Inf Laboratorio 2

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNADESCUELA DE CIENCIAS BASICAS, TECNOLOGIA E INGENIERIAGuía proyecto final Introducción a la Ingeniería Industrial

QUIMICA GENERAL

COMPONENTE PRACTICO 2

201102 –

INTEGRANTES:

DAYANNA SANCHEZ RAMIREZ CC: 1057581806

UNIVERSIDAD ABIERTA Y A DISTANCIA (UNAD)

ABRIL 1013


INTRODUCCION

En la siguiente práctica , adquirimos destrezas en el manejo de materiales volumétricos del laboratorio de química; con el fin de preparar soluciones que son mezclas homogéneas de dos o más componentes, así como comprender la diferencia entre las formas de expresar las concentraciones en este caso utilizamos %p/p, %v/v y molaridad (M) ,comprobar la propiedad coligativa en la que la adición de un soluto no volátil a un solvente, sus temperatura de congelación disminuye, además de comprender la diferencia entre soluciones acidad y básicas tanto de soluciones del laboratorio como elementos caseros los cuales son asociados con los electrolitos fuertes y débiles .


OBJETIVOS

Aprender a calcular y preparar soluciones y diluciones de diferentes concentraciones.

apliquen una de las propiedades coligativas de las soluciones, el descenso crioscópico, para determinar la masa molar de un soluto

Caracterizar soluciones como ácidas o básicas utilizando un indicador ácido-básico, estimando su pH.


PRACTICA No. 4 SOLUCIONES

Fundamentación Teórica Los componentes de la solución se denominan soluto y solvente. Soluto es el componente que se disuelve. Solvente es el componente en el cual el soluto se disuelve. Distinguir en una solución, cual es el soluto y el solvente, a veces se dificulta. Por regla general, el solvente es el componente cuyo estado de la materia es igual al de la solución final. Por ejemplo, si mezclamos sólidos y líquidos y la solución resultante es sólida, entonces el solvente es el sólido. Cuando los componentes se encuentran en el mismo estado de la materia, el solvente será el que se encuentra en mayor proporción. Las unidades de concentración expresan la relación de las cantidades de soluto y solvente que se tomaron para preparar la solución. Las principales unidades de concentración son: porcentaje en peso (o porcentaje en masa) % w/w; porcentaje en volumen, % v/v; porcentaje peso – volumen; % p/v; concentración molar o molaridad (M); concentración molal o molaridad (m) y concentración normal o normalidad (N).

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS Balón aforado de 50mL Balón aforado de 100mL Balón aforado de 250mL Vaso de precipitados de 200mL Vaso de precipitados de 100mL Embudo Frasco lavador Pipeta 5mL Pipeta 10mL Pipeteador Espátula Agitador de vidrio Balanza NaCl (sólido)

PROCEDIMIENTO.

1. Preparación de una solución de NaCl en %p/p (peso/peso) Preparar una solución que está al 15% p/p y 150 ml de solvente15grNaCl+? : 150gr sln135gr 135ml sln

2. Preparación de una solución de NaCl en %p/v (peso-volumen) Preparar una solución al 10% v/v y 150 ml de solución%v/v: ml slto *100 gr slnSto: 10*150 =15gr 100


3. Preparación de una solución Molar de NaCl Prepara una solución 1.5 Molar con 150 ml de solución. 1.5 Molar: moles sto ml ste 1.5 m*0.15lit= 0.225moles sto 0.225 moles NaCl*55gr NaCl =13.05gr 1mol

4 Determinar concentración de una solución salina Registre sus observaciones. Nota: para la realización de los cálculos, debe determinar Peso de la cápsula vacía: __2.07179 g Peso de la cápsula + 10 mL de la solución 1.5 M : 2.19579 g Peso de la solución: 10 gPeso de la cápsula + el soluto (el residuo después de la evaporación): 2.08179 g Peso del soluto:0.014 g

CÁLCULOS

1. Determine la cantidad teórica de soluto que debe obtener en el punto 5, realice los cálculos de error absoluto y relativo, al comparar con el valor experimental.

%error absoluto= diferencia entre teórico (0.114)y el experimental(0.082)%error absoluto=0.114-0.082=0.032gr

%Error relativo=teórico-experimental *100 Teorico

%error relativo=0.114-0.082gr * 100 =280.70 0.114gr2. Calcule la concentración de la solución del numeral cuatro1.5 Molar: moles sto ml slte 1.5 m*0.15lit= 0.225moles sto 0.225 moles Nacl*55gr NaCl =13.05gr 1mol

%p/v= masa sto *100 ml sln %p/v= 0.014 gr*100 =0.14 gr/ml

10 ml

Ppm=mg slt Lit slnPpm =14mg slt = 1.4*10-3

10000ml

Normalidad =eq-gr sto Lit sln


Normalidad=55gr sto =336 eq-gr sto/lit sln 0.15lt

3. Calcule la masa de NaCl necesaria para preparar 200mL de una solución 2.5M

2.5M=moles stop/lit sln

2.5moles de NaCl = moles sto 0.2lt sln0.5 moles NaCl*58gr NaCl =29 gr NaCl 1 mol

ANÁLISIS DE RESULTADOS: Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.

PREGUNTAS1.¿Cuando se prepara una solución, en donde el solvente y el soluto son líquidos, se puede considerar el volumen total de la solución como la suma de los volúmenes del soluto y solvente?

En caso que se prepare una solución de dos liquidos su volumen total es tomado como la suma de los mismos, en el caso que el soluto sea solido se tendrán en cuenta otros factores como el volumen del solvente ,la masa de la solución.

2. ¿Se pueden expresar las concentraciones de soluciones de gases en concentraciones molares? Explique su respuesta

“ Ojo”


PRACTICA No. 5 PROPIEDADES COLIGATIVASMarco teórico Las propiedades Coligativas de las soluciones son aquellas que sólo dependen del número de partículas del soluto disueltas y no de su naturaleza. Las propiedades Coligativas son: aumento ebulloscópico, descenso crioscópico, presión osmótica y descenso de la presión de vapor.

Materiales equipos y reactivos 1 Tubo de ensayo grande Termómetro de laboratorio Pinzas Agitador de alambre de cobre Mechero Soporte universal Trípode o aro metálico Malla de asbesto Espátula Balanza Naftaleno Azufre Beaker de 250mL

PROCEDIMIENTO. 1. Arme el aparato necesario para la experiencia (figura 3). Considere que la escala

del termómetro comprendida en el rango de 70-100°C, quede perfectamente visible.

2.Pesar aproximadamente 5g de naftaleno con una aproximación 0,1 g. Verter con sumo cuidado la masa de naftaleno en el tubo.

3. Colocar el tubo en un baño de agua caliente hasta que el naftaleno funda totalmente (controlar que el nivel de agua quede por encima del nivel del naftaleno contenido en el interior del tubo).

4. Luego de observar la fusión, retirar el tubo del baño y dejar que el naftaleno se enfríe gradualmente, mientras se agita continuamente.

5. Leer la temperatura cada 15 segundos, comenzando alrededor de los 85°C.

6. Observar el inicio de la cristalización y medir la temperatura a los intervalos preestablecidos, hasta que el naftaleno solidifique.


7. Colocar nuevamente el mechero bajo el vaso de precipitados y ajustar la llama de manera tal que conserve la temperatura del baño María caliente.

8. Pesar aproximadamente 0,5 g de azufre finamente pulverizado (la presencia de partículas grandes dificulta la disolución posterior del azufre).

9. Cuando el naftaleno este completamente fundido, quitar con precaución el conjunto tapón - termómetro - agitador, y cuidadosamente verter todo el azufre en el naftaleno fundido.

10. Colocar nuevamente el conjunto tapón – termómetro - agitador y agitar vigorosamente hasta que el azufre se haya disuelto. Esta operación se realiza rápida y fácilmente si el azufre usado está finamente pulverizado, de lo contrario, puede resultar dificultosa.

11. Una vez lograda la disolución del azufre por completo, retirar el tubo del baño. Con agitación continua medir la temperatura, a partir de 83°C, a intervalos de 15 segundos hasta que aparezcan los primeros cristales de naftaleno y que la solución quede totalmente solidificada.

CÁLCULOS I. Determinar la masa molar del azufre En primera instancia se mide el punto de solidificación del solvente (naftaleno) puro. Luego, se disuelve una determinada masa de azufre en una determinada cantidad de naftaleno. Experimentalmente se mide el punto de solidificación de la solución formada. Como Kf es 7,0ºC/m, a partir del valor experimental hallado para ΔTf se calculará m (molalidad). m =6,9° Kg/mol Por definición, molalidad es: m = moles de soluto / Kg de solvente m = 1000 x g2 1000*2=2000 g1 x M2

Donde: g2 = masa de soluto (azufre). 2grg1 = masa de solvente (naftaleno). 2grM2 = masa molar del azufre, es decir: 0.5 mol M2 = (1000 x g2) / (m x g1) 1000*2=2000/2000*2= 0.5 Dado que g2, g1 y m se conocen, se puede calcular M2

La ATOMICIDAD DEL AZUFRE será: Atomicidad = M2/A2 = M2/32,06 Siendo A2 la masa atômica del azufre (32,06) Masa de naftaleno (g1) __2_gr Masa de azufre (g2) ______2gr Temperatura de solidificación del naftaleno (T0f) 94°c Temperatura de solidificación de la solución (Tf) ___98°c

Descenso del punto de solidificación ATf = (T0f – Tf) _ 4°c “ojo”Molalidad de la solución m = (ΔTf / Kf) ______________________ Masa molar del azufre = 1000 x g2 / m x g1 = ________________ Masa atómica del azufre (tabla periódica) = __________________ Atomicidad del azufre en solución = M2 / A2 = ____________________


Error absoluto = Atomicidad del azufre - 8 = _______________________ Error relativo porcentual = (Error absoluto / 8) x 100 = ______________ Tabla 5. Resultados experimentales práctica 5

Tiempo naftaleno Nataleno +azufre15seg 85°c 88°c30seg 86°c 90°c45seg 87|c 92°c60 seg 88°c 94°c1.15seg 89°c 96°c1.30seg 90°c 98°c1.45seg 92°c 100°c

1. Grafique las curvas de enfriamiento del naftaleno y de la solución (temperatura vs. tiempo). T (eje Y), t (eje X) Las dos curvas en la misma gráfica utilizando diferente color.

TEMPERATURA

60

45

30

15

85 86 87 88 89 90 100

TIEMPO “OJO”


ANÁLISIS DE RESULTADOS: PREGUNTAS

“OJO CONSULTAS1. Mencionar otro método similar al empleado en la práctica que permita determinar la masa molar de un soluto en solución diluida. Ampliar y explicar.

2. Resolver los siguientes problemas a. Cuando se disuelve 15,0 g de etanol (CH3CH2OH) en 750 g de ácido fórmico, el punto de congelamiento de la solución es 7,20°C. Sabiendo que el punto de congelamiento del ácido fórmico es 8,40°C, calcular Kc para el ácido fórmico. Rta: 2,76 °C/m

b. ¿Cuál es el punto de ebullición normal de una solución de sacarosa C12H22O11, 1,25 m sabiendo que Ke del agua pura es 0,512 °C/mol?

Rta: 100,64°C


PRACTICA No. 6 CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE PH

Fundamentación teórica

La teoría de Brönsted - Lowry define los ácidos como las sustancias que donan iones hidronios, H30+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios. De esta manera, solo existe el ácido, si la base está presente y viceversa.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS 20 tubos de ensayos Gradilla Frasco lavador pH metro (opcional) Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M Ácido acético (CH3C00H) 0,1 M Amoniaco (NH3) 0.1 M Hidróxido de sodio (Na0H) 0.1 M Agua destilada

INDICADORES Rojo de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína Azul de timol Papel indicador universal

Materiales caseros (Uno por cada grupo) Jugo de limón Vinagre Café Leche Aspirina o alka-seltzer Antiácido (leche de Magnésia) Gaseosa Blanqueador Otros


PROCEDIMIENTO. 1. En cinco tubos de ensayos limpios y marcados vierta por separado 2mL de cada una de las siguientes soluciones: ácido clorhídrico 0.1 M; ácido acético 0.1 M; amoniaco 0.1 M, hidróxido de sodio 0,1; agua destilada. 2. Agregue una gota de rojo de metilo a cada uno de los 5 tubos de ensayo. Agite. Registre el color final de la solución y estime el pH de la solución.

3. Repite para nuevas muestras de solución los procedimientos anteriores para cada uno de los indicadores.

4. Utilice cada uno de los indicadores para estimar el pH de cada una de las sustancias de uso domiciliario; para ello tenga en cuenta la siguiente tabla en la que se da una lista de algunos indicadores ácidos básicos y el intervalo de pH en el cual cambia de color.

5. Compruebe el pH de todas las soluciones utilizando el pH-metro (OPCIONAL

Tablas 5

Indicadores HCL 0.1M CH3COOH

0.1M

NaOH

0.1M

NH3

0.1M

AGUA DESTILADA

ROJO DE METILO

Azul Lila Amarillo casi trasparente

Morado casi trasparente

Morado trasparente

Azul de bromo timol

Amarillo Amarillo Azul Azul Amarillo

Fenolftaleína Morado Transparente trasparente Fucsia Blanco perla

Bromo fenol Azul claro Amarillo Amarillo Amarillo Amarillo claro

Papel indicador Amarillo claro blanco blanco Toque de rosa blanco

PH-metro 2.5 PH 3.6 PH 12.0 PH 10.2 PH 6.7 PH

casera fenolftaleína Azul de bromo Azul de bromo Rojo de metilo PH-metro


fenol timol

vinagre Trasparente Amarillo claro naranja Rosa 2.9

Limón No cambia de color

No cambia de color

Naranja Rosado clarito 3.2

Leche de magnesia

Rosado fluorescente

Lila casi blanco Azul Blanco hueso 9.8

Blanqueador Fucsia y luego vuelve trasparente

Azul luego cambia a trasparente

Agua marina Trasparente 11.4

Gaseosa Café claro Amarillo quemado claro

Amarillo quemado

Vino tinto 2.8

Leche Blanco Blanco con un toque de azul

Amarillo Blanco ,cambia un poco más clarito

6.7

Café Café clarito Tiende a colorearse azul

Café clarito Café clarito 5.7

Gaseosa diluida

Color café es mucho más claro

Café clarito Café oscuro amarillo

Ala set ser trasparente Azul violeta verde Amarillo clarito 6.5

Tabla 6

PREGUNTAS ojo


1. Explique la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras. ¿Qué puede concluir?

PH DE LAS SOLUCIONES DIFERENCIAHCL=2.5 CH3COOH=3.6 Las dos soluciones están en un rango

acido pero , el ácido clorhídrico es mas acido porque?

2. De los reactivos registrados en la tabla 5 identifique los ácidos y bases fuertes, por qué reciben ese nombre?

Para los ácidos fuertes, la concentración de iones hidronios es muy grande. Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se disocian (ionizan) parcialmente. Para los ácidos débiles la concentración de iones hidronios (H3O+) es muy pequeña. Un ácido de Brönsted-Lowry donará iones hidronios (H3O+) a cualquier base cuyo ácido conjugado sea más débil que el ácido donante.

3. Clasifique las soluciones de la tabla 6 en ácidos o bases fuertes débiles o neutras

4. Calcule el pH de la solución de HCl 0,1 M (ácido fuerte) Ph=-log(H30)

5. Calcule el pH de la solución 0,1M de ácido acético (Ka = 1,8x10-5)

6. Calcule el pH de la solución de NaOH 0.1 M (base fuerte)

7. Calcule el pH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka = 1,75x 10-5)

CALCULOS


HCL 0.1M y 500ml de solvente

1M=moles sto/moles sln=

1M=moles sto/0.5lit=0.5mol*36.45gr de HCL =18.22ml de HCL

1 mol

CH3COOH Y 500ml de solucion


1M=moles sto/0.5lit=0.5mol* 60 gr de CH3COOH =30 gr de CH3COOH

1 mol

NaOH 1M y 500 ml de 15solución


1M=moles sto/0.5lit= 0.5mol*48gr de NaOH =20 gr de NaOH

1mol

NH3 1M Y 500 ml de solución


1M=moles sto/0.5lit=0.5mol* =17 gr de NH3 =8.5 ml NH3

1 mol


Fotos

Conclusiones


Bibliografía


Modulo química general.

Química general guías laboratorio , practica 4,5y 6

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