y densidad relativa, la densidad absoluta es la

densidad y la definimos como la masa entre su volumen, δ = masavolumen

, la densidad relativa se le

conoce como peso específico o gravedad específica y se define como la masa de una sustancia

entre la masa de un volumen igual de una sustancia patrón, la sustancia patrón de los sólidos y

los líquidos es el agua y para los gases puede ser el aire, el hidrógeno, el oxígeno, etc. El valor

del peso específico es igual en cualquier sistema de unidades, en cambio la densidad absoluta

varía.

Objetivos

1.- El alumno aprenderá a usar un picnómetro, un areómetro, un vernier, una balanza, en la

determinación experimental de la densidad de sólidos y líquidos.

2.- El alumno relacionará una de las principales propiedades de la materia, la densidad, con otras

propiedades de la materia como la estructura molecular, el enlace químico.

3.- Observará que la materia tiene un conjunto de propiedades químicas y físicas de tal manera

que permiten dar aplicaciones tecnológicas.

Parte experimental

1.- Determinación de la densidad por un areómetro

a).- A una probeta graduada adicionar el líquido problema (etanol, agua, soluciones, etc.).

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b).- Introducir cuidadosamente el areómetro correspondiente a la probeta. El areómetro flotará

verticalmente.

c).- Cuando el areómetro ha alcanzado el equilibrio con el líquido, la profundidad hasta la cual se

sumerge el vástago se lee en la escala específica. (Observar las unidades de lectura indicadas en

el areómetro).

2.- Determinación de la densidad de agua y etanol por el método del picnómetro.

a).- Lavar y secar perfectamente el picnómetro.

b).- Pesar el picnómetro en la balanza.

c).- Llenar el picnómetro con la sustancia problema.

d).- Pesar nuevamente el picnómetro.

e).- Calcular por la diferencia de masas, la masa de la sustancia problema y dividir entre el

volumen del picnómetro para obtener la densidad de la sustancia.

III.- Determinación de la densidad de un sólido.

a).- Pesar el sólido en la balanza.

b).- Calcular el volumen del cuerpo de forma regular y dividir la masa entre el volumen para

calcular su densidad.

c).- En caso contrario (sólidos irregulares), se agrega un volumen conocido de agua a una

probeta graduada (v1). Sumergir el sólido en la probeta provocando un desplazamiento del

líquido a un nuevo volumen (v2). La diferencia v2 - v1 es el volumen del sólido.

Areómetros Picnómetros Cuerpos regulares Cuerpos irregulares

Cuestionario

1.- ¿Por qué un block de unicel con las mismas dimensiones que un block de ladrillo no pesan lo

mismo?

2.- ¿Qué ventajas y desventajas encuentras en usar un areómetro y un picnómetro?

3.- ¿Qué aplicaciones en la vida diaria le encuentras al uso del areómetro?

4.- Para definir el gramo los científicos eligieron la densidad del agua, ¿Cuáles son las

condiciones para esta definición?

5.- ¿Por qué el agua sólida (hielo) flota en el líquido?

6.- Resolver el siguiente problema: Una vasija de vidrio pesa 20.2376 g cuando está vacía y

20.3102 g cuando se llena con agua a 4 ºC hasta una señal. La misma vasija se seca y se llena

con una disolución hasta la misma señal, a 4 ºC. La vasija pesa ahora 20.3300 g. ¿Cuál es la

densidad de la disolución?

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7.- Resolver el siguiente problema: Un barril tiene 200 lb de agua y 132 lb de gasolina:

a).- ¿Cuál es el peso específico de la gasolina?

b).- ¿Cuál es la densidad de la gasolina en g/cm3 y en lb/pie3?

c).- ¿Cuál es la capacidad del barril en galones? Un galón de agua pesa 8.34 lb.

Práctica 3

PUNTO DE FUSIÓN

Introducción: La densidad de una sustancia y la solubilidad de un solvente son propiedades

intrínsecas o específicas y pueden medirse con precisión y expresarse numéricamente, otra

propiedad es el punto de fusión, temperatura a la cual una sustancia cristalina funde para dar un

líquido, otras propiedades del mismo tipo son conductividad eléctrica y la conductividad térmica,

la maleabilidad (facilidad con que una sustancia se puede trasformar en láminas), la ductilidad o

facilidad con que puede estirarse en hilos, la dureza, decimos que una sustancia es menos dura

que otra cuando es rayada por esta última, el color de una sustancia es otra propiedad física

importante. En la siguiente tabla se hace un resumen de propiedades físicas de la materia:

Propiedad ComentarioColorEstado de la materia

Sólido, líquido o gas

Punto de fusión Temperatura a la cual un sólido fundePunto de ebullición Temperatura a la cual un líquido hierveCalor de vaporización

El calor requerido para cambiar un líquido a vapor

Calor de fusión El calor requerido para cambiar un sólido a líquidoDensidad g/mL o g/cm3

Solubilidad Cantidad de sustancia que se disuelve en masa o volumen dada de agua u otro solvente

Carácter metálicoConductividad eléctricaConductividad de calorPropiedades magnéticasForma cristalinaMaleabilidad La facilidad con que un sólido puede ser deformadoDuctilidad La facilidad con que un sólido puede ser transformado en hilo.Viscosidad La susceptibilidad de un líquido a fluir

De acuerdo con la Teoría Cinética si se aumenta la temperatura de un sólido, la velocidad de sus

partículas debe aumentar y con esto la fuerza de sus choques; por lo tanto, se obligan a

separarse más. Si la temperatura de un sólido aumenta lo suficiente, las moléculas se separarán

a tal distancia que se deslizarán unas sobre otras. El arreglo ordenado del sólido se descompone

y ocurre el cambio llamado fusión, se puede observar como parte de los diferentes cambios de

estado, como se muestra en el dibujo siguiente. La medición del punto de fusión se hace de

diferentes maneras, el método tradicional es por el Tubo de Thiele que se muestra en el dibujo

siguiente:

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Medición del punto de fusión

Objetivos

1.- El alumno aprenderá a medir y usar el termómetro, enfocar y visualizar a través de

microscopios estereoscopios, o utilizar el equipo necesario para medir el punto de fusión.

2.- El alumno relacionará esta propiedad física de la materia, con otros parámetros como la

estructura cristalina o molecular, la fuerza del enlace químico, peso molecular y otras

propiedades de la materia.

3.- El alumno valorará la importancia de conocer esta propiedad física así como las demás, para

conocer las diferentes sustancias y así estudiar sus aplicaciones en la vida cotidiana.

Parte experimental

1.- Colocar la muestra sobre un portaobjetos.

2.- Oprimir el botón de encendido.

3.- Colocar sobre la muestra un cubreobjetos.

4.- Colocar la muestra sobre el plato de calentamiento (plato de aluminio).

5.- Observar el momento de la fusión.

Manejo del equipo1.- En la pantalla aparece la temperatura y la potencia en cero.2.- Oprimir el botón de INICIO y la potencia se incrementará de uno en uno.3.- Cuando la muestra funde, oprimir el botón rojo PARE. La temperatura se fijará y la potencia será cero.4.- Apagar el equipo.

Cubreobjetos Medición automática de Pf y Peb

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Cuestionario

1.- Definir la propiedad física llamada Punto de fusión.

2.- ¿El punto de fusión se puede utilizar como criterio de pureza de un compuesto?

3.- Convertir las siguientes temperaturas:

Celsius o centígrada Fahrenheit Kelvin

95 ºF, día caluroso de

verano

12 ºF, día frío de

invierno

102 ºF, fiebre corporal

1852 ºF, horno

-273.15 ºC, la temperatura

mas baja

-11.5, temperatura del

anticongelante

6300 ºC, superficie solar.

601 K, punto de fusión del plomo

77 K, punto de ebullición del

nitrógeno líquido

4.- ¿Cuál es la temperatura en la que el valor numérico en un termómetro de grados Celsius es

igual al de un termómetro de grados Fahrenheit?

5.- Suponga que se crea una nueva escala de temperatura, en la que el punto de fusión del

etanol (-117.3 ºC) y su punto de ebullición (78.3 ºC) se toman como 0 ºS y 100 ºS,

respectivamente, donde S es el símbolo de la nueva escala de temperatura. Derive una ecuación

que relacione un valor de esta escala con un valor de la escala Celsius.

¿Qué lectura daría este termómetro a 25 ºC?

6.- El punto de fusión de los metales alcalinos disminuye desde litio hasta cesio. ¿Cuál es la

explicación?

7.- El punto de fusión de los gases nobles aumenta desde el helio hasta el xenón. ¿Cuál es la

explicación?

Práctica 4

PUNTO DE EBULLICIÓN

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Introducción.- Para entender el punto de ebullición, propiedad física muy importante, es

necesario conocer las propiedades de los líquidos, los gases se condensan a líquidos cuando las

moléculas no tienen suficiente energía cinética para vencer las fuerzas intermoleculares. Las

sustancias que nosotros comúnmente observamos cómo líquidos, agua, alcohol y gasolina, todas

condensan por encima de la temperatura ambiente. Otras sustancias tales como el nitrógeno en

el aire, sin embargo, requieren mucho más baja temperatura. Sobre 70 % de nuestro planeta

está cubierto por agua líquida, y nuestra vida está formada por las propiedades únicas de este

compuesto, especialmente en el estado líquido. Otros líquidos, tales como los aceites y fluidos en

carros y aviones, son importantes en nuestra economía industrial. Algunas de las propiedades de

los líquidos son las siguientes: Entalpia de vaporización, evaporación o vaporización, calor de

vaporización (energía/gramo), entalpía molar de vaporización (energía/ mol), presión de vapor,

volatilidad, punto de ebullición, temperatura crítica, presión crítica, tensión superficial,

capilaridad y viscosidad. Un líquido y su vapor solo pueden estar en equilibrio en un recipiente

cerrado. A medida que aumenta la temperatura del líquido, la presión de vapor aumenta, debido

al aumento de energía cinética. Cuando la energía cinética de las moléculas es lo

suficientemente grande como para sobreponerse a la presión interna de líquido (debido a la

presión atmosférica), las moléculas chocan con la suficiente violencia para separarse unas de

otras, en este punto, el líquido está hirviendo. EL PUNTO DE EBULLICION NORMAL es la

temperatura a la cual la presión de vapor es igual a la presión atmosférica. La temperatura de

ebullición es una función de la presión. El punto de ebullición normal del agua a nivel del mar es

100 ºC. Pero si la altura es mayor entonces la presión atmosférica es menor que 1 Atm (< 760

mm de Hg). En las siguientes tablas se observan algunas de las propiedades de algunos

compuestos y elementos químicos.

Formula, masa molar, entalpía molar de vaporización y punto de ebullición cuando la presión de vapor es igual a 760 mm de Hg.

Sustancia Masa molar (g/mol)

ΔHvapor

(kJ/mol)Punto de

ebullición (ºC)Compuestos polares

HF 20 25.2 19.7HCl 36.5 16.2 -84.8HBr 80.9 19.3 -66.4HI 127.9 19.8 -35.6

NH3 17 23.3 -33.3H2O 18 40.7 100SO2 64.1 24.9 -10

Compuestos no polaresCH4 16 8.2 -161.5C2H6 30.1 14.7 -88.6C3H8 44.1 19 -42.1C4H10 58.1 22.4 -0.5He 4.0 0.08 -268.9Ne 20.2 1.7 -246.1Ar 39.9 6.4 -185.9Xe 131.3 12.6 -108.0H2 2.0 0.90 -252.9O2 32 6.8 -183.0F2 38 6.6 -188.1

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Cl2 70.9 20.4 -34.0Br2 159.8 30.0 58.8

Temperatura y Presión crítica para compuestos comunes.Compuesto Tc

(ºC)Pc

(Atm)Pc

(MPa)CH4 -82.6 45.4 4.60C2H6 32.3 49.1 4.98C3H8 96.7 41.9 4.25C4H10 152.0 37.3 3.78

CCl2F2 (CFC-12)

111.8 40.9 4.14

NH3 132.4 112.0 11.35H2O 374.0 217.7 22.06SO2 157.7 77.8 7.88

Objetivos

1.- El alumno aprenderá a utilizar el equipo necesario para medir el punto de ebullición de

diferentes líquidos.

2.- El alumno aprenderá que los líquidos tienen diferentes propiedades: evaporación, volatilidad,

tensión superficial, etc.

3.- El alumno valorará la importancia de conocer esta propiedad física y como se aplica para la

utilización en los diferentes procesos tecnológicos.

Parte experimental:

Punto de ebullición del agua destilada.

1.- En un tubo de ensayo colocar 3ml de agua.

2.- Colocar el bulbo del termómetro sobre la superficie del líquido, (4 0 5 mm de altura).

3.- Calentar el tubo de ensaye con la muestra sobre la parrilla eléctrica, el calentamiento debe

ser lento.

4.- Calentar hasta la ebullición, en este momento la temperatura se mantiene constante.

Punto de ebullición del alcohol etílico.

1.- En un tubo de ensayo colocar 3 ml de alcohol.

2.- Colocar el bulbo del termómetro sobre la superficie del líquido, (4 0 5 mm de altura).

3.- Calentar el tubo de ensaye con la muestra dentro de un baño de agua y sobre la parrilla

eléctrica, el calentamiento debe ser lento.

4.- Calentar hasta la ebullición, en este momento la temperatura se mantiene constante.

Punto de ebullición de la acetona.

1.- En un tubo de ensayo colocar 3 ml de acetona.

2.- Colocar el bulbo del termómetro sobre la superficie del líquido, (4 0 5 mm de altura).

3.- Calentar el tubo de ensaye con la muestra dentro de un baño de agua y sobre la parrilla

eléctrica, el calentamiento debe ser lento.

4.- Calentar hasta la ebullición, en este momento la temperatura se mantiene constante.

Los siguientes dibujos muestran la forma aproximada de cómo debe montarse el equipo que se

va a utilizar:

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Cuestionario1.- ¿Qué es la evaporación?

2.- ¿Qué es la presión de vapor?

3.- Definir la propiedad física de los líquidos llamada punto de ebullición.

4.- El punto de ebullición en la ciudad de Puebla es de 94 °C y no de 100 °C como dice la

literatura. ¿Cuál es la explicación?

5.- ¿En una olla Express el punto de ebullición es mayor o menor a 100 °C?¿Cuál es la

explicación?

6.- ¿Qué es la tensión superficial?

7.- Consultando la tabla de presiones de vapor, resolver el siguiente problema: ¿Cuál es el punto

de ebullición del agua si la presión atmosférica es de 187.5 mm de Hg?

8.- Reflexionar la respuesta: La ropa húmeda se seca más rápido en un día caliente y seco que

en un día caliente pero húmedo. ¿Por qué?

9.- El vapor de agua a 100 ºC produce quemaduras más graves que el agua a la misma

temperatura. ¿Por qué?

Práctica 5

CALOR ESPECÍFICO

Introducción.- La calorimetría, es la medición de los cambios de calor, es una rama de la

termodinámica que se encarga del estudio del calor en los procesos fisicoquímicos. Como

sabemos el 90 % de la energía que consume la sociedad proviene de las reacciones químicas,

principalmente de la quema de fósiles como el petróleo, por otro lado una reacción química se

debe activar ya sea agregando o desprendiendo energía; en cada uno de estos procesos hay

flujos de calor y la calorimetría se encarga de estudiarlos. Calorímetro. Es un recipiente que

térmicamente aísla un experimento de su medio ambiente. Idealmente, esto significa que el

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resultado de un experimento realizado en un calorímetro es independiente de su medio

ambiente, porque no hay flujos de calor hacia el interior o exterior del recipiente. Aunque no

existen calorímetros ideales las siguientes recomendaciones son oportunas: El tiempo que se

lleve entre tomar la temperatura inicial y la final debe ser mínimo. En lo posible la temperatura

ambiente debe ser aproximadamente la mitad entre la temperatura inicial y final del

experimento. Caloría: Es la unidad estándar para medir el calor transferido y es definida como:

“La cantidad de energía requerida para aumentar la temperatura de un gramo de agua desde

14.5°C a l5.5°C". Cuando dos objetos o sistemas de diferente temperatura se ponen en contacto,

la energía en forma de calor es transferido del sistema más caliente al más frío. Esta

transferencia de calor aumenta la temperatura del sistema más frío y baja la temperatura del

sistema más caliente. Eventualmente los dos sistemas alcanzan una temperatura común y la

transferencia de calor termina. En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos físicos y

químicos se miden con el calorímetro. El estudio de la calorimetría depende de la comprensión

de los conceptos de calor específico y capacidad calorífica. El calor específico (c) de una

sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de

un gramo de la sustancia (J/g. K); La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad

de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de determinada cantidad

de una sustancia (J/K). En las siguientes imágenes tenemos ejemplos de calorímetros y una tabla

con valores de calor específico.

Calor específico Esquema de un calorímetro Para metales Diferencial de barrido

Al 0.900

Cu 0.385

Au 0.129

Fe 0.444

Hg 0.139

H2O 4.184

C2H5OH 2.46

Objetivos

1.- Medir cuidadosamente volúmenes, cambios de temperatura, pesar y realizar cálculos

relacionados con la calorimetría.

2.- Relacionarse con los términos: calor, caloría, calorimetría, capacidad calorífica.

3.- Comprender que todos los fenómenos en la naturaleza están regidos por Leyes y Principios

que en el transcurso del tiempo el hombre ha descubierto, esto lo lleva a predecir la naturaleza

desde una perspectiva más amplia que lo debe ayudar a racionalizar su medio ambiente.

Parte experimental

1.- Determinación de la cantidad de calor que gana y que pierde una cantidad de

agua.

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a).- En un vaso de precipitado de 250 mL calentar 100 mL de agua destilada a 80 ºC.

b).- En un vaso de unicel (Calorímetro) agregar 100 mL de agua destilada fría y medir su

temperatura.

c).- Inmediatamente después de medir las temperaturas, mezclar el agua caliente con el agua

fría, agitar hasta que se estabilice la nueva temperatura.

d).- Hacer los cálculos.

Cálculos: Con los datos experimentales, determinar la cantidad de calor (∆H) que pierde el agua

caliente y la cantidad de calor (∆H) que gana el agua fría.

Calor ganado: ∆Hfría = (MH2O fría)(∆Tfría)(4.184 J/g.K)

Calor perdido: ∆Hcaliente = (MH2O caliente)( ∆Tcaliente)(4.184 J/g.K)

2.- Calor específico de Aluminio.

1.- Pesar la muestra de aluminio con la balanza digital.

2.- En un vaso de precipitado de 250 mL se calienta la pieza de aluminio en agua hirviendo.

Dejar la muestra durante 10 minutos para que se caliente completamente. Medir su

temperatura.

3.- En un vaso de unicel se colocan 100 mL de agua destilada y se mide la temperatura.

4.- Inmediatamente después de medir la temperatura, se pasa rápidamente la pieza metálica al

agua fría.

5.- Se agita el agua y se mide la nueva temperatura.

Cálculos:

Para calcular el calor específico del aluminio se puede utilizar la relación siguiente: De la ley de

la conservación de la energía, el calor perdido por la muestra metálica debe ser igual al calor

ganado por el agua.

Calor perdido por el aluminio = Calor ganado por el agua

(MAl)(cAl)(∆TAl) = (MH2O)(cH2O)(∆TH2O)

Donde: cH2O = 4.184 J/g.K y cAl = Calor específico del aluminio.

Cuestionario

l.- ¿En donde hay mayor energía térmica, en el agua caliente, en el agua fría o cuando se

mezclan?

2.- Diseñar un experimento para determinar el calor específico del cobre y del plomo.

3. ¿Si 200 gramos de agua a 85 °C fueran agregados a 150 gramos de agua a 15 °C, cual debe

ser la temperatura final de equilibrio de la mezcla?

4.- ¿Cómo es el calor específico de un metal con respecto al calor específico del agua?

5.- Una muestra de 466 g de agua se calienta desde 8.50 ºC hasta 74.60 ºC. Calcular la cantidad

de calor absorbido por el agua.

6.- Una barra de hierro de masa igual a 869 g se enfría desde 94 ºC hasta 5 ºC. Calcular la

cantidad de calor liberada por este metal.

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7.- Convertir los resultados de tus experimentos en calorías.

8.- Describir con ejemplos a un proceso exotérmico y a un proceso endotérmico.

Práctica 6

DESTILACION

Introducción.- La destilación es el método más usado para purificar o separar mezclas de

líquidos, éste método esta basado en las diferencias en los puntos de ebullición, así como en la

diferencia de sus presiones de vapor. Se define el Punto de Ebullición como “la temperatura a la

cual la presión de vapor del líquido se equilibra con la presión atmosférica”. En general, el punto

de ebullición de un líquido depende también de su peso molecular y, de la intensidad de las

fuerzas atractivas de las moléculas que la forman. Los líquidos polares tienen la tendencia a

hervir a temperaturas más altas que los no polares del mismo peso molecular y los líquidos

polares asociados hierven a temperaturas considerablemente más elevadas. El punto de

ebullición determinado durante la destilación, es una constante que se utiliza como criterio de

identificación del líquido destilado. Ahora bien, podemos decir que la destilación se efectúa;

cuando un líquido se calienta hasta el punto de ebullición y el vapor que se desprenden, en

grandes cantidades, se hacen pasar a través de un tubo de refrigeración que lo condensa

alcanzando la fase líquida nuevamente.

Métodos de calentamiento: Prácticamente todos los líquidos orgánicos son inflamables; entre

más bajo es el punto de ebullición, más comburentes son, por esto es necesario saber que

alternativas hay para calentar una mezcla:

a) Baño de vapor (para temperaturas alrededor de 100 oC)

b) Baño de agua caliente, también llamado baño María.

c) Mantas de calentamiento eléctrico, controlados con reóstato.

d) Parrillas eléctricas con controladores de temperatura.

Refrigerantes: Los refrigerantes son dispositivos que actúan como intercambiadores de calor

que condensan los vapores que se han liberado durante la destilación. Puede utilizarse como

fuente refrigerante agua, aire o nitrógeno líquido, dependiendo del punto de ebullición del

destilado. Estos se inyectan al refrigerante por la parte inferior, ya sea que el refrigerante se

encuentre instalado en forma vertical ó inclinada, pues sólo así se llenan completamente

elevando su efectividad al enfriar. Cualquiera que sea el tipo de refrigerante, el mecanismo de

condensación (paso de vapor a líquido) es similar; las moléculas de vapor tienen alta energía

cinética, esta se transmite por choques caóticos al tubo del refrigerante que la absorbe

calentando el agua que fluye por él. Este proceso disminuye la energía cinética de las moléculas

favoreciendo la acción de las fuerzas atractivas que originan el estado líquido.

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Refrigerante simple.- Sucede un intercambio de calor por las paredes internas del vidrio y el

agua que fluye se lleva el calor, es recomendable para destilaciones donde los componentes de

la mezcla tienen puntos de ebullición que difieren al menos en unos 80 oC.

Refrigerante de rosario.- En este refrigerante se efectúan dos procesos:

a) El intercambio de calor como se ha explicado anteriormente.

b) Trabajo de expansión que provoca mayor enfriamiento cuando el vapor pasa de un cuello ó

depresión a la esfera que tiene mayor volumen y provoca una expansión y en consecuencia el

enfriamiento extra del vapor, es recomendable para destilaciones por reflujo o cuando los puntos

de ebullición de los componentes son menores de 20 oC.

Refrigerante de Liebing.- También conocido como de serpentín se utiliza para condensar

vapores de bajo punto de ebullición donde un camino largo como el serpentín conduce a un

mayor intercambio de calor y así a una mayor disminución de la energía cinética, este

refrigerante es una forma ingeniosa de evitar aparatos excesivamente largos.

Perlas de ebullición: Las perlas de ebullición son esencialmente 99.6 % sílice pura, fundida

para formar “perlas” que sirven para liberar vapor. Ellas son químicamente inertes y son usadas

para evitar sobresaltos o rompimientos en la superficie de la mezcla del destilado. Sin ellas,

grandes burbujas de vapor pueden formarse casi explosivamente causando el rompimiento de

vidrio, contaminación y pérdida de líquido en ebullición en forma de espuma.

Destilación simple. Teóricamente cualquier para separar sustancias que no tengan el mismo

punto de ebullición (o la misma presión de vapor) pueden separarse por destilación. En la

práctica, sin embargo, las posibilidades teóricas están limitadas por la paciencia, habilidad e

ingenio en el diseño y utilización de los equipos de destilación.

Como regla general se puede indicar; que una mezcla cualquiera de dos componentes que

tengan una diferencia en sus P.E de por lo menos 80 oC, pueden separarse por destilación

sencilla. Sustancias con diferencias en sus P.E de 30 oC a 80 oC, pueden separarse por

destilaciones sencillas repetidas.

Destilación al vacio Muchas sustancias no pueden ser destiladas adecuadamente a presión

atmosférica por ser muy sensibles al calor y descomponerse antes de llegar a su punto de

ebullición. La destilación bajo condiciones de presión reducida o destilación al vacío, hace

posible utilizar este método de purificación para muchos compuestos orgánicos y

organometálicos. Como sabemos de la definición de punto de ebullición un líquido cualquiera

entra en ebullición cuando su presión de vapor (evaporación) entra en equilibrio con la presión

exterior (presión del sistema). Así al reducir con una bomba de vacío la presión del sistema la

mezcla líquida entrara en ebullición, aún y cuando no se incremente la temperatura.

Requisitos para la destilación al vacio.

1.-Una fuente de vacío. Normalmente se usan bombas mecánicas que funcionan como

aspiradoras del aire que hay dentro del sistema y de esa manera crean un vacío en el interior del

14

sistema y en consecuencia la ebullición. Las presiones de trabajo en esta destilación son del

orden de los 5 mm de Hg (recordar que la presión atmosférica normal es de 760 mm de Hg).

2.- Se utiliza una trampa de vacío que atrape a los vapores que se escapen del sistema y que

pueden afectar la bomba de vacío o la lectura del manómetro. Esta trampa consiste en una

conexión en serie con el sistema que consta de un tubo de vidrio sumergido en hielo para

condensar los vapores escapados.

3.-Manómetro, también esta conectado en serie con el aparato de destilación y la trampa de

vacío, a través de él se mide el vacío que esta provocando la bomba, la diferencia de altura

entre las dos columnas determina el vacío del sistema.

Tipo de refrigerantes Equipo de destilación Destilación industrial

Objetivos

1.- Aprender en la práctica a montar un equipo de destilación y los métodos para separar los

componentes de una mezcla.

2.- Diferenciar los materiales como sustancias puras y mezclas, comprender los parámetros

físicos y químicos que los hacen diferentes y utilizar este conocimiento para su separación y

purificación.

3.- Demostrar que muchos de los problemas de contaminación ambiental tienen solución si se

dispone de los conocimientos científicos y la voluntad política para resolverlos.

Parte experimental

1.- Destilación de agua común:

a).- Montar el equipo de destilación simple. El equipo debe quedar firme y alineado.

b).- El matraz de destilación se llena con agua de la llave hasta la mitad de su volumen como

máximo, se colocan las perlas de ebullición, se pone el termómetro, se prueba la corriente de

agua en el refrigerante y se inicia el calentamiento.

c).- Las primeras gotas de destilado se desechan porque arrastran las impurezas.

d).- Destilar 50 mL aproximadamente.

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e).- Probar si conduce la corriente eléctrica el destilado, se tiene que comparar con el agua

corriente.

f).- Poner tres gotas de solución de nitrato de plata al destilado para comprobar que no hay

iones cloruros (Cl -1). También hacer lo mismo al agua corriente para comparar. La reacción

química es representada por la siguiente ecuación:

AgNO3 + Cl-1 AgCl + NO3-1

El AgCl es un precipitado que provoca turbidez blanca.

2.- Destilación de un refresco de cola:

a).- Coloca un globo en la boquilla de la botella de cola para separar el gas, vaciar y regresar el

líquido tres veces.

b).- Colocar una muestra de refresco de aproximadamente 50 mL en un vaso de precipitado y

observar su conductividad.

c).- En seguida llenar el matraz de destilación hasta la mitad de su capacidad, colocar las perlas

de ebullición, el termómetro y destilar 50 mL.

d).- Probar si el destilado conduce la corriente eléctrica.

e).- Para comprobar la eficiencia de la destilación, agregar 3 gotas de AgNO3 y observa el color.

Cuestionario

1.- Investigar otros 3 métodos de separación de mezclas y explicar brevemente.

2.- Definir: Elemento químico, compuesto, solución, mezcla.

3.- Definir: Átomo, molécula. Escribir 5 ejemplos de cada uno.

4.- ¿Qué es un isótopo? Describir un ejemplo.

5.- ¿Cuál es la diferencia entre una mezcla y un compuesto?

6.- ¿Qué es la cromatografía?

7.- Aparte de la destilación simple y al vacio. ¿Qué otros métodos de destilación hay y para que

se aplican?

Práctica 7

INDICE DE REFRACCIÓN

Introducción.- Un parámetro físico que nos sirve para identificar una sustancia es el índice de

refracción que se define como "El cambio de velocidad que experimenta la luz al pasar del vació

a un segundo medio y que puede expresarse como una relación de velocidades"

Indice de refracción (η)=velocidad de la luz en el vacío (c )velocidad de la luz en otro medio (v )

El índice de refracción de un líquido es la relación que hay entre la velocidad de la luz en el vacio

(c= 3X108 m/s) y la velocidad de la luz en un líquido. Es usado para identificar y analizar líquidos

y es fácilmente determinado por un refractómetro tipo Abbe que compara el ángulo de

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incidencia de una fuente de luz que pasa a través de un líquido problema y de ahí hacia un

prisma de índice de refracción conocido.

Refracción Refracción de la luz

El espectro de la luz y la refracción de la luz se puede hacer repitiendo el experimento clásico de

Newton haciendo pasar la luz solar a través de un prisma o bien ayudados por la luz de un foco y

una lupa para enfocar los rayos de la luz en el prisma. Originalmente este experimento fue

ideado por Issac Newton en 1686 y consiste en pasar un haz de luz blanca a través de un prisma

(densidad Óptica 1.63) el resultado consiste de 2 fenómenos. La refracción de la luz que se

observa por el cambio de dirección de la luz de su trayectoria original cuando pasa de un primer

medio que es el aire a una segundo medio que es el prisma. En el siglo XVIII Young demostró que

este cambio de dirección se debe al cambio de velocidad que experimenta la luz al cambiar de

medio (aire -vidrio). La dispersión de la luz provocando el arco iris de colores y que depende de

la longitud de onda (Å) que caracteriza cada color desplazándose más intensamente el violeta

que el rojo. En nuestro caso vamos a observar como una luz coherente y polarizada (luz láser) se

comporta al atravesar un líquido y registrar el cambio observado. Cuando una onda

electromagnética (luz) incide en una sustancia, polarizará el medio y llevará a los osciladores

eléctricos (átomos) a una vibración forzada. Estos átomos a la vez irradiarán o esparcirán,

detendrán a interferirse mutuamente.

Refractómetro Abbe Refractómetro digital Refractómetro digital

Objetivos

1.- El estudiante aprenderá a medir el índice de refracción de diferentes líquidos y soluciones.

2.- El estudiante comprenderá que también es una propiedad física y que se refiere a la

interacción de la luz con la materia y en este caso con el estado líquido.

3.- El estudiante comprenderá que las propiedades físicas como el índice de refracción se utilizan

para resolver problemas tecnológicos y se tiene mejor control de calidad.

Parte experimental

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1).- Observar el fenómeno de la refracción al hacer pasar un rayo láser a través de un líquido,

dentro de un recipiente que tiene la forma de un prisma.

2).- Uso del Refractómetro Abbe o refractómetro analógico.- Medir el índice de refracción

del agua destilada a partir de las siguientes indicaciones generales:

a).- Colocar tres gotas en el prisma.

b).- Cubrir el prisma y calibrar el equipo.

c).- Encender el equipo y ver el resultado en la escala superior.

d).- Limpiar el prisma con papel suave.

3).- Uso del Refractómetro digital o automático.- Medir el índice de refracción (nD) de las

siguientes sustancias: Agua destilada, agua común, solución de azúcar, solución salina, alcohol

etílico, acetona. Seguir las indicaciones generales:

a).- Asegurar que el equipo esté calibrado para medir el índice de refracción

(nD).

b).- Aplicar tres gotas de la muestra y presionar el botón rojo.

c).- Anotar la lectura de la pantalla.

d).- Limpiar el prisma con papel suave.

Resultados: En la siguiente tabla escribir el valor obtenido y calcular la velocidad de la luz

cuando pasa por ese medio.

Sustancia nD Velocid

ad

Agua

destilada

Agua común

Solución de

azúcar

Solución

salina

Alcohol

Acetona

Cuestionario1.- ¿Qué fenómenos ocurren en el interior de un líquido para que suceda la desviación de la luz, es decir la refracción?

Práctica 8

ENERGÍA

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Introducción.- Como sabemos el consumo de energía del hombre en la antigüedad se

reducía a su propio alimento (2500 cal/día) ; pero hoy en la sociedad industrial con sus

innumerables servicios y redes de información una persona consume 250, 000 cal/día, lo que

equivale a 100 veces más ; tomado en cuenta el número de habitantes que acceden a esta

energía veremos el esfuerzo que socialmente se realiza para su obtención. Es un hecho que en

el siglo XXI se agotarán las formas tradicionales de obtención de energía (combustión de fósiles)

y se pasará a nuevas formas más eficientes, limpias y en lo posible renovables. Por eso es

importante experimentar algunas alternativas posibles de energía que se tienen para ir

incorporando de acuerdo a la naturaleza de nuestro medio, otras formas de energía. Hoy los

carros de combustión interna aprovechan menos del 25% de energía aportada por la gasolina.

Los prototipos eléctricos convierten el 90% de la energía posible en movimiento a través de las

reacciones oxido-reducción que se llevan a cabo en células acumuladoras. Hace 200 años los

motores de vapor iniciaron la revolución industrial y durante mucho tiempo movieron los trenes,

hoy son utilizados para generar electricidad. Cada vez la energía solar tomará un lugar

preponderante en la manera de obtener energía, debido principalmente a su limpieza y aumento

de eficiencia en los últimos años. Es posible usar la energía de los vientos (energía eólica); de las

mareas o de la caída de agua y así transformar este movimiento en energía eléctrica. Un

convertidor termoeléctrico usa una serie de semiconductores que producen un salto de

electrones de mayor energía cuando se incrementa la temperatura y por el contrario se mueven

a niveles más bajos con la disminución de la temperatura, en cualquiera de los dos casos hay un

flujo neto de electrones que es el principio de la corriente eléctrica, esto es muy ilustrativo de lo

que se podría hacer en el futuro para extraer energía de las diferentes corrientes oceánicas. La

energía captada por celdas solares es 30 veces más eficiente que la fotosíntesis y su conversión

directa en energía eléctrica prevé un mayor desarrollo y eficiencia. Entre todos los sistemas para

producir energía motriz de un vehículo las pilas de combustible serán las más utilizadas, desde el

punto de vista técnico y ambiental el hidrógeno es el más prometedor y más aún si este puede

obtenerse de paneles solares por electrólisis del agua. Si se generaliza este método de obtención

de hidrógeno, el sistema entero de transporte no deterioraría el medio ambiente y la energía

sería totalmente renovable.

Objetivos

1.- El estudiante aprenderá que hay diferentes fuentes de energía, aprendiendo a montar

diferentes equipos: motor de Stirling, termoconductor, generador eléctrico, dínamo, generador

de Van De Graff, celda de combustión, etc.

2.- El estudiante manejará el concepto de energía, sabrá diferenciar entre energía cinética y

energía potencial y las diferentes formas de energía que se derivan: mecánica, calorífica,

radiante, química, solar, etc. Aprenderá a aplicar la ley de la conservación de la energía.

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3.- El estudiante conocerá varias opciones para una sociedad cada vez mas demandante de

energía; términos como eficiencia, costos, factibilidad y consecuencias ecológicas son

parámetros que el estudiante debe investigar y debatir con sus compañeros.

Stirling Celda de Combustión Dínamo Van De Graff

Parte experimental:

Observa cuidadosamente cada uno de los experimentos, escribe todas tus observaciones e

indica cada una de las transformaciones de energía.

1.- Acumulador : En un vaso de precipitado de 50 mL se colocan 40 mL de ácido sulfúrico al 35

% y dos electrodos de plomo. Con el siguiente procedimiento:

a).- Carga del acumulador: Se conecta un cargador de pilas durante 5

minutos y de esta manera se obtienen los dos electrodos del acumulador, uno es de Plomo (Pb) y

el otro es de Oxido de Plomo (PbO2).

b).- Acumulador. Se conecta un motor de 1.5V y 300mA y después se conecta

un foco de baja resistencia.

2.- Motor de Stirling: Calentar la barra metálica con la lámpara de alcohol hasta que el motor

empieza a trabajar.

3.- Radiómetro: Con la energía luminosa de un foco orientada hacia el radiómetro se observará

que el rehilete gira.

4.- Generador eléctrico: Con el generador se muestra como la energía mecánica de la

manivela puede transformarse en energía eléctrica y esta se transforma moviendo motor y

encendiendo el foco.

5.- Convertidor termoeléctrico: Una barra metálica se introduce en agua caliente y la otra en

agua helada; la diferencia de temperatura provoca una corriente eléctrica en el semiconductor,

la corriente eléctrica mueve al motor o también se puede medir la corriente eléctrica con un

multímetro.

6.- Dinamo: Con el movimiento de la mano al abrir y cerrar se acciona la palanca que esta

unida a un Generador de

Corriente eléctrica; la acción mecánica de la mano mueve un imán dentro de una bobina de

cobre generando una corriente

eléctrica suficiente para encender un foco de la lámpara.

20

7.- Energía fotoeléctrica: Sobre la superficie de celda fotoeléctrica se coloca una lámpara y

se observará que la celda produce una corriente eléctrica cuando hace que el motor conectado

esté trabajando.

a).- Conectar un multímetro y medir la corriente eléctrica y el voltaje

generado.

b).- Colocar la lámpara sobre el carro fotoeléctrico.

8.- Fotoelectrolisis del agua: Un panel solar de 12 V es iluminado con la luz de un foco y se

conecta a un voltámetro de Hoffman donde se produce la electrólisis del agua, produciéndose el

hidrógeno y el oxígeno.

9.- Celda de combustión: También conocida como energía de hidrógeno, la celda fotoeléctrica

se ilumina con un foco y genera una corriente eléctrica que al llegar a la celda de electrólisis, el

agua se descompone en hidrógeno y en oxígeno, el hidrógeno se acumula en el recipiente de en

medio, el hidrógeno fluye a la celda de combustión donde reacciona con el oxígeno del aire y

produce agua y energía eléctrica.

Celda de combustión Esquema de la celda de

combustión

10.- Máquina de Wimshurst: Mover la manivela y se generará la energía electrostática

suficiente para que el mechudo se levante y el rehilete gire.

11.- Tesla: Al hacer pasar la corriente eléctrica por la bobina de cobre, se genera un campo

magnético, que es capaz de ionizar el aire libre y el aire interior de un foco, así mismo se acerca

una lámpara y ésta enciende por la presencia del campo magnético.

12.- Esfera de plasma: Los rayos luminosos que se generan se orientan hacia todos los lados,

pero cuando se acerca una mano o cualquier otro objeto, entonces los rayos se concentran en

uno solo.

Cuestionario:

1.- ¿Qué es la Energía?

2.- ¿Qué es la energía cinética y la energía potencial?

3.- Definir las siguientes energías: Mecánica, Térmica, Eléctrica, Radiante, Gravitacional,

Electrostática, Química, Nuclear.

4.- Resolver el siguiente problema: ¿Cuál es la energía cinética en joules y calorías de un balón

de basquetbol que pesa 114 gramos y lleva una velocidad de 46.9 m/s?

21

5.- Resolver el siguiente problema: Se ha encontrado experimentalmente que la explosión de 1

Kg de nitroglicerina libera una energía de 8 X 106 J. ¿Qué masa total poseerán los productos de la

explosión?

6.- Resolver el problema: La fisión nuclear de 2 Kg de uranio-235 (Fue el caso de la bomba

atómica lanzada sobre Hiroshima el 6 de agosto de 1945) libera 1.646 X 1014 J de energía

radiante y térmica. ¿Qué masa tendrán los productos de la reacción?

7.- ¿Cuáles son las energías alternativas?

Práctica 9

LEY DE BOYLE Y LEY DE CHARLES

Introducción.- Los gases es un estado físico de la materia, es decir, que las moléculas del gas

están separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de

las moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión

(P), la temperatura (T) y de la cantidad o numero de moles ( n).

Las propiedades de la materia en estado gaseoso son:

1. Tienen la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente,

se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo

recipiente.

2. Se pueden comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se

pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.

3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas,

los gases se esparcen en forma espontánea.

4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la

temperatura aplicada.

Variables que afectan el comportamiento de los gases: PRESIÓN.- Es la fuerza ejercida por

unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del

recipiente. La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que

están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se

halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será

menor. TEMPERATURA.- Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una

forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se

coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. La temperatura

de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía

cinética mayor temperatura y viceversa. La temperatura de los gases se expresa en grados

kelvin. CANTIDAD.- La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en

gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el

número de moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso

22

molecular. VOLUMEN.- Es el espacio ocupado por un cuerpo. DENSIDAD.- Es la relación que se

establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en litros.

Gas Real: Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se

comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las

propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.

Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real. Los Gases que se ajusten a

estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no, se les llaman gases reales, o sea,

hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.

Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada

molécula esta formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un

compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas. Las

moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de

Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades

diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana

se puede aplicar en el nivel microscópico. El número total de moléculas es grande. La

dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas pueden cambiar

bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas

en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como

hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una

distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio. El

volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen

ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos

que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca

dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta

dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede

licuarse y reducir en 600 veces su volumen. No actúan fuerzas apreciables sobre las

moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que esto sea cierto, una molécula

se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas

sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de

una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es

comparable al tamaño molecular. Los choques son elásticos y de duración despreciable.

En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y

(suponemos) la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado

con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte

en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética,

después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.

23

Objetivos

1.- El alumno observará a través de un experimento el comportamiento del aire cuando varía la

presión y la temperatura.

2.- El alumno aprenderá la aplicación de las leyes de los gases ideales: Ley de Boyle, ley de

Charles.

3.- El alumno valorará la importancia del aire y de los gases que forman la atmósfera.

Parte experimental

1.- Ley de Boyle:

a).- Calcular el volumen de aire con el que se va a experimentar, el manómetro estará marcando

cero. Entonces solo se considera la presión atmosférica (590 mm de Hg)

b).- Medir el volumen de aire cuando el manómetro marque 5 g/cm2 de presión. Se suma la

presión atmosférica.

c).- Medir el volumen de aire cada 5 g/cm2 de presión hasta completar 10 mediciones. Se suma

la presión atmosférica en cada medición.

d).- Tabular los valores adquiridos:

Volumen (mL)

Presión (Atm)

1/Volumen Presión (Atm)

Volumen (mL)

PresiónXVolumen

e).- Graficar el volumen en el eje x y presión en el eje y.

2.- Ley de Charles:

a).- Calcular el volumen de aire con el se va a experimentar.

b).- Medir la temperatura inicial y el volumen inicial de aire, asegurando la medición a presión

constante o sea a la presión atmosférica (para esto, el nivel del agua en la bureta y en el tubo

auxiliar deben estar al mismo nivel).

c).- Retirar un volumen de agua fría y poner un volumen de agua caliente y medir la temperatura

nueva y el nuevo volumen.

d).- Repetir el procedimiento anterior, hasta completar diez mediciones.

e).- Tabular los valores adquiridos y hacer la gráfica.

Volumen (mL) Temperatura (K)

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Cuestionario

1.- Escribir: Ley de Boyle y Ley de Charles.

2.- Problema: Una muestra de oxígeno ocupa 10 L a la presión de 790 torr. ¿A que presión

ocupará 13.4 L, si la temperatura no cambia?

3.- Problema: Una muestra de 35 L de gas que se tomó en la atmósfera superior a una presión

de 48.6 torr se comprimió en un recipiente a 150 mL a la misma temperatura.

a).- ¿Cuál es la nueva presión, en atmósferas?

b).- ¿A que volumen tendría que comprimirse la muestra original para ejercer una

presión de 10 Atm.?

4.- Problema: Un cilindro que contiene 11 L de gas helio a una presión de 165 atm se utiliza para

inflar globos de juguete a una presión de 1.1 atm. El volumen de cada globo inflado es de 2.5 L.

¿Cuál es el número máximo de globos que pueden inflarse? (Recuerde que en el cilindro “vacio”

quedan 11 L de helio a 1.1 atm.)

5.- ¿De que está constituida la atmósfera y que es el efecto invernadero?

6.- Problema: Una muestra de nitrógeno ocupa 117 mL a 100 ºC. ¿A que temperatura , en ºC

ocupará 234 mL si la presión no cambia?

7.- Problema: Varios globos se inflaron con helio a un volumen de 0.78 L a 26 ºC. Se encontró

que la temperatura de uno de ellos había bajado a 21 ºC. ¿Qué le sucedió al volumen del globo si

se encontró que no había escapado el helio?

Ley de Boyle Ley de Charles

Práctica 10

LEY DE AVOGADRO

Introducción.- Las leyes de Avogadro, de Boyle y de Charles son la base para entender el

comportamiento real e ideal del estado gaseoso. La ley de Gay-Lussac es una explicación

25

también del cambio de temperatura y el cambio de presión cuando el volumen se mantiene

constante, es decir que la presión del gas es directamente proporcional a la temperatura

absoluta. Si colocamos dos gases diferentes exactamente a la misma temperatura y presión en

envases separados que poseen exactamente el mismo volumen, a una temperatura dada, las

moléculas del gas tendrán la misma energía cinética promedio. Si las energías cinéticas son

iguales, cualquier diferencia en la presión dependerá del número de moléculas de cada gas.

Como se había mencionado que los gases están sujetos a la misma presión, debe haber igual

número de moléculas en ambos gases. Esto da origen a la Ley de Avogadro: A igual

temperatura y presión, volúmenes iguales de gases diferentes, contienen el mismo

número de moléculas. Si hacemos una combinación de las tres leyes se deduce una formula

general que se conoce como la ecuación general de los gases ideales: PV = nRT, al demostrar la

ley de Avogadro se puede obtener experimentalmente uno de los valores más representativos

de los elementos químicos y de los compuestos químicos que se conoce como: Peso equivalente.

El peso equivalente o equivalente químico de una sustancia es la masa en gramos que libera o

adquiere 1 mol de cargas unitarias (6.023x1023 electrones o protones) en una reacción. La

definición nos dice que a diferencia del peso atómico o molecular, el peso equivalente de una

sustancia es una variable, que depende de la naturaleza de la reacción, por lo que es un poco

complicado hablar el peso equivalente de una

sustancia sin mencionar una reacción: Peso Equivalente = Peso Molecular / # de e- o p+

intercambiados en una

reacción.

Objetivos

1.- El estudiante pesará en la balanza analítica, montará su equipo de reacción química,

observará la reacción química, medirá la temperatura, medirá el volumen de hidrógeno que se

forma y realizará los cálculos.

2.- El estudiante aplicara sus conocimientos adquiridos: estequiometría, peso equivalente de un

elemento, valencia, peso atómico, presión de vapor del agua, temperatura, presión atmosférica,

leyes de los gases ideales.

3.- El estudiante aprenderá que en un experimento sencillo se puede hacer una demostración de

las propiedades químicas y físicas de la materia y esto nos permite valorar la naturaleza de los

gases.

Parte experimental

1.- Cortar cuatro trozos de cinta de magnesio, aproximadamente 0.5, 1.0, 1.5 y 2.0 cm cada uno.

2.- Pesar cada trozo de magnesio con la balanza analítica.

3.- Llenar la bureta invertida con agua destilada.

4.- Agregar 4 ml de la solución de HCl al 10%, al tubo de ensaye.

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5.- Poner el magnesio en la pared del tubo de ensaye, cuidando que este no haga contacto con

la solución.

6.- Tapar el tubo de ensaye y dejar que el magnesio haga contacto con la solución de acido.

7.- El magnesio se disuelve completamente y el gas que se produce se atrapa en la bureta.

8.- Se deja enfriar 3 minutos y se mide la temperatura del agua.

9.- Se mide el volumen de hidrógeno que se obtuvo.

10.- Escribir la ecuación química de la reacción.

Uso de la balanza analíticaPasos a seguir

1.- Se enciende la balanza (ON).2.- Se espera a que la pantalla se ponga en ceros.3.- Se coloca la muestra sólida a pesar, en el platillo.4.- Registrar el peso de la muestra.5.- Apagar la balanza (OFF).

Cálculos

1.- Moles y gramos: Con la ecuación de los gases ideales hallamos la cantidad de moles de H2

que se forma:

PHidrógeno V = nRT ó PV = gRT / P.M. Donde:

P = 590 mm Hg = 0.7763 atm. Es la presión atmosférica en Puebla.

V = Volumen desplazado de H2 en litros.

R = 0.082 l atm/K mol. Es la constante universal de los gases ideales.

T = Temperatura de la reacción en grados Kelvin K = oC + 273. Es la temperatura absoluta.

P.M. = 2.01588 g/mol

Corrección de la presión del gas que se forma: Presión atmosférica menos la presión de vapor

del agua a la temperatura correspondiente (Ver tabla de presiones de vapor)

2.- Peso equivalente: Sabemos que: Eq1 / Eq2 = m1 / m2 donde:

m1 = masa del magnesio en gramos; m2 = masa del H2 en gramos; Eq1 = Equivalente químico

del Mg; Eq2 = Equivalente químico del H2. Por definición el peso equivalente del hidrógeno es

1.000

Despejando de la ecuación tenemos que el peso equivalente del magnesio es: EqMg =

(mMg/mH2) x EqH

3.- Peso atómico: Finalmente sabemos que Eq = P.M. ó P.A. / # e- ó p+ intercambiados en la

reacción. Despejando tenemos que: P.A. = (Eq) (#e- ó p+)

4.- Gráfica: Tabular los valores y graficar en papel milimétrico.

Volumen de

H2

Moles de

H2

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Cuestionario

1.- ¿Cuáles son los valores de la temperatura y presión normales (TPN)?

2.- Problema: 4.0 L de un gas contienen 0.907 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1.50

mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión constantes).

3.- Problema: Una muestra de neón ocupa 105 litros a 27 ºC bajo una presión de 985 torr. ¿Qué

volumen ocupará a la presión y temperatura normales (TPN)?

4.- Problema: Una muestra de gas ocupa 12 litros a 240 ºC y a una presión de 80 kPa. ¿A que

temperatura, el gas ocupará 15 litros si la presión aumenta a 107 kPa?

5.- Problema: Un mol de un gas ocupa 27 L y su densidad es de 1.41g/L a cierta temperatura y

presión.

a).- ¿Cuál es su masa molecular de este gas?

b).- ¿Cuál es su densidad en TPN de este gas?

6.- Problema: ¿Qué presión en atm ejercen 54 g de Xe en un matraz de 1.0 L a 20 ºC?

7.- Problema: ¿Cuál es el volumen de un gas de un globo inflado con 4.0 moles de He cuando la

presión atmosférica es de 748 torr y la temperatura es 30 ºC?

8.- Problema: Una muestra de 0.109 g de un compuesto gaseoso puro ocupa 112 mL a 100 ºC y

750 torr. ¿Cuál es la masa molecular del compuesto?

Práctica 11

NUMERO DE AVOGADRO

Introducción.- El número de Avogadro (6.022X1023) es valor clave para entender las

propiedades de los átomos y las moléculas y se ha determinado por diferentes métodos, en

nuestro experimento lo determinaremos por electrólisis del agua y utilizando otro valor muy

importante que se conoce como unidad de carga eléctrica (e = 1.602X10 -19 C) y como parte de

este experimento nos percataremos de la aplicación de diferentes valores como: Número de

moles de moles de hidrógeno y de oxígeno, fórmula del agua, peso equivalente. FORMULA DEL

AGUA, aunque la inmensa mayoría de los estudiantes y las personas saben que la fórmula del

agua es H2O, casi nadie sabe como se llegó a esta conclusión. Incluso cuando Henry Cavendish

descubrió mediante la electrólisis que el agua contenía Hidrógeno y Oxígeno se pensó por más

de 50 años que la fórmula del agua era HO. El número de Avogadro adquiere una importancia

primordial porque de ella se desprende la existencia de un número constante de moléculas en

un mol de cualquier sustancia. Si sabemos que el valor de un mol N = 6.023 X 1023 moléculas

entonces podemos calcular: a).- Un mol de moléculas de hidrógeno es igual a M = 2.016 g y

la masa de una molécula es M/N = 3.35 X 10 -24 g, entonces para un átomo de hidrógeno es:

28

1.675X10-24 g. b).- También calculamos los tamaños de átomos y moléculas. Por ejemplo

tomemos 1 cm3 de agua que sabemos que pesa 1.0 g y la cual tiene un peso molecular de 18

uma, o sea un mol de agua que pesa 18 g, así al dividir tenemos 3.35X1022 moléculas de agua,

por lo tanto si este número de moléculas ocupa un cm3, una sola molécula tendrá un volumen de

3.0X10-23 cm3 . c).- Ahora, si suponemos que las moléculas son esféricas, entonces el radio de

cada molécula es de 3.0X10-8 cm o sea de 3.0 angstroms (Å), igual a 0.3 nm, estos valores me

indican el tamaño de la molécula. d).- El número de Avogadro también nos sirve para calcular la

vida media de un elemento radiactivo; para calcular la cantidad de impureza de un

semiconductor; para realizar cálculos estequiométricos.

Objetivos

1.- Aprender a instalar un equipo de electrolisis, diferenciar cátodo y ánodo, realizar cálculos,

medir volúmenes, corriente eléctrica, tiempo de reacción, presión y temperatura.

2.- Entender la electrolisis que involucra reacciones de óxido-reducción y por lo tanto

transferencia de electrones; determinar dos parámetros cruciales dentro de la química como son

la fórmula del agua y el número de Avogadro. Aplicar la Ley de los gases ideales, el concepto de

carga eléctrica, leyes de Faraday y concepto de mol.

3.- Involucrarse con la metodología científica que nos lleva a definir parámetros tan

fundamentales en las ciencias naturales como son la fórmula química y el número de Avogadro,

lo cual representa las bases de la tecnología.

Parte experimental

1).- Se prepara con anticipación la solución de ácido sulfúrico al 12 % y se llena el voltámetro.

2).- Se hace una conexión en serie entre el multímetro, el coulombímetro y el voltámetro.

3).- El multímetro se pone en la escala adecuada para medir la corriente eléctrica.

4).- Se cierran las llaves del Voltámetro.

5).- Se mide el tiempo, se enciende el equipo y da inicio la electrólisis del agua.

6).- Observar que el hidrógeno se obtiene en el cátodo y oxígeno en el ánodo.

7).- Se registran 10 mediciones de la corriente eléctrica que marca el multímetro, una cada

minuto.

8).- Se mide la temperatura.

Voltámetro Valores Reacciones

1

2

3

4

5

6

Cátodo (-)2H+ + 2e- → H2

Anodo (+)2O-2 →O2 + 4e-

29

7

8

9

10

Cálculos

1.- FORMULA DEL AGUA. Con la ecuación general de los gases ideales PV = nRT se determina

el número de moles de oxígeno e hidrógeno; se divide cada valor entre el más pequeño de los

dos y se obtiene la relación 2:1.

2.- NUMERO DE AVOGADRO.

Datos Experimentales: Presión Atmosférica = 590 mm de Hg; Volumen de Hidrógeno y

volumen de Oxígeno; Temperatura; Tiempo de duración 10 minutos; R = 0.082 l.atm/ K.mol;

Carga del Electrón = 1.60X10-19 Coulomb. Se sigue el procedimiento:

1.- Moles: Aplicando la Ley General de los Gases Ideales calculamos el número de moles de H2

producidos durante la electrólisis.

2.- Moles de electrones: Cada molécula de H2 requiere de 2 electrones para neutralizarse,

entonces el número de moles de electrones debe ser nH2 X 2:

3.- Carga eléctrica: Para la carga de la electrólisis se calcula por: Coulomb = Amperaje x

tiempo

4.- Número de electrones: Para saber cuántos electrones representan esta cantidad de

coulomb, recurrimos al valor de la carga del electrón:

5.- Número de Avogadro: Finalmente, relacionamos el número de moles de electrones

obtenidos en el paso 2 con el número de electrones obtenidos en el paso 4.

Cuestionario

1.- Aplicando la ley de Avogadro, calcular el número de moléculas que existen en los siguientes

gases:

a).- H2; 2.02 g/mol; 0.090 g/L; 22.428 L/mol; en TPN.

b).- N2; 28.01 g/mol; 1.250 g/L; 22.404 L/mol; en TPN.

c).- O2; 32.00 g/mol; 1.429 g/L; 22.394 L/mol; en TPN.

2.- ¿Cuántos átomos de cada elemento hay en 50 gramos de ácido sulfúrico, H2SO4?

3.- ¿Cuántos átomos de cobre hay en 200 g de este metal?

4.- ¿Qué es la electrólisis?

30

5.- ¿Por qué agregamos ácido sulfúrico al agua para que se produzca la electrólisis?

Práctica 12

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

Introducción.- Muchas reacciones químicas generan enormes cantidades de calor, y en ellas

aparece la llama como una expresión de las excitaciones electrónicas provocadas por la

elevación de la temperatura. El fuego ha sido considerado por muchos como el promotor de la

civilización humana, y para todos es clara su importancia, en especial cuando requerimos de luz

y calor. La llama es también símbolo de vida, y ésta puede reducirse, al igual que el fuego, a una

serie de reacciones químicas, muchas de ellas de óxido-reducción. Hay una enorme cantidad de

fenómenos que podrás explicarte con un conocimiento más profundo de este tema, que

empezaremos con un ejemplo muy conocido. CERILLOS. Como los conocemos actualmente, los

cerillos son una invención del siglo XX. Aunque en el siglo anterior ya se producían en forma

comercial, eran sumamente peligrosos, pues podían incendiarse espontáneamente con un poco

de calor. La cabeza del cerillo contiene clorato de potasio, KCIO3, que se descompone con el

calor: 2KCI03 → 2KCI + 302. Esta es la fuente del oxígeno necesario para la combustión; por su

parte el sulfuro de antimonio, Sb2S3, y la parafina son los combustibles. La chispa y el calor

iniciales se producen por fricción, gracias a la presencia de sustancias abrasivas y de fósforo rojo

en la cinta de encendido. No hay duda de que las reacciones químicas de óxido-reducción

implicadas en el funcionamiento de los cerillos son complejas, pero el concepto central es que

proporcionan los elementos del triángulo del fuego (calor, oxígeno y combustible), observar los

dibujos siguientes:

Otro ejemplo donde se presentan las reacciones de oxidación y reducción son los ANTISÉPTICOS

y DESINFECTANTES, OXIDANTES PARA LA SALUD. Un antiséptico es una sustancia que evita el

crecimiento de los microorganismos patógenos, y un desinfectante aquel que destruye las

bacterias y microorganismos patógenos. Los primeros se utilizan por lo regular en tejidos vivos, y

los segundos en materiales inanimados. A principios del siglo XIX, cualquier intervención

quirúrgica era muy peligrosa, ya que la herida podía infectarse fácilmente, y no se contaba con

los antibióticos s actuales. En 1867, Joseph Lister inventó la cirugía antiséptica al introducir el

31

uso de disoluciones de fenol para limpiar las heridas y descontaminar los instrumentos

empleados en las operaciones. Desde entonces, la cirugía ha alcanzado logros notables por la

introducción sistemática de productos químicos con estas funciones. Estas sustancias actúan

generalmente como agentes oxidantes de algunas sustancias fundamentales para la vida de las

bacterias. Por su alto poder oxidante, los antisépticos atacan y llegan a destruir también las

células de la piel u otros tejidos, por lo que su aplicación debe ser controlada. Algunos ejemplos

de antisépticos son los siguientes: 12 Yodo, H202 Peróxido de hidrógeno, HCHO Formaldehido,

C2H5OH Etanol, HgCl2 Cloruro de mercurio (II), C6H5-OH Fenol, Ca(OCI)2 Hipoclorito de calcio,

KMn04 Permanganato de potasio, NaOCI Hipoclorito de sodio, CH3CHOHCH3 Alcohol isopropílico.

La "tintura de iodo", solución alcohólica de 12, se ha usado desde hace muchos años como

antiséptico para el tratamiento de heridas menores, lo mismo que otros productos comerciales

más recientes, como el merthiolate y el mercurocromo. Para prepararla, se agrega 12 sólido en

etanol con un poco de yoduro de potasio disuelto, cuya función es promover la disolución del 12.

Cuando se aplican a una herida, los antisépticos que contienen alcohol producen un ardor

desagradable. Para evitar lo anterior, se han desarrollado compuestos como el yodoformo que

libera el yodo molecular y es soluble en agua. El resultado es que la solución antiséptica es

indolora. Otros dos ejemplos importantes de desinfectantes son el Cl2 y el ozono, 03, por sus

características oxidantes, ambos se emplean para purificar el agua destinada al consumo

humano. FOTOGRAFÍA BLANCO Y NEGRO. OXIDO REDUCCIÓN CAUSADA POR LA LUZ. Es otro

ejemplo del as reacciones de oxidación y reducción, la fotografía es el resultado del esfuerzo de

muchas personas durante los últimos doscientos años. Su fundamento reside en la propiedad

que tienen diversas sustancias, como los halogenuros de plata, de reaccionar químicamente en

presencia de la luz. Estas sustancias se denominan fotosensibles. La película fotográfica consiste

en una tira de plástico flexible cubierta por una capa delgada de gelatina, la cual contiene

pequeñísimos cristales de bromuro de plata (son gránulos con diámetro menor que un

micrómetro, con aproximadamente 1012 iones plata, Ag+I), cuando la película se expone a la luz,

resultado de abrir el diafragma de la cámara al dispararla, ocurren dos reacciones, para

empezar, el ion bromuro, Br-l, libera un electrón y se produce un átomo de bromo neutro, Br °,

es decir, el bromo se oxida. Ag+ Br- + Luz → Ag+ + Bro + e- El ion plata puede entonces atrapar al

electrón para convertirse en un átomo de plata; o sea, la plata se reduce. Br -1 → Br0 + e –

Oxidación; Ag+ + e- → Ag0 Reducción. El resultado es que en las regiones de la película donde ha

incidido más la luz (mayor número de fotones) hay más plata metálica y, como es negra,

oscurece ligeramente dichas zonas, donde no llega la luz tenemos bromuro de plata incoloro.

Objetivos

1.- El estudiante montara un equipo para obtener el oxígeno a partir de una reacción química y

el material necesario para producir reacciones de oxido-reducción.

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2.- El estudiante aplicará sus conocimientos sobre: oxidación y reducción, agente oxidante,

agente reductor, balanceo de la ecuación por el método de Ion-electrón.

3.- El estudiante sabrá valor el conocimiento de las propiedades físicas y químicas de las

sustancias y su aplicación en la solución de problemas de la sociedad como es el caso de la

salud.

Parte experimental

Obtención de Oxígeno:

1.- Pesar en la balanza analítica aproximadamente 0.l g de una mezcla de KCI03 y Mn02

previamente preparada.

2.- Agregar a un tubo de ensaye y conectar a la bureta invertida y llena de agua.

3.- Tapar el tubo de ensaye.

4.- Calentar la mezcla suavemente con la lámpara de alcohol.

5.- Al terminar la reacción, se retira la lámpara y se deja enfriar tres minutos.

6.- Medir el desplazamiento de agua para determinar la cantidad de oxígeno obtenido. La

reacción química que se produce es: 2KCI03 MnO2→

2KCI + 3O2

Uso de la balanza analíticaPasos a seguir

1.- Se enciende la balanza (ON).2.- Se espera a que la pantalla se ponga en ceros.3.- Se pesa el recipiente en el cual se a pesar la muestra.4.- Se presiona la tecla de TARE.5.- Se coloca la muestra a pesar por medio de una cucharilla.6.- Registrar el peso de la muestra.7.- Apagar la balanza (OFF).

Cálculos:

a). - Por medio de la ecuación de los gases ideales hallamos la cantidad en gramos de 0 2

formado.

PV= nRT ó PV = gRT/P.M; g = PV(P.M.)/RT; donde: P = 590 mm de Hg = 0.776 atm (presión

atmosférica en la ciudad de Puebla), V = Volumen desplazado de 02 en litros, R = 0.082

(L.atm/K .mol), T = Temperatura de la reacción en grados Kelvin K = °C + 273; P.M. = 31.98

g/mol.

b).- Calcular los gramos de KClO3 que se utilizaron en la reacción.

Propiedad oxidante del permanganato de potasio:

a). - Colocar en un tubo de ensaye 1 mililitro de solución 0.1 Molar de KMn0 4 y tres gotas de

H2SO4 concentrado.

b). - Con una pipeta adicionar gota a gota, solución 0.1 Molar de Na2S03 hasta observar un

cambio en la reacción.

33

La ecuación química de esta reacción es la siguiente: KMnO4 + Na2S03 + H2S04 → MnSO4 +

Na2S04 + K2S04 + H2O

Trabajo a realizar: Balancear la ecuación por el método del ión-electrón.

Propiedad reductora del oxalato de sodio:

a). - Colocar en un tubo de ensaye 1 mililitro de solución 0.1 Molar de KMnO4 y tres gotas de

H2SO4 concentrado.

b). - Con una pipeta adicionar gota a gota, solución 0.1 Molar de Na2C2O4. El cambio en esta

reacción es lento, por lo que se debe dejar reposar después de adicionar un mililitro, hasta

observar un cambio en la reacción.

La ecuación de esta reacción es la siguiente: KMnO4+Na2C2O4 +H2SO4 → K2SO4 + Na2SO4 +

H2O+MnSO4 + CO2

Trabajo a realizar: Balancear la ecuación por el método del ión-electrón.

Práctica 13

SOLUCIONES

Introducción: Sistema disperso o dispersión es un término general que nos indica que una

sustancia contiene a otra, distribuida en su seno en forma de partículas muy pequeñas. En

particular hablamos de una solución en donde el medio de dispersión es el solvente y las

partículas dispersas son el soluto, en la naturaleza se pueden encontrar hasta 9 casos de

sistemas dispersos (gas-gas, líquido-líquido, sólido-sólido, gas-líquido, etc.). A estos sistemas

dispersos se les clasifica según el tamaño de las partículas dispersas, en soluciones verdaderas o

moleculares, soluciones coloidales y suspensiones.

El concepto de concentración es útil en muchos contextos. En química la cantidad de soluto

disuelto en un volumen dado de solución se llama concentración de la solución, cuando la

concentración de la solución es reportada como moles de soluto por litro de solución se llama

molaridad de la solución, pero también puede expresarse como la cantidad de soluto por cada

100 gramos de solución, número de equivalentes gramo de soluto por cada litro de solución,

moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente, etc. En la tabla 3.3 se muestra la

concentración de ionice en agua dados en miligramos por litro de solución o partes por millón, se

muestra una lista de los diez elementos más abundantes en el agua de mar.

La molaridad la expresamos como:

Molaridad = Moles de solutoLitros de solución

Por ejemplo se disolvemos 58.4 gramos o un mol de cloruro de sodio, NaCl, en agua destilada

hasta completar un litro de solución, la concentración es “un amol por litro” o 1.00 molar, y en

química se escribe de la forma siguiente: Concentración = 1.00 M = NaCl. En el siguiente dibujo

vemos los pasos a seguir para preparar una de las soluciones más comunes en el laboratorio,

34

solución de permanganato de potasio, KMnO4, generalmente usamos un matraz aforado como

el que se muestra, se han pesado 0.435 g de KMnO4 y disuelto en suficiente agua destilada hasta

formar 250 ml de solución, por lo tanto tenemos una solución 0.0110 M. El procedimiento es

pesar la muestra, colocar la muestra en el matraz aforado, disolver con poco agua, aforar hasta

la marca del matraz (aforo). La solución preparada tiene una concentración de 0.0110 molar de

KMnO4, pero a menudo es útil conocer la concentración de cada tipo de iones en la solución,

algunas sustancias se disocian completamente, algunas lo hacen muy poco y otras no se

disocian, esta propiedad de disociación está relacionada con el solvente usado, por ejemplo el

KMnO4 se disocia al cien por ciento en agua destilada, la disociación la podemos representar en

forma de una ecuación química:

KMnO4 (ac) K+(ac) + MnO4

-1(ac)

Un mol de KMnO4 da un mol de K+ y un mol de MnO4-1 por lo tanto 0.0110 M de KMnO4 dan una

concentración de 0.0110 M de K+ y una concentración de 0.0110 M de MnO4-1. En el siguiente

dibujo se muestra una comparación con la disociación de otro compuesto, carbonato de sodio,

Na2CO3, que también se disocia al 100 %; Un mol de KMnO4 da un mol de K+ y un mol de MnO4-1

mientras que un mol de Na2CO3 produce 2 moles de iones Na+(ac) y 1 mol de iones CO3

-2(ac) Muchas

de las soluciones preparadas en el laboratorio es probablemente por el método de dilución, un

ejemplo práctico de hacer una solución por dilución es mezclar jugo de naranja concentrado, con

agua. El método consiste en iniciar con una solución de concentración conocida y adicionar agua

para hacer una solución de concentración deseada. A menudo es más eficiente almacenar una

solución concentrada en pocos litros y entonces se puede adicionar agua para hacer muchos

litros de una solución diluida. El siguiente ejemplo muestra los pasos para hacer una dilución, se

preparan 500 ml de solución de dicromato de potasio, K2Cr2O7, 0.0010 M a partir de una solución

0.100 M. La fórmula para hacer los cálculos es la siguiente: (Volumen 1) (Concentración 1) =

(Volumen 2) (Concentración 2). El volumen de la solución concentrada que debe tomarse con la

pipeta, (Volumen 1), es igual a: Volumen 1 = (500 ml) (0.0010 M) / (0.100 M).

Objetivo

1.- El estudiante aprenderá a manejar el matraz aforado para la preparación de soluciones y se

auxiliará del picnómetro para conocer la densidad y la concentración.

2.- El estudiante aplicará las diferentes unidades de concentración para preparar sus soluciones:

(% en peso, molar, molal, normal), preparar una dilución a partir de una de las soluciones

preparadas.

3.- El estudiante comprenderá que la preparación de la soluciones es indispensable tanto en su

formación como en su carrera profesional.

Parte experimental

1.- Cálculos: Toma la solución que te indique el profesor (ácido sulfúrico, ácido clorhídrico,

ácido nítrico, ácido acético, etc.), observa su etiqueta y busca su concentración porcentual y

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peso específico. Supón que vas a preparar 50 ml de solución, calcula el volumen de la solución

que vas a utilizar para que tu solución tenga una concentración de 0.5 M (molar) y 0.25 N

(normal). Llena los espacios vacíos en la tabla:

Concentración 0.5 M 0.25 N

Cantidad de solutoVolumen utilizado

2.- Solución de NaCl: Pesa en una balanza granataria 5.0 gramos de cloruro de sodio, NaCl, en

seguida coloca tu muestra en un matraz aforado de 50 mililitros, disuelve con poca agua

destilada, por último afora con agua hasta 50 ml. Con el picnómetro calcula el peso específico de

la solución preparada. Con tus datos experimentales calcula la concentración de la solución: %

en peso, Molar, Molal, Normal. Llena tu tabla de valores:

% en peso

Molar Molal Normal

Concentración

3.- Solución de KMnO4: Pesa con la balanza analítica 0.01 gramos de KMnO4, pon tu muestra

en un matraz aforado de 50 ml, disuelve con poco agua destilada y afora a 50 ml. Calcula la

concentración molar de la solución, la concentración molar de los iones potasio y la

concentración molar de los iones permanganato. Llena el cuadro de valores:

KMnO4 K+1 MnO-1

Molaridad

4.- Dilución de KMnO4: Haz tus cálculos para preparar 100 ml de solución de KMnO4 0.0000635

M (6.35 X 10-5 M) a partir de la solución anterior (experimento 3).

¿Qué volumen de solución se emplea?

¿Cuántos gramos de KMnO4 hay en la nueva solución?

¿Cuántos gramos de potasio hay en la nueva solución?

¿Cuántos gramos de MnO4-1 hay en la nueva solución?

Bibliografía

1.- Whiten, Davis, Peck, Stanley, Química, CENGAGE Learning, octava edición, 2009, México.

2.- Raymond Chang, Química, McGraw Hill, novena edición, 2007, México.

3.- Mahan, Química Curso Universitario, Fondo Educativo Interamericano, 1977, México.

4.- Pauling, Química General, Aguilar, 1977, España.

5.- Raymond Chang, Kenneth A. Goldsby, QUIMICA, McGrawHill, undécima edición, 2013, México.

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