guía para el laboratorio de química

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Guía para el laboratorio de química general 1 – Segundo Semestre 2012-13 Miriam A. Falero-Gil – enero 2013

Guía para el Laboratorio de

Química General 1

Segundo Semestre 2012-13 Miriam A. Falero-Gil

Enero 2013

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Normas y procedimientos en el laboratorio de química general de la UMET

Descripción del curso

Desarrollo de las destrezas experimentales básicas de la química general 1

relacionadas con medidas, estructura de la materia, teoría atómica,

estequiometría, lectura y escritura de fórmulas, periodicidad de los elementos,

termoquímica, gases, enlace químico y geometría molecular. Consta de tres

horas de laboratorio a la semana. Estas experiencias de laboratorio forman parte

de curso CHEM 203 y se ofrecen concurrentes con la conferencia del mismo.

Objetivos generales del laboratorio

Aplicar las teorías básicas de la química relacionadas con la clasificación,

composición, estructura y propiedades de la materia mediante prácticas

experimentales en el laboratorio

Desarrollar las destrezas y técnicas básicas en la experimentación científica a

nivel de química general

Apreciar el mundo científico desde el punto de vista químico y establecer su

importancia con la vida diaria y en cursos posteriores

Criterios de evaluación del curso

La nota final del laboratorio se reporta a base de una nota de 100 puntos. Este

valor corresponde al 25% de la nota final del curso.

Los criterios de evaluación son los siguientes:

o 30% - libreta de laboratorio

o 30% - pruebas cortas, presentaciones, informes, actividades de avalúo

o 30% - exámenes (dos exámenes: práctico y teórico)

o 10% - nota diaria (uso de equipo y reglas de seguridad)

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Competencias a desarrollarse en el laboratorio de química general 1

Al finalizar el laboratorio, el estudiante desarrollará la habilidad para:

Trabajar en el laboratorio siguiendo las reglas básicas de seguridad

Reconocer los materiales, equipo e instrumentación utilizada en un laboratorio

de química general

Llevar a cabo las siguientes destrezas y/o técnicas de laboratorio:

o limpiar cristalería

o medir la temperatura con un termómetro o manejar reactivos químicos siguiendo las reglas de seguridad o utilizar el mechero o preparar soluciones

o pesar en la balanza o medir volumen de líquidos o transferir sólidos y líquidos

o separar un líquido de un sólido o calentar sólidos y líquidos o evaporar líquidos

o determinar el punto de fusión y punto de ebullición de sustancias

Usar el número correcto de cifras significativas y redondear correctamente al

reportar los resultados matemáticos

Llevar a cabo las operaciones de suma, resta, multiplicación y división usando el

número correcto de cifras significativas al informar el resultado

Convertir de una escala de temperatura a otra

Convertir una medida expresada en una unidad a otra unidad equivalente

usando análisis dimensional

Preparar y utilizar una libreta de laboratorio

Desarrollar las destrezas básicas para resolver problemas relacionados con

o medidas

o cifras significativas o fórmulas químicas o ecuaciones químicas

o reacciones químicas de precipitación o moles o estequiometría

o gases o termoquímica o estructura de Lewis y geometría molecular

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Reglas generales en el laboratorio

Asistencia al laboratorio es obligatoria. Por norma administrativa, si un

estudiante tiene tres ausencias al laboratorio debe gestionar la baja del curso

con la orientación previa del instructor o profesor del curso.

En los primeros 15 minutos del laboratorio se administrará una prueba corta

donde se comprobará la lectura del ejercicio de laboratorio a ofrecerse ese día.

Se administrarán dos exámenes parciales en el laboratorio. A mitad del

semestre se administrará un examen práctico (primer examen) para evaluar las

técnicas y equipo utilizados en el laboratorio hasta la fecha. El estudiante será

orientado sobre el mismo. Al finalizar el semestre se administrará un examen

teórico (segundo examen). Los temas que se evaluarán en el examen serán

especificados.

La libreta debe completarse siguiendo las reglas provistas para esos fines.

Si la libreta de laboratorio se pierde o es robada, el estudiante preparará una

libreta nueva hasta completar el semestre. La calificación final de la libreta

corresponderá a la parte presentada. No se dará valor a libretas perdidas o

robadas, no importa la naturaleza de la pérdida.

Si el estudiante incurriera en una conducta inapropiada, al no seguir las reglas

de seguridad del laboratorio, se le descontarán puntos del reglón de nota diaria.

Todo estudiante debe firmar hoja de asistencia antes de salir del laboratorio.

Se requiere integridad y honestidad en los trabajos y exámenes.

No se permiten celulares de manera sonora.

No se permiten llamadas telefónicas en horario de clase.

Cada estudiante debe tener una calculadora científica, NO calculadora gráfica ni

programable.

No se puede comer, beber y mucho menos fumar en el laboratorio.

Reglas de seguridad en el laboratorio de química general

La vestimenta a usarse en el laboratorio debe ser apropiada. Debe usarse

pantalones largos o faldas a la rodilla (o más largas) y zapatos cerrados. Las

camisas y blusas deben proteger la barriga. El pelo largo debe estar recogido y

no debe cubrir los ojos.

El estudiante debe usar en todo momento la bata de laboratorio abrochada y las gafas de seguridad. El profesor o profesora del curso le indicará a los

estudiantes cuando no es necesario usarse.

Los espejuelos no son substitutos de las gafas de seguridad.

Mantener el área de trabajo limpia y ordenada en todo momento.

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Rotular todos los materiales que se estén usando en el laboratorio.

Los reactivos químicos deben servirse en el área provista para esos fines. No deben llevarse a la mesa de trabajo.

Los materiales tóxicos o bien volátiles deben manejarse dentro del extractor de gases o “hood”. Asegúrese que el mismo está encendido y funcionando.

El estudiante debe usar guantes y delantal de goma para manejar corrosivos (ácidos o bases concentradas). Recuerde no añadir agua a ácidos

concentrados.

Los envases grandes de corrosivos se colocan dentro de otro envase resistente

a golpes y caídas cuando se van a transportar.

Los mecheros se enciende con el chispero, nunca se utilizarán fósforos.

No se permite el uso de sortijas, relojes y ningún tipo de pulseras. Los mismos

deben removerse antes de llegar al laboratorio.

No se puede correr ni jugar en el laboratorio.

No se permiten visitas en el laboratorio.

No se permite sentarse sobre las mesas de trabajo.

La disposición de los desperdicios deben llevarse de acuerdo al protocolo

descrito por el instructor, profesor o técnico de laboratorio.

No pueden usarse lentes de contacto bajo ninguna circunstancia.

No se puede comer, ni beber y mucho menos fumar en el laboratorio.

No se pueden usar bufandas, pañuelos largos ni prendas u objetos que dificulten

tu movilidad.

En el laboratorio, no se puede estar caminando de un lado a otro, sin motivo

alguno.

Las puertas de gabinetes y gavetas deben permanecer cerradas si no están en

uso.

No se puede usar el celular ni se pueden contestar llamadas telefónicas.

En caso de producirse un accidente, quemadura o lesión, se deberá comunicar

inmediatamente al profesor.

El estudiante debe identificar el siguiente equipo de seguridad y reconocer su

uso: extintores de fuego, mantas para mitigar fuego, duchas, estación de lavado de ojos, extractores de gases, zafacones, envases para disposición de cristales,

envases para la disposición de desperdicios, gavetas del almacenaje de equipo, puertas de salida, MSDS.

No se puede usar gorras, sombreros ni pañuelos en la cabeza mientras se esté

en el laboratorio.

Se recomienda que el estudiante lave sus manos frecuentemente (antes,

durante y después de terminar su práctica de laboratorio).

Todo estudiante tiene que trabajar bajo la supervisión de su profesor o profesora

en el laboratorio.

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Comportamiento del estudiante en el laboratorio durante un periodo de

laboratorio

Tan pronto llegue al laboratorio, el estudiante deberá colocar su bulto y

pertenecías en el anaquel provisto para esos fines. Debe llevar a su mesa de

trabajo, la libreta de laboratorio, bolígrafo, papel donde se describe el ejercicio

de laboratorio, calculadora científica, bata y gafas.

En los primeros 15 minutos del laboratorio se administrará una prueba corta

donde se comprobará la lectura del ejercicio de laboratorio a ofrecerse ese día.

Durante esos primeros 15 minutos, el profesor firmará las libretas de

laboratorios, la cual debe estar preparada como se indica en las reglas para la

preparación de la libreta. Para poder llevar a cabo el ejercicio de laboratorio, el

estudiante tiene que presentarse con la libreta preparada.

El instructor o profesor del laboratorio repasará las reglas de seguridad

necesarias para llevar a cabo la práctica de laboratorio. Además, explicará el

funcionamiento de equipo e instrumentación y las técnicas de laboratorio que se

introducirán en ese ejercicio de laboratorio.

Después de estar seguro que se entiende el ejercicio, el estudiante llevará a

cabo la práctica de laboratorio. El estudiante recogerá los resultados en una

tabla de datos, la cual debe estar preparada en la libreta de laboratorio.

En caso de querer salir del laboratorio, el estudiante se lo solicitará al profesor o

profesora del laboratorio y sólo lo hará en el tiempo más breve posible. El

estudiante aprovechará el momento en la marcha de la práctica pueda darse un

tiempo de inactividad. Siempre que abandone el laboratorio deberá lavarse las

manos, incluso si llevó guantes puestos constantemente.

El estudiante debe estar seguro que al salir del laboratorio, el profesor haya

firmado la libreta de laboratorio. No se firmarán papeles sueltos.

Al finalizar el ejercicio de laboratorio debe recoger y limpiar su área de trabajo y

el equipo utilizado en la práctica. El estudiante deberá notificar al profesor sobre

cualquier rotura o deterioro que sufra el material utilizado, de manera que se

pueda reponer antes del próximo laboratorio.

Para la próxima sesión de laboratorio, el estudiante completará todas las partes

del ejercicio de laboratorio. El estudiante llevará a cabo los cálculos, análisis de

los resultados y conclusiones del ejercicio de laboratorio en la libreta de

laboratorio.

En la próxima sesión de laboratorio, el profesor firmará los resultados y las

conclusiones del ejercicio de laboratorio anterior.

El estudiante debe lavarse bien las manos antes de salir del laboratorio.

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Reglas para la preparación de la libreta

La libreta será preparará siguiendo las siguientes instrucciones.

Se escribirá en bolígrafo color azul o negro.

Se hay que hacer correcciones, el estudiante le pasará una sola raya sobre lo

que se quiere borrar, escribirá sus iniciales, fecha y escribirá el valor correcto.

No se puede usar ningún tipo de borrador en la libreta de laboratorio.

En la primera página de la libreta se escribirá la identificación de la libreta:

nombre del estudiante, nombre del curso, sección y día, nombre del profesor. En

la segunda página se colocará el el índice de la libreta. Se debe especificar el

número del experimento, el título, la página del ejercicio. La libreta se le

numerarán las páginas desde la tercera página en adelante. Se comenzará con

el número 1 y se colocará el número en la parte superior derecha de la cara

derecha de la página. Es decir, se numerará solamente el frente de la página, la

parte de atrás de la página no se rotulará aunque se escriba en ella.

El orden de las páginas y contenido se detalla a continuación.

o Primera página

En está página se identificará la libreta

con el nombre del estudiante y datos

relacionado

o Segunda página

Nombre del estudiante

CHEM 203 Lab

Sección y día

Profesor del laboratorio

Salón del laboratorio

Indice

# exp. Título Pág.

1 ¿Quién tuvo la culpa? 1

2

8


o Tercera página en adelante (numerar comenzando por el 1.

Materiales necesarios para el laboratorio

Los siguientes materiales son necesarios para llevar a cabo el trabajo en el

laboratorio. Todo estudiante debe llevarlos al laboratorio siempre. El profesor o profesora podría indicar con anticipación sobre material adicional que pueda ser necesario. También, se podría indicar si los materiales no son necesarios en una

práctica en particular.

bata

gafas de seguridad

libreta de laboratorio

calculadora científica

computadoras (disponibles en la biblioteca de la UMET)

1

Fecha

Título: ¿Quién tuvo la culpa?

Propósito: Aplicar las reglas de seguridad que se deben ---

Procedimiento:

1.Leer el artículo asignado ------

2.

Datos: (Descripción ocurrida en el laboratorio )

(Para otros ejercicios, los datos se escribirán en una tabla)

Cálculos; ( Si el laboratorio lo requiere

Conclusiones:(Concuerdan los resultados con los descritos

en la literatura o teoría. Para el ejercicio #1, a base de lo

ocurrido, quien tuvo la culpa del accidente y ¿por qué?

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Servicios necesarios para el laboratorio

Los siguientes servicios electrónicos son necesarios para complementar el trabajo en el laboratorio. Los mismos están disponibles desde la biblioteca de la UMET.

Internet

Bases de datos

Índices

Computadoras

Horas de oficina Los estudiantes tienen el derecho a visitar al profesor o profesora durante sus horas

de oficina. Puede también comunicarse a través del correo electrónico para cualquier

ayuda que necesiten en relación al laboratorio.

Accesibilidad a los ejercicios de laboratorio

Los ejercicios de laboratorios estarán disponibles en el área de reserva de la

biblioteca de la UMET. El profesor o profesora del laboratorio le informará a los

estudiantes de otras posibles áreas de acceso a los ejercicios de laboratorio tales como

“Blackboard” y “Facebook”. El profesor o profesora no se compromete a enviar los

ejercicios de laboratorio por correo electrónico, a no ser que se puedan enviar de

manera másiva. Por ejemplo, mediante el uso del correo electrónico de “Blackboard”, si

éste estuviera disponible.

Acomodo razonable para estudiantes con impedimentos

La Universidad Metropolitana cumple con la Ley ADA (American with Disabilities Act) y con la Ley 51 (Servicios Educativos Integrales para personas con Impedimento) para

garantizar igualdad en el acceso a la educación y servicio. Todo estudiante que necesite acomodo razonable, y que aún no se ha comunicado con la Oficina de Servicios de Estudiantes Universitarios con Impedimentos, debe hacerlo a la mayor

brevedad posible.

Itinerario de prácticas de laboratorio

A continuación se estable la programación de las prácticas de laboratorio y las fechas en que llevarán a cabo. Las fechas estarán sujetas a cambios debido a acontecimientos extraordinarios que pudieran ocurrir. Las nuevas fechas serán

anunciadas por el profesor o profesora del laboratorio.

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Programación de laboratorios para el segundo semestre 2012-2013*

# exp

Título

Fecha

M# W F

1

Reglas de seguridad - ¿Quién es el culpable?

28 ene

23 ene

25 ene

2

¿Qué equipo volumétrico es el más exacto?

28 ene

30 ene

1 feb

3

¿Cómo manipular y expresar los resultados de las medidas en los experimentos?

4 feb

6 feb

8 feb

4

¿Qué sustancia tengo?

11

feb

13

feb

15

feb 5

¿Cuál es la fórmula del hidrato?

25 feb

20 feb

22 feb

6

¿Dónde ocurre precipitación?

25 feb

27 feb

1 mar

Primer Examen (Práctico)

11 mar

13 mar

15 mar

7

¿Cuál es el calor específico del metal?

18 mar

20 mar

22 mar

8

¿Cuál es la concentración de una solución de hidróxido de sodio?

1 abr

3 abr

5 abr

9

¿Cuál es la cantidad de ácido acético en vinagre?

8 abr

10 abr

12 abr

10

¿Qué propiedades tienen los gases?

22 abr

17 abr

19 abr

11

¿Qué forma tiene una molécula en el espacio?

29 abr

24 abr

26 abr

Segundo Examen (Teórico)

6 may

1 may

3 may

*Sujeto a cambios #Los laboratorios que se reúnen los lunes, tendrán que reponer dos periodos de

laboratorio

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Ejercicios de laboratorio

Ejercicio de laboratorio #1 - ¿Quién tuvo la culpa?

Propósito

Aplicar lo discutido en el salón de clases referente a las reglas de seguridad que se

deben seguir en un laboratorio de química general.

Procedimiento

El profesor asignará la lectura “Learning from UCLA”. La misma se encuentra al final

del este ejercicio.

El estudiante leerá el artículo asignado y contestará las siguientes preguntas.

Escribe un párrafo corto sobre lo que trata el artículo.

Enumera las prácticas incorrectas que se llevaron a cabo durante todo el

proceso descrito en el artículo, según lo aprendido en el salón.

A tu juicio imparcial, quién consideras que tuvo la culpa en todo el proceso.

Lleva a cabo una búsqueda en el internet e identifica nueva información

referente al caso discutido. Escribe los datos bibliográficos de las referencias utilizadas. Escribe un párrafo que explique las acciones tomadas en la situación

discutida y los resultados.

Escribe las contestaciones en la libreta siguiendo las reglas para preparación de

la libreta correspondientes.

Conclusiones

¿Qué puedes concluir de los resultados obtenidos y su relación con el propósito del

ejercicio de laboratorio?

¿Se cumplió el propósito del ejercicio de laboratorio?

Comenta las dificultades que tuviste.

¿Este ejercicio de laboratorio ayuda a entender el contenido del curso? Explica la

respuesta a la pregunta anterior?

¿Cómo podrías mejorar el ejercicio de laboratorio? ¿Qué otra actividad añadirías?

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Ejercicio de laboratorio #2 - ¿Qué equipo volumétrico es el más exacto?

Importancia las medidas

Química es el estudio de la composición, estructura y propiedades de la materia.

Las leyes químicas son responsables de los cambios que ocurren en la Naturaleza. La mayoría de las observaciones y los cambios se estudian a través del uso de medidas. Todas las medidas experimentales están sujetas a errores. La confiabilidad de los

resultados dependerá principalmente del instrumento que se utilice y las destrezas que tenga el científico que lleve a cabo las medidas.

El propósito de este ejercicio de laboratorio es aprender a usar varios tipos de equipo volumétrico en la determinación de un volumen de agua. Se medirán 10 mL de

agua usando una pipeta, una bureta, una probeta y un vaso y se calculará el volumen experimental de agua medido por cada uno de los instrumentos utilizados. Luego compararemos los valores experimentales con el valor verdadero.

La densidad es una propiedad física de la materia. Se define como la masa de una

sustancia que tiene un volumen determinado.

Densidad = masa / volumen

Si conoces dos de las tres variables, puedes determinar la tercera sustituyendo en la ecuación (d = m/v).

La densidad de una sustancia varía con la temperatura. En la Tabla 1, se resume la

densidad de agua a diferentes temperaturas.

Tabla 1. Densidad de agua como función de temperatura

Temperatura (°C) Densidad (g/mL) Temperatura (°C) Densidad (g/mL)

15 0.9991026 23 0.9975415

16 0.9989460 24 0.9972995

17 0.9987779 25 0.9970479

18 0.9985986 26 0.9967867

19 0.9984082 27 0.9965162

20 0.9982071 28 0.9962365

21 0.9979955 29 0.9959478

22 0.9977735 30 0.9956502

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Por lo tanto, si tenemos una cantidad de agua a una temperatura dada, entonces

podemos determinar el volumen que ocupa. ¿Cómo? Despejamos la ecuación de densidad para volumen y obtenemos una nueva ecuación.

v = m/d

Si pesamos 10 mL de agua que previamente medimos con cualquier equipo

volumétrico y conocemos su densidad, podemos determinar el volumen experimental de agua. El valor experimental simplemente lo determinamos sustituyendo en la fórmula v = m/d. De esta forma, podemos comparar este valor experimental con el valor

verdadero. Para todos los efectos, el valor verdadero es 10 mL porque esa fue la cantidad de agua que medimos con el equipo volumétrico que utilizamos.

Todas las medidas experimentales están sujetas a errores. La confiabilidad de los resultados dependerá principalmente del instrumento que se utilice y las destrezas que

tenga el científico que lleve a cabo las medidas. Es necesario conocer la precisión y la exactitud de las medidas que hacemos. Identificaremos los tipos de errores que se cometen y determinaremos el error absoluto y el porciento de error o error relativo en

una medida.

Hay dos términos que muchas veces se confunden, pero son completamente diferentes.

Exactitud – cuan cerca del valor verdadero (“real number”) se encuentran las

medidas

Precisión – cuan cerca de un valor independiente concuerdan las las medidas unas a otras

Errores

Las medidas experimentales están sujetas a error. La confiabilidad de los resultados dependerá principalmente del instrumento que se utilice y las destrezas que tenga el científico que lleve a cabo las medidas. Los tipos de errores se pueden clasificar como

Determinados o sistemáticos – errores que tienen causa definida y es posible

corregirlos: equipo o instrumento mal calibrado, medida mal hecha, cálculo incorrecto, anotación incorrecta de la medida.

Indeterminados o al azar – errores que no se pueden determinar, se desconoce

su causa y están fuera del control del científico: impurezas de los reactivos utilizados, defectos en el equipo o instrumento que no se puedan corregir, limitaciones a la hora de tomar la medida.

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Las formas más comunes para expresar el error son

Error absoluto – valor absoluto de la diferencia entre el valor verdadero (‘Real

Value”) y valor experimental o realizado (“Experimental Value o Actual Value”)

Error Absoluto = / valor verdadero – valor experimental /

Porciento de error o error relativo

100/exp/

% X

verdaderovalor

erimentalvalorverdaderovalorerror

Preguntas para discutir antes de comenzar el laboratorio

1. ¿Cuál es el propósito de ejercicio de laboratorio?

2. A base del experimento planificado, cómo se determina el volumen experimental de agua?

3. ¿Cuál es el valor de volumen verdadero de agua?

4. ¿Qué equipo volumétrico se utilizará en el experimento? Identifica el equipo. 5. Explica como varía la densidad al aumentar la temperatura. ¿A qué se debe esta

variación?

Procedimiento

1. Obtener alrededor de 100 mL de agua destilada en un vaso o matraz cónico de

125 mL. 2. Dejar que la temperatura del agua se estabilice. 3. Tomar la temperatura del agua.

4. Tener a la mano todos los materiales y el equipo necesarios. Consultar con el instructor.

5. Obtener las instrucciones para usar la balanza, la pipeta y el termómetro.

6. Determinar la temperatura del agua y anotar en la tabla de datos a continuación. 7. Pesar un matraz cónico pequeño. 8. Medir 10 mL de agua con la pipeta.

9. Echar el agua en el matraz cónico. 10. Pesar el matraz y la muestra de agua. 11. Determinar el volumen experimental.

12. Repetir los pasos 8 – 11 utilizando una probeta. 13. Repetir los pasos 8 – 11 utilizando una bureta. 14. Repetir los pasos 8 – 11 utilizando un vaso.

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Recolección de datos y cálculos

T = ______ T = ______ T = ______ T = ______

pipeta

probeta bureta

vaso

Masa matraz +muestra agua

Masa matraz vacío

Masa de agua

Densidad de agua (tabla )

Volumen experimental

Volumen verdadero

Error absoluto

% error

Cálculos:

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Preguntas de discusión

1. ¿Cómo determinaste el volumen experimental en cada uno de los casos?

2. A base de los resultados de porciento de error, qué equipo volumétrico es el más

exacto.

3. ¿Qué tipo de errores pudieron haber influenciado para que los resultados no

fueran exactos. Escriba por lo menos dos errores que pudieron haber ocurrido.

4. Describe brevemente las conclusiones a la que llegaste, ¿se cumplió el

propósito de experimento?

Conclusiones




¿Cómo compara el porciento de error de tus resultados con los de tus compañeros de

laboratorio?





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Ejercicio de laboratorio #3 - ¿Cómo manipular y expresar los resultados de las

medidas en los experimentos?

Importancia las medidas

Química es el estudio de la composición, estructura y propiedades de la materia.

Las leyes químicas son responsables de los cambios que ocurren en la naturaleza. La

mayoría de las observaciones y los cambios se estudian a través del uso de medidas.

Todas las medidas experimentales están sujetas a errores. La confiabilidad de los

resultados dependerá principalmente del instrumento que se utilice y las destrezas que

tenga el científico que lleve a cabo las medidas. Es necesario conocer la precisión y la

exactitud de las medidas que hacemos. Aprenderemos a determinar el número de

cifras significativas que tiene una medida y las reglas que se deben seguir cuando

hacemos cálculos que envuelven medidas. Identificaremos los tipos de errores que se

cometen y determinaremos el error absoluto y el porciento de error o error relativo en

una medida.

Este laboratorio tiene varios propósitos: (1) identificar la unidades de longitud, masa

y temperatura usadas en el laboratorio de química general, (2) expresar valores

experimentales con el número correcto de cifras significativas; (3) trabajar con el

Sistema Internacional de Medidas y las conversiones entre unidades.

Medidas, Sistema Internacional y su tratamiento matemático

Todas las medidas tienen un valor numérico y una unidad. El Sistema Internacional

de Medidas (SI) es una revisión que llevaron a cabo los científicos del Sistema Métrico

en los años ’60.

Tabla 1. Unidades Básicas en el Sistema Internacional de Medidas

Medida Nombre de la unidad Abreviatura

Masa Kilogramo Kg

Longitud metro m

temperatura Kelvin K

cantidad de la sustancia mol mol

Tiempo segundo s

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Medidas básicas que se llevan a cabo en el laboratorio de química general

Longitud

Unidad básica en el SI – metro (m)

Definición de metro

(1790) - 1 diezmillonésima parte de la distancia del Ecuador al Polo Norte.

(1889) – distancia entre dos líneas finas en una barra de la aleación platino-iridio que

se encuentra almacenada en una bóveda de un suburbio de Paris, Francia.

(1983) – distancia que viaja la luz en el vacío en 1,299,792,458 segundos. La ventaja

de esta definición es que su valor no se altera por daño o pérdida.

Masa

Unidad básica en el SI – kilogramo (kg)

Definición de kilogramo

Masa de una barra cilíndrica de una aleación platino-iridio que se encuentra en una

bóveda en un suburbio de Paris, Francia. Existen 40 copias de esta barra distribuidas a

través de todo el Mundo. Se encuentran dos (la número 4 y la 20) almacenadas en el

“National Institute of Standards and Technology” cerca de Washington, DC.

El término masa y peso se utilizan como sinónimos aunque no signifiquen lo mismo.

La masa es una propiedad física que mide la cantidad de materia en un objeto,

mientras que el peso mide la fuerza con que la gravedad hala un objeto sobre la Tierra

o un cuerpo celeste. La masa es independiente de la localización en que se encuentre

un objeto en el universo, mientras el peso va depender de su localización en el

universo. Por ejemplo, un objeto que pesa 140 lb en la Tierra, tiene un peso de 23 lb en

la Luna porque la gravedad en la Luna es menor que en la Tierra.

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Temperatura

Unidad básica en el SI – kelvin (K)

Definición del grado kelvin – una centésima del intervalo

entre el punto de congelación y punto de ebullición del agua

a presión atmosférica estándar.

Para efectos práctico el grado Celsius y el grado Kelvin

tienen la misma magnitud. Además de las escalas Celsius y

Kelvin, se utiliza la escala Fahrenheit

Conversión de escalas de Temperatura

Conversión de Celsius (°C) a Kelvin (K) : K = oC + 273

Conversión de Celsius (°C) a Fahrenheit (°F) :

Conversión de Fahrenheit (°F) a Celsius (°C) :

8.1

32)32(

95

32)(8.132)(59

FoFoCo

CoCoFo

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Medidas derivadas

A base de las medidas básicas pueden surgir otras medidas que podríamos

llamarlas como medidas derivadas. En la tabla 2 se definen algunas de ellas.

Tabla 2. Unidades de medidas derivadas

Medida Definición Unidad

Área largo X largo m2

Volumen área X largo m3

Densidad masa / volumen Kg / m3

Rapidez distancia / tiempo m / s

Aceleración ∆ velocidad / tiempo m / s2

Fuerza masa X aceleración (kg • m) / s2 = newton, N

Presión fuerza /área kg / (m • s2) = pascal, Pa

Energía fuerza X distancia (kg • m2) / s2 = joule, J

Medidas derivadas más usadas en el laboratorio de química general

Volumen

Unidad del SI – metro cúbico (m3)

Definición de metro cúbico (m3)

Cantidad de espacio que ocupa un cubo de un metro por cada lado = 262.2 galones

US. Esta medida es muy grande. Se utiliza una medida más conveniente, una décima

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parte del metro cúbico. Esta medida equivale a un decímetro cúbico. Un decímetro

cúbico es igual a un litro (1L) y el centímetro cúbico (1 cc) es igual a un mililitro (1 mL).

Densidad

• Relaciona la masa de un objeto con su volumen. • Es la razón de la masa al volumen de un objeto

• Disminuye cuando una sustancia se calienta porque su volumen aumenta. • Conociendo la densidad de una sustancia se puede medir el volumen de la

misma y determinar las masas o viceversa.

Tabla 3. Ejemplos de densidades

La mayoría de las sustancias cambian su volumen cuando se calientan o enfrían, por

la tanto, la densidad depende de la temperatura. Cuando se reporta una densidad hay

que especificar la temperatura a la cual se hizo la medida. Las sustancias se expanden

cuando se calientan y se contraen cuando se enfrían.

El agua se comporta de manera diferente. El agua se contrae cuando se enfría de

100o hasta 3.98oC, pero por debajo de esta temperatura se expande nuevamente. Por

lo tanto, el líquido tiene una densidad máxima de 1.0000 g/mL a 3.98oC pero disminuye

a 0.99987 g/mL a 0oC. La tabla 4 muestra la variación de la densidad de agua al variar

la temperatura. El hielo al igual que cualquier otra sustancia cuya densidad sea menor

que la del agua flotará. ¿Podrías explicar a qué se debe este fenómeno? ¿Qué

ventajas podría traer la característica que tiene la densidad de agua a la vida?

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Tabla 4. Densidad de agua como función de temperatura

Temperatura (°C) Densidad (g/mL) Temperatura (°C) Densidad (g/mL)

15 0.9991026 23 0.9975415

16 0.9989460 24 0.9972995

17 0.9987779 25 0.9970479

18 0.9985986 26 0.9967867

19 0.9984082 27 0.9965162

20 0.9982071 28 0.9962365

21 0.9979955 29 0.9959478

22 0.9977735 30 0.9956502

¿Qué le ocurre a la densidad del agua al aumentar la temperatura?

Tabla 5. Prefijos más comunes para modificar las unidades en el SI

Conversión de una unidad a otra

Para convertir de una unidad a otra se usa el método de análisis dimensional

(“dimensional-analysis method”). Este método usa un factor de conversión para

expresar la relación entre unidades.

Cantidad original X Factor de conversión = Cantidad equivalente

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Notación científica

Los números asociados con medidas suelen ser demasiado grandes o pequeñas.

Estos números son bastante largos para escribir. La notación científica es una manera

compacta para escribir los números muy grandes o muy pequeños.

Se utiliza un formato exponencial para escribir números bien grandes o pequeños. El

número se expresa en dos partes: un número decimal entre 1 y 10 y una potencia de

10.

Tabla 6. Ejemplos de notación científica

Número ... en notación científica

12 1.2 X 101

0.12 1.2 X 10-1

120,000,000 1.2 X 108

0.000000012 1.2 X 10-8

Incertidumbre en las medidas

Cuando se determina una medida con un instrumento, el resultado se expresa con

un valor numérico junto a una unidad que corresponde al estándar de la magnitud que

estamos usando. Los números que se obtienen en la medida nunca son valores

exactos. Siempre tienen algún grado de incertidumbre debido a las limitaciones debido

al instrumento de medición y a la habilidad del científico que está llevando a cabo el

proceso. Se ha visto que para efectuar cualquier medición es preciso hacer una

estimación, y por lo tanto, hay cierto grado de incertidumbre en ella. El grado de

certidumbre que tiene una medida se desprende del número de cifras significativas que

se registren en la determinación.

Cifras significativas

• Es el total de dígitos en una medida: la cantidad de dígitos verdaderos que tiene una medidas más el primer dígito incierto.

• Los resultados de los cálculos deben expresarse utilizando la medida con menos cifras significativas.

29


• Se usan reglas para determinar el número de cifras significativas después que

se hacen medidas.

Reglas para determinar la cantidad de cifras significativas

• Todos los dígitos que no son cero son cifras significativas (cs).

• Los ceros pueden ser o no significados:

En el medio de un número son significativos. [2004 (4 cs), 1.03 (3 cs)]

Al principio de un número no son significativos. [0.385 (3cs),0.0385 (3cs) ]

Al final de un número y luego del punto decimal son significativos.

[6.50 (3cs) ]

Al final de un número y antes del punto decimal pueden ser o no ser significativos. La cantidad de cifras significativas va a depender del número de la incertidumbre de la medida.

Ejemplo: [ 4000 ± 10 ( 3 cs), 4000 ± 1 (4 cs) ]

Reglas para determinar el número de cifras significativas en un resultado de una

operación matemática

Con las medidas que se determinan se llevan a cabo cálculos matemáticos. El

resultado de esas operaciones no puede tener más cifras significativas que las

medidas originales. Las siguientes reglas deben llevarse a cabo:

• Durante la división o la multiplicación, la contestación no puede tener más cifras significativas que los números originales.

• Durante la suma y resta, la contestación no puede tener más dígitos a la derecha del punto decimal que cualquier número original.

Redondeo de Números

Si el primer dígito removido es menos de 5, dejar igual (“round down”).

Si el primer dígito removido es mayor de 5 aumentar uno (“round up”).

Si el primer dígito removido es 5 y el número siguiente no es cero aumentar uno

(“round up”).

Si el primer dígito removido es 5 y los siguientes números son cero dejar igual

(“round down”).

30


Exactitud y Precisión

Exactitud – cuan cerca del valor verdadero se encuentran las medidas.

Precisión – cuan cerca de un valor independiente concuerdan las unas a otras.

Errores

Las medidas experimentales están sujetas a error. La confiabilidad de los resultados

dependerá principalmente del instrumento que se utilice y las destrezas que tenga el

científico que lleve a cabo las medidas. Los tipos de errores se pueden clasificar como

Determinados o sistemáticos – errores que tienen causa definida y es posible

corregirlos: equipo o instrumento mal calibrado, medida mal hecha, cálculo incorrecto, anotación incorrecta de la medida.

Indeterminados o al azar – errores que no se pueden determinar, se desconoce su causa y están fuera del control del científico: impurezas de los reactivos

utilizados, defectos en el equipo o instrumento que no se puedan corregir, limitaciones a la hora de tomar la medida.

Las formas más comunes para expresar el error son

Error absoluto – valor absoluto de la diferencia entre el valor verdadero (‘Real Value”) y valor experimental o realizado (“Experimental Value o Actual Value”)

Error Absoluto = / valor verdadero – valor experimental /

Porciento de error o error relativo - razón del error absoluto y el valor verdadero

% error ó error relativo = (error absoluto / valor verdadero) X 100

Medidas de tendencia central

Propósito de las medidas de tendencia central:

Mostrar en qué lugar se ubica una medida de un grupo de medidas.

Comparar o interpretar cualquier medida en relación con el valor verdadero.

Comparar una medida obtenida por una misma persona en dos diferentes

ocasiones.

Comparar los resultados obtenidos por dos o más grupos.

31


Las medidas de tendencia central más comunes son:

Media aritmética – comúnmente se conoce como media o promedio

Mediana – medida que se ubica en el centro de un distribución

Moda – es la medida que tiene la mayor frecuencia en una distribución

¿Cómo se calculan estos valores? ¿Qué ventajas tienen unos sobre los otros?

Media aritmética (promedio aritmético)

Cuando nos referimos al "promedio" de algo, estamos hablando de la media

aritmética. Para encontrar la media aritmética, sumamos los valores y el resultado lo dividimos entre el número de observaciones.

Ventajas y desventajas de la media aritmética (promedio aritmético)

La media aritmética o promedio aritmético, en su carácter de un solo número que representa a un conjunto de datos completo, tiene importantes ventajas:

Se trata de un concepto familiar para la mayoría de las personas y es

intuitivamente claro.

Es una forma de resumir la información de una distribución

Cada conjunto de datos tiene una media, es una medida que puede calcularse y es única debido a que cada conjunto de datos posee una y sólo una media o promedio.

Es útil para llevar a cabo procedimientos estadísticos como la comparación de medias de varios conjuntos de datos.

Desventajas de la media aritmética (promedio aritmético)

Puede verse afectada por valores extremos que no son representativos del resto de los datos.

Resulta tedioso calcular la media debido a que utilizamos cada uno de los datos de nuestro cálculo.

La mediana

La mediana es un solo valor calculado a partir del conjunto de datos que mide la observación central de éstos. Esta sola observación es la más central o la que está

más en medio en el conjunto de números. La mitad de los elementos están por encima

de este punto y la otra mitad está por debajo.

Para hallar la mediana de un conjunto de datos, primero hay que organizarlos en orden descendente o ascendente. Si el conjunto de datos contiene un número impar de

32


elementos, el del medio en el arreglo es la mediana. Si hay un número par de

observaciones, la mediana es el promedio de los dos elementos del medio.

Ventajas y desventajas de la mediana

Los valores extremos no afectan a la mediana tan intensamente como al promedio. La mediana es fácil de entender y se puede calcular a partir de cualquier tipo de datos.

Podemos encontrar la mediana incluso cuando nuestros datos son descripciones cualitativas, en lugar de números.

La moda

La moda es una medida de tendencia central diferente de la media, pero un tanto parecida a la mediana, pues en realidad no se calcula mediante algún proceso aritmético ordinario. La moda es aquel valor que más se repite en el conjunto de datos.

En ocasiones, el azar hace que un solo elemento no representativo se repita lo

suficiente para ser el valor más frecuente del conjunto de datos. Es por esta razón que rara vez utilizamos la moda de un conjunto de datos no agrupados como medida de tendencia central.

Ventajas y desventajas de la moda

La moda, al igual que la mediana, se puede utilizar como una posición central para datos tanto cualitativos como cuantitativos. También, al igual que la mediana, la moda

no se ve mayormente afectada por los valores extremos. Incluso si los valores extremos son muy altos o muy bajos, nosotros escogemos el valor más frecuente del conjunto de datos como el valor modal. Podemos utilizar la moda sin importar qué tan grandes o qué tan pequeños sean los valores del conjunto de datos, e

independientemente de cuál sea su dispersión.

Procedimiento

Parte 1. Análisis de los resultados en el ejercicio de laboratorio #2 - ¿Qué equipo

volumétrico es el más exacto?

1. Dibuja tablas en la libreta para resumir los datos y resultados. 2. En dicha tabla recoge todos los valores de los resultados de los volúmenes

experimentales determinados en el ejercicio de laboratorio #2 de todos los

grupos que hicieron el ejercicio. 3. Determina si los valores están expresados con el número correcto de cifras

significativas.

4. Determina el promedio aritmético, la mediana y la moda para los volúmenes experimentales con cada uno de los instrumentos. Utiliza los resultados de tus compañeros.

33


5. Contesta las siguientes preguntas después que termines todas las partes.

¿Cómo comparan el promedio, la mediana, la moda con los valores experimentales y el valor verdadero? ¿Se podría considerar que existen valores extremos en algunas de las

determinaciones? ¿El número de cifras significativas está expresado correctamente en cada uno de los casos?

Parte 2. Lectura de escalas y construcción de estándares

En esta parte leerás diferentes escalas de medición en termómetros, balanzas, buretas,

probetas, vasos y reglas calibradas en metros. Escribirás el número de cifras

significativas que tienen e identificarás los dígitos ciertos e inciertos. Además, te

relacionarás con el estándar de longitud y sus submúltiplos. Construirás estándares de

volumen y establecerás su relación.

Temperatura

1. Lee la temperatura de un líquido. 2. Dibuja la escala del termómetro entre las dos unidades que se encuentra la

lectura. 3. Escribe la temperatura y determina el número de cifras significativas de la

lectura.

4. Señala los valores ciertos en las medidas y los valores inciertos en la medida.

Masa

1. Pesa el objeto que te proveerá tu profesor del laboratorio en una balanza. 2. Observa la pantalla donde se registra el valor de la masa del objeto.

3. Espera unos minutos y comenta que le sucede a la escala. ¿Cambia algún dígito de la medida? ¿Si hay algún cambio especifica cuál? Explica tus observaciones.

4. Escribe el número de cifras significativas en cada una de las medidas.

5. Señala los valores ciertos en las medidas y los valores inciertos en cada una de las medidas.

Longitud

1. Corta tiras de papel de 3 cm de ancho y une las puntas hasta completar un metro de largo. Utiliza el metro para llevar a cabo la medición.

2. Divide y corta la tira de papel de 1 m de largo en 10 partes iguales.

3. Escoge uno de estos pedazos y rotúlalo como pedazo #1. 4. Con relación al metro original, ¿qué parte corresponde el pedazo #1(una décima

parte, una centésima parte, una milésima parte)? ¿Cómo le llamarías a cada

parte? Mira la regla y determina cuántas partes de esa nueva unidad tiene el metro.

34


5. Divide el pedazo #1 en diez partes iguales.

6. Escoge un pedazo de la nueva división y rotúlalo como pedazo #2. 7. Con relación al metro original, ¿qué parte corresponde el pedazo #2? ¿Cómo se

llamaría la nueva unidad? Mira la regla y determina cuántos pedazos #2 tiene el

metro. 8. Divide el pedazo #2 en diez partes iguales. 9. Escoge un pedazo de la nueva división y rotúlalo como pedazo #3.

10. Con relación al metro original, ¿qué parte corresponde el pedazo #3? ¿Cómo se llamaría la nueva unidad? Mira la regla y determina cuántos pedazos #3 tiene el metro.

11. Si tuvieras la instrumentación necesaria para dividir el metro en 109 pedazos. ¿Cómo se llamaría cada pedazo del metro?

Volumen

1. Corta 5 cuadrados de 1 dm de largo por 1 dm de ancho.

2. Divide cada lado en 10 partes iguales y dibuja los cuadrados pequeños que se dibujan en el cuadrado.

3. ¿Cuál es el área de los cuadrados grandes y de los cuadrados pequeños?

4. Une los cuadrados con cinta adhesiva de manera que construyas un cubo sin tapa.

5. ¿Cuál sería el volumen del cubo que construiste?

6. ¿Cuántos cubitos pequeños habrán en el cubo grande? 7. ¿Cómo se llamará cada cubito? 8. Llena una probeta de un litro y decanta su contenido en el cubo que construiste.

Escribe tus observaciones. 9. Estudia varias probetas del laboratorio. 10. ¿Qué diferencias tienen las escalas de las diferentes probetas?

Parte 3. Ejercicios de práctica

1. Lleva a cabo los ejercicios de práctica que se encuentran al final del ejercicio.. 2. Discute tus resultados con tus compañeros bajo la supervisión del instructor o

profesor de laboratorio.

3. Escribe los ejercicios en tu libreta después de escribir todas las tablas de los resultados.

35


Parte 3. Ejercicios de práctica

Conversión de escalas de Temperatura

25 °C = _______ K

83 °F = _______°C

133 K = _______oC

23 °C = _______°F

Haga las siguientes conversiones

383.4 mg = ______ g

234.5 mL = ______ L

0.38 L = _______ mL

0.38 Kg = ______g

0.0038 Kg = _______ mg

Escriba en notación científica

0.0000308

23401.45

200.01

4000659.0087

12356500

123000000

Exprese las cantidades anteriores en notación científicas con tres cifras significativas

36


Escriba el número de cifras significativas

2003.1

0.309

4000 ± 1000

6.503

4000 ± 1

6.503

50 ± 1

402

0.000543

345.46

4000 ± 10

Redondee a tres cifras significativas

2003.1

0.309

4000

6.503

6.503

53

402

0.000543

345.46

4000 ± 10

37


Discusión de los resultados

Contesta todas las preguntas que estén sin contestar y determina si se completaron

todos los objetivos del ejercicio de laboratorio.

Conclusiones








38


Ejercicio de laboratorio #4 - ¿Qué sustancia tengo?

Introducción

El propósito de este ejercicio de laboratorio es iidentificar un líquido y un sólido por algunas de las siguientes propiedades físicas: color, estado físico, densidad, punto de

ebullición, punto de fusión, solubilidad.

Toda la materia que se encuentra en nuestro alrededor puede distinguirse una de la otra por sus propiedades. Estas propiedades pueden clasificarse como físicas o químicas.

propiedad química es una característica que describe la reactividad o cómo reacciona el material estudiado, es decir, cómo se transforma en otras sustancias.

propiedad física es una característica que puede medirse sin cambiar la composición del material estudiado. Algunos ejemplos de propiedades físicas son color, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad, tensión

superficial y viscosidad. Si un material sufre un cambio en las propiedades físicas, éste se clasifica como cambio físico. El material puede parecer diferente, pero la naturaleza química del

mismo no se afecta o varía. Los cambios de estado son ejemplos de cambios físicos. En este ejercicio estudiaremos las propiedades físicas de un desconocido. Por lo tanto, lo único que veremos serán cambios físicos.

Tabla 1. Términos relacionados con cambios de estado

Término Descripción

Punto de fusión

o congelación

Temperatura a la cual el sólido se convierte en líquido

Punto de ebullición

Temperatura a la cual el líquido se convierte en vapor

Evaporación

Ocurre cuando las moléculas de más energía en un líquido

escapan de la superficie del mismo para formar vapor en el

espacio que rodea la superficie del mismo.

Condensación Paso de las moléculas del estado gaseoso al estado líquido.

Sublimación Conversión directa de sólido a gas sin pasar por el estado

líquido.

Deposición Conversión de gas a sólido sin pasar por el estado líquido.

39


La solubilidad de un compuesto es la cantidad de soluto que se disuelve en una

cantidad dada de disolvente a una temperatura. El soluto es la sustancia que se disuelve, el disolvente es la sustancia en la se disuelve el soluto. Una sustancia o mezcla homogénea de soluto y disolvente puede entrar dentro de las siguientes

descripciones:

Saturada – es la cantidad del soluto es la máxima que puede disolverse en ese volumen de disolvente

Concentrada - cantidad de soluto es alta para el volumen de disolvente que se

está utilizando

Diluida - cantidad de soluto es mucho menor que la cantidad de disolvente que se está utilizando

Procedimiento

El grupo se dividirá en grupos de cuatro estudiantes. A cada grupo se le asignará un desconocido sólido y uno líquido. Cada grupo de cuatro se dividirá en dos parejas. Cada pareja tomará un desconocido y lo identificará por tres propiedades físicas:

solubilidad en tres disolventes (agua, acetona, alcohol), punto de fusión o ebullición y densidad.

1. Mira el desconocido que te asignaron y escribe la apariencia del mismo.

2. Lleva a cabo las siguientes pruebas.

Prueba de solubilidad

o Añade 2 mL de agua, etanol y acetona a tres tubos de ensayo respectivamente.

o Añade tu desconocido a cada uno de los tubos de ensayo.

si su desconocido es sólido añada una pizca. si su desconocido es liquido añada 20 gotas.

Densidad del desconocido

o Desconocido sólido

pesa 2 g del desconocido echa 10 mL del disolvente donde se determinó que el sólido es

insoluble.

Añade el sólido en el líquido de la probeta Determina el volumen que desplaza el sólido

o Desconocido líquido

Pesa 10 mL del desconocido medidos con una pipeta.

40


Punto de fusión del sólido

o Utiliza un Melt-Temp y el termómetro para determinar el punto de fusión

del desconocido. o Las instrucciones sobre el uso del instrumento serán dadas en el

laboratorio.


o Coloca 10 mL del desconocido en el equipo provisto (seguir instrucciones del instructor).

o Calienta cuidadosamente en baño de Maria.

o Mide la temperatura del líquido hasta que éste se comience a evaporar. (Sigue cuidadosamente las instrucciones que se le proveerán en el laboratorio).

Datos

Debes escribir todos los datos en la libreta de laboratorio. Cada estudiante debe tener

los datos de los dos desconocidos de su grupo.

Apariencia física del desconocido

# desconocido _______

Desconocido Descripción general

Sólido

Líquido

41


Propiedades físicas

Solubilidad Punto de

fusión


Densidad

Agua Etanol Acetona

Líquido

# desc.

_____

Sólido

# desc.

____

Cálculos

(Muestra los cálculos)

Análisis de resultados

(A base de los resultados obtenidos, determina el desconocido que se asignó utilizando

la tabla provista por el profesor o instructor de laboratorio)

Conclusiones








Presentación

Cada grupo presentará de los resultados a sus compañeros.

42


Ejercicio de laboratorio #5 - ¿Cuál es la fórmula de un hidrato?

Teoría relacionada

Hidrato es un compuesto que tiene moléculas de agua en su estructura. El número

de moléculas de agua varía en los diferentes hidratos.

Ejemplos:

O10HCONa

O2HNaBr

O5HCuSO

O7HNiSO

232

2

24

24

Cuando un hidrato se calienta, el agua asociada al mismo se pierde.

OH X BaCl OH XBaCl 22

Δ

22

La cantidad de agua que se pierde es la diferencia entre el peso del hidrato y la sal anhidra (los pesos del cloruro de bario antes y después de calentarse). Los cálculos para determinar el valor de X se describen a continuación.

2

2

2

222

2

222

BaCl moles número

OH moles número X deValor

) OHmolar masa

OH 1mol pierde)( se que OH (peso OH moles Número

)BaClmolar masa

calentado de despuésBaCl 1mol (calentado) de despuésBaCl (peso BaCl moles de Número

43


Procedimiento

(Recuerda recoger los valores de las medidas en la tabla de los resultados y anotar las

observaciones que tengas a lo largo del experimento que puedan alterar los resultados finales.)

1. Identificar todo el equipo necesario para el experimento: crisol con tapa,

triángulo, aro de hierro, soporte de hierro, mechero, tenazas. El instructor o profesor de laboratorio como montarás el equipo de laboratorio.

2. Obtener un crisol con tapa limpia y seca.

3. Pesar el crisol + tapa en una balanza.

4. Añadir ~ 3.00 gramos de OH XBaCl 22 previamente pesados en un plato de

pesada.

5. Pesar el crisol + tapa + muestra.

6. Poner el crisol con la tapa parcialmente abierta a calentar por 15 minutos.

Seguir las instrucciones del instructor o instructora.

7. Bajar el crisol del triángulo del calor y esperar que llegue a temperatura

ambiente, alrededor de 10 minutos.

8. Pesar el crisol con tapa.

9. Para estar seguro que toda el agua se escapó, ponga el crisol en el triángulo

y caliente por otros 5 minutos.

10. Dejar que el crisol se enfrié ~10 minutos.

11. Pesar el crisol. El peso no debe variar.

12. Calcular el valor de X para OH XBaCl 22 .

13. Solicitar el valor verdadero para X al instructor o instructora del curso y

determine el porciento de error de la determinación.

44


Datos y resultados

Masa crisol vacío (incluir tapa)

(peso tapa sola)

Masa de crisol + muestra

(antes del calentamiento)


(después del primer calentamiento)


(después del segundo calentamiento)

Masa del hidrato

Masa de agua

Masa de BaCl2 anhidro

Moles de BaCl2

Moles de agua

Valor de X

% de error

Cálculos:

45


Todo valor experimental tiene un error. El error en una medida o determinación puede

deberse a una serie de factores. El error puede reportarse en términos del porciento error. El porciento de error puede expresarse como

100/exp/

% X

verdaderovalor

erimentalvalorverdaderovalorerror

Preguntas

1. ¿Qué es un hidrato?

2. Escriba dos ejemplos de hidratos.

3. ¿Qué hidrato se usó en el experimento?

4. ¿Cómo usted determine la cantidad de agua en hidrato?

5. Demuestre el cálculo para determinar el número de moles de agua perdidos.

6. Demuestre el cálculo para determinar el número de moles de sal anhidra.

7. Demuestre el cálculo para determinar el valor de X en OH XBaCl 22 .

8. Determine el porciento de error de la determinación.

9. Demuestra cómo obtuviste cada uno de los valores en la determinación de la

fórmula empírica del óxido de magnesio.

10. ¿Se cumplió con el propósito del ejercicio? Conclusiones


ejercicio de laboratorio? ¿Se cumplió el propósito del ejercicio de laboratorio?


laboratorio?





46


Ejercicio de laboratorio #6 - ¿Dónde ocurre precipitación?

Teoría relacionada

La solubilidad de un compuesto es la cantidad máxima de ese compuesto que se

disuelve en un disolvente a una temperatura fija. En este experimento se trabajará en

los aspectos cualitativos de la solubilidad. Se usarán los términos soluble e insoluble

para describir la solubilidad de los compuestos.

Existen dos formas para determinar la solubilidad de un compuesto de manera

cualitativa. En primer lugar se puede tomar el compuesto de una botella, colocarlo en

una cantidad de disolvente y observar su solubilidad. En segundo lugar, se puede

sintetizar el compuesto por medio de una reacción química. Si el compuesto se

precipita, se entiende que no es soluble (insoluble) en el líquido. Si no se forma un

sólido, tiene que ser soluble. Se utilizará el segundo método en este experimento.

Para predecir si una reacción de precipitación ocurre cuando se mezclan soluciones

acuosas de dos soluciones, tendrías que conocer la solubilidad de cada producto

potencial. Si una sustancia tiene una solubilidad baja en agua, se precipita de la

solución acuosa. Si la sustancia que se forma es bien soluble en agua, entonces no se

formará precipitado.

La solubilidad es un aspecto complejo, y no siempre es posible hacer predicciones

correctas. En adición, las solubilidades dependen de las concentraciones de los iones

de los reactivos y las palabras “soluble” e “insoluble” son imprecisas.

Las siguientes reglas de solubilidad se utilizan para predecir si un compuesto soluble

en solución acuosa. Compara estas reglas con las establecidas en el cápitulo 4 del

texto. Si hay alguna diferencia, la regla que prevalecerá será la de tu libro de texto.

Sales que son siempre solubles:

• Todas las sales de metales alcalinos: Cs+, Rb+, K+, Na+, Li+

• Todas las sales de amonio (NH4+)

• Todas las sales que contengan los iones NO3–, ClO3

–, ClO4–, C2H3O2

–, y HCO3

–

Sales que son solubles con las siguientes excepciones:

• sales que contienen iones de Cl–, Br–, I– excepto Ag+, Pb2+, & Hg2

2+ • sales que contienen el ión SO4

2– excepto con Pb2+, Hg22+, & Ba2+

47


En este experimento tendrás la oportunidad de mezclar diferentes soluciones. En

algunas se formará precipitado y en otras no. De esta forma tendrás la oportunidad de

comparar tus resultados con las reglas de solubilidad.

Procedimiento

1. Este laboratorio requiere el uso de guantes además del equipo básico de

seguridad. Consulta con el profesor del curso las medidas de seguridad correspondientes a este laboratorio y la disposición de los desperdicios.

2. Antes de comenzar el laboratorio, escribe la siguiente tabla en la parte de datos.

KNO3 Ca(NO3)2 NH4NO3 AgNO3 BaCl2 CuSO4 MgNO3 Fe(NO3)3

NaCl

CH3CO2Na

Na2SO4

Na2CO3

NaOH

3. Prepara 5 tubos de ensayo pequeños con 2 mL de los siguientes compuestos: NaCl, CH3CO2Na, Na2SO4, Na2CO3 , NaOH

4. Echa a cada tubo gotas del compuesto que te fue asignado, hasta un máximo de

2 mL.

5. Determina si se forma sólido en cada una de las cinco reacciones y escribe tus

resultados en la columna correspondiente en la tabla de datos. Recoge los

resultados de los demás compañeros.

6. Escribe la ecuación molecular y la ecuación iónica neta de la reacción en cada

tubo de ensayo.

7. Discute los resultados con el profesor o profesora de laboratorio. Cada

estudiante es responsable de todas las reacciones.

48


Preguntas

1. Escribe el nombre de cada una de las fórmulas de los compuestos utilizados en

el experimento.

2. Escribir la ecuación molecular y la ecuación iónica neta en aquellos casos donde

se formaron sólidos.

3. ¿Cómo comparan las reglas de solubilidad discutidas en la conferencias con los

resultados de este ejercicio? Si ocurre alguna diferencia, explica el porqué de

esa variación.

Conclusiones




¿Cómo comparán las reglas de solubilidad discutidas en el laboratorio con las

discutidas en la conferencia?





49


Ejercicio de laboratorio #7 - ¿Cuál es el calor específico de un metal?

Teoría relacionada

La termoquímica estudia los cambios en energía calorífica, o calor, que acompañan

los procesos físicos y químicos. La calorimetría mide los cambios en calor (q) utilizando

un calorímetro.

Hay dos tipos de calorímetros:

1. Calorímetro de bomba: mide el cambio en calor a volumen constante, tal que q =∆E.

2. Calorímetro a presión constante: mide el cambio en calor a presión constante tal que q = ∆H. Cuando en el laboratorio se llevan a cabo reacciones en envases

abiertos, la presión es igual a la atmosférica y se asume que es constante. Por lo

tanto, al tomar medidas de calor en envases abiertos, en realidad se mide entalpía.

El calorímetro es un aparato que impide el intercambio de calor entre el ambiente y

el sistema estudiado. Es de suma importancia definir el sistema y sus alrededores. Los

calorímetros pueden ser bien refinados o simplemente como en nuestro caso, un vaso

de espuma de poliestireno (“styrofoam”). A pesar de todo, los resultados que se

obtienen que con nuestro calorímetro son bastante exactos y reproducibles.

Capacidad calórica y sus variaciones

La capacidad calórica es la cantidad de calor que se requiere para aumentar la

temperatura de un objeto o sustancia de una masa dada. Las unidades de capacidad

calórica (C) son J / °C. Esta medida se confunde muchas veces con el calor específico

de una sustancia.

Calor específico, c.e.: La cantidad de calor que se requiere para aumentar la

temperatura de 1.00 g de una sustancia, 1.00°C. Por ejemplo, el calor específico de

agua es 1.00 cal/g°C ó 4.8 J/g°C. El agua tiene un valor relativamente alto que al

compararlo con el mismo valor para otras sustancias, para éstas últimas los calores

específicos resultan bien bajos.

La tabla 1 muestra una serie de valores de calores específicos para algunas

sustancias.

50


Tabla 1. Calores específicos para algunas sustancias

Sustancia Calor específico, J / g°C

Plomo 0.129

Zinc 0.377

Cobre 0.385

Hierro 0.451

Carbono (grafito) 0.720

Etanol 2.46

Agua 4.18

Calor molar: La cantidad de calor que se requiere para aumentar la temperatura de

1.00 mol de una sustancia, 1.00°C.

Temperatura y cambio en temperatura: La temperatura es una medida de la intensidad

de la energía termal en un cuerpo. Como el calor (q) es la transferencia de energía de

un cuerpo a otro debido a una diferencia en temperatura entre estos, la medida de

cambios de temperatura es fundamental dentro de la técnica calorimétrica. Cuando un

cuerpo A, con TA es puesto en contacto con un cuerpo B a TB, se transferirá calor del

cuerpo con temperatura más alta al cuerpo con temperatura más baja, q liberado por

un cuerpo = q absorbido por el otro cuerpo. Después de un tiempo, se llegará a la

condición de equilibrio termal, cuando ambos cuerpos tendrán la misma temperatura,

Tequilibrio. Donde Tequilibrio estará entre TA y TB.

q liberado = q absorbido Ecuación (1)

Las escalas de temperatura de más uso a nivel científico son el centígrado (°C) o

Celsius, y la escala absoluta (K) o Kelvin. La conversión entre °C y K es K = oC + 273.

El tamaño de una unidad de temperatura en la escala Celsius corresponde a una

unidad de temperatura en la escala Kelvin. Por lo tanto, un cambio de 1 grado de

temperatura en la escala Kelvin será igual a un cambio de 1 grado en la escala Celsius:

∆T (OC) = ∆T (K).

51


El calor (qrxn) liberado o absorbido en un proceso se puede expresar en términos del

cambio en temperatura y la capacidad calórica:

q liberado o absorbido en proceso = (Capacidad calórica) x ∆T

A su vez, la capacidad calórica se puede expresar en términos del calor específico y

la cantidad de masa de la sustancia en cuestión. Esto es,

Capacidad calórica = masa de la sustancia x calor específico

Si se representa capacidad calórica por C, masa por m y calor específico por c,

tenemos que

C = m x c

Por lo tanto, el calor liberado o absorbido en un proceso puede representarse de las

siguientes formas

q liberado o absorbido = C x ∆T ó q liberado o absorbido = m x c x ∆T

El propósito de este experimento es determinar el calor específico de un metal,cmetal.

Este valor es una propiedad física del metal y su valor se puede conseguir en una tabla

como la tabla 1 antes mencionada. En el momento de llevar a cabo el experimento se

desconoce el metal asignado.

El experimento consistirá en tener una cantidad de agua fría (temperatura ambiente)

en el calorímetro y echar una cantidad del metal previamente calentado ( ~ 100°C). Se

determinará el cambio en temperatura para que la mezcla llegue a equilibrio térmico.

Al estar en contacto los dos cuerpos con temperaturas diferentes, va a ocurrir un

cambio en temperatura para que tanto el sistema como sus alrededores lleguen a

equilibrio térmico. El metal se define como el sistema y el calorímetro con el agua

serían los alrededores.

Así que q liberado por el metal = q absorbido por el calorímetro

q absorbido por el calorímetro = [C cal x ∆T agua fría]

q liberado por el metal = m metal x c metal x ∆T metal

Por lo tanto, si q liberado por el metal = q absorbido por el calorímetro

entonces m metal x c metal x ∆T metal = [C cal x ∆T agua fría]

52


Como desconocemos la capacidad calórica del calorímetro, antes de determinar el

calor específico del metal, tendríamos que determinarla. Nuestro experimento

consistirá en dos partes.

En la primera parte del experimento se determinará la capacidad calórica del

calorímetro. El experimento consistirá en tener una cantidad de agua fría (temperatura

ambiente) en el calorímetro y echar una cantidad de agua caliente (~ 60°C). Se

determinará el cambio en temperatura para que la mezcla llegue a equilibrio térmico.

q liberado por el agua caliente = q absorbido por el calorímetro

q liberado por el agua caliente = m agua caliente x c agua x ∆T agua caliente

q absorbido por el calorímetro = [C cal x ∆T agua fría]

[C cal x ∆T agua fría] = m agua caliente x c agua x ∆T agua caliente

En la segunda parte del experimento se determinará el calor específico de un metal,

como indicamos en la página anterior.

53


Procedimiento

Determinación de la capacidad calórica del calorímetro

1. Preparar dos calorímetros utilizando un vaso de espuma de poliestireno (“styrofoam”), según lo demuestre el (la) profesor(a) o el (la) técnico(a) de laboratorio. Utilice el mismo termómetro para ambos calorímetros.

2. Colocar 50.0 ml de agua a temperatura ambiente en el calorímetro No. 1. Al calorímetro No. 2 añadir 50.0 ml de agua que haya sido calentada hasta 60°C aproximadamente.

3. Como el calorímetro tarda por lo menos un minuto en alcanzar la temperatura de la mezcla que contiene, medir la temperatura en cada calorímetro a intervalos de 30 seg. Hasta obtener tres lecturas corridas iguales (aproximadamente de dos a

tres minutos). (UTILIZAR ESTE PROCEDIMIENTO CADA VEZ QUE SE TENGA QUE LEER LA TEMPERATURA DE UN LIQUIDO CONTENIDO EN EL CALORIMETRO).

4. Anotar estas temperaturas como la temperatura inicial del agua fría y agua caliente e inmediatamente transfiera lo más rápido que pueda y lo más completamente posible el agua caliente al calorímetro No. 1. Tapar el

calorímetro y agitar suavemente al mezclar. Anotar la temperatura de la mezcla cuando ésta llegue a equilibrio termal.

5. Determinar la capacidad calórica del calorímetro

Determinación del calor específico de un metal

1. Poner a calentar agua en vaso siguiendo las indicaciones del instructor. 2. Secar el calorímetro calibrado.

3. Pesar un tubo de ensayo limpio y seco en la balanza ± 0.01 g. Anotar esa medida.

4. Solicitar una muestra del metal al cual se le va a determinar el calor específico.

El instructor debe informar la cantidad de la muestra. 5. Introducir la cantidad que el instructor indicó. 6. Pesar el tubo de ensayo con la muestra. Anotar la medida.

7. Colocar el tubo con la muestra en el vaso con agua hirviendo. Toda la muestra debe estar bajo el nivel de agua y el tubo de ensayo no debe tocar el fondo del vaso. Mantener el tubo por lo menos 10 minutos dentro del agua para asegura

que la muestra adquiere la temperatura del agua. 8. Medir la temperatura del agua hirviendo. 9. Mientras calienta la muestra, echar en el calorímetro calibrado 50.0 mL de agua.

Anotar la temperatura del agua en el calorímetro. 10. Al terminar de calentar el metal, transferir el metal al vaso con mucho cuidado y

tapar el vaso.

11. Medir la temperatura a la que llegue a equilibrio termal (obtener tres lecturas corridas iguales). Anotar la temperatura de la mezcla.

54


12. Calcular el calor específico del metal. Para el cálculo debe suponer que el calor

perdido por el metal fue ganado por el agua y el calorímetro.

Datos y cálculos

Densidad de agua = 1.00 g/mL

50.0 mL agua = 50.0 g agua)

Cagua = 4.18 J / g°C

Determinación capacidad calórica del calorímetro

(1) Temperatura 50.0 mL agua caliente, °C

(2) Temperatura 50.0 mL agua fría, °C

(3) Temperatura de la mezcla, °C

(equilibrio termal)

(4) ∆T agua fría, °C

Cálculos:

(5) ∆T agua caliente, °C

Cálculos:

(6) Capacidad calórica del calorímetro

Cálculos:

55


Determinación calor específico del metal

(1) Masa tubo de ensayo, g

(2) Masa tubo de ensayo + metal, g

(3) Masa metal, g

(4) Temperatura agua en calorímetro, °C

(5) Temperatura del metal, °C = (agua hirviendo)

(6) Temperatura de la mezcla

(7) ∆T agua en calorímetro

Cálculo:

(8) ∆T metal

Cálculo:

(9) Calor específico del metal

Cálculo:

Por ciento error en la determinación =

56


Práctica

Calcule la cantidad de calor asociada a la combustión de 2.945 g de C6H12O6, si al

ocurrir la reacción en un calorímetro se observa que la temperatura sube de 25.4oC a 28.2oC. La capacidad calórica del calorímetro era 9.43 kJ/ oC y contenía 0.750 L de agua.

Conclusiones

¿Qué puedes concluir de los resultados obtenidos y su relación con el propós ito del




laboratorio?





57


Ejercicio de laboratorio #8 - ¿Cuál es la concentración de una solución de

hidróxido de sodio?

Teoría relacionada

Un análisis cuantitativo determina la cantidad de una sustancia particular en una

muestra. A menudo esta determinación se lleva a cabo por medio de una titulación. En

una titulación se compara el número de moles de una solución de concentración

desconocida con los moles conocidos de una solución estándar o cualquier otra

sustancia (ej. Estándar primario) a base de una relación estequiométrica. La solución

de concentración conocida se le conoce como solución estándar. Esta solución

estándar se valora con un estándar primario.

En este ejercicio de laboratorio se valorará una solución estándar de NaOH con el

uso de KHP como estándar primario. A continuación se definen una serie de términos

relacionados con el proceso de titulación que se usarán en la explicación posterior.

1. titulación - procedimiento donde se determina la concentración de una

solución a partir de otra solución de concentración conocida. En este proceso se compara el número de moles una solución de concentración desconocida con los moles de una solución conocida a base de una relación estequiométrica

en la reacción química que se está llevando a cabo.

2. solución valorada – solución que se conoce su concentración.

3. solución estándar – solución que se le conoce su concentración, es una

solución valorada

4. estándar primario – por lo general es un sólido, donde se determina una

masa, se disuelve en agua y reacciona con la solución que se quiere valorar

5. valoración de una solución – solución a la que se le determina su

concentración a través de un análisis volumétrico (titulación)

6. indicador – solución cuyo ingrediente principal tiene la capacidad de cambiar

de color. En una titulación, el indicador se utiliza para reconocer el punto final

de la titulación. Ejemplo: fenolftaleína es incolora en solución ácida y púrpura (rosa fuerte) en solución básica.

7. Punto de equivalencia – es el momento en la titulación donde el agente

titulante y la solución titulada tienen la misma razón estequiométrica que se

establece en la reacción de la titulación. Para efectos de este experimento, la

reacción de la titulación es la siguiente.

58


8. punto final de la titulación – momento en la titulación donde toda la solución

titulada a reaccionado completamente con el agente titulante y hay una gota de exceso de agente titulante para que surja el cambio en color del indicador. Para efectos de este experimento, según se va echando agente titulante a la muestra

de vinagre, se va neutralizando el ácido acético. Cuando haya una gota en exceso de agente titulante, la mezcla de soluciones cambia de incoloro a rosado tenue. Si este color persiste por 30 segundos, la titulación llegó a su

punto final. Se trata que el punto final sea lo más cercano al punto de equivalencia.

9. titulación de prueba – titulación que se lleva a cabo para calcular

aproximadamente el valor del punto final de la titulación.

En este experimento se preparará y se valorará una solución estándar (NaOH) con

un estándar primario. En este caso se utilizará estándar primario conocido como talato

ácido de potasio. (KHP). Este compuesto es un ácido orgánico cuya fórmula es

KHC8H4O4. La P de la abreviatura representa al ión talato (C8H4O4-).La masa molar del

KHP es 204 g/mol. Para determinar la concentración molar del NaOH, se titulará la

muestra de KHP con la solución de hidróxido de sodio (NaOH). Si se conoce (1) el

volumen de NaOH que reacciona con una cantidad de KHP y (2) la relación

estequiométrica de la reacción, entonces se puede determinar la concentración molar

de la solución de NaOH.

La reacción que se lleva a cabo en la titulación es

)(2)()()( lacacac OHNaHPKHPNaOH

Por lo general, las reacciones químicas se llevan a cabo en solución. Las soluciones

son mezclas homogéneas. Las mezclas no tienen composición definida. Hay muchas

formas para determinar la concentración o la cantidad de soluto que está disuelto en

una solución. En este ejercicio se determinará la molaridad de NaOH.

V

mol M

solución de L

soluto de molesMolaridad

La reacción que se lleva a cabo en la titulación es

)(2)()()( lacacac OHNaHPKHPNaOH La razón estequiométrica es

1 mol NaOH ~ 1 mol KHP

En otras palabras, en el punto de equivalencia # mol NaOH = # mol KHP

KHP

KHPKHPNaOH

molecular Peso

pureza%gmol #

59


(M NaOH) (VNaOH) KHP

KHPKHP

molecular Peso

pureza%g

NaOHKHP

KHPKHPNaOH

Vmolecular Peso

pureza%gM

Procedimiento

1. Preparación de una solucción de NaOH a. El profesor o profesora te indicará el volumen y concentración de la solución

de NaOH que vas a preparar. Por ejemplo, 100.0 mL de una solución 0.100

M NaOH b. Lleva a cabo los cálculos necesarios para preparar la solución que se te

indique.

c. Escribe los pasos que llevarás a cabo en la preparación de la solución. d. Presenta tu trabajo a la profesora o al profesor. e. Cuando se te indique prepara la solución

2. Valoración de la solución de NaOH

a. Preparación de la muestras de estándar primario (KHP)

i. Pesa dos matraces cónicos de 125 mL que estén limpios y lavados con agua destilada.

ii. Añade aproximadamente 1.00 g de KHP en los matraces.

iii. Pesa de nuevo cada uno de los dos (2) matraces con la muestra. iv. Añade a cada uno de los dos (2) matraces una cantidad de agua

destilada y unas gotas de fenolftaleína. Mezcla para que se disuelva el

sólido. b. Titulación

i. El (la) profesor(a) deberá hacer una demostración sobre el proceso de

titulación. ii. Enjuaga la bureta limpia dos veces con pequeñas porciones de una

solución de NaOH.

iii. Llena la bureta con la solución de NaOH. iv. Titula de manera rápida (titulación de prueba) para determinar el valor del

punto final de la titulación (aparición de color rosado pálido que persista

por 30 segundos). v. Enjuaga las paredes de matraz cónico con pequeñas porciones de agua

destilada para que todo el NaOH reaccione con el KHP. Este lavado evita

que el NaOH que salpica, se quede sin reaccionar. Anota el volumen de NaOH descargado. Repetir el procedimiento anterior.

60


Datos y cálculos

Valoración de NaOH con KHP

Muestra #1 Muestra #2

Masa matraz cónico con KHP

Masa matraz cónico vacío

Masa solución KHP

% pureza KHP

Volumen final NaOH

Volumen inicial NaOH

Volumen NaOH descargado

Moles KHP que reaccionaron

Moles NaOH en la muestra

Molaridad NaOH =

Especifica los cálculos hechos para obtener los resultados.

Conclusiones





laboratorio?





61


Ejercicio de laboratorio #9 - ¿Cuánto ácido acético hay en el vinagre? Teoría relacionada

Un análisis cuantitativo determina la cantidad de una sustancia particular en una muestra. A menudo esta determinación se lleva a cabo por medio de una titulación. En

esta determinación se compara el número de moles una solución de concentración desconocida con los moles de una solución conocida a base de una relación estequiométrica en una reacción química.

En este experimento se determinará la cantidad de ácido acético (CH3CO2H) en una muestra de vinagre. Para determinar la concentración molar y el por ciento del ácido en la muestra se titulará la mezcla con una solución de hidróxido de sodio (NaOH) que

tiene concentración conocida. Las soluciones son mezclas homogéneas. Las mezclas no tienen composición definida. Hay muchas formas para informar la concentración o la cantidad de soluto que

está disuelto en una solución. Procedimiento

El(la) profesor(a) o técnico(a) del laboratorio deberá hacer una demostración

sobre el proceso de titulación.

Enjuagar la bureta limpia dos veces con pequeñas porciones de una solución valorada de NaOH.

Llenar la bureta con la solución valorada. La concentración de la solución tiene

que ser informada por el(la) profesor(a) o técnico(a) del laboratorio.

Pesar dos matraces cónicos de 125 mL que estén limpios y lavados con agua

destilada.

Añadir una porción alícuota de 10.00 mL (usar la pipeta) de la solución de CH3CO2H que se va a titular en cada uno de dos (2) matraces.

Pesar de nuevo cada uno de los dos (2) matraces con la muestra.

Anotar el valor exacto de volumen echado y los pesos de la solución.

Añadir a cada uno de los dos (2) matraces 15 mL de agua destilada y unas

gotas de fenolftaleína.

Titular una muestra con la solución valorada de hidróxido de sodio de manera

rápida (titulación de prueba) para determinar el valor del punto final de la titulación (aparición de color rosado pálido que persista por 30 segundos).

Enjuagar las paredes del matraz cónico con pequeñas porciones de agua

destilada para que todo el NaOH reaccione con el CH3CO2H. Este lavado evita que el NaOH que salpica, se quede sin reaccionar.

Anotar el volumen descargado.

Repetir el procedimiento anterior de manera que una gota de NaOH sea

suficiente para detectar la aparición del color rosado por treinta segundos

62


Datos y resultados

Volumen solución de vinagre

Masa matraz vacío

Masa matraz + muestra vinagre

Masa vinagre

Volumen inicial de NaOH

Volumen final de NaOH

Volumen descargado NaOH

Moles de NaOH que reaccionaron

Moles de CH3COOH

Molaridad de vinagre

%(m/m) CH3COOH

Cálculos

63


Preguntas

1. ¿Qué nombre general tiene la reacción del CH3CO2H y NaOH? 2. Un volumen de 10.00 mL de una solución de CH3CO2H diluída tiene una masa de 10.20 g. Para neutralizar la solución se requieren 15.00 mL de NaOH 0.500 M.

a. Escriba la ecuación balanceada para la reacción.

b. ¿Cuántos gramos de CH3CO2H hay en la solución? ¿Cuántos moles?

c. Calcule la molaridad de la solución y el %(m/m) CH3CO2H en la solución.

d. Determine la densidad de la solución. 3. Compare sus resultados con los obtenidos por sus compañeros con otras marcas de

vinagre.

4. ¿Cuál es el propósito de una titulación de prueba?

5. Explique por qué las paredes del matraz cónico deben lavarse con agua destilada

durante la titulación. ¿Cómo este lavado puede afectar los resultados finales de la

titulación?

6. ¿Qué reglas de seguridad deben observarse durante este experimento?

Conclusiones








64


Ejercicio de laboratorio #10 - ¿Qué propiedades tienen los gases?

Propósito

1. Enumerar y definir las variables que describen el comportamiento de los gases 2. Establecer las tres propiedades características de los gases

3. Enumerar las características de un gas ideal 4. Decir los postulados de la teoría cinético molecular para describir un gas ideal 5. Enumerar y definir las leyes que describen el comportamiento de los gases

6. Establecer la diferencia entre un gas ideal y un gas no ideal 7. Resolver ejercicios relacionados con las leyes de los gases

Procedimiento

El(la) profesor(a) o técnico(a) de laboratorio asignará grupos de uno o dos

estudiantes. Cada grupo: (1) contestará la(s) pregunta(s) que se le asignen en un

máximo de tiempo de 1.5 horas, (2) presentará su trabajo en forma oral cuando todo el

grupo esté preparado, (3) Todas las preguntas de discusión deben aparecer

contestadas en cada libreta de laboratorio.

Teoría relacionada

La fase gaseosa está compuesta de partículas bien pequeñas (átomos, moléculas)

que se encuentran bien separadas unas de las otras y en movimiento errático o al azar. Los gases tienen la capacidad de fluir y ocupan todo el espacio disponible donde se encuentren. El estado gaseoso tiene la capacidad de comprimirse, si se le aplica una

presión.

El comportamiento de los gases se puede describir en términos de las siguientes

variables:

Volumen

Los gases tienen la capacidad de ocupar todo el espacio disponible cuando se

encuentran en un envase. El volumen del gas, por lo general, se define como la cantidad de espacio que tiene un recipiente. La unidad de volumen utilizada es el Litro

o en algunos de sus derivados.

65


Presión

La presión es una propiedad macroscópica. En un gas resulta de los choques de la molécula con las paredes del envase. La presión se define como la fuerza que aplica

sobre un área (unidades: N / m2 = kg . m . s2). La unidad de presión en el Sistema Internacional es el Pascal (Pa). Las unidades y sus relaciones matemáticas se resumen en la Tabla 5.1 de la página 165 del texto.

La presión puede aumentar si se aumenta o disminuye la temperatura, el volumen del envase, y/o el número de partículas en el envase. Esto traerá como consecuencia

una variación en los choques o impactos en la pared del envase.

Temperatura

Es la medida de la energía cinética molecular de las partículas que componen una

muestra de materia. Es medida en °K

Número de partículas

Cantidad de partes (moles) presentes.

Propiedades de los gases

Los gases tienen tres propiedades características:

1. son fáciles de comprimir

2. se expanden hasta llenar el envase que lo contiene

3. ocupan más espacio que los sólidos o líquidos que los conforman

Características de Gas Ideal

Se considera que un gas ideal presenta las siguientes características:

1. El volumen que ocupan las partículas es despreciable comparado con el volumen total de un gas.

2. No hay fuerza de atracción entre las moléculas.

3. Las colisiones son perfectamente elásticas.

4. Evitando las temperaturas extremadamente bajas y las presiones muy elevadas,

podemos considerar que los gases reales se comportan como gases ideales.

66


Teoría cinético molecular

La teoría cinético molecular presenta un modelo para describir a un gas ideal. Los

siguientes son los postulados de la teoría:

1. Los gases se componen de átomos o moléculas cuyo tamaño es descartable comparado con la distancia entre ellos. El volumen de un gas, en su mayoría, es espacio vacío.

2. Los átomos o moléculas se mueven al azar en líneas rectas en todas direcciones y a velocidades variables.

3. Los átomos o moléculas actúan independientemente, no hay fuerzas de

atracción o repulsión (fuerzas intermoleculares) entre ellos. 4. Las colisiones entre las partículas o entre las partículas y las paredes del envase

son elásticas. La energía cinética total de las partículas permanece constante a

una temperatura constante. 5. La energía cinética promedio de una molécula es proporcional a la temperatura

absoluta. No todas las partículas tienen la misma energía.

Leyes de los gases

Ley de Boyle (1660): El volumen de una muestra de gas es inversamente proporcional a su presión cuando se mantiene la temperatura y la cantidad (número de moles) constante.

V _1_ o V = k _1_ n, T constante

P P

La ley de Boyle permite explicar la ventilación pulmonar, proceso por el que se intercambian gases entre la atmósfera y los alvéolos pulmonares. El aire entra en los pulmones porque la presión interna de estos es inferior a la atmosférica y por lo tanto existe un gradiente de presión. Inversamente, el aire es expulsado de los pulmones

cuando éstos ejercen sobre el aire contenido una presión superior a la atmosférica.

Ley de Charles (1887): el volumen de una muestra de gas es proporcional a la temperatura absoluta (K) cuando se mantiene la presión y la cantidad (número de

moles) constante. V T o V = k T n, P constante

Esto quiere decir que en un recipiente flexible que se mantiene a presión constante, el aumento de temperatura conlleva un aumento del volumen.

Ley de Avogadro (1812): Muestras de diferentes gases que contienen el mismo número

de partículas ocupan el mismo volumen a una temperatura y presión dada. V n o V = k n P, T constante

67


Sugirió que a una temperatura y presión dadas, el número de partículas en

volúmenes iguales de gases era el mismo, e introdujo también la distinción entre átomos y moléculas. Cuando el oxígeno se combinaba con hidrógeno, un átomo doble de oxígeno (molécula en nuestros términos) se dividía, y luego cada átomo de oxígeno

se combinaba con dos átomos de hidrógeno, dando la fórmula molecular de H2O para el agua y O2 y H2 para las moléculas de oxígeno e hidrógeno, respectivamente.

Las ideas de Avogadro fueron ignoradas durante casi 50 años, tiempo en el que

prevaleció una gran confusión en los cálculos de los químicos. En 1860 el químico italiano Stanislao Cannizzaro volvió a introducir la hipótesis de Avogadro. Por esta época, a los químicos les parecía más conveniente elegir la masa atómica del oxígeno,

16, como valor de referencia con el que relacionar las masas atómicas de los demás elementos, en lugar del valor 1 del hidrógeno, como había hecho Dalton. La masa molecular del oxígeno, 32, se usaba internacionalmente y se llamaba masa molecular

del oxígeno expresada en gramos, o simplemente 1 mol de oxígeno. Los cálculos químicos se normalizaron y empezaron a escribirse fórmulas fijas. Por la cual, las partículas contenidas en cada mol de cualquier elemento es igual a un número

específico: 6,022x1023

La ecuación de un gas ideal

PV = n R T donde R es la constante universal de los gases

Ley de Dalton

La ley de Dalton establece que en una mezcla de gases cada gas ejerce su presión

como si los restantes gases no estuvieran presentes. La presión específica de un gas

en una mezcla se llama presión parcial, p. La presión total de la mezcla se calcula simplemente sumando las presiones parciales de todos los gases que la componen. Por ejemplo, la presión atmosférica es:

760 mm de Hg = p O2 (160 mm Hg) + p N2 (593 mm Hg) + p CO2 (0.3 mm Hg) + p H2O (alrededor de 8 mm de Hg)

Gases no ideales

Un gas no ideal se desvía del comportamiento ideal a presiones altas y temperaturas bajas. Esto se debe a que en un gas no ideal existen fuerzas de atracción que se

manifiestan más a temperaturas bajas, al moverse más lentamente las moléculas. El impacto de las moléculas con las paredes va ser más débil. La presión observada experimentalmente es menor que la que se predice para un gas ideal cuyo modelo

68


asume que no hay fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas. Estos efectos se

combinan en una ecuación que se conoce como la ecuación de Van der Waals que describe el comportamiento de los gases no ideales. Ver página 195, Ecuación [5.23] del libro de texto.

Preguntas de discusión

1. Describe las variables que describen el comportamiento de un gas.

Define el término STP. Lleva a cabo las siguientes conversiones: 352 torr a kPa,

0.255 atm a mm Hg.

2. ¿Cómo varía el volumen de un gas con cambios en presión o viceversa, si el gas

se encuentra a temperatura y número de partículas constantes? ¿Cómo se

conoce esa ley?

Práctica 5.2, página175

3. ¿Cómo varía el volumen de un gas con cambios en temperatura o viceversa, si

el gas se encuentra a presión y número de partículas constante? ¿Cómo se

conoce esa ley?

Práctica 5.3, página 177

4. ¿Cómo varía el volumen de un gas con cambios en el número de partículas o

viceversa, si el gas se encuentra a presión y temperatura constante? ¿Cómo se

conoce esa ley?


5. ¿Cómo varía el volumen de un gas para los siguientes casos:

a. (n, P constantes) según aumenta la temperatura?

b. (n, T constantes) según aumenta la presión?

c. (T y P constantes) según aumenta el número de partículas?

¿Qué relación combina las leyes de Boyle, Charles, Avogadro? ¿Cómo se

conoce esa ley? Práctica 5.5, 5.6, página 180

Demuestra que la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Avogadro son

consistentes con la ecuación de los gases ideales. Figura 5.13, página 173

6. La densidad de un gas usualmente se expresa como: d = gramos/litro. Usa esta

definición y la ecuación del gas ideal para derivar una ecuación donde pueda

expresar la densidad de un gas en términos de la presión, temperatura, etc.


7. ¿Cómo podrías utilizar la ley del gas ideal para determinar la masa molar de un

gas? Práctica 5.8, página 185

8. ¿Qué sucede a la presión en una mezcla de gases? Práctica 5.9, página 188

9. Un envase de 2.00 L contiene 4.00 moles de O2 y 2.70 moles de He a 293 K.

¿Cuál es la presión parcial de O2? ¿De He? ¿Cuál es la presión total? ¿Qué ley

de los gases explica este comportamiento de los gases?

69


10. Práctica 5.12, página 193

11. Algunos limpiadores comerciales de drenaje, contienen dos componentes:

hidróxido de sodio y aluminio en polvo. Cuando se echa la mezcla en un tubo de

drenaje tapado, ocurre la siguiente reacción:

2 NaOH(ac) + 2 Al(s) 6 H2O(l) 2 Na Al(OH)4 (ac) + 3 H2 (g)

El calor que se genera en la reacción ayuda a derretir la grasa y el gas que

se genera agita los sólidos que tapan el drenaje. Calcula el volumen de H2

que se forma a 20°C y 750 torr si 3.12 g de Al se tratan con NaOH en

exceso.

12. Una colonia esférica del espacio propuesta por Gerarld O’Neill (Universidad de

Princeton) tiene un diámetro de 1.0 km. ¿Cuántos gramos de N2 se necesitan

para llenar el interior de la colonia a una temperatura de 20°C?

13. Un envase de 2.00 L se coloca en un baño de temperatura constante y se llena

con 3.05 g de CH3CH3. La presión se estabiliza a 800 torr. ¿Cuál es la

temperatura del baño de temperatura constante?

14. La materia en el espacio interestelar consiste mayormente de átomos de

hidrogeno a un temperatura de 100 K y una densidad de aproximadamente 1

átomo/cm3. ¿Cuál es la presión del gas en mm Hg?

Conclusiones

¿Se cumplió el propósito del ejercicio de laboratorio? Comenta las dificultades que

tuviste.




Referencia

Tro, Nivaldo. Principles of Chemistry: A Molecular Approach. Pearson, Education, Inc.

2012. Cáp. 5 Gases

70


Ejercicio de laboratorio #11 - ¿Qué forma tienen las moléculas en el espacio? Propósito

Aplicar la teoría de Lewis y el modelo de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia para desarrollarlas siguientes competencias:

1. Escribir la estructura de Lewis de moléculas. 2. Construir moléculas utilizando modelos moleculares. 3. Dibujar moléculas.

4. Determinar la forma que tiene una molécula en el espacio (geometría molecular).

Usar modelos moleculares para visualizar la estructura de las moléculas en el espacio.

Procedimiento

1. Estudia las presentaciones “Estructuras de Lewis” y “Geometría molecular”.

2. Utiliza modelos moleculares y la discusión llevada a cabo en el laboratorio para completar la tabla de ejercicios que se provee a continuación.

a. Escribe la estructura de Lewis de las moléculas.

b. Construye las moléculas utilizando modelos moleculares. c. Dibuja las moléculas. d. Determina la forma que tiene cada molécula en el espacio (geometría

molecular). 3. Escribe la tabla en tu libreta de laboratorio. 4. Lleva a cabo los ejercicios de práctica.

Actividad de Avalúo (opcional)

El profesor del laboratorio proveerá un video titulado “Geometría Molecular”. El mismo tiene un error en la construcción de una de las moléculas. Identifica la figura y explica cuál es el error.

Escribe un párrafo que explique

1. el error encontrado. Debes utilizar un dibujo de la molécula para completar tu explicación.

2. el beneficio que podría traer, si alguno, el uso de videos como parte de proceso

enseñanza- aprendizaje de química general.

71


Práctica de laboratorio

Escribe la estructura de Lewis de cada una de las siguientes moléculas. Construye cada molécula utilizando modelos moleculares.

Dibuja cada molécula. Determina la forma que tiene cada molécula en el espacio (geometría molecular).

Fórmula

molecular

Estructura de

Lewis

Dibujo de la molecula Geometría molecular

CO2

H2O

I3-

SO2

ClF3

BF3

PF3

BrF5

XeF4

CH4

SF6

72


Ejercicios de práctica

Escritura de estructuras de Lewis - Ejercicios (texto - Tro) Geometría molecular – Ejercicio (texto - Tro)

Conclusiones






Referencia

Tro, Nivaldo. Principles of Chemistry: A Molecular Approach. Pearson, Education, Inc. 2012.

Figuras, tablas y dibujos: Cáp. 9 – Chemical Bonding I, Cáp.10 – Chemical Bonding II

guía para el laboratorio de química

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